离子键介绍课件

离子键课件汇报人:XXX2020年12月15日CONTENTS目录01

离子键的定义02

离子键的形成过程03

离子键的特点04

离子键的影响因素05

离子键的表示方法06

离子键的应用离子键的定义01离子键概念阐述

离子键的定义离子键是指带相反电荷的阴阳离子之间通过静电作用形成的化学键，如氯化钠中钠离子（Na⁺）与氯离子（Cl⁻）之间的相互作用，以及氧化镁中镁离子（Mg²⁺）与氧离子（O²⁻）的结合。离子键的形成过程金属原子失去最外层电子形成阳离子，非金属原子得到电子形成阴离子，阴阳离子通过静电作用结合成键，如钠原子失去1个电子形成Na⁺，氯原子得到1个电子形成Cl⁻，进而形成NaCl；镁原子失去2个电子形成Mg²⁺，氧原子得到2个电子形成O²⁻，形成MgO。离子键的本质

离子键的本质是阴阳离子之间的静电作用，包括阳离子与阴离子之间的吸引力，以及离子核外电子云之间的排斥力，当吸引力与排斥力达到平衡时形成稳定的离子键，如氯化钠晶体中Na⁺与Cl⁻之间的静电平衡。与其他化学键对比

与共价键对比成键方式：离子键通过电子得失形成阴阳离子结合，共价键通过共用电子对结合，如NaCl（离子键）与HCl（共价键）；存在范围：离子键主要存在于活泼金属与活泼非金属形成的化合物中，共价键存在于非金属元素之间或非金属与金属性较弱元素之间，如H₂O、CO₂（共价键）；键能特点：离子键键能通常较高，共价键键能差异较大，如H-H键能较高而O-O键能较低。与金属键对比成键粒子：离子键存在于阴阳离子之间，金属键存在于金属阳离子与自由电子之间，如MgCl₂（离子键）与Fe（金属键）；存在物质：离子键存在于离子化合物中，金属键存在于金属单质或合金中，如Cu、Al、钢铁（金属键）；性质影响：金属键中的自由电子使金属具有导电性、导热性和延展性，离子化合物固态不导电，熔融或溶于水后导电。离子键的形成过程02原子得失电子金属原子失电子钠原子在反应中易失去最外层电子，形成带正电的钠离子。非金属原子得电子氯原子在反应中易得到电子，形成带负电的氯离子。离子间的静电作用

吸引作用钠原子失去电子，氯原子得到电子，阴阳离子因电荷吸引形成离子键。

排斥作用离子的电子云之间相互排斥，达到平衡维持离子键稳定，如氯化钠。

动态平衡离子在吸引和排斥作用下处于动态平衡，像氯化钠晶体结构稳定。离子键形成的条件

活泼金属与活泼非金属如钠与氯反应，活泼金属失电子，活泼非金属得电子形成离子键。

元素电负性差值大元素电负性差值>1.7时通常形成离子键，如NaCl中Na（0.93）与Cl（3.16）差值2.23>1.7，MgO中Mg（1.31）与O（3.44）差值2.13>1.7；而AlCl3中Al（1.61）与Cl（3.16）差值1.55<1.7，偏向共价键。形成过程的能量变化

能量释放钠与氯反应形成氯化钠时，离子键形成会释放大量能量。

能量吸收部分离子化合物形成前，原子需吸收能量以达到合适反应状态。

晶格能与稳定性晶格能是气态离子形成1mol离子晶体释放的能量，数值越大离子键越稳定，如NaCl晶格能为787kJ/mol，MgO为3791kJ/mol。离子键的特点03离子键的强度离子电荷影响

离子所带电荷越高，静电作用越强，离子键越牢固。如Mg²⁺与O²⁻形成的MgO（电荷+2/-2）比Na⁺与Cl⁻形成的NaCl（+1/-1）离子键强度大，MgO的熔点（约2800℃）远高于NaCl（801℃）。离子半径影响

离子半径越小，阴阳离子间距离越近，作用力越强。如Na⁺（半径102pm）与F⁻（133pm）形成的NaF，比Na⁺与Cl⁻（181pm）形成的NaCl离子键更强，NaF熔点（993℃）高于NaCl（801℃）。晶体结构影响

相同离子组成的化合物，晶体结构不同键强度有差异。如NaCl（面心立方）与CsCl（简单立方）结构中，NaCl的晶格能（787kJ/mol）高于CsCl（657kJ/mol），离子键更稳定。晶格能衡量

晶格能是离子键强度的直接量度，数值越大键越强。NaCl的晶格能为787kJ/mol，MgO为3791kJ/mol，因此MgO的离子键更稳定，熔点也更高。离子键的无方向性电荷分布对称性离子电荷呈球形对称分布，静电作用在空间各个方向均匀存在，因此离子键没有固定的方向要求。如Na⁺的正电荷均匀分布在球面上，可与周围任意方向的Cl⁻相互吸引。晶体结构中的体现在NaCl晶体中，每个Na⁺周围等距离分布6个Cl⁻（上下前后左右各一个），不存在特定方向的偏好；CsCl晶体中Cs⁺周围有8个Cl⁻，同样体现全方位的静电作用。与共价键方向性对比

共价键因原子轨道重叠具有方向性（如H₂O分子的键角104.5°），而离子键的球形电荷分布使其在任何方向都能与相反电荷离子结合，如MgO晶体中Mg²⁺与O²⁻的结合无方向限制。离子键的无饱和性空间允许的结合只要空间条件允许，一个离子可与多个带相反电荷的离子结合，不受“饱和”限制。如CsCl晶体中，半径较大的Cs⁺周围能容纳8个Cl⁻，而NaCl中Na⁺半径小，周围只能容纳6个Cl⁻，这是空间因素而非键的饱和性导致。配位数的影响因素配位数（离子周围相反电荷离子数）取决于阴阳离子半径比，而非键的饱和性。如r⁺/r⁻比值为0.414-0.732时形成6配位（NaCl型），0.732-1.0时形成8配位（CsCl型）。与共价键饱和性对比共价键受共用电子对数量限制具有饱和性（如H₂O中O原子形成2个共价键），而离子键中Na⁺可与多个Cl⁻结合，只要空间足够，体现无饱和性特点。离子化合物的物理性质熔点与沸点离子键越强，熔点沸点越高。如MgO（熔点2800℃，沸点3600℃）、NaCl（801℃，1413℃）、KF（858℃，1505℃）、CaCl₂（772℃，>1600℃），电荷高、半径小的离子化合物熔沸点显著更高。硬度与脆性

01离子晶体硬度较大但脆性高。如MgO是常见的高硬度材料（莫氏硬度6.5），受外力冲击时离子错位导致同电荷排斥而碎裂，如氯化钠晶体敲打后易破碎。溶解性特点多数离子化合物易溶于极性溶剂（如水），但也有例外。如NaCl易溶于水，而AgCl难溶（因晶格能大，水合能不足以克服），CaCO₃难溶（受晶格能和溶剂化作用影响）。导电性固态时离子不能自由移动，不导电；熔融或溶于水后产生自由离子，能导电。如NaCl固体不导电，熔融态或水溶液可导电，而MgO因熔点极高，通常通过熔融电解法制取金属镁。离子键的影响因素04离子电荷的定量影响库仑定律关系离子键强度遵循库仑定律F=kQ₁Q₂/r²，电荷Q越高，静电引力F越大。如MgO（Q=+2/-2）比NaCl（+1/-1）引力大4倍，晶格能MgO（3791kJ/mol）远高于NaCl（787kJ/mol）。晶格能数据对比

单击此处添加项标题同类型结构化合物中，电荷增加导致晶格能显著提升：NaF（+1/-1，923kJ/mol）、CaO（+2/-2，3460kJ/mol），CaO熔点（2570℃）高于NaF（993℃）。

作用机制解析高电荷离子对电子云吸引力更强，缩短核间距，提升键能。如Al³⁺与O²⁻形成的Al₂O₃晶格能（15916kJ/mol）极高，使其具有高硬度和熔点（2072℃）。离子半径的定量影响

半径与键长关系离子半径之和决定键长，半径越小键长越短，作用力越强。如Na⁺（102pm）与F⁻（133pm）形成的NaF键长235pm，比Na⁺与Cl⁻（181pm）形成的NaCl键长（283pm）更短，NaF晶格能（923kJ/mol）高于NaCl（787kJ/mol）。周期律递变规律同主族电荷相同离子，半径随周期数增大而增加，键强度减弱。如LiF（845kJ/mol）>NaF（923kJ/mol）>KF（821kJ/mol）>RbF（785kJ/mol），因Li⁺（76pm）<Na⁺（102pm）<K⁺（138pm）。配位数影响相同离子在不同配位数下半径有差异，影响键强度。如Co²⁺在4配位时半径74.5pm，6配位时88.5pm，导致CoO（6配位，晶格能3900kJ/mol）比CoCl₂（4配位）键能更高。电子层结构的影响构型类型差异8电子构型（如Na⁺、Cl⁻）极化能力弱；18电子构型（如Cu⁺、Ag⁺）和9-17电子构型（如Fe³⁺、Cr³⁺）极化能力强，易使阴离子变形，导致键型向共价过渡。如Ag⁺（18电子）与Cl⁻形成的AgCl晶格能（916kJ/mol）低于NaCl（787kJ/mol），但因极化作用熔点（455℃）低于NaCl（801℃）。极化作用机制

单击此处添加项标题阳离子电荷高、半径小、电子构型非8电子时，极化能力强。如Fe³⁺（9-17电子，64.5pm）比Na⁺（8电子，102pm）极化能力强，FeCl₃（共价性）比NaCl（离子性）熔点低（FeCl₃：306℃vsNaCl：801℃）。

实例数据对比电子构型对晶格能的影响：Ca²⁺（8电子，99pm）与Zn²⁺（18电子，74pm），CaO晶格能（3460kJ/mol）略低于ZnO（3705kJ/mol），但ZnO因极化作用共价性更强，熔点（1975℃）低于CaO（2570℃）。离子键的表示方法05电子式表示法书写步骤1.写出参与成键原子的电子式，标出最外层电子；2.用箭头表示电子得失方向（可选）；3.阳离子保留符号，阴离子加方括号并标注电荷；4.组合阴阳离子电子式，同性离子不相邻。电子式实例

原子电子实例Na·（钠原子）、·Mg·（镁原子）、:Cl·（氯原子）、:O:（氧原子）

离子电子式实例Na⁺（钠离子）、[Cl:]⁻（氯离子）、Mg²⁺（镁离子）、[:O:]²⁻（氧离子）

化合物电子式实例NaCl：Na⁺[Cl:]⁻；MgO：Mg²⁺[:O:]²⁻；CaCl₂：[:Cl:]⁻Ca²⁺[:Cl:]⁻结构式表示法

书写规则

1.阳离子直接写离子符号，阴离子及复杂离子团需加方括号；

2.标明离子电荷数，电荷位置在右上角；

3.复杂离子团内部原子间用共价键符号连接（如SO₄²⁻中S与O的共价键）；

4.阴阳离子按实际比例排列，同性离子不相邻。化合物示例

简单化合物示例NaCl：Na⁺[Cl]⁻；MgO：Mg²⁺[O]²⁻；CaF₂：[F]⁻Ca²⁺[F]⁻

复杂化合物示例K₂SO₄：K⁺[O-SO₂-O]²⁻K⁺；NaOH：Na⁺[OH]⁻；NH₄Cl：[NH₄]⁺[Cl]⁻电子式与结构式对比

表示重点电子式侧重展示电子得失与分布，结构式侧重离子间结合方式及离子团内部结构。

适用范围电子式适用于简单离子化合物，结构式适用于含复杂离子团的化合物（如硫酸盐、氢氧化物）。

信息详略电子式能直观看到电子转移，结构式更清晰展示离子配比及团内共价键。

使用场景电子式常用于基础化学教学，结构式多用于复杂化合物表示及晶体结构分析。离子键的应用06在材料科学中的应用

制备高温陶瓷利用离子键特性制备氧化铝陶瓷，用于高温炉内衬等耐高温部件。

开发固态电解质基于离子键原理开发锂固态电解质，提升锂电池安全性和性能。

制造超导材料借助离子键作用制造铜氧化物超导材料，用于磁悬