第9章-分子结构-1.ppt

* * 第9章 分子结构与化学键理论 9.1 离子键(自学) 9.2 共价键理论 9.3 杂化轨道理论 9.4 价层电子对互斥理论 9.5 分子轨道理论(不要求) 9.6 金属键理论(不要求) 9.7 分子间作用力 作业：9，10，13，17，19，20 * 离子键理论(ΔX 1.7) 化学键 理 论 价键理论 价层电子对互斥理论 杂化轨道理论 现代共价键理论 分子轨道理论(不要求) 共价键理论 经典共价键理论 9.1 离子键理论 特点： (1)离子电荷越高，离子间距离越小，离子键越强。 离子键：正、负离子之间的静电作用力。 (2)既没有方向性，也没有饱和性。 (3)离子键形成与元素电负性有关：ΔX 1.7 CsF： ΔX = 3.2 NaCl：ΔX = 2.23 - + * (2) 熔、沸点和硬度高 2. 离子晶体：由正、负离子结合而成的晶体。 离子晶体的特点： (1) 质点间作用力是静电作用力 (3) 水溶液和熔融状态下导电 (4) 多数化合物易溶于水 (5) 离子晶体中，每个离子都被若干个异电荷离子所包围，形成一个大分子，不存在单个分子。 * 3. 离子的电子构型 （5）(18+2)电子构型(n-1)s2(n-1)p6(n-1)d10 ns2：Pb2+、Sn2+等。 　　离子电子构型对化合物性质有影响。例如， IA 的Na+ 和IB的Cu+ 离子半径分别为 97 pm 和 96 pm，但 NaCl 易溶于水，而 CuCl 不溶于水。因为它们分别为 8 电子构型和 18 电子构型，导致离子化合物的性质有较大差别。 负离子一般为8电子构型。 正离子(逐层失去核外电子): （1）2电子构型：Li+、Be2+等。 （2）8电子构型 （ns2np6）：K+、Ca2＋等。 （3）9~17电子构型（ns2np6nd1- 9）：Fe2+、Mn2＋等。 （4）18电子构型 （ns2 np6nd10）：Zn2+、Ag+等。 * d r+ r - 4.离子半径：正、负离子中心距离是正、负离子半径之和。 变化规律： (1) 同一主族自上而下，半径增加； (3) 对等电子离子，离子半径随负电荷降低和正电荷升高而减小。 O2- F- Na+ Al3+ (2) 同一元素正离子半径小于它的原子半径；如rFe3+rFe2+rFe 离子半径大小对离子化合物性质的影响： (1) 半径越小，离子键越强，化合物的熔沸点越高； (2) 半径越大，离子键减弱，共价性增强，在水中的溶解度降低。 * 9.2 共价键理论 9.2.1 经典共价键理论(Lewis, 1916) 共价键 ：分子中原子间通过共用电子对达到 8 电子稳定稀有气体结构而结合形成的化学键。 ⑴不能说明共用电子对为什么能使得两个原子牢固结合这一共价键本质。 ⑵不能解释某些分子的一些性质，如O2的磁性等。 ⑶八隅体规则有很多例外，如PCl5、SF6、BCl3等。 Lewis理论的局限性： 德国化学家 W. Heitler 和 F. London 用量子力学处理 H2 分子结构获得成功，后经 L. Pauling 等人发展建立了现代共价键理论。 9.2.2 现代共价键理论(1927 年) 现代价键理论：解决电子配对成键问题 杂化轨道理论：解释化学键形成和空间构型 价层电子对互斥理论：预测分子的空间构型 * 1. 共价键的形成和本质 ro= 87 pm －D V 0 rH-H核间距 ?? Heitler和London用量子力学处理H2 分子时，计算得到了H2 分子势能曲线。 H2 分子的原子轨道重叠示意图(参见p182，图9-12) A B A B ???2 ～电子几率密度 (1) 配对成键 A, B两个原子各有一个自旋相反的未成对电子(单电子)，它们可以互相配对形成稳定的共价单键，使体系的能量降低。 若A, B各有两个或三个未成对电子，则自旋相反的单电子可以两两配对形成共价双键或叁键。 2. 现代价键理论的要点 例如：O2分子的形成 O ＝ O ?? ? ? O 2s2 2p4 O 2s2 2p4 ? ? ?? 一个电子只能与其它原子上的一个单电子形成共用电子对。 每个原子成键的总数或以单键连接的原子数目是一定的，因为共价键是由原子间轨道重叠和共用电子形成的，而每个原子能提供的轨道和成单电子数目是一定的。 （2）共价键的饱和性 例如：NH3和Cl2分子的形成。 HF 分子中的共价键 原子轨道有一定的方向性，它和相邻原子的轨道重叠成键要满足最大重叠条件。 （3）共价键的方