全国高中化学竞赛-分子结构课件

第2章化学键与分子结构ChemicalBondandMolecularStructureChapter2ChemicalBondandMolecularStructureChapter2molecularorbitalatomicorbital上页下页目录返回7．认识分子间作用力和氢键的本质，会解释其对物质性质的影响。1．认识化学键的本质；2．掌握离子键的形成及其特点；3．掌握离子的特征，离子极化概念；4．掌握价键理论的内容；会用价键理论解释共价键的特征，会用价电子对互斥理论和杂化轨道理论解释简单的分子结构；5．初步认识分子轨道，掌握第二周期元素的分子轨道特点；6．理解金属键理论，特别是能带理论，会用能带理论解释固体分类；本章教学要求上页下页目录返回2.1化学键的定义Definitionofchemicalbond2.2离子键理论Ionicbondtheory2.3共价键的概念与路易斯结构式ConceptofthecovalentbondtheoryandLewis’structureformula2.7金属键理论Metallicbondtheory2.8分子间作用力和氢键Intermolecularforcesandhydrogenbond2.4用以判断共价分子几何形状的价层电子对互斥理论VSEPRforjudgingtheconfigurationofthecovalencemolecular2.5原子轨道的重叠—价键理论Superpositionofatomicorbital—valencebondtheory2.6分子轨道理论Molecularorbitaltheory上页下页目录返回2.1化学键的定义Definitionofchemicalbond1.什么是化学键2Na(s)+Cl2(g)2NaCl(s)颜色状态导电性通电下银灰色黄绿色无色固体气体晶体极强极弱极弱，熔融导电无变化无变化熔融下反应逆转上页下页目录返回PaulingL在《TheNatureofTheChemicalBond》中提出了用得最广泛的化学键定义：如果两个原子（或原子团）之间的作用力强得足以形成足够稳定的、可被化学家看作独立分子物种的聚集体，它们之间就存在化学键。简单地说，化学键是指分子内部原子之间的强相互作用力。不同的外在性质反映了不同的内部结构各自内部的结合力不同上页下页目录返回化学键理论可以解释:●分子的形成与稳定性●共价键的本质及饱和性●分子的几何构型和共价键的方向性●化学键与分子的物化性质间的关系上页下页目录返回2.已明确了的化学键类型化学键共价键金属键离子配键离子偶极配键离子键电价配键配键双原子共价键多原子共价键电子对键（单、双、叁键）单电子键三电子键共轭π键多中心键极性键共价配键非极性键电价键上页下页目录返回2.2.1离子键的形成)2p(2sNa)Na(3s62e-mol496kJ1-11nnnI)3p(3sCl)3PCl(3s62emolkJ7.34852-1nnnENaCln静电引力形成条件XA-XB2.0形成化学键-450kJ·mol-1NaCl的晶体形成时显然有能量变化，右图为其形成时的势能曲线.当到达最低点时，引力与斥力达到平衡状态.Na+CL2R0468101214R/102pm0805002502.2离子键理论(ionicbondtheory)上页下页目录返回（2）离子键的特点●本质是静电引力（库仑引力）●没有方向性和饱和性（库仑引力的性质所决定）●键的极性与元素的电负性有关2RqqfNaClCsCl这个例子能够说明一个离子周围的异电荷离子数与各自所带电荷的多少(或者说由引而产生的作用力的强弱)无关.上页下页目录返回也可用Hannay&Smyth公式来计算键的离子性。离子性=[16(△x)+3.5(△x)2]×100%xA-xB离子性百分率(%)0.20.40.60.81.01.21.41.61.82.02.22.42.62.83.03.201040915223039475563707682868992离子键中键的极性元素电负性的关系与离子键中键的极性元素电负性的关系与上页下页目录返回2.2.2晶格能(latticeenergy)◆定义：1mol的离子晶体解离为自由气态离子时所吸收的能量，以符号U表示.◆作用：用以度量离子键的强度.晶格类型相同时，U与正、负离子电荷数成正比，与它们之间的距离r0成反比.MX(S)M+(g)+X-(g)◆晶体类型相同时，晶格能与正、负离子数成正比，与它们之间的距离r0成反比.◆晶格能越大，正、负离子间结合力越强，相应晶体的熔点越高、硬度越大、压缩系数和热膨胀系数越小。9938017476612852261424301918+1,-1+1,-1+1,-1+1,-1+2,-2+2,-2+2,-2+2,-22312822983232102402572569237867477043791340132233054LatticeenergyandmeltingpointofsomeioniccompoundsCompoundchargeoftheionsro/pmΔU/kJ·mol-t(m.p.)/℃NaFNaClNaBrNaIMgOCaOSrOBaO上页下页目录返回++－－++－－++－－++－－位错++－－++－－++－－++－－受力时发生错位，使正正离子相切，负负离子相切，彼此排斥，离子键失去作用，故离子晶体无延展性。如CaCO3可用于雕刻，而不可用于锻造，即不具有延展性。F4硬度高延展性差因离子键强度大，所以硬度高。但受到外力冲击时，易发生位错，导致破碎。上页下页目录返回晶格能可以通过各种方法计算得到（本课程不要求），最常用的有以下几种方法：●波恩-哈勃循环●玻恩-兰达公式●水合能循环法EDISHUUEDISH21)()(21θfθf上页下页目录返回2玻恩－哈伯循环(Born－HaberCirculation)Born和Haber设计了一个热力学循环过程，从已知的热力学数据出发，计算晶格能。具体如下：Na(g)H1Na+(g)H3Na(s)+1/2Cl2(g)NaCl(s)H6H1=S=108.8kJ·mol－1，Na(s)的升华热S；H2=1/2D=119.7kJ·mol－1，Cl2(g)的离解能D的一半；H2Cl(g)H4Cl－(g)H5+上页下页目录返回Na(g)H1Na+(g)H3Na(s)+1/2Cl2(g)NaCl(s)H6H2Cl(g)H4Cl－(g)H5+H3=I1=496kJ·mol－1，Na的第一电离能I1；H4=－E=－348.7kJ·mol－1，Cl的电子亲合能E的相反数；H5=－U=?，NaCl的晶格能U的相反数；上页下页目录返回Na(g)H1Na+(g)H3Na(s)+1/2Cl2(g)NaCl(s)H6H2Cl(g)H4Cl－(g)H5+H6=fHmӨ=－410.9kJ·mol－1，NaCl的标准生成热。由盖斯定律H6=H1+H2+H3+H4+H5所以H5=H6－(H1+H2+H3+H4)即U=H1+H2+H3+H4－H6=S+1/2D+I1－E－fHmӨ上页下页目录返回U=108.8+119.7+496－348.7+410.9=786.7(kJ·mol－1)以上关系称为Born－Haber循环。利用盖斯定律，也可以计算NaCl的离子键的键能。NaCl(g)Na(g)+Cl(g)H=EiNa+(g)H1H4H2Cl－(g)H3+NaCl(s)Na(g)+Cl(g)NaCl(g)H5=－Ei上页下页目录返回H1Na的第一电离能I1；H2Cl的电子亲合能E的相反数－E；H3NaCl的晶格能U的相反数－U；H4NaCl的升华热S；而H5=－Ei，所以通过I1，E，U和S可求出键能Ei。NaCl(g)Na(g)+Cl(g)H=EiNa(g)+Cl(g)NaCl(g)Na+(g)H1H4H2Cl－(g)H3+NaCl(s)H5=－Ei上页下页目录返回卤化物实验值计算值最佳值(热化学循环)(波恩-兰达公式)LiFLiClLiBrLiINaFNaClNaBrNaIKFKClKBrKI1033845.2797.9739.7915.0788.0739.3692.0813.4708.8679.5640.21004840.1781.2718.4914.2770.3728.4680.7812.1701.2671.1632.21008811.3766.1708.4902.0755.2718.8663.2797.5687.4659.8623.0碱金属卤化物的晶格能Latticeenergy碱金属卤化物的晶格能Latticeenergy上页下页目录返回2.2.3离子的特征离子键的强度正、负离子的性质离子化合物的性质取决于取决于1.离子电荷(charge)◆正离子通常只由金属原子形成，其电荷等于中性原子失去电子数目。◆负离子通常只由非金属原子组成，其电荷等于中性原子获得电子的数目;出现在离子晶体中的负离子还可以是多原子离子。)(SO24上页下页目录返回2.离子半径(radius)◆严格讲，离子半径无法确定（电子云无明确边界）◆核间距（nuclearseparation）的一半◆关键是如何分割（X射线衍射法）◆三套数据，使用时应是自洽的◆推荐使用R.D.Shanon半径数据（考虑到配位数的影响）离子半径随配位数的变化上页下页目录返回1)对同一主族具有相同电荷的离子而言，半径自上而下增大。例如：Li+＜Na+＜K+＜Rb+＜Cs+；F-＜Cl-＜Br-＜I-2)对同一元素的正离子而言,半径随离子电荷升高而减小。例如:Fe3+＜Fe2+3)对等电子离子而言，半径随负电荷的降低和正电荷的升高而减小。例如：O2-＞F-＞Na+＞Mg2+＞Al3+4)相同电荷的过渡元素和内过渡元素正离子的半径均随原子序数的增加而减小，第1章介绍原子半径时提到“镧系收缩”的概念,该概念也适用于电荷数为+3和Ln3+离子。离子半径变化规律Ionicradius离子半径变化规律Ionicradius上页下页目录返回能得到真正的“离子半径”吗的?不论是阴离子还是阳离子，其电荷密度都随半径的增大而减小。可以设想,在阴、阳离子相互“接触”的那一点上,电荷密度是最小的。如果能测得相邻离子间电荷密度的变化曲线并找出极小值所在的部位,该部位就是离子间Question2Solution的分界线。可惜的是,极小值的精确位置很难确定,它极易受实验不精确性和两个相邻离子本身性质的影响，电荷密度曲线上出现的是范围颇大的一个最低密度区，而不是一个极小值。上页下页目录返回（3）离子的电子构型(electronicconfiguration)◆稀有气体组态(8电子和2电子组态)周期表中靠近稀有气体元素之前和之后的那些元素.◆拟稀有气体组态(18电子组态)第11族、第12族以及第13族和第14族的长周期元素形成的电荷15数等于族号减10的正离子具16有这种组态Ionswithpseudo-noblegasconfigurationCu+Ag+Au+11121314Zn2+Cd2+Hg2+Ga3+In3+Tl3+Ge4+Sn4+Pb4+◆含惰性电子对的组态(18＋2电子组态)第13、第14、第15族长周期元素(特别是它们当中的第6周期元素)形成离子时往往只失去最外层的p电子，而将两个s电子保留下来.上页下页目录返回◆不规则组态(9-17电子组态)许多过渡元素形成这种组态的离子，如Ti3+，V3+，Cr3+，Mn2+，Fe3+，Co2+，Ni2+，Cu2+，Au3+等.不同类型的正离子对同种负离子的结合力大小:8电子构型的离子18或18+2电子层构型的离子8-17电子层构型的离子上页下页目录返回2.3共价键的概念与路易斯结