分子結(jié)構(gòu)與結(jié)合鍵課件

1.2.1離子鍵理論1.2.2共價鍵理論1.2.3金屬鍵理論1.2分子結(jié)構(gòu)和結(jié)合鍵1.2.4分子間作用力1.2.1離子鍵理論1.2.2共價鍵理論1.2.3金屬1

1.2.1離子鍵理論1.2.1離子鍵理論2一、離子鍵的形成 · ·· ··

Na·+:Cl· →Na+[:Cl:] ·· ··一、離子鍵的形成 ·3二、離子鍵及其特點定義：正負(fù)離子間的靜電吸引力叫做離子鍵。特點：離子鍵既沒有方向性也沒有飽和性。NaCl晶體離子鍵：陰離子與陽離子之間的作用力，離子可以看成是均勻的帶電小球，所以，既沒有方向性，也沒有飽和性，即，只要陰離子足夠大，就能在表面的各個方向盡可能多的吸引陽離子，反之，陽離子也是這樣。二、離子鍵及其特點定義：正負(fù)離子間的靜電吸引力叫做離子鍵。N4三、離子鍵強度與晶格能晶格能：表示相互遠(yuǎn)離的氣態(tài)正離子和負(fù)離子結(jié)合成1mol離子晶體時所釋放的能量，或1mol離子晶體解離成自由氣態(tài)離子時所吸收的能量。如：

Ca2+

(g)+2Cl-(g)CaCl2

(s)

–

H=U=2260kJ/mol離子鍵強度：用晶格能表示三、離子鍵強度與晶格能晶格能：表示相互遠(yuǎn)離的氣態(tài)正離子和負(fù)離5Born-Lande公式U=-Ve∝Z1Z2/r

其中：Ve為正負(fù)離子間吸引力和排斥力達(dá)平衡時，體系的位能；Z1、Z2

分別為正負(fù)離子的電荷數(shù)；r為正負(fù)離子間距。Born-Haber循環(huán)計算UBorn-Lande公式6四、離子化合物的類型(1）氯化鈉型是由兩種面心立方結(jié)構(gòu)的離子沿晶軸平移1/2間距而成，配位數(shù)為6。NaCl、KCl、AgBr、PbS、MgO等皆屬此類；(2）氯花銫型是由兩種簡立方結(jié)構(gòu)的離子沿空間對角線位移1/2長度套構(gòu)而成，配位數(shù)為8。TiBr、TiI等皆屬此類。（3）離子結(jié)合成分較大的半導(dǎo)體材料ZnS等，是由兩種各為面心立方結(jié)構(gòu)的離子沿空間對角線位移1/4程度套構(gòu)而成的閃鋅礦結(jié)構(gòu)，配位數(shù)為4。四、離子化合物的類型(1）氯化鈉型是由兩種面心立方結(jié)構(gòu)的7五、離子化合物的性質(zhì)

高熔點Highmeltingpoints高沸點Highboilingpoints易脆性Brittleness溶解性Somearesoluble,somenot.五、離子化合物的性質(zhì)高熔點Highmeltingpo8

1.2.2共價鍵理論共享電子對●●1.2.2共價鍵理論共享電子對●●9(1)價鍵理論共價鍵的本質(zhì)是由于原子相互接近時軌道重疊（即波函數(shù)疊加），原子間通過共用自旋相反的電子對使能量降低而成鍵。共價鍵的主要特點是具有飽和性和方向性。一、共價鍵的本質(zhì)和特點(1)價鍵理論共價鍵的本質(zhì)是由于原子10二、共價鍵的鍵型鍵(成鍵軌道）頭碰頭原子核連線為對稱軸鍵，肩并肩穿過原子核連線有一節(jié)面二、共價鍵的鍵型鍵(成鍵軌道）頭碰頭鍵，肩并肩11共價鍵形成實例HF的生成共價鍵形成實例HF的生成12N2的生成鍵鍵氮氣分子的分子軌道式為,對成鍵有貢獻(xiàn)的是三對電子，即形成兩個π鍵和一個σ鍵。對鍵沒有貢獻(xiàn)，成鍵與反鍵能量近似抵消，它們相當(dāng)于孤電子對。N2的生成鍵鍵氮氣分子的分子軌道式為,對成鍵有貢獻(xiàn)13分子結(jié)構(gòu)與結(jié)合鍵課件14(2)雜化軌道理論同一原子中，不同原子軌道的線性組合，改變原子軌道的分布方向，有利于成鍵，但原子軌道的數(shù)目不變。(2)雜化軌道理論同一原子中，不同原子軌道的線性15實驗測得CCl4、CH4等的立體構(gòu)型為正四面體（tetrahedral）

在同一個原子中能量相近的不同類型（s,p,d,）的幾個原子軌道波函數(shù)可以相互疊加而組成同等數(shù)目的能量完全相同的雜化軌道。實驗測得CCl4、CH4等的立體構(gòu)型為正四面體（tetr16雜化軌道的主要類型

sp直線型鍵角180

CO2,C2H2sp2

平面三角形鍵角120

BF3,NO3-,C6H6,C2H4sp3

正四面體形鍵角10928’’CH4,H2O,NH3dsp2平面四方形鍵角90

Ni(CN)42-dsp3(sp3d)三角雙錐120和90

PCl5d2sp3(sp3d2)正八面體90

SF6雜化軌道的主要類型sp直線型17sp雜化軌道激發(fā)雜化sp雜化軌道激發(fā)雜化18sp2雜化乙烯sp2雜化乙烯19sp3雜化sp3雜化20(3)價層電子互斥理論CH4

NH3H2OPF3ClF3分子構(gòu)型和電子構(gòu)型的區(qū)別原則：盡可能使電子對之間的排斥作用最小高鍵級>低鍵級孤對－孤對>孤對－鍵對>鍵對－鍵對(3)價層電子互斥理論CH4NH321價層電子對互斥理論可以定性判斷和預(yù)見分子的幾何構(gòu)型分子的共價鍵中的價電子對以及孤對電子由于相互排斥作用而趨向盡可能彼此遠(yuǎn)離，分子盡可能采取對稱的結(jié)構(gòu)。若一個中心原子和幾個配位原子形成分子時，分子的幾何構(gòu)型取決于中心原子周圍的價電子數(shù)目。價電子包括價層軌道中成鍵電子對(bp)和孤電子對(lp).不同價電子對間排斥作用的順序為：

lp－lplp－bpbp－bp分子中的多重鍵按單鍵處理。價層電子對互斥理論可以定性判斷和預(yù)見分子的幾何構(gòu)型分子的共價22價層電子對數(shù)確定方法：價層電子對數(shù)＝(中心原子價電子總數(shù)＋配位原子提供電子數(shù)–離子電荷數(shù))/2規(guī)定：(1)作為配體，鹵素原子和H原子提供1個電子，氧族元素的原子不提供電子，N原子提供-1個電子；(2)作為中心原子，鹵素原子按提供7個電子計算，氧族元素的原子按提供6個電子計算；(3)對于復(fù)雜離子，在計算價層電子對數(shù)時，還應(yīng)加上負(fù)離子的電荷數(shù)或減去正離子的電荷數(shù)；(4)計算電子對數(shù)時，若剩余1個電子，亦當(dāng)作1對電子處理。(5)雙鍵、叁鍵等多重鍵作為1對電子看待。價層電子對數(shù)確定方法：231、試判斷PCl5

離子的空間構(gòu)型。解：P離子的正電荷數(shù)為5，中心原子P有5個價電子，Cl原子各提供1個電子，所以P原子的價層電子對數(shù)為（5+5-0）/2=5，其排布方式為三角雙錐。因價層電子對中無孤對電子，所以PCl5

為三角雙錐構(gòu)型。2、實例分析：試判斷H2O分子的空間構(gòu)型。解：O是H2O分子的中心原子，它有6個價電子，與O化合的2個H原子各提供1個電子，所以O(shè)原子價層電子對數(shù)為（6+2）/2=4，其排布方式為四面體，因價層電子對中有2對孤對電子，所以H2O分子的空間構(gòu)型為V形。1、試判斷PCl5離子的空間構(gòu)型。24價電子對數(shù)目與分子構(gòu)型23456價電子對數(shù)目與分子構(gòu)型2345625分子構(gòu)型：正四面體甲烷[ClO4]–分子構(gòu)型：正四面體含氧原子的情況：凈結(jié)果是O原子不提供價電子。分子構(gòu)型：正四面體甲烷[ClO4]–分子構(gòu)型：正四面體含氧原26氨分子構(gòu)型：角錐型水分子構(gòu)型：角型電子構(gòu)型與分子構(gòu)型不一致氨分子構(gòu)型：角錐型水分子構(gòu)型：角型電子構(gòu)型與分子構(gòu)型不一致27BF3分子構(gòu)型：平面三角[PF6]-分子構(gòu)型：正八面體BF3分子構(gòu)型：平面三角[PF6]-分子構(gòu)型：正八面體28ClF3分子構(gòu)型：T字型三種構(gòu)型選擇電子構(gòu)型與分子構(gòu)型不一致電子數(shù)為5時，孤對總是盡先處于三角雙錐的腰部位置ClF3分子構(gòu)型：T字型三種構(gòu)型選擇電子構(gòu)型與分子構(gòu)型不一29價層電子互斥理論的局限性不能說明成鍵原理和鍵的相對穩(wěn)定性氮氣為什么穩(wěn)定？與O2的分子軌道能級圖比較有何不同，why?價層電子互斥理論的局限性不能說明成鍵原理和鍵的相對穩(wěn)定性氮氣30(4)分子軌道理論原子中某個電子運動的波函數(shù)，用表示，分子軌道可由原子軌道線性組合而成。(4)分子軌道理論原子中某個電子運動的波函數(shù)，用表示，31一、分子軌道理論的要點原子軌道組成分子軌道時，軌道數(shù)不變。分子軌道的能量可以高于、低于和等于原子軌道，分別稱為反鍵軌道、成鍵軌道和非鍵軌道。原子軌道組成分子軌道時，必須滿足原子軌道的能量相近、軌道最大重疊和對稱性匹配。分子軌道中的電子排布和原子軌道中電子排布的規(guī)則相似，即遵循Pauli原理，能量最低原理及Hund規(guī)則。一、分子軌道理論的要點原子軌道組成分子軌道時，軌道數(shù)不變。分32

成鍵軌道和反鍵軌道成鍵軌道(bonding)反鍵軌道(antibonding)成鍵軌道和反鍵軌道成鍵軌道(bonding)反鍵軌道(33二、分子軌道圖(a)和分子軌道能級圖(b)(a)(b)成鍵軌道中，兩原子之間的電子云密度增加；反鍵軌道中，兩原子之間的電子云密度降低。二、分子軌道圖(a)和分子軌道能級圖(b)(a)(b)成鍵34H2的分子軌道能級圖(a)氫原子軌道(b)氫分子軌道H2的分子軌道能級圖(a)氫原子軌道35H2

與He2

的比較H2與He2的比較36三、簡單雙原子分子軌道能級1s

*1s

2s

*2s

2p

2py

2pz

*2py

*2pz

*2pxO2的分子軌道三、簡單雙原子分子軌道能級1s*1s2s37氧的順磁性O(shè)2的π*軌道上的兩個電子分占簡并軌道且自旋平行。在低溫下(液體狀態(tài))會有順磁性氧的順磁性O(shè)2的π*軌道上的兩個電子分占簡并軌道且自旋平行。38N2的分子軌道能級圖N2的分子軌道能級圖39氮氣為什么穩(wěn)定？與O2的分子軌道能級圖比較有何不同，why?氮氣為什么穩(wěn)定？與O2的分子軌道能級圖比較有何不同，why?40HF的分子軌道能級圖非鍵反鍵成鍵H的1s和F的1s,2s軌道相差較大的能量，不能有效的組合成分子軌道。H的1s和F2p的軌道能量相近，可以組合成分子軌道。假設(shè)H與F沿x軸相互靠近，H的1s和F的2px可以有效的組合成1個成鍵軌道和1個反鍵軌道，但H的1s和F的2py,2pz對稱性不匹配，凈重疊為零，沒有成鍵效應(yīng)，所以F的2py,2pz軌道作為非成鍵的π型軌道移入分子軌道圖中。HF的分子軌道能級圖非鍵反鍵成鍵H的1s和F的1s,2s軌道41(4)鍵參數(shù)鍵級

鍵級越大，鍵越牢固，分子越穩(wěn)定鍵能

鍵能越大，鍵越牢固，分子越穩(wěn)定鍵長

鍵長越短，鍵越牢固，分子越穩(wěn)定鍵角

反映分了空間結(jié)構(gòu)鍵的極性

成鍵原子的電負(fù)性差越大，鍵的極性越大(4)鍵參數(shù)鍵級鍵級越大，鍵越牢固，分子越穩(wěn)定421.2.3金屬鍵理論金屬離子沉浸在自由電子的海洋中++++++++++++一、金屬的改性共價鍵理論1.2.3金屬鍵理論金屬離子沉浸在自由電子的海洋中+++43二、金屬鍵的能帶理論Li2的分子軌道圖空軌道滿軌道Li金屬的分子軌道圖二、金屬鍵的能帶理論Li2的分子軌道圖空軌道滿軌道Li金屬的44金屬導(dǎo)體的能帶模型空滿導(dǎo)帶滿帶能量間隔金屬導(dǎo)體的能帶模型空滿導(dǎo)帶滿帶能量間隔45固體的能帶結(jié)構(gòu)導(dǎo)體半導(dǎo)體絕緣體導(dǎo)帶禁帶滿帶Eg

≥5eVEg≤3eV固體的能帶結(jié)構(gòu)導(dǎo)體半導(dǎo)體絕緣體導(dǎo)帶禁帶滿帶Eg≥5eVE46類型：I、II族元素及過渡元素都是典型的金屬晶體。結(jié)合力：主要是由原子實和電子云之間的靜電庫侖力，所以要求排列最緊密。晶格：不喇菲格子。

原胞：大多數(shù)金屬為立方密積和六角密積，配位數(shù)均為12。前者如Cu、Ag、Au、AI，后者如Be、Mg、Zn、Cd。少數(shù)金屬具有體心立方結(jié)構(gòu)，如Li、Na、K、Rb、Cs、Mo、W等。特性：具有良好的導(dǎo)電性，結(jié)合力小，但過渡金屬的結(jié)合能則比較大。類型：I、II族元素及過渡元素都是典型的金屬晶體。471.2.4分子間作用力分子的極性分子間作用力(IntermolecularForces)氫鍵(Hydrogen)1.2.4分子間作用力分子的極性48(1)分子的極性極性鍵(Polarbonds)HCl(1)分子的極性極性鍵(Polarbonds)HCl49偶極矩(DipoleMoment,)

＝q×d

d：正、負(fù)電荷重心間距（偶極長）q：電量單位：德拜（Debye，D）

1D＝3.336×10-30C·m（庫侖·米）表示：（＋）（－）（矢量）偶極矩(DipoleMoment,)50鍵的極性和分子極性（一）CCl4，非極性；CHCl3,極性。鍵的極性和分子極性（一）CCl4，非極性；CHCl3,極51鍵的極性和分子極性（二）H2OCO2CO2，非極性；H2O,極性。鍵的極性和分子極性（二）H2OCO2CO2，非極性；H2O52(2)分子間作用力類型(kJ/mol)作用力大小分子類型取向力0～3極性分子誘導(dǎo)力0～1極性分子與非極性分子之間色散力8～25所有類型分子氫鍵5～30N,O,F;thelinkisasharedHatom化學(xué)鍵能約為：100～600(kJ/mol)(2)分子間作用力(kJ/mol)取向力0～3極性分子誘53取向力極性分子的永久部分電荷之間的吸引作用。取向力極性分子的永久部分電荷之間的吸引作用。54色散力的形成瞬時偶極色散力的形成瞬時偶極55色散力大小與分子的形態(tài)1）分子量愈大，色散力愈大；2）相同組成時，線性分子的色散力較大。如：正戊烷，bp=36.1°C.而(CH3)4C,bp=9.5°C.色散力大小與分子的形態(tài)1）分子量愈大，色散力愈大；56(3)氫鍵（HydrogenBonding）O,N,F等電負(fù)性強的原子之間通過H原子連接而成；氫鍵是最強的分子間力。(3)氫鍵（HydrogenBonding）O,N,57氫鍵與沸點氫鍵與沸點58冰的結(jié)構(gòu)冰的結(jié)構(gòu)59晶體中粒子的互作用可分為兩大類：

1.吸引作用：是由于異種電荷之間的庫侖力，引起的作用在遠(yuǎn)距離是主要的。

2.排斥作用：一是同種電荷之間的庫侖力，二是泡利原理所引起，在近距離是主要的。

在一適當(dāng)?shù)木嚯x吸引作用=排斥作用晶格處于穩(wěn)定狀態(tài)1.2.5結(jié)合力一、結(jié)合力晶體中粒子的互作用可分為兩大類：60原子間的相互作用由勢能u(r)可以按下式計算互作用力：

f(r)=-du(r)/dr

當(dāng)兩原子很靠近時，斥力大于引力，總的作用力f(r)0。當(dāng)兩原子相離比較遠(yuǎn)時，總的作用力為引力，f(r)0二互作用力、互作用勢能和原子間距的關(guān)系u(r)rrf(r)rorm斥力吸引力1.計算ro、rm原子間的相互作用由勢能u(r)可以按下式計算互作用力：二61在某一適當(dāng)距離ro，引力和斥力相抵消，f(r)=0即：du(r)/dr|ro=0得ro

由：df(r)/dr|rm=-d2u(r)/dr2|rm=0

得rm在某一適當(dāng)距離ro，引力和斥力相抵消，f(r)=062兩原子間的互作用勢能可用冪函數(shù)來表達(dá)：

u(r)=A/rm+B/rn

A、B、m、n為大于零的常數(shù)，第一項表示吸引能，第二項表示斥力能。晶體中總互作用勢能為原子或離子對間的互作用勢能之和。經(jīng)典的處理方法：先計算兩個原子之間的互作用勢能，再把晶體的結(jié)構(gòu)因素考慮進(jìn)去，綜合起來就可以求得晶體的總勢能。設(shè)晶體中兩原子的互作用勢能為u(rij),則由N個原子組成的晶體其總的互作用勢能為：

u(r)=1/2u(rij)2.求結(jié)合能兩原子間的互作用勢能可用冪函數(shù)來表達(dá)：2.求結(jié)合能63已知原子間的結(jié)合力、結(jié)合能的數(shù)學(xué)表達(dá)式，可以計算晶格常數(shù)、體積彈性模量、抗張強度等許多物理量。例如：晶胞常數(shù)的計算：原子處于平衡位置時，結(jié)合能最小，由du(r)/dr|r0=0求晶格常數(shù)。

三、結(jié)合力、勢能的意義已知原子間的結(jié)合力、結(jié)合能的數(shù)學(xué)表達(dá)式，可以計算晶格常數(shù)、體64

小結(jié)1.固體的結(jié)合全部歸因于電子的負(fù)電荷和原子核的正電荷之間的靜電吸引作用。但不同類型，表現(xiàn)形式不同。離子鍵是由異性離子的靜電吸引而形成；共價鍵是反平行自旋的交疊電子，通過靜電吸引束縛與它們關(guān)聯(lián)的離子而形成；金屬鍵是靠負(fù)電子云同正離子實間的庫侖力形成；分子鍵靠感生偶極矩間的互作用形成氫鍵是氫原子核通過庫侖作用與負(fù)電性較大的離子結(jié)合形成。2.原子間的排斥作用來源于交疊電荷的靜電排斥和泡利原理造成的排斥。3.晶體采用何種結(jié)合類型決定于原子束縛電子的能力，這個能力由原子的電負(fù)性衡量。4.晶體結(jié)合力是研究其理化性能的基礎(chǔ)。小結(jié)1.固體的結(jié)合全部歸因于電子的負(fù)電荷和原65課堂作業(yè)：1.簡述四大化學(xué)鍵的本質(zhì)和特點；2.簡述晶體中粒子的兩大類相互作用。課堂作業(yè)：661.2.1離子鍵理論1.2.2共價鍵理論1.2.3金屬鍵理論1.2分子結(jié)構(gòu)和結(jié)合鍵1.2.4分子間作用力1.2.1離子鍵理論1.2.2共價鍵理論1.2.3金屬67

1.2.1離子鍵理論1.2.1離子鍵理論68一、離子鍵的形成 · ·· ··

Na·+:Cl· →Na+[:Cl:] ·· ··一、離子鍵的形成 ·69二、離子鍵及其特點定義：正負(fù)離子間的靜電吸引力叫做離子鍵。特點：離子鍵既沒有方向性也沒有飽和性。NaCl晶體離子鍵：陰離子與陽離子之間的作用力，離子可以看成是均勻的帶電小球，所以，既沒有方向性，也沒有飽和性，即，只要陰離子足夠大，就能在表面的各個方向盡可能多的吸引陽離子，反之，陽離子也是這樣。二、離子鍵及其特點定義：正負(fù)離子間的靜電吸引力叫做離子鍵。N70三、離子鍵強度與晶格能晶格能：表示相互遠(yuǎn)離的氣態(tài)正離子和負(fù)離子結(jié)合成1mol離子晶體時所釋放的能量，或1mol離子晶體解離成自由氣態(tài)離子時所吸收的能量。如：

Ca2+

(g)+2Cl-(g)CaCl2

(s)

–

H=U=2260kJ/mol離子鍵強度：用晶格能表示三、離子鍵強度與晶格能晶格能：表示相互遠(yuǎn)離的氣態(tài)正離子和負(fù)離71Born-Lande公式U=-Ve∝Z1Z2/r

其中：Ve為正負(fù)離子間吸引力和排斥力達(dá)平衡時，體系的位能；Z1、Z2

分別為正負(fù)離子的電荷數(shù)；r為正負(fù)離子間距。Born-Haber循環(huán)計算UBorn-Lande公式72四、離子化合物的類型(1）氯化鈉型是由兩種面心立方結(jié)構(gòu)的離子沿晶軸平移1/2間距而成，配位數(shù)為6。NaCl、KCl、AgBr、PbS、MgO等皆屬此類；(2）氯花銫型是由兩種簡立方結(jié)構(gòu)的離子沿空間對角線位移1/2長度套構(gòu)而成，配位數(shù)為8。TiBr、TiI等皆屬此類。（3）離子結(jié)合成分較大的半導(dǎo)體材料ZnS等，是由兩種各為面心立方結(jié)構(gòu)的離子沿空間對角線位移1/4程度套構(gòu)而成的閃鋅礦結(jié)構(gòu)，配位數(shù)為4。四、離子化合物的類型(1）氯化鈉型是由兩種面心立方結(jié)構(gòu)的73五、離子化合物的性質(zhì)

高熔點Highmeltingpoints高沸點Highboilingpoints易脆性Brittleness溶解性Somearesoluble,somenot.五、離子化合物的性質(zhì)高熔點Highmeltingpo74

1.2.2共價鍵理論共享電子對●●1.2.2共價鍵理論共享電子對●●75(1)價鍵理論共價鍵的本質(zhì)是由于原子相互接近時軌道重疊（即波函數(shù)疊加），原子間通過共用自旋相反的電子對使能量降低而成鍵。共價鍵的主要特點是具有飽和性和方向性。一、共價鍵的本質(zhì)和特點(1)價鍵理論共價鍵的本質(zhì)是由于原子76二、共價鍵的鍵型鍵(成鍵軌道）頭碰頭原子核連線為對稱軸鍵，肩并肩穿過原子核連線有一節(jié)面二、共價鍵的鍵型鍵(成鍵軌道）頭碰頭鍵，肩并肩77共價鍵形成實例HF的生成共價鍵形成實例HF的生成78N2的生成鍵鍵氮氣分子的分子軌道式為,對成鍵有貢獻(xiàn)的是三對電子，即形成兩個π鍵和一個σ鍵。對鍵沒有貢獻(xiàn)，成鍵與反鍵能量近似抵消，它們相當(dāng)于孤電子對。N2的生成鍵鍵氮氣分子的分子軌道式為,對成鍵有貢獻(xiàn)79分子結(jié)構(gòu)與結(jié)合鍵課件80(2)雜化軌道理論同一原子中，不同原子軌道的線性組合，改變原子軌道的分布方向，有利于成鍵，但原子軌道的數(shù)目不變。(2)雜化軌道理論同一原子中，不同原子軌道的線性81實驗測得CCl4、CH4等的立體構(gòu)型為正四面體（tetrahedral）

在同一個原子中能量相近的不同類型（s,p,d,）的幾個原子軌道波函數(shù)可以相互疊加而組成同等數(shù)目的能量完全相同的雜化軌道。實驗測得CCl4、CH4等的立體構(gòu)型為正四面體（tetr82雜化軌道的主要類型

sp直線型鍵角180

CO2,C2H2sp2

平面三角形鍵角120

BF3,NO3-,C6H6,C2H4sp3

正四面體形鍵角10928’’CH4,H2O,NH3dsp2平面四方形鍵角90

Ni(CN)42-dsp3(sp3d)三角雙錐120和90

PCl5d2sp3(sp3d2)正八面體90

SF6雜化軌道的主要類型sp直線型83sp雜化軌道激發(fā)雜化sp雜化軌道激發(fā)雜化84sp2雜化乙烯sp2雜化乙烯85sp3雜化sp3雜化86(3)價層電子互斥理論CH4

NH3H2OPF3ClF3分子構(gòu)型和電子構(gòu)型的區(qū)別原則：盡可能使電子對之間的排斥作用最小高鍵級>低鍵級孤對－孤對>孤對－鍵對>鍵對－鍵對(3)價層電子互斥理論CH4NH387價層電子對互斥理論可以定性判斷和預(yù)見分子的幾何構(gòu)型分子的共價鍵中的價電子對以及孤對電子由于相互排斥作用而趨向盡可能彼此遠(yuǎn)離，分子盡可能采取對稱的結(jié)構(gòu)。若一個中心原子和幾個配位原子形成分子時，分子的幾何構(gòu)型取決于中心原子周圍的價電子數(shù)目。價電子包括價層軌道中成鍵電子對(bp)和孤電子對(lp).不同價電子對間排斥作用的順序為：

lp－lplp－bpbp－bp分子中的多重鍵按單鍵處理。價層電子對互斥理論可以定性判斷和預(yù)見分子的幾何構(gòu)型分子的共價88價層電子對數(shù)確定方法：價層電子對數(shù)＝(中心原子價電子總數(shù)＋配位原子提供電子數(shù)–離子電荷數(shù))/2規(guī)定：(1)作為配體，鹵素原子和H原子提供1個電子，氧族元素的原子不提供電子，N原子提供-1個電子；(2)作為中心原子，鹵素原子按提供7個電子計算，氧族元素的原子按提供6個電子計算；(3)對于復(fù)雜離子，在計算價層電子對數(shù)時，還應(yīng)加上負(fù)離子的電荷數(shù)或減去正離子的電荷數(shù)；(4)計算電子對數(shù)時，若剩余1個電子，亦當(dāng)作1對電子處理。(5)雙鍵、叁鍵等多重鍵作為1對電子看待。價層電子對數(shù)確定方法：891、試判斷PCl5

離子的空間構(gòu)型。解：P離子的正電荷數(shù)為5，中心原子P有5個價電子，Cl原子各提供1個電子，所以P原子的價層電子對數(shù)為（5+5-0）/2=5，其排布方式為三角雙錐。因價層電子對中無孤對電子，所以PCl5

為三角雙錐構(gòu)型。2、實例分析：試判斷H2O分子的空間構(gòu)型。解：O是H2O分子的中心原子，它有6個價電子，與O化合的2個H原子各提供1個電子，所以O(shè)原子價層電子對數(shù)為（6+2）/2=4，其排布方式為四面體，因價層電子對中有2對孤對電子，所以H2O分子的空間構(gòu)型為V形。1、試判斷PCl5離子的空間構(gòu)型。90價電子對數(shù)目與分子構(gòu)型23456價電子對數(shù)目與分子構(gòu)型2345691分子構(gòu)型：正四面體甲烷[ClO4]–分子構(gòu)型：正四面體含氧原子的情況：凈結(jié)果是O原子不提供價電子。分子構(gòu)型：正四面體甲烷[ClO4]–分子構(gòu)型：正四面體含氧原92氨分子構(gòu)型：角錐型水分子構(gòu)型：角型電子構(gòu)型與分子構(gòu)型不一致氨分子構(gòu)型：角錐型水分子構(gòu)型：角型電子構(gòu)型與分子構(gòu)型不一致93BF3分子構(gòu)型：平面三角[PF6]-分子構(gòu)型：正八面體BF3分子構(gòu)型：平面三角[PF6]-分子構(gòu)型：正八面體94ClF3分子構(gòu)型：T字型三種構(gòu)型選擇電子構(gòu)型與分子構(gòu)型不一致電子數(shù)為5時，孤對總是盡先處于三角雙錐的腰部位置ClF3分子構(gòu)型：T字型三種構(gòu)型選擇電子構(gòu)型與分子構(gòu)型不一95價層電子互斥理論的局限性不能說明成鍵原理和鍵的相對穩(wěn)定性氮氣為什么穩(wěn)定？與O2的分子軌道能級圖比較有何不同，why?價層電子互斥理論的局限性不能說明成鍵原理和鍵的相對穩(wěn)定性氮氣96(4)分子軌道理論原子中某個電子運動的波函數(shù)，用表示，分子軌道可由原子軌道線性組合而成。(4)分子軌道理論原子中某個電子運動的波函數(shù)，用表示，97一、分子軌道理論的要點原子軌道組成分子軌道時，軌道數(shù)不變。分子軌道的能量可以高于、低于和等于原子軌道，分別稱為反鍵軌道、成鍵軌道和非鍵軌道。原子軌道組成分子軌道時，必須滿足原子軌道的能量相近、軌道最大重疊和對稱性匹配。分子軌道中的電子排布和原子軌道中電子排布的規(guī)則相似，即遵循Pauli原理，能量最低原理及Hund規(guī)則。一、分子軌道理論的要點原子軌道組成分子軌道時，軌道數(shù)不變。分98

成鍵軌道和反鍵軌道成鍵軌道(bonding)反鍵軌道(antibonding)成鍵軌道和反鍵軌道成鍵軌道(bonding)反鍵軌道(99二、分子軌道圖(a)和分子軌道能級圖(b)(a)(b)成鍵軌道中，兩原子之間的電子云密度增加；反鍵軌道中，兩原子之間的電子云密度降低。二、分子軌道圖(a)和分子軌道能級圖(b)(a)(b)成鍵100H2的分子軌道能級圖(a)氫原子軌道(b)氫分子軌道H2的分子軌道能級圖(a)氫原子軌道101H2

與He2

的比較H2與He2的比較102三、簡單雙原子分子軌道能級1s

*1s

2s

*2s

2p

2py

2pz

*2py

*2pz

*2pxO2的分子軌道三、簡單雙原子分子軌道能級1s*1s2s103氧的順磁性O(shè)2的π*軌道上的兩個電子分占簡并軌道且自旋平行。在低溫下(液體狀態(tài))會有順磁性氧的順磁性O(shè)2的π*軌道上的兩個電子分占簡并軌道且自旋平行。104N2的分子軌道能級圖N2的分子軌道能級圖105氮氣為什么穩(wěn)定？與O2的分子軌道能級圖比較有何不同，why?氮氣為什么穩(wěn)定？與O2的分子軌道能級圖比較有何不同，why?106HF的分子軌道能級圖非鍵反鍵成鍵H的1s和F的1s,2s軌道相差較大的能量，不能有效的組合成分子軌道。H的1s和F2p的軌道能量相近，可以組合成分子軌道。假設(shè)H與F沿x軸相互靠近，H的1s和F的2px可以有效的組合成1個成鍵軌道和1個反鍵軌道，但H的1s和F的2py,2pz對稱性不匹配，凈重疊為零，沒有成鍵效應(yīng)，所以F的2py,2pz軌道作為非成鍵的π型軌道移入分子軌道圖中。HF的分子軌道能級圖非鍵反鍵成鍵H的1s和F的1s,2s軌道107(4)鍵參數(shù)鍵級

鍵級越大，鍵越牢固，分子越穩(wěn)定鍵能

鍵能越大，鍵越牢固，分子越穩(wěn)定鍵長

鍵長越短，鍵越牢固，分子越穩(wěn)定鍵角

反映分了空間結(jié)構(gòu)鍵的極性

成鍵原子的電負(fù)性差越大，鍵的極性越大(4)鍵參數(shù)鍵級鍵級越大，鍵越牢固，分子越穩(wěn)定1081.2.3金屬鍵理論金屬離子沉浸在自由電子的海洋中++++++++++++一、金屬的改性共價鍵理論1.2.3金屬鍵理論金屬離子沉浸在自由電子的海洋中+++109二、金屬鍵的能帶理論Li2的分子軌道圖空軌道滿軌道Li金屬的分子軌道圖二、金屬鍵的能帶理論Li2的分子軌道圖空軌道滿軌道Li金屬的110金屬導(dǎo)體的能帶模型空滿導(dǎo)帶滿帶能量間隔金屬導(dǎo)體的能帶模型空滿導(dǎo)帶滿帶能量間隔111固體的能帶結(jié)構(gòu)導(dǎo)體半導(dǎo)體絕緣體導(dǎo)帶禁帶滿帶Eg

≥5eVEg≤3eV固體的能帶結(jié)構(gòu)導(dǎo)體半導(dǎo)體絕緣體導(dǎo)帶禁帶滿帶Eg≥5eVE112類型：I、II族元素及過渡元素都是典型的金屬晶體。結(jié)合力：主要是由原子實和電子云之間的靜電庫侖力，所以要求排列最緊密。晶格：不喇菲格子。

原胞：大多數(shù)金屬為立方密積和六角密積，配位數(shù)均為12。前者如Cu、Ag、Au、AI，后者如Be、Mg、Zn、Cd。少數(shù)金屬具有體心立方結(jié)構(gòu)，如Li、Na、K、Rb、Cs、Mo、W等。特性：具有良好的導(dǎo)電性，結(jié)合力小，但過渡金屬的結(jié)合能則比較大。類型：I、II族元素及過渡元素都是典型的金屬晶體。1131.2.4分子間作用力分子的極性分子間作用力(IntermolecularForces)氫鍵(Hydrogen)1.2.4分子間作用力分子的極性114(1)分子的極性極性鍵(Polarbonds)HCl(1)分子的極性極性鍵(Polarbonds)HCl115偶極矩(DipoleMoment,)

＝q×d

d：正、負(fù)電荷重心間距（偶極長）q：電量單位：德拜（Debye，D）

1D＝3.336×10-30C·m（庫侖·米）表示：（＋）（－）（矢量）偶極矩(DipoleMoment,)116鍵的極性和分子極性（一）CCl4，非極性；CHCl3,極性。鍵的極性和分子極性（一）CCl4，非極性；CHCl3,極117鍵的極性和分子極性（二）H2OCO2CO2，非極性；H2O,極性。鍵的極性和分子極性（二）H2OCO2CO2，非極性；H2O118(2)分子間作用力類型(kJ/mol)作用力大小分子類型取向力0～3極性分子誘導(dǎo)力0～1極性分子與非極性分子之間色散力8～25所有類型分子氫鍵5～30N,O,F;thelinkisasharedHatom化學(xué)鍵能約為：100～600(kJ/mol)(2)分子間作用力(kJ/mol)取向力0～3極性分子誘119取向力極性分子的永久部分電荷之間的吸引作用。取向力極性分子的永久部分電荷之間的吸引作用。120色散力的形成瞬時偶極色散力的形成瞬時偶極121色散力大小與分子的形態(tài)1）分子量愈大，色散力愈大；2）相同組成時，線性分子的色散力較大。如：正戊烷，bp=36.1°C.而(CH3)4C,bp=9.5°C.色散力大小與分子的形態(tài)1）分子量愈大，色散力愈大；122(3)氫鍵（