(完整版)武汉工程大学基础化学第七章分子结构1
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同一元素的原子和离子之间，以及同一元素带不同电荷的离子 之间其性质明显不同。
（3）离子半径：
规定离子之间的核间距为两离子半径之和。核间距可以通过 X-射线测定.
1926年, 哥德希密特(Goldschmidt)用光学方法测定, 得到了F- 的 半径为133pm,结合X射线衍射数据, 可得到一系列离子半径，这种 半径为哥德希密特半径.
rCl
181
pm,
r S
2
184
pm,
r P
3
212
pm
(b)同主族元素的离子，所带电荷相同时，离子半径随原子序数的 增大而增大。例如：
rMg2 65pm, rCa2 99pm
(c)同一元素的正离子半径<原子半径<负离子半径。例如：
rFe 116 .5 pm, rFe2 75 pm,
二、离子晶体
配位数为6。
如:NaI,NaBr,MgO,CaO
NaCl的晶胞
ZnS晶胞
c、ZnS型 ZnS晶体也属面心立方晶格，在ZnS晶胞中，晶胞结构较复杂，
每个Zn2+离子周围有4个S2-离子，每个S2-离子周围有4个Zn2+离子， 配位比为4:4，配位数为4。
如:ZnO,HgS,CuCl,CuBr
CsCl的晶胞是立方体，每个Cs+周围有8个Cl-离子，每个Cl-周 围有8个Cs+离子。原子比为1:1，配位比为8:8，配位数为8。
Cl-
如:CsCl
Cs+
TiCl
b、NaCl型
NaCl的晶胞也是立方体，是面心立方晶格。Na+离子周围有6
个Cl-离子，Cl-离子周围有6个Na+, 离子配位比为6:6，原子比1:1。
8e电子构型：ns2np6； 例如：9F-, Cl-, 35Br-, I- ,Na+
(9~17)e电子构型：ns2np6nd1-9 ；
例如：24Cr3+, Mn2+, Fe2+, 26Fe3+, 29Cu2+ 18e电子构型：ns2np6nd10 ；
例如：30Cu+ , 47Ag+ , 79Au+ , Zn2+
(1)分子中相邻原子的相互作用力，即化学键问题；
(2)分子中原子在空间的排布方式，即空间构型问题。
此外，还有分子间力或范德华力、氢键等。因此，弄清化学键 的性质和分子的空间结构将对理解化学反应及其变化规律、指导化 合物的合成等都有着重要的实际意义。
一、离子键理论
Na e
Na+ + e
Cl + e
Cl- e
▪ 4.掌握分子轨道理论的要点，应用同核双原子分子的分子 ▪ 轨道能级图说明分子的磁性、稳定性和键级。
▪ 5.掌握分子的极化，分子间力（取向力、诱导力、色散力） ▪ 及氢键的要领并能解释物质的性质。
§7.1
离子键和离子晶体 序言
分子是由原子组成的，它是保持物质基本化学性质的最小微 粒，而且是参与化学反应的最小单元。分子的性质除取决于其化学 组成外，还取决于其结构。分子结构包括两个方面：
在离子晶体的晶格结点上交替排列着正、负离子。由于正、负 离子间有很强的离子键，所以离子晶体有较高的熔点和较大的硬 度。在晶体中，离子不能自由移动，只能在结点附近振动，因此不 导电。而在融化时，离子可以自由的移动，就能导电。离子晶体有 以下几种类型:
1、离子晶体的分类
（1）、AB型离子晶体： AB型离子晶体指组成晶体中正负离子的 比例为1:1的离子晶体 a、CsCl型
至于离子吸引异号离子的数目多少取决于晶体的结构、离子的相对大 小、以及离子的电子层结构。
3、离子的三个主要特征： 离子的电子层结构、离子所带的电荷和 离子半径的大小。
（1）电子层结构 不同原子可形成相同电子构型的离子，而同一种原子当处于不
同价态时，会形成不同电子构型的离子。
2e电子构型： ns2； 例如：H-, Li+, Be2+
基础化学
THE BASIC CHEMISTRY
化工与制药学院基础化学学科部 程清蓉
期末考试结果公布
90-100 80-89 70-79 60-69 <60 最高 最低 平均
安工1 1
1
6
11
9
92 39
62
安工2 0
5
8
7
8
89 14
65
环工1 1
5
8
6
8
90 47
69
环工2 2
3
14
1
4
97 53
(18+2)e电子构型：(n-1)s2(n-1)p6(n-1)d10ns2 ； 例如：Sn2+ , 82Pb2+ , 51Sb3+ ห้องสมุดไป่ตู้ Bi3+ , Tl+
（2）离子所带电荷：
离子所带电荷的多少是决定离子和离子型化合物性质的主要因 素之一。通常电离能越大的原子越不容易失去电子而形成高价的正 离子，而电子亲和能越大的原子却越容易获得电子形成高价负离子。
鲍林根据电荷数（Z）和屏蔽常数（σ）的值推出了离子半径 计算公式：r = K / Z - σ
离子半径的变化规律：
(a) 同一周期中自左至右，同一价态的正离子半径随原子序数的 增加而减小。同一价态的负离子半径随原子序数的增加而减小，随 所带负电荷的增加而增加。副族元素例外。例如：
rNa 95pm, rMg2 65pm, rAl3 51pm, rSi4 41pm
74
材物1 0
5
7
11
5
88 46
68
材物2 0
3
10
10
5
87 27
66
包材1 1
4
15
9
11 91 47
67
有机2 2
11 8
7
6
95 31
73
高材5 6
11 7
3
4
98 44
78
采矿1 0
1
6
65
第七章 分子结构
§7.1 离子键和离子晶体 §7.2 共价键和原子晶体 §7.3 分子间力、氢键和分子晶体
本章要求
▪ 1.掌握离子晶体、原子晶体、分子晶体和金属晶体的内部结 构与性质的关系，从晶格点上离子间结合力的不同来理解晶 体。掌握四种典型的离子晶体的结构特征和晶格配位数，理 解离子极化对晶体键型、配位数、溶解度和颜色的影响。
▪ 2.了解共价键的饱和性和方向性及 键和 键的区别。
▪ 3.掌握杂化轨道理论要点，并说明一些分子的构型。
Cl- Na+
1、离子键的形成：由上图可见，离子键的形成可分为两步进行， 第一步是在一定条件下形成正、负离子；第二 步是正负离子间形成离子键。
2、离子键的特征：（1）本质是静电引力 ； （2）无方向性和无饱和性
离子键的无方向性：离子可在空间的任何方向与带有相反电荷 的离子相互吸引。
离子键的无饱和性：每个离子可以尽可能多的吸引异号离子， 只是这种作用随距离的增加，相互作用会 逐渐减弱。
（3）离子半径：
规定离子之间的核间距为两离子半径之和。核间距可以通过 X-射线测定.
1926年, 哥德希密特(Goldschmidt)用光学方法测定, 得到了F- 的 半径为133pm,结合X射线衍射数据, 可得到一系列离子半径，这种 半径为哥德希密特半径.
rCl
181
pm,
r S
2
184
pm,
r P
3
212
pm
(b)同主族元素的离子，所带电荷相同时，离子半径随原子序数的 增大而增大。例如：
rMg2 65pm, rCa2 99pm
(c)同一元素的正离子半径<原子半径<负离子半径。例如：
rFe 116 .5 pm, rFe2 75 pm,
二、离子晶体
配位数为6。
如:NaI,NaBr,MgO,CaO
NaCl的晶胞
ZnS晶胞
c、ZnS型 ZnS晶体也属面心立方晶格，在ZnS晶胞中，晶胞结构较复杂，
每个Zn2+离子周围有4个S2-离子，每个S2-离子周围有4个Zn2+离子， 配位比为4:4，配位数为4。
如:ZnO,HgS,CuCl,CuBr
CsCl的晶胞是立方体，每个Cs+周围有8个Cl-离子，每个Cl-周 围有8个Cs+离子。原子比为1:1，配位比为8:8，配位数为8。
Cl-
如:CsCl
Cs+
TiCl
b、NaCl型
NaCl的晶胞也是立方体，是面心立方晶格。Na+离子周围有6
个Cl-离子，Cl-离子周围有6个Na+, 离子配位比为6:6，原子比1:1。
8e电子构型：ns2np6； 例如：9F-, Cl-, 35Br-, I- ,Na+
(9~17)e电子构型：ns2np6nd1-9 ；
例如：24Cr3+, Mn2+, Fe2+, 26Fe3+, 29Cu2+ 18e电子构型：ns2np6nd10 ；
例如：30Cu+ , 47Ag+ , 79Au+ , Zn2+
(1)分子中相邻原子的相互作用力，即化学键问题；
(2)分子中原子在空间的排布方式，即空间构型问题。
此外，还有分子间力或范德华力、氢键等。因此，弄清化学键 的性质和分子的空间结构将对理解化学反应及其变化规律、指导化 合物的合成等都有着重要的实际意义。
一、离子键理论
Na e
Na+ + e
Cl + e
Cl- e
▪ 4.掌握分子轨道理论的要点，应用同核双原子分子的分子 ▪ 轨道能级图说明分子的磁性、稳定性和键级。
▪ 5.掌握分子的极化，分子间力（取向力、诱导力、色散力） ▪ 及氢键的要领并能解释物质的性质。
§7.1
离子键和离子晶体 序言
分子是由原子组成的，它是保持物质基本化学性质的最小微 粒，而且是参与化学反应的最小单元。分子的性质除取决于其化学 组成外，还取决于其结构。分子结构包括两个方面：
在离子晶体的晶格结点上交替排列着正、负离子。由于正、负 离子间有很强的离子键，所以离子晶体有较高的熔点和较大的硬 度。在晶体中，离子不能自由移动，只能在结点附近振动，因此不 导电。而在融化时，离子可以自由的移动，就能导电。离子晶体有 以下几种类型:
1、离子晶体的分类
（1）、AB型离子晶体： AB型离子晶体指组成晶体中正负离子的 比例为1:1的离子晶体 a、CsCl型
至于离子吸引异号离子的数目多少取决于晶体的结构、离子的相对大 小、以及离子的电子层结构。
3、离子的三个主要特征： 离子的电子层结构、离子所带的电荷和 离子半径的大小。
（1）电子层结构 不同原子可形成相同电子构型的离子，而同一种原子当处于不
同价态时，会形成不同电子构型的离子。
2e电子构型： ns2； 例如：H-, Li+, Be2+
基础化学
THE BASIC CHEMISTRY
化工与制药学院基础化学学科部 程清蓉
期末考试结果公布
90-100 80-89 70-79 60-69 <60 最高 最低 平均
安工1 1
1
6
11
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安工2 0
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环工1 1
5
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环工2 2
3
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(18+2)e电子构型：(n-1)s2(n-1)p6(n-1)d10ns2 ； 例如：Sn2+ , 82Pb2+ , 51Sb3+ ห้องสมุดไป่ตู้ Bi3+ , Tl+
（2）离子所带电荷：
离子所带电荷的多少是决定离子和离子型化合物性质的主要因 素之一。通常电离能越大的原子越不容易失去电子而形成高价的正 离子，而电子亲和能越大的原子却越容易获得电子形成高价负离子。
鲍林根据电荷数（Z）和屏蔽常数（σ）的值推出了离子半径 计算公式：r = K / Z - σ
离子半径的变化规律：
(a) 同一周期中自左至右，同一价态的正离子半径随原子序数的 增加而减小。同一价态的负离子半径随原子序数的增加而减小，随 所带负电荷的增加而增加。副族元素例外。例如：
rNa 95pm, rMg2 65pm, rAl3 51pm, rSi4 41pm
74
材物1 0
5
7
11
5
88 46
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材物2 0
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包材1 1
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有机2 2
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高材5 6
11 7
3
4
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78
采矿1 0
1
6
65
第七章 分子结构
§7.1 离子键和离子晶体 §7.2 共价键和原子晶体 §7.3 分子间力、氢键和分子晶体
本章要求
▪ 1.掌握离子晶体、原子晶体、分子晶体和金属晶体的内部结 构与性质的关系，从晶格点上离子间结合力的不同来理解晶 体。掌握四种典型的离子晶体的结构特征和晶格配位数，理 解离子极化对晶体键型、配位数、溶解度和颜色的影响。
▪ 2.了解共价键的饱和性和方向性及 键和 键的区别。
▪ 3.掌握杂化轨道理论要点，并说明一些分子的构型。
Cl- Na+
1、离子键的形成：由上图可见，离子键的形成可分为两步进行， 第一步是在一定条件下形成正、负离子；第二 步是正负离子间形成离子键。
2、离子键的特征：（1）本质是静电引力 ； （2）无方向性和无饱和性
离子键的无方向性：离子可在空间的任何方向与带有相反电荷 的离子相互吸引。
离子键的无饱和性：每个离子可以尽可能多的吸引异号离子， 只是这种作用随距离的增加，相互作用会 逐渐减弱。