第7章-化學(xué)鍵理論概述

1、第七章 化學(xué)鍵理論概述主要內(nèi)容主要內(nèi)容：1、離子鍵理論 離子鍵的形成、性質(zhì)、強(qiáng)度及特征 離子晶體2、共價(jià)鍵理論 路易斯理論、價(jià)鍵理論、價(jià)層電子對(duì)互斥理論 雜化軌道理論、分子軌道理論3、金屬鍵理論4、分子間作用力1化學(xué)鍵的定義：分子內(nèi)或者晶體內(nèi)相鄰兩個(gè)或者多個(gè)原子（或離子）之間強(qiáng)烈的相互作用的統(tǒng)稱(chēng)。鍵能一般在幾十到幾百千焦每摩爾。化學(xué)鍵的分類(lèi)： 離子鍵 Na+ + Cl- = NaCl 共價(jià)鍵 H2 + Cl2 = 2HCl 金屬鍵 存在于金屬中27-1-1 離子鍵的形成由活潑金屬元素和活潑非金屬元素組成的化合物，例如 NaCl，KCl，NaOH，CaO 等，共同的特點(diǎn)：在通常情況下，大多數(shù)是結(jié)

2、晶狀的固體；具有較高的熔點(diǎn)和沸點(diǎn)；熔融狀態(tài)時(shí)能夠?qū)щ?。大多?shù)都能溶于水，水溶液也能夠?qū)щ?。為了說(shuō)明這類(lèi)化合物的原子之間相互作用的本質(zhì)，1916 年，德國(guó)化學(xué)家 W. Kossel 根據(jù)大多數(shù)化合物具有稀有氣體穩(wěn)定結(jié)構(gòu)的事實(shí)，提出了離子鍵的概念。 3離子鍵的定義： A + B A+ + B- AB 電離能小 親和能大 穩(wěn)定電子結(jié)構(gòu) 正負(fù)離子鍵的吸引成鍵微粒：陰陽(yáng)離子相互作用：靜電作用（靜電引力和斥力）成鍵過(guò)程：陰陽(yáng)離子接近到某一定距離時(shí)，吸引和排斥達(dá)到平衡，就形成了離子鍵。離子化合物：含有離子鍵的化合物正離子與負(fù)離子之間的靜電吸引力就叫做離子鍵電子得失為什么上述化合物在熔融狀態(tài)或者溶液中能夠?qū)щ?/p>

3、？存在離子能量變化：離子鍵成鍵過(guò)程釋放能量，新體系能量更低4在W. Kossel模型中，可以把正、負(fù)離子看作半徑不同的球體。 根據(jù)庫(kù)侖定律，兩個(gè)距離為r，帶有相反電荷q+和q-正負(fù)離子之間的勢(shì)能V吸引為：rqqV0-4-吸引除了靜電吸引外，還存在外層電子之間以及原子核之間的相互排斥作用，該排斥力在r較大時(shí)，可以忽略，r較小時(shí)，數(shù)值較大。q+和q-分別是一個(gè)正、負(fù)電荷所帶的電量，1.610-19 C，0為相對(duì)介電常數(shù)5在離子化合物中，正負(fù)離子之間的勢(shì)能與距離r的關(guān)系為：/-0-4-rAerqqVVV排斥吸引/-rAeV排斥量子力學(xué)研究表明：式中，A和均為常數(shù)6NaCl 的勢(shì)能曲線當(dāng)鈉離子和氯離子

4、接近平衡距離r0時(shí)，體系的吸引作用和排斥作用處于動(dòng)態(tài)平衡，這時(shí)鈉離子和氯離子在平衡位置附近振動(dòng)，體系的能量最低。即體系的勢(shì)能的值最小時(shí)的距離是平衡距離，此時(shí)正負(fù)離子之間形成了穩(wěn)定的化學(xué)鍵 離子鍵。7 活潑金屬原子失ne-成正離子， 活潑非金屬原子得ne-成負(fù)離子； 正、負(fù)離子以靜電引力實(shí)際上離子化合物的形成是吸引和排斥的對(duì)立和統(tǒng)一體。結(jié)合，成離子化合物；nNa-ne-nNa+nCl+ne-nCl-nNa+nCl-電子構(gòu)型變化： 2s22p63s1 2s22p6 3s23p5 3s23p6 NaCl的形成過(guò)程8思考 哪些物質(zhì)能形成離子鍵？活潑的金屬元素（IA，IIA）和活潑的非金屬元素（VIA，

5、VIIA）之間的化合物?；顫姷慕饘僭睾退岣x子形成的鹽銨根離子和酸根離子（或活潑非金屬元素離子）形成的鹽。97-1-2 離子鍵的性質(zhì)離子鍵的本質(zhì)：靜電作用力。根據(jù)庫(kù)侖定律，兩個(gè)帶有相反電荷 q+ 和 q- 的正負(fù)離子之間的靜電作用力與離子電荷的乘積成正比，與離子間距離成反比。所以，離子的電荷越大，離子間的距離越小，離子間的靜電引力越強(qiáng)。離子鍵強(qiáng)弱的判斷： 離子鍵的強(qiáng)弱取決于成鍵離子的半徑以及所帶電荷數(shù)，由于兩者一般不矛盾，所以通?？梢灾苯油ㄟ^(guò)陰陽(yáng)離子的半徑大小來(lái)判斷離子鍵的強(qiáng)弱。10離子鍵的特點(diǎn):沒(méi)有方向性和飽和性。沒(méi)有方向性是指由于離子的電荷是球形對(duì)稱(chēng)分布的，它可以在空間任何方向吸引帶相反

6、電荷的離子，不存在在某一特定方向上吸引力更強(qiáng)的問(wèn)題。沒(méi)有飽和性是指在空間條件允許的情況下，每一個(gè)離子可吸引盡可能多的帶相反電荷的離子。每個(gè)離子周?chē)帕械南喾措姾呻x子的數(shù)目是一定的，這個(gè)數(shù)目是與正負(fù)離子半徑的大小和所帶電荷多少等有關(guān)。11NaCl的晶體結(jié)構(gòu) Cl Na特點(diǎn)：每個(gè)Na+（Cl-）周?chē)染嚯x地排列著6個(gè)Cl-（Na+）注意：與Na+有作用力的Cl-離子不僅包括周?chē)染嚯x地排列著6個(gè)，還包括遠(yuǎn)距離的離子。12對(duì)于活潑金屬元素與活潑非金屬元素形成的離子鍵，形成的條件是原子間的電負(fù)性差較大。元素的電負(fù)性差值越大，形成的離子鍵越強(qiáng)，一般來(lái)說(shuō)， IA和VIIA間形成離子鍵。離子鍵的形成條件離子

7、性百分?jǐn)?shù)：離子化合物中的離子鍵中仍舊還有共價(jià)鍵的成分例如，氟化銫中，離子性占92%，還有8%的共價(jià)鍵。離子性成分50 離子鍵 離子性成分 1.7 離子鍵 電負(fù)性之差 1.7 共價(jià)鍵Na：0.93；Cl：3.16；Cs：0.79；F：3.98單鍵的離子性百分?jǐn)?shù)與電負(fù)性差值之間的關(guān)系 離子性百分?jǐn)?shù)% 離子性百分?jǐn)?shù)% 離子性百分?jǐn)?shù)%0.211.2302.2700.441.4392.4760.691.6472.6820.8151.8552.8861.0222.0633.089147-1-3 離子鍵的強(qiáng)度影響離子鍵強(qiáng)度的因素：1、離子電荷越大，離子鍵越強(qiáng)2、離子間的間距越小，離子鍵越強(qiáng)3、元素間的電負(fù)性

8、差越大，離子鍵越強(qiáng)離子鍵的強(qiáng)度可以用離子鍵的鍵能來(lái)表示。定義：我們以 NaCl 為例說(shuō)明離子鍵的鍵能：1 mol氣態(tài)NaCl分子，離解成氣體原子時(shí)，所吸收的能量稱(chēng)為離子鍵的鍵能，用Ei表示。離子鍵的鍵能越大，表示離子鍵越強(qiáng) i Cl(g),Na(g)NaCl(g)EH 15離子化合物中的離子鍵力是晶體中吸引力和排斥力綜合平衡的結(jié)果。通常情況下，離子化合物是以陰、陽(yáng)離子聚集在一起形成的巨分子的形式。離子化合物的化學(xué)力是整塊晶體之內(nèi)的整個(gè)結(jié)合力，而不僅是簡(jiǎn)單的兩個(gè)離子之間的作用力。16離子鍵的鍵能的本質(zhì):反映兩個(gè)陰、陽(yáng)離子之間相互作用力的大小。定義：在標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)下將mol離子型晶體 (如NaCl)

9、拆散為 1 mol 氣態(tài)陽(yáng)離子 (Na) 和 1 mol 氣態(tài)陰離子 (C1) 所需要的能量，符號(hào)為 U，單位為 kJmol-1。晶格能是表達(dá)離子晶體內(nèi)部強(qiáng)度的重要指標(biāo)，是影響離子化合物一些列性質(zhì)如熔點(diǎn)、硬度和溶解度等的主要因素晶格能的計(jì)算：不能用實(shí)驗(yàn)的方法直接測(cè)量。17晶格能:反應(yīng)離子型晶體離子鍵的強(qiáng)度。18波恩-哈伯循環(huán)NaC1 的生成反應(yīng)為 Na(s) + C12(g) NaC1(s) 該反應(yīng)的熱效應(yīng)即 NaC1(s) 的生成熱已經(jīng)由實(shí)驗(yàn)求得，fHm = 411 kJmol-1。 這個(gè)反應(yīng)可以通過(guò)如下 5 個(gè)分步反應(yīng)進(jìn)行： (1) 1 mol 金屬鈉氣化變?yōu)闅鈶B(tài)鈉原子： Na(s) Na

10、(g) 升華熱 = H1 = 108 kJmol-1 (2) 0.5 mol 氯分子解離為氣態(tài)氯原子： 0.5 Cl2(g) Cl(g) 0.5解離能H2 = 121 kJmol-1 19(3) 1 mol 氣態(tài)鈉原子失去電子形成1 mol氣態(tài)鈉離子： Na(g) Na+(g) + e- 電離能H3 = 496 kJmol-1(4) 1 mol 氣態(tài)氯原子結(jié)合電子形成 1 mol 氣態(tài)氯離子： Cl(g) + e- Cl-(g) 電子親和能H4 = 349 kJmol-1(5) 1 mol 氣態(tài)鈉離子與 1 mol 氣態(tài)氯離子結(jié)合成 1 mol 氯化鈉晶體，其熱效應(yīng)即為晶格能的相反數(shù)（U）：

11、Na+(g) + Cl(g) NaCl(s) U = H520 反應(yīng)的波恩哈伯循環(huán)可以表示如下： fHm Na(s) + C12(g) NaC1(s) H1 H2 Na(g) C1(g) H5 H3 H4 Na(g) + C1(g)2121根據(jù)蓋斯定律，有如下關(guān)系生成熱(fHm) = 鈉升華能 (H1) + 氯解離能(H2) + 鈉電離能(H3) + 氯電子親和能(H4) + U(H5)21 于是可以求得晶格能U(NaCl) =fHm H1 H2 H3 H4 = 411 kJmol-1 + 108 kJmol-1 + 121 kJmol-1 + 496 kJmol-1 349 kJmol-1

12、= 787 kJmol-1通過(guò)波恩哈伯循環(huán)也可以計(jì)算其它離子型晶體的晶格能。22另外，Born 和 Lande 從靜電理論推導(dǎo)出計(jì)算晶格能的公式：式中 Z+、Z 分別為正、負(fù)離子的電荷數(shù)；r 為正、負(fù)離子半徑之和 (pm)；A 為 Madelung 常數(shù)，它與晶格類(lèi)型有關(guān)，CsCl、NaCl、ZnS (立方)晶格，A 依次為 1.763、1.748 及 1.638；n是與離子的電子構(gòu)型有關(guān)的常數(shù)，稱(chēng)為Born 指數(shù)，n與電子構(gòu)型的關(guān)系 )11 (138490nrAZZU 7-1-4 離子的特征1. 離子的電荷離子的電荷就是在形成離子化合物過(guò)程中失去或者得到的電子數(shù)。影響離子化合物的性質(zhì)主要有離

13、子的電荷、離子的半徑以及離子的電子構(gòu)型三個(gè)因素，也是影響晶格能的主要因素。離子的電荷對(duì)離子間的作用力的影響很大。不僅影響化合物的物理性質(zhì)如沸點(diǎn)、熔點(diǎn)、顏色和溶解度等還影響化合物的化學(xué)性質(zhì)23 主族 K + :Cl K+:Cl: 正離子情況比較復(fù)雜： 如： Fe3+ 為 Ar3d5 4s0, 而不是 Ar3d3 4s2簡(jiǎn)單負(fù)離子，采取稀有氣體的電子層構(gòu)型 例如：F-，Cl-，O2-2. 離子的電子構(gòu)型2425上節(jié)內(nèi)容回顧：離子鍵：正負(fù)離子之間的靜電作用力離子鍵的特點(diǎn)：沒(méi)有方向性和飽和性離子鍵的形成條件：元素的電負(fù)性差大于1.7離子鍵的強(qiáng)度：鍵能、晶格能影響離子鍵強(qiáng)度的因素：離子的電荷、離子的電子

14、構(gòu)型、離子的半徑正離子的電子層構(gòu)型 分六種 電子層構(gòu)型外層電子構(gòu)型示 例0電子構(gòu)型H+ 2電子構(gòu)型 1s2Li+ Be2+ 8電子構(gòu)型 ns2np6Na+ Mg2+ Al3+ K+ Ca2+ Sc3+ 18電子構(gòu)型 ns2np6nd10Cu+ Ag+ Zn2+ Cd2+ Hg2+ 18+2 電子構(gòu)型(n-1)s2(n-1)p6(n-1)d10ns2Sn2+ Sb3+ Pb2+ Bi3+9-17電子構(gòu)型ns2np6nd19Cu2+ Fe2+ Fe3+ V3+ Cr3+2627離子的電子構(gòu)型與離子鍵的強(qiáng)度有關(guān)，對(duì)離子化合物的性質(zhì)有影響。例如，IA族的堿金屬與IB族的銅分族，都能形成+1價(jià)離子，電子

15、構(gòu)型分別為8電子構(gòu)型和18電子構(gòu)型，導(dǎo)致離子化合物的性質(zhì)有較大差別。如 Na+和Cu+的離子半徑分別為 97 pm 和 96 pm，但 NaCl 易溶于水，而 CuCl 不溶于水。3.離子半徑通常以 rO2-=132 pm 或rF- = 133 pm為基礎(chǔ)推算其它離子的半徑。離子半徑?jīng)]有確定含義，由于電子云的特殊性質(zhì)。離子間的距離是用相鄰的兩個(gè)離子間的核間距來(lái)衡量的。-rrd2829核間距d可以用X射線衍射方法通過(guò)實(shí)驗(yàn)測(cè)定，如果已知一個(gè)離子的半徑，就可以通過(guò) d 值求出另一個(gè)離子半徑。但實(shí)際上核外電子沒(méi)有固定的運(yùn)動(dòng)軌道，如何劃分兩個(gè)離子的半徑非常復(fù)雜。按照把正、負(fù)離子近似看成是兩個(gè)相互接觸的球

16、體的假設(shè)，離子半徑是指離子晶體中正、負(fù)離子的接觸半徑，也就是有效離子半徑。301927 年，Pauling 從核電荷數(shù)和屏蔽常數(shù)出發(fā)，推出計(jì)算離子半徑的公式式中Z為核電荷、為屏蔽常數(shù)，Z為有效核電荷，Cn 為由最外電子層的主量子數(shù) n 決定的常數(shù)。ZCrn離子半徑變化規(guī)律1、同一種離子，配位數(shù)大時(shí)其半徑大，配位數(shù)小時(shí)其半徑小離子半徑變化規(guī)律 Co2+ 56 pm (四配位) As 124.8 pm As3+ 58 pm 3、同一元素形成不同電荷的正離子時(shí)，高價(jià)離子的半徑小于低價(jià)離子的半徑。 Fe2+ 63 pm (四配位) Fe3+ 49 pm (四配位)31324、 同一主族，自上而下電子層

17、數(shù)越多，具有相同電荷的同族離子半徑依次增大。 Li+Na+K+Rb+Cs+ 76 99 138 152 167同一周期中，正離子的電荷數(shù)越高，半徑越小；負(fù)離子的電荷數(shù)越高，半徑越大。 Na+ 99 pm Mg2+ 72 pm5、 負(fù)離子半徑一般較大，約130-250 pm 正離子半徑一般較小，約10-170 pm33離子半徑的大小是決定離子化合物中正、負(fù)離子間引力大小的因素之一，也就是決定離子化合物中離子鍵強(qiáng)弱的因素之一。離子半徑越小，離子間引力越大，離子化合物的熔、沸點(diǎn)就越高。離子化合物的其它性質(zhì)如溶解度等都與離子半徑的大小密切相關(guān)。要求：熟練掌握離子半徑的變化規(guī)律341、晶體的基本概念固態(tài)

18、物質(zhì)可以分為晶體、非晶體以及準(zhǔn)晶體三類(lèi)。7-1-5 離子晶體晶體是由原子、分子或離子在空間按一定規(guī)律周期性重復(fù)排列構(gòu)成的固體物質(zhì)，其外表特征是具有整齊規(guī)則的幾何外形、具有固定的熔點(diǎn)和各向異性。鎵晶體組成晶體的結(jié)構(gòu)單元在空間周期性地有規(guī)則地排列著。將每一個(gè)結(jié)構(gòu)單元抽象成為一個(gè)點(diǎn)，這些點(diǎn)即在空間形成點(diǎn)陣，空間點(diǎn)陣以幾何點(diǎn)的分布來(lái)反映晶體結(jié)構(gòu)的周期性。用三組互不平行的直線聯(lián)結(jié)空間點(diǎn)陣的陣點(diǎn)，即形成晶格，晶格與空間點(diǎn)陣一樣可以反映晶體結(jié)構(gòu)的周期性。所以說(shuō)點(diǎn)陣和晶格是晶體的數(shù)學(xué)抽象。35結(jié)晶體中常用的一些概念NaClZnS給抽象的結(jié)果賦予實(shí)質(zhì)性的內(nèi)容，即將晶體的結(jié)構(gòu)單元置于陣點(diǎn)或晶格的結(jié)點(diǎn)上，這就是晶體

19、。從這種有規(guī)律的排列中，可以找到代表晶體結(jié)構(gòu)的小的平行六面體單位，這就是晶胞，晶胞在三維空間無(wú)限地重復(fù)就產(chǎn)生宏觀的晶體。晶胞的大小和形狀由6個(gè)晶胞參數(shù)來(lái)決定，即平行六面體的三個(gè)邊長(zhǎng) a、b、c和由三條邊 cb、ca、ab所成的三個(gè)夾角 、。 36立方 Cubica=b=c, =90bcabcabacbacbacbacbac晶 系立方立方 Cubica=b=c, = = =90四方四方 Tetragonala=b c, = = =90六方六方 Hexagonal a=b c, = =90, =120正交正交 Rhombica b c, = = =90三方三方 Rhombohedrala=b=c,

20、 = =90a=b c, = =90 =120單斜單斜 Monoclinic a b c = =90, 90三斜三斜 Triclinica b c = = =907個(gè)晶系共有14種空間點(diǎn)陣排列形式37三種立方點(diǎn)陣形式：面心、體心、簡(jiǎn)單立方晶胞配位數(shù)：12質(zhì)點(diǎn)數(shù)：4配位數(shù)：8質(zhì)點(diǎn)數(shù)：2配位數(shù)：6質(zhì)點(diǎn)數(shù)：138397 個(gè)晶系共有 14 種空間點(diǎn)陣排列方式，它們的晶胞示意圖列于左圖。這 14 種空間格子 是 由 法 國(guó) 科 學(xué) 家 Bravais 首先論證的，也稱(chēng)為 Bravais 格子。40晶體的分類(lèi)：按照晶胞中質(zhì)點(diǎn)種類(lèi)和質(zhì)點(diǎn)間相互作用力的不同，晶體可以分為離子晶體、分子晶體、原子晶體和金屬晶體N

21、aCl的晶體結(jié)構(gòu) 以NaCl為例，討論離子晶體的特征 氯化鈉晶體中無(wú)單獨(dú)的NaCl分子存在，所以NaCl是化學(xué)式，不是分子式；58.5是式量，不是相對(duì)分子量412、離子晶體的特征離子晶體是指有正離子和負(fù)離子通過(guò)離子鍵結(jié)合而成的晶體。離子晶體中，質(zhì)點(diǎn)之間的作用力是靜電作用力，即正、負(fù)離子通過(guò)離子鍵結(jié)合在一起，由于靜電作用力較強(qiáng)，晶格能較大，所以離子晶體具有較高的熔點(diǎn)、沸點(diǎn)和硬度。如 NaCl 的熔點(diǎn)和沸點(diǎn)分別是 1074 K 和 1738 K，MgO 的熔點(diǎn)和沸點(diǎn)分別是 3073 K 和 3873 K。同種類(lèi)型的晶體，晶格能越大，則熔點(diǎn)越高，硬度越大。離子晶體的硬度雖然很大，但比較脆，延展性較差

22、。這是因?yàn)樵陔x子晶體中，正、負(fù)離子有規(guī)則地交替排列。當(dāng)晶體受到外力沖擊時(shí)，發(fā)生錯(cuò)位，即各層離子位置發(fā)生錯(cuò)動(dòng)。42離子晶體在水中的溶解度與晶格能、離子的水和熱有關(guān)。顯然，晶格能較小、離子水合熱較大的晶體，易溶于水。一般來(lái)說(shuō)，由單電荷離子形成的離子晶體，如堿金屬鹵化物、硝酸鹽、醋酸鹽等易溶于水；而由多電荷離子形成的離子晶體，如堿土金屬的碳酸鹽、草酸鹽、磷酸鹽及硅酸鹽等難溶于水。離子晶體熔融后或溶解在水中都具有良好的導(dǎo)電性，這是通過(guò)離子的定向遷移導(dǎo)電, 而不是通過(guò)電子流動(dòng)而導(dǎo)電。但在晶體狀態(tài)，由于離子被限制在晶格的一定位置上振動(dòng)，因此很難導(dǎo)電。4344（a）CsCl Cl Cs3、幾種簡(jiǎn)單的離子晶體

23、對(duì)于最簡(jiǎn)單的立方晶系 AB型離子晶體，有以下幾種典型的結(jié)構(gòu)類(lèi)型，它們有著不同的配位數(shù)。屬于簡(jiǎn)單立方晶格CsBr、CsI同屬于CsCl晶型配位數(shù)為8aad886. 023（b） NaClCl Na 45屬于面心立方晶格LiF、AgF同屬于NaCl晶型配位數(shù)為6ad5 . 046（c）ZnSS2 Zn2 屬于面心立方晶格ZnO、HgS同屬于ZnS晶型配位數(shù)為4aad433. 043474 離子半徑比與配位數(shù)和晶體構(gòu)型的關(guān)系決定空間構(gòu)型的因素能量最低：離子的半徑、電荷與電子構(gòu)型例如，CsCl、NaCl和ZnS配位數(shù)分別為8、6和4。在離子晶體中，當(dāng)正、負(fù)離子處于最密堆積時(shí)，體系的能量最低。所謂密堆積

24、，即離子間采取空隙最小的排列方式。因此在可能條件下，為了充分利用空間，較小的正離子總是盡可能地填在較大的負(fù)離子的空隙中，形成穩(wěn)定的晶體。48以配位數(shù)為 6 的 NaCl 晶體為例說(shuō)明正、負(fù)離子半徑比與配位數(shù)和晶體構(gòu)型的關(guān)系。( a )( b ) ( c ) 八面體 6 配位中正、負(fù)離子的接觸情況穩(wěn)定 介穩(wěn) 不穩(wěn)定414. 0-rr六配位時(shí)離子半徑關(guān)系：49半徑比半徑比r+/r-配位配位數(shù)數(shù)晶體構(gòu)晶體構(gòu)型型實(shí)例實(shí)例0.225 0.4140.414 0.7320.732 1468ZnS型型NaCl型型CsCl型型ZnS, ZnO, BeS, CuCl, CuBr等等NaCl, KCl, NaBr,

25、 LiF, CaO, MgO, CaS, BaSCsCl, CsBr, CsI, TlCl, NH4Cl, TlCN等等AB 型化合物的離子半徑比和配位數(shù)及晶體類(lèi)型的關(guān)系732. 0-rr八配位時(shí)離子半徑關(guān)系：252 . 0-rr四配位時(shí)離子半徑關(guān)系：50例如，在氯化銣中，Rb+ 離子與Cl- 離子的半徑比 r+/r-= 0.82，應(yīng)屬于配位數(shù)為 8 的 CsCl型，而實(shí)際上他的配位數(shù)為 6，屬于 NaCl 型。注意：1、該表格只是一般規(guī)律，并非所有離子型晶體化合物的構(gòu)型都嚴(yán)格地遵循離子半徑比規(guī)則。原因：由于離子半徑數(shù)據(jù)不十分精確和離子的相互作用因素的影響。2、當(dāng)半徑比r+/r- 值接近極限值

26、時(shí)，要考慮該晶體有可能同時(shí)存在兩種構(gòu)型。 例如，在二氧化鍺中，正負(fù)離子的半徑比 r+/r-= 0.40，接近0.414，表面可能存在NaCl型和ZnS型兩種結(jié)構(gòu)。513、離子晶體的構(gòu)型與外界條件有關(guān)。 例如，CsCl晶體室溫為CsCl型，高溫為NaCl型。4、該判據(jù)只應(yīng)用于離子晶體，不能用于共價(jià)化合物。 5、考慮離子極化的影響。 例如 AgI 按離子半徑比計(jì)算 r+ / r- = 0.583，應(yīng)為 NaCl 型晶體，而實(shí)際上為 ZnS 型晶體，這就是離子極化的緣故。有關(guān)離子極化作用以及離子極化對(duì)化合物性質(zhì)的影響將在本章最后進(jìn)行討論。離子鍵的成功之處：很好地解釋了許多離子化合物的形成和性質(zhì)不足：

27、無(wú)法解釋有同種元素的原子組成的單質(zhì)分子的形成，也不能說(shuō)明由電負(fù)性相近的元素的原子形成穩(wěn)定的分子52 7-2 共價(jià)鍵理論7-2-1 路易斯理論H Cl HCl+路易斯：H原子與Cl原子各提供一個(gè)電子， 通過(guò)共用電子對(duì)的方式，形成HCl分子Lewis的觀點(diǎn)：1、同種原子之間以及電負(fù)性相近的原子之間可以通過(guò)共用電子對(duì)形成分子，通過(guò)共用電子對(duì)形成的化學(xué)鍵稱(chēng)為共價(jià)鍵 (covalent bond)，形成的分子稱(chēng)為共價(jià)分子。532、八隅體規(guī)則在分子中，每個(gè)原子均應(yīng)具有穩(wěn)定的稀有氣體原子的 8 電子外層電子構(gòu)型 (He 為 2 電子)，習(xí)慣上稱(chēng)為“八隅體規(guī)則”。分子中原子間不是通過(guò)電子的轉(zhuǎn)移，而是通過(guò)共用一對(duì)或幾對(duì)電子來(lái)實(shí)現(xiàn) 8 電子穩(wěn)定構(gòu)型的。3、Lewis 結(jié)構(gòu)式每一個(gè)共價(jià)分子都有一種穩(wěn)定的結(jié)構(gòu)形式。54 在 Lewis 結(jié)構(gòu)式中，用小黑點(diǎn)表示電子短棍表示共價(jià)鍵；黑點(diǎn)表示孤對(duì)電子HOHHNHHN N5556上節(jié)內(nèi)容回顧：第二種化學(xué)鍵：共價(jià)鍵路易斯理論：共價(jià)鍵、共價(jià)分子、八偶體規(guī)則、 Lewis 結(jié)構(gòu)式對(duì)于復(fù)雜分子，先根據(jù)分子中各原子的價(jià)電子數(shù)計(jì)算出分子的總價(jià)電子數(shù)，寫(xiě)出骨架結(jié)構(gòu)式，