第四章化学键与分子结构.docVIP

第七章 化学键与分子结构 　　化学变化的实质是原子的化合和分解，在这个过程中自始至终存在分子的形成和破坏，故我们说：分子是参与化学反应的基本单元。而分子的性质又是由分子内部结构所决定的，因而研究分子的结构，对于了解物质的性质和化学反应规律具有十分重要的意义。 　　分子的结构通常包括以下内容：(1)分子中原子间的强相互作用力即化学键问题，即原子以什么样的相互作用力结合在一起形成化学键。(2)分子的空间构型，即分子中原子的空间排布，几何形状等；（3）分子与分子之间的相互作用力问题，即分子间力或范德华力问题；（4）分子的结构与物质的物理、化学性质的关系。 早期的化学研究重点是在确定分子的组成，近代原子结构理论建立以后，分子结构的研究已深入到探索化学键的本质中去了，并且对化学键的本质获得了较好的阐明。 §4-1 离子键理论 1916年德国化学家科塞尔(Kossel)根据稀有气体具有稳定结构的事实提出了离子键理论，他认为：不同的原子间相互化合时，他们都有达到稀有气体稳定结构的倾向，首先形成正、负离子，并通过静电引力作用结合而形成化合物。活泼的金属原子和活泼的非金属原子所形成的化合物，通常都是离子型化合物。如：NaCl、CaO等，它们的特点是：在一般情况下，主要以晶体的形式存在，具有较高的熔点和沸点，在熔融状态或溶于水后，其溶液均能导电。 1-1 离子键的形成 离子键理论认为： （1）当电负性小的活泼金属原子和电负性大的活泼非金属原子相遇时，它们都能达到稳定结构的倾向，由于两个原子的电负性相差较大，因此它们之间容易发生电子的得失而产生正、负离子。 （2）所谓稳定结构，对于主族元素来讲他们所生成的离子多数具有稀有气体结构，即p轨道为全充满状态。对于过渡元素来讲，它们所生成的离子的d轨道一般处于半充满状态。如在Fe3+、Mn2+。但是过渡元素的s和d轨道能量相近例外者多。 （3）原子之间发生电子的转移而形成具有稳定结构的正、负离子时，从能量的角度看，一定会有能量的吸收和放出，而且新体系的能量也是最低的。如气态金属原子失去电子需要吸收能量（电离能）；气态非金属原子结合电子时会释放出能量（电子亲合能），气态正负离子结合时会放出能量。正负离子接近时，同时存在离子之间的吸引作用，外层电子和原子核之间的排斥作用，只有当正负离子相隔一定距离（平衡距离）时，吸引和排斥作用才能达到暂时平衡，正负离子只有处于平衡位置附近振动时，体系的能量最低。这说明正负离子之间形成了稳定的化学键，这种化学键叫离子键。 离子键：由于原子间发生电子转移，形成正、负离子，并通过静电吸引作用而形成的化学键。 形成离子键条件：原子间的电负性相差较大，一般大于2.0左右。 由离子键形成的化合物叫做离子化合物。 1-2 离子键的特点 １ 离子键的本质是静电作用力 　　离子键的本质是正负离子间的静电作用力。因为离子键是由原子得失电子后，生成的正负离子间，靠静电作用而形成的化学键。 　　在离子键的模型中，可以将正负离子近似的视为球形电荷。根据库仑定律，两种带相反电荷(q+和q-)的离子间的静电引力f 则与离子电荷的乘积成正比，而与离子的核间距d的平方成反比，即：+和q-)的离子间的静电引力f 则与离子电荷的乘积成正比，而与离子的核间距R的平方成反比，即：+和q-)的离子间的静电引力f 则与离子电荷的乘积成正比，而与离子的核间距R的平方成反比，即： q+q- 　　　f = ──── R2 由此可见，当离子电荷越大，离子间的距离越小，则离子间引力越强。 　　由于离子键是由正、负离子通过静电吸引作用结合而成的，而离子是带电体，它的电荷分布是球型对称的无方向性，因此，只要条件许可，它可以在空间任何方向与带有相反电荷的离子互相吸引。 ２　离子键既没有方向性也没有饱和性 例如在NaCl晶体中，每个Na+周围等距离地排列着６个Cl-，每个Cl-也同样等距离地排列着６个Na+。这说明离子并非只在某一个方向上， 而是在所有方向上都可与带相反电荷的离子发生静电吸引作用。所以说离子键是没有方向的。 在NaCl晶体中，每个Na+周围等距离地排列着6个Cl-，每个Cl-周围等距离的排列着6个Na+，但这并不说明每个被6Cl－（或Na+）包围的Na+ （或Cl－）的电场已达到饱和，因为在这6个Cl－（或Na+）之外，无论在什么方向上或什么距离处，如果再排列有Cl－（或Na+）， 则它们同样还会感受到该相反电荷的Na+（或Cl－）的电场作用，只不过是距离较远， 相互作用较弱罢了。所以离子键是没有饱和性的，只要空间条件允许，正离子周围可以尽量地吸引负离子，反之亦然。 实验证明，百分之百的离子键是没有的，即使是紧典型的离子化合物如CsF中的化学键也只有92％的离子键。 ３　键的离子性与元素的电负