离子键共价键

1、从离子键理论可知，组成离子化合物的基本微粒是离子，影响离子化合物性质的因素是多 方面的。如离子电荷、离子半径和离子的电子构型等，但是离子化合物采用哪一种晶格，主要 取决于阴、阳离子半径比，也就决定着化合物的性质。1、离子电荷指原子在形成离子化合物过程中失去或获得电子数。正离子通常只由金属原子形成，其电 荷等于中性原子失去电子的数目。此外，还有一些带正电荷的原子团(如NH4+)等。负离子通 常只由非金属原子形成，其电荷等于中性原子获得电子的数目；同样也还有带负电荷的原子团 (如SO42-、CO32-等)。离子电荷高，与相反电荷的吸引力大，因而熔点、沸点就高。例如： CaO的熔点(2614C )比

2、NaCl (801C )高。离子电荷不仅影响离子化合物的物理性质，也影 响离子化合物的化学性质。又如铁形成Fe3+和Fe2+两种离子，它们相应的化学性质也就不同。2、离子半径它是指离子晶体中正、负离子接触的半径。在离子化合物中相邻的正、负离子的静电吸引 作用和它的核外电子之间以及原子核之间的排斥作用达到平衡时，正、负离子间保持的最短距 离称为核间距，结晶学上用符号d表示，可用x射线衍射法测定。核间距可以看作是相邻两个 离子半径之和，即d=Y+ + Y。如图7-4所示：图7-4离子半径示意图由于核外电子没有固定的运动轨道，实验测得数值如何分割给正、负离子呢？它令化学家 大费思索，不同的分割方法，

3、得出不同的结果。早在1926年，戈德施米特(Goldschmidt)以 光学法测得的F-半径和O2-半径依次为133 pm和132 pm为基础，再计算其它离子半径，如实验 测得NaF和NaCl的核间距分别为230 pm和278 pm，根据d=y+ +y_即求得Na+和Cl-的离子半 径YNa+ =230133 = 97 (pm)YCl- =278 97 = 181 (pm)用这种方法推算出80多种离子半径。而鲍林(Pauling)是从核电荷数和屏蔽常数出发， 也推算出一套离子半径，当今引用最广泛。见表7-3离子半径有如下变化规律：离子半径的大小是决定离子型化合物中正、负离子静电引力的重要因素之

4、一，也就是决定 离子型化合物的离子键强弱的重要因素之一。离子半径愈小，离子间的引力就愈大，离子化合 物的熔点、沸点也愈高。例如，NaF和LiF，钠和锂都是+1价，因为YNa+ YLi+，故NaF的熔点 (870C )比LiF的熔点(1040C )低。同样，离子半径的大小对离子化合物的其它性质也有影响。又如，在NaI、NaBr、NaCl中，I-、Br-、Cl-的还原性依次降低，而AgI、AgBr、AgCl的 溶解度依次增大，颜色依次变浅，这都与离子半径的大小有着密切联系。3、离子的电子构型原子究竟能形成何种电子构型的离子，除决定于原子本身的性质和电子层构型本身的稳定 外，还与其相作用的其它电子有

5、关。一般简单的负离子，如F-、Cl-、O2-等的最外层都为稳定的 稀有气体结构，即8电子构型。然而，对正离子来说，情况比较复杂，除了8电子结构外，还 有其它多种构型。正离子的电子层构型大致有以下几种：2电子构型：最外层为2个电子的离子。如Li+、Be2+等。8电子构型：最外层为8个电子的离子。如K+等。18电子构型：最外层为18个电子的离子。如Zn2+、Cd2+、Ag+等。(18+2)电子构型：次外层为18个电子，最外层为2个电子的离子。如Pb2+、Sn2+等。不饱和电子构型：最外层为917个电子的离子，如Fe2+、Mn2+等。离子的电子层构型对化合物的性质有一定的影响，例如碱金属和铜分族，它

6、们最外层只有 1个ns电子，都能形成+1价离子，如Na+、K+、Cu+、Ag+，但由于它们的电子层构型不同。 Na+、K+为8电子构型，Cu+、Ag+为18电子构型。因此它们的化合物(如氯化物)的性质就有 明显的差别。如：NaCl易溶于水，CuCl、AgCl难溶于水。离子键理论能很好地说明离子化合物的形成和性质，但不能说明由相同原子组成的单质分 子(如H2、Cl2、N2等)，也不能说明不同非金属元素结合生成的分子，如HCl、CO2、NH3等 和大量的有机化合物分子形成的化学键本质。1916年美国化学家路易斯(Lewis)为了说明分子的形成，提出了共价键理论，初步揭示 了共价键与离子键的区别，随

7、后的50年里共价键理论迅速发展。1927年海特勒(Heitler)和伦敦（Londen）用量子力学的成就，阐明了共价键的本质，后来鲍林等人发展这一成果，建立了现 代价键理论（Valencebond theory，缩写为VB）也称电子配对法和杂化轨道理论以及价层电子 互斥理论。1932年美国化学家密立根（Millilcan）和德国化学家洪特提出分子轨道理论（molecular-orbota， theory,缩写MO）。价键法是从处理氢分子结构推广得来的；分子轨道法 是用薛定谔方程处理氢分子离子h2+的结果为基础发展起来的。它们在解释分子结构方面各有 所长。离子键理论能很好地说明离子化合物的形成和

8、性质，但不能说明由相同原子组成的单质分 子（如H2、Cl2、N2等），也不能说明不同非金属元素结合生成的分子，如HCl、CO2、NH3等 和大量的有机化合物分子形成的化学键本质。1916年美国化学家路易斯（Lewis）为了说明分子的形成，提出了共价键理论，初步揭示 了共价键与离子键的区别，随后的50年里共价键理论迅速发展。1927年海特勒（Heitler）和伦 敦（Londen）用量子力学的成就，阐明了共价键的本质，后来鲍林等人发展这一成果，建立了现 代价键理论（Valencebond theory，缩写为VB）也称电子配对法和杂化轨道理论以及价层电子 互斥理论。1932年美国化学家密立根（M

9、illilcan）和德国化学家洪特提出分子轨道理论（molecular-orbota， theory,缩写MO）。价键法是从处理氢分子结构推广得来的；分子轨道法 是用薛定谔方程处理氢分子离子h2+的结果为基础发展起来的。它们在解释分子结构方面各有 所长。一、路易斯的经典共价学说路易斯认为分子中原子之间可以通过共享电子对而使每一个原子具有稳定的稀有气体结 构。原子通过共用电子对而形成的化学键称为共价键。两个原子间共用一对电子的共价键称为 单键，共用二对电子的称为双键，共用三对电子的称为叁键。分子中两原子间共享电子对的数 目叫键级，原子单独拥有的未成键的电子对称为孤对电子。共价分子中两个成键原子的

10、核间距 称键长。化学键结合的强弱用键能表示。下面所表达的电子结构统称为Lewis结构。H202N2OHNH3CH4HH：6=0：HH：6=0：:N 三N：HHTHHH-NH至今间单分子的Lewis结构路易斯结构式的写法规则又称八隅体规则（即至今间单分子的Lewis结构式仍为化学家采用。其写法规则归纳如下:、根据分子式或离子式计算出总的价电子数目。多原子阴离子的价电子总数为各原子的 价电子数之和再加上负电荷数；多原子阳离子则必须从各原子的价电子数之和减去阳离子电荷 数；、画出分子或离子的骨架，用单键将原子连接起来。每一个单键扣两个电子。然后将其 余电子当作未共用电子(孤对电子)分配在原子周围，以便尽可能使每个原子具有8个电子。 如缺2个电子，以形成双键补之。如缺4个电子，则用叁键补之。但结构式中每个原子提供的 电子数要与它的价电子数相符。例如要写出甲醛(CH2O)的Lewis结构式，必须先算CH2O总电子数为4 + (1x2) + 6 =12,骨架结构为中，扣除3个单键用去6个电子后，余下6个电子，可以有下面三种排 法：HHH+ HC-0hc-b:h-c=o；+ + * *3)+ + + +0)(c)(a)式O不成八隅体，(b)式C不成八隅体，只有(c)式在C、O之间形成双键，C、