第5章 分子結(jié)構(gòu)和晶體結(jié)構(gòu)

1、第五章 分子的結(jié)構(gòu)與性質(zhì),本章基本教學要求：1、了解價鍵理論的基本要點；2、能用雜化軌道理論和價層電子對互斥理論說明一些分子的空間構(gòu)型；3、初步了解分子軌道理論的基本內(nèi)容和應用；,4、了解分子間力和氫鍵及其對物質(zhì)性質(zhì)的影響；5、了解離子晶體、原子晶體、分子晶體和金屬晶體的特征；6、熟悉離子極化的概念及其對物質(zhì)結(jié)構(gòu)和性質(zhì)的影響。,重點： 價鍵理論、鍵的極性與鍵參數(shù)；雜化軌道理論；分子間力；離子極化。

2、 難點： 運用雜化軌道理論解釋一些化合物的結(jié)構(gòu)與性質(zhì)；運用分子間力和離子極化的相關(guān)理論解釋物質(zhì)的結(jié)構(gòu)與性質(zhì)。,物質(zhì)由分子組成，而分子則由原子組成。物質(zhì)的化學性質(zhì)主要由分子的性質(zhì)決定，而分子的性質(zhì)則由分子的結(jié)構(gòu)所決定。,原子為什么會結(jié)合成為分子？ 原子怎樣結(jié)合成為分子？,化學鍵的本質(zhì),分子的幾何構(gòu)型，空間構(gòu)象等,化學鍵（chemical bond）:分子或晶體內(nèi)部相鄰原子或離子之間強烈的相互作用。三種基本類型：

3、離子鍵、共價鍵、金屬鍵。NOTE：三者之間沒有絕對的、嚴格的界限。,§5-1 鍵參數(shù)凡是能表征化學鍵性質(zhì)的物理量叫做鍵參數(shù)。 常見的有：鍵長、鍵能、鍵角。 （1）鍵長（bond length）分子內(nèi)成鍵兩原子核間的平衡距離稱為鍵長(Lb)。成鍵原子的半徑↑，Lb↑,鍵的強度↓； 共用電子對數(shù)↑，Lb↓，鍵的強度↑。,（2）鍵能（bond energe） 以能量標志化學鍵強弱的物理量稱為鍵能(E

4、b)。不同類型的化學鍵有不同的鍵能： 如離子鍵的鍵能是晶格能， 金屬鍵的鍵能是內(nèi)聚能， 雙原子分子的鍵能是離解能。,離解能：AB(g) === A(g) + B(g) ? H = EAB 對于多原子分子, 則要注意鍵能與解離能的區(qū)別與聯(lián)系。,如 NH3 ：,NH3 ( g ) —— H ( g ) + NH2 ( g ) D1 = 435.1 kJ·mol－1 N

5、H2 ( g ) —— H ( g ) + NH ( g ) D2 = 397.5 kJ·mol－1 NH ( g ) —— H ( g ) + N ( g ) D3 = 338.9 kJ·mol－1,三個 D 值不同。 D1 > D2 > D3 ，為什么？,E N－H = = 390.5 ( kJ·

6、mol－1 ),（3）鍵角（bond angle） 在分子中相鄰鍵和鍵之間的夾角稱為鍵角。 鍵角是反映分子空間構(gòu)型的重要因素之一。,如 H2S ， H－S－H 鍵角為 92 °，決定了 H2S 分子的構(gòu)型為 “ V ” 字形,又如 CO2 ，O－C－O的鍵角為 180°，則CO2 分子為直線形 。,§5-2-1 離子鍵1、離子鍵陰、陽離子之間通過強烈的靜電引力而形成的化學鍵稱為離

7、子鍵。它主要存在于離子晶體中，也可以存在于氣體分子內(nèi)。離子鍵的特點：（1）無方向性 （2）無飽和性,§5-2 價鍵理論,2、鍵型過渡兩原子的結(jié)合是形成共價鍵還是離子鍵，取決于兩原子吸引電子能力的差別，即取決于兩原子電負性的差值△χ。,§5-2-2 共價鍵1916年，美國化學家路易斯（Lewis,G.N.）提出了共價學說，認為共價分子中，每個原子應具有穩(wěn)定的8電子結(jié)構(gòu)，這種結(jié)構(gòu)不是靠電子轉(zhuǎn)移，而是通過原子

8、間公用一對或若干對電子來實現(xiàn)的。這是經(jīng)典共價鍵理論。這個理論初步揭示了共價鍵不同于離子鍵的本質(zhì)，但在是應用中友遇到了許多困難：同性電荷應該相斥，為什么兩個電子配對呢？BF3，PCl5為什么會穩(wěn)定存在？如何揭示共價鍵方向性、飽和性？,,,價鍵理論 ( Valence Bond Theory ),1927年，Heitler 和 London 用量子力學處理氫氣分子 H2 ，解決了兩個氫原子之間的化學鍵的本質(zhì)問題，使共價鍵理論從經(jīng)

9、典的 Lewis 理論發(fā)展到今天的現(xiàn)代共價鍵理論。,價鍵理論的基本論點包括：（1）共價鍵的本質(zhì)（2）成鍵原理（3）共價鍵的特點,1、氫分子共價鍵的形成,具有自旋相反的未成對電子的兩個H原子相互接近→兩個1s原子軌道重疊→電子云密集在兩核間而形成帶負電的區(qū)域→兩原子核牢固吸引在一起，體系能量降低，形成穩(wěn)定H2分子。,事實： 氫原子半徑 53pm(理論) 核間距 74.2pm(實測)體系能量 ES < 兩個孤立氫

10、原子能量之和2E。原子間由于成鍵電子的原子軌道重疊而形成的化學鍵叫做共價鍵。,2、共價鍵的基本要點（1）配對成鍵原子A和B各有1個自旋相反的電子，當他們互相靠近時，可配對形成共價鍵,若A、B各有2個或3個未成對電子，則可形成雙鍵或叁鍵。（2）最大重疊成鍵原子的原子軌道相互重疊的越多，形成的共價鍵越穩(wěn)定。這兩點是共價鍵形成的條件。,3、共價鍵的兩個基本特征（1）飽和性每個原子成鍵的總數(shù)或以單鍵相連的原子數(shù)目是一定的。（2

11、）方向性除s軌道外，其它原子軌道與軌道之間只能沿著某個方向重疊，才能形成穩(wěn)定的共價鍵。,4、原子軌道的重疊并不是任意的原子軌道重疊都可以成鍵。只有當原子軌道對稱性相同的部分重疊。兩原子間電子出現(xiàn)的幾率密度才會增大，才能形成化學鍵（稱為對稱性原則）。即：“+”與“+”部分重疊 —— 有效重疊（正重疊） “－”與“－”部分重疊 —— 有效重疊 “+”與“－”部分重疊 —— 無效重疊（負重疊）,5、共價鍵的類型按照原

12、子軌道重疊的方式不同，可以形成不同類型的共價鍵。 （1）σ鍵兩個成鍵原子的原子軌道（價軌道）以“頭碰頭”的方式重疊，形成沿鍵軸（兩個原子的核間連線）呈圓柱形對稱分布的電子云。H—H s—s σ鍵H—Cl s—px σ鍵F—F px—px σ鍵,（2）π鍵兩個原子的原子軌道以“肩并肩”的方式重疊，重疊部分不發(fā)生在兩核連線上，電子云有一個通過鍵軸幾率密度為0的平面（節(jié)面），并對稱的分

13、布于該節(jié)面的上、下兩側(cè)，且符號相反。比如：N2分子內(nèi)有一個σ鍵和兩個π鍵。px—px σ鍵 py—py π鍵 p z—pz π鍵,（3）δ鍵兩個原子的原子軌道以“面對面”的方式重疊。重疊程度：σ鍵最大，即穩(wěn)定性最好，鍵能大，不活潑；π鍵、δ鍵則是較活潑的。,（4）配位鍵凡共用電子對由一個原子單方面提供而形成的共價鍵稱為配位共價鍵，簡稱配位鍵。 形成配位鍵的條件： ①、一個原子其價層有孤對電子； ②、另一個原

14、子價層有空軌道。 以CO為例解釋配位鍵的形成。,§5-3 分子軌道理論（MO） §5-3-1 分子軌道理論（MO）的基本要點1、在分子中電子不再是從屬于某個特定的原子，而是在遍及分子的整個范圍內(nèi)運動。分子中每個電子的運動狀態(tài)也可以用相應的波函數(shù)來描述，正如在原子中每個電子的運動狀態(tài)可用波函數(shù)ψ來描述那樣。2、分子軌道是由分子中原子的原子軌道線性組合而成，簡稱LCAO（linear combinat

15、ion of atomic orbitals）。組合形成的分子軌道數(shù)與組合前的原子軌道數(shù)相等。,3、原子軌道組合成分子軌道時，要遵循能量相近原則、軌道最大重疊原則和對稱性匹配原則。這三條原則也是有效組成分子軌道的必要條件。4、分子中的電子將遵循能量最低原理、保里不相容原理和洪特規(guī)則，依次填入分子軌道中。 5、每個分子軌道都有其相應的能量和形狀。 Problem: 分子軌道與原子軌道有何聯(lián)系和區(qū)別？,§

16、5-3-2 分子軌道的形成在對稱性匹配的條件下，兩個原子軌道形成分子軌道時，有成鍵軌道和反鍵軌道之分（注意：不要把“反鍵”誤解為“不能成鍵”） 兩個原子軌道相加，在兩核間概率密度增大，其能量較原子軌道的能量低，稱為成鍵分子軌道； 兩個原子軌道相減，由于在兩核間概率密度減小，其能量較原子軌道的高，稱為反鍵軌道。,1、s-s原子軌道的組合兩個原子的ns軌道相加而成為成鍵分子軌道σns；兩者相減則成為σns*，其分子軌道的圖形如圖5

17、-4,5-5。 2、p-p原子軌道的組合兩個npx軌道以“頭碰頭”的方式疊合，所成的鍵分別為σnp和σnp*。其圖形見5-6。兩個npy（或npz）軌道以“肩并肩”的方式疊合，所成的鍵分別為πnp和πnp*。,§5-3-3 分子軌道的能級NOTE：MO法只適用于第一、二周期元素所組成的多原子分子。每種分子的每個分子軌道都有確定的能量；不同種分子的分子軌道的能量是不同的。 對于第二周期的同核雙原子分子的分子軌

18、道能級有兩種情況： 1、O2，F(xiàn)2σ1s<σ*1s<σ2s<σ*2s<σ2p<π2p< π*2p<σ*2peg:O2的形成過程： 2O（1s22s22p4）→O2[(σ1s)2(σ*1s)2(σ2s)2(σ*2s)2(σ2p)2(π2p)4(π*2p)2],2、一、二周期其它元素σ1s<σ*1s<σ2s<σ*2s<π2p<σ2p< π

19、*2p<σ*2peg:N2的形成過程： 2N（1s22s22p3）→N2[(σ1s)2(σ*1s)2(σ2s)2(σ*2s)2(π2p)4(σ2p)2] §5-4-4 分子軌道理論的應用 1、推測分子的存在和闡明分子結(jié)構(gòu)例如：H2+，Li2，He2，He2+是否存在？并指出它們各自成鍵的名稱和數(shù)目？,2、描述分子結(jié)構(gòu)的穩(wěn)定性 鍵級=（成鍵電子總數(shù)-反鍵電子總數(shù)）/2

20、 =凈成鍵電子數(shù)/2一般來說，鍵級越多，鍵能越大，分子結(jié)構(gòu)越穩(wěn)定。 例如：比較下列物質(zhì)的結(jié)構(gòu)穩(wěn)定性： O2+ O2 O2－ O22－ O23－ 3、預言分子的順磁性與反磁性分子磁性產(chǎn)生原因：分子中有未成對的單電子。例如：為什么O2是順磁性的？,§5-4 多原子分子的空間構(gòu)型,價鍵理論的特征及應用；Example：,,CH4,形成四個C－H 鍵應不完全

21、相同。,與實際不符。,價鍵理論的局限性：,NH3,應形成三個N－H 鍵，且鍵角為90°。,實際測定,1931年，Pauling以價鍵理論為基礎(chǔ)，引進了“雜化軌道的概念”，建立了新的化學鍵理論——雜化軌道理論。,與實際不符。,§5-4-1雜化軌道理論,1. 基本要點,（1）原子成鍵時，在鍵合原子的作用下，價層中若干個能量相近的原子軌道，可以改變原有的狀態(tài)，“混雜”起來并重新組合成一組新軌道。這個過程稱為雜化（hybr

22、idization），形成的新軌道稱為雜化軌道（hybrid orbital）；,（2）形成的雜化軌道數(shù)目等于參加雜化的原子軌道的數(shù)目;,（3）雜化軌道的電子云分布更加集中，成鍵時軌道重疊程度更大，所以雜化軌道的成鍵能力比雜化前的成鍵能力強，形成的分子更穩(wěn)定；,（4）雜化軌道的空間構(gòu)型確定分子的空間構(gòu)型；,●軌道的成分變了,總之，雜化后的軌道,●軌道的能量變了,●軌道的形狀變了,結(jié)果是更有利于成鍵！,,變了,為了減小軌道間的斥力，雜化軌

23、道在空間采取最大夾角分布。,2. 雜化軌道的類型,雜化軌道類型,sp型： ns，np,spd型：(n-1)d,ns,np; ns,np,nd,,（1）sp雜化 同一原子內(nèi)由一個ns軌道和一個np軌道發(fā)生的雜化，稱為sp雜化，雜化后組成的軌道稱為sp雜化軌道。,spdf型：(n-2)f, (n-1)d,ns,np,sp型： sp，sp2，sp3,sp雜化軌道動畫,,2s,2p,,,雜化軌道的形成,1.激發(fā),

24、2.雜化,,,過程示意,以BeCl2分子的形成為例,BeCl2分子的成鍵過程,與Cl原子的p軌道重疊成鍵：,2,180°,直線形,直線形,σ鍵,HgCl2、C2H2,雜化類型,sp雜化——１個s 軌道+1個p 軌道,C2H2,,,,（2）sp2雜化同一原子內(nèi)由一個ns軌道和兩個np軌道發(fā)生的雜化，稱為sp2雜化，雜化后組成的軌道稱為sp2雜化軌道。,sp2雜化軌道動畫,,以BF3分子的形成為例：,2s,2p,,,1.激發(fā),2

25、.雜化,,,雜化軌道的形狀,BF3分子的形成,與F原子結(jié)合：,雜化軌道的形成,,3,120°,正三角形,正三角形,σ鍵,BCl3、SO3,雜化類型,sp2雜化——１個s 軌道+2個p 軌道,（3）sp3雜化同一原子內(nèi)由一個ns軌道和三個np軌道發(fā)生的雜化，稱為sp3雜化，雜化后組成的軌道稱為sp3雜化軌道。,sp3雜化軌道動畫,雜化軌道的形成,以CH4分子形成為例：,,2s,2p,,,,1.激發(fā),2.雜化,,,雜化軌道形

26、狀,CH4分子的形成,,與H原子結(jié)合：,4,109°28′,正四面體,正四面體,σ鍵,CCl4、SiH4,雜化類型,sp3雜化——１個s 軌道+3個p 軌道,Problem：CHCl3的空間構(gòu)型如何？,3、等性雜化與不等性雜化等性雜化（equivalent hybridization）：完全由一組具有未成對電子的原子軌道或空軌道參與的雜化都是等性雜化。不等性雜化（nonequivalent hybridizati

27、on）：雜化的原子軌道中有的已經(jīng)被孤對電子所占據(jù)，則這些原子軌道間的雜化都是不等性雜化。,判斷是否為等性雜化，要看各條雜化軌道的能量是否相等，而不是看未參加雜化的軌道的能量。,NH3中N 原子采取 sp3 不等性雜化,NH3的空間構(gòu)型,,NH3分子成鍵,Example：H2O中O原子采取 sp3 不等性雜化,基態(tài)O原子,H2O分子的空間構(gòu)型,H2O分子成鍵,Thinking:,試用雜化軌道理論解釋下面問題：,● NH3、H2O 的鍵

28、角為什么比 CH4 小？CO2 的鍵角為何是180°？乙烯為何取120 °的鍵角？,● 在 BCl3 和 NCl3 分子中，中心原子的氧化數(shù)和配體數(shù)都相同，為什么兩者的空間分子結(jié)構(gòu)卻不同？,● 在 sp2 和 sp 雜化軌道中，是否也存在不等性雜化？各舉一例！,§5-4-2 價層電子對互斥理論（VSEPR）(valence-shell electron-pair repulsion theory

29、),對于AXnEm型分子（或離子） A代表中心原子 X為配位原子 n為配原子數(shù)目 m為孤電子對數(shù) E代表A原子價層內(nèi)的孤電子對 價層電子對（VP） =成鍵電子對(BP)+ 孤電子對(LP),1、VSEPR的基本要點AXnEm型分子的幾何構(gòu)型主要由A原子的價層電子對的相互排斥作用力所決定，采取電子對相互斥力最小的幾何分布（亦即采取電子對彼此相距盡可能遠離的那種結(jié)構(gòu)）。作用力：L

30、?L ＞L?B ＞B?B 即： 孤?孤 ＞孤?成 ＞成?成,2、推測AXnEm型分子幾何構(gòu)型的步驟（1）確定中心原子價層電子對數(shù)VP（關(guān)鍵）①BP = n =σ鍵電子對數(shù) 在推測分子的大致構(gòu)型時，忽略單、雙鍵的區(qū)別，把雙鍵按照單鍵處理。 ②VP=(中心原子價電子數(shù)+配位原子提供的價電子數(shù))/ 2 a、若VP =2.5，則將其看成3；b、若為負離子，如NO3－，則加上負電荷數(shù)；c、若為正離子，如NH4+，

31、則減去正電荷（2）按VP推測中心原子價層電子對理想幾何構(gòu)型；,中心原子價層電子對的理想空間構(gòu)型,（3）根據(jù)斥力情況，最后確定分子的準確構(gòu)型。,ClF3,分子構(gòu)型：T字型,三種構(gòu)型 選擇,Question,判斷 XeF4 分子的基本形狀.,中心原子價層有 6 對電子. 理想排布方式為正八面體, 但考慮到其中包括兩個孤對, 所以分子的實際幾何形狀為平面四方形, 相當于AB4E2 型分子.,中心原子 Xe 的價電子數(shù)為 8，F(xiàn) 原子的未成對

32、電子數(shù)為 1. 可以算得中心原子價電子對的總數(shù)和孤對數(shù)分別為:,(價層電子對總數(shù)) = (8＋ 4)/2 = 6 (孤電子對的數(shù)目) = (8－4)/2 = 2,§5-5 分子間力和氫鍵 §5-5-1 分子的極性和變形性 1、分子的極性電負性是表示分子內(nèi)原子對電子吸引能力的大小。在共價鍵中，若成鍵兩原子的電負性的差值△χ=0 ，則該鍵即為非極性共價鍵；若△χ≠ 0 ，則該鍵即為極性共價鍵。

33、對于任何一種分子，若其正、負電荷的中心（重心）重合，則該分子為非極性分子；如：H2，Cl2是非極性分子。 若正、負電荷的中心不重合，則該分子稱為極性分子；如：HCl是極性分子。,對于雙原子分子，若鍵有極性，則分子就有極性；反之，若鍵無極性，則分子也為非極性分子。 但是對于多原子分子是否為極性分子，則不僅由鍵是否有極性來決定，還與分子的空間構(gòu)型有關(guān)。例如：BF3分子中B—F鍵為極性鍵，但是BF3分子為非極性分子。為了表示分子極性的大

34、小，常用分子的偶極矩這個物理量來衡量：μ = q × l,2、分子的變形性分子的變形性：分子中因電子云與核發(fā)生相對位移而使分子外形發(fā)生變化的性質(zhì)。 誘導偶極：在電場的作用下，使正、負電荷中心彼此分離或間距增大而產(chǎn)生的偶極。固有偶極：對于極性分子本身所具有的偶極。瞬間偶極：由于分子中的電子和原子核在不停的振動，使分子的正、負電荷中心暫時不重合，而產(chǎn)生的偶極。 對于非極性分子存在：誘導偶極、瞬間偶極 對于極性分子則存

35、在：誘導偶極、固有偶極和瞬間偶極。,通常來說，色散力是主要的；且色散力的大小主要取決于分子量的大小。分子量越大，色散力就越大。色散力 》取向力 > 誘導力（極性很大，且有氫鍵的分子除外）,2、分子間力對物質(zhì)物理性質(zhì)的影響分子間力對物質(zhì)物理性質(zhì)的影響是多方面的。一般來說，結(jié)構(gòu)相似的同系列物質(zhì)分子量越大，分子變形性也越大，分子間力越強，物質(zhì)的沸點、熔點也就越高。 分子間力越大，其溶解度也越大。 分子間力越大，其硬度也就越大

36、。,§5-5-3 氫鍵（hydroen bond）氫鍵叫做鍵，但它又不是鍵（化學鍵）；它只是分子間力的一種。 1、氫鍵的形成氫鍵結(jié)合的情況如果寫成通式，則可以表示為： Xδ－—Hδ+…Yδ－X，Y：可以為O，F(xiàn)，N等。其中X，Y可以相同，也可以不相同（即不同的分子間也可以形成氫鍵）。比如：NH3和H2O之間。,構(gòu)成氫鍵的必要條件： （1）X，Y的電負性要大； （2）Y必須有孤對電子； （3）X，

37、Y的半徑要小。 除了分子間的氫鍵之外，分子內(nèi)也可以存在氫鍵。 分子內(nèi)氫鍵由于受環(huán)狀結(jié)構(gòu)的限制，X—H…Y往往不能在同一直線上。,2、氫鍵的特點 （1）方向性氫鍵的方向性是指Y原子與X—H形成氫鍵時，將盡可能使氫鍵與X—H鍵軸在同一個方向，即X—H…Y三個原子在同一直線上。 （2）飽和性氫鍵的飽和性是指每一個X—H只能與一個Y原子形成氫鍵。 （3）強度氫鍵的強度可以用鍵能來表示。簡單地說，氫鍵鍵能是指每拆開單位物質(zhì)的量的H

38、…Y鍵所需的能量。 氫鍵鍵能一般與分子間力的大小在一個數(shù)量級內(nèi)。,3、氫鍵形成對物質(zhì)性質(zhì)的影響 一般分子間氫鍵的形成可以使得分子的沸點升高，溶解度增大，粘度增大，液體的密度也增大。,§5-6 晶體和非晶體 §5-6-1 晶體的一般特征 1、有一定的幾何構(gòu)型； 2、有固定的熔點； 3、某些性質(zhì)各向異性。,§5-6-2 晶體的內(nèi)部結(jié)構(gòu),1、晶格

39、 將構(gòu)成晶體的微粒（原子、離子或分子）抽象的看成幾何上的點（結(jié)點），把這些有規(guī)則排列在三維空間的點聯(lián)結(jié)起來，形成不同形狀的空間格子，稱為晶格或點陣(lattic)。 2、晶胞 代表晶體特征的最小組成部分或構(gòu)成晶體的最小重復單位。整個晶體由晶胞無間隙的堆砌而成。晶胞是很小的平行六面體，按其形狀歸并為七大晶系。按節(jié)點在單位平行六面體的分布情況，將得到十四種晶格。,3、立方晶格 最簡單的晶格

40、 a = b = c α=β=γ=90° a 簡單立方晶格 b 面心立方晶格 c 體心立方晶格,§5-7 離子晶體及其性質(zhì),§5-7-1 離子晶體的特征和性質(zhì)定義：凡是靠陰、陽離子之間的靜電引力結(jié)合而成的晶體稱為離子晶體。 配位數(shù) 在晶體中與一個微粒最鄰近的微粒數(shù)，稱為該離子的配位數(shù)。比

41、如：在NaCl晶體中，Na+和Cl－的配位數(shù)均為6。,§5-7-2 幾種典型離子晶體結(jié)構(gòu)類型屬于立方晶體的二元離子化合物（AB）中最常見的3種典型結(jié)構(gòu),§5-7-3 離子晶體的晶格能（U）定義：在標準態(tài)下，拆開1mol離子晶體使其變?yōu)闅鈶B(tài)組分離子時所需吸收的能量，稱為該離子晶體的晶格能。 U越大，該離子晶體越穩(wěn)定。 §5-8 非離子型晶體 §5-8-1

42、 晶體的基本類型,§5-8 離子極化對物質(zhì)性質(zhì)的影響 §5-8-1 離子的電子構(gòu)型（外層電子構(gòu)型） 簡單陰離子：8電子構(gòu)型陽離子：比較復雜（1）2電子構(gòu)型 如：Li+：1s2（2）8電子構(gòu)型 如：Na+：2s22p6（3）9-17電子構(gòu)型 如：Fe3+：3s23p63d5（4）18電子構(gòu)型 如：Zn2+：3s23p63d10（5）18+2電子構(gòu)型 如：Sn2+：4s24p6

43、4d105s2,§5-8-2 離子極化的概念 1、離子極化離子極化理論是從離子鍵理論出發(fā)，把化合物中的組成元素看作陰、陽離子，然后考慮它們之間的相互作用。所有離子在外電場中，其外層電子與核發(fā)生相對位移，產(chǎn)生誘導偶極，這種過程稱為離子的極化。離子極化的強弱取決于離子的極化力和離子的變形性。,2、離子的極化力 某種離子使異號離子變形的能力。（離子本身帶有電荷，也可以看作是一個電場）也就是離子產(chǎn)生電場場強大小的能力。

44、主要是陽離子的極化力。 3、離子的變形性離子在外電場作用下，其外層電子與核發(fā)生相對位移的性質(zhì)。 離子的極化率可以看成是離子變形性的一種量度。極化率越大，其變形性也就越大。4、影響離子極化力和變形性的主要因素,,對于陽離子來說，極化作用占主要地位； 對于陰離子來說，變形性占主要地位。,5、離子的附加極化作用 一般而言，陽離子的變形性不明顯，陰離子的極化力也不顯著，所以在考慮離子之間的相互作用時，僅考慮陽離子

45、使陰離子發(fā)生變形。 當陽離子也容易發(fā)生變形時，往往引起兩種離子之間的相互極化作用。即當陰離子被極化之后，增強了它對陽離子的極化作用，結(jié)果使陽離子變形而被極化；陽離子被極化之后，又增強了它對陰離子的極化作用。這種加強的極化作用稱為附加極化作用。 一般來說，18電子構(gòu)型的陽離子容易變形，而且最外層d電子越多，電子層數(shù)越多，附加極化作用也就越大。,§5-8-3 離子極化對物質(zhì)結(jié)構(gòu)和性質(zhì)的影響1、離