物質(zhì)結(jié)構(gòu)基礎(chǔ)-化學(xué)鍵與分子結(jié)構(gòu)（應(yīng)用化學(xué)課件）

共價(jià)鍵的鍵型：σ鍵和π鍵σs-sσ鍵和π鍵根據(jù)原子軌道重疊方式，將共價(jià)鍵分為

σ鍵和

π鍵。（1）σ鍵原子軌道沿兩原子核的連線（鍵軸），以“頭碰頭”方式重疊，重疊部分集中于兩核之間，通過并對稱于鍵軸，這種鍵稱為

σ鍵。例如H-H鍵σs-pσp-p例如H—Cl鍵Cl—Cl鍵zzxyyπpz-pz（2）π鍵：原子軌道垂直于兩核連線，以“肩并肩”方式重疊，重疊部分在鍵軸的兩側(cè)并對稱于與鍵軸垂直的平面，這樣形成的鍵稱為π鍵，形成π鍵的電子稱為π電子。通常π鍵形成時(shí)原子軌道重疊程度小于σ鍵，故π鍵沒有σ鍵穩(wěn)定。當(dāng)兩原子間形成雙鍵或叁鍵時(shí)，既有σ鍵又有π鍵。例如N2分子：N原子的價(jià)層電子構(gòu)型是2s22p3

小結(jié)：1、σ鍵的形成及特點(diǎn)2、π鍵的形成及特點(diǎn)共價(jià)鍵的形成及其特征共價(jià)鍵的形成及其特征共用電子對●●共價(jià)鍵概念最早由美國化學(xué)家路易斯（LewisGN）于1916年提出。他認(rèn)為在H2、O2、N2等分子中，兩個(gè)原子由于共用電子對吸引兩個(gè)相同的原子核而結(jié)合在一起，電子成對并共用后，每個(gè)原子都可達(dá)到穩(wěn)定的稀有氣體原子的8電子結(jié)構(gòu)。1.共價(jià)鍵的形成

共價(jià)鍵——原子間通過共用電子對（或電子云重疊）所形成的化學(xué)鍵。以氫分子為例：H+H→H2常用一根短線表示一對共用電子，氫分子又可表示為

H—H圖a圖b2.價(jià)鍵理論要點(diǎn)1930年美國化學(xué)家鮑林把應(yīng)用量子力學(xué)研究H2分子的結(jié)果，推廣到其它分子體系，從而發(fā)展為價(jià)鍵理論：（1）電子配對原理——兩原子接近時(shí)，自旋方向相反的未成對的價(jià)電子可以配對，形成共價(jià)鍵。例如，H2分子的形成可表示為：H↓+H↑

→H↑↓H或簡寫成H∶H或H—H（2）最大重疊原理——成鍵電子的原子軌道如能重疊越多，形成的共價(jià)鍵越牢固。3.共價(jià)鍵的特征（1）飽和性

電子配對原理可推知，一個(gè)原子有幾個(gè)未成對電子，一般就只能和幾個(gè)自旋方向相反的電子配對成鍵，說明一個(gè)原子形成共價(jià)鍵的能力是有限的，這就決定了共價(jià)鍵具有飽和性。

以HCl分子為例：Cl：1s22s22p63s23p5，3p軌道中只有一個(gè)未成對電子，和一個(gè)H原子中自旋方向相反的未成對電子配對，形成一個(gè)共價(jià)鍵，即H—Cl

（2）方向性

從最大重疊原理可推知，成鍵電子的原子軌道只有沿軌道伸展方向進(jìn)行重疊（s軌道除外），才會(huì)有最大重疊，所以有方向性，如s軌道和p軌道的重疊：

小結(jié)：1.共價(jià)鍵的形成2.價(jià)鍵理論要點(diǎn)3.共價(jià)鍵的特征非極性共價(jià)鍵和極性共價(jià)鍵、原子晶體非極性共價(jià)鍵和極性共價(jià)鍵根據(jù)共價(jià)鍵的共用電子對偏向情況，可分為極性共價(jià)鍵和非極性共價(jià)鍵（簡稱為極性鍵和非極性鍵）。由同種原子組成的共價(jià)鍵，如單質(zhì)分子H2、O2、N2、Cl2等分子中的共價(jià)鍵，由于元素的電負(fù)性相同，成鍵電子云在兩核中間均勻分布（并無偏向），這種鍵叫做非極性共價(jià)鍵。另一些共價(jià)鍵由不同元素的原子形成的，元素的電負(fù)性不同，對共用電子對的吸引能力也不同，所以共用電子對偏向電負(fù)性較大的元素原子，致使電負(fù)性較大的元素原子一端電子云密度大，帶上部分負(fù)電荷而顯負(fù)電性；電負(fù)性較小的元素原子一端，則顯正電性。于是在共價(jià)鍵的兩端出現(xiàn)了正極和負(fù)極，這樣的共價(jià)鍵稱為極性共價(jià)鍵?；衔锶鏗Cl、H2O、NH3、CH4、H2S等分子中的共價(jià)鍵鍵極性的大小，通常可用成鍵的兩元素電負(fù)性差值（?x）來衡量。?x值越大，鍵的極性越強(qiáng)；?x越小，鍵的極性越弱。離子鍵可看作極性共價(jià)鍵的一個(gè)極端，而非極性共價(jià)鍵則是極性共價(jià)鍵的另一個(gè)極端。顯然，極性共價(jià)鍵是非極性共價(jià)鍵與離子鍵之間的過渡鍵型。HHHI:HBr:HCl:HF:NaF:¨¨¨¨¨¨¨¨¨¨△χ2.1-2.1=02.5-2.1=0.42.8-2.1=0.73.0-2.1=0.94.0-2.1=1.94.0-0.9=3.1非極性鍵極性鍵

離子鍵Na+Cl-電負(fù)性差值越大鍵的極性越強(qiáng)，原子晶體原子之間以共價(jià)鍵結(jié)合形成的晶體，稱為原子晶體。結(jié)構(gòu)特征：原子晶體的晶格結(jié)點(diǎn)上是中性原子。性質(zhì)：由于共價(jià)鍵結(jié)合力強(qiáng)，所以原子晶體熔點(diǎn)高，硬度大，熔融不導(dǎo)電。如金剛石、金剛砂等。

屬原子晶體的物質(zhì)為數(shù)不多例如C、Si

、SiO2、SiC、B4C、BN、AlN等。

小結(jié)：1、非極性共價(jià)鍵和極性共價(jià)鍵2、原子晶體及其結(jié)構(gòu)特征和性質(zhì)鍵參數(shù)

鍵參數(shù)凡能表征共價(jià)鍵性質(zhì)的物理量都稱為鍵參數(shù)。（1）鍵長（l）鍵長（l）——分子內(nèi)成鍵兩原子核間的平衡距離（即核間距）。單位為pm（皮米）。

鍵長（l）可用X射線衍射方法精確地測定。例如：H—H鍵長0.74×10–10?m，C—C鍵長1.54×10–10?m一般來說，兩個(gè)原子之間所形成的鍵越短，鍵就越牢固，不易斷裂。（2）鍵能（E）H

+

H

===

H2

+

432kJ

由上式可知，2molH原子結(jié)成1?molH2分子，要放出432?kJ熱。相反，要使1?mol?H2分子分裂為2?mol?H原子，即斷開H—H鍵，需要吸收432?kJ的能量，這個(gè)能量就是H—H鍵的鍵能。定義為：在一定的溫度和標(biāo)準(zhǔn)壓力下，斷裂1?mol氣態(tài)分子的化學(xué)鍵，使它成為氣態(tài)原子或原子團(tuán)時(shí)所需要的能量，稱為鍵能，可用符號E表示，單位為kJmol–1。對于雙原子分子，鍵能在數(shù)值上等于鍵離解能（D），如H—H鍵，O—O鍵；對于AmB和ABn型的多原子分子所指的是m個(gè)或n個(gè)等價(jià)鍵的離解能的平均值，如CO2、AlO3等。化學(xué)鍵鍵能越大，表示化學(xué)鍵越牢固，斷裂該鍵所需要的能量越大，含有該鍵的分子越穩(wěn)定。鍵能可以作為共價(jià)鍵牢固程度的參數(shù)。越牢固，斷裂該鍵所需要的能量越大，含有該鍵的分子越穩(wěn)定。故鍵能可以作為共價(jià)鍵牢固程度的參數(shù)。鍵鍵長l/pm鍵能E/kJmol–1鍵鍵長l/pm鍵能E/kJmol–1H—H74432C—H109414C—C154347C—N147305134611C—O143360120837121736N—N145159C—Cl177326O—O148142N—H101389F—F128158O—H96464Cl—Cl199244S—H136368Br—Br228192110946I—I267150S—S205264

非金屬元素的單質(zhì)分子都是以共價(jià)鍵結(jié)合成的。如氯分子的形成和氫分子相似，某些共價(jià)鍵的鍵長和鍵能（3）鍵角

鍵角——分子中兩個(gè)相鄰化學(xué)鍵間的夾角。它可用分子光譜或X射線衍射法測得。鍵角是反映分子幾何構(gòu)型的重要因素之一。直線形

正四面體形′三角錐形′V形′如知道某分子內(nèi)全部化學(xué)鍵的鍵長和鍵角數(shù)據(jù)，則可得分子的幾何構(gòu)型。

鍵參數(shù)小結(jié)：1、鍵長2、鍵能3、鍵角金屬鍵和金屬晶體1.金屬鍵自由電子理論金屬鍵和金屬晶體金屬離子和原子沉浸在自由電子的海洋中，金屬鍵無方向性和飽和性。++++++++++++在金屬中排列著大量顯正性的離子和原子，在這些正離子和原子之間，存在著從原子上脫落下來的電子。這些電子不是固定，而是被許多原子或離子所共用，能夠在離子晶格中相對自由地運(yùn)動(dòng)，處于非定域狀態(tài)，稱為自由電子。眾多原子或離子被自由電子“膠合”在一起，形成金屬鍵。2.金屬晶體定義：晶體內(nèi)部以金屬鍵結(jié)合，在晶格結(jié)點(diǎn)上排列著金屬離子和原子所形成的晶體稱為金屬晶體。晶格結(jié)點(diǎn)上的質(zhì)點(diǎn)—金屬原子或正離子質(zhì)點(diǎn)間的作用力—金屬鍵等徑球的密堆積。3.金屬晶體的特點(diǎn)：

①電、熱的良導(dǎo)體—自由電子在外電壓的作用下，自由電子可以定向移動(dòng)，導(dǎo)電性受熱時(shí)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(dǎo)體。

②良好的延展性—離域鍵

③密度大——金屬離子和原子密堆積④金屬光澤——電子吸收可見光后再發(fā)射出來金屬可以吸收波長范圍極廣的光，并重新反射出來，因此金屬晶體不透明，且具有金屬光澤⑤熔、沸點(diǎn)、硬度較高，并且差別較大

一般來說金屬單電子多時(shí)，金屬鍵強(qiáng)，熔點(diǎn)高，硬度大。如W熔點(diǎn)達(dá)到3400℃，Re熔點(diǎn)3180℃。而金屬K和Na單電子少，金屬鍵弱，熔點(diǎn)低，硬度小。K熔點(diǎn)63℃，Na熔點(diǎn)98℃。

小結(jié)：

1.金屬鍵的形成及其特征

2.金屬晶體的定義及其特征離子鍵

分子結(jié)構(gòu)通常包括兩個(gè)方面：（1）化學(xué)鍵—分子或晶體內(nèi)相鄰原子或離子間強(qiáng)烈的相互作用，大致可分為離子鍵、共價(jià)鍵和金屬鍵三種基本類型。此外，分子間還普遍存在著一種較弱的相互吸引作用，稱分子間力，有時(shí)分子間或分子內(nèi)的某些基團(tuán)間還可能形成氫鍵。（2）分子的空間構(gòu)型，分子中的原子按照一定的規(guī)律結(jié)合成整體，使分子在空間呈現(xiàn)一定的幾何形狀（稱幾何構(gòu)型）?；瘜W(xué)鍵與分子結(jié)構(gòu)

離子鍵1.離子鍵的形成1、離子鍵的形成

電負(fù)性相差較大（△x＞1.7）的兩個(gè)元素的原子相遇時(shí)，就會(huì)發(fā)生電子的轉(zhuǎn)移而形成正、負(fù)離子。 · ·· ·· Na·+:Cl· →Na+[:Cl:] ·· ··離子鍵：由正、負(fù)離子間通過靜電作用而形成的化學(xué)鍵。離子鍵形成的化合物為離子型化合物。正負(fù)離子之間除了靜電吸引力之外，還存在外層的電子之間和原子核之間的相互排斥作用。因此，只有達(dá)到某一距離，吸引力和排斥力相等，體系能量達(dá)到最低，此時(shí)，才能形成相對穩(wěn)定的離子鍵。離子鍵的特征：（1）離子鍵的本質(zhì)是靜電作用（2）離子鍵沒有方向性（電荷球形對稱分布）（3）離子鍵沒有飽和性（空間許可）活潑金屬（如鉀、鈉、鈣、鎂等）與活潑非金屬（如氯、溴、氧、硫等）化合時(shí)，都能形成離子鍵。例如，氧化鎂、溴化鉀等都由離子鍵所形成。2、離子鍵的特征

小結(jié)：1、離子鍵的形成2、離子鍵的定義3、離子鍵的特征離子晶體離子晶體質(zhì)點(diǎn)（分子、離子、原子）在空間有規(guī)則地排列、具有整齊外形，以多面體存在的固體物質(zhì)，叫做晶體。（1）晶體的特征第一，晶體擁有整齊規(guī)則的幾何外形。第二，晶體擁有固定的熔點(diǎn)，在熔化過程中，溫度始終保持不變。第三，晶體有各向異性的特點(diǎn)（晶體的各向異性即沿晶格的不同方向，原子排列的周期性和疏密程度不盡相同，由此導(dǎo)致晶體在不同方向的物理化學(xué)特性也不同，這就是晶體的各向異性。）組成晶體的質(zhì)點(diǎn)在空間呈有規(guī)則的排列，且每隔一定間距便重復(fù)出現(xiàn)，有明顯的周期性。這種排列狀態(tài)或點(diǎn)陣結(jié)構(gòu)在結(jié)晶學(xué)上稱為結(jié)晶格子，簡稱晶格。晶格中最小的重復(fù)單位或者說能體現(xiàn)晶格一切特征的最小單位稱為晶胞。NaCI型離子晶體的特點(diǎn)：1.硬度較大，密度較大，難于壓縮，難于揮發(fā)，有較高的熔點(diǎn)和沸點(diǎn)的特點(diǎn)。2.硬度較大，質(zhì)脆，延展性差；3.易溶于水，水溶液及熔融態(tài)易導(dǎo)電；（2）離子晶體及其特點(diǎn)以離子鍵結(jié)合的化合物稱為離子化合物。離子化合物在室溫下以離子晶體形式存在。由陰、陽離子按一定規(guī)律在晶格結(jié)點(diǎn)上排列形成的晶體稱為離子晶體。（3）離子晶體的類型離子晶體中，正負(fù)離子在空間的排布情況不同，離子晶體的空間結(jié)構(gòu)也不同。對于簡單的AB型離子化合物來說，有以下三種典型的晶體結(jié)構(gòu)類型：第一，NaCl型晶體晶格:面心立方配位比:6:6晶胞中離子的個(gè)數(shù):此外，LiF，CsF等晶體屬于NaCl型