人教版教学设计——元素周期律备课资源04.ppt

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 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 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 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 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和键能有关 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 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 Cl 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 3 形成离子键时释放能量多Na s 1 2Cl2 g NaCl s H 410 9kJ mol 1在形成离子键时 以放热的形式 释放较多的能量 CCl4 SiF4等 均为共价化合物 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NaCl为例 1mol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1molNaCl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 HaberCirculation 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 H6 H1 S 108 8kJ mol 1 Na s 的升华热S H2 1 2D 119 7kJ mol 1 Cl2 g 的离解能D的一半 H3 I1 496kJ mol 1 Na的第一电离能I1 H4 E 348 7kJ mol 1 Cl的电子亲合能E的相反数 H5 U NaCl的晶格能U的相反数 H6 fHm 410 9kJ mol 1 NaCl的标准生成热 由盖斯定律 H6 H1 H2 H3 H4 H5所以 H5 H6 H1 H2 H3 H4 即U H1 H2 H3 H4 H6 S 1 2D I1 E fHm 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 H1Na的第一电离能I1 H2Cl的电子亲合能E的相反数 E H3NaCl的晶格能U的相反数 U H4NaCl的升华热S 而 H5 Ei 所以通过I1 E U和S可求出键能Ei 1 离子电荷数的影响电荷高 离子键强 NaCl 1 1MgO 2 2m p 801C 2800C U786 7kJ mol 13916 2kJ mol 1 2 离子半径的影响半径大 离子间距大 作用力小 相反 半径小 作用力大 NaClCl 半径小NaII 半径大m p 801C 660C U786 7kJ mol 1686 2kJ mol 1 3影响离子键强度的因素从离子键的实质是静电引力F q1q2 r2出发 影响F大小的因素有 离子的电荷q和离子之间的距离r d值可由晶体的X射线衍射实验测定得到 例如MgOd 210pm 1926年 哥德希密特 Goldschmidt 用光学方法测得了F 和O2 的半径 分别为133pm和132pm 结合X射线衍射所得的d值 得到一系列离子半径 4离子半径 1927年 Pauling把最外层电子到核的距离 定义为离子半径 并利用有效核电荷等数据 求出一套离子半径数值 被称为Pauling半径 2 离子半径的变化规律a 同主族从上到下 电子层增加 具有相同电荷数的离子半径增加 Li Na K Rb Cs F Cl Br I 教材上两套数据均列出 在比较半径大小和讨论变化规律时 多采用Pauling半径 b 同周期的主族元素 从左至右离子电荷数升高 dMgO 210 132 78 pm 这种半径为哥德希密特半径 c 同一元素 不同价态的离子 电荷高的半径小 如Ti4 Ti3 Fe3 Fe2 e 周期表中对角线上 左上的元素和右下的元素的离子半径相近 如Li 和Mg2 Sc3 和Zr4 半径相似 d 负离子半径一般较大 正离子半径一般较小 第二周期F 136pm Li 60pm 第四周期Br 195pm K 133pm 虽然差了两个周期 F 仍比K 的半径大 过渡元素 离子半径变化规律不明显 最高价离子半径减小 Na Mg2 Al3 K Ca2 四离子晶体的特点1无确定的分子量NaCl晶体是个大分子 晶体中无单独的NaCl分子存在 NaCl是化学式 因而58 5可以认为是式量 不是分子量 3熔点沸点较高NaClMgOm p 801C 2800C b p 1413C 3600C 2导电性水溶液或熔融态导电 是通过离子的定向迁移完成的 而不是通过电子流动导电 受力时发生错位 使正正离子相切 负负离子相切 彼此排斥 离子键失去作用 故离子晶体无延展性 如CaCO3可用于雕刻 而不可用于锻造 即不具有延展性 4硬度高延展性差因离子键强度大 所以硬度高 但受到外力冲击时 易发生位错 导致破碎 五离子晶体的空间结构1对称性认为一个几何图形有对称性 是指这个图形凭借某个几何元素进行某种操作之后能恢复原状 如 等腰三角形绕着底边上的高旋转180 后 图形复原 我们说等腰三角形有对称性 凭借底边上的高所进行的操作称为对称操作 旋转 借以进行旋转操作的底边上的高称为对称元素 对称轴 1 旋转和对称轴正方形绕着经过对角线交点且垂直于正方形所在平面的直线旋转 每90 图形复原一次 即每旋转360 4图形复原一次 或者说旋转360 将复原4次 我们说这条直线是正方形的四重对称轴 或四重轴 若图形绕对称轴旋转 每旋转360 n图形复原一次 或者 说旋转360 图形将复原n次 我们说是该对称轴是该图形的n重对称轴 或n重轴 思考题正方形的四重轴有几条 有没有二重轴 有几种二重轴 每种各有几条 正六面体的各部分凭借这个平面进行平面镜成像操作后 图形复原 平面镜成像这种对称操作称为反映 反映操作所凭借的平面称为对称面 思考题正六面体中有几个这样的对称面 其它种类的对称面还有吗 有几个 上述操作称为反演 反演操作所凭借的O点称为对称中心 思考题下列几何图形哪些有对称中心 只能有一个吗 平行四边形正三角形五角星形 正四面体正三棱柱正八面体 找出正六面体的所有对称元素 并与正八面体相比较 o 2晶胞晶胞是晶体的代表 是晶体中的最小单位 晶胞并置起来 则得到晶体 3晶系平行六面体晶胞中 表示三度的三个边长 称为三个晶轴 三个晶轴的长度分别用a b c表示 三个晶轴之间的夹角分别用 表示 a b的夹角为 a c的夹角为 b c的夹角为 晶胞的代表性体现在以下两个方面 一是代表晶体的化学组成 二是代表晶体的对称性 即与晶体具有相同的对称元素 对称轴 对称面和对称中心 晶胞是具有上述代表性的体积最小 直角最多的平行六面体 a b c 90 立方晶系 a b c 90 四方晶系 a b c 90 正交晶系 首先讨论NaCl的晶胞 甲和乙孰为NaCl的晶胞 我们讨论的立方晶系AB型离子晶体 其中AB型是指正负子数目之比为1 1 如NaCl CsCl ZnS等均属于此类晶体 4立方晶系AB型离子晶体的空间结构 按a b c之间的关系 以及 之间的关系 晶体可以分成7种不同的晶系 称为七大晶系 立方晶系 四方晶系 正交晶系是这七类中的三类 此外还有六方晶系 三方晶系 单斜晶系和三斜晶系 1 1组成有代表性 1 1组成有代表性 乙有4重轴 有与边垂直的对称面 黄色的面 有对称中心 对称性与晶体相同 甲没有4重轴 没有与边垂直的对称面 没有对称中心 对称性不能代表晶体 晶胞是具有上述两种代表性的体积最小 直角最多的平行六面体 所以乙为NaCl的晶胞 配位数最近层的异号离子有6个 则配位数为6 晶胞类型观察同一种点 如观察空心圆点Cl 正六面体的8个顶点和各面的中心 均有一个 所以为面心立方晶胞 右图所示为ZnS晶胞 它属于立方晶系AB型离子晶体 面心立方晶胞 配位数为4 观察空心圆点 只存在于立方体顶点的8个位置上 无其它位置 称为简单立方晶胞 也叫做立方素格 注意判断晶胞的类型时 必须只观察同一种点 组成和对称性均有代表性 配位数为8 观察实心圆点K 除了立方体顶点的8个K外 体心位置有1个K 所以称为体心立方晶胞 再看金属钾的晶胞 右图 必须说明的是 它属于立方晶系 但既不是AB型 也不属于离子晶体 总之 立方晶系有3种类型晶胞 面心立方 简单立方 体心立方 四方2种 正交4种 六方1种 三方1种 单斜2种 三斜1种 共有14种类型的晶胞 5配位数与r r 的关系NaCl六配位 CsCl八配位 ZnS四配位 均为立方晶系AB型晶体 为何配位数不同 1 离子晶体稳定存在的条件 红球不稳定平衡蓝球稳定平衡 不稳定 a 同号阴离子相切 异号离子相离 c 同号阴离子相切 异号离子相切 介稳状态 b 同号离子相离 异号离子相切 稳定 结论时 配位数为6 从八配位的介稳状态出发 探讨半径比与配位数之间的关系 当r 继续增加 达到并超过时 即阳离子周围可容纳更多阴离子时 为8配位 可以求得 结论为0 414 0 732 6配位NaCl式晶体结构 总之 配位数与r r 之比相关 0 225 0 4144配位ZnS式晶体结构0 414 0 7326配位NaCl式晶体结构0 732 1 0008配位CsCl式晶体结构 注意讨论中将离子视为刚性球体 这与实际情况有出入 但这些计算结果仍不失为一组重要的参考数据 因而 我们可以用离子间的半径比值作为判断配位数的参考 若r 再增大 可达到12配位 r 再减小 则形成3配位 若r 变小 当 则出现a 种情况 如右图 阴离子相切 阴离子阳离子相离的不稳定状态 配位数将变成4 2共价键理论一路易斯理论1916年 美国科学家Lewis提出共价键理论 认为分子中的原子都有形成稀有气体电子结构的趋势 求得本身的稳定 而达到这种结构 可以不通过电子转移形成离子和离子键来完成 而是通过共用电子对来实现 H2O NH3 Lewis的贡献 在于提出了一种不同于离子键的新的键型 解释了 X比较小的元素之间原子的成键事实 二价键理论 ValenceBondTheory 1927年 Heitler和London用量子力学处理氢气分子H2 解决了两个氢原子之间的化学键的本质问题 使共价键理论从经典的Lewis理论发展到今天的现代共价键理论 但Lewis没有说明这种键的实质 所以适应性不强 在解释BCl3 PCl5等