普通化学 第八章 分子结构.ppt

第八章 化学键和分子结构 本章要求:掌握离子键和共价键的的特征;杂化轨道与分子的空间结构; 分子间作用力; 离子的极化和变形及离子的极化和变形对化学键型和化合物性质的影响.;分子结构内容:化学键;分子中原子的空间 排列（空间构型）;分子间力;晶体的结构 和性能等。 化学键:两个原子或原子团之间存在的强烈的相互作用. ;8.1? 离子键 8.1.1 离子键的形成及特征 1．离子键的形成 NaCl的形成过程 ;等电子体:Na+，Ne的组态；Cl-，Ar的组态一样，叫等电子体。 晶格：用X射线研究晶体结构时，可以看到组成晶体的正、负离子是有规则地在空间排列的，并且过一定间隔它们是重复出现的，这种规则的排列状况叫晶格。在NaCl晶体中，每个Na+被6 Cl-个包围，每个Cl- 被6 个Na+包围，晶格中最小的重复单位叫晶胞。;2.离子键的特征 ⑴ 离子键的本质：静电引力。 ⑵ 离子键无饱和性和方向性。 离子是带电体，它的电荷分布是球形对称的，所以它在空间各个方向上的吸引力是相同的（无方向性）。只要空间条件许可，每个离子均可吸引尽量多的异号离子（无饱和性）. 与一个离子相邻的相反电荷离子数目由正负离子的半径比(r+／r－)决定 ;⑶ 离子键的部分共价性。 CsF，其化学键也不全是离子键，其中键的离子性仅有92 % AB型离子半径比与晶体构型间的关系 ;8.1.2 离子键形成的能量效应 离子键的键能：气态A+B-解离成两个中性原子A和B时所需要的能量。 晶格能U：是表示由气态正离子和气态负离子结合成1mol离子晶体时，所放出的能量。 Na+(g)+ Cl－(g)==NaCl(s) ; 晶格能的大小常用来比较离子键的强度和晶体的牢固程度。一般来说,离子化合物的晶格能越大，表示正负离子间结合力越强，晶体越牢固，因此晶体的熔点越高，硬度越大。一般来说,高电荷数的离子具有较大的晶格能.如MgCl2(-2530kJ/mol)＞NaCl(-789kJ/mol),但由于Mg2+的极化力大于Na+,因此, MgCl2的熔点低于NaCl的.;用波恩 - 哈伯（Born -Haber）循环可间接地求算晶格能。; =-411-[109+495.2+1/2×121+（-348.7） =-727.0kJ/mol 8.1.3 离子的特征 1.离子的组态 简单负离子最外层一般具有稳定的8电子构型，如F－、S2－??Cl－等，而正离子比较复杂 ;1）2电子构型(1s2)，如Li+、Be2+等 2）8电子构型(ns2np6)，如Na+、Mg2+、Al3+、Sc3+、Ti4+等 3） 9～17电子构型(ns2np6nd1~9)，如Mn2+、Fe2+、Fe3+、Co2+、Ni2+等d区元素的离子 4）18电子型(ns2np6nd10)，如Cu+、Ag+、Zn2+、Cd2+、Hg2+等ds区元素的离子及Sn4+、Pb4+等p区高氧化态金属正离子。 5） (18+2)电子型[(n-1)s2(n-1)p6(n-1)d10ns2]，如Sn2+、Pb2+、Sb3+、Bi3+等p区低氧化态金属正离子。 ;2.离子半径 离子半径的大小是由核电荷对核外电子吸引的强弱来决定的，对相同电子层结构的离子，它们的大小与有效核电荷成反比。 1).正离子半径较小，负离子半径较大。 2).正离子半径小于它的原子半径,负离子半径大于它的原子半径. 3).同一元素形成的离子，高价正离子半径 低价正离子半径 原子半径 r (Fe3+) r (Fe2+ ) r (Fe) ;4).同周期的离子，当电子构型相同时，随离子电荷数的增加，阳离子半径减小, 阴离子半径增大。 r(Na+) r(Mg2+) r(Al3+) r(F－ ) r(O2－) 5).同一主族离子，离子半径随电子层数的增大而增大。如： r(F－) r(Cl－) r(Br－) r(I－) 6).周期表中左上方和右下方对角线上的元素的正离子半径近似相等.( Li+,Mg2+) 7).内过渡元素的离子半径从左到右逐渐减小.;8.2??? 共价键(covalent bond ） Lewis（路易斯）提出了经典共价键理论。分子中的原子通过共用电子对使每一个原子达到稳定的稀有气体电子结构。原子通过共用电子对而形成的化学键称共价键 。 8.2.1现代价键理论（VB） 基本要点 1) 具有自旋方向相反的单电子的两个原子相互靠近时，核间电子云密度较大，单电子可以配对形成稳定的共价键。;2）.共价键有饱和性 3）.共价键有方向性 8.2.2 共价键的类型 σ键：原子轨道沿键轴的方向，以“头碰头”