《离子键理论》PPT课件

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1、物质结构（二）化学键与分子结构一、化学键1.定义离子键2.种类共价键金属键二、离子键和离子晶体的性质1、离子键与离子型化合物。(1)离子键的形成Na(3s1)-eNa+(2s22p6)NaClCl(3s23p5)+eCl-(3s23p6)正负离子彼此作用，离子间距达平衡，总势能降低。正负离子由库仑力（静电力）相互结合在一起，这种化学键称离子键，库仑力与正负离子电荷成正比，与正负离子间距成反比。表示方法：电子式电子排布式轨道表示式离子结构简图2、离子键(1)离子键的构成条件元素的电负性差要比较大X>1.7,发生电子转移,形成离

2、子键;X<1.7,不发生电子转移,形成共价键.但离子键和共价键之间,并非严格截然可以区分的.可将离子键视为极性共价键的一个极端,而另一极端为非极性共价键。(3)离子键的本质（特征）离子键的特征是：A.作用力的实质是静电作用力B.既无方向性又没有饱和性(2)离子键的离子性百分数由于离子型化合物中的离子并不是刚性小球，正负离子原子轨道也有部分重叠。离子化合物中离子键的成份取决于元素的电负性差值，差值大，离子性越大。3、影响离子键强度的因素离子电荷数的影响2）离子电子层结构2e,8e,(9—17)e,18e,(18+2)e3）离

3、子半径的影响离子半径：将离子晶体中的离子看成是相切的球体,正负离子的核间距d是r+和r-之和半径大,导致离子间距大,所以作用力小;相反,半径小,则作用力大离子半径的变化规律①.同主族,从上到下,电子层增加,具有相同电荷数的离子半径增加.②.同周期:主族元素,从左至右离子电荷数升高,最高价离子,半径减小.③.同一元素,不同价态的离子,正电荷高的半径小。④.同一元素负离子半径较大;正离子半径较小（H->H>H+）⑤.周期表对角线上,左上元素和右下元素的离子半径相似.如:Li+和Mg2+,Sc3+和Zr4+的半径相似.⑥.电荷数

4、相同的同一过渡系元素的阳离子，随原子序数增加，离子半径住逐渐减小4、离子键强弱的定量判定---晶格能（1）定义：在标准状态下，按下列化学反应计量式使离子晶体变为气体正离子和气态负离子时所吸收的能量称为晶格能，用U表示。（2）意义：晶格能U越大,则形成离子键时放出的能量越多,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.通常,晶格能比较常用.如何求得晶格能?MaXb(s)aMb+(g)+bXa-(g)(g)Cl+(g)NaNaCl(s)-+例如：U（2）意义：晶格能U越大,则形成离子键时放出的能量越多,

5、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.通常,晶格能比较常用.如何求得晶格能?5、晶格能的测定----玻恩-哈伯循环法晶格能是离子键强弱的重要标志,用符号U表示.如计算KBr的晶格能:K(s)+1/2Br2(g)KBr(s)设想反应分为以下四步进行:Born-Haber循环K(g)Br(g)U-+KBr(s)+升华焓电离能气化热电子亲和能则：U=689.1kJ·mol-1=89.2kJ·mol-1=418.8kJ·mol-1=15.5kJ·mol-1=96.5kJ·mol-1=-324.7kJ·mo

6、l-1=-689.1kJ·mol-1=295.3kJ·mol-1上述数据代入上式求得：+++++=Born-Lande公式式中：R0—正负离子核间距离，Z1，Z2—分别为正负离子电荷的绝对值，A—Madelung常数,与晶体类型有关，n—Born指数,与离子电子层结构类型有关。A的取值：CsCl型A=1.763NaCl型A=1.748ZnS型A=1.638n的取值：影响晶格能的因素：①离子的电荷(晶体类型相同时)②离子的半径(晶体类型相同时)③晶体的结构类型④离子电子层结构类型Z↑，U↑例：U(NaCl)

7、U↓例：U(MgO)>U(CaO)6.1离子晶体的特征结构6、离子晶体6.2离子极化离子晶体：密堆积空隙的填充。阴离子：大球，密堆积，形成空隙。阳离子：小球，填充空隙。规则：阴阳离子相互接触稳定；配位数大，稳定。6.1离子晶体的特征结构1.三种典型的离子晶体NaCl型晶胞中离子的个数：晶格：面心立方配位比：6:6(红球－Na+,绿球－Cl-)NaCl型正、负离子配位数为6正、负离子半径介于0.4140.732实例:KI,LiF,NaBr,MgO,CaSCsCl型晶胞中离子的个数：(红球－Cs+,绿球－Cl-)晶格：简单立方

8、配位比：8:8CsCl型晶体：Cl－作简单立方堆积，Cs＋填在立方体空隙中，正负离子配位数均为8，晶胞只含1个Cl－和1个Cs＋。它们的分数坐标分别是：Cl－（0,0,0），Cs＋（1/2,1/2,1/2）。属于CsCl型晶体的化合物有：CsCl、CsBr、CsI、RbCl、TlCl、Tl