化学竞赛—价键理论.ppt

1916年美国化学家路易斯(G N Lewis，18751946)提出了共价学说，建立了经典的共价键理论。原子间可共用一对或几对电子，以形成稳定的分子。,二、 价键理论,离子键理论能很好地说明离子化合物的形成和性质，但不能说明由相同原子组成的单质分子(如H2、Cl2、N2等)，也不能说明不同非金属元素结合生成的分子，如HCl、CO2、NH3等和大量的有机化合物分子形成的化学键本质。,1.价键理论基本要点 (1)当自旋方向相反的未成对电子互相配对可以形成共价键。 (2)在形成共价键时原子轨道总是尽可能地达到最大限度的重叠使系统能量最低。,2.路易斯的经典共价学说 路易斯认为分子中原子之间可以通过共享电子对而使每一个原子具有稳定的稀有气体结构。 两个原子间共用一对电子的共价键称为单键，共用两对电子的称为双键，共用三对电子的称为叁键。原子单独拥有的未成键的电子对称为孤对电子。共价分子中两个成键原子的核间的平衡距离称键长。化学键结合的强弱用键能表示。,一对共用电子对,两对共用电子对,三对共用电子对,用一条短线来表示原子间的一对共用电子对，省略其余的电子。,H-H,Cl-Cl,O=C=O,结构式：,键长：成键两原子间的平均间距。,在101.3kPa，298K条件下，断开1molAB(g)分子中的化学键,使其分别变成气态A原子和气态B原子所吸收的能量。,键能越大,化学键越牢固,由该键形成的分子越稳定。,键长越短,化学键越牢固,由该键形成的分子越稳定。,路易斯结构式的写法规则又称八隅体规则(即8电子结构)。至今简单分子的Lewis结构式仍为化学家采用。写法规则归纳如下：,1.计算可用价电子的数目。 2.画出结构草图。 3.计算所画结构的电子总数。 4.画出双键或三键。,例如: 写甲醛(CH2O)的Lewis结构式， 先算CH2O最外层电子总数为4 +(12)+ 612 骨架结构为：,扣除3个单键用去6个电子后，余下6个电子，可以有下面三种排法：,式O不成八隅体，式C不成八隅体，只有式在C、O之间形成双键，C、O均具八隅体结构。,路易斯的共价概念能解释一些非金属原子形成共价分子的过程以及与离子键的区别。但还存在着许多不足： (1)Lewis结构不能说明为什么共用电子对就能使得两个原子牢固结合这一共价键本质。 (2)八隅体规则的例外很多，如BeF2、 PCl5等。,缺电子分子 多电子分子,一个原子有几个未成对电子，便可和几个自旋 相反的电子配对成键，这便是共价键的“饱和性”。而 每个原子的未成对电子数是一定的，所以形成共用电 子对的数目也就一定。 例如，H原子的未成对电子和另一H原子的电子 配对后形成H2分子，H2不能再与第三个原子配对了， 所以不可能有H3分子。N原子有三个未成对电子，则 只能形成叁键结合成分子。Be原子中没有未成对电子 学，则不能形成Be2。所以按照价键理论，未成对的 电子数，就是原子的化合价，它应等于形成共价键的 数目。,3、共价键的特征 (1)共价键的饱和性,(2)共价键的方向性 根据最大重叠原理，在形成共价键时，原子间总是尽可能的沿着原子轨道最大重叠的方向成键。成键电子的原子轨道重叠程度愈高，电子在两核间出现的概率密度也愈大，形成的共价键就越稳固。,原子轨道在空间是有一定取向的，除了s轨道呈球形对称之下，其它的p、d、f轨道都有着一定的空间伸展方向。因此，除了s轨道与s轨道成键没有方向限制外，为了形成稳定的共价键，原子轨道的重叠只有沿着一定的方向进行，才会有最大的重叠，这就是共价键有方向性的原因。,意义： 它不仅决定了分子的几何构型，而且还影响着分子的极性和对称性等分子性质。,4.共价键的类型,(1)按重叠程度分为： 键(两个原子轨道沿着键轴方向以“头碰头” 方式重叠而形成的键),键(两个原子轨道沿着键轴方向以“肩并肩”方式重叠而形成的键),键的电子云,由于键重叠程度要比键小,所以键的强度要比键大。,头碰头键 肩并肩键,(1)键的重叠程度不及键，键能较 小，键的活泼性较大，是化学反应 的参与者。 (2)所有共价单键均为键，共价双键 中有一个键和一个键。 (3)普通键和键为定域键，多个原 子间构成的大键为离域键。,离域键 由两个以上的 p轨道以“肩并肩”的方式重叠形成的键，称为离域键或大键。,O原子的电子构型： 1s2、2s2 、 2px2 、 2py1 、 2pz1,(2)按共用电子对来源分为： 普通共价键(双方提供电子对) 配位共价键(单方提供电子对),凡共用的一对电子由一个原