大学教材《无机及分析化学》PPT之05-化学键和分子结构.ppt

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1、第七章分子结构学习要求1.掌握离子键理论的基本要点。2.掌握电子配对法和共价键的特征。3.能用轨道杂化理论来解释一般分子的构型。4.能用价层电子对互斥理论来预言一般主族元素的分子构型。5.掌握分子轨道理论的基本要点，会用该理论处理第一、第二周期同核双原子分子。6.了解离子极化和分子间力的概念。了解金属键和氢键的形成和特征。7.了解各类晶体的内部结构和特征。化学键与分子结构原子结构、核外电子排布原子如何构成分子分子与分子之间如何作用分子的结构H2O的结构如何？有极性吗？H2O的H、O如何成键？为什么H2O的沸点比H2S的沸点高？

2、涉及化学建、分子结构、分子间作用力等首先要明确一个概念：化学键？分子中原子之间的相互作用。化学键一般分为：离子键、共价键、金属键同时还需明确：为什么要研究分子结构？#分子是物质独立存在，并保持其化学性质的最小微粒；#分子的结构决定分子的性质物质的性质决定7.1离子键理论1916年，德国科学家科塞尔提出：离子键：原子间发生电子转移，形成正负离子，并通过静电作用而形成的化学键。如NaCl。【以NaCl为例讲解离子键如何形成】静电引力下，二者相互接近，同时两离子的外层电子之间、原子核之间产生排斥。引力＝斥力，正负离子间结合成离子化合

3、物。Na：电负性很小，易失去电子；Na-e-—Na+Cl：电负性很大，易得到电子；Cl+e-—Cl-1、发生电子转移形成稳定的离子。2、依靠静电吸引，形成离子键。【可见，离子键的形成包含两步】离子键的特性1、离子键作用力的本质是静电引力q1、q2：正负离子所带电量，r：正负离子的核间距离，F：静电引力。1、离子键没有方向性离子电荷球形对称，对各个方向的吸引都一样，所以无方向性。离子键的特性2、离子键没有饱和性只要空间允许，一个离子可以同时吸引几个电荷相反的离子，所以无饱和性。是否意味着一个离子周围排列的带相反电荷离子的数目是任

4、意的？实际上，每个离子周围排列的带相反电荷离子的数目是固定的。NaCl晶体中，Na+(6Cl-)；Cl-(6Na+)CsCl晶体中，Cs+(8Cl-)；Cl-(8Cs+)7.1.2决定离子化合物性质的因素离子键的本质是静电引力（Fq1q2/r2），因此影响离子键强度的因素有：离子的电荷q离子的电子层构型离子半径r离子的三个重要特征参数1、离子的半径－决定正、负离子间吸引力的最重要因素。离子半径越小吸引力越大离子键越强，熔点越高(1)离子半径的概念离子晶体中，将离子看成相切的球，正负离子的核间距是r+和r-之和。dr+r-d值

5、可由晶体的X射线衍射实验得到MgOd=210pm只要知道其中一种离子半径，就可求出另外一种。1927年，戈德施密特（GoldschmidtH）用光折射法测得O2-的半径132pm，因此Mg2+的半径＝78。本书附录十一中列出来鲍林离子半径(2)离子半径的变化规律电子层，具有相同电荷数的离子半径Li+Mg2+>Al3+;K+>Ca2+；过渡元素，离子半径变化规律不明显。从左至右，离子电荷数，最高价离子半径。(ii

6、)同周期主族元素(iii)同一元素，不同价态的离子，电荷高的半径小Ti4+

7、构型ns2np6nd1~9，形成离子后，最外层为9~17个电子。Fe2+：3s23p63d64s2(4)18电子构型ns2np6nd10，形成离子后，最外层为18个电子。Pb4+：5s25p65d106s26p2，(ds,p区高价离子，Ag+,Hg2+）(5)18+2电子构型(n-1)s2(n-1)p6(n-1)d10ns2，形成离子后，最外层为2个电子、次外层为18个电子。(Pb2+5s25p65d106s26p2）(p区低价离子,Sn2+)不同电子构形的阳离子对同种阴离子的作用力,有所不同。如：Na+和Cu+电荷相同，离子

8、半径几乎相同（分别为95pm和96pm），而NaCl溶于水，CuCl不溶于水。7.1.3晶格能：衡量离子键的强弱1mol气体正离子与1mol气态负离子结合成1mol固态离子化合物时所放出的能量，用U表示。Na+(g)+F-(g)=NaF(s)U=H晶格能越大，形成离子晶体时