全國高中化學競賽分子結構課件

1、第第 2 章章化學鍵與分子結構化學鍵與分子結構molecular orbitalatomic orbital7認識分子間作用力和氫鍵的本質(zhì)，會解釋其對物質(zhì)認識分子間作用力和氫鍵的本質(zhì)，會解釋其對物質(zhì) 性質(zhì)的影響。性質(zhì)的影響。1認識化學鍵的本質(zhì)；認識化學鍵的本質(zhì)；2掌握離子鍵的形成及其特點；掌握離子鍵的形成及其特點；3掌握離子的特征，離子極化概念；掌握離子的特征，離子極化概念；4掌握價鍵理論的內(nèi)容；會用價鍵理論解釋共價鍵的掌握價鍵理論的內(nèi)容；會用價鍵理論解釋共價鍵的 特征，會用價電子對互斥理論和雜化軌道理論解釋特征，會用價電子對互斥理論和雜化軌道理論解釋 簡單的分子結構；簡單的分子結構；5初步認

2、識分子軌道，掌握第二周期元素的分子軌道初步認識分子軌道，掌握第二周期元素的分子軌道 特點；特點；6理解金屬鍵理論，特別是能帶理論，會用能帶理論理解金屬鍵理論，特別是能帶理論，會用能帶理論 解釋固體分類；解釋固體分類；本章教學要求本章教學要求2.1 化學鍵的定義化學鍵的定義 definition of chemical bond2.2 離子鍵理論離子鍵理論 ionic bond theory2.3 共價鍵的概念與路易斯結構式共價鍵的概念與路易斯結構式 concept of the covalent bond theory and lewis structure formula2.7 金屬鍵理論金

3、屬鍵理論 metallic bond theory 2.8 分子間作用力和氫鍵分子間作用力和氫鍵 intermolecular forces and hydrogen bond2.4 用以判斷共價分子幾何形狀的價層電子對互斥用以判斷共價分子幾何形狀的價層電子對互斥 理論理論 vsepr for judging the configuration of the covalence molecular 2.5 原子軌道的重疊原子軌道的重疊 價鍵理論價鍵理論 superposition of atomic orbital valence bond theory2.6 分子軌道理論分子軌道理論 mol

4、ecular orbital theory2.1 化學鍵的定義化學鍵的定義 definition of chemical bond1. 什么是化學鍵什么是化學鍵2na (s) + cl2 (g) 2nacl (s) 顏色顏色狀態(tài)狀態(tài)導電性導電性通電下通電下銀灰色銀灰色 黃綠色黃綠色 無色無色 固體固體 氣體氣體 晶體晶體 極強極強 極弱極弱 極弱，熔融導電極弱，熔融導電 無變化無變化 無變化無變化 熔融下反應逆轉熔融下反應逆轉 pauling l在在the nature of the chemical bond中提出了用得最廣泛的化學鍵定義：中提出了用得最廣泛的化學鍵定義：如果兩個原子（或如果

5、兩個原子（或原子團）之間的作用力強得足以形成足夠穩(wěn)定的、可被原子團）之間的作用力強得足以形成足夠穩(wěn)定的、可被化學家看作獨立分子物種的聚集體，它們之間就存在化化學家看作獨立分子物種的聚集體，它們之間就存在化學鍵。簡單地說，化學鍵是指分子內(nèi)部原子之間的強相學鍵。簡單地說，化學鍵是指分子內(nèi)部原子之間的強相互作用力?；プ饔昧Α２煌耐庠谛再|(zhì)反映了不同的內(nèi)部結構各自內(nèi)部的結合力不同化學鍵理論可以解釋化學鍵理論可以解釋: : 分子的形成與穩(wěn)定性分子的形成與穩(wěn)定性 共價鍵的本質(zhì)及飽和性共價鍵的本質(zhì)及飽和性 分子的幾何構型和共價鍵的方向性分子的幾何構型和共價鍵的方向性 化學鍵與分子的物化性質(zhì)間的關系化學鍵與分

6、子的物化性質(zhì)間的關系2. 已明確了的化學鍵類型已明確了的化學鍵類型化化學學鍵鍵共共價價鍵鍵金金屬屬鍵鍵離子配鍵離子配鍵離子偶極配鍵離子偶極配鍵離子鍵離子鍵 電價配鍵電價配鍵配配鍵鍵雙原雙原子共子共價鍵價鍵多原多原子共子共價鍵價鍵電子對鍵電子對鍵（單、雙、（單、雙、叁鍵）叁鍵）單電子鍵單電子鍵三電子鍵三電子鍵共軛共軛 鍵鍵多中心鍵多中心鍵極極 性性 鍵鍵 共價配鍵共價配鍵非極性鍵非極性鍵電電價價鍵鍵2.2.1 離子鍵的形成離子鍵的形成)2p(2sna)na(3s62e-mol496kj1-11nnni)3p(3scl)3pcl(3s62emolkj7 .34852-1nnnenacln靜電引力形

7、成條件形成條件 xa-xb2.0形成化學鍵形成化學鍵-450 kjmol-1 nacl的晶體形成時顯然有能量的晶體形成時顯然有能量變化，右圖為其形成時的勢能曲線變化，右圖為其形成時的勢能曲線. .當?shù)竭_最低點時，引力與斥力達到當?shù)竭_最低點時，引力與斥力達到平衡狀態(tài)平衡狀態(tài). .na+clna+cl- 2 r0 4 6 8 10 12 14r/102pm0805002502.2 離子鍵理論離子鍵理論 ( ionic bond theory )（2）離子鍵的特點離子鍵的特點 本質(zhì)是本質(zhì)是靜電引力靜電引力（庫侖引力）（庫侖引力） 沒有沒有方向性方向性和和飽和性飽和性（庫侖引力的性質(zhì)所決定）（庫侖引力

8、的性質(zhì)所決定） 鍵的極性鍵的極性與元素的電負性有關與元素的電負性有關2rqqfnaclcscl 這個例子能夠說明一個離子周圍的異電荷離子數(shù)與各自所帶電荷這個例子能夠說明一個離子周圍的異電荷離子數(shù)與各自所帶電荷的多少的多少(或者說由引而產(chǎn)生的作用力的強弱或者說由引而產(chǎn)生的作用力的強弱)無關無關. 也可用也可用 hannay & smyth 公式公式來計算鍵的離子性。來計算鍵的離子性。離子性離子性=16(x)+3.5 (x)2100%xa-xb離子性百分率離子性百分率(%)0.20.40.60.81.01.21.41.61.82.02.22.42.62.83.03.201040915223

9、0394755637076828689922.2.2 晶格能晶格能 (lattice energy) 定義：定義：1mol 1mol 的離子晶體解離為自由氣態(tài)離子時所吸收的能量，以符號的離子晶體解離為自由氣態(tài)離子時所吸收的能量，以符號 u 表示表示. . 作用：作用：用以度量離子鍵的強度用以度量離子鍵的強度. .晶格類型晶格類型 相同時，相同時，u u與正、負離子電荷與正、負離子電荷 數(shù)成正比，與它們之間的距離數(shù)成正比，與它們之間的距離r r0 0成反比成反比. .mx (s) m+ (g) + x- (g) 晶體類型相同時，晶格能與正、負離子數(shù)成正比，與它們之間的距離晶體類型相同時，晶格能與

10、正、負離子數(shù)成正比，與它們之間的距離 r r0 0成反比成反比. . 晶格能越大，正、負離子間結合力越強，相應晶體的熔點越高、硬度晶格能越大，正、負離子間結合力越強，相應晶體的熔點越高、硬度 越大、壓縮系數(shù)和熱膨脹系數(shù)越小。越大、壓縮系數(shù)和熱膨脹系數(shù)越小。993 801747 6612 852 2 614 2 430 1 918+1,-1 +1,-1+1,-1 +1,-1+2,-2 +2,-2 +2,-2 +2,-2231 282298 323210 240 257 256 923 786 747 7043 791 3 401 3 223 3 054 lattice energy and me

11、lting point of some ionic compounds compound charge of the ions ro/pm u/kjmol- t (m. p.)/naf nacl nabr naimgo cao sro bao+ + + 位錯位錯+ + + 受力時發(fā)生錯位，使正正離子相切，負負離子相切，彼此排受力時發(fā)生錯位，使正正離子相切，負負離子相切，彼此排斥，離子鍵失去作用，故離子晶體無延展性斥，離子鍵失去作用，故離子晶體無延展性 。如。如 caco3 可可 用于用于雕刻，而不可用于鍛造，即不具有延展性雕刻，而不可用于鍛造，即不具有延展性 。f 4 硬度高硬度高 延展性差延

12、展性差 因離子鍵強度大，所以硬度高因離子鍵強度大，所以硬度高 。 但受到外力沖擊時，易發(fā)生位錯，導致破碎但受到外力沖擊時，易發(fā)生位錯，導致破碎 。 晶格能可以通過各種晶格能可以通過各種方法計算得到（本課程不方法計算得到（本課程不要求），最常用的有以下要求），最常用的有以下幾種方法：幾種方法： 波恩波恩-哈勃循環(huán)哈勃循環(huán) 玻恩玻恩-蘭達公式蘭達公式 水合能循環(huán)法水合能循環(huán)法edishuuedish21)()(21ff 2 玻恩玻恩 哈伯循環(huán)哈伯循環(huán) ( born haber circulation ) born 和和 haber 設計了一個熱力學循環(huán)過程，從已知的熱力設計了一個熱力學循環(huán)過程，從

13、已知的熱力學數(shù)據(jù)出發(fā)，計算晶格能。具體如下：學數(shù)據(jù)出發(fā)，計算晶格能。具體如下： na ( g ) h 1 na + ( g ) h 3na ( s ) + 1/2 cl2 ( g ) nacl ( s ) h 6 h 1 = s = 108.8 kjmol1 ， na ( s ) 的的升華熱升華熱 s ； h 2 = 1/2 d = 119.7 kjmol1 ， cl 2 ( g ) 的離解能的離解能 d 的一半；的一半； h 2cl ( g ) h 4cl ( g ) h 5+ na ( g ) h 1 na + ( g ) h 3na ( s ) + 1/2 cl2 ( g ) nacl

14、( s ) h 6 h 2cl ( g ) h 4cl ( g ) h 5+ h 3 = i1 = 496 kjmol1 ， na 的第一電離能的第一電離能 i 1 ； h 4 = e = 348.7 kjmol1 ， cl 的電子親合能的電子親合能 e 的相反數(shù)；的相反數(shù)； h 5 = u = ? ， nacl 的晶格能的晶格能 u 的相反數(shù)；的相反數(shù)； na ( g ) h 1 na + ( g ) h 3na ( s ) + 1/2 cl2 ( g ) nacl ( s ) h 6 h 2cl ( g ) h 4cl ( g ) h 5+ h 6 = f hm = 410.9 kjmol

15、1 ， nacl 的標準生成熱。的標準生成熱。由蓋斯定律由蓋斯定律 h 6 = h 1 + h2 + h 3 + h 4 + h 5 所以所以 h 5 = h 6 ( h1 + h 2 + h 3 + h 4 ) 即即 u = h1 + h 2 + h 3 + h 4 h 6 = s + 1/2 d + i1 e f hm u = 108.8 + 119.7 + 496 348.7 + 410.9 = 786.7 ( kjmol1 ) 以上關系稱為以上關系稱為 born haber 循環(huán)循環(huán) 。 利用蓋斯定律，也可以計算利用蓋斯定律，也可以計算 nacl 的離子鍵的鍵能。的離子鍵的鍵能。 na

16、cl ( g ) na ( g ) + cl ( g ) h = e i na+ ( g ) h1 h4 h2cl( g ) h3 + nacl ( s ) na ( g ) + cl ( g ) nacl ( g ) h5 = e i h 1 na 的第一電離能的第一電離能 i 1 ； h 2 cl 的電子親合能的電子親合能 e 的相反數(shù)的相反數(shù) e ； h 3 nacl 的晶格能的晶格能 u 的相反數(shù)的相反數(shù) u ； h 4 nacl 的升華熱的升華熱 s ； 而而 h 5 = e i ， 所以通過所以通過 i1 ，e ，u 和和 s 可求出鍵能可求出鍵能 ei 。 nacl ( g )

17、na ( g ) + cl ( g ) h = e i na ( g ) + cl ( g ) nacl ( g ) na+ ( g ) h1 h4 h2cl( g ) h3 + nacl ( s ) h5 = e i鹵化物鹵化物 實驗值實驗值 計算值計算值 最佳值最佳值 (熱化學循環(huán)熱化學循環(huán) ) (波恩波恩-蘭達公式蘭達公式) lif licl libr liinafnaclnabrnaikf kcl kbr ki1033845.2797.9739.7915.0788.0739.3692.0813.4708.8679.5640.21004 840.1781.2 718.4914.2770.

18、3 728.4 680.7 812.1701.2671.1632.21008 811.3766.1708.4902.0755.2718.8663.2797.5687.4659.8623.0 2.2.3離子的特征離子的特征離子鍵離子鍵的強度的強度正、負離正、負離子的性質(zhì)子的性質(zhì)離子化合離子化合物的性質(zhì)物的性質(zhì)取決于取決于取取決決于于1. 離子電荷離子電荷 (charge) 正離子通常只由金屬原子形成，其電荷等于中性原正離子通常只由金屬原子形成，其電荷等于中性原 子失去電子數(shù)目。子失去電子數(shù)目。 負離子通常只由非金屬原子組成，其電荷等于中性負離子通常只由非金屬原子組成，其電荷等于中性 原子獲得電子

19、的數(shù)目原子獲得電子的數(shù)目;出現(xiàn)在離子晶體中的負離子出現(xiàn)在離子晶體中的負離子 還可以是多原子離子還可以是多原子離子 。 )(so242. 離子半徑離子半徑 (radius)嚴格講，離子半徑無法確定嚴格講，離子半徑無法確定 （電子云無明確邊界）（電子云無明確邊界）核間距（核間距（nuclear separation） 的一半的一半關鍵是如何分割（關鍵是如何分割（x射線衍射射線衍射 法）法）三套數(shù)據(jù)，使用時應是自洽的三套數(shù)據(jù)，使用時應是自洽的推薦使用推薦使用r. d. shanon半徑數(shù)據(jù)半徑數(shù)據(jù) （考慮到配位數(shù)的影響）（考慮到配位數(shù)的影響）1) 對同一主族具有相同電荷的離子而言，半徑自上而下對同一

20、主族具有相同電荷的離子而言，半徑自上而下增大。例如：增大。例如： li+na+k+rb+cs+；f-cl-br-i-2) 對同一元素的正離子而言對同一元素的正離子而言, 半徑隨離子電荷升高而減半徑隨離子電荷升高而減 小。例如小。例如: fe3+fe2+3) 對等電子離子而言，半徑隨負電荷的降低和正電荷的對等電子離子而言，半徑隨負電荷的降低和正電荷的 升高而減小。例如：升高而減小。例如： o2-f-na+mg2+al3+4)4) 相同電荷的過渡元素和內(nèi)過渡元素正離子的半徑均隨相同電荷的過渡元素和內(nèi)過渡元素正離子的半徑均隨 原子序數(shù)的增加而減小，第原子序數(shù)的增加而減小，第 1 章介紹原子半徑時提到

21、章介紹原子半徑時提到 “ “鑭系收縮鑭系收縮”的概念的概念, 該概念也適用于電荷數(shù)為該概念也適用于電荷數(shù)為+3 和和 ln3+ 離子。離子。 能得到真正的能得到真正的“離子半徑離子半徑”嗎的嗎的? ? 不論是陰離子還是陽離子，其電荷密度都隨半徑的增不論是陰離子還是陽離子，其電荷密度都隨半徑的增大而減小?？梢栽O想大而減小?？梢栽O想, 在陰、陽離子相互在陰、陽離子相互“接觸接觸”的那一的那一點上點上, 電荷密度是最小的。如果能測得相鄰離子間電荷密電荷密度是最小的。如果能測得相鄰離子間電荷密度的變化曲線并找出極小值所在的部位度的變化曲線并找出極小值所在的部位, 該部位就是離子該部位就是離子間間que

22、stion 2question 2solution的分界線。可惜的是的分界線?？上У氖? 極小值的精極小值的精確位置很難確定確位置很難確定, 它極易受實驗不它極易受實驗不精確性和兩個相鄰離子本身性質(zhì)的精確性和兩個相鄰離子本身性質(zhì)的影響，電荷密度曲線上出現(xiàn)的是范影響，電荷密度曲線上出現(xiàn)的是范圍頗大的一個最低密度區(qū)，而不是圍頗大的一個最低密度區(qū)，而不是一個極小值。一個極小值。（3） 離子的電子構型離子的電子構型 (electronic configuration) 稀有氣體組態(tài)稀有氣體組態(tài)(8電子和電子和2電子組態(tài)電子組態(tài)) 周期表中靠近稀有氣體元素之前和之后的那些元素周期表中靠近稀有氣體元素之前

23、和之后的那些元素. . 擬稀有氣體組態(tài)擬稀有氣體組態(tài)(18電子組態(tài)電子組態(tài)) 第第11族、第族、第12族以及第族以及第13族和第族和第 1414 族的長周期元素形成的電荷族的長周期元素形成的電荷1515 數(shù)等于族號減數(shù)等于族號減10的正離子具的正離子具1616 有這種組態(tài)有這種組態(tài)ions with pseudo-noble gas configurationcu+ag+au+ 11 12 13 14zn2+cd2+hg2+ga3+in3+tl3+ge4+sn4+pb4+ 含惰性電子對的組態(tài)含惰性電子對的組態(tài)(182電子組態(tài)電子組態(tài)) 第第13、第、第14、第、第15 族族 長周期元素長周期元

24、素(特別是它們當中的第特別是它們當中的第6周期元素周期元素)形成離子時形成離子時 往往只失去最外層的往往只失去最外層的p電子，而將兩個電子，而將兩個s電子保留下來電子保留下來. . 不規(guī)則組態(tài)不規(guī)則組態(tài)(9-17電子組態(tài)電子組態(tài)) 許多過渡元許多過渡元素形成這種組態(tài)的離子，如素形成這種組態(tài)的離子，如ti3+，v3+，cr3+，mn2+，fe3+，co2+，ni2+，cu2+，au3+等等.不同類型的正離子對同種負離子的結合力大小不同類型的正離子對同種負離子的結合力大小: :8 8電子構型的離子電子構型的離子1818或或18+218+2電子電子層構型的離子層構型的離子8-178-17電子層電子層

25、構型的離子構型的離子 c=cc=c lp-bp bp-bp 根據(jù)根據(jù) vp 和和 lp 的數(shù)目的數(shù)目, 可以推測出分子的空間構型可以推測出分子的空間構型1. 基本要點基本要點2. 分子形狀的確定方法分子形狀的確定方法例例：xef2 2+(8-21)/2 = 5 xef4 4+(8-41)/2 = 6 xeof4 5+(8-12-4 1)/2 = 6 xeo2f2 4+(8-22-2 1)/2 = 5vp = 1/2a的價電子數(shù)的價電子數(shù)+x提供的價電子數(shù)提供的價電子數(shù) 離子電荷離子電荷數(shù)數(shù)( ) 首先先確定中心原子首先先確定中心原子a的價層電子對數(shù)的價層電子對數(shù)vp例例: vp( )= (6+

26、40+2)=424so21負負正正 vp = bp + lp = 與中心原子成鍵的原子數(shù)與中心原子成鍵的原子數(shù) + （中心原子價電子數(shù)（中心原子價電子數(shù)- -配位原子未成對電子數(shù)之和配位原子未成對電子數(shù)之和) 2或者或者 對abm型分子或離子，中心原子a價層電子對（包括成鍵電子對和孤對電子）之間存在排斥力，將使分子中的原子處于盡可能遠的相對位置上，以使彼此之間斥力最小，分子體系能量最低。價電子對的數(shù)目決定了一個分子或離子中的價層電子對在空間價電子對的數(shù)目決定了一個分子或離子中的價層電子對在空間的分布的分布( (與分子立體構型不同與分子立體構型不同) )：2 2 3 3 4 4 5 6 5 6

27、直線形直線形 平面三角形平面三角形 正四面體正四面體 三角雙錐體三角雙錐體 正八面體正八面體1、價層電子對數(shù)目的確定（余數(shù)進位）配位原子提供電子數(shù)的計算方法：(1) h、鹵素只提供1個共用電子；(2) 在形成共價鍵時，作為配體的氧族可以認為不提供共用電子；(3)當氧族原子作為中心原子時,則可以認為提供6電子2離子所帶電荷數(shù)配位原子提供電子數(shù)中心原子價電子數(shù)價層電子對數(shù)對abm型分子，若中心原子a價層電子對只包括成鍵電子對，則價層電子對的相對位置就是分子的構型； co2 ch4 若中心原子a價層電子對包括成鍵電子對和孤對電子，則價層電子對的相對位置不是分子的構型， nh3、h2oay4axneo

28、hheenhhhhchhhohhnhhhhchhh 對于含有雙鍵或叁鍵的分子，價電子對互斥理論仍能使用，但雙鍵、叁鍵都作為一個電子對計算。 在定性推測分子構型時，可以忽略孤對電子和成鍵電子、單鍵和多重鍵的區(qū)別，但在考慮鍵角等一些問題時，應考慮這些差別。(1) 重鍵包含的電子較多，不同鍵型間的排斥力大?。?三鍵三鍵 三鍵雙鍵 雙鍵 雙鍵 雙鍵單鍵 單鍵單鍵 coff112.5。123.2。(2) (2) 成鍵電子對受兩個原子核的吸引，孤對電子成鍵電子對受兩個原子核的吸引，孤對電子對只受一個原子核的吸引，故孤對電子對對只受一個原子核的吸引，故孤對電子對( (lplp) )比比成鍵電子對成鍵電子對(

29、 (bpbp) )肥大，所以電子對間排斥力：肥大，所以電子對間排斥力： lp-lplp-lplp-bplp-bp bp-bpbp-bp 孤對電子對與鍵合電子對斥力不同使理想模型發(fā)孤對電子對與鍵合電子對斥力不同使理想模型發(fā)生畸變。生畸變。如：如： chch4 4 nh nh3 3 h h2 2o o hah hah 109.5109.5 107.3 107.3 、 104.5104.5 (3) 電負性高的配體，吸引價電子能力強，價電子離中心原子較遠，占據(jù)空間角度相對較小。 pcl3 pbr3 pi3 鍵角：100.1 101.5 102(4)中心原子的電負性增大時，鍵角將增大。如： nh3ph3

30、ash3sbh3鍵角：107.3 93.3 91.8 91.3 確定電子對的空間排布方式確定電子對的空間排布方式通式通式共用共用電子對電子對原子原子a在原子在原子b周圍的排列方式周圍的排列方式 （理想的（理想的bab鍵角）鍵角）結構結構中心原子上不含孤對電子的共價分子的幾何形狀中心原子上不含孤對電子的共價分子的幾何形狀2直線直線(180)ab2ab33平面三角形平面三角形(120)ab44正四面體正四面體(10928)ab55三角雙錐三角雙錐(baaba, 180)(beabe, 120) (beaba, 90)ba軸向軸向b原子，原子，be平伏平伏b原子原子ab66正八面體正八面體(90,

31、180) 確定孤對電子數(shù)和分子空間構型確定孤對電子數(shù)和分子空間構型lp=0 分子的空間構型分子的空間構型= =電子對的空間構型電子對的空間構型beh2bf3ch4pc15sf6vp= (2+2)=2 lp = 021vp= (3+3)=3 lp = 021vp= (4+4)=4 lp = 021vp= (5+5)=5 lp = 021vp= (6+6)=6 lp = 021總電子總電子 電子對電子對 成鍵成鍵 未成對未成對 分子構型分子構型 實例實例 對數(shù)對數(shù) 理想構型理想構型 電子對電子對 電子對電子對 2 2 0 3 3 0 2 1總電子總電子 電子對電子對 成鍵成鍵 未成對未成對 分子構

32、型分子構型 實例實例 對數(shù)對數(shù) 理想構型理想構型 電子對電子對 電子對電子對 4 4 0 3 1 2 2總電子總電子 電子對電子對 成鍵成鍵 未成對未成對 分子構型分子構型 實例實例 對數(shù)對數(shù) 理想構型理想構型 電子對電子對 電子對電子對 5 5 0 4 1 3 2 2 3 孤對電子優(yōu)先代替孤對電子優(yōu)先代替平伏位置上的原子和相平伏位置上的原子和相關鍵對電子關鍵對電子例:sf4屬ax4e1=ay5,其vsepr理想模型為三角雙錐體，排除孤對電子的分子立體結構由于孤對電子的位置不同有兩種可能的模型:哪一種結構更合理呢？i 型ii 型方向角方向角90度度作用對數(shù)目作用對數(shù)目篩選結果篩選結果(i)(i

33、i)l-l00(i)(ii)l-b32(ii)b-b不再考慮不再考慮例:clf3屬ax3e2=ay5,試預測其分子幾何構型。ii 型i 型iii 型方向角方向角90度度作用對數(shù)目作用對數(shù)目篩選結果篩選結果(i)(ii)(iii)l-l010(i)(iii)l-b6不再考慮不再考慮4(iii)b-b不再考慮不再考慮總電子總電子 電子對電子對 成鍵成鍵 未成對未成對 分子構型分子構型 實例實例 對數(shù)對數(shù) 理想構型理想構型 電子對電子對 電子對電子對 6 6 0 5 1 4 2 第二對孤對電子第二對孤對電子優(yōu)先代替第一對孤優(yōu)先代替第一對孤對電子反位的原子對電子反位的原子和相關鍵對電子和相關鍵對電子鍵

34、的極性和中心原子的電負性會使鍵角改變鍵的極性和中心原子的電負性會使鍵角改變21vp= (4+0+2)=3vp= (6+4)=521s = offffc = oclcl21124o18110on:hhh18107on:fffo102當分子中有當分子中有 鍵時鍵時, , 鍵鍵應排在相當于孤對電子的應排在相當于孤對電子的位置位置 ！判斷判斷 of2 分子的基本形狀。分子的基本形狀。 寫出路易斯結構式寫出路易斯結構式, , 并讀出中心原子周圍價并讀出中心原子周圍價電子對的總數(shù)電子對的總數(shù): : 中心原子價層有中心原子價層有 4 對電子。對電子。4 對對價電子的理想排布方式為正四面價電子的理想排布方式為

35、正四面體體, 但考慮到其中包括兩個孤對但考慮到其中包括兩個孤對, 所以分子的實際幾何形狀為角形所以分子的實際幾何形狀為角形, 相當于相當于 ab2e2 型分子。型分子。f o fquestion 7question 7solution判斷判斷 xef4 分子的基本形狀分子的基本形狀 中心原子價層有中心原子價層有 6 對電子。理對電子。理想排布方式為正八面體想排布方式為正八面體, 但考但考慮到其中包括兩個孤對慮到其中包括兩個孤對, 所以所以分子的實際幾何形狀為平面四分子的實際幾何形狀為平面四方形方形, 相當于相當于ab4e2 型分子。型分子。中心原子中心原子 xe 的價電子數(shù)為的價電子數(shù)為 8，

36、f 原子的未成對電子數(shù)原子的未成對電子數(shù)為為1。可以算得中心原子價電子對的總數(shù)和孤對數(shù)分別?？梢运愕弥行脑觾r電子對的總數(shù)和孤對數(shù)分別為為: (價層電子對總數(shù)價層電子對總數(shù)) = 4(84)/2 = 6 (孤電子對的數(shù)目孤電子對的數(shù)目) = (84)/2 = 2question 8question 8solution定定 義義：多個原子上相互平行的多個原子上相互平行的 p 軌道連貫重疊軌道連貫重疊 在一在一 起構成一個整體，起構成一個整體， 而而 p 電子在這個電子在這個 整體內(nèi)整體內(nèi) 運動所形成的鍵運動所形成的鍵形成條件形成條件： 參與成鍵的原子應在一個平面上，而且參與成鍵的原子應在一個平面

37、上，而且 每個原子都能提供每個原子都能提供1個相互平行的個相互平行的 p 軌道軌道 大大 鍵上的電子數(shù)必須少于形成大鍵上的電子數(shù)必須少于形成大 鍵的鍵的p軌道數(shù)的兩倍；軌道數(shù)的兩倍； n 5 ev，電子難以躍遷電子難以躍遷，則為絕緣體則為絕緣體； 若禁帶的若禁帶的 e 0，m m0+_+_e0，m m0+_+ 分子中原子的核外電子受電場的作用，電子云分子中原子的核外電子受電場的作用，電子云發(fā)生變形，這種現(xiàn)象稱為極化。發(fā)生變形，這種現(xiàn)象稱為極化。 離子自身也受其他離子電場的作用，也可以發(fā)離子自身也受其他離子電場的作用，也可以發(fā)生極化，其結果都是使電子云變形，并使正離子生極化，其結果都是使電子云變

38、形，并使正離子和負離子之間產(chǎn)生了額外的吸引力。和負離子之間產(chǎn)生了額外的吸引力。 負離子的半徑一般較大，外殼上有較多的電子，負離子的半徑一般較大，外殼上有較多的電子，易于被誘導，變形性大。通常研究離子間的相互作用易于被誘導，變形性大。通常研究離子間的相互作用時，一般考慮正離子的極化作用和負離子的變形性。時，一般考慮正離子的極化作用和負離子的變形性。極化和變形極化和變形極化作用的強弱極化作用的強弱 影響極化作用的強弱因素決定影響極化作用的強弱因素決定于離子的半徑、電荷和電子構型。離子電荷愈高、于離子的半徑、電荷和電子構型。離子電荷愈高、半徑愈小，極化作用愈強。正離子的電子層結構對半徑愈小，極化作用

39、愈強。正離子的電子層結構對極化作用也有影響。極化作用也有影響。極化作用和變形性極化作用和變形性變形性的大小變形性的大小 離子的半徑愈大，變形性愈大。變形性離子的半徑愈大，變形性愈大。變形性也與電子構型有關，外層具有也與電子構型有關，外層具有917個電子的離子變形性個電子的離子變形性比稀有氣體構型的要大得多。比稀有氣體構型的要大得多。附加極化作用附加極化作用 負離子被極化后，在一定程度上增強負離子被極化后，在一定程度上增強了負離子對正離子的極化作用，了負離子對正離子的極化作用， 結果正離子變形被極化結果正離子變形被極化，正離子被極化后，又增加了它對負離子的極化作用。，正離子被極化后，又增加了它對

40、負離子的極化作用。這種加強的極化作用稱為附加極化。這種加強的極化作用稱為附加極化。離子的極化作用離子的極化作用(1)(1)離子正電荷數(shù)越大，半徑越小，極化作用越強。離子正電荷數(shù)越大，半徑越小，極化作用越強。(2)(2)不同外殼電子層的離子，離子極化作用依次為：不同外殼電子層的離子，離子極化作用依次為：8 8電子電子9 91717電子電子1818電子和電子和18182 2電子電子(3)(3)外殼電子層結構相似，所帶正荷相同的離子，外殼電子層結構相似，所帶正荷相同的離子，半徑愈小，極化作用越大半徑愈小，極化作用越大，如：mgmg2+2+baba2+2+離子的變形性離子的變形性(1)(1)簡單陰離子

41、的負電荷數(shù)越高，半徑越大，變簡單陰離子的負電荷數(shù)越高，半徑越大，變形性越大形性越大。如如s s2-2-oo2-2-ff- - clcl- -brnana+ +,k,k+ +；hghg2+2+mgmg2+2+,ca,ca2+2+。 (3)(3)對于一些復雜的無機陰離子，因為形成結構緊對于一些復雜的無機陰離子，因為形成結構緊密、對稱性強的原子集團，變形性通常是不大的。密、對稱性強的原子集團，變形性通常是不大的。而且復雜陰離子中心離子氧化數(shù)越高，變形性越小而且復雜陰離子中心離子氧化數(shù)越高，變形性越小。常見一些一價和二價陰離子并引入水分子對比，按照變形性增加的順序對比如下：cloclo4 4- -f

42、f- -nono3 3- -h h2 2o oohoh- -cncn- -clcl- -brbr- -i i- -soso4 42-2-h h2 2o ococo3 32-2-o o2-2-s s2-2-附加極化正負離子一方面作為帶電體，使鄰近異號離子發(fā)生變形，同時本身在異號離子作用下也會發(fā)生變形，陰、陽離子相互極化的結果，彼此的變形性增大，從而進一步加強了異號離子的相互極化作用，這種加強的極化作用稱為附加極化附加極化作用。每個離子的總極化作用應是它原來的極化作用和每個離子的總極化作用應是它原來的極化作用和附加極化作用之和。附加極化作用之和。離子的外層電子結構對附加極化的大小有很重要的影響。1

43、8電子構型和9-17電子構型極化作用和變形性均較大，可直接影響到化合物的一些性質(zhì)。離子電離子電子構型子構型891721818+2區(qū)區(qū)sdsdsp極化力極化力小大小大例例na+mg2+ca2+cr3+mn2+fe3+co2+li+be2+cu+ag+hg2+sn2+pb2+bi3+陽離子的極化力陽離子的極化力 陽離子的變形性陽離子的變形性 be2+ mg2+ mn2+ ag+ pb2+ 電子構型電子構型 2 8 9-17 18 18+2外圍電子外圍電子 增加增加變形性變形性 小小 大大 例例 li+ na+ cr3+ zn2+ sn2+ 例例 f cl br ir( ) 1.40 1.84變形性

44、變形性 增大增大變形性變形性 增大增大r( ) o2 f s2 cl 變形性變形性 o2 f s2 cl陰離陰離子的變形性子的變形性 陰離子陰離子(am)陽離子陽離子(mn+)最易變形的最易變形的r(am)大，大，m 大大8e例例:s2，o2，i-r(mn+)大，大，n 小小18+2, 18, 9-17e例例:ag+,pb2+,fe2+極化力最強的極化力最強的r(mn+)小小, n 大大 18+2, 18e例例: ag+，cu+, hg2+，pb2+ 極化力和變形性都強的極化力和變形性都強的ag+，cu+，hg2+，pb2+ 離子極化學說離子極化學說 一一 對離子特征的描述對離子特征的描述 對

45、離子的特征要從三個方面加以描述，電荷數(shù)，半徑兩個方對離子的特征要從三個方面加以描述，電荷數(shù)，半徑兩個方面在面在 第一章第一章 中討論過。第三方面是離子的電子層結構，主要指中討論過。第三方面是離子的電子層結構，主要指最外層電子數(shù)，有時涉及次外層。最外層電子數(shù)，有時涉及次外層。 2 e- 結構結構 li + be 2 + 1s 2 8 e- 結構結構 na + cl ns 2 np 6 ( 9 17 ) e- 結構結構 fe 3 + 3s 2 3p 6 3d 5 18 e- 結構結構 cd 2 + ag + ns 2 np 6 nd10 (18 + 2 ) e- 結構結構 pb 2 + 5s 2

46、5p 6 5d 10 6s 2 這里的這里的 pb 2 + 考慮了考慮了次外層次外層 二二 離子極化現(xiàn)象離子極化現(xiàn)象 離子在電場中產(chǎn)生誘導偶極的現(xiàn)象稱為離子極化現(xiàn)象。離子在電場中產(chǎn)生誘導偶極的現(xiàn)象稱為離子極化現(xiàn)象。 離子具有變形性，所以可以被電場極化。離子具有變形性，所以可以被電場極化。 離子作為帶電微粒，自身又可以起電場作用，去使其它離子離子作為帶電微粒，自身又可以起電場作用，去使其它離子變形。離子這種能力稱為極化能力。變形。離子這種能力稱為極化能力。 故離子有二重性：變形性和極化能力。故離子有二重性：變形性和極化能力。 三三 影響變形性的因素影響變形性的因素 1 簡單離子簡單離子 r 大則

47、變形性大，故陰離子的變形性顯得主要。陽離子中只大則變形性大，故陰離子的變形性顯得主要。陽離子中只有有 r 相當大的如相當大的如 hg 2 + ，pb 2 + ，ag + 等才考慮其變形性。等才考慮其變形性。 2 復雜陰離子變形性小復雜陰離子變形性小 so4 2 ，clo4 ，no3 r 雖大，但離子對稱性高，中心雖大，但離子對稱性高，中心 氧化數(shù)又高，拉電子能力強，不易變形。氧化數(shù)又高，拉電子能力強，不易變形。 電荷數(shù)的代數(shù)值越大，變形性越小，如電荷數(shù)的代數(shù)值越大，變形性越小，如 si 4 + al 3 + mg 2 + na+ ( ne ) f o 2 電子構型，外層（次外層）電子越多，變形

48、性越大。電子構型，外層（次外層）電子越多，變形性越大。 na+ cu+ ； ca 2 + k + rb + cs + ， li + 的極化能力很大，的極化能力很大，h 的體積和半徑均極小，故極化能的體積和半徑均極小，故極化能力最強。力最強。 r 相近，電荷相同時，外層電子數(shù)越多，極化能力越強。原相近，電荷相同時，外層電子數(shù)越多，極化能力越強。原因是外層電子對核的中和較小，故有效電荷高些。因是外層電子對核的中和較小，故有效電荷高些。 pb 2 +，zn 2 + ( 18，18 + 2e- ) fe 2 +，ni 2 + ( 9 17 e-) ca 2 +，mg 2 + ( 8 e- ) r 相近

49、時，電荷數(shù)越高極化能力越強相近時，電荷數(shù)越高極化能力越強 。 mg 2 + ( 8e-，65 pm ) o2 ) 為什么cu+和ag+的離子半徑和na+、k+近似，它們的鹵化物溶解性的差別很大呢？這是由于cucu+ +和和agag+ +離子的最外電子層構型與離子的最外電子層構型與nana+ +、k k+ +不同不同，造成了它們對原子核電荷的屏蔽效應有很大的差異。cu+、ag+對陰離子的電子云作用的有效核電荷要比na+、k+大的多。因而它們的鹵化物、氫氧化物等都很難溶。影響無機化合物溶解度的因素是很多的，但離子的極化往往起很重要的作用。導致化合物顏色的加深導致化合物顏色的加深同一類型的化合物離子

50、相互極化越強，顏同一類型的化合物離子相互極化越強，顏色越深：色越深：agf(乳白乳白)、agcl(白白)、agbr(淺黃淺黃)、agi(黃黃)pbcl2(白白)、pbbr2(白白)、pbi2(黃黃)hgcl2(白白)、hgbr2(白白)、hgi2(紅紅)在某些金屬的硫化物、硒化物、硫化物以及氧化物與氫氧化之間，均有此種現(xiàn)象。 六六 相互極化相互極化 al2o3 中中 al 3 + 對對 o 2 施加電場作用，使施加電場作用，使 o 2 變形，當然變形，當然 o 2 對對 al 3 + 也有極化能力。但也有極化能力。但 al 3 + 變形性極小，故這部分作變形性極小，故這部分作用不必考慮；但正離

51、子若不是用不必考慮；但正離子若不是 8 e - 的的 al 3 +，而是而是 ( 18 + 2 ) e- 、18 e- 的正離子，不考慮自身的變形性則是不行的。的正離子，不考慮自身的變形性則是不行的。 討論討論 zn i2 cd i2 hg i2 三者的三者的離子極化問題，離子極化問題， 若只考慮若只考慮 zn 2 +，cd 2 +，hg 2 + 對對 i 的極化作用，應得出的極化作用，應得出 zn i2 的極化程度最大的結論的極化程度最大的結論。因為因為三者的電荷相等，電子層結三者的電荷相等，電子層結構相同，而構相同，而 zn 2 + 的的 r 最小。最小。 既考慮陽離子對陰離子的極化，又考

52、慮陰離子對陽離子的極既考慮陽離子對陰離子的極化，又考慮陰離子對陽離子的極化，總的結果稱相互極化化，總的結果稱相互極化 。 但這與實驗結果是不相符的。但這與實驗結果是不相符的。 即即 zn i2 的熔點，沸點低，而的熔點，沸點低，而 hg i2 的熔點，沸點高的熔點，沸點高 。 結論：結論： 在遇到陽離子為在遇到陽離子為 pb 2 +，ag +，hg 2 + 等時，要注意等時，要注意用相互極化解釋問題。用相互極化解釋問題。 nooonooo5 七七 反極化作用反極化作用 no3 中心中心的的 n ( v )，極化作用很強，使氧的電子云變形極化作用很強，使氧的電子云變形。no3 的結構的結構 原因

53、在于沒有考慮原因在于沒有考慮 zn 2 +，cd 2 +，hg 2 + 的變形性，沒有考的變形性，沒有考慮相互極化。慮相互極化。zn 2 + 的變形性最小，的變形性最小， hg 2 + 的變形性最大。故相的變形性最大。故相互極化的總結果是互極化的總結果是 hg i2 最大。最大。 zn i2，cd i2，hg i2 從左到右，熔點和溶解度從左到右，熔點和溶解度依次降低依次降低 。 由于由于 h 的極化能力極強，這種反極化作用導致的極化能力極強，這種反極化作用導致 o n 鍵鍵結合力減弱，所以硝酸在較低的溫度下將分解，生成結合力減弱，所以硝酸在較低的溫度下將分解，生成 no2 。ohnoo hn

54、o3 分子中，分子中， h 對對與其與其鄰近的氧原子的極化，與鄰近的氧原子的極化，與 n ( v ) 對對這個氧原子的極化作用這個氧原子的極化作用的效果的效果相反。相反。 4 hno3 4 no2 + 2 h2o + o2 我們稱我們稱 h 的極化作用為反極化作用，的極化作用為反極化作用，就就是與是與 n ( v ) 的的極極化化作用作用相比較而言的相比較而言的。 li + 的極化能力次于的極化能力次于 h ，但強于但強于 na + ，故穩(wěn)定性關系有故穩(wěn)定性關系有 hno3 lino3 nano3 結論：一般含氧酸的鹽比含氧酸穩(wěn)定，例如結論：一般含氧酸的鹽比含氧酸穩(wěn)定，例如 h2so3，h2s

55、2o3 等得不到純品，但其鹽是比較穩(wěn)定的。等得不到純品，但其鹽是比較穩(wěn)定的。 硝酸的穩(wěn)定性遠高于亞硝酸硝酸的穩(wěn)定性遠高于亞硝酸 ； agno3 444 分解分解 ， agno2 140 分解。分解。 其原因就是其原因就是 n ( v ) 的極化能力比的極化能力比 n ( iii ) 的極化能力強的極化能力強 ，或者說抵抗或者說抵抗 ag + ，h+ 等陽離子的反極化作用的能力強。等陽離子的反極化作用的能力強。 以上是從陽離子的反極化能力考慮問題。若陽離子相同，則以上是從陽離子的反極化能力考慮問題。若陽離子相同，則化合物的穩(wěn)定性將取決于中心的極化能力或說抵抗反極化化合物的穩(wěn)定性將取決于中心的極化能力或說抵抗反極化作用作用的的能力。能力。 結論：高價含氧酸及其鹽比（同一中心的）低價含氧酸及其結論：高價含氧酸及其鹽比（同一中心的）低價含氧酸及其鹽穩(wěn)定。鹽穩(wěn)定。晶格類型的轉變晶格類型的轉變由于相互極化作用： agfagf（離子型）離子型）agclagclagbraglagbragl（共價型）共價型）鍵型的過渡縮短了離子間的距離，晶體的配位數(shù)要發(fā)生變化。如硫化鎘的離子半徑比r+/r-=0.53，應屬于nacl型晶體。實際上cds晶體卻屬于zns型，原因就在于原因就在于cdc