乾冰配位數的計算方法

1. 乾冰晶胞每個co2周圍，離該分子最近且等距離相等的co2分子為什麼有12個書上說同層4個，上層4

2. 怎麼算晶胞的原子配位數

配合物或晶體中一個微粒周圍最近鄰的微粒數稱為配位數。配位數這個概念存在於配位化學和晶體學中，定義有所不同。配合物中的配位數是指直接同中心離子(或原子)配位的原子數目。晶體學中的配位數是指晶體中一個原子周圍與其等距離的最近鄰的原子數目。離子晶體中的配位數是指一個離子周圍最近的異電性離子數目。高中階段判斷配合物或晶體中配位數的方法可作如下小結。
一、各種典型配合物中配位數的判斷
1．配位數可以等同於中心離子(或原子)與配位原子形成的配位鍵鍵數，也可以等同於配位體的數目。
如[Ag(NH3)2]NO3、[Ag(CN)2]-、[Cu(NH3)4]SO4、[Cu(H2O)4]2+、
[Zn(NH3)4]2+、[Zn(CN)4]2-、K3[Fe(SCN)6]、[Fe(CN)6]3-、[FeF6]3-等配合物或配離子中的中心離子與配位體的數目以及配位原子形成的配位鍵鍵數均相等，其中Ag+離子的配位數為2，Cu2+離子與Zn2+離子的配位數均為4，Fe3+離子的配位數為6。
一般規律：一般配合物的配位數可以按中心離子電荷數的二倍來計算。
又如Ni(CO)4、Fe(CO)5、Cr(CO)6等羰基化合物中Ni、Fe 、Cr原子的配位數分別為4、5、6。[Co(NH3)4(H2O)2]Cl2、[CrCl(H2O)5]Cl2中Co2+離子與Cr3+離子的配位數均為6。
說明：羰基化合物中的中心原子呈電中性，此類配合物的配位數由化學式直接判斷。Co2+離子與Cr3+離子的電荷數分別為2、3，但配位數都是6。所以，配合物的配位數不一定按中心離子(或原子)的電荷數判斷。
2．當中心離子(或原子)與多基配體配合時，配位數可以等同於配位原子的數目，但不是配位體的數目。
如[Cu(en)2]中的en是乙二胺(NH2CH2CH2NH2)的簡寫，屬於雙基配體，每個乙二胺分子有2個N 原子與Cu2+離子配位，故Cu2+離子的配位數是4而不是2。
3．當中心離子(或原子)同時以共價鍵與配位鍵結合時，配位數不等於配位鍵的鍵數。
如[BF4]-、[B(OH)4]-、[AlCl4]-、[Al(OH)4]-等配離子中，B、Al原子均缺電子，它們形成的化學鍵，既有共價鍵，又有配位鍵，配位數與配位鍵的鍵數不相等，配位數均為4。
又如Al2Cl6()中Al原子的配位數為4。
再如酞菁鈷的結構，鈷離子的配位數為4。
4．當中心離子(或原子)與不同量的配位體配合時，其配位數為不確定。
如硫氰合鐵絡離子隨著配離子SCN-濃度的增大，中心離子Fe3+ 與SCN- 可以形成配位數為1~6的配合物：[Fe(SCN-)n]3-n (n=1~6)。
注意：中心離子的配位數多少與中心離子和配體的性質(如電荷數、體積大小、電子層結構等)以及它們之間相互影響、配合物的形成條件(如濃度、溫度等)有關。配合物的配位數由1到14，其中最常見的配位數為4和6。
二、各種典型晶體中配位數的判斷
1．最密堆積晶體的配位數均為12。
如金屬晶體中的兩種最密堆積：面心立方最密堆積A1、六方最密堆積A3。
面心立方最密堆積A1，典型代表Cu、Ag、Au，因周圍的原子都與該原子形成金屬鍵，以立方體的面心原子分析，上、中、下層各有4個配位原子，故配位數為12。六方最密堆積A3，典型代表Mg、Zn、Ti，因周圍的原子都與該原子形成金屬鍵，以六方晶胞的面心原子分析，上、中、下層分別有3、6、3個配位原子，故配位數為12。
又如分子晶體中的乾冰()，以立方體的面心CO2分子分析，上、中、下層各有4個CO2分子，故配位數為12。
2．體心立方堆積晶體的配位數為8。
如金屬晶體中的體心立方堆積A2，典型代表Na、K、Fe，因立方體8個頂點的原子都與體心原子形成金屬鍵，故配位數為8。
又如CsCl型離子晶體，CsCl晶體中，每個離子被處在立方體8個頂點帶相反電荷的離子包圍，Cl-離子和Cs+離子的配位數都為8。或以大立方體的面心Cs+離子分析，上、下層各有4個Cl-離子，配位數為8。
注意：每個Cl-(Cs+)離子周圍等距且緊鄰的Cl-(Cs+)在上下、左右、前後各2個，共6個，這不是真正的配位數。因為是同電性離子。
3．面心立方堆積晶體的配位數為6。
如NaCl型離子晶體，NaCl晶體中，每個離子被處在正八面體6個頂點帶相反電荷的離子包圍，Cl-離子和Na+離子的配位數都為6。
注意：每個Cl-(Na+)離子周圍等距且緊鄰的Cl-(Na+)在上、中、下層4個，共12個，這不是真正的配位數。因為是同電性離子。
又如金屬晶體中的簡單立方堆積，Po晶體中，立方體位於1個頂點原子的上下、前後、左右各有2個原子與其形成金屬鍵，配位數為6。 4．配位數為4的幾種晶體。
如ZnS型離子晶體，ZnS晶體中的S2-離子和Zn2+離子排列類似NaCl型，但相互穿插的位置不同，使S2-、Zn2+離子的配位數不是6，而是4。具體可將圖示中分為8個小立方體，其中體心有4個S2-離子，每個S2-離子處於Zn2+離子圍成的正四面體中心，故S2-離子的配位數是4。以大立方體的面心Zn2+離子分析，上、下層各有2個S2-離子，故Zn2+離子的配位數為4。Zn2+離子的配位數不易觀察，亦可利用ZnS的化學式中的離子比為1∶1，推知Zn2+離子的配位數為4。
又如金剛石、碳化硅等原子晶體，與ZnS型離子晶體類似情況，配位數均為4。二氧化硅原子晶體中，Si與O原子形成的是硅氧四面體，Si的配位數為4，而SiO2的原子比為1∶2，故O的配位數是2。
再如CaF2型離子晶體，F-和Ca2+離子的配位數分別4和8。具體分析：每個F-離子處於Ca2+離子圍成的正四面體中心，故F-離子的配位數是4。以大立方體的面心Ca2+離子分析，上、下層各有4個F-離子，故Ca2+離子的配位數為8。亦可利用CaF2的化學式中的離子比為1∶2，推知Ca2+離子的配位數是8。
還如在砷化鎵晶胞結構，小黑點為鎵原子，其配位數為4，砷化鎵原子比為1∶1，故As原子的配位數也是4。
5．配位數為3的層狀晶體。
如石墨或六方氮化硼等
6．鏈狀結構的配位數為2。
如硫酸氧鈦晶體中陽離子為鏈狀聚合形式的離子，結構如圖1所示。Ti、O原子的配位數均為2。

3. 配位數如何計算

配位數等同於共價鍵鍵連數。

共價鍵（covalent bond），是化學鍵的一種，兩個或多個原子共同使用它們的外層電子，在理想情況下達到電子飽和的狀態，由此組成比較穩定的化學結構叫做共價鍵。

或者說共價鍵是原子間通過共用電子對所形成的相互作用。其本質是原子軌道重疊後，高概率地出現在兩個原子核之間的電子與兩個原子核之間的電性作用。

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配體性質：

同一氧化態的金屬離子的配位數不是固定不變的，還取決於配體的性質。

配合物的中心原子與配體間鍵合的性質，對決定配位數也很重要。

在含F-的配合物中，中心原子與電負性很高的F-間的鍵合主要是離子鍵。

很多配合物的中心原子與配體間主要形成共價鍵，它們的配位數決定於中心原子成鍵軌道的性質。

4. 化學選修3晶體最密堆積中配位數計算方法

高中階段，配位數是靠看，看出來的，不是計算得到的。
1.
離子晶體中，與某離子最近且等距的異電性離子的個數，就是該離子的配位數。
2.
金屬晶體中，與某原子最近且等距的原子的個數，就是該原子的配位數。
配位數與晶體結構或晶胞類型有關，且決定原子堆積的緊密程度。
有些數據是要記住的：
1.
體心立方堆積中原子配位數為8。
2.
六方緊密堆積和立方緊密堆積結構的配位數為12。

5. 乾冰晶體中co2分子的配位數

乾冰晶體中CO2分子的配位數為12, 將CO2分子看成球形, CO2呈立方最密堆積(立方面心堆積), 配位數為12.

6. 常見晶體的配位數

配位化學中，配位數指化合物中中心原子周圍的配位原子個數，此概念首先由阿爾弗雷德·維爾納在1893年提出。配位數通常為2-8，也有高達10以上的，如鈾和釷的雙齒簇狀硝酸根離子U(NO3）6、Th(NO3）6，及最近研究的PbHe15離子，該離子中鉛的配位

配位數
數至少為15。
此概念也可延伸至任何化合物，也就是配位數等同於共價鍵鍵連數，例如，可以說甲烷中碳的配位數為4。這種說法通常不計π鍵。
晶體學中，配位數是晶格中與某一布拉維晶格相距最近的格子個數。配位數與晶體結構或晶胞類型有關，且決定原子堆積的緊密程度，體心立方晶系中原子配位數為8。最高的配位數（面心立方）為12，存在於六方緊密堆積和立方緊密堆積結構中。
離子晶體中，指一個離子周圍最近的異電性離子的數目。