分子结构与晶体结构

第七章分子结构与晶体结构

序言

第一节离子键

第二节共价键理论

第三节杂化轨道理论与分子几何构型第四节晶体的特征

第五节离子晶体

第六节原子晶体

第七节分子间力和氢键

第八节金属晶体

第九节离子极化

第十节混合型晶体

序言：

v原子怎样结合成为分子？－化学键™离子键

Link ™共价键

™金属键

v分子的形状？－分子构型

™价电子对互斥理论

v分子怎样组成物质材料？－分子间作用力v固体材料的结构？

－晶体结构

－无定型结构

价电子（Valence electrons ）·····H ·He ::N ··O ·:Cl ·K ·Mg: :Ne :·

·········K ·+ :Cl ·→K +[:Cl:]－

····失或得电子→稳定结构(主族)

Loss or gain electrons →octet rule

为什么惰性气体稳定？

n s 2n p 6 八电子层结构

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化学键—分子中的两个（或多个）原子之间的相互作用

第一节离子键

1916 年德国科学家Kossel( 科塞尔) 提出离子键理论

一离子键的形成(以NaCl为例)

第一步电子转移形成离子：

Na －e ——Na+，Cl+ e ——Cl－

相应的电子构型变化：

2s 2 2p 6 3s 1——2s 2 2p 6 ，3s 2 3p 5 ——3s 2 3p 6

形成Ne和Ar的稀有气体原子的结构，形成稳定离子。

第二步靠静电吸引，形成化学键。

体系的势能与核间距之间的关系如图所示：

V

Vr0

r0r

横坐标核间距r ；纵坐标体系的势能V。

纵坐标的零点当r 无穷大时，即两核之间无限远时的势能。

下面来考察Na+和Cl－彼此接近的过程中，势能V 的变化。

，当r 减小时，正负离子靠静电相互吸图中可见：r > r

引，势能V 减小，体系趋于稳定。

r = r0 ，V 有极小值，此时体系

最稳定，表明形成离子键。

r < r0，当r 减小时，V 急剧上升。因为Na+和Cl－彼此再接近时，电子云之间的斥力急剧增加，导致势能骤然上升。

V

V

r

因此，离子相互吸引，保持一定距离时，体系最稳定。这就意味着形成了离子键。r

和键长有关，而V和键能有关。

离子键的形成条件

1. 元素的电负性差比较大

∆X > 1.7，发生电子转移，产生正、负离子，形成离子键；∆X < 1.7，不发生电子转移，形成共价键。

但离子键和共价键之间，并非可以截然区分的。可将离子键视为极性共价键的一个极端，而另一极端则为非极性共价键。

极性增大

非极性共价键极性共价键离子键

化合物中不存在百分之百的离子键，即使是NaF的化学键，其中也有共价键的成分。即除离子间靠静电相互吸引外，尚有共用电子对的作用。

∆X > 1.7 ，实际上是指离子键的成分大于50 %。

2°易形成稳定离子

Na +2s 2 2p 6，Cl－3s 2 3p 6，达到稀有气体式稳定结构。

Ag +4d10，Zn 2 + 3d10， d 轨道全充满的稳定结构。

只转移少数的电子，就达到稳定结构。

而C 和Si原子的电子结构为s 2 p 2，要失去或得到 4 e，才能形成稳定离子，比较困难。所以一般不形成离子键。如

CCl4、SiF4 等，均为共价化合物。

3. 形成离子键时释放能量多

Na ( s ) + 1/2 Cl2 ( g ) = NaCl( s ) ∆H = －410.9 kJ·mol－1

在形成离子键时，以放热的形式，释放较多的能量。

定义：正负离子间的静电吸引力叫做离子键。特点：既没有方向性，也不具饱和性。

·····K ·+ :Cl ·→K +[:Cl:]－

··

··

NaCl 晶体

离子型化合物—由离子键形成的化合物。

碱金属和碱土金属（Be 除外）的卤化物是典型的离子型化合物

二离子键的特征

1 作用力的实质是静电引力

22

1 r q

q F ⋅

∝q1 ，q2分别为正负离子所带电量，

r 为正负离子的核间距离。

2 离子键无方向性和饱和性

与任何方向的电性不同的离子相吸引，所以无方向性；

且只要是正负离子之间，则彼此吸引，即无饱和性。

学习了共价键以后，会加深对这个问题的理解。

1-3 离子的特征

q2 / r 2 出发，影响从离子键的实质是静电引力 F ∝q

1

离子键强度的因素有：离子的电荷q 、离子的电子层构型和离子半径r （即离子的三个重要特征）。

（1）离子的电荷

电荷高，离子键强

（2）离子的电子层构型

离子的电子层构型大致有5种

（1）2电子构型

（2）8电子构型

（3）18电子构型

（4）（18+2）电子构型

（5）8 —18电子构型

在离子的半径和电荷大致相同条件下，不同构型的正离子对同种负离子的结合力的大小规律：

8电子层构型的离子<8—17电子层构型的离子

<18或18+2电子层构型的离子