化学：《原子结构分子性质和晶体》竞赛课件

基本要点：在形成分子时，由于原子的相互影响，某个原子的若干个不同类型、能量相近的原子轨道重新组合成若干个新轨道。这种轨道重新组合的过程称为杂化，所形成的新轨道称为杂化轨道。杂化前后轨道数目不变。杂化后轨道伸展方向，形状发生改变。,杂化是发生在分子形成时，孤立原子不发生；只有能量相近的原子轨道才发生杂化。能量和成分不同的杂化轨道称为不等性杂化轨道，不等性杂化轨道间的夹角与等性杂化轨道不同。杂化轨道成键时，要满足原子轨道最大重叠。杂化轨道成键能力spsp2sp3dsp2BP-BP；叁键双键单键。,2.推断空间构型具体步骤,确定中心原子的价层电子对数:以AXm为例(A中心原子，X配位原子)：,A的价电子数=主族序数；X的价电子数：氢和卤素每个原子各提供一个价电子，氧与硫不提供价电子。注意卤素与氧族元素作为中心离子和配体的不同；正离子应减去电荷数，负离子应加上电荷数。如果出现奇电子，可将该单电子作为单电子对看待。例：CH4，CCl4，ClF3，PO43-，SO2，NH4+等。,确定电子对的空间构型：根据中心原子A周围的电子对数，从图中找出电子对的空间构型。确定中心原子的孤对电子对数，推断分子的空间构型：把X排布在A周围，每一电子对连接一配位原子，未结合的电子对就是孤电子对。根据电子对间排斥力大小，确定排斥力最小的稳定结构。,3.判断共价分子结构的实例CCl4，NO2，PO43-，ClF3。,确定电子对的空间构型：,VP=2直线形,VP=3平面三角形,VP=4正四面体,VP=5三角双锥,VP=6正八面体,价层电子对数,电子对的空间构型,成键电子对数,孤电子对,分子空间构型,6,正八面体,6,5,4,0,1,2,正八面体,四角锥,正方形,SP3d2,1.分子轨道电子不从属于某些特定原子，而是遍及整个分子，每个电子运动状态可用来描述，为分子轨道。|2为分子中电子在空间各处出现的几率密度。分子轨道由原子轨道线性组合而成，组成分子轨道的数目与互相化合原子的原子轨道数目相同。每一个分子轨道i都有相应的能量Ei，分子能量E等于分子中各电子能量的总和，而电子的能量是被占据分子轨道的能量。根据分子轨道的对称性不同，分为轨道和轨道等；按分子轨道能量高低，可排出分子轨道能级图。分子轨道中电子的排布原则与原子轨道中电子排布原则相同。即：保里原理：每个分子轨道上最多只能容纳两个电子，且自旋必须相反；能量最低原理：在不违背保里原理下，电子优先占据能量最低轨道；洪特规则：电子尽先以自旋相同的方式单独分占等价轨道。,4.2.4分子轨道理论,两原子轨道（a，b）可组合成两个分子轨道（1，2）。1=c1(a+b)2=c2(a-b)1在两核间几率密度增大，能量较原子轨道低，为成键分子轨道；2在两核间几率密度减小，能量较原子轨道高，为反键分子轨道。能量相近原则：能量相近原子轨道才能有效组成分子轨道，能量越接近越好。最大重叠原则：原子轨道重叠越大，成键分子轨道能量相对于组成的原子轨道的能量降低愈显著，形成和化学键越牢固。对称性原则：对称性相同原子轨道才能组成分子轨道。指重叠部分的原子轨道的正、负号相同。例s-px对键轴对称，能组成分子轨道；s-py一个对键轴对称，一个反对称，重叠作用相互抵消，实际上不成键，称为非键轨道。对称性原则是首要的，它决定是否能组成分子轨道，而能量相近和最大重叠原则只是决定组合的效率。,2.原子轨道的线性组合,节面,原子轨道与分子轨道的形状。,原子轨道与分子轨道的能量。,原子轨道与分子轨道的形状。,O2(O,F),第二周期同核双原子分子,3.同核双原子分子,分子轨道电子排布