3.分子结构(陈晓峰).pptVIP

分子结构; 电价理论（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- /R2 q+ 、q- 为离子所带电荷, R为离子间距离。;2.离子键特点：既没有方向性，也不具饱和性。;正负离子半径比(r+/r-),比值越大,周围排列离子数目越多(配位数) ;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。 离子键的离子性与元素的电负性差有关。 两元素的电负性差 ?x判断键的性质 ; 二、离子键强度与晶格能：;晶格能的实验测定——设计Born-Haber cycle，并利用Hess定律计算(一个过程的热效应与途径无关)。;Born-Haber循环;晶格能理论计算;A的取值：; 离子化合物的晶格能U越大，表示正负离子间的结合力越强，晶体越牢固，晶体的熔点越高，硬度越大。 离子半径越小,电荷越高,则晶格能越大,晶体的熔点越高，硬度越大。 mp(?C): CaO KF NaF NaClNaBr NaI;某些离子晶体的晶格能以及晶体中的离子电荷、核间距、晶体的熔点、硬度;三、决定离子化合物性质的因素—离子的特征 (1)离子电荷 离子电荷是影响离子化合物性质的重要因素. 离子电荷高，对相反电荷离子的静电引力强， 因而化合物的熔点高。 CaO KF mp(?C) 2590 856 ;(2)离子的电子构型 简单负离子的构型都是8电子构型； 正离子的构型可分为五种： （a）2电子构型：Li+, Be2+ （b）8电子构型: Na+, Al3+ （c）18电子构型: Ag+, Hg2+ （d）18+2电子构型: Sn2+, Pb2+ （e）9~17电子构型: Fe2+,Mn2+ 离子的电子构型对化合物的性质有一定的影响. ;(3)离子半径 离子晶体中相邻正负离子的核间距为正负离子半径之和。 d=r++r- 离子半径的变化规律： (a)同族元素离子半径从上而下递增: r+: Li+ Na+ K+ Rb+ Cs+ r-: F- Cl- Br- I-;(b)同一周期的正离子半径随离子电荷增加而减小，负离子半径随离子电荷增加而增大 r+: Na+ Mg2+ Al3+ r-: F- O2- ;(c)同一元素负离子半径大于原子半径: r-: S2- S 同一元素正离子半径小于原子半径，且正电荷越高，半径越小。 r+: Fe Fe2+ Fe3+ 离子半径是决定离子化合物中正负离子间吸引力的重要因素.离子半径越小,离子间吸引力越大,相应化合物的熔点越高. 熔点:NaCl KCl RbCl CsCl; Lewis学说 1916年美国化学家Gilbert Newton Lewis (1875 - 1946)提出: “分子中原子之间通过共享电子对而使每一个原子都具有稀有气体的稳定的电子结构”。 又称“八偶体规则”（Octet Rule） 这样形成的化学键称为“共价键”，相应的分子称为“共价分子”。 ; 按提供共用电子对的方式分: 正常共价键:由成键原子双方各提供一个电子所 形成的键, H:H H:Cl 配位共价键:由成键原子中的一方单独各提供一 对电子所形成的键, H3N: + BF3 = H3N BF3 ;价健理论（VB） ;H2分子形成过程能量随H-H核间距的变化图;将对 H2 的处理结果推广到其它分子中, 形成了以量子力学为基础的价键理论(VB) 共价键的形成 A, B 两原子各有一个成单电子，当 A, B 相互接近时, 两电子以自旋相反的方式结成电子对, 即两个电子所在的原子轨道能相互重叠, 则体系能量降低, 形成化学键, 亦即一对电子则形成一个共价键.;形成的共价键越多, 则体系能量越低, 形成的分子越稳定. 因此, 各原子中的未成对电子尽可能多地形成共价键. 例如:H2 中, 可形成一个共价键. HCl 分子中, 也形成一个共价键. 每个N原