无机及分析化学第七章解析.ppt

第七章 分子结构 Chapter 7 Molecule Structure 本章学习要求 掌握离子键理论的基本要点，理解决定离子化合物性质的因素及离子化合物的特征,会使用玻恩-哈伯循环计算晶格能 掌握价键理论及共价键的特征 能用杂化轨道理论来解释一般分子的构型 了解分子间力的概念与氢键的形成和特征 分子是物质能独立存在并保持其化学特性的最小微粒，而分子的性质又是由分子的内部结构所决定的。因而研究分子结构，对于了解物质的性能与其内部结构的关系，具有十分重要的意义。 分子结构包括 (1)分子的化学组成 (2)分子的构型，即分子中原子的空间排布、键长、键角和几何形状等 (3)分子中原子间的化学键，即原子以什么样的相互作用结合在一起和 为什么形成化学键。 分子内直接相邻的原子之间强烈的相互作用，称为化学键。化学键一般可分为离子键、共价键和金属键。 7-1 离子键(ionic bond) 7-1-1 离子键理论的基本要点 1、离子键的形成 (1)活泼金属原子与活泼非金属原子在一定反应条件下互相接近时，都有达到稳定结构的倾向，通过得失电子形成对应的正、负离子(△χ2.0) (2)正、负离子相互接近，吸引力和排斥力相平衡时，体系能量最低，形成稳定结合体。 2、离子键：靠正、负离子的静电引力而形成 的化学键 离子键的本质：正、负离子的静电引力 离子化合物：具有离子键的物质 3、离子键的特征： (1)无方向性：离子的电荷分布是球形对称的，对各个方向的 吸引力一样 (2)无饱和性：只要空间许可，一个离子可以同时和几个电荷 相反的离子相吸引 但并不是可以无限制吸引，其数目由正、负离子半径的相对大小、电荷多少等因素决定，r+/r-越大，周围排列离子数目(配位数)越多 7-1-2 决定离子化合物性质的因素—离子的特征 1、离子半径 (1)定义：d=r++r- r+代表正离子半径，r-代表负离子半径，根据晶体中相邻正、负离子的核间距测出离子半径。 如已知d，由r+可推算出r- 附录十一列出 了鲍林离子半径的 数据 (2)变化规律 ①同族元素离子半径从上而下递增 r(Li+)r(Na+)r(K+)r(Rb+)r(Cs+) r(F-)r(Cl-)r(Br-)r(I-) ②同一周期的正离子半径随离子电荷增加而减小，而负离子半径随电荷增加而增大 r(Na+)r(Mg2+)r(Al3+) r(F-)r(O2-) ③同一元素负离子半径大于原子半径，正离子半径小于原子半径，且正电荷越高，半径越小。 r(S2-)r(s) r(Fe3+)r(Fe2+)r(Fe) 离子半径越小，离子间吸引力越大，相应化合物的熔点也越高(P145 表7-1) ④周期表中处于相邻族的左上方和右下方斜对角线上的正离子半径近似相等 Li+(60pm)~Mg2+(65pm) Na+(95pm)~Ca2+(99pm) 2、离子电荷(影响离子化合物性质的重要因素) 离子电荷高，对相反电荷的离子静电引力强，因而化合物的熔点高 3、离子的电子构型(对化合物性质有一定影响) (1)负离子：外电子层都是稳定的稀有气体结构，8电子构型 (2)正离子： ①2电子构型：Li+,Be2+等 ns2 ②8电子构型：Na+,Al3+等 ns2np6 ③18电子构型：Ag+,Hg2+等 ns2np6nd10 ④18+2电子构型：Sn2+,Pb2+等 ns2np6nd10(n+1)s2 ⑤9~17电子构型：Fe2+,Mn2