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化学键理论概述 Chemical Bonds;第 1 节 离子键理论 ; 这类化合物之所以导电，是因为它们在熔融状态或水溶液中能够产生带电荷的粒子，即离子。Kossel 认为电离能小的活泼金属元素的原子和电子亲和能大的活泼非金属元素的原子相互接近时，金属原子上的电子转移到非金属原子上，分别形成具有稀有气体稳定电子结构的正、负离子。正离子和负离子之间通过静电引力结合在一起，形成离子化合物。这种正、负离子间的静电吸引力就叫做离子键。; 在 Kossel 的离子键模型中，可以把正、负离子看作半径大小不同的球体。根据库仑定律，两个距离为r，带有相反电荷 q+ 和 q- 的正、负离子之间的势能 V吸引为： ; 式中 q+ 和 q- 分别是 1 个正电荷和 1 个负电荷所带的电量，即 1.6 ? 10-19 C,ε0 是介电常数。 当正、负离子相互接近时，它们之间主要是静电吸引作用。 但当正、负离子进一步相互接近时，除了静电吸引外，还存在外层电子之间以及原子核之间的相互排斥作用。这种排斥作用当 r 较大时可以忽略。 ; 但当正、负离子充分接近，r 极小时，这种排斥作用的势能迅速增加。量子力学研究表明，这种排斥作用的势能 V排斥 是用指数形式表示的 ;可以得到正、负离子之间的总势能与距离 r 的关系的势能曲线。;V; 当钠离子和氯离子接近平衡距离 r0 时，体系的吸引作用和排斥作用处于动态平衡，这时钠离子和氯离子在平衡位置附近振动，体系的能量最低。即体系的势能的值最小时的距离是平衡距离，此时正、负离子之间形成了稳定的化学键 ?? 离子键。;二、 离子键的形成;　　由于离子键是由正离子和负离子通过静电吸引作用相连接，因此决定了离子键的特点是没有方向性和饱和性。;　　没有饱和性是指在空间条件允许的情况下，每一个离子可吸引尽可能多的带相反电荷的离子。每个离子周围排列的相反电荷离子的数目是一定的，这个数目是与正、负离子半径的大小和所带电荷多少等有关。;　　我们说在氯化钠晶体中，Na+ 离子的配位数为 6, Cl－ 离子的配位数也为 6；;　　离子键是活泼金属元素的原子和活泼非金属元素的原子之间形成??，其形成的重要条件就是原子之间的电负性差值较大。一般来说，元素的电负性差越大，形成的离子键越强。;　　有几种近似方法可以得到化学键的离子性百分数。一般来说，AB 型化合物之间单键离子性百分数与 A 和 B 两种元素电负性差值之间的关系可以查表得到。;;三、 离子键的强度; 离子键的强度通常用晶格能的大小来衡量。因为在离子晶体中，既有相反电荷之间的库仑吸引力，又有相同电荷之间的排斥力，所以离子化合物中离子键力是晶体中吸引力和排斥力综合平衡的结果。; 晶格能的定义是：在标准状态下将１mol离子型晶体 (如 NaCl) 拆散为 1 mol 气态正离子 (Na＋) 和 1 mol 气态负离子 (Cl－) 所需要的能量，符号为 U，单位为 kJ?mol-1。; 晶格能不能用实验的方法直接测得，但是可以通过热化学计算从有关的实验数据间接计算得出。盖斯定律指出：一个化学反应可以分几步进行，反应的热效应等于各分步反应热效应的总和。; NaCl 的生成反应为 ;同时，这个反应可以通过如下 5 个分步反应进行： ;(4) 1 mol 气态氯原子结合电子形成 1 mol 气态氯离子：; 反应的波恩－哈伯循环可以表示如下：; 根据盖斯定律，有如下关系;四、 离子键的特征;１ 离子的电荷; 离子的电荷对离子间的相互作用力影响很大，离子电荷越高，与相反电荷间的吸引力越大，晶格能越大，离子键越强，离子化合物的熔点和沸点越高。;２ 离子的电子构型;　　（3）8 电子构型（ns2 np6） 最外层有 8 个电子的离子，如Na+，K+，Ca2+等。;　　离子的电子构型与离子键的强度有关，对离子化合物的性质有影响。;3 离子半径;离子半径与核间距关系;　　核间距 d 可以用 X 射线衍射方法通过实验测定，如果已知一个离子的半径，就可以通过 d 值求出另一个离子半径。;　　1926 年，Goldchmidt 用光学法测得 F－ 离子半径为 133 pm 和 O2- 离子半径为 132 pm。以此为基础，他利用式 (7－5) 推出 80 多种离子的半径。1927 年，Pauling 从核电荷数和屏蔽常数出发，推出计算离子半径的公式;　　（1）同一种离子，配位数大时其半径大，配位数小时其半径小。;　　离子半径的大小是决定离子化合物中正、负离子间引力大小的因素之一，也就是决定离子化合物中