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第八章 分子结构 离子键理论 化学键理论 共价键理论 金属键理论 §8 - 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- /R2 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。 3. 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、离子键的强度与玻恩- 哈伯 （Born - Haber) 循环 1. 晶格能U: 相互远离的气态正离子和负离子结合成1mol离子晶体时所释放的能量的绝对值。 或1mol离子晶体解离成自由气态离子时所吸收的能量的绝对值。; ?rH?m= ?H1 + ?H2 + ?H3 + ?H4 + ?H5 ?rH?m = S + 1/2D + I + (-E) +(-U) U = - ?rH?m + S + 1/2D +I – E 代入有关数据： U = 410.9 + 109 + 121 – 496 –349 = 787.9kJ·mol-1 例1：mMx+(g) + x xm-(g) = Mmxx (s) U = -?rHm? 2.晶格能的计算 ? Born-Haber循环 ? 理论计算 U = -Vr0 = [NAZ1Z2e2(1-1/n)]/4? ?0r0 N、A为常数，n与电子构型有关，Z1Z2为正负离 子电荷数。;3.晶格能的应用： 1. 可以比较离子键的强度和晶体的稳定性。 晶格能越大，晶体的熔点越高，硬度越大， 热膨胀系数越小。压缩系数越小。 2. 由于离子化合物中存在一定的共价成分，实 验晶格能往往比理论计算值大，实验值比计 算值大的越多，说明化合物中存在更多的共 价成分。;三、离子的特征： 1. 离子的电荷：原子在形成离子化合物过程中，失去或得到的电子数 2. 离子的电子构型 简单负离子一般最外层具有稳定的8电子构型。 正离子：2电子构型 Li+ Be2+ 8电子构型 Na+ K+ Ca2+ 18电子构型 Cu+、 Ag+、 Zn2+ 、 Cd2+、 Hg2+ 18+2电子构型 Pb2+ 、 Sn2+ 、 Bi3+ 9-17电子构型 Fe2+ 、Fe3+、 Cr3+、 Mn2+;3. 离子半径： (1) 离子半径：根据晶体中相邻正负离子间的核间 距(d)测出的。d = r+ + r- （有效离子半径） (2) 离子半径变化规律： p168 ? 具有同一电子结构的正负离子中，负离子半径 一般比正离子半径大。rNa+= 98pm, rF- = 133pm ? 同一元素不同价态的正离子，电荷数越少的离 子半径越大。rFe2+ rFe3+ ? 同一主族，从上到下，电荷数相同的离子半径 依次增大。;? 同一周期主族元素正离子半径随离子电荷数增 大而依次减小。rNa+ rMg2+ rAl3+ ? 周期表中，每个元素与其邻近的右下角或左上 角元素离子半径接近。即对角线规则。 rLi+ ? rMg2+ ; rSc3+ ? rZr4+ ; rNa+ ? rCa2+ §8 - 2 化学键的键参数及分子的性质 一、 键参数 1.键能：在101.3kPa下，298K时，将1mol理想气体分子AB拆开为理想气态下的A、B原子的过程的焓变，称为AB的键能（bond energy)。用EA-B 表示。;例1. NH3 (g) = NH2 (g) + H (g) D1 = 427kJ·mol-1 NH2 (g) = NH (g) + H (g) D2 = 375kJ·mol-1 NH (g) = NH (g) + H (g) D2 = 356kJ·mol-1 EN-H =1/3(D1+D2+D3) = 1158/3 = 386 kJ·mol-1 2. 键长: 分子中两个键合原子核间的平均距离 3. 键角: 分子中键与键之间的夹角。 4. 键的极性: 不同原子间形成的共价键，由于原 子电负性的不同，原子核的正负电荷重心不再 重合，形成极性共价