戰(zhàn)略新興產(chǎn)業(yè)1

第章化學(xué)鍵與分子結(jié)構(gòu)1ppt課件第章化學(xué)鍵與分子結(jié)構(gòu)1ppt課件主要內(nèi)容§6.1離子鍵理論§6.2共價鍵理論§6.3分子的極性、分子間力和氫鍵§6.4晶體結(jié)構(gòu)簡介2ppt課件主要內(nèi)容§6.1離子鍵理論2ppt課件化學(xué)鍵分子或晶體中相鄰原子間的強(qiáng)相互作用稱為化學(xué)鍵。種類：離子鍵、金屬鍵和共價鍵三種。原子電負(fù)性差大于1.7，離子鍵；原子電負(fù)性差小于1.7時，成共價鍵。金屬原子之間則生成金屬鍵。思考：NaCl晶體中鈉離子與氯離子之間、金屬銅中銅原子與銅原子之間，H2O中氫原子與氧原子之間各有什么鍵？答：NaCl晶體中鈉離子與氯離子之間是離子鍵；金屬銅中銅與銅之間是金屬鍵；H2O分子中H原子與O原子之間存在共價鍵，H2O間存在分子間作用力和氫鍵。3ppt課件化學(xué)鍵分子或晶體中相鄰原子間的強(qiáng)相互作用稱為化學(xué)鍵。原子6.1離子鍵正負(fù)離子間通過靜電引力形成的化學(xué)鍵稱為離子鍵。由離子鍵形成的化合物或晶體稱為離子化合物或離子晶體。如NaCl，KCl，CaO等金屬元素的氧化物、氟化物和某些氯化物。Na→Na+2s22p63s1→2s22p6Cl→Cl-2s22p5→2s22p6首先形成穩(wěn)定離子然后由靜電吸引形成化學(xué)鍵4ppt課件6.1離子鍵正負(fù)離子間通過靜電引力形成的化學(xué)鍵稱為離6.1.1離子鍵的形成條件1.元素的電負(fù)性差比較大

χ>1.7，發(fā)生電子轉(zhuǎn)移，產(chǎn)生正、負(fù)離子，形成離子鍵；χ<1.7，不發(fā)生電子轉(zhuǎn)移，形成共價鍵。（χ>1.7，實際上是指離子鍵的成分大于50%）2.易形成穩(wěn)定離子Na+2s22p6，Cl－3s23p6，只轉(zhuǎn)移少數(shù)的電子就達(dá)到稀有氣體式穩(wěn)定結(jié)構(gòu)。3.形成離子鍵時釋放能量多Na(s)+1/2Cl2(g)=NaCl(s)H=－410.9kJ·mol－1在形成離子鍵時，以放熱的形式，釋放較多的能量。5ppt課件6.1.1離子鍵的形成條件1.元素的電負(fù)性差比較大2.離子鍵和共價鍵之間,并非可以截然區(qū)分的，可將離子鍵視為極性共價鍵的一個極端,另一極端為非極性共價鍵。

極性增大非極性共價鍵極性共價鍵離子鍵化合物中不存在百分之百的離子鍵，即使是CsF

的化學(xué)鍵(92%離子性)，其中也有共價鍵的成分。即除離子間靠靜電相互吸引外，尚有共用電子對的作用。

X>1.7，實際上是指離子鍵的成分大于50%。6ppt課件離子鍵和共價鍵之間,并非可以截然區(qū)分的，可將離子鍵視為極性6.1.2離子鍵的強(qiáng)度離子鍵強(qiáng)度：用晶格能U表示標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)下，由氣態(tài)正離子和氣態(tài)負(fù)離子形成1mol離子晶體時所放出來的能量稱為晶格能，單位為kJ·mol-1。

Ca2+

(g)+2Cl-(g)→

CaCl2

(s)

–H=U=2260kJ·mol-1晶格能越大，離子鍵越強(qiáng)，相應(yīng)的晶體熔點越高，硬度越大。7ppt課件6.1.2離子鍵的強(qiáng)度離子鍵強(qiáng)度：用晶格能U表示晶格能越大6.1.3離子鍵的特點

(1)離子鍵的本質(zhì)是靜電引力q1，q2

分別為正負(fù)離子所帶電量，r為正負(fù)離子的核間距離，F(xiàn)為靜電引力。（2）離子鍵沒有方向性

與任何方向的電性不同的離子相吸引。（3）離子鍵沒有飽和性吸引相反離子數(shù)目取決于正負(fù)離子間的半徑比（配位數(shù)）。（4）鍵的離子性與元素的電負(fù)性有關(guān)

χ>1.7，發(fā)生電子轉(zhuǎn)移，形成離子鍵；

χ<1.7，不發(fā)生電子轉(zhuǎn)移，形成共價鍵。8ppt課件6.1.3離子鍵的特點(1)離子鍵的本質(zhì)是靜電引力q1思考：在氯化鈉晶體中，在Na+(或Cl-)周圍只排列著6個相反的Cl-(或Na+)，是否不符合離子鍵無飽和性的特點？這是正負(fù)離子半徑的相對大小，電荷多少等因素決定的。因為在這6個Cl-(或Na+)之外，無論是什么方向上或什么距離處，如果再排列有Cl-(或Na+)，則它們同樣還會受到該相反電荷Na+(或Cl-)的電場作用，只不過是距離較遠(yuǎn)，相互作用較弱。9ppt課件思考：在氯化鈉晶體中，在Na+(或Cl-)周圍只排列著6個相6.1.4離子的特征離子電荷離子半徑離子的電子構(gòu)型離子的特征決定離子鍵和離子化合物的性質(zhì)。10ppt課件6.1.4離子的特征離子電荷離子的特征決定離子鍵和離子化合離子電荷Fe→Fe2+

→Fe3+Fe3+：氧化性，F(xiàn)e2+：還原性；FeCl3：棕色粉未，F(xiàn)eCl2：白色固體。Fe2+

水溶液：淺綠色，具有還原性；Fe3+水溶液：黃棕色，具有氧化性。離子電荷：原子在形成離子化合物過程中失去或得到的電子數(shù)。電荷高，離子鍵強(qiáng)。+1,+2,+3,+4帶電荷不同，性質(zhì)不同。11ppt課件離子電荷Fe→Fe2+離子電荷離子半徑離子半徑：離子在晶體中的接觸半徑。將離子晶體中的離子看成是相切的球體，正負(fù)離子的核間距d是r+和r－之和。d值可由晶體的X射線衍射實驗測定得到。dr+r-例：

MgOd=210pmpm12ppt課件離子半徑離子半徑：離子在晶體中的接觸半徑。將離子晶體中的離子離子半徑變化規(guī)律同主族從上到下，隨電子層增加，具有相同電荷數(shù)的同族離子半徑增加。Li+<Na+<K+<Rb+<Cs+F－<Cl－<Br－<I－過渡元素，離子半徑變化規(guī)律不明顯。同周期的主族元素隨族數(shù)增加，正離子電荷數(shù)升高，最高價離子半徑減小。Na+>Mg2+>Al3+K+>Ca2+

13ppt課件離子半徑變化規(guī)律同主族從上到下，隨電子層增加，具有相同電荷數(shù)離子半徑變化規(guī)律同一元素，不同價態(tài)的離子，電荷高的半徑小。

r正離子

<

r原子

<

r負(fù)離子

如Ti4+<Ti3+；Fe3+<Fe2+<Fe

。負(fù)離子半徑一般較大(150-250pm)；正離子半徑一般較小(10–170pm)。周期表中對角線上，左上的元素和右下的元素的離子半徑相近。14ppt課件離子半徑變化規(guī)律同一元素，不同價態(tài)的離子，電荷高的半徑小。負(fù)離子的電子構(gòu)型簡單負(fù)離子的電子層構(gòu)型一般都具有穩(wěn)定的8電子結(jié)構(gòu)如F-、O2-、Cl-等。正離子的電子層構(gòu)型大致有5種：②

8電子構(gòu)型，如①

2電子構(gòu)型，如③

18電子構(gòu)型，如15ppt課件離子的電子構(gòu)型簡單負(fù)離子的電子層構(gòu)型一般都具有穩(wěn)定的8電子結(jié)⑤9-17電子構(gòu)型，如④(18+2)電子構(gòu)型，如8電子構(gòu)型離子<9—17電子構(gòu)型離子<18或18+2電子構(gòu)型的離子NaClCuCl離子的電子層構(gòu)型與離子鍵的強(qiáng)度有密切關(guān)系。在離子的半徑和電荷大致相同條件下，不同構(gòu)型的正離子對同種負(fù)離子的結(jié)合力的大小規(guī)律：離子的電子構(gòu)型16ppt課件⑤9-17電子構(gòu)型，如④(18+2)電子構(gòu)型，如8電子6.2共價鍵理論6.2.1價鍵理論6.2.2鍵參數(shù)6.2.3雜化軌道理論6.2.4價層電子對互斥理論17ppt課件6.2共價鍵理論6.2.1價鍵理論17ppt課件Lewis共價學(xué)說共價鍵：原子間通過共用電子對結(jié)合而成的化學(xué)鍵。共價化合物：由共價鍵形成的化合物。Lewis結(jié)構(gòu)式：八隅體結(jié)構(gòu)無法解釋非八電子構(gòu)型原子的分子結(jié)構(gòu)，如SF6、BF3等18ppt課件Lewis共價學(xué)說共價鍵：原子間通過共用電子對結(jié)合而成的練習(xí)：寫出HNO3、CO32–和SO42–的Lewis結(jié)構(gòu)式。19ppt課件練習(xí)：寫出HNO3、CO32–和SO42–的Lewis結(jié)構(gòu)式6.2.1價鍵理論1.價鍵理論的本質(zhì)E0-436kJ·mol-1Rro

兩個1s電子自旋相同，r越小，E越大。不能形成化學(xué)鍵。自旋相反時，r=r0

時，E值最小，為E=-436kJ·mol-1，此時兩個氫原子之間形成了化學(xué)鍵。r0=74pm，E=-436kJ·mol-1氫氣分子H2的形成20ppt課件6.2.1價鍵理論1.價鍵理論的本質(zhì)E0-436Rro吸引態(tài)（基態(tài)）排斥態(tài)ABAB為什么自旋相反的單電子能配對成鍵？共價鍵的本質(zhì)：電性作用。原子核對重疊負(fù)電區(qū)域的吸引，使成鍵兩原子相互接近。21ppt課件吸引態(tài)（基態(tài)）排斥態(tài)ABAB為什么自旋相反的單電子能配對成鍵2.價鍵理論的要點兩個原子相互靠近時，自旋方向相反的未成對電子相互配對，形成穩(wěn)定的共價鍵。兩個原子結(jié)合成分子時，成鍵電子的原子軌道相互重疊，且軌道重疊總是沿著重疊最大的方向進(jìn)行，這就是共價鍵的方向性。22ppt課件2.價鍵理論的要點兩個原子相互靠近時，自旋方向相反的未成對電

方向性+++++除s

軌道外，最大重疊必有方向。

飽和性共價鍵的數(shù)目取決于成鍵原子所擁有的未成對電子的數(shù)目。++

共價鍵方向性

共價鍵飽和性3.共價鍵的特點電子配對后，不再與其它電子配對。23ppt課件方向性+++++除s軌道外，飽和性共價鍵的數(shù)目取決一個原子可以與多個其它原子成鍵，一個原子可以形成的共價鍵的數(shù)目等于該原子的未成對電子數(shù)。思考1：H、O原子最多可以形成的價鍵數(shù)目是多少？H、O原子的未成對電子分別為1和2，因此最多可以形成的價鍵數(shù)目是1和2。思考2：形成H2、HCl、Cl2分子，為什么不能形成H3、H2Cl、Cl3分子？構(gòu)成分子的原子個數(shù)(數(shù)量關(guān)系)決定分子空間構(gòu)型飽和性方向性共價鍵24ppt課件一個原子可以與多個其它原子成鍵，一個原子可以形成的共價鍵的數(shù)4.共價鍵的類型按其共用電子對數(shù)不同，可分為單鍵、雙鍵、參鍵：HCl、O2

、N2、H2C-CH2按原子軌道重疊方式不同，可分為σ鍵和π鍵。按原子提供共用電子的方式不同，可分為共價鍵和配位鍵。25ppt課件4.共價鍵的類型按其共用電子對數(shù)不同，可分為單鍵、雙鍵、參鍵1.

鍵

以“頭碰頭”的方式重疊；原子軌道重疊部分沿著鍵軸呈圓柱對稱；成鍵時，原子軌道發(fā)生最大重疊。成鍵的兩個原子核間的連線稱為鍵軸。xσs-sσp-pxσs-px

26ppt課件1.鍵以“頭碰頭”的方式重疊；成鍵的兩個原子核間的+++1sz+3pzz+pzz

pz++z++

HCl分子中的3p和1s的成鍵：

Cl2

中的3p和3p的成鍵：27ppt課件+++1sz+3pzz+pzzpz++z++HClxx++px

zxx繞鍵軸旋轉(zhuǎn)180°++2.π鍵原子軌道平行或“肩并肩”重疊；重疊部分對通過一個鍵軸的平面具有鏡面反對稱性；軌道重疊程度比

鍵小，鍵能小，穩(wěn)定性低，活動性較高，是化學(xué)反應(yīng)的積極參加者。28ppt課件xx++pxzxx繞鍵軸旋轉(zhuǎn)180°++2.π鍵原子軌N2

分子中兩個原子各有三個單電子:成鍵規(guī)律：多重鍵中，必有一條為鍵，其余為鍵；只形成單鍵，必定是鍵。zzyyxxzzx29ppt課件N2分子中兩個原子各有三個單電子:成鍵規(guī)律：zzyyxxz

鍵和π鍵的特征30ppt課件鍵和π鍵的特征30ppt課件思考題2：如何認(rèn)識共價鍵的方向性與H2O分子中兩個O—H鍵的鍵角為104.5o的關(guān)系？思考題1：C原子的共價數(shù)與其原子結(jié)構(gòu)有矛盾嗎？答：根據(jù)共價鍵理論，C原子的外層原子軌道上有4個電子，2個在2s軌道上，已成對，2個平行占據(jù)2p軌道的電子未成對，共價數(shù)應(yīng)為2。然而事實上C原子的共價數(shù)常為4。答：O原子的3個兩兩垂直的2p軌道上有四個電子，其中兩個軌道上各有一個未成對電子，它們可以與H原子生成鍵。根據(jù)共價鍵的方向性，這兩個鍵的夾角是90o。但事實上兩個O—H鍵的夾角是104.5o。共價鍵理論有一定的局限性。31ppt課件思考題2：如何認(rèn)識共價鍵的方向性與H2O分子中兩個O—H鍵的

AB(g)——A(g)+B(g)H=EA-B

對于雙原子分子，鍵能EA-B等于離解能DA-B

。對于多原子分子，鍵能等于多次離解能的平均值。（1）鍵能離解能D：298.15K，標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)下1mol的氣態(tài)物質(zhì)的共價鍵斷裂生成氣態(tài)原子時的焓變值。單位：kJ·mol－1鍵能E的數(shù)值為同類鍵各級離解能的均值，但習(xí)慣上取正值。E=–D6.2.2鍵參數(shù)32ppt課件AB(g)——A(g)（2）鍵長分子中兩原子核間的平衡距離叫鍵長。一般鍵長越小，鍵越強(qiáng)。

鍵長/pm鍵能/kJ·mol-1C－C154345.6C=C133602.0CC120835.1在不同化合物中，相同的鍵，鍵長和鍵能并不相等。33ppt課件（2）鍵長分子中兩原子核間的平衡距離叫鍵長。（3）鍵角

H2S，H－S－H鍵角為92?，決定構(gòu)型為“V”字形。CO2，O－C－O的鍵角為180?，則CO2分子為直線形。在分子中鍵與鍵之間的夾角。反應(yīng)空間結(jié)構(gòu)的重要因素。鍵角：分子中相鄰兩鍵間的夾角。34ppt課件（3）鍵角H2S，H－S－H鍵角為92?，決定構(gòu)型為6.2.3雜化軌道理論

雜化的目的：更有利于成鍵。

雜化的動力：受周圍原子的影響。

雜化：在形成多原子分子的過程中，中心原子的若干能量相近的原子軌道重新組合，形成能量相同的新的原子軌道的過程。形成的新軌道叫做雜化軌道。激發(fā)Sp3雜化重疊形成4個(sp3-s)σ鍵CH4分子形成過程

35ppt課件6.2.3雜化軌道理論雜化的目的：更有利于成鍵。雜化的用雜化軌道理論來解釋CH4的結(jié)構(gòu)可以得到了滿意的結(jié)論。注意三點：形成分子時，通常存在激發(fā)、雜化、軌道重疊等過程；原子軌道的雜化只有在形成分子的過程中才會發(fā)生；能量相近通常是指：ns與np、ns,np與nd或（n-1)d。++++____36ppt課件用雜化軌道理論來解釋CH4的結(jié)構(gòu)可以得到了滿意的結(jié)論。注意三雜化軌道的類型1.sp雜化+++=+

sp雜化軌道

組成：s和p的成份各?

形狀：一頭大一頭小空間伸展方向：兩條雜化軌道呈直線形分布互成180°角BeCl2

分子直線形2條sp雜化軌道呈直線形分布，分別與2個Cl的3p軌道成鍵，故分子為直線形。

Besp雜化

2s22p0

37ppt課件雜化軌道的類型1.sp雜化+++=+sp雜化軌道雜化類型sp雜化BeCl2Be2s2s2p2p激發(fā)sp雜化sp2pBeClClCl—Be—Cl直線形121238ppt課件雜化類型sp雜化BeCl2Be2s（b）sp2

雜化

3個sp2雜化軌道呈三角形分布，分別與3個F的3p成σ鍵，故BF3分子構(gòu)型為三角形。BF3

平面三角形構(gòu)型

Bsp2雜化

sp2

雜化軌道

組成：s成份1/3，

p成份2/3

形狀：一頭大一頭小空間伸展方向：三條雜化軌道呈三角形分布互成120°角

2s22p139ppt課件（b）sp2雜化3個sp2雜化軌道呈三角形分布sp2雜化2313+++___120°40ppt課件sp2雜化2313+++___120°40ppt課件(c)sp3雜化sp3

雜化軌道

組成：s成份1/4，

p成份3/4

形狀：一頭大一頭小

空間伸展方向：四個雜化軌道呈四面體,109.5°夾角正四面體10928

CHHHH

CH4C2s2s2p2p激發(fā)sp3雜化sp341ppt課件(c)sp3雜化sp3雜化軌道組成：s成份1/4sp3雜化軌道的特點CH4、CCl4、NH4+雜化過程中形成的軌道是等同的，稱為等性雜化。42ppt課件sp3雜化軌道的特點CH4、CCl4、NH4+雜化過程中形判斷是否等性雜化，要看各條雜化軌道的能量是否相等。NH32s2p不等性sp3雜化不等性sp3??當(dāng)參與雜化軌道的原子含有不參加成鍵的孤對電子時，形成的雜化軌道不完全等同，這樣的雜化稱為不等性雜化。43ppt課件判斷是否等性雜化，要看各條雜化軌道的能量是否相等。NH32s不等性sp3雜化H2OO不等性sp3不等性sp3雜化2s2p10445

折線(V)形（CH3Cl、NH3、H2O

）44ppt課件不等性sp3雜化H2OO不等性sp3不等性sp3雜化2s2p孤電子對數(shù)：012夾角：109.5o107.3o104.5o空間結(jié)構(gòu)：正四面體三角錐V形分子的空間構(gòu)型與雜化軌道的空間構(gòu)型一致為等性雜化不一致為不等性雜化45ppt課件孤電子對數(shù)：0雜化軌道的類型與空間結(jié)構(gòu)的關(guān)系46ppt課件雜化軌道的類型與空間結(jié)構(gòu)的關(guān)系46ppt課件雜化軌道要點能量相近原則：中心原子形成雜化軌道的原子軌道在能量相近,通常是最外層價電子原子軌道。(2)軌道數(shù)目守恒原則：參與雜化的原子軌道數(shù)目=組成的雜化軌道數(shù)目。(3)軌道能量重新分配原則:原子軌道在雜化前能量各不相同,但雜化后的雜化軌道能量相等。(4)雜化軌道對稱性分配原則:雜化軌道在球形空間成對稱性分布,因此等性雜化軌道的夾角相等。

與原來的原子軌道相比，雜化軌道的空間伸展方向改變，成鍵能力更強(qiáng)，分子越穩(wěn)定；不同的雜化軌道空間分布不同，決定了分子的空間幾何構(gòu)型不同。(5)最大重疊原則：雜化軌道按最大重疊成鍵最穩(wěn)定。47ppt課件雜化軌道要點能量相近原則：中心原子形成雜化軌道的原子軌道在能請用雜化軌道理論分析乙炔分子的成鍵情況?思考48ppt課件請用雜化軌道理論分析乙炔分子的成鍵情況?思考48ppt課件6.2.4價電子對互斥理論1940年Sidgwick提出價層電子對互斥理論，用以判斷分子的幾何構(gòu)型。(1)價層電子對互斥理論的基本要點AXm

型分子的幾何構(gòu)型取決于中心原子A價電子層中電子對的互相排斥作用。分子的幾何構(gòu)型總是采取電子對相互排斥力最小的形式。AXm型分子的幾何構(gòu)型主要決定于中心原子A的價層電子對的數(shù)目和類型。多重鍵的處理。雙鍵、三鍵作為一個電子對處理。電子對間的夾角和成鍵情況決定相互排斥作用的大小。49ppt課件6.2.4價電子對互斥理論1940年Sidgwick夾角越小，排斥力越大；孤電子對－孤電子對>孤電子對－成鍵電子>成鍵電子－成鍵電子，即LP－LP>LP－BP>BP－BP；叁鍵>雙鍵>單鍵。電子對間的排斥力規(guī)律50ppt課件夾角越小，排斥力越大；電子對間的排斥力規(guī)律50ppt課件通式AXm表示所有只含一個中心原子的分子或離子組成。A：中心原子，X：配位原子，下標(biāo)m：配位原子的個數(shù)。（2）判斷共價分子結(jié)構(gòu)的一般規(guī)則A的價電子數(shù)=主族序數(shù)；配體X：H和鹵素每個原子各提供一個價電子,氧與硫不提供價電子；正離子應(yīng)減去電荷數(shù)，負(fù)離子應(yīng)加上電荷數(shù)。如果出現(xiàn)奇電子(有一個成單電子)，可把這個單電子當(dāng)作電子對看待。A原子的價層電子對數(shù)=1/2[A的價電子數(shù)+X提供的價電子數(shù)+（負(fù)）或-（正）離子電荷數(shù)]51ppt課件通式AXm表示所有只含一個中心原子的分子或離子組成。（2）判價層電子對互斥理論的判斷規(guī)則例：求PO43-

，NH4+

，CCl4

，NO2

，ICl4-

，OCl2

分子或離子中心原子的價層電子對數(shù)。AXm中心原子的價層電子對數(shù)=1/2[A的價電子數(shù)+配位原子提供的價電子數(shù)+（負(fù)）或-（正）離子電荷數(shù)]52ppt課件價層電子對互斥理論的判斷規(guī)則AXm中心原子的價層電子對數(shù)=5

價層電子數(shù)價層電子對數(shù)PO43-NH4+

NO2

ICl2-

OCl2N=5+3=84N=5+4-1=84N=53N=105N=84CO32-思考53ppt課件價層電子數(shù)根據(jù)中心原子A周圍的電子對數(shù)，找出相應(yīng)的理想幾何結(jié)構(gòu)圖形，即價電子對的空間構(gòu)型。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54ppt課件根據(jù)中心原子A周圍的電子對數(shù)，找出相應(yīng)的理想幾何結(jié)構(gòu)圖形，即（3）判斷共價分子結(jié)構(gòu)的實例1.LP=0，分子的空間構(gòu)型=電子對的空間構(gòu)型VP=1/2(2+2)=2直線形VP=1/2(3+3)=3平面三角形VP=1/2(4+4)=4四面體VP=1/2(5+5)=5三角雙錐VP=1/2(6+6)=6八面體例55ppt課件（3）判斷共價分子結(jié)構(gòu)的實例1.LP=0，分子的空間構(gòu)型61八面體四方錐

IF5

2八面體平面正方形XeF42.LP≠0：分子的空間構(gòu)型不同于電子對的空間構(gòu)型。31平面三角形V形SnCl241四面體三角錐NH32四面體V形

H2OVPLP電子對的空間構(gòu)型分子的空間構(gòu)型例51三角雙錐變形四方體SF42三角雙錐T形

ClF33三角雙錐直線形

XeF256ppt課件61八面體例：ClF3VP=5LP=2三種構(gòu)型選擇？三種結(jié)構(gòu)中最小角度(90o)的三種電子之間排斥作用的數(shù)目結(jié)構(gòu)a的排斥作用最小，是一種較穩(wěn)定的結(jié)構(gòu)。57ppt課件例：ClF3VP=5LP=2三種構(gòu)型選分子構(gòu)型：T型電子對構(gòu)型與分子構(gòu)型不一致電子數(shù)為5時，孤對總是盡先處于三角雙錐的腰部位置。進(jìn)一步討論影響鍵角的因素①π鍵的存在，相當(dāng)于孤對電子排斥成鍵電子，使鍵角變小。C=CHHHH58ppt課件分子構(gòu)型：T型電子對構(gòu)型與分子構(gòu)型不一致電子數(shù)為5時，孤對中心原子和配位原子的電負(fù)性大小也影響鍵角。同種類型的分子，中心原子電負(fù)性大者，鍵角較大；配位原子電負(fù)性大者，鍵角較小。N:FFFN:HHHP:HHHH價層電子對互斥理論的優(yōu)缺點預(yù)測一些分子（尤其是第一、二、三周期元素組成的分子）幾何構(gòu)型成功而簡便，并與雜化軌道理論的預(yù)測一致。但預(yù)測第VA、VIA族形成的一些分子（離子）的幾何構(gòu)型時，常與實驗結(jié)果有出入。不涉及成鍵過程及鍵的穩(wěn)定性。嚴(yán)格來說并不是一種化學(xué)鍵理論。VSEPR與雜化軌道理論互為補(bǔ)充。59ppt課件中心原子和配位原子的電負(fù)性大小也影響鍵角。N:FFFN:HH6888510344435

三角形正四面體正四面體正四面體三角形三角雙錐分子構(gòu)型

三角形V字構(gòu)型

三角錐正四面體

V字形

T字形例利用價層電子對互斥理論判斷下列分子和離子的幾何構(gòu)型，寫出價層電子總數(shù)、對數(shù)、電子對構(gòu)型和分子構(gòu)型。

AlCl3H2SSO32-NH4+NO2IF3解：總數(shù)對數(shù)電子對構(gòu)型60ppt課件6886.3分子的極性、分子間力和氫鍵6.3.1鍵的極性和分子的極性6.3.2分子間力6.3.3氫鍵61ppt課件6.3分子的極性、分子間力和氫鍵6.3.1鍵的極性和6.3.1鍵的極性和分子的極性1.鍵的極性鍵的極性是指化學(xué)鍵中正負(fù)電荷是否重合。

同核雙原子分子（O2、H2）為非極性鍵。

不同原子分子間，電負(fù)性不同，正、負(fù)電荷中心不重合，形成極性鍵（NH3、H2O、HCl

）。電負(fù)性差值越大，鍵的極性越大。62ppt課件6.3.1鍵的極性和分子的極性1.鍵的極性鍵的極性是指2.分子的極性正負(fù)電荷中心不重合的分子叫極性分子。正負(fù)電荷中心重合的分子叫非極性分子。分子中化學(xué)鍵是非極性鍵，通常分子不會有極性（S8，P4）。分子中化學(xué)鍵為極性鍵，分子可能有極性（H2O、SO2、CHCl3），可能沒有（CO2、BF3、CH4）。極性大小的表示：偶極矩μ極性分子的偶極矩等于正（或負(fù)）電荷所帶的電量q與正、負(fù)電荷中心的距離d的乘積。μ=q·d(單位：C·m）μ=0，無極性63ppt課件2.分子的極性正負(fù)電荷中心不重合的分子叫極性分子。63pp6.3.2分子間力范德華力包含：取向力、誘導(dǎo)力和色散力分子間作用力：共價分子之間存在的弱的短的短程作用力，又稱范德華力。比化學(xué)鍵要弱得多。范德華力存在于所有分子中。范德華力的特點：永遠(yuǎn)存在于分