第九章1節(jié)離子鍵理論

1、第九章 分子結(jié)構(gòu)與化學(xué)鍵理論 化學(xué)鍵（chemical bond）：分子中原子（或離子）之間的強作用力。 本章重點討論分子形成過程及相關(guān)化學(xué)鍵理論。初步討論包括分子間作用力在內(nèi)的結(jié)構(gòu)因素對物質(zhì)性質(zhì)的影響。第一節(jié) 離子鍵理論 1913年由德國科學(xué)家科塞爾（Kessal）提出。 離子鍵：通過正、負離子之間的靜電作用形成的化學(xué)鍵。實驗事實：具有“8e”電子結(jié)構(gòu)的稀有元素原子很穩(wěn)定一.離子鍵（ionic bond） 的形成 電負性相差大的金屬和非金屬原子相遇時，容易發(fā)生電子的轉(zhuǎn)移，產(chǎn)生正、負離子。 當正、負離子的吸引和排斥力達到平衡時，形成了離子鍵。 例：形成條件一形成條件一具有足夠大的電負性差。能形

2、成穩(wěn)定離子。反應(yīng)放出能量。形成條件二形成條件二形成條件二形成條件二二.離子鍵的性質(zhì) 1.離子鍵的本質(zhì)是靜電引力。 2_rqqF2.離子鍵無方向性。3.離子鍵無飽和性。4.離子鍵的離子性與成鍵元素的電負性相關(guān)。對于AB型單鍵，有：%100)1 (%2)(41BAeE鍵的離子百分數(shù)鍵的離子百分數(shù)越大，鍵的離子性越強。三.離子鍵的強度 在實際中常用晶格能衡量離子鍵的強度。 晶格能越大，鍵越強。1.定義： 晶格能：互相遠離的氣態(tài)正、負離子結(jié)合生成1 mol 離子晶體時所釋放的能量，用 U 表示。如：Na + ( g ) + Cl ( g ) = NaCl ( s ) U = -rHm 2.晶格能的獲得

3、 （1）玻恩 哈伯循環(huán)，以NaCl為例：NaCl (s)Na (s) + 1/2 Cl2 (g)Na (g) + Cl (g)Na+ (g) + Cl (g) + e-Na+ (g）+ Cl- (g)Na (g) +1/2 Cl2 (g)fH01/2DEISU U = - fH0 + S +1/2 D + I - E = -(-411)+109+121+496-349 = 788 kJ mol-1(2)理論推導(dǎo) 方法很多，如Bron-Lande公式：)11 (138490nrAZZUZ+、Z-：離子電荷；A：Madelung常數(shù)；n：Bron指數(shù)；r：正負離子半徑之和。一些離子晶體的晶格能表晶

4、體晶格能晶體晶格能NaCl四.離子的特征 1.離子的電荷離子是一種帶電微粒，所帶電荷數(shù)=在反應(yīng)時得到或失去的電子數(shù)。對于主族元素最高電荷數(shù)=其族數(shù)。2.離子的電子構(gòu)型主要類型有：0e型，如H+；2e型與8e型，如Na+；18e型，如Ag+；（18+2）e型，如Pb2+；不規(guī)則型，如Fe2+；2.離子半徑 （1）定義：相鄰兩離子的核間距等于兩離子的半徑之和。d核間距= r+ + r-d 值可由晶體的 X 射線衍射實驗測定得到。例如 MgO d = 210 pm 。pm210rrd22OMg對初始離子半徑的定義不同，可獲得不同種類的離子半徑。離子半徑的不同數(shù)據(jù)來源 1926 年，哥德希密特 ( G

5、oldschmidt ) 用光學(xué)方法測得了 F 和 O 2 的半徑，分別為 133 pm 和 132 pm。 結(jié)合 X 射線衍射所得的 d 值，得到一系列離子半徑。 1927 年，Pauling 把最外層電子到核的距離，定義為離子半徑。并利用有效核電荷等數(shù)據(jù)，求出一套離子半徑數(shù)值，被稱為 Pauling 半徑 。 在實際工作中，在比較半徑大小和討論變化規(guī)律時，多采用 Pauling 半徑 。（2）離子半徑的變化規(guī)律 A.同主族從上到下，電子層增加，具有相同電荷數(shù)的離子半徑增加。 B.同一元素，不同價態(tài)的離子，電荷高的半徑小。Li + Na + K + Rb + Cs + ； F Cl Br I如 Ti 4 + Ti 3 + ； Fe 3 + Fe 2 + 。C.一般負離子半徑大于正離子半徑。五.離