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第七章 化学键理论概述习题课 本章小结 VSEPR法预测分子结构的实例 书后习题 课外习题 本章小结 1. 离子键理论　 2. 共价键理论 路易斯理论　价键理论　价层电子对互斥理论　杂化轨道理论　分子轨道理论 　 3. 金属键理论 4. 分子间作用力和氢键　 5. 离子极化学说 确定中心原子的价电子总数和价电子对数。 中心原子价电子总数=中心原子价电子数 + 配位体提供的电子数 (2) 氮原子作中心原子时价电子数为5，作配原子时提供给中心原子的电子数为-1； (3) 卤素原子作中心原子时价电子数为7，作配原子时提供给中心原子的电子数为1 (H作配原子亦提供1e)。 (4) 处理离子体系时，要加减与离子电荷相应的电子数（正减，负加）。 3. 绘出构型图，将配位原子排布在中心原子周围，每一个电子对连接一个配位原子，孤电子对也排布在几何构型的一定位置上。 根据VSEPR理论的理想几何构型 例1 判断SF4分子的结构 在SF4分子中，中心S原子的价电子对数为(6 + 1?4)/2 = 5，其中4对成键电子对，1对孤电子对，因此S原子价层电子对排布应为三角双锥形。 在三角双锥中，孤对电子的排布方式有(a)和(b)两种(见下图)，哪种更稳定，可根据成键电子对和孤电子对之间90o夹角的排斥作用数来判定。 由于孤电子对有较大的排斥作用，挤压三角平面的键角使之小于120o，同时挤压轴线方向的键角内弯，使之大于180o。实验结果表明，前者为101.5o，后者为187o，SF4分子的构型为变形四面体。 例2 ClF3分子的结构 在ClF3分子中，中心Cl原子的价电子对数为(7 + 1 ? 3)/2 = 5，其中3对成键电子对，2对孤电子对，因此Cl原子价层电子对排布应为三角双锥形。 在三角双锥中，孤对电子的排布方式有三种，见下图。为了确定哪种最稳定，可根据三角双锥中电子对之间90o夹角的排斥作用数来判定。 例3 判断XeF2分子的结构 在XeF2分子中，中心Xe原子的价电子对数为(8 + 1 ? 2)/2 = 5，其中2对成键电子对，3对孤电子对，因此Xe原子价层电子对排布也为三角双锥形。 在三角双锥中，孤对电子的排布方式亦有三种，见下图。 VSEPR法的特殊情况 (1) 多重键的处理 某配体（非VIA族）与中心之间有双键和三键时，提供电子数的规则为：?键 +1e，?键 －1e。所以双键提供净电子数为1e－1e＝0，三键提供净电子数为1e－1e－1e＝－1e。　　如乙烯 H2C=CH2 以左碳为中心价电子总数 4 ＋ 2 ＋ 0 ＝ 6 ， 3对，呈平面三角形： P217 7-8 试用价层电子对互斥理论判断下列分子或离子的空间构型。 BeCl2, BCl3, NH4+, H2O, ClF3, PCl5, I3-, ICl4-, ClO2-, PO43-, CO2, SO2, NOCl, POCl3 杂化轨道理论与价层电子对互斥理论的关系 价电子对数 = 杂化轨道数 2对 ? sp杂化 3对 ? sp2 杂化 4对 ? sp3杂化 5对 ? sp3d杂化 6对 ? sp3d2杂化 等性杂化, 配体数 = 杂化轨道数; 不等性杂化, 配体数 = 杂化轨道数 ? 孤电子对数 　　 P217 7-9 试用价层电子对互斥理论判断下列稀有气体化合物的空间构型，再用杂化轨道理论说明它们的成键情况。 XeF2, XeF4, XeF6, XeO3, XeO4, XeOF4 多重键存在时中心原子杂化方式 的判断方法 将多重键视为单键处理，即：C周围有几个单键，即有几个价电子对，杂化轨道数即可确定。 单键数 = 价电子对数 = 杂化轨道数 乙炔分子 甲醛分子 Lewis结构式： 书后习题 P216 7-3 试解释下列各组化合物熔点的高低关系。 NaCl NaBr; CaO KCl; MgO Al2O3 7-3 解题分析： 离子晶体的熔点主要由晶格能U决定，一般来说，U越大，熔点越高。 而晶格能又和阴阳离子的电荷及半径有关，粗略比较时，电荷越高，半径越小，晶格能越大，则熔点越高。 晶格能计算公式 Born-Lande （玻恩-兰德）公式： 影响晶格能的因素 晶格能对离子晶体物理性质的影响 离子极化作用对离子晶体熔点的影响 除正、负离子电荷和半径影响晶格能，从而影响离子化合物的熔点外，当离子极化作用较强时，也可使离子化合物具有较多的共价成分，从而使晶格能有所减小，熔点有所降低。 离子极化作用对离子晶体熔点的影响 离子极化作用 (1) 正离子的极化力： 离子的电荷越高，半径越小，极化能力越强 ； 离子的外层电子构型 ：