化学键与分子结构ppt课件

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1、第十章化学键与分子结构除稀有气体以外，其它原子都是不稳定结构，而是以分子的形式存在，并且参与化学反应，因此，研究分子结构对化学反应及其规律具有重要意义。物质的分子是由原子组成，原子之所以能结合成分子，说明原子之间存在着相互作用力，那么是什么样的作用力呢？直到19世纪末，电子的发现和近代原子结构理论的建立以后，对化学键的本质才获得较好的阐明。分子结构：分子中原子间的强相互作用，即化学键问题分子的几何构型分子间力(范德华力)问题1916年德国化学家科塞尔(Kossel)根据稀有气体具有稳定结构的事实提出了离子键理论。它能说明

2、离子型化合物的形成，但不能说明相同原子分子的形成(O2、H2等)。1916年美国化学家路易斯(Lewis)提出了共价键理论，他认为分子的形成是由原子间共享电子对的结果。本章将在原子结构的基础上，重点讨论分子的形成过程及有关化学键理论。§10-1离子键理论（P173）活泼金属原子与活泼的非金属原子所形成的化合物，如，NaCl，CaO等，通常是离子型化合物。其特点：以晶体形式存在，有较高的熔点和沸点，熔融状态和水溶液均能导电。10-1、离子键的形成离子键理论认为：电负性小的活泼金属原子和电负性大的非金属原子相遇时，容易发生电

3、子的得失而产生正、负离子，达到稳定结构的倾向；所谓稳定结构，对于主族元素来讲，它们所生成的离子多数都具有稀有气体结构，即p轨道为全充满状态。如：钠1s22S22p63s1→1s22S22p6氯1s22S22p63s23p5→1s22S22p63s23p6对过渡元素，比较复杂，外层的s轨道和d轨道电子可以以不同数目失去。原子间发生电子的转移而形成具有稳定结构的正、负离子，从能量的角度上看，一定会有能量吸收和放出，而且新体系的能量一般也是最低的。如：Na(g)–e→Na+(g)+496kJ.mol-1Cl(g)+e→Cl-(

4、g)-348.7kJ.mol-1而：Na(g)+Cl(g)→NaCl(g)-450kJ.mol-1说明Na+和Cl-之间有强的吸引力。式中R为离子间距离，A和ρ为常数。r>r0,当r减小时,正负离子靠静电相互吸引,V减小,体系稳定.r=r0时,V有极小值,此时体系最稳定.表明形成了离子键.r

5、.7左右;易形成稳定离子;形成离子键,释放能量大.在R0时，吸引和排斥达到平衡，体系能量最低，正负离子间形成稳定化学键(离子键)。10-2、离子键的特点离子键的本质是静电作用力离子键的强度一般用晶格能U来代表。离子键没有方向性（P150）离子键没有饱和性离子键的离子性与元素的电负性有关。电负性差越大，它们之间键的离子性也就越大。Xa-Xb离子性百分比（%）Xa-Xb离子性百分比（%）0.211.8550.442.0630.692.2700.8152.4761.0222.6821.2302.8861.4393.0891.6

6、473.292electronegative1-3、离子的特征（P174）离子型化合物的性质与离子键的强度有关，而离子键的强度又与正、负离子的性质有关。一般离子具有三个重要的特征：离子的电荷、离子的电子层结构和离子半径。离子的电荷正离子的电荷数就是相应原子失去的电子数；负离子的电荷数就是相应原子获得的电子数。一般对主族元素，元素得失电子数目是以生成稀有气体的结构为准。所以正离子的电荷通常多为+1，+2，最多为+3或+4，负离子电荷通常为-1，-2，而电荷为-3或-4的多为氧酸根或配合离子。离子的电荷对离子间的相互作用力影

7、响很大，离子电荷越高，与相反电荷间的吸引力越大，U越大，离子键越强，离子化合物的熔点和沸点越高。离子的电子层结构原子究竟能形成何种电子层构型的离子，除决定于原子本身的性质和电子层构型本身的稳定性外，还与其相作用的其它原子或分子有关。一般简单的负离子(F-、Cl-、O2-)等，其最外层都具有稳定的8电子结构。对正离子情况复杂得多。①、2电子构型：Li+，Be2+②、8电子构型：Na+，Mg2+③、18电子构型：Zn2+，Hg2+，Cu+，Ag+④、18+2电子构型：Pb2+，Sn2+⑤、8-18电子构型：Fe2+，Cr3+

8、，Mn2+等。离子的电子构型不同，其离子间的作用力不同。一般来讲，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大小有如下规律：8电子层＜8-17电子层＜18或18+2电子层如Na+，K+，对应的Cu+，Ag+，它们氯化物性质完全不同。离子半径由于电子云在核外没有确定空间，因此原子或离子半径是无