第7章 化学键理论概述.ppt

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1、第7章化学键理论概述离子键理论12共价键理论3金属键理论4分子间作用力主要内容7－1－1离子键的形成1916年德国科学家科塞尔（Kossel）提出离子键理论。电子转移形成离子，相应的电子构型变为稀有气体原子的电子层构型，形成稳定的离子。7－1离子键理论正、负离子之间的静电引力就是离子键。正、负离子在静电引力的作用下结合在一起，形成离子化合物。根据库仑定律，两个距离为r，带相反电荷q+和q―的正、负离子间势能V吸引为V吸引＝―q—q+∙40r当正、负离子充分接近，r极小时，离子之间的排斥作用的势能V排斥迅速增加。V排斥＝Ae―rρ因此，正、负离子之

2、间的总势能与距离r的关系为V＝―q—q+∙40r+Ae―rρ下面是Na+和Cl－彼此接近的过程中，势能V的变化曲线V0r0rVr0r>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。V0r0rr

3、形成正、负离子，正离子和负离子之间通过静电引力结合在一起形成离子键。也就是说离子键的本质是静电作用力。7―1―2离子键的性质静电引力F符合公式Fq1∙q2r2q1，q2分别为正负离子所带电荷量，r为正负离子的核间距离。所以，离子的电荷越大，离子间的距离越小，离子间的静电引力越强。静电引力的实质，决定了一个离子与任何方向的电性不同的离子相吸引而成键，所以离子键无方向性；而且只要是正负离子之间，则彼此吸引，即离子键无饱和性。但是每个离子周围排列的相反电荷离子的数目是一定的，这个数目是与正负离子半径的大小和所带电荷多少等有关。一般来说，元素的电负性差越大

4、，形成的离子键越强。离子键形成的重要条件就是元素之间的电负性差值较大。化合物中不存在百分之百的离子键，即使是CsF的化学键，其中也有部分共价键的性质。一般用离子性百分数来表示键的离子性的相对大小。∆离子性百分数/%∆离子性百分数/%∆离子性百分数/%0.211.2302.2700.441.4392.4760.691.6472.6820.8151.8552.8861.0222.0633.089一般认为，∆>1.7，发生电子转移，主要形成离子键。∆<1.7，不发生电子转移，主要形成共价键。键能1mol气态分子，离解成气态原子时，所吸收的能量，为

5、离子键的键能，用Ei表示。7―1―3离子键的强度键能Ei越大，表示离子键越强。以NaCl为例NaCl（g）——Na（g）+Cl（g）H＝Ei以NaCl为例晶格能在标准状态下，将1mol离子型晶体分解成1mol气态正、负离子时需要的能量，用U表示。晶格能U越大，表示晶体分解成离子时吸收的能量越多，说明离子键越强。NaCl（s）——Na+（g）+Cl－（g）H＝U玻恩（Born）和哈伯（Haber）根据盖斯定律建立了著名的玻恩―哈伯循环，用热力学计算的方法解决晶格能的问题。晶格能不能用实验的方法直接测得，但是可以通过热化学方法从有关的实验数据间接计算

6、得出。例如，可以将反应NaCl（s）——Na+（g）+Cl－（g）设计在一热力学循环过程中。Na（g）Na+（g）H3H4Cl－（g）H5+H1H2Cl（g）H6Na（s）+Cl2（g）NaCl（s）12这就是玻恩－哈伯循环，据此由已知的热力学数据，可以计算晶格能。其中H1是Na（s）的原子化热A。Na（g）Na+（g）H3H4Cl－（g）H5+H1H2Cl（g）H6Na（s）+Cl2（g）NaCl（s）12，是Cl2（g）的解离能D的一半。H2=D12Na（g）Na+（g）H3H4Cl－（g）H5+H1H2Cl

7、（g）H6Na（s）+Cl2（g）NaCl（s）12H3是Na（s）的第一电离能I1。H4=－E1，是Cl的电子亲和能E1的相反数。H5=－U，H5是晶格能U的相反数。Na（g）Na+（g）H3H4Cl－（g）H5+H1H2Cl（g）H6Na（s）+Cl2（g）NaCl（s）12H6是NaCl的标准生成热fHmNa（g）Na+（g）H3H4Cl－（g）H5+H1H2Cl（g）H6Na（s）+Cl2（g）NaCl（s）12由盖斯定律得：H6=H1+H2+H3+H4+H5所以－H5＝（H1+H2+

8、H3+H4）－H6得H5＝H6－（H1+H2+H3+H4）即U＝H1+H2+H3+H