第九章 1节离子键理论

5、离子的结构特征
(1)离子的电荷： 包括电性和数值 (2)离子的电子层结构： 主族元素一般最外层8e或2e (3)离子的半径： 原子所对应的阴阳离子半径…… 同主族元素离子半径…… 电子层结构相同的离子半径……
6、离子键的强弱及其意义：
(1)离子键强弱取决于离子半径和所带电荷数。
(2)离子键强弱影响着离子化合物的熔、沸点和溶解性 及热稳定性等。
+ 总结：这一现象说明Na 和Cl 存在强烈的
相互作用，克服这种强烈的相互作用需 要吸收大量的热。再如KCl和Na2O等典 型离子化合物均是如此。
离子键

离子键

原子间通过电子得失，分别形成阴、
阳离子，阴、阳离子间强烈的相互
作用，称为离子键。

问题
阴、阳离子间强烈的相互 (静电引力、静电斥力)
作用，指的是什么作用？
原子趋向稳定的途径
式分别达到稳定结构
非金属原子与非金属原子间
当两个非金属原子相遇时，通过什么形 当两个非金属原子相遇时，通过共用
电子对的形式，分别达到稳定结构。
(通俗地说 一个要得，另一个也要
得，则是通过共用电子对的形式。实际上，
一个要失，另一个也要失，也是通过共用
电子对的形式)
[讨论] 固体NaCl转变为熔融NaCl为什 么需要吸收大量的热？
2.离子的电子式：
Mg
Ca
· · · · · O· Cl · · · · · · ·
· ·
H+
Na+ Mg2+ Ca2+
· · · · 2[： O： ] [： Cl ： ]· · · ·
· ·
电子式
(1)原子的电子式：把最外层电子用小黑点“.” 或小叉“×”来表示。

化合物性质
离子键强度越大
（晶格能越大）
极化作用越强
熔点、沸点
溶解度 热稳定性 颜色
——
深
5.例题
1、试解释AgCl，AgBr，AgI颜色由白色变到淡黄色再到黄色。
2、比较下列各组化合物的熔、沸点高低 (1)NaCl、NaBr (2)ZnI2、HgI2 (1)NaCl > NaBr (2)ZnI2 > HgI2
解：(3) BaSO4分解温度大于1374℃ ZnSO4分解温度小于755℃，大于300℃
6.离子极化理论的适用范围和局限性
(1)离子极化理论的适用范围
离子极化理论适用于具有共价性的离子化合物、含氧 酸和含氧酸盐；
(2)离子极化理论的局限性
离子极化理论是离子键理论的重要补充，但其也有局
限性，如没有明确的定量标度，没有考虑d,f电子和介
5、试解释酸性高锰酸钾溶液有强氧化性。
6、已知硫酸盐的热分解温度数据如下：
MgSO4
895℃
CaSO4
1149℃
SrSO4
1374℃
CdSO4
826℃
MnSO4
755℃
Mn2(SO4)3
300℃
(1)试解释上述分解温度数据；
(2)与硫酸盐相比，碳酸盐热稳定性如何？并解释原因；
(3)对BaSO4、ZnSO4的分解温度区间做出估计。
(3)FeCl3、FeBr3
(4)CaO、KCl (5)CaCl2、ZnCl2 (6)MgO、Al2O3 (7)FeCl3、FeCl2
(3)FeCl3 > FeBr3
(4)CaO > KCl (5)CaCl2 > ZnCl2 (6)MgO > Al2O3 (7)FeCl3 < FeCl2

9.3离子键理论
9.3离子键理论
9.3.1离子键理论 9.3.2典型的AB型离子晶体 9.3.3离子极化 9.3.4晶格能
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2
9.3.1离子键理论
1.离子键: (1)形成:
2020/8/2
++-
休息
3
+..
9.3.1离子键理论
(2)本质:
静电引力.
(3)特征:
①无方向性:
2020/8/2
休息 20
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9.3.4晶格能
利用Born-Haber循环.
K(s) + 1/2Br2(l)
fHm(KBr,s)
Hm,1 H m,3=1/2 vapH m(Br2,l)
=
1/2Br2(g)
subH m
H m,4=1/2E(Br-Br)
Br (g) H m,5=-EA
K(g)
H m,2=I1
+
b+c
(4r )2 2(2r 2r )2
可解得: r / r 0.414 半径比定则: 配位数和离子半径比值的对应关系.
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休息
9
9.3.2典型的AB型离子晶体
离子半径比与配位数的关系:
r / r
配位数 构型
0.225～0.414
4 ZnS 型
0.414～0.732
6 NaCl 型
休息
14
9.3.3离子的极化
①r- 相同时,Z+越大,阴离子越易被极化;. ②Z+相同时,r+越大,阴离子越不易被极化; ③Z+相同,大小相近时, r-↑越易被极化; ④附加极化作用:

●路易斯构造式的写法： ① 画出分子或离子的骨架构造
(选择合理的、与实验现实相符的，普通氢原子、卤原子在末端) 在每两个成鍵原子之间画上短线(其数目 等于成鍵数)
② 计算成鍵数：成鍵数为成鍵电子数ns的1／2
ns = no - nv
no：各原子按相应周期稀有气体构造计算的最外层电子数之和
nv ：各原子的价电子数之和 ③ 计算孤对电子数：孤电子对数为未参与成鍵电子数(nl )
n2分子中n原子外层电子构造为3个未成对电子构成一个鍵两个鍵重叠方式重叠方式头碰头头碰头肩并肩肩并肩特征特征绕轴向转动不破坏绕轴向转动不破坏轨道侧面不能轨道侧面不能转动转动存在存在所有共价键所有共价键所有重键所有重键重叠程度重叠程度重叠程度大所以重叠程度大所以重叠程度小重叠程度小键能小活泼键能小活泼实例实例甲烷卤化氢甲烷卤化氢oonn22乙烯乙烯乙炔乙炔配位键配位键一种原子中有孤对电子一种原子中有孤对电子而另一原子中有可而另一原子中有可与对电子所在轨道相互重叠的空轨道在配位化与对电子所在轨道相互重叠的空轨道在配位化经常见到配位键
NaCl晶体，其化学式仅表示Na离子与Cl离子 的离子数目之比为1∶1，并不是其分子式，整 个NaCl晶体就是一个大分子。
NaCl的晶胞构造
3.键的离子性与元素的电负性有关 用两元素的电负性差 x判别键的性质
离子键的构成：与元素的电负性差有关。实验阐明，
即使是电负性差值最大的氟与铯构成化合物，离子 性也只需92%，仍有8%的共价性。当两个原子的电 负性差为1.7时，单间具50%的离子性，这是参考数 据。假设两个原子的电负性大于1.7。可判别它们之 间构成了离子键，是离子化合物，两个原子的电负 性小于1.7，可判别它们构成共价键，构成共价化合 物。
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