4化学键和分子结构

教材上两套数据均列出。在比较半径大小和讨论变化规律 时，多采用 Pauling 半径 。
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4.1.3 离子特征
离子半径的变化规律
a ) 同主族从上到下，电子层增加，具有相同电荷数的离子半径增加。 Li + < Na + < K + < Rb + < Cs + F－ < Cl－ < Br－ < I－
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4.1.4 离子晶体
硬度高 延展性差
因离子键强度大，所以硬度高 。但受到外力冲击时，易发生位错， 导致破碎 。
F
+－+－+－+－ －+－+－+－+
位 错 +－+－+－+－ －+－+－+－+
受力时发生错位，使正正离子相切，负负离子相切，彼此排斥，离子键失去 作用，故离子晶体无延展性 。如 CaCO3 可 用于雕刻，而不可用于锻造，即 不具有延展性 。
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基本内容和重点要求
4.1 离子键理论 4.2 共价键理论 4.3 金属键理论 4.4 分子间作用力
理解共价键的饱和性和方向性及σ键和π键的区别；
掌握杂化轨道理论的要点，并说明一些分子的构型；掌握分
子轨道理论的基本要点，同核双原子分子和异核双原子分子
的分子轨道式及能级图；掌握分子的极化，分子间力及氢键
（1）共价键的本质
E
计算表明，若两个 1s 电子以相同自 0
旋的方式靠近，则r 越小，V 越大。
此时，不形成化学键。 如图中上方
红色曲线所示，能量不降低 。
－D
ro
R
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4.2.1 价键理论
H2 中的化学键，可以认为是电子自旋相反成对，结果使体系的能量 降低 。
从电子云的观点考虑，可认为 H 的 1s 轨道在两核间重叠，使电子在 两核间出现的几率大，形成负电区。两核吸引核间负电区，使 2 个 H结 合在一起。
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4.1.2 离子键特点
（1）离子键的本质是静电引力
F
q1 q2 r2
q1 ，q2 分别为正负离子所带电量 ， r 为正负离子的核间距离,F为静电引力。
（2）离子键没有方向性 与任何方向的电性不同的离子相吸引，所以无方向性
（3）离子键没有饱和性 只要是正负离子之间，则彼此吸引，即无饱和性。
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4.2 共价键理论 4.2.1 价键理论 4.2.2 杂化轨道理论 4.2.3 价层电子对互斥理论 4.2.4 分子轨道理论 4.2.5 键参数与分子的性质 4.2.6 分子晶体与原子晶体
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4.2.1 价键理论
1927年，德国化学家W.Heitler和F.London首先把量子力学用 于研究H2分子结构，后由美国L.Pauling发展，提出杂化轨道 法，建立了现代价键理论。
2. 易形成稳定离子
Na + 2s 2 2p 6，Cl－ 3s 2 3p 6 ， 只转移少数的电子就达到稀有气体式稳定结构。
3. 形成离子键时释放能量多
Na ( s )
1
+
1/2 Cl 2 ( g )
=
NaCl (
s)
H = －410.9 kJ·mol－
在形成离子键时，以放热的形式，释放较多的能量。
d ) 负离子半径一般较大；正离子半径一般较小 。
e ) 周期表中对角线上，左上的元素和右下的元素的离子半径 相近 。
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4.1.4 离子晶体
（1） 离子晶体的特性 构造：正负离子在空间呈规则排列，具有周期性。
➢ 阴离子：大球，密堆积，形成空隙。
➢ 阳离子：小球，填充空隙。
➢ 规则：阴阳离子相互接触稳定；配位数大，稳定。
定义---互相远离的气态正、负离子结合生成1 mol 离
子晶体时所释放的能量，用 U 表示。
Na + ( g ) + Cl－ ( g ) = NaCl ( s )
U = -△rHm ø
晶格能 U 越大，则形成离子键得到离子晶体时放出
的能量越多，离子键越强。
晶格能测定：玻恩 －哈伯循环 ( Born － Haber Circulation ) Born 和 Haber 设计了一个热力学循环过程，从已知 的热力学数据出发，利用Hess定律计算晶格能。
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4.1 离子键理论
4.1.1 离子键的形成 4.1.2 离子键特点 4.1.3 离子特征 4.1.4 离子晶体 4.1.5 晶格能
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4.1.1 离子键的形成
1916 年德国科学家 Kossel ( 科塞尔 ) 提出离子键理论 ❖ 电负性相差大的金属和非金属原子相遇时，有达到稳定结构倾向，容
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4.2.1 价键理论
（3）共价键的特点 （a）结合力的大小决定于共用电子的数目和重叠方式 （b）共用电子对在两核间几率密度最大 （c）具有饱和性 （d）具有方向性 （e）共价键具有不同的键型
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4.2.1 价键理论
共价键的方向性和饱和性
共价键的数目由原子中单电子数决定，包括原有的和激发而生成的。 例如氧有两个单电子，H 有一个单电子，所以结合成水分子时，只 能形成 2 个共价键。C 最多能与 4 个 H 形成共价键。原子中单电 子数决定了共价键的数目。即为共价键的饱和性。 各原子轨道在空间分布方向是固定的，为了满足轨道的最大 程度重叠，原子间成的共价键，当然要具有方向性。
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4.1.4 离子晶体
（2）离子晶体的类型
AB型离子化合物的三种晶体结 构类型
）a（CsCl型晶体
属简单立方晶格
配位比8 ‫ ׃‬8 晶胞中离子的个数：
个1 :+Cs
个 1 = )1/8(8 :‾
Cl
（a）
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4.1.4 离子晶体
）b（NaCl型晶体 属立方面心晶格
n Cl（3s23p5） n Cl-（3s23p6）↗
❖原子间发生电子的转移，形成正、负离子，并通过静电作用形成的化
学键称为离子键。
❖ 生成离子键的条件是原子间电负性差较大，一般大于2. 0左右，由离子 键形成的化合物称为离子化合物。如碱金属和碱土金属的卤素化合物
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4.1.1 离子键的形成
（4）键的离子性与元素的电负性有关
X > 1.7，发生电子转移，形成离子键； X < 1.7，不发生电子转移，形成共价键。
2020/4/Βιβλιοθήκη 44.1.3 离子特征（1）离子的电荷 电荷高，离子键强
（2）离子的电子层构型 正离子的电子层构型大致有5种 （1） 2电子构型 （2） 8电子构型 （3） 18电子构型 （4）（18+2）电子构型 （5） 8 — 18电子构型
1/2D
I Na (g) + Cl (g)
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4.1.5 晶格能
2. 影响晶格能的因素 ① 离子的电荷(晶体类型相同时)
Z↑，U↑ 例：U(NaCl)<U(MgO) ② 离子的半径(晶体类型相同时)
R↑，U↓ 例：U(MgO)>U(CaO) ③ 晶体的结构类型 ④ 离子电子层结构类型
就意味着形成了离子键。 r0 和键长有关，而 V 和键能 有关。
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4.1.1 离子键的形成
离子键的形成条件 1. 元素的电负性差比较大
X > 1.7，发生电子转移，产生正、负离子，形成离子键；
X < 1.7，不发生电子转移，形成共价键。（X > 1.7 ，实际 上是指离子键的成分大于 50 %）
特点：熔点、沸点较高 正负离子间的静电作用力较强 硬度高 延展性差 因离子键强度大，所以硬度高 。但受
到外力冲击时，易发生位错，导致破碎 。
导电性 水溶液或熔融态通过离子的定向迁移而导电 无确定的分子量
NaCl 晶体是个大分子，晶体中无单独的 NaCl 分子存在。 NaCl 是化学式，因而 58.5 可以认为是式量，不是分子量 。
（2）成键的原理 （a） 电子配对原理
A、B两原子各有一个自旋相反的未成对电子，它们可以互相配 对形成稳定的共价单键，这对电子为两个原子所共有。同理， 可形成共价双键、叁键等。如N2、H2O等。
（b） 能量最低原理 （c） 原子轨道对大重叠原理
成键时成键电子的原子轨道尽可能按最大程度的重叠方式进行， 重叠越大，共价键越牢固，分子越稳定。成键原子轨道的重叠部 分波函数Ψ的符号必须相同。
配位比6 ‫ ׃‬6 晶胞中离子的个数：
个4=1+)1/12(4 :+Na
个 4 = )1/2(6 )1/8(8 :‾
Cl
）c（立方ZnS型 属立方面心晶格
晶胞中离子的个数：
配位比6 ‫ ׃‬6
个4=1+)1/12(4 :+2Zn
4 = )1/8(8 + )1/2( 6 :‾2
S
个 2020/4/24
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4.1.1 离子键的形成
r = r0 ，V 有极小值，此时体系 最稳定，表明形成离子键。
V
0
r < r0 ，当 r 减小时，V 急剧上升。 因为 Na+ 和 Cl－ 彼此再接近时，电 Vr0
子云之间的斥力急剧增加，导致势能
r0
r
骤然上升。
因此，离子相互吸引，保持一定距离时，体系最稳定。这
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4.1.3 离子特征