第3章化學(xué)鍵與分子結(jié)構(gòu)第3章化學(xué)鍵與分子結(jié)構(gòu)2Na(s)+Cl2

(g)→2NaCl(s)顏色

銀灰色黃綠色無(wú)色狀態(tài)

固體氣體晶狀固體

導(dǎo)電性極強(qiáng)極弱極弱，熔融導(dǎo)電通電下無(wú)變化無(wú)變化熔融下反應(yīng)逆轉(zhuǎn)第3章化學(xué)鍵與分子結(jié)構(gòu)典型強(qiáng)化學(xué)鍵

弱化學(xué)鍵化學(xué)鍵（次級(jí)鍵

secondarybond）原子間較強(qiáng)的相互作用力；(＞40kJ·mol-1)

離子鍵、共價(jià)鍵、金屬鍵分子間較弱的相互作用力；

(幾至幾十個(gè)千焦每摩爾

)

分子間力(范德華力)

、氫鍵等第3章化學(xué)鍵與分子結(jié)構(gòu)一、離子鍵理論

二、共價(jià)鍵理論

1.經(jīng)典價(jià)鍵理論（路易斯理論）

2.現(xiàn)代價(jià)鍵理論（電子配對(duì)法）

3.原子軌道雜化理論

4.價(jià)層電子對(duì)互斥理論

5.分子軌道理論

6.共價(jià)鍵參數(shù)與分子性質(zhì)三、金屬鍵理論四、分子間作用力和氫鍵

第3章化學(xué)鍵與分子結(jié)構(gòu)1.

了解離子鍵理論的基本要點(diǎn)。2.

掌握離子的半徑、離子的電荷和離子的電子層構(gòu)型對(duì)離子型化合物性質(zhì)的影響。3.

理解晶格能的概念和用玻恩—哈伯循環(huán)法計(jì)算晶格能的方法，掌握晶格能對(duì)離子型化合物熔、沸點(diǎn)和硬度的影響。教學(xué)要求：第3章化學(xué)鍵與分子結(jié)構(gòu)教學(xué)內(nèi)容：一、離子鍵理論

1.離子鍵理論的基礎(chǔ)

2.離子鍵的特點(diǎn)

3.離子的特征

4.離子型晶體1.離子鍵理論的基礎(chǔ)電離勢(shì)

I、電子親和勢(shì)

E

和電負(fù)性

χ元素的是形成離子鍵理論的基礎(chǔ)

1916年德國(guó)化學(xué)家科塞爾（Kossel）根據(jù)稀有氣體具有穩(wěn)定結(jié)構(gòu)的事實(shí)，提出了離子鍵理論。Na++Cl－

→

NaCl2.離子鍵的特點(diǎn)(1)本質(zhì)是靜電引力（庫(kù)侖引力）正、負(fù)離子相互吸引(2)沒(méi)有方向性和飽和性（庫(kù)侖引力的性質(zhì)所決定）(3)鍵的極性與元素的電負(fù)性χ有關(guān)2.離子鍵的特點(diǎn)離子性分?jǐn)?shù)/%1.82.02.22.42.62.83.03.25563707682868992χA-

χB離子性分?jǐn)?shù)/%0.20.40.60.81.01.21.41.60104091522303947χA-

χB（χA-

χB）＞1.7主要形成離子鍵（χA-

χB）＜1.7主要形成共價(jià)鍵3.離子的特征（1）離子的電荷

（2）離子的電子層構(gòu)型（3）離子半徑離子鍵的強(qiáng)度正、負(fù)離子的性質(zhì)離子型化合物的性質(zhì)取決于取決于（1）離子的電荷Fe2+Fe3+

氧化性還原性

硫氰根SCN－

血紅色化合物不反應(yīng)K4[Fe(CN)6]

(黃血鹽)

普魯士藍(lán)沉淀不反應(yīng)

無(wú)水鹽FeCl3棕黃色固體

FeCl2白色固體

含水鹽FeCl3棕黃色固體

FeCl2淺藍(lán)固體

離子電荷上的差異是化合物性質(zhì)差異的最直接因素（2）離子的電子層構(gòu)型一般簡(jiǎn)單負(fù)離子其最外電子層都具有穩(wěn)定的8電子結(jié)構(gòu)簡(jiǎn)單負(fù)離子

F

-2s22p6136pm

Cl

-3s23p6181pm

O2-2s22p6140pm

（2）離子的電子層構(gòu)型Na：2s22p63s1

Ca：3s23p64s2

Na+：2s22p6

Ca2+：3s23p6

正離子正離子情況比較復(fù)雜，有多種構(gòu)型：Li：1s22s1

Be：1s22s2

Li+：

1s2

Be2+：

1s2②2電子構(gòu)型（1s2）：最外層為2個(gè)電子的離子③8電子構(gòu)型（ns2np6）：最外層為8個(gè)電子的離子①0電子構(gòu)型：最外層沒(méi)有電子的離子如H+（2）離子的電子層構(gòu)型正離子Hg：[Xe]4f145d106s2Hg2+：[Kr]4d104f145s25p65d10④18電子構(gòu)型（ns2np6nd10）：最外層18個(gè)電子的離子Ag：[Kr]4d105s1Ag+：[Ar]

3d104s24p64d10Zn：[Ar]3d104s2Zn2+：[Ne]3s23p63d10Cu：[Ar]3d104s1Cu+：[Ne]

3s23p63d10（2）離子的電子層構(gòu)型正離子Pb：[Xe]4f145d106s26p2

Pb2+：[Kr]4d104f14

5s25p65d106s2Sn：[Kr]4d105s25p2

Sn2+：[Ar]3d104s24p64d105s2⑤18+2電子構(gòu)型[(n-1)s2(n-1)p6(n-1)d10ns2]：次外層

18個(gè)電子，最外層2個(gè)電子的離子（2）離子的電子層構(gòu)型正離子Fe：[Ar]3d64s2Fe2+：[Ne]3s23p63d6最外層14個(gè)電子Cr：[Ar]3d54s1Cr3+：[Ne]3s23p63d3最外層11個(gè)電子Mn：[Ar]3d54s2Mn2+：[Ne]3s23p63d5最外層13個(gè)電子⑥9~17電子構(gòu)型(ns2np6nd1~9)：最外層電子數(shù)在9~17之間的不飽和電子結(jié)構(gòu)的離子（2）離子的電子層構(gòu)型

在離子的電荷和半徑大致相同條件下，不同構(gòu)型的正離子對(duì)同種負(fù)離子的結(jié)合力大小的經(jīng)驗(yàn)規(guī)律：8電子構(gòu)型離子＜＜9~17電子構(gòu)型的離子18或18+2電子構(gòu)型的離子

外層電子的l值越大，它受到內(nèi)層電子的屏蔽作用就越大（s電子＜p電子＜d電子＜f電子），因此，18或18+2、9~17電子構(gòu)型的正離子對(duì)它外層d電子的吸引力較小，使之易與負(fù)離子的電子云重疊，形成較強(qiáng)的共價(jià)鍵；而8電子構(gòu)型的正離子，對(duì)它外層的p電子吸引力較強(qiáng)，使之與負(fù)離子之間形成的是離子鍵。（2）離子的電子層構(gòu)型

例如：堿金屬和銅副族，最外層都只有1個(gè)s電子，都能形成+1價(jià)正離子，但電子層構(gòu)型不同，它們化合物的性質(zhì)就有明顯的差別（氯化物）：離子電子層構(gòu)型半徑(pm)化合物性質(zhì)Na+2s22p695NaCl易溶于水Cu+3s23p63d1096CuCl難溶于水K+3s23p6133KCl易溶于水Ag+4s24p64d10126AgCl難溶于水（3）離子半徑

由于原子核外電子不是沿著固定的軌道運(yùn)動(dòng)，電子云沒(méi)有明確的邊界，因此原子或離子的半徑無(wú)法嚴(yán)格確定。

當(dāng)正、負(fù)離子間的吸引力和核外電子與電子之間以及原子核與原子核之間的排斥力達(dá)到平衡時(shí)，正、負(fù)離子之間保持著一定的平衡距離，這個(gè)距離叫核間距（nuclearseparation），結(jié)晶學(xué)上以d

來(lái)表示。核間距可以用X射線衍射的方法測(cè)得，由此可計(jì)算出離子或原子半徑（作用范圍）的大小。正、負(fù)離子半徑與核間距的關(guān)系.d

=r1+

r2.r1r2.（3）離子半徑離子半徑變化規(guī)律①同族元素，自上而下，具有相同電荷數(shù)的離子的半徑依次增大。Li+＜Na+＜K+＜Rb+＜Cs+；Fˉ＜Clˉ＜Brˉ＜Iˉ②同一周期，自左向右，隨正離子電荷數(shù)的依次增大，離子半徑依次減小。Na+＞Mg2+＞Al3+③同一元素負(fù)離子半徑大于原子半徑，正離子半徑小于原子半徑，不同價(jià)態(tài)的正離子，半徑隨離子電荷升高而減小。Fe(117pm)＞Fe2+(76pm)＞Fe3+(67pm)Fˉ(136pm)＞F(64pm)（3）離子半徑Li+

60pm

Mg2+

65pm

④負(fù)離子的半徑一般較大，約為130~250pm，正離子半徑一般較小，約為10~170pm。⑤周期表中處于相鄰族的左上方和右下方斜對(duì)角線上的正離子半徑近似相等。Na+

95pmCa2+

99pm離子半徑變化規(guī)律（3）離子半徑

離子半徑的大小對(duì)離子型化合物性質(zhì)有顯著的影響，離子半徑越小，離子間引力越大，因此離子型化合物的熔、沸點(diǎn)較高；離子型化合物

正離子半徑/pm

負(fù)離子半徑/pm熔點(diǎn)/℃

化學(xué)性質(zhì)NaFLiF

Na+95Li+

60

Fˉ136Fˉ136

8701040

NaClNaBrNaI

Na+95Clˉ181Brˉ195Iˉ216

Iˉ的半徑大，它的還原性強(qiáng)于Brˉ和Clˉ

4.離子型晶體（1）幾種簡(jiǎn)單的離子型晶體（2）離子型晶體的特點(diǎn)（3）離子型晶體的晶格能

由離子鍵形成的化合物叫做離子型化合物，離子型化合物主要以晶體狀態(tài)出現(xiàn)，由正、負(fù)離子通過(guò)離子鍵結(jié)合成的晶體稱為離子型晶體。離子鍵的強(qiáng)度可以用晶格能的大小來(lái)度量。（1）幾種簡(jiǎn)單的離子型晶體面心立方晶格，每個(gè)離子被

6個(gè)相反電荷的離子包圍著，配位數(shù)為6。LiF、CsF、NaI等屬于NaCl型。簡(jiǎn)單立方晶格，每個(gè)離子被8個(gè)相反電荷的離子包圍著，配位數(shù)為8。CsBr、CsI等晶體屬于CsCl型。NaCl

型CsCl

型（1）幾種簡(jiǎn)單的離子型晶體面心立方晶格，S2-

按面心立方密堆積排布，Zn2+

均勻地填充在一半四面體的空隙中，正、負(fù)離子的配位數(shù)均為4，ZnO、HgS、CuCl、BeO等晶體屬于ZnS型。六方晶系，S2-

作六方最密堆積，Zn2+

填充在一半四面體空隙之中，填隙時(shí)互相間隔開(kāi)，使填隙四面體不會(huì)出現(xiàn)共面連接或共邊連接，配位數(shù)為4。閃鋅礦(立方ZnS)纖鋅礦(六方ZnS)（1）幾種簡(jiǎn)單的離子型晶體與閃鋅礦結(jié)構(gòu)類(lèi)似。Ca2+的配位數(shù)為8，F(xiàn)ˉ

的配位數(shù)為4，正、負(fù)離子數(shù)比為4:8=1:2，BaF2，SrCl2，ThO2等具有CaF2型結(jié)構(gòu)。四方晶體，正離子Ti4+

的配位數(shù)為6，負(fù)離子O2–

的配位數(shù)為3。Ti4+

處于配位數(shù)為6的八面體中。CaF2型

(螢石)金紅石型(TiO2)（2）離子型晶體的特點(diǎn)①離子型晶體中，正、負(fù)離子通過(guò)離子鍵結(jié)合，離子的電荷越高，半徑越?。ê碎g距越小），正、負(fù)離子間的靜電作用力越強(qiáng)，其熔、沸點(diǎn)也就越高；離子型晶體一般具有較高的熔、沸點(diǎn)和硬度?；衔颪aClKClCaOMgO半徑/pmNa+

95

Cl-181K+

133

Cl-181Ca2+

9