12-分子结构a

按分过程能量来分析总过程能量的方法叫 玻恩 - 哈伯循环。
解离能
电子亲核能
升华热 + 电离能
生成焓
晶格能
生成焓
晶格能
离子型卤化钠的生成焓和晶格能
3.离子的特征
∵离子型化合物性质→离子键强度→正负离子性质 有关，∴研究离子特征。 （1）离子的电荷
正离子电荷=失去电子的数目： 多为+1, +2, +3, +4,更大的不存在。 IA IIA Fe Ti（过渡元素）
负离子的电荷=获得电子的数目： 多为-1, -2, （-3, -4）多为含氧酸根或配离子。
O2- ,S2- , PO43- 等。 离子电荷→高，静电引力→大，离子键越强。
（2） 离子的电子构型
负离子：8e： 如Cl-,O2-,F-等。
正离子： 构型复杂,种类较多,大致有以下5种
2e： ns2 ，最外层2e：Li+，Be2+。
异号电荷静电吸引
M+
L-
原子核及核外电子的排斥
∴正负离子在接近平衡位置R=R0时, 引力和斥力平衡形成离子键。
V/KJ.mol-1
80 0
Na+ + Cl-
-250
-500
2 R0 4 6
8
10 12 R
R/102pm NaCl势能曲线
2. 离子键的特点
（1）. 本质是静电作用力。 正负离子之间的作用力可用库仑引力公式表示：
Na+(g)+ Cl-(g) rHm NaCl(s)
rHm -788kJ mol-1晶格焓（298K,101325P） 近似的认为：U 788KJ.mol
利用Born-Haber循环,计算晶格能
Na(s)
+
1 2
Cl2
(g)
f
H
mቤተ መጻሕፍቲ ባይዱ
(Na
Cl,
s
)
NaCl(s)
Hm,1 S
H m ,4
1 2
D(Cl
力等。
O2
H2SO4
SO42-
原子核(质子、中子) ＋电子
离子键
离子型化合物
原子
共价键
共价化合物
金属键
金属
离子键 分子间作用力
金属键
离子晶体
分子晶体
金属晶体
原子晶体
§8—1 离子键理论
1. 离子键的定义与形成
定义：原子间发生电子得失，形成正、负离子，并 通过静电作用而形成的化学键叫做离子键。
NaCl的形成：
五 键的极性 不同原子间形成的共价键，由于原子电负
性的不同，原子核的正负电荷重心不再重合， 形成极性共价键。
△Ｘ = 0,非极性键
H-H , Cl-Cl, N N …
△Ｘ 0,极性键
H-Cl, H-OH, O=C=O, H-CH3 …
二.分子的性质
（一）分子的（电）极性 分子的正、负电荷重心重合—非极性分子：
第八章 分子结构
本
章分
内 容 提
子 结
要构
离子键 理论
离子键的形成和特征 离子的特征 离子晶体和晶格能
键参数
键级和键能 键长和键角 键的极性和分子的极性
共价键 理论
价键理论的基本要点和应用 杂化轨道理论的基本要点和应用 价层电子对互斥理论的基本要点和应用 分子轨道理论的基本要点和应用
金属键 自由电子理论 理论 能带理论
§8 - 2 化学键的键参数及分子的性质
一.键参数
1. 键能：在101.3kPa下，298K时，将1mol理想气体 分子AB拆开为理想气态下的A、B原子的过程的 焓变，称为AB的键能（bond energy)。用EA-B表 示。
例： NH3 (g) = NH2 (g) + H (g) D1 = 427kJ·mol-1 NH2 (g) = NH (g) + H (g) D2 = 375kJ·mol-1 NH (g) = N (g) + H (g) D3 = 356kJ·mol-1 EN-H =1/3(D1+D2+D3) = 1158/3 = 386 kJ·mol-1
电子电荷为 1.60×10-19 C，d 常为10-12 m, 故常为10-30C•m数量级
单位：C.m. 或 D（Debye）1 D ＝3.33610－30 C.m. 是矢量，方向： + -
图示方法： +H — Cld
分子电偶极矩实验可测:
HCl=3.57×10-30C•m dHCl=1.27×10-10m 则：
Cl)
Hm,6 U
Na(g)
Cl(g) Hm,5 E
Hm,2 I1
Cl - (g)
+
Na+ (g)
1 f H m (NaCl, s) S 2 D I ( E ) (U )
1 U f Hm S 2 D I E
U=[-(-411)+109+121+496-346]=788kJ/mol
IA
IIA
Li+（60Pm） Be2+
Na+（95Pm） Mg2+（65Pm） ;
Rb+
Ca2+（99Pm）
结论：由于离子半径决定离子间的静电引力。∴它 对化合物的性质影响较大。r→小，f→大,拆开它们 所需能量→大 ，∴mp , bp高。
离子键理论特点与局限性:
可以说明离子化合物的形成过程, 离子键的本质及离子的特性. 但不能 说明由相同原子组成单质分子的形成 过程, 也不能说明由电负性相差不多 的元素形成化合物的过程.
③分子的空间构型-物理性质、化学性质之关 系，即结构决定性质。
▪物质由分子（如CO2，H2O）、离子（NaCl, CaCO3 ）
或原子（金属，SiO2）组成。
▪化学键（chemical bonding）即原子或离子间的结合力。
化学键通常分为离子键、共价键、金属键。
▪分子间的作用力主要有范德华引力、氢键、超分子作用
8e：
ns2np6 ，最外层8e：Na+,Ca2+，Cl-，O2-
等。
18e： ns2np6nd10 最外层18e：
Ag+，Zn2+，Cu2+， Hg2+等.
（18+2）e：ns2np6nd10（n+1）s2：
次外层18e；最外层为2e：
Sn2+，Pb2+ ，Ti+（P区的金属易形成）
（9-17）e： ns2np6nd1-9 ，最外层电子在8—18之间的
（3）离子半径： 离子半径是指正、负电子相互作用时,所表现出
的半径叫离子半径。 其实离子半径与原子半径无法严格界定，因为原
子核外的电子运动无固定的轨道。 我们可以认为:当A+ +B- → AB型离子晶体时,两离
子的核间距：
d=rA+ + rB-
d 可以从X—射线衍射实验测定,若已知其中的rA+， 则 ：rB-=d - rA+
如何将d分为r+和r-很难,∵两离子并不完全接触。
d=r+ + r-
离子半径值：
实验的测定值：1826年
哥德希密特用光谱学实验测定
rF- =133Pm，rO2-=132Pm
以r
F-，
r
2O
为基础,测定其它AB
型离子晶体的d,求出其它离子半径。
例：测d MgO=210Pm 所以 rMg2+=210—132=78Pm
H-H , Cl-Cl, N N
分子的正、负电荷重心不重合—极性分子： +H — Cl-
1.分子的（电）极性
分子的极性大小用“偶极矩” 来衡量。 ↑分子的极性↑
=q d （8.５） ——偶极矩(Dipole moment)
d ——正、负电荷重心之间的距离（m） q ——偶极上电荷量C（coulomb）
形成过程：(a) 电负性小的活泼金属原子与电负性大 的活泼非金属原子相遇，由于电负性差较大，所以发生 电子得失，形成具有稳定结构的正负离子。(b) 正负离 子通过静电作用形成稳定的化学键。
从能量的角度看离子键的形成
Na+与Cl-之间强烈的静电作用力，这种作用 力，既包含正、负离子间的引力，同时也有外层电 子之间和原子核之间的排斥力。当引力和斥力达平 衡时，正、负离子在平衡位置附近振动，体系能量 最低，正负离子之间形成了化学键（离子键）。以 NaCl形成的势能曲线为例说明NaCl的形成。
同一周期：自左→右,主族元素正离子的半径依次减
小。因为正电荷依次增大：
例: Na+>Mg2+>Al3+
同一元素形成不同正电荷的离子,高价半径小于低价
半径：
例: Fe3+<Fe2+
负离子半径较大：130~250Pm ; 正离子半径较小：10~170pm
周期表中：相邻两族元素左上方和右下方斜对角线 上的正离子半径近似相等-------对角线规则。
f
q .q R2
R→小, q→大,f→大 , 离子键强。 即当离子电荷→高 , 离子间距离 R→小, 则f→大,离子键越强。
（2）. 离子键无方向性。
因为离子电荷球型分布,只要空间条件允许,可以
在空间各个方向上吸引带相反电荷的离子，产生静电 引力。
（3）. 离子键没有饱和性
每个离子可以同时同多个带相反电荷的离子产 生相互吸引,不论距离子远近, 作用都存在,近处的强 一些,远处的弱一些,所以离子键没有饱和性。
例:不恰当的例子,麻团外面滚芝麻,能滚多少芝麻,看 空间的条件即麻团的大小。 （4）. 键的离子性