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无机化学
第4章化学键与分子结构
Chapter 4 Chemical bond and molecular structure
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基本内容和重点要求
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离子键理论
共价键理论
金属键理论
分子间作用力
理解共价键的饱和性和方向性及σ键和π键的区别;掌握杂化轨道理论的要点,并说明一些分子的构型;掌握分子轨道理论的基本要点,同核双原子分子和异核双原子分子的分子轨道式及能级图;掌握分子的极化,分子间力及氢键等
离子键理论
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离子键的形成
离子键特点
离子特征
离子晶体
晶格能
离子键的形成
电负性相差大的金属和非金属原子相遇时,有达到稳定结构倾向,容易发生电子的转移,产生正、负离子。
对主族元素,稳定结构是指具有稀有气体的电子结构,如钠和氯;对过渡元素,d 轨道经常处于半充满(例外较多),如Fe3+,(3d5)。
当正、负离子的吸引和排斥力达到平衡时,形成了离子键,如图4-1
例: n Na(3s1)  n Na+(2s22p6) ↘
n Cl(3s23p5)  n Cl-(3s23p6)↗
1916 年德国科学家 Kossel ( 科塞尔) 提出离子键理论
n NaCl
原子间发生电子的转移,形成正、负离子,并通过静电作用形成的化学键称为离子键。
生成离子键的条件是原子间电负性差较大,一般大于2. 0左右,由离子键形成的化合物称为离子化合物。如碱金属和碱土金属的卤素化合物
V
0
Vr0
r0
r
体系的势能与核间距之间的关系如图所示:
r 为核间距
V为体系的势能
纵坐标的零点当 r 无穷大时,即两核之间无限远时的势能。
下面来考察 Na+ 和 Cl - 彼此接近的过程中,势能 V 的变化。
图中可见: r > r0 ,当 r 减小时,正负离子靠静电相互吸引,
势能 V 减小,体系趋于稳定。
离子键的形成
r = r0 ,V 有极小值,此时体系
最稳定,表明形成离子键。
r < r0 ,当 r 减小时,V 急剧上升。因为 Na+ 和 Cl- 彼此再接近时,电子云之间的斥力急剧增加,导致势能骤然上升。
V
0
V
因此,离子相互吸引,保持一定距离时,体系最稳定。这就意味着形成了离子键。 r0 和键长有关,而 V 和键能有关。
离子键的形成
离子键的形成条件
1. 元素的电负性差比较大
X > ,发生电子转移,产生正、负离子,形成离子键;
X < ,不发生电子转移,形成共价键。(X > ,实际上是指离子键的成分大于 50 %)
2. 易形成稳定离子
Na + 2s 2 2p 6,Cl- 3s 2 3p 6 ,
只转移少数的电子就达到稀有气体式稳定结构。
3. 形成离子键时释放能量多
Na ( s ) + 1/2 Cl 2 ( g ) = NaCl ( s )  H = - kJ·mol-1
在形成离子键时,以放热的形式,释放较多的能量。
离子键的形成
离子键特点
(1)离子键的本质是静电引力
q1 ,q2 分别为正负离子所带电量,
r 为正负离子的核间距离,F为静电引力。
(2)离子键没有方向性
与任何方向的电性不同的离子相吸引,所以无方向性
(3)离子键没有饱和性
只要是正负离子之间,则彼此吸引,即无饱和性。
(4)键的离子性与元素的电负性有关
X > ,发生电子转移,形成离子键;
X < ,不发生电子转移,形成共价键。
离子特征
(1)离子的电荷
(2)离子的电子层构型
电荷高,离子键强
正离子的电子层构型大致有5种(1) 2电子构型(2) 8电子构型(3) 18电子构型(4)(18+2)电子构型(5) 8 — 18电子构型
在离子的半径和电荷大致相同条件下,不同构型的正离子对同种负离子的结合力的大小规律:8电子构型离子< 8—17电子构型离子< 18或18+2电子构型的离子
离子特征
(3)离子半径
离子半径概念
将离子晶体中的离子看成是相切的球
体,正负离子的核间距 d 是 r + 和 r- 之和。
d
r+
r -
d 值可由晶体的 X 射线衍射实验测定得到,
例如 MgO d = 210 pm 。