文档介绍：第九章第九章分分子子结结构构
离子键理论
共价键的概念与经典Lewis学说
价键理论
分子轨道理论
价层电子对互斥理论
分子的极性
金属键理论
分子间作用力和氢键
离离子子键键理理论论
离子键的定义与离子化合物离子键的定义与离子化合物
NaCl
20世纪初,德国化学家Kossel根据惰性气体原子具有稳定结
构的事实提出了离子键理论。
¾ 离子键的定义:
电离能较小的金属原子(如碱金属与碱土金属)和电子亲和
能较大的非金属原子(如卤素及氧族原子)靠近时,前者易失去
电子变成正离子,后者易获得电子变成负离子,这样正、负离子
便都具有类似稀有气体原子的稳定结构。它们之间靠库仑静电引
力结合在一起而生成离子化合物。这种正负离子间的静电吸引力
叫作离子键。
−
Li + F Li+ F −
1s22s1 1s22s22p5 1s2 1s22s22p6
[He] [Ne]
¾ 离子键存在的实验依据
1) 离子化合物的熔融盐导电;
2) 离子化合物的水溶液导电;
3) X射线衍射实验对晶体中各质点电子相对密度的测量。
(1)(1) 离子键的特点:离子键的特点:
既没有方向性,也不具饱和性。既没有方向性,也不具饱和性。
(a) NaCl (b) CsCl
正负离子周围邻接的异电荷离子数目主要取决于正负离子的
相对大小,而与它们所带电荷多少无直接关系。只要周围空间许
可,一个负(正)离子可以尽量多地吸引异电荷离子。
¾¾ 离子化合物的表达符号:离子化合物的表达符号:
实际上没有独立的“分子单元”,因此无分子式,而只有化
学式。
例如,NaCl并不代表氯化钠的分子式,只是表示在氯化钠
晶体中Na+和Cl−的摩尔比为1:1。
(2)(2) 离子键的强度离子键的强度————晶格能晶格能((latticelattice energy)energy)
离子键的强度可用晶格能,也称点阵能U的大小来衡量。
晶格能表示相互远离的气态正离子和负离子结合成1mol离子晶
体时所释放的能量,或1mol离子晶体解离成自由气态离子时所
吸收的能量。在热化学计算中,正向反应释放的能量和逆向反
应吸收的能量,数值相同,符号相反,取其绝对值称为晶格能
(U)。例如,对以下晶体生成反应,
x+ m−
mM (g) + xX (g) MmXx(s)
晶格能:U = −∆H
晶格能数值常用来比较离子键的强度和晶体的稳定性。
Born-Haber Cycle for Determining Lattice Energy
° ° ° ° ° °
∆Hoverall = ∆H1 + ∆H2 + ∆H3 + ∆H4 + ∆H5
¾¾ 晶格能的理论计算方法:晶格能的理论计算方法:
根据库仑定律,电荷分别为+Z1e和−Z2e的正负离子间吸引力
和正负离子间电子排斥力达平衡时,相邻正负离子间距为r0 (称为
平衡距离),体系位能(V)的最小值为Vr0,由此可推算出晶格能表
达式:
2
NA A Z1Z2e 1
U = −Vr0 = (1 −)
0 n
4πεε0r0
式中,A —— Madelung常数,它与晶格的类型(包括原子配位数)
有关,不同晶体类型,A值相差并不是很大;
n ——与原子的电子构型有关的因子;
Z1, Z2 ——离子电荷数;
r0 ——引力和斥力平衡时的正负离子间距。