化学第1章解读.ppt

配离子 配位单元 [Cu (NH3)4 ]2+ SO42- 中心原子 配位原子 配体 配位数 内层 外层 配体（中性分子或阴离子） 内层(界) 中心原子（阳离子） 配合物 外层(界) A. 配合物的组成 K3 [ Fe(CN) 6 ] 中心原子 配位原子 配体 配位数 外层 内层 中心原子是具有空轨道的离子或原子 配体可以是阴离子或中性分子，也可由多种配体组成 配位原子是具有孤电子对的元素 [Cu(NH2CH2CH2NH2)2]SO4 螯合物 一个配体以两个以上配位原子(多齿配体)与中心原子配位，形成环状配合物。 五元环 螃蟹持螯取物之意 五个五元环 六个配位键 B. 配合物的命名 a．内层和外层的命名顺序常按电性编排，负离子在前，正离子在后。 b．内界的规定： ① 在配位体与中心离子的名称之间加一“合”字：某（配位体）合某（中心离子）。 ② 在配位体名称前用汉字一、二、三……标明其数目，在中心离子的名称后用 罗马数字（Ⅰ）、（Ⅱ）、（Ⅲ）……标明其化合价或氧化数，若中心离子只有一种化合价也可不标明。 ③ 若内界有多种配位体，其命名顺序是：由简单到复杂，先离子后分子，（化学式的书写顺序与此相反）。 另外应注意： 当电子构型为半充满或全充满时，比较稳定，I1较大，出现起伏。 如每周期稀有气体的I1最大：ns2, ns2np6 N的I1比C和O都大： N: 2s22p3; C: 2s22p2; O: 2s22p4 N 思考题 Li Be　　B 　 C 　 N O F Ne I2　1475　421　581 564 　684 812 808 949 从左到右，总的趋势是逐渐增大，但 Li+，B+，O+格外大，为什么？ Li+（2s0），B+（2s2），O+（2P3） 3．电子亲和能 EA 电子亲和能定量较困难，目前尚难于用作定量衡量非金属性强弱的依据。 气态的基态原子获得一个电子形成一个气态的负离子所放出的能量，为该原子的电子亲和能EA（取正值）；依次还有E2……。 EA越大，原子越易获得电子，元素的非金属性越强。 *电子亲合能的大小反映了原子获得电子的难易。也反映元素非金属性强弱 亲合能数值越大，则气态原子结合一个电子释放的能量越多，与电子的结合越稳定，表明该元素的原子越易获得电子，故非金属性越强。反之亦然 A（g) + e- A-（g) (EA1) A-（g) + e- A2-（g) (EA2) 族 周期 大 小 小 大 EA 同一周期, 从左到右，EA逐渐增大；卤素元素数值最大。 同一族, 自上而下，EA逐渐减小。 反常： EA (O, F) 小于 EA (S, Cl)： O, F原子半径很小，电子云密度较大，电子之间的斥力大， 结合电子时所释放的能量减少。 4．电负性 (? ) [Kai] 在全面衡量原子争夺电子的能力时，只看电离能和电子亲合能是片面的。 电负性综合考虑了电离能和电子亲合能，它以一组数值的相对大小表示 元素原子在分子中对成键电子的吸引能力，称为相对电负性，简称电负性。 元素电负性数值越大，原子在形成化学键时对成键电子的吸引力越强。 最活泼的非金属元素氟的?值为4.0;最活泼的金属元素钫的?值为0.7。 非金属元素的电负性 一般在2.0以上， 金属元素的电负性一般在2.0以下。 电负性无法直接测定，根据离解能数据可得其相对值。规定氟的电负性为4.0，电负性值是一个相对值，没有单位。 ? =2.0， 一般可作为金属和非金属的界限。 △? ≥1.70，通常形成离子键。 NaCl,△? =2.3; HCl, △? =1.0; 电负性除判断元素的金属性和非金属性的强弱外， 对于判断化学键的极性，对理解化学键的反应和性质都有重要的作用。 电负性呈周期性变化， 同一族中，从上到下，依次减小。 同一周期，从左至右依次增大， 过渡元素的电负性值无明显规律。 族 周期 大 小 小 大 ? ? 变化规律 与 I, E 一致。 至此，原子结构模型基本尘埃落定，正如量子力学不能代替和否定牛顿力学一样，新的理论模型也不会代替以薛定谔方程为基础建立起来的原子结构模型。 以后，我们将以原子结构模型为基础，进一步学习分子结构模型。 作业： P58：9 P59：4、5、6、8 1.3 化学键和分子构型 1.3.2 共价键 1.3.1 离子键 由于元素的电负性不同,相互形成的化学键有多种类型,通常有离子键、共价键、金属键等。 分子中相邻原子（或离子）间相互结合的强烈作用力称为化学键。 1）离子键的形成及特点 2）离子的特征参数* 3）离子极化* 1 离子键 1）离子键的形成及特点 a. 因电负性(?)差异，活泼金属与非金属