近代化学导论：第3章-1离子键

第3章化学键与分子结构第3章化学键与分子结构2Na(s)+Cl2

(g)→2NaCl(s)颜色

银灰色黄绿色无色状态

固体气体晶状固体

导电性极强极弱极弱，熔融导电通电下无变化无变化熔融下反应逆转第3章化学键与分子结构典型强化学键

弱化学键化学键（次级键

secondarybond）原子间较强的相互作用力；(＞40kJ·mol-1)

离子键、共价键、金属键分子间较弱的相互作用力；

(几至几十个千焦每摩尔

)

分子间力(范德华力)

、氢键等第3章化学键与分子结构一、离子键理论

二、共价键理论

1.经典价键理论（路易斯理论）

2.现代价键理论（电子配对法）

3.原子轨道杂化理论

4.价层电子对互斥理论

5.分子轨道理论

6.共价键参数与分子性质三、金属键理论四、分子间作用力和氢键

第3章化学键与分子结构1.

了解离子键理论的基本要点。2.

掌握离子的半径、离子的电荷和离子的电子层构型对离子型化合物性质的影响。3.

理解晶格能的概念和用玻恩—哈伯循环法计算晶格能的方法，掌握晶格能对离子型化合物熔、沸点和硬度的影响。教学要求：第3章化学键与分子结构教学内容：一、离子键理论

1.离子键理论的基础

2.离子键的特点

3.离子的特征

4.离子型晶体1.离子键理论的基础电离势

I、电子亲和势

E

和电负性

χ元素的是形成离子键理论的基础

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。Na++Cl－

→

NaCl2.离子键的特点(1)本质是静电引力（库仑引力）正、负离子相互吸引(2)没有方向性和饱和性（库仑引力的性质所决定）(3)键的极性与元素的电负性χ有关2.离子键的特点离子性分数/%1.82.02.22.42.62.83.03.25563707682868992χA-

χB离子性分数/%0.20.40.60.81.01.21.41.60104091522303947χA-

χB（χA-

χB）＞1.7主要形成离子键（χA-

χB）＜1.7主要形成共价键3.离子的特征（1）离子的电荷

（2）离子的电子层构型（3）离子半径离子键的强度正、负离子的性质离子型化合物的性质取决于取决于（1）离子的电荷Fe2+Fe3+

氧化性还原性

硫氰根SCN－

血红色化合物不反应K4[Fe(CN)6]

(黄血盐)

普鲁士蓝沉淀不反应

无水盐FeCl3棕黄色固体

FeCl2白色固体

含水盐FeCl3棕黄色固体

FeCl2浅蓝固体

离子电荷上的差异是化合物性质差异的最直接因素（2）离子的电子层构型一般简单负离子其最外电子层都具有稳定的8电子结构简单负离子

F

-2s22p6136pm

Cl

-3s23p6181pm

O2-2s22p6140pm

（2）离子的电子层构型Na：2s22p63s1

Ca：3s23p64s2

Na+：2s22p6

Ca2+：3s23p6

正离子正离子情况比较复杂，有多种构型：Li：1s22s1

Be：1s22s2

Li+：

1s2

Be2+：

1s2②2电子构型（1s2）：最外层为2个电子的离子③8电子构型（ns2np6）：最外层为8个电子的离子①0电子构型：最外层没有电子的离子如H+（2）离子的电子层构型正离子Hg：[Xe]4f145d106s2Hg2+：[Kr]4d104f145s25p65d10④18电子构型（ns2np6nd10）：最外层18个电子的离子Ag：[Kr]4d105s1Ag+：[Ar]

3d104s24p64d10Zn：[Ar]3d104s2Zn2+：[Ne]3s23p63d10Cu：[Ar]3d104s1Cu+：[Ne]

3s23p63d10（2）离子的电子层构型正离子Pb：[Xe]4f145d106s26p2

Pb2+：[Kr]4d104f14

5s25p65d106s2Sn：[Kr]4d105s25p2

Sn2+：[Ar]3d104s24p64d105s2⑤18+2电子构型[(n-1)s2(n-1)p6(n-1)d10ns2]：次外层

18个电子，最外层2个电子的离子（2）离子的电子层构型正离子Fe：[Ar]3d64s2Fe2+：[Ne]3s23p63d6最外层14个电子Cr：[Ar]3d54s1Cr3+：[Ne]3s23p63d3最外层11个电子Mn：[Ar]3d54s2Mn2+：[Ne]3s23p63d5最外层13个电子⑥9~17电子构型(ns2np6nd1~9)：最外层电子数在9~17之间的不饱和电子结构的离子（2）离子的电子层构型

在离子的电荷和半径大致相同条件下，不同构型的正离子对同种负离子的结合力大小的经验规律：8电子构型离子＜＜9~17电子构型的离子18或18+2电子构型的离子

外层电子的l值越大，它受到内层电子的屏蔽作用就越大（s电子＜p电子＜d电子＜f电子），因此，18或18+2、9~17电子构型的正离子对它外层d电子的吸引力较小，使之易与负离子的电子云重叠，形成较强的共价键；而8电子构型的正离子，对它外层的p电子吸引力较强，使之与负离子之间形成的是离子键。（2）离子的电子层构型

例如：碱金属和铜副族，最外层都只有1个s电子，都能形成+1价正离子，但电子层构型不同，它们化合物的性质就有明显的差别（氯化物）：离子电子层构型半径(pm)化合物性质Na+2s22p695NaCl易溶于水Cu+3s23p63d1096CuCl难溶于水K+3s23p6133KCl易溶于水Ag+4s24p64d10126AgCl难溶于水（3）离子半径

由于原子核外电子不是沿着固定的轨道运动，电子云没有明确的边界，因此原子或离子的半径无法严格确定。

当正、负离子间的吸引力和核外电子与电子之间以及原子核与原子核之间的排斥力达到平衡时，正、负离子之间保持着一定的平衡距离，这个距离叫核间距（nuclearseparation），结晶学上以d

来表示。核间距可以用X射线衍射的方法测得，由此可计算出离子或原子半径（作用范围）的大小。正、负离子半径与核间距的关系.d

=r1+

r2.r1r2.（3）离子半径离子半径变化规律①同族元素，自上而下，具有相同电荷数的离子的半径依次增大。Li+＜Na+＜K+＜Rb+＜Cs+；F¯＜Cl¯＜Br¯＜I¯②同一周期，自左向右，随正离子电荷数的依次增大，离子半径依次减小。Na+＞Mg2+＞Al3+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，不同价态的正离子，半径随离子电荷升高而减小。Fe(117pm)＞Fe2+(76pm)＞Fe3+(67pm)F¯(136pm)＞F(64pm)（3）离子半径Li+

60pm

Mg2+

65pm

④负离子的半径一般较大，约为130~250pm，正离子半径一般较小，约为10~170pm。⑤周期表中处于相邻族的左上方和右下方斜对角线上的正离子半径近似相等。Na+

95pmCa2+

99pm离子半径变化规律（3）离子半径

离子半径的大小对离子型化合物性质有显著的影响，离子半径越小，离子间引力越大，因此离子型化合物的熔、沸点较高；离子型化合物

正离子半径/pm

负离子半径/pm熔点/℃

化学性质NaFLiF

Na+95Li+

60

F¯136F¯136

8701040

NaClNaBrNaI

Na+95Cl¯181Br¯195I¯216

I¯的半径大，它的还原性强于Br¯和Cl¯

4.离子型晶体（1）几种简单的离子型晶体（2）离子型晶体的特点（3）离子型晶体的晶格能

由离子键形成的化合物叫做离子型化合物，离子型化合物主要以晶体状态出现，由正、负离子通过离子键结合成的晶体称为离子型晶体。离子键的强度可以用晶格能的大小来度量。（1）几种简单的离子型晶体面心立方晶格，每个离子被

6个相反电荷的离子包围着，配位数为6。LiF、CsF、NaI等属于NaCl型。简单立方晶格，每个离子被8个相反电荷的离子包围着，配位数为8。CsBr、CsI等晶体属于CsCl型。NaCl

型CsCl

型（1）几种简单的离子型晶体面心立方晶格，S2-

按面心立方密堆积排布，Zn2+

均匀地填充在一半四面体的空隙中，正、负离子的配位数均为4，ZnO、HgS、CuCl、BeO等晶体属于ZnS型。六方晶系，S2-

作六方最密堆积，Zn2+

填充在一半四面体空隙之中，填隙时互相间隔开，使填隙四面体不会出现共面连接或共边连接，配位数为4。闪锌矿(立方ZnS)纤锌矿(六方ZnS)（1）几种简单的离子型晶体与闪锌矿结构类似。Ca2+的配位数为8，F¯

的配位数为4，正、负离子数比为4:8=1:2，BaF2，SrCl2，ThO2等具有CaF2型结构。四方晶体，正离子Ti4+

的配位数为6，负离子O2–

的配位数为3。Ti4+

处于配位数为6的八面体中。CaF2型

(萤石)金红石型(TiO2)（2）离子型晶体的特点①离子型晶体中，正、负离子通过离子键结合，离子的电荷越高，半径越小（核间距越小），正、负离子间的静电作用力越强，其熔、沸点也就越高；离子型晶体一般具有较高的熔、沸点和硬度。化合物NaClKClCaOMgO半径/pmNa+

95

Cl-181K+

133

Cl-181Ca2+

9