化学键与分子结构1.ppt

第三章 分子结构和化学键 离子键 共价键 双原子分子结构 杂化轨道理论 价层电子对互斥理论与分子几何构型 多中心键 分子间力和氢键 导电性 分子内相邻原子之间强烈的相互作用： 化学键，102 ? 103 kJ?mol-1 分子间弱相互作用 分子间吸引力（范德华力）， ? 102 kJ?mol-1 氢键（方向性较强的范德华力）， 10 kJ?mol-1 ?—? 堆积作用、疏水作用、离子偶极作用等 分子间弱相互作用是超分子化学的重要基础 ① 离子相互吸引，保持一定距离，体系最稳定，意味着形成离子键。 ② r0与键长有关，V0与键能有关 离子键的强度——晶格能 问题 预测假想化合物的稳定性 NaCl2 NaCl2——?Na2+ + 2Cl- 为何未能合成得到 CrCl？ 反应 MnO2 + 4HCl = MnCl2 + 2H2O + Cl2，为何得不到 MnCl4？ 晶格能的计算2. Born-Lande公式 离子键形成过程中的体系势能 一对正、负离子间势能 整个离子晶体 NaF：NaCl晶型，离子为Ne型电子构型 离子半径(pm)变化规律（同一主族） 离子半径(pm)变化规律（同一周期） 离子半径(pm)变化规律（同一元素） 离子半径(pm)变化规律（正、负离子） 离子半径(pm)变化规律（对角线元素） 离子电子构型 价电子构型影响最大 简单负离子 正离子：复杂 Li+，Be2+ K+，Al3+ Ag+，Zn2+ Sn2+，Pb2+ Fe2+，Ni2+，Mn2+ NaCl 与CuCl比较 离子极化 ④热稳定性降低 PbCl2 PbCl4 Cu2O Ag2O HNO3 LiNO3 NaNO3 ? 分解温度：AgNO3(444oC)AgNO2(140oC) 原因？ ⑤使化合物颜色加深 ZnI2 无色 AgCl 白色 ZnS 白色 CdI2 黄色 AgBr 浅黄 CdS 黄色 HgI2 红色 AgI 黄色 HgS 黑色 ⑥使化合物在水中容易水解 极化作用较强的阳离子与易挥发性的酸的酸根结合形成水合盐，受热脱水时容易发生水解，如： CuCl2?2H2O = Cu(OH)Cl + HCl + H2O Cu(OH)Cl = CuO + HCl ⑦极化作用较强的阳离子的盐溶于水或在潮湿的空气中发生水解： AlCl3 + 3H2O = Al(OH)3 + 3HCl SiCl4 + 4H2O = H4SiO4 + 4HCl Lewis 结构式规则 (1)计算共享电子对数 分子中所有原子形成惰性电子结构所需电子总数 a 分子中的价电子总数 b a – b = c 共享电子数（若为离子，或加或减） c/2 共享电子对数即成键个数 (2)画出分子或离子的骨架结构 ①H原子永远放在中心原子周围 ②C原子应当总是位于中心 ③电负性低的原子一般位于中心，如SO3 Lewis 结构式规则 (3)多重键的确定 除骨架键之外，剩下的共享电子对归属到适当的位置形成双键或叁键。 如C、N、P、O、S之间可形成双键，C、N、P之间形成叁键。 (4)画出孤对电子 使每个原子满足惰性气体电子结构。 (5)形式电荷或配键 92(8))(HS) 78(8)(HS) 74(8) 61(6)(LS) 78(6)(HS) 55(6)(LS) 65(6)(HS) 86(6) 67(6) 61(6) 63(4)(HS) 49(4) 42(4) Fe2+ Fe3+ Ti2+ Ti3+ Ti4+ K+ Br- 第四周期 137(4) 196 76(6) 59(4) 133 Li+ F- 第二周期 64 61 134(12) 139(12) Nb5+ Ti4+ 123(10) 112(8) 118(8) 89(8) 87(8) 100(6) 102(6) 72(6) 76(6) 72(6) 75(6) 99(4) 57(4) 59(4) Zr4+ Sc3+ Ca2+ Na+ Mg2+ Li+ 18电子构型 不溶水 96pm +1 IB Cu+ 8电子构型 易溶水 97pm +1 IA Na+ 原因 性质 半径 电荷 族 离子 离子电荷数大, 离子半径小的离子晶体晶格能大, 相应表现为熔点高、硬度大等性能。 晶格能对离子晶体物理性质的影响： 离子晶体的特点 无确定的分子量 导电性 熔点沸点较高 NaCl MgO m. p.