《离子键理论》PPT课件.ppt

1、物质结构（二）化学键与分子结构,一、化学键 1.定义 离子键 2.种类 共价键 金属键,二、离子键和离子晶体的性质 1、离子键与离子型化合物。,(1)离子键的形成 Na (3s1) - e Na+ (2s22p6) NaCl Cl(3s23p5) + e Cl- (3s23p6) 正负离子彼此作用，离子间距达平衡，总势能降低。,正负离子由库仑力（静电力）相互结合在一起，这种化学键称离子键，库仑力与正负离子电荷成正比，与正负离子间距成反比。,表示方法：电子式 电子排布式 轨道表示式 离子结构简图,2、离子键,(1) 离子键的构成条件 元素的电负性差要比较大 X 1.7, 发生电子转移, 形成离子

2、键; X 1.7, 不发生电子转移, 形成共价键. 但离子键和共价键之间, 并非严格截然可以区分的. 可将离子键视为极性共价键的一个极端, 而另一极端为非极性共价键。,(3)离子键的本质（特征） 离子键的特征是：A.作用力的实质是静电作用力 B.既无方向性又没有饱和性,(2)离子键的离子性百分数 由于离子型化合物中的离子并不是刚性小球，正负离子原子轨道也有部分重叠。 离子化合物中离子键的成份取决于元素的电负性差值，差值大，离子性越大。,3、影响离子键强度的因素,离子电荷数的影响 2） 离子电子层结构 2e, 8e, (917)e, 18e, (18+2)e 3）离子半径的影响离子半径：将离子晶

3、体中的离子看成是相切的球体, 正负离子的核间距 d 是r+ 和r- 之和 半径大, 导致离子间距大, 所以 作用力小; 相反, 半径小, 则作用力大,离子半径的变化规律,.同主族, 从上到下, 电子层增加, 具有相同电荷数的离子半径增加. .同周期: 主族元素, 从左至右 离子电荷数升高, 最高价离子, 半径减小. .同一元素, 不同价态的离子, 正电荷高的半径小。 .同一元素负离子半径较大; 正离子半径较小（H-HH+） .周期表对角线上, 左上元素和右下元素的离子半径相似. 如: Li+ 和 Mg2+, Sc3+ 和 Zr4+ 的半径相似. . 电荷数相同的同一过渡系元素的阳离子，随原子序

4、数增加，离子半径住逐渐减小,4、 离子键强弱的定量判定-晶格能,（1）定义： 在标准状态下，按下列化学反应计量式使离子晶体变为气体正离子和气态负离子时所吸收的能量称为晶格能，用U 表示。,（2）意义：晶格能 U 越大, 则形成离子键时放出的能量越多, 离子键越强.键能和晶格能, 均能表示离子键的强度, 而且大小关系一致. 通常, 晶格能比较常用. 如何求得晶格能?,U,（2）意义： 晶格能 U 越大, 则形成离子键时放出的能量越多, 离子键越强.键能和晶格能, 均能表示离子键的强度, 而且大小关系一致. 通常, 晶格能比较常用. 如何求得晶格能?,5、晶格能的测定-玻恩-哈伯循环法 晶格能是离

5、子键强弱的重要标志,用符号U表示. 如计算KBr的晶格能: K (s) + 1/2Br2 (g) KBr(s) 设想反应分为以下四步进行:,Born-Haber循环,K(g),Br (g),+,KBr(s),+,升华焓,电离能,气化热,电子亲和能,则：U =689.1kJmol-1,=89.2kJmol-1,=418.8kJmol-1,=15.5kJmol-1,=96.5kJmol-1,=-324.7kJmol-1,=-689.1kJmol-1,=295.3kJmol-1,上述数据代入上式求得：,Born-Lande公式,式中： R0正负离子核间距离， Z1，Z2 分别为正负离子电荷的绝对值，

6、,A Madelung常数,与晶体类型有关，,n Born指数,与离子电子层结构类型有关。,A的取值：,CsCl型 A=1.763,NaCl型 A=1.748,ZnS型 A=1.638,n的取值：,影响晶格能的因素：, 离子的电荷(晶体类型相同时), 离子的半径(晶体类型相同时), 晶体的结构类型, 离子电子层结构类型,Z，U 例：U(NaCl)U(MgO),R，U 例：U(MgO)U(CaO),6.1 离子晶体的特征结构,6、离子晶体,6.2 离子极化,离子晶体：密堆积空隙的填充。,阴离子：大球，密堆积，形成空隙。 阳离子：小球，填充空隙。 规则：阴阳离子相互接触稳定； 配位数大，稳定。,6

7、.1 离子晶体的特征结构,1.三种典型的离子晶体,NaCl型,晶胞中离子的个数：,晶格：面心立方,配位比：6:6,(红球Na+ , 绿球Cl-),NaCl 型 正、负离子配位数为6 正、负离子半径介于0.414 0.732 实例: KI , LiF, NaBr, MgO, CaS,CsCl型,晶胞中离子的个数：,(红球Cs+ , 绿球Cl-),晶格： 简单立方,配位比： 8:8,CsCl型晶体： Cl作简单立方堆积，Cs填在立方体空隙中，正负离子配位数均为8，晶胞只含1个Cl和1个Cs。 它们的分数坐标分别是： Cl（0,0,0）， Cs（1/2,1/2,1/2）。,属于CsCl型晶体的化合物

8、有： CsCl、CsBr、CsI、RbCl、TlCl、TlBr、TlI、NH4Cl、NH4Br、NH4I等。,晶胞中离子的个数：,ZnS型(立方型),晶格：面心立方,(红球Zn2+ , 绿球S2-),配位比：4:4,ZnS晶体结构有两种型式，即立方ZnS和六方ZnS，这两种型式的ZnS，化学键的性质相同，都是离子键向共价键过渡，具有一定的方向性。Zn原子和S原子的配位数都是4，不同的是原子堆积方式有差别。在立方ZnS中，S原子作立方最密堆积，Zn原子填在一半的四面体空隙中，形成立方面心点阵。,在六方ZnS晶体中，S原子作六方最密堆积，Z原子填在一半的四面体空隙中，形成六方点阵。,半径比(r+/

9、r-)规则：,NaCl晶体,其中一层横截面：,令 r_ =1, 则 ac =4 ab = bc = 2 + 2r+ 因为abc为直角三角形, 所以 ac2 = ab2 + bc2 42 =2 (2 + 2r+ )2 r + =0.414 (1)当 r+ / r- = 0.414, 正、负离子直接接触, 负离子也两两接触, 配位数为6.,若 0.414 r+ / r- 0.414,(1)当 r+ / r- = 0.414, 正、负离子直接接触, 负离子也两两接触, 配位数为6. (2) r+ / r- 0.414, 负离子接触不良, 当r+ / r- 0.723时, 使配位数8. r+ / r-

10、 0.414, 负离子互相接触(排斥). 这种构型不稳, 配位数4. 注意: 严格说来, 半径比规则只适用于典型的离子型晶体 半径比值接近两个极限值0,723或0.414时, 可同时具有两种晶型,理想的稳定结构(NaCl),半径比规则,表3-6 离子半径比和配位多面体的关系,6.2 离子的极化作用,每个离子作为带电粒子均具有二重性： 一方面某离子本身带电，它会在其周围产生电场，对另一个离子产生极化作用，使该离子发生电子云的变形； 另一方面，在另一个离子的极化作用下，某离子本身也可以被极化产生变形，所以每种离子均具有变形性和极化作用两重性能。 当正、负离子相互靠近时，将发生相互极化和相互变形，这

11、种结果将导致相应的化合物在结构和性质上发生相应的变化。,描述一个离子对其他离子变形的影响能力。,离子的极化力(f )：,描述离子本身变形性的物理量。,离子的极化率()：,未极化的负离子,极化的负离子,1.离子的极化率(), 离子半径 r ： r 愈大， 愈大。 如：Li+(Mg2+) 离子电荷：负离子电荷多的极化率大。 如：(S2) (Cl) 离子的电子层构型:(18+2)e-,18e- 917e-8e- 如：(Cd2+) (Ca2+)； (Cu+) (Na+) r/pm 97 99 96 95,一般规律：,2.离子极化力(f ),离子半径 r ：r 小者，极化力大。 离子电荷：电荷多者，极化

12、力大。 离子的外层电子构型： f ：(18+2)e-,18e- 917e- 8e- 当正负离子混合在一起时，着重考虑正离子的极化力，负离子的极化率，但是18e构型的正离子(Ag+, Cd2+ 等)也要考虑其变形性。,一般规律：,3.离子极化的结果, 键型过渡(离子键向共价键过渡),Ag+ I r/pm126+216 (= 342) R0/pm 299,如：AgF AgCl AgBr AgI,核间距缩短。,离子键,共价键, 晶型改变,AgCl AgBr AgI r+/r- 0.695 0.63 0.58 理论上晶型 NaCl NaCl NaCl 实际上晶型 NaCl NaCl ZnS 配位数 6

13、 6 4, 性质改变 例如；溶解度 AgCl AgBr AgI NaCl 易溶于水，CuCl 难溶于水。,使化合物的溶解度降低离子晶体通常是可溶于水的。水的介电常数很大（约等于80），它会削弱正、负离子之间的静电吸引，离子晶体进入水中后，正、负离子间的吸引力将减到约为原来的八十分之一，这样使正、负离子很容易受热运动的作用而互相分离。由于离子极化，离子的电子云相互重叠，正、负离子靠近，离子键向共价键过渡的程度较大，即键的极性减小。水不能像减弱离子间的静电作用那样减弱共价键的结合力，所以导致离子极化作用较强的晶体难溶于水。,使化合物的熔点降低 由于离子极化，使化学键由离子键向共价键转变，化合物也相

14、应由离子型向共价型过渡，其熔点、沸点也随共价成分的增多而降低。,使化合物的稳定性下降（分解温度降低）随着离子极化作用的加强，负离子的电子云变形，强烈地向正离子靠近，有可能使正离子的价电子失而复得，又恢复成原子或单质，导致该化合物分解。,使化合物的颜色加深离子极化作用使外层电子变形，价电子活动范围加大，与核结合松弛，有可能吸收部分可见光而使化合物的颜色变深。例如，S变形性比O大，因此硫化物颜色比氧化物深。而且副族离子的硫化物一般都有颜色，而主族金属硫化物一般都无颜色，这是因为主族金属离子的极化作用都比较弱。,思考题：,解释碱土金属氯化物的熔点变化规律：,熔点/,405 714 782 876 962,除了HF、H2O、NH3 有分子间氢键外，在有机羧酸、醇、酚、胺、氨基酸和蛋白质中也有氢键的存在。例如：甲酸靠氢键形成二聚体。,除了分子间氢键外，还有分子内氢键。例如，硝酸的分子内氢键使其熔、沸点较低。,石墨具有层状结