2019年化学键与分子结构课件.ppt

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1、第四章化学键与分子结构4.1离子键理论4.2共价键理论4.3金属键理论4.1离子键理论一、离子键的形成·····Na·+:Cl·→Na+[:Cl:]····二、离子键及其特点定义：正负离子间的静电吸引力叫做离子键。特点：离子键既没有方向性也没有饱和性。NaCl晶体三、离子键强度与晶格能晶格能：表示相互远离的气态正离子和负离子结合成1mol离子晶体时所释放的能量，或1mol离子晶体解离成自由气态离子时所吸收的能量。如：Ca2+(g)+2Cl-(g)CaCl2(s)–H=U=2260.kJ/mol离子键强度：用晶格能表示Born-Lande公式U=-Ve∝Z1Z2/r其中

2、：Ve为正负离子间吸引力和排斥力达平衡时，体系的位能；Z1、Z2分别为正负离子的电荷数；r为正负离子间距。Born-Haber循环计算U四、离子化合物的类型ZnS型NaCl型CsCl型五、离子化合物的性质高熔点Highmeltingpoints高沸点Highboilingpoints易脆性Brittleness溶解性Somearesoluble,somenot.4.2共价键理论共享电子对●●4.2.1价键理论共价键的本质是由于原子相互接近时轨道重叠（即波函数叠加），原子间通过共用自旋相反的电子对使能量降低而成键。共价键的主要特点是具有饱和性和方向性。一、共价键的本质和特

3、点二、共价键的键型键(成键轨道）头碰头原子核连线为对称轴键，肩并肩穿过原子核连线有一节面共价键形成实例HF的生成N2的生成键键4.2.2杂化轨道理论同一原子中，不同原子轨道的线性组合，改变原子轨道的分布方向，有利于成键，但原子轨道的数目不变4.2.2杂化轨道理论实验测得CCl4、CH4等的立体构型为正四面体（tetrahedral）在同一个原子中能量相近的不同类型（s,p,d,）的几个原子轨道波函数可以相互叠加而组成同等数目的能量能量完全相同的杂化轨道。杂化轨道的主要类型sp直线型键角180CO2,C2H2sp2平面三角形键角120BF3,NO3-,C6H

4、6,C2H4sp3正四面体形键角10928’’CH4,H2O,NH3dsp2平面四方形键角90Ni(CN)42-dsp3(sp3d)三角双锥120和90PCl5d2sp3(sp3d2)正八面体90SF6sp杂化轨道激发杂化sp2杂化乙烯sp3杂化4.2.3价层电子互斥理论CH4NH3H2OPF3ClF3分子构型和电子构型的区别原则：尽可能使电子对之间的排斥作用最小高键级>低键级孤对－孤对>孤对－键对>键对－键对价层电子对互斥理论可以定性判断和预见分子的几何构型分子的共价键中的价电子对以及孤对电子由于相互排斥作用而趋向尽可能彼此远离，分子尽可能采取对称的结构。若

5、一个中心原子和几个配位原子形成分子时，分子的几何构型取决于中心原子周围地价电子数目。价电子包括价层轨道中成键电子对(bp)和孤电子对(lp).不同价电子对间排斥作用的顺序为：lp－lplp－bpbp－bp分子中的多重键按单键处理。价层电子对数确定方法：价层电子对数＝½(中心原子价电子总数＋配位原子提供电子数–离子电荷数)配位原子提供电子数：H,Cl,1;O,S,0;N,-1.价电子对数目与分子构型23456分子构型：正四面体甲烷[ClO4]–分子构型：正四面体含氧原子的情况：净结果是O原子不提供价电子。氨分子构型：角锥型水分子构型：角型电子构型与分子构型不一致BF3

6、分子构型：平面三角[PF6]-分子构型：正八面体ClF3分子构型：T字型三种构型选择电子构型与分子构型不一致电子数为5时，孤对总是尽先处于三角双锥的腰部位置价层电子互斥理论的局限性不能说明成键原理和键的相对稳定性4.2.4分子轨道理论原子中某个电子运动的波函数，用表示，分子轨道可由原子轨道线性组合而成。一、分子轨道理论的要点原子轨道组成分子轨道时，轨道数不变。分子轨道的能量可以高于、低于和等于原子轨道，分别称为反键轨道、成键轨道和非键轨道。原子轨道组成分子轨道时，必须满足原子轨道的能量相近、轨道最大重叠和对称性匹配。分子轨道中的电子排布和原子轨道中电子排布的规则相似，

7、即遵循Pauli原理，能量最低原理及Hund规则。成键轨道和反键轨道成键轨道(bonding)反键轨道(antibonding)二、分子轨道图(a)和分子轨道能级图(b)成键轨道中，两原子之间的电子云密度增加；而反键轨道中，两原子之间的电子云密度降低。(a)(b)H2的分子轨道能级图(a)氢原子轨道(b)氢分子轨道H2与He2的比较三、简单双原子分子轨道能级1s*1s2s*2s2p2py2pz*2py*2pz*2pxO2的分子轨道氧的顺磁性N2的分子轨道能级图氮气为什么稳定？与O2的分子轨道能级图比较