普通化学 第七章 化学键和分子结构..

③ 9~17电子构型——ns2np6nd1~9，
d区元素的离子。
④ 18电子构型——ns2np6nd10， ds 区离子及p 区高氧化态正离子。 ⑤ 18 + 2 电子构型——(n-1)s2p6d10 ns2， p 区长周期元素的低价态离子， 如Pb2+, Bi3+等。
7.2.4 晶格能
1. 定义：298.15 K，标准状态下，由气态正、负离 子形成 1 mol 离子晶体时所释放的能量, 以符号 U 表示；
在晶体类型相同的条件下，可以利用离 子的电荷和半径对晶格能的大小进行比较。
Lattice energy and melting point of some ionic compounds Compound NaF NaCl NaBr NaI charge of the ions +1,-1 +1,-1 +1,-1 +1,-1 +2,-2 +2,-2 +2,-2 +2,-2 ro/pm 231 282 298 323 210 240 257 256 ΔU/kJ· mol923 786 747 704 3 791 3 401 3 223 3 054 t (m. p.)/℃ 993 801 747 661 2 852 2 614 2 430 1 918
主要取决于正离子和负离子的半径比。
● 键的离子性与元素的电负性有关。 元素电负性相差≥1.7， 电负性相差越大，键的离子性越强。
7.2.3 离子的特征
离子化合 物的性质
取决于
离子键 的强度
取决于
正、负离 子的性质
（1） 离子电荷
离子是指带有电荷的原子和基团。 •正离子通常只由金属原子形成，其电荷等于中性原子失 去电子的数目。
思
考
NaCl晶体中钠离子与氯离子之间、金属
铜中铜原子与铜原子之间，H2O中氢原子与
氧原子之间各以什么键结合？
电负性X: Na- 0.9, Cl – 3.0, Cu- 1.9, H-2.1, O- 3.5
化学键理论可以解释：
1、分子的形成及其稳定性，
2、分子的几何构型，
3、分子的化学性质。
7.2 离子键理论
静电引力
形成化学键 -450 kJ· mol-1
形成条件 XA - XB > 1.7
当活泼金属和活泼非金属元素的原子互相接近
时，前者失去电子形成正离子，后者得到电子形成
负离子。正、负离子通过静电相互作用结合成离子
型化合物。
两者电负性相差越大，形成的物质离子性 越强，经实验证实即使最强的离子键（Cs-F） 也含有8%的共价成分，即仍存在原子轨道的重
7.2.1 离子键的形成
2 6 nNa(3s1 ) I n Na (2s 2p ) 496kJmol 1
1
- ne -
2 6 nCl(3s 2 3P5 ) 1 nCl (3s 3p ) E＝348.7kJ mol
ne-
nNaCl
•负离子通常只由非金属原子组成，其电荷 等于中性原子 获得电子的数目; 出现在离子晶体中的负离子还可以是多
原子离子(SO42-).
•离子电荷的不同会带来物理或化学性质的变化。
例如： Fe2+, Fe3+, 颜色，氧化还原性完全不同。
（2）离子半径（接触半径）
◆ 严格讲，离子半径无法确定；
◆ 核间距等于（R正 + R负）； ◆ x-射线衍射法确定。
升高而减小.
例如： O2-＞F-＞Na+＞Mg2+＞Al3+。 4) 相同电荷的过渡元素和内过渡元素，正离子的半径均 随原子序数的增加而减小。 5）对角线规则。
离子半径的大小反映了离子的相对大小， 是分析化合物物理性质的重要依据之一。
(3) 离子的电子构型；
•单原子负离子通常具有稳定的 8 电子构型， •单原子正离子有多种外层电子构型。 ① 2电子构型——1s2 如Li+, Be2+； ② 8电子构型——ns2np6 如 Na+, Mg2+, Al3+
叠。
7.2.2 离子键的特点
●
本质是静电引力（库仑引力）
q q f k 2 R


●
没有方向性和饱和性（库仑引力的性质所决定）
a. 可以从任何方向吸引相反电荷的离子； b. 只要空间允许，每个离子可以吸引尽可
能多的带相反电荷的离子。
NaCl
CsCl
配位数（与一个离子相邻的相反电荷离子的数目）
1) 对同一主族具有相同电荷的离子而言，半径自上而下
逐渐增大。
例如： Li＋ ＜ Na+ ＜ K+ ＜ Rb+ ＜ Cs+； F- ＜ Cl- ＜ Br- ＜ I-。 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
2. 晶格能的大小与晶体类型、电荷、离子
半径都有关系；
Z1 Z 2 U K r
正负离子的电荷
核间距
与晶体的类型有关的常数
决定U的因素有三个：
A 晶体的类型——主要因素；
B 离子电荷——电荷大，作用力大，晶格能大，晶体的稳
定性大，熔点高；
C 离子半径——半径大，作用力小，晶格能小，晶体的稳
定性小，熔点低。
NaF：996℃； NaCl：801 ℃ ； NaBr：755 ℃ ；NaI：661 ℃
例2： 比较下列物质熔点的高低；
（1） NaCl 和 KCl
(2) MgO 和 NaCl
U(NaCl) > U(KCl)
Leabharlann Baidu
(1) 电荷相同（+1）r (Na+) < r (K+)
MgO CaO SrO BaO
3. 晶格能越大，离子键越强，化合物的稳定性
越大；
4.晶格能越大，正、负离子间结合力越强，相应
晶体的熔点越高、硬度越大、压缩系数和热膨 胀系数越小。
例1：试判断Na的卤化物的熔点高低。
解：离子F-、Cl-、Br-、I- 的电荷数相同，离子半径从氟 到碘增加，因此晶格能下降，熔点依次降低。
7 化学键与分子结构
主要内容：
原子之间的作用力: 化学键
分子中原子排列: 分子构型 分子之间作用: 分子间力
7.1 化 学 键
分子或晶体中直接相邻的原子之间强烈的相互作用
力称为化学键。
离子键：组成化学键的两个原子间电负性差大于1.7， 共价键：组成化学键的两个原子间电负性差小于1.7， 金属键：金属晶体中自由电子和金属正离子之间的作用。