[理化生]第二章分子結(jié)構(gòu)(已修改)
2024-12-20 00:35 本頁面
【正文】 Inanic Chemistry 李亮榮 Tel: 15079462839 Email: 分子結(jié)構(gòu) 本 章 基 本 要 求 、共價鍵、氫鍵概念；掌握價鍵理論 、分子晶體和原子晶體的特點 離子鍵 分子鍵 分子間的作用力和氫鍵 本章教學(xué)內(nèi)容 1 2 3 ? 化學(xué)鍵：分子或晶體中直接相鄰的原子或離子之間的強烈 相互作用 化學(xué)鍵 離子鍵 共價鍵 金屬鍵 本質(zhì)上： 是電性的，原子在形成分子時，外層電子發(fā)生了重新分布（轉(zhuǎn)移、共用、偏移等），從而產(chǎn)生了正、負電性間的強烈作用力 根據(jù)電性作用的方式和程度的不同： 氫鍵不屬于化學(xué)鍵范疇，屬于分子間作用力范疇 1 離子鍵 離子鍵的形成 活潑金屬 與 活潑非金屬 原子間發(fā)生 電子的轉(zhuǎn)移 ， 形成正、負離子 ，并通過靜電作用而形成的化學(xué)鍵叫離子鍵。 離子鍵 NaCl e +1 1 2 8 1+17 2 8 7Na Cl+ 離子鍵的特點 ● 沒有方向性和飽和性 ● 實質(zhì)是： 陰陽離子的靜電作用 (靜電引力和靜電斥力 ),活潑金屬（ 第 Ⅰ A族、第 Ⅱ A族）的金屬與活潑非金屬（ 第 Ⅵ A族、第 Ⅶ A族的金屬 ） 與任何方向的電性不同的離子相吸引，所以無方向性；只要是正負離子之間，則彼此吸引，即無飽和性。 NaCl的晶體結(jié)構(gòu) 1 離子鍵 離子的特征 指相應(yīng)原子得（負電荷）失（正電荷）電子的數(shù)目 ,電子得失以外層電子排布達到穩(wěn)定結(jié)構(gòu)為準 離子電荷數(shù) 離子半徑 離子半徑為離子化合物核間距 1 離子鍵 NaCl + 1 — 1 MgO + 2 — 2 m. p. 801℃ 2800℃ 一般離子 電荷越多 ，形成離子鍵強度越大 ， 離子化合物越穩(wěn)定 d=r1+r2 pm210rrd 22 OMg ??? ??a) 同周期的主族元素，從左至右 離子電荷數(shù)升高， 最高價離子半徑減小 ： Na + Mg 2+ Al 3+ b) 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 ： Li + Na + K + Rb + Cs + c) 同一元素，不同價態(tài)的離子，電荷高的半徑?。? Fe 3+ Fe 2+ d) 周期表中對角線上，左上的元素和右下的元素的離子半徑相近 ： Li + ≌ Mg 2 + ； Sc 3+ ≌ Zr 4+ e) 陽離子半徑小，陰離子半徑大 總結(jié)：半徑大 ,離子間距大，作用力小；相反，半徑小，離子間距離小 ,作用力大
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