选论——离子键理论和离子极化理论
无机化学(整理版)
无机化学考研辅导讲座（上）一.无机化学（理论部分）知识点应用归纳1、无机物（分子或离子）构型:（1）简单分子（或离子）：（2）配合物：2、物质的熔、沸点(包括硬度):（1）晶体类型：原子晶体，离子晶体，金属晶体，分子晶体[（2）离子晶体：（3）分子晶体（4）金属晶体：金属键（与价电子、价轨道有关）3、物质的稳定性：（1）无机小分子：（2）配合物：4、物质的磁性：（1）无机小分子：MO （掌握双原子分子轨道能级图）[（共价双原子分子）（2）配合物：5、物质的颜色:（1）无机小分子：极化理论（2）配合物：6、无机物溶解度:（1）离子晶体：（2）共价化合物：(7、物质的氧化还原性：影响因素（1）溶液酸、碱度（2）物质的聚集状态8、化学反应方向:（1）热力学数据：（2）软硬酸碱理论9、分子极性、键的极性、键角、键长等:10、推导元素在周期表中的位置：能级组取值，|选择—组合理量子数：四个量子数取值规则11、溶液中有关质点浓度计算：化学平衡，电离平衡，沉淀—溶解平衡，氧化—还原平衡，配合解离平衡：利用多重平衡规则，K是关键12、常见的基本概念:对角线规则；惰性电子对效应；Lewis酸、碱；质子酸、碱；缓冲溶液；屏蔽效应；钻穿效应；同离子效应；盐效应；镧系收缩；电负性；电离势；电子亲合势；晶格能；键能；有效核电荷及求法等。
二.无机化学（元素部分）（1）结构}（2）性质：重点是化学性质第一讲分子结构（molecular structure）1-1 离子键理论一、基本要点活泼金属和活泼非金属的原子反应时，生成的化合物如NaCl等都是离子型化合物，它们具有一些固有的特征，如它们都以晶体的形式存在，具有较高的熔、沸点，在熔融态或水溶液中可导电等。
这种由于原子间发生电子转移，生成正负离子，并通过静电库仑作用而形成的化学键称为离子键。
通常，生成离子键的条件是两原子的电负性差大于1.7以上，由离子键形成的化合物叫做离子键化合物。
离子键理论
9.3离子键理论
9.3.1离子键理论 9.3.2典型的AB型离子晶体 9.3.3离子极化 9.3.4晶格能
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2
9.3.1离子键理论
1.离子键: (1)形成:
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++-
休息
3
+..
9.3.1离子键理论
(2)本质:
静电引力.
(3)特征:
①无方向性:
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休息 20
18
9.3.4晶格能
利用Born-Haber循环.
K(s) + 1/2Br2(l)
fHm(KBr,s)
Hm,1 H m,3=1/2 vapH m(Br2,l)
=
1/2Br2(g)
subH m
H m,4=1/2E(Br-Br)
Br (g) H m,5=-EA
K(g)
H m,2=I1
+
b+c
(4r )2 2(2r 2r )2
可解得: r / r 0.414 半径比定则: 配位数和离子半径比值的对应关系.
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休息
9
9.3.2典型的AB型离子晶体
离子半径比与配位数的关系:
r / r
配位数 构型
0.225～0.414
4 ZnS 型
0.414～0.732
6 NaCl 型
休息
14
9.3.3离子的极化
①r- 相同时,Z+越大,阴离子越易被极化;. ②Z+相同时,r+越大,阴离子越不易被极化; ③Z+相同,大小相近时, r-↑越易被极化; ④附加极化作用:
离子极化资料
离子极化离子极化是一种物质中发生的重要现象，它指的是原子或分子中的电子被从其原位置移开，形成带电离子的过程。
离子极化在化学、物理、生物等领域都有着重要的应用和意义。
基本概念首先，我们来了解一下离子的基本概念。
离子是指带电的原子或分子，它们可以带正电荷（正离子）或负电荷（负离子）。
当原子或分子失去或获得电子时，就会形成离子。
在物质中，正负离子的形成和相互作用是离子极化的基础。
离子极化的作用离子极化在生活中和科学研究中起着重要作用。
在材料科学中，离子极化是新材料开发和性能改善的关键。
通过控制材料中离子的极化程度，可以改变材料的电学、光学和热学性质，从而实现特定功能的设计和应用。
在生物学中，离子极化也扮演着重要角色。
细胞膜上存在离子通道，通过调控离子的进出，细胞可以维持内外离子浓度的平衡，从而保持生命活动的正常进行。
离子极化还参与神经传导、肌肉收缩等生物学过程。
离子极化的机制离子极化的机制主要包括电子的偏移和分布。
在离子化合物中，阳离子和阴离子之间存在相互作用，使得离子周围的电子云发生偏移，形成极化。
在电场的作用下，电子受到电力线的作用而发生位移，不同离子间的极化程度取决于原子或分子的电性。
应用展望未来，随着科学技术的不断进步，离子极化领域的研究也将迎来新的发展。
人们可以利用离子极化来设计更智能、高效的材料，应用于电子器件、能源存储等领域。
同时，深入研究离子极化的机制，有望带来生命科学、医学等领域的重大突破和创新。
结语离子极化作为一种重要的物质现象，不仅在基础科学研究中发挥关键作用，也在工程技术和生物学领域展现出巨大潜力。
通过深入探讨离子极化的特性和机制，我们可以更好地理解自然界的规律，推动科学技术的不断发展和创新。
化学键的离子性与极化性
化学键的离子性与极化性化学键是由两个或更多原子之间的相互作用形成的。
它们是构成分子和化合物的基本组成部分。
化学键可以分为离子键和共价键，离子性和极化性是决定化学键类型的重要因素。
一、离子键离子键是由带正电荷的金属离子与带负电荷的非金属离子之间的相互吸引力所形成的。
在离子键中，电子从金属原子转移给非金属原子，形成带正电荷的金属离子和带负电荷的非金属离子。
这种相互作用力使得离子聚集在一起形成离子晶体。
离子键具有以下特点：1. 强烈的相互吸引力：由于正负电荷之间的强烈吸引力，离子键通常是非常强大的化学键。
2. 高熔点和沸点：由于离子键的强烈吸引力，需要克服这种吸引力才能分解离子晶体。
因此，离子晶体具有高熔点和沸点。
3. 不导电性：在固态下，离子晶体中的离子被牢固地排列在空间网络中，无法移动。
因此，离子晶体在固态下是不导电的。
但是当离子晶体溶解在水或熔化时，离子就可以移动，成为良好的电解质。
二、共价键的极化性共价键是由两个非金属原子之间共享电子而形成的。
共价键可以分为非极性共价键和极性共价键。
1. 非极性共价键：在非极性共价键中，原子之间共享电子的程度相等。
这意味着两个原子对电子的吸引力相同，形成一个无极性的键。
例如，氢气分子（H2）中的两个氢原子共享电子，形成非极性共价键。
2. 极性共价键：在极性共价键中，原子之间共享电子的程度不相等。
这意味着其中一个原子对电子的吸引力强于另一个原子，形成一个带正电荷的极性极和一个带负电荷的极性末端。
例如，氯化氢（HCl）分子中，氯原子对电子的吸引力强于氢原子，形成一个带正电荷的氢离子和一个带负电荷的氯离子。
极性共价键具有以下特点：1. 极性方向性：由于原子对电子的吸引力不均匀，共价键呈现出极性方向性。
带正电荷的极性极和带负电荷的极性末端可以与其他极性分子或离子形成氢键或离子键。
2. 较低的熔点和沸点：相对于离子键和非极性共价键，极性共价键具有较低的熔点和沸点。
这是因为极性原子之间的相互作用力较弱。
第四章 化学键与分子结构——离子键
4、熟悉物质的性质与分子结构及键参数的关系。 5、掌握分子间的作用力及氢键对物质的物理性质 影响。
二、教学时数：12学时 三、典型习题： P210-211 ： 6、7、9、10、11、13、 14、15、19、22、23
化学键理论是当代化学的一个中心问题。 因为参与化学变化的基本单元是分子，而分子的 性质是由其内部结构决定的。因此，研究分子的 内部结构，对探索物质的性质、结构与功能等具 有重要的意义。
并认为离子间的亲合力是电即静电引力。
(2) 1916年，德国化学家Kossel.W.提出电价理论
Kossel.W.根据稀有气体具有稳定结构的 实验事实提出： 活泼的金属原子与活泼的非金属原子相互 接近时都有达到稳定稀有气体结构的倾向。 稳定的阴、阳离子所带的电价等于得失电子数。
离子键( ionic bond )的本质是： 阴、阳离子间的静电引力。
第四章
化学键与分子结构
本章的内容是在原子结构的基础上， 重点讨论化学键的形成过程和有关化学键 理论，以及分子的结构和物质性质的关系。
Chapter 4. The Structure of Molecules and Chemical Bond Theory
一、教学要求：
1、掌握离子键理论，能用离子极化理论解释 非典型离子化合物的性质。 2、掌握有关共价键理论，并能比较其优缺点。 ①VB法，激发成键原理，配位成键原理； ②轨道杂化理论； ③价层电子对互斥理论（VSEPR法）； ④分子轨道理论对同核双原子分子结构的处理； ⑤金属键理论——自由电子理论，能带理论。 3、从离子键与共价键的基本特征比较它们之间 的区别。
6
NaCl型
0.732 ~1
8
CsCl型
CsI ,TlCl, CsCl ,CsBr, NH4Cl ,TlCN 等
离子极化理论简介
离子极化理论离子极化理论是离子键理论的重要补充。
离子极化理论认为：离子化合物中除了起主要作用的静电引力之外，诱导力起着很重要的作用。
离子本身带电荷，阴、阳离子接近时，在相反电场的影响下，电子云变形，正、负电荷重心不再重合，产生诱导偶极，导致离子极化，致使物质在结构和性质上发生相应的变化。
离子的极化作用和变形性（3）离子的构型相同，电荷相等，半径越小，离子的极化作用越大。
但由于阳离子半径相互差别不大，所以，阳离子的电荷数越大，极化力越大。
为了衡量阳离子极化力，曾有许多人将正电荷数和半径综合起来找出统一的标度。
例如，卡特雷奇（G·H·Cartledge）以离子势φ=Z/r 为标度；徐光宪以静电势能Z2/r 为标度等等。
这些都是经验公式，由于影响极化作用的因素较多，所以这些公式不能对所有离子都适用，还有许多例外。
影响离子变形性的主要因素（1）离子的电子层构型相同，正电荷越高的阳离子变形性越小。
例如：O2- > F- > Ne > Na+ > Mg2+ > Al3+ > Si4+（2）离子的电子层构型相同，半径越大，变形性越大。
例如：F- < Cl- < Br- < I-（3）若半径相近，电荷相等，18电子层构型和不规则（9—17电子）构型的离子，其变形性大于8电子构型离子的变形性。
例如：Ag+ > K+；Hg2+ > Ca2+（4）复杂阴离子的变形性通常不大，而且复杂阴离子中心原子氧化数越高，其变形性越小。
例如：ClO4- < F- < NO3- < H2O < OH- < CN- < Cl- < Br- < I-SO42- < H2O < CO32- < O2- < S2-从上面的影响因素看出，最容易变形的离子是体积大的阴离子（如I-、S2-等）和18电子层或不规则电子层的少电荷的阳离子（如：Ag+、Hg2+等）。
极化作用——精选推荐
极化作⽤离⼦极化1931年，德国化学家Fijans⾸先提出了离⼦极化作⽤。
离⼦极化理论认为，当正离⼦和负离⼦相互结合形成离⼦晶体时，如果相互间⽆极化作⽤，则形成的化学键应是纯粹的离⼦键。
但实际上正、负离⼦之间将发⽣程度不同的相互极化作⽤，这种相互极化作⽤将导致电⼦云发⽣变形，即负离⼦的电⼦云向正离⼦⽅向移动，同时正离⼦的电⼦云向负离⼦⽅向移动，也就是说正、负离⼦的电⼦云发⽣了重叠。
相互极化作⽤越强，电⼦云重叠的程度也越⼤，则键的极性也越减弱。
从⽽使化学键从离⼦键过渡到共价键。
1.离⼦的极化⼒（⼀般是正离⼦）：离⼦使其他离⼦极化⽽发⽣变形的能为叫做离⼦的极化⼒。
影响因素：a.离⼦的电荷电荷数越多，极化⼒越强。
b.离⼦的半径半径越⼩，极化⼒越强。
如Li+ > Na+ > K+ > Rb+ > Cs+, （另外H+ 的体积极⼩, 故H+极化能⼒最强.）c..对于不同电⼦层结构的阳离⼦，他们极化作⽤⼤⼩的顺序为：18，18+2电⼦型＞9-17电⼦型＞8电⼦型2.离⼦的变形性（⼀般是负离⼦，阳离⼦中只有 r 相当⼤的, 如等, 才考虑其变形性.）：离⼦可以被极化的程度。
影响因素：a.离⼦的电荷随正电荷数的减少或负电荷数的增加，变形性增⼤。
例如变形性Si4+＜Al3+＜Mg2+＜Na+＜F-＜O2-b.离⼦的半径随半径的增⼤，变形性增⼤。
例如变形性F-＜Cl-＜Br-＜I-；O2-＜S2-c.离⼦的外层电⼦构型外层18，9～17等电⼦构型的离⼦变形性较⼤，具有稀有⽓体外层电⼦构型的离⼦变形性较⼩。
例如变形性K+＜Ag+；Ca2+＜Hg2+d.复杂阴离⼦变形性⼩,半径虽⼤, 但离⼦对称性⾼, 中⼼氧化数⼜⾼, 拉电⼦能⼒强, 不易变形.综上所述，常见阴离⼦的变形性⼤⼩顺序为ClO4 -＜F-＜NO3-＜OH-＜CN-＜Cl-＜Br-＜I-3.相互极化（附加极化）:Al2O3 中对施加电场作⽤, 使变形, 当然对也有极化能⼒, 但变形性极⼩, 故这部分作⽤不必考虑; 但若不是 8e 的, ⽽是18e 或 (18+2)e 的正离⼦，不考虑⾃⾝的变形性是不⾏的. 现考虑阳离⼦对阴离⼦的极化, ⼜考虑阴离⼦对阳离⼦的极化,总的结果称相互极化(有时也称为附加极化). ZnI2 CdI2 HgI2 只考虑对 I- 的极化作⽤, 应得 ZnI2 的极化程度最⼤的结果, 因为的半径最⼩. 即 ZnI2 的熔点、沸点低, ⽽HgI2的熔点、沸点⾼. 但这与实验结果是不相符的. 原因在于没有考虑的变形性, 没有考虑相互极化. 的变形性最⼩, 的变形性最⼤. 故相互极化的总结果是 HgI2 最严重.所以, ZnI2, CdI2, HgI2 的熔点 . 和溶解度 S 依次降低. 因⽽, 在遇到阳离⼦为等时, 要注意⽤相互极化解释问题.有个规律，阳离⼦所含d电⼦越多，电⼦层数越多，这种附加极化作⽤⼀般也越⼤。
离子极化
离子极化对化合物性质的影响离子极化对化合物性质的影响曲江县曲仁一中许少生离子极化理论是离子键理论的重要补充。
离子极化理论认为：离子化合物中除了起主要作用的静电引力之外，诱导力起着很重要的作用。
离子本身带电荷，阴、阳离子接近时，在相反电场的影响下，电子云变形，正、负电荷重心不再重合，产生诱导偶极，导致离子极化，致使物质在结构和性质上发生相应的变化。
一、离子的极化作用和变形性离子极化作用的大小决定于离子的极化力和变形性。
离子使异号离子极化而变形的作用称为该离子的“极化作用”；被异号离子极化而发生离子电子云变形的性能称为该离子的“变形性”。
虽然异号离子之间都可以使对方极化，但因阳离子具有多余的正电荷，半径较小，在外壳上缺少电子，它对相邻的阴离子起诱导作用显著；而阴离子则因半径较大，在外壳上有较多的电子容易变形，容易被诱导产生诱导偶极。
所以，对阳离子来说，极化作用应占主要地位，而对阴离子来说，变形性应占主要地位。
1．影响离子极化作用的主要因素（1）离子壳层的电子构型相同，半径相近，电荷高的阳离子有较强的极化作用。
例如：Al3+ > Mg2+ > Na+（3）离子的构型相同，电荷相等，半径越小，离子的极化作用越大。
但由于阳离子半径相互差别不大，所以，阳离子的电荷数越大，极化力越大。
为了衡量阳离子极化力，曾有许多人将正电荷数和半径综合起来找出统一的标度。
例如，卡特雷奇（G·H·Cartledge）以离子势φ=Z/r为标度；徐光宪以静电势能Z2/r为标度…等等。
这些都是经验公式，由于影响极化作用的因素较多，所以这些公式不能对所有离子都适用，还有许多例外。
2．影响离子变形性的主要因素（1）离子的电子层构型相同，正电荷越高的阳离子变形性越小。
例如：O2- > F- > Ne > Na+ > Mg2+ > Al3+ > Si4+（2）离子的电子层构型相同，半径越大，变形性越大。
离子极化理论
离子极化理论离子极化（Ionic polarization）由法扬斯（Fajans）首先提出。
离子极化指的是在离子化合物中，正、负离子的电子云在对方离子的电场作用下，发生变形的现象。
离子极化理论是离子键理论的重要补充。
离子极化理论认为：离子化合物中除了起主要作用的静电引力之外，诱导力起着很重要的作用。
离子本身带电荷，阴、阳离子接近时，在相反电场的影响下，电子云变形，正、负电荷重心不再重合，产生诱导偶极，导致离子极化，致使物质在结构和性质上发生相应的变化。
一、离子的极化作用和变形性离子极化作用的大小决定于离子的极化力和变形性。
离子使异号离子极化而变形的作用称为该离子的“极化作用”；被异号离子极化而发生离子电子云变形的性能称为该离子的“变形性”。
虽然异号离子之间都可以使对方极化，但因阳离子具有多余的正电荷，半径较小，在外壳上缺少电子，它对相邻的阴离子起诱导作用显著；而阴离子则因半径较大，在外壳上有较多的电子容易变形，容易被诱导产生诱导偶极。
所以，对阳离子来说，极化作用应占主要地位，而对阴离子来说，变形性应占主要地位。
1.影响离子极化作用的主要因素（1）离子壳层的电子构型相同，半径相近，电荷高的阳离子有较强的极化作用。
例如：Al3+ > Mg2+ > Na+（2）半径相近，电荷相等，对于不同电子构型的阳离子，其极化作用大小顺序如下：18电子和18+2电子构型以及氦型离子。
如：Ag+、Pb2+、Li+等>9—17电子构型的离子。
如：Fe2+、Ni2+、Cr3+等>离子壳层为8电子构型的离子。
如：Na+、Ca2+、Mg2+等（3）离子的构型相同，电荷相等，半径越小，离子的极化作用越大。
但由于阳离子半径相互差别不大，所以，阳离子的电荷数越大，极化力越大。
为了衡量阳离子极化力，曾有许多人将正电荷数和半径综合起来找出统一的标度。
例如，卡特雷奇（G·H·Cartledge）以离子势φ=Z/r 为标度；徐光宪以静电势能Z2/r 为标度…等等。
选论——离子键理论和离子极化理论
(2)ZnI2 > HgI2 (3)FeCl3 > FeBr3 (4)CaO > KCl
(5)CaCl2、ZnCl2 (6)MgO、Al2O3 (7)FeCl3、FeCl2 (8)CaCl2、GeCl2
(5)CaCl2 > ZnCl2 (6)MgO > Al2O3 (7)FeCl3 < FeCl2 (8)CaCl2 > GeCl2
(8) Cu2O、Ag2O (9) BaCO3 、PbCO3
(1) CaSO4 > CdSO4 (2) MnSO4 > Mn2(SO4)3 (3) SrSO4 > MgSO4 (4) Na2SO4 > MgSO4 (5) HNO3 > HNO2 (6) Na2CO3 > NaHCO3 (7) ZnO > HgO
物用离子极化理论。
化合物性质
熔点、沸点 溶解度
热稳定性 颜色
离子键强度越大 （晶格能越大）
——
极化作用越强
深
5.例题
1、试解释AgCl，AgBr，AgI颜色由白色变到淡黄色再到黄色。
2、比较下列各组化合物的熔、沸点高低
(1)NaCl、NaBr
(1)NaCl > NaBr
(2)ZnI2、HgI2 (3)FeCl3、FeBr3 (4)CaO、KCl
(1)正离子
①正离子所带电荷越高，极化作用越强； ②正离子半径越小，极化作用越强； ③不同电子层结构的正离子，其极化作用大小的顺序为：
18e或(18+2)e > 9～17e > 8e
(2)负离子
①负离子所带电荷越低，极化作用越强； ②负离子半径越大，极化作用越强； ③复杂负离子对称性高，变形性差，极化作用弱； （复杂负离子的中心原子化合价越高，变形性越差）
Chemistry 离子极化学说简介
七 反极化作用
中心的 N(V), 极化作用很强, 使氧的电子变形:
HNO3 分子中, 由于 H+ 的极化能力极强, 它使NO3-中邻近H+的氧原子的极化与N(V)的作用相反:
Chemistry 离子极化学说简介.txt人永远不知道谁哪次不经意的跟你说了再见之后就真的再也不见了。一分钟有多长？这要看你是蹲在厕所里面，还是等在厕所外面……我的空间 主页|空间装扮博客|写新文章相册|上传照片好友|找新朋友档案|留言板我的应用 投票更多应用tantan62 0 | 我的消息(2/验升级啦！随时随地掌握好友动态
r 相近时, 电荷数越高极化能力越强.
r 相近, 电荷相同时, 外层电子数越多, 极化能力越强. 原因是外层电子对核的中和较小, 故有效电荷高些.
五 离子极化对键型的影响
离子键是离子之间的引力, 正离子的电子转移给了负离子.
当极化能力强的正离子和变形性大的负离子接近时, 发生极化现象, 负离子的电子云变形, 使两核间的电子云密度增大, 于是离子键的百分数减少, 共价键的百分数增大, 离子键向共价键过渡.
只考虑 对 I- 的极化作用, 应得 ZnI2 的极化程度最大的结果, 因为 的 r 最小. 即 ZnI2 的熔点、沸点低, 而HgI2的熔点、沸点高. 但这与实验结果是不相符的. 原因在于没有考虑的变形性, 没有考虑相互极化. 的变形性最小, 的变形性最大. 故相互极化的总结果是 HgI2 最严重.
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取消Байду номын用为反极化作用, 意思是与 N(V) 的效果相反. 这种反极化作用导致 O－N 键结合力减弱. 所以, 酸在较低的温度下将分解.
离子的极化
前面已讨论过8电子构型离子的极化能力较弱，而18电子构型的
离子有较强的极化力，又有较大的变形性。所以，NaCl晶体中由于极化
程度小而以离子键为主，CuCl晶体中由于极化程度大则以共价键为主。
因而NaCl在极性溶剂中是易溶物质，而CuCl却是难溶物质。
离子的极化
（2）极化使物质的熔点降低。例如，NaCl的熔点为1074
无机化学
离子的极化
在NaCl和CuCl中，Na+和Cu+这 两种离子具有相同的电荷和相近的半 径(Na—95 pm，Cu—96 pm)， 但 NaCl在水中的溶解度比CuCl大得多， 这主要与离子的极化有关。
离子的极化
一、 离子的极化作用
离子晶体是由正离子和负离子组成的，它们核外电子 云的负电重心和核的正电重心是重合的。由于正、负离子 都带有电荷，当正离子靠近负离子时，正离子的电场会对 负离子产生影响，正离子吸引负离子的外层电子，使负离 子的正、负电荷重心发生相对位移而产生诱导偶极，这种 一种离子使异号离子的正、负电荷重心发生相对位移的作 用，称做离子的极化作用。离子受极化而使外层电子云发 生形状改变的作用称为离子的变形，如正离子对负离子的 极化作用使负离子变形，如图2-20所示。
离子的极化
（2）离子极化作用的强弱与离子电荷、离子半径、电子 构型都有密切关系。离子极化作用的能力称为离子的极化力， 它是指使被极化离子变形的能力。正离子半径越小，所带电 荷越多，其极化力越强。
综合上述两个因素，可用离子势（Ф）这个标度来反映 离子极化力的强弱，表达式为
离子的极化
另外，当离子电荷相同、半径相近时，离子的电 子构型与其极化能力大小的顺序为
离子的极化
图2-20 负离子受正离子的极化作用
第四章-分子结构——分子间的作用力、氢键、离子极化理论
由极性键构成的分子是否一定是极性分子？
由极性键构成的分子，分子是否 有极性，还与分子的空间构型有关。 若键的极性在分子中可相互抵消，则为非极性分子。 如：BF3、CH4、CCl4、CO2 •••等。 若键的极性在分子中不能相互抵消，则为极性分子。 如：NH3、H2O、PCl3、SO2 •••等。
（3）偶极矩（dipole moment）
因为18e 构型的阳离子容易变形，变形性：Hg2+ > Cd2+ > Zn2+ 。
(d) 对颜色的影响
——强的离子极化作用使晶体颜色加深
如，大多数硫化物为黑色。 P212 19 题， AgCl AgBr AgI 颜色加深；
CuF2(无色) CuCl2(黄棕色) CuBr2(棕黑) CuI2(不存在)
非极性分子被极化 后，产生诱导偶极 极性分子在电场的 诱导下，也能产生 诱导偶极，且总偶 极矩增大。
极性分子
µ
无外电场时
µ +∆µ
有外电场时
图4-51 外电场对分子极性的影响示意图
分子在外电场中(或正、负离子本身的电场中)发生变形，产生 诱导偶极的过程叫分子的极化。 即使没有外电场存在，在某一瞬间，分子的正电荷重心和负电 荷重心也会发生不重合现象，这时产生的偶极称瞬间偶极。
但范德华力是决定共价化合物的熔点、沸点高低、 溶解度大小等物理性质的一个重要因素。 分子间力的性质属于电学性质，分子间力的产生与分 子的极化有关。对于范德华力本质的认识是随着量子力学 的出现而逐步深入的。
范德华力一般包括三个部分：
取向力（极极）：
永久偶极而产生的相互作用力。 诱导力(极非极，极极)： 诱导偶极同极性分子的永久偶 极间的作用力叫做诱导力。 色散力(所有分子间均存在)： 由于存在“瞬间偶极”而产生 的相互作用力。
大学无机化学第六章试题及答案解析
第六章化学键理论本章总目标：1：掌握离子键、共价键和金属键的基本特征以及它们的区别；2：了解物质的性质与分子结构和键参数的关系；3：重点掌握路易斯理论、价电子对互斥理论、杂化轨道理论以及分子轨道理论。
4：熟悉几种分子间作用力。
各小节目标：第一节：离子键理论1:掌握离子键的形成、性质和强度，学会从离子的电荷、电子构型和半径三个方面案例讨论离子的特征。
2:了解离子晶体的特征及几种简单离子晶体的晶体结构，初步学习从离子的电荷、电子构象和半径三个方面来分析离子晶体的空间构型。
第二节：共价键理论1;掌握路易斯理论。
2：理解共价键的形成和本质。
掌握价键理论的三个基本要点和共价键的类型。
3：理解并掌握价层电子对互斥理论要点并学会用此理论来判断共价分子的结构，并会用杂化轨道理论和分子轨道理论来解释分子的构型。
第三节：金属键理论了解金属键的能带理论和三种常见的金属晶格。
第四节：分子间作用力1：了解分子极性的判断和分子间作用力（范德华力）以及氢键这种次级键的形成原因。
2;初步掌握离子极化作用及其强度影响因素以及此作用对化合物结构及性质的影响。
习题一选择题1.下列化合物含有极性共价键的是（）(《无机化学例题与习题》吉大版)A.KClO3B.Na2O2C. Na2OD.KI2.下列分子或离子中键能最大的是（）A. O2B.O2-C. O22+D. O22-3. 下列化合物共价性最强的是（）(《无机化学例题与习题》吉大版)A.LiIB.CsIC. BeI2D.MgI24.极化能力最强的离子应具有的特性是（）A.离子电荷高，离子半径大B.离子电荷高，离子半径小C.离子电荷低，离子半径小D.离子电荷低，离子半径大5. 下列化合物中，键的极性最弱的是（）(《无机化学例题与习题》吉大版)A.FeCl3B.AlCl3C. SiCl4D.PCl56.对下列各组稳定性大小判断正确的是（）A.O2+＞O22-B. O2-＞O2C. NO+＞NOD. OF-＞OF7. 下列化合物中，含有非极性共价键的离子化合物是（）(《无机化学例题与习题》吉大版)A.H2O2B.NaCO3C. Na2O2D.KO38.下列各对物质中，是等电子体的为（）A.O22-和O3B. C和B+C. He和LiD. N2和CO9. 中心原子采取sp2杂化的分子是（）(《无机化学例题与习题》吉大版)A.NH3B.BCl3C. PCl3D.H2O10.下列分子中含有两个不同键长的是（）A .CO2 B.SO3 C. SF4 D.XeF411. 下列分子或离子中，不含有孤电子对的是（）(《无机化学例题与习题》吉大版)A. H2OB. H3O+C. NH3D. NH4+12.氨比甲烷易溶于水，其原因是（）A.相对分子质量的差别B.密度的差别C. 氢键D.熔点的差别13. 下列分子属于极性分子的是（）(《无机化学例题与习题》吉大版)A. CCl4B.CH3OCH3C. BCl3D. PCl514.下列哪一种物质只需克服色散力就能使之沸腾( )A.HClB.CH3Cll4D.NH315. 下列分子中，中心原子采取等性杂化的是（）(《无机化学例题与习题》吉大版)A. NCl3B.SF4C. CH Cl3D.H2O16.下列哪一种物质既有离子键又有共价键( )A.NaOHB.H2OC.CH3ClD.SiO217. 下列离子中，中心原子采取不等性杂化的是（）(《无机化学例题与习题》吉大版)A. H3O+B. NH4+C. PCl6-D.BI4-18.下列哪一种分子的偶极矩最大( )A.HFB.HClC.HBrD.HI19. 下列分子中，属于非极性分子的是（）(《无机化学例题与习题》吉大版)A.SO2B.CO2C. NO2D.ClO220.下列分子或离子中，中心原子的杂化轨道与NH3分子的中心原子轨道最相似的是（）(《无机化学例题与习题》吉大版)A. H2OB. H3O+C. NH4+D. BCl321.下列分子或离子中，构型不为直线形的是（）(《无机化学例题与习题》吉大版)A. I3+B. I3-C. CS2D. BeCl222. 下列分子不存在Ⅱ键的是（）(《无机化学例题与习题》吉大版)A. COCl2B. O3C.SOCl2D. SO323. 下列分子中含有不同长度共价键的是（）(《无机化学例题与习题》吉大版)A. NH3B. SO3C. KI3D. SF424. 下列化合物肯定不存在的是（）(《无机化学例题与习题》吉大版)A. BNB. N2H4C. C2H5OHD. HCHO二填空题1.比较大小(《无机化学例题与习题》吉大版)(1)晶格能AlF3AlCl3NaCl KCl(2)溶解度CuF2CuCl2Ca(HCO3) NaHCO32.NO+、NO2、NO2-的几何构型分别是、、、其中键角最小的是。
离子键理论
如果离子的排列形成规则的空间图象时，按几何学可以排除配 位数5、7、9、10和11。此外，配位数12则被正负电荷彼此平衡 的必需条件所排除。在离子晶体氯化钠中，在一个Na+离子 (95pm)周围仅能容纳6个Cl-离子(181pm)，才能使6个 Cl- 离子 全部与阳离子“接触”；而在Cl-离子周围可以容纳的 Na+ 离子 则多得多。但由于必须达到电中性，并且这个体系只有在阳离子 与所有围绕它的阴离子接触稳定的，因此氯化钠中为6：6配位。 任何一个 Na+ 离子有6个 Cl- 离子作为最邻近的粒子以八面体排 列在它的周围，与此类似，任何一个 Cl- 离子周围也有 Na+ 离子 按对应的方式排列。
3-4 离子晶体的晶格能 晶格能(点阵能)U的定义：1mol的离子化合物中正负离子，由相互远离的气态， 结合成离子晶体时所放出的能量。
如果每个离子被尽可能多的带相反电荷的离子包围时球型离子体系就处于最 低的能量，最相邻离子的个数就是离子的结晶学配位数。在NaCl中，离子都 处在有规则的晶格中，每个离子的配位数是六。当每种元素的NA个离子(一摩 尔)结合在一起形成晶体时，显然，其相互作用能不正好等于NA个离子对的相 互作用能。
(4) (18+2)电子构型,如 Pb2+(1s22s22p63s23p63d104s24p64d104f145s25p65d106s2) Sn2+(1s22s22p63s23p63d104s24p64d105s2) (5) 9~17电子构型,如 Fe2+(1s22s22p63s23p63d6) Cr3+(1s22s22p63s23p63d3) Mn2+(1s22s22p63s23p63d5)
离子的电子层构型分为:
第三节 金属键理论、分子间力、离子极化
这两种堆积都是最紧密堆积，空间利用率为 74.05%。
还有一种空间利用率稍低的堆积方式，立方体心堆积：立方 体 8 个顶点上的球互不相切，但均与体心位置上的球相切。
配位数 8 ，空间利用率为 68.02% 。
金属的 堆积方式
金属钾 K 的 立方体心堆积
六方紧密堆积 —— IIIB，IVB 面心立方紧密堆积 —— IB，Ni，Pd， Pt 立方体心堆积 —— IA，VB，VIB
2 e 结构 8 e 结构 ( 8 ~ 18 ) e 结构 18 e 结构 (18 + 2 ) e 结构
Li + Be 2 +
1s 2
Na + Cl－
ns 2 np 6
Fe 3 +
3s 2 3p 6 3d 5
Cd 2 + Ag +
ns 2 np 6 nd10
Pb 2 +
5s 2 5p 6 5d 10 6s 2
m.p. b.p.
Na 108.4 kJ∙mol－1
97.5℃ 880 ℃
Al 326.4 kJ∙mol－1
660 ℃ 1800 ℃
金属可以吸收波长范围极广的光，并重新反射出，故金属晶 体不透明，且有金属光泽。
在外电压的作用下，自由电子可以定向移动，故有导电性 。 受热时通过自由电子的碰撞及其与金属离子之间的碰撞，传递能 量。故金属是热的良导体。
H2O 分子间，HF 分子间氢键很强，以致于分子发生缔合。 经常以 ( H2O ) 2 ，( H2O ) 3 和 ( HF ) 2 ，( HF ) 3 形式存在。而 其中 ( H2O ) 2 的排列最紧密，且 4 ℃ 时 ( H2O ) 2 比例最大，故 4 ℃ 时水的密度最大。
常见离子晶体的结构
(2)几种典型的离子晶体
离子晶体的结构多种多样, 而且有 的很复杂。但复杂离子晶体一般都是 几种典型简单结构形式的变形, 因此 需要了解几种离子晶体的几种典型结 构, 这包括CsCl、NaCl、立方ZnS、 CaF2等。
CsCl型离子晶体:
所属晶系: 立方; 点阵: 立方P;
结构基元及每个晶胞中结构基元的数目: CsCl, 1个;
1mol. NaCl晶体中, 离子之间的排斥能为:
ER Brm
这样, 1mol. NaCl晶体总的势能函数为:
E (r)E CE RZ 4 Z 0e r2A N Bm r
平衡时
,有
:
dE ( r ) dr
Z Z e2 4 0 re2
AN
mB rem 1 0
根据鲍林第二规则(电价规则), 硅-氧键的静电键强度为硅离子电价 除以配位数＝4/4＝1，而负离子 O2的电价数为2。这决定了硅-氧四面体 的每一顶点 (即O2-)至多只能公用于 两个硅-氧四面体之间, 因为两个 SiO键的键强之和等于O2-的电价。
按照鲍林第三规则, 两个硅-氧四面体若 公用一个边(即公用两个顶点)或公用一个面 (即公用三个顶点), 将使两个高价Si4+离子距离 大大缩短, 从而严重影响结构的稳定性。这 些晶体化学原理决定了硅酸盐中Si4+必定以强 键与O2-键连接组成硅-氧四面体, 每个硅-氧 四面体的顶点O2-至多只能为两个四面体所公 用, 而两个硅－氧四面体则难以公用一个以 上的顶点。这些原理构成了按Si4+-O2-骨干的 类型及对硅酸盐进行分类的科学基础。
的数目: NaCl, 4个;
Na和Cl离子的配位数都是6；
离子的分数坐标:
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化合物性质
离子键强度越大
（晶格能越大）
极化作用越强
熔点、沸点
溶解度 热稳定性 颜色
——
深
5.例题
1、试解释AgCl，AgBr，AgI颜色由白色变到淡黄色再到黄色。
2、比较下列各组化合物的熔、沸点高低 (1)NaCl、NaBr (2)ZnI2、HgI2 (1)NaCl > NaBr (2)ZnI2 > HgI2
解：(3) BaSO4分解温度大于1374℃ ZnSO4分解温度小于755℃，大于300℃
6.离子极化理论的适用范围和局限性
(1)离子极化理论的适用范围
离子极化理论适用于具有共价性的离子化合物、含氧 酸和含氧酸盐；
(2)离子极化理论的局限性
离子极化理论是离子键理论的重要补充，但其也有局
限性，如没有明确的定量标度，没有考虑d,f电子和介
5、试解释酸性高锰酸钾溶液有强氧化性。
6、已知硫酸盐的热分解温度数据如下：
MgSO4
895℃
CaSO4
1149℃
SrSO4
1374℃
CdSO4
826℃
MnSO4
755℃
Mn2(SO4)3
300℃
(1)试解释上述分解温度数据；
(2)与硫酸盐相比，碳酸盐热稳定性如何？并解释原因；
(3)对BaSO4、ZnSO4的分解温度区间做出估计。
(3)FeCl3、FeBr3
(4)CaO、KCl (5)CaCl2、ZnCl2 (6)MgO、Al2O3 (7)FeCl3、FeCl2
(3)FeCl3 > FeBr3
(4)CaO > KCl (5)CaCl2 > ZnCl2 (6)MgO > Al2O3 (7)FeCl3 < FeCl2
(8)CaCl2、GeCl2
+
－
+
－
所以离子所带电荷越大，半径越小，则晶格能越大，离子键越强
但近代实验证明，即使电负性最小的Cs和电负性最大的
F形成的CsF，离子键也只占92%，仍有8%为共价键。因为 在离子化合物中，正负离子的原子轨道或多或少都会存在一 定的重叠，使得离子化合物不可避免的存在一定的共价性， 所以不存在纯粹的离子键。
④二元化合物的热稳定性（分解温度） 当给化合物加热时，极化作用越强，使离子键向共价键过渡倾向越 大，使化学键共价性增加、化合物共价性增加，使化合物热稳定性
降低，分解温度降低；
⑤含氧酸和含氧酸盐的热稳定性 ⑴含氧酸根负离子相同，正离子不同： 正离子反极化作用越强，含氧酸（盐）热稳定性越低； ⑵正离子相同，含氧酸根负离子不同： 若含氧酸根负离子的中心原子化合价越高，则其抵抗正离子反极化 作用的能力越强，本身被反极化作用影响越小，含氧酸（盐）热稳
两端均带”+”，互相排斥 ，从而降低了O—N键的 稳定性，使化合物不稳定 中心N原子
－＋ 正离子所带电荷越高 半径越小 反极化作用越强 化合物越不稳定
电荷高，极 化作用强
+
由于H原子半径很小，且带正电荷， 使O原子靠近N 从而使O原子极化，其靠近H原子部 原子部分呈”－” 分带负电，因H原子极化作用效果与 电性 N相反，故称其为反极化作用
③不同电子层结构的正离子，其极化作用大小的顺序为：
18e或(18+2)e > 9～17e > 8e
(2)负离子
①负离子所带电荷越低，极化作用越强； ②负离子半径越大，极化作用越强； ③复杂负离子对称性高，变形性差，极化作用弱；
（复杂负离子的中心原子化合价越高，变形性越差）
(3)相互极化作用
一般情况下，我们只考虑负离子的变形性，但一些电荷较低， 具有特定电子层结构的正离子也容易变形，则此时正离子能产生 一个附加的极化作用，我们称之为相互极化作用
2.离子极化理论要点
①离子极化的大小用极化作用的强弱来衡量；
②极化作用的强弱与化合物的正负离子有关：
⑴对正离子而言，若其诱导作用越强，则极化作用越强；
⑵对负离子而言，若其变形性越强，则极化作用越强；
③正离子的诱导作用、负离子的变形性与其所带电荷，电
子层结构、离子半径大小有关。
(1)正离子
①正离子所带电荷越高，极化作用越强； ②正离子半径越小，极化作用越强；
质对化合物的影响等；
L is the series of ligands Cl-, Br-, and NO2-.
79, 71, and 46 kJ/mol
离子键理论和离子极化理论
离子键的强度
离子键的强度通常用晶格能U的大小来衡量，晶格能U满 足玻恩-兰德方程：
138490 Z Z A 1 U (1 ) (r r ) n
其中：Z 、 Z 表示正负离子所带电荷，r 、r 表示正负离子的 半径，A为马德隆常数，n为玻恩指数（A、n均为常数）
(11) Na2S2O3、Ag2S2O3
(12) Na2SO3、Na2SO4 (13) AgNO3、Cu(NO3)2 (14) FeBr3、FeBr2 (15) HNO3、LiNO3
(14) FeBr3 < FeBr2
(15) HNO3 < LiNO3 (16) CaCO3 > MnCO3
(16) CaCO3、MnCO3
定性越高；
4.离子键理论和离子极化理论的应用
①判断化合物为典型离子化合物还是具有共价性的离子 化合物，判断方法如下： ⑴经验法：根据我们的学习经验直接判断，如KCl是典型离 子化合物，HCl是典型的可以电离的共价化合物；
⑵观察法：若化合物中有可产生较强极化作用的正负离子，
则化合物为具有共价性的离子化合物，否则为典型离子化 合物； ②典型离子化合物用离子键理论，具有共价性的离子化合 物用离子极化理论。
①如CsCl、NaCl等典型离子晶体，仍可用离子键理论解释
其性质； ②如AgBr、AlCl3由于其离子键中含较多共价键成分，故 不能使用离子键理论，而应使用离子极化理论来解释其性 质。
离子极化理论
1.什么是离子极化
离子极化是指离子在其自身电场作用下，使周围其 他离子的正负电荷重心不重合的过程。 简单的说，离子极化的含义就两点： ①使离子键共价化，即使离子键过渡到共价键； ②使离子化合物共价化，即使离子化合物过渡到 共价化合物
相互极化作用规律： ①18e或(18+2)e电子层结构的正离子容易变形，能引起附加极化； ②对同族元素，周期表自上而下，18e或(18+2)e电子层结构的正 离子附加极化作用递增； ③在具有相同18e或(18+2)e电子层结构的正离子化合物中，负离 子变形性越大，附加极化作用越强。
(4)反极化作用(适用于含氧酸和含氧酸盐)
(8) Cu2O > Ag2O
(9) BaCO3 > PbCO3
(9) BaCO3 、PbCO3
(10) Na2CO3、K2CO3
(10) Na2CO3 < K2CO3 (11) Na2S2O3 > Ag2S2O3 (12) Na2SO3 < Na2SO4 (13) AgNO3 > Cu(NO3)2
(8)CaCl2 > GeCl2
3、比较下列各组化合物的溶解度 (1)NaCl、CuCl (2)AgF，AgCl，AgBr，AgI (1)NaCl > CuCl (2)AgF > AgCl > AgBr > AgI
4、比较下列各组化合物的热稳定性(分解温度) (1) CaSO4、CdSO4 (2) MnSO4、Mn2(SO4)3 (3) SrSO4、MgSO4 (1) CaSO4 > CdSO4 (2) MnSO4 > Mn2(SO4)3
(3) SrSO4 > M4 (5) HNO3 > HNO2 (6) Na2CO3 > NaHCO3 (7) ZnO > HgO
(4) Na2SO4、MgSO4
(5) HNO3、HNO2 (6) Na2CO3、NaHCO3 (7) ZnO、HgO (8) Cu2O、Ag2O
3.离子极化对化合物性质的影响
①化合物颜色
极化作用越强，电子从负离子向正离子迁移更容易，化合物颜色
更深；
②化合物熔点和沸点 极化作用越强，使离子键向共价键过渡倾向越大，使化学键共价 性增加、化合物共价性增加，使化合物熔点和沸点降低； ③化合物溶解度 极化作用越强，使离子键向共价键过渡倾向越大，使化合物共价 性增加，使化合物溶解度降低；