七化学键与分子结构ppt课件

第七 章 化学键与分子结构 分子或晶体中直接相邻的原子 或离子间强烈的相互作用力。 化化 学学 键键 类型： 离子键； 共价键； 金属键。 一、离子键的形成 7.1 7.1 离离 子子 键键 二、离子键的特征 四、离子的特征 三、离子键的形成条件 一、 离子键的形成 1、原子得到电子形成阴离子 如：Cl 1s2 2s2 2P6 3s2 3P5 Cl- 1s2 2s2 2P6 3s2 3P6 +e ClCl- 2、原子失去电子形成阳离子。 如：Na 1s2 2s2 2P6 3s1 -e Na Na+ Na+ 1s2 2s2 2P6 阴阳离子之间通过静 电作用形成的离子键 。 Na+ + Cl- NaCl 1.离子键的本质是阴、阳离子间的 静电引力。 二、 离子键的特征 2. 离子键没有饱和性、方向性。 3.离子键的部分共价性。 三、 离子键的形成条件 活泼金属与活泼非金属化合时形成离子键。 如： NaCl、Na2O 、K2S 、 CsCl 当两个成键原子的电负性相差1.7时 ,形成离子键. 1、离子的电荷 四、离子的特征 离子的电荷是原子在形 成离子化合物的过程中得到 或失去的电子数。 如： Na+ , Mg2+ , Cl- , S2- 2、离子的电子构型 （1）原子得到电子，形成简 单阴离子时，具有稀有气体的8e 稳定结构。 Cl- 1s2 2s2 2P6 3s2 3P6 S2- 1s2 2s2 2P6 3s2 3P6 2电子型(1s2 )：Li+ , Be2+ 等 （2）原子失电子时，形成多种结构 的阳离子。 正离子的电子构型可分为： 8电子型(ns2 nP6 )： Na+ , Mg2+ ,Al3+等 18+2电子型ns2nP6nd10(n+1)s2 ： 如: Pb2+, Sn2+ 等 9-17电子型(ns2nP6nd1-9 ： 如: Fe2+ , Fe3+ , Mn2+ , Cr3+等 18电子型(ns2nP6nd10 : 如Ag+ , Cu+ , Zn2+ , Hg2+等 3、离子的半径 （1）阳离子的半径小于其原子半径， 简单阴离子的半径大于其原子半径 。 r(Na+) r(Cl ) 2、同一周期电子层结构相同的阳离子的 半径随着核电荷数的增加而减小。 r(Na+) r(Mg2+) r(Al3+ ) r(F-) r(Na+) r(Mg2+) r(Al3+ ) 电子层结构相同的离子,随着核电荷数的 增加,离子半径依次减小。 3、同族元素离子电荷数相同的离子,离 子半径随电子层数的增多而增大。 r(I-) r(Br-) r(Cl- ) r(F-) r(K+) r(Na+) r(Li+ ) 4、同一元素形成不同价态的阳离子 时，电荷数高的离子半径小。 r(Fe2+ ) r(Fe3+) 离子半径的大小是影响离子 化合物性质的重要因素之一。 离子半径越小，阴阳离子间 的引力越大，离子键的强度越 高，其熔、沸点越高，硬度越 大。 早期共价键理论是路易斯的公用电子 对理论。即:原子间靠公用电子对结合起 来的化学键是共价键。如： 各原子都满足了稀有气体的稳定结构， 形成了分子。 7.2 共 价 键 1927年，海特勒、伦敦解H2分子的薛 定谔方程，共价键的本质才得以解释。 目前，共价键理论有 价键理论(VB法电子配对法) 分子轨道理论(MO法)。 一、氢分子的形成 解氢分子的薛定谔方程时得知:两个 氢原子的未成 对电子靠近时 ，系统能量 的变化如图: 自旋相反，出现基态， 引力增强，能量降低。 原子轨道发生了重叠， 形成稳定的氢气分子。 自旋平行，出现斥态， 系统能量高； 1、成键原子的未成对电子自旋相反； 2、最大重叠原理：成键原子的原子 轨道重叠程度（面积）越大，键越 牢。 二、 现代价键理论要点： 三、 共价键的特征 饱和性原子所能形成共价健 的数目受未成对电子数所限制。 方向性除s轨道，最大重叠必 有方向。 四、 共价键的类型 1、键:原子轨道沿键轴方 向“头碰头”式重叠; 2、键:原子轨道沿键轴 方向“肩并肩”式重叠 由一个原子提供电子对，另一个 原子提供空轨道，形成的共价键叫 配位键。 如： H3NH+ O=NN 3、 配 位 键 双原子分子：E=D (D为键离解能) 多原子分子：E= 1、键能气态分子每断裂1mol化 学键(成气态原子）所需之能量E。 五、 键参数 例如：H2O D (H-OH)=499kJ.mol-1 D (O-H)=429kJ.mol-1 E= =464kJ.mol-1 键能越大，共价键越牢固，组成的 分子越稳定。 2、键长分子中成键原子核之 间的平均距离。也称键距或核间 距，用l 表示。 如：H-H l=74pm ( 0.74 10-10m) C-C l=154pm C=C l=134pm C= C l=120pm 键长越短，键能越大，共价键越牢固。 3、键角多原子分子中，相 邻二个化学键之间的夹角。 键角是反映分子几何构型的重要因素。 杂化:同一原子中，能量相近的原子 轨道混合起来，形成成键能力更强 的新原子轨道的过程。 一、 基本概念 杂化轨道：杂化后形成的轨道。 杂化轨道理论杂化轨道理论 与与 分子的几何构型分子的几何构型 杂化轨道数：等于参加杂化的原子轨 道数目之和。 如： sp杂化s+p 杂化轨道数=2 杂化轨道的组成：参加杂化的原子轨道 平均化。 如：spsp2 二、杂化轨道类型与 分子几何构型的关系 1、SP杂化 SP杂化是一个原子的1个S轨道和1 个P轨道之间进行杂化，形成2个等价 的SP杂化轨道。 2个SP杂化轨道互成1800，sp杂化 形成直线形分子。 2、SP2杂化 SP2杂化是一个原子的1个S轨 道和2个P轨道之间进行杂化， 形成3个等价的SP2杂化轨道。 3个SP2杂化轨道互成1200， sp2杂化形成平面正三角形分子。 3、 SP3杂化 SP3杂化是一个原子的1个S轨 道和3个P轨道之间进行杂化， 形成4个等价的SP3杂化轨道。 4个SP3杂化轨道互成109.50， sp3杂化形成正四面体结构分子。 sp3杂化形成正四面体分子 当几个能量相近的原子轨道杂 化后，新形成的杂化轨道的成分不 完全相等时，即为不等性杂化。 4、不等性杂化 H2O NH3 但由于H2O 、NH3分子中保留 有孤对电子,四个杂化轨道中只有 部分参与成键，为不等性杂化，因 此分子的形状是不对称的。 H2O中的O、NH3分子中的N和 CH4分子中的C一样，采取的是SP3 杂化。 分子间存在着一种较弱作用力， 叫分子间力。氢键是一种特殊的分 子间力。 分子间力源于分子的极性。 7.3 7.3 分子间力与氢键分子间力与氢键 分子的极性和偶极矩 1 极性分子和非极性分子 正、负电荷中心重合的分子是非极 性分子。 正、负电荷中心不重合的分子是极 性分子。 2 分子的偶极矩 分子极性的强弱决定于正、负电荷中 心的距离和电荷量。定义分子的偶极 矩为： =q d q极上电荷； d偶极长度。 单位：Cm 可用来表征分子极性的大小。 若=0，表示分子是非极性 分子,如CO2。 值越大，分子的极性越大。 如：HF 、HCl 、HBr 、HI的值分 别为6.37 、3.57 、2.67 、1.40。 HCl CO HF NO O2 H2 Cl 2 N 2 分子的极性和键的极性一致 双原子分子 空间结构对称的多原子分子，键的极性 相互抵消，分子不具有极性，为非极性分子 。 O=C=O CH4 多原子分子 空间结构不对称的多原子分子，键的极性 不可能相互抵消，分子中正负电荷的中心不重 合，为极性分子。 H2O NH3 分 子 间 力 分子与分子间的相互作用力 ，叫做分子间引力，又叫范德华 力。 分子间力普遍存在于分子之间。 分子间力的特征 是弱作用力。 无方向性和饱和性。 是近距离力。 键能比化学键小1-2个数量级。 如：H2O中,分子间力47.28kJ.mol-1 而E(O-H)=463kJ.mol-1 分子间作用力的大小直接影响物质的 许多物理性质，如熔点、沸点、溶解度、 硬度等。 组成和结构相似的物质，分子间作 用力随着分子量的增加而增大，表现在 熔、沸点的升高上。 如： F2 Cl2 Br2 I2 熔点 -219.6 -101 -7.2 113.5 沸点 -188.1 -34.6 58.78 184.4 卤素单质的熔点、沸点随着分子量的 增加而增大。 如： CH4 SiH4 GeH4 SnH4 熔点 -164 -112 -90 -52 气态氢化物沸点随着分子量的增加而增大。 如： HF HCl HBr HI 熔点 20 -85 -67 -36 HF的沸点反常的高，说明HF分子间 除存在着一般的分子间力外，还存在 着特殊的分子间作用力。 如HF中氢键的形成： 一、氢键的形成 FHF H 氢键 HF分子间形成氢键 F H F H F H F H HH F 在XHY中: 1、H与电负性大、半径小的元素 (X)形成强极性共价键的氢原子； 2、Y有孤对电子、电负性大、半 径小的元素(F、O、N)。 二、 氢键的形成条件 H2O分子间也可以形成氢键。 O HH O H H O H H O H H H O H H 又如水分子之间 的氢键 不仅相同的分子间可以形成氢键， 不同的分子间也可以形成氢键。 O H H H F O H H F H 氢键可在分子间形成，但若 H 两侧的电负性大 的原子属于同一分子，则为分子内氢键。 如 HNO3 邻硝基苯酚 有分