离子键价键理论.ppt

物质结构物质结构第四章化学键与分子结构一、离子键理论1.离子键的本质就是正、负离子间的静电作用。
2.既无方向性，也无饱和性
由于离子键是正负离子通过静电引力作用相连接的，从而决定了离子键的特点是既无方向性，也无饱和性。正负离子近似看作点电荷，所以其作用不存在方向问题。没有饱和性是指在空间条件许可的情况下，每个离子可吸引尽可能多的相反离子。
NaCl晶体，其化学式仅表示Na离子与Cl离子的离子数目之比为1∶1，并不是其分子式，整个NaCl晶体就是一个大分子。NaCl的晶胞结构3.键的离子性与元素的电负性有关
用两元素的电负性差x判断键的性质
离子键的形成：与元素的电负性差有关。实验表明，即使是电负性差值最大的氟与铯形成化合物，离子性也只有92%，仍有8%的共价性。当两个原子的电负性差为1.7时，单间具50%的离子性，这是参考数据。如果两个原子的电负性大于1.7。可判断它们之间形成了离子键，是离子化合物，两个原子的电负性小于1.7，可判断它们形成共价键，形成共价化合物。
形成条件：两原子的电负性差值较大，电负性差值＞1.7，离子性大于50%，形成离子键。
离子半径：离子晶体中，正负离子之间吸引和排斥保持平衡时的距离为正负离子半径之和
A.同主族比较
B.电子层结构相同的离子比较
离子键强弱判断：

A.NaClNaBrNaI
B.NaClMgCl2AlCl3熔点比较

离子键的强度常用晶格能表示。
１mol气体阳离子和气态阴离子结合生成１mol固态离子化合物所放出的能量称为晶格能

离子电荷越大，离子半径越小，则晶格能越大,离子键越强,离子化合物的熔沸点、硬度越高二．共价鍵理论
1路易斯结构式（Lewis）
认为分子中的原子都有形成稀有气体电子结构的趋势（8电子稳定构型，又称八隅律），求得本身的稳定。而达到这种结构，可以不通过电子转移形成离子和离子键来完成，而是通过共用电子对来实现。Lewis●路易斯结构式的写法：
①画出分子或离子的骨架结构
(选择合理的、与实验事实相符的，一般氢原子、卤原子在末端)在每两个成鍵原子之间画上短线(其数目等于成鍵数)［例］COCl2(光气)的路易斯结构式

no=8+8+2×8=32nv=4+6+2×7=24

ns=no-nv=32-24=8成鍵数=8/2=4

nl=nv–ns=24-8=16孤电子对数=16/2=8

画出结构式：画出CO32-的路易斯结构式
no=8+3×8=32nv=4+3×6＋2=24

ns=no-nv=32-24=8成鍵数=8/2=4

nl=nv–ns=24-8=16孤电子对数=16/2=8

画出结构式：
●形式电荷：原子满足八隅体时多余或缺少的电子数

QF=nv–ns–nl

形式电荷为0时最稳定

相邻原子的形式电荷为同号时，最不稳定

书写时形式电荷应尽可能地小
［例］写出CO的路易斯结构式，并标出形式电荷。●多电子结构：

为达到稳定结构，成鍵原子价电子数比八隅体多

如：POCl3的稳定结构中，P原子周围有10个价电子，多于8

●缺电子结构：

为达到稳定结构，成鍵原子价电子数比八隅体少

如：BF3的稳定结构中，B原子周围只有6个价电子，少于8
练习：
画NO2-、NO2+路易斯结构式：

●路易斯价鍵理论的缺陷：
路易斯结构式可表示分子中的成鍵情况，但：
不能说明分子的空间几何构型；
八隅规则例外较多；
无法解释共价鍵的方向性；
无法解释单电子、叁电子鍵等。量子力学处理：对于H2，如从电子云角度考虑,可认为H的1s轨道在两核间重叠,使电子在两核间出现的几率大,形成负电区,两核吸引核间负电区,使H结合在一起。如图:氢分子的形成量子力学从理论上解释了共价键形成原因：
当核外电子自旋平行的两个氢原子靠近时，两核间电子云密度小，系统能量E始终高于两个孤立氢原子的能量之和Ea+Eb，称为推斥态，不能形成H2分子。
若电子自旋反平行的两个氢原子靠近时，两核间的电子云密度大，系统的能量E逐渐降低，并低于两个孤立氢原子的能量之和，称为吸引态。
当两个氢原子的核间距L=74pm时，其能量达到最低点，Es=436kJmol1，两个氢原子之间形成了稳定的共价键，形成了氢分子。

量子力学对氢分子结构的处理阐明了共价键的本质是电性的。自旋方向相同自旋方向相反价键理论的基本要点共价键的方向性和饱和性
共价键的数目由原子中单电子数决定，包括原有的和激发而生成的。例如氧有两个单电子，H有一个单电子，所以结合成水分子时，只能形成2个共价键。C最多能与4个H形成共价键。电子云在空间的取向（s电子云）电子云在空间的取向（p电子云）dxyd电子云图Cl的3pz和H的1s轨道重叠，只有沿着z轴重叠，才能保证最大程度的重叠，而且不改变原有的对称性。如下图所示的重叠，