第九化学键理论精要.ppt

9.1 离子键和离子晶体 第九章 化学键理论 习题 P216 2、5、6、8、11、12、13、15、19、22、23 本章是化学的核心 ！ 分子是化学反应的基本单元，分子结构决定物质化学性质 白磷、红磷 石墨、金刚石和C60 结构与物性的关系 概述：化学键 化学键定义 Pauling：如果两个原子（或原子团）之间的作用力强得足以形成足够稳定的、可被化学家看作独立分子物种的聚集体，它们之间就存在化学键 简单地说，化学键是指分子内部原子之间的强相互作用力 化学键理论可以解释 化学键的本质与特性 分子的形成、稳定性与空间构型 化学键与分子的物化性质间的关系 化学键理论框架 9.1 离子键理论 离子键的形成与特点 离子的特征 离子晶体的结构 概述 离子化合物 NaCl、MgO等活泼金属和活泼非金属形成的化合物 熔沸点较高，硬而脆，熔融状态或水溶液能导电 离子键理论 1916，Kossel 1. 原子发生电荷转移，形成正负离子 2. 离子间通过静电引力结合 1. 离子键形成过程 离子键形成条件 原子易得失电子。一般要求 |?A-?B|1.7 活泼金属的氧化物、卤化物等 2. 离子键的特点 本质上为静电引力 q?，r?，则离子键强度? 没有方向性和饱和性，只要空间允许，每个离子周围会排列尽量多的异号电荷离子 键的离子性与元素的电负性有关 现代实验表明，所有的离子键都有共价成分 键的离子性可由元素的电负性差确定 离子性与元素电负性的关系 3. 晶格能 定义：1mol 的离子晶体解离为自由气态离子时所吸收的能量，符号U MX(s) = Mn+(g) + Xn-(g), U??rHm? 作用：度量离子键的强度 晶体类型相同时，U与离子电荷q乘积成正比，与离子间距r成反比 U大，正负离子间结合力强，相应晶体的熔点高、硬度大 晶格能的测定 Born-Haber循环 实验值U=787kJ·mol-1 Born-Lander公式 计算结果U=762kJ?mol-1 4. 离子的特征 离子的特征 电荷 电子层结构 离子半径 离子特征I：离子电荷 等于中性原子（原子团）在形成离子过程中得到或失去的电子数 正离子通常由金属原子形成，常为+1、+2，最高为+3、+4，没有更高的 负离子通常由非金属原子或原子团组成，常为-1和-2，更高的多为含氧酸根离子或配离子(PO43-、[Fe(CN)6]4-) 离子特征II：电子层结构 简单负离子F-、O2-都具有稀有气体电子构型 正离子构型比较复杂 稀有气体构型1：2电子：Li+ 稀有气体构型2：8电子：Na+、K+ 拟稀有气体构型：18电子：Cu+、Tl3+ 含惰性电子对构型：18+2电子：Sn2+、Bi3+ 不规则构型：9~17电子：Fe2+、Cu2+ 直接影响离子间的相互作用力 8电子构型9~17电子构型18、18+2电子构型 离子的特征III：离子半径 严格讲，离子半径无法确定 实用定义 d可用X射线衍射法测定 结果是有效离子半径，即离子的作用范围 有三套数据，使用时必须自洽 Goldschmidt Pauling Shanon（推荐使用） 离子半径的变化规律 同主族相同电荷的离子的半径自上而下增大 Li+Na+K+Rb+Cs+ F-Cl-Br-I- 同一元素的正离子随离子电荷升高而减小 Fe3+Fe2+ 等电子体半径随负电荷的降低（正电荷的升高）而减小 N3-O2-F-Na+Mg2+Al3+ 同周期内相同电荷的离子的半径自左到右依次减小 Mn2+Fe2+Co2+Cu2+ 5. 离子晶体的特征 正负离子通过离子键结合 每个离子周围都有若干个异电荷离子，形如NaCl的是化学式，不是分子式 内部格点间作用力大，一般具有较高的熔沸点和硬度，但延展性差 熔融状态或水溶液中存在自由离子，能够导电，但固态基本上不导电（并非全部如此） 离子晶体的类型I：CsCl型 AB型离子化合物 晶胞为立方体，Cl-占据顶点，Cs+占据体心 每个晶胞中含有Cs+ 和Cl-各1个 Cs+和Cl-配位数都为8 CsBr、CsI 离子晶体的类型II：NaCl型 AB型最常见的类型 晶胞为立方体，Cl-占据顶点和面心，Na+占据棱心和体心，d=0.5a 每个晶胞中含有Na+ 和Cl-各4个 Na+和Cl-的配位数都为6 LiF、CsF、NaI 离子晶体的类型III：立方ZnS型 AB型 晶胞为立方体，S2-占据顶点和面心，Zn2+在立方体内部 每个晶胞中含有S2- 和Zn2+各4个 S2-和Zn2+配位数为4 ZnO、HgS 6. 离子半径与晶体构型的关系 离子半径是决定晶体构型的主要因素 负离子相对来说较大，正离子可看成是填充在负离子的空隙中 如果正离子太小，则正负离子不能很好接触；而如果正离子太大，则会在负离子的