第12章 化学键与分子结构II.ppt

对于多原子分子，键能与解离能不同： NH3 (g) = NH2 (g) + H (g) D01 = 427kJ·mol-1 NH2 (g) = NH (g) + H (g) D02 = 375kJ·mol-1 NH (g) = NH (g) + H (g) D03 = 356kJ·mol-1 E0N-H = (D01 +D02 +D03 ) /3 = (427+375+356)/3 = 386 kJ·mol-1 12.1.2 键长(Bond length): 分子中相邻两个键合原子核间的平衡距离。 单位：pm. 12.1.5 键的极性: 相邻原子间形成的共价键，由于不同原 子电负性的不同，吸引共用电子对的能力不同，两原子间正负电荷重心不重合；形成极性共价键(Polar covalent bond)。 例如：H-Cl; H-O-H; NH3等 相同原子间形成的共价键，由于原 子电负性相同，两原子的正负电荷重心重合，形成非极性共价键 (Nonpolar covalent bond)。 例如：H-H；F-F; O=O; N≡N等 12.4 分子的几何构型 价键理论的局限性 实验测得CH4为正四面体，C-H键的夹角均为109o28? (1) 在形成多原子分子时，能量相近的原子轨道发生混合，重新形成能量相同的杂化轨道。 (2) 杂化轨道数目与参与杂化的原子轨道数目相等，杂化轨道有确定的伸展方向。 (3) 杂化分等性杂化和不等性杂化。 (5) 有一定的局限性。 12.5.4 氢键 (hydrogen bond) “分子立体构型”是指不包括孤对电子对的AXn中的A和n个X(配位原子)在空间的排布，只有当AXnEm中的m=0时，VSEPR模型才是分子立体构型，否则，得到VSEPR模型后要略去孤对电子对，才得到它们的分子立体构型， 如：H2O, NH3, CH4， VP = 4 它们的分子立体构型为： 　　分子 H2O NH3 CH4 　　构型 角形 三角锥体 正四面体 （2）AXnEm型 3. VSEPR的应用 （1）有孤对电子存在，分子的构型与电子对构型不同。 （2）孤电子对的存在影响分子基本构型中的键角而使分子变形 （3）电子对之间的排斥力大小顺序是： 两对电子对与中心原子形成的键角不同，排斥力不同 孤对电子对－孤对电子对 ＞孤对电子对－键电子对＞键电子对－单键电子对 90°排斥力＞120°排斥力＞180°排斥力 例如：CH4、NH3、H2O，键角越来越小。 5. VSEPR的优缺点 1.预测一些分子（尤其是第一、二、三周期元素组成的分子）几何构型成功而简便，并与杂化轨道理论的预测一致。 2.但预测第VA、VIA族形成的一些分子（离子）的几何构型时，常与实验结果有出入。 3.不涉及成键过程及键的稳定性。严格来说并不是一种化学键理论。 VSEPR与杂化轨道理论互为补充. 虽然价键理论抓住了形成共价键的主要因素，模型直观. 但在解释有些分子的形成时仍然遇到了困难. ● O2有磁矩，为2.62×10-23 A·m2 ● NO等含奇数电子的分子结构 ● 预言“He2”、“Be2”、“Ne2”等的不存在 ● O3 中的 O-O 键长处于单键与双键之间 ● 存在H2+和He2+ 物种 键长/pm 键能/kJ·mol-1 H2+ 106 268 He2+ 108 299 分子轨道理论的提出： 12.4 分子轨道理论 12.4.1分子轨道的基本概念 1. 分子轨道: 描述分子中电子运动的波函数，指具有特定能量的某电子在相互键合的两个或多个原子核附近空间出现概率最大的区域，它是多电子、 多中心的, 电子属于整个分子. 分子轨道是基于电子离域(delocalization )于整个分子的概念所提出的化学键理论, 共价键的形成被归因于电子获得更大运动空间而导致的能量下降. 分子轨道由原子轨道线性组合而成.例如: A+B→AB (结构化学再讲！) (1) 尽先占据能量最低的轨道, 低能级轨道填满后才进入 能级较高的轨道; (2)