第4章1_离子键理论
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2022年高考一轮复习 第4章 物质结构与性质 第3节 化学键与分子结构及性质
键角 在多原子分子中，两个相邻共价键之间的夹角
(2)键参数与分子的性质 ①键参数对分子性质的影响
②键参数与分子稳定性的关系 键能越_大__，键长越_短__，分子越稳定。
σ键与π键的判断方法 (1)轨道重叠方式 形成σ键时，原子轨道以“头碰头”的方式重叠；形成π键时，原 子轨道以“肩并肩”的方式重叠。 (2)电子云的对称性 σ键的电子云是以形成化学键的两原子核的连线为轴旋转对称，为 轴对称；π键的电子云是由两块组成，它们互为镜像，为镜面对称。
(5)杂化轨道只用于形成σ键或用于容纳未参与成键的孤电子对。 (√ )
(6)价层电子对互斥理论中，π键电子对数不计入中心原子的价层 电子对数。( √ )
(7)N2分子中N原子没有杂化，分子中有1个σ键、2个π键。( √ )
2．比较下列分子或离子中键角的大小。 (1)H2O________H3O＋，NH3________NH4＋ (2)SO3________CCl4，CS2________SO2 解析：(1)H2O与H3O＋、NH3与NH＋ 4 的中心原子均采用sp3杂化， 孤电子对数越多，斥力越大，键角越小。(2)SO3为平面三角形，键角 120°，CCl4为正四面体形，键角109°28′；CS2为直线形，SO2为V 形，键角CS2>SO2。 答案：(1)< < (2)> >
第二步：确定价层电子对的空间结构 由于价层电子对之间的相互排斥作用，使它们尽可能地相互远 离，这样已知价层电子对的数目，就可以确定它们的空间结构。 第三步：分子空间结构的确定 价层电子对有成键电子对和孤电子对之分，价层电子对的总数减 去成键电子对数得孤电子对数。根据成键电子对数和孤电子对数，可 以确定相应的较稳定的分子空间结构。
宏观辨识 与
(2)键参数与分子的性质 ①键参数对分子性质的影响
②键参数与分子稳定性的关系 键能越_大__，键长越_短__，分子越稳定。
σ键与π键的判断方法 (1)轨道重叠方式 形成σ键时，原子轨道以“头碰头”的方式重叠；形成π键时，原 子轨道以“肩并肩”的方式重叠。 (2)电子云的对称性 σ键的电子云是以形成化学键的两原子核的连线为轴旋转对称，为 轴对称；π键的电子云是由两块组成，它们互为镜像，为镜面对称。
(5)杂化轨道只用于形成σ键或用于容纳未参与成键的孤电子对。 (√ )
(6)价层电子对互斥理论中，π键电子对数不计入中心原子的价层 电子对数。( √ )
(7)N2分子中N原子没有杂化，分子中有1个σ键、2个π键。( √ )
2．比较下列分子或离子中键角的大小。 (1)H2O________H3O＋，NH3________NH4＋ (2)SO3________CCl4，CS2________SO2 解析：(1)H2O与H3O＋、NH3与NH＋ 4 的中心原子均采用sp3杂化， 孤电子对数越多，斥力越大，键角越小。(2)SO3为平面三角形，键角 120°，CCl4为正四面体形，键角109°28′；CS2为直线形，SO2为V 形，键角CS2>SO2。 答案：(1)< < (2)> >
第二步：确定价层电子对的空间结构 由于价层电子对之间的相互排斥作用，使它们尽可能地相互远 离，这样已知价层电子对的数目，就可以确定它们的空间结构。 第三步：分子空间结构的确定 价层电子对有成键电子对和孤电子对之分，价层电子对的总数减 去成键电子对数得孤电子对数。根据成键电子对数和孤电子对数，可 以确定相应的较稳定的分子空间结构。
宏观辨识 与
离子键价键理论
no =8+8+2×8=32
nv=4+6+2×7=24
ns = no - nv=32-24=8
成鍵数=8/2=4
nl = nv – ns=24-8=16
孤电子对数=16/2=8
画出结பைடு நூலகம்式：
Cl CO
Cl
离子键价键理论
画出CO32-的路易斯结构式
no =8+3×8=32
nv=4+3×6＋2=24
ns = no - nv=32-24=8
离子键价键理论
•离子半径：离子晶体中，正负离子之间吸引和排斥保持 平衡时的距离为正负离子半径之和
A.同主族比较 B.电子层结构相同的离子比较 •离子键强弱判断：
A.NaCl NaBr NaI 8010 C 、7470 C、6600 C B. NaCl MgCl2 AlCl3 熔点比较
8010 C、7140 C、1940 C
NaCl晶体，其化学式仅表示Na离子与Cl离子的 离子数目之比为1∶1，并不是其分子式，整个 NaCl晶体就是一个大分子。
离子键价键理论
NaCl的晶胞结构
离子键价键理论
3.键的离子性与元素的电负性有关 用两元素的电负性差 x判断键的性质
离子键的形成：与元素的电负性差有关。实验表明， 即使是电负性差值最大的氟与铯形成化合物，离子 性也只有92%，仍有8%的共价性。当两个原子的电 负性差为1.7时，单间具50%的离子性，这是参考数 据。如果两个原子的电负性大于1.7。可判断它们之 间形成了离子键，是离子化合物，两个原子的电负 性小于1.7，可判断它们形成共价键，形成共价化合 物。 形成条件：两原子的电负性差值较大，电负性差值＞1.7， 离子性大于50%，形成离子键。
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。
第四章 分子结构——分子间的作用力、氢键、离子极化理论
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键的极性的增大 离子键向共价键的过渡 图4-55 由离子键向共价键的过渡
(1) 离子的极化力和变形性 离子的极化力 极化力和
极化力( 极化力(φ )—— 一种离子使邻近的异性离子极化而
变形的能力，通常阳离子极化力占主导 阳离子极化力占主导。 变形的能力，通常阳离子极化力占主导。
Z* φ 极化力 ∝ r
表4-14 分子间的作用能 ⋅mol-1)的分配 分子间的作用能(kJ⋅ 的分配
范德华力对共价化合物物理性质的影响： 范德华力对共价化合物物理性质的影响： 物理性质的影响
分子间范德华力的大小可说明共价化合物间 分子间范德华力的大小可说明共价化合物间 范德华力的大小可说明共价化合物 的物理性质差异： 的物理性质差异： 熔点、沸点的高低，溶解度的大小， 如，熔点、沸点的高低，溶解度的大小， 液化、 等等。 液化、结晶现象及相似相溶原理 ••• 等等。
d→偶极长→正电荷重心和负电荷重心的距离。偶极长 、 →偶极长→正电荷重心和负电荷重心的距离。偶极长d、 偶极子电荷q 是无法测定的， 偶极子电荷 是无法测定的，但偶极矩 µ 可通过实验测得
µ 的单位为 德拜 ， 1D = 3.33×10-30 C·m。 的单位为D(德拜 德拜)， × 。
因为一个电子的电量是1.6× 因为一个电子的电量是 ×10-19C，分子的直径在 -10 m ，分子的直径在10 数量级，所以，分子电偶极矩大小数量级为10 数量级，所以，分子电偶极矩大小数量级为 -30(C·m)。 。
极性分子的这种 固有偶极叫做 叫做永久偶 固有偶极叫做永久偶 极矩µ 。 外电场影响下所 外电场影响下所 产生的偶极叫 产生的偶极叫诱导偶 诱导偶极矩(∆ 极。诱导偶极矩 ∆µ) 的大小与外电场强度 成正比。 成正比。
分子结构价键和杂化轨道理论
但不能说明一些分子的几何构型。
无法解释甲烷分子实测的立体构造是正四面体, 4个C-H键是等同的。因碳原子的3个2p轨道相互正交 (90 ), 而2s轨道是球形的。
为了解决许多分子构型的理论分析和实验不符 的矛盾, 更好的解释分子的实际空间构型和稳定性, 1931年由鲍林等人在价键理论的根底上提出了杂化 轨道理论。
晶格: 面心立方; 配位比: 6 : 6
0.732 > r+/r- > 0.414
体心立方晶型 配位比: 8 : 8
r+/r- = 0.732
三、离子键的强度 ——用晶格能〔Lattice Energy, U〕表示.
〔通常不用“键能〞表示〕。 晶格能定义 ——互相远离的气态正、负离子结合生成1 mol 离子晶体的过程所释放的能量的绝对值。
(三) 共价键的类型
按成键方式划分： 键, 键 1. 键: 原子轨道以“头碰头〞(head to head)
方式重叠成键
(三) 共价键的类型 (续) ２. 键：“肩并肩〞 (side by side) 成键。
键轨道较 键重叠程度小, 键能小 于后者, 所以 键的稳定性低于 键, 键电子活性较高, 是化学反响的积 极参加者。
(五) 杂化轨道理论 (hybrid orbital theory) —开展了的VB法
20世纪30年代, 由L.Pauling提出,
1.要点：
(1) 原子轨道杂化： 同一原子的能量相近的原子轨道可以互相叠加, 重新 组成能量相等的杂化原子轨道 (Hybrid Orbitals);
(2) 轨道数目守恒： 参与“杂化〞的原子轨道数目=组成的杂化轨道数目;
(9 - 17)e: Fe2+, Fe3+ , Mn2+[(n-1)s 2(n-1)p 6(n-1)d 1-9]
无法解释甲烷分子实测的立体构造是正四面体, 4个C-H键是等同的。因碳原子的3个2p轨道相互正交 (90 ), 而2s轨道是球形的。
为了解决许多分子构型的理论分析和实验不符 的矛盾, 更好的解释分子的实际空间构型和稳定性, 1931年由鲍林等人在价键理论的根底上提出了杂化 轨道理论。
晶格: 面心立方; 配位比: 6 : 6
0.732 > r+/r- > 0.414
体心立方晶型 配位比: 8 : 8
r+/r- = 0.732
三、离子键的强度 ——用晶格能〔Lattice Energy, U〕表示.
〔通常不用“键能〞表示〕。 晶格能定义 ——互相远离的气态正、负离子结合生成1 mol 离子晶体的过程所释放的能量的绝对值。
(三) 共价键的类型
按成键方式划分： 键, 键 1. 键: 原子轨道以“头碰头〞(head to head)
方式重叠成键
(三) 共价键的类型 (续) ２. 键：“肩并肩〞 (side by side) 成键。
键轨道较 键重叠程度小, 键能小 于后者, 所以 键的稳定性低于 键, 键电子活性较高, 是化学反响的积 极参加者。
(五) 杂化轨道理论 (hybrid orbital theory) —开展了的VB法
20世纪30年代, 由L.Pauling提出,
1.要点：
(1) 原子轨道杂化： 同一原子的能量相近的原子轨道可以互相叠加, 重新 组成能量相等的杂化原子轨道 (Hybrid Orbitals);
(2) 轨道数目守恒： 参与“杂化〞的原子轨道数目=组成的杂化轨道数目;
(9 - 17)e: Fe2+, Fe3+ , Mn2+[(n-1)s 2(n-1)p 6(n-1)d 1-9]
离子键理论
9.3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
2020/8/2
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2
9.3.1离子键理论
1.离子键: (1)形成:
2020/8/2
++-
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:
2020/8/2
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.
2020/8/2
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:
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
2020/8/2
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9.3.1离子键理论
1.离子键: (1)形成:
2020/8/2
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9.3.1离子键理论
(2)本质:
静电引力.
(3)特征:
①无方向性:
2020/8/2
休息 20
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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.
2020/8/2
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:
配合物的化学键理论
12
根据这个结构, 可以推测 Cu2＋的配合物应当很容易地失去未配对的4p电子而迅速氧化为Cu3＋, 但事实并非如 此。
因此, 价键理论有其局限性。它被配位场理论或分子轨道理论取代是必然的。
13
4.2 晶体场理论 1929年由Bethe提出, 30年代中期为Van Vleck等所发展, 及Puling的价键理论处于同一时代, 但当时并未引起
17
由于电子的总能量, 亦即各轨道总能量保持不变, eg能量的升高总值必然等于t2g轨道能量下降的总值, 这就是所谓的重 心守恒原理(原来简并的轨道在外电场作用下如果发生分裂, 则分裂后所有轨道的能量改变值的代数和为零)。
将eg和t2g这两组轨道间的能量差用△o或10Dq来表示, △o或10 Dq称为分裂能, 根据重心守恒原理, 则
的伸展较3d轨道远, 5d轨道在空间的伸展又比4d轨道远, 因而易受到配体场的强烈作用。
27
(4) 配体的本性 将一些常见配体按光谱实验测得的分裂能从小到大次序排列起来, 便得光谱化学序：
这个化学序代表了配位场的强度顺序。由此顺序可见：对同一金属离子, 造成△值最大的是CN－离子, 最小的是I －离子, 通常把CN－、NO2－等离子称作强场配体, I－、Br－、F－离子称为弱场配体。
优点：能够说明一些配合物的配位数、几何构型和稳定性。 缺点：将中心原子和配体都看作是没有内部结构的点电荷——离子键，不能说明配合物的磁学性质和光学性质。
3
➢价键理论 Sidgwick(1923)和Pauling(1928)提出了配位共价键模型，考虑了中心原子和配体的结构，能较好地说明许多配
合物的配位数、几何构型、磁性质和一些反应活性等问题。
显然, 配合物的配位数就是中心原子在成键时动用的空轨道数。
第四章 物质结构基础
原子轨道角度分布图
n, l, m（
r，θ，φ）=R n, l （r）﹒Yl, m（θ，φ）
原子轨道角度分布图：由Y（θ ，φ ）对θ ，φ 作图所 得，表示电子可能出现的区域。
3. 概率密度和电子云
概率:电子在核外空间某处出现机会的多少称为概率。 概率密度: 电子在核外空间某处单位体积中出现的概率 称为概率密度。 电子云: 用小黑点的疏密表示原子核外电子出现的概率
密度的大小,这种图像称为电子云。
所以，电子云是概率密度大小的形象化描述。黑点密集 的地方，表示电子出现的概率密度大。
4. 量子数
核外电子的运动状态用波函数或原子轨
道来描述，波函数或原子轨道是由一些参数
来确定的，这些参数都是量子化的（取值不
连续），叫做量子数。
（1）主量子数（n） 【意义】描述电子出现概率最大的区域离核的距离 ，是决定电子能量高低的主要因素。 n越大，表示距 离越远，能量越高。 【取值范围】n只能取1，2，3，4…等正整数，常用 符号K、L、M、N…来表示。 （2）角量子数（L） 【意义】描述原子轨道或电子云的空间形状，在多 电子原子中与n共同决定电子的能量高低。 【取值范围】 L 只能取小于 n 的正整数。即对于给定 的n值，L可取0，1，2，3，…n-1，用符号 s,p,d,f…表示。
磁量子数 m 决定原子轨道在 空间的取向。同 一亚层（l 相同） 的几条原子轨道 在空间有不同的 取向，共有2l +1 种取向，每种取 向相当于一个原 子轨道。
m = 0, ± 1, ± 2, ..., ±l 数目 = 2l + 1
自旋量子数 m s
意义
电子层，决定核 外电子的能量和 离核的平均距离 。n 越大，电子 离核越远，电子 的能量越高。
第一章(化学键)
y z x y z x
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
第四章 分子结构——共价键理论(1)
从分子轨道考察共价键成因：
H2成键、反键轨道可 分别用几种图形表示如下：
2
1
从电子云考察共价键成因：
在成键、反键两种状态下， 电子云可分别用几种图形表示为:
|2|2
|1|2
电子对是“忠诚的伴侣”吗?
浮 想 联 翩
电子配对是最常见的化学成键方式，所以，一种相当 普遍的看法是：未成对的电子倾向于成对，甚至称电子对 是“忠诚的伴侣”。应当注意：这种观点并不正确！ 电子成对并不是由于它们“喜欢”这样作，毕竟，它 们 都是带负电的粒子，即使自旋相反，也仍有库仑排斥。电 子成对是由于它们都想占据低能量空间轨道，而Pauli原理 严禁自旋相同的两个电子进入同一空间轨道，只对自旋相 反的电子开绿灯的结果。若有简并轨道可用，它们倾向于 自旋平行，分占简并轨道，这是Hund规则的基本内容。
(2)成键原理
1931年，Pauling,L.和Slater,J.C.应用量子力学对 H2 的处理结果，并加以发展，提出现代价键理论：
(a)电子配对原理：
键合原子各自提供自旋相反的未成对电子彼此配对，
形成稳定的共价键，电子对为两个原子所共有。
(b)能量最低原理 ：
自旋相反的电子组成的电子对有一定的稳定能，由 于核间电子云密集，体系能量降低。
④ 同年，鲍林为了说明CH4等分子的结构提出轨道杂化 理论( Hybrid Orbital Theory)，进一步对VB法进行补充
⑤1932年，Mulliken,R.S.和Hund,F.应用量子力学对H2+ 的处理结果：(D理 = 255.7 kJ· -1，R0 = 106pm) mol 提出分子轨道理论 (Molecular Orbital Theory) MO法。 ⑥ 1940年，Sidgwick,N.N. 和 Powell 发现：分子或原子团的形状
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。
高一化学上册第四章离子键
高一化学上册第四章离子键1. 引言化学中的离子键是化学键形式之一，它是由正离子与负离子之间的电荷相互吸引而形成的。
离子键的形成对于理解物质的性质和反应非常重要，在高一化学上册第四章中我们将学习离子键的基本概念、特点以及其在真实世界中的应用。
2. 离子键的基本概念离子键是由电离物质中的正离子和负离子之间的电荷相互吸引而形成的化学键。
正离子是电子数少于原子核质子数的离子，而负离子是电子数多于原子核质子数的离子。
正离子和负离子之间的静电相互作用力使得它们结合形成离子晶体。
3. 离子键的特点离子键具有以下特点： - 离子键的结构是由正离子和负离子排列而成的离子晶体。
- 离子键通常具有较高的熔点和沸点，因为离子之间的相互吸引力较强，需要克服较大的电静能才能使其熔化或汽化。
- 离子键的物质通常具有良好的导电性，因为离子在溶液中可以自由移动，形成电流。
- 离子键的溶解通常会伴随着化合物的电离，产生溶液中的离子。
4. 离子键的应用离子键的应用非常广泛，以下是一些常见的应用领域： -工业生产：一些工业生产过程中需要使用离子化合物，例如氯化钠在工艺上的应用，在钢铁生产中也需要使用到硅酸钙。
- 药物研发与制造：许多药物中含有离子键。
离子键的性质可以改变药物的溶解性、延长药物的作用时间等。
- 电池技术：离子在电池中的迁移使电池能够工作，离子键在电池中发挥重要作用。
- 硅谷电子产业：离子适用于很多领域，特别是硅谷电子产业。
例如，离子刻蚀被应用于制造芯片，离子注入用于制造半导体器件等。
5. 总结高一化学上册第四章主要介绍了离子键的基本概念和特点，并探讨了离子键在真实世界中的应用。
离子键是由正离子和负离子之间的电荷相互吸引而形成的化学键，具有较高的熔点和沸点，良好的导电性以及溶解性。
离子键在工业生产、药物研发与制造、电池技术以及硅谷电子产业等领域都有广泛的应用。
通过学习离子键的概念和特点，我们可以更好地理解化学领域中的离子化合物和相关应用。
高等教育出版社无机化学第四章课后习题答案
第四章1.试用离子键理论说明由金属钾和单质氯反应，形成氯化钾的过程？如何理解离子键没有方向性和饱和性？答原子所得，二者因静电引力而吸引，之间得作用力成为离子键。
离子键没有方向性可以这样理解：阴离子与阳离子并非只有再某一方向才具有吸引力，而是在任何方向都有力的作用，只不过当距离远时其作用力小一点而已。
2.用下列数据求氢原子的电子亲和能：K(s)→ K(g)1△ H1=83 kJ· molK(g)→K +(g)1△ H2 =419 kJ· mol1H2(g)→ H(g)△H 3=218kJ ·mol 12K + (g) + H(g) → KH(s)△ H4= -742kJ · mol 11H 2(g) → KH(s)1K(s) +△ H5= -59kJ · mol2解3.ClF 的解离能为 246kJ· mol -1， ClF 的生成热为— 56 kJ· mol -1 Cl 2的解离能为 238kJ·mol -1，试计算F2（ g）解离能。
解4. 试根据晶体的构型与半径比的关系，判断下列AB 型离子化合物的晶体构型：BeO，NaBr ， CaS， RbI ，BeS， CsBr， AgCl 。
答5.试从电负性数据，计算下列化合物中单键的离子性百分数各为多少？并判断哪些是离子型化合物？哪些是共价型化合物？NaF， AgBr ， RbF， HI ， CuI ，HBr ，CrCl 。
答6.如何理解共价键具有方向性和饱和性？答7.BF 3是平面三角形的几何构型，但NF3却是三角的几何构型，试用杂化轨道理论加以说明。
答8.指出下列化合物合理的结构是哪一种？不合理结构的错误在哪里？（a)（b)（c)答N2O 存在9.在下列各组中，哪一种化合物的键角大？说明其原因。
（a） CH 4和 NH3（b） OF2和 Cl 2O（c） NH 3和 NF3（ d）PH3和NH3答10.试用价层电子互斥理论判断下列分子或离子的空间构型。
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:
离子键理论
晶胞是晶体的代表,是晶体中的最小单位,晶胞并置起来,则得到晶体.晶胞的代表性体现在以下两个方面:一是代表晶体的化学组成;二是代表晶体的对称性(即具有相同的对称元素:对称轴,对称面和对称中心).晶胞是晶体中具有上述代表性的体积最小,直角最多的平行六面体。
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
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.
离子键理论
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）。
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）。
无机化学 化学键与分子结构
4.1.1 离子键的形成
子 （1）离子键理论 1916 年德国科学家 Kossel ( 科塞尔 ) 提出 ） 教 当活泼金属的原子与活泼的非金属原子相互化合时， 案 ① 当活泼金属的原子与活泼的非金属原子相互化合时，均有通 过得失电子而达到稳定电子构型的倾向； 过得失电子而达到稳定电子构型的倾向； 对主族元素，稳定结构是指具有稀有气体的电子结构， 对主族元素，稳定结构是指具有稀有气体的电子结构，如钠 稀有气体的电子结构 和氯；对过渡元素， 轨道一般处于半充满，例外较多。 和氯；对过渡元素，d 轨道一般处于半充满，例外较多。
价键理论 1927
杂化轨道理论 1931
§4.1 离子键理论
无 机 化 学 电 子 教 案
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
离子型化合物： 离子型化合物：活泼金属原子与活泼非金属原子所形成的 化合物。 化合物。如KCl，CaO等。 ， 等 主要以晶体形式存在 无 机 化 学 电 较高熔点和沸点 熔融或水溶解后能导电 ？
Zn 2+ , Cd 2+ , Hg 2+ , Cu + , Ag + 等(ns 2 np 6 nd10 )
电子构型， ④ (18+2)电子构型，如 电子构型
Pb 2+ , Sn 2+ , Bi 3+ , Tl +
无 机 化 学 电 子 教 案 电子构型， ⑤ 9 -17电子构型，如 电子构型
(n − 1)s 2 (n − 1)p 6 (n − 1)d10 ns 2
d = rMg 2 + + rO 2 − = 210 pm
原创2：4.3.1 离子键
知识梳理 一、离子键
6. 电子式
· · · (1)原子 Na
Mg
···S···
····C··l·
简单阳离子 Na+ Mg2+
(2)简单离子 简单阴离子 ··C····l··
····S···· 2-
①由阴、阳离子的电子式组成 Mg2+ (3)离子化合物
····O···· 2-
2-
······ Na+ ×S× Na+
②用弧形箭头表示电子转移的方向
③中间用
连接
④右侧写离子化合物的电子式
形成方法
活泼金属原子
失去 电子
阳离子
得到 活泼非金属原子
电子
阴离子
电子式 静电作用
离子化合物 离子键
离子晶体
知识巩固
1. 下列表示物质结构的化学用语正确的是( B ) A． H、D、T表示同一种核素
B． MgCl2的形成过程 ····C··l · ＋ ×Mg ×＋ ·C····l ··
_________H_＋_＋__O__H_－__=_=_=__H_2_O_____________。
·· ······ (3) Y－的电子式_____C_l______。
(4)用电子式表示X、Z形成化合物的过程
······ ······ __K_×__＋____O__＋___×_K____________K__+__×_O_×__2_-K__+____。
知识巩固
4.设X、Y、Z代表三种元素。已知： ①X＋和Y－两种离子具有相同的电子层结构。 ②Z元素原子核内质子数比Y元素原子核内质子数少9个。 ③Y和Z两种元素可以形成四核42个电子的－1价阴离子。 (1)写出X、Y、Z三种元素的元素符号：X____钾____，Y___氯_____，Z___氧_____。 (2)X、Y两种元素最高价氧化物对应水化物相互反应的离子方程式为：
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阴离子实例
ns2np6
阳离子外电子层电子分布通式
8
离子的电子 构型
Cl-、F- 、S2- 、O2阳离子实例
1s2 ns2np6 ns2np6nd1~9 ns2np6nd10 (n-1)s2(n-1)p6(n-1)d10ns2
2013-8-7
2 8 9~17 18 18+2
Li+、Be2+ Na+、Mg2+ 、Al3+、Sc3+ 、 Ti4+ Cr3+、Mn2+ 、Fe2+、Fe3+ 、 Cu2+ Ag+、Zn2+ 、Cd2+、Hg2+ Sn2+、Pb2+ 、Sb3+、Bi3+
15
§4-1 离子键理论
离子的电子层构型 不同构型的正离子对同种负离子结合力的规律。 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。
16
2013-8-7
§4-1 离子键理论
2013-8-7
28
§4-1 离子键理论
5、晶格能 玻恩－哈伯循环：
作业：习题3
349 kJ.mol-1
(亲合能)
(电离能) 496 kJ.mol-1 (晶格能) (解离能) 121 kJ.mol-1
(升华能) 109 kJ.mol-1
f H S
1 D I ( E ) (U ) 2
Δχ 3.05 1.03 0.76 0.46 3.16 0.76
离子性百分数 81 20 14 8 86 14
化合物类型 离子型 共价型 共价型 共价型 离子型 共价型
31
χ(I) ＝2.66 χ(H) = 2.2
χ(F) ＝3.98 χ(Rb) = 0.82 χ(Cu) ＝1.9 χ(I) = 2.66
8
§4-1 离子键理论
2、离子键的特点 离子键的本质是静电作用力
离子的电荷分布可近似看做球形对称，则可根据 库仑定律计算静电引力：
q q f 2 R
离子的电荷越大，离子间的距离越小（在一定范 围内），则离子间的引力越强，离子键也越强。 离子键的强度一般用晶格能U来表示。
2013-8-7 9
NaBr
CaS AgCl CsBr
2013-8-7
0.500
0.577 0.624 0.867
32
练习2：根据晶体类型与离子半径比的关系判断下列AB型化合物 的晶体类型： BeO、NaBr 、 CaS、 AgCl 、CsBr、
分子 BeO 离子半径/pm r +＝31 r- = 132 r +＝98 r- = 196 r +＝105 r- = 182 r +＝113 r- = 181 r +＝170 r- = 196 r+/r0.235 晶体类型 ZnS型
2013-8-7 20
§4-1 离子键理论
离子晶体的类型 CsCl型晶体 晶胞为正立方体（简单立方晶格），组成晶体的质 点（离子）分布在正立方体的八个顶点和中心上，配
位数为8；
d
a d 3 2
a
21
2013-8-7
§4-1 离子键理论
离子晶体的类型 NaCl型晶体 立方体晶胞(立方面心晶格)，配位数为6；
主族元素，相同电荷数，自上而下半径依次增大； 同周期主族元素，自左向右电荷数增大，半径减小； Na+ > Mg2+ > Al3+ 同一元素，高价离子半径小于低价离子半径；
rFe3+ < rFe2+； 负离子半径较大(约130~250pm)，正离子较小（约10 ~
170 pm）； 相邻组的左上方和右下方斜对角线上的正离子半径相
2
2013-8-7
离子性百分数 1 e
( ) 2 4
100%
30
练习1：根据元素电负性数据计算化合物中单键的离子性百分数， 并判断哪些是离子性化合物，哪些是共价型化合物。
分子 NaF AgBr HBr HI RbF CuI
2013-8-7
电负性χ χ(F)＝3.98 χ(Na) = 0.93 χ(Br) ＝2.96 χ(Ag) = 1.93 χ(H) ＝2.2 χ(Br) =2.96
a d 2
22
2013-8-7
§4-1 离子键理论
离子晶体的类型 立方ZnS型(闪锌矿型)晶体 立方体晶胞(立方面心晶格)，配位数为4；
a d 3 4
a
2013-8-7 23
§4-1 离子键理论
离子晶体的类型 萤石型、金红石型晶体
2013-8-7
24
§4-1 离子键理论
离子半径比与配位数和晶体构型的关系
17
2013-8-7
§4-1 离子键理论
离子半径
cn r Z
注 意：Pauling离子半径是以配位数为6的NaCl型离 子晶体为标准的，当配位数为12、8、4时， 这些数据要分别乘以1.12、1.03和0.94。
另外，离子半径还有歌德希密特、桑诺等数据。
2013-8-7
18
离子半径的变化规律：
2013-8-7
近。
19
§4-1 离子键理论
4、离子晶体 离子晶体的特性
F
+ － + － + － + － － + － + － + － + 位 错
+ － + － + － + － － + － + － + － +
熔、沸点较高，硬度较大；
较脆、延展性较差，受冲击力时各层离子位置会发 生错动；
固体状态几乎不导电，但熔融和水溶液是良导体； 整个离子晶体为一巨型分子，CsCl为化学式或最简 式。
原子形成离子化合物后，能量会降低：
例如 Na(g) – e- → Na+(g)
Cl(g) + e- → Cl-(g)
I1 = 496 kJ· -1 mol
E1 = -348.7 kJ· -1 mol
Na (g) + Cl (g) → NaCl(g)
ΔH = -450 kJ· -1 mol
V总 = V吸引 + V排斥
空间构型： 分子(或晶体)的几何形状； 分子结构 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 理论； 金属能带理论
3
2013-8-7
§4-1 离子键理论
2013-8-7
4
§4-1 离子键理论
1、离子键的形成
离子键理论要点
2013-8-7
13
§4-1 离子键理论 3、离子的特征
离子的电荷
离子的电荷即相应原子得失的电子数，原子得 失电子后形成的离子均具有较稳定的电子层结构。
正离子的电荷最多为+4 负离子的电荷最多为-4(含氧酸根或配合离子)
2013-8-7 14
离子的电子构型
阴离子外电子层电子分布通式
离子的电子 构型
但有例外：
RbCl
2013-8-7
26
§4-1 离子键理论
离子半径比与配位数和晶体构型的关系 注 意： 当一化合物中正、负离子半径比值接近极限值时，该
化合物可能同时存在两种晶体构型，如二氧化锗；
离子晶体的构型还与电子层构型、离子数目及外界条
件有关，如CsCl在不同稳度下晶型不同；
半径比规则只能用于离子晶体。
第四章
化学键与分子结构
2013-8-7
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。
2013-8-7
2
化学键：分子内各原子间的强相互作用 (大于40 kJ· -1)； mol
AB型化合物单键离子性百分数 原子电负性差值 χA-χB=1.7 离子性 = 50％ 离子性>50％ 主要离子键
χA-χB>1.7
χA-χB<1.7
11
离子性<50％ 主要共价键
2013-8-7
§4-1 离子键理论
键的离子性与元素的电负性有关
2013-8-7
12
§4-1 离子键理论
键的离子性与元素的电负性有关
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）。 r2 = d - r1 常用离子半径为Pauling从核电荷和屏蔽常数推 算的离子半径：
cn r Z
Cn为一取决于最外电子层 的主量子数n的常数。
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§4-1 离子键理论
5、晶格能U 晶格能指0K、100kPa下，相互远离的气态正离子和 负离子结合成离子晶体时所释放能量的绝对值。
离子电荷越高，核间距越短，晶格能的 mMn+ + nXm-(g) MmXn(s) -ΔH=U 绝对值越大，离子键越牢固。
根据晶格能可以解释相同类型离子晶体的物理化学性质。
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离 子 间 有 较 强 作 用 力
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§4-1 离子键理论
势能曲线