離子鍵完整版本

無機(jī)化學(xué)

第三章化學(xué)鍵與分子結(jié)構(gòu)

Chapter4Chemicalbondandmolecularstructure3.1.1離子鍵的形成3.1.2離子鍵特點(diǎn)3.1.3離子特征3.1.4離子晶體§3.1離子鍵理論離子型化合物：活潑金屬原子與活潑非金屬原子所形成的化合物。如KCl，CaO等。主要以晶體形式存在較高熔點(diǎn)和沸點(diǎn)熔融或水溶解后能導(dǎo)電3.1.1離子鍵的形成（1）離子鍵理論

1916年德國科學(xué)家Kossel(科塞爾)提出當(dāng)活潑金屬的原子與活潑的非金屬原子相互化合時(shí)，均有通過得失電子而達(dá)到穩(wěn)定電子構(gòu)型的傾向；

對(duì)主族元素，穩(wěn)定結(jié)構(gòu)是指具有稀有氣體的電子結(jié)構(gòu)，如鈉和氯；對(duì)過渡元素，d軌道一般處于半充滿，例外較多。原子間發(fā)生電子轉(zhuǎn)移而形成具有穩(wěn)定結(jié)構(gòu)的正負(fù)離子，當(dāng)正、負(fù)離子的吸引和排斥力達(dá)到平衡時(shí)形成離子鍵。離子鍵:原子間發(fā)生電子的轉(zhuǎn)移，形成正、負(fù)離子，并通過靜電作用形成的化學(xué)鍵。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)鍵以NaCl為例(2)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(jià)鍵。（χ>1.7，實(shí)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(shí)釋放能量多Na(s)+1/2Cl

2(g)=NaCl(s)H=－410.9kJ·mol－1在形成離子鍵時(shí)，以放熱的形式，釋放較多的能量。3.1.2離子鍵特點(diǎn)

(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，所以無方向性。（3）離子鍵沒有飽和性只要是正負(fù)離子之間，則彼此吸引，即無飽和性。（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(jià)鍵。P125離子鍵和共價(jià)鍵之間,并非可以截然區(qū)分的，可將離子鍵視為極性共價(jià)鍵的一個(gè)極端,另一極端為非極性共價(jià)鍵。極性增大非極性共價(jià)鍵極性共價(jià)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(jià)鍵的成分。即除離子間靠靜電相互吸引外，尚有共用電子對(duì)的作用。

X>1.7，實(shí)際上是指離子鍵的成分大于50%。AB型化合物單鍵的離子性百分?jǐn)?shù)與電負(fù)性差值之間的關(guān)系電負(fù)性差離子性/%電負(fù)性差離子性/%0.211.8550.442.0630.692.2700.8152.4761.0222.6821.2302.8861.4393.0891.6473.292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-

3.1.3離子的特征（1）離子的電荷（2）離子的電子層構(gòu)型電荷高，離子鍵強(qiáng)。+1,+2,+3,+4

——相應(yīng)原子的得失電子數(shù)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NaCl

CuCl離子的電子層構(gòu)型同離子的作用力，即離子鍵的強(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(duì)同種負(fù)離子的結(jié)合力的大小規(guī)律：（3）離子半徑1.概念: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(shí)驗(yàn)測定得到。1926年，哥德希密特(Goldschmidt)用光學(xué)方法測得了F－和O2－的半徑，分別為133pm和132pm。結(jié)合X射線衍射所得的d值，得到一系列離子半徑，稱為哥德希密特半徑。

離子的作用半徑dr+r-例：

MgOd=210pm1927年，Pauling把最外層電子到核的距離，定義為離子半徑。并利用有效核電荷等數(shù)據(jù)，求出一套離子半徑數(shù)值，被稱為

Pauling半徑。Z為核電數(shù)，σ為屏蔽常數(shù)，Cn為取決于最外電子層主量子數(shù)n的一個(gè)常數(shù)。2.離子半徑的變化規(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－1976年，Shanon通過歸納氧化物中正負(fù)離子核間距數(shù)據(jù)并考慮配位數(shù)、幾何構(gòu)型和電子自旋等因素，提出了一套新數(shù)據(jù)。同一元素，不同價(jià)態(tài)的離子，電荷高的半徑小。如Ti4+<Ti3+；Fe3+<Fe2+。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(duì)角線上，左上的元素和右下的元素的離子半徑相近。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(jià)離子半徑減小。Na+>Mg2+>Al3+K+>Ca2+

3.1.4離子晶體（1）離子晶體的特性正負(fù)離子間的靜電作用力較強(qiáng)熔點(diǎn)、沸點(diǎn)較高因離子鍵強(qiáng)度大硬度高受到外力沖擊時(shí)，易發(fā)生位錯(cuò)導(dǎo)致破碎。++－－++－－位錯(cuò)++－－++－－離子的定向遷移導(dǎo)電性離子晶體中不存在單個(gè)分子巨型分子（2）離子晶體的類型（a）CsCl型晶體屬簡單立方晶格配位比8?

8晶胞中離子的個(gè)數(shù)：

Cs+:1個(gè)

Cl￣:8(1/8)=1

個(gè)AB型離子化合物的三種主要的晶體結(jié)構(gòu)類型a異號(hào)離子間的距離（b）NaCl型晶體屬立方面心晶格配位比6?

6晶胞中離子的個(gè)數(shù)：

Na+:12

(1/4)+1=4個(gè)

Cl￣:8(1/8)+6(1/2)=4

個(gè)

異號(hào)離子間距離（c）立方ZnS型屬立方面心晶格配位比4?

4晶胞中離子的個(gè)數(shù)：

Zn2+:4個(gè)S2￣:6(1/2)+8(1/8)=4

個(gè)異號(hào)離子間距離(3)離子半徑比與配位數(shù)和晶體構(gòu)型的關(guān)系從六配位的介穩(wěn)狀態(tài)出發(fā)，探討半徑比與配位數(shù)之間的關(guān)系。ABCD如果r+

再大些,則陰離子同號(hào)相離,異號(hào)相切的穩(wěn)定狀態(tài)。結(jié)論時(shí)，配位數(shù)為6,NaCl

式晶體結(jié)構(gòu)。++++++如果r+

小些,則陰離子同號(hào)相切,異號(hào)相離的不穩(wěn)定狀態(tài)，使晶體中離子的配位數(shù)下降。結(jié)論時(shí)，配位數(shù)為4,ZnS式晶體結(jié)構(gòu)。ABCDABCD八配位的介穩(wěn)狀態(tài)的對(duì)角面圖。結(jié)論時(shí)，配位數(shù)為8,CsCl

式晶體結(jié)構(gòu)。四配位的介穩(wěn)狀態(tài)圖。結(jié)論時(shí)，配位數(shù)為3。r+/r－配位數(shù)晶體類型實(shí)例0.225~0.4144

ZnS型

ZnS,ZnO,BeS,BeO,CuCl,CuBr0.414~0.7326NaCl型NaCl,KCl,NaBr,LiF,CaO,MgO,CaS,BaS0.732~18CsCl型CsCl,CsBr,CsI,NH4Cl,TlCNAB型化合物離子半徑比與配位數(shù)和晶體類型的關(guān)系注意點(diǎn)：對(duì)于離子化合物中離子的任一配位數(shù)來說，都有一相應(yīng)的正負(fù)離子半徑比值范圍。例外，RbCl0.82當(dāng)一個(gè)化合物的正、負(fù)離子半徑比處于接近極限值時(shí)，則該化合物可能同時(shí)具有兩種構(gòu)型的晶體。GeO20.38離子晶體的構(gòu)型除了與正、負(fù)離子的半徑比有關(guān)外，還與離子的電子層構(gòu)型、離子數(shù)目、外界條件等因素有關(guān)。CsCl離子型化合物的正、負(fù)離子半徑比規(guī)則，只能應(yīng)用于離子型晶體，而不能用它判斷共價(jià)型化合物。3.2.1價(jià)鍵理論3.2.2雜化軌道理論3.2.3價(jià)層電子對(duì)互斥理論3.2.4分子軌道理論3.2.5鍵參數(shù)與分子的性質(zhì)3.2.6分子晶體與原子晶體§3.2共價(jià)鍵理論1916年，美國科學(xué)家Lewis提出共價(jià)鍵理論：分子中的原子可以通過共用電子對(duì)來形成稀有氣體的穩(wěn)定電子結(jié)構(gòu)。:N?

?

?

:N?

?

?

:NN:?

?

?

?

?

?

+=成功地解釋了由相同原子組成的分子（H2、O2等）以及性質(zhì)相近的不同原子組成的分子（HCl、H2O等），并揭示了共價(jià)鍵和離子鍵的區(qū)別。共價(jià)鍵：分子中原子間通過共用電子對(duì)結(jié)合而形成的化學(xué)鍵但有局限：1）某些分子的中心原子最外層電子數(shù)不是稀有氣體結(jié)構(gòu)；但仍能穩(wěn)定存在；如，BF3；SF6；PCl5；2）不能解釋共價(jià)鍵的特性（方向性、飽和性等）；3）不能解釋單電子鍵H2+和O2的磁性；4）不能闡明電子共用的本質(zhì)。3.2.1價(jià)鍵理論(VB)（1）共價(jià)鍵的本質(zhì)E0-DRro

又稱電子配對(duì)法，是1927年德國化學(xué)家W.Heitler和F.London用量子力學(xué)處理H2分子結(jié)構(gòu)結(jié)果的推廣，組成分子的兩原子的未成對(duì)電子自旋相反，成對(duì)偶合形成共價(jià)鍵。與Lewis法不同

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

時(shí)，E值最小，為E=－D(D>0，－D<0)，此時(shí)兩個(gè)H原子之間形成了化學(xué)鍵?；鶓B(tài)排斥態(tài)ABAB

兩個(gè)氫原子電子自旋方式相反，靠近、原子互相重疊，核間形成一個(gè)電子幾率密度較大的區(qū)域。系統(tǒng)能量降低，形成氫分子。為什么自旋相反的單電子能配對(duì)成鍵？基態(tài)分子中核間電子云能密集?從電子云的觀點(diǎn)考慮，可認(rèn)為H的1s軌道在兩核間重疊，使電子在兩核間出現(xiàn)的幾率大，形成負(fù)電區(qū)。降低兩核間正電排斥，增加兩核對(duì)核間負(fù)電區(qū)的吸引，使體系勢(shì)能降低，形成共價(jià)鍵。共價(jià)鍵的本質(zhì)——兩原子互相接近時(shí)，由于原子軌道重疊，兩原子共用自旋相反的電子對(duì)，使體系能量降低，而形成化學(xué)鍵。（a）電子配對(duì)原理（2）成鍵原理PaulingandSlater近代價(jià)鍵理論（c）原子軌道最大重疊原理兩原子接近時(shí)，自旋相反的未成對(duì)電子可以配對(duì)形成共價(jià)鍵（b）能量最低原理自旋相反的未成對(duì)電子配對(duì)成鍵后放出能量，使體系量降低。放出能量越多，鍵越穩(wěn)定。原子軌道盡可能按最大程度重疊，軌道重疊越多，電子在核間的幾率密度越大，健越牢，分子越穩(wěn)定。（3）共價(jià)鍵的特點(diǎn)本質(zhì)是電性的，結(jié)合力的大小決定于共用電子的數(shù)目和重疊方式。共用電子對(duì)在兩核間幾率密度最大，共用電子對(duì)并非僅存在于兩個(gè)核之間。具有飽和性，一個(gè)原子有幾個(gè)未成對(duì)電子就只能與幾個(gè)自旋相反的未成對(duì)電子配對(duì)成鍵。P147具有方向性，原子間總是盡可能沿原子軌道的最大重疊方向成鍵。

P148共價(jià)鍵具有不同的鍵型，按成鍵軌道與鍵軸之間的關(guān)系，共價(jià)鍵的鍵型主要分為兩種σ、π鍵。成鍵的兩個(gè)原子核間的連線稱為鍵軸。如HCl

分子中的3p和1s的成鍵，和Cl

2

中的3p和3p的成鍵。++++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(duì)稱；成鍵時(shí)，原子軌道發(fā)生最大重疊。HCl分子+++1sz+3pzz+Cl

2

分子pzz

pz++z++xx++px

z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(duì)通過一個(gè)鍵軸的平面具有鏡面反對(duì)稱性；軌道重疊程度比

鍵小，鍵能也小，因此穩(wěn)定性低，活動(dòng)性較高，是化學(xué)反應(yīng)的積極參加者。N2

分子中兩個(gè)原子各有三個(gè)單電子N2

分子的1個(gè)鍵，2個(gè)鍵形成條件：成鍵原子的價(jià)電子層一方有孤電子對(duì)，另一方有可接受孤電子對(duì)的空軌道。例：OC配位鍵普遍存在于離子和化合物中。3.配位鍵定義：由一個(gè)原子提供電子對(duì)為兩個(gè)原子共用而形成的共價(jià)鍵稱為共價(jià)配鍵，或稱配位鍵。3.2.2雜化軌道理論CH4形成的過程中顯然，這4個(gè)單電子所在原子軌道不一致。利用這些原子軌道與4個(gè)H原子形成的化學(xué)鍵，應(yīng)該不完全相同，也不應(yīng)該指向正四面體的四個(gè)頂點(diǎn)。電子激發(fā)2p2s

2p2s

VB法不能解釋分子的空間構(gòu)型1931年由L.Pauling提出雜化軌道理論（1）雜化與雜化軌道的概念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，形成一組新的原子軌道。這個(gè)過程叫做軌道的雜化，產(chǎn)生的新軌道叫做雜化軌道。如形成CH4分子時(shí)，中心碳原子的2s和2px、2py、2pz等四條原子軌道發(fā)生雜化，形成4條能量相等的sp3

雜化軌道。激發(fā)Sp3雜化重疊形成4個(gè)(sp3-s)σ鍵CH4分子形成過程

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(diǎn)：形成分子時(shí)，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(huì)發(fā)生；能量相近通常是指：ns與np、ns,np與nd或（n-1)d。（2）雜化軌道的類型（a）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(gè)Cl

的3p軌道成鍵，故分子為直線形。

Besp雜化

2s22p0

sp雜化軌道示意圖BeCl2分子結(jié)構(gòu)示意圖（b）sp2

雜化

3個(gè)sp2雜化軌道呈三角形分布，分別與3個(gè)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

2s22p1sp2雜化軌道示意圖BF3分子的結(jié)構(gòu)示意圖(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(gè)雜化軌道呈四面體,109.5°夾角CH4

正四面體(d)sp3d2雜化SF6

呈正八面體形狀sp3d2

雜化軌道

組成：s成份1/6，

p成份1/2，d成份1/3

形狀：一頭大一頭小

空間伸展方向：指向八面體6個(gè)的頂點(diǎn),90°夾角sp3d2

雜化3s23p43d06個(gè)sp3d2雜化軌道呈八面體分布，分別與6個(gè)F的3p成σ鍵，故SF6分子構(gòu)型為八面體。sp3d2雜化軌道示意圖SF6分子的空間結(jié)構(gòu)雜化軌道的類型與空間結(jié)構(gòu)的關(guān)系雜化類型spsp2sp3sp3d2用于雜化的原子軌道數(shù)2346雜化軌道數(shù)2346空間構(gòu)型直線型平面三角形四面體八面體實(shí)例BeCl2BF3CH4SF6CO2BCl3CCl4SiF62-(3)等性雜化與不等性雜化等性雜化：如C的sp3雜化，4條sp3雜化軌道能量一致。若干個(gè)原子軌道組合形成完全等同（能量、成份）軌道的雜化。以H2O為例，用價(jià)鍵理論和雜化理論解釋

HOH＝104.5°O原子的2s和2p采取sp3雜化，O原子最外層有6個(gè)電子，四個(gè)雜化軌道中有兩個(gè)被兩對(duì)孤電子對(duì)占據(jù)，其余兩個(gè)軌道被兩個(gè)單電子占據(jù)，與兩個(gè)H形成兩個(gè)sp3-sσ共價(jià)鍵。V形結(jié)構(gòu)

2個(gè)含有單電子的sp3雜化軌道與H的1s形成sp3

–sσ鍵，孤對(duì)電子占據(jù)另兩個(gè)sp3雜化軌道不成鍵，故H2O分子呈

V字形結(jié)構(gòu)。HOH鍵角本應(yīng)109°28′，但由于孤對(duì)電子的斥力，該角變小，為104.5°。

OHH????不等性雜化：由于孤電子對(duì)的存在，使原子軌道組合形成不完全等同軌道的雜化。思考題：NH3的結(jié)構(gòu)為非平面，推斷并解釋其結(jié)構(gòu)？N氧子基態(tài)sp3雜化態(tài)NH3分子雜化分子空間構(gòu)型三角錐形NHHH‥孤電子對(duì)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(4)雜化軌道要點(diǎn)軌道雜化是指同一個(gè)原子中能量相近的相關(guān)軌道的混合重新組成一組新軌道，也是原子軌道。雜化只能發(fā)生在能級(jí)接近的軌道之間，如主量子數(shù)相同的s、p、d軌道之間，或(n-1)d與ns、np之間，能量也是相近的。亞層符號(hào)按能級(jí)升高的順序排列，例如d2sp3和sp3d2代表不同雜化軌道。②各種雜化軌道的“形狀”均為葫蘆形，由分布在原子核兩側(cè)的大小葉瓣組成，軌道的伸展方向是指大葉瓣的伸展方向，為簡明起見往往不給出小葉瓣。③雜化軌道的數(shù)目等于參與雜化的軌道的總數(shù)。雜化軌道成鍵時(shí)，要滿足原子軌道最大重疊原理。一般雜化軌道成鍵能力比各原子軌道的成鍵能力強(qiáng)，各種不同類型雜化軌道的成鍵能力大小次序?yàn)椋孩蓦s化軌道成鍵時(shí)，要滿足化學(xué)鍵間最小排斥原理，鍵角越大，排斥力越小。雜化軌道類型不同，成鍵時(shí)鍵角不同，分子的空間結(jié)構(gòu)也不同。P1593.2.3價(jià)層電子對(duì)互斥理論(VSEPR)1940年Sidgwick

提出價(jià)層電子對(duì)互斥理論，用以判斷分子的幾何構(gòu)型。(1)價(jià)層電子對(duì)互斥理論的基本要點(diǎn)AXn

型分子的幾何構(gòu)型取決于中心原子A價(jià)電子層中電子對(duì)的互相排斥作用。分子的幾何構(gòu)型總是采取電子對(duì)相互排斥力最小的形式。AXn

型分子的幾何構(gòu)型主要決定于中心原子A的價(jià)層電子對(duì)的數(shù)目和類型。多重鍵的處理。雙鍵、三鍵作為一個(gè)電子對(duì)處理電子對(duì)間的夾角和成鍵情況決定相互排斥作用的大小。夾角越小，排斥力越大；孤電子對(duì)－孤電子對(duì)>孤電子對(duì)－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。P161一般規(guī)律（2）判斷共價(jià)分子結(jié)構(gòu)的一般規(guī)則1.

確定中心原子(A)的價(jià)電子層中的總電子數(shù)和對(duì)數(shù)以[AXm]n+為例(A—中心原子,X—配位原子)VP=1/2[A的價(jià)電子數(shù)+X提供的價(jià)電子數(shù)－離子電荷數(shù)]負(fù)正A的價(jià)電子數(shù)=主族序數(shù)；配體X：

H和鹵素每個(gè)原子各提供一個(gè)價(jià)電子,氧與硫不提供價(jià)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(gè)成單電子)，可把這個(gè)單電子當(dāng)作電子對(duì)看待。例：價(jià)層電子數(shù)價(jià)層電子對(duì)數(shù)PO43-NH4+

NO2

ICl2-

OCl2N=5+3=84N=5+4-1=84N=53N=105N=84根據(jù)中心原子A周圍的電子對(duì)數(shù)，找出相應(yīng)的理想幾何結(jié)構(gòu)圖形，即價(jià)電子對(duì)的空間構(gòu)型(p162,圖4-23）。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正八面體畫出結(jié)構(gòu)圖，確定中心原子的孤對(duì)電子對(duì)數(shù)，確定排斥力最小的穩(wěn)定結(jié)構(gòu)，推斷分子的空間構(gòu)型。（3）判斷共價(jià)分子結(jié)構(gòu)的實(shí)例1.LP=0，分子的空間構(gòu)型=電子對(duì)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(duì)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(duì)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

XeF2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)。分子構(gòu)型：T型電子對(duì)構(gòu)型與分子構(gòu)型不一致電子數(shù)為5時(shí)，孤對(duì)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(duì)電子排斥成鍵電子，使鍵角變小。C=CHHHH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(jià)層電子互斥理論的優(yōu)缺點(diǎn)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(shí)，常與實(shí)驗(yàn)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。6888510344435

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