高中化学选修三第二章-分子的立体结构2——杂化理论(第2课时)PPT课件.ppt

【杂化轨道理论简介】 甲烷分子实测的空间构型和VSEPR模型预测的立体结构都是正四面体，则CH4中的C-H键的键长是相等的，但CH4里的中心原子碳的4个价电子层原子轨道——2s和2px，2py，2pz分别跟4个氢原子的1s原子轨道重叠形成σ键，由于碳原子的3个2p轨道是相互垂直，而2s轨道是球形的，用它们跟4个氢原子的1s原子轨道重叠，不可能得到正四面体构型的甲烷分子，因此，VSEPR模型理论无法解释甲烷为什么能形成正四面体的空间构型。 情境创设 鲍林提出杂化轨道理论认为:当碳原子与4个氢原子形成甲烷分子时,碳原子的2s轨道和3个2p轨道会发生混杂，混杂时保持轨道总数不变，却得到4个能量相同的轨道，夹角为109°28′，成为sp3杂化轨道，形成4个键长和键角都相等的C-Hδ键，因此，CH4分子呈正四面体的立体结构。 三.杂化轨道理论简介 (一)杂化:在形成多原子分子的过程中，中心原子的若干能量相近的原子轨道重新组合，形成一组新的轨道，这个过程叫做轨道的杂化。其中产生的新轨道叫杂化轨道。 鲍林认为： 注意（1）类型不同能量相近的原子轨 道（其中能量相近是指 同一能层中ns和np轨道） （2）杂化前后轨道数目不变 （3）杂化后轨道伸展方向和形状发生改变 （4）杂化轨道都是能量相同的轨道（即等价轨道） （二）杂化过程: 杂化轨道理论认为:在形成分子时,通常存在激发、杂化和轨道重叠等过程。 　 四个H原子分别以4个s轨道与C原子上的四个sp3杂化轨道相互重叠后，就形成了四个性质、能量和键角都完全相同的S-SP3σ键，从而构成一个正四面体构型的分子。 109°28’ （1）sp3 杂化 原子形成分子时，同一个原子中能量相近的一个 ns 轨道与三个 np 轨道进行混合组成四个新的原子轨道称为 sp3 杂化轨道。 sp3杂化轨道特点：四个sp3轨道在空间均匀分布，轨道间夹角109.5° BF3是平面三角形构型，分子中键角均为120o；气态BeCl2是直线型分子构型，分子中键角为180o 。试用杂化轨道理论加以说明。 BF3分子的空间构型 BF3分子的中心原子是B，其价层电子排布为2s22px1 。在形成BF3分子的过程中，B原子的2s轨道上的1个电子被激发到2p空轨道，价层电子排布为2s12px12py1 ，1个2s轨道和2个2p轨道进行sp2杂化，形成夹角均为1200的3个完全等同的SP2杂化轨道。其形成过程可表示为： 理论分析：B原子的三个SP2杂化轨道分别与3个F原子含有单电子的2p轨道重叠，形成3个sp2-p的σ键。故BF3 分子的空间构型是平面正三角形。 实验测定：BF3分子中有3个完全等同的B-F键，键角为1200 ，分子的空间构型为平面正三角形。 同一个原子的一个 ns 轨道与两个 np 轨道进行杂化组合为 sp2 杂化轨道。sp2 杂化轨道间的夹角是120°，分子的几何构型为平面正三角形。 sp2杂化轨道特点：3个sp2杂化轨道在一个平面内均匀分布，轨道间夹角120° （2）sp2杂化 ?BeCl2分子的形成和空间构型 Be原子的价层电子排布为2s2 。在形成BeCl2 分子的过程中，Be原子的1个2s电子被激发到2p空轨道，价层电子排布变为为2s1 2px1 。这2个含有单电子的2s轨道和2px轨道进行sp杂化，组成夹角为1800 的2个能量相同的sp杂化轨道，其形成过程可表示为： 理论分析：Be原子上的两个SP杂化轨道分别与2个Cl原子中含有单电子的3p轨道重叠，形成2个sp--p的σ键，所以BeCl2分子的空间构型为直线。 实验测定：BeCl2分子中有2个完全等同的Be---Cl键，键角为1800 ，分子的空间构型为直线。 同一原子中 ns-np 杂化成新轨道：一个 s 轨道和一个 p 轨道杂化组合成两个新的 sp 杂化轨道。 （3）sp杂化 sp杂化轨道特点：2个sp杂化轨道在一条直线上，轨道间夹角180° 注：杂化轨道只能用于形成б键或者用来容纳未参与成键的孤对电子；