第七章无机化学分子结构研究报告.pptVIP

第七章 分 子 结 构 7.1 离子键 7.2 共价键 7.3 杂化轨道理论 7.4 价层电子对互斥理论 7.5 分子轨道理论 7.6 金属键 7.7 分子的极性和分子间力 7.8 离子极化 7.9 氢键 7.10 晶体的内部结构 7.1 离 子 键 7.1.1 离子键理论的基本要点 7.1.2 决定离子化合物性质的因素 —离子的特征 7.1.3 晶格能 7.1.1 离子键理论的基本要点 离子键：正负离子间通过静电作用而形成的化学键。 如NaCl分子的形成： Na：1s22s22p63s1 Na+：1s22s22p6 Cl：1s22s22p63s23p5 Cl-：1s22s22p63s23p6 Na在反应中易失去最外层的电子形成Na+；Cl在反应中易得到电子形成Cl-。 Na+、Cl-在静电引力的作用下相互接近，但电子云以及原子核之间还存在排斥作用，当引力等于斥力时，便生成了Na+Cl-离子型分子，它们之间的化学键就为离子键。 电负性相差较大的元素间能形成离子键。 注意：在晶体中不存在单个的离子型分子，而在气态条件下可存在。 离子键特征：无方向性与饱和性 由于离子的电子云分布可近似地看成球形，其电荷分布也是球形对称的，所以，只要空间条件许可，它可以在任何方向吸引异号离子； 只要空间条件许可，一个离子吸引异号离子的数目也没有限制。 离子键的强弱：与离子电荷、离子间距离有关。 离子电荷越大，离子间距离越小，形成的离子键越牢固。 7.1.2 决定离子化合物性质的因素—离子的特征 1. 离子半径 因为核外电子的运动是按几率分布的，所以离子半径是难以确定的，确定离子半径的方法是认为在离子晶体中，正负离子的核间距等于正负离子的半径之和，即 d = r+ + r- 核间距d可用实验方法求得，根据有关晶体结构的数据推算出离子半径。离子半径数据：p.457附录十一 离子半径的规律： （1） 同族元素具有相同电荷的离子，从上到下，离子半径随电子层的增加而增大。 r (F-) r(Cl-) r (Br- ) r (I-) ； r (Na+) r(K+ ) r (Rb+ ) r (Cs+) （2）同一周期，正离子半径随电荷数增多而减小；而负离子半径随电荷的增大而增大。 r (Na+) r (Mg2+) r (Al3+)； r (Cl-) r(S2-) （3）同一元素负离子半径大于原子半径；正离子半径小于原子半径，且正电荷越高，半径越小。 r (S2- ) r (S ) ； r (Fe3+) r (Fe2+) r (Fe) 在大多数情况下负子半径大于正离子半径。 离子半径是决定离子化合物中离子吸引力的重要因素，离子半径越小，离子间吸引力越大，相应化合物的熔点也越高。 2、离子电荷 离子电荷是决定离子化合物中离子吸引力的另一重要因素，离子电荷越高，离子间吸引力越大，相应化合物的熔点也越高。 熔点：CaO(2590 ℃) KF(856 ℃) 3. 离子的电子构型 简单负离子，如F-、S2-、Cl-等，都具有8电子构型。 正离子有多种情况： 7.1.3 晶格能 晶格能(U)：气态正负离子结合成1mol离子晶体时所放出的能量。 如NaF晶体的，U就是下列反应的焓变： Na+(g) + F-(g) NaF(s) 由于该反应的焓变无法直接测量，可通过玻恩—哈伯循环求算晶格能。 Na(s) + 1/2F2(g) △H NaF(s) S 1/2D U F(g) E F- (g) Na(g) I Na+ (g) 由盖斯定律可得：?H = S + I + D/2 + E +U U = ?H －S － I － D/2 － E =[－569.3－108.8－502.3－1/2×153.2 －(－ 349.5)] = －907.5kJ?mol-1 7.2 共 价 键 7.2.1 价键理论 7.2.3 共价键的特性 7.