3.晶格能的应用： 1.可以比较离子键的强度和晶体的稳定性。 晶格能越大，晶体的熔点越高。 P163页表8-1 2.由于离子化合物中存在一定的共价成分，实 验晶格能往往比理论计算值大，实验值比计 算值大的越多，说明化合物中存在更多的共 价成分。(P165,离子极化现象) 6
6 3.晶格能的应用： 1. 可以比较离子键的强度和晶体的稳定性。 晶格能越大，晶体的熔点越高。 P163页 表8-1 2. 由于离子化合物中存在一定的共价成分，实 验晶格能往往比理论计算值大，实验值比计 算值大的越多，说明化合物中存在更多的共 价成分。（P165，离子极化现象）
三、离子的特征： 1.离子的电荷：原子在形成离子化合物过程中，失 去或得到的电子数.正离子最高电荷+4(Th4+、Ce4+、 Sn4+),负离子最高-3(P043、AsO43-)。 2.离子的电子构型 简单负离子一般最外层具有稳定的8电子构型。 正离子：2电子构型Lit Be2+ 8电子构型Na+K+Ca2+ 18电子构型：s2pd10,d区离子Cu+、Ag、Zn2+、 Cd2+、Hg2+ 18+2电子构型：s2pd1(n+1)s2,p区，3~5主族Pb2+、 Sn2+、Bi3+ 9-17电子构型：Fe2+、Fe3+、Cr3+、Mn2+(过渡金 属离子) 7
7 三、离子的特征： 1. 离子的电荷：原子在形成离子化合物过程中，失 去或得到的电子数.正离子最高电荷+4（Th4+ 、Ce4+ 、 Sn4+），负离子最高-3（PO4 3-、AsO4 3-）。 2. 离子的电子构型 简单负离子一般最外层具有稳定的8电子构型。 正离子：2电子构型 Li+ Be2+ 8电子构型 Na+ K+ Ca2+ 18电子构型：s 2p 6d 10 ，d区离子 Cu+ 、 Ag+ 、 Zn2+ 、 Cd2+ 、 Hg2+ 18+2电子构型 ： s 2p 6d 10(n+1)s2 , p区，3~5主族Pb2+ 、 Sn2+ 、 Bi3+ 9-17电子构型 ：Fe2+ 、Fe3+ 、 Cr3+ 、 Mn2+（过渡金 属离子）
3.离子半径： (1)离子半径：根据晶体中相邻正负离子间的核间 距(d测出的。d=r++r(有效离子半径) 离子半径变化规律： 表8-2 p164 具有同一电子结构的正负离子中，负离子半径 一般比正离子半径大。ra+=102pm,rp.= 133pm 同一元素不同价态的正离子，电荷数越少的离 子半径越大。rF2+>rF3+ 8
8 3. 离子半径： (1) 离子半径：根据晶体中相邻正负离子间的核间 距(d)测出的。d = r+ + r- （有效离子半径） • 离子半径变化规律： 表8-2 p164 具有同一电子结构的正负离子中，负离子半径 一般比正离子半径大。rNa+= 102pm, rF-= 133pm 同一元素不同价态的正离子，电荷数越少的离 子半径越大。rFe2+> rFe3+
同一主族，从上到下，电荷数相同的离子半径 依次增大。 同一周期主族元素正离子半径随离子电荷数增 大而依次减小。ra+>rMg2+>rA3+ 周期表中，每个元素与其邻近的右下角或左 上 角元素离子半径接近。即对角线规则。 TLit≈IMg2+；TSc3t≈rZr4+;[Nat≈TCa2+ 9
9 同一主族，从上到下，电荷数相同的离子半径 依次增大。 同一周期主族元素正离子半径随离子电荷数增 大而依次减小。rNa+ > rMg2+ > rAl3+ 周期表中，每个元素与其邻近的右下角或左 上 角元素离子半径接近。即对角线规则。 rLi+ rMg2+ ; rSc3+ rZr4+ ; rNa+ rCa2+
第二节共价键 ■ 电负性相差较小或相同的原子的成键方式。 一、经典的Lewis学说 1.要点：原子通过共用电子对形成的化学键 共价键。“一”单键 “=”双键“=”三键 2.八隅体规则(octer rule) (1)按分子或离子式计算总的价电子数目 (2)画出分子或离子的骨架结构 3.Lewis学说的局限性 ■BF3 PCIs SF 10
10 第二节 共价键 ◼ 电负性相差较小或相同的原子的成键方式。 一、经典的Lewis学说 1. 要点: 原子通过共用电子对形成的化学键—— 共价键。“—”单键 “ =”双键 “ ”三键 2. 八隅体规则(octer rule) (1) 按分子或离子式计算总的价电子数目 (2) 画出分子或离子的骨架结构 3. Lewis学说的局限性 ◼ BF3 PCl5 SF6