07章--化学键理论概述省公开课一等奖全国示范课微课金奖课件.pptx

第7章

化学键理论概述;化学键主要分为离子键、共价键和金属键三种类型，其共同点是表达着原子或离子之间强相互作用。化学键键能普通在几十到几百kJ?mol-1。;7-1离子键理论;这类化合物之所以导电，是因为它们在熔融状态或水溶液中能够产生带电荷粒子，即离子。Kossel认为电离能小活泼金属元素原子和电子亲和能大活泼非金属元素原子相互靠近时，金属原子上电子转移到非金属原子上，分别形成含有稀有气体稳定电子结构正负离子。正离子和负离子之间经过静电引力结合在一起，形成离子化合物。这种正负离子间静电吸引力就叫做离子键。;在Kossel离子键模型中，能够把正负离子看作半径大小不一样球体。依据库仑定律，两个距离为r，带有相反电荷q+和q-正负离子之间势能V吸引为：;（7－1）;但当正负离子充分靠近，r极小时，这种排斥作用势能快速增加。量子力学研究表明，这种排斥作用势能V排斥是用指数形式表示;依据公式7－3，能够得到正负离子之间总势能与距离r关系势能曲线，如图7－1所表示是NaCl势能曲线。;当钠离子和氯离子相互靠近时，在r较大时钠离子和氯离子之间排斥作用能够忽略，主要表现为吸引作用，所以体系能量伴随r减小而降低。当钠离子和氯离子非常靠近时，r很小，此时排斥作用为主，体系能量快速增大。;7－1－2离子键性质;因为离子键是由正离子和负离子经过静电吸引作用相连接，所以决定了离子键特点是没有方向性和饱和性。;没有饱和性是指在空间条件允许情况下，每一个离子可吸引尽可能多带相反电荷离子。每个离子周围排列相反电荷离子数目是一定，这个数目是与正负离子半径大小和所带电荷多少等相关。;我们说在氯化钠晶体中，Na+离子配位数为6,Cl－离子配位数也为6；;离子键是活泼金属元素原子和活泼非金属元素原子之间形成，其形成主要条件就是原子之间电负性差值较大。普通来说，元素电负性差越大，形成离子键越强。;表7－1单键离子性百分数与电负性差值之间关系;;在氯化钠中，钠电负性是0.93，氯电负性是3.16，它们之间电负??差值是2.23，形成氯化钠中键离子性百分数约为71%，说明钠离子与氯离子之间主要形成离子间，氯化钠是经典离子型化合物。一样地，铯电负性是0.79，氟电负性是3.98，它们之间电负性差值是3.2，氟化铯中键离子性百分数约为92%。;离子键强度能够用键能来表示。我们以NaCl为例说明离子键键能：1mol气态NaCl分子，离解成气体原子时，所吸收能量称为离子键键能，用Ei表示。;离子键强度通惯用晶格能大小来衡量。因为在离子晶体中，现有相反电荷之间库仑吸引力，又有相同电荷之间排斥力，所以离子化合物中离子键力是晶体中吸引力和排斥力综合平衡结果。;晶格能定义是：在标准状态下将１mol离子型晶体(如NaC1)拆散为1mol气态阳离子(Na＋)和1mol气态阴离子(C1－)所需要能量，符号为U，单位为kJ?mol-1。;晶格能不能用试验方法直接测得，不过能够经过热化学计算从相关试验数据间接计算得出。第3章3－2节中盖斯定律指出：一个化学反应能够分几步进行，反应热效应等于各分步反应热效应总和。;NaC1生成反应为;同时，这个反应能够经过以下5个分步反应进行：;(4)1mol气态氯原子结合电子形成1mol气态氯离子：;反应波恩－哈伯循环能够表示以下：;依据盖斯定律，有以下关系;另外，Born和Lande从静电理论推导出计算晶格能公式：;电子构型;7－1－4离子特征;１离子电荷;离子电荷对离子间相互作用力影响很大，离子电荷越高，与相反电荷间吸引力越大，晶格能越大，离子键越强，离子化合物熔点和沸点越高。;２离子电子构型;（3）8电子构型（ns2np6）最外层有8个电子离子，如Na+，K+，Ca2+等。;离子电子构型与离子键强度相关，对离子化合物性质有影响。;3离子半径;图7－2离子半径与核间距关系;核间距d能够用X射线衍射方法经过试验测定，假如已知一个离子半径，就能够经过d值求出另一个离子半径。;1926年，Goldchmidt用光学法测得F－离子半径为133pm和O2-离子半径为132pm。以此为基础，他利用式(7－5)推出80各种离子半径。1