第九章 1节离子键理论
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离子键 PPT课件
5、离子的结构特征
(1)离子的电荷： 包括电性和数值 (2)离子的电子层结构： 主族元素一般最外层8e或2e (3)离子的半径： 原子所对应的阴阳离子半径…… 同主族元素离子半径…… 电子层结构相同的离子半径……
6、离子键的强弱及其意义：
(1)离子键强弱取决于离子半径和所带电荷数。
(2)离子键强弱影响着离子化合物的熔、沸点和溶解性 及热稳定性等。
+ 总结：这一现象说明Na 和Cl 存在强烈的
相互作用，克服这种强烈的相互作用需 要吸收大量的热。再如KCl和Na2O等典 型离子化合物均是如此。
离子键
离子键
原子间通过电子得失，分别形成阴、
阳离子，阴、阳离子间强烈的相互
作用，称为离子键。
问题
阴、阳离子间强烈的相互 (静电引力、静电斥力)
作用，指的是什么作用？
原子趋向稳定的途径
式分别达到稳定结构
非金属原子与非金属原子间
当两个非金属原子相遇时，通过什么形 当两个非金属原子相遇时，通过共用
电子对的形式，分别达到稳定结构。
(通俗地说 一个要得，另一个也要
得，则是通过共用电子对的形式。实际上，
一个要失，另一个也要失，也是通过共用
电子对的形式)
[讨论] 固体NaCl转变为熔融NaCl为什 么需要吸收大量的热？
2.离子的电子式：
Mg
Ca
· · · · · O· Cl · · · · · · ·
· ·
H+
Na+ Mg2+ Ca2+
· · · · 2[： O： ] [： Cl ： ]· · · ·
· ·
电子式
(1)原子的电子式：把最外层电子用小黑点“.” 或小叉“×”来表示。
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
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
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9.3.1离子键理论
1.离子键: (1)形成:
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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:
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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
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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
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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:
离子键价键理论ppt课件
●路易斯构造式的写法： ① 画出分子或离子的骨架构造
(选择合理的、与实验现实相符的，普通氢原子、卤原子在末端) 在每两个成鍵原子之间画上短线(其数目 等于成鍵数)
② 计算成鍵数：成鍵数为成鍵电子数ns的1／2
ns = no - nv
no：各原子按相应周期稀有气体构造计算的最外层电子数之和
nv ：各原子的价电子数之和 ③ 计算孤对电子数：孤电子对数为未参与成鍵电子数(nl )
n2分子中n原子外层电子构造为3个未成对电子构成一个鍵两个鍵重叠方式重叠方式头碰头头碰头肩并肩肩并肩特征特征绕轴向转动不破坏绕轴向转动不破坏轨道侧面不能轨道侧面不能转动转动存在存在所有共价键所有共价键所有重键所有重键重叠程度重叠程度重叠程度大所以重叠程度大所以重叠程度小重叠程度小键能小活泼键能小活泼实例实例甲烷卤化氢甲烷卤化氢oonn22乙烯乙烯乙炔乙炔配位键配位键一种原子中有孤对电子一种原子中有孤对电子而另一原子中有可而另一原子中有可与对电子所在轨道相互重叠的空轨道在配位化与对电子所在轨道相互重叠的空轨道在配位化经常见到配位键
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。
NaCl的晶胞构造
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判别键的性质
离子键的构成：与元素的电负性差有关。实验阐明，
即使是电负性差值最大的氟与铯构成化合物，离子 性也只需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。假设两个原子的电负性大于1.7。可判别它们之 间构成了离子键，是离子化合物，两个原子的电负 性小于1.7，可判别它们构成共价键，构成共价化合 物。
+
兰叶青 无机化学专业课考研复习第9章 分子结构
第二节
第九章
一、现代价键理论（也称电子配对法）
1、共价键的形成和本质 海特勒和伦敦在用量子力学处理H2分子形成的过 程中，得到H2分子的能量E和核间距R之间的关系曲线， 如图。
H2分子的能量随核间距的变化
NaBr、NaCl中， I 、Br、Cl 的还原性依次降低，而
AgI、AgBr、AgCl的溶解度依次增大，颜色依次变浅， 这都与离子半径的大小有着密切联系。
第一节
第九章
2、离子的电荷 离子电荷高，与相反电荷的吸引力大，熔点、沸
点就高。例如：CaO的熔点（2614℃）比NaCl（801℃） 高。
3、离子的电子构型
相反电荷Z+和Z-的离子间的吸引势能V吸引为：
V吸引
z z e2
4 0 r
第一节
第九章
式中ε0为介电常数，e为1个电子所带电量。相反电荷的 离子之间，除静电引力外，还存在外层电子之间以及
原子核之间的相互排斥作用。排斥势能V排斥与r的关系
为：
V排斥
B rn
式中：B和n为常数。因此，正负离子间的总势能为：
rNa 230 133 97pm
rCl 278 97 181pm
目前最常用的离子半径是1927年由鲍林（Pauling） 从核电荷数和屏蔽常数出发推算出的一套数据，半径 计算公式为：
第一节
第九章
r cn
Z 式中Z为核电荷数，σ为屏蔽常数，Z-σ为有效核电数，cn为取决 于最外电子层的主量子数n的一个常数。
F 、Cl 、O2 等简单的负离子，其最外层都为稳定
的稀有气体结构，即8电子构型。对于正离子来说，情 况相对复杂，除了8电子结构外，还有其它多种构型。 正离子的电子层构型大致有以下几种：
《离子键和离子晶体》PPT课件
黄玉al所以该规则可以确定各种无机离子多面体的连接方式随着电能应用的不断拓展以电能为介质的各种电气设备广泛进入企业社会和家庭生活中与此同时使用电气所带来的不安全事故也不断发生四面体和八面体的连接方式示例四面体阴离子配位多面体八面体阴离子配位多面体连接方式化学式示例连接方式化学式示例2个四面体共顶点11nb20mo10ax3个四面体共顶点ax3dfef4个四面体共顶点ax10有限分子nbcl10四面体共pboax随着电能应用的不断拓展以电能为介质的各种电气设备广泛进入企业社会和家庭生活中与此同时使用电气所带来的不安全事故也不断发生3pauling的第三规则负离子多面体共棱共面规则在配位多面体连接中公用多面体的棱特别是公用多面体的面将会降低结构的稳定性
物
(nm)
物 数(nm) 物
(nm)
物 数(nm)
NaC l
0.5628
BaO 0.5523 NiO
0.4168
CrN
0.4140
NaI 0.6462 CdO 0.4700 TiN 0.4235 ZrN 0.4610
Mg O
0.4203
CoO 0.4250 LaN 0.5275
CaO 0.4797 MnO 0.4435 TiC 0.4320
nn
n ：晶体分子式中正离子的个数
n ：晶体分子式中负离子的个数
例C 如 2 a C ： 1 2 l 3 U (N)a 1 C .2 0 l15 2 02 1(1 3.5 4)
9 5 189 1 5 181
精选ppt
28
点阵能
定义：由1mol气态的Mz+和Xz-离子生成 1molMX晶体时，释放出的总能量，它是离
MnCr2S
4
CoCr2S4
物
(nm)
物 数(nm) 物
(nm)
物 数(nm)
NaC l
0.5628
BaO 0.5523 NiO
0.4168
CrN
0.4140
NaI 0.6462 CdO 0.4700 TiN 0.4235 ZrN 0.4610
Mg O
0.4203
CoO 0.4250 LaN 0.5275
CaO 0.4797 MnO 0.4435 TiC 0.4320
nn
n ：晶体分子式中正离子的个数
n ：晶体分子式中负离子的个数
例C 如 2 a C ： 1 2 l 3 U (N)a 1 C .2 0 l15 2 02 1(1 3.5 4)
9 5 189 1 5 181
精选ppt
28
点阵能
定义：由1mol气态的Mz+和Xz-离子生成 1molMX晶体时，释放出的总能量，它是离
MnCr2S
4
CoCr2S4
离子键理论和离子晶体
离子键理论和离子晶体
3. 离子的价层电子构型
简单阴离子的电子构型基本都是8电子型，并与其相邻的稀有气体的 电子构型相同。阳离子的价层电子构型可分为如下几种类型。
（1）2电子型（1s2），如Li+、Be2+； （2）8电子型（ n s2 n p6），如K+、Ba2+等； （3）18电子型（n s2 n p6 n d10），如Ag+、Zn2+、Sn4+等； （4）18+2电子型［ n s2 n p6 n d10（n +1）s2］，如Sn2+、Bi3+ 等； （5）9～17电子型（ n s2 n p6 n d1～9），如Fe2+、Fe3+、Cu2+等。
离子键理论和离子晶体
2. 离子晶体
由离子键结合形成的晶体，称为离子晶体。在离子晶格结点上 是正、负离子，离子之间的作用力是静电作用力。由于正、负离子 的静电作用力强，所以离子晶体具有较高的熔点、沸点和硬度。离 子的电荷愈高，离子半径愈小，静电引力愈强，晶体的熔点、沸点 愈高，硬度也愈大。在离子晶体中不存在单个分子，而是一个巨大 的分子，如NaCl只表示晶体的最简式。
离子键理论和离子晶体
离子键理论和离子晶体
元素离子半径的大小比较有以下规律： （1）在周期表各主族元素中，由于自上而下电子层数依次增 多，具有相同电荷数的同族离子的半径依次增大，例如： r(Li+)<r(Na+)<r(K+)<r(Rb+)<r(Cs+) （2）同周期元素，阳离子电子层结构相同，随着核电荷数的 增加，离子半径减小，例如： r(Na+)>r(Mg2+)>r(Al3+) (3)若同一元素能形成几种不同电荷的正离子时，则氧化数大 的离子半径小于氧化数小的离子半径，例如： r(Tl+)>r(Tl3+)
第九章 1节离子键理论
ø
2.晶格能的获得
• （1）玻恩 －哈伯循环，以NaCl为例：
NaCl (s) U Na+ (g）+ Cl- (g) E Na+ (g) + Cl (g) + eI
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
形成条件一 具有足够大的 电负性差。
形成条件二 能形成稳定 离子。
形成条件二 反应放出能 量。
二.离子键的性质
• 1.离子键的本质是静电引力。
F q q _ r2
2.离子键无方向性。 3.离子键无饱和性。
4.离子键的离子性与成键元素的电负性 相关。对于AB型单键，有：
键的离子百分数 E%
第一节 离子键理论
• 1913年由德国科学家科塞尔（Kessal）提出。
• 离子键：通过正、负离子之间的静电作用 形成的化学键。 实验事实：具有“8e”电子结构的稀有元 素原子很稳定
一.离子键（ionic bond） 的形成
• 电负性相差大的金属和非金属原子相遇时，容 易发生电子的转移，产生正、负离子。 • 当正、负离子的吸引和排斥力达到平现方式做保护处理对用户上传分享的文档内容本身不做任何修改或编辑并不能对任何下载内容负责
第九章 分子结构与化学键理论
化学键（chemical bond）：分子中原子 （或离子）之间的强作用力。 本章重点讨论分子形成过程及相关化 学键理论。初步讨论包括分子间作Biblioteka 力在 内的结构因素对物质性质的影响。
2.晶格能的获得
• （1）玻恩 －哈伯循环，以NaCl为例：
NaCl (s) U Na+ (g）+ Cl- (g) E Na+ (g) + Cl (g) + eI
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
形成条件一 具有足够大的 电负性差。
形成条件二 能形成稳定 离子。
形成条件二 反应放出能 量。
二.离子键的性质
• 1.离子键的本质是静电引力。
F q q _ r2
2.离子键无方向性。 3.离子键无饱和性。
4.离子键的离子性与成键元素的电负性 相关。对于AB型单键，有：
键的离子百分数 E%
第一节 离子键理论
• 1913年由德国科学家科塞尔（Kessal）提出。
• 离子键：通过正、负离子之间的静电作用 形成的化学键。 实验事实：具有“8e”电子结构的稀有元 素原子很稳定
一.离子键（ionic bond） 的形成
• 电负性相差大的金属和非金属原子相遇时，容 易发生电子的转移，产生正、负离子。 • 当正、负离子的吸引和排斥力达到平现方式做保护处理对用户上传分享的文档内容本身不做任何修改或编辑并不能对任何下载内容负责
第九章 分子结构与化学键理论
化学键（chemical bond）：分子中原子 （或离子）之间的强作用力。 本章重点讨论分子形成过程及相关化 学键理论。初步讨论包括分子间作Biblioteka 力在 内的结构因素对物质性质的影响。
无机化学第九章 离子键和离子晶体
(二) 离子的电子组态
(1) 2 电子组态：离子只有 2 个电子，外层电子组态为 1s2。 (2) 8 电子组态：离子的最外电子层有 8 个电子，外层电子组 态为 ns2np6。 (3) 18 电子组态：离子的最外电子层有 18 个电子，外层电子 组态为 ns2np6nd10 。 (4) 18＋2 电子组态：离子的次外电子层有 18 个电子，最外 电子层有 2 个电子，外层电子组态为(n－1)s2(n－1)p6(n－1)d10ns2。 (5) 9~17 电子组态：离子的最外电子层有 9~17 个电子，外层 电子组态为 ns2np6nd1~9。
(二) 离子的电子组态 (electronic configuration)
◆ 稀有气体组态(8 电子和 2 电子组态) ◆ 拟稀有气体组态(18 电子组态) ◆ 含惰性电子对的组态(18＋2电子组态) ◆ 不规则组态(9～17电子组态)
不同类型的正离子对同种负离子的结合力大小:
< < 8 电子构型的离子
(2) 对同一元素的正离子而言, 半径随离子电荷升高而减 小。例如: Fe3+＜Fe2+
(3) 对等电子离子而言，半径随负电荷的降低和正电荷的 升高而减小。例如： O2-＞F-＞Na+＞Mg2+＞Al3+
9～17电子层 构型的离子
18或18+2电子层构型 的离子
练习
9-1 给出下列或离子的价电子层电子组态：
(1) Cl-
(2) Fe3+
(3) As3+
答：(1) 17Cl：[Ne]3s23p5 (2) 26Fe：[Ar]3d64s2 (3) 33As：[Ar]4s24p3
Cl-： [Ne]3s23p6 属 8 电子组态
离子键理论PPT课件
在六方ZnS晶体中，S原子作六方最密堆积，Z原子填在 一半的四面体空隙中，形成六方点阵。
23
半径比(r+/r-)规则： 其中一层横截面： (4r)22(2r2r)2
令r 1
r/r 0.414
NaCl晶体
24
令 r_ =1, 则 ac =4 ab = bc = 2 + 2r+
因为abc为直角三角形, 所以 ac2 = ab2 + bc2 42 =2 (2 + 2r+ )2 r + =0.414
B.既无方向性又没有饱和性
5
3、影响离子键强度的因素
1) 离子电荷数的影响
2)
3) 2） 离子电子层结构
4)
2e, 8e, (9—17)e,
18e, (18+2)e
5) 3）离子半径的影响
离子半径：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
6) 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
6
离子半径的变化规律
①.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.
②.同周期: 主族元素, 从左至右 离子电荷数升高, 最高价离子, 半径减小.
③.同一元素, 不同价态的离子, 正电荷高的半径小。
④.同一元素负离子半径较大; 正离子半径较小（H->H>H+）
⑤.周期表对角线上, 左上元素和右下元素的离子半径相似. 如: Li+ 和 Mg2+, Sc3+ 和 Zr4+ 的半径相似.
属于CsCl型晶体的化合物有： CsCl、CsBr、CsI、RbCl、TlCl、TlBr、 TlI、NH4Cl、NH4Br、NH4I等。
23
半径比(r+/r-)规则： 其中一层横截面： (4r)22(2r2r)2
令r 1
r/r 0.414
NaCl晶体
24
令 r_ =1, 则 ac =4 ab = bc = 2 + 2r+
因为abc为直角三角形, 所以 ac2 = ab2 + bc2 42 =2 (2 + 2r+ )2 r + =0.414
B.既无方向性又没有饱和性
5
3、影响离子键强度的因素
1) 离子电荷数的影响
2)
3) 2） 离子电子层结构
4)
2e, 8e, (9—17)e,
18e, (18+2)e
5) 3）离子半径的影响
离子半径：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
6) 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
6
离子半径的变化规律
①.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.
②.同周期: 主族元素, 从左至右 离子电荷数升高, 最高价离子, 半径减小.
③.同一元素, 不同价态的离子, 正电荷高的半径小。
④.同一元素负离子半径较大; 正离子半径较小（H->H>H+）
⑤.周期表对角线上, 左上元素和右下元素的离子半径相似. 如: Li+ 和 Mg2+, Sc3+ 和 Zr4+ 的半径相似.
属于CsCl型晶体的化合物有： CsCl、CsBr、CsI、RbCl、TlCl、TlBr、 TlI、NH4Cl、NH4Br、NH4I等。
离子键课件
离子键
1.离子键及其形成过程 写出钠和氯的原子结构示意图和金属钠与氯气反应的化学方程式:
2Na+Cl2 2NaCl
根据钠原子和氯原子的核外电子排布,钠原子要达到 8 电子的稳定 结构,就要失去 1 个电子;而氯原子要达到 8 电子的稳定结构,则需要获 得 1 个电子。钠和氯气反应时,钠原子的最外电子层上的 1 个电子转移 到氯原子的最外电子层上,形成带正电的钠离子和带负电的氯离子。 带相反电荷的钠离子和氯离子,通过静电作用结合在一起,从而形成与 单质钠和氯气性质完全不同的氯化钠。人们把这种带相反电荷离子之 间的相互作用称为离子键。由离子键构成的化合物称为离子化合物。 通常,活泼金属和活泼非金属形成离子化合物。
要 点 提 示 :① 只 要 含 有 离 子 键 的 化 合 物 一 定 是 离 子 化 合 物 。 例 如:NaOH。
②含有金属元素的化合物不一定是离子化合物。例如:AlCl3 不是离 子化合物。
③不含金属元素的化合物不一定不是离子化合物。例如:NH4Cl、 (NH4)2SO4。
三、电子式
用电 子式表 示化合 物的形 成过程: 1.MgBr2: 。 2.NaCl: 。 3.Na2O: 。 答案:
··
··
H
5.用电子式表示离子化合物的形成过程:
MgCl2: 要点提示:①用电子式表示离子化合物和用电子式表示离子化合 物的形成过程是不同的。 ②反应物要用原子的电子式表示,而不是用分子式或分子的电子 式表示;生成物中“同类项”,只能分写,不能合并。
③连接反应物和生成物一般用“ ”不用“ ”。
层电子全部失去,原来的最外层上电子数为 0,如 K+、Na+、Mg2 、A l3 等。但是也有一些比较复杂的阳离子的电子式的书写要注意,如铵根离
1.离子键及其形成过程 写出钠和氯的原子结构示意图和金属钠与氯气反应的化学方程式:
2Na+Cl2 2NaCl
根据钠原子和氯原子的核外电子排布,钠原子要达到 8 电子的稳定 结构,就要失去 1 个电子;而氯原子要达到 8 电子的稳定结构,则需要获 得 1 个电子。钠和氯气反应时,钠原子的最外电子层上的 1 个电子转移 到氯原子的最外电子层上,形成带正电的钠离子和带负电的氯离子。 带相反电荷的钠离子和氯离子,通过静电作用结合在一起,从而形成与 单质钠和氯气性质完全不同的氯化钠。人们把这种带相反电荷离子之 间的相互作用称为离子键。由离子键构成的化合物称为离子化合物。 通常,活泼金属和活泼非金属形成离子化合物。
要 点 提 示 :① 只 要 含 有 离 子 键 的 化 合 物 一 定 是 离 子 化 合 物 。 例 如:NaOH。
②含有金属元素的化合物不一定是离子化合物。例如:AlCl3 不是离 子化合物。
③不含金属元素的化合物不一定不是离子化合物。例如:NH4Cl、 (NH4)2SO4。
三、电子式
用电 子式表 示化合 物的形 成过程: 1.MgBr2: 。 2.NaCl: 。 3.Na2O: 。 答案:
··
··
H
5.用电子式表示离子化合物的形成过程:
MgCl2: 要点提示:①用电子式表示离子化合物和用电子式表示离子化合 物的形成过程是不同的。 ②反应物要用原子的电子式表示,而不是用分子式或分子的电子 式表示;生成物中“同类项”,只能分写,不能合并。
③连接反应物和生成物一般用“ ”不用“ ”。
层电子全部失去,原来的最外层上电子数为 0,如 K+、Na+、Mg2 、A l3 等。但是也有一些比较复杂的阳离子的电子式的书写要注意,如铵根离
《离子键》课件
53、希望是厄运的忠实的姐妹。 54、辛勤的蜜蜂永没有时间悲哀。 55、领导的速度决定团队的效率。 56、成功与不成功之间有时距离很短只要后者再向前几步。 57、任何的限制，都是从自己的内心开始的。 58、伟人所达到并保持着的高处，并不是一飞就到的，而是他们在同伴誉就很难挽回。 59、不要说你不会做！你是个人你就会做！ 60、生活本没有导演，但我们每个人都像演员一样，为了合乎剧情而认真地表演着。 61、所谓英雄，其实是指那些无论在什么环境下都能够生存下去的人。 62、一切的一切，都是自己咎由自取。原来爱的太深，心有坠落的感觉。 63、命运不是一个机遇的问题，而是一个选择问题；它不是我们要等待的东西，而是我们要实现的东西。 64、每一个发奋努力的背后，必有加倍的赏赐。 65、再冷的石头，坐上三年也会暖。 66、淡了，散了，累了，原来的那个你呢？ 67、我们的目的是什么？是胜利！不惜一切代价争取胜利！ 68、一遇挫折就灰心丧气的人，永远是个失败者。而一向努力奋斗，坚韧不拔的人会走向成功。 69、在真实的生命里，每桩伟业都由信心开始，并由信心跨出第一步。 70、平凡的脚步也可以走完伟大的行程。 71、胜利，是属于最坚韧的人。 72、因害怕失败而不敢放手一搏，永远不会成功。 73、只要路是对的，就不怕路远。 74、驾驭命运的舵是奋斗。不抱有一丝幻想，不放弃一点机会，不停止一日努力。3、上帝助自助者。 24、凡事要三思，但比三思更重要的是三思而行。 25、如果你希望成功，以恒心为良友，以经验为参谋，以小心为兄弟，以希望为哨兵。 26、没有退路的时候，正是潜力发挥最大的时候。 27、没有糟糕的事情，只有糟糕的心情。 28、不为外撼，不以物移，而后可以任天下之大事。 29、打开你的手机，收到我的祝福，忘掉所有烦恼，你会幸福每秒，对着镜子笑笑，从此开心到老，想想明天美好，相信自己最好。 30、不屈不挠的奋斗是取得胜利的唯一道路。 31、生活中若没有朋友，就像生活中没有阳光一样。 32、任何业绩的质变，都来自于量变的积累。 33、空想会想出很多绝妙的主意，但却办不成任何事情。 34、不大可能的事也许今天实现，根本不可能的事也许明天会实现。 35、再长的路，一步步也能走完，再短的路，不迈开双脚也无法到达。
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
离子键理论PPT课件
化学键的离子键理论
2021/3/12
1
Philip Ball
具有智能的纳米粒子
澳大利亚的科学家Raguse等最近研制出一 种由金纳米粒子组成的可以随着电场变化而膨 胀和弯曲的具有智能的材料。这种新材料能够 用作人造肌肉、定位装置、机械开关和其他类 的动作装置。Raguse正在研制一个由纳米粒 子组成的强有力的灵敏电化学活动器，是将 16 nm粒径的金纳米粒子组装入多孔薄膜。他 们提出利用一种形状变化机理，电势吸引处于 孔中的离子，静电推斥力引起多孔薄膜膨 胀。
2021/3/12
9
离子的电子层构型分为:
(1) 2电子构型,如 Li+(1s2) Be2+(1s2)
(2) 8电子构型,如 Na+(1s22s22p6) Cl-(1s22s22p63s23p6) O2-(1s22s22p6)
2021/3/12
10
(3) 18电子构型,如
Zn2+(1s22s22p63s23p63d104s2) Hg2+(1s22s22p63s23p63d104s24p64d104f145s25p65d10) Ag+(1s22s22p63s23p63d104s24p64d10) Cu+(1s22s22p63s23p63d10)
2021/3/12
4
2021/3/12
5
Cs+离子(109pm)在它的周围能容纳8个Cl-离子，在氯化铯中为8：8配位
2021/3/12
6
3-2离子键形成时的能量变化
如果a,b两原子吸引电子的能力(即它们的电负性)有很大的差别， 则它们各自单占有的原子轨道φa和φb所组成的成键分子轨道可 以几乎是纯粹的φa。于是分子中的电子构型含有φa2，而不是 φa1φb1。在这种情况下，结和力主要是由于外层轨道都是双 占有的带相反电荷离子间的相互吸引所引起的。当这些已填满 的轨道开始相互穿插时，就出现了平衡状态。
2021/3/12
1
Philip Ball
具有智能的纳米粒子
澳大利亚的科学家Raguse等最近研制出一 种由金纳米粒子组成的可以随着电场变化而膨 胀和弯曲的具有智能的材料。这种新材料能够 用作人造肌肉、定位装置、机械开关和其他类 的动作装置。Raguse正在研制一个由纳米粒 子组成的强有力的灵敏电化学活动器，是将 16 nm粒径的金纳米粒子组装入多孔薄膜。他 们提出利用一种形状变化机理，电势吸引处于 孔中的离子，静电推斥力引起多孔薄膜膨 胀。
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9
离子的电子层构型分为:
(1) 2电子构型,如 Li+(1s2) Be2+(1s2)
(2) 8电子构型,如 Na+(1s22s22p6) Cl-(1s22s22p63s23p6) O2-(1s22s22p6)
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(3) 18电子构型,如
Zn2+(1s22s22p63s23p63d104s2) Hg2+(1s22s22p63s23p63d104s24p64d104f145s25p65d10) Ag+(1s22s22p63s23p63d104s24p64d10) Cu+(1s22s22p63s23p63d10)
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Cs+离子(109pm)在它的周围能容纳8个Cl-离子，在氯化铯中为8：8配位
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6
3-2离子键形成时的能量变化
如果a,b两原子吸引电子的能力(即它们的电负性)有很大的差别， 则它们各自单占有的原子轨道φa和φb所组成的成键分子轨道可 以几乎是纯粹的φa。于是分子中的电子构型含有φa2，而不是 φa1φb1。在这种情况下，结和力主要是由于外层轨道都是双 占有的带相反电荷离子间的相互吸引所引起的。当这些已填满 的轨道开始相互穿插时，就出现了平衡状态。
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对于主族元素最高电荷数=其族数。 2.离子的电子构型
主要类型有：
0e型，如H+； 2e型与8e型，如Na+； 18e型，如Ag+； （18+2）e型，如Pb2+； 不规则型，如Fe2+；
2.离子半径
• （1）定义：相邻两离子的核间 距等于两离子的半径之和。
d核间距= r+ + rd 值可由晶体的 X 射线衍射实验测定得到。
• 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
ø
2.晶格能的获得
• （1）玻恩 －哈伯循环，以NaCl为例：
(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 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。
C.一般负离子半径大于正离子半径。
五.离子晶体基本通性
• 即：由离子键形成的晶体。 1.巨型分子（离子晶体是一个整体）。 2.熔融或溶解具有导电性能。 3.具有高的熔点、硬度等、但容易破碎。 4.一般可以溶于水。
例如 MgO d = 210 pm 。
d rMg 2 rO2 210 pm
对初始离子半径的定义不同，可获得不同 种类的离子半径。
离子半径的不同数据来源
• 1926 年，哥德希密特 ( Goldschmidt ) 用光学方 法测得了 F－ 和 O 2－ 的半径，分别为 133 pm 和 132 pm。 结合 X 射线衍射所得的 d 值，得到一 系列离子半径。 • 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 Pauling 半径 。 • 在实际工作中，在比较半径大小和讨论变化规律 时，多采用 Pauling 半径 。
第九章 分子结构与化学键理论
化学键（chemical bond）：分子中原子 （或离子）之间的强作用力。 本章重点讨论分子形成过程及相关化 学键理论。初步讨论包括分子间作用力在 内的结构因素对物质性质的影响。
第一节 离子键理论
• 1913年由德国科学家科塞尔（Kessal）提出。
• 离子键：通过正、负离子之间的静电作用 形成的化学键。 实验事实：具有“8e”电子结构的稀有元 素原子很稳定
NaCl (s) U Na+ (g）+ Cl- (g) E Na+ (g) + Cl (g) + eI
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
（2）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－
B.同一元素，不同价态的离子，电荷高的半径小。
如 Ti 4 + < Ti 3Fe 2 + 。
• 1.离子键的本质是静电引力。
F q q _ r2
2.离子键无方向性。 3.离子键无饱和性。
4.离子键的离子性与成键元素的电负性 相关。对于AB型单键，有：
键的离子百分数 E%
1 ( A B )2 (1 e 4 ) 100%
越大，键的离子性越强。
三.离子键的强度
一.离子键（ionic bond） 的形成
• 电负性相差大的金属和非金属原子相遇时，容 易发生电子的转移，产生正、负离子。 • 当正、负离子的吸引和排斥力达到平衡时， 形成了离子键。 例：
形成条件一 具有足够大的 电负性差。
形成条件二 能形成稳定 离子。
形成条件二 反应放出能 量。
二.离子键的性质