化学键和分子结构

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1、化学键与分子结构分子结构1.化学键键参数：键能、键长、键角、键的极性分子的极性共价分子的性质分子的磁性2.共价键理论键能：也称离解能。298K，1atm时，1mol理想气体AB离解为同状态下的A、B时的焓变。常用键能数据为平均键能值。如：D(H-OH)=500.8KJ/molD(O-H)=424.7KJ/molD(HCOO-H)=431.0KJ/mol常用的O-H键能为463.0KJ/mol键长：分子中两个原子核之间的平均距离。键角：键与键的夹角。是反映分子空间结构的重要因素。对分子的性质有较大影响。如：水的键角104.5度，为角型

2、分子，也是强极性分子。P4的键角为60度，可知P4为正四面体。键的极性：化学键中原子核的正电荷中心和负电荷中心不重叠，则该化学键就具有极性。根据成键原子的电负性差异，可确定键极性的大小。一.电子配对法1.自旋方向相反的未成对电子可形成稳定共价键2.配对后的电子不能再与第三个配对。（饱和性）3.配对时，它们的电子云要重叠，重叠越多，所形成的共价键越牢固（方向性）4.电子云有两种重叠方式：A.沿键轴方向“头碰头”重叠，称σ键。此种方式重叠最好，最牢固。B.沿键轴方向“肩并肩”重叠，称π键。如Px-Px，Py-Py，Pz-Pz。N2分子有

3、叁条键，一条σ键，一条Py-Pyπ键，一条Pz-Pzπ键二．路易斯结构与共振理论所谓“路易斯结构式”，通常是指如下所示的化学符号：对于大多数有机化合物，利用“八偶律”通过观察便可写出他们的路易斯结构式。对于无机物，大多数情况下，“八偶律”仍是起作用的。但有时有例外：①缺电子结构——包括形成共价键的共用电子对之内，少于8电子的，称为缺电子结构。如第3主族的硼和铝，典型的例子有BCl3、AlCl3，缺电子结构的分子往往有形成配合物的能力。例如：BCl3＋:NH3＝Cl3B←NH3能够接受电子对的分子称为“路易斯酸”，能够给出电子对的分子

4、称为“路易斯碱”。路易斯酸和路易斯碱以配价键相互结合形成的化合物叫做“路易斯酸碱对”。②多电子结构——如PCl5里的磷呈5价，氯呈-1价。中性磷原子的价电子数为5。在PCl5磷原子的周围的电子数为10，超过8。这种例外只有第3周期或更高周期的元素的原子才有可能出现。有时，一个分子在不改变其中的原子的排列的情况下，可以写出一个以上合理的路易斯结构式，为解决这一问题，鲍林提出所谓的“共振”的概念，认为该分予的结构是所有该些正确的路易斯结构式的总和，真实的分子结构是这些结构式的“共振混合体”。三．杂化轨道理论1931年鲍林提出杂化轨道理论

5、，满意地解释了许多多原子分子的空间构型。杂化轨道理论认为：①形成分子时，由于原子间的相互作用，使同一原子中能量相近的不同类型原子轨道，例如ns轨道与np轨道，发生混合，重新组合为一组新轨道．称为杂化轨道。如一个2s轨道与三个2p轨道混合，可组合成四个sp3杂化轨道；一个2s轨道与二个2p轨道混合，可得三个sp2杂化轨道；一个2s轨道与一个2p轨道混合，可得二个sp杂化轨道。②杂化轨道的电子云一头大，一头小，成键时利用大的一头，可以使电子云重叠程度更大，从而形成稳定的化学键。即杂化轨道增强了成键能力。③杂化轨道可以分为等性杂化和不等性

6、杂化。如甲烷中的C原子所生成的四个sp3杂化轨道，每个杂化轨道各含1/4的s轨道成分，3/4的p轨道成分，是等性杂化；氨分子中的N原子所生成的四个sp3杂化轨道中，一个杂化轨道含0.3274的s轨道成分，0.6726的p轨道成分；其余三个杂化轨道各含0.2242的s轨道成分，0.7758的p轨道成分。杂化有多种方式，视参加杂化的原子以及形成的分子不同而不同。①sp3杂化——碳原子在与氢原子形成甲烷分子时就发生了sp3杂化。发生杂化时，碳原子的一个2s轨道和3个2p轨道发生混杂，形成4个能量相等的杂化轨道，碳原子最外层的4个电子分别占

7、据1个杂化轨道。每一个sp3杂化轨道的能量高于2s轨道能量而低于2p轨道能量；杂化轨道的形状也可以说介于s轨道和p轨道之间。四个sp3杂化轨道在空间均匀对称地分布——以碳原子核为中心，伸向正四面体的四个顶点。这四个杂化轨道的未成对电子分别与氢原子的1s电子配对成键，这就形成了甲烷分子。杂化轨道理论不仅说明了碳原子最外层虽然只有2个未成对电子却可以与4个氢原子形成共价键，而且很好地说明了甲烷分子的正四面体结构。在形成H2O、NH3分子时，O、N原子实际上也发生了sp3杂化。与C原子杂化不同的是N、O原子最外层电子数分别为5个和6个，因

8、而四个sp3杂化轨道里必然分别有1个和2个轨道排布了两个电子。这种已经自配对的电子被称为孤对电子。N和O的未成对电子分别与H原子的1s电子结合就形成了NH3分子和H2O分子。孤对电子相对来说带有较多的负电荷。受孤对电子云的排斥，NH3