化学键与分子结构分析.ppt

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1、第十章化学键与分子结构§1离子键理论1916年德国科学家Kossel(科塞尔)提出离子键理论。一离子键的形成1形成过程以NaCl为例。第一步电子转移形成离子：Na－e——Na+，Cl+e——Cl－第二步靠静电吸引，形成化学键。相应的电子构型变化：2s22p63s1——2s22p6，3s23p5——3s23p6形成Ne和Ar的稀有气体原子的结构，形成稳定离子。横坐标核间距r；纵坐标体系的势能V。纵坐标的零点当r无穷大时，即两核之间无限远时的势能。下面来考察Na+和Cl－彼此接近的过程中，势能V的变化

2、。体系的势能与核间距之间的关系如图所示：V0Vr0r0r图中可见：r>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。r=r0，V有极小值，此时体系最稳定，表明形成离子键。2离子键的形成条件1°元素的电负性差比较大X>1.7，发生电子转移，形成离子键；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，并非可以截然区分的。可将离子键视为极性共价键的一个极端，而另一极端则为非极性共价键。因此，离子相互吸引，保持一定距离时，体系最稳定。这就意味着形成了离子键。r0和键

3、长有关，而V和键能有关。V0Vr1.7，实际上是指离子键的成分大于50%。2°易形成稳定离子Na+2s22p6，Cl－3s23p6，达到稀有气体式稳定结构。Ag+4d10，Zn2+3d10，d轨道全充满的稳定结构。只转移少数的

4、电子，就达到稳定结构。而C和Si原子的电子结构为s2p2，要失去或得到4e，才能形成稳定离子，比较困难。所以一般不形成离子键。如3°形成离子键时释放能量多Na(s)+1/2Cl2(g)=NaCl(s)H=－410.9kJ·mol－1在形成离子键时，以放热的形式，释放较多的能量。CCl4、SiF4等，均为共价化合物。二离子键的特征1作用力的实质是静电引力q1，q2分别为正负离子所带电量，r为正负离子的核间距离。2离子键无方向性和饱和性与任何方向的电性不同的离子相吸引，所以无方向性；且只要是正负离子

5、之间，则彼此吸引，即无饱和性。学习了共价键以后，会加深对这个问题的理解。三离子键的强度1键能和晶格能键能（以NaCl为例）1mol气态NaCl分子，离解成气体原子时，所吸收的能量，用Ei表示。NaCl(g)=Na(g)+Cl(g)H=Ei键能Ei越大，表示离子键越强。晶格能气态的正负离子，结合成1molNaCl晶体时，放出的能量，用U表示。Na+(g)+Cl－(g)=NaCl(s)H=－U晶格能U越大，则形成离子键得到离子晶体时放出的能量越多，离子键越强。键能和晶格能，均能表示离子键的强度，而

6、且大小关系一致。晶格能比较常用。2玻恩－哈伯循环(Born－HaberCirculation)Born和Haber设计了一个热力学循环过程，从已知的热力学数据出发，计算晶格能。具体如下：Na(g)H1Na+(g)H3Na(s)+1/2Cl2(g)NaCl(s)H6H1=S=108.8kJ·mol－1，Na(s)的升华热S；H2=1/2D=119.7kJ·mol－1，Cl2(g)的离解能D的一半；H2Cl(g)H4Cl－(g)H5+Na(g)H1Na+(g)H3Na(s)+1/2

7、Cl2(g)NaCl(s)H6H2Cl(g)H4Cl－(g)H5+H3=I1=496kJ·mol－1，Na的第一电离能I1；H4=－E=－348.7kJ·mol－1，Cl的电子亲合能E的相反数；H5=－U=?，NaCl的晶格能U的相反数；Na(g)H1Na+(g)H3Na(s)+1/2Cl2(g)NaCl(s)H6H2Cl(g)H4Cl－(g)H5+H6=fHmӨ=－410.9kJ·mol－1，NaCl的标准生成热。由盖斯定律H6=H1+H2+H3+H4+

8、H5所以H5=H6－(H1+H2+H3+H4)即U=H1+H2+H3+H4－H6=S+1/2D+I1－E－fHmӨU=108.8+119.7+496－348.7+410.9=786.7(kJ·mol－1)以上关系称为Born－Haber循环。利用盖斯定律，也可以计算NaCl的离子键的键能。NaCl(g)Na(g)+Cl(g)H=EiNa+(g)H1H4H2Cl－(g)H3+NaCl(s)Na(g)+Cl(g)NaCl(g)H5=－EiH1Na的