化學鍵分子或晶體中相鄰原子離子

化學鍵分子或晶體中相鄰原子離子第1頁，課件共95頁，創(chuàng)作于2023年2月§8-1離子鍵理論1916年德國科學家Kossel提出離子鍵理論1-1離子鍵的形成(以NaCl為例)第一步原子得失電子形成離子：

Na－e——Na+，Cl+e——Cl－相應的電子構型變化：2s22p63s1——2s22p6，3s23p5——3s23p6

形成Ne和Ar的稀有氣體原子的結構，形成穩(wěn)定離子。第2頁，課件共95頁，創(chuàng)作于2023年2月第二步靠靜電吸引，形成化學鍵。體系的勢能與核間距之間的關系如圖所示：縱坐標的零點當r無窮大時，即兩核之間無限遠時的勢能。下面來考察Na+

和Cl－

彼此接近的過程中，勢能V的變化。圖中可見：

當r減小時，正負離子靠靜電相互吸引，勢能V減小，體系趨于穩(wěn)定。r為核間距V為體系的勢能V0Vr0r0r第3頁，課件共95頁，創(chuàng)作于2023年2月離子鍵的形成條件1.元素的電負性差比較大X>1.7，發(fā)生電子轉移，產(chǎn)生正、負離子，形成離子鍵；X<1.7，不發(fā)生電子轉移，形成共價鍵。（X>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+2s22p6，Cl－

3s23p6，只得失少數(shù)的電子就達到稀有氣體式穩(wěn)定結構。3.形成離子鍵時釋放能量多Na(s)+1/2Cl2(g)=NaCl(s)H=－410.9kJ·mol－1在形成離子鍵時，以放熱的形式，釋放較多的能量。第4頁，課件共95頁，創(chuàng)作于2023年2月離子鍵—由原子間發(fā)生電子的得失，形成正負離子，并通過靜電作用而形成的化學鍵離子型化合物—由離子鍵形成的化合物堿金屬和堿土金屬（Be除外）的鹵化物是典型的離子型化合物第5頁，課件共95頁，創(chuàng)作于2023年2月

1-2離子鍵的特征

(1)作用力的實質(zhì)是靜電引力

q1，q2

分別為正負離子所帶電量，r為正負離子的核間距離,F為靜電引力。（2）離子鍵沒有方向性在任何方向同等程度地吸引相反電荷的離子，所以無方向性（3）離子鍵沒有飽和性只要是正負離子之間，則彼此吸引，即無飽和性。第6頁，課件共95頁，創(chuàng)作于2023年2月（4）鍵的離子性與元素的電負性有關X>1.7，發(fā)生電子得失，形成離子鍵；X<1.7，不發(fā)生電子得失，形成共價鍵。但離子鍵和共價鍵之間，并非可以截然區(qū)分的?？蓪㈦x子鍵視為極性共價鍵的一個極端，而另一極端則為非極性共價鍵。第7頁，課件共95頁，創(chuàng)作于2023年2月1-3離子的特征從離子鍵的實質(zhì)是靜電引力Fq1q2/r2出發(fā)，影響離子鍵強度的因素有：離子的電荷q、離子的電子層構型和離子半徑r（即離子的三個重要特征）。（1）離子的電荷（2）離子的電子層構型電荷高，離子鍵強第8頁，課件共95頁，創(chuàng)作于2023年2月離子的電子層構型大致有5種

（1）2電子構型

（2）8電子構型

（3）18電子構型

（4）（18+2）電子構型

（5）9—17電子構型

在離子的半徑和電荷大致相同條件下，不同構型的正離子對同種負離子的結合力的大小規(guī)律：

8電子層構型的離子<9—17電子層構型的離子

<18或18+2電子層構型的離子P167第9頁，課件共95頁，創(chuàng)作于2023年2月（3）離子半徑離子半徑概念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。dr+r-d值可由晶體的X射線衍射實驗測定得到，例如MgOd=210pm。1926年，哥德希密特(Goldschmidt)用光學方法測得了F－和O2－的半徑，分別為133pm和132pm。結合X射線衍射所得的d值，得到一系列離子半徑。第10頁，課件共95頁，創(chuàng)作于2023年2月

=dMgO－=210－132=78(pm)

這種半徑為哥德希密特半徑。1927年，Pauling把最外層電子到核的距離，定義為離子半徑。并利用有效核電荷等數(shù)據(jù)，求出一套離子半徑數(shù)值，被稱為Pauling半徑。教材上在比較半徑大小和討論變化規(guī)律時，多采用Pauling半徑。第11頁，課件共95頁，創(chuàng)作于2023年2月離子半徑的變化規(guī)律a)同主族從上到下，電子層增加，具有相同電荷數(shù)的離子半徑增加。Li+<Na+<K+<Rb+<Cs+F－<Cl－<Br－<I－b)同周期的主族元素，從左至右離子電荷數(shù)升高，最高價離子半徑減小。Na+>Mg2+>Al3+K+>Ca2+

過渡元素，離子半徑變化規(guī)律不明顯。c)同一元素，不同價態(tài)的離子，電荷高的半徑小。如Ti4+<Ti3+；Fe3+<Fe2+。d)負離子半徑一般較大；正離子半徑一般較小。e)

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。第12頁，課件共95頁，創(chuàng)作于2023年2月1-4離子晶體(1)離子晶體的特點導電性熔點、沸點較高正負離子間的靜電作用力較強硬度高延展性差因離子鍵強度大，所以硬度高。但受到外力沖擊時，易發(fā)生位錯，導致破碎。水溶液或熔融態(tài)導電，是通過離子的定向遷移完成的，而不是通過電子流動導電。無確定的分子量NaCl晶體是個大分子，晶體中無單獨的NaCl分子存在。NaCl是化學式，因而58.5可以認為是式量，不是分子量。第13頁，課件共95頁，創(chuàng)作于2023年2月因離子鍵強度大，所以硬度高。但受到外力沖擊時，易發(fā)生位錯，導致破碎。硬度高延展性差F++－－++－－++－－++－－位錯++－－++－－++－－++－－受力時發(fā)生錯位，使正正離子相切，負負離子相切，彼此排斥，離子鍵失去作用，故離子晶體無延展性。如CaCO3可用于雕刻，而不可用于鍛造，即不具有延展性。第14頁，課件共95頁，創(chuàng)作于2023年2月（2）離子晶體的類型（a）CsCl型晶體屬簡單立方晶格（b）NaCl型晶體屬立方面心晶格（c）立方ZnS型屬立方面心晶格AB型離子化合物的三種晶體結構類型

（a）（b）（c）第15頁，課件共95頁，創(chuàng)作于2023年2月(3)離子半徑比與配位數(shù)和晶體構型的關系+－－－++++－

r+/r－=0.414－－－－++++++++++

r+/r－>0.414r+/r－<0.414離子鍵的強弱用什么物理量來衡量第16頁，課件共95頁，創(chuàng)作于2023年2月1-5晶格能晶格能是氣態(tài)的正負離子，結合成1mol離子晶體時，放出的能量，用U表示。Na+(g)+Cl－(g)=NaCl(s)H=－U晶格能U越大，則形成離子鍵得到離子晶體時放出的能量越多，離子鍵越強，離子化合物越穩(wěn)定。玻恩－哈伯循環(huán)(Born－HaberCirculation)Born和Haber設計了一個熱力學循環(huán)過程，從已知的熱力學數(shù)據(jù)出發(fā)，計算晶格能。第17頁，課件共95頁，創(chuàng)作于2023年2月晶格能的計算：

看課本P166

就是一個蓋斯定律的具體圖式第18頁，課件共95頁，創(chuàng)作于2023年2月§8-2共價鍵理論路易斯理論1916年，美國科學家Lewis提出共價鍵理論。認為分子中的原子都有形成稀有氣體電子結構的趨勢，求得本身的穩(wěn)定。而達到這種結構，可以不通過電子得失形成離子和離子鍵來完成，而是通過共用電子對來實現(xiàn)。如＋ClClHHLewis的貢獻，在于提出了一種不同于離子鍵的新的鍵型，解釋了X比較小的元素之間原子的成鍵事實。第19頁，課件共95頁，創(chuàng)作于2023年2月但Lewis沒有說明這種鍵的實質(zhì)，所以適應性不強。在解釋

BCl3，PCl5等其中的原子未全部達到稀有氣體結構的分子時，遇到困難。第20頁，課件共95頁，創(chuàng)作于2023年2月2-1價鍵理論(VB法

)1927年，Heitler和London用量子力學處理氫氣分子H2，解決了兩個氫原子之間的化學鍵的本質(zhì)問題，使共價鍵理論從經(jīng)典的Lewis理論發(fā)展到今天的現(xiàn)代共價鍵理論。價鍵理論的基本論點包括：（1）共價鍵的本質(zhì):是什么?（2）成鍵三原理（3）共價鍵的特點現(xiàn)代共價鍵理論有兩個：VB法和MO法第21頁，課件共95頁，創(chuàng)作于2023年2月VB法的要點——共價鍵成鍵三原理（a）電子配對原理（b）能量最低原理（最小排斥原理）（c）原子軌道最大（對大）重疊原理總之：單電子要配對，共價鍵盡可能遠離，沿重疊程度最大的方向重疊。第22頁，課件共95頁，創(chuàng)作于2023年2月共價鍵的特點有飽和性（n單電子=n共價鍵）有方向性（最大重疊）有空間構型（最小排斥）第23頁，課件共95頁，創(chuàng)作于2023年2月共價鍵的方向性和飽和性

共價鍵的數(shù)目由原子中單電子數(shù)決定，包括原有的和激發(fā)而生成的。例如氧有兩個單電子，H有一個單電子，所以結合成水分子時，只能形成2個共價鍵。C最多能與4個H形成共價鍵。原子中單電子數(shù)決定了共價鍵的數(shù)目。即為共價鍵的飽和性。各原子軌道在空間分布方向是固定的，為了滿足軌道的最大程度重疊，原子間成的共價鍵，當然要具有方向性。第24頁，課件共95頁，創(chuàng)作于2023年2月+++1sz+3pzz以HCl為例。兩條軌道各有一個單電子，兩兩配對形成一個共價鍵就達飽和了飽和性第25頁，課件共95頁，創(chuàng)作于2023年2月Cl的3pz

和H的1s軌道重疊，只有沿著z軸重疊，才能保證最大程度的重疊，而且不改變原有的對稱性。Cl2

分子中成鍵的原子軌道，也要保持對稱性和最大程度的重疊。pzzpz++z++方向性所以共價鍵有不同類型第26頁，課件共95頁，創(chuàng)作于2023年2月共價鍵的鍵型成鍵的兩個原子核間的連線稱為鍵軸。

按成鍵軌道與鍵軸之間的關系，共價鍵的鍵型主要分為兩種。

鍵

將成鍵軌道沿著鍵軸旋轉任意角度，圖形及符號均保持不變。即鍵的鍵軸是成鍵軌道的任意多重軸。一種形象化描述：鍵是成鍵軌道的“頭碰頭”重疊。如HCl分子中的3p和1s的成鍵，和Cl2

中的3p和3p的成鍵。++++第27頁，課件共95頁，創(chuàng)作于2023年2月鍵成鍵軌道繞鍵軸旋轉180°時，圖形復原，但符號變?yōu)橄喾?。例如兩個px

沿z軸方向重疊的情況。xx++px

z繞鍵軸旋轉180°++YOZ平面是成鍵軌道的通過鍵軸的節(jié)面。則鍵的對稱性可以描述為：對通過鍵軸的節(jié)面呈反對稱，即圖形相同，但符號相反。第28頁，課件共95頁，創(chuàng)作于2023年2月形象化的描述，鍵是成鍵軌道的“肩并肩”重疊。

N2

分子中兩個原子各有三個單電子，

pxpypz

沿z軸成鍵時，pz

與pz“頭碰頭”形成一個鍵。此時，px

和px，py

和py

以“肩并肩”形式重疊，形成兩個鍵。所以N2

分子的3鍵中，有1個鍵，2個鍵?！郤+SS+PxPx+Px形成δ鍵

Py+PyPz+Pz形成∏鍵第29頁，課件共95頁，創(chuàng)作于2023年2月一般δ鍵比∏鍵穩(wěn)定單鍵只有？重鍵{三鍵有？雙鍵有？這樣引出雜化軌道理論和價電子對互斥理論說明共價分子的構型第30頁，課件共95頁，創(chuàng)作于2023年2月2-2雜化軌道理論CH4形成的過程中，C原子的電子曾有過如下的激發(fā)步驟，以得到4個單電子。

電子激發(fā)2p2s2p2s顯然，這4個單電子所在原子軌道不一致。利用這些原子軌道與4個H原子形成的化學鍵，應該不完全相同，也不應該指向正四面體的四個頂點。CH4

為什么是正四面體結構？AlCl3

鍵角120°，NH4+鍵角109°28′。在成鍵過程中，軌道之間的夾角是怎樣形成的？第31頁，課件共95頁，創(chuàng)作于2023年2月這些問題用一般價鍵理論難以解釋。Pauling1931年提出雜化軌道理論，非常成功地解釋了構型方面的這類問題。價層電子對互斥理論，可以用來判斷分子和離子的幾何構型。但是這一理論說明不了分子和離子的幾何構型的形成原因。雜化軌道理論發(fā)展了價鍵理論，可以對已知的構型進行解釋。第32頁，課件共95頁，創(chuàng)作于2023年2月（1）雜化與雜化軌道的概念在形成多原子分子的過程中，中心原子的若干能量相近的原子軌道重新組合，形成一組新的原子軌道。這個過程叫做軌道的雜化，產(chǎn)生的新軌道叫做雜化軌道。形成CH4分子時，中心碳原子的2s和2px、2py、2pz等四條原子軌道發(fā)生雜化，形成一組（四條）新的雜化軌道，即4條sp3雜化軌道，這些sp3雜化軌道不同于s軌道，也不同于p軌道。雜化軌道有自己的波函數(shù)、能量、形狀和空間取向。第33頁，課件共95頁，創(chuàng)作于2023年2月（2）雜化軌道的類型（a）sp雜化+++=+在sp雜化軌道中，s和p的成份各1/2兩條雜化軌道呈直線形分布互成180°角。BeCl2

分子直線形，用雜化軌道理論分析其成鍵情況，說明直線形構型的原因。

Besp雜化2s22p0

2條sp雜化軌道呈直線形分布，分別與2個Cl的3p軌道成鍵，故分子為直線形。第34頁，課件共95頁，創(chuàng)作于2023年2月（b）sp2

雜化BCl3

平面三角形構型

Bsp2雜化3個sp2雜化軌道呈三角形分布，分別與3個Cl的3p成σ鍵，故BCl3分子構型為三角形。激發(fā)，雜化，成鍵同時進行n雜化軌道數(shù)目=n參與雜化的原子軌道總數(shù)第35頁，課件共95頁，創(chuàng)作于2023年2月(c)sp3雜化

CH4

是正四面體結構，Csp3雜化，4個軌道呈正四面體分布，分別與4個H的1s成σ鍵。沒有未雜化的電子，故CH4無雙鍵。(d)sp3d2

SF6

呈正八面體形狀，Ssp3d2

雜化。sp3d2

雜化第36頁，課件共95頁，創(chuàng)作于2023年2月

等性雜化與不等性雜化等性雜化如C的sp3雜化，4條sp3

雜化軌道能量一致不等性雜化H2OV形結構，Osp3不等性雜化。

有單電子的sp3雜化軌道與H的1s成σ鍵，有對電子的

sp3不成鍵，為孤對電子，故H2O分子呈V字形結構。

HOH鍵角本應109°28′，但由于孤對電子的斥力，該角變小，為104°45′。OHH????判斷是否等性雜化，要看各條雜化軌道的能量是否相等，不看未參加雜化的軌道的能量。第37頁，課件共95頁，創(chuàng)作于2023年2月為什么要雜化？雜化后，角度分布更為集中，方向性更強，增大了成鍵原子軌道的重疊程度，成鍵能力增強，形成的鍵更牢固，體系能量降低，分子趨于穩(wěn)定。雜化類型與分子構型對應SP_____直線形1800SP2______平面三角形1200SP3_____正四面體109.50練習不等性雜化第38頁，課件共95頁，創(chuàng)作于2023年2月2-3價層電子對互斥理論(VSEPR法）1940年Sidgwick提出價層電子對互斥理論，用以判斷分子的幾何構型。特點：概念簡單，能較好地判斷共價分子的空間構型．（1）理論要點（a）ABn型分子的幾何構型取決于中心A的價層中電子對的排斥作用。分子的構型總是采取電子對排斥力最小的形式。（b）ABn型分子的幾何構型取決于中心A的價層電子對的數(shù)目和類型（c）電子對間的夾角和成鍵情況決定相互排斥作用的大小即：一個共價分子的構型，取決于中心原子周圍價層電子對排布的幾何構型．第39頁，課件共95頁，創(chuàng)作于2023年2月（2）判斷共價分子結構的一般規(guī)則（a）確定中心價層電子的總數(shù)和對數(shù)（b）根據(jù)中心原子A周圍的電子對數(shù)，找出相應的理想幾何結構圖形（c）畫出結構圖（d）確定排斥力最小的穩(wěn)定結構什么是價層電子對數(shù)n=δ鍵電子對數(shù)+孤電子對數(shù)如：CH4nδ

=4n孤

=0n價=4+0=4最可能排成正四面體第40頁，課件共95頁，創(chuàng)作于2023年2月排布要點：價層電子對彼此排斥，分子鍵角要盡可能的大．孤對電子對成鍵電子有較大排斥作用（使鍵角變?。﹏孤=中心原子的價電子數(shù)－配位原子中的未成對電子總數(shù)／２例如：ICl4n孤=7-(4×1)/2=1.5≈2CO2?離子時，負離子加在價電子數(shù)上，正離子減去如：NH4+n孤=(5-1)-4×1/2=0第41頁，課件共95頁，創(chuàng)作于2023年2月（3）判斷共價分子結構的實例

例1利用價層電子對互斥理論判斷下列分子和離子的幾何構型。要求寫出價層電子對數(shù)、電子對構型和分子構型。

AlCl3H2SSO32-NH4

+NO2IF3解：總數(shù)對數(shù)電子對構型

34443５０２１０２２

三角形正四面體正四面體正四面體三角形三角雙錐分子構型

三角形V字構型三角錐正四面體V字形T字形第42頁，課件共95頁，創(chuàng)作于2023年2月總之：中心原子的價層電子對與分子構型２－直線形３－平面三角形４－正四面體５－三角雙錐６－正八面體有孤對電子存在時，分子構型改變練習：推測SO2和ClO3的分子構型第43頁，課件共95頁，創(chuàng)作于2023年2月（1）理論要點(分子軌道成鍵三原理)分子軌道理論(MO法)一.分子軌道由原子軌道線性組合而成

1.分子軌道由原子軌道線性組合而成。2.分子軌道的數(shù)目與參與組合的原子軌道數(shù)目相等

n分子軌道=n原子軌道H2中的兩個H，有兩個1s，可組合成兩個分子軌道：

MO=c11+c22，*

MO=c11－c223.分子軌道中電子的排布也遵從原子軌道電子排布的原則每一個分子軌道都有一相應的能量和圖象

原子軌道線性組合的類型

s-s重疊、s-p重疊、p-p重疊、p-d重疊、d-d重疊第44頁，課件共95頁，創(chuàng)作于2023年2月二.線性組合的原則（a）對稱性一致原則對核間連線呈相同的對稱性的軌道可以進行線性組合。除上述的s－s，p－p之外，還有s－px沿x方向的組合，兩者的對稱性一致。組成σ分子軌道。

dxypy

++++

py－

dxy

沿

x方向，也可以組合成有效的π分子軌道。

spx++第45頁，課件共95頁，創(chuàng)作于2023年2月

b)能量相近原則

H1s－1312kJ·mol－1Na3s－496kJ·mol－1O2p－1314kJ·mol－1Cl3p－1251kJ·mol－1(以上數(shù)據(jù)根據(jù)I1

值估算）左面3個軌道能量相近，彼此間均可組合，形成分子軌道；但Na3s比左面3個軌道的能量高許多，不能與之組合。實際上Na與H，Cl，O一般不形成共價鍵，只以離子鍵相結合。

c)最大重疊原理在對稱性一致、能量相近的基礎上，原子軌道重疊越大，越易形成分子軌道，或共價鍵越強。第46頁，課件共95頁，創(chuàng)作于2023年2月三.同核雙原子分子的分子軌道能級圖(課本P185)同核雙原子分子的分子軌道能級圖分為A圖和B圖兩種。

A圖適用于O2，F(xiàn)2

分子；

B圖適用于B2，C2，N2

等分子(能級交錯)必須注意A圖和B圖之間的差別第47頁，課件共95頁，創(chuàng)作于2023年2月2p2p2s2s2s*2s1s*1s

MO1s1sAOAOA圖*2*2*222

21s1s1s*1s2s2s2s*2sAO2p2p

B圖

MOAO*2*2*222

2第48頁，課件共95頁，創(chuàng)作于2023年2月H2

分子軌道圖AOAO1s1s*1s1s

MO分子軌道式(1s)2電子填充在成鍵軌道中，能量比在原子軌道中低。這個能量差就是分子軌道理論中化學鍵的本質(zhì)。可用鍵級表示分子中鍵的個數(shù)及比較分子的穩(wěn)定性鍵級=(成鍵電子數(shù)－反鍵電子數(shù))/2

H2分子中，鍵級=(2－0)/2=1（單鍵）鍵級是否可以為小數(shù)？第49頁，課件共95頁，創(chuàng)作于2023年2月N2

分子軌道圖(能級交錯）2p2p*2*2*222

21s1s1s*1s2s2s2s*2sAO

MOAO分子軌道式(1s)2(*1s)2(2s)2(*2s)2

()2

()2

()222

2或簡寫成[N2]()2

()2

()222

2三鍵一個鍵，兩個鍵第50頁，課件共95頁，創(chuàng)作于2023年2月用分子軌道理論說明為什么N2穩(wěn)定？練習寫出O2的分子軌道式。計算鍵級，說明它的順磁性。比較N2

與N2+的穩(wěn)定性？用MO法說明為什么He2不存在？第51頁，課件共95頁，創(chuàng)作于2023年2月N2分子為什么穩(wěn)定?1.N2分子鍵級為3.鍵級大.分子穩(wěn)定.2.由于能級交錯.∏軌道能級降低.∏鍵穩(wěn)定.3.由于兩個∏電子云包圍了σ電子云,σ鍵也穩(wěn)定.

所以N2分子中的鍵都非常牢固,分子穩(wěn)定.第52頁，課件共95頁，創(chuàng)作于2023年2月（5）異核雙原子分子的分子軌道能級圖（了解）

OMOC222

*2*21s1s*1s1s2s2s*2s2s2p2p

分子軌道圖*2CO異核雙原子分子CO和N2是等電子體。其分子軌道能級圖與N2相似。值得注意的是C和O的相應的原子軌道能量并不相等。同類軌道，Z大的能量低。

分子軌道式[Be2](

)2

()2

()222

2三鍵一個鍵，兩個鍵。無單電子，顯抗磁性。

第53頁，課件共95頁，創(chuàng)作于2023年2月

歸納鍵參數(shù)與分子的性質(zhì)(了解)（1）鍵級

鍵級=（成鍵電子數(shù)-反鍵電子數(shù)）/2（2）鍵能AB(g)——A(g)+B(g)H=EAB

對于雙原子分子，鍵能EAB等于解離能DAB。但對于多原子分子，則要注意鍵能與解離能的區(qū)別與聯(lián)系。如NH3：

NH3(g)——

H(g)+NH2(g)D1=435.1kJ·mol－1NH2(g)——H(g)+NH(g)

D2=397.5kJ·mol－1NH(g)——H(g)+N(g)D3=338.9kJ·mol－1三個D值不同。D1>D2>D3，為什么？

EN－H==390.5(kJ·mol－1)第54頁，課件共95頁，創(chuàng)作于2023年2月（3）鍵長分子中成鍵兩原子核之間的距離叫鍵長。一般鍵長越小，鍵越強。

鍵長/pm鍵能/kJ·mol-1C－C154345.6C=C133602.0CC120835.1

在不同化合物中，相同的鍵，鍵長和鍵能并不相等。例如，CH3OH中和C2H6

中均有C－H鍵，而它們的鍵長和鍵能不同。第55頁，課件共95頁，創(chuàng)作于2023年2月

（4）鍵角鍵角是分子中鍵與鍵之間的夾角，在多原子分子中才涉及鍵角。如H2S，H－S－H鍵角為92°，決定了H2S分子的構型為“V”字形又如CO2，O－C－O的鍵角為180°，則CO2分子為直線形。鍵角是決定分子幾何構型的重要因素。

（5）鍵的極性（注意與分子極性的關系）第56頁，課件共95頁，創(chuàng)作于2023年2月金屬鍵理論（了解）3-1金屬鍵的改性共價鍵理論金屬鍵的形象說法是，失去電子的金屬離子浸在自由電子的海洋中。金屬離子通過吸引自由電子聯(lián)系在一起，形成金屬晶體。這就是金屬鍵。金屬鍵無方向性，無固定的鍵能，金屬鍵的強弱和自由電子的多少有關，也和離子半徑、電子層結構等其它許多因素有關，很復雜。金屬鍵的強弱可以用金屬原子化熱等來衡量。金屬原子化熱是指1mol金屬變成氣態(tài)原子所需要的熱量。金屬原子化熱數(shù)值小時，其熔點低，質(zhì)地軟；反之則熔點高，硬度大。第57頁，課件共95頁，創(chuàng)作于2023年2月例如NaAl

原子化熱108.4kJ?mol－1326.4kJ?mol－1

m.p.97.5℃660℃b.p.880℃1800℃金屬可以吸收波長范圍極廣的光，并重新反射出，故金屬晶體不透明，且有金屬光澤。金屬受外力發(fā)生變形時，金屬鍵不被破壞，故金屬有很好的延展性，與離子晶體的情況相反。在外電壓的作用下，自由電子可以定向移動，故有導電性。受熱時通過自由電子的碰撞及其與金屬離子之間的碰撞，傳遞能量。故金屬是熱的良導體。第58頁，課件共95頁，創(chuàng)作于2023年2月自由電子+金屬離子金屬原子位錯+++++++++++++++++++++++++++++++++++++++++++第59頁，課件共95頁，創(chuàng)作于2023年2月3-2金屬鍵的能帶理論理論要點（1）電子是離域的

所有電子屬于金屬晶體，或說為整個金屬大分子所共有，不再屬于哪個原子。我們稱電子是離域的。

（2）組成金屬能帶(EnergyBand）

Na2

有分子軌道3s3s3s3s*也可以寫成3s3s3s3s*第60頁，課件共95頁，創(chuàng)作于2023年2月

Na晶體中，n個3s軌道組成n條分子軌道。這n條分子軌道之間能量差小，電子躍遷所需能量小。這些能量相近的能級組成能帶。能帶的能量范圍很寬，有時可達數(shù)百kJ?mol－1。

Na的n個3s軌道，形成n個Na金屬的分子軌道

——3s能帶?！?.能帶如下圖所示第61頁，課件共95頁，創(chuàng)作于2023年2月（3）滿帶導帶和空帶以Li為例，1s22s12p0

1s軌道充滿電子，故組成的能帶充滿電子，稱為滿帶。2s軌道電子半充滿，組成的能帶電子也半滿，稱為導帶。2p能帶中無電子，稱為空帶。從滿帶頂?shù)綄У?或空帶底)的能量間隔很大，電子躍遷困難。這個能量間隔稱為禁帶。第62頁，課件共95頁，創(chuàng)作于2023年2月（4）能帶重疊相鄰近的能帶，有時可以重疊。即能量范圍有交叉。如Be的2s能帶和2p能帶，可以部分重疊。Be的2s能帶是滿帶，通過重疊電子可以躍遷到2p空帶中去。3n個2pn個2sn個1s3n個2pn個2s第63頁，課件共95頁，創(chuàng)作于2023年2月

金屬晶體六方緊密堆積——IIIB，IVB面心立方緊密堆積——IB，Ni，Pd，Pt立方體心堆積——IA，VB，VIB金屬的堆積方式金屬晶體中離子是以緊密堆積的形式存在的。六方緊堆晶格面心立方緊堆晶格第64頁，課件共95頁，創(chuàng)作于2023年2月雙原子分子HCl的正負電重心不重合，是極性分子。若正電（和負電）重心上的電荷的電量為q，正負電重心之間的距離為d（稱偶極矩長），則偶極矩μ=qd。

分子間作用力

分子內(nèi)原子間的結合靠化學鍵，物質(zhì)中分子間存在著分子間作用力。1、分子的極性

分子的正電重心和負電重心不重合，則為極性分子，其極性的大小可以用偶極矩μ來度量。偶極矩以德拜（D）為單位，當q=1.6210－19

庫侖（電子的電量），d=1.010－10m(?)時，μ=4.8D。極性分子與非極性分子第65頁，課件共95頁，創(chuàng)作于2023年2月雙原子分子的偶極矩就是極性鍵的鍵矩（鍵的極性大小）?？梢酝ㄟ^下列的數(shù)據(jù)體會偶極矩單位D的大小：

HIHBrHClNH3H2O乙醚

μ/D0.380.791.031.661.851.151、極性分子的偶極矩稱為永久偶極。

非極性分子偶極矩為零，但各鍵矩不一定為零，如BCl3，BCl3

分子H2O分子

多原子分子的偶極矩是各鍵矩的矢量和，如H2O分子。第66頁，課件共95頁，創(chuàng)作于2023年2月非極性分子在外電場的作用下，可以變成具有一定偶極矩的極性分子。誘導偶極用μ表示，其強度大小和電場強度成正比，也和分子的變形性成正比。所謂分子的變形性，即分子的正負電重心的可分程度，分子體積越大，電子越多，變形性越大。2誘導偶極和瞬間偶極而極性分子在外電場作用下，其偶極也可以增大。在電場的影響下產(chǎn)生的偶極稱為誘導偶極。第67頁，課件共95頁，創(chuàng)作于2023年2月非極性分子在無外電場作用時，由于運動、碰撞，原子核和電子的相對位置變化……其正負電重心可有瞬間的不重合；極性分子也會由于上述原因改變正負電重心。

這種由于分子在一瞬間正負電重心不重合而造成的偶極叫瞬間偶極。瞬間偶極和分子的變形性大小有關。第68頁，課件共95頁，創(chuàng)作于2023年2月4-2分子間作用力（范德華力）化學鍵的結合能一般在1.0102

kJ·mol－1

數(shù)量級，而分子間力的能量只有幾個kJ·mol－1。

1取向力極性分子之間永久偶極的定向作用稱為取向力，它僅存在于極性分子之間，F(xiàn)∝μ2。2誘導力誘導偶極——永久偶極之間的作用稱為誘導力。極性分子作為電場，使非極性分子產(chǎn)生誘導偶極或使極性分子的偶極增大（也產(chǎn)生誘導偶極），這時誘導偶極與永久偶極之間產(chǎn)生誘導力。因此誘導力存在于極性分子與非極性分子之間，也存在于極性分子與極性分子之間。第69頁，課件共95頁，創(chuàng)作于2023年2月3色散力瞬間偶極——瞬間偶極之間有色散力。由于各種分子均有瞬間偶極，故色散力存在于極性分和極性分子，極性分子和非極性分子及非極性分子和非極性分子之間。（所有分子間均有色散力）色散力不僅存在廣泛，而且在分子間力中，色散力經(jīng)常是重要的。下面的數(shù)據(jù)可以說明這一點。

kJ?mol－1

取向力誘導力色散力

Ar008.49

HCl3.3051.10416.82第70頁，課件共95頁，創(chuàng)作于2023年2月

取向力、誘導力和色散力統(tǒng)稱范德華力。特性為

a)永遠存在于分子之間；

b)力的作用很?。?/p>

c)無方向性和飽和性；

d)是近程力，F(xiàn)∝1/r7；e)經(jīng)常是以色散力為主。

He、Ne、Ar、Kr、Xe從左到右原子半徑（分子半徑）依次增大，變形性增大，色散力增強，分子間結合力增大，故b.p.依次增高?？梢?，范德華力的大小與物質(zhì)的m.p.，b.p.等物理性質(zhì)有關。第71頁，課件共95頁，創(chuàng)作于2023年2月總結：分子間作用力的存在1、極性與極性分子間——存在著三種力2、極性與非極性分子間—存在二種力3、非極性與非極性分子間—存在一種力問：H2O與Cl2分子間有什么樣的作用力

水分子間還存在什么樣的作用力？第72頁，課件共95頁，創(chuàng)作于2023年2月4-4氫鍵(掌握)

（1

）氫鍵的形成以HF為例，F(xiàn)的電負性相當大，r相當小，電子對偏向

F，而H幾乎成了質(zhì)子。這種H與其它分子中電負性相當大、r小的原子相互接近時，產(chǎn)生一種特殊的分子間力——氫鍵。表示為····如F－H····F－H氫鍵的形成有兩個兩個條件：

1與電負性大且r小的原子(F，O，N)相連的H；2在附近有電負性大，r小的原子(F，O，N)。又如水分子之間的氫鍵第73頁，課件共95頁，創(chuàng)作于2023年2月由于H的兩側電負性極大的原子的負電排斥，使兩個原子在H兩側呈直線排列。除非其它外力有較大影響時，才改變方向。

（b）氫鍵的強度氫鍵的強度介于化學鍵和分子間作用力之間，其大小和H兩側的原子的電負性有關，見下列氫鍵的鍵能數(shù)據(jù)。

F－H····FO－H····ON－H····NE/kJ·mol－128.018.85.4

（c）分子內(nèi)氫鍵上面談的氫鍵均在分子間形成，若H兩側的電負性大的原子屬于同一分子，則為分子內(nèi)氫鍵。

（2）氫鍵的特點（a）飽和性和方向性由于H的體積小，1個H只能形成一個氫鍵。第74頁，課件共95頁，創(chuàng)作于2023年2月鄰硝基苯酚

（3）氫鍵對于化合物性質(zhì)的影響分子間存在氫鍵時，大大地影響了分子間的結合力，故物質(zhì)的熔點、沸點將升高。

HFHClHBrHI半徑依次增大，色散力增加，b.p.依次增高，HCl<HBr<HI但由于HF分子間有氫鍵，故HF的b.p.在這個序列中最高，破壞了從左到右b.p.升高的規(guī)律。H2O，NH3

由于分子間氫鍵的存在，在同族氫化物中b.p.亦是最高。如HNO3

CH3CH2OHH3C－O－CH3存在分子間氫鍵，而分子量相同的無分子間氫鍵，故前者的b.p.高。第75頁，課件共95頁，創(chuàng)作于2023年2月典型的例子是對硝基苯酚和鄰硝基苯酚：可以形成分子內(nèi)氫鍵時，勢必削弱分子間氫鍵的形成。故有分子內(nèi)氫鍵的化合物的沸點，熔點不是很高。

H2O分子間，HF分子間氫鍵很強，以致于分子發(fā)生締合。經(jīng)常以(H2O)2，(H2O)3

和(HF)2，(HF)3形式存在。而其中(H2O)2

的排列最緊密，且4℃時(H2O)2比例最大，故4℃時水的密度最大。

有分子內(nèi)氫鍵

m.p.44－45℃沒有分子內(nèi)氫鍵

m.p.113－114℃第76頁，課件共95頁，創(chuàng)作于2023年2月若沒有氫鍵，地球?qū)⑹鞘裁礌顩r？第77頁，課件共95頁，創(chuàng)作于2023年2月如果沒有氫鍵水的沸點將是多少?

如果沒有氫鍵存在.那么常溫下水將完全以氣態(tài)存在.地球表面的海洋.河流.動植物體細胞內(nèi)的水全部以氣態(tài)存在.地球?qū)⒉粫霈F(xiàn)生命世界.是一個死寂的世界.第78頁，課件共95頁，創(chuàng)作于2023年2月

離子極化(了解)離子在電場中產(chǎn)生誘導偶極的現(xiàn)象稱為離子極化現(xiàn)象。離子具有變形性，所以可以被電場極化。離子作為帶電微粒，自身又可以起電場作用，去使其它離子變形。離子這種能力稱為極化能力。故離子有二重性：變形性和極化能力。一般陽離子考慮極化性，陰離子考慮變形性。＋－－－＋＋＋－＋－第79頁，課件共95頁，創(chuàng)作于2023年2月1影響變形性的因素（了解）

（1）簡單離子

r大則變形性大，故陰離子的變形性顯得主要。陽離子中只有r相當大的如Hg2+，Pb2+，Ag+等才考慮其變形性。

（2）復雜陰離子變形性小

SO42－，ClO4－，NO3－r雖大，但離子對稱性高，中心氧化數(shù)又高，拉電子能力強，不易變形。電荷數(shù)的代數(shù)值越大，變形性越小，如

Si4+<Al3+<Mg2+<Na+<(Ne)<F－<O2－

電子構型，外層（次外層）電子越多，變形性越大。

Na+<Cu+；Ca2+<Cd2+

綜合考慮，變形性大的有I－，S2－，Ag+，Hg2+，Pb2+；

變形性小的有Be2+，Al3+，Si4+，SO42－

等。第80頁，課件共95頁，創(chuàng)作于2023年2月2影響極化能力的因素（了解）極化能力的實質(zhì)是離子作為電場時電場強度的體現(xiàn)。

r小則極化能力強，因此Na+>K+>Rb+>Cs+，Li+

的極化能力很大，H＋

的體積和半徑均極小，故極化能力最強。

r相近，電荷相同時，外層電子數(shù)越多，極化能力越強。原因是外層電子對核的中和較小，故有效電荷高些。

Pb2+，Zn2+(18，18+2)>>Fe2+，Ni2+(8~18)>>Ca2+，Mg2+(8e)

r相近時，電荷數(shù)越高極化能力越強。

Mg2+(8e，65pm)<Ti4+(8e，68pm)第81頁，課件共95頁，創(chuàng)作于2023年2月

3離子極化對化學鍵類型的影響（掌握）離子鍵是離子之間的引力。正離子的電子轉移給了負離子。當極化能力強的正離子和變形性大的負離子接近時，發(fā)生極化現(xiàn)象。負離子的電子云變形，即負離子的電子被拉向兩核之間，使兩核間的電子云密度增大。于是離子鍵的百分數(shù)減少，共價鍵的百分數(shù)增大，離子鍵向共價鍵過渡。離子極化的結果使離子晶體中出現(xiàn)離子對或分子單位，離子晶體向分子晶體過渡。這種過渡則使得物質(zhì)的熔點，沸點降低，在水中的溶解性降低。（鍵型的改變：離子鍵→共價鍵）第82頁，課件共95頁，創(chuàng)作于2023年2月例如:純的液態(tài)HCl為什么不導電?溶解度AgF>AgCl>AgBr>AgI

離子鍵過渡鍵共價鍵第83頁，課件共95頁，創(chuàng)作于2023年2月從離子鍵強度考慮，Al2O3+3對－2應比MgO+2對－2的離子鍵強，m.p.高。但事實并非如此。這說明了Al2O3的共價成份比MgO大。離子鍵和共價鍵不是絕對的。離子鍵與共價鍵之間的聯(lián)系可以通過下面的例題得到說明。從離子極化理論考慮，因為Al3+

的極化能力強，造成Al2O3比MgO更傾向于分子晶體。例1測得KBr的μ=10.41D，鍵長282pm，通過計算，說明鍵的離子性百分數(shù)。解：282pm=2.8210－10m，即2.82?，由μ=qd，

故q=μ/d=10.41/(4.82.82)=0.77(電子的電量）在K+，Br－

上的電荷不是+1，－1，而是0.77，其余電荷為共用，即為共價成份。故鍵的離子性百分數(shù)為77％。第84頁，課件共95頁，創(chuàng)作于2023年2月4相互極化

Al2O3中Al3+

對O2－

施加電場作用，使O2－變形，當然O2－對Al3+也有極化能力。但Al3+變形性極小，故這部分作用不必考慮；但正離子若不是8e的Al3+，而是(18+2)e、18e的正離子，不考慮自身的變形性則是不行的。討論ZnI2CdI2HgI2三者的離子極化問題，若只考慮Zn2+，Cd2+，Hg2+

對I－

的極化作用，應得出ZnI2的極化程度最大的結論。因為三者的電荷相等，電子層結構相同，而Zn2+的r最小。既考慮陽離子對陰離子的極化，又考慮陰離子對陽離子的極化，總的結果稱相互極化。但這與實驗結果是不相符的。即ZnI2

的熔點，沸點低，而HgI2

的熔點，沸點高。第85頁，課件共95頁，創(chuàng)作于2023年2月結論：在遇到陽離子為Pb2+，Ag+，Hg2+

等時，要注意用相互極化解釋問題。