化學(xué)鍵與分子結(jié)構(gòu)課件

1、化學(xué)鍵與分子結(jié)構(gòu)Chemical Bond And Molecular Structures 化學(xué)鍵與分子結(jié)構(gòu)Chemical Bond And Mol主 要 內(nèi) 容1. 原子間強(qiáng)相互作用 化學(xué)鍵 離子鍵, 共價(jià)鍵, 金屬鍵2. 原子間弱相互作用3. 化學(xué)鍵的類型及理論要點(diǎn)4. 化學(xué)鍵與分子結(jié)構(gòu), 分子性質(zhì) 5. 物質(zhì)性質(zhì) 化學(xué)性質(zhì)化學(xué)鍵是分子結(jié)構(gòu)的核心 分子或晶體中相鄰原子(或離子)之間強(qiáng)烈的吸引作用主 要 內(nèi) 容1. 原子間強(qiáng)相互作用 化學(xué)鍵 重 點(diǎn)共價(jià)鍵 Lewis結(jié)構(gòu),VB法雜化理論(VSEPR THEORY)MO法, 鍵參數(shù),離子鍵,金屬鍵分子之間的作用力與分子性質(zhì)重 點(diǎn)共價(jià)鍵 Le

2、wis結(jié)構(gòu),VB法雜化理論(VSE離子鍵（Ionic Bond） 一、離子鍵的形成 離子鍵是由原子得失電子后，生成的正、負(fù)離子之間靠靜電作用而形成的化學(xué)鍵。 形成離子鍵的必要條件：電離能低的活潑金屬元素與電子親合能高的活潑非金屬元素, 原子間電負(fù)性相差較大，一般要大于2.0左右 離子鍵（Ionic Bond） 一、離子鍵的形成 離子鍵是離子鍵的形成形成條件 XA-XB2.0形成化學(xué)鍵-450 kJmol-1 NaCl的晶體形成時(shí)顯然有能量變化，右圖為其形成時(shí)的勢(shì)能曲線.當(dāng)?shù)竭_(dá)最低點(diǎn)時(shí)，引力與斥力達(dá)到平衡狀態(tài). 2 R0 4 6 8 10 12 14R/102pm080500250 2 R0 4

3、 6 8 10 12 14R/102pm080500250V0Vr0r0r離子鍵的形成形成條件 XA-XB2.0形成化學(xué)鍵 二、離子鍵的特點(diǎn) 沒有飽和性和方向性 不意味著一個(gè)正、負(fù)離子的數(shù)目可以是任意的。在離子晶體中，每一個(gè)正、負(fù)離子周圍排列的相反電荷離子的數(shù)目都是固定的 二、離子鍵的特點(diǎn) 沒有飽和性和方向性 不意味著一個(gè)正、負(fù)離子離子鍵的特點(diǎn) 本質(zhì)是靜電引力（庫(kù)侖引力） 沒有方向性和飽和性（庫(kù)侖引力的性質(zhì)所決定） 鍵的極性與元素的電負(fù)性有關(guān)NaClCsClArrangement of ions in crystalline sodium chloride and Cesium chlorid

4、e離子鍵的特點(diǎn) 本質(zhì)是靜電引力（庫(kù)侖引力） 沒有方向性三、離子的特征（Ionic characterization） 離子電荷離子的電子層構(gòu)型離子半徑 三、離子的特征（Ionic characterization1、離子電荷（ionic charge） 離子電荷是影響離子鍵強(qiáng)度的重要因素。離子電荷越多，對(duì)相反電荷的離子的吸引力越強(qiáng)，形成的離子化合物的熔點(diǎn)也越高 2、離子的電子構(gòu)型（ionic electron configurations） 原子形成離子時(shí)，所失去或者得到的電子數(shù)和原子的電子層結(jié)構(gòu)有關(guān)。 1、離子電荷（ionic charge） 離子電荷是影響離子正離子的電子構(gòu)型比較復(fù)雜 離子

5、的外層電子構(gòu)型對(duì)于離子之間的相互作用有影響 2電子構(gòu)型Li +, Be2+8電子構(gòu)型 Na+、K+、Ca2+u9-17電子構(gòu)型(最外層不飽和結(jié)構(gòu)離子)：Mn2+、Cr3+、Co2+u 18電子構(gòu)型：Cu+、Ag+、Zn2+；u 18+2電子構(gòu)型： Pb2+、Bi3+、Sn2+簡(jiǎn)單負(fù)離子電子構(gòu)型:最外電子層都是8個(gè)電子的稀有氣體結(jié)構(gòu).正離子的電子構(gòu)型比較復(fù)雜 離子的外層電子構(gòu)型對(duì)于離子之間的3、離子半徑（ionic radii） (1)離子半徑，是根據(jù)離子晶體中正、負(fù)離子的核間距測(cè)出的，并假定正、負(fù)離子的核間距為正、負(fù)離子的半徑之和 將離子晶體中的離子看成是相切的球體，正負(fù)離子的核間距 d 是

6、r + 和 r 之和 。dr+r -3、離子半徑（ionic radii） (1)離子半徑，是根（3）離子半徑大致有如下的變化規(guī)律 a主族元素自上而下電子層數(shù)依次增多，所以具有相同電荷數(shù)的同族離子的半徑依次增大 Li+Na+K+Rb+Cs+；F-Cl-Br-I- b同一周期中主族元素隨著族數(shù)遞增，正電荷的電荷數(shù)增大，離子半徑依次減小。Na+Mg2+Al3+c同一種元素高價(jià)離子半徑小于低價(jià)離子半徑rFe3+(60pm)rFe2+(75pm) d負(fù)離子的半徑較大，正離子的半徑較小。 e周期表中處于相鄰族的左上方和右下方斜對(duì)角線上的正離子半徑近似相等 (對(duì)角線規(guī)則）Li+(60pm)Mg2+(65p

7、m)（3）離子半徑大致有如下的變化規(guī)律 a主族元素自上而下電子四、晶格能 離子鍵強(qiáng)度的表示方法晶格能(U)越大，該離子晶體越穩(wěn)定 晶格能(lattice energy)(點(diǎn)陣能U)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(shí)所釋放的能量1mol離子晶體解離成自由氣態(tài)離子時(shí)所吸收的能量 U =能量變化的絕對(duì)值 如：晶體生成反應(yīng)： mMx+(g) + xXm(g) = MmXx(s) U = -H（焓變的負(fù)值）四、晶格能 離子鍵強(qiáng)度的表示方法晶格能(U)越大，該離子晶2晶格能的實(shí)驗(yàn)測(cè)定： 玻恩 哈伯循環(huán)（The Born-Haber cycle） Hess定律 式中 為固態(tài)堿金屬的升華熱，

8、D為鹵素分子的離解能，I為堿金屬的電離能，A為鹵原子的電子親和能，U為堿金屬鹵化物的晶格能。 2晶格能的實(shí)驗(yàn)測(cè)定：Hess定律 式中 例題：已知 解：求UNaCl 注意正負(fù)號(hào)！ Born-Haber循環(huán)也往往用來(lái)計(jì)算實(shí)驗(yàn)難以獲得的熱力學(xué)數(shù)據(jù) 電子親合能等于電子親和反應(yīng)焓變的負(fù)值， A(Cl)=- H例題：已知 解：求UNaCl 注意正負(fù)號(hào)！ Born-Hab晶格能的應(yīng)用：比較離子鍵的強(qiáng)度和晶體的穩(wěn)定性。 晶體的熔點(diǎn)越高， 硬度越大， 熱膨脹系數(shù)越小。 壓縮系數(shù)越小。晶格能越大晶格能的應(yīng)用：晶格能越大共價(jià)鍵與分子幾何構(gòu)型Covalent Bonds and Molecular Geometric

9、 Structure 一：經(jīng)典價(jià)鍵理論（Classical Covalent Bond Theory） 1、基本思想1916年美國(guó)化學(xué)家路易斯（1）形成:通過(guò)共用電子對(duì)形成共價(jià)鍵在共價(jià)分子中，每個(gè)原子都應(yīng)具有穩(wěn)定的稀有氣體原子的8電子構(gòu)型（H原子為2電子構(gòu)型） （2）成鍵規(guī)則“8隅體規(guī)則”(Octet Rule)。共價(jià)鍵與分子幾何構(gòu)型一：經(jīng)典價(jià)鍵理論1、基本思想1916年2、路易斯結(jié)構(gòu)式的書寫 點(diǎn)線式 最常見 點(diǎn)-小黑點(diǎn)表示價(jià)電子-（即最外層S，P軌道上的電子） 線-共用一對(duì)電子通常用一短線代表二根短線表示二對(duì)電子對(duì)共享，三根短線表示三對(duì)電子對(duì)共享未參加成鍵的電子成為孤對(duì)電子2、路易斯結(jié)構(gòu)式的

10、書寫 點(diǎn)線式 最常見 線-HHCl:Cl:Cl:Cl:CO=C=ON N:點(diǎn)式： 線式 HHCl:Cl:Cl:Cl:CO=C=ON N:3、共價(jià)分子中成鍵數(shù)和孤電子對(duì)數(shù)的計(jì)算： d= b-c d/2 = 孤對(duì)電子對(duì)數(shù) 令 a-為 所有原子形成八電子構(gòu)型（H為2電子構(gòu)型）所需要的電子總數(shù)令 b-為所有原子的價(jià)電子數(shù)總和令 c-為所有原子之間共享電子總數(shù)。 則 c = a - b ， c/2 = 成鍵數(shù),即共享電子對(duì)數(shù)令d為存在的孤電子數(shù)-除了成鍵電子之外，剩余的電子3、共價(jià)分子中成鍵數(shù)和孤電子對(duì)數(shù)的計(jì)算： d= b-c 令 2310d/ 2孤對(duì)電子對(duì)數(shù)(28 - 16)/2 = 6(26 - 1

11、6)/2 = 5(56 - 38)/2 = 9c / 2成鍵數(shù)12 + 4 + 52 = 161 + 35 = 1645 + 36 = 38b價(jià)電子數(shù)總和22 + 83 = 282 + 38 = 2678 = 56a八電子構(gòu)型所需電子總數(shù)H2CN2HN3P4S32310d/ 2(28 - 16)/2 = 6(26 - 1書寫規(guī)則: 1 電負(fù)性較小的原子常處于中心電負(fù)性較小的原子 ，由于其價(jià)電子被原子束縛的力較小，而易與其他原子所共用，所以在它周圍排列的原子數(shù)一般比電負(fù)性較大元素原子周圍的原子數(shù)多，故 電負(fù)性較小的原子常處于分子中，電負(fù)性較大的原子一般排列在分子的終端。 2 C原子一般位于中心，

12、3 H 原子位于中心原子周圍錯(cuò)誤正確書寫規(guī)則: 錯(cuò)誤正確5路易斯結(jié)構(gòu)式的應(yīng)用（Application of Lewis structures）： （1）判斷路易斯結(jié)構(gòu)式的穩(wěn)定性(2) 可以計(jì)算多原子共價(jià)分子的鍵級(jí)鍵級(jí)分子中兩原子間共享電子對(duì)的對(duì)數(shù)(3) 可以判斷原子之間鍵長(zhǎng)的長(zhǎng)短。 鍵級(jí)越大，鍵能越大，鍵長(zhǎng)越短 5路易斯結(jié)構(gòu)式的應(yīng)用（1）判斷路易斯結(jié)構(gòu)式的穩(wěn)定性(2) 局限性：路易斯的電子對(duì)成鍵： 現(xiàn)代共價(jià)鍵理論奠定了基礎(chǔ)共價(jià)鍵的本質(zhì)分子的幾何構(gòu)型共價(jià)鍵的方向性和飽和性共價(jià)鍵的鍵能量子力學(xué)理論價(jià)鍵理論分子軌道理論 局限性：路易斯的電子對(duì)成鍵：共價(jià)鍵的本質(zhì)分子的幾何構(gòu)型共價(jià)鍵二：近代價(jià)鍵理論（v

13、alence bond theory） 1、共價(jià)鍵的形成 1927年海特勒-倫敦 自旋方向相同 自旋方向相反 排斥態(tài)或激發(fā)態(tài) 吸引態(tài)或基態(tài)表明了共價(jià)鍵的形成 二：近代價(jià)鍵理論（valence bond theory） 基態(tài)分子和推斥態(tài)分子中的電子云分布 由共用電子對(duì)所形成的化學(xué)鍵稱為共價(jià)鍵這種方法經(jīng)鮑林等人發(fā)展建立了現(xiàn)代價(jià)鍵理論 基態(tài)分子和推斥態(tài)分子中的電子云分布 由共用電子對(duì)所形成的化學(xué)2、價(jià)鍵理論的基本要點(diǎn) （1）電子自旋相反平行配對(duì)。 （2）兩個(gè)原子形成共價(jià)鍵時(shí)，其成鍵軌道對(duì)稱性要一致。 （3）原子軌道能量要相近,軌道最大重疊2、價(jià)鍵理論的基本要點(diǎn) （1）電子自旋相反平行配對(duì)。 （2）3

14、、共價(jià)鍵的特點(diǎn) （1）飽和性:一個(gè)原子含有幾個(gè)單電子，就能與幾個(gè)自旋相反的單電子配對(duì)形成共價(jià)鍵 （2）方向性:根據(jù)原子軌道的最大重疊原理，共價(jià)鍵的形成將沿著原子軌道（或者說(shuō)電子云）最大重疊的方向進(jìn)行，這樣兩核間的電子云越密集，形成的共價(jià)鍵就越牢固，這就是共價(jià)鍵的方向性 S軌道的角度分布圖形是球形，所以s-s原子軌道的重疊無(wú)方向性 3、共價(jià)鍵的特點(diǎn) （1）飽和性:（2）方向性:H原子1s軌道和Cl原子3Px軌道重疊示意圖 H原子1s軌道和Cl原子3Px軌道重疊示意圖 4、共價(jià)鍵的類型 根據(jù)原子軌道重疊部分所具有的對(duì)稱性成鍵的兩個(gè)原子間的連線稱為鍵軸，按成鍵原子軌道與鍵軸之間的關(guān)系，共價(jià)鍵的鍵型主

15、要有鍵、鍵等 （1）鍵:重疊軌道的電子云密度沿鍵軸方向的投影為圓形，表明電子云密度饒鍵軸對(duì)稱. 稱為“頭碰頭”. s-s、s-p、p-p、d-d原子軌道重疊都可以形成鍵 4、共價(jià)鍵的類型 根據(jù)原子軌道重疊部分所具有的對(duì)稱性成鍵的兩HF的生成 軌道重疊部分是沿著鍵軸呈圓柱狀而分布的。鍵HF的生成 軌道重疊部分是沿著鍵軸呈圓柱狀而分布的。（2）鍵：兩原子軌道垂直核間連線并相互平行進(jìn)行同號(hào)重疊, 即“肩并肩”（或平行）的方式發(fā)生軌道重疊,稱為鍵。p-p、p-d、d-d原子軌道的“肩并肩”重疊都可以形成鍵 （2）鍵：兩原子軌道垂直核間連線并相互平行進(jìn)行同號(hào)重疊, p鍵：p軌道（肩并肩）p鍵：p軌道（肩

16、并肩）N2分子結(jié)構(gòu):三個(gè)未成對(duì)電子形成一個(gè)鍵，兩個(gè)鍵，（肩并肩）且方向垂直。N2分子結(jié)構(gòu):三個(gè)未成對(duì)電子形成一個(gè)鍵，兩個(gè)鍵，（肩并肩鍵和鍵示意圖 鍵和鍵示意圖 鍵的重疊程度小于鍵，因此鍵的鍵能也小于鍵，鍵的穩(wěn)定性也小于鍵，鍵電子的能量較高，易活動(dòng)，是化學(xué)反應(yīng)的積極參與者 兩個(gè)原子間形成共價(jià)單鍵時(shí)，通常是鍵；形成共鍵雙鍵或叁鍵時(shí)，其中有一個(gè)鍵，其余的是鍵 鍵的重疊程度小于鍵，因此鍵的鍵能也小于鍵，鍵的穩(wěn)定 重疊方式 對(duì)稱情況 重疊程度 鍵能 化學(xué)活潑性 鍵 端向重疊 沿鏈軸呈 大 大 不活潑 頭碰頭 圓柱型對(duì)稱 鍵 側(cè)向重疊 通過(guò)鍵的 小 小 活潑 肩并肩 平面對(duì)稱 易反應(yīng)鍵與鍵的對(duì)比：價(jià)鍵理論

17、VBT的優(yōu)點(diǎn)：抓住了形成共價(jià)鍵的主要因素，模型直觀，與人們熟悉的經(jīng)典價(jià)鍵理論一致，易發(fā)展應(yīng)用。其雜化理論在解釋分子空間構(gòu)型方面十分成功。 重疊方式 對(duì)稱情況 形成共價(jià)鍵的條件要有單電子原子軌道能量相近電子云最大重疊必須相對(duì)于鍵軸具有相同對(duì)稱性的原子軌道（即波函數(shù)角度分布圖中的 +、+ 重疊，- 、- 重疊，稱為對(duì)稱性一致的重疊） 形成共價(jià)鍵的條件 前面介紹的 s 軌道與 p 軌道重疊方式并不能解釋大多數(shù)多原子分子中的鍵長(zhǎng)和鍵角. 例如, 如果 H2O 和 NH3 分子中的 OH 鍵和 NH 鍵是由 H 原子的 1s 軌道與 O 原子和 N 原子中單電子占據(jù)的2p 軌道重疊形成的，HOH 和 H

18、NH 鍵角應(yīng)為 90；事實(shí)上, 上述兩個(gè)鍵角各自都遠(yuǎn)大于90. 雜化軌道理論（Hybrid orbital theory） Pauling 求助“雜化概念”建立了新的化學(xué)鍵理論-雜化軌道理論. 前面介紹的 s 軌道與 p 軌道重疊方式并不能解釋（1）雜化理論的基本要點(diǎn) 原子在形成分子時(shí)，若干不同類型，能量相近的原子軌道混合起來(lái)，重新組合成一組新軌道，這種重新組合的過(guò)程稱為雜化，所形成的新的原子軌道稱為雜化軌道 基本要點(diǎn)： 只有能量相近的原子軌道才能進(jìn)行雜化，通常存在激發(fā)、雜化、軌道重疊等過(guò)程。 BF3（1）雜化理論的基本要點(diǎn) 原子在形成分子時(shí)，若干不同類型，能總之，雜化后的軌道軌道成分變了軌道

19、的能量變了軌道的形狀變了結(jié)果，雜化軌道的成鍵能力比原來(lái)未雜化的軌道的成鍵能力強(qiáng)。 雜化前后軌道數(shù)目不變,雜化軌道的數(shù)目等于參加雜化的原子軌道的總數(shù) 雜化后軌道伸展方向，形狀和能量發(fā)生改變雜化軌道成鍵時(shí)，要滿足化學(xué)鍵間最小排斥原理 總之，雜化后的軌道結(jié)果，雜化軌道的成鍵能力比原來(lái)未雜化的軌道()雜化軌道具有確定的方向和幾何構(gòu)型 sp雜化 雜化軌道幾何構(gòu)型 雜化類型 雜化軌道間夾角 180 sp2雜化120 sp3雜化 109.5 直線平面三角正四面體()雜化軌道具有確定的方向和幾何構(gòu)型 sp雜化 雜化軌道幾sp3d雜化sp3d2雜化90（軸與平面）120（平面內(nèi)） 180（軸向）90（軸與平面、

20、平面內(nèi)） 180（軸向）三角雙錐正八面體sp3d雜化sp3d2雜化90（軸與平面）90（軸與平面雜化軌道中s成分增加對(duì)鍵長(zhǎng)和鍵能的影響雜化軌道隨s成分增加-鍵能增大,鍵長(zhǎng)減小p sp3 sp2 LP-BP BP-BP相鄰電子對(duì)之間的角度越小其斥力越大，即, 鍵角90o時(shí)斥力120o 180o綜上,含90o角LP-LP和90o角LP-BP數(shù)目最少構(gòu)型最穩(wěn)定此外，斥力大小還與是否形成鍵，以及中心原子和配位原子的電負(fù)性有關(guān)，它們都影響著分子與離子的空間構(gòu)型。(2) 價(jià)層電子對(duì)盡可能遠(yuǎn)離，以使斥力最小價(jià)層電子對(duì)間的斥力價(jià)層電子對(duì)互斥理論在預(yù)測(cè)一些分子或離子的空間構(gòu)型方面比雜化軌道理論更加簡(jiǎn)便，它能根據(jù)

21、分子式推出一般分子或離子的空間構(gòu)型。與雜化軌道理論配合能方便地解釋一般分子或離子的成鍵情況。價(jià)層電子對(duì)互斥理論在預(yù)測(cè)一些分子或離子的空間構(gòu)型方面比雜化2. 推斷分子或離子的空間構(gòu)型的具體步驟 (1)確定中心原子的價(jià)層電子對(duì)數(shù) 以AXm為例 (A - 中心原子；X - 配位原子) ：原則: A的價(jià)電子數(shù)=主族序數(shù); 配體X: H和鹵素每個(gè)原子各提供一個(gè)價(jià)電子, 氧與硫不 提供價(jià)電子; 正離子應(yīng)減去電荷數(shù),負(fù)離子應(yīng)加上電荷數(shù)。VP=1/2A的價(jià)電子數(shù)+X提供的價(jià)電子數(shù)離子電荷數(shù)( )負(fù) 正例:VP( )= (6+40+2)=4212. 推斷分子或離子的空間構(gòu)型的具體步驟 (2) 確定價(jià)層電子對(duì)的空

22、間構(gòu)型：VP=2 直線形VP=3 平面三角形VP=4 正四面體VP=5 三角雙錐VP=6 正八面體AAAAA:(2) 確定價(jià)層電子對(duì)的空間構(gòu)型：VP=2 直線形(3) 確定中心原子的孤對(duì)電子對(duì)數(shù)，推斷分子的空間 構(gòu)型 LP=0，分子的空間構(gòu)型=價(jià)層電子對(duì)的空間構(gòu)型VP= (2+2)=2 直線形VP= (6+6)=6 八面體VP= (4+4)=4 四面體VP= (5+5)=5 三角雙錐VP= (3+3)=3 平面三角形例如：(3) 確定中心原子的孤對(duì)電子對(duì)數(shù)，推斷分子的空間 LP=LP0，分子的空間構(gòu)型價(jià)層電子對(duì)的空間構(gòu)型631SnCl2平面三角形 V形41NH3四面體 三角錐 2H2O四面體

23、V形1IF5八面體 四方錐 2XeF4八面體 平面正方形VPLP電子對(duì)的空間構(gòu)型分子的空間構(gòu)型例LP0，分子的空間構(gòu)型價(jià)層電子對(duì)的空間構(gòu)型631SnCVP = 5，電子對(duì)空間構(gòu)型為三角雙錐，LP占據(jù)軸向還是水平方向三角形的某個(gè)頂點(diǎn)？原則：斥力最小。含90o角LP-LP和90o角LP-BP數(shù)目最少的構(gòu)型最穩(wěn)定如果存在幾種可能的空間構(gòu)型時(shí)，要選擇最穩(wěn)定的結(jié)構(gòu)式，即各電子對(duì)間的排斥力最小 VP = 5，電子對(duì)空間構(gòu)型為三角雙錐，LP占據(jù)軸向還是水平VP=5 LP=1 例如：SF4 S FF FFSFFF FLPBP(90o) 3 2結(jié)論：LP占據(jù)水平方向三角形, 穩(wěn)定分子構(gòu)型為變形四面體。變形四面體

24、VP=5 LP=1 例如：SF4 S FVP=5 LP=2 例如： ClF3 (I) (II) (III)ClF3可能的結(jié)構(gòu)(I)(II)(III)90o孤對(duì)電子對(duì) 孤對(duì)電子對(duì)01090o孤對(duì)電子對(duì) 成鍵電子對(duì)63490o成鍵電子對(duì) 成鍵電子對(duì)022T型穩(wěn)定VP=5 LP=2 例如： ClF3 VP=5 LP=3 例如： IF-直線型 IF2-離子可能的結(jié)構(gòu)(a)(b)(c)90o孤對(duì)電子對(duì) 孤對(duì)電子對(duì)02290o孤對(duì)電子對(duì) 成鍵電子對(duì)63490o成鍵電子對(duì) 成鍵電子對(duì)010VP=5 LP=3 例如： IF-直線型 IF2-VPLP電子對(duì)的空間構(gòu)型分子的空間構(gòu)型555123例三角雙錐 變形四方

25、體 SF4三角雙錐 T形 ClF3三角雙錐 直線形 XeF2VPLP電子對(duì)的分子的555123例三角雙錐 化學(xué)鍵與分子結(jié)構(gòu)化學(xué)鍵與分子結(jié)構(gòu)化學(xué)鍵與分子結(jié)構(gòu)進(jìn)一步討論影響鍵角的因素：鍵的存在，相當(dāng)于孤對(duì)電子排斥成鍵電子， 使鍵角變小。例如：C = OClClC = CHHHH進(jìn)一步討論影響鍵角的因素：鍵的存在，相當(dāng)于孤對(duì)電子排斥成 中心原子和配位原子的電負(fù)性大小也影響鍵角 例如：N:HHHN:FFFP:HHH 中心原子電負(fù)性大者，鍵角較大； 配位原子電負(fù)性大者，鍵角較小。 中心原子和配位原子的電負(fù)性大小也影響鍵角 N:HHHN 當(dāng)鍵合原子相同而中心原子不同時(shí)，則中心原子電負(fù)性越大，鍵對(duì)電子云將向

26、中心原子移動(dòng)，產(chǎn)生較大的排斥作用，鍵角將變大。 89.591.092.2104.8HXHH2TeH2SeH2SH2O實(shí)例2.12.552.583.44電負(fù)性（X）TeSeSO中心原子（X） 當(dāng)鍵合原子相同而中心原子不同時(shí)，則中心原子電負(fù)性越大 價(jià)層電子對(duì)互斥理論用于說(shuō)明分子的空間構(gòu)型簡(jiǎn)單、直觀，只能作定性描述，得不出定量的結(jié)果。不足之處-對(duì)某些分子的構(gòu)型無(wú)法解釋 價(jià)層電子對(duì)互斥理論用于說(shuō)明分子的空間構(gòu)型簡(jiǎn)單、直觀，四、鍵參數(shù)（Bond Parameter） 表征化學(xué)鍵性質(zhì)的物理量統(tǒng)稱為鍵參數(shù) 1、鍵級(jí) 鍵級(jí)1/2（成鍵軌道電子總數(shù)-反鍵軌道電子總數(shù)） 鍵級(jí)越大，鍵越牢固，分子越穩(wěn)定 分子穩(wěn)定性

27、大小排列次序?yàn)镹2O2H2 H2：鍵級(jí)（20）/21 O2： 鍵級(jí)（84）/22 N2： 鍵級(jí)（82）/23 四、鍵參數(shù)（Bond Parameter） 表征化學(xué)鍵性質(zhì)的2、鍵能 鍵能（Bond Energy）通常是指在101.3KPa和298K下將1mol氣態(tài)分子拆開成氣態(tài)原子時(shí)，每個(gè)鍵所需能量的平均值，鍵能用E表示。 3、鍵角（Bond Angle） 分子中相鄰兩個(gè)鍵之間的夾角 表征分子空間結(jié)構(gòu)的一個(gè)重要參數(shù) 通過(guò)光譜實(shí)驗(yàn)或衍射方法測(cè)得 2、鍵能 鍵能（Bond Energy）通常是指在101.34、鍵的極性 根據(jù)成鍵原子電負(fù)性的差異，共價(jià)鍵：非極性共價(jià)鍵電子云密度最大區(qū)域在兩原子中間 極

28、性共價(jià)鍵 電子云密度最大區(qū)域靠近電負(fù)性大的原子 4、鍵的極性 根據(jù)成鍵原子電負(fù)性的差異，鍵矩：雙原子分子中，2個(gè)原子間的偶極矩稱為為鍵矩。多原子分子中，偶極矩是分子中所有化學(xué)鍵鍵矩的矢量和。共價(jià)鍵極性的標(biāo)度：偶極矩qdq是正、負(fù)兩極的電量，d為正、負(fù)兩極的距離成鍵原子的電負(fù)性相差越大，偶極矩就越大，鍵的極性越大 偶極矩是矢量，其方向是從正極到負(fù)極,單位：德拜 (Debye) 鍵矩：共價(jià)鍵極性的標(biāo)度：偶極矩qdq是正、負(fù)兩極的電6、分子的極性 如果正、負(fù)電荷中心不重合在同一點(diǎn)上，那么這兩個(gè)中心又可稱作分子的兩個(gè)極（正極和負(fù)極），這樣的分子就具有極性 “電荷中心” 非極性分子 H2、O2、N2、B

29、F3、CH4 等 極性分子 HCl、H2O、HF、CO等 6、分子的極性 如果正、負(fù)電荷中心不重合在同一點(diǎn)上，那么這兩H2CONOHIHBrHClHF（D）00.1120.1590.4480.8281.091.827* 判斷分子是極性、非極性的? 雙原子分子，分子的極性與鍵的極性一致；雙原子分子，鍵的極性越強(qiáng)。分子的偶極矩越大。 H2CONOHIHBrHClHF（D）00.1120.15 多原子分子，視分子的組成和分子的幾何構(gòu)型而定。H2O, CH4分子中 O-H和C-H鍵都有極性，H2O是極性分子 CH4非極性分子 多原子分子，視分子的組成和分子的幾何構(gòu)型而定。五、分子間作用力 分子間力與化

30、學(xué)鍵相比很弱，即使在固體中它也只有化學(xué)鍵強(qiáng)度的百分之一到十分之一 范德華力決定物質(zhì)的熔點(diǎn)、沸點(diǎn)和硬度等物理化學(xué)性質(zhì)的一個(gè)重要因素 根據(jù)分子間力產(chǎn)生的原因分類： 五、分子間作用力 分子間力與化學(xué)鍵相比很弱，即使在固體中它也1、取向力（orientation force） 存在于極性分子之間 由于固有偶極（永久偶極）的取向而產(chǎn)生的靜電作用力 分子離得較遠(yuǎn) 較近時(shí)發(fā)生取向取向力與分子偶極矩的平方成正比，1、取向力（orientation force） 存在于極性 H Cl H Cl C C C C Cl H H Cl 0 1.89D b. p. 320.7C 333.5C偶極矩越大，范德華力越大，沸

31、點(diǎn)越高。例題：比較下列物質(zhì)的沸點(diǎn)高低： H 2、誘導(dǎo)力（induction force） 誘導(dǎo)偶極與極性分子的固有偶極間的作用力 分子的極化 誘導(dǎo)偶極 發(fā)生在非極性分子與極性分子之間，以及極性分子本身之間的作用力，稱為誘導(dǎo)力，又稱為Debye力 外電場(chǎng)消失時(shí)，誘導(dǎo)偶極就消失，分子又重新變成非極性分子 誘導(dǎo)力與極性分子偶極矩的平方成正比， 與被誘導(dǎo)分子的變形性成正比，分子離得較遠(yuǎn)分子靠近時(shí)2、誘導(dǎo)力（induction force） 誘導(dǎo)偶極與極性3、色散力（dispersion force） 由于每個(gè)分子中的電子不斷運(yùn)動(dòng)和原子核的不斷振動(dòng)，可以發(fā)生瞬時(shí)的電子與原子核的相對(duì)位移，造成正、負(fù)電荷重

32、心的分離，這樣產(chǎn)生的偶極稱為瞬時(shí)偶極 色散力-由于存在“瞬時(shí)偶極”而產(chǎn)生的相互作用力色散力和相互作用分子的變形性成正比；一大段時(shí)間內(nèi)的大體情況每一瞬間非極性分子的瞬時(shí)偶極之間的相互作用3、色散力（dispersion force） 由于每個(gè)分子4、總結(jié) (1)極性分子之間存在取向力、誘導(dǎo)力和色散力，極性分子和非極性分子之間存在誘導(dǎo)力和色散力，非極性分子與非極性分子之間存在色散力。 不同情況下分子間力的組成不同；多數(shù)情況下，色散力占據(jù)分子間力的絕大部分。 4、總結(jié) (1)(2) 分子間力作用的范圍很?。?00500pm） (3)分子間力與化學(xué)鍵：分子間力即無(wú)飽和性和方向性，約比化學(xué)鍵鍵能小1至2

33、個(gè)數(shù)量級(jí)，主要影響物質(zhì)的物理性質(zhì)。 (2) 分子間力作用的范圍很?。?00500pm） (3)六、氫鍵（hydrogen bond） 1. 氫鍵的形成 分子中與高電負(fù)性原子X以共價(jià)鍵相連的H原子，和另一個(gè)分子中的高電負(fù)性原子Y之間所形成的一種弱的相互作用，稱為氫鍵(XHY)。氫鍵的鍵長(zhǎng)是指X和Y間的距離(XHY)。 較小半徑、較大電負(fù)性、含孤電子對(duì)、帶有部分負(fù)電荷的原子Y (F、O、N) 氫鍵形成的條件： 與電負(fù)性很大的原子X形成強(qiáng)極性鍵的氫原子六、氫鍵（hydrogen bond） 1. 氫鍵的形成 分氫鍵存在的證明 氫鍵和分子間作用力一樣，也是很弱的力.同系物性質(zhì)的不同就是由氫鍵引起的.T

34、he structure of ice氫鍵存在的證明 氫鍵和分子間作用力一樣，也是很弱的力.2、氫鍵的性質(zhì)（1）存在分子間氫鍵和分子內(nèi)氫鍵；（2)比化學(xué)鍵弱，比van der Waals力強(qiáng)；（3）傳統(tǒng)上認(rèn)為-具有飽和性和方向性；飽和性 ：氫原子的體積小，與較大的X、Y接觸后，另一個(gè)較大的原子就難于再向它靠近，所以氫鍵中氫的配位數(shù)一般為2方向性：H原子體積小，為了減少X和Y之間的斥力，它們盡量遠(yuǎn)離，鍵角接近180但分子內(nèi)氫鍵的鍵角不是1802、氫鍵的性質(zhì)（1）存在分子間氫鍵和分子內(nèi)氫鍵；（2)比化學(xué)即X、Y的電負(fù)性越大，氫鍵越強(qiáng)，X、Y半徑越小，氫鍵越強(qiáng) （4）氫鍵的強(qiáng)弱順序即X、Y的電負(fù)性越大，氫鍵越強(qiáng)，X、Y半徑越小，氫鍵越強(qiáng) （3. 氫鍵對(duì)物質(zhì)性質(zhì)的影響 (i) 水、冰具有不同尋常的性質(zhì)； (ii) 沸點(diǎn)的影響：分子間氫鍵可以提高物質(zhì)的沸點(diǎn)，分子內(nèi)氫鍵會(huì)降低物質(zhì)的沸點(diǎn)(減少了分子間氫鍵作用) ： 鄰硝基苯酚(m.p. = 45，有分子內(nèi)氫鍵)；間硝基苯酚(m.p. = 96)，對(duì)硝基苯酚(m.p. = 114，只有分子間氫鍵（iii）溶解度：在極性溶劑中，如果溶質(zhì)分子與溶劑分子之間可以形成氫鍵，則溶質(zhì)的溶解度增大。 3. 氫鍵對(duì)物質(zhì)性質(zhì)的影響 (i) 水、冰具有不同尋常的性質(zhì)金屬鍵理論金屬鍵理論一、改性共價(jià)理論 也叫“電子氣理論”