分子結(jié)構(gòu)(共50張PPT)

第二章分子構(gòu)造Molecularstrcture第一節(jié)離子鍵一、離子鍵的構(gòu)成二、離子鍵的特點三、影響離子鍵強度的要素四、離子晶體五、離子的極化第二節(jié)共價鍵一、價鍵實際二、雜化軌道實際三、共價鍵參數(shù)四、分子晶體和原子晶體第三節(jié)分子間的作用力和氫鍵一、分子的極性二、分子間的作用力三、氫鍵內(nèi)容提要教學(xué)根本要求1.掌握離子鍵、共價鍵、氫鍵的概念及特點。2.掌握現(xiàn)代價鍵實際和雜化軌道實際的根本要點、σ鍵及π健的特征、了解雜化雜化軌道實際的運用。3.了解分子極性，熟習(xí)分子間力類型、特點、產(chǎn)生緣由;知道氫鍵的運用。4.了解離子晶體、分子晶體和原子晶體的特點。第一節(jié)離子鍵化學(xué)鍵(chemicalbond)：分子或晶體中相鄰兩原子或離子間的劇烈作用力，成鍵能量約為幾十到幾百千焦每摩。化學(xué)鍵共價鍵(配位鍵)離子鍵金屬鍵通常以晶體方式存在，稱為離子晶體，此類晶體熔點和沸點較高。π鍵兩個原子的原子軌道沿著鍵軸方向以“肩并肩〞的方式發(fā)生重疊。NH3分子的空間構(gòu)型例如鹵族元素單質(zhì)，常溫下：價鍵實際闡明了共價鍵的構(gòu)成，解釋了共價鍵的方向性和飽和性，但闡明多原子分子的空間構(gòu)型卻遇到困難。原子在構(gòu)成分子時，同一原子中能量相近的不鍵長是成鍵原子核間的平均間隔，單位常用pm〔皮米〕。鄰硝基苯酚可以構(gòu)成分子內(nèi)氫鍵?！踩秤绊戨x子鍵強度的要素而極性分子與極性分子之間，存在著取向力、誘導(dǎo)力和色散力。形狀：F2(氣體)→Cl2(氣體)→Br2(液體)→I2〔固體〕價鍵實際闡明了共價鍵的構(gòu)成，解釋了共價鍵的方向性和飽和性，但闡明多原子分子的空間構(gòu)型卻遇到困難。大重疊的方向構(gòu)成共價鍵〔最大重疊原理〕。原子間經(jīng)過原子軌道重疊所構(gòu)成的化學(xué)鍵，稱為共價鍵。普通來說，陽離子半徑越小，電荷越多，極化才干越強；一、離子鍵1916年德國科學(xué)家Kossel(科塞爾)提出離子鍵實際〔一〕離子鍵的構(gòu)成(以NaCl為例)Na－e——Na+，Cl+e——Cl－相應(yīng)的電子構(gòu)型變化：Na：2s22p63s1—2s22p6，Cl：3s23p5—3s23p6構(gòu)成Ne和Ar的稀有氣體原子的構(gòu)造，構(gòu)成了穩(wěn)定的離子。NaCl離子鍵的構(gòu)成表示如下：離子鍵：由陰、陽離子之間經(jīng)過靜電作用所構(gòu)成的化學(xué)鍵第一節(jié)離子鍵成鍵原子電負性差值在1.7以上,普通構(gòu)成的是離子鍵。1.離子鍵沒有方向性離子的電荷分布是球形對稱的，每個離子在任何方向與帶相反電荷離子的靜電作用都一樣，所以離子鍵沒有方向性。2.離子鍵沒有飽和性在離子晶體中，每個離子盡能夠多地吸引帶相反電荷的離子，并不受離子本身的電荷數(shù)的限制，因此離子鍵沒有飽和性?！捕畴x子鍵的特點離子鍵的作用力本質(zhì)是靜電引力。第一節(jié)離子鍵〔三〕影響離子鍵強度的要素第一節(jié)離子鍵1.離子的電荷離子鍵的本質(zhì)是陰、陽離子的靜電作用，離子所帶電荷越多，與帶相反電荷的離子之間的靜電作用越強，構(gòu)成的離子鍵強度就越大，離子化合物亦越穩(wěn)定。2.離子的半徑例如，熔點CaO〔2567℃〕﹥Na2O〔920℃〕離子可以近似視為球體，離子的核間間隔就等于陰陽離子的半徑之和。離子的離子半徑越小，作用力就越大，鍵也越結(jié)實?！菜摹畴x子晶體第一節(jié)離子鍵離子鍵構(gòu)成的化合物稱為離子化合物。通常以晶體方式存在，稱為離子晶體，此類晶體熔點和沸點較高。離子晶體特點：在常溫下以固態(tài)存在；熔點和沸點較高；常溫下蒸氣壓極低；晶體本身不導(dǎo)電，但在水溶液中或熔融形狀時可以導(dǎo)電；易溶于水，但在有機溶劑中難溶。氯化鈉晶體圖NaCl〔五〕離子的極化第一節(jié)離子鍵離子在電場中產(chǎn)生誘導(dǎo)偶極的景象稱為離子的極化景象。離子作為帶電微粒，本身可以產(chǎn)生電場，使其它離子變形，離子的這種才干稱為極化才干。陽離子的極化作用占主要位置，而陰離子的變形性是主要的。普通來說，陽離子半徑越小，電荷越多，極化才干越強；陰離子半徑越大，電荷越多，越容易被極化。離子極化會使無機化合物的溶解度、熔點、顏色等物理性質(zhì)發(fā)生變化。第二節(jié)共價鍵一、價鍵實際〔一〕共價鍵的構(gòu)成〔以H2分子構(gòu)成為例〕兩氫原子接近，原子軌道重疊，核間電子云密度增大，系統(tǒng)能量降低，構(gòu)成穩(wěn)定共價鍵。H2的構(gòu)成表示為：原子間經(jīng)過原子軌道重疊所構(gòu)成的化學(xué)鍵，稱為共價鍵。共價鍵的本質(zhì)是電性的，是兩核間的電子云密集區(qū)對兩核的吸引力。〔二〕價鍵實際價鍵實際又稱電子配對法，簡稱VB法，其根本要點如下：1.具有自旋相反的成單電子的原子相互接近時，原子軌道疊，核間電子云密度增大，構(gòu)成穩(wěn)定的化學(xué)鍵。一個原子有幾個未成對的電子，就能與幾個自旋相反的電子配對成鍵〔電子配對原理〕。2.構(gòu)成共價鍵的原子軌道重疊越多，核間電子云的密度越大，構(gòu)成的共價鍵越結(jié)實。因此，原子軌道盡能夠采取最大重疊的方向構(gòu)成共價鍵〔最大重疊原理〕。第二節(jié)共價鍵第二節(jié)共價鍵〔三〕共價鍵的類型σ鍵按成鍵重疊方式：π鍵正常共價鍵按電子對來源： 配位共價鍵第二節(jié)共價鍵1.σ鍵：原子軌道沿鍵軸〔成鍵核間連線，設(shè)為x軸〕以“頭碰頭〞方式進展重疊，重疊部分沿鍵軸呈圓柱形對稱分布。如s-s、s-px和px-px軌道重疊。σ鍵的特點：沿著對稱軸分布，可以恣意旋轉(zhuǎn)；重疊程度大，較穩(wěn)定，不易斷裂，化學(xué)活性小，可以獨立存在于兩原子之間。第二節(jié)共價鍵2.π鍵兩個原子的原子軌道沿著鍵軸方向以“肩并肩〞的方式發(fā)生重疊。π鍵特點：不能繞著鍵軸恣意旋轉(zhuǎn)，重疊程度較小，不穩(wěn)定，化學(xué)反響中易斷裂。第二節(jié)共價鍵例如，N2分子中的共價叁鍵，兩個N原子以一個σ鍵和兩個π鍵結(jié)合，N2分子的構(gòu)造可表示為N≡N。結(jié)論：原子軌道重疊構(gòu)成共價鍵時，首先以“頭碰頭〞最大程度重疊產(chǎn)生σ鍵，其次以“肩并肩〞側(cè)面重疊構(gòu)成π鍵。σ鍵可以單獨存在，而π鍵不能單獨存在，只能與σ鍵共存于雙鍵或叁鍵中。穩(wěn)定性是σ鍵﹥π鍵第二節(jié)共價鍵〔四〕配位鍵共價鍵構(gòu)成時，共用電子對僅由一個原子單獨提供，這樣構(gòu)成的共價鍵稱為配位共價鍵，簡稱配位鍵。例如，配位鍵的構(gòu)成條件：提供共用電子對的原子價電子層有孤對電子；接受共用電子對的原子價電子層有空軌道。配位鍵用“→〞表示，從孤對電子的提供者指向接受者。第二節(jié)共價鍵2.共價鍵的方向性共價鍵構(gòu)成時，成鍵電子的原子軌道重疊程度越大，共價鍵越穩(wěn)定。s軌道球形對稱，p、d、f軌道在空間都有一定的伸展方向。原子軌道的伸展方向和最大重疊原理決議了共價鍵具有方向性。原子軌道有正值、負值之分，只需同號重疊〔正號與正號部分、負號與負號部分〕，原子軌道才干有效重疊。第二節(jié)共價鍵二、雜化軌道實際價鍵實際闡明了共價鍵的構(gòu)成，解釋了共價鍵的方向性和飽和性，但闡明多原子分子的空間構(gòu)型卻遇到困難。鮑林和斯萊脫在價鍵實際的根底上提出了雜化軌道實際。LinusPauling雜化軌道實際本質(zhì)上仍屬于現(xiàn)代價鍵實際，但在成鍵才干、分子的空間構(gòu)型等方面豐富和開展了價鍵實際。第二節(jié)共價鍵〔一〕雜化軌道實際要點1.原子在構(gòu)成分子時，同一原子中能量相近的不同原子軌道相互混合，組合成一組新的原子軌道，稱為雜化軌道。軌道重新組合的過程稱為雜化。2.雜化軌道的數(shù)目等于參與雜化的原子軌道的總數(shù)。3.雜化軌道的成鍵才干加強。雜化后的軌道外形發(fā)生改動，一端突出肥大，因此，構(gòu)成共價鍵時重疊程度增大，共價鍵更穩(wěn)定。第二節(jié)共價鍵〔二〕雜化軌道的類型1.sp雜化第二節(jié)共價鍵以BeCl2分子的構(gòu)成為例：〔Be:2s2〕第二節(jié)共價鍵2.sp2雜化：第二節(jié)共價鍵以BF3分子的構(gòu)成為例?！睟:2s22p1〕第二節(jié)共價鍵3.sp3雜化第二節(jié)共價鍵以CH4分子的構(gòu)成為例：〔C:2s22p2〕sp3等性雜化CH4分子的空間構(gòu)型以上所討論的每種雜化構(gòu)成的雜化軌道都是完全一樣的，稱等性雜化。第二節(jié)共價鍵4.sp3不等性雜化H2O和NH3分子中的O原子、N原子都屬于sp3不等性雜化。O原子的sp3不等性雜化H2O分子的空間構(gòu)型第二節(jié)共價鍵sp3不等性雜化:sp3不等性雜化NH3分子的空間構(gòu)型第二節(jié)共價鍵三、共價鍵參數(shù)〔一〕鍵長鍵長是成鍵原子核間的平均間隔，單位常用pm〔皮米〕。共價鍵的鍵長越小，共價鍵越強，構(gòu)成的共價鍵就越結(jié)實。一樣原子間的鍵長順序是：單鍵＞雙鍵＞叁鍵?？梢员碚鞴矁r鍵性質(zhì)的物理量稱為共價鍵參數(shù)。共價鍵參數(shù)主要有鍵能、鍵長、鍵角。例：C—C鍵長為154pm；C＝C鍵長為134pm；C≡C鍵長為120pm第二節(jié)共價鍵〔二〕鍵能鍵能是衡量化學(xué)鍵強弱的物理量，常用單位是kJ/mol。在298K、101.3kPa下，將1mol氣態(tài)分子AB解離成氣態(tài)基態(tài)原子A和B所需求的能量稱為鍵解離能。鍵能越大，化學(xué)鍵越結(jié)實，含有該鍵的分子就越穩(wěn)定。鍵能大小順序為叁鍵＞雙鍵＞單鍵。第二節(jié)共價鍵一些雙原子分子的鍵能和某些鍵的平均鍵能

第二節(jié)共價鍵〔三〕鍵角鍵角是分子中共價鍵之間的夾角，是決議分子幾何構(gòu)型的主要參數(shù)。根據(jù)分子中的鍵角和鍵長可確定分子的空間構(gòu)型。鍵角是反映分子空間構(gòu)型的一個重要參數(shù)。如H2O分子中的鍵角為104℃45′，分子為V形構(gòu)造；CO2分子中的鍵角為180℃，分子為直線形構(gòu)造。NH3分子中，H—N—H鍵角為107.18°，可以推斷NH3分子是三角錐形的極性分子。第二節(jié)共價鍵四、分子晶體和原子晶體晶體按其構(gòu)造微粒和作用力的不同可以分金屬晶體、離子晶體、分子晶體和原子晶體四種根本類型?！惨弧撤肿泳w晶格點是分子。非金屬單質(zhì)和某些化合物在降溫凝聚時都能構(gòu)成分子晶體。特點：此類晶體的熔點低、硬度小、揮發(fā)性較大，常溫常壓下呈氣態(tài)或液態(tài)。固態(tài)或熔融形狀下均不導(dǎo)電，其溶解遵守“類似相溶〞原理。例如：O2、CO2是氣體，乙醇、醋酸是液體。第二節(jié)共價鍵〔二〕原子晶體晶格點是原子，原子間以共價鍵相結(jié)合，構(gòu)成空間立體網(wǎng)狀構(gòu)造，破壞這類化學(xué)鍵需求耗費較多的能量。特點：熔點和沸點很高，硬度很大。普通不導(dǎo)電、不導(dǎo)熱、溶解性差。多數(shù)原子晶體為絕緣體，有些如硅、鍺等是優(yōu)良的半導(dǎo)體資料。例如金剛石、硅晶體、SiO2、SiC等。在原子晶體中不存在單個的小分子，整個晶體看作是一個巨型分子。第三節(jié)分子間作用力和氫鍵一、分子的極性根據(jù)共價分子中正、負電荷重心能否重合，將分子分為極性分子和非極性分子。正、負電荷重心不重合的分子稱為極性分子；正、負電荷重心重合的分子稱為非極性分子。第三節(jié)分子間作用力和氫鍵分子的極性鍵的極性分類1.極性分子2.非極性分子1.極性共價鍵2.非極性共價鍵聯(lián)系雙原子分子兩者統(tǒng)一多原子分子兩者不一定統(tǒng)一（與電負性和分子空間構(gòu)型有關(guān)）分子的極性與鍵的極性例如，CO2、BeCl2、CH4等分子，構(gòu)造對稱，鍵的極性可以抵消是非極性分子；H2O、H2S分子，空間構(gòu)型是角形，NH3分子空間構(gòu)型為三角錐，分子構(gòu)造不對稱，正、負電荷重心不重合，都是極性分子。第三節(jié)分子間作用力和氫鍵一、分子的極性1873年荷蘭物理學(xué)家范德華提出了分子間存在著作用力，由此分子間作用力也稱為范德華力。分子間作用力根據(jù)產(chǎn)生的緣由和特點，可以分為取向力、誘導(dǎo)力和色散力。分子間作用之于力的特點：1.是靜電引力，作用能比化學(xué)鍵小1～2個數(shù)量級；2.作用范圍只需幾十到幾百pm；3.不具有方向性和飽和性；4.大多數(shù)分子以色散力為主。荷蘭物理學(xué)家范德華第三節(jié)分子間作用力和氫鍵〔一〕取向力極性分子相互接近時，兩極因電性的同性相斥、異性相吸，使分子發(fā)生相對轉(zhuǎn)動，稱之為取向。極性分子的固有偶極而產(chǎn)生的相互作用力，稱為取向力。第三節(jié)分子間作用力和氫鍵〔二〕誘導(dǎo)力極性分子和非極性分子相互作用力。第三節(jié)分子間作用力和氫鍵〔三〕色散力非極性分子瞬間偶極而產(chǎn)生的相互作用力。色散力存在于一切分子之間，并且是一種主要的作用力。結(jié)論：非極性分子之間，只需色散力；極性分子與非極性分子之間，既有誘導(dǎo)力也有色散力；而極性分子與極性分子之間，存在著取向力、誘導(dǎo)力和色散力。第三節(jié)分子間作用力和氫鍵結(jié)論：

構(gòu)造類似的同系列物質(zhì)，相對分子量越大，分子間作用力越強。例如鹵族元素單質(zhì)，常溫下：形狀：F2(氣體)→Cl2(氣體)→Br2(液體)→I2〔固體〕顏色：無色→黃綠色→紅棕色→紫黑色第三節(jié)分子間作用力和氫鍵三、氫鍵同族元素的氫化物的沸點和熔點普通隨相對分子質(zhì)量的增大而增高，HF、NH3、H2O的沸點比同族氫化物反常的高，闡明它們分子間存在著另一種特殊的作用力，這種作用力就是氫鍵。第三節(jié)分子間作用力和氫鍵氫鍵的特點:1.氫鍵的鍵能化學(xué)鍵弱得多，普通在42kJ·mol-1下，它比但比分子間作用力強。2.氫鍵具有飽和性和方向性。飽和性是共價鍵H原子通常只能構(gòu)成1個氫鍵；方向性是以H原子為中心的3個原子X－H···Y盡能夠在一條直線上。因此，氫鍵看作是較強的、有方向性和飽和性的分子間作用力。第三節(jié)分子間作用力和氫鍵〔一〕氫鍵的構(gòu)成X-電負性大、半徑小，與氫原子構(gòu)成共價鍵Y-電負性大、半徑小，外層有孤對電子，與氫構(gòu)成氫鍵氫鍵的表示：X—H···YX，Y=F、O、N〔虛線所示為氫