離子鍵共價鍵

1、從離子鍵理論可知，組成離子化合物的基本微粒是離子，影響離子化合物性質(zhì)的因素是多 方面的。如離子電荷、離子半徑和離子的電子構(gòu)型等，但是離子化合物采用哪一種晶格，主要 取決于陰、陽離子半徑比，也就決定著化合物的性質(zhì)。1、離子電荷指原子在形成離子化合物過程中失去或獲得電子數(shù)。正離子通常只由金屬原子形成，其電 荷等于中性原子失去電子的數(shù)目。此外，還有一些帶正電荷的原子團(如NH4+)等。負離子通 常只由非金屬原子形成，其電荷等于中性原子獲得電子的數(shù)目；同樣也還有帶負電荷的原子團 (如SO42-、CO32-等)。離子電荷高，與相反電荷的吸引力大，因而熔點、沸點就高。例如： CaO的熔點(2614C )比

2、NaCl (801C )高。離子電荷不僅影響離子化合物的物理性質(zhì)，也影 響離子化合物的化學(xué)性質(zhì)。又如鐵形成Fe3+和Fe2+兩種離子，它們相應(yīng)的化學(xué)性質(zhì)也就不同。2、離子半徑它是指離子晶體中正、負離子接觸的半徑。在離子化合物中相鄰的正、負離子的靜電吸引 作用和它的核外電子之間以及原子核之間的排斥作用達到平衡時，正、負離子間保持的最短距 離稱為核間距，結(jié)晶學(xué)上用符號d表示，可用x射線衍射法測定。核間距可以看作是相鄰兩個 離子半徑之和，即d=Y+ + Y。如圖7-4所示：圖7-4離子半徑示意圖由于核外電子沒有固定的運動軌道，實驗測得數(shù)值如何分割給正、負離子呢？它令化學(xué)家 大費思索，不同的分割方法，

3、得出不同的結(jié)果。早在1926年，戈德施米特(Goldschmidt)以 光學(xué)法測得的F-半徑和O2-半徑依次為133 pm和132 pm為基礎(chǔ)，再計算其它離子半徑，如實驗 測得NaF和NaCl的核間距分別為230 pm和278 pm，根據(jù)d=y+ +y_即求得Na+和Cl-的離子半 徑Y(jié)Na+ =230133 = 97 (pm)YCl- =278 97 = 181 (pm)用這種方法推算出80多種離子半徑。而鮑林(Pauling)是從核電荷數(shù)和屏蔽常數(shù)出發(fā)， 也推算出一套離子半徑，當(dāng)今引用最廣泛。見表7-3離子半徑有如下變化規(guī)律：離子半徑的大小是決定離子型化合物中正、負離子靜電引力的重要因素之

4、一，也就是決定 離子型化合物的離子鍵強弱的重要因素之一。離子半徑愈小，離子間的引力就愈大，離子化合 物的熔點、沸點也愈高。例如，NaF和LiF，鈉和鋰都是+1價，因為YNa+ YLi+，故NaF的熔點 (870C )比LiF的熔點(1040C )低。同樣，離子半徑的大小對離子化合物的其它性質(zhì)也有影響。又如，在NaI、NaBr、NaCl中，I-、Br-、Cl-的還原性依次降低，而AgI、AgBr、AgCl的 溶解度依次增大，顏色依次變淺，這都與離子半徑的大小有著密切聯(lián)系。3、離子的電子構(gòu)型原子究竟能形成何種電子構(gòu)型的離子，除決定于原子本身的性質(zhì)和電子層構(gòu)型本身的穩(wěn)定 外，還與其相作用的其它電子有

5、關(guān)。一般簡單的負離子，如F-、Cl-、O2-等的最外層都為穩(wěn)定的 稀有氣體結(jié)構(gòu)，即8電子構(gòu)型。然而，對正離子來說，情況比較復(fù)雜，除了8電子結(jié)構(gòu)外，還 有其它多種構(gòu)型。正離子的電子層構(gòu)型大致有以下幾種：2電子構(gòu)型：最外層為2個電子的離子。如Li+、Be2+等。8電子構(gòu)型：最外層為8個電子的離子。如K+等。18電子構(gòu)型：最外層為18個電子的離子。如Zn2+、Cd2+、Ag+等。(18+2)電子構(gòu)型：次外層為18個電子，最外層為2個電子的離子。如Pb2+、Sn2+等。不飽和電子構(gòu)型：最外層為917個電子的離子，如Fe2+、Mn2+等。離子的電子層構(gòu)型對化合物的性質(zhì)有一定的影響，例如堿金屬和銅分族，它

6、們最外層只有 1個ns電子，都能形成+1價離子，如Na+、K+、Cu+、Ag+，但由于它們的電子層構(gòu)型不同。 Na+、K+為8電子構(gòu)型，Cu+、Ag+為18電子構(gòu)型。因此它們的化合物(如氯化物)的性質(zhì)就有 明顯的差別。如：NaCl易溶于水，CuCl、AgCl難溶于水。離子鍵理論能很好地說明離子化合物的形成和性質(zhì)，但不能說明由相同原子組成的單質(zhì)分 子(如H2、Cl2、N2等)，也不能說明不同非金屬元素結(jié)合生成的分子，如HCl、CO2、NH3等 和大量的有機化合物分子形成的化學(xué)鍵本質(zhì)。1916年美國化學(xué)家路易斯(Lewis)為了說明分子的形成，提出了共價鍵理論，初步揭示 了共價鍵與離子鍵的區(qū)別，隨

7、后的50年里共價鍵理論迅速發(fā)展。1927年海特勒(Heitler)和倫敦（Londen）用量子力學(xué)的成就，闡明了共價鍵的本質(zhì)，后來鮑林等人發(fā)展這一成果，建立了現(xiàn) 代價鍵理論（Valencebond theory，縮寫為VB）也稱電子配對法和雜化軌道理論以及價層電子 互斥理論。1932年美國化學(xué)家密立根（Millilcan）和德國化學(xué)家洪特提出分子軌道理論（molecular-orbota， theory,縮寫MO）。價鍵法是從處理氫分子結(jié)構(gòu)推廣得來的；分子軌道法 是用薛定諤方程處理氫分子離子h2+的結(jié)果為基礎(chǔ)發(fā)展起來的。它們在解釋分子結(jié)構(gòu)方面各有 所長。離子鍵理論能很好地說明離子化合物的形成和

8、性質(zhì)，但不能說明由相同原子組成的單質(zhì)分 子（如H2、Cl2、N2等），也不能說明不同非金屬元素結(jié)合生成的分子，如HCl、CO2、NH3等 和大量的有機化合物分子形成的化學(xué)鍵本質(zhì)。1916年美國化學(xué)家路易斯（Lewis）為了說明分子的形成，提出了共價鍵理論，初步揭示 了共價鍵與離子鍵的區(qū)別，隨后的50年里共價鍵理論迅速發(fā)展。1927年海特勒（Heitler）和倫 敦（Londen）用量子力學(xué)的成就，闡明了共價鍵的本質(zhì)，后來鮑林等人發(fā)展這一成果，建立了現(xiàn) 代價鍵理論（Valencebond theory，縮寫為VB）也稱電子配對法和雜化軌道理論以及價層電子 互斥理論。1932年美國化學(xué)家密立根（M

9、illilcan）和德國化學(xué)家洪特提出分子軌道理論（molecular-orbota， theory,縮寫MO）。價鍵法是從處理氫分子結(jié)構(gòu)推廣得來的；分子軌道法 是用薛定諤方程處理氫分子離子h2+的結(jié)果為基礎(chǔ)發(fā)展起來的。它們在解釋分子結(jié)構(gòu)方面各有 所長。一、路易斯的經(jīng)典共價學(xué)說路易斯認為分子中原子之間可以通過共享電子對而使每一個原子具有穩(wěn)定的稀有氣體結(jié) 構(gòu)。原子通過共用電子對而形成的化學(xué)鍵稱為共價鍵。兩個原子間共用一對電子的共價鍵稱為 單鍵，共用二對電子的稱為雙鍵，共用三對電子的稱為叁鍵。分子中兩原子間共享電子對的數(shù) 目叫鍵級，原子單獨擁有的未成鍵的電子對稱為孤對電子。共價分子中兩個成鍵原子的

10、核間距 稱鍵長?；瘜W(xué)鍵結(jié)合的強弱用鍵能表示。下面所表達的電子結(jié)構(gòu)統(tǒng)稱為Lewis結(jié)構(gòu)。H202N2OHNH3CH4HH：6=0：HH：6=0：:N 三N：HHTHHH-NH至今間單分子的Lewis結(jié)構(gòu)路易斯結(jié)構(gòu)式的寫法規(guī)則又稱八隅體規(guī)則（即至今間單分子的Lewis結(jié)構(gòu)式仍為化學(xué)家采用。其寫法規(guī)則歸納如下:、根據(jù)分子式或離子式計算出總的價電子數(shù)目。多原子陰離子的價電子總數(shù)為各原子的 價電子數(shù)之和再加上負電荷數(shù)；多原子陽離子則必須從各原子的價電子數(shù)之和減去陽離子電荷 數(shù)；、畫出分子或離子的骨架，用單鍵將原子連接起來。每一個單鍵扣兩個電子。然后將其 余電子當(dāng)作未共用電子(孤對電子)分配在原子周圍，以便盡可能使每個原子具有8個電子。 如缺2個電子，以形成雙鍵補之。如缺4個電子，則用叁鍵補之。但結(jié)構(gòu)式中每個原子提供的 電子數(shù)要與它的價電子數(shù)相符。例如要寫出甲醛(CH2O)的Lewis結(jié)構(gòu)式，必須先算CH2O總電子數(shù)為4 + (1x2) + 6 =12,骨架結(jié)構(gòu)為中，扣除3個單鍵用去6個電子后，余下6個電子，可以有下面三種排 法：HHH+ HC-0hc-b:h-c=o；+ + * *3)+ + + +0)(c)(a)式O不成八隅體，(b)式C不成八隅體，只有(c)式在C、O之間形成雙鍵，C、