《無(wú)機(jī)化學(xué)》3分子結(jié)構(gòu)與晶體結(jié)構(gòu)

LOREMIPSUMDOLORLOREMIPSUMDOLOR無(wú)機(jī)化學(xué)第三章分子結(jié)構(gòu)與晶體結(jié)構(gòu)無(wú)機(jī)化學(xué)本章主要內(nèi)容第一節(jié)

共價(jià)鍵理論第二節(jié)

分子間作用力第三節(jié)離子鍵與離子晶體第四節(jié)非離子型晶體無(wú)機(jī)化學(xué)本章教學(xué)目標(biāo)【知識(shí)目標(biāo)】1.理解化學(xué)鍵的形成、本質(zhì)及其性質(zhì)；2.掌握雜化軌道的概念、類(lèi)型和形成；3.理解分子間力、氫鍵的產(chǎn)生及其對(duì)物質(zhì)性質(zhì)的影響?！灸芰δ繕?biāo)】1.能夠用化學(xué)鍵理論判斷簡(jiǎn)單無(wú)機(jī)化合物的結(jié)構(gòu)和性質(zhì)；2.能夠利用現(xiàn)代價(jià)鍵理論和雜化軌道理論判斷分子的空間構(gòu)型和極性；3.能夠判斷分子間作用力的類(lèi)型及分子極性；4.能夠根據(jù)晶體類(lèi)型判斷物質(zhì)的性質(zhì)。人們通常遇到的物質(zhì)，除稀有氣體外，都不是以單原子的狀態(tài)存在，而是以原子之間相互結(jié)合形成的分子或晶體的狀態(tài)存在的。分子或晶體內(nèi)相鄰原子或離子之間的一種較強(qiáng)的相互作用力稱(chēng)為化學(xué)鍵。分子是構(gòu)成物質(zhì)的基本單位。物質(zhì)的許多性質(zhì)都與分子間的作用力以及晶體的結(jié)構(gòu)密切相關(guān)。第三章分子結(jié)構(gòu)與晶體結(jié)構(gòu)第一節(jié)共價(jià)鍵理論（一）共價(jià)鍵的形成及其本質(zhì)海特勒和倫敦研究了兩個(gè)氫原子結(jié)合成為氫分子時(shí)所形成共價(jià)鍵的本質(zhì)。他們將兩個(gè)氫原子相互作用時(shí)的能量(E)當(dāng)作兩個(gè)氫原子核間距(R)的函數(shù)進(jìn)行計(jì)算，得到了如圖所示的兩條曲線。一、現(xiàn)代價(jià)鍵理論第三章分子結(jié)構(gòu)與晶體結(jié)構(gòu)共價(jià)鍵的兩個(gè)特征——飽和性和方向性（二）共價(jià)鍵的特征第三章分子結(jié)構(gòu)與晶體結(jié)構(gòu)1．飽和性原子在形成共價(jià)分子時(shí)所形成的共價(jià)鍵數(shù)目，取決于它所具有的未成對(duì)電子的數(shù)目。2．方向性根據(jù)原子軌道最大重疊原理，在成鍵時(shí)原子間總是盡可能沿著原子軌道最大重疊的方向成鍵。(1)σ鍵若兩原子軌道按“頭碰頭”的方式發(fā)生軌道重疊，軌道重疊部分沿著鍵軸呈圓柱形軸對(duì)稱(chēng)，這種共價(jià)鍵稱(chēng)為σ鍵。形成σ鍵的電子叫σ電子。(2)π鍵若兩原子軌道按“肩并肩”的方式發(fā)生軌道（三）共價(jià)鍵的類(lèi)型第二章原子結(jié)構(gòu)與元素周期律重疊，軌道重疊的上下兩部分通過(guò)與其垂直的平面呈鏡面對(duì)稱(chēng)，這種共價(jià)鍵稱(chēng)為π鍵。形成π鍵的電子叫π電子。1．σ鍵和π鍵共價(jià)鍵有極性共價(jià)鍵和非極性共價(jià)鍵之分。在共價(jià)鍵中，若成鍵兩原子的電負(fù)性差值等于0，電子云在兩核間均勻分布，這種鍵稱(chēng)為非極性共價(jià)鍵，如N2、H2等單質(zhì)分子；若不同元素的原子成鍵，它們的電負(fù)性差值不等于0，這種鍵稱(chēng)為極性共價(jià)鍵，如HCl、H2O。在極性共價(jià)鍵中，共用電子對(duì)偏向電負(fù)性大的原子，產(chǎn)生偶極。電負(fù)性差值越大，鍵的極性也就越大。2．極性鍵和非極性鍵第二章原子結(jié)構(gòu)與元素周期律3．配位共價(jià)鍵如果共價(jià)鍵的共用電子對(duì)是由成鍵兩原子各提供一個(gè)電子所組成，稱(chēng)為正常共價(jià)鍵，如果共價(jià)鍵的共用電子對(duì)是由成鍵兩原子中其中的一方提供的，稱(chēng)為配位共價(jià)鍵，簡(jiǎn)稱(chēng)配位鍵。形成配位鍵必須具備兩個(gè)條件：(1)一個(gè)原子的價(jià)電子層有孤對(duì)電子；(2)另一個(gè)原子的價(jià)電子層有空軌道。第二章原子結(jié)構(gòu)與元素周期律1．鍵長(zhǎng)分子中成鍵的兩原子核間的平衡距離叫鍵長(zhǎng)(l)或鍵距(d)，單位pm。2．鍵能鍵能用來(lái)衡量化學(xué)鍵的強(qiáng)弱。在標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)下，斷裂單位物質(zhì)的量的氣態(tài)分子的化學(xué)鍵，使它變成氣態(tài)原子或原子團(tuán)所需要的能量，稱(chēng)為鍵能。3．鍵角雙原子分子的形狀是直線形的。而多原子分子中兩相鄰化學(xué)鍵之間往往呈一定的夾角，稱(chēng)為鍵角。（五）鍵參數(shù)第二章原子結(jié)構(gòu)與元素周期律價(jià)鍵理論成功解釋了共價(jià)鍵的形成及共價(jià)鍵的方向性和飽和性，但是卻不能圓滿解釋某些分子的空間結(jié)構(gòu)。為了更好地解釋多原子分子的實(shí)際空間構(gòu)型和性質(zhì)，1931年鮑林提出了雜化軌道理論。二、雜化軌道理論第二章原子結(jié)構(gòu)與元素周期律一個(gè)原子和其他原子形成分子時(shí)，中心原子所用的原子軌道不是原來(lái)純粹的s軌道或p軌道，而是幾個(gè)不同類(lèi)型、能量相近的原子軌道重新組合成了同等數(shù)目的能量完全相同的新的原子軌道——雜化軌道。（一）雜化軌道理論的基本要點(diǎn)

第二章原子結(jié)構(gòu)與元素周期律1．同一個(gè)原子中能量相近的原子軌道之間才可以形成雜化軌道。n個(gè)原子軌道雜化后得到n個(gè)能量相等、空間取向不同的雜化軌道。2．孤立原子軌道本身不會(huì)雜化形成雜化軌道。只有當(dāng)原子要相互結(jié)合形成分子，需要滿足原子軌道的最大重疊要求時(shí)，原子內(nèi)的軌道才會(huì)發(fā)生雜化以獲得更強(qiáng)的成鍵能力。3．原子軌道雜化時(shí)，原已成對(duì)的電子可以激發(fā)到空軌道中而成單個(gè)電子，其激發(fā)所需的能量可以由成鍵時(shí)放出的能量得到補(bǔ)償。本章只討論s-p雜化。1．sp雜化能量相近的一個(gè)ns軌道和一個(gè)np軌道雜化，可形成二個(gè)等價(jià)的sp雜化軌道。2．sp2雜化能量相近的一個(gè)ns軌道和兩個(gè)np軌道雜化，可形成三個(gè)等價(jià)的sp2雜化軌道。3．sp3雜化能量相近的一個(gè)ns軌道和3個(gè)np軌道雜化，可形成四個(gè)等價(jià)的sp3雜化軌道。（二）雜化軌道的類(lèi)型與分子幾何構(gòu)型的關(guān)系第二章原子結(jié)構(gòu)與元素周期律第二節(jié)分子間作用力影響物質(zhì)性質(zhì)的因素，除化學(xué)鍵外還有分子與分子之間的一些較弱的作用力。在溫度足夠低時(shí)，許多氣體能凝聚為液體、甚至固體，說(shuō)明在分子與分子之間確實(shí)地存在著一種相互吸引作用。

荷蘭物理學(xué)家范德華在1873年就發(fā)現(xiàn)并研究了這種作用力，因此分子間作用力也稱(chēng)為范德華力。第二章原子結(jié)構(gòu)與元素周期律共價(jià)分子有極性分子和非極性分子之分。一種分子的正電荷部分（原子核）和負(fù)電荷部分（電子）的中心重合時(shí)，從整個(gè)分子來(lái)看，電荷分布是均勻的，對(duì)稱(chēng)的，整個(gè)分子不顯極性，稱(chēng)為非極性分子；反之，分子便會(huì)顯出極性，稱(chēng)為極性分子。（一）分子的極性第二章原子結(jié)構(gòu)與元素周期律一、分子的極性在外電場(chǎng)作用下，分子中的原子核和電子云會(huì)產(chǎn)生相對(duì)位移，正負(fù)電荷中心的位置發(fā)生改變，從而產(chǎn)生誘導(dǎo)偶極，分子則發(fā)生了變形，極性增大，這種過(guò)程稱(chēng)為分子的極化。因電子云與原子核發(fā)生相對(duì)位移而使分子外形發(fā)生變化的性質(zhì)稱(chēng)為分子的變形性。當(dāng)外電場(chǎng)消失時(shí)，誘導(dǎo)偶極也就隨之消失，分子恢復(fù)為原狀。（二）分子的極化第二章原子結(jié)構(gòu)與元素周期律（一）色散力

任何一個(gè)分子，由于電子的運(yùn)動(dòng)和核的振動(dòng)，電子和核之間會(huì)有瞬間的相對(duì)位移，從而引起分子中正負(fù)電荷中心的瞬時(shí)分離，產(chǎn)生瞬時(shí)偶極。瞬時(shí)偶極會(huì)誘使鄰近的非極性分子也產(chǎn)生瞬時(shí)誘導(dǎo)偶極，使得相鄰分子產(chǎn)生異極相鄰的狀態(tài)，分子間因此而產(chǎn)生了瞬時(shí)的吸引力。色散力的大小與分子的變形性有關(guān)，一般來(lái)說(shuō)，分子越大，其變形性越大，分子間的色散力就越大，物質(zhì)的熔點(diǎn)、沸點(diǎn)也越高。二、分子間作用力第二章原子結(jié)構(gòu)與元素周期律（二）誘導(dǎo)力當(dāng)極性分子和非極性分子相互靠近時(shí)，極性分子的固有偶極會(huì)使非極性分子變形而產(chǎn)生誘導(dǎo)偶極，極性分子的固有偶極與非極性分子的誘導(dǎo)偶極之間產(chǎn)生了吸引力，這種吸引力稱(chēng)為誘導(dǎo)力。

誘導(dǎo)力除了存在于極性和非極性、極性和極性分子之間，也會(huì)出現(xiàn)在離子和離子、離子和分子之間。二、分子間作用力第二章原子結(jié)構(gòu)與元素周期律（三）取向力當(dāng)兩個(gè)極性分子互相靠近時(shí)，分子間不僅存在色散力和誘導(dǎo)力，而且由于極性分子固有偶極的作用，同極相斥，異極相吸，使極性分子之間以靜電引力互相吸引，在空間轉(zhuǎn)向成為異極相鄰的狀態(tài)。這種由極性分子在空間取向形成的作用力，稱(chēng)為取向力。

取向力只存在于極性分子之間。其大小取決于極性分子固有偶極的大小，偶極矩越大，取向力越大。二、分子間作用力第二章原子結(jié)構(gòu)與元素周期律1．分子間作用力是存在于所有分子之間的一種靜電引力，作用能量一般在幾～幾十kJ/mol，比化學(xué)鍵小1～2個(gè)數(shù)量級(jí)，作用范圍較小，約在500pm以內(nèi)。2．沒(méi)有方向性和飽和性。只要空間許可，分子凝聚時(shí)總是吸引周?chē)M可能多的其他分子。3．在三種作用力中，大多數(shù)分子間的作用力以色散力為主。只有極性很大的分子，取向力才占較大的比重，誘導(dǎo)力最小。（四）分子間作用力的特征及其對(duì)物質(zhì)性質(zhì)的影響第二章原子結(jié)構(gòu)與元素周期律（一）氫鍵的形成當(dāng)氫原子與電負(fù)性很大、半徑很小的原子X(jué)（如F、O、N等）以共價(jià)鍵結(jié)合時(shí)，由于X原子吸引電子的能力很強(qiáng)，共用電子對(duì)強(qiáng)烈偏向于X原子，使氫原子幾乎成為沒(méi)有電子云的只帶有正電荷的“裸核”。容易吸引另一個(gè)電負(fù)性很大，且半徑較小的原子Y（如F、O、N等）的孤對(duì)電子，形成氫鍵。氫鍵與分子間作用力的數(shù)量級(jí)相同，所以把它歸入分子間作用力的范疇，但它比分子間作用力大。三、氫鍵第二章原子結(jié)構(gòu)與元素周期律1．方向性X—H…Y三個(gè)原子在一直線上時(shí)，Y與X距離最遠(yuǎn)，兩原子電子云之間的斥力最小，從而能形成較強(qiáng)的氫鍵。2．飽和性當(dāng)另一個(gè)電負(fù)性大的原子靠近時(shí)，這個(gè)原子的電子云受到氫鍵中X和Y電子云的排斥力遠(yuǎn)遠(yuǎn)大于H原子核的吸引力而很難與H靠近，因此X—H…Y上的氫原子不可能再與另一個(gè)原子形成氫鍵。（二）氫鍵的特點(diǎn)第二章原子結(jié)構(gòu)與元素周期律1．熔、沸點(diǎn)的變化分子間氫鍵增加了分子間的作用力，從而使物質(zhì)的熔、沸點(diǎn)顯著升高。而分子內(nèi)形成氫鍵時(shí)，反而會(huì)使物質(zhì)熔、沸點(diǎn)下降。2．溶解度的變化溶質(zhì)和極性溶劑間形成氫鍵有利于溶質(zhì)的溶解。而當(dāng)溶質(zhì)形成分子內(nèi)氫鍵時(shí)，在極性溶劑中的溶解度減小，在非極性溶劑中的溶解度增加。氫鍵的形成也常常會(huì)影響到物質(zhì)的酸堿性、黏度、密度、介電常數(shù)甚至反應(yīng)性。（三）氫鍵對(duì)物質(zhì)性質(zhì)的影響第二章原子結(jié)構(gòu)與元素周期律第三節(jié)離子鍵與離子晶體一般來(lái)說(shuō)，當(dāng)電負(fù)性相差較大的活潑金屬原子與活潑非金屬原子相互作用時(shí)，所形成的化合物如NaCl、KCl、CsCl、CaO等，熔點(diǎn)較高，硬度較大，易溶于水，溶于水或熔化時(shí)能導(dǎo)電。這些化合物屬于離子型化合物。德國(guó)化學(xué)家柯塞爾于1916年提出了離子鍵理論，以說(shuō)明離子型化合物的形成。第二章原子結(jié)構(gòu)與元素周期律（一）離子鍵的形成離子鍵是原子得失電子后生成的陰、陽(yáng)離子之間靠靜電作用而形成的化學(xué)鍵。例如NaCl，電負(fù)性相差較大的活潑金屬原子Na和活潑非金屬原子Cl相互接近時(shí)，Na原子傾向于失去最外層的價(jià)電子形成Na+，Cl原子傾向于接受電子形成Cl-。Na+和Cl-以靜電引力相互吸引，形成化學(xué)鍵——離子鍵。由離子鍵形成的化合物叫離子型化合物。以離子鍵結(jié)合的物質(zhì)可以是氣體分子（如Na+Cl-離子型分子），但更多的是固體，即離子晶體。一、離子鍵理論第二章原子結(jié)構(gòu)與元素周期律1．離子鍵的本質(zhì)是靜電作用。形成離子鍵時(shí)，兩原子的電負(fù)性相差越大，形成鍵的離子性就越強(qiáng)。但實(shí)驗(yàn)證明，即使是電負(fù)性最強(qiáng)的原子與電負(fù)性最弱的原子結(jié)合，其中仍有共價(jià)鍵成分。一般認(rèn)為，電負(fù)性差值大于l.7的兩原子形成的化學(xué)鍵以離子鍵為主，可以認(rèn)為屬于離子型化合物。2．由于靜電引力沒(méi)有方向性，陰陽(yáng)離子之間可在任何方向上發(fā)生作用，所以離子鍵也沒(méi)有方向性和飽和性。只要條件允許，陽(yáng)離子周?chē)梢员M可能多地吸引陰離子，反之亦然。

（二）離子鍵的特征第二章原子結(jié)構(gòu)與元素周期律離子型化合物所形成的晶體叫做離子晶體。二、離子晶體第二章原子結(jié)構(gòu)與元素周期律（一）典型AB型離子晶體的分類(lèi)1.NaCl型面心立方晶格，每個(gè)離子均被6個(gè)帶異號(hào)電荷的離子所包圍，配位比6:6。2.CsCl型簡(jiǎn)單立方晶格，每個(gè)離子均被8個(gè)帶異號(hào)電荷的離子所包圍，配位比8:8。3.ZnS型面心立方晶格，有些AB型離子化合物具有ZnS的點(diǎn)陣結(jié)構(gòu)，每個(gè)離子均被4個(gè)帶異號(hào)電荷的離子所包圍，配位比4:4。晶體的穩(wěn)定程度可以用晶格能來(lái)衡量，晶格能是指在標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)下，破壞1mol離子晶體，使其變?yōu)楦鹘M分氣態(tài)離子時(shí)需要吸收的能量，用U來(lái)表示。晶格能越大，正、負(fù)離子間結(jié)合力越強(qiáng)，離子晶體越穩(wěn)定，晶體的熔點(diǎn)越高，硬度越大。晶格能一般無(wú)法通過(guò)實(shí)驗(yàn)直接測(cè)定，大多數(shù)的晶格能都是間接計(jì)算得到的。（二）晶格能第二章原子結(jié)構(gòu)與元素周期律（一）離子的極化力和變形性(1)離子的極化力(2)離子的變形性(3)離子的附加極化作用三、離子極化第二章原子結(jié)構(gòu)與元素周期律（二）離子極化對(duì)晶體結(jié)構(gòu)和性質(zhì)的影響1．對(duì)鍵型的影響2．對(duì)晶體結(jié)構(gòu)的影響3．對(duì)化合物性質(zhì)的影響(1)熔、沸點(diǎn)降低

(2)溶解度減小(3)顏色加深第二章原子結(jié)構(gòu)與元素周期律第四節(jié)非離子型晶體非離子型晶體包括原子晶體、分子晶體和金屬晶體。第二章原子結(jié)構(gòu)與元素周期律一、原子晶體相鄰原子之間通過(guò)強(qiáng)烈的共價(jià)鍵結(jié)合而成的空間網(wǎng)狀結(jié)構(gòu)的晶體叫做原子晶體。原子晶體的晶格結(jié)點(diǎn)上排列的是原子，原子之間以共價(jià)鍵相結(jié)合。一般來(lái)說(shuō)，組成晶體的原子半徑越小，鍵長(zhǎng)越短，共價(jià)鍵越牢固，晶體的熔、沸點(diǎn)越高