化學(xué)鍵與分子結(jié)構(gòu)無機化學(xué)

1、第章化學(xué)鍵與分子結(jié)構(gòu)化學(xué)鍵與分子結(jié)構(gòu)12主要內(nèi)容主要內(nèi)容 6.1 離子鍵理論6.2 共價鍵理論6.3 分子的極性、分子間力和氫鍵6.4 晶體結(jié)構(gòu)簡介化化 學(xué)學(xué) 鍵鍵分子或晶體中相鄰原子間的強相互作用稱為分子或晶體中相鄰原子間的強相互作用稱為化學(xué)鍵化學(xué)鍵。種類：離子鍵、金屬鍵和共價鍵三種。種類：離子鍵、金屬鍵和共價鍵三種。原子電負性差大于原子電負性差大于1.7， 離子鍵；離子鍵；原子電負性差小于原子電負性差小于1.7 時，成共價鍵。時，成共價鍵。金屬原子之間則生成金屬鍵。金屬原子之間則生成金屬鍵。思考思考：NaCl晶體中鈉離子與氯離子之間、金屬銅中銅原子晶體中鈉離子與氯離子之間、金屬銅中銅原子與

2、銅原子之間，與銅原子之間，H2O中氫原子與氧原子之間各有什么鍵？中氫原子與氧原子之間各有什么鍵？答：答：NaCl晶體中鈉離子與氯離子之間是離子鍵；金屬銅晶體中鈉離子與氯離子之間是離子鍵；金屬銅中銅與銅之間是金屬鍵；中銅與銅之間是金屬鍵；H2O分子中分子中H原子與原子與O原子之間原子之間存在共價鍵，存在共價鍵， H2O間存在分子間作用力和氫鍵。間存在分子間作用力和氫鍵。36.1 離離 子子 鍵鍵正負離子間通過靜電引力形成的化學(xué)鍵稱為離子鍵。4由離子鍵形成的化合物或晶體稱為離子化合物或離子晶體。如NaCl，KCl，CaO等金屬元素的氧化物、氟化物和某些氯化物。NaNa+ 2s 2 2p 6 3s

3、1 2s 2 2p 6 ClCl- 2s 2 2p 5 2s 2 2p 6首先形成穩(wěn)定離子然后由靜電吸引形成化學(xué)鍵6.1.1 離子鍵的形成條件離子鍵的形成條件1. 元素的電負性差比較大 1.7，發(fā)生電子轉(zhuǎn)移，產(chǎn)生正、負離子，形成離子鍵； 1.7 ，實際上是指離子鍵的成分大于 50 %）2. 易形成穩(wěn)定離子Na + 2s 2 2p 6，Cl 3s 2 3p 6 ，只轉(zhuǎn)移少數(shù)的電子就達到稀有氣體式穩(wěn)定結(jié)構(gòu)。3. 形成離子鍵時釋放能量多Na ( s ) + 1/2 Cl 2 ( g ) = NaCl ( s ) H = 410.9 kJmol1在形成離子鍵時，以放熱的形式，釋放較多的能量。5離子鍵和

4、共價鍵之間, 并非可以截然區(qū)分的，可將離子鍵視為極性共價鍵的一個極端, 另一極端為非極性共價鍵。 極性增大非極性共價鍵 極性共價鍵 離子鍵 化合物中不存在百分之百的離子鍵，即使是 CsF 的化學(xué)鍵(92%離子性)，其中也有共價鍵的成分。即除離子間靠靜電相互吸引外，尚有共用電子對的作用。 X 1.7 ，實際上是指離子鍵的成分大于 50 %。6.1.2 離子鍵的強度離子鍵的強度7v離子鍵強度：用晶格能U表示v標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)下，由氣態(tài)正離子和氣態(tài)負離子形成1mol離子晶體時所放出來的能量稱為晶格能，單位為kJmol-1。 Ca2+ (g) + 2Cl- (g) CaCl2 (s) H = U = 2260

5、 kJmol-1 v晶格能越大，離子鍵越強，相應(yīng)的晶體熔點越高，硬度越大。6.1.3 離子鍵的特點離子鍵的特點8 (1) 離子鍵的本質(zhì)是靜電引力離子鍵的本質(zhì)是靜電引力221rqqFq1 ，q2 分別為正負離子所帶電量 ，r 為正負離子的核間距離，F(xiàn)為靜電引力。（2）離子鍵沒有方向性）離子鍵沒有方向性 與任何方向的電性不同的離子相吸引。（3）離子鍵沒有飽和性）離子鍵沒有飽和性吸引相反離子數(shù)目取決于正負離子間的半徑比（配位數(shù)）。（4 4）鍵的離子性與元素的電負性有關(guān)）鍵的離子性與元素的電負性有關(guān) 1.7，發(fā)生電子轉(zhuǎn)移，形成離子鍵； 1.7，不發(fā)生電子轉(zhuǎn)移，形成共價鍵。9思考思考：在氯化鈉晶體中，在

6、Na+(或Cl-)周圍只排列著6個相反的Cl-(或Na+)，是否不符合離子鍵無飽和性的特點？這是正負離子半徑的相對大小，電荷多少等因素決定的。因為在這6個Cl-(或Na+)之外，無論是什么方向上或什么距離處，如果再排列有Cl-(或Na+)，則它們同樣還會受到該相反電荷Na+(或Cl-)的電場作用，只不過是距離較遠，相互作用較弱。6.1.4 離子的特征離子的特征10離子電荷離子半徑離子的電子構(gòu)型離子的特征決定離子鍵和離子化合物的性質(zhì)。離子電荷離子電荷11 Fe Fe FeFe2+2+ FeFe3+3+ Fe3+ ：氧化性，F(xiàn)e2+ ：還原性； FeCl3 ：棕色粉未， FeCl2 ：白色固體。

7、Fe2+ 水溶液：淺綠色，具有還原性； Fe3+水溶液：黃棕色，具有氧化性。離子電荷：原子在形成離子化合物過程中失去或得到的電子數(shù)。電荷高，離子鍵強。 +1, +2, +3, +4帶電荷不同，性質(zhì)不同。離子半徑離子半徑12離子半徑：離子在晶體中的接觸半徑。將離子晶體中的離子看成是相切的球體，正負離子的核間距 d 是 r + 和 r 之和 。d 值可由晶體的 X 射線衍射實驗測定得到。pm210rrd22OMg2+2MgOMgOrdr210 13278dr+r -drr例： MgO d = 210 pmpm離子半徑變化規(guī)律離子半徑變化規(guī)律13u同主族從上到下，隨電子層增加，具有相同電荷數(shù)的同族離

8、子半徑增加。 Li + Na + K + Rb + Cs + F Cl Br Mg 2 + Al 3 + K + Ca 2 + 離子半徑變化規(guī)律離子半徑變化規(guī)律14u同一元素，不同價態(tài)的離子，電荷高的半徑小。 r正離子 r原子 r負離子 如 Ti 4 + Ti 3 + ； Fe 3 + Fe 2 + Fe 。u負離子半徑一般較大(150 - 250 pm)；正離子半徑一般較小( 10 170 pm)。u周期表中對角線上，左上的元素和右下的元素的離子半徑相近 。NaLi22CaMg3Sc4Zr離子的電子構(gòu)型離子的電子構(gòu)型15簡單負離子的電子層構(gòu)型一般都具有穩(wěn)定的8電子結(jié)構(gòu)如F-、O2-、Cl-等

9、。)ndnpns(Ag,Cu,Hg,Cd,Zn1062222等正離子的電子層構(gòu)型大致有 5 種：226Na ,Mg()ns np 等 8電子構(gòu)型，如)s 1 (Be,Li22 2電子構(gòu)型，如 18電子構(gòu)型，如 16)ndnpns(Cu,Co,Ni,Fe,Mn,Cr,Fe91622223232等21062322nsd) 1n(p) 1n(s ) 1n(Tl,Bi,Sn,Pb 9 -17電子構(gòu)型，如 (18+2)電子構(gòu)型，如8電子構(gòu)型離子 9 17電子構(gòu)型離子 孤電子對成鍵電子孤電子對成鍵電子 成鍵電子成鍵電子成鍵成鍵 電子，即電子，即LPLP LPBP BPBP；叁鍵叁鍵 雙鍵雙鍵 單鍵。單鍵。

10、電子對間的排斥力規(guī)律電子對間的排斥力規(guī)律通式AXm表示所有只含一個中心原子的分子或離子組成。A：中心原子，X：配位原子，下標(biāo)m：配位原子的個數(shù)。（2）判斷共價分子結(jié)構(gòu)的一般規(guī)則）判斷共價分子結(jié)構(gòu)的一般規(guī)則A 的價電子數(shù)的價電子數(shù) = 主族序數(shù)；主族序數(shù)；配體配體X： H和鹵素每個原子各提供一個價電子和鹵素每個原子各提供一個價電子, 氧與硫氧與硫不提供價電子；不提供價電子；正離子應(yīng)減去電荷數(shù)，負離子應(yīng)加上電荷數(shù)。正離子應(yīng)減去電荷數(shù)，負離子應(yīng)加上電荷數(shù)。如果出現(xiàn)奇電子如果出現(xiàn)奇電子(有一個成單電子有一個成單電子)，可把這個單電子當(dāng)，可把這個單電子當(dāng)作電子對看待。作電子對看待。A原子的價層電子對數(shù)=

11、1/2A的價電子數(shù)+X提供的價電子數(shù)+（負）或- （正）離子電荷數(shù)v價層電子對互斥理論的判斷規(guī)則v例：求PO43- ，NH4+ ，CCl4 ，NO2 ，ICl4- ，OCl2 分子或離子中心原子的價層電子對數(shù)。AXm中心原子的價層電子對數(shù)=1/2A的價電子數(shù)+配位原子提供的價電子數(shù)+（負）或- （正）離子電荷數(shù) 價層電子數(shù)價層電子數(shù) 價層電子對數(shù)價層電子對數(shù)PO43- NH4+ NO2 ICl2- OCl2N = 5+3 = 8 4N = 5 + 4 - 1=8 4N = 5 3N = 10 5N = 8 4CO32-思考思考根據(jù)中心原子根據(jù)中心原子A周圍的電子對數(shù)，找出相應(yīng)的理想幾何結(jié)周圍的

12、電子對數(shù)，找出相應(yīng)的理想幾何結(jié)構(gòu)圖形，即價電子對的空間構(gòu)型構(gòu)圖形，即價電子對的空間構(gòu)型 。VP=2 直線形直線形VP=3 平面三角形平面三角形VP=4 正四面體正四面體VP=5 三角雙錐三角雙錐VP=6 正八面體正八面體（3）判斷共價分子結(jié)構(gòu)的實例）判斷共價分子結(jié)構(gòu)的實例1. LP=0，分子的空間構(gòu)型，分子的空間構(gòu)型 = 電子對的空間構(gòu)型電子對的空間構(gòu)型2BeHVP = 1/2(2+2) = 2 直線形直線形3BFVP = 1/2(3+3) = 3 平面三角形平面三角形4CHVP = 1/2(4+4) = 4 四面體四面體5PClVP = 1/2(5+5) = 5 三角雙錐三角雙錐6SFVP

13、= 1/2(6+6) = 6 八面體八面體例例6 1 八面體八面體 四方錐四方錐 IF5 2 八面體八面體 平面正方形平面正方形 XeF42. LP0 ：分子的空間構(gòu)型不同于電子對的空間構(gòu)型。：分子的空間構(gòu)型不同于電子對的空間構(gòu)型。3 1 平面三角形平面三角形 V形形 SnCl24 1 四面體四面體 三角錐三角錐 NH3 2 四面體四面體 V形形 H2OVPLP電子對的電子對的空間構(gòu)型空間構(gòu)型分子的分子的空間構(gòu)型空間構(gòu)型例例5 1 三角雙錐三角雙錐 變形四方體變形四方體 SF4 2 三角雙錐三角雙錐 T形形 ClF3 3 三角雙錐三角雙錐 直線形直線形 XeF2例：例：ClF3 VP = 5

14、LP = 2三種構(gòu)型選擇三種構(gòu)型選擇？三種結(jié)構(gòu)中最小角度三種結(jié)構(gòu)中最小角度(90 )的三種電子之間排斥作用的數(shù)目的三種電子之間排斥作用的數(shù)目結(jié)構(gòu)結(jié)構(gòu) a 的排斥作用最小，是一種較穩(wěn)定的結(jié)構(gòu)。的排斥作用最小，是一種較穩(wěn)定的結(jié)構(gòu)。分子構(gòu)型：分子構(gòu)型：T型型電子對構(gòu)型與分子構(gòu)型不一致電子對構(gòu)型與分子構(gòu)型不一致電子數(shù)為電子數(shù)為5 時，孤對總是盡先時，孤對總是盡先處于三角雙錐的腰部位置。處于三角雙錐的腰部位置。進一步討論影響鍵角的因素進一步討論影響鍵角的因素鍵的存在，相當(dāng)于孤對電子排斥成鍵電子，使鍵的存在，相當(dāng)于孤對電子排斥成鍵電子，使鍵角變小。鍵角變小。C = OClCl21124o18111oC =

15、 CHHHHo121o118中心原子和配位原子的電負性大小也影響鍵角。中心原子和配位原子的電負性大小也影響鍵角。同種類型的分子，中心原子電負性大者，鍵角較大；配位同種類型的分子，中心原子電負性大者，鍵角較大；配位原子電負性大者，鍵角較小。原子電負性大者，鍵角較小。N:FFFo102N:HH18107oHP:HHH1893oH價層電子對互斥理論的優(yōu)缺點價層電子對互斥理論的優(yōu)缺點預(yù)測一些分子（尤其是第一、二、三周期元素組成的分子）幾何構(gòu)型預(yù)測一些分子（尤其是第一、二、三周期元素組成的分子）幾何構(gòu)型成功而簡便，并與雜化軌道理論的預(yù)測一致。成功而簡便，并與雜化軌道理論的預(yù)測一致。但預(yù)測第但預(yù)測第VA、

16、VIA族形成的一些分子（離子）的幾何構(gòu)型時，常與族形成的一些分子（離子）的幾何構(gòu)型時，常與實驗結(jié)果有出入。實驗結(jié)果有出入。不涉及成鍵過程及鍵的穩(wěn)定性。嚴格來說并不是一種化學(xué)鍵理論。不涉及成鍵過程及鍵的穩(wěn)定性。嚴格來說并不是一種化學(xué)鍵理論。VSEPR與雜化軌道理論互為補充。與雜化軌道理論互為補充。 6 8 8 8 5 10 3 4 4 4 3 5 三角形三角形 正四面體正四面體 正四面體正四面體 正四面體正四面體 三角形三角形 三角雙錐三角雙錐分子構(gòu)型分子構(gòu)型 三角形三角形 V字構(gòu)型字構(gòu)型 三角錐三角錐 正四面體正四面體 V字形字形 T字形字形A lC lC lC lSOOONHHHHNOOFF

17、FSHH例例 利用價層電子對互斥理論判斷下列分子和離子的幾何構(gòu)型利用價層電子對互斥理論判斷下列分子和離子的幾何構(gòu)型，寫出價層電子總數(shù)、對數(shù)、電子對構(gòu)型和分子構(gòu)型寫出價層電子總數(shù)、對數(shù)、電子對構(gòu)型和分子構(gòu)型 。 AlCl3 H2S SO32- NH4+ NO2 IF3解：解： 總數(shù)總數(shù) 對數(shù)對數(shù)電子對構(gòu)型電子對構(gòu)型6.3 分子的極性、分子間力分子的極性、分子間力和氫鍵和氫鍵6.3.1 鍵的極性和分子的極性6.3.2 分子間力6.3.3 氫鍵6.3.1 鍵的極性和分子的極性鍵的極性和分子的極性1. 鍵的極性u 鍵的極性是指化學(xué)鍵中正負電荷是否重合。 u 同核雙原子分子（O2、H2）為非極性鍵。 u

18、 不同原子分子間，電負性不同，正、負電荷中心不重合，形成極性鍵（NH3、H2O、HCl ）。u 電負性差值越大，鍵的極性越大。2. 分子的極性u 正負電荷中心不重合的分子叫極性分子。u 正負電荷中心重合的分子叫非極性分子。u 分子中化學(xué)鍵是非極性鍵，通常分子不會有極性（S8，P4）。u 分子中化學(xué)鍵為極性鍵，分子可能有極性（H2O、SO2、CHCl3），可能沒有（CO2、BF3、CH4）。u 極性大小的表示：偶極矩u 極性分子的偶極矩等于正（或負）電荷所帶的電量q與正、負電荷中心的距離d的乘積。u =qd (單位：Cm） =0，無極性6.3.2 分子間力分子間力范德華力包含：范德華力包含：取向

19、力、誘導(dǎo)力和色散力分子間作用力：分子間作用力：共價分子之間存在的弱的短的短程作用力，又稱范德華力。比化學(xué)鍵要弱得多。范德華力存在于所有分子中。范德華力的特點：范德華力的特點：永遠存在于分子間的弱相互作用； 短程力沒有方向性、沒有飽和性以色散力為主瞬間偶極之間的相互作用稱為色散力。例：下列兩組物質(zhì)的色散力大小 1）鹵素單質(zhì)；2）鹵化氫解：鹵素單質(zhì)按色散力從大到小：I2, Br2, Cl2, F2; 鹵化氫按色散力從大到?。篐I, HBr, HCl, HF思考：實際上鹵化氫中HF的沸點高于HCl, 說明在HF分子中還存在其它的相互作用？可能是什么？1. 色散力色散力存在于所有分子之間，同類型分子距

20、離相等時，相對分子質(zhì)量越大，其色散力越大。2. 誘導(dǎo)力u 極性分子的固有偶極和誘導(dǎo)偶極之間的作用力為誘導(dǎo)力。u 誘導(dǎo)力本質(zhì)是靜電引力。u 固有偶極與誘導(dǎo)偶極之間的作用力，存在于極性分子之間或極性分子與非極性分子之間。+-+- 誘導(dǎo)力產(chǎn)生的示意圖n 極性分子與極性分子間同性相斥、異性相吸的作用，使極性分子與極性分子間同性相斥、異性相吸的作用，使極性分子間按照一定方向排列而產(chǎn)生的靜電作用力。極性分子間按照一定方向排列而產(chǎn)生的靜電作用力。n 分子固有電偶極之間的作用力，存在于極性分子中。分子固有電偶極之間的作用力，存在于極性分子中。距離較遠時距離較遠時距離較近時距離較近時相互接近相互接近取向力示意圖3. 取向力 以以HF為例，為例，F(xiàn)的電負性相當(dāng)大的電負性相當(dāng)大， r相當(dāng)相當(dāng)小，電子對偏向小，電子對偏向F，而而H幾乎成了質(zhì)子。這種幾乎成了質(zhì)子。這種 H 與其它分子中電負性相當(dāng)大與其它分子中電負性相當(dāng)大且含有孤對電子且含有孤對電子的原子的原子產(chǎn)生靜電引力。這種分子間力就是產(chǎn)生靜電引力。這種分子間力就是氫鍵氫鍵 。 表示為表示為 F H