文档介绍：物质结构
氢原子、类氢原子—电子运动的特殊性
多电子分子---电子结构与原子基本性质的关系
分子---化学键
§4-5 离子键
一、离子键的形成和性质
二、离子的结构
三、离子键的强度
化学键理论发展简介
19世纪初原子分子学说建立
1916年科塞尔(Kossel德国)提出离子键理论
1916年路易斯(. Lewis美国)等建立经典价键理论
1927年   海特勒和伦敦形成现代价键理论
1931年鲍林和斯莱脱提出杂化轨道理论
1932年密立根(1966年诺贝尔化学奖)
洪特(德国) 提出分子轨道理论
1940年西德威克(Sidgwick)等提出价层电子对互斥理论
Na+ (2s22p6)
Cl- (3s23p6)
一、离子键的形成和性质
Na+Cl-
1916年科塞尔(Kossel德国)提出
Na (3s1)
Cl (3s23p5)
电子得失
静电引力
离子型化合物
NaCl晶体
离子键无方向性
离子键无饱和性
键的离子性与元素电负性的关系
二、离子的结构
原子失去电子成为正离子,得到电子成为负离子。
正负离子的电荷越高,静电引力越大,离子键越强。
同一原子形成的离子电荷不同,其性质有很多差异。例如,
Fe2+:浅绿色,具有还原性;
Fe3+:棕黄色,具有氧化性。
离子半径的变化规律:
Li+<Na+<K+<Rb+<Cs+;F-<Cl-<Br-<I-
Na+>Mg2+>Al3+
Fe2+ (76pm) >Fe3+(64pm)
K+ (133pm) <Cl- (181pm)
周期表中处于相邻的左上方和右下方对角线上的正离子半径近似相等。例如,Li+(60pm)-Mg2+ (65pm);Na+ (95pm) -Ca2+ (99pm)
半径越小,电荷越大,离子间引力越大,离子键越牢固。
表4-10
9~17e,又称不饱和电子构型
Fe2+(3s23p63d6)
Cr3+(3s23p63d3)
2e
Li+(1s2)
Be2+(1s2)
8e
Na+(2s22p6)
Cl-(3s23p6)
18e
Zn2+(3s23p63d10)
18+2e
Pb2+(5s25p65d106s2)
原子失去电子或得到电子成为正离子或负离子是发生在价电子层上的。
离子有5种电子构型:
离子的电子构型对化合物性质的影响
NaCl
Na+(95pm)
Na+(2s22p6)
NaCl的熔点1074K
NaCl的沸点1686K
NaCl易溶于水
Na+不易形成配离子
CuCl
Cu+(96pm)
Cu+(3s23p63d10)
CuCl的熔点703K
CuCl的沸点1763K
CuCl难溶于水
Cu+能形成配离子
三、离子键强度
与离子的电荷数成正比;
与核间距成反比。
晶格能U
Na+(g)+Cl-(g)=NaCl(s)
晶格能越大,熔点越高,硬度越大。
表4-11 晶格能与离子型化合物的物理性质