第二章分子结构.

2.1离子键理论掌握离子键理论的基本要点；了解离子键的强度（晶格能）；掌握离子的特性2.2价键理论掌握价键理论的基本要点、以及共价键成键特点和类型2.3杂化轨道理论熟练掌握杂化轨道理论：掌握理论要点、掌握sp、sp2、sp3杂化类型、能运用杂化轨道理论解释分子的空间构型2.4价层电子对理论熟练掌握价层电子对互斥理论：理解理论的建立、熟练根据理论判断分子空间构型、并能根据所得分子空间构型推断中心原子的杂化类型2.5分子轨道理论掌握分子轨道理论：掌握理论要点、熟练掌握第一、二周期同核双原子分子的分子轨道电子排布、并能根据电子排布解释分子的磁性和稳定性；了解等电子原理及离域π键2.6分子间作用力和氢键熟练判断共价键和分子的极性、分子间作用力类型及大小；掌握氢键的形成和特点化学键：分子中相邻原子或离子间强烈的吸引作用化学键的类型:离子键、共价键、金属键分子间作用力：范德华作用力、氢键第二章分子结构2.1离子键理论2.2价键理论2.3杂化轨道理论2.4价层电子对理论2.5分子轨道理论2.6分子间作用力和氢键2.1离子键理论2.1.1离子键理论的基本要点2.1.2*晶格能2.1.3离子的特性2.1.1离子键理论的基本要点1.理论基本要点：（1）活泼金属原子和活泼非金属原子在一定条件下相互靠近时，它们都有达到稳定的稀有气体结构的倾向原因：二者电负性相差大+Na+ClNa+[Cl]－ו••••×125[Ne]3s+[Ne]3s3p[Ne]+[Ar]•••••••••（2）阳离子和阴离子之间通过静电引力相互作用形成离子晶体NaClNaCl离子键本质NaCl形成时势能曲线图R0处，引力=斥力，体系能量最低，形成离子键2.离子键的特点：（1）离子键无方向性（2）离子键无饱和性离子晶体中不存在独立的“分子”（3）离子键中包含共价键的成分离子性百分数∕%离子性百分数∕%离子性百分数∕%0.211.2302.2700.441.4392.4760.691.6472.6820.8151.8552.8861.0222.0633.089离子键的形成条件2.1.2*晶格能1.晶格能（U0）——衡量离子键的强度气态的阴、阳离子由无穷远处相互作用形成1mol的离子晶体时所释放的能量NaC1的生成反应为例：Na(s)+½C12(g)——NaC1(s)如何求得晶格能波恩－哈伯循环求解：Na(s)SNa(g)INa+(g)1/2D1/2Cl2(g)Cl(g)-ACl-(g)+ΔfHm,NaCl-U0?NaCl(S)+S：钠的升华能；D：氯气体的解离能；I：钠的电离能；A：氯的亲和能；U0：晶格能2.影响晶格能的因素离子电荷越高，晶格能越大；离子半径越小，晶格能越大晶格能越大，相应离子晶体越稳定，硬度越大，熔点越高NaCl型离子晶体Z1Z2r+/pmr-/pmU/kJ·mol-1熔点/oC硬度NaFNaClNaBrNaIMgOCaOSrOBaO1111222211112222959595956599113135136181195216140140140140920770733683414735573360309199280174766228002576243019233.22.52.52.55.54.53.53.32.1.3离子的特性1.离子的半径相邻两个离子的核间距离d=r++r-同一主族：自上而下，离子半径增大rF-rCl-rBr-rI-；rLi+rNa+rK+rRb+同一周期：电子构型相同，正离子电荷数越高，r越小rNa+rMg2+rAl3+rSi4+同一元素、不同电荷的阳离子，r高价r低价rFe3+rFe2+同一元素，阴离子半径较大，阳离子半径较小rS6+rS4+rSrS2-离子半径越小，离子键越强离子半径变化规律2.离子的电荷阳离子电荷=失去电子的数目阴离子电荷=获得电子的数目离子电荷越高，离子键能越强3.离子的电子构型阴离子的电子构型：最外层为稳定的稀有气体电子构型(8e)如Cl-，O2-，F-，S2-等。阳离子的电子构型：(1).2e：ns2，最外层2eLi+(1s2)，Be2+(1s2)(2).8e：ns2np6，最外层8eNa+(2s22p6)(3).18e：ns2np6nd10最外层18eAg+(4s24p64d10)，Zn2+(3s23p63d10)(4).(18+2)e：ns2np6nd10(n+1)s2Sn2+(4s24p64d105s2)，Pb2+(5s25p65d106s2)(5).不规则电子构型(9~17)e：ns2np6nd1~9Fe2+(3s23p63d6)，Cr3+(3s23p63d3)能很好的说明电负性相差较大的两元素原子间的相互作用(NaCl，KF)离子键理论的优越性相同原子组成的单质分子(H2，Cl2，N2，O2)；电负性相差较小的原子组成的分子(HCl，H2O，NH3)；有机化合物中原子与原子之间的相互作用价键理论的局限性：无法说明：共价键理论的发展史1916年，美，Lewis—共价学说，又“电子配对”理论为价键理论奠定了基础1927年，德，Heiter-London—利用量子力学处理H2，揭示了共价键的本质1930年，美，Pauling—现代价键理论1931年，美，Pauling—杂化轨道理论1940年，美，Sidgwick—价层电子对互斥理论1932年，美，Mulliken和德，Hund—分子轨道理论*Lewis—“电子配对”理论键合的原子通过共用电子对而联接在一起，使每个参与成键的原子外层达到稀有气体原子稳定的电子层构型(8e：ns2np6)“八隅律”优越性：揭示了共价键与离子键的区别局限性：无法解释BF3，PCl5，SF6等的稳定存在2.2价键理论2.2.1共价键的本质2.2.2价键理论的基本要点2.2.3共价键的特点2.2.4共价键的类型2.2.1共价键的本质1.Heiter－London对H2形成的量子力学处理2.共价键的本质自旋方向相反自旋方向相同实验测知:H2核间距＝74pmH原子半径＝53pm共价键的本质——原子轨道重叠，核间电子概率密度大吸引原子核而成健2.2.2价键理论的基本要点1.自旋相反的未成对电子相互接近时，可形成稳定的化学键。2.各具有自旋相反的1个电子的两个原子，可互相配对形成稳定的共价单键,如：F-F3.如果各有2个或3个未成对电子，可两两配对形成共价双键或三键,如：O=O,N≡N2.2.3共价键的特点1.共价键具有饱和性2.共价键具有方向性同号重叠最大重叠体系能量下降，化学键稳定HF分子成键+−2.2.4共价键的类型1.正常共价键：共用电子对是由参与成键的两个原子各提供1个电子而形成根据共用电子对由成键原子提供的方式可分为两种：分为两种2.配位共价键（配位键）：共用电子对是由参与成键的两个原子中的一个原子单独提供2个电子而形成σ键π键σ键：两原子轨道沿核间联线方向进行同号重叠（“头碰头”）σ键：两原子轨道沿核间联线方向进行同号重叠（“头碰头”）π键：两原子轨道垂直核间联线并相互平行进行同号重叠（“肩并肩”）π键：两原子轨道垂直核间联线并相互平行进行同号重叠（“肩并肩”）NNσxπyπzN2：N≡N配位键形成条件：成键的两个原子，一方提供孤对电子，另一方提供空轨道HNHHH4NH价键理论的优越性成功的解释了共价键的本质，说明了共价键具有饱和性、方向性价键理论的局限性无法解释多原子分子的空间构型2.3杂化轨道理论2.3.1杂化轨道理论的基本要点2.3.2杂化类型与分子的空间构型2.3.3不等性杂化2.3.1杂化轨道理论的基本要点1.在形成分子的过程中，若干个不同类型能量相近的原子轨道经过激发、杂化重新组合成一组新的轨道—杂化轨道2.杂化前后轨道数目不变，轨道总能量守恒3.杂化后轨道伸展方向，形状发生改变2.3.2杂化类型与分子的空间构型1.sp3杂化：p2s2激发s2p2杂化3spsp3C：2s22p2CH4分子的空间构型为正四面体，键角为109.5°中心原子的1个ns轨道与3个np轨道杂化sp3杂化轨道空间构型CH4分子的形成过程CHHHH109.5CH4分子的空间构型BF3的空间构型2.sp2杂化：BF3分子的空间构型为平面三角形，键角为120°p2s2激发s2p2sp2sp2杂化B：2s22p1中心原子的1个ns轨道与2个np轨道杂化sp2杂化轨道空间构型BF3分子的形成过程BF3分子的形成过程BeH2分子的空间构型3.sp杂化：中心原子的1个ns轨道与1个np轨道杂化BeH2分子的空间构型为直线型，键角为180°p2s2激发s2p2spsp杂化Be：2s2sp杂化轨道空间构型BeH2分子的形成过程*spd杂化sp3d杂化：sp3d杂化轨道的空间构型sp3d2杂化：sp3d2杂化轨道的空间构型不等性杂化：凡中心原子或离子含有孤对电子，且各杂化轨道能量不相等的杂化NH3分子的空间构型为三角锥，键角为107°不等性sp3杂化2ps2sp3不等性杂化N：2s22p3一对孤对电子占据的杂化轨道能量较低，含更多的s成分NH3分子的空间构型斥力：孤对电子-孤对电子﹥孤对电子-成键电子﹥成键电子-成键电子H2O分子的空间构型为V型，键角为104.5°2ps2sp3不等性杂化O：2s2p4杂化轨道理论的优越性成功的解释了多原子分子的空间构型杂化轨道理论的局限性无法预测多原子分子的空间构型2.4价层电子对互斥理论（ValenceShellElectronPairRepulsion,VSEPR)2.4.1价层电子对互斥理论的基本要点2.4.2分子或离子空间构型推测的具有步骤2.4.3判断分子或离子空间构型的实例2.4.1价层电子对互斥理论的基本要点1.对于ABn型（A为中心原子，B为配位原子）的分子或离子，其空间构型取决于中心原子A的价层电子对数目价层电子对数=成键电子数+孤对电子对数(VP)(BP)(LP)2.价层电子对尽可能相互远离，以使排斥力最小3.价层电子对间的斥力大小规律：①90º120º180º②LP-LPLP-BPBP-BP③叁键＞双键＞单键VP=2直线形VP=3平面三角形VP=4四面体VP=5三角双锥VP=6八面体价层电子对的排布方式2.4.2分子或离子空间构型推测的具有步骤1.确定中心原子的价层电子对数（VP)以ABn型分子为例，A为中心原子，B为配位原子VP=1/2[A的价电子数+B提供的价电子数±离子电荷数()]负正原则：①A的价电子数=主族序数②B提供的价电子数：H和卤素每个原子各提供一个价电子,氧与硫不提供价电子③正离子应减去电荷数,负离子应加上电荷数CH4VP=1/2(4+1×4)=4H2OVP=1/2(6+1×2)=4SO3VP=1/2(6+0×3)=3SO42-VP=1/2(6+0×4+2)=4例：2.确定电子对的空间构型价层电子对尽可能相互远离，以使排斥力最小3.确定中心原子的孤对电子对数LP=VP-BP=VP-nCH4LP=4-4=0无孤对电子H2OLP=4-2=2有两对孤对电子NH3LP=4-3=1有一对孤对电子SF4VP=1/2(6+1×4)=5LP=5-4=1有一对孤对电子例：4.推断分子的空间构型LP=0，分子的空间构型和价电子的空间构型相同LP≠0，分子的空间构型和价电子的空间构型不相同VPnLPABnL价层电子对排布方式分子空间构型实例220AB2BeCl2330AB3BF321AB2LSnCl2440AB4CH431AB3LNH322AB2L2H2O直线型三角形V型四面体三角锥V型VPnLPABnL价层电子对排布方式分子空间构型实例550AB5PCl541AB4LSF432AB3L2ClF323AB2L3XeF2三角双锥变形四面体T型直线型VPnLPABnL价层电子对排布方式分子空间构型实例660AB6SF651AB5LClF542AB4L2XeF4八面体四方锥平面正方形2.4.3判断分子或离子空间构型的实例CO2中心原子C配位原子OVP=1/2(4+2×0)=2LP=2-2=0