8.
说明Na+和Cl-之间有强的吸引力。
V吸引
q q
40R
V排斥AeR/
V总势能4q0qR AeR/
式中R为离子间距离，A和ρ为常数。
r >r0, 当 r 减小时, 正负离子靠静 电相互吸引, V减小, 体系稳定. r = r0 时, V有极小值, 此时体系 最稳定. 表明形成了离子键. r < r0 时, V 急剧上升, 因为 Na+ 和 Cl- 彼此再接近时, 相互之间 电子斥力急剧增加, 导致势能骤 然上升.
离子的电子构型不同，其离子间的作用力 不同。
一般来讲，离子电荷和半径大致相同的条件 下，不同构型的正离子对同种负离子的结合力大 小有如下规律：
8 电子层 ＜ 8-17 电子层 ＜18 或 18+2 电子层
如Na+，K+，对应的Cu+，Ag+，它们氯化物性质 完全不同。
3. 离子半径
4.
由于电子云在核外没有确定空间，因此
1916年德国化学家科塞尔(Kossel)根据稀有气体具有 稳定结构的事实提出了能说明相同原子分子的形成(O2、H2等)。 1916年美国化学家路易斯(Lewis)提出了共价键理论，他 认为分子的形成是由原子间共享电子对的结果。
本章将在原子结构的基础上，重点讨论分子的形成过 程及有关化学键理论。
2. 所谓稳定结构，对于主族元素来讲，它们所生成 的离子多数都具有稀有气体结构，即p轨道为全充 满状态。
如：钠 氯
1s22S22p63s1
→ 1s22S22p6
1s22S22p63s23p5 → 1s22S22p63s23p6
对过渡元素，比较复杂，外层的 s 轨道和d 轨道 电子可以以不同数目失去。
§10-1 离子键理论（P173）
活泼金属原子与活泼的非金属原子所形成的化合 物，如，NaCl，CaO等，通常是离子型化合物。
其特点：以晶体形式存在， 有较高的熔点和沸点， 熔融状态和水溶液均能导电。
10-1、离子键的形成
离子键理论认为：
1. 电负性小的活泼金属原子和电负性大的非金属原 子相遇时，容易发生电子的得失而产生正、负离 子，达到稳定结构的倾向；
离子性百分比 （%）
1 4 9 15 22 30 39 47
Xa-Xb 离子性百分比（%）
1.8
55
2.0
63
2.2
70
2.4
76
2.6
82
2.8
86
3.0
89
3.2
92
electronegative
1-3、离子的特征（P174）
离子型化合物的性质与离子键的强度有关， 而离子键的强度又与正、负离子的性质有关。一 般离子具有三个重要的特征：离子的电荷、离子 的电子层结构和离子半径。
原子或离子半径是无法严格确定的。当正负离子
通过离子键形成离子晶体时，正负离子通过静电
引力和核外电子之间的排斥达到平衡，使正负离
子保持着一定的平衡距离，这个距离叫核间距，
用d表示。
如果近似将构成AB型离子晶体的质点 A+ 和 B- 看作互相接触的球体，
r1 r2 d
则，d = r1 +r2
其中d 可以通过X- 射线衍射法测得，只要确 定其中一个离子的半径，另一离子的半径就可以 计算：r1 = d – r2
推算离子半径的方法很多….
通常离子半径有如下的变化规律：
①、主族元素，从上→下，由于电子层数增多，半 径依次增大。Li+＜Na+＜K+＜Rb+＜Cs+
②、同一周期主族元素随着族数递增，正离子的电 荷数增大，离子半径依次减小，如Na+＞Mg2+ ＞Al3+
在R0时，吸引和排斥达到平衡，体系能量最低，正 负离子间形成稳定化学键(离子键)。
这种由原子间发生电子的转移，形成正负离子，并通过静电作用而形成的 化学键叫离子键。
生成离子键的条件是： 1. 原子间电负性相差较大，一般大于1.7左右; 2. 易形成稳定离子; 3. 形成离子键, 释放能量大 .
10-2、离子键的特点
3. 原子间发生电子的转移而形成具有稳定结构的 正、负离子，从能量的角度上看，一定会有能
量吸收和放出，而且新体系的能量一般也是最 低的。
4.
5.
如：Na(g) – e →Na+(g) + 496 kJ.mol-1
6.
Cl(g) + e →Cl-(g)
kJ.mol-1
- 348.7
7. 而：Na(g) + Cl(g) →NaCl(g) 450kJ.mol-1
1. 离子键的本质是静电作用力
f
q q R2
2. 离子键的强度一般用晶格能U来代表。 2. 离子键没有方向性（P150） 3. 离子键没有饱和性 4. 离子键的离子性与元素的电负性有关。
电负性差越大，它们之间键的离子性也就越大。
Xa-Xb
0.2 0.4 0.6 0.8 1.0 1.2 1.4 1.6
2. 离子的电子层结构
3.
原子究竟能形成何种电子层构型的离
子，除决定于原子本身的性质和电子层构型本
身的稳定性外，还与其相作用的其它原子或分
子有关。
4.
一般简单的负离子( F-、Cl-、O2-)等，
其最外层都具有稳定的8电子结构。
对正离子情况复杂得多。
①、2电子构型： Li+，Be2+ ②、8电子构型： Na+，Mg2+ ③、18电子构型： Zn2+，Hg2+ ，Cu+，Ag+ ④、18+2电子构型：Pb2+，Sn2+ ⑤、8-18电子构型： Fe2+， Cr3+ ，Mn2+ 等。
1. 离子的电荷
2.
正离子的电荷数就是相应原子失去的电子数；负
离子的电荷数就是相应原子获得的电子数。
3.
一般对主族元素，元素得失电子数目是以生成稀
有气体的结构为准。所以正离子的电荷通常多为+1，+2，
最多为+3或+4，负离子电荷通常为-1，-2，而电荷为-3
或-4的多为氧酸根或配合离子。
离子的电荷对离子间的相互作用力影响很大， 离子电荷越高，与相反电荷间的吸引力越大， U越大，离子键越强，离子化合物的熔点和沸 点越高。
10化学键与分子结构 ppt课件
分子结构：
分子中原子间的强相互作用，即化学键问题 分子的几何构型 分子间力(范德华力)问题
物质的分子是由原子组成，原子之所以能结合成分 子，说明原子之间存在着相互作用力，那么是什么样的 作用力呢？直到19世纪末，电子的发现和近代原子结构 理论的建立以后，对化学键的本质才获得较好的阐明。