离子键理论
化学中的化学键理论
化学中的化学键理论化学键是指原子间的吸引力力，是分子形成的基础。
化学键的形成、性质和断裂是化学反应的重要环节，也是化学研究的核心内容。
化学键理论是化学学科中的重要分支之一，它揭示了化学键的性质和本质，为化学科学的发展和应用提供了理论基础。
1. 传统化学键理论在传统的化学中，原子间的化学键是指开尔文的“亲和力”理论。
它将原子的吸引力定义为原子核和共享了某些电荷的电子间的作用力，是一个纯经验的观点。
它不是一个特别准确的预测性理论，但是仍然在一些情况下被广泛使用。
2. 共价键理论共价键理论是指两个原子通过共享电子共同发展出的化学键。
这一理论揭示了共价键的本质，即原子间电子的共享。
共价键通常用杂化轨道理论来解释。
杂化轨道理论认为，原子的价电子空壳轨道中的电子可能会混合成新的、更稳定的轨道，称为杂化轨道。
杂化轨道提供了一个更准确的方法来描述共价键——如在氨分子中，氮原子价电子空壳轨道和氢原子的原子轨道混合，产生了四个杂化轨道，分别用于和四个氢原子组成共价键。
3. 离子键理论离子键理论是指形成离子键的原理。
它是一种典型的原子或分子排斥的现象。
当两种化学物质中含有带电离子时，离子间会产生电吸引力，因此导致它们结合到一起，而这些带电离子被称为离子。
离子键通常发生在化合物中，如氯化钠（NaCl）和硫酸二钾（K2SO4）。
4. 金属键理论金属键是指金属中的化学键，通常是由金属离子通过共享电子形成金属键。
金属离子在结晶中排列成空间有序的三维结构，形成晶格。
这种排列方式为金属提供了良好的机械性能和导电性能，在大规模制造工业用金属和合金方面有着重要的应用。
总之，化学键理论是化学学科的核心，它揭示了化学键的本质及其反应机理，为探索化学反应规律和推进实用化学技术发展提供了基础。
为了更好地掌握化学反应过程，我们需要深入了解化学键理论，并将其应用于实践中。
选论——离子键理论和离子极化理论
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
第六章 1节离子键理论
NaCl (s) U E I Na+ (g) + Cl (g) + eNa (g) + Cl (g) ∆fH0 Na (s) + 1/2 Cl2 (g) S Na (g) +1/2 Cl2 (g) 1/2D
Na+ (g）+
Cl- (g)
U = -∆fH0 + S +1/2 D + I - E = [-(-411)+109+121+496-349] ∆ = 788 kJ· mol-1
半径比、晶型、配位数关系表
半径比（r+/r-） 配位数 晶体构型 0.225 ~ 0.414 4 0.414 ~ 0.732 6 0.732 ~ 1.0 8 立方ZnS型 NaCl型 CsCl型 实例 ZnO、ZnS NaCl CsCl
注意：构型还与物质的存在条件有关。
(2)理论推导
• 方法很多，如 Bron-Lande公式：
138490Z + Z − A 1 U = (1 − ) r n
Z+、Z-：离子电荷； A：Madelung常数； n：Bron指数； r：正负离子半径之和。
一些离子晶体的晶格能表
晶体 NaCl 晶格能 晶体 晶格能
四.离子的特征
• 1.离子的电荷 1.离子的电荷 离子是一种带电微粒，所带电荷数=在反应时 得到或失去的电子数。 对于主族元素最高电荷数=其族数。 2.离子的电子构型 2.离子的电子构型
三.离子键的强度
• 在实际中常用晶格能衡量离子键的强度。 • 晶格能越大，键越强。 1.定义：
晶格能：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。 如：Na + ( g ) + Cl－ ( g ) = NaCl ( s ) U = -△rHm
sirlee化学键理论与分子结构
③ 9～17电子构型：ns2np6nd1-9。如Mn2+、Fe2+、 Fe3+、Co2+、Ni2+等d区元素的离子。(这些离子相应 的原子结构为：ns2np6nd1-10(n+1)s1-2，失去最外层的 s电子及部分次外层nd电子成离子） ④ 18电子型：ns2np6nd10。如Cu+、Ag+、Zn2+、 Cd2+、Hg2+等ds区元素的离子及Sn4+、Pb4+等p区高 氧化态金属正离子。 ⑤（18+2）电子型(n-1)s2(n-1)p6(n-1)d10ns2。如Sn2+、 Pb2+、Sb3+、Bi3+等p区低氧化态金属正离子。
(4) 共价键的类型 根据原子轨道重叠方式的不同， 共价键可分为σ键和π键两种 主要类型。
① σ键：成键的两个原子轨道 沿键轴方向，以“头碰头”的 方式发生重叠，其重叠部分集 中在键轴周围，对键轴呈圆柱 形对称性分布，即沿键轴旋转 任何角度，形状和符号都不会 改变。这种共价键键称为σ键。
2．离子键的特征 (1) 无方向性 由于离子电荷的分布可看作是球形对称的，在各个 方向上的静电效应是等同的。 (2) 无饱和性 同一个离子可以和不同数目的异性电荷离子结合， 只要离子周围的空间允许，每一离子尽可能多地吸 引异号电荷离子，因此，离子键无饱和性。但不应 误解为一种离子周围所配位的异性电荷离子的数目 是任意的。恰恰相反，晶体中每种离子都有一定的 配位数，它主要取决于相互作用的离子的相对大小， 并使得异性离子间的吸引力应大于同性离子间的排 斥力。
二、共价键 1．共价键理论的发展历史
或用短线“-”表示共用电子对：
H—H Cl—Cl H—Cl N≡N
第七章 化学键理论概述
3
BF CH BeCl 3 4 2 实例 HgCl2 BCl3 SiCl4 Be(ⅡA) B(ⅢA) C,Si 中心原子 Hg(ⅡB) (ⅣA)
PH3 N,P
(ⅤA)
NH 3
H2O H2S O,S
(ⅥA)
（5）sp3d2杂化
定义：同一原子内，由1个ns轨道与3个np轨道、 2个nd轨道间发生的杂化叫sp3d2杂化。杂化后形成 的6个新轨道叫sp3d2杂化轨道。 特点：每个sp3d2杂化轨道中含有1/6s成分和 3/6的p成分、2/6的d成分。
2.杂化轨道类型与分子的空间构型 ①sp杂化
由1个ns轨道和1个np轨道进行杂化，组成2个等同的sp杂化轨道。
每个sp杂化轨道中含1/2 s成分和1/2 p的成分。 两个sp杂化轨道之间夹角为180°，分子空间构型为直线型。
BeCl2分子形成过程
②sp2杂化
1个ns轨道和2个np轨道经杂化组成3个等同的sp2杂化轨道。
第七章
分子结构
离子键理论 化学键理论 共价键理论 金属键理论
§7 - 1 离子键理论
一、离子键的特点 1. 离子键的本质是库仑静电作用力 + f ∝ q q /r
q+、q-为离子所带电荷, R为离子间距离。
离子键强度是用晶格能来描述的。
2.离子键的特点：
既无方向性，也无饱和性。 离子化合物是由正负离子通过离子键相互交替连 结而成的晶体结构。
Na(s) + 1/2F2(g) S Na(g) I 1/2D F(g) A
ΔH
NaF(s)
U
Na+(g)
+ F－(g)
式中 S为 Na 的升华热 (108.8 kJ· mol － 1) ， I 为 Na 的电离势（ 495.8 kJ· mol － 1) ， D 为 F 的 键 能 (141.8 kJ· mol － 1 ） ， A 为 F 的 电 子 亲 合 势 (-328.0 2 kJ· mol－1)，ΔH为NaF的生成焓(-573.65 kJ· mol－1)，U为NaF的晶格能。
第一章(化学键)
第二节 共价键理论
现代的价键理论(Valence Bond Theory)VB
共价键的类型 键和键
2s N
y z x
2p N N N2
π σ
z
y
π N
y
z
N π
π
第二节 共价键理论
现代的价键理论(Valence Bond Theory)VB 键：沿着轨道对称轴方向的重叠形成的共价键。 键：沿着轨道对称轴平行方向的重叠形成的共价键
激发 2px 2py 2pz
C
1s 2s
H C H H
激发态
1s
sp3
杂化
E=s/4+3p/4
夹角：109028‘
杂化轨道的类型 sp3杂化 AY4的分子的中心原子A都采取sp3杂化类型。 例如，CH4、CCl4、NH4+、CH3Cl、NH3、H2O等。 与中心原子键合的是同一种原子，分子呈高 度对称的正四面体构型，其中的4个sp3杂化轨道 自然没有差别，这种杂化类型叫做等性杂化。 中心原子的4个sp3杂化轨道用于构建不同的s 轨道，如CH3Cl中C-H键和C-Cl键的键长、键能 都不相同，显然有差别，4个s键的键角也有差别， 又如NH3和H2O的中心原子的4个杂化轨道分别用 于s键和孤对电子对，这样的4个杂化轨道显然有 差别，叫做不等性杂化。
激发
杂化
2s1 2px12py12pz1 激发态
2s2 2px12py12pz0 基态
sp
2py12pz1
sp
E=s/2+p/2
夹角：1800
碳原子的杂化类型总结
109o28/
120
o
180o
Csp3
第七章化学键理论概述
化学键理论概述7－1 离子键理论1916 年德国科学家科塞尔（Kossel ）提出离子键理论。
7－1－1 离子键的形成电子转移形成离子，相应的电子构型变为稀有气体原子的电子层构型，形成稳定的离子。
正、负离子在静电引力的作用下结合在一起，形成离子化合物。
正、负离子之间的静电引力就是离子键。
r q q V 04ε -+∙-=吸引离子间距与势能V 的变化曲线7―1―2 离子键的性质离子键的本质是静电作用力。
离子的电荷越大，离子间的距离越小，离子间的静电引力越强。
静电引力的实质，决定了一个离子与任何方向的电性不同的离子相吸引而成键，所以离子键无方向性；而且只要是正负离子之间，则彼此吸引，即离子键无饱和性。
但是每个离子周围排列的相反电荷离子的数目是一定的，这个数目是与正负离子半径的大小和所带电荷多少等有关。
离子键形成的重要条件就是元素之间的电负性差值较大。
一般来说，元素的电负性差越大，形成的离子键越强。
化合物中不存在百分之百的离子键一般用离子性百分数来表示键的离子性的相对大小。
一般认为，∆χ> 1.7，发生电子转移，主要形成离子键。
∆χ< 1.7，不发生电子转移，主要形成共价键。
7―1―3 离子键的强度键能 1 mol 气态分子，离解成气态原子时，所吸收的能量，为离子键的键能，用E i表示。
键能E i越大，表示离子键越强。
晶格能在标准状态下，将1mol 离子型晶体分解成 1 mol 气态正、负离子时需要的能量，用U表示。
晶格能U越大，表示晶体分解成离子时吸收的能量越多，说明离子键越强。
离子键的强度通常用晶格能的大小来衡量。
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的结果。
离子型化合物在通常状态下是以阴、阳离子聚集在一起形成的巨分子的形式存在。
所以离子化合物的化学结合力不是简单的两个阴、阳离子之间的结合，而是整块晶体之内的整个结合力。
因此，用晶格能描述离子键的强度经常比离子键的键能来得更好。
上海空中课堂高一化学第二章
上海空中课堂高一化学第二章的内容涵盖了化学键理论和晶体结构两个主要主题。
在这一章中，学生将了解到离子键理论的基本概念，包括离子键的形成、离子键的特性以及离子晶体的性质和结构。
此外，还将探讨金属键理论的基本概念，以及分子晶体、原子晶体的结构和性质。
首先，离子键理论是解释由正离子和负离子之间通过静电吸引和排斥来形成化学键的模型。
在化学反应中，正离子和负离子相互吸引，但由于正负电荷的相互排斥，它们不会直接接触，而是通过静电力的作用来传递相互作用。
离子键的特性是键的离子性程度高，金属键理论则强调金属离子键结构中金属离子与配体之间的相互作用。
离子键理论在周期表中的大部分金属元素和非金属元素之间都有应用。
在晶体结构部分，学生将了解到不同类型的晶体结构和性质。
离子晶体中，正离子和负离子之间通过离子键结合形成三维网状结构。
这种结构使得离子晶体具有高熔点和沸点，并具有脆性和硬性。
金属晶体由金属键连接，其结构特征是自由电子与金属阳离子的水化作用。
金属键结构使得金属具有良好的导电性和导热性，同时还具有延展性。
分子晶体是由分子通过范德华力结合形成的。
它们具有高沸点、高熔点和高沸点物质的溶解性等特点，但同时也可能具有挥发性、导电性和毒性等性质。
原子晶体以共价键链接，其中包含高熔点和高沸点的原子晶体和分子晶体。
它们的共价键结构使得它们具有高电负性和共价键的稳定性。
在学习这一章的过程中，学生需要理解并掌握离子键理论的基本概念和金属键理论的基本概念，同时还需要掌握不同类型的晶体结构和性质。
此外，学生还需要通过实例来理解离子键理论在解释化学反应和物质结构中的应用。
为了更好地理解和掌握这一章的内容，学生可以参考教科书、相关资料和在线资源，进行深入的学习和研究。
同时，学生还可以通过做练习题和实验操作来巩固所学知识，提高自己的应用能力。
总之，上海空中课堂高一化学第二章的内容涉及化学键理论和晶体结构两个主题，需要学生掌握离子键理论的基本概念和金属键理论的基本概念，并了解不同类型的晶体结构和性质。
化学键的理论模型
化学键的理论模型化学键是因为原子之间的互相吸引而形成的。
原子通过化学键来连接成分子。
在化学键的研究中，互相作用的原子可以分为两类，一类是金属原子，另一类是非金属原子。
我们知道金属原子倾向于形成金属键，而非金属原子之间主要形成离子键、共价键。
离子键以阴阳离子之间的吸引力为基础，而共价键则是原子间电子的共享。
化学家们为了深入研究原子间化学键的形成和特征，建立了一些理论模型，这些模型有助于我们理解化学键的基本本质和动力学机制。
1、离子键理论模型离子键是由于正负电荷之间的相互吸引产生的。
在这个理论模型中，一个阳离子被一个或多个阴离子包围着。
离子密度比单个离子高，这使得其在内部形成了一种电子云。
换句话说，对离子间的作用力进行计算，我们可以看到阴离子和阳离子电子密度的差异。
这种模型在熔融或高温条件下存在的离子成分中非常明显。
2、共价键理论模型共价键是由原子电子间的共享所造成的。
在这种模型中，两个吸引彼此的原子能够通过一个由原子电子形成的云结合在一起。
这种模型，使我们能够更好的理解原子发生共价键的形成。
例如，当一个氧原子和两个氢原子共享电子时，他们之间建立了一个氢键。
3、以分子轨道理论为基础的化学键模型分子轨道理论是一种基于波函数和量子力学的化学考虑模型。
这种模型下，分子轨道是由单个原子轨道的线性和而成。
为让两个原子之间形成化学键，在分子轨道理论中，会发生“前向叠加”。
“前向叠加”是通过相邻的两个原子之间的可用轨道产生的，它们将产生一个全新的轨道，其中两个原子中的电子得以共享。
这种模型基于天然的电荷转移理论，通常至少涉及两个原子之间的相互作用。
4、以价态键理论为基础的化学键模型价态键理论是原子通过共享或转移电子来结合的一种理论，用于解释原子之间的连接方式。
它是由Gilbert Newton Lewis和Irving Langmuir提出的。
其核心概念是电子互相作用和需求层次结构。
价态是一种对原子电子云所处空间层次的描述，它依赖于电子结构理论。
共价键与离子键的化学原理
共价键与离子键的化学原理化学是自然科学中的一个重要分支，研究物质的组成、结构、性质及其相互转化的规律。
在化学中，原子之间的相互作用是非常重要的，其中包括共价键和离子键。
本文将深入探讨共价键与离子键的化学原理。
一、共价键的化学原理共价键是指两个原子通过共用电子来达到稳定性的键。
共价键的形成基于原子能够共享电子，而这种电子共享能够使得原子间的距离更近，从而形成更强的化学键。
1. 原子轨道理论原子轨道理论是解释共价键的一种化学模型，主要基于原子核和共同被占据的电子对于形成化学键的贡献。
原子轨道理论解释了分子中化学键的性质。
原子中的电子贡献于原子基态，如2个原子各有1个电子，这些电子可以合成1对具有相反自旋的电子，这称为电子偶极子。
2. 电子对互斥原理用于分子中的化学键与非化学键。
电子对互斥原理是一种规则，指的是分子中最高能量电子的排斥性与分子中键的角度密切相关。
原子实的核相互作用将引起空间区域中复杂的电子互斥，并在具有相反自旋电子的配对空间区域中形成电子偶。
这些效应对于分子中的化学键的长度和键角有很大的影响。
3. 带电原子带电原子是指原子核周围的带电粒子，它们通过捐赠或接受电子来建立共价键。
在共价键中，电子是很重要的，因为它们维持着分子的稳定性。
4、共价键的类型共价键根据电子的数目、原子间的电子角和空间取向又可分为单键、双键和三键。
单键只涉及1对电子，是最简单的型号；双键涉及2对电子，而三键则涉及3对电子。
二、离子键的化学原理离子键是两个离子之间的化学键。
离子通常由金属和非金属形成，它们的电子层通过捐赠和接受电子来建立化学键。
1. 电离能理论电离能理论是离子键的理论基础之一。
它解释了当两种元素离子聚集在一起时，它们的离子电位是用来约束离子的结构。
当一个离子完全或部分捐赠电子时，这个过程会导致另一个离子接受这个电子。
2. 复合离子复合离子是一种由至少两个不同元素组成，整体带电且类似离子的化合物。
它们通常建立在离子中，而且它们的离子范围和角度是控制着化学键长和角度的关键因素之一。
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:
第七章 化学键理论概述
Bond Type
C-C
C=C
C≡C
C-N
C=N
Bond Lengths
ห้องสมุดไป่ตู้C≡N
Triple bond < Double Bond < Single Bond
Bond Length (pm)
154 133 120 143 138 116
键的极性
SO2
NO3
SO3
上述分子虽然含有单键和双键，但实验测得的键长 相等，且介于单、双键之间。
共振体的概念
为解释NO2, NO3, SO2, SO3等分子或离子中的 单键和双键的键长相等而且键长数值一般介于单、 双键键长之间的实验事实，19311933年Pauling提 出了共振体(resonance form) 的概念，即这些分子 或离子的真实结构实际上是两种或两种以上结构 式的共振体。
r0
n
NA--- 阿佛伽德罗常数
A --- 马德隆常数（与晶体中原子空间排列有关）
CsCl型晶体 A = 1.76267；NaCl型晶体 A = 1.74756
ZnS型晶体 A = 1.63806
n：波恩指数；0：真空介电常数 e：1个电子所带的电量；r：正负离子间距离
Z+, Z：电荷数
（b）由热化学数据进行计算
的半径，分别为133 pm 和132 pm。以此为基础，推算出一系列 的离子半径。rMg2+=dMgO-rO2-= 210-132 = 78 pm
1927 年，Pauling 把最外层电子到核的距离，定义为离子半径。并
利用有效核电荷等数据，求出一套离子半径数值，被称为
离子键理论
3.立方晶系AB型离子晶体的空间结构
晶胞的平行六面体是正六面体时,我们称它属于立方晶系,用来表示平行六面体的三度的三个轴,称为晶轴,三个晶轴的长度分别用a, b, c表示,三个晶轴之间的夹角分别用 , , 表示.
2.晶体的宏观特征:有规则的多面体外形（自范性和对称性）、有确定的熔点和各向异性（如导电、导热、光的透射、折射和偏振等）。
3.晶胞:晶体中的基本单元。整块晶体是由这样一些完全等同的晶胞在三维空间里无限堆积而成。“完全等同”指晶胞里粒子数目和种类以及晶胞形状、取向和大小完全等同。
4.素晶胞、体心晶胞和面心晶胞。
四-1晶体的概念
1.物质按形态可分为固体、液体和气体三类。固体又可分为晶体和非晶体两类。晶体可分为单晶、双晶、晶簇和多晶。单晶是单一的晶体多面体；双晶是两个单晶按一定规则生长在一起的晶体；晶簇是许多单晶以不同的取向连在一起的晶体；由大量微小晶体结合起来的年不到规则外形的是多晶。（还有等离子体、液晶等）。
1)离子电荷数的影响
2)离子半径的影响
半径大,导致离子间距大,所以作用力小;相反,半径小,则作用力大.
3)离子半径概念
将离子晶体中的离子看成是相切的球体,正负离子的核间距d是r+和r-之和:
1926年,哥德希密特(Goldschmidt)用光学方法测定,得到了F-和 的半径,分别为133pm和132pm,结合X射线衍射数据,得到一系列离子半径:
2.离子键的形成条件
(优选)离子键理论详解.
2020/8/3
1
➢原子：除稀有气体外，其它原子都不是稳 定结构，因此是以分子形式存在。
➢分子：是参与化学反应的基本单元，其内 部结构决定了分子的性质，而分子的性质 是物质性质的主要决定因素。
分子结构
化学键：分子内各原子间的强相互作用 (大于40 kJ·mol-1)；
空间构型： 分子(或晶体)的几何形状；
分子间力：
分子的结构与物质的物化性质的关系 离子键理论
化学键理论
共价键理论： 价键理论、杂化轨道、价 层电子对互斥、分子轨道
金属能带理论 理论；
§4-1 离子键理论
§4-1 离子键理论
1、离子键的形成
➢ 离子键理论要点
✓ 电负性相差较大的金属和非金属原子间发生电子得失，
形成正、负离子；
✓ 离子具有较稳定的结构，通常主族元素离子为稀有气
离子的电荷分布近似为球形对称，只要条件允许， 它可以在空间任何方向、尽可能多的与带有相反电荷 的离子相互吸引。
NaCl 晶体
§4-1 离子键理论
2、离子键的特点
➢ 键的离子性与元素的电负性有关
键既有离子性也有共价性 离子性：静电作用 共价性：原子轨道重叠
AB型化合物单键离子性百分数 原子电负性差值
8e < 9～17e < 2e、18e或18+2e
原 因： d电子在核外空间的概率分布比较松散，对核内
正电荷的屏蔽作用较小，所以d电子越多，离子的有 效正电荷越大。
§4-1 离子键理论
➢ 离子半径
正、负离子间静电吸引与核外 电子间以及原子核间排斥作用达到 平衡时，正、负离子保持一定的平 衡距离，叫做核间距d（可由X-射线 衍射的方法得到）。
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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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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:
离子晶体中,每个离子总极化力是离子固有极化 力与附加极化力之和. 5.对物质结构和性质影响:
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休息
15
.
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6
9.3.2典型的AB型离子晶体
1.特征:
+
+
+
+
规则:阴阳离子相互接触稳定,配位数大稳定.
配位数: 晶体内(或分子内)某一个粒子周围最接近的粒
子数目.
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5 休息
7
9.3.2典型的AB型离子晶体
2.结构类型与离子堆积规则:
①NaCl型:
晶格:面心立方
配位比: 6:6
0.732～1.00
8 CsCl 型
1.00
12 最密堆积
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休息
目录
10
9.3.3离子的极化
1.离子的极化:
未极 化的 简单 离子
离子在外电场中:
离子在外电场作用下产生诱导偶极的过程.
休息
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9.3.3离子的极化
离子极化的强弱主要取决于离子的极化力以及 离子的变形性. 2.离子的极化力: 离子的极化力:某离子使异电荷离子产生变形的能力.
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休息
目录
17
9.3.4晶格能
1.晶格能(lattice energy): 由无限远离的气态正负离子,形成1mol离子晶体
时所放出的热量. Na+(g) + Cl-(g) → rHm NaCl(s) rHm = -788.1kJ·mol-1 U = 788.1kJ·mol-1
2.晶格能计算:
9.3.3离子的极化
①键型以及晶型:
极化作用 键的极性
②性质: 如对卤化银物理性质的影响.
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休息
16
增强 减小
9.3.3离子的极化
AgF AgCl
键型
离子键
晶体类型 NaCl型
物 理
溶解度 化合物颜色
大 浅
性 电导率
质 变
金属光泽
小 弱
化
AgBr AgI
共价键 ZnS型
小 深 大 强
KBr(s)
H m,6=-U
Br- (g) + K+(g)
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9.3.4晶格能
3.影响因素: ①Z±: Z↑,U↑ 例:U(NaCl) < U(MgO) ②r±: r↑,U↓ 例:U(MgO) > U(CaO) ③晶体结构类型;
④离子电子层结构类型. 4.对物理性质影响:
MgO CaO SrO BaO
Z↑, r±↓
变化规律(pm) : + -
95
①同元素离子:
65 50
Z↑, r± ↓
d = r++ r-
Na(Ⅰ) Mg(Ⅱ) Al(Ⅲ)
184
周期数↑, r±↑
37
29
S(Ⅱ)
S(Ⅳ)
S(Ⅵ)
②同周期不同元素离子:
③同族元素Z相同的离子:
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休息
5
133 95 60
Li(Ⅰ)
7 目录
r
小
大
U大
小
熔点 高
低
硬度 大
小
18 休息 下节 目录
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离子电场球形对称;
+
②无饱和性: 离子电场力无方向性.
-
2.离子的特征:
(1)电子构型(ionic electron configuration):
所有简单阴离子:8 电子构型,如F-、Cl-、S2- 等.
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休息
4
9.3.1离子键理论
阳离子电子构型较复杂. (2)离子半径(ionic radius):
主要影响因素: ①Z; ②r; ③离子的电子构型.
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12
9.3.3离子的极化
一般来说: Z↑,r+↓,极化力↑. Z相同, r+ 相近,与电子构型有关: 18,(18+2)以及2电子构型具强极化力. 如Cu+,Pb2+,Li+等. 8电子构型离子极化力最弱. 如Na+, Ca2+等. 其它电子构型极化力中等 .
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休息
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9.3.3离子的极化
3.离子变形性: 离子在外电场作用下,外层电子与核发生相对位
移的性质. 也用极化率衡量. 主要取决于离子半径的大小.
①r相近,但电荷不同时:
负离子: Z-大,大; 正离子: Z+大,小.
②r相近,Z相同时,与电子构型有关. 4.一般规律 :
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NaBr、KI、LiF、
MgO等.
②CsCl型:
晶格:简单立方
配位比: 8:8
CsBr、CsI、
TlCl等.
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休息
8
③ZnS型(立方型): 晶格: 面心立方 配位比: 4:4 例:BeO、ZnO、 HgS等.
9.3.2典型的AB型离子晶体
④离子堆积规则: 配位数为6:6的晶体:
a+
+
Na(Ⅰ)
K(Ⅰ)
9.3.1离子键理论
阳离子电子构型:
电子 构型 外电子层电子排布式
实例
2 1s2 8 ns2np6 9~17 ns2np6nd1~9 18 ns2np6nd10 18+2 (n-1)s2(n-1)p6(n-1)d10ns2
Li+,Be2+ Na+,Mg2+,Al3+,Sc3+ Cr3+,Mn2+,Fe2+,3+,Cu2+ Cu+,Zn2+,Cd2+,Hg2+ Sn2+,Pb2+,Sb3+,Bi3+