无机化学复习提纲 - (2)(5)

式中为比例常数，也称为极化率。如果外电场强度一定，则极化率愈大，愈大,分子的变形性也愈大，所以极化率可表征分子的变形性。 （3）分子间的吸引作用

分子的极性和变形性，是产生分子间力的根本原因。分子间力一般包括三种力：色散力、诱导力和取向力。

色散力 任何分子由于其电子和原子核的不断运动，常发生电子云和原子核之间的瞬间相对位移，从而产生瞬间偶极。瞬间偶极之间的作用力称为色散力，所以色散力是分子间普遍存在的作用力。色散力与分子的变形性有关，分子的变形性越大，色散力越大；一般分子量越大,分子变形性越大,色散力越大。 诱导力 当极性分子与非极性分子相邻时，极性分子就如同一个外电场，使非极性分子发生变形极化，产生诱导偶极。极性分子的固有偶极与诱导偶极之间的这种作用力称为诱导力。极性分子的偶极矩愈大，非极性分子的变形性越大，产生的诱导力也越大；而分子间的距离越大，则诱导力愈小。由于在极性分子之间也会相互诱导产生诱导偶极，所以极性分子之间也会产生诱导力。

取向力 极性分子与极性分子之间，由于用同性相斥、异性相吸的作用，使极性分子间按一定方向排列而产生的静电作用力称为取向力。偶极矩越大，取向力越大；分子间距离越小，取向力越大。

分子间力与化学键不同。分子间力的本质基本上属静电作用，因而它既无方向性，也无饱和性。分子间力是一种永远存在于分子间的作用力，随着分子间距离的增加，分子间力迅速减小。分子间力主要影响物质的物理性质，如物质的熔点、沸点、溶解度等。 （4）氢键

形成氢键的条件是

① 氢原子与电负性很大的原子X形成共价键；

② 有另一个电负性很大且具有孤对电子的原子X（或Y）；

一般在X—H···X（Y）中，把“··· ”称作氢键。在化合物中，容易形成氢键的元素有F，O，N，有时还有Cl，S。

氢键的特征：

氢键的键能一般在40KJ·mol-1以下，比化学键的键能小得多，而和范德华力处于同一数量级。但氢键有两个与范德华力不同的特点，那就是它的饱和性和方向性。氢键可以分为分子间氢键和分子内氢键两大类。分子内氢键由于分子结构原因通常不能保持直线形状。

二、离子型晶体 1、离子的电子层结构

正离子的电子层结构

正离子电子层构型 无电子 2电子构型 8电子构型（八偶体） 外层电子分布 1s0 1s2 实 例 H+ Li+,Be2+ Na+,Mg2+,Al3+ K,Ca Cu2+,Zn2+,Ga3+ Ag+,Cd2+,In3+ 18电子构型 ns2np6nd10 Au+,Hg2+,Tl3+ In+,Sn2+,Sb3+ Tl+,Pb2+,Bi3+ Fe3+ Cr3+ Pt4+

2、离子晶体

晶格终点上排列的是正离子和负离子，晶格终点间的作用力是离子键。 NaCl型 NaCl型晶体属于立方晶系，配位比是6：6。

属于NaCl型结构的离子晶体有碱金属的大多数卤化物、氢化物和碱土金属的氧化物、硫化物，AgCl也属此类型。

CsCl型 CsCl型晶体结构属于立方晶系。配位数比是8：8。

属于CsCl型结构的离子晶体有CsCl，CsBr，CsI，RbCl，ThCl，TlCl，NH4Cl，NH4Br等。

ZnS型 ZnS型的晶体结构有两种形式，立方ZnS型和六方ZnS型。这两种形式的化学键的性质相同，基本上为共价键型，其晶体应为共价型晶体。但有

5s25p65d10 4s24p64d105s2 5s25p65d106s2 3s23p63d5 3s23p63d3 5s25p65d6 +2+电子构型 1s0 1s2 2s22p6 3s3p 3s23p6 3d10 4s24p64d10 26nsnp 26（18+2）电子构(n-1)s2(n-1)p6(n-1)d10ns2 型 （9~17电子构型） ns2np6nd1~9 一些AB型离子晶体具有立方ZnS型的晶体结构（正离子处于Zn的位置，负离子处于S的位置），所以晶体化学中以ZnS晶体结构作为一种离子晶体构型的代表，为立方晶系，其配位比未4：4。属立方ZnS型的离子晶体有：BeO，BeS，BeSe等。

离子半径的规律性

① 同周期核外电子数相同的正离子半径随正电荷的增加而减小； ② S区和P区同族元素的离子半径自上而下增加；

③ 周期表中处于相邻的左上方和右下方对角线上的正离子，其半径相近； ④ 正离子的半径通常较小，约为10 ~ 170 pm。同一元素的正离子半径均小于该元素的原子半径，且随正离子的电荷增加而减小；

⑤ 同一元素的负离子半径则较该元素的原子半径大，约130 ~ 250 pm之间。 正负离子半径比与配位数的关系见下表

正负离子半径与配位数的关系

配位数 4 6 8 晶体构型 ZnS型 NaCl型 CsCl型 0.2250.4140.732

3、离子极化作用

0.414 0.732 1.00 离子极化是离子键向共价键过渡的重要原因。当一个离子处于外电场中时，正负电荷中心发生位移，产生诱导偶极，这一过程称为离子的极化。 （1）离子的极化能力与变形性

离子极化能力的大小取决于离子的半径、电荷和电子层构型。离子电荷越高，半径越小，极化能力越强。此外，正离子的电子层构型对极化能力也有影响，其极化能力大小顺序为

18、（18+2）及2电子构型＞（9 ~ 17）电子构型＞8电子构型

离子的半径越大，变形性越大。用极化率表示离子的变形性大小。因为负离子的半径一般比较大，所以负离子的极化率一般比正离子大；正离子的电荷数越高，极化率越小；负离子的电荷数越高，极化率越大。在常见离子中S2－和I－是很容易被极化的。

离子的变形性也与离子的电子层结构有关：

18、（18+2）电子构型＞（9 ~ 17）电子构型＞8电子构型

在讨论离子的极化作用时，一般情况下，只须考虑正离子的极化能力和负离子的变形性。只有在遇到Ag+、Hg2+等变形性很大的正离子以及极化能力较大的负离子时，才考虑离子的附加极化作用。 （2）离子极化对晶体键型的影响

离子极化作用的结果使化合物的键型从离子键向共价键过渡。 （3）离子极化对化合物性质的影响

溶解度 离子极化的结果导致化合物在水中的溶解度下降。 颜色 一般化合物离子极化程度越大，化合物颜色越深。

熔、沸点 离子极化的结果使化合物从离子键向共价键过渡，因而熔、沸点下降。

第十章 配位化合物

内 容 提 要

一、配位化合物的组成

配合物内界(中括号内部分)是由配位体和中心原子构成，是配合物的特征部分，例如

[Cu （NH3）4] SO4

中心离子 配位原子 配位数 配位数 外界离子

1、中心离子或原子(也称形成体)

中心离子主要是一些过渡金属元素的离子。硼、硅、磷等一些具有高氧化数的非金属元素也能作为中心离子，如Na[BF4]中的B（Ⅲ）、K2[SiF6]中的Si（Ⅳ）和NH4[PF6]中的P（Ⅴ）。也有不带电荷的中性原子作形成体的，如[Ni(CO)4]，[Fe(CO)5]都是中性原子。 2、配位体和配位原子

和中心离子结合的、含有孤电子对的中性分子或阴离子叫做配位体，如NH3，H2O，

CN－，X－(卤素阴离子)等。配位体围绕着中心离子按一定空间构型与中心离子以配位键结合。

配位体中具有孤电子对的，直接与中心离子以配位键结合的原子称为配位原子，常见的配位体及配位原子有：

含氮配位体 NH3，NCS－ 含氧配位体 H2O，OH－ 含卤素配位体 Ｆ－，Cl－，Br－，I－ 含碳配位体 CN－，CO 含硫配位体 SCN－

在一个配位体中只以一个配位原子和中心离子(或原子)配位的配位体称单基配位体。有两个或两个以上的配位原子同时跟一个中心离子(或原子)配位的配位体称多基配位体，如乙二胺NH2—CH2—CH2—NH2，草酸根C2O42－等。 3、配位数

与中心离子直接以配位键结合的配位原子数称为中心离子的配位数。如果是单基配位体，那么中心离子的配位数就是配位体的数目，如[Cu(NH3)4] SO4中,配位数就是配位体NH3分子的数目4；若配位体是多基的,那么配位数则是配位体的数目与配位原子数的乘积，如乙二胺是双基配位体，在[Pt(en)2] 2+ 中，Pt2+的配位数为22 = 4。 4、配离子的电荷

配离子的电荷等于中心离子电荷与配位体总电荷的代数和，例如：[Co(NH3)2(NO)4] － 配离子电荷数＝（＋3）＋02＋（－1）4＝－1。 . 二、配合物的命名

配位化合物的命名与一般无机化合物的命名原则相同。在含配离子化合物中，都是阴离子名称在前，阳离子名称在后。若为配位阳离子化合物，则叫 “某

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