分子結(jié)構(gòu)與晶體結(jié)構(gòu)最全版

第六章分子結(jié)構(gòu)與晶體結(jié)構(gòu)教學(xué)內(nèi)容：掌握雜化軌道理論、掌握兩種類型的化學(xué)鍵（離子鍵、共價鍵）。了解現(xiàn)代價鍵理論和分子軌道理論的初步知識，討論分子間力和氫鍵對物質(zhì)性質(zhì)的影響。教學(xué)時數(shù)：6學(xué)時分子結(jié)構(gòu)包括：分子的化學(xué)組成。分子的構(gòu)型：即分子中原子的空間排布，鍵長，鍵角和幾何形狀等。分子中原子間的化學(xué)鍵?；瘜W(xué)上把分子或晶體中相鄰原子（或離子）之間強(qiáng)烈的相互吸引作用稱為化學(xué)鍵?；瘜W(xué)鍵可分為：離子鍵、共價鍵、金屬鍵。第一節(jié)共價鍵理論1916年，路易斯提出共價鍵理論。H:H:N;:H--CI：靠共用電子對，形"成化學(xué)鍵，得到穩(wěn)定電子層結(jié)構(gòu)。定義：原子間借用共用電子對結(jié)合的化學(xué)鍵叫做共價鍵。對共價鍵的形成的認(rèn)識，發(fā)展提出了現(xiàn)代價鍵理論和分子軌道理論。1.1共價鍵的形成1.1.1氫分子共價鍵的形成和本質(zhì)（應(yīng)用量子力學(xué)）當(dāng)兩個氫原子（各有一個自旋方向相反的電子）相互靠近，到一定距離時，會發(fā)生相互作用。每個H原子核不僅吸引自己本身的1s電子還吸引另一個H原子的1s電子，平衡之前，引力〉排斥力，到平衡距離d，能量最低：形成穩(wěn)定的共價鍵。H原子的玻爾半徑：53pm，說明H2分子中兩個H原子的1S軌道必然發(fā)生重疊，核間形成一個電子出現(xiàn)的幾率密度較大的區(qū)域。這樣，增強(qiáng)了核間電子云對兩核的吸引，削弱了兩核間斥力，體系能量降低，更穩(wěn)定。（核間電子在核間同時受兩個核的GD吸引比單獨(dú)時受核的吸引要小，即位能低，..?能量低）。1.1.2價鍵理論要點要有自旋相反的未配對的電子Hf+HI-—Hf；H表示：H:H或H-H電子配對后不能再配對即一個原子有幾個未成對電子，只能和同數(shù)目的自旋方向相反的未成對電子成鍵。如：N：2s22p3,N三N或NH3這就是共價鍵的飽和性。原子軌道的最大程度重疊（重疊得越多，形成的共價鍵越牢固）1.1.3共價鍵的類型。鍵和n鍵（根據(jù)原子軌道重疊方式不同而分類）s-s:。鍵，如：H-Hs-p:。鍵，如：H-Clp-p:。鍵，如：Cl-Cl單鍵：。鍵雙鍵：一個。鍵，一個n鍵叁鍵：一個。鍵，兩個丸鍵例：N三N例：N三N頭碰頭能單獨(dú)存在符號不變牢固肩并肩不能單獨(dú)存在符號變差s-sH—H鍵軸，無方向性頭碰頭能單獨(dú)存在符號不變牢固肩并肩不能單獨(dú)存在符號變差。鍵的重疊程度比n鍵大，...丸鍵不如。鍵牢固。原子軌道重疊方式沿軸轉(zhuǎn)180o牢固程度含共價雙鍵和叁鍵的化合物的重鍵容易打開，參與反應(yīng)。

非極性共價鍵和極性共價鍵根據(jù)共價鍵的極性分(電子云在兩核中的分布)，由同種原子組成的共價鍵為非極性共價鍵。例：H2，O2，凡等一般來說，不同種原子組成的共價鍵為極性共價鍵。例：HCl，H2O，NH3等共價鍵極性的強(qiáng)弱，可由成鍵原子的電負(fù)性的大小來表示。極性共價鍵是非極性共價鍵和離子鍵的過渡鍵型。14.01.914.01.913.0□.9H—Br12.80.Y2.12.50.4配位共價鍵(配位鍵)：原子或離子有空軌道，有孤對電子。1.1.4共價鍵的特征飽和性：一個原子有幾個未成對電子，就只能和同數(shù)目的自旋方向相反的未成對電子配對成鍵。方向性：共價鍵盡可能沿著原子軌道最大重疊的方向形成。如形成HCl時，只有氫原子沿著X軸與氯原子的P軌道成鍵時，軌道重疊最多。1.2、鍵參數(shù)表征共價鍵的物理量叫鍵參數(shù)。鍵能：共價鍵的強(qiáng)度鍵長、鍵角：以共價鍵形成的分子的空間構(gòu)型(幾何構(gòu)型)1、鍵能：衡量共價鍵強(qiáng)弱的物理量。指298.15K，101.3KPa條件下，AB(g)—A(g)+B(g)所需的E(KJ/mol)雙原子分子，其鍵能=離解能D，如Cl2，HCl多原子分子，指的是平均鍵能：2、鍵長（用X射線法）：成鍵的兩個原子核之間的距離。兩個原子共價半徑之和=鍵長鍵長越短，鍵能越大，共價鍵越牢固。3、鍵角TOC\o"1-5"\h\zH20折線形"戲"HgQ2直線形CI——Hg竺呈I

H104.45H18oBF3三角形胃叩,NH三角錐形kl120、FHX叫正四面體型109.5I10718H鍵長和鍵角確定，分子構(gòu)型就確定了。價鍵理論比較簡明地闡述了共價鍵的形成過程和本質(zhì)，并成功地解釋了共價鍵的飽和性和方向性，但在解釋分子的空間構(gòu)型（結(jié)構(gòu)）方面發(fā)生一定困難。第二節(jié)雜化軌道理論和分子的幾何構(gòu)型ch4,C的四價問題1931年，Pauling、Slater在價鍵理論的基礎(chǔ)上，提出雜化軌道理論。一、雜化軌道的概念什么叫雜化軌道？能量相近的原子軌道混合起來，重新組成一組能量相同的軌道，這一過程，稱原子軌道雜化，組成的新軌道叫雜化軌道。原子軌道雜化后，使一頭大，電子云分布更集中，成鍵能力更強(qiáng)。雜化后，體系的能量降的更低，生成的分子也更穩(wěn)定。二、雜化軌道的類型和體系分子的幾何構(gòu)型SP雜化和分子的幾何構(gòu)型一個S軌道和一個軌道P之間進(jìn)行的雜化。例：HgCl2Hg5d106s2加000（030兩個雜ft軌道均勻排布在一直線上，頃口C13總0?成鍵址得到直線形分子BeC^IlB族形成的AB2型分子都為直線形。SP2雜化和分子的幾何構(gòu)型一個S軌道和二個軌道P之間進(jìn)行的雜化.例：BF3B沽曲1??00足*①?20里*pwo璧J三個雜f慚道等同平面正三角形3.SP3雜化和分子的幾何構(gòu)型一個S軌道和三個軌道P之間進(jìn)行的雜化.例：CCl4C2初護(hù)?W3XD，-一-…一、!b//■Q廣>'U四個雜化軌道等同，正四面體型如CH4,SiH4,SiCl4,CCl4等三、不等性雜化1、有孤對電子參加的不等性雜化H2O分子的幾何構(gòu)型202妒渺?艇①雜化.W3X1）能量稍餡不等?任部雜化孤對電子不成鍵，能量較低，對成鍵電子云排斥更大，使兩個O-H鍵角壓縮成104.5。，（而正四面體型為109.5O）（兩孤對電子之間夾角>109.5。）斥力：孤對電子-孤對電子＞孤對電子-成鍵電子〉成鍵電子-成鍵電子NH3的幾何構(gòu)型C02:N暴部?A（p*Ogg2、無孤對電子參加的不等性雜化叩部分雜化勒1道電子對數(shù)構(gòu)型實例2直線型BeCl2、HgCl23平面三角形BF3、BCl34正四面體CH4、NH4+、CCl4、SiCl4、5三角雙錐PCl5、PF3Cl2、SbCl56正八面體SF6、MoF6第三節(jié)離子鍵一、離子鍵的形成和特征離子鍵的形成電負(fù)性相差大的元素相遇，一失電子，一得電子，它們之間以靜電引力相結(jié)合，形成離子鍵。2Na(S)4-國(g)①切華②J籬解2Na(g)+2Na(S)4-國(g)①切華②J籬解2Na(g)+2C1(g)③：Na(g)2s22p&CL（g）3s2陰陽離子間具有靜2Na+(g)+Q-(g)二^Na*(g)?2#=[N司工Cl-(g)3^3i?=[Ar]電引力，兩原子的電子云間存在排斥力，兩原子核間存在相互吸引力，當(dāng)兩原子接近到一定距離，引力=斥力，（此時整個體系能量最低），形成離子鍵。電子云間存在排斥力，兩原子核間存在相互吸引力，當(dāng)兩原子接近到一定距離，引力=斥力，（此離子鍵的特征本質(zhì)：陰、陽離子間的靜電引力無方向性、飽和性只要空間允許，盡可能多地吸引帶相反電荷的離子（任何方向，盡可能多）。但總體來說，

有一定比例。二.離子的特性1、離子的電荷簡單離子的電荷由原子得到或失去形成的，其電荷絕對值為得失的電子數(shù)。離子化合物AmBn：An+，Bm-2、離子的電子層結(jié)構(gòu)簡單陰離子的電子構(gòu)型，一般與同周期希有氣體原子電子層構(gòu)型相同。簡單的陽離子構(gòu)型：分類"型阮型分類"型阮型(P-17)e型典型(18+2)e型3、構(gòu)型通式(n-1)s2(n-1)s3(n-1)廿(ti-10s2(性-1)fCn-1)P9(n-1)s2(n-1)貸tn-1)dL0(n-1)吾(n-1)寸(n-1)d10n^實例Li\E咨+Na\Af4T?七疽七F/,如市CgAg+?Au\Zt^+?C諾站七F伊七B"離子半徑將陰陽離子看成是保持著一定距離的兩個球體。d=r+d+r單位：pm(10-姓)規(guī)律：同一元素：負(fù)離子半徑>原子半徑〉正離子半徑低價負(fù)離子半徑>高價負(fù)離子半徑低價正離子半徑>高價正離子半徑例：原子或離子00~孑-半徑(pm)65(共價半徑)176>140原子或離子FeFe2+脂十半徑(pm)UM共倚半徑)74>64一周期同一周期從左到右，陽離子：正電荷數(shù)f,半徑I陰離子：負(fù)電荷數(shù)I，半徑I

同一主族電荷數(shù)基本相同，從上到下，半徑？（???電子層增加）離子半徑I,離子間引力f,離子鍵強(qiáng)度f,熔、沸點f,硬度f第四節(jié)分子間力和分子晶體.分子間力1、分子的極性任何以共價鍵結(jié)合的分子中，存在帶正電荷的原子核、帶負(fù)電荷的電子。..?分子中存在正電荷中心（“+”極）、負(fù)電荷中心（“-”極）。兩中心重合，整個分子無極性，稱為非極性分子；兩中心不重合，整個分子有極性，稱為極性分子。由共價鍵結(jié)合的雙原子分子，鍵的極性和分子極性一致；例：％、凡f、Cl2非極性鍵，非極性分子。HI、HBr極性鍵，極性分子。由共價鍵結(jié)合的多原子分子，鍵的極性與分子極性不完全一致，而與幾何構(gòu)型有關(guān)肘稱結(jié)構(gòu)非對稱結(jié)構(gòu)泗舟、JI、等HHHhH根性分子性的大小通常泗舟、JI、等HHHhH根性分子性的大小通常分子極SiCl^、CJ等用偶極矩來度量。非極性分芋Uu：偶極矩，由實驗測得；是矢量，方向從正極到負(fù)極q：原子的正或負(fù)中心，一端的電荷量，單位：庫侖（C），1個電子的電量=1.602X10-19Cd：正負(fù)電荷中心間距離，單位：米（m），其數(shù)量級相當(dāng)于原子距離，^10-11mUQ10-30C?m測定^,①可判斷分子極性大?。虎诳膳袛喽嘣臃肿邮欠窬哂袑ΨQ結(jié)構(gòu)。分子的變形性什么叫分子的變形性？在外電場作用下，分子中的正負(fù)電荷中心的位置發(fā)生改變，產(chǎn)生"誘導(dǎo)偶極〃，這種現(xiàn)象稱為分子的極化或變形極化。分子受極化后，分子外形發(fā)生改變，稱為分子的變形。影響分子變形性的內(nèi)在因素分子中的原子數(shù)越多，原子半徑越大（分子越大），分子中電子數(shù)越多，變形性越大。分子在外電場作用下的變形程度，用極化率a來度量分子間力①分子間力范德華，1873年首先提出，又稱為范德華力。說明膈iniV分子間距離很近時，存汨％叫，⑴踞商成\%⑴在作用力。a）色散力（一切分子之間）?O—OO一段時間內(nèi)某一瞬間總的情況（由于原子核、電子云的不斷運(yùn)動）色散力與分子的變形性（以極化率度量）成正比，與分子間距離R6成反比。色散力f，熔、沸點f。b）誘導(dǎo)力CZ）*C5C）極性分子非極性分子產(chǎn)生誘導(dǎo)偶極誘導(dǎo)力與極性分子的蚪成正比；與被誘導(dǎo)分子的變形性成正比；與分子間距離的R6成反比。發(fā)生在非極性分子與極性分子之間及極性分子與極性分子之間。c）取向力（極性分子與極性分子之間）極性分子存在充御近產(chǎn)生聊tl力進(jìn)T產(chǎn)生誘導(dǎo)偶極,固有偶極存在慵導(dǎo)力誘導(dǎo)力與極性分子的皿成正比；與T成反比；與分子間距離的R6成反比。非極性分子之間，存在：色散力P224，表8-5極性分子與非極性分子間：色散力、誘導(dǎo)力極性分子之間，存在：色散力、取向力、誘導(dǎo)力分子間作用力的特性a）分子間作用力是存在于分子間的一種永久性吸引作用。b）是一種短程力，作用范圍：300-500pm，因此，只有當(dāng)分子之間距離很近時，才有分子間作用力。當(dāng)距離很遠(yuǎn)時，這種力消失。c）沒有方向性和飽和性。（分子間力實質(zhì)為靜電引力）d）強(qiáng)度為化學(xué)鍵的1/10?1/100。e）除^很大的分子（如H2O）夕卜，分子間作用力以色散力為主。分子間作用力對物質(zhì)物理性質(zhì)的影響F2(g).Cl2信'Br2(LLI2CS)m.p.)hp.鬼熠4、氫鍵氫化物WAHFHClHBrHIb.p.(°C)19.5-84.9-67-35.4WAHO2HS2HSe2HTe2VANH3P