文档介绍：第十章化学键与分子结构
§1 离子键理论
1916 年德国科学家 Kossel ( 科塞尔) 提出离子键理论。
一离子键的形成
1 形成过程
以 NaCl 为例。
第一步电子转移形成离子:
Na - e —— Na+ , Cl + e —— Cl -
第二步靠静电吸引, 形成化学键。
相应的电子构型变化:
2s 2 2p 6 3s 1 —— 2s 2 2p 6 , 3s 2 3p 5 —— 3s 2 3p 6
形成 Ne 和 Ar 的稀有气体原子的结构,形成稳定离子。
横坐标核间距 r ;纵坐标体系的势能 V。
纵坐标的零点当 r 无穷大时,即两核之间无限远时的势能。
下面来考察 Na+ 和 Cl - 彼此接近的过程中,势能 V 的变化。
体系的势能与核间距之间的关系如图所示:
V
0
Vr0
r0
r
图中可见: r > r0 ,当 r 减小时,正负离子靠静电相互吸引,势能 V 减小,体系趋于稳定。
r = r0 ,V 有极小值,此时体系最稳定,表明形成离子键。
2 离子键的形成条件
1°元素的电负性差比较大
X > ,发生电子转移,形成离子键;
X < ,不发生电子转移,形成共价键。
但离子键和共价键之间,并非可以截然区分的。可将离子键视为极性共价键的一个极端,而另一极端则为非极性共价键。
因此,离子相互吸引,保持一定距离时,体系最稳定。这就意味着形成了离子键。 r0 和键长有关,而 V 和键能有关。
V
0
V
r < r0 ,当 r 减小时,V 急剧上升。因为 Na+ 和 Cl- 彼此再接近时,电子云
之间的斥力急剧增加,导致势能骤然上升。
极性增大
非极性共价键极性共价键离子键
化合物中不存在百分之百的离子键,即使是 NaF 的化学键,其中也有共价键的成分。即除离子间靠静电相互吸引外,尚有共用电子对的作用。
X > ,实际上是指离子键的成分大于 50 %。
2° 易形成稳定离子
Na + 2s 2 2p 6,Cl- 3s 2 3p 6 ,达到稀有气体式稳定结构。
Ag + 4d10 , Zn 2 + 3d10 , d 轨道全充满的稳定结构。
只转移少数的电子,就达到稳定结构。
而 C 和 Si 原子的电子结构为 s 2 p 2 ,要失去或得到 4 e,才能形成稳定离子,比较困难。所以一般不形成离子键。如
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。
CCl 4 、SiF4 等,均为共价化合物。
二离子键的特征
1 作用力的实质是静电引力
q1 ,q2 分别为正负离子所带电量,
r 为正负离子的核间距离。
2 离子键无方向性和饱和性
与任何方向的电性不同的离子相吸引,所以无方向性;
且只要是正负离子之间,则彼此吸引,即无饱和性。
学习了共价键以后,会加深对这个问题的理解。
三离子键的强度
1 键能和晶格能
键能( 以 NaCl 为例) 1 mol 气态 NaCl 分子,离解成气体原子时,所吸收的能量,用 Ei 表示。
NaCl ( g ) = Na ( g ) + Cl ( g ) H = Ei
键能 Ei 越大,表示离子键越强。
晶格能气态的正负离子,结合成 1 mol NaCl 晶体时,放出的能量,用 U 表示。
Na + ( g ) + Cl- ( g ) = NaCl ( s ) H = -U
晶格能 U 越大,则形成离子键得到离子晶体时放出的能量越多,离子键越强。
键能和晶格能,均能表示离子键的强度,而且大小关系一致。晶格能比较常用。
2 玻恩-哈伯循环( Born - Haber Circulation )
Born 和 Haber 设计了一个热力学循环过程,从已知的热力学数据出发,计算晶格能。具体如下:
Na ( g )
H 1
Na + ( g )
H 3
Na ( s ) + 1/2 Cl2 ( g ) NaCl ( s )
H 6
H 1 = S = kJ·mol-1 , Na ( s ) 的升华热 S ;
H 2 = 1/2 D = kJ·mol-1 , Cl 2 ( g ) 的离解能 D 的一半;
H 2
Cl ( g )
H 4
Cl- ( g )
H 5
+
Na ( g )
H 1
Na + ( g )
H 3
Na ( s ) + 1/2 Cl2 ( g ) NaCl ( s )
H 6