【正文】 屬原子形成的化合物分子 (如 H2, O2, HCl) 等分子的形成，則只能由共價(jià)鍵理論來說明，共價(jià)鍵理論主要有 價(jià)鍵理論 與 分子軌道理論。 晶格能的求法可用 “ 玻恩 —— 哈伯循環(huán)法 ” (自學(xué) ) 此處以 NaCl為例介紹熱化學(xué)循環(huán)法的應(yīng)用。mol1 晶格能大小標(biāo)志著離子型晶體中離子鍵的強(qiáng)弱 。 13 三 、 晶格能 U—— 離子鍵強(qiáng)度的標(biāo)志 氣體正離子和氣態(tài)負(fù)離子結(jié)合形成 1mol離子晶體時(shí)所放出的能量稱為晶格能 ， 用符號(hào) U表示 。 總之 ， 元素離子的電子層結(jié)構(gòu) 、 離子的電荷與半徑 ， 對(duì)于離子鍵的強(qiáng)弱及有關(guān)離子型化合物的性質(zhì) ， 如：熔點(diǎn) 、 沸點(diǎn) 、 溶解度及化合物的顏色 ， 起著決定性的作用 。 與稀有氣體原子的電子構(gòu)型相同 。 離子電荷高 ，對(duì)相反電荷的離子靜電引力越強(qiáng)， 則離子鍵越強(qiáng)， 因而 化合物的熔點(diǎn)也越高 (實(shí)例參見 p146第一段 )。 10 離子電荷 離子的電荷在數(shù)值上等于原子在反應(yīng)過程中得失的電子數(shù)， 得電子的帶負(fù)電荷，失電子的帶正電荷。離子半徑越小，離子間吸引力越大，相應(yīng)化合物越穩(wěn)定，熔、沸點(diǎn)越高。 如： H+ H H 9 小結(jié) ：核電荷數(shù) ↑→ 離子半徑 ↓ ，核外電子層 ↑→ 離子半徑 ↑ 。這是因?yàn)殡姾上嗟葧r(shí)， n↑→ 核對(duì)外層電子吸引力 ↓→ 離子半徑 ↑ 如： Li+〈 Na+〈 K+ 離子半徑 /pm： 68 97 133 8 2）同一周期正離子半徑隨離子電荷增加而減小，負(fù)離子半徑隨電荷增加而增大。附錄 11(p457)列出了鮑林離子半徑的數(shù)據(jù)。離子的特征有 離子半徑、離子電荷和離子的電子構(gòu)型。 6 氯化鈉晶體結(jié)構(gòu)示意圖：表明離子鍵無方向性和無飽和性。 2） 離子鍵無飽和性、無方向性 。 以 NaCl的形成為例： 5 離子鍵的特點(diǎn) 1）離子鍵的本質(zhì)： 靜電引力 。 第一節(jié) 離子鍵 (p144) 4 由此得到 離子鍵 概念：原子間發(fā)生電子轉(zhuǎn)移，形成正、負(fù)離子，然后正、負(fù)離子間由靜電引力形成的化學(xué)鍵稱為離子鍵。 3 一 、 離子鍵理論的基本要點(diǎn) 離子鍵的形成 1） 電負(fù)性小的活潑金屬和電負(fù)性大的活潑非 金屬相遇 ， 發(fā)生電子轉(zhuǎn)移 ， 形成正 、 負(fù)離子 ， 均達(dá)到稀有氣體的穩(wěn)定結(jié)構(gòu) 。 通常 把分子內(nèi)直接相鄰的原子或離子之間強(qiáng)烈的相互作用力稱為化學(xué)鍵。 6. 了解各類晶體的內(nèi)部結(jié)構(gòu)和特征。 5. 了解離子極化和分子間力的概念。 3. 能用雜化軌道解釋一般分子的構(gòu)型 。1 第七章、分子結(jié)構(gòu) (p144) 1. 掌握離子鍵理論的基本要點(diǎn) ， 理解決定離子化合物性質(zhì)的因素及離子化合物的特征 。 2. 掌握電子配對(duì)法及共價(jià)鍵的特征 。 4. 掌握分子軌道理論的基本要點(diǎn)，并能用其來處理第一、第二周期同核雙原子分子 *。了解金屬鍵和氫鍵的形成和特征。 2 概 述 分子是參與化學(xué)反應(yīng)的基本單元，分子的性質(zhì)取決于分子的內(nèi)部結(jié)構(gòu)，因此研究分子的內(nèi)部結(jié)構(gòu)，有助于了解物質(zhì)的性質(zhì)和反應(yīng)規(guī)律。 根據(jù)其結(jié)合力性質(zhì)的不同， 化學(xué)鍵可分為離子鍵、共價(jià)鍵及金屬鍵。 2） 正 、 負(fù)離子借靜電引力相互靠近 ， 當(dāng)正 、負(fù)離子靠近到吸引力和排斥力相等時(shí) ， 整個(gè)體系 的能量降到最低 ， 于是就形成了離子鍵 。由離子鍵形成的化合物叫 離子化合物 。 原子得失電子形成正負(fù)離子后，依靠靜電引力結(jié)合在一起。 這是因?yàn)殡x子的電荷分布是球形對(duì)稱的，只要條件許可，一個(gè)離子在空間的任何方向都可以與異號(hào)電荷離子相互吸引，說明其無方向性；一個(gè)離子在一個(gè)方向吸引一個(gè)異號(hào)電荷離子后，在該方向仍會(huì)受到異號(hào)電荷離子的影響，只是距離越遠(yuǎn)，作用力越弱，說明離子鍵無飽和性。 7 二、決定離子化合物性質(zhì)的因素 離子的特征 離子化合物的性質(zhì)主要取決于離子的性質(zhì)?，F(xiàn)介紹如下： 離子的半徑 (p145) 離子型晶體中相鄰正、負(fù)離子的核間距離便是正負(fù)離子的半徑之和。其變化規(guī)律如下： 1）與原子半徑變化規(guī)律相同，同族元素的離子半徑從上而下遞增。 如： Li+ Be2+ Na+ Mg2+ Al3+ F O2 離子半徑 /pm: 68 35 97 66 51 136 140 3) 同一元素的原子半徑比其正離子的半徑大，比其負(fù)離子的半徑小。 離子半徑是決定離子化合物中正、負(fù)離子之間吸引力的重要因素。如 p145表 71。 離子電荷是影響離子化合物性質(zhì)的重要因素。 11 離子的類型及電子構(gòu)型 1） 對(duì)單原子負(fù)離子： （ eg： F—， Cl—， S2—， O2—） 最外電子層都有 8個(gè)電子 （ ns2np6） 即 8電子構(gòu)型 。 2） 對(duì)單原子正離子：情況比較復(fù)雜 ， 可以有以下幾種電子構(gòu)型： 與稀有氣體原子的電子構(gòu)型相同 第 2周期的 1， 2主族，如 Li+， Be2+ 第 3周期以后的 1， 2主族，如 Na+， Mg2+ 4周期后的 38副族，如 Mn2+， Fe2+等 4周期后的 12副族，如 Ag+， Hg2+等 第 4周期后的 p區(qū)主族元素，如 Sn2+， Pb2+等 12 離子的電子構(gòu)型對(duì)化合物的性質(zhì)也有一定影響 ， 如 Na+和 Cu+離子電荷相同 ， 離子半徑也幾乎相等 (分別為 95pm和 96pm)， 但 NaCl易溶于水 ， CuCl不溶于水 ， 這是由于兩種離子的電子構(gòu)型不同之緣故 。 在后面一些章節(jié)內(nèi)容的學(xué)習(xí)中 ， 將會(huì)用到這些概念 。 單位： KJ晶格能增加 ， 離子鍵增大 ， 離子晶體越穩(wěn)定 ， 該晶體熔沸點(diǎn)越高 ， 硬度越大 。 16 概 述 ： 離子鍵理論可以說明離子化合物的生成和性質(zhì)。 第二節(jié) 共價(jià)鍵（ p147） 17 共價(jià)鍵的形成 1916年 Lewis提出了經(jīng)典共價(jià)鍵理論。 原子通過共用電子對(duì)而形成的化學(xué)鍵稱為共價(jià)鍵 。 一、價(jià)鍵理論 18 量子力學(xué)處理兩個(gè)氫原子所組成的體系發(fā)現(xiàn)，當(dāng)兩個(gè)氫原子從遠(yuǎn)至近相互接近時(shí)，兩氫原子相互作用出現(xiàn)兩種情況：如果兩電子自旋方向相反，隨著兩原子距離 R變小，體系能量逐漸降低，當(dāng) R=R0時(shí)，出現(xiàn)能量最低值。說明：自旋方向相反的兩個(gè)電子之間可以形成化學(xué)鍵。這也是價(jià)鍵理論的基本要點(diǎn)。兩原子各有一個(gè)成單電子，形成單鍵，各有兩個(gè)成單電子，形成雙鍵，以此類推。 成單電子的數(shù)目就是成鍵數(shù)目 ；成單電子若已經(jīng)全部配對(duì)，就不可能再與其他原子成鍵，這就是共價(jià)鍵的飽和性。 由此決定了共價(jià)鍵的方向性。其他 p、 d、 f