最高价离子半径减小。 Na +> Mg2+>Al3+ K+> Ca 2+ 过渡元素,离子半径变化规律不明显 c)同一元素,不同价态的离子,电荷高的半径小 如Ti 3+ Fe3+< Fe2+ 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; it60pm。 第四周期Br-195pm;K+133pm 虽然差了两个周期,F-仍比K+的半径大。 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
c ) 同一元素，不同价态的离子，电荷高的半径小。 如 Ti 4 + < Ti 3 + ； Fe 3 + < Fe 2 + 。 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 Mg 2 + ； Sc 3 + 和 Zr 4 + 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－ 136 pm ； Li + 60 pm 。 第四周期 Br－ 195 pm ； K+ 133 pm 。 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 + > Mg 2 + > Al 3 + K + > Ca 2 +
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。 离子电荷数的影响 电荷高,离子键强。 Nacl +1 MgO +2 m.p.801C° 2800C° U 786.7 k] mol-I 3916.2 kJmol-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 Nacl cl-半径小 NaII半径大 801C° 660C U 786 kJ mol 6862kJ·mol-1
1°离子电荷数的影响 电荷高，离子键强。 NaCl + 1 —— － 1 MgO + 2 —— － 2 m. p. 801C 2800C U 786.7 kJ·mol－1 3916.2 kJ·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。 NaCl Cl－ 半径小 NaI I－ 半径大 m. p. 801C 660C U 786.7 kJ·mol－1 686.2 kJ·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 q1 q2 / r 2 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
第二节共价键( Covalent bonds)理论 共享电子对 Nonmetals form covalent bonds to one another by sharing pairs of electrons
● ● · · 共享电子对 Nonmetals form covalent bonds to one another by sharing pairs of electrons 第二节 共价键 (Covalent Bonds)理论
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。 如H°+。Cl: H·CI 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
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。 如 H ＋ Cl H Cl 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
但 Lewis没有说明这种键的实质,所以适应性不强 在解释BCl3,PCl5等其中的原子未全部达到稀有气体结 构的分子时,遇到困难 Cl Cl.B: CI CI: P: CI Cl CI CI
但 Lewis 没有说明这种键的实质，所以适应性不强。 在解释 BCl 3 ， PCl 5 等其中的原子未全部达到稀有气体结 构的分子时，遇到困难。 Cl B Cl Cl Cl P Cl Cl Cl Cl