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化学原理[4]化学键与分子结构4

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普通化学：第二章-原子结构、分子结构与化学键4

普通化学：第二章-原子结构、分子结构与化学键4

作业：P71：2，3，4，5，6；P83：2；3；P81：9； 更正：P71: 3. 给出电子在l = 4的5g 轨道的所有可能的量子数。

说明为什么不存在3f 轨道或4g 轨道。

为什么说只有原子序数从122 (121)开始的元素，5g 轨道才被电子所占有。

五、 多电子原子的核外电子排布i) 处理多电子原子的结构，必须采用近似方法 中心场近似只考察其中一个电子的运动，而把原子核对它的库仑吸引以及其他N -1个电子对它的库仑排斥笼统地看成是一个处在原子中心的正电荷Z* 对它的库仑吸引：V = -*2Z e 4r πε通过这个势函数，多电子原子就可以简单地当作单电子原子来处理。

这样，上一节处理单电子原子的全部结果，只要略作修正，都适用于多电子原子。

在多电子原子中，电子的运动状态也是由n , l , m l 和m s 四个量子数决定的，电子在由这四个量子数所决定的各运动状态上的空间分布特征完全和在单电子原子中一样。

在电荷为Z*的中心场作用下运动的电子的能量为：E = -Z m e h e *2422028n ε＝-Z Eh *222nZ*称为作用在电子上的有效核电荷：Z* = Z -σσ称为屏蔽常数，其意义是：一个核电荷为Z (>1) 的多电子原子，作用在电子上的电荷不再是核电荷Z，而是扣除了其它电子的屏蔽作用以后的有效核电荷Z*。

要了解多电子原子的电子结构，关键在于确定其它电子对被考察的电子的屏蔽常数。

电子的“屏蔽作用”是广义的，它包括了内层电子的真实的屏蔽作用，也包括了同层电子及外层电子的排斥作用。

这是氢原子的1s, 2s, 3s轨道的边界图，每个球包含约90％的电子密度。

简单地讲，轨道尺寸正比于n2。

内层电子对外层电子的屏蔽效应大，外层电子对内层电子的屏蔽效应小。

ii) 斯莱特规则在量子力学中，这个屏蔽作用是通过光谱实验数据得到的。

1930年，美国的斯莱特(J. C. Slater) 提出了一套估算屏蔽常数的半经验规则，按量子数n和l的递增，把多电子原子的原子轨道按如下的顺序分组：(1s) (2s, 2p) (3s, 3p) (3d) (4s, 4p) (4d) (4f) (5s, 5p)……可以按下面的简单规则估算一个电子对另一个电子的屏蔽系数：1. 处在右面的各轨道组内的电子对左面轨道组内的电子没有屏蔽作用，屏蔽系数为0；2. 在同一轨道组内的电子，除(1s)组的二个电子间的屏蔽系数为0.30外，其它各轨道组内电子间的屏蔽系数都是0.35；3. 主量子数为n-1的各轨道组内的电子对(ns, np)组各电子的屏蔽系数为0.85；4. 主量子数等于和小于n-2的各轨道组内的电子对(ns, np)组各电子的屏蔽系数均为1.00；5. 处在(nd)或(nf)组左面的各轨道组内的电子对(nd)或(nf)组内电子的屏蔽系数均为1.00。

高中化学竞赛中的化学键与分子结构

高中化学竞赛中的化学键与分子结构

(18e )
I3 XeF4
IF5
分子结构中值得注意的问题：等电子原理 指两个或两个以上的分子或离子，它们的原子数目相同，电子
数目也相同，常具有相似的电子结构，相似的几何构型，而且有时 在性质上也有许多相似之处.
例如：
Molecular CO N2 E/kJ•mol-1 1071. 9 941.7 μ/10-30A•cm 0. 40 0
N
102o F H F
N
107 o18' H
Cl
H
想一想：H2O、NH3、CH4的键角变化原因。
BeH2 CO2 C2H2 N3- SCN-（16e-) BF3 BCl3 CO32NO3- (24e-) NF3 NH3 SO32ClO3(26e-)
ClF3 BrF3
H2S、H2O
O3 SO2 NO2-
中心原子 Xe 的价电子数为 8，F 原子的未成对电子数为 1. 可以
算得中心原子价电子对的总数和孤对数分别为: (价层电子对总数) = 4＋(8－4)/2 = 6 (孤电子对的数目) = (8－4)/2 = 2 中心原子价层有 6 对电子. 理想排布 方式为正八面体, 但考虑到其中包括 两个孤对, 所以分子的实际几何形状 为平面四方形, 相当于AB4E2 型分子.
解决了这些问题才能揭示成键本质
2.6.1 共价作用力的本质和共价键的特点
（1）价键理论(valence bond theory)基本观点
H2分子的形成
显然，上面的图形反映出两原子间通过共用电子对相连形成分 子，是基于电子定域于两原子之间，形成了一个密度相对大的电子 云（负电性），这就是价键理论的基础. 因此，共价键的形成条件为： ◆ 键合双方各提供自旋方向 相反的未成对电子 ◆ 键合双方原子轨道应尽可能最大程度地重叠 ◆ 能量最低原理

化学原理[4]化学键与分子结构-2

化学原理[4]化学键与分子结构-2

4.3 等性杂化和不等性杂化
等性杂化：参与杂化的原子轨道都为具有不成 对电子的轨道。
sp3杂化轨道中，每个sp3杂化轨道都是等 同的，都含有1/4的s和3/4的p轨道的成分。
不等性杂化：参与杂化的原子轨道不仅包含不 成对电子的轨道，也包含成对电子的轨道。
NH3，H2O
4.4 杂化轨道理论的应用
杂化轨道理论可以解释分子的空间构型， 但是一个分子究竟采取哪种类型的杂化轨道， 多数情况下难以预言。
ClO3- 离子，Cl原子的杂化类型？ PCl6-离子，P原子的杂化类型？
1940年西奇威克(N. V. Sidgwick) 和鲍威 尔(H. W. Powell) 提出了价层电子对互斥理论 (VSEPR)。
sp3杂化：CH4分子的形成 1个ns轨道与3个np轨道组合产生4个sp3杂
化轨道，每个sp3轨道含1/4 s，3/4 p轨道成分。
激发 2p 2s
杂化
成键 + 4H sp3 杂化轨道
2p 2s
CH4分子
4个sp3轨道间的夹角为109.5
注意点：
1. 原子轨道的杂化，只有在形成分子的过程 中才会发生，孤立的原子不可能发生杂化。
根据斥力规则确定孤对电子的位置，分 子的空间构型为成键电子对的空间构型。
由于孤对电子只受一个原子的吸引，电 子云偏向中心原子，对其它价电子有更强的 排斥作用，而使键角和分子构型有所改变。
例： CH4 NH3 H2O
C N:
(2s22p3) O (2s22p4)
::
例题：试用VSEPR理论推断下列离子的几何构型： I3-、ICl2+、TlI43-、CO32-、ClO3-、SiF5-、PCl6-
C2H4(sp2杂化）

4化学键与分子结构

4化学键与分子结构
35
三．杂化轨道与分子的空间构型：
3.杂化轨道类型与分子的空间构型与分子的空间构型。 4）sp3d杂化： 如PCl5：P原子的外层电子分布：3S23P3
36
三．杂化轨道与分子的空间构型：
3.杂化轨道类型与分子的空 间构型与分子的空间构型。 4）sp3d杂化： 如PCl5：∴ PCl5分子 的空间构型为三角 双锥，如右图所示：
4
• 讨论共价键的理论有价键理论、杂 化轨道理论（改进后的价键理论）、 价层电子对互斥理论、分子轨道理 论。本节主要运用价键理论讨论共 价键的形成、特点和键型；应用杂 化轨道理论讨论分子的空间构型。
5
一.共价键的本质与特点 1.共价键的形成：
（1）量子力学处理Hz： 1927年W.Heitler（海特勒）和F.Lodon（伦敦）
在原子结构中，电子分布符合能量最 低原则。基态是原子最稳定状态。
但是自然界中却发现，绝大多数元素 不以原子形式存在，而以化合物形 式存在，并且的原子数总是符合一 定比例的结合 Na － Cl ， H2 － O ，
说明化合物中的元素之间，存在着内 在地关系；说明原子并非是最稳定 的状态。
1
同时注意到唯独稀有气体，总是以单 原子存在于自然界。
cos
1
1 4
11
1 3
4
θ=109028`
29
三．杂化轨道与分子的空间构型：
3.杂化轨道类型与分子的空间构型与分子的空间构型。 3）sp3杂化： – CH4、CCl4: CH4、CCl4为正四面体，如下图所示：
30
三．杂化轨道与分子的空间构型：
3.杂化轨道类型与分子的空间构型与分子的空间构型。 3）sp3杂化： –CHCl3: CHCl3为四面体形：

无机化学第四章_化学键与分子结构补充习题

无机化学第四章_化学键与分子结构补充习题

第四章化学键与分子结构补充习题【选择题】1．下列卤化物中，离子键成分大小顺序正确的是（）。

A．CsF>RbCl>KBr>NaI B．CsF>RbBr>KCl>NaFC．RbBr>CsI>NaF>KCl D．KCl>NaF>CsI>RbBr2．下列物质中沸点高低顺序正确的是（）。

A．H2Te>H2Se>H2S>H2O B．H2Se>H2S>H2O>H2Te；C．H2O>H2S>H2Se>H2Te D．H2O>H2Te>H2Se>H2S3．既能衡量元素金属性强弱，又能衡量其非金属性强弱的物理量是（）。

A．电负性B．电离能C．电子亲和能D．偶极矩4．Pb2+、Bi3+离子均属何种电子构型（）。

A．18 B．18 + 2 C．8 D．9～175．下列离子型化合物熔点最低的是（）。

A．NaF B．BaO C．SrO D．MgO6．下列各化学键中极性最大的是（）。

A．B-Cl B．Ba-Cl C．Be-Cl D．Br-Cl7．下列分子中属于非极性分子的是（）。

A．CHCl 3B．PCI 3C．CO2D．HCl8．下列分子中，空间构型不是直线的是（）。

A．CO B．H 2O C．CO2D．HgCI 29．下列说法中错误的是（）。

A．杂化轨道有利于形成σ键B．杂化轨道均参加成键C．采取杂化轨道成键，更能满足轨道最大重迭原理D．采取杂化轨道成键，能提高原子成键能力10．BF4－离子中，B原子采用的杂化轨道是（）。

A．sp B．sp2C．sp 3D．不等性sp3 11．下列分子中，构型是平面三角形的分子是（）。

A．CO2B．PCl3C．BCl3D．NH312．下列分子中键角最大的是（）。

A．PCl3B．NH3C．SiCl4D．CO213．下列关于杂化轨道理论的说法中正确的是（）。

四化学键理论与分子几何构型

四化学键理论与分子几何构型

四、化学键理论与分子几何构型1. (1)，(I)的稳定性大于(Ⅱ)。

(2)C OOO N O C OO O N O O (I)O C OO N OOCOO ONOO(II)O N O O CO OO NOOC O O (III)ONOOC ON OOCO O(IV)第(III)式最稳定。

(3) Cu + + NO 2–+ 2H + Cu 2+ + NO + H 2O(4) 若压强降到原来的2/3，则说明3 mol NO 变成2 mol 气态物质：3NO NO 2 + N 2O ，又由于2NO 2N 2O 4，所以最后的气体总压还要略小于原压的2/3。

2. N NN N NNNN N(IV)(V)(II)、(V)不稳定，舍去，(I)比(III)、(IV)稳定。

N (a)N (b)N (c)N (d)N (e) N (a)—N (b)的键级为5/2~3,N (b)—N (c)的键级为1～3/2,N (c)—N (d)的键级为1～3/2，N (d)—N (e)的键级为5/2～3。

N 5+有极强的氧化性。

应在液态HF 中制备N 5+。

3. ArCl + OF + NO + PS + SCl + 键级： 1 2 3 3 2ArCl +键级最小，最不稳定；虽然NO +与PS +的键级都是3，但NO +是2p —2p 轨道重叠的π键，而PS +是3p —3p 轨道重叠的π键。

前者重叠程度大，E π大，所以NO +比PS +稳定，即NO +离子最稳定。

4. (1)B 3N 3H 6N H H H H H N B N B B H H H H H H NB B H N BNO N O O O N O O (I)(II)N N N N N N N N N N (I)(II)N N N N N(III)(2) HH HH H H Cl HH H ClClB 3N 3H 6 3HCl N N N B BB(3) 无机苯的三甲基取代物有：B N B N B N HHHCH 3H 3CCH 3B NB N B N CH 3CH 3H 3CH HHB B N B N CH 3HHHCH 3CH 3(I)(Ⅱ)(III)B N B N B N CH 3HCH 3HCH 3H B N B N B N CH 3H H CH 3HH 3CB NB N B N CH 3H 3CH 3HH(IV) (V) (Ⅵ)实际上只有四种类型，因为II 、IV ；IV 、VI 属于同类型中的几何异构体。

2023届高考化学一轮复习 第4讲 元素周期表 化学键 分子结构与性质 课件(103张PPT)


逐渐__增_强___
逐渐__减_弱___
酸性_增__强___
酸性_减__弱___
碱性_减__弱___
碱性_增__强___
_增_强__
_减_弱__
(1) 元素主要化合价 ①F 无正价，O 无最高正价。 ②主族元素最高正价＝原子核外最外层电子数(O、F 除外)。 ③非金属元素的最低化合价＝原子核外最外层电子数－8(H 除外)；最高正化合价 ＋|最低负化合价|＝8(H、B 除外)。
族序数等于周期序数 3 倍的元素 根据金属性、非 金属性最强的元素
金属性推断
非金属性最强的元素
空气中含量最多的元素
根据含量推断 地壳中含量最多的元素
地壳中含量最多的金属元素
元素 _____H_、_B_e_、__A_l ______
___C_、_S_____ __O____
___N_a____ ___F___ ___N___ ___O___
类型 6 利用元素在周期表中的位置推断元素 (2021·南京、盐城一模)图为元素周期表中短周期的一部分，下列说法不正
确的是( A ) A. 离子半径：M－>Z2－>Y－ B. 电负性：Y>M>Z C. 简单气态氢化物的稳定性： Y>M>Z D. Y 元素基态原子的简化电子排布式：[X]2s22p5
逐渐_减__弱___
逐渐__增_强___
非金属性
逐渐__增_强___
逐渐__减_弱___
元素性质 化合物性质
内容 第一电离能 电负性
最高价氧化物对应水化物 氢化物稳定性
同周期(从左到右) 同主族(自上而下)
总体呈现__增__大____的
趋势，但__Ⅱ_A___族和 逐渐__减__小__

第2章 化学键与分子结构(4)


HCl
键的极性 多原子分子 分子的极性 分子的几何构型 例 H2O H H
+ _
O
+ _ _ + _+
极性分子
CO2
O
_+
C
O
_ 非极性分子 +
极性分子 (Polar molecules)
A diatomic molecule is polar if its bond is polar. A polyatomic molecule is polar if it has polar bonds arranged in space in such a way what their dipoles do not cancel.
分子间力的影响因素：
分子间距离：分子间距离越大，分子间力越弱。
取向力：温度越高，取向力越弱；分子的偶极矩越大, 取向力越强。
诱导力：极性分子的偶极矩越大、非极性分子的极化率越大，诱导 力越强。
色散力：分子的极化率越大, 色散力越强。
一般来说,结构相似的同系列物质，相对分子质量越大，分子变 形性越大，分子间力越强，熔、沸点越高。溶质或溶剂分子的 变形性越大，分子间力越大，溶解度越大。
不同元素的原子形成化学键时，由于正负电荷重心不重合， 形成极性共价键。两元素之间的电负性差越大，键的极性就 越大；两元素之间的电负性差越小，键的极性也越小。 HF、HCl、HBr、HI 自左至右分子的极性逐渐减小
§4
分子间作用力(Intermolecular Forces)
分子内原子间的结合靠化学键，物质中分子间存在着分子间 作用力。 一、分子的偶极矩(Dipole Moment, ) 1. 永久偶极 分子的正电重心和负电重心不重合，则为 极性分子，其极性的大小可以用偶极矩 μ来度量。

《无机化学》第7章化学键理论与分子结构


根据共用电子对来源不同, 可分为: 一般共价键 共价键 特殊共价键（配位键）
◎配位共价键（共价键的一个特例） ◆定义：在成键的两原子中，由一方单独 提供孤对电子进入另一方的价层空轨道共 用所形成的共价键。 ◆形成条件 （1）一个原子的价电子层有孤对电子。 （2）另一个原子的价电子层有空轨道。
现代价键理论 NH3 + H+ NH4+
2 Be 的外层电子排布： 2s 4
已知实验事实： 有2个等同的Be—Cl键
键角180。
直线形分子
BeCl2分子空间构型—等性sp杂化 2p 2p
激发
2s （基态）
2s （激发态）
杂 化
2p
σ sp—p
与2个Cl的3p （化合态）轨道重叠成键
2pLeabharlann sp （杂化态）2个sp杂化轨道
BeCl2的空间构型—sp杂化
■当相互靠近的两个氢原子中的单电子自
旋方向相同时
不能成键 ψ2
排斥态 0
0
电子云稀疏区
r(pm)
排斥态：
图9-2 两个氢原子接近时的能量变化曲线（排斥态）
【例】两个H原子所处状态
n=1, l=0, m=0, ms = +1/2 可配对成键 n=1, l=0, m=0, ms = -1/2
若两个H原子的ms同为+1/2 （或-1/2）， 则不能配对成键。
原子轨道杂化后，其角度分布发生 了变化。 杂化轨道的角度波函数在某个方向 的值比杂化前大得多（从角度分布图形 可看出），更有利于原子轨道间最大程 度的重叠，提高了成键能力。其大小顺 序为：
s＜p＜sp＜sp2＜sp3
杂化轨道理论
y
+ x y

化学键与分子结构


子键。
Na+ + [:C·l·:]－ NaCl
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6
❖ 键的离子性与元素电负性的关系

离子键形成的重要条件是相互作用的原子的电
负性差值较大。一般电负性差值越大，形成键的离子
性越强。以电负性差值为1.7作标准。

在CsF中离子性约占92%。
❖ 晶格能U 由气态离子生成一摩尔稳定的固态晶体所放出的
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15
现代价键理论
1927年， Heitler和London用量子力学处理H2分 子的形成过程，得到 E—R关系曲线。
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16
共价键的本质是由于原子相互接近时轨道重叠（即波 函数叠加），原子间通过共用自旋相反的电子对使能 量降低而成键。
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17
一、价键理论
杂化轨道数 2 3 4
4
成键轨道夹角 180 120 10928' 10928'
分子空间构型
s+(2)p 3
120
直线形 三角形 四面体 三角锥
实例
BeCl 2 BF3 CH4 NH 3
HgCl 2 BCl 3 SiCl 4 PH 3
中心原子 Be(ⅡA) B(ⅢA) C,Si N,P
1.理论要点 a.具有自旋相反的未成对电子的原子相互接近时，
自旋相反的单电子可以相互配对成键—共价键。
H－H H－Cl 共价单键
O=O 共价双键
N≡N 共价叁键
b. 成键双方的原子轨道对称性匹配，最大程度重叠。
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(7) 钙钛矿型 (CaTiO3)
CaTiO3, BaTiO3, SrTiO3, ……
立方晶系，Ca2+周围有12个O2-，Ti4+周围有6 个O2-
9.3 离子半径与配位数 r+ / r- 与配位数的关系 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 ?
复杂离子的极化力较小。
离子的变形性 极化率：某离子变形能力的量度 对于不同电子层结构的阳离子，极化率的大小：
8电子构型 < 9~17电子构型 < 18和18+2电子构型
结构相同的离子，正电荷越高，极化率越小：
Si4+ < Al3+ < Mg2+ < Na+ < F- < O2-
电子层构型相同的离子，电子层越多，极化率 越高：
Cl- 形成简单立方晶格 Cs＋填入立方体空隙
配位比 8:8 晶胞形状为立方体，简单立方晶格。每个晶 胞中有1个Cs＋和Cl－
(3) 立方 立方ZnS型 (闪锌矿型 闪锌矿型) 型 闪锌矿型
ZnS, CuCl, CdS, HgS, ……
S2-形成面心立方晶格 Zn2+填入半数的四面体空隙
配位比 4:4 晶胞形状为立方体，面心立方晶格。每个晶 胞中有4个S2-和Zn2+
(2) 能带理论（分子轨道理论在金属键中的应用） 以金属Li为例：1s22s1 在金属Li中，N个Li的原子轨道组合成N个分子 轨道，分子轨道间能级差很小，可看成连续能 级而形成能带，电子按充填规则填入能带中。 能带 （连续能级） N个1s原子轨道组合成N个分子轨道，形成1s能 带，每个能级充入2个电子，1s能带全充满，称 为满带。
9.4 晶格能 离子键的强弱常用晶格能 (U) 的大小来表示。 晶格能 (U) 指远离的气态正离子与负离子结 合成 1mol 离子晶体时所释放的能量的负值。
M a X b (s) → aM (g) + bX (g)
b+ a-
Born－Haber 循环 － K(s) + Br2(l)
Θ r H m,3 气化热
8.2 金属键理论 (1) 电子海模型
金属中，价电子可以自由地从一个原子跑 向另一个原子，价电子为许多原子或离子共有， 起到把原子或离子粘在一起的作用，形成金属 键。金属离子沉浸在电子的海洋之中。
电子海模型的成功应用： 电子海模型的成功应用：解释金属的特性 高密度：晶体的紧密堆积 金属光泽：由电子吸收可见光再发射出来 导电性：电子在外场下的定向流动 导热性：金属离子受热振动加快，通过自由 电子的运动使热运动扩展开来 延展性：由于自由电子的胶合作用，金属正 离子容易滑动
4. 较强的极化作用也会影响离子化合物晶型的转变
Compound r+/rCrystalline type Coordination number AgF 0.85 NaCl 6:6 AgCl 0.63 NaCl 6:6 AgBr 0.57 NaCl 6:6 AgI 0.51 ZnS 4:4
Compound
4
6 r+ / r- 逐渐增大
8
(1) 6 配位的边界条件
+ + A D B C + + +
同号阴离子 相切，异号 离子相离 不稳定 同号阴离子 相切，异号 离子相切 介稳状态 同号阴离子 相离，异号 离子相切 稳定
六配位的介稳 状态的中间一层的 俯视图。ADBC 是 正方形。
+ － + － + － + － + + － + － + － + － +
Θ rH m
KBr(s) －U
Θ r H m,6
Θ r H m,1 升华热
Br2(g)
Θ r H m,4 键能 键能
Θ r H m,5
Br(g) K(g)
Θ U = r H m,6
Θ r H m,2
电子亲和能
Br -(g) + K+(g)
电离能
Θ Θ Θ Θ Θ Θ = [ r H m ( r H m,1 + r H m,2 + r H m,3 + r H m,4 + r H m,5 )]
Ca2+采用面心立方密堆积 F-填入所有四面体空隙
配位比 8:4，Ca2+的配位数为8，F-的配位数 为4
(6) 金红石型 (TiO2)
TiO2, SnO2, MnO2, MgF2, ……
O2-近似采用六方密堆积 Ti4+占据半数八面体空隙
四方晶系，配位比 6:3，O2-的配位数为3， Ti4+的配位数为6
Li+ < Na+ < K+ < Rb+ < Cs+; F- < Cl- < Br- < I-
复杂离子的极化率较小。
ClO4- < F- < NO3- < OH- < CN- < Cl- < Br- < I-
离子间的极化 阳离子极化力强。阴离子半径较大，外壳层 上有较多的电子，容易发生变形，极化率高。 一般正离子引起负离子的极化是主要的，所 以负离子的极化率比正离子的极化率大，且 离子半径愈大，极化率愈大 当正离子易变形(18电子构型、18+2电子构 型、9-17电子构型)时，负离子也可使正离子发 生较强极化，此时离子键的共价程度较大 AgI Ag+: 4s24p64d10
黄铜的晶体结构
钢的晶体结构
九、离子晶体
当电负性相差较大(>1.7)的金属原子和 非金属原子相互接近时，分别失去或得到电 子生成正离子和负离子。 正离子和负离子由于静电引力相互吸 引而形成离子化合物，离子化合物形成的结 晶状固体为离子晶体。在离子晶体中，正离 子和负离子形成离子键。
Na+ + [:Cl:]－ → NaCl
离子间极化的结果：
1. 熔点和沸点降低： BeCl2、MgCl2、CaCl2的熔点依 次为410℃、714℃、782℃。 Be2+离子半径最小，又是2电子构型，因此 Be2+有很大的极化能力，使Cl-发生比较显著的 变形，Be2+和 Cl-之间的键有较显著的共价性。 2. 溶解度降低：离子极化使离子键逐步向共价键过 渡，导致化合物在水中的低溶解度。 3. 化合物的颜色：一般情况下，如果组成化合物的 离子是无色的，该化合物也无色，如 NaCl、KNO3 等；如果其中一种离子无色，则另一种离子的颜 色就是该化合物的颜色，如 K2CrO4 呈黄色。
(4) 六方 六方ZnS型 (纤锌矿型 纤锌矿型) 型 纤锌矿型
ZnS, MnS, BeO, ZnO, AgI, SiC, ……
S2-采用六方最密堆积 Zn2+填入部分四面体空隙
配位比 4:4 六方晶系。每个晶胞中有4个S2-和Zn2+
(5) CaF2型 (荧石型 荧石型) 荧石型
CaF2, PbO2, BaCl2, ……
白色 淡黄色 黄色
为什么Na 易溶于水 易溶于水， 难溶于水？ 为什么 2S易溶于水，ZnS难溶于水？ 难溶于水
碳酸盐的稳定性解释 (1) H2CO3 < MHCO3 < M2CO3
Na+ < Mg2+ < Al3+
对于不同电子层结构的阳离子，极化力的大小：
8电子构型 < 9~17电子构型 < 18和18+2电子构型 Na+, Mg2+ Fe2+, Ni2+, Cr3+ Ag+, Pb2+
电荷相等电子层相似时，半径小的离子具有较 强的极化力。
Ba2+ < Mg2+ SO42-、PO43+ La3+ < Al3+ Cl- < F-
(1) NaCl型 型
NaCl, LiCl, KBr, AgCl, MgO, CaO, ……
Cl- 形成面心立方晶格， Na＋占据八面体空隙
配位比 6:6，晶胞形状为立方体，面心立方 晶格。每个晶胞中有4个Na＋和Cl－
(2) CsCl型 型
CsCl, CsBr, CsI, TlCl, CaS, ……
随着离子间极化的增强，离子间的核间距缩 短，会引起化学键型的变化，键的性质可能从离 子键逐步过渡到共价键。即经过一系列中间状态 的极化键，最后可转变为极化很小的共价键。
离子相互极化的增强
键的极性增大
理想离子键 无极化） （无极化） 基本是离子键 过渡键型 基本是共价键 轻微极化） 较强极化） 强烈极化） （轻微极化） 较强极化） （强烈极化） （
所以r+ / r- > 0.414，配位 0.414 时，阴离子相切， 阴离子阳离子相离的不稳定状态，配位数变成 4 。
(1) 8 配位的边界条件 八配位的介稳状态。下图所示，八配位的介 稳状态的对角面图。ABCD 是矩形。
同号阴离子 相切，异号 离子相切 介稳状态
CuF
CuCl 0.53 ZnS 4:4
CuBr 0.49 ZnS 4:4
CuI 0.44 ZnS 4:4
r+/r0.72 Crystalline type ZnS Coordination number 4:4
问题： 问题：为什么下列各物质溶解度依次 减小，颜色逐渐加深？ 减小，颜色逐渐加深？
白色
A D B C
+ D +
A
+ C
AB =
2 AC 2 (2 r )
2 (r + + r ) = r+ = 0 .4 1 4 r