理學(xué)【中國農(nóng)大版基礎(chǔ)化學(xué)課件】第二章-化學(xué)鍵和分子結(jié)構(gòu)

[理學(xué)]【中國農(nóng)大版基礎(chǔ)化學(xué)課件】第二章-化學(xué)鍵和分子結(jié)構(gòu)第一頁，共65頁?！?.1.1

離子鍵的形成1．離子的形成原子得失電子后形成離子，其電子結(jié)構(gòu)大多具有類似稀有元素的穩(wěn)定構(gòu)型如：

離子為帶電荷的球形實體，其內(nèi)部仍有核(電荷)及電子云?！?.1離子鍵理論第二頁，共65頁。2．離子間的相互作用異號離子靠近時，吸引能

R：正負(fù)離子間距核外電子的排斥能

：特性常數(shù)由量子力學(xué)得出，表示電子云排斥能。第三頁，共65頁。V0Vr0r0r在r=r0處，體系總能量最低，形成了化學(xué)鍵（離子鍵），而離子間距R=r++r-體系的勢能與核間距之間的關(guān)系如圖所示：第四頁，共65頁?！?.1.2離子鍵的特點1．本質(zhì)：

靜電吸引力

當(dāng)越大，R越小時，結(jié)合力越大。2．無方向性和飽和性①離子為帶電荷的球形實體，可從任意方向與異號離子結(jié)合，故無方向性。②正、負(fù)離子以密堆積的方式結(jié)合形成晶體，即一個離子可與多個異號離子作用，但體系總電荷為零。第五頁，共65頁。3．部分共價性

一般認(rèn)為，xA-xB>1.7時，A-B以形成離子鍵為主,實際上是指離子鍵的成分大于50%

。Pauling認(rèn)為：q+q-離子相互接近時，能形成離子鍵，但由于電子云的作用，仍有部分共價性質(zhì)。對化合物A-B：離子性

P45表2-1單鍵的離子性與電負(fù)性差值的關(guān)系第六頁，共65頁。§2.1.3離子鍵的強度離子鍵強度以晶格能u的大小量度。放出能量u逆向過程要吸收能量:對同類型（組成比、晶型相同）的離子鍵化合物，u越大，mp越大，硬度越高，膨脹系數(shù)越小，壓縮性越小。第七頁，共65頁?！?.1.4

離子鍵化合物的特征—晶格能u的決定因素1．電荷離子電荷為其得失電子數(shù)。一般均小于4

晶型相同時,

越大，u越大

2．離子的電子構(gòu)型

簡單負(fù)離子一般最外層具有穩(wěn)定的8電子構(gòu)型。第八頁，共65頁。*2電子構(gòu)型——1s2；s區(qū)元素

Li+,Be2+

*8電子構(gòu)型——ns2np6；s區(qū)元素(+)

Na+,K+,Ca2+

*18電子構(gòu)型——(n-1)s2(n-1)p6(n-1)d10；ds區(qū)元素,p區(qū)元素

Cu+,Ag+,Zn2+,Cd2+,Hg2+,Pb4+,Sn4+*18+2電子構(gòu)型——(n-1)s2(n-1)p6(n-1)d10ns2

p區(qū)元素

Pb2+,Sn2+,Bi3+*9-17電子構(gòu)型——不規(guī)則電子構(gòu)型d區(qū)元素

Fe3+(13e),Cu2+(17e)9-17e型是一類外層不飽和型離子，外層d軌道可用于成鍵。正離子：第九頁，共65頁。3．離子半徑

晶體中相鄰離子的核間距①哥希密德半徑：

1927年測出了據(jù)此得出②Pauling半徑:

1960年推算得出依據(jù)：型離子化合物中cn：由n值決定的常數(shù)σ：價層一個e的屏蔽常數(shù)

dr+r-第十頁，共65頁。故：

對多個化合物測定的平均結(jié)果顯示:P525附錄十一,最常用離子的Pauling半徑

第十一頁，共65頁。a.同族元素帶相同電荷的離子，從上到下半徑增大；b.電子組態(tài)相同的離子，正電荷越高，離子半徑越小;且負(fù)離子半徑大于正離子半徑；c.同一元素負(fù)離子半徑大于原子半徑，正離子半徑小于原子半徑，而且正電荷越高，離子半徑越?。蝗纾簉(Li+)<r(Na+)<r(K+)<r(Rb+)<r(Cs+)如：r(Na+)>r(Mg2+)>r(Al3+),r(F-)>(Na+)③離子半徑的變化規(guī)律第十二頁，共65頁。d.過渡金屬及內(nèi)過渡金屬的相同電荷離子的半徑均是隨核電荷增大而減小；e.周期表中，相鄰兩族中左上方和右下方斜對角線元素的正離子半徑接近。

即對角線規(guī)則。如：r(Ti3+)>r(V3+)>r(Cr3+)>r(Mn3+)如：r(Na+)≈r(Ca2+),r(Li+)≈r(Mg2+)第十三頁，共65頁?！?.1.5

離子晶體

正負(fù)離子在三維空間中占據(jù)格點位置，以一定的方式交替排列，形成長程有序的固態(tài)化合物。1．離子晶體的特點①以靜電引力結(jié)合，放出晶格能。②每個離子都與若干個異號離子相鄰，形成密堆積。（異號離子數(shù)=CN）,因此,整個晶體是個“巨分子”,無確切的分子式，其基本存在單元為晶胞。第十四頁，共65頁。CsCl型:配位比：8:8(紅球－Cs+,

綠球－Cl-)晶胞中離子的個數(shù)：晶格：簡單立方2.常見離子晶體第十五頁，共65頁。NaCl型:配位比：6:6晶胞中離子的個數(shù)：(綠球－Na+,

紅球－Cl-)晶格：面心立方第十六頁，共65頁。ZnS型(立方型)配位比：4:4(綠球－Zn2+,紅球－S2-)晶格：面心立方第十七頁，共65頁。半徑比(r+/r-)規(guī)則：

NaCl晶體NaCl型晶體結(jié)構(gòu)的其中一層橫截面：第十八頁，共65頁。理想的穩(wěn)定結(jié)構(gòu)(NaCl型)配位數(shù)構(gòu)型0.225→0.414

4ZnS型0.414→0.732

6NaCl型0.732→1.00

8CsCl型

上表所列結(jié)果即為半徑比規(guī)則第十九頁，共65頁。3．離子晶體的性質(zhì)①mp、bp、硬度較大且隨u增加而增加，mp有確定值。②晶體不導(dǎo)電，無自由電子，但熔體、溶液導(dǎo)電。③不溶于非極性溶劑（無溶劑化作用）第二十頁，共65頁。分子中的原子可以通過共用電子對使每一個原子達到穩(wěn)定的稀有氣體電子結(jié)構(gòu)。原子通過共用電子對而形成的化學(xué)鍵稱為共價鍵。1916年，美國化學(xué)家Lewis提出了經(jīng)典共價鍵理論：該理論沒有闡明共價鍵的本質(zhì)?！?.2.1．共價鍵的本質(zhì)§2.2共價鍵理論第二十一頁，共65頁。1、量子力學(xué)處理H2分子的結(jié)果兩個氫原子電子自旋方式相反，靠近、重疊，核間形成一個電子幾率密度增大的區(qū)域。系統(tǒng)能量降低，形成氫分子。

核間距

R0為74pm（氫原子半徑為52.9pm

）。共價鍵的本質(zhì)——成鍵原子的原子軌道重疊，核間電子幾率密度增大，吸引原子核而成鍵。第二十二頁，共65頁。2、價鍵理論基本要點與共價鍵的特點價鍵理論基本要點：具有自旋相反的單電子的原子相互靠近時，自旋相反的單電子可以互相配對形成共價鍵。原子軌道最大重疊原理：成鍵電子的軌道重疊越多，兩個核間的電子云密度也越大，形成的共價鍵越穩(wěn)定。對稱性匹配原理—要保證原子軌道最大程度的重疊，必須采用相對于鍵軸具有相同對稱性的原子軌道，即二者間必須是同號重疊（ψ的符號相同）才有效。第二十三頁，共65頁。HClHOHNN飽和性

原子在構(gòu)成共價分子時，每個原子所形成的共價鍵數(shù)目，取決于它所具有的未成對電子數(shù)。方向性

共價鍵的形成在可能的范圍內(nèi)一定按原子軌道最大伸展方向?！?.2.2共價鍵的特征第二十四頁，共65頁。(1).σ鍵：

原子軌道沿核間聯(lián)線方向進行同號重疊(頭碰頭)。§2.2.3共價鍵的類型第二十五頁，共65頁。

兩原子軌道垂直核間聯(lián)線并相互平行進行同號重疊(肩并肩)。2、π鍵：第二十六頁，共65頁。形成條件：成鍵原子一方有孤對電子（給予體）另一方有空軌道（接受體）。例：OC3、配位共價鍵（配位鍵）第二十七頁，共65頁。§2.2.4鍵參數(shù)1．鍵能E293k，100kpa時，斷裂1mol鍵所需能量或生成1mol放出能量為鍵能E

。一般E越大，表明共價鍵越牢固。2．鍵長L成鍵原子核的平均間距，一般表示為pm。L越小，鍵越牢固。3．鍵角θ分子中鍵與鍵的夾角，可由實驗測定，取決于原子軌道方向及電子云排斥力。4．偶極距——鍵的極性2個成鍵原子的+、-電中心不重合，且有一段距離（偶極距）時，表明共價鍵為極性鍵。極性大小（偶極距）與成鍵原子的電負(fù)性差成正比。極性最大：離子鍵,如LiF第二十八頁，共65頁。§2.3雜化軌道理論

(1931年由Pauling提出)

原子在形成分子的過程中，為了增加成鍵能力使分子穩(wěn)定性增加，趨向于將同一個原子不同類型的原子軌道重新組合成能量、形狀和方向與原來不同的新原子軌道，這種重新組合即為雜化。雜化后的原子軌道成為雜化軌道軌道雜化的特性：只有能量相近的軌道才能相互雜化；雜化軌道成鍵能力大于未雜化軌道；雜化前后軌道數(shù)目不變；雜化后軌道伸展方向和形狀發(fā)生改變?！?.3.1．雜化軌道概念及其要點第二十九頁，共65頁?！?.3.2．S-P等性雜化軌道

Be：2s21.sp雜化BeCl2的空間構(gòu)型為直線形:ClClBespsp雜化Be采用sp雜化生成BeCl2第三十頁，共65頁。兩個sp雜化軌道第三十一頁，共65頁。B：2s22p12.sp2雜化BF3的空間構(gòu)型為平面三角形第三十二頁，共65頁。sp2sp2雜化第三十三頁，共65頁。CH4的空間構(gòu)型為正四面體C：2s22p23.sp3雜化第三十四頁，共65頁。sp3

形成四個等價sp3雜化軌道:第三十五頁，共65頁。四個sp3雜化軌道:第三十六頁，共65頁?！?.3.3．不等性s-p雜化軌道

原子價電子軌道雜化，并形成化學(xué)鍵時，每個軌道上填充的電子數(shù)不同（2e，孤電子對，或1e，用于成鍵），造成形成分子后s-p雜化軌道不等性。其中，孤電子對只受一個核吸引，距核較近，電子云對其它軌道排斥較大，從而使其它雜化軌道受“擠壓”，結(jié)構(gòu)偏離。第三十七頁，共65頁。不等性sp3雜化第三十八頁，共65頁。

第三十九頁，共65頁。sp3d雜化第四十頁，共65頁。sp3d2雜化第四十一頁，共65頁?！?.4價層電子對互斥理論（VSEPR理論，1940年由N.V.Sichwick提出）§2.4.1．基本要點1．共價多原子分子中，中心原子價電子層中的電子對包括兩部分：①自身孤電子對②（σ鍵）成鍵電子如：H2O中，O價電子數(shù)：6+2=8CO2中，C價電子數(shù)：4+0=4，不計O原子的電子

π鍵電子也不計入（排除生成π鍵的電子數(shù)）第四十二頁，共65頁。2．價電子對在空間應(yīng)盡量遠(yuǎn)離，使體系能量最低P64表2-12價電子對數(shù)23456幾何構(gòu)型線性三角形四面體雙三角錐八面體第四十三頁，共65頁。3．價電子對之間排斥力：孤-孤>孤-成鍵>鍵-鍵并且這種排斥力在電子對之間夾角小于90°時最為明顯。中心原子的價電子對數(shù)及以上規(guī)則決定分子構(gòu)型。如：NH3

價電子對數(shù)：5+3=8四面體孤對電子數(shù)：1三角錐形且H-N-H角<109°28’COCl2：C：4+2=6（不計O原子鍵）三角形但C=O為雙鍵，電子云密度大。第四十四頁，共65頁?！?.4.2．VSEPR理論的應(yīng)用步驟1．計算中心原子的價電子總數(shù)和價電子對數(shù)價電子總數(shù)=中心原子的價電子數(shù)+配位原子提供的價電子數(shù)特點：①配位原子為O、S時，不提供電子，其余各提供1e。②中心原子上有電荷時，其價電子數(shù)應(yīng)加上（負(fù)電荷）或減去相應(yīng)的電荷數(shù)。第四十五頁，共65頁。如：價電子數(shù)=5-1+4=8四面體價電子數(shù)=6彎曲形價電子數(shù)=6三角型價電子數(shù)=5+3=8四面體第四十六頁，共65頁。2．按計算出的價電子對數(shù)確定分子形狀。原則：盡量減少孤-孤電子對排斥，認(rèn)為該電子對之間的夾角>90°時，斥力較小。90°角最少原則：穩(wěn)定構(gòu)型中,孤-孤<孤-成鍵<鍵-鍵第四十七頁，共65頁。VP=2直線形VP=3平面三角形VP=4正四面體VP=5三角雙錐VP=6正八面體第四十八頁，共65頁。①LP=0:分子的空間構(gòu)型=價層電子對的空間構(gòu)型VP=(2+2)=2直線形VP=(3+3)=3平面三角形VP=(4+4)=4四面體VP=(5+5)=5三角雙錐VP=(6+6)=6八面體例如：第四十九頁，共65頁。②LP≠0：分子的空間構(gòu)型不同于價層電子對的空間構(gòu)型。34611212SnCl2平面三角形V形NH3四面體三角錐H2O四面體V形IF5八面體四方錐XeF4八面體平面正方形VPLP電子對的空間構(gòu)型分子的空間構(gòu)型例第五十頁，共65頁。515253VPLP電子對的空間構(gòu)型分子的空間構(gòu)型例三角雙錐變形四方體SF4三角雙錐T形ClF3三角雙錐直線形XeF2第五十一頁，共65頁?！?.5分子間力和氫鍵§2.5.1．分子間作用力分子內(nèi)作用力：①靜電結(jié)合力（引力）離子晶體②共價結(jié)合力共價分子在共價分子和惰性原子之間存在有分子間力第五十二頁，共65頁?；瘜W(xué)鍵的極性共價鍵的極性取決于成鍵原子電負(fù)性的差值，相同原子形成的共價鍵，稱為非極性共價鍵；反之，稱為極性共價鍵。而且電負(fù)性差值越大，鍵的極性越強。離子鍵是極性最強的極性鍵。離子鍵理論和共價鍵理論各自描述了化學(xué)鍵的某一個方面，彼此互相補充。1．分子的極性和偶極距第五十三頁，共65頁。分子的極性分子的偶極矩(μ)：用于定量地表示極性分子的極性大小。式中q為極上所帶電量，l為偶極長度。極性分子μ≠0非極性分子μ=0雙原子分子：多原子分子：異核：HXO3（V字形）同核：第五十四頁，共65頁。雙原子分子:分子的極性和鍵的極性一致。多原子分子:是否有極性，不僅要看鍵是否有極性，還要考慮到分子的結(jié)構(gòu)。分子的正負(fù)電荷中心重合則為非極性分子。鍵的極性和分子極性的關(guān)系第五十五頁，共65頁。分子間力（范德華力）

分子間具有吸引作用的根本原因：任何分子都有正、負(fù)電荷中心；任何分子都有變形的性能。分子間的作用力稱為分子間力，也叫范德華力。由分子偶極產(chǎn)生的分子間力分為三種形式：取向力、誘導(dǎo)力、色散力分子間力是決定物質(zhì)的熔、沸點、溶解度等性質(zhì)的重要因素。第五十六頁，共65頁。（1）.取向力（產(chǎn)生于極性分子之間）：

兩個固有偶極間存在的同極相斥、異極相吸的定向作用稱為定向作用，所產(chǎn)生的相互作用力稱為取向力。兩個極性分子相互靠近時，由于同極相斥、異極相吸，分子發(fā)生轉(zhuǎn)動，并按異極相鄰狀態(tài)取向，分子進一步相互靠近。分子離得較遠(yuǎn)分子的偶極矩越大，取向力越大。分子靠近時取向力隨著溫度升高而降低（布朗運動）第五十七頁，共65頁。（2）.誘導(dǎo)力(產(chǎn)生于極性分子和非極性分子之間)由固有偶極和誘導(dǎo)偶極而產(chǎn)生的分子間相互作用分子離得較遠(yuǎn)分子靠近時決定誘導(dǎo)作用強弱的因素：極性分子的偶極矩μ

：μ愈大，誘導(dǎo)作用愈強。非極性分子的變形性α

：α愈大，誘導(dǎo)作用愈強。誘導(dǎo)力與溫度無關(guān)第五十八頁，共65頁。（3）.色散力(產(chǎn)生于非極性分子之間)：由瞬時偶極和瞬時誘導(dǎo)偶極而產(chǎn)生的分子間相互作用。一大段時間內(nèi)的大體情況某一瞬間非極性分子的瞬時偶極之間的相互作用色散力與分子變形性α有關(guān)。