第九章离子键和离子晶体
第九章离子键和离子晶体教学重点：1.了解离子晶体的结构特征与某些物理性质的关系；2.离子晶体的晶格能。
3.了解离子极化的概念及其应用；第一节离子键一、离子键的形成（一）氯化钠离子键形成过程的玻恩-哈伯循环1．形成条件：电负性相差较大（>1.7）的金属和非金属元素，可通过电子得失，形成正、负离子。
正、负离子间由于静电引力相互靠近，达到一定距离后体系出现能量最低点，形成离子键。
2．形成过程：Na(s)+1/2Cl 2(g)→NaCl(s)△f H NaCl =-392kJ/molNa(s) +12Cl2NaCl(s)Na(g)+Cl(g)Na (g)+Cl (g)-+NaCl(g)△ H 12△ H 3△H 4上述过程实际上是多个过程的总结果，从而过程的能量变化是多个过程的能量变化的累加。
这个循环包括下列步骤：（1）固态金属钠变成气态的钠原子，需要供给升华热S；氯分子变成气态氯原子需要供给解离能D，对一个Cl原子只需1/2D，这一步变化是吸热的。
△H1=S+1/2D=230kJ/mol（2）气态原子间发生电子转移形成离子。
△H2=I+E=495.8-348.8=147kJ/mol I是电离能，E是电子亲合势∵∣I∣>∣E∣，∴需供给能量。
（3）气态离子结合成气态离子型化合物，即是气态Na+与Cl-结合成气态NaCl，这是由于正负离子间强烈的相互吸引而成，是高度的放热过程。
△H3=-526kJ/mol（4）气态的离子化合物转变为固态的离子晶体，这也是放热过程。
△H4=-243kJ/mol∴△f H NaCl=△H1+△H2+△H3+△H4=230+147-526-243=-392kJ/mol第一、二步是吸热的，第三、四步是放热的，整个过程能量是降低的。
这就从能量变化的角度说明了离子化合物能稳定形成。
（二）氯化钠离子键的键能NaCl离子键的键能是指1mol气态NaCl分子离解为气态中性原子Na(g)和Cl(g)时所需要吸收的能量，它等于上述循环中第二、三步能量变化之和的负值（因为反应方向相反）。
NaCl(g)→Na(g)+Cl(g)D(Na-Cl)=-（△H2+△H3)=-（147-526）=379kJ/mol由于离子型物质一般以晶体状态存在，所以离子键键能的数据并不常用，而通常用晶格能的大小来衡量离子键的强弱。
二、离子键的特征：1．无方向性：由于离子的电荷分布是球形对称的，而球形电场或点电荷是无方向的。
所以，离子无论在哪个方向上都能与电荷相反的离子相互吸引。
2．无饱和性：由于离子键主要是正负离子间的静电引力，只要空间条件许可，离子总是尽可能多地与异性离子相吸引。
那么在离子晶体中一种离子的周围是不是可以有任意数目的异性离子呢？不是的。
如NaCl晶体中每个Na+周围都有六个Cl-，每个Cl-周围也有六个Na+。
那这与离子键没有饱和性有没有矛盾呢？没有矛盾。
因为晶体中某离子周围异性离子的数目是由离子的大小和晶体的构型所决定的，即受空间效应所决定，一定大小的离子周围只能容纳一定数目的离子，这是配位数的问题。
而键的不饱和性，却是指成键离子间的相互作用力，互不接触的异性离子之间也有相互作用。
这是两个不同的概念，二者是不矛盾的。
三、离子的特征离子的电荷数、离子的电子组态(构型)和离子半径是离子的三个重要特征，也是影响离子键强度的重要因素。
（一）离子的电荷数从离子键的形成过程可知，阳离子的电荷数就是相应原子失去的电子数；阴离子的电荷数就是相应原子得到的电子数。
阴、阳离子的电荷数主要取决于相应原子的电子层组态、电离能、电子亲合能等。
一般情况下，阳离子的电荷数多为+1或+2，最高为+3；阴离子的电荷数多为-1或-2，电荷数为-3或-4的多数为含氧酸离子或配阴离子。
（二）离子的电子构型：简单阴离子（如F-，Cl-，S2-）的外层电子构型为ns2np6，但简单阳离子的电子组态比较复杂，除8电子构型外，还有其它多种构型。
离子的电子层构型有以下几种：（1）2电子构型：离子只有2个电子，电子构型为1s2，如Li+，Be2+,等。
（2）8电子构型：离子的最外电子层有8个电子，价电子构型为ns2np6，如Na+，Ca2+，F-等。
（3）18电子构型：价电子构型为(n-1)d10ns2np6，如Ag+，Zn2+等。
（4）(18+2)电子构型：离子的次外电子层有18个电子，最外电子层有2 个电子，价电子构型为：(n-1)s2(n-1)p6(n-1)d10ns2，如Sn2+，Pb2+，Bi3+等。
（5）（9-17）电子构型(不饱和型)：离子的最外电子层有9-17个电子，价电子构型为ns2np6nd1-9，如Fe3+，Cr3+等。
（三）离子半径：决定离子间作用力的一个主要因素，是相邻两个离子电荷之间的距离，即核间距d，它应是相邻两离子的半径之和，d=r-+r+，离子半径本应是指离子电子云的分布范围，但电子云的分布范围较广，仅是几率密度不同，没有一个断然的分界面。
所以严格讲一个离子的半径是不定的。
现在所讲离子半径是离子晶体中正、负离子核间距，即它是正负离子半径之和。
即d=r-+r+。
在这里，我们是把离子晶体中正负离子看成是相互接触的刚性圆球。
两个圆球中心间的距离称为核间距。
这种离子半径也称为正负离子的接触半径或结晶半径。
半径数值的大小只能看作是近似地反映了离子的大小。
离子半径变化的规律：（1）各主族元素中，由于自上而下电子层数依次增多，因此具有相同电荷数的同族离子的半径依次增大。
如：Li+<Na+<K+<Rb+<Cs+（2）同一周期主族元素随着族数递增，阳离子的电荷数依次增大，离子半径依次减小。
阴离子半径也依次减小。
如：Na+>Mg2+>Al3+ P(-3)>S(-2)>Cl(-1)但要注意，阳离子与阳离子比较，阴离子与阴离子比较。
（3）同一元素：阳离子半径<原子半径。
Na+<Na 阴离子半径>原子半径。
Cl->Cl阳离子：正电荷越高半径越小，Fe3+<Fe2+（5）阴离子半径较大，130-250pm间。
阳离子半径较小，在10-170pm 间。
第二节离子晶体固体可分为晶体和非晶体两大类。
一、晶体的特征：主要有三点：(1)一般有一定的、整齐、规则的几何外形。
例如食盐具有立方体外形，虽然有时晶体形成条件不同，而使晶体在外形上不相同，但其晶体表面夹角总是固定的。
(2)有固定的熔点.当我们将晶体加热到某一温度时，晶体开始熔化，在没有全部熔化完前，继续加热，温度不再上升，直到全部熔化完。
（由于存在晶格能而放出能量。
而当破坏晶体时，显然要吸收一部分能量，所以当加热到晶体熔点时，晶体温度不再上升。
）这时它是将吸收的能量全部用来破坏晶体，直至全部熔化后，晶体温度才开始上升。
所以晶体有固定的熔点。
例：冰熔化，冰水温度始终是0℃。
(3)各向异性.晶体中由于各个方向排列的质点距离不同，而使晶体在各个方向上性质也不同，即各向异性，例石墨，在与层垂直方向上的导电率是平行于层方向的万分之一。
二、晶体的概念：宏观上：晶体是质点（原子、离子、分子）在空间有规律地排列成的，具有整齐外形，以多面体出现的固体。
微观上：为了更好地反映晶体结构的内部规律性，从数学的观点看，可以把实际晶体中原子或离子的位置想象为空间的点的排列。
这些空间点的总和，叫做晶格。
(1)晶格：组成晶体的质点（分子、原子、离子）以确定位置的点在空间作有规则的排列，这些点群有一定的几何形状，称为结晶格子，简称晶格。
晶格是许多质点有规则的重复出现的空间图像。
晶格在三维空间无限地重复就产生宏观的晶体。
(2)晶胞：晶体结构中具有代表性的最小重复单位称晶胞。
或者说晶格中能表达晶体结构一切特征的最小结构单元。
(3)结点：每个质点在晶格中所占有的位置，称晶体的结点。
可以是分子、原子或离子。
知道以上概念后，下面来区分单晶和多晶。
单晶：是指晶体在整个结构中由一个晶格所贯穿。
或者说是由一个晶核在各个方向上均衡生长起来的。
多晶：是由很多取向不同的单晶颗粒拼凑而成。
这种晶体称多晶体。
在多晶体中，由于组成它们的单晶取向不同,而使它们的各向异性抵消，从而多晶体一般并不表现显著的各向异性。
若有一食盐颗粒是由上图一个晶格贯穿下来，那么这个食盐颗粒称单晶，可是实际每一食盐颗粒是由这样一个一个单晶拼凑而成的，即食盐颗粒中不是由一个晶格组成。
所以这种食盐颗粒称多晶。
三、晶体类型按晶格质点的种类和质点间作用力来分，共有四种四、离子晶体的特征离子晶体的晶格结点上交替地排列着正离子和负离子，在正负离子间有静电引力（离子键）作用着。
由于正负离子间静电作用力较强，所以，离子晶体有如下特点：1．有较高的熔点和沸点。
常温下都是固体状态，从库仑定律可知，离子所带电荷越高，离子半径越小，静电作用力越大，因而物质熔沸点也越高，也就是它们的晶格能越大，所以，MgO、CaO、Al2O3等常作耐高温材料。
2．一般硬度虽大，但比较脆，延展性差。
这是由于在离子晶体中，正负离子交替地规则排列，当晶体受到冲击力时，各层离子位置发生错动，使吸引力大大减小，斥力增大，而容易破碎。
3．离子晶体在熔融或水溶液中都是电的良导体，但在固体状态，由于晶格结点上的离子只能振动，因而不导电。
4．很多离子晶体可溶于水。
这是由于水是极性分子，离子晶体中的正负离子与水分子容易形成“水合离子”的缘故。
五、离子晶体的类型最常见的五种类型的离子晶体是：AB型：NaCl型、CsCl型、ZnS型配位数： 6 8 4 AB2型：CaF2型、TiO2型配位数：8：4 6：3六、离子晶体的半径比规则为什么不同的正负离子结合成离子晶体时会形成不同的空间构型呢？因为形成离子晶体时，只有正负离子靠得越近，体系的能量最低，晶体越稳定。
因此，一个离子尽可能多地吸引异号离子在其周围，但配位数多少主要决定于正负离子的半径比r+/r-。
例如配位数为6的离子晶体构型： 课件18页令r-=1则ac=4r=4，ab=bc=2r -+2r +=2+2r +△abc 为直角三角形,由勾股定理有： a b c 正离子负离子ac2=ab2+bc242=2(2+2r+)2解得r+=0.414即r+/r-=0.414时，正负离子直接接触，负离子也两两接触。
对于上述讨论做几点说明：1．上述关系在晶体化学中称为离子型化合物半径比规则。
此规则只能应用于离子晶体构型的判断。
2．当一个离子化合物中，r+/r-比接近于极限值（0.414，0.732）时，该物质可能同时具有两种晶体构型。
例如GeO2（二氧化锗）晶体，正负离子的半径比r+/r-=53/132 ≈0.4015 与0.414接近，此值接近于ZnS构型（四配位）半径比的上限值，NaCl构型（六配位）半径比的下限值。
离子化合物的晶体结构与离子键
离子化合物的晶体结构与离子键离子化合物是由正负离子通过离子键结合而成的化合物。
离子键是指正负电荷之间的强烈电吸引力，使得离子能够形成稳定的晶体结构。
离子化合物的晶体结构与离子键密切相关，下面将从晶体结构和离子键两个方面进行探讨。
一、离子化合物的晶体结构离子化合物的晶体结构是由正负离子按照一定比例排列而成的。
晶体结构可以分为离子晶体和共价晶体两种。
1. 离子晶体离子晶体是由正负离子通过离子键结合而成的晶体。
离子晶体的晶格结构通常为离子点阵。
离子点阵可以分为简单立方晶格、面心立方晶格和体心立方晶格等。
例如，氯化钠（NaCl）晶体的晶格结构为面心立方晶格。
在离子晶体中，阳离子和阴离子按照一定的比例排列，形成稳定的晶体结构。
2. 共价晶体共价晶体是由共价键结合而成的晶体。
共价晶体的晶格结构通常为共价键晶格。
共价键晶格可以分为分子晶格和原子晶格两种。
例如，碳化硅（SiC）晶体的晶格结构为原子晶格。
在共价晶体中，原子之间通过共用电子形成共价键，从而形成稳定的晶体结构。
二、离子键的特点与性质离子键是离子化合物中正负离子之间的强烈电吸引力。
离子键的特点与性质主要有以下几个方面：1. 强度高离子键的强度较高，是由于正负离子之间的电吸引力较强。
这使得离子化合物具有较高的熔点和沸点，通常需要高温才能使其熔化或汽化。
2. 脆性大离子晶体具有较高的脆性，容易发生断裂。
这是因为晶体中的正负离子排列有序，当外力作用于晶体时，离子之间的排列会被破坏，导致晶体的断裂。
3. 导电性在固态下，离子晶体不导电。
但是当离子晶体被熔化或溶解在水中时，离子能够自由移动，从而导致溶液或熔融态离子化合物具有较好的导电性。
4. 溶解性离子晶体的溶解性与离子的大小和电荷有关。
通常来说，离子的电荷越大，溶解性越差；离子的大小越小，溶解性越好。
总结：离子化合物的晶体结构与离子键密切相关。
离子晶体的晶格结构通常为离子点阵，而共价晶体的晶格结构通常为共价键晶格。
物质的构造与特性-离子键与离子晶体
卤素
• 卤素：周期表最右边倒数第二行 元素，又称第17 族或Ⅶ A 族。
• 价电子数：7 。 • 卤素在化学反应中倾向得到 1 个
A. 锌与碘的化合反应
加 入 蒸 馏 水 后 充 份 反 应
B. 电解碘化锌水溶液
1.将上述试管中无色的碘化锌水溶液吸出， 于入一个塑胶瓶盖里。
2.以 3V 电池电解碘化锌水溶液约 1~2 分钟。 3.正极产生黄棕色物质 ( I3- )、
负极产生灰色泥状物质 ( Zn )。
2-2 离子键与离子晶体
• 前言 1.离子键的形成 2.离子化合物及其性质 3.多原子离子 • 趣味实验－碘化锌的形成与分解
生活中常见的离子化合物
食盐(NaCl)
蓝宝石
牙膏(NaF)
红宝石
刚玉
碱金属族
• 碱金属族：周期表最左边第一行的金属元 素，或称硷金族。
• 包含：有锂（L， 其化学性质类似。
常見的離子及離子化合物的 化学式及用途-2
常見的離子及離子化合物的 化学式及用途-3
常見的離子及離子化合物的 化学式及用途-4
常見的離子及離子化合物的 化学式及用途-5
常見的離子及離子化合物的 化学式及用途-6
例题2-3
• 依据表2-4，利用阴离子、阳离子合并时会有电荷 中和的现象，写出下列离子化合物的实验式:
离子键的形成（氯化钠NaCl）
失去电子
阳离子
得到电子
静电 作用
阴离子 离 子 键
兰叶青 无机化学专业课考研复习第9章 分子结构
第二节
第九章
一、现代价键理论（也称电子配对法）
1、共价键的形成和本质 海特勒和伦敦在用量子力学处理H2分子形成的过 程中，得到H2分子的能量E和核间距R之间的关系曲线， 如图。
H2分子的能量随核间距的变化
NaBr、NaCl中， I 、Br、Cl 的还原性依次降低，而
AgI、AgBr、AgCl的溶解度依次增大，颜色依次变浅， 这都与离子半径的大小有着密切联系。
第一节
第九章
2、离子的电荷 离子电荷高，与相反电荷的吸引力大，熔点、沸
点就高。例如：CaO的熔点（2614℃）比NaCl（801℃） 高。
3、离子的电子构型
相反电荷Z+和Z-的离子间的吸引势能V吸引为：
V吸引
z z e2
4 0 r
第一节
第九章
式中ε0为介电常数，e为1个电子所带电量。相反电荷的 离子之间，除静电引力外，还存在外层电子之间以及
原子核之间的相互排斥作用。排斥势能V排斥与r的关系
为：
V排斥
B rn
式中：B和n为常数。因此，正负离子间的总势能为：
rNa 230 133 97pm
rCl 278 97 181pm
目前最常用的离子半径是1927年由鲍林（Pauling） 从核电荷数和屏蔽常数出发推算出的一套数据，半径 计算公式为：
第一节
第九章
r cn
Z 式中Z为核电荷数，σ为屏蔽常数，Z-σ为有效核电数，cn为取决 于最外电子层的主量子数n的一个常数。
F 、Cl 、O2 等简单的负离子，其最外层都为稳定
的稀有气体结构，即8电子构型。对于正离子来说，情 况相对复杂，除了8电子结构外，还有其它多种构型。 正离子的电子层构型大致有以下几种：
必考点09金属晶体离子晶体-(原卷版)
必考点09 金属晶体离子晶体题型一金属键、金属晶体的性质例1．(2023·济南高二检测)下列有关金属的说法正确的是()A．金属原子的核外电子在金属晶体中都是自由电子B．金属导电的实质是金属阳离子在外电场作用下的定向移动C．金属原子在化学变化中失去的电子数越多，其还原性越强D．金属晶体的堆积方式会影响金属的性质例2．（2023·四川达州·高二期末）下图是金属晶体的“电子气”理论示意图。
用该理论解释金属导电的原因是()A.金属能导电是因为含有金属阳离子B.金属能导电是因为含有的自由电子在外电场作用下做定向运动C.金属能导电是因为含有的电子作无规则运动D.金属能导电是因为金属阳离子和自由电子的相互作用例3．（2023·四川达州·高二期中）有四种不同堆积方式的金属晶体的晶胞如图所示，下列叙述错误的是A．晶体中原子的配位数分别为：①6，①8，①12，①12B．①为六方堆积C．晶胞中含有的原子数分别为：①2，①4D．金属晶体是一种“巨分子”，可能存在分子间作用力例4．（2023·江苏南通·高二期末）对图中某金属晶体结构的模型进行分析，判断下列有关说法正确的是A．该种堆积方式称为六方堆积B．该种堆积方式称为体心立方堆积C．该种堆积方式称为面心立方堆积D．金属Mg就属于此种堆积方式【解题技巧提炼】1．金属键(1)概念：“电子气理论”把金属键描述为金属原子脱落下来的价电子形成遍布整块晶体的“电子气”，被所有原子所共用，从而把所有的金属原子维系在一起。
(2)成键粒子是金属阳离子和自由电子。
(3)金属键的强弱和对金属性质的影响①金属键的强弱主要决定于金属元素的原子半径和价电子数。
原子半径越大、价电子数越少，金属键越弱；反之，金属键越强。
①金属键越强，金属的熔、沸点越高，硬度越大。
如：熔点最高的金属是钨，硬度最大的金属是铬。
特别提醒金属键没有方向性和饱和性。
第九章 1节离子键理论
2.晶格能的获得
• （1）玻恩 －哈伯循环，以NaCl为例：
NaCl (s) U Na+ (g）+ Cl- (g) E Na+ (g) + Cl (g) + eI
fH0
Na (s) + 1/2 Cl2 (g)
S
Na (g) +1/2 Cl2 (g)
1/2D
Na (g) + Cl (g)
U = -fH0 + S +1/2 D + I - E = [-(-411)+109+121+496-349] = 788 kJ·mol-1
形成条件一 具有足够大的 电负性差。
形成条件二 能形成稳定 离子。
形成条件二 反应放出能 量。
二.离子键的性质
• 1.离子键的本质是静电引力。
F q q _ r2
2.离子键无方向性。 3.离子键无饱和性。
4.离子键的离子性与成键元素的电负性 相关。对于AB型单键，有：
键的离子百分数 E%
第一节 离子键理论
• 1913年由德国科学家科塞尔（Kessal）提出。
• 离子键：通过正、负离子之间的静电作用 形成的化学键。 实验事实：具有“8e”电子结构的稀有元 素原子很稳定
一.离子键（ionic bond） 的形成
• 电负性相差大的金属和非金属原子相遇时，容 易发生电子的转移，产生正、负离子。 • 当正、负离子的吸引和排斥力达到平现方式做保护处理对用户上传分享的文档内容本身不做任何修改或编辑并不能对任何下载内容负责
第九章 分子结构与化学键理论
化学键（chemical bond）：分子中原子 （或离子）之间的强作用力。 本章重点讨论分子形成过程及相关化 学键理论。初步讨论包括分子间作Biblioteka 力在 内的结构因素对物质性质的影响。
无机化学第九章 离子键和离子晶体
(二) 离子的电子组态
(1) 2 电子组态：离子只有 2 个电子，外层电子组态为 1s2。 (2) 8 电子组态：离子的最外电子层有 8 个电子，外层电子组 态为 ns2np6。 (3) 18 电子组态：离子的最外电子层有 18 个电子，外层电子 组态为 ns2np6nd10 。 (4) 18＋2 电子组态：离子的次外电子层有 18 个电子，最外 电子层有 2 个电子，外层电子组态为(n－1)s2(n－1)p6(n－1)d10ns2。 (5) 9~17 电子组态：离子的最外电子层有 9~17 个电子，外层 电子组态为 ns2np6nd1~9。
(二) 离子的电子组态 (electronic configuration)
◆ 稀有气体组态(8 电子和 2 电子组态) ◆ 拟稀有气体组态(18 电子组态) ◆ 含惰性电子对的组态(18＋2电子组态) ◆ 不规则组态(9～17电子组态)
不同类型的正离子对同种负离子的结合力大小:
< < 8 电子构型的离子
(2) 对同一元素的正离子而言, 半径随离子电荷升高而减 小。例如: Fe3+＜Fe2+
(3) 对等电子离子而言，半径随负电荷的降低和正电荷的 升高而减小。例如： O2-＞F-＞Na+＞Mg2+＞Al3+
9～17电子层 构型的离子
18或18+2电子层构型 的离子
练习
9-1 给出下列或离子的价电子层电子组态：
(1) Cl-
(2) Fe3+
(3) As3+
答：(1) 17Cl：[Ne]3s23p5 (2) 26Fe：[Ar]3d64s2 (3) 33As：[Ar]4s24p3
Cl-： [Ne]3s23p6 属 8 电子组态
结构化学 09 离子晶体结构-4节课
B（负离子）
0
0
0
u
u
0
1/2
1/2
1/2
-u
-u
0
1/2+u 1/2-u
1/2
1/2-u 1/2+u 1/2
金红石型结构
金红石型结构
金红石型：离子堆积描述
结构型式
n+/n-
负离子堆积方式
正离子 CN+/CN- 所占空隙类型
正离子 所占空隙分数
金红石型 1:2 假六方密堆积
6:3
八面体
1/2
金红石型晶体中正离子所占空隙分数
2. n+/n-在晶体结构中的作用
(1) 化学组成比与电价比成反比
(2) 化学组成比与正、负离子配位数比成反比
(3) 正、负离子电价比与其配位数比成正比 (4) CN+主要由正、负离子半径比决定, 而CN-由此式决定
88..33..66 多多元元离离子子晶晶体体的的结结晶晶化化学学规规律律:: PPaauulliinngg规规则则
88..33 离离子子晶晶体体的的结结构构和和性性质质
离子键和晶格能
离子键的强弱可用晶格能大小表示。晶格能是0K时lmo1离 子化合物中的正、负离子(而不是正、负离子总共为lmo1)，由相 互远离的气态结合成离子晶体时所释放出的能量, 也称点阵能。若 用化学反应式表示，晶格能U相当于下一反应的内能改变量:
CaF2（荧石）型晶体结构
萤石型：离子堆积描述
结构型式
n+/n-
负离子堆积方式
CN+/CN-
正离子 所占空隙类型
正离子 所占空隙分数
萤石型 1:2 简单立方堆积
8:4
离子键和离子晶体
（3）1 族、2 族、13~17 族的同族电荷数相同 的离子的半径，随离子的电子层数增加而增大。
8
第二节 离子晶体
一、晶格和晶胞 二、离子晶体的特征 三、离子晶体的类型 四、离子晶体的半径比规则
9
固体可分为晶体和非晶体两大类。 晶体与非晶体的主要区别是： （1）晶体一般具有整齐规则的几何外形，而非晶 体（如玻璃、沥青、石蜡等）没有固定的几何外形。 （2）晶体具有固定的熔点，而非晶体没有固定的 熔点。 （3）晶体具有各向异性，其某些物理性质在不同 方向上是不同的（如石墨在与层垂直方向上的电导率 为与层平行方向上的 1/104 )，而非晶体的物理性质在 不同方向上都相同。
2
第一节 离 子 键
一、离子键的形成
二、离子键的特征 三、离子的特征
3
一、离子键的形成
当电负性较小的活泼金属元素的原子与电负性 较大的活泼非金属元素的原子相互接近时，金属原 子失去最外层电子形成带正电荷的阳离子；而非金 属原子得到电子形成带负电荷的阴离子。阳、阴离 子之间除了静电相互吸引外，还存在电子与电子、 原子核与原子核之间的相互排斥作用。当阳、阴离 子接近到一定距离时，吸引作用和排斥作用达到了 平衡，系统的能量降到最低，阳、阴离子之间就形 成了稳定的化学键。这种阳、阴离子间通过静电作 用所形成的化学键称为离子键。
在离子晶体中，阳、阴离子被限制在晶格格 点上振动，不能移动，因此离子晶体不导电。但 是当离子晶体熔融或溶于水时，产生自由移动的 阳、阴离子，从而可以导电。
14
三、离子晶体的类型
在离子晶体中，由于阳、阴离子在空间的排列方 式不同，因此离子晶体的空间结构也就不相同。对于 AB 型离子晶体，常见的有 CsCl 型、NaCl 型和 ZnS 型三种典型晶体结构类型。
第九章 离子化合物的结构化学
第九章 离子化合物的结构化学
9.1 离子键和点阵能
9.1.2 点阵能的应用
4. 点阵能与化学反应
由于点阵能正比于正负离子电价的乘积，而和正负离子的 距离成反比，因此，对于离子化合物，其进行复分解反应 的趋势常常是：半径较小的正离子趋向于和半径较小的负 离子相结合，同时半径较大的正离子和半径较大的负离子 相结合，
Y（电子亲和能）=-348.3 kJ.mol-1 ΔHf（生成热）=-410.9 kJ.mol-1
U =ΔHf – S – I – D - Y = -785.6 kJ/mol
第九章 离子化合物的结构化学
9.1 离子键和点阵能
9.1.1 点阵能（晶格能）的计算和测定 (2) 直接从库仑定律出发，由静电作用能进行计算
离子键的强弱可用晶格能的大小表示． 晶格能是指在 0K
时lmo1离子化合物中的正负离子 (而不是正负离子总共为 lmo1
)，由相互远离的气态结合成离子晶体时所释放出的能量, 也称
点阵能 （为正值）．若改用物理化学中热化学的表示方式, 则
晶格能U相当于下列化学反应的内能改变量（为负值） :
y M Z1 ( g ) x X Z 2 ( g ) M y X x ( s )
式中 A 1.7476, 称为Madelung（马德隆）常数。
第九章 离子化合物的结构化学
9.1 离子键和点阵能
9.1.1 点阵能（晶格能）的计算和测定 同理，分析一个Cl-，其库仑作用能为；
Z Z e2 (Cl ) A 4 0 r
1mol Na+ 和 1mol Cl- 组成的晶体的库仑作用能为
2 1 2 2
2
第九章 离子化合物的结构化学
离子键离子晶体
活泼的非金属元素（VIA、VIIA）形成的化合物。 ③、绝大多数盐(AlCl3除外)。
交流与讨论：
（1）离子化合物溶于水或熔化时离子键是否发生变化
转化成自由移动的离子,离子键即被破坏。
（2）离子键的存在方式
固态的离子化合物中。
(3)哪些学过的数据可作为判断离子键依据：
配位数
4
6 8 12
实例
ZnS
NaCl CsCl CsF
各类型离子晶体晶胞的比较
晶体 类型 晶胞 类型 晶胞结构 示意图 配位数 距离最近 且相等的 相反离子 每个晶 胞含有 离子数 实例
NaCl 型
Na+：6 Na+： 6 Cl-： 6 Cl-： 6 Cs+： 8 Cs+： 8 Cl-： 8 Cl-： 8
(4)与Cs+ 最近且等距离的Cs+有 6 个
(3)CaF2型晶胞
①Ca2+的配位数： 8 ②F-的配位数：4
③一个CaF2晶胞中平 均含： 4个Ca2+和8个F(4)Ca2+周围最近且等距离的Ca2+有 F-………………………F-有 6 12 个，
个。
Ca
F
晶胞上面心 图示为CaF2晶胞的1/8, 观察点为上左前方
Cl-
Na+
11 5 9 2 4 8
3 10 7 12
1
6
④与一个Cl-相邻最近且距离相等的 Cl-有 12 个？
Cl-
Na+
1.NaCl：
①与Na+等距离且
最近Cl- 有 即Na 6 +的配位 数 。
个，