简明无机化学化学键和分子结构课件.ppt

第六章化学键和分子结构20世纪30年代前后，量子力学理论的建立及其在化学领域的应用，使得化学键理论及分子结构的研究工作得到飞速发展。6.1离子键理论6.1.1离子键的形成相应的电子构型变化为3s23p53s23p6根据得失电子的个数，可以确定离子化合物中元素的化合价。第二步靠静电吸引，形成化学键。体系的势能与核间距之间的关系如图所示：VV下面来考察Na+和Cl－彼此接近的过程中，势能V的变化。VVVV因此，离子相互吸引，并保持一定距离r0时，体系最稳定。这就意味着形成了离子键。2.离子键的形成条件>1.7，发生电子转移，形成离子键；但离子键和共价键之间，并非可截然区分的。化合物中不存在百分之百的离子键，即使是NaF的化学键，其中也有共价键的成分。Na+2s22p6Cl－3s23p6Na+2s22p6，Cl－3s23p6，转移一个电子即达到稀有气体稳定结构。而C和Si原子的电子构型为s2p2，要失去或得到四个电子，才能形成稳定离子，比较困难。形成离子键时应释放较多能量。6.1.2离子键的特征q1，q2分别为正负离子所带电荷量，r为正负离子的核间距离。2.离子键无方向性和饱和性且只要是正负离子之间，则彼此吸引，即无饱和性。6.1.3离子键的强度键能Ei越大，表示离子键越强。晶格能（以NaCl为例）晶格能U越大，表示晶体分解成离子时吸收的能量越多，说明离子键越强。键能Ei和晶格能U，均能表示离子键的强度，而且大小关系一致。2.晶格能和键能的计算Na+（g）这就是玻恩－哈伯循环，据此由已知的热力学数据，可以计算晶格能。H1是Na（s）的原子化热A；H2是Cl2（g）的解离能D的一半，H3是Na的第一电离能I1，H4是Cl的电子亲和能E1的相反数，H5=？H6由盖斯定律H6=H1+H2+H3+H4+H5所以H5=H6－（H1+H2+H3+H4）所以－H5=（H1+H2+H3+H4）－H6U=（108+121+496－349+411）kJ•mol－1=787kJ•mol－1利用盖斯定律，也可以计算NaCl的离子键的键能。H1H1Na的第一电离能I1；H3NaCl的晶格能U3.影响离子键强度的因素影响F大小的因素当然有离子的电荷量q和离子之间的距离r。影响离子键强度的因素还有离子的电子构型。+1——－1m.p.801℃U787kJ•mol－1（2）离子半径的影响4.离子半径MgOd=210pm1926年，哥德希密特（Goldschmidt）用光学方法测得F－和O2－的半径，分别为133pm和132pm。=210pm－132pm=78pm1927年，鲍林把最外层电子到核的距离，定义为离子半径。并利用有效核电荷等数据，求出一套离子半径数值，被称为鲍林半径。（2）离子半径的变化规律F－<Cl－<Br－<I－过渡元素，离子半径变化规律不明显。③同一元素，不同价态的正离子，电荷高的半径小。④负离子半径一般较大；正离子半径一般较小。⑤周期表中对角线上，左上的元素和右下的元素的高价离子半径相近。K6.1.4离子晶体的特点离子晶体的水溶液或熔融态导电，这是通过离子的定向迁移而不是通过电子流动进行的。离子晶体的熔点、沸点较高，见下面的数据因离子键强度大，所以离子晶体硬度高。离子晶体受力时发生位错。+发生位错时，使正正离子相切，负负离子相切，彼此排斥，离子键失去作用，故离子晶体无延展性。大理石（CaCO3）属于离子晶体，可用雕刻法加工，而不可用锻造法加工，其原因就是它不具有延展性。6.1.5离子晶体的空间结构如，等腰三角形绕着底边上的高旋转180°后，图形复原。凭借底边上的高所进行的操作称为对称操作——旋转。（1）旋转和对称轴我们说这条直线是正方形的4重对称轴，或4重轴。我们说该对称轴是该图形的n重对称轴，或n重轴。思考题正方形的4重轴有几条？（2）反映和对称面平面镜成像这种对称操作称为反映，反映操作所凭借的平面称为对称面。思考题正六面体中有几个这样的对称面？（3）反演和对称中心矩形上的所有的点沿着其与O点的连线按等距离移到O点的另一方后，图形复原。上述操作称为反演，反演操作所凭借的O点称为对称中心。思考题下列几何图形哪些有对称中心？找出正六面体的所有对称元素，并与正八面体相比较。2.晶胞晶胞的代表性体现在以下两个方面：晶胞是具有上述代表性的体积最小、直角最多的平行六面体。晶胞平行六面体，始于同一顶点的三个边，称为三个晶轴，三个晶轴的长度分别用a，b，c表示；三个晶轴之间的夹角分别用，，表示。a，b的夹角为a，c的夹角为b，c的夹角为a，b，c，，，称为晶胞参数。3.晶系立方晶系a=b=c===90°六方晶系a=b≠c==90°=120°单斜晶系a≠b≠c==90°≠