化學競賽輔導資料Word版

1、2 / 25化化學學競競賽賽輔輔導導資資料料班級：班級： 姓名：姓名： 2006.32006.3第一部分第一部分 必備原理知識必備原理知識第一節(jié)原子結(jié)構(gòu)與化學鍵第一節(jié)原子結(jié)構(gòu)與化學鍵一原子核外電子的排布一原子核外電子的排布 現(xiàn)代原子結(jié)構(gòu)理論認為，電子在原子核外高速運動，而且沒有一定的軌道，所以，電子在核外運動時就像一團帶負電荷的云霧籠罩著帶正電荷的原子核，因此，通常把核外電子的運動比喻為電子云。原子結(jié)構(gòu)理論進一步指出，核外電子是在不同層上運動，這些層叫做電子層；電子層又分為若干亞層；亞層還有不同的軌道；而在每個軌道中運動的電子還有兩種不同的自旋。電子層、亞層、軌道、自旋四個方面決定了一個核外電

2、子的運動狀態(tài)。 不同元素的原子核外有不同數(shù)目的電子，這些電子是怎樣在原子核外不同的電子層、亞層和軌道中排布的？原子結(jié)構(gòu)理論指出，電子在原子核外的排布遵循三條規(guī)律，即泡利不相容原理、能量最低原理和洪特規(guī)則三條規(guī)律可以寫出不同元素的電子排布式。 以上是對核外電子運動和排布的概括敘述。這一部分內(nèi)容還應著重了解以下幾點： 1關(guān)于電子云的含義 電子云是一個形象的比喻，是用宏觀的現(xiàn)象去想象微觀世界的情景，電扇通常只有三個葉片，但高速轉(zhuǎn)起來，看到的卻是一團云霧，像是葉片化成了云霧；電子在核外運動速度極高，而且沒有一定的軌跡，因而可以在想象中“看”到電子的運動“化”成了云霧，一團帶負電荷的云霧。因此電子云不是

3、實質(zhì)性的云霧，不能理解為由無數(shù)電子組成的云霧。應該指出，氫原子核外只有一個電子，也仍可以用電子云來描述。 電子云常用由許多小黑點組成的圖形表示。小黑點密集的地方表示在該處的單位體積內(nèi)，電子出現(xiàn)機會較多（或稱為幾率密度較大） 。電子云圖中單獨一個小黑點沒有任何意義。 2關(guān)于電子層、亞層、軌道的意義 電子層表示兩方面意義：一方面表示電子到原子核的平均距離不同，另一方面表示電子能量不同。K、L、M、N、O、P電子到原子核的平均距離依次增大，電子的能量依次增高。 亞層也表示兩方面意義：一方面表示電子云形狀不同，s 電子云是以原子核為中心的球形，p電子云是以原子核為中心的無柄啞鈴形，d 和 f 電子云形

4、狀更復雜一些；另一方面，表示能量不同，s、p、d、f 電子能量依次增高。軌道在一定的電子層上，具有一定的形狀和伸展方向的電子云所占據(jù)的空間，稱為一個軌道。關(guān)于軌道的含義可以這樣理解。軌道是指一個立體的空間；是原子核外電子云所占據(jù)的特定的空間；這個空間的大小、形狀分別由電子層、亞層決定。除了 s 電子云是球形外，其余亞層的電子云都有方向，有幾個方向就有幾個特定空間，即有幾個軌道。所以，軌道可以說是原子核外每個 s 亞層和其余亞層的每個方向上的電子云所占據(jù)的特定的空間。每一個原子核外都有許多電子層、亞層，因此，每個原子核外都有許多軌道。 p、d、f 亞層的電子云分別有 3 個、5 個和 7 個伸展

5、方向。因而分別有 3、5、7 個軌道：3 個 p 軌道 、5 個 d 軌道和 7 個 f 軌道。它們的能量完全相同；電子云形狀也基本相同。 3能級的概念 在電子層、亞層、軌道和自旋這四個方面中，與電子能量有關(guān)的是電子層和亞層。因此，將電子層和亞層結(jié)合起來，就可以表示核外電子的能量。核外電子的能量是不連續(xù)的，而是由低到高象階梯一樣，每一個能量臺階稱為一個能級。因此，1s、2s、2p分別表示一個能級。 4氫原子和多電子原子核外的能級 有同學認為，氫原子只有一個電子，因而只能有一個電子層。其實，正確的說法是，氫原子像其它所有原子一樣，可以有許多電子層，電子層又分為若干亞層和軌道。只是在通常條件下，氫

6、原子的這一個電子處于能量是低的 1s 軌道，這種狀態(tài)叫基態(tài)；當電子從外界吸收能量以后，氫原子的這一個電子可以躍遷到能量較高的能級。氫原子核外能級由低到高的順序是：1s2s2p3s3p3d 4s4p4d4f5s 但是，對核外有多個電子的原子來說，核外能級的順序就與氫原子不同了。一般來說，多電子原子核外能級由低到高的順序是：1s2s2p3s3p4s3d4p5s4d5p這種現(xiàn)象叫做能級交錯現(xiàn)象。 5電子排布式和軌道表示式 根據(jù)原子核外排布電子的三條規(guī)律，可以寫出各種元素核外電子的排布情況。核外電子排布情況有兩種表示方法：電子排布式和軌道表示式。 寫電子排布式時，先按由低到高的順序排列出核外電子的能級

7、，然后根據(jù)泡利不相容原理和能量最低原理向各個能級填充電子。錯誤的電子排布式不是違背了泡利不相容原理，就是違背了能量還低原理。例如將某元素原子的電子排布式寫為 1s22s22p33s1就是違背了能量最低原理，寫成 1s22s32p3就是違背了泡利不相容原理。 電子排布式中最有意義的是外層電子的排布，內(nèi)層可以用所謂“原子實”代替。原子實是該元素電子排布式中相當于上周期惰性氣體原子的部分。例如：Cl 元素的電子排布式的略寫式為Ne3s23p5。連原子實也不寫的電子排布式叫做原子的特征電子排布或價電子排布。對個副族元素來說，特征電子排布就是最外層電子排布加上外層 d 電子（或 f 電子）排布。中學課本

8、上稱為外圍電子排布。 軌道表示式是用方框或圓圈表示軌道，在每個軌道內(nèi)用向上、向下的箭頭表示自旋不同的電子。寫軌道表示式要特別注意不要違背洪待規(guī)則。 6關(guān)于洪特規(guī)則的特例 洪待規(guī)則是電子在等能量軌道上排布時遵循的規(guī)律。它指出電子在等能量軌道（如三個 p 軌道）上排布時，將盡可能占滿所有軌道，并且自旋方向相同。這樣排布的原因是這種排布使整個原子的能量最低。將洪特規(guī)則推廣開來，人們總結(jié)出，當?shù)饶芰寇壍腊霛M（p3、d5、f7） 、全滿（p6、d10、f14）以及全空（p0、d0、f0）時，都可使原子整體能量處于相對較低的狀態(tài)。這是洪特規(guī)則的特例。正因為如此，鉻的特征電子排布變?yōu)?3d54s1（而不是

9、3d44s2） 。二周期表中元素性質(zhì)的遞變規(guī)律二周期表中元素性質(zhì)的遞變規(guī)律中學化學課本中對元素的金屬性和非金屬性，元素的化合價，原子半徑等的遞變規(guī)律作了較為詳細的說明，這里再補充幾個元素的性質(zhì)。1電離勢對于多電子原子，使處于基態(tài)的氣態(tài)原子變成1 價氣態(tài)陽離子所需要的能量，稱為第一電離勢，常用符號 I1表示。以1 價的氣態(tài)陽離子再失去一個電子變成2 價的氣態(tài)陽離子所需要的能量稱為第電離勢，用 I2表示，依次類推，有第電離勢 I3等等。電離勢特別是第一電離勢反映了單個原子失去電子能力的大小。元素的原子電離勢越小，說明它越容易失去電子，其金屬性越強。對于多電子原子來說，各級電離勢的大小順序是 I1I

10、2I3，這是因為離子的電荷正值越大，離子半徑越小，失去電子越困難，需要的能量越高。電離勢數(shù)值的大小，主要取決于原子的核電荷數(shù)、原子半徑以及原子的電子層結(jié)構(gòu)。因此在周期表中，各元素的電離勢，特別是第一電離勢 I1必然也呈周期性變化。一般說來，同一周期的元素電子層數(shù)相同，從左到右核電荷數(shù)增大，原子半徑減小，核對外層電子的引力增大，因此越靠右的元素，越不易失去電子，電離勢也就越大。對于同一族來說，最外層的電子數(shù)相同，但自上而下，電子層數(shù)增多，原子半徑增大起主要作用，半徑越大，核對外層電子的引力越小，越容易失去電子，電離勢就越小。因此元素第一電離能的周期性變化也是元素原子結(jié)構(gòu)周期性變化的必然結(jié)果。在同

11、一周期里，從左到右元素的第一電離勢雖然從總體上講是增大趨勢，但卻不是直線增大的。例如，第三周期的鎂、磷、氮的第一電離勢就顯得“反常”的高，這分別與 3p0、3p3、3P6的穩(wěn)定結(jié)構(gòu)相聯(lián)系。2一個基態(tài)的氣態(tài)原子獲得一個電子成為負一價氣態(tài)陰離子時所放出的能量稱為該元素的電子親核勢（即第一電子親核勢） 。用符號 E 表示。一般的說，在同一周期中，從左到右電子親核勢增大；在同一族中，從上到下電子親核勢減小。3電負性電離能可表達中性原子對外層電子的控制能力，電子親和勢可表達中性原子對外加電子的吸引能力。有些化學家結(jié)合分子的性質(zhì)來研究這兩個值，而導出一種用來表明原子對它和其它原子間形成化學鍵的共用電子的引

12、力大小的標度，稱它為電負性。電負性高表明此原子對共用電子的吸引力強；電負性低表明這種引力弱。運用電負性的觀點可以看出：金屬的電負性低，電負性越低金屬越活潑。由此可見最低電負性的元素在周期表的左下角。周期表向左，向下則元素的電負性漸低。非金屬的電負性高，最高電負性的元素應出現(xiàn)在周期表的右上方（未計稀有氣體） ，氟的電負性最高。在主族元素中同族元素越向下電負性越低。在副族元素中電負性的變動不大。在同周期內(nèi)，電負性按由左至有漸高。在長周期的過渡元素的中部有升高趨勢，其后反有降低（但至 p 區(qū)的A 升至很高） 。電負性差與成鍵兩元素原子間單鍵的離子性百分率有關(guān)，電負性差越大成鍵時離子性越強，反之越弱。

13、因此周期表里左下與右上的元素間化合物一般是離子化合物。非金屬間電負性差不大而形成共價化合物。非金屬元素的化合物中，電負性也可表明元素氧化值的正、負。電負性大的元素氧化值為負；電負性小的元素氧化值為正。這給判斷價態(tài)的正、負也帶來了便利。三路易斯結(jié)構(gòu)與共振理論早在 19 世紀 50 年代，F(xiàn)rankland 在考察元素相互化合的原子比時就提出了最原始的化合價的概念。把氫的化合價定為 1，則和氫形成 HCl，H2O，NH3，CH4的氯，氧，氮，碳的化合價便為 1，2，3，4。它們彼此相互化合時，也會呈現(xiàn)這種化合價的相互關(guān)系，例如，碳和氯的化合物（CCl4）里的原子比為1:4，因為氯和氫化合價相同，所

14、以 CH4和 CCl4符合同一個通式 AB4；而碳和氧的化合物（CO2）里的原子比為 1:2；因為氧的化合價是 2，一個氧原子可以相當 2 個氫原子等等。當時的化學家們并不清楚化合價的實質(zhì)，解釋不了為什么不同的元素有不同的化合價，也解釋不了為什么有變價。但卻發(fā)現(xiàn)，化合價是元素性質(zhì)的異同性以及分類的重要依據(jù)之一。例如，堿金屬都表現(xiàn) 1 價，堿土金屬都表現(xiàn) 2 價等等。以化合價等概念為基礎的對元素的分類考察后來形成了門捷列夫發(fā)現(xiàn)元素周期律的出發(fā)點。原始的化學鍵概念是為了形象地表達原始的化合價的概念提出的，沒有任何結(jié)構(gòu)上的實在含義。例如，為了表達化合價，可以用一根線段表示一價，把相互化合的原子連接起

15、來，并把“” 、 “”和“”分別稱為單鍵、雙健和叁鍵。到本世紀初，在原子結(jié)構(gòu)模型的基礎上，路易斯（1916 年，GCLewis，美國化學家）提出了化學鍵的電子對理論。他認為，原子相互化合形成化學鍵的過程可以簡單地歸結(jié)為未成對電子的配對活動。當 A 原子的一個未成對電子和 B 原子的一個未成對電子配成一對被雙方共用的電子對，就形成一個化學健，這種化學鍵稱為“共價鍵” 。這樣，就可以把表示化學健的“” 。改成“:” ，以表示一對電子。這種化學符號就是所謂共價鍵的“電子結(jié)構(gòu)式” 。路易斯的共用電子對理論闡明了化學鍵的實質(zhì)。至今仍有重要的意義。幾乎與提出共價鍵的同時；人們還建立了配價鍵和電價鍵（即離子

16、鍵）的概念。當 A 原子和 B 原子化合，A 原子供出一對電子對而B 原子接受這對電子對，形成一對共用電子對，所形成的化學鍵就稱為“配價鍵” 。當 A 原子和 B 原子形成化學鍵時，A 原子的未成對電子和 B 原子的未成對電子配成對，但這對電子并不是共用電子對而是為一方所獨有，這樣，一方失去電子，變成正離子，另一方得到電子，變成負離子，正負離子以靜電引力相互吸引，形成的化學鍵稱為“電價鍵”或稱為“離子鍵” 。所謂“路易斯結(jié)構(gòu)式” ，通常是指如下所示的化學符號：在路易斯結(jié)構(gòu)式中，線段的意義，如前所述，代表共用電子對，仍稱“單鍵” 、 “雙鍵”和“叁鍵” （代表1，2，3 對共用電子對） 。成對的

17、小黑點則代表未用來形成化學鍵的“價層電子對” ，叫做“孤對電子對”（有時分子里有單個的非共用電子，如 NO2） 。對于大多數(shù)有機化合物，通過觀察便可寫出他們的路易斯結(jié)構(gòu)式。這是因為，在大多數(shù)有機化合物里，C、H、O、N、S、鹵素等元素的化合價是穩(wěn)定的，只要掌握它們的化合價，注意到在化合物里每個原子周圍的價層電子的總數(shù)等于 8（所謂“八偶律” ） ，就可以寫出它們的路易斯結(jié)構(gòu)式。對于無機物，寫路易所結(jié)構(gòu)式就要困難得多。但大多數(shù)情況下， “八偶律”仍是起作用的。從上面已經(jīng)寫出的路易斯結(jié)構(gòu)式里我們很容易發(fā)現(xiàn)這一點。但有時八偶律不起作用。主要有兩種例外。缺電子結(jié)構(gòu)價電子，包括形成共價鍵的共用電子對之內(nèi)

18、，少于 8 電子的，稱為缺電子結(jié)構(gòu)。例如，第 3 主族的硼和鋁，中性原子只有 3 個價電子，若一個硼原子和其它原予形成 3 個共用電子對，也只有 6 個電子，這就是缺電子結(jié)構(gòu)。典型的例子有 BCl3、AlCl3（這些化學式是分子式，即代表一個分子的結(jié)構(gòu)） 。缺電子結(jié)構(gòu)的分子有接受其它原子的孤對電予形成配價鍵的能力。例如：BCl3:NH3Cl3BNH3能夠接受電子對的分子稱為“路易斯酸” ，能夠給出電子對的分子稱為“路易斯堿” 。路易斯酸和路易斯堿以配價鍵相互結(jié)合形成的化合物叫做“路易斯酸堿對” 。多電子結(jié)構(gòu)例如，PCl5里的磷呈 5 價，氯呈 1 價。中性磷原予的價電子數(shù)為 5。在 PCl5磷

19、原子的周圍的電子數(shù)為 10，超過 8。這種例外只有第 3 周期或更高周期的元素的原子才有可能出現(xiàn)。有時，一個分子在不改變其中的原子的排列的情況下，可以寫出一個以上合理的路易斯結(jié)構(gòu)式，為解決這一問題，鮑林提出所謂的“共振”的概念，認為該分予的結(jié)構(gòu)是所有該些正確的路易斯結(jié)構(gòu)式的總和，真實的分子結(jié)構(gòu)是這些結(jié)構(gòu)式的“共振混合體” 。四雜化軌道理論四雜化軌道理論電子配對法闡明了共價鍵的本質(zhì)、特征和類型，但在解釋多原子分子的幾何形狀（或空間構(gòu)型）方面遇到了困難。例如 C 原子只有兩個成單電子，但能形成穩(wěn)定的 CH4分子，所以電子配對法不能說明甲烷分子為什么是正四面體構(gòu)型的分子。1931 年鮑林提出雜化軌道

20、理論，滿意地解釋了許多多原子分子的空間構(gòu)型。雜化軌道理論認為：形成分子時，由于原子間的相互作用，使同一原子中能量相近的不同類型原子軌道，例如 ns 軌道與 np 軌道，發(fā)生混合，重新組合為一組新軌道這些新軌道稱為雜化軌道。雜化軌道的數(shù)目等于參與雜化的原子軌道數(shù)目。如一個 2s 軌道與三個 2p 軌道混合，可組合成四個 sp3雜化軌道；一個 2s 軌道與二個 2p 軌道混合，可得三個 sp2雜化軌道；一個 2s 軌道與一個 2p 軌道混合，可得二個 sp 雜化軌道。雜化軌道的電子云一頭大，一頭小，成鍵時利用大的一頭，可以使電子云重疊程度更大，從而形成穩(wěn)定的化學鍵。即雜化軌道增強了成鍵能力。雜化軌

21、道可以分為等性雜化和不等性雜化。等性雜化是所組合的一組雜化軌道的成分都相同的雜化。如甲烷中的 C 原子所生成的四個 sp3雜化軌道，每個雜化軌道各含 1/4 的 s 軌道成分，3/4 的 p 軌道成分。不等性雜化是所組合的一組雜化軌道的成分不全相同的雜化，如氨分子中的 N 原子所生成的四個sp3雜化軌道中，一個雜化軌道含 0.3274 的 s 軌道成分，0.6726 的 p 軌道成分；其余三個雜化軌道各含0.2242 的 s 軌道成分，0.7758 的 p 軌道成分。 雜化有多種方式，視參加雜化的原子以及形成的分子不同而不同。 sp3雜化這是原子最外層的 1 個 s 軌道和 3 個 p 軌道發(fā)

22、生的雜化。雜化以后形成四個等價的 sp3雜化軌道。碳原子在與氫原子形成甲烷分子時就發(fā)生了 sp3雜化。發(fā)生雜化時，碳原子的 2s 軌道和 3 個2p 軌道發(fā)生混雜，形成 4 個能量相等的雜化軌道，碳原子最外層的 4 個電子分別占據(jù) 1 個雜化軌道。每一個 sp3雜化軌道的能量高于 2s 軌道能量而低于 2p 軌道能量；雜化軌道的形狀也可以說介于 s 軌道和p 軌道之間。四個 sp3雜化軌道在空間均勻?qū)ΨQ地分布以碳原子核為中心，伸向正四面體的四個頂點。這四個雜化軌道的未成對電子分別與氫原子的 1s 電子配對成鍵，這就形成了甲烷分子。 雜化軌道理論不僅說明了碳原子最外層雖然只有 2 個未成對電子卻

23、可以與 4 個氫原子形成共價鍵，而且很好地說明了甲烷分子的正四面體結(jié)構(gòu)。在形成 H2O、NH3分子時，O、N 原子實際上也發(fā)生了 sp3雜化。與 C 原子雜化不同的是 N、O 原子最外層電子數(shù)分別為 5 個和 6 個，因而四個 sp3雜化軌道里必然分別有 1 個和 2 個軌道排布了兩個電子。這種已經(jīng)自配對的電子被稱為孤對電子。N 和 O 的未成對電子分別與 H 原子的 1s 電子結(jié)合就形成了NH3分子和 H2O 分子。 孤對電子相對來說帶有較多的負電荷。受孤對電子云的排斥，NH3分子中 NH 鍵間的夾角被壓縮為107，H2O 分子中 OH 鍵間的夾角被壓縮到 10440。 含有孤對電子的雜化被

24、稱為不等性雜化。NH3和 H2O 分子中 N 和 O 都發(fā)生了不等性 sp3雜化。 sp2雜化碳原子在形成乙烯（C2H4）分子時，每個碳原子的 2S 軌道與兩個 2p 軌道發(fā)生雜化，稱為 sp2雜化。雜化后形成 3 個雜化軌道。它們的形狀與 sp3雜化軌道相似，在空間以碳原子梭為中心指向平面正三角形的三個頂點。未雜化的 l 個 2p 軌道則垂直于雜化軌道所在的平面。3 個 sp2雜化軌道與未雜化的 1 個 2p 軌道各有 1 個未成對電子。兩個碳原子分別以 1 個 sp2雜化軌道互相重疊形成 鍵，兩個碳原子的另外 4 個 sp2雜化軌道分別與氫原子結(jié)合。所有碳原子和氫原子處于同一平面上，而兩個

25、碳原子未雜化的 2p 軌道垂直于這個平面。它們互相平行，彼此肩并肩重疊形成 鍵。所以，在乙烯分子中兩個碳原子是以雙鍵相結(jié)合，雙鍵由一個 和一個 鍵構(gòu)成。 此外，BF3分子中的 B 原子，SO3分子中的 S 原子都是發(fā)生 sp2雜化的。這些分子都呈平面三角形。 sp 雜化形成 CO2分子時，碳原子 1 個 2s 軌道與 1 個 2p 軌道發(fā)生雜化，形成兩個 sp 雜化軌道。兩個 sp 雜化軌道在 X 軸方向上呈直線排列，未雜化的兩個即軌道分別在 Y 軸方向和 Z 鈾方向垂直于雜化軌道。兩個氧原子各以一個 2p 軌道與碳原子的 sp 雜化軌道重疊形成 鍵。而兩個氧原子的另一個未配對的 2p 軌道分

26、別在 Y 周 軸方向和 Z 軸方向與碳原子的未雜化的 2p 軌道“肩并肩”重疊形成 鍵。所以 CO2分子中碳、氧之間以雙鍵相結(jié)合。 碳原子在形成乙炔（C2H2）時也發(fā)生 sp 雜化，兩個碳原子以 sp 雜化軌道與氫原子結(jié)合。兩個碳原子的未雜化 2p 軌道分別在 Y 軸和 Z 軸方向重疊形成 鍵。所以乙炔分子中碳原子間以叁挺相結(jié)合。 sp3d 雜化磷原子在形成PCl5分子時，除最外層 s、p 軌道參與雜化外，其 3d 軌道也有 1 個參加了雜化，稱為 sp3d 雜化。雜化后形成 5 個雜化軌道，其中各有 1 個未成對電子。5 個雜化軌道指向三角雙錐的 5 個頂點，并與氯原子配對成鍵。除以上雜化方

27、式外，還有其它的雜化，這里從略。可以看出，雜化方式與分子的空間結(jié)構(gòu)形狀有關(guān)。一般地說，發(fā)生 sp3雜化時，形成的分子是正四面體，雜化原子處于中心；發(fā)生不等性 sp3雜化時，如有一對孤對電子，則分子呈三角錐形，雜化原子處于錐頂。如果有 2 對孤對電子，則分子呈 V 型；發(fā)生 sp2雜化時，分子呈平面三角型，雜化原子處于正三角形中心，未雜化的 p 電子通常形成 鍵（構(gòu)成雙鍵） ；發(fā)生 sp 雜化時，分子呈直線型，未雜化的 p 電子通常也參與形成 鍵（構(gòu)成雙鍵或叁鍵） ；發(fā)生 sp3d 雜化時，分子是三角雙錐形。雜化原子處于雙三角雄的中心。五價層電子對互斥理論（五價層電子對互斥理論（VSEPR）現(xiàn)代

28、化學的重要基礎之一是分子（包括帶電荷的離子）的立體結(jié)構(gòu)。單寫出路易斯結(jié)構(gòu)式是不能得知分子或離子的立體結(jié)構(gòu)的。分子的立體結(jié)構(gòu)通常是指其鍵骨架在空間的排布?，F(xiàn)代實驗手段可以測定一個具體的分子或離子的立體結(jié)構(gòu)。例如，我們可以根據(jù)分子或離子的振動光譜（紅外光譜或拉曼光譜）來確定分子或離子的振動模式，進而確定分子的立體結(jié)構(gòu)：也可以通過 X衍射、電子衍射、中子衍射等技術(shù)測定結(jié)構(gòu)。例如，實驗測出，SO3分子是呈平面結(jié)構(gòu)的，OSO 的夾角等于 120，而 SO32離子卻是呈三角錐體，硫是錐項，三個氧原子是三個錐角，象一架撐開的照相用的三角架。又例如 SO2的三個原子不在一條直線上，而 CO2卻是直線分子等等。

29、早在 1940 年，Sidgwick 和 Powell 就在總結(jié)測定結(jié)果的基礎上提出了一種簡單的理論（更確切地說，是一種模型） ，用以預測簡單分子或離子的立體結(jié)構(gòu)。這種理論后經(jīng) Giliespie 和 Nyholm 在 50 年代加以發(fā)展，并稱之為 VSEPR（Valence Shell Electron Pair Repulsion） ，即價層電子對互斥理論。我們不難學會用這種理論來預測和理解分子或離子的立體結(jié)構(gòu)，并用來進一步確定分子或離子的結(jié)構(gòu)。當然我們不應忘記，這一理論絕不可能代替實驗測定，也不可能沒有例外。不過統(tǒng)計表明，對于我們經(jīng)常遇到的分子或離子，用這一理論來預言其結(jié)構(gòu)，很少發(fā)現(xiàn)例外

30、。作為一種不需要任何計算的簡單模型，它應當說是很有價值的。價層電子對互斥理論認為，在一個共價分子中，中心原子周圍電子對排布的幾何構(gòu)型主要決定于中心原子的價電子層中電子對的數(shù)目。所謂價層電子對包括成鍵的 電子對和孤電子對。價層電子對各自占據(jù)的位置傾向于彼此分離得盡可能地遠些，這樣電子對彼此之間的排斥力最小，整個分子最為穩(wěn)定。這樣也就決定了分子的空間結(jié)構(gòu)。也正因此，我們才可以用價層電子對很方便地判斷分子的空間結(jié)構(gòu)。例如：甲烷分子（CH4） ，中心原子為碳原子，碳有 4 個價電子，4 個氫原子各有一個電子，這樣在中心原子周圍有 8 個電子，4 個電子對，所以這 4 個電子對互相排斥，為了使排斥力最小

31、，分子最穩(wěn)定，它們只能按正四面體的方式排布。這樣就決定了 CH4的正四面體結(jié)構(gòu)。利用 VSEPR 推斷分子或離子的空間構(gòu)型的具體步驟如下：確定中心原子 A 價層電子對數(shù)目。中心原子 A 的價電子數(shù)與配位體 X 提供共用的電子數(shù)之和的一半，就是中心原子 A 價層電子對的數(shù)目。例如 BF3分子，B 原子有 3 個價電子，三個 F 原子各提供一個電子，共 6 個電子，所以 B 原子價層電子對數(shù)為 3。計算時注意：()氧族元素（A族）原子作為配位原子時，可認為不提供電子（如氧原子有 6 個價電子，作為配位原子時，可認為它從中心原子接受一對電子達到 8 電子結(jié)構(gòu)） ，但作為中心原子時，認為它提供所有的

32、6 個價電子。()如果討論的是離子，則應加上或減去與離子電荷相應的電子數(shù)。如 PO43離子中 P 原子的價層電子數(shù)應加上 3，而 NH4離子中N 原子的價層電子數(shù)則應減去 1。()如果價層電子數(shù)出現(xiàn)奇數(shù)電子，可把這個單電子當作電子對看待。如 NO2分子中 N 原子有 5 個價電子，O 原子不提供電子。因此中心原子 N 價層電子總數(shù)為 5，當作 3 對電子看待。確定價層電子對的空間構(gòu)型。由于價層電子對之間的相互排斥作用，它們趨向于盡可能的相互遠離。于是價層電子對的空間構(gòu)型與價層電子對數(shù)目的關(guān)系如下表所示：這樣已知價層電子對的數(shù)目，就可及確定它們的空間構(gòu)型。分子空間構(gòu)型的確定。價層電子對有成鍵電子

33、對和孤電子對之分。中心原子周圍配位原子（或原子團）數(shù)，就是健對數(shù)，價層電子對的總數(shù)減去鍵對數(shù)，得孤對數(shù)。根據(jù)鍵對數(shù)和孤對敵，可以確定相應的較穩(wěn)定的分子幾何構(gòu)型，如下表所示：電子對數(shù) 目電子對的空間構(gòu)型成鍵電子對數(shù)孤電子對 數(shù)電子對的排列方式分子的空間構(gòu)型實 例2直 線20直 線BeCl2CO230三角形BF3SO33三角形21V形SnBr2PbCl240四面體CH4CCl431三角錐NH3PCl34四面體22V形H2O50三角雙錐PCl541變形四面體SF432T形BrF35三角雙錐23直線形XeF260八面體SF651四角錐IF56八面體42正方形XeF4利用上表判斷分子幾何構(gòu)型時應注意，如

34、果在價層電對中出現(xiàn)孤電子對時，價層電子對空間構(gòu)型還與下列斥力順序有關(guān)：孤對孤對孤對鍵對鍵對鍵對因此，價層電子對空間構(gòu)型為正三角形和正四面體時，孤電子對的存在會改變鍵對電子的分布方向。所以 SnBr2的鍵角應小于 120，NH3、H2O 分子的鍵角應小于 10928。 對于分子中有雙鍵、叁鍵等多重鍵時，使用價層電子對理論判斷其分子構(gòu)型時，雙鍵的兩對電子和叁鍵的三對電子只能作為一對電子來處理?；蛘哒f在確定中心原子的價電子層電子對總數(shù)時，不包括 鍵電子。使用價層電子對互斥理論我們可以判斷在雜化理論中提到的所有只含一個中心原子的分子的結(jié)構(gòu)，當然用這一理論也可以判斷我們常遇到的所有單中心分子或離子的結(jié)構(gòu)

35、。六六 鍵、鍵、 鍵和大鍵和大 鍵鍵從電子云重疊的方式來看，共價鍵可分為 鍵和 鍵。當原子之間只有一對電子時，這對電子形成的化學鍵為單鍵。單鍵是 鍵， 鍵是成鍵的兩個原子的軌道沿著兩核連線方向“頭碰頭”進行重疊而形成的共價鍵。s 與 s 軌道，s 與 p 軌道，p 與 p 軌道以及s、p 與雜化軌道，雜化軌道和雜化軌道之間都可以形成 鍵。 鍵的特點是重疊的電子一在兩核連線上，受原子核束縛力較大，重疊程度也大，比較牢固， 鍵繞軸旋轉(zhuǎn)時，電子云重疊程度不受影響。電子云對兩個原子核的連線鍵軸呈圓柱形對稱。當原子之間有一對以上電子時，所對應的化學鍵稱為重鍵。最常見的重鍵是由一個 鍵和一個或數(shù)個 pp

36、鍵或 pp 大 鍵組成的。 鍵是成健原子的 p 軌道電子云“肩并肩”進行重疊而形成的共價鍵。一般來說， 健不能獨立存在，總是和 鍵一起形成雙鍵或叁鍵。 鍵的特點是重疊的電子云分布在兩核連線的兩方，受原子核束縛力小，電子云重疊程度要比 鍵小得多，所以 鍵不如 鍵牢固。但是 鍵電子云受原子束縛力小，電子的能量較高，易活動，其化學性質(zhì)較 鍵活潑。 鍵繞鍵軸（兩軸連線）旋轉(zhuǎn)后會發(fā)生破裂。形成 pp 鍵和 pp 大 鍵的條件是分子或離子里有平行的 p 道可以容納分子中的電子（一般在電子占據(jù)能量較低的 和孤對電子對的軌道后） 。pp 大 鍵是存在于兩個以上原子核之間的化學鍵，常稱為“離域大 鍵” 。大 鍵

37、的符號。其中的 a 是平行 p 軌道數(shù)，b 是這些軌道里的電子數(shù)。當baa=b=2 時，就是一般的 pp 鍵。應當注意，b2a，否則不能形成 鍵。1甲醛分子中的 pp 鍵。甲醛分子中心原碳采取 sp3雜化軌道，碳原子上還有一個未參加雜化的 p 軌道是與分子的 鍵形成的骨架平面垂直的，氧原子上有一個 p 軌道與碳原子的上 p 產(chǎn)軌道互相平行，形成一個 pp 鍵。在 鍵里的電子數(shù)可以通過下面的順序來計算：甲醛分子里的電子總數(shù)=中性原子的價電子之和=2146=12。計算 鍵和孤對電子的電子數(shù)：2HCCO4=10。剩下的電子是在 pp 鍵或 pp 大 鍵里的電子：1210=2。所以甲醛分子里的 pp

38、鍵是一般的 pp 鍵。2苯分子里的 pp 大 鍵苯分子里的每個碳原子取 sp2雜化軌道，每個碳原子有一未參加雜化的 p 軌道。由于苯分子是平面分子，因此 6 個未參加雜化的 p 軌道是互相平行的。其中的電子數(shù)的計算如下：61（H）64（C）=30；306262=6。所以苯分子里有型 pp 大 鍵。663CO2分子里的大 鍵。CO2是直線形的分子，在中心原子碳原子上沒有抓對電子。根據(jù)雜化軌道理論，CO2分子的碳原于取sp 雜化軌道。應當特別強調(diào)指出的是：當某原子采取 sp 雜化軌道時，它的兩個未參加雜化的 p 軌道在空間的取向是踉 sp 雜化軌道的軸呈正交的關(guān)系（即相互垂直） 。對于 CO2分子

39、，有兩套 OCO 相互平行的由三個原子提供的 3 個 p軌道。 CO2分子共有 426=16個價電子，兩個 CO 鍵和每個氧原子上的一對孤對電子對總共 8 個電子，尚余 8 個電子應當填入上述兩套三原子的平行產(chǎn)軌道，即每套是三個軌道 4 個電子，標為。換言之，CO2分子里有兩套p4343p 大 鍵。4O3分子里的大 鍵臭氧分子是平面三角形（包括氧原子上的孤對電子對）的理想模型（O 原子的成的 鍵骨架呈角型） 。根據(jù)雜化軌道理論，臭氧分子中的中心氧原子取 sp2雜化軌道。應當特別強調(diào)指出的是，所有的取 sp2雜化軌道的原子都尚有一個未參與雜化的 p 軌道，它在空間的取向是垂直于分子平面。對于臭氧

40、分子，每個配位氧原子有一對孤對電子對取原來的 s 軌道，有一對孤對電子對取原來的 p 軌道而且不同氧原子上的這個孤對電子互不平行，于是還有一套三原子的相互平行的三個 p 軌道。在這套平行的 p 軌道里應當容納 362224=4 個電子，因此分子里有一套大 鍵。43七等電子體原理具有 VSEPR 理論的相同通式 AXmEn（A 表示中心原子，X 表示配位原子，下標 n 表示配位原子的個數(shù)，E 表示中心原子的孤對電子對，下標 m 表示電子對數(shù)） ，又具有相同的價電子數(shù)的分子或離子具有相同的結(jié)構(gòu)，這個原理稱為“等電子體原理” 八 氫鍵在基礎有機化學中，曾經(jīng)利用氫鍵解釋醇和其它一些化臺物的沸點及其在水

41、中的溶解度等獲得了很大成功。然而氫鍵的存在并不僅僅表現(xiàn)在這兩方面，而且也不只局限在醇和酚等幾類化合物中。事實上，氫鍵既存在于液體中，也存在于氣體、晶體、溶液等各種狀態(tài)中，且支配著化合物的各種性質(zhì)。與一般共價鍵相比，氫鍵的鍵能比較小，鍵長比較長，是一中弱鍵，但對許多化合物各種性質(zhì)的影響，有時非常顯著。例如，羥基化臺物(如乙醇)多數(shù)比其非羥基異構(gòu)體(如甲醚)的沸點高很多(乙醇的沸點比甲醇約高1015)，原因是羥基化合物能形成氫鍵。為了更好地了解氫鍵對眾多有機化合物各種性質(zhì)的影響，有必要回顧一下氫鍵的本質(zhì)及有關(guān)問題?，F(xiàn)簡述如下。1氫鍵的生成氫鍵的生成，主要是由偶極子與偶極之間的靜電吸引作用。當氫原子

42、與電負性甚強的原子(如 A)結(jié)合時，因極化效應，其鍵間的電荷分布不均，氫原子變成近乎氫正離子狀態(tài)。此時再與另一電負性甚強的原子(如 B)相遇時，即發(fā)生靜電吸引。因此結(jié)合可視為以 H 離子為橋梁而形成的，故稱為氫鍵。如下式中虛線所示。AH-B其中 A、B 是氧、氮或氟等電負性大且原子半徑比較小的原子。生成氫鍵時，給出氫原子的 AH 基叫做氫給予基，與氫原子配位的電負性較大的原子 B 或基叫氫接受基，具有氫給予基的分子叫氫給予體。把氫鍵看作是由 B 給出電子向 H 配對，電子給予體 B 是氫接受體，電子接受體 AH 是氫給予體。氫鍵的形成，既可以是一個分子在其分子內(nèi)形成，也可以是兩個或多個分子在其

43、分子間形成。例如:水揚醛和 2甲基2芳氧基丙酸分別在其分子內(nèi)形成了氫鍵，而氟化氫和甲醇則是在其分子之間形成氫鍵。氫鍵并不限于在同類分子之間形成不同類分子之間亦可形成氫鍵，如醇、醚、酮、胺等相混時，都能生成類似 O 一 HO 狀的氫鍵。例如，醇與胺相混合即形成下列形式的氫鍵：一般認為，在氫鍵 AHB 中，AH 鍵基本上是共價鍍，而 HB 鍵則是一種較弱的有方向性的范德華引力。因為原子 A 的電負性較大，所以 AH 的偶極距比較大，使氫原子帶有部分正電荷，而氫原于又沒有內(nèi)層電子，同時原子半徑(約 30pm)又很小，因而可以允許另一個帶有部分負電何的原子 B 來充分接近它，從而產(chǎn)生強烈的靜電吸引作用

44、，形成氫鍵。2氫鍵的飽和性和方向性氫鍵不同于范韶華引力，它具有飽和性和方向性。由于氫原子特別小而原子 A 和 B 比較大，所以AH 中的氫原子只能和一個 B 原子結(jié)合形成氫鍵。同時由于負離子之間的相互排斥，另一個電負性大的原子 B就難于再接近氫原子如圖 11 所示。這就是氫鍵的飽和性。氫鍵具有方向性則是由于電偶極矩 AH 與原于 B 的相互作用，只有當 hHD 在同一條直線上時最強，同時原子 B 一般含有未共用電子對，在可能范圍內(nèi)氫鍵的方向和未共用電子對的對稱軸一致，這樣可使原于 B 中負電荷分布最多的部分最接近氫原子，這樣形成的氫鍵最穩(wěn)定。綜上所述，不難看出，氫鍵的強弱與原子 A 與 B 的

45、電負性大小有關(guān)，A、B 的電負性越大，則氫鍵越強；另外也與原子 B 的半徑大小有關(guān)，即原子 B 的半徑越小別越容易接近 HA 中的氫原子，因此氫鍵越強，例如，氟原子的電負性最大而半徑很小，所以氫鍵中的 FHF 是最強的氫鍵。在 FH、OH、NH、CH 系列中，形成氫鍵的能力隨著與氫原子相結(jié)合的原子的電負性的降低而遞降。碳原子的電負性很小，CH 一般不能形成氫鍵，但在 HCN 或 HCCl3等中，由于氮原子和氯原子的影響，使碳原子的電負性增大，這時也可以形成氫鏈。例如 HCN 的分子之間可以生成氫鍵，三氯甲烷和丙酮之間也能生成氫鍵：3分子間氫鍵和分子內(nèi)氫鍵氫鍵可以分為分子間氫鍵和分子內(nèi)氫鍵兩大類

46、。 分子間氫鍵一個分子的 AH 基與另一個分子的原子 B 結(jié)合而成的氫鍵稱為分子間氫鍵。分子間氫鍵按形成氫鍵的分子是否相同，又分為相同分子間氫鍵和不同分子間氫鍵兩類。相同分子間的氫鍵相同分子間氫鍵又可分為二聚分子中的氫鍵和多聚分子中的氫鍵兩類。這里所說的二聚分子間的氫鍵，是指兩個相同分子通過氫鍵形成二聚體分子中的氫鍵；而多聚分子中的氫鍵，是指多個相同分子通過氫鍵結(jié)合而成的分子中的氫鍵。二聚分子中的氫鍵以二聚甲酸(COOH)2，中的氫鍵最典型。它是由一分子甲酸中的羥基氫原子和另一分子羧基中羰基氧原子彼此結(jié)合而成的環(huán)狀結(jié)構(gòu)。由于二聚體沒有可供再締臺的氫原子，所以不能形成三聚體分子。一般潑磅如CH3

47、COOH、C6H5COOH 等都能借氫鍵結(jié)合成二聚分子(RCOOH)2相同分子通過氫鍵形成的多聚分子，其結(jié)構(gòu)又有鏈狀結(jié)構(gòu)、環(huán)狀結(jié)構(gòu)、層狀結(jié)構(gòu)和立體結(jié)構(gòu)之分。其中鏈狀結(jié)構(gòu)以團體氰化氫比較典型。其結(jié)構(gòu)式為：無水草酸有兩種不同晶形：草酸和 草酸，草酸是層狀結(jié)構(gòu)，草酸是鏈狀結(jié)構(gòu)。如圖12 所示。多聚分子中氫鍵的立體結(jié)構(gòu)的典型例子是冰，如圖 13 所示。在冰中，H 2O 分子間相互作用能為5104kJ/mol，其中四分之一可歸結(jié)于范德華引力，余下的 3764kJ 是破壞氫鍵所需要的能量，所以冰中氫鍵。一 HO 的健能是每摩爾鎂 188kJ。(B)不同分子間的氫鍵在許多化合物中，不同分子之間也能形成氫鍵。

48、例如，苯甲酸和丙酮可以形成分子間氫鍵。草酸二水合物是草酸兩個羥基中的氫原子分別與兩個水分子的氧原子之間通過氫鍵形成的晶體。不同分子之間的氫鍵在溶液中廣泛存在，例如：乙醇水溶液中，乙醇和水分產(chǎn)通過氫鍵締合在一起。氫鍵在生物分子中也廣泛存在，這些氫鍵的存在對生物體的生存起著重要作用。蛋白質(zhì)是由許多氨基酸通過肽鍵相連而成的高分子物質(zhì)。這些膚鍵都是很強的共價鍵，鍵能較大，但是蛋白質(zhì)的主鏈和側(cè)鏈連有許多的亞氨基()、碳基(和羥基，這些極性基因可形成次級鍵(主要是氫鍵)，使蛋白質(zhì)形成一定的構(gòu)象。氫鍵鍵能雖小，但在蛋白質(zhì)中它們?yōu)閿?shù)很多，對蛋白質(zhì)的空間結(jié)構(gòu)起著重要作用。1951 年 Pauling 提出著名的

49、 螺旋體。他認為蛋白質(zhì)肽鏈象螺旋樣盤曲，位于主鏈和側(cè)鏈的亞氨基、羰基、羧基等在螺旋體內(nèi)形成許多氫鍵。另外在 DNA 分子中，根據(jù) DKA 鈉鹽結(jié)晶的 x 射線衍射研究和堿基摩爾比例規(guī)律，1953 年WastonCrick 提出 DNA 的雙螺旋結(jié)構(gòu)學說。DNA 的雙螺旋結(jié)構(gòu)，是由兩條多聚脫氧核糖核苷酸鏈組成，其中兩條鏈中的堿基通過氫鍵結(jié)合在一起。如圖 14 所示。2分子內(nèi)氫鍵一個分子的 AH 鍵與其分子內(nèi)部的原子 B 相結(jié)合而成的氫鍵稱為分子內(nèi)氫鍵。即分子內(nèi)含有氫供基 AH 和氫受基 B 的化合物，在兩個基的相對位置合適時，能生成分于內(nèi)氫控。例如，鄰硝基苯酚中羥基上的氫原子能與鄰位上硝基中的一

50、個氧原子生成強的氫鍵。由于官能團與苯環(huán)的共扼作用，使下列平面構(gòu)型變得穩(wěn)定。由于受環(huán)狀結(jié)構(gòu)中其它原于鑲角的限制，所以分子內(nèi)氫鍵 AHB 不能在同一直線上，一般鍵角約為 150。左右。一個化合物生成分子內(nèi)氫鍵時，雖然生成能不大，但就嫡而言是有利的，因此容易生成。在芳烴的二取代或多取代衍生物中，除了一個必須是氫供基而另一個必須是氫受基外，這兩個基還必須處于鄰位，才能形成分子內(nèi)氫鍵。例如，在苯酚的鄰位上有COOH、NO2：、NO、CONH2、COCH3：和Cl 等取代基的化合物都能形成分子內(nèi)氫鍵。如下式所示；分子內(nèi)氫鍵也存在于含氮的化合物中，例如：另外，能夠形成分子內(nèi)氫鍵的化臺物并不限于芳香族化臺物脂

51、肪族化臺物亦可。例如：總之，化臺物形成分子內(nèi)氫鍵后，通常具有環(huán)狀結(jié)構(gòu)。一般來說，通過氫鍵形成的螯形環(huán)內(nèi)不含有雙鍵或只含一個雙鍵的，以五元環(huán)最穩(wěn)定；當環(huán)內(nèi)含有兩個雙鍵時，以六元環(huán)最穩(wěn)定。另外，供氫基和受氫基相隔較遠時不能形成氫鍵。對于苯的衍生物，氫供基和氫受基處于鄰位時，有利于生成分子內(nèi)氫鍵，而間位和對位異構(gòu)體則不能。成環(huán)的分子內(nèi)氫鍵的鍵角可以稍偏離 180。，但偏離太多則不穩(wěn)定。因此，一般通過分子內(nèi)氫徑形成六元環(huán)比五元環(huán)穩(wěn)定。除上述形成環(huán)狀結(jié)構(gòu)的分子內(nèi)氫鍵外，還有一種分子內(nèi)氫健，它是非環(huán)狀結(jié)構(gòu)，但這種分子內(nèi)氫鍵與前者相比為數(shù)極少。例如在 NH4OH 分子中，NH4+和 OH-基團是以氫鍵連接起

52、來的。在氫氧化銨的水溶液中，存在著下式所示的復雜平衡關(guān)系：4分子間和分子內(nèi)氫鍵對物質(zhì)性質(zhì)的不同影響分子間氫鍵和分子內(nèi)氫鍵雖然生成本質(zhì)相同，但前者是兩個或多個分子的締合體。后者是一個分子的締合，因此，兩者在相同條件下生成的難易程度不一定相同。一級來說，分子內(nèi)氫鍵在非極性溶劑的稀溶液里也能存在，而分子間氫鍵幾乎不能存在。因為在很稀的溶液里，兩個或兩個以上分子靠近是比較困難的，溶液越稀越困難，所州很難形成分子間氫鍵。另外，對于不同的化合物，甚至互為同分異構(gòu)體的兩個化臺物，由于形成不同的氫鍵，在性質(zhì)上亦有很大差別?，F(xiàn)就一般情況簡述如下：氫鍵作為把分子彼此連接起來的力，是一種很強的力，若在晶體內(nèi)分子之間

53、形成氫鍵，則晶體變硬，同時熔點有升高的傾向。分子內(nèi)以氫鍵相連的化合物，其晶體的硬度和熔點介于離子晶體和由色散力形成的晶體之間。對于液體，分子間氫鍵也能將構(gòu)成液體的分子連接起來，使液體的粘度和表面張力增加，沸點升高。當分子能與水(溶劑)形成分子間氫鍵時，則該分子易溶于水(溶劑)。若分子能形成分子內(nèi)氫鍵時，則與水(溶劑)難于形成分子間氫鍵，因而這種分子難溶于水溶劑。同樣由于分子形成分子內(nèi)氫鍵，分子之間不再締合而凝聚力較小，因此這種化合物容易氣化，沸點偏低。例如，硝基苯酚的三個異構(gòu)體，其中鄰硝基苯酚生成分子內(nèi)氫鍵，不能再與其它鄰硝基苯酚分子和水分子生成分子間氫鍵，因此鄰硝基苯酚容易揮發(fā)且不溶于水，間

54、和對硝基苯酚不僅分子之間能生成氫鍵，且與水分子之間也能生成氫鍵。由于分子間氫鍵能夠降低物質(zhì)的蒸氣壓，利用它們的這種差別，可用水蒸汽蒸餾方法將鄰位異構(gòu)體與間、對位異構(gòu)體分開。分子間和分子內(nèi)氫鍵的不同不僅影響物質(zhì)的物理性質(zhì)，也對它們的化學性質(zhì)和化學反應等產(chǎn)生影響。另外，分子能否生成氫鍵對其性質(zhì)的影響更大。5芳香環(huán)化合物最簡單最重要的五元雜環(huán)化合物呋喃、吡咯和噻吩，分子量分別 6808、6709、8414；沸點分別是 3136、130、840.16?？梢钥闯?，呋喃和吡咯雖然分子量相近，但吡咯的沸點卻比呋喃約高99，比分子量大的噻吩約高 46。原因是由于吡咯分子通過氫鍵締臺，而呋喃和噻吩自身分于間不能

55、形成氫鍵。在吡咯分子中，由于氮原子上連接一個氫原子，氮原子上還具有末共用電子對，因此吡咯分子間通過 NH-N 形成分子間氫鍵是可以想象的。根據(jù)冰點降低和偶極矩測定結(jié)果推測，吡咯以下列四種形式締合，并已被核磁共振譜和紅外光譜證實。第二節(jié)第二節(jié) 空間正多面體空間正多面體一認識與掌握正四面體、正方體、正八面體、正十二面體、正二十面體、碳60 的模型及在化學中的應用二掌握與理解空間多面體點、線、面間的關(guān)系三初步掌握晶體密度的求算方法例 1空間正方體與正四面體的關(guān)系試計算甲烷分子的鍵角（用反三角函數(shù)表示）CH4分子在空間呈四面體形狀,1 個 C 原子與 4 個 H 原子各共用一對電子對形成 4 條共價鍵

56、,右圖為一個正方體，已畫出 1 個 C 原子(在正方體中心)、1 個 H 原子(在正方體頂點)和 1 條共價鍵(實線表示),請畫出另 3 個 H 原子的合適位置和 3 條共價鍵,任意兩條共價鍵的余弦值為_98-1-4例 2空間正方體與正八面體的關(guān)系連接正方體六個面的面心構(gòu)成的空間幾何構(gòu)型是什么？連接正八面體八個面的面心構(gòu)成的空間幾何構(gòu)型是什么？比較正方體與正八面體的空間關(guān)系？例題 SF6是一種無色氣體，具有很強的穩(wěn)定性，可用于滅火。SF6的分子結(jié)構(gòu)（見右圖）呈正八面體型。如果 F 元素有兩種穩(wěn)定的同位素，則 SF6的不同分子種數(shù)為 例 3空間四面體與正八面體的關(guān)系和組合連接正四面體六條棱的中點

57、構(gòu)成的空間幾何構(gòu)型是什么？連接正八面體不相鄰八個面的面心構(gòu)成的空間幾何構(gòu)型是什么？金剛烷空間結(jié)構(gòu)分析例題 計算金剛烷二氯取代物和一氯一溴取代物的同分異構(gòu)體數(shù)目。例 4空間正十二面體與正二十面體的關(guān)系連接正十二面體十二個面的面心構(gòu)成的空間幾何構(gòu)型是什么？連接正二十面體二十個面的面心構(gòu)成的空間幾何構(gòu)型是什么？比較正十二面體與正二十面體的空間關(guān)系？例題 晶體硼的基本結(jié)構(gòu)單元是由硼原子組成的正二十面體（如右圖所示） ，右邊每個三角形均為正三角形，每個頂點為一硼原子。則每一個此基本單元由 個原子組成；該單元中有 2 個原子為10B（其余為11B） ，那么該結(jié)構(gòu)單元有 種不同類型。例 5碳60 與富勒烯空

58、間結(jié)構(gòu)特點分析C60結(jié)構(gòu)與正十二面體和正二十面體的空間關(guān)系利用點線面關(guān)系和不飽和度原理分析富勒烯的空間結(jié)構(gòu)富勒烯各結(jié)構(gòu)的關(guān)系和共性例題 98-3-4第三節(jié)第三節(jié) 分子空間結(jié)構(gòu)分析分子空間結(jié)構(gòu)分析利用雜化軌道理論、價層電子互斥理論和等電子體原理分析分子的空間結(jié)構(gòu)。例題 判斷下列分子或離子的空間構(gòu)型PCl4 AlF63 XeF6 NO3 N3 NO2 IO65 99-2-2第四節(jié)第四節(jié) 配合物的空間結(jié)構(gòu)配合物的空間結(jié)構(gòu)當化學組成相同的一些配合物，由于配位體在中心離子（原子）周圍的排列情況或配位方式不同，而引起的結(jié)構(gòu)和性質(zhì)不同的現(xiàn)象稱為配合物的異構(gòu)現(xiàn)象。由于很多配合物的化學式比較復雜，因而會出現(xiàn)許多

59、不同類型的異構(gòu)現(xiàn)象。但其中最重要的是由于中心離子和配位體的相對幾何位置不同所引起的異構(gòu)現(xiàn)象，稱為配合物的幾何異構(gòu)現(xiàn)象。它主要發(fā)生在平面正方形和八面體結(jié)構(gòu)的配合物中。在這類配合物中，配位體在中心離子周圍可以占據(jù)不同形式的位置，通常有順式和反式兩種異構(gòu)體。順式是指相同配位體彼此處于鄰位，反式是指相同配位體彼此處于對位。如平面正方形構(gòu)型的PtCl F F F SF F F2(NH)2存在二種幾何異構(gòu)體：而Pt(NH3)(NH2OH)(py)(NO2)離子有三種幾何異構(gòu)體：幾何異構(gòu)現(xiàn)象對于配位數(shù)為 2 的直線型、為 3 的平面三角形和為和為 4 的正四面體型的配合物是不存在的，因為它們的配位位置都彼此

60、是相鄰的。配離子的空間構(gòu)型如右表所示：配合物中也存在旋光異構(gòu)現(xiàn)象（詳見第六節(jié)）例題 試分別圖示下列平面正方形配合物和八面體配合物的幾何構(gòu)體，并指出八面體配合物各右?guī)讓τ丑w。Ma2cd Mabcd Ma2c2 Ma4ef Ma3def Ma2cdef Ma4e2第五節(jié)第五節(jié) 離子晶體的空間結(jié)構(gòu)離子晶體的空間結(jié)構(gòu)對于簡單的二元離子晶體來說，正負離子在空間的排列方式（即結(jié)構(gòu)型式）主要取決于正負離子的數(shù)量比（或稱組成比）和半徑比。常見的五種二元離子晶體典型結(jié)構(gòu)型式匯列在下表中：結(jié)構(gòu)型式組成比負離子堆積方式CN+/CN正離子占據(jù)空隙種類正離子所占空隙分數(shù)NaCl 型1:1立方密堆積6:6八面體空隙1C