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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1)离子键的本质是阴阳离子间的静电作用( 吸引和排斥的平衡),
2)无方向性和无饱和性。所谓无方向性是:离子可近似地看成一个弥漫着电子云的圆球,离子电荷分布是球形对称的,各个方向都可以吸引带相反电荷的离子;所谓无饱和性是指:离子会尽可能地吸引带相反电荷的离子,吸引异号离子的多少,只受空间大小的限制,如NaCl(6:6),CsCl(8:8).
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3)离子键是强的极性键,离子性大小取决于电负性差值大小。实验表明,离子性比例最大的化合物是CsF,键的离子性也只有92%,仍有8%的共价性。不是纯碎的静电作用,因ψ(r,θ,φ)任何一个电子都可存全部空间出现,只是出现概率大小不同而已.
根据库仑定律,离子的电荷越高,(r+ + r_)
越小,离子键作用越强。
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一般: 当△> 时,离子性> 50%,离子键;
0 <△< 时,离子性< 50%,极性共价键;
(但HF例外, △=,有方向性和饱和性*。)
说明:离子键与共价键并没有截然的区别,离子键可视为极性共价键的一个极端,另一极端则为非极性共价键。
4. 影响离子键强度的因素
1)离子的电荷:即原子形成离子时得失的电荷。如Na+为+1。电荷越高,离子键越强。
2)离子的半径:*正负离子的核间距 d = r+ + r -。
(1)同种元素: r- > r原子>r+ 且随离子电荷代数值的增大
而减小。如 rFe3+ < rFe2+。
(2)电子层结构相同的离子(上下两周期):核电荷越大,
半径越小。如 rN3- > rO2- > rF - > rNe > rNa+ > rMg 2+ > rAl 3+ (3)同族元素:离子电荷相同时,半径随周期数增大而增大。
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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
ns2n