大学基础化学课件工科化学键与分子结构

第四章化学键与分子结构§4.1离子键(自学)与离子极化§4.2共价键理论§4.3分子间力和氢键§4.4配合物及配合物的化学键理论掌握内容：离子的电子构型,离子的极化作用、离子的变形性；共价键的本质及特征、σ键和π键、配位键；N2和CO的价键结构式。用杂化轨道理论解释分子的空间构型；用价层电子对互斥理论推测分子的空间构型和杂化轨道类型；氢键、分子间力的类型及存在范围；配合物的定义、组成、命名。配合物的价键理论，中心离子的杂化轨道类型、配离子的空间构型。内轨型、外轨型配合物及其稳定性和磁性。熟悉(理解)内容：离子的极化作用对离子化合物性质的影响；共价键的形成；键价理论在解释配合物结构、组成及性质方面的应用；分子的极性、变形性及其对共价化合物性质的影响；键参数；一般化学键与氢键的异同。了解内容：离子键形成及特征；分子轨道理论；金属晶体及金属键；配合物类型及特殊配合物；配合物的晶体场稳定化能及其应用。基本要求P322：思考题2、4、5、12、13、16P324-325：习题2、6、8P368-369:习题1、2、3、4作业8题要求列表给出答案，写出各分子和离子的VP、LP、构型和中心原子的杂化类型§4.1离子键(IonicBond)与离子极化思考题:1.什么是离子键？离子键的主要特征是什么？2.决定离子化合物性质的因素有哪些？主要决定离子化合物的什么性质？3.各元素离子半径的变化有哪些规律？4.离子的电子构型有几种？分别是何种构型？5.什么是离子极化？决定离子极化的因素是什么？离子极化影响物质的什么性质？离子半径的变化规律•同族元素离子半径从上到下递增•同一周期的正离子半径随离子电荷增加而减小，负离子半径随电荷增加而增大，正离子半径小于负离子半径•同一元素正离子半径小于原子半径负离子半径大于原子半径r(Li+)r(Na+)r(K+)r(Rb+)r(Cs+)r(Na)r(Na+)r(S2–)r(S)r(Na+)r(Mg2+)r(Al3+)r(S2–)r(Cl–)r(S2–)r(Na+)离子的电子构型※正离子的电子构型：•2电子构型：Li+、Be2+•8电子构型：Na+、Al3+•18电子构型：Ag+、Hg2+•18+2电子构型：Sn2+、Pb2+•9~17电子构型：Fe2+、Mn2+※负离子的电子构型：均为8电子构型离子极化(教材P274～278)1、离子极化的定义：在阴、阳离子自身电场的作用下，使其周围带异号电荷的离子的电子云发生变形的现象2、决定离子极化的因素：•离子的极化力：指离子产生电场强度的大小离子的半径：半径，极化力离子的电荷：电荷，极化力离子的电子构型：2e,18e,18+2e型9~17e型8e型•离子的变形性：指离子在电场作用下，电子云发生变形的难易离子的半径：半径，变形性离子的电荷：负离子电荷，变形性正离子电荷，变形性离子的电子构型：18+2e、18e、9~17e型8e型2e型注：通常考虑离子相互极化时，一般只考虑在正离子产生的电场下，负离子发生变形，即正离子使负离子极化。正离子极化力大，变形性小；负离子变形性大，极化力小3、附加极化：若正离子也有一定的变形性(9~17e、18e、18+2e型)，它也可被负离子极化。极化后的正离子又反过来增强了对负离子的极化作用。这种加强的极化作用称为附加极化。4、离子极化对物质性质的影响极化作用增强使化合物键型由离子键向共价键过渡NaClMgCl2AlCl3离子键共价键m.p.801°C714°C192°C(1)极化作用增强使化合物的熔沸点降低(2)极化作用增强使化合物溶解度降低AgFAgClAgBrAgIs大s小(3)极化作用增强使化合物颜色加深AgFAgClAgBrAgI白色白色浅黄色黄色ZnSCdSHgS白色黄色黑色(4)极化作用增强使化合物的热稳定性减弱BeCO3MgCO3CaCO3SrCO3BaCO3极化作用减弱100°C540°C900°C1290°C1360°C分解温度§4.2共价键(CovalentBond)理论4.2.1价键理论—电子配对理论4.2.2杂化轨道理论4.2.3价层电子对互斥理论4.2.4分子轨道理论(自学)1、共价键的定义原子间通过共用电子对而形成的化学键2、共价键形成的条件只有自旋方向相反的未成对电子才能配对形成共价键4.2.1价键理论—电子配对理论3、共价键的本质对称性相同、能量相近的原子轨道的重叠4、共价键的特征饱和性：原子形成共价键的数目取决于其所具有的未成对电子的数目HClHOHNN方向性：原子间总是尽可能沿着原子轨道最大重叠的方向成键5、原子轨道重叠(orbitaloverlap)的类型※正重叠：同号重叠※负重叠：异号重叠※零重叠：正、负重叠相互抵消x+–+x+–+x+–+(s—px重叠)6、共价键的类型(1)按照原子轨道重叠方式的不同，可分为：※键：“头碰头”重叠，键能大x+–+px—sx++s—spx—pxx+–+–pz—pzx++zz––※键：“肩并肩”重叠键能小(s-s)(p-p)(s-p)(p-p)共价叁键：一条为键，两条为键注：在价键理论中：共价单键：均为键H—Cl、H—H、H—N—HH共价双键：一条为键，一条为键:NN:、:CO::O—O:······32Lewis分子结构式价键结构式H2CCH2、OCO43※正常共价键：由成键原子双方各提供一个电子(2)按照共用电子对提供的方式不同，可分为：※配位共价键：共用电子对由一方单独提供ＦＨＦＨＦ—Ｂ＋:Ｎ—Ｈ＝Ｆ—ＢＮ—ＨFHFH给予体接受体注：正常共价键与配位键的区别仅在于键的形成过程中7、键参数与键型的过渡•键参数：表征价键性质的某些物理量键能(bondenergy)：对双原子分子为解离能对多原子分子为几个键的平均解离能键角(bondangle)：分子中键与键之间的夹角反映分子空间结构的重要因素之一键级(bondorder)：键的数目分子轨道理论中为成键电子数与反键电子数之差的一半键的极性(bondpolarity)：非极性共价键、极性共价键键长(bondlength)：分子中两个原子核间的平衡距离•键型的过渡离子键极性共价键非极性共价键(极性最强)(过渡状态)(无极性)4.2.2杂化轨道(Hybridorbital)理论—价键理论的补充和发展杂化后轨道伸展方向、形状发生改变基本要点：成键时能级相近的价电子轨道相混杂，形成新的价电子轨道——杂化轨道杂化前后轨道数目不变sp杂化常见的杂化轨道类型：气态BeH2分子：直线型Be2s2p2s2p激发2s2p杂化sp2pBeH2的形成BeCl2、CO2、HgCl2sp2杂化BF3分子：三角形B2s2p2s2p激发2s2p杂化sp22pBCl3、NO3–、CO32–sp3杂化CH4分子：正四面体型C2s2p2s2p激发2s2p杂化sp3四个sp3杂化轨道CCl4SO42–ClO4–PO43–不等性sp3杂化H2O：HOH=104302s2pO杂化sp3NH3：HNH=107182s2pNsp3杂化sp3d杂化PCl5(三角双锥)sp3d2杂化SF6(正八面体)小结:•只有能量相近的轨道才能相互杂化常见杂化：nsnp、nsnpnd、(n-1)dnsnp•杂化轨道成键能力大于未杂化轨道由于杂化轨道的形状为一头大一头小，用大的一头与其它原子的轨道重叠•参加杂化的原子轨道数目与形成的杂化轨道的数目相同•不同类型的杂化，杂化轨道的空间取向不同杂化轨道类型spsp2sp3不等性sp3参加杂化的轨道s+(1)ps+(2)ps+(3)ps+(3)p杂化轨道数目2344成键轨道夹角180°120°1092810928~90°分子空间构型直线平面三角正四面体三角锥V实例BeCl2BF3CH4NH3H2OHgCl2BCl3SiH4PH3H2S中心原子Be(IIA)B(IIIA)C,Si(IVA)N,P(VA)O,S(VIA)Hg(IIB)4.2.3价层电子对互斥理论(VSEPR)(Valenceshellelectronpairrepulsion)基本要点：1、分子或离子的空间构型与中心原子的价层电子对数目有关价层电子对数=成键电子对数+孤电子对数VP=BP+LP2、价层电子对尽可能远离以使相互斥力最小电子对数23456电子对的排布直线平面三角四面体三角双锥八面体静电斥力最小的电子对排布LP-LPLP-BPBP-BP电子对之间的排斥力大小顺序为：推测分子或离子空间构型的步骤(AXn)1、确定中心原子A的价层电子对数VPVP=(A的价电子数+X提供的价电子数–离子电荷数)/2注：①卤素原子作中心原子时，提供所有的7个价电子，作配位原子时只提供1个价电子；②氧族元素的原子作中心原子时，提供所有的6个价电子，作配位原子时不提供价电子；例：计算SO42–、NH4+、IF2–的价层电子对的数目。VP(S)=[6+4×0–(–2)]/2=4VP(N)=(5+4×1–1)/2=4VP(I)=[7+2×1–(–1)]/2=5注：③惰性气体元素的原子作中心原子时，最外层电子均看作价层电子2、依据价电子对数目VP和配位原子的数目n确定AXn分子或离子的空间构型①VP=n时VP，n分子或离子的几何构型实例2直线形BeH23平面三角形BF34正四面体CH45三角双锥PCl56正八面体SF6②VPn时，即中心原子的价层电子对中有孤对电子存在VPLP=VP-n分子或离子的几何构型实例31V形SO241三角锥NH32V形H2O51变形四面体TeCl42T形ClF33直线形XeF2、I3–61四方锥IF52平面正方形ICl4–VP23456A的杂化类型spsp2sp3sp3dsp3d2价层电子对空间构型直线形平面三角形正四面体三角双锥正八面体中心原子的价层电子对的空间构型与其杂化轨道之间的对应关系价层电子对互斥理论的应用•可快速判断分子的空间构型•可推测中心原子所采用的杂化轨道•可推测分子中键角的相对大小•可判断分子的极性成键电子对越靠近中心原子，斥力越大，键角越大HNHHPHHAsHHSbH对AXn型分子或离子：VP=n时无极性VPn时有极性价层电子对互斥理论的局限性•不能给出键角的具体大小•只适用于中心原子为主族元素或d0、d5、d10的过渡元素的原子•只适用于孤立的分子或离子，不适用于固体的空间结构思考题：解释NO2+,O3,SnCl3–,OF2,ICl3,I3–,XeF5+,ICl4–等离子或分子的空间构型,并指出其中心原子的轨道杂化方式。NO2+O3SnCl3–OF2ICl3I3–XeF5+ICl4–VP23445566LP01122312分子或离子的空间构型直线V形三角锥V形T形直线四方锥平面正方形A的轨道杂化方式spsp2sp3sp3sp3dsp3dsp3d2sp3d2§4.3分子间力和氢键(Intermolecularforceandhydrogenbond)1、分子的极性和变形性—偶极矩和极化率•分子的偶极矩()：衡量分子极性大小的物理量=q·d式中：q—极性分子中正电荷中心(或负电荷中心)所带电量d—正、负电荷中心间的距离—矢量，方向从正到负单位：C·m分子极性分子非极性分子偶极矩0=0双原子分子异核：HX同核：H2、N2、O2多原子分子NH3P4、CH4、BF3、CO2可看出：双原子分子的极性与键的极性一致多原子分子的极性与键的极性有关，还与分子的空间构型有关•分子的极化率：衡量分子变形性大小的物理量极化：正负电荷中心分化的过程极化率越大，分子易变形=·E式中：—极化率单位：C·m2·V-1E—电场强度单位：V·m-1永久偶极：极性分子的固有偶极诱导偶极：在外电场作用下产生的偶极瞬时偶极：在某一瞬间，由于分子的正、负电荷中心不重合而产生的偶极2、分子间力(Vanderwaals):比化学键小1~2个数量级•取向力：通过永久偶极而产生的分子间作用力取向力只存在于极性分子之间•诱导力：诱导