大学化学第5章11794.ppt

分子轨道理论 （4） NH3 和 H2O 实验结果： ① NH3夹角107?，非90?，不是3个p轨道各与1个H原子1s轨道重叠形成）. ② H2O夹角104?40′，非90?（不是2个p轨道与1个H原子1s轨道重叠形成）. NH3 ：三角锥 H2O：V 字形 N：VA ，2s22p3 O：ⅥA，2s22p4 杂化轨道理论解释： 成键过程中，N和O都形成4个sp3杂化轨道，但不是等性杂化轨道（夹角说明）. NH3 N原子孤对电子占据1个sp3，其他3个sp3轨道由N和H各提供一个电子形成共价键；三个单键夹角107?，109?28′小。 H2O O原子两对孤对电子占据2个sp3，剩下两个杂化共价键夹角更小? 104?40′。 因孤对电子比成键电子更靠近原子核，占据空间角度比单键大，NH3三个单键夹角比109?28′小?107?，H2O剩下两个杂化共价键夹角更小? 104?40′。 由于孤对电子存在，使各杂化轨道所含成分不同，这种杂化称不等性杂化。 NH3和H2O空间构型不完全对称，二者为极性分子。 注意 孤对电子占据的杂化轨道与其它三个杂化轨道能量相同，但是因为成分不同，空间角度分布形状不同，孤对电子位置更接近原子核，对其他杂化轨道上的电子排斥作用。 P229/表5.7杂化轨道类型和分子空间构型 杂化轨道与分子极性 分子 杂化形式 分子构型 分子极性 示例 AB2 sp等性 线形 非极性 CO2, BeCl2 AB3 sp2等性 平面三角 非极性 BF3, SO3 sp3不等性 AB2 角型 极性 H2O, SF2 AB3 三角锥 极性 NH3 AB4 sp3等性 正四面体 非极性 CH4, NH4+ 5.3.3 分子间相互作用力 范德华力（分子间力）包含： 取向力、诱导力和色散力. 分子间作用力： 包括范德华力、氢键、疏水作用等，比化学键要弱得多。范德华力存在于所有分子中。 范德华力的特点： 永远存在于分子间的弱相互作用力（0.2～50kJ?mol-1)； 短程力，作用范围小； 没有方向性、没有饱和性； 以色散力为主。 1. 取向力 取向力分子固有电偶极之间的相互吸引力，存在于极性分子中。 距离较远时 距离较近时 相互接近 附图5.17 取向力示意图 2. 诱导力 诱导力 固有偶极与诱导偶极之间的作用力，存在于极性分子之间或极性分子与非极性分子之间。 + - + - ± 附图5.18 诱导力产生的示意图 3. 色散力 色散力 非极性分子相互靠近时，由于电子和原子核不断运动，正负电荷中心不能始终保持重合，产生瞬间偶极，瞬间偶极之间的相互作用称为色散力。 色散力存在于所有分子之间，同类型分子距离相等时，相对分子质量越大，其色散力越大。 例5.10：下列两组物质的色散力大小 1）卤素单质；2）卤化氢 解：卤素单质按色散力从大到小：I2, Br2, Cl2, F2; 卤化氢按色散力从大到小：HI, HBr, HCl, HF 思考：实际上卤化氢中HF沸点高于HCl, 说明在HF分子中还存在其它的相互作用？可能是什么？ 4. 氢键 氢键 电负性很大的原子X（F、O、N）与H原子成键时，由于X吸引电子的能力很强，使氢原子带有较多正电荷，它与另一个电负性大且半径又小的原子Y （F、O、N）形成氢键： X—H········Y 氢键具有方向性和饱和性。氢键可以是分子间的也可以是分子内的。 Y 图5.18 氢键的方向性和饱和性 Y X 2. 离子键 当活泼金属和活泼非金属元素的原子互相接近时，前者失去电子形成正离子，后者得到电子形成负离子。正、负离子通过静电相互作用结合成离子型化合物。 离子键的本质 异号离子之间的静电引力。 离子键的特征 没有方向性 没有饱和性 离子的外层电子构型 某些主族元素和副族高价态正离子,如Na+, Al3+, Sc3+,Ti4+等。 8电子构型——ns2np6 18电子构型——ns2np6nd10 P区长周期族数价正离子，如Ga3+、Sn4+、Sb5+等；ds区元素的族数价离子，如Ag+, Zn2+等。 18 + 2 电子构型——(n-1)s2p6d10 ns2 p区长周期元素的低价态离子，如Pb2+, Bi3+等。 9~17电子构型——ns2np6nd1~9 d区元素低价离子,如Fe3+, Mn2+, Ni2+等;ds区高于族数价离子，如Cu2+，Au3+等。 2电子构型——1s2 第二周期元素的高价离子，如Li+, Be2+。 典型离子键的正负离子外层电子