十章化学键与分子结构市公开课获奖课件省名师优质课赛课一等奖课件.ppt

单击此处编辑母版标题样式,单击此处编辑母版文本样式,第二级,第三级,第四级,第五级,*,本资料仅供参考，不能作为科学依据。谢谢。本资料仅供参考，不能作为科学依据。本资料仅供参考，不能作为科学依据。谢谢。本资料仅供参考!,第十章 化学键与分子结构,1 离子键理论,1916 年德国科学家 Kossel(科塞尔)提出离子键理论。,一 离子键形成,1 形成过程,以 NaCl,为例。,第一步 电子转移形成离子：,Na e Na,+,，Cl +e Cl,第二步 靠静电吸引，形成化学键。,对应电子构型改变：,2s,2,2p,6,3s,1,2s,2,2p,6,，3s,2,3p,5,3s,2,3p,6,形成 Ne,和 Ar 稀有气体原子结构，形成稳定离子。,1/129,横坐标 核间距 r ；纵坐标 体系势能 V。,纵坐标零点 当 r 无穷大时，即两核之间无限远时势能。,下面来考查 Na,+,和 Cl,彼此靠近过程中，势能 V 改变。,体系势能与核间距之间关系如图所表示：,V,0,Vr,0,r,0,r,图中可见：,r r,0,，当 r 减小时，正负离子靠静电相互吸引，势能 V 减小，体系趋于稳定。,2/129,r =r,0,，V,有极小值，此时体系最稳定，表明形成离子键。,2 离子键形成条件,1,元素电负性差比较大,X 1.7，发生电子转移，形成离子键；,X 1.7，不发生电子转移，形成共价键。,但离子键和共价键之间，并非能够截然区分。,可将离子键视为极性共价键一个极端，而另一极端则为非极性共价键。,所以，离子相互吸引，保持一定距离时，体系最稳定。这就意味着形成了离子键。r,0,和键长相关，而 V,和键能相关。,V,0,V,r 1.7，实际上是指离子键成份大于 50%。,2 易形成稳定离子,Na,+,2s,2,2p,6,，Cl,3s,2,3p,6,，到达稀有气体式稳定结构。,Ag,+,4d,10,，Zn,2+,3d,10,，d,轨道全充满稳定结构。,只转移少数电子，就到达稳定结构。,而 C 和 Si 原子电子结构为 s,2,p,2,，要失去或得到 4 e，,才能形成稳定离子，比较困难。所以普通不形成离子键。如,4/129,3形成离子键时释放能量多,Na(s)+1/2 Cl,2,(g)=NaCl(s),H=410.9 kJmol,1,在形成离子键时，以放热形式，释放较多能量。,CCl,4,、SiF,4,等，均为共价化合物。,二 离子键特征,1 作用力实质是静电引力,q,1,，q,2,分别为正负离子所带电量，,r 为正负离子核间距离。,2 离子键无方向性和饱和性,与任何方向电性不一样离子相吸引，所以无方向性；,且只要是正负离子之间，则彼此吸引，即无饱和性。,学习了共价键以后，会加深对这个问题了解。,5/129,三 离子键强度,1 键能和晶格能,键能（以 NaCl,为例）1 mol 气态 NaCl 分子，离解成气体原子时，所吸收能量，用 E,i,表示。,NaCl(g)=Na(g)+Cl(g),H =E,i,键能 E,i,越大，表示离子键越强。,晶格能 气态正负离子，结合成 1 mol NaCl 晶体时，放出能量，用 U 表示。,Na,+,(g)+Cl,(g)=NaCl(s),H =U,晶格能 U,越大，则形成离子键得到离子晶体时放出能量越多，离子键越强。,键能和晶格能，均能表示离子键强度，而且大小关系一致。晶格能比较惯用。,6/129,2 玻恩,哈伯循环 (Born,Haber Circulation),Born,和 Haber 设计了一个热力学循环过程，从已知热力学数据出发，计算晶格能。详细以下：,Na (g),H,1,Na,+,(g),H,3,Na (s)+1/2 Cl,2,(g)NaCl (s),H,6,H,1,=S =108.8 kJ,mol,1,，Na (s),升华热 S；,H,2,=1/2 D =119.7 kJ,mol,1,，,Cl,2,(g),离解能 D 二分之一；,H,2,Cl (g),H,4,Cl,(g),H,5,+,7/129,Na (g),H,1,Na,+,(g),H,3,Na (s)+1/2 Cl,2,(g)NaCl (s),H,6,H,2,Cl (g),H,4,Cl,(g),H,5,+,H,3,=I,1,=496 kJ,mol,1,，,Na,第一电离能 I,1,；,H,4,=E =348.7 kJ,mol,1,，,Cl,电子亲合能 E 相反数；,H,5,=U =?，,NaCl 晶格能 U 相反数；,8/129,Na (g),H,1,Na,+,(g),H,3,Na (s)+1/2 Cl,2,(g)NaCl (s),H,6,H,2,Cl (g),H,4,Cl,(g),H,5,+,H,6,=,f,H,m,=410.9 kJ,mol,1,，NaCl,标准生成热。,由盖斯定律 H,6,=H,1,+H,2,+H,3,+H,4,+H,5,所以 H,5,=H,6,(H,1,+H,2,+H,3,+H,4,),即 U =H,1,+H,2,+H,3,+H,4,H,6,=S +1/2 D +I,1,E ,f,H,m,9/129,U =108.8+119.7 +496 348.7 +410.9,=786.7 (kJ,mol,1,),以上关系称为 Born Haber 循环。,利用盖斯定律，也能够计算 NaCl 离子键键能。,NaCl (g)Na(g)+Cl(g),H =E,i,Na,+,(g),H,1,H,4,H,2,Cl,(g),H,3,+,NaCl (s),Na(g)+Cl (g)NaCl (g),H,5,=E,i,10/129,H,1,Na,第一电离能 I,1,；,H,2,Cl,电子亲合能 E 相反数 E；,H,3,NaCl,晶格能 U 相反数 U；,H,4,NaCl,升华热 S；,而 H,5,=E,i,，所以经过 I,1,，E，U,和 S 可求出键能 E,i,。,NaCl (g)Na(g)+Cl(g),H =E,i,Na(g)+Cl (g)NaCl (g),Na,+,(g),H,1,H,4,H,2,Cl,(g),H,3,+,NaCl (s),H,5,=E,i,11/129,1离子电荷数影响,电荷高，离子键强。,NaCl +1,1 MgO +2 ,2,m.p.801C,2800,C,U 786.7 kJ,mol,1,3916.2 kJ,mol,1,2离子半径影响,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 影响离子键强度原因,从离子键实质是静电引力 F,q,1,q,2,/r,2,出发，影响 F,大小原因有：离子电荷 q 和离子之间距离 r 。,12/129,d,值可由晶体 X 射线衍射试验测定得到，比如 MgO d =210 pm。,1926 年，哥德希密特 (Goldschmidt)用光学方法测得了,F,和 O,2,半径，分别为,133 pm 和 132 pm。结合 X 射线衍,射所得 d 值，得到一系列离子半径。,1离子半径概念,将离子晶体中离子看成是相切球,体，正负离子核间距 d 是 r,+,和 r,之和。,d,r,+,r,-,4 离子半径,13/129,1927 年，Pauling 把最外层电子到核距离，定义为离子半,径。并利用有效核电荷等数据，求出一套离子半径数值，被称为,Pauling 半径。,2离子半径改变规律,a),同主族从上到下，电子层增加，含有相同电荷数离子,半径增加。,Li,+,Na,+,K,+,Rb,+,Cs,+,F,Cl,Br,I,教材上两套数据均列出。在比较半径大小和讨论改变规律时，多采取 Pauling 半径。,b),同周期主族元素，从左至右离子电荷数升高，,=d,MgO,=210 132 =78 (pm),这种半径为哥德希密特半径。,14/129,c)同一元素，不一样价态离子，电荷高半径小。,如 Ti,4+,Ti,3+,；Fe,3+,Mg,2+,Al,3+,K,+,Ca,2+,15/129,四 离子晶体特点,1 无确定分子量,NaCl 晶体是个大分子，晶体中无单独 NaCl 分子存在。NaCl 是化学式，因而 58.5 能够认为是式量，不是分子量。,3 熔点沸点较高,NaCl MgO,m.p.801 C 2800 C,b.p.1413 C 3600 C,2 导电性,水溶液或熔融态导电，是经过离子定向迁移完成，而不是经过电子流动导电。,16/129,+,+,+,+,+,+,+,+,位错,+,+,+,+,+,+,+,+,受力时发生错位，使正正离子相切，负负离子相切，彼此排,斥，离子键失去作用，故离子晶体无延展性。如 CaCO,3,可 用于,雕刻，而不可用于铸造，即不含有延展性。,F,4 硬度高 延展性差,因离子键强度大，所以硬度高。,但受到外力冲击时，易发生位错，造成破碎。,17/129,五 离子晶体空间结构,1 对称性,认为一个几何图形有对称性，是指这个图形凭借某个几何元素进行某种操作之后能恢复原状。如，等腰三角形绕着底边上高旋转 180,后，图形复原。我们说,等腰三角形,有对称性；凭借,底边上高,所进行操作称为对称操作 旋转；借以进行旋转操作,底边上高,称为对称元素 对称轴。,1旋转和对称轴,正方形,绕着经过对角线交点且垂直于正方形所在平面直线,旋转，每 90,图形复原一次。即每旋转 360/4 图形复原一次，或者说旋转 360 将复原 4 次。我们说这条直线是正方形四重对称轴，或四重轴。,若图形绕对称轴旋转，每旋转 360/n 图形复原一次，或者,18/129,说旋转 360 图形将复原 n 次。我们说是该对称轴是该图形,n 重对称轴，或 n 重轴。,思索题 正方形四重轴有几条？有没有二重轴？有几个二重轴，每种各有几条？,2反应和对称面,注意正六面体（正立方体）中，经过一组（4 条）相互平行,棱中点平面 ,正六面体各部分凭借这个平面进行,平面镜成像操作后，图形复原。,平面镜成像这种对称操作称为反应，,反应操作所凭借平面称为对称面。,思索题 正六面体中有几个这么对称面？其它种类对称面还有吗？有几个？,红色面。,19/129,3反演和对称中心,注意矩形对角线交点 O。矩形上全部点沿着其与 O 点连线按等距离移到 O 点另一方后，图形复原。,上述操作称为反演，反演操作所凭借 O点称为对称中心。,思索题 以下几何图形哪些有对称中心？只能有一个吗？,平行四边形 正三角形 五角星形,正四面体 正三棱柱 正八面体,找出正六面体全部对称元素，并与正八面体相比较。,o,20/129,2 晶 胞,晶胞是晶体代表，是晶体中最小单位。晶胞并置起来，则得到晶体。,3 晶 系,平行六面体晶胞中，表示三度三个边长，称为三个晶轴，三个晶轴长度分别用 a、b、c 表示；三个晶轴之间夹角分别用,、表示。,a、b,夹角为 ；,a、c 夹角为,；,b、c 夹角为,。,晶胞代表性表达在以下两个方面：,一是代表晶体化学组成；二是代表晶体对称性，,即与晶体含有相同对称元素 对称轴，对称面和对称中心)。,晶胞是含有上述代表性体积最小、直角最多平行六面体。,21/129,a=b =c，,=90 立方晶系；,a=b c，,=90 四方晶系；,a b c，,=90 正交晶系。,首先讨论 NaCl 晶胞。甲和乙孰为 NaCl 晶胞？,我们讨论立方晶系 AB 型离子晶体，其中 AB 型是指正负,子数目之比为 1：1。如 NaCl，CsCl，ZnS 等均属于这类晶体。,4 立方晶系 AB 型离子晶体空间结构,按,a、b、c,之间关系，,以及,、之间关系，晶体能够分成 7 种不一样晶系，称为七大晶系。立方晶系、四方晶系、正交晶系是这七类中三类。,另外还有六方晶系，三方晶系，单斜晶系和三斜晶系。,22/129,Cl,(1/8),4=1/2,Na,+,(1/8),4=1/2,Cl,顶点 (1/8),8 =1，,面中心 (1/2),6 =3，共 4 个,甲,1：1 组成有代表性。,乙,Na,+,棱上 (1/4),12 =3，,体中心 1 共 4 个,1：1 组成有代表性。,23/129,乙 有 4 重轴；,有与边垂直对称面 ,黄色面；,有对称中心 ,对称性与晶体相同。,甲,乙,甲 没有 4 重轴；,没有与边垂直对称面；,没有对称中心 ,对称性不能代表晶体。,晶胞是含有上述两种代表性体,积最小、直角最多平行六面体。,所以乙为 NaCl 晶胞。,24/129,配位数 最近层异号离子有 6 个，则配位数为 6。,晶胞类型 观察同一个点，如观察空心圆点 Cl,，正六面体 8 个顶点和各面中心，都有一个。所认为面心立方晶胞。,25/129,右图所表示为 ZnS 晶胞，它属于,立方晶系 AB 型离子晶体。面心立方晶胞。配位数为 4。,右图是一个 CsCl 晶胞,观察空心圆点，只存在于立方体顶点 8 个位置上，无其它位置。称为简单立方晶,胞,，也叫做立方素格。,注意 判断晶胞类型时，,必须只观察同一个点。,(1/8),8=1,1,1=1,组成和对称性都有代表性。,配位数为 8。,26/129,27/129,观察实心圆点 K，除了,立方体顶点 8 个 K 外，体,心位置有 1 个 K。所以称为体心立方晶胞。,再看金属钾晶胞，右图。必须说明是，它属于立方晶系，但既不是 AB 型，也不属,于离子晶体。,总之，立方晶系有 3 种类型晶胞：,面心立方、简单立方、体心立方。,四方 2 种；正交 4 种；六方 1 种；三方 1 种；,单斜 2 种；三斜 1 种。共有 14 种类型晶胞。,28/129,5 配位数与 r,+,/r,关系,NaCl 六配位，CsCl 八配位，ZnS 四配位。均为立方晶系 AB 型晶体，为何配位数不一样?,1离子晶体稳定存在条件,红球 不稳定平衡,蓝球 稳定平衡,+,+,+,+,+,不稳定,a)同号阴离子相切，,异号离子相离。,29/129,c)同号阴离子相切，,异号离子相切。,介稳状态,+,+,+,+,+,b),同号离子相离，,异号离子相切。,稳定,+,+,+,+,+,30/129,2r,+,/r,与配位数,从,六配位,介稳状态出发，探讨半径比与配位数之间关系。,下列图所表示，六配位,介稳状态中间一层俯视图。,ADBC,是正方形。,A,B,C,D,+,+,+,A,D,C,B,+,31/129,结论 时，配位数为 6。,此时，为介稳状态，见下面左图。假如 r,+,再大些：,+,+,+,+,+,则出现,b)种情况，见下面右图，即离子同号相离，异号相切稳定状态。,+,+,+,+,+,从,八配位,介稳状态出发，探讨半径比与配位数之间关系。,32/129,A,B,C,D,A,B,C,D,下列图所表示，八配位,介稳状态对角面图。,ABCD,是矩形。,当 r,+,继续增加，到达并超出 时，即阳离子周围可容纳更多阴离子时，为 8 配位。,能够求得,结论 为 0.414 0.732，6 配位 NaCl 式晶体结构。,33/129,总之，配位数与 r,+,/r,之比相关：,0.225 0.414 4 配位 ZnS 式晶体结构,0.414 0.732 6 配位 NaCl 式晶体结构,0.732 1.000 8 配位 CsCl 式晶体结构,注意 讨论中将离子视为刚性球体，这与实际情况有出入。但这些计算结果仍不失为一组主要参考数据。因而，我们能够用离子间半径比值作为判断配位数参考。,若 r,+,再增大，可到达 12 配位；r,+,再减小，则形成 3 配位。,若 r,+,变小，当,，,则出现 a),种情况，如右图。阴离子相切，阴离子阳离子相离不稳定状态。配位数将变成 4。,+,+,+,+,+,34/129,2 共价键理论,一 路易斯理论,1916 年，美国科学家 Lewis 提出共价键理论。认为分子中原子都有形成稀有气体电子结构趋势，求得本身稳定。而到达这种结构，能够不经过电子转移形成离子和离子键来完成，而是经过共用电子对来实现。,H,2,O,NH,3,比如 H +H =H H 经过共用一对电子，每个 H 均成,为 He 电子构型，形成一个共价键。,Lewis,贡献，在于提出了一个不一样于离子键新键型，解释了,X 比较小元素之间原子成键事实。,又如,Cl,Cl,H,H,35/129,二 价键理论(Valence Bond Theory),1927年，Heitler 和 London 用量子力学处理氢气分子 H,2,，处理了两个氢原子之间化学键本责问题，使共价键理论从经典 Lewis 理论发展到今天当代共价键理论。,但 Lewis 没有说明这种键实质，所以适应性不强。在解释 BCl,3,，PCl,5,等其中原子未全部到达稀有气体结构分子时，碰到困难。,1 氢分子中化学键,量子力学计算表明，两个含有 1s,1,电子构型 H 彼此靠近时，两个 1s 电子以自旋相反方式形成电子对，使体系能量降低。,36/129,从图中能够看出，r =r,0,时，V 值最小，为 V=,D (D 0，D 0 )，,表明此时两个 H 原子之间形成了化学键。,横坐标 H 原子间距离，,纵坐标 体系势能 V，,且以 r ,时势能值为,纵坐标势能零点。,V,0,D,r,r,o,2 H H,2,H=E(H,2,)E(2H),=,D,0 =,D 0，,即,H 0，H 0,37/129,H,2,中化学键，能够认为是电子自旋相反成对，结果使体系能量降低。,计算还表明，若两个 1s 电子以相同自旋方式靠近，则,r 越小，V 越大。此时，不形成化学键。如图中上方,红色曲线,所表示，能量不降低。,V,0,D,r,r,o,这说明破坏,H,2,化学键要吸热(吸收能量)，此热量 D,大小与 H,2,分子中键能相关。,从电子云观点考虑，可认为 H 1s,轨道在两核间重合，使电子在两核间出现几率大，形成负电区。两核吸引核间负电区，使 2 个 H,结合在一起。,38/129,2 价键理论,将对 H,2,处理结果推广到其它分子中，形成了以量子力学,为基础价键理论(V.B.法)。,1共价键形成,A、B 两原子各有一个成单电子，当 A、B,相互靠近时，若两个电子所在原子轨道能量相近，对称性相同，则能够相互重,叠，两电子以自旋相反方式结成电子对。于是体系能量降低，形成化学键。一对电子形成一个共价键。,形成共价键越多，则体系能量越低，形成分子越稳定。,所以，各原子中未成对电子尽可能多地形成共价键。,比如，H,2,中，可形成一个共价键；HCl 分子中，也形成一个,共价键。N,2,分子怎样呢?,39/129,已知 N 原子电子结构 2s,2,2p,3,2s,2p,O 2 s,2,2 p,4,形成 CO 分子时，与 N,2,相仿，一样用了三对电子，形成三个共价键。与 N,2,不一样之处是，其中有一个共价键含有,特殊性,C 原子和 O 原子各提供一个 2p 轨道，相互重合，不过其中电子是由 O 原子独自提供。,考查 CO 分子 C 2 s,2,2 p,2,这么共价键称为,共价配位键，经常简称为配位键,。,每个 N 原子有三个单电子，,所以形成 N,2,分子时，N 原子与 N 原子,之间可形成三个共价键。写成 或,40/129,配位键形成条件：一个原子中有对电子；而另一原子中有可与对电子所在轨道相互重合空轨道。,在配位化合物中，经常见到配位键。,在形成共价键时，单电子也能够由对电子分开而得到。如,CH,4,分子，C 原子,2s,2,2p,2,，只有 2 个单电子。,2p,2s,2p,2s,电子激发,2s,中一个电子，跃迁到空 2p 轨道中，称为激发。激发后,C 原子有 4 个单电子。,注意，激发需要吸收能量，从能量角度考虑是不利。,于是，CO 可表示成：,41/129,于是形成 CH,4,分子时，C 与,4,个 H 成键。这将比形成,2,个共价键释放更多能量，足以赔偿,激发,时吸收能量。,一样，也能够解释 PCl,5,分子成键。,3s,3d,3p,激发后，有 5 个单电子，与 5 个 Cl 形成共价键。,3s,3p,3d,激发,42/129,2共价键方向性和饱和性,共价键数目由原子中单电子数决定，包含原有和激发而生成。比如氧有两个单电子，H 有一个单电子，所以结合成水分子时，只能形成 2 个共价键。C 最多能与 4 个 H 形成共价键。,各原子轨道在空间分布方向是固定，为了满足轨道最大,程度重合，原子间成共价键，当然要含有方向性。,原子中单电子数决定了共价键数目。即为共价键饱和性。,+,+,+,1s,z,+,3p,z,z,以 HCl 为例。,43/129,Cl,3p,z,和 H 1s 轨道重合，只有沿着 z 轴重合，才能确保最大程度重合，而且不改变原有对称性。,Cl,2,分子中成键原子轨道，也要保持对称性和最大程度重合。,p,z,z,p,z,+,+,z,+,+,44/129,以下列图所表示重合，将破坏原子轨道对称性。,X,+,+,X,+,+,+,+,s,p,+,p,z,z,+,p,z,45/129,3共价键键型,成键两个原子核间连线称为键轴。,按成键轨道与键轴之间关系，共价键键型主要分为两种。,键,将成键轨道沿着键轴旋转任意角度，图形及符号均保持不变。即,键,键轴是成键轨道任意多重轴。,一个形象化描述：,键是成键轨道,“头碰头”,重合。,如 HCl 分子中 3p 和 1s 成键，和 Cl,2,中 3p 和,3p 成键。,+,+,+,+,46/129,键,成键轨道绕键轴旋转 180,时，图形复原，但符号变为相反。比如两个 p,x,沿 z 轴方向重合情况。,x,x,+,+,p,x,z,+,+,绕键轴旋转,180,YOZ 平面是成键轨道经过键轴节面。则,键对称性能够描述为：,对经过键轴节面呈反对称，即图形相同，但符号,相反。,47/129,形象化描述，,键是成键轨道,“肩并肩”,重合。,N,2,分子中两个原子各有三个单电子 ，,p,x,p,y,p,z,沿 z,轴成键时，p,z,与 p,z,“头碰头”形成一个,键。此时，p,x,和 p,x,，p,y,和 p,y,以“肩并肩”形式重合，形成两个 键。,所以,N,2,分子 3 键中，有,1 个 键，2 个 键。,键能,AB(g)A(g)+B(g ),H =E,AB,对于双原子分子，键能 E,AB,等于解离能 D,AB,。但对于多原子分子，则要注意键能与解离能区分与联络。如 NH,3,：,4键参数,化学键情况，完全可由量子力学计算结果进行定量描述。但经惯用几个物理量简单地描述之，这些物理量称为键参数。,48/129,NH,3,(g),H(g)+NH,2,(g)D,1,=435.1 kJmol,1,NH,2,(g),H(g)+NH (g),D,2,=397.5 kJmol,1,NH(g),H(g)+N(g)D,3,=338.9 kJmol,1,三个 D 值不一样。D,1,D,2,D,3,，为何？,键长,分子中成键两原子核之间距离叫键长。,普通键长越小，键越强。,键长/pm 键能/kJmol,-1,C C 154 345.6,C =C 133 602.0,C,C 120 835.1,E,NH,=390.5 (kJmol,1,),49/129,键角,键角是分子中键与键之间夹角，在多原子分子中才包括键角。,在不一样化合物中，相同键，键长和键能并不相等。比如，CH,3,OH 中和 C,2,H,6,中都有 C H 键，而它们键长和键能不一样。,如 H,2,S，HSH 键角为 92,，决定了 H,2,S 分子构型,为 “V”,字形。,又如 CO,2,，OCO 键角为 180,，则 CO,2,分子为直,线形。,键角是决定分子几何构型主要原因。,50/129,三 价层电子对互斥理论,1940 年 Sidgwick 提出价层电子对互斥理论，用以判断分子几何构型。,分子 AB,n,中，A 为中心，B 为配体，n 为配体个数。配体,B 均与 A 有键联关系。本节讨论 AB,n,型分子中，A 为主族元素原子。,1 理论关键点,AB,n,型分子几何构型取决于中心 A 价层中电子正确排,斥作用。分子构型总是采取电子对排斥力平衡形式。,1中心价层电子总数和对数,a)中心原子价层电子总数等于中心 A 价电子数(s+p)加上配体 B 在成键过程中提供电子数。,如 CCl,4,4+1,4 =8,51/129,c),处理离子时，要加减与离子价数相当电子，如 PO,4,3,5 +0,4 +3 =8，NH,4,5 +1,4 1 =8。,2 电子对数和电子对空间构型关系,电子对相互排斥，在空间到达平衡取向。,2 对电子 直线形,b),氧族元素原子做中心时，价电子数为 6。如 H,2,O 或 H,2,S。,做配体时，提供电子数为 0。如在 CO,2,中。,d)总数除以 2，得电子对对数。总数为奇数时，商进位。例如总数为 9，则对数为 5。,只有一个角度，180,。,52/129,3 对电子 正三角形,只有一个角度，120,。,只有一个角度，109,28,。,有三种角度，90,，120,，,180,。,5 对电子 三角双锥,A,4 对电子 正四面体,A,53/129,3分子构型与电子对空间构型关系,若配体个数 n 和电子对数 m 相一致，则分子构型和电子对,空间构型一致。这时，各电子对均为成键电子对。,配体数不可能大于电子对数。为何？,当配体数 n 小于电子对数 m 时，一部分电子对属于成键电,对，其数目等于 n，另一部分电子对成为孤电子对，其数目等于,m n。确定出孤对电子位置，分子构型才能确定。,6 对电子 正八面体,有两种角度，90,，180,。,90,是常见最小夹角。,54/129,电子对数 配体数 孤电子对数 电子对构型 分子构型,(m)(n)(m n),3 2 1,三角形 “V”,字形,A,B,B,A,4 3 1,正四面体 三角锥,A,B,B,B,A,4 2 2,正四面体 “V”字形,A,A,B,B,55/129,孤对电子位置若有两种或两种以上选择可供考虑时，则要选择斥力易于平衡位置。而斥力大小和两种原因相关：,考虑分子构型时，只考虑原子 A，B,位置，不考虑电子、电子对等。以上三种情况中，孤对电子位置只有一个选择。,a)键角,角度小时，电对距离近，斥力大；,结论 要尽可能防止含有较大斥力电子对分布在互成 90,方向上。,孤对电子 成键电对 斥力居中,成键电对 成键电对 斥力最小 因为有配体原子核会分散电对负电。,电子对种类 角度相同时，,孤对电子 孤对电子 斥力最大 因为负电集中。,b),56/129,孤对 孤对 0 0,孤对 孤对 0 0 1,5 对电子，4 个配体，1 对孤对电子，有 2 种情况供选择：,甲 乙,5 对电子，3 个配体，2 对孤对电子，有 3 种,情况供选择：,甲 乙 丙,结论：乙种稳定，称“T ”,字形。,孤对 成键 2 3,成键 成键 4 3,从 90,方向上分布情况看，甲 稳定，称变形四面体。,孤对 成键 6 4 3,成键 成键 0 2 2,57/129,6 对电子对 1 对孤对电子 四角锥,6 对电子对 2 对孤对电子 正方形,6 8 8 8 5 10,3 4 4 4 3 5,三角形 正四面体 正四面体 正四面体 三角形 三角双锥,例 1 利用价层电子对互斥理论判断以下分子和离子几何,构型。要求写出价层电子总数、对数、电子对构型和分子构型。,AlCl,3,H,2,S SO,3,2-,NH,4,+,NO,2,IF,3,解：总数,对数,电子对构型,58/129,电子对构型是十分主要结构原因。,同时必须注意价层电子对数和配体数是否相等。,分子构型,三角形 V,字构型 三角锥 正四面体 V字形 T字形,2,多重键处理,某配体（非 VI A 族）与中心之间有双键或三键时，价层电子对数减 1 或减 2。,如，乙烯 以左碳为中心,电子总数 4+1,2+2 =8 4 对 减 1 3 对,3 个配体 平面三角形。注意，这里是以左碳为中心讨论。,59/129,3 影响键角原因,1孤对电子影响,孤对电子负电集中，将排斥其余成键电对，使键角变小。,NH,3,4,对 电对构型四面体 分子构型三角锥 键角 HNH 为 107，这是因为孤对电子对 NH 成键电正确排斥，,使 10928变小原因。,甲醛 4+1,2 6 3 对，,中心与 VI A 族元素双键，,对数不减 1，平面三角形。,VI A,族元素原子与中心之间双键，为何如此特殊？,2重键影响,键角本应该为,120，因为双键电子云密度大，斥力大，故 H C H 键角小于 120，而 H C O 键角大于 120。,60/129,3中心电负性影响,NH,3,HNH 107 键角依次减小，怎样解释？,PH,3,HPH 93,AsH,3,HAsH 92,SbH,3,HSbH 91,配体一致，中心电负性大，使成键电对距中心近，于是相互间距离小。故斥力使键角变大，以达平衡。如 NH,3,中,HNH 键角大些，而 SbH,3,中 HSbH 键角小些。,4配体电负性影响,中心相同，配体电负性大时，成键电对距离中心远，于是相互间距离大，键角能够小些。故有：,PCl,3,(100)PBr,3,(101.5)1.7,电子发生转移 形成离子,共价键理论 x 5 eV，电子难以跃迁，则为绝缘体；若禁带 E 3 eV，在外界能量激发下，电子能够穿越禁带进入空带，产生导电效果，则为半导体。,n,个 2s,108/129,2其它物理性质,金属光泽 电子在能带中跃迁，能量改变覆盖范围相当广泛。放出各种波长光，故大多数金属呈银白色。,金属能带理论属于分子轨道理论类型。,金属能带理论中，成键实质,是，电子填充在低能量能级中，,使晶体能量低于金属原子单独存在时能量。,n,个 1s,延展性 受外力时，金属能带不被破坏。,熔点和硬度 普通说金属单电子多时，金属键强，熔点高，硬度大。如 W 和 Re，m.p.达 3500 K；K 和 Na,单电子少，,金属键弱,熔点低,硬度小。,109/129,双原子分子 HCl,正负电重心不重合，是极性分子。若正电（和负电）重心上电荷电量为 q，正负电重心之间距离为 d（称偶极矩长），则偶极矩 =q d。,4 分子间作用力,分子内原子间结合靠化学键，物质中分子间存在着分子间作用力。,一 分子偶极矩,1 永久偶极,分子正电重心和负电重心不重合，则为极性分子，其极性大小能够用偶极矩 来度量。,偶极矩以德拜（D）为单位，当 q =1.62,10,1 9,库仑（电子电量），d =1.0,10,10,m (),时，=4.8 D。,110/129,双原子分子偶极矩就是极性键键矩。,能够经过以下数据体会偶极矩单位 D,大小：,HI HBr HCl NH,3,H,2,O,乙醚,/D 0.38 0.79 1.03 1.66 1.85 1.15,极性分子偶极矩称为永久偶极。,非极性分子偶极矩为零，但各键矩不一定为零，如 BCl,3,。,BCl,3,分子,H,2,O 分子,多原子分子偶极矩是各键矩矢量和，如 H,2,O 分子。,111/129,非极性分子在外电场作用下，能够变成含有一定偶极矩极性分子。,诱导偶极用,表示，其强度大小和电场强度成正比，也和,分子变形性成正比。所谓分子变形性，即分子正负电重心,可分程度，分子体积越大，电子越多，变形性越大。,2 诱导偶极和瞬间偶极,而极性分子在外电场作用下，其偶极也能够增大。在电场影响下产生偶极称为诱导偶极。,112/129,二 分子间作用力 范德华力,化学键结合能普通在 1.0,10,2,kJ mol,1,数量级，而分子间力能量只有几个 kJ mol,1,。,非极性分子在无外电场作用时，因为运动、碰撞，原子核和电子相对位置改变 其正负电重心可有瞬间不重合；极性分子也会因为上述原因改变正负电重心。,这种因为分子在一瞬间正负电重心不重合而造成偶极叫瞬间偶极。,瞬间偶极和分子变形性大小相关。,1,取向力,极性分子之间永久偶极 永久偶极作用称为取向力，它仅存在于极性分子之间，F ,2,。,113/129,3 色散力,瞬间偶极 瞬间偶极之间有色散力。,因为各种分子都有瞬间偶极，故色散力存在于极性分和极性分子，极性分子和非极性分子及非极性分子和非极性分子之间。,2,诱导力,诱导偶极 永久偶极之间作用称为诱导力。,极性分子作为电场，使非极性分子产生诱导偶极或使极性分子偶极增大（也产生诱导偶极），这时诱导偶极与永久偶极之间产生诱导力。所以诱导力存在于极性分子与非极性分子之间，也存在于极性分子与极性分子之间。,色散力不但存在广泛，而且在分子间力中，色散力经常是主要。下面数据能够说明这一点。,114/129,取向力、诱导力和色散力统称范德华力，含有以下共性：,a)永远存在于分子之间；,b)力作用很小；,c)无方向性和饱和性；,d)是近程力，F 1/r,7,；,e),经常是以色散力为主。,kJ,mol,1,取向力 诱导力 色散力,Ar 0 0 8.49,He、Ne、Ar、Kr、Xe,从左到右原子半径（分子半径）依次增大，变形性增大，色散力增强，分子间结协力增大，故,b.p.依次增高。可见，范德华力大小与物质 m.p.，b.p.等物理性质相关。,HCl 3.305 1.104 16.82,115/129,三 氢 键,1 氢键概念,以 HF,为例，F 电负性相当大，r 相当小，电子对偏向,F，而 H 几乎成了质子。这种 H 与其它分子中电负性相当大、r 小原子相互靠近时，产生一个特殊分子间力 氢键。表示为 如 F H F H,氢键形成有两个两个条件：,1 与电负性大且 r 小原子(F，O，N)相连 H；,2 在附近有电负性大，r 小原子(F，O，N )。,又如水分子之间氢键,116/129,因为 H 两侧电负性极大原子负电排斥，使两个原子在 H 两侧呈直线排列。除非其它外力有较大影响时，才改变方向。,2氢键强度,氢键强度介于化学键和分子间作用力之间，其大小和 H 两侧原子电负性相关，见以下氢键键能数据。,F H F O H O N H N,E/kJ mol,1,28.0 18.8 5.4,3,分子内氢键,上面谈氢键均在分子间形成，若 H 两侧电负性大原子属于同一分子，则为分子内氢键。,2,氢键特点,1饱和性和方向性,因为 H 体积小，1 个 H 只能形成一个氢键。,117/129,邻硝基苯酚,3,氢键对于化合物性质影响,分子间存在氢键时，大大地影响了分子间结协力，故物质熔点、沸点将升高。,HF HCl HBr HI,半径依次增大，色散力增加，b.p.依次增高，HCl HBr HI 但因为 HF 分子间有氢键，故 HF b.p.在这个序列中最高，破坏了从左到右 b.p.升高规律。H,2,O，NH,3,因为分子间氢键存在，在同族氢化物中 b.p.亦是最高。,如 HNO,3,CH,3,CH,2,OH,H,3,COCH,3,存在分子间氢键，而分子量相同 无分子间氢键，故前者 b.p.高。,118/129,经典例子是对硝基苯酚和邻硝基苯酚：,能够形成份子内氢键时，势必减弱分子间氢键形成。故有分子内氢键化合物沸点，熔点不是很高。,H,2,O,分子间，HF 分子间氢键很强，以致于分子发生缔合。经常以(H,2,O),2,，(H,2,O),3,和 (HF),2,，(HF),3,形式存在。而其中(H,2,O),2,排列最紧密，且 4 时(H,2,O),2,百分比最大，故 4 时水密度最大。,有分子内氢键,m.p.44 45 ,没有分子内氢键,m.p.113 114 ,119/129,5 离子极化学说介绍,一 对离子特征描述,对离子特征要从三个方面加以描述，电荷数，半径两个方面在 1 中讨论过。第三方面是离子电子层结构，主要指最外层电子数，有时包括次外层。,2 e,结构 Li,+,Be,2+,1s,2,8 e,结构 Na,+,Cl,ns,2,np,6,(8 18)e,结构 Fe,3+,3s,2,3p,6,3d,5,18 e,结构 Cd,2+,Ag,+,ns,2,np,6,nd,10,(18+2)e,结构