第一章原子结构和元素周期律 §1离子键理论 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 1形成过程 以NaCI为例。 第一步电子转移形成离子： Na -e —Na+, CI+e一 CI- 相应的电子构型变化： 2s22p63s1—2s22p6, 3s23p5—3s23p6 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
第一章 原子结构和元素周期律 §1 离子键理论 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 1 形成过程 以 NaCl 为例 。 第一步 电子转移形成离子： Na － e —— Na+ ， Cl + e —— Cl － 第二步 靠静电吸引，形成化学键。 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
体系的势能与核间距之间的关系如图所示： 0 Vro ro r 横坐标 核间距r;纵坐标体系的势能V。 纵坐标的零点当无穷大时，即两核之间无限远时的势能。 下面来考察Na+和CI一彼此接近的过程中，势能V的变化。 图中可见：r>r0,当r减小时，正负离子靠静电相互吸 引，势能V减小，体系趋于稳定
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。 体系的势能与核间距之间的关系如图所示： V 0 Vr0 r0 r 图中可见：r > r0 ，当 r 减小时，正负离子靠静电相互吸 引，势能V 减小，体系趋于稳定
r=ro,V有极小值，此时体系最稳定v 表明形成离子键。 r1.7,发生电子转移，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
r = r0 ，V 有极小值，此时体系最稳定， 表明形成离子键。 2 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，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。 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。 r0 和键长有关，而 V r0 和键能有关。 V 0 V 0 r 0 r r 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
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+2s22p6,C-3s23p6,达到稀有气体式稳定结构。 Ag+4d10,Zn2+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s2p2,要失去或得到4e,才 能形成稳定离子，比较困难。所以一般不形成离子键。如
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
CCI4、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 CI2(g)=NaCl s)AH=-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。 二离子键的特征 1作用力的实质是静电引力 F91·92 q1,q2分别为正负离子所带电量， r2 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
3°形成离子键时释放能量多 Na ( s ) + 1/2 Cl 2 ( 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。 CCl 4 、SiF4 等，均为共价化合物。 二 离子键的特征 1 作用力的实质是静电引力 2 1 2 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
三离子键的强度 1键能和晶格能 键能（以NaCI为例）1mol气态NaCI分子，离解成气 体原子时，所吸收的能量，用E:表示。 NaCI(g)=Na(g)+CI(g) △H=E: 键能E越大，表示离子键越强。 晶格能气态的正负离子，结合成1 mol NaC1晶体时，放 出的能量，用U表示。 Na(g)+CI(g)=NaCI(s) △H=一U 晶格能U越大，则形成离子键得到离子晶体时放出的能量 越多，离子键越强。 键能和晶格能，均能表示离子键的强度，而且大小关系一致。 晶格能比较常用
三 离子键的强度 1 键能和晶格能 键能 （ 以 NaCl 为例 ） 1 mol 气态 NaCl 分子，离解成气 体原子时，所吸收的能量，用 Ei 表示。 NaCl ( g ) = Na ( g ) + Cl ( g ) H = Ei 键能 Ei 越大，表示离子键越强。 晶格能 气态的正负离子，结合成 1 mol NaCl 晶体时，放 出的能量，用 U 表示。 Na + ( g ) + Cl－ ( g ) = NaCl ( s ) H = －U 晶格能 U 越大，则形成离子键得到离子晶体时放出的能量 越多，离子键越强。 键能和晶格能，均能表示离子键的强度，而且大小关系一致。 晶格能比较常用
2玻恩-哈伯循环(Born-Haber Circulation) Borm和Haber设计了一个热力学循环过程，从已知的热力 学数据出发，计算晶格能。具体如下： △H6 Na (s) 1/2CL2(g) △H1 △H2 Na (g) CI (g) △H5 △H4 Na (g) CI-(g) △H1=S=108.8 kJmol-1,Na（s)的升华热S; △H2=1/2D=119.7 kJ.mol-1,Cl2(g)的离解能D的一半；
2 玻恩 －哈伯循环 ( Born － Haber Circulation ) Born 和 Haber 设计了一个热力学循环过程，从已知的热力 学数据出发，计算晶格能。具体如下： Na ( g ) H 1 Na + ( g ) H 3 Na ( s ) + 1/2 Cl2 ( g ) NaCl ( s ) H 6 H 1 = S = 108.8 kJ·mol－1 ， Na ( s ) 的升华热 S ； H 2 = 1/2 D = 119.7 kJ·mol－1 ， Cl 2 ( g ) 的离解能D 的一半； H 2 Cl ( g ) H 4 Cl－ ( g ) H 5 +
△H6 Na (s) 1/2C2(g) NaCI (s) △H1 △H2 Na (g) CI (g) △Hs △H3 △H4 Na (g) CI(g) △H3=I1=496 kJ.mol-1， Na的第一电离能I1; △H4=-E=-348.7 kJ.mol-1, CI的电子亲合能E的相反数； △Hs=一U=？, NaCI的晶格能U的相反数；
Na ( g ) H 1 Na + ( g ) H 3 Na ( s ) + 1/2 Cl2 ( g ) NaCl ( s ) H 6 H 2 Cl ( g ) H 4 Cl－ ( g ) H 5 + H 3 = I1 = 496 kJ·mol－1 ， Na 的第一电离能I 1 ； H 4 = －E = －348.7 kJ·mol－1 ， Cl 的电子亲合能 E 的相反数； H 5 = －U = ? ， NaCl 的晶格能 U 的相反数；
△H6 Na (s)+ 1/2C2（g) NaCl (s) △H1 △H2 Na（g) CI (g) △Hs AH, △H4 Na+(g) CI-(g) △H6=△rHm=一410.9kmol-1,NaCI的标准生成热。 由盖斯定律△H6=△H1+△H2+△H3+△H4+△Hs 所以 △Hs=△H6一（△H1+△H2+△H3+△H4) 即 U=△H1+△H2+△H3+△H4-△H6 =S+1/2D+1-E-△Hm9
Na ( g ) H 1 Na + ( g ) H 3 Na ( s ) + 1/2 Cl2 ( g ) NaCl ( s ) H 6 H 2 Cl ( g ) H 4 Cl－ ( g ) H 5 + H 6 = f Hm Ө = － 410.9 kJ·mol－1 ， NaCl 的标准生成热。 由盖斯定律 H 6 = H 1 + H2 + H 3 + H 4 + H 5 所以 H 5 = H 6 － ( H1 + H 2 + H 3 + H 4 ) 即 U = H1 + H 2 + H 3 + H 4 － H 6 = S + 1/2 D + I1 － E － f Hm Ө
U=108.8+119.7+496-348.7+410.9 =786.7(kJ-mol-1) 以上关系称为Borm一Haber循环。 利用盖斯定律，也可以计算NaCI的离子键的键能。 △H=Ei NaCl (g) Na (g) + C1(g) Na(g)+CI (g)- AHs=-Ei NaCI (g) AH, AH: △H3 Nat(g)+CI-(g) NaCl (s)
U = 108.8 + 119.7 + 496 － 348.7 + 410.9 = 786.7 ( kJ·mol－1 ) 以上关系称为 Born － Haber 循环 。 利用盖斯定律，也可以计算 NaCl 的离子键的键能。 NaCl ( g ) Na ( g ) + Cl ( g ) H = E i Na+ ( g ) H1 H4 H2 Cl－( g ) H3 + NaCl ( s ) Na ( g ) + Cl ( g ) NaCl ( g ) H5 = － E i