无机化学第六版第二章 分子结构.ppt

1、第一节 离子键,一.离子键的形成 NaCl分子： 11Na (X=1.01) 1s2 2s2 2p6 3s1 17Cl (X=3.16) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5,离子键正负离子间通过静电作用力 而形成的化学键。,Na+ 1s2 2s2 2p6 Cl- 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6,第二章 分子结构,化学键：分子或晶体中相邻两原子或离子间强烈的 相互作用力称为化学键（chemical bond）,二.离子键的特征, 离子键的本质是静电作用力，只有电负性相差较大(一般1.7)的元素之间才能形成离子键。, 离子键是极性键。, 离子键无方向性，无饱和性。,（一）离子的电荷数

2、从离子键的形成过程可知，阳离子的电荷数就是相应原子失去的电子数；阴离子的电荷数就是相应原子得到的电子数。,三.离子的电荷、半径和电子组态,（二）离子半径 离子半径是根据离子晶体中阴、阳离子的核间距测出的，并假定阴、阳离子的平衡核间距为阴、阳离子的半径之和。,离子半径具有如下规律：,（1）同一元素的阴离子半径大于原子半径，阳离子半径小于原子半径。同一元素的阳离子半径随电荷数增加而减小。 （2）同一周期中电子层结构相同的阳离子的半径，随离子的电荷数的增加而减小；而阴离子的半径随离子的电荷数减小而增大。 （3）同一主族元素的离子半径自上而下随核电荷数的增加而增大。 （4）相邻主族左上方和右下方两元素

3、的阳离子半径相近。,（三）离子的电子组态 离子的电子层组态有以下几种： （1）2 电子组态：离子只有 2 个电子，外层电子组态为 1s2。 （2）8 电子组态：离子的最外电子层有 8 个电子，外层电子组态为 ns2np6。 （3）18 电子组态：离子的最外电子层有 18 个电子，外层电子组态为 ns2np6nd10 。 （4）182 电子组态：离子的次外电子层有 18 个电子，最外电子层有 2 个电子，外层电子组态为 (n1)s2(n1)p6(n1)d10ns2。 （5）917 电子组态：离子的最外电子层有 917 个电子，外层电子组态为 ns2np6nd19。,（1）离子的半径: 离子的半径

4、越小，极化力就越强； （2）离子的电荷数: 阳离子的电荷数越多，极化力就越强； （3）离子的外层电子组态: 当离子半径和电荷数相近时，极化力与离子的外层电子组态有关： 18、182、2电子917 电子8 电子,四、离子极化,离子的变形性是指离子被带相反电荷离子极化而发生变形的能力。离子的变形性取决于离子的半径、电荷数和外层电子组态。 （1）离子的半径：离子的半径越大，变形性就越大； （2）离子的电荷数：阴离子的电荷数越高，变形性就越大，而阳离子的电荷数越多，变形性就越小； （3）离子的外层电子组态：917、18 和182电子组态的阳离子的变形性比半径相近的 8 电子组态的离子要大。,2.若两个

5、电子自旋相同,则： 轨道不能重叠；体系的能量因电子间的斥力作用而升高；不能形成共价键。,一、经典共价键理论,1.若两个电子自旋方向相反,则： 轨道发生重叠；电子云在两原子核间的几率密度增大；体系能量降低；形成共价键。,当两个H原子相互靠近时：,第二节 共价键,二、共价键的特点,共价键形成的条件: 两个原子的成单电子的自旋 方向必须相反,共价键的饱和性：原子形成共价键的数目取决于 原子的未成对电子数目,共价键的方向性：原子轨道间的重叠只有符合最 大重叠方向,才能形成共价键,例如：HCl分子的形成,键：原子轨道沿键轴（核间连线）以“头碰头” 方式进行重叠，重叠部分沿键轴呈圆柱形对称分布，形成共价键

6、。如s-s、s-px 和px-px 轨道重叠。,三、共价键的类型,键：互相平行的py或pz轨道则以“肩并肩” 方式进行重叠，重叠部分垂直于键轴并呈镜面反对称。,例如：N2分子的形成， N：1s22s2 2pX12pY12pZ1,键与键的区别 1）键重叠程度大，键牢固，可单独存在；键电子云较松散，不稳定，只能与键共存。 2）以共价键结合的两原子间只能有一个键，但可以有多个键 单键:键 双键:+ 叁键:+,（二）配位共价键 如果共价键是由成键两原子中的一个单独提供电子对进入另一个原子的空轨道共用而成键，称为配位共价键，简称配位键（coordination bond）。 例如：在 CO 中 C1s2

7、 2s2 2pX12py1 2pz0 O1s2 2s2 2px1 2py1 2pz2,形成配位键的两个必备条件： 1.一个成键原子的价电子层有孤对电子； 2.另一个成键原子的价电子层有空轨道.,四、杂化轨道 （一）理论要点 1.在形成分子的过程中，同一原子中能量相近的原子轨道重新组合成新的原子轨道，这个过程称为轨道杂化，杂化后的原子轨道叫杂化轨道，杂化轨道比原来轨道具有更强的成键能力。 2.有几个原子轨道参加杂化就可形成几个杂化轨道。 3.杂化轨道在空间应取最大夹角分布，以使相互间的排斥能最小。 4.不同的杂化方式导致杂化轨道的空间分布不同，由此决定了分子的空间几何构型不同。,（二）轨道杂化类

8、型及实例 1、sp杂化: 由1个s轨道和1个p轨道组合成2个sp杂化轨道的过程称为sp杂化，夹角180o ，形成直线型分子。,例题1：试说明BeCl2分子的空间构型。,Be：2s2 2s1 2px1 2个sp杂化轨道,（2）sp2杂化 由1个s轨道与2个p轨道组合成3个sp2 杂化轨道的过程称为sp2 杂化。 夹角120o，形成正三角型构型的分子。 例2 试说明BF3分子的空间构型。 B：2s22px1 2s12px12py1 sp2杂化,（3）sp3杂化轨道 由1个s轨道和3个 p轨道组合成4个sp3杂化轨道的过程称为sp3 杂化。 夹角109 o 28 ，形成正四面体构型的分子。 例3 试

9、解释CH4分子的空间构型。 C：2s22p2 2s12px12py12pZ1 sp3杂化,C2H6的形成,C2H4的形成,C2H2的形成,C原子杂化类型的判断 当C形成2个键时- sp杂化 当C形成3个键时- sp2杂化 当C形成4个键时- sp3杂化,2.spd型杂化 能量相近的（n 1）d与ns、np轨道或ns、np与nd轨道组合成新的dsp或spd型杂化轨道的过程可统称为spd型杂化。,原子轨道的杂化可分为等性和不等性杂化两类。,例：CH4: C 以sp3杂化轨道与 H 成键，每个sp3杂化轨道含有相同的s和p成份 等性杂化, 等性杂化：杂化后所形成的几个杂化轨道能量完全相同，称为等性杂

10、化。,（二）等性杂化与不等性杂化:,当原来轨道的电子数相同时，则为等性杂化。,H2O 分子： 实验测得，V字形分子，键角10429, 不等性杂化： 杂化轨道中，所含有的参与杂化的原子轨道的成份不等，至使杂化轨道的能量有所不同不等性杂化 原来轨道电子数不同时，多为不等性杂化。,H2O 分子,O原子成键前先进行了SP3不等性杂化，其中的两条杂化轨道由成对电子占据，其余两条P成分更多，共用电子对和孤对电子之间斥力较强，因此不是10928 ，而是10429。,杂化,O原子：2s22p4,孤电子对占据的杂化轨道，不参与成键，电子云密集在中心原子周围，s轨道成分相对增大，其余3个杂化轨道p成分相对增大。,

11、N原子：2s22p3 ,有3个单电子，可形成3个共价键,杂化,产生不等性杂化的原因：参与杂化的原子轨道中电子数目多于轨道数目，出现孤电子对。,杂化轨道情况一览表 中心原子 外层电子构型 杂化类型 分子几何形状 键角 举例 A,B ns2 sp等性 直线形 180 BeCl2、HgCl2 A ns2np1 sp2等性 平面三角形 120 BF3、BBr3 A ns2np2 sp3等性 (正)四面体 10928CCl4、SiHCl3 A ns2np3 sp3不等性 三角锥形 10928 NH3、PH3 A ns2np4 sp3不等性 V字形 10928 H2O、H2S,（一）键能:E,解离能：在标

12、准状态、298K时,将1mol理想气态分子AB解离成理想气态的A和B原子所需的能量。常用符号“D”来表示。,双原子分子中：键能（E）等于解离能（D）。,多原子分子中：键能（E）与解离能（D）不同。,四、 共价键参数,键参数:用于表征化学键性质的物理量,键能、键长、键角、键的极性.,注意：同种单键(或双键等)在不同的化合物中也有 差别。,平均键能,同一化学键在各种分子中的键能的平均值称为该键的平均键能。,分子中两个成键原子的核间平衡距离称为键长（bond length）。,（二）键长,实验表明：同一种键在不同分子中的键长几乎相等，某一单键的键长是他们的平均值，即平均键长。,分子中键和键之间的夹角

13、称为键角（bond angle）,利用键角和键长数据,可以表征分子的空间结构。从而解释分子的某些性质。,NH3分子的结构,（三）键角,例: H20键角为104.5 CO2键角为180 NH3键角为107,非极性键：由两个相同原子组成的化学键,它们的正负电荷重心完全重合。,极性键：由两个不同原子组成的化学键,由于它们的电负性不同,它们的正负电荷重心不重合。,（四）键的极性,一、价层电子对互斥理论的基本要点,（1）分子或离子的空间构型取决于中心原子的价层电子对数。中心原子的价层电子对是指键电子对和未参与成键的孤对电子。 （2）中心原子的价层电子对之间尽可能远离，以使斥力最小，并由此决定了分子的空间

14、构型。 静电斥力最小的价层电子对的排布方式,第三节 分子的形状与极性,价层电子对的计算： 对于ABm型分子或离子，价层电子对数等于中心A原子原有的价层电子对数加上B原子按都生成共价单键提供的电子数（B原子为氧族元素时不提供电子），若是负离子再加上负离子的电荷数，正离子则减去电荷数，然后除以2。 价层电子对数（A原子的价电子数B原子都生成单键提供的电子数离子电荷数)/2,（3）价层电子对之间的斥力与价层电子对的类 型有关，价层电子对之间静电斥力大小顺序为：,孤对电子-孤对电子 孤对电子-成键电子对 成键电子对-成键电子对,在CH4 中，C 有4个电子，4个H 提供4个电子，C 的价层电子总数为8

15、个，价层电子对为4对 。C 的价层电子对的排布为正四面体，由于价层电子对全部是成键电子对，因此 CH4 的空间构型为正四面体。,（二）ClO3-的空间构型,在ClO3-中，Cl有7个价电子，O不提供电子，再加上得到的1个电子，价层电子总数为8个，价层电子对为4对。Cl的价层电子对的排布为四面体，四面体的 3 个顶角被3个O占据，余下的一个顶角被孤对电子占据，因此ClO3-为三角锥形。,（一） CH4 的空间构型,（三）PCl5 的空间构型,在 PCl5 中，P有5个价电子，5个Cl分别提供1个电子，中心原子共有5对价层电子对，价层电子对的空间排布方式为三角双锥，由于中心原子的价层电子对全部是成

16、键电子对，因此PCl5 的空间构型为三角双锥形。 利用价层电子对互斥理论，可以预测大多数主族元素的原子所形成的共价化合物分子或离子的空间构型。 P183，表8-5,根据正负两种电荷在分子内部的分布情 况可把分子分为极性分子与非极性分子。,+,极性分子,非极性分子,分子,整体,电中性,局部,正电荷部分(原子核),负电荷部分(电子), = 0, 0,二、分子的极性,+ q,- q,d,偶极矩,q:正负电荷重心所带的电量 d:正负电荷重心之间的距离 单位：Cm 方向：正电荷中心负电荷中心 偶极矩越大，分子的极性越强。 永久偶极：极性分子由于正负电荷重心不重合，因而存在的固有的偶极叫永久偶极,分子有无

17、极性，要看整个分子的正、负电荷重心是否重合，重合的是非极性分子；不重合的是极性分子。 分子间的作用力与分子的极性有关。,键的极性与分子极性为不同概念,双原子分子,由极性键形成极性分子。 由非极性键形成非极性分子。,由键的极性就可以确定分子极性,对于空间构型对称(如直线形、平面三角形、 正四面体型等)的分子：,多原子分子,分子极性不仅与键的极性有关，还与分子空 间构型有关。,由极性键形成非极性分子,由极性键形成极性分子,对于空间构型不对称(如四面体型、三角锥型、 V字形等)的分子：,分子内存在极性键,未必,极性分子,Eg：,Eg：,分子无极性,分子有极性,但极性分子中一般都存在极性键,分子极性与

18、键的极性：,HCl HCl,极性键,极性分子,2.1,3.0,3.6,10-13 cm,直线形,H2 HH,2.1,2.1,非极性键,0,非极性分子,直 线 形,CO2 CO,2.5,3.5,极性键,0,非极性分子,直 线 形,SO2 SO,2.5,3.5,极性键,5.44,极性分子,V 字 形,BF3 BF,2.0,4.0,极性键,0,非极性分子,平面三角形,NH3 NH,3.0,2.1,极性键,4.9,极性分子,三角锥形,CH4 CH,2.5,2.1,极性键,0,非极性分子,正四面体形,第四节、分子间的作用力,化学键是分子内部原子作用力，原子通过化学键结合成各种分子或晶体。而分子和分子之间

19、存在一种比化学键弱的作用力，称分子间的作用力。 分子作用力分为范德华力和氢键。,Van der waals力又包括取向力、诱导力和 色散力。,分子的极化,因外电场的作用，使分子变形产生偶极或增大偶极矩的现象称为分子的极化。由此而产生的偶极称为诱导偶极。,范德华（Van der waals）力,1取向力：极性分子的固有偶极子之间异极相吸，同极相斥，使分子间发生定向排列。 这种固有偶极子之间的静电引力称为取向力。显然，取向力发生在极性分子之间。,2.诱导力：极性分子的固有偶极可使非极性分子电子云变形，产生诱导偶极。固有偶极和诱导偶极之间的吸引力称为诱导力。 诱导力既存在于极性分子与非极性分子之间，

20、也存在于极性分子之间。,3.色散力,非极性分子,瞬间偶极,瞬间偶极：由于分子中电子运动和核振动而使分子在某一瞬间产生的偶极。,由瞬间偶极相互吸引而产生的分子间作用力叫色散力 。色散力存在于各种分子之间。, 分子间力是永远存在于分子之间的一种吸引力； 非极性分子之间只存在色散力； 非极性分子与极性分子之间存在色散力和诱导力； 极性分子之间存在色散力、诱导力和取向力； 色散力存在于一切分子之间，是三种作用力中最主 要的一种； 分子间力没有饱和性和方向性(静电引力)； 分子间力的强度远小于化学键；,4. 分子间力的特点,5. 分子间力对物质性质的影响,分子间力对物质的物理性质有影响。,（1）对物质熔

21、、沸点的影响,一般而言：结构相似的同系列物质分子量越大，分子变形性也越大，分子间力愈强，物质的熔点、沸点也就愈高。,如：卤族元素单质,（2） 对物质溶解度的影响 一般规律：极性物质易溶于极性溶剂中，非极性物质易溶于非极性溶剂中“相似相溶”原理。,溶解过程需克服的作用力：溶质分子之间的力；溶质分子与溶剂分子之间的力。 以水为溶剂：HCl、HAc、C2H5OH、NaCl、HNO3易溶 以苯为溶剂：I2、S8、大部分有机化合物易溶,1. 氢键的产生,赤裸的氢核与含有孤对电子的电负性强的带负电的原子（N,F,O)充分靠近而产生吸引力，这种吸引力称为氢键。,如HF中，H原子只有1个电子，与F原子形成强极

22、性共价键后几乎成为一个“裸核”，而F原子半径小、电负性大、有孤对电子。,三、氢键,分子中必须具有一个电负性很大、半径很小的X原子与H原子形成共价键； 分子中必须具有一个电负性很大、半径很小、带有孤对电子的Y原子。,2. 氢键的形成条件,满足上面两个条件的X、Y原子：F、O、N等原子形成的氢键较强；Cl的电负性和N相同，但半径比N原子大，只能形成弱氢键。常见氢键强弱顺序： FHFOHOOHNNHNOHCl,氢键的通式： X H Y （X和Y可以是相同原子）,(1) 氢键也属于一种分子之间的作用力，但通常所说的范德华力不包括氢键（因为氢键的存在不具有普遍性）； (2) 氢键的强度与范德华力相当，远小于化学键的强度； (3) 氢键具有饱和性和方向性（类似于共价键）。 若形成分子内氢键便不再形成分子间氢键。,3. 氢键的特点,氢键的形成对物质性质的影响 分子间氢键使物质的熔点增大、沸点增大、溶解度增大 分子内氢键使物质的熔点减少、沸点减小、溶解度减小,氢键应用举例,总 结,物质内的作用力：,共价化合物占