文档介绍：第四章分子结构和晶体结构
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世界上元素只有100多种,但是现在已知化合物已超过1000万种,元素是如何形成物质的,这是化学家关心的问题。自揭示原子的结构后,逐渐认识到:物质由分子或晶体组成,分子又由原子构成。在自然界,除稀有气体为单原子状态存在外,其它的单质和化合物是由原子和原子,或离子与离子之间相互结合形成分子或晶体,物质的化学性质主要取决与分子的内部结构,当然分子不单指简单分子也包括巨型分子,为了更好地掌握物质的性质及化学变化规律,有必要在研究原子结构的基础上讨论分子或晶体结构。
教学要求:1)认识化学键的本质,理解离子键,共价键,金属键的形成及特征。
2)会用共价键理论解释一些简单分子的结构,性质等问题。
3)对分子间力的类型及氢键有所认识,会解释对物质性质的影响。
4)理解不同类型晶体的特性。
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第一节离子键和离子晶体
1916年德国化学家柯塞尔,基于稀有气体原子的电子层结构特别稳定的事实。提出了离子键理论。认为:金属元素的原子易失去电子而成为带正电的阳离子,非金属元素的原子易获得电子而成为带负电的阴离子,从而各自达到稀有气体元素原子的最外层结构,形成的阴、阳离子靠库仑引力结合成化合物。这种正(阳)、负(阴)离子靠静电作用结合在一起,称为离子键。
如NaCl的形成:
一、离子键的形成及特征
1. 离子键的形成
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nNa - ne → nNa+
1s22s22p63s1 1s22s22p6
( = ) [Ne]
nCl + n e → n Cl-
1s22s22p63s23p5 1s22s22p63s23p6
( = ) [Ar]
nNa+Cl-
nNa+ +n Cl-
nNa+Cl- (离子型分子)
静电作用
离子键
说明:离子键可存在于气体分子中,大量的是存在于离子晶体中。因此,通常以离子键结合的化合物都是以离子晶体的形式存在。所以,NaCl、KCl均为化学式。
既有异号离子的吸引,又有电子之间,核之间的排斥,因此Na+、Cl-之间有一定的距离,正、负离子在其平衡位置振动。
NaCl形成的势能变化与离子间距离的关系如图所示
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V势能
0
r0
r
V
r0
纵坐标的零点当 r 无穷大时,即两离子之间无限远时的势能。
当 r = r0 , V 有极小值此时体系最稳定。
这就意味着形成了离子键。
r<r0,当r减小,V急剧上升。正负离子彼此接近,电子云之间的斥力急剧增加,导致势能上升,不稳定。
当r>r0时,随r减小,正负离子静电吸引,势能V减小体系趋于稳定。
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2)易形成稳定的离子-活泼性强的金属与非金属
一般指得、失少数电子,就达到稳定结构。如卤族、碱金属等。
:1)元素的电负性差别比较大
一般:当△> 时,发生电子转移,形成离子键;
△< 时,不发生电子转移,形成极性共价键。
3)形成离子键时释放能量多
Na ( s ) + 1/2 Cl 2 ( g ) = NaCl ( s ) H = - kJ·mol-1
在形成离子键时,以放热的形式,释放较多的能量。
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离子半径大,离子间距大,作用力小;相反,离子半径小,作用大。
3)离子的电子层结构:简单阳离子的基本类型
表为简单阳离子的电子构型
离子的
电子构型
离子的外围
电子构型
离子的外
层电子数
实例
2e 型
1s2
2(s区)
Li+, Be2+
8e 型
ns2np6
8(s区)
Na+, Mg2+, Al3+, Sc3+ , Ti4+
(9~17) e 型
ns2np6 nd1~9
9~17(d区)
Cr3+, Mn2+, Fe2+, Fe3+, Cu2+
18e 型
ns2np6 nd10
18(ds区)
Ag+, Cu+, Zn2+, Cd2+ , Hg2+
(18+2) e 型
(n-1) s2 (n-1) p6 (n-1) d10ns2
18+2(p区)
Sn2+, Pb2+, Sb3+, Bi3+
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不同电子层构型的离子,哪怕它们的形式电荷、离子半径相同,如Na+和Ag+,但有效核电荷不同,形成的正离子周围的有效正电场的强弱是不同的,所对应化合物性质差异也就会很大,NaCl与AgCl的溶解性、稳定性就有很大不同。
二、离子晶体
1. 晶体的特征
晶体:有一定的几何外形。是微观粒子(原子、分子、离子)在空间按一定规则周期性地重复排列而构成的宏观聚集体。晶体是由晶胞重复堆积而成。
食盐石英方解石
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