第7章-化学键理论概述案例.ppt

注意： ① 作为配体，氢与卤素原子各提供一个价电子，氧族元素的原子不提供电子。 ② 作为中心原子，卤素提供7个价电子，氧族元素提供6个价电子（p区其他元素类似）。 ③ 计算电子对数时，若剩余1个电子，亦当作一对电子处理。 * ④ 区分共价化合物中，中心原子的电子构型与分子构型之间的区别与联系。 确定中心原子的孤电子对数，成键电子对数，推断分子的几何构型 ① 若中心原子价层电子对全是σ键（无孤对电子），电子对的空间构型就是该分子的空间构型。 如BeCl2、BF3、CCl4、PCl5、SF6分别为直线形、平面三角形、四面体、三角双锥和八面体。 * 例子 * ②若中心原子价层电子对中有孤对电子，分子空间构型将不同于电子对空间构型。 a．VP=3，BP=2时，分子空间构型为V形，键角小于120°。 例如，NO2 b．VP=4时，若 BP = 3，为三角锥形，键角小于109°28’。 例如，NH3 c. 若VP=4时，BP = 2，为V形，键角还要小一些。 氨分子 分子构型： 三角锥型 水分子 分子构型： V型 * * 3 预测分子结构的实例 VSEPR 理论可以简单地判断和预测分子的结构，下面通过几个具体例子来说明 （1）判断 NO2 分子的结构 在NO2分子中，N周围的价电子数为5，中心氮原子的价电子总数为5，相当于3对电子对。其中有两对是成键电子对，一个成单电子当作一对孤电子对。氮原子价层电子对排布应为平面三角形。所以 NO2 分子的结构为 V 字形，O-N-O 键角为 120?。 * 3、判断 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，其中三对成键电子对，两对孤电子对。电子对的空间排布为三角双锥形，三角双锥的五个顶角中有两个顶角为孤对电子所占据，三个顶角为成键电子对所占据，因此，ClF3 有三种可能的结构。 哪种结构电子对相互排斥最小？ 电子对与中心原子连线之间有三种不同的夹角，其中以90°夹角的电子对之间斥力最大。各种电子对在分子中处于90°夹角位置的机会如下表所示。 ClF3可能的空间结构 （a）（b）（c） 孤电子对-孤电子对排斥作用数 0 1 0 孤电子对-成键电子对排斥作用数 4 3 6 成键-成键电子对排斥作用数 2 2 0 * （a）排斥最小，最稳定。ClF3近似于“T”形结构。 * 课后练习： 判断PO43- ，NH3 ， NH4+ ， SF4和XeF2的分子结构式 成功之处： 可以预测分子的几何构型以及估计键角的变化趋势，判断第一、二、三周期元素所形成的分子或离子的构型。 局限性： 预测含有d电子的过渡元素以及长周期主族元素形成的分子与实验结果有出入；也不能说明共价键的形成于稳定性。 * 碳原子的价电子结构为 2s22px12py1，只有两个未成对电子，所以它只能与两个氢原子形成两个共价单键。若考虑将碳原子的 1 个 2s 电子激发到 2p 轨道上，碳原子激发态的电子结构为 2s12px12py12pz1，这样就可以与 4 个氢原子形成 4 个 C-H 单键。 根据 VSEPR 理论预测 CH4 分子的结构是正四面体，与实验测定结果一致，其中四个 C-H 键是完全等同的，H-C-H 之间的夹角均为 109?28’。 7-2-3 杂化轨道理论 1.杂化轨道的概念 * 杂化 杂化轨道数：等于参加杂化的原子轨 道数目之和。 如： sp杂化—s+p 杂化轨道数=2 杂化轨道 杂化轨道的组成：参加杂化的原子轨道平均化。 Pauling 假设，甲烷的中心碳原子在形成化学键时，价电子层的 4 个原子轨道并不维持原来的形状，而是发生“杂化”，得到四个等同的轨道，再与氢原子的 1s 轨道成键。 杂化轨道理论 * ①激发 在成键过程中，激发和杂化是同时发生的。 s 轨道 p 轨道 sp3 杂化轨道 ②杂化 基态 激发态 ③轨道重叠 在 CH4 分子中，四个氢原子的 1s 轨道在四面体的 4 个顶点位置与碳原子的4个杂化轨道重叠最大。决定了 CH4 分子的构型是正四面体，H-C-H 之间的夹角为109 ?28’。 * 2. 杂化轨道类型 s-p 型杂化 只有 s 轨道和 p 轨道参与的杂化称为 s-p 型杂化，主要有以下三种类型： sp 杂化 sp 杂化轨道是由 1 个 ns 轨道和 1 个