3章节 化学键.pptVIP

第3章 化学键; 化学键：分子或晶体中相邻原子(或离子)之间强烈的吸引作用。 化学键种类：共价键、离子键、金属键。 ;3.1 离子键和离子化合物 3.1.1 离子键的形成和特征 1.离子键的形成 当电负性相差较大的两种元素的原子相互接近时，电子从电负性小的原子转移到电负性大的原子，从而形成了阳离子和阴离子。 离子键 相邻的阴、阳离子之间的静电引力作用即为离子键。阴离子、阳离子分别是键的两极，故离子键呈强极性。;2.离子的键特征 无方向性 离子的电场分布是球形对称的，可以从任何方向吸引带异号电荷的离子故离子键无方向性。 无饱和性 只要离子周围空间允许，它将尽可能多地吸引带异号电荷的离子。;;+;3.1.2 离子的结构特征 1.离子的电荷　　 简单离子的电荷是由原子获得或失去电子形成的，其电荷绝对值为得到或失去的电子数。 Na+ Mg2+ S2- Cl- ;2. 离子半径　 规律 (1) 阳离子的半径小于其原子半径 r Na+＜Na 简单阴离子的半径大于其原子半径 r S2-＞S (2) 同一周期电子层结构相同的阳离子的半径随离子电核的增加而减小 r Na+＞Mg2+＞Al3+ (3) 同族元素离子电荷数相同的阴或阳离子的半径随电子层数的增多而增大。 r Li +＜Na +＜K + F -＜Cl-＜Br-＜I- (4) 同一元素形成不同离子电荷的阳离子时，电荷数高的半径小。 r Fe2+＞Fe3+ Sn2+＞Sn4+ ;3.1.3 离子晶体　 　由阴、阳离子按一 定规则排列在晶格结点上 形成的晶体为离子晶体。 NaCl 晶体就是典型的离 子晶体。这类晶体中不 存在独立的小分子，整个 晶体就是一个巨型分子， 常以其化学式表示其成， 如NaCl。;离子晶体; 1.离子晶体的特征　　 离子晶体中晶格结点上微粒间的作用力为离子键；离子晶体的熔、沸点较高，常温下均为固体，且硬度较大。 离子晶体因其强极性，多数易熔于极性较强的熔剂，如H2O。 离子晶体中，阴、阳离子被束缚在相对固定的位置上，不能自由移动，不导电。但在熔融状态或水溶液中，离子能自由移动，在外电场作用下可导电。; 2.离子晶体的晶格能　 相互远离的气态阴、阳离子在标准状态下，结合成单位物质的量的离子晶体时所释放的能量，用符号 U 表示，其 SI 的单位 kJ·mol–1 Na+(g)+Cl–(g) → NaCl(s) U=786kJ·mol–1 晶格能通常随离子电荷数增多和离子半径减小而增大。晶格能越大，晶体越稳定，其熔点越高，硬度也越大 。;3.2 共价键和共价化合物;3.2 共价键和共价化合物 在众多的化合物中共价化合物居多，共价键理论内容丰富也比较复杂，本节着重介绍以下几个要点。;3.2.1 经典的Lewis 八隅体规则 1916 年Lewis 提出共用电子对形成八隅体的学说，例如A 和B 两个Cl 原子形成Cl2 时，各有一个电子，既属于A 又属于B，或者说A 和B 两个Cl 原子共有这对电子，那末A 和B 原子都形成稳定的八电子结构。可以 · 代表A 原子的外层电子，以×代表B 原子的外层电子，也可以用短线代表共用电子对。以下列举若干常见的共价分子的Lewis 结构式。; A 和B 两个原子间，若共用2 对电子，则形成双键；共用3 对电子则形成三键。C2H4 分子内含有碳碳双键，C2H2 分子内含碳碳三键。Lewis 认为原子可以通过共用电子对形成八电子稳定结构，这种原子间的作用力称为共价键。;3.2.2 价键理论 1.共价键的形成和本质 随着物理学量子力学的发展，1927 年Heitler 和London 用量子力学来处理H 原子形成H2 分子的过程，他们得到了H2 分子能量（E）与两个H 原子 核间距（r）的关系曲线，如图所示。;; ;; 当A 和B 相接近时（即r 值减小时），H2 分子体系能量降低，这是因为A 原子的核外电子不仅受到A 原子核的吸引力，也受到了B 原子核的吸引，同理B 的电子既受B 原子核的吸引，也受A原子核的吸引，也可以说是两个原子轨道发生了重叠，两核之间的电子云密度增大，体系能量降低。当=74pm 时，能量为最低值，r 更小时，则因两核之间库仑斥力增大，能量反而升高。即两核间距离为74pm 时，形成了稳定的H2 分子，这和实验测定值相符。; 若A 和B 的电子自旋方向平行，E－r 曲线就 不同了，如图上部曲线所示。核间距r 越小，能量越高，表示两个自旋