文档介绍：第六章分子结构
离子键理论
化学键参数与分子的物理性质
共价键理论之一
价健理论
价层电子对排斥模型
分子轨道法
金属键理论
分子间力与氢键
化学键理论
离子键: Na+Cl- , Ca2+O2-
共价健: H-H , H-Cl,
NN , H3C-CH3 ,
H2C=CH2 , HCCH
金属键: Na, Mg, Al, K, Ca,
Fe, Cu...
离子键理论
德国Kossel提出“离子键理论”。
Na → Na+ + e
3s1 3s0
Na+ Cl- (静电引力)
Cl + e → Cl- 离子化合物
3s23p5 3s2 3p6
离子键理论(续)
一、“离子键”定义
——由正、负离子依靠静电引力结合的化学键.
二、离子键特点
(一)无方向性;(二)不饱和性
一个离子周围最紧密相邻的异号离子的数目,称为
”配位数”,主要取决于离子半径比 r+ / r- .
例: NaCl晶体 Na+: .=6; Cl-: .=6 (. — Coordination Number,配位数)
但较远的异号离子,也受吸引,尽管引力较小。
三、离子键的强度
离子键的强度
——用晶格能(Lattice Energy, U)表示.
(通常不用“键能“表示)。
U ↑,离子键强度↑
晶格能定义
——互相远离的气态正、负离子结合生成1 mol 离子晶体的过程所释放的能量的相反数。
例: Na+(g) + Cl-(g) = NaCl (s)
则晶格能定义为: U = -△rHm ø ()
U (NaCl) = -△rHm ø = + 776 -1
类似于电子亲合能定义:. = -△rHm ø
三、离子键的强度(续)
晶格能测定——设计Born-Heber cycle,并利用Hess定律计算。
例如:NaCl的晶格能,-1。
据Hess’ Law,一个过程的热效应与途径无关。
晶格能计算
△fHmø(NaCl(s))
= △H1ø + △H2ø + △H2ø + △H2ø + △H2ø
= ½ D(Cl2)+ S(Na)+ I1(Na)+(-EA(Cl))+(-U (NaCl))
代入数值,得:
U (NaCl) = -△H5ø = + 776 -1
晶格能还可以从理论计算:
U =[NAA Z +Z –e 2 (1 – 1/n)] / 40r0
()
晶格能计算(续)
简写为:
U Z +Z –/r0
ro—正负离子平衡距离(pm)
A — Madelung constant,与晶格类型有关;
n —与电子构型有关的因子;
Z +、Z - —正负离子电荷绝对值;
0 —介电常数
对NaCl晶体,把ro = pm,Z +=Z -=1,A = ,
n = 8,代入()式,算出U (NaCl) = + 751 -1
与上述实验值+766 kJ•mol-1吻合。
五、单键的离子性百分数
电负性差↑,键的离子性↑
键△X 离子性% 共价性
Cs-F -= 92 8
H-Cl
Na-Cl 70 30
~ ~50
没有100%的离子键.
对于NaCl :
△X =X(Cl) - X(Na) = – =
六、离子的特征:
(一)电荷数;
(二)电子构型:
1. 简单阴离子:
H- 为2e,其余一般为8e(X-、O2-、S2-…)
:
2e: Li+, Be2+ (1s 2)
8e: Na+, Mg2+, Al3+ (2s 22p 6)
18e: Cu+, Ag+, Zn2+ [(n-1)s 2(n-1)p 6(n-1)d 10]
(18+2)e: Sn2+, Pb2+ [(n-1)s 2(n-1)p 6(n-1)d 10ns 2]
(9 - 17)e: Fe2+, Fe3+ , Mn2+[(n-1)s 2(n-1)p 6(n-1)d 1-9]
(三)离子半径