第7章-化学键与分子结构--大学一年级-无机化学--ppt课件.ppt

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1、第7章,化学键与分子结构,Chemical Bond,Molecule Structure,Structure and Bonding in Molecules,Introduction,！,通常条件下，2个H原子会自动结合为一个H2分子!H+H 通常条件下,一个H2分子会自动分解为2个H原子吗?!H2,x,原子原子,分子,？,H2,H+H,金刚石,C+C+C+,x,？,化学键,离子键共价键金属键 配位键,7-1 离 子 键,Ionic Bond,模型：M X,-e,+e,M+X,nNa(3s1),+ne,-ne,nNaCl,离子键的形成,例如：,依靠静电引力而形成的化学键离子键。,nCl(3

2、s23p5),原子得、失电子后，生成的正负离子之间，,M+,X-,nNa+(2s22p6),nCl-(3s23p6),离子键的本质静电引力：核间距 d=r+r-离子电荷越大离子半径越小,离子间引力越强,离子键越牢固,二.离子键的性质,一种元素的金属性愈强 另一种元素的非金属性愈强 它们之间愈容易形成离子键.,周期表中最左边与最右边的元素之间最易生成离子键.,(电离能I愈小),(电子亲和能E愈大),碱金属碱土金属,卤素氧族元素,NaCl NaBrKCl KBrCsCl MgO,离子键形成的必要条件是原子之间电负性相差足够大,P161表7-1单键的离子性与电负性差值之间的关系,活泼金属,活泼非金属

3、,另一方面，这些元素之间电负性相差比较大！,元素电负性差值 X 1.7 的化合物为离子型化合物.,三.离子键的强度,离子型化合物在通常情况下总是以晶体的形式存在，晶体内众多阴、阳离子之间总的键合力晶格能(U),一 摩尔离子化合物中的正、负离子，由相互远离的 气态，结合成为离子晶体时所释放出的能量晶格能 晶格能越大，化合物越稳定，熔点、沸点越高，硬度越大。,热化学循环计算晶格能U,NaCl,生成热fH=S+1/2D+I+E+U 晶格能U=fH-S-1/2D-I-E NaCl：U=787KJ/mol 金属性越强，非金属性越强，晶格能越大。,四.离子键的特性,无方向性 无饱和性NaCl 晶体化学式

4、1 1结构式 6 6,离子晶体物质的化学式,在食盐晶体中并不存在单个的氯化钠(NaCl)分子,而只有钠离子和氯离子。“NaCl”只是氯化钠晶体的化学式，而不是它的分子式。表示在氯化钠晶体中Na+和C1-的个数之比是1:1。,五.离子半径,一般所了解的离子半径是：离子晶体中相邻正负离子之间的核间距=正负离子半径之和,P165,r-,r+,P376 附录6,1.离子半径的定义,(1)阳离子半径 原子半径 阳离子中的原子核对外层电子引力加强。(2)阴离子半径 原子半径 阴离子中原子核对外层电子引力减小.（电子斥力加大）(3)同一周期中，从左到右，阳离子半径依次减小。（核对外层电子引力增强）(4)同一

5、周期中，阴离子电荷越多，半径越大。(电子间斥力增大）(5)同一族，从上至下，离子半径增大。电子层数增加,阳离子半径的变化规律,2、离子的电子构型 离子因原子的不同而有不同的结构，按最外层电子数的不同可分为：2电子构型：Li+(1s2),Be2+(1s2),H-(1s2)8电子构型：Na+(2s22p6),Cl-(3s23p6),O2-(2s22p6)18电子构型：Zn2+(3s23p63d10),Ag+(4s24p64d10)，Cu+，Au+,18+2电子构型：Sn2+(4s24p64d105s2),Pb2+(5s25p65d106s2)第四周期及以下P区金属失去部分价电子(np2).917电

6、子构型：Fe2+(3s23p63d64s0),Cr3+(3s23p63d3).,不饱和结构,7-1-5 离子晶体,以后讲,P166-173,7-2 共 价 键,Covalent Bond,一经典共价键理论,离子键理论解释了离子化合物的形成。但它不能说明由同种元素的原子形成的分子(H2,N2,O2等)，以及由电负性相差不大的原子所形成的稳定分子(HBr,HI,H2O),为了说明上述分子的形成，在大量实验事实的基础上,1916年，Lewis提出了共价键理论。,(一).Lewis理论,通过共用电子对而形成的化学键共价键。,Lewis 认为：同种原子之间以及电负性相差不大的 原子之间可以通过共用电子对

7、而形成分子.H+H HH H2,所形成的分子称为共价分子。在分子中每个原子都具有稀有气体原子最外层8电子的稳定构型。P174 结构式，两个原子各取出一个电子,然后配对.共用电子对用短线表示“”。即:“”是1对共用电子,例：HH“”是2对共用电子,例：H2CCH2“”是3对共用电子,例：HCCH Lewis的共价概念初步解释了一些简单的非金属原子之间形成共价分子(离子)的过程，以及共价键与离子键的区别。但没能揭示共价键的本质。Go on！,(He为2),经典的共价键理论的局限性,1根据经典静电理论，同性电荷应该相斥，而两个电子皆带负电荷，为何不相斥，反而互相配对？2计算结果表明，对于H2共用电子

8、对的负电荷与原子核的静电作用的结合能只占共价键键能的5%。那么，H2中大部分的键能是怎样产生的？3如何说明共价键和离子键不同，有方向性？,(二).价键法,电子配对法,Valence Bond Theory,共价键的本质是在1927年Heitler和London用量子力学处理H2分子结构后才得以阐明的。两个原子相互接近时，若以自旋相反的单电子配对,可引起相关的原子轨道之间相互重叠，在两个原子核之间形成电子云密度较大的区域。使体系能量降低。,若以自旋平行的单电子配对时，两电子会相互排斥,两核之间形不成电子云密度较大的区域.E,从电子云的观点考虑，可认为 H的 1s 轨道在两核间重叠，使电子在两核间

9、出现的几率大，形成负电区.两核同时吸引中间的负电区，使 2 个 H 结合在一起。,H,H,(保里规则!)，,1H2共价键的形成和本质,r0=53 pm,R0=74 pm 2 r0。,玻尔半径,D=2r0=106 pm,H,H,说明2个H原子的原子轨道确实发生了轨道的重叠!,实例1.H2分子 H()+H()H()H H()+H()H()H,电子云密度较大的区域之作用：一方面将两个核适当隔离，减小原子核之间的排斥力 另一方面两个核增加了对电子云密度大的区域的吸引 皆降低体系的能量,使两个原子结合在一起形成分子,共用电子对,HH,H H,H,H,两个原子的电子以自旋配对方式形成的化学键 共价键的本质

10、是电性的！实例2.HCl分子 H()+()Cl H()Cl 共用电子对 HClH核与Cl核之间形成电子云密度大的区域-“粘合剂”/“胶水”,共价键,共价键的本质,H,H,H2分子的形成,2共价键的特征,一个原子有几个未成对电子，便能够、并且只能够与几个自旋相反的电子配对成键。两个H原子的电子配对后，形成H2。H2 则不能再与第三个H原子配对了，所以不可能有H3分子生成。,饱和性,方向性：原子轨道尽可能沿着能产生最大重叠 的方向接近形成共价键最大重叠原理.原子轨道重叠越多，电子在两核之间出现的机会越多，共价键越稳定。如H-Cl,P178,3共价键的类型,N(2px12py12pz1)N(2px1

11、2py12pz1),键、键,px与px沿x轴方向“头对头”重叠 键py沿py 在y轴方向“肩并肩”重叠 键pz沿pz在z轴方向“肩并肩”重叠 键NN,成键的两原子之间的连线键轴。,*4更多的分子 相同原子(H)能牢固地结合在一起形成分子：不同的原子能结合在一起形成稳定的分子：,H2,N2,O2,F2,Cl2,Br2,H2O,NH3,PCl5,SiCl4,HCl，,价层电子对互斥理论,P180-186,后讲,原子的最外层电子数,=价电子数,最高能级组原子轨道电子数,=价电子数,主族:,副族:,价电子,参加形成化学键的电子,价电子轨道,价电子所在的原子轨道,族数,=价电子数,ClBeCl,BeCl

12、2 分子,BCl3 分子,Be 2s2,B 2s22p1,?,?,按电子配对法,二杂化轨道理论,不能生成共价键!?,只能生成一个共价键!?,1sp 杂化,+2Cl 3s23px13py23pz2,轨道杂化,180,轨道重叠,基态,激发态,杂化轨道,成对价电子被拆开,一个被激发到空的2p轨道,得到2个单电子.,1s+1p-2sp,2s22p0,2 Cl 3s23px13py23pz2,电子配对,Be,BeCl2 分子,2s 2p,Be,Be,Be,Cl,Be,Be,2Cl,180,轨道杂化,轨道的杂化 原子在形成分子时，原子轨道在成键的过程中并不是一成不变的。由于原子之间的相互影响,同一原子中能

13、量相近的一些原子轨道,可以重新组合成为一组新的原子轨道.从而改变了原来原子轨道的状态。所形成的新的原子轨道称为“杂化轨道”。轨道为什么要杂化!?杂化后的原子轨道电子云更加集中，原子轨道成键能力增强，形成的分子更稳定。,符合能量最低原理！,*HCCH CC,180,直线型,基态,激发态,轨道杂化,电子配对,杂化态,激发,1sp 杂化,2,120,电子配对,Cl 3s23px1,BCl3 分子,B 2s22px1,sp2 杂化,杂化轨道,1s+2p-3sp2,120,2py02pz0,Cl 3s23px1,3px1 Cl,Cl 3s23px13py23pz2,B,*CH2=CH2 C 2s22px

14、12py12pz0,pz pz,C,激发,轨道杂化,电子配对,板书C的sp2杂化态几何构形,2sp2 杂化,sp3 杂化,4H 1s1,109o28,正四面体,CH4分子,C,3,4H,1s+3p-4sp3,杂化轨道,4不等性杂化 以上的杂化：,等性杂化,NH3,孤电子对的排斥作用 成键电子对的排斥作用,107o18,109o28,sp3 杂化,H2O,孤电子对的排斥作用 成键电子对的排斥作用,O,sp3,104o30,109o28,104o30,107o18,有孤电子对占据杂化轨道,不等性杂化,而形成不完全等同的杂化轨道的现象。,P 3s23px13py13pz13d,5.d s p 杂化,

15、电子结构-三角双锥,分子结构-三角双锥,PCl5 分子,dsp3 杂化,dsp3 杂化,S 3s23px23py13pz13d,SF6 分子,d2sp3 杂化,正八面体结构,d2sp3 杂化,6杂化轨道理论的基本要点：（1）在形成分子时，原子中那些能量相近的、不同类型的 原子轨道可以重新组合形成一定类型的新的杂化轨道.如：ns-np:sp,sp2,sp3 s p 型杂化 ns-np-nd:sp2d,sp3d2(n-1)d-ns-np:dsp,d2sp3,（2）杂化前后原子轨道的数目不变。例CH4。,1954年Pauling,电子对之间斥力大小的顺序为：孤电子对孤电子对 孤e 成键e成键e成键e

16、,（4）形成的杂化轨道之间满足电子对最小排斥原理。,（3）杂化轨道的成键能力比各原子轨道成键能力强，因而形成的分子更加稳定。,三价层电子对互斥理论(VSEPR),Idea：原因是成键的电子对之间有排斥作用。进一步发现：原子最外层未成键的电子对(孤电子对)也有排斥作用，并且孤电子对的排斥作用成键电子对的排斥作用。,孤电子对孤电子对 孤电子对成键电子对孤电子对成键电子对 成键电子对成键电子对,孤电子对孤电子对 孤电子对成键电子对 成键电子对成键电子对,CH4,NH3,H2O,分子中有多个化学键时，化学键之间皆保持一定的角度!?,排斥规律：,孤电子对.,成键电子对.,109o28,107o18,10

17、4o30,2价层电子对互斥理论要点,分子的中心原子价电子层中电子对(含成键电子对和 孤电子对)之间距离尽可能远,以使彼此间的排斥力最小.例如：,价电子层中电子对之间的排斥力大小取决于:距离：相距远,排斥力小；相距近,排斥力大。电子对种类：孤孤 孤成键 成键成键,双键、三键各作为一个单键(一对电子)考虑。中心原子价电子对总数=中心原子价电子数+配体提供的价电子数价电子对之间排斥的结果 使分子取得规则的多面体几何构型!据价电子对总数,选P181表中相应的几何构型。,/,2,价层电子对互斥理论的理想几何构型,平分天下,公平占有,例：XeF2(8+2)/2=5对XeF4(8+4)/2=6对,90,三角

18、双锥,直线型,电子构型,分子构型,八面体,平面正方形,120,180,120,XeF6(8+6)/2=7对XeOF4(8+4)/2=6对,电子构型,分子构型,五角双锥,变形八面体,正八面体,四角锥形,作为配体的O不提供电子！,XeO3(8+0)/2=4对XeO4(8+0)/2=4对,103,10928,电子构型,分子构型,正四面体,三角锥型,正四面体,正四面体,作为配体的O不提供电子！,价电子对互斥理论可判断分子几何构型，但不能说明共价键的形成原理!,作业P216-217:1，4，7，9，10，11,*（二）、判断共价分子构型的一般规则,1确定中心原子的价电子层中的电子总数和电子对数。例：CH

19、4，AsO43,NH4+。2根据中心原子的电子对数，选定相应的几何构型。3给出构型图，将配位原子排布在中心原子周围，每一个电子对连接一个配位原子，剩余的电子对称孤电子对，也排布在几何构型的一定位置上。4。根据成键电子对，孤电子对之间相互排斥作用的大小，确定排斥力最小的稳定构型。,四分子轨道理论,O2 分子，按电子配对法处理:O(2s22px22py12pz1)O(2s22px22py12pz1)双键，电子全部配对!理论上，没有不成对电子!但磁性实验表明：O2分子中有2个自旋平行的未成对电子！,O2,不成对电子,自旋不配对,单电子,OO,？,(一)分子轨道法的基本思想,1.原子组成分子后，原子中

20、的电子不再在原来的原子轨道 中运动,而是在新生成的分子的范围内运动！例如:H+H 电子在新生成的分子中运动！电子在生成的分子中各原子核之间运动!从分子整体出发，考虑电子在分子内部的运动状况.2.分子中电子的运动状态分子轨道 分子轨道用波函数表示。每一分子轨道对应一定的能量E。,一家人不说两家话!,H:H,多中心,单中心,爱国,爱国家!,爱家,整体!,几何中心!,(二)分子轨道的形成,有关原子的原子轨道进行线性组合得到分子轨道 两个原子轨道重叠相加成键分子轨道。能量:两个原子轨道重叠相减反键分子轨道。能量:不发生作用的原子轨道 非键分子轨道。能量不变.2.组合前的原子轨道数目=组合后分子轨道数目

21、.,(以一定方式重叠),3.原子轨道组合成分子轨道时须符合一定的原则 能量相近(或相等);对称性相同;最大限度重叠.,成键三原则,*原子轨道在不同区域有不同的符号,位相相同区域重叠相加组成成键分子轨道.,位相不同区域重叠相减组成反键分子轨道.,位相,注意:原子轨道只有一个中心,分子轨道有多个中心,两核之间没有节面,两核间有节面(空白),例1:H2 分子,H,三分子轨道法实例,H H,H,可表示为：H2(1s)2,稳定化能 E=2D0=2D,分子轨道式:,He2 分子轨道图,He2(1s)2(*1s)2,稳定化能E=2D2D=0,He2 分子不存在！,He之间无化学键,例2:He2 分子,*1s

22、,1s,例3:He2 分子离子,+,分子轨道式:,He2 分子离子轨道图,He2(1s)2(*1s)1,稳定化能E=2DD=D,He2 分子离子存在！,+,+,+,*1s,1s,原子的S轨道-S轨道作用组成分子轨道的示意图,两个p轨道组合成分子轨道时，可有两种方式：一种是“头对头”的组合；另一种是“肩并肩”的组合。它们都分别形成一个成键轨道和一个反键轨道。,由“头对头”组成的分子轨道，仍称分子轨道，由“肩并肩”形成的分子轨道则称为分子轨道，它们的反键轨道用、表示.,2px,2px,*,2pz,2py,2pz,2py,*,*,2p,2p,2px,2px,2py,2py,2pz,2pz,O2,2p

23、z,2py,*,*,2pz,2py,2px,2px,*,2s,2s,*,1s,1s,*,1s,1s,2s,2s,O,O,原子轨道,原子轨道,分子轨道,例4:O2 分子,2O(1s22s22px22py12pz1),O2,O2 分子轨道图,1个键,双键,2p,2p,1s,*1s,*2,*2,*2,2,2,2,分子中电子数8x2=16e,2个3 电子键,O2(1s)2(1s)2(2s)2(2s)2(2px)2(2py)2(2pz)2(2py)1(2pz)1(2px),2 O(1s22s22px22py12pz1),O2,简写为,OO,O2 KKKK(2px)2(2py)2(2pz)2(2py)1(

24、2pz)1,分子轨道中电子排布遵守三规则,能量最低原理,保里不相容原理,洪特规则,F2 分子轨道图,1个键,单键,2p,2p,1s,*1s,*2,*2,*2,2,2,2,分子中电子数9x2=18e,F-F,*2s,2s,例5:N2 分子,2N(1s22s22px12py12pz1),N2,N2 分子轨道图,分子中电子数7x2=14e,NN,N2KKKK(2py)2(2pz)2(2px)2,NN,N2(1s)2(1s)2(2s)2(2s)2(2py)2(2pz)2(2px)2,2N(1s22s22px12py12pz1),N2,N2KKKK(2py)2(2pz)2(2p)2,C2,原子轨道,分子

25、轨道,原子轨道,B2,少2个电子,少4个电子,例6:CO 分子,C(1s22s22p2),CO,O(1s22s22p4),分子中电子数=6+8=14,异核双原子分子 CO 异核双原子分子 CO 和 N2 是等电子体。其分子轨道能级图与 N2 相似。值得注意的是 C和 O 的相应的原子轨道能量并不相等。,三键 一个 键，两个 键。无单电子，显抗磁性。,同类轨道：,孰高孰低？,Z 小的能量高。,Z 大的能量低。,CO 分子,CO,CO(1s)2(1s)2(2s)2(2s)2(2py)2(2pz)2(2px)2,C(1s22s22p2),CO,COKKKK(2py)2(2pz)2(2p)2,O(1s

26、22s22p4),分子中电子数=6+8=14,CO与N2分子很相似,NN,CO与N2分子中都有14个e，并占据相同的分子轨道,把它们称为等电子体.性质很相似。,1个键、2个键.,与N2的区别是O原子比C多提供2个e，形成一个配键.,四分子的键级 键级键的数目 分子轨道法中，生成的净的共价键数目键级 例：键级H2：(2-0)/2=1,键级的大小表示两个相邻原子间成键的强度。键级越大，键越牢固，分子越稳定。,键级例2 H2+1/2（1-0）=0.5 H2 1/2（2-0）=1 He2+1/2（2-1）=0.5 He2 1/2（2-2）=0 例3 H2 1/2（2-0）=1 He2 1/2（2-2）

27、=0 O2 1/2（8-2）=2 N2 1/2（8-2）=3,N2，,*,*,2pz,2py,2px,*,2s,2s,*,1s,1s,2pz,2py,2px,*,C2，,B2，,O2，,2pz,2py,*,*,2pz,2py,2px,2px,*,2s,2s,*,1s,1s,*,1s,1s,2s,2s,F2,CO,N2(2py)2(2pz)2(2p)2,O2(2px)2(2py)2(2pz)2(2py)1(2pz)1,比较,NN,OO,1s,*1s,A 图,N2，,C2，,B2，,O2，,F2,CO,B 图,比较,必须注意 A 图和 B 图之间的差别:,B 图,A 图,2p,2p,*2,*2,*

28、2,2,2,2,7-3 金 属 键,110多种元素中，金属元素占80%：80多种。金属单质以“单原子分子”存在。金属元素价电子数 4，大多只有1-2个。金属原子在晶格中的配位为6、8、12，很大！金属原子之间是如何联结在一起成为金属固体呢？,碱金属,一“自由电子”理论,金属原子价电子数少、与原子核联系松弛，易脱落：脱落下来的电子不固定在某一金属原子附近。1.在众多原子之间相对自由地运动自由电子 电子气电子海洋。2.很多原子共用很多电子特殊形式的共价键。多个电子多个原子核之间不停地运动，自由运动的电子把金属原子联系在一起 金属键.,金属键没有方向性，没有饱和性。每个原子将在空间允许的条件下，与尽

29、可能多的原子形成金属键。金属结构：紧密堆积，密度较大。价电子数越多，金属键越强，金属的密度、熔点、沸点越高。,*金属晶体的紧密堆积,配位数12,配位数8,配位数12,二、能带理论初步,用分子轨道理论，把整个金属晶体看成是一个大分子。由于原子间的相互作用，使各原子中每一能级分裂成等于晶体中原子数目的许多小能级，这些能级常连成一片，称为能带。金属的价电子按分子轨道理论原理填充在这些能带中。充满电子的能带叫满带，未充满电子的能带叫导带，满带和导带间的能量间隔叫禁带。,分子结构化学键理论小结,作业P216-217:1，4，7，9，10，11，14，15，16，17,共价键,分子结构,离子键,金属键,电

30、子配对法,杂化轨道法,分子轨道法,价层电子对互斥法,每一种理论(方法)都有其特点和适用范围。,换言之，还没有一种理论是万能的！,原子之间电负性相差很大时（NaCl,CsCl,MgO）考虑价电子中的未成对电子（H2,HCl,HI）考虑全部价电子及其轨道（BeCl2,BCl4,CH4）,怎样应用？,离子键,电子配对法,杂化轨道理论,考虑全部核外电子(轨道)(O2,N2,He2+)考虑金属原子价电子“自由”运动考虑分子中心原子周围电子对数 电子对互斥理论,分子轨道理论,金属键,一方净土:蓝天白云山清水秀,7-4 分子间作用力,众所周知，物质的存在形式有,Introduction,化学键,微观,宏观,

31、原子之间强烈的相互作用力,分子何以能呈宏观物质形式气/液/固体存在?,分子之间一定存在有一种吸引力!,？,原子,分子,物质,共三个层次:,微观,极性共价键分子中原子吸引共用电子对的能力电负性.构成分子的两种元素电负性差值。,(极端共价键),7-4-1 分子的极性,一.分子的极性与偶极矩,极性共价键中：如 H+Cl-恒量分子极性大小的物理量分子的偶极矩。大小相等、符号相反、相距为d的两个电荷称为偶极子.偶极子的电量与距离之积偶极矩。,P206常见极性分子的偶极矩,极性分子可表示为偶极子:,通过下列的数据可以体会偶极矩单位 D 的大小：HI HBr HCl NH3 H2O 乙醚/D 0.38 0.

32、79 1.03 1.66 1.85 1.15,二.怎样判断分子的极性,1.同核双原子分子,H2:,Cl2:,HH,ClCl,两个原子对共用电子对吸引力相等,分子中电子云的分布均匀对称,A2,正、负电荷重心重合,非极性分子,2.异核双原子分子,AB,HCl：,HCl,H+Cl-,正、负电荷重心不重合,非极性共价键,极性分子,极性共价键,HBr,HI,化学键的极性是否就等于分子的极性?,3.多原子分子的极性,非极性分子,如组成分子的化学键都是非极性共价键,非极性分子,金刚石,石墨,P4,S8,如组成分子的化学键都是极性键?,化学键有极性,则分子的极性取决于分子空间结构的对称性：,在多原子分子中,如

33、果分子空间结构完全对称,如果分子空间结构不完全对称,CO2,CH4,O=C=O,极性分子,H2O,NH3,CCl4,多原子分子的偶极矩是各键矩的矢量和!,BCl3,双原子分子的偶极矩就是极性键的键矩。,极性分子的偶极矩称为永久偶极。,*补充,一.取向力,极性分子具有偶极矩H+Cl-。取向(调整方向)相互吸引 互相靠近 极性分子之间因偶极相互作用而产生的吸引力,取向力,极性分子极性分子,相当于偶极子,可表示为椭圆形,静电相互作用,实例：HCl溶解在H2O中！,7-4-2 分子之间的作用力,二.诱导力,极性分子 非极性分子 H2O O2 固有偶极 诱导偶极,实例:O2溶解在H2O中；,极性分子与非

34、极性分子之间，,靠近,诱导,吸引,固有偶极与诱导偶极相互作用而产生的吸引力-诱导力,极性分子非极性分子,鱼在水中吸氧；海洋生物。,较取向力弱!,极性分子极性分子,三.色散力 非极性分子：如O2之间：电子云与原子核相对运动 产生瞬时相对位移 瞬时偶极矩 相互吸引 非极性分子之间，瞬时偶极相互作用而产生的吸引力色散力.,O2 O2,非极性分子非极性分子,极性分子非极性分子,极性分子极性分子,所有分子之间都存在,实例：O2，N2，Cl2分子普通情况下以气体存在,但可降温/加压液化：液N2，液Cl2，液O2 色散力与分子量大小成正比：,所有分子之间都存在色散力!,色散力具有普适性!,微观粒子分子/原子

35、/离子之间的万有引力!,F2 Cl2 Br2I2,O2 S SeTe,人多力量大!,科学真理,对于大多数分子，色散力是主要的！,四.取向力、诱导力、色散力的关系,色散力是分子之间作用力的主力军！,取向力+诱导力+色散力=分子间作用力,1.普适性：原子之间；离子之间；分子原子之间。2.作用能1050KJ/mol。3.无方向性和饱和性。类似于静电引力。4.对于大多数分子，色散力是主要的！,分子之间；,特点,(P+n2a/V2)(V-nb)=nRT,理想气体状态方程式 P V=n R T,范德华获1910年诺贝尔物理学奖!,分子间作用力 范德华力,考虑到分子之间的作用力,实际气体状态方程式：,*化学

36、史,五.范德华半径,常用的原子半径有三种：1.共价半径:分子内原子核间距的一半。2.金属半径：金属晶体中相邻原子核间距的一半。3.范氏半径:分子晶体中相邻分子之间核间距的一半。,注意rv rc,一方净土:蓝天白云山清水秀,？,？,？,7-4-3 氢 键,水分子H2O,与电负性极强的元素(F、O、Cl、N)相结合的氢原子,与另一分子中电负性极强的原子(F、O、Cl、N)之间所产生的吸引力,氢 键。,(H2O)n,nH2O,缔合,CH3OH,O,氢键的生成导致：分子间引力增强：DNA 双螺旋结构；分子间缔合：(H2O)n；物质的沸点升高：H2O 100 氢键键能：540KJ/mol，约为化学键能的

37、 1/10。与范德华力相当。,氢键的分类,分子内氢键的生成，一般会使化合物沸点、熔点降低，汽化热、升华热减小。也常影响化合物的溶解度，如邻位硝基苯酚比其间位、对位更不易溶于水，而更易溶于非极性溶剂中。,邻硝基苯酚,分子间氢键,分子内氢键,水分子间的氢键,分子间作用力的重要实例,1.蛋白质,2.DNA,a-螺旋结构,1.蛋白质,b-折板构形結构,氫鍵,三級结构图,四級结构图,最重要的生命遗传分子,DNA双螺旋结构,53年发现 62年获奖,脱氧核糖核酸分子,分子之间与原子之间作用力的比较,化 学 键,离子键,共价键,金属键,范德华力,ArAr,HClHCl,H2OH2O,47 KJ/mol,26

38、KJ/mol,9 KJ/mol,HIHI,21 KJ/mol,NaCl，CsCl，MgO,H2，O2，N2，HCl，HI，H2O,Fe，Ti，W,决定物质bp、mp等物理性质的主要因素.,决定物质化学性质的主要因素!,约1:10,平均20-30J/mol,平均300-400KJ/mol,范德华力+氢 键(约各1/2),10-50J/mol,100-800 KJ/mol,分子之间的相互吸引力范德华力。原子之间强烈的相互吸引力化学键。,强相互作用,弱相互作用,原子原子,分子分子,化学键,范德华力,物 质(气、液、固),分 子,结 论,人人,国家,民族凝聚力,建设和谐社会！,团结就是力量！,The

39、end Thank you!,7-4-4 离子的极化作用,共价键型的分子：分子内原子靠化学键力结合 HH 分子之间存在范德华力 H2H2 离子键型的分子：在离子键型的分子中：离子间除静电引力外，还有诱导力起重要作用离子之间范德华力,NaBr,NaI,1.离子极化作用与变形性,电荷相反的离子接近时，在相反电场的作用下，电子云会发生变形离子使异号离子电子云变形的作用离子的极化受异号离子极化而产生电子云变形的现象离子的变形,阳离子的正电场会吸引阴离子的(外层)电子云,阴离子的电子云与原子核产生相对位移,阴离子的负电“重心”移向阳离子 正电重心则相对地偏离阳离子,即阴离子在阳离子电场作用力下正负电荷“

40、重心”相对位移,阳离子：正电荷多，半径较小 Z/r大，电场强，对阴离子的电子云影响大 阳离子极化作用强。阴离子：负电荷多，半径较大 Z/r小，电场弱，电子云易受阳离子吸引而变形.阴离子变形性较大。阳离子使负离子电子云变形的作用阳离子的极化.受阳离子极化而产生电子云变形的现象阴离子的变形.,2.离子极化对化学键的影响 离子极化的结果，离子键向共价键过渡(键型转变)离子键 极性共价键 极性共价键 极性共价键 共价键 HF HCl HBr HI I-I,溶解度降低,颜色加深,3.离子极化对于物质物理性质的影响,无色,黄色,浅黄色,橙黄色,深红色,在H2O溶,在H2O微溶,相互极化越强，电子云重叠的程

41、度也越大，键的极性也越减弱，键长缩短，从而由离子键过渡到共价键。,离子极化对化学键型的影响,一方净土:蓝天白云山清水秀,晶 体 概 述,7-5 晶体结构,一.晶体定义 质点 在空间有规则地排列成的 具有整齐外形，以规则多面体形式出现的固体物质。特点：(1)晶体的外表特征是具有整齐规则的几何外形。非晶体没有一定的几何外形，常称为无定形体。(2)有固定的熔点。石英晶体,1713 0C时:开始熔化至熔化完.非晶体则无此性质，有较宽的熔化温度范围。(3)具有各向异性。晶体的光学性质、导热和导电性等都是有 方向性的，即晶体不同方向上的性质不同.非晶体是各向同性的。,(离子、原子、分子),二.晶体的类型,

42、1.离子晶体,晶体的基本单位晶胞,面心立方,体心立方,离子之间依靠离子键联接在一起！,2.原子晶体,SiO2,原子之间依靠共价键联接！,3.分子晶体,分子之间依靠范德华力联接！,4.金属晶体,原子之间依靠金属键联接！,原子之间依靠金属键联接！,三.各种晶体的结构和特性,*晶体分类,作业P216-217:1，4，7，9，10，11，14，15，16，17,19，20，21，22，23，24，25,。,以下均为备用！,五、大键（p50-51）,C 2 s22px12py12pz 基态C 2 s12px12py12pz1,激发态,1、SO2 S：3 s12px23py13pz2O：2 s12px22

43、py12pz2（1个）O：2 s22px22py12pz1（2个）,46,1、O3,34由三个或三个以上原子间形成的键离域键（大键）,2、CO32-3、NO3-,46 1+1+1+1+2=6,46,4、SO2 5、,34,66,六、等电子体（等电子分子）,NH4+价电子数=5+4-1=8,BH4-价电子数=3+4+1=8,CH4 价电子数=4+14=8,价电子数相同的分子等电子体如CH4，NH4+，BH4-，价电子数为8CO，N2，价电子数为10 等电子体（分子）具有类似的分子结构,七、杂化态对电子性质的影响一、酸性：,价电子距核距离（s）sp sp2 sp3(p)（分子中原子对共用电子对的吸

44、引能力）（s）sp sp2 sp3(p)二、键长：由于各种杂化轨道中电子距核远近不同可预测：离核近的原子轨道结构之间结合时，其核间距-键长将较短离核远的原子轨道结构之间结合时，其核间距-键长将较长,spsp sp2sp2 sp3sp3,分子轨道法,*三更多详细分子轨道法实例,1H2,3、He2+离子净成键能=2D-D=D（降低）有一定的稳定性4、O2分子O 1s22s22p4,2O(1s22s22p4)O(1s)(*1s)2(2s)2(*2s)2(*2ps)2(2py)2(2pz)2(*2py)1(*2pz)1 内层电子对价键形成不起作用非键电子-用K表示。,价层电子对互斥理论的理想几何构型,

45、第四章、分子结构引言,原子 分子 物质3、价电子参与形成化学键的核外电子（并非全部核外电子）核外最外电子层上的电子最外能级组原子轨道上的电子最外能级组轨道上不成对的电子 未成对电子（单电子）,ns1,ns2,ns2np1,ns2np2,ns2np3,ns2np4,ns2np5,(n-1)dxns主族元素：价电子数=（ns+np）电子数=族数副族元素：价电子数=（n-1）d+ns 电子数=族数,二.价电子 参加形成化学键的核外电子1.最外电子层上的电子(最高能级组轨道的电子)2.最外能级组轨道的不成对电子未成对电子(单电子)3价电子的种类：ns1,ns2，ns2np1,ns2np2,ns2np3

46、，ns2np4,ns2np5 主族元素：价电子数=（ns+np）=族数 主族元素：IA、IIA、IIIA、IVA、VA、VIA、VIIA,价电子,(并非全部核外电子),4副族(过渡)元素的价电子 价电子的种类：ns1,ns2，ns2np1,ns2np2,ns2np3，ns2np4,ns2np5 nsx(n-1)dy nsx(n-1)dy 过渡元素：价电子数=(n-1)d+ns=x+y,(IB-IIB 除外!),范围:IIIB、IVB、VB、VIB、VIIB、VIIIB,=族数,*sp 3杂化,2-4共价键的参数,1键能 标准状况(298K，101.3KPa)下使1mol AB分子 断键生成A、

47、B原子所需要的能量。HCl H+Cl H=431KJ/mol P96 表2-3 观察!键牢固程度的反映 键能共价键化合物,最小：II 151KJ/mol,最大：NN 941KJ/mol,一般说来:三键双键单键,2键长分子内相邻两个原子核之间的距离-核间距。实验测定；理论计算。共价分子:原子的共价半径之和=键长键越短，化学键越强，键能越高。键长的单位通常用pm表示：1pm=10-12m 或用表示：1=10-10m 1=100pm,单键、双键、三键的键能、键长,3键角分子中键与键之间的夹角实验测定：,H2O,CO2,角形,直线形,H2共价键的形成和本质,分子的键级 例子,从H2形成过程中能量变化的

48、分析，得出两个重要结论:共价键的本质是电性作用力。两原子电子自旋相反，原子相互接近时,电子云分布在核间比较密集，能量降低，形成H2；两原子电子自旋相同，原子相互接近时,电子云分布在核间比较稀疏，能量升高，不能形成H2分子。原子轨道重叠成键。r0=53 pm,R0=74 pm 2 r0。,1sp 杂化,+2Cl 3s23px13py23pz2,轨道杂化,180,轨道重叠,基态,激发态,杂化轨道,成对价电子被拆开,一个被激发到空的2p轨道,得到2个单电子.,1s+1p-2sp,2p,2 Cl 3s23px13py23pz2,电子配对,Be 2s2,BeCl2 分子,4共价键的分类 H2中，共用电子

49、对均匀地分布在两个原子核之间 HCl中，共用电子对靠近(偏向)Cl原子？据此共价键又分可为：非极性共价键A-A(对共用电子对的吸引能力相等)如：HH，ClCl，BrBr，OO 等 极性共价键 A-B(对共用电子对的吸引能力不相等)如 HCl 分子 Cl H 则 HCl 或HCl HF，HI 等,上述两个分子：,He2,He2+,1s*1s 1s 1s,1s*1s 1s 1s,可表为：He2(1s)2,稳定化能E=2D2D=0,实际上He2 分子不存在！,可表为：He2(1s)2(1s)1,+,稳定化能E=2DD=D,*3.极化概念,(1)阴、阳离子之间具有静电吸引作用。阳离子的正电场会吸引阴离子的(外层)电子云.阴离子的电子云与核产生相对位移阴离子的负电“重心”移向阳离子,正电重心则相对地偏离阳离子即阴离子在阳离子电场作用力下正负电荷“重心”相对位移 阴离子形状发生改变离子极化。,