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1、第7章化学键理论概述§7-1离子键理论§7-2共价键理论§7-3金属键理论§7-4分子间作用力1§7-1离子键理论一、离子键的形成二、离子和离子键的特点三、离子晶体2一、离子键的形成电负性相差较大（△x＞1.7）的两个元素的原子相遇时，就会发生电子的转移而形成正、负离子。离子键：正、负离子间通过静电作用而形成的化学键。由离子键形成的化合物为离子型化合物。NaCle-Na+Cl-Na+Cl-Cl-Cl-Cl-Cl-Na+Na+Na+3二、离子键的特点1离子键的本质是静电作用2离子键没有方向性（电荷球形对称分布）3离子键没有饱和性（空间许可）4键的离子性与元素电负性有关一般说来，正负离子所带的
2、电荷越高，半径越小，形成的离子键越强。4三、离子的特征1离子的电荷正离子的电荷数就是相应原子失去的电子数。+1，+2，最高+3，+4。负离子的电荷数就是相应原子获得的电子数。一般-1，-2；-3、-4多为含氧酸根或配离子的电荷。2离子的电子层构型负离子：简单负离子的最外电子层都是8电子构型。5*正离子：2电子构型：1s2Li+,Be2+8电子构型：ns2np6Na+,Mg2+,AI3+等18电子构型：ns2np6nd10Ag+,Zn2+,Cd2+等18+2电子构型:(n-1)s2(n-1)p6(n-1)d10ns2Pb2+,Sn2+,Bi3+等9-17电子构型：ns2np6nd1-9Cr3
3、+,Mn2+等6在离子电荷和半径大致相同的条件下，不同构型的正离子对同种负离子的结合力的大小是：18或18+2电子构型的离子＞9-17电子构型的离子＞8电子构型的离子CuClNaClr+/pm9695溶解性难易73离子半径⑴各主族元素，自上而下，电荷数相同的离子半径依次增大；Li+＜Na+＜K+＜Rb+＜Cs+⑵同一周期的主族元素，自左而右，正离子电荷增大半径减小；r(Na+)＞r（Mg2+)⑶同一元素，高价离子的半径＜低价离子的半径；r（Fe3+)(60pm)＜r（Fe2+)(75pm)8⑷周期表中相邻族左上与右下斜对角线上的正离子半径近似相等；如：r（Mg2+)=65pm≈r（Li+)
4、=60pm⑸负离子半径一般较大，约130-250pm正离子半径一般较小，约10-170pm.9四.离子晶体1离子晶体的特征和性质类型：活泼金属的氧化物和盐类特征：晶格结点上的质点—正、负离子；质点间作用力—离子键；配位数—6、8、4等；晶体中不存在独立的简单分子。10一般的性质：⑴较高的熔沸点和硬度与静电力有关，而后者与电荷、离子半径相关。库仑力越大，熔、沸点越高；⑵受机械力作用，结点离子位移，由异性相吸变为同性相斥；⑶水溶性差别很大，水溶液及熔融态发生电离；11123离子半径与配位数的关系ac=4r-ab=bc=2r-+2r+令r-=1，则：(ab)2+(bc)2=(ac)22×(2r-
5、+2r+)2=16r+=0.41413正负离子半径比与配位数的关系半径比r+/r-＜0.414r+/r-=0.414r+/r-＞0.414配位数4：46：68：8晶体构型立方ZnS型NaCl型CsCl型参考p173表7-3144晶格能(U)定义：指相互远离的气态正离子和负离子结合成离子晶体时所释放的能量。另定义：标准态下，拆开1mol离子晶体，使其变为气态组分离子时所需能量。例：NaCl(s)→Na+(g)+Cl-(g)U=786kJ·mol-1晶格能多以波恩-哈伯循环法通过热化学计算求得。15△fH°=S+I+1/2D+(-E)-UU=109+496+121-349+411=788(KJ
6、·mol-1)同类型晶体，离子电荷越高，核间距越短，离子键越牢固，晶体的熔、沸点、硬度越高。Na(s)+1/2Cl2(g)NaCl(s)△fH°S↓↓1/2DNa(g)Cl(g)I↓↓E-UNa+(g)+Cl-(g)16玻恩朗德公式:其中r0为正负离子半径和,A为玛德隆常数,n为玻恩指数.经验公式175.影响离子晶体性质的因素:晶格能:因素:离子电荷,离子半径,配位数,(极化作用)性质:硬度,熔点,化合物的稳定性离子晶体的空间构型:因素:离子半径,离子的电子构型,组成元素的比例,外界条件性质：稳定性,溶解度等18从离子半径的角度解释下列现象:1.Mg(ClO4)2是一种很强的吸水剂,Li(
7、H2O)3ClO4很稳定.2.溶解度顺序:LiClO4>NaClO4>KClO4MgSO4>BaSO43.Li2CO3受热容易分解19§7-2共价键理论一、现代价键理论(重点）二、杂化轨道理论(重点）三、价层电子对互斥理论四、分子轨道理论（难点）五、键参数与分子的性质20一、现代价键理论(VB法）1H2共价键的形成和本质2现代价键理论要点3共价键的特征4共价键的类型5配位键6离域大π键21现代价键理论(电子配对法)要点：
