第2章-化學(xué)元素和物質(zhì)結(jié)構(gòu)

第2章化學(xué)元素和物質(zhì)結(jié)構(gòu)上海交通大學(xué)化學(xué)化工學(xué)院大學(xué)化學(xué)教研室Dalton,

John(1766-1844)原子理論(1803年)不同元素由不同原子組成；兩種或多種元素的原子結(jié)合成化合物的分子；分子是保持化合物性質(zhì)的最小單位。2.1原子結(jié)構(gòu)2.1.1原子結(jié)構(gòu)理論的初期發(fā)展1.人們對(duì)原子結(jié)構(gòu)的認(rèn)識(shí)2.1.1原子結(jié)構(gòu)理論的初期發(fā)展2.1原子結(jié)構(gòu)2.原子的組成1)天然放射性的發(fā)現(xiàn)2)電子的發(fā)現(xiàn)：陰極射線管，密立根油滴實(shí)驗(yàn)，測(cè)定電子的荷質(zhì)比。電子帶負(fù)電，質(zhì)量為9.109389×10-31kg原子(電中性)＝正電荷部分＋負(fù)電荷部分2.原子的組成3)Rutherfordα-粒子散射實(shí)驗(yàn)提出有核原子結(jié)構(gòu)模型4)中子的發(fā)現(xiàn)2.1原子結(jié)構(gòu)3.氫原子光譜和玻爾(Bohr)理論2.1.1原子結(jié)構(gòu)理論的初期發(fā)展氫原子光譜——線狀，為什么？1913年，玻爾(Bohr)提出原子結(jié)構(gòu)理論的三點(diǎn)假設(shè)：電子不是在任意軌道上繞核運(yùn)動(dòng)，而是在一些符合一定條件的軌道上運(yùn)動(dòng)，軌道的角動(dòng)量等于h/2π的整數(shù)倍。電子在離核越遠(yuǎn)的軌道上運(yùn)動(dòng)，其能量越大。處于激發(fā)態(tài)的電子不穩(wěn)定，可以躍遷到離核較近的軌道上，在躍遷的同時(shí)會(huì)以光子形式釋放出光能。3.氫原子光譜和玻爾理論2.1.1原子結(jié)構(gòu)理論的初期發(fā)展NielsBohr(1885-1962,Denmark)線狀光譜產(chǎn)生的原因——電子在不同的電子層間發(fā)生躍遷2.1.1原子結(jié)構(gòu)理論的初期發(fā)展玻爾原子理論的成功之處提出了量子的概念成功地解釋了氫原子光譜的實(shí)驗(yàn)結(jié)果用于計(jì)算氫原子的電離能玻爾原子理論的局限性無法解釋氫原子光譜的精細(xì)結(jié)構(gòu)不能解釋多電子原子、分子或固體的光譜2.1.1原子結(jié)構(gòu)理論的初期發(fā)展2.1.2核外電子運(yùn)動(dòng)的特征1）光的波粒二象性普朗克的量子理論，愛因斯坦的光子學(xué)說粒子性——光電效應(yīng)波動(dòng)性——干涉、衍射h:普朗克常數(shù)6.62×10-34J·s1.微觀粒子的波粒二象性3.1.1微觀世界的特征

E,P－表征粒子性ν,λ－表征波動(dòng)性由h定量相聯(lián)系2.1.2核外電子運(yùn)動(dòng)的特征2）微觀實(shí)物粒子的波粒二象性LouisdeBroglie

(1892-1983France)2.1.2核外電子運(yùn)動(dòng)的特征2.測(cè)不準(zhǔn)原理

宏觀物體子彈m=10g微觀電子2.1.2核外電子運(yùn)動(dòng)的特征研究微觀世界粒子運(yùn)動(dòng)狀態(tài)——量子力學(xué)WernerHeisenberg

(1901-1976,Germany)1.薛定諤方程――微粒的波動(dòng)方程2.2核外電子的運(yùn)動(dòng)狀態(tài)2.2.1薛定諤方程和波函數(shù)Ψ：波函數(shù) x,y,z

：空間坐標(biāo)

E：體系的總能量 V：勢(shì)能ErwinSchr?dinger

(1887-1961,Austria)2.波函數(shù)和原子軌道薛定諤方程的解——(x,y,z)

的具體函數(shù)形式，波函數(shù)。它是一個(gè)包含n,l,m

三個(gè)常數(shù)項(xiàng)的(x,y,z)的函數(shù)，常表示為：

n,l,m三個(gè)量子數(shù)是薛定諤方程有合理解的必要條件。2.2.1薛定諤方程和波函數(shù)2.波函數(shù)、原子軌道和概率密度波函數(shù)Ψ是量子力學(xué)中描述核外電子運(yùn)動(dòng)狀態(tài)的數(shù)學(xué)函數(shù)式。波函數(shù)的空間圖象就是原子軌道；

原子軌道的數(shù)學(xué)表示式就是波函數(shù)。波函數(shù)Ψ描述了核外電子可能出現(xiàn)的一個(gè)空間區(qū)域（原子軌道），不是經(jīng)典力學(xué)中描述的某種確定的幾何軌跡。Ψ沒有明確的物理意義，但|

|2

表示空間某處單位體積內(nèi)電子出現(xiàn)的概率（概率密度）。2.2.1薛定諤方程和波函數(shù)2.2.2四個(gè)量子數(shù)1.主量子數(shù)n:描述原子中電子出現(xiàn)概率最大區(qū)域離核的遠(yuǎn)近，或者說它決定電子層數(shù)取值:1,2,3,…n等正整數(shù)

電子層數(shù)n1234567光譜學(xué)符號(hào)KLMNOPQ2.2核外電子的運(yùn)動(dòng)狀態(tài)表示原子軌道角動(dòng)量的大小,原子軌道或電子云的形狀,即電子亞層取值：0，1，2，3，…，（n－1）（共n個(gè)取值）2.2.2四個(gè)量子數(shù)l0123光譜學(xué)符號(hào)spdf電子云球形啞鈴形花瓣形

2.角量子數(shù)l：3.磁量子數(shù)m：表征原子軌道角動(dòng)量在外磁場(chǎng)方向上分量的大小，即原子軌道在空間的伸展方向取值:0,±1,±2,…±l,有2l+1個(gè)取值說明了線狀光譜在外加磁場(chǎng)的作用下的分裂現(xiàn)象。在沒有外加磁場(chǎng)情況下，同一亞層的原子軌道，能量是相等的，叫等價(jià)軌道。2.2.2四個(gè)量子數(shù)4.自旋量子數(shù)ms：表征電子的自旋狀態(tài)，有兩種，即自旋角動(dòng)量有兩種不同的取向取值：說明了氫光譜的精細(xì)結(jié)構(gòu)2.2.2四個(gè)量子數(shù)例：已知核外某電子的四個(gè)量子數(shù)為：n=2;l=1;m=-1;ms=+1/2說明其表示的意義。原子中每個(gè)電子的運(yùn)動(dòng)狀態(tài)可用四個(gè)量子數(shù)來描述，四個(gè)量子數(shù)確定之后，電子在核外的運(yùn)動(dòng)狀態(tài)就確定了。2.2.2四個(gè)量子數(shù)1.概率密度的表示方法2.2.3

波函數(shù)的空間圖像H原子的1s電子云1s等概率率密度面1s界面圖電子云的輪廓圖1p電子云s電子云2.2.3

波函數(shù)的空間圖像d電子云2.2.3

波函數(shù)的空間圖像電子云的輪廓圖2R(r)

－徑向分布部分，僅與r(原子軌道半徑)有關(guān)，與空間取向無關(guān)Y(,)

－角度分布部分，只取決于軌道的空間取向，與軌道半徑無關(guān)2.波函數(shù)的空間圖像2.2.3

波函數(shù)的空間圖像坐標(biāo)變換2.2.3

波函數(shù)的空間圖像薛定諤方程變換為球殼薄層中電子的幾率為：（1）徑向分布2.2.3

波函數(shù)的空間圖像對(duì)r作圖原子軌道的角度分布圖電子云的角度分布圖2.2.3

波函數(shù)的空間圖像（2）角度分布原子軌道的角度分布和電子云的角度分布原子軌道角度分布圖胖一點(diǎn)，而電子角度分布圖瘦一點(diǎn)。因?yàn)閨Y|<1，所以|Y|

2<|Y|

。原子軌道角度分布圖有正負(fù)號(hào)之分，而電子云角度分布圖均為正值。

“＋”、“－”符號(hào)表示的是原子軌道角度分布圖形的對(duì)稱性關(guān)系。

2.2.3

波函數(shù)的空間圖像1.Pauling近似能級(jí)圖2.3原子的電子層結(jié)構(gòu)與元素周期系2.3.1多電子原子的能級(jí)近似能級(jí)圖是按原子軌道的能量高低排列的。每個(gè)小圓圈代表一個(gè)原子軌道。能量相同的軌道稱簡(jiǎn)并軌道。l相同，E1s＜E2s＜E3s＜E4s，E2p＜E3p＜E4pn相同，Ens＜Enp＜End＜Enfn,l都不同，E4s＜E3d＜E4p——能級(jí)交錯(cuò)Pauling近似能級(jí)圖的能量說明2.3.1多電子原子的能級(jí)能級(jí)交錯(cuò)的原因1屏蔽效應(yīng)

a.內(nèi)層電子對(duì)外層電子的作用；

b.有效核電荷Z*；

c.屏蔽系數(shù)σ；

各電子層電子屏蔽作用的大小順序?yàn)椋?/p>

K>L>M>N>O>P……

各電子層能級(jí)相對(duì)高低的順序?yàn)椋?/p>

K<L<M<N<O<P……2.3.1多電子原子的能級(jí)能級(jí)交錯(cuò)的原因2鉆穿效應(yīng)外層電子鉆到內(nèi)部空間而靠近原子核的現(xiàn)象，通常稱為鉆穿作用。2.3.1多電子原子的能級(jí)由于電子的鉆穿作用的不同而使它的能量發(fā)生變化的現(xiàn)象稱為鉆穿效應(yīng)。E4s<E3d能級(jí)交錯(cuò)2.3.1多電子原子的能級(jí)2.核外電子排布三原則（1）能量最低原理：能量越低越穩(wěn)定。（2）泡利不相容原理：同一個(gè)原子中沒有四個(gè)量子數(shù)完全相同的電子。各原子軌道容納電子的數(shù)目：2.3.1多電子原子的能級(jí)N1s22s22p32.3.1多電子原子的能級(jí)2.核外電子排布三原則

（3）洪德規(guī)則：等價(jià)軌道原理2.核外電子排布三原則洪德規(guī)則的特例：

等價(jià)軌道全充滿、半充滿或全空的狀態(tài)是比較穩(wěn)定的。全充滿：p6,d10,f14

半充滿：p3,d5,f7

全空：p0,d0,f02.3.1多電子原子的能級(jí)電子填入軌道次序圖例：K的原子序數(shù)為19不是而是2.3.1多電子原子的能級(jí)電子結(jié)構(gòu)式

[原子實(shí)]價(jià)電子：K——[Ar]4s1Cr——[Ar]3d54s12.3.1多電子原子的能級(jí)2.3.2核外電子排布與周期系的關(guān)系21.每周期的元素?cái)?shù)目2.3原子的電子層結(jié)構(gòu)與元素周期系2.3.2核外電子排布與周期系的關(guān)系2.元素在周期表中的位置3.元素在周期表中的分區(qū)2.3.2核外電子排布與周期系的關(guān)系ns1~2ns2np1~6ns1~2(n-1)d1~9(n-2)f1~14(n-1)d0~1ns2ns1~2(n-1)d10小結(jié)每周期元素的數(shù)目等于相應(yīng)能級(jí)組內(nèi)軌道所能容納的最多電子數(shù)。元素在周期表中所處的周期序數(shù)＝該元素原子的電子層數(shù)（主量子數(shù)n）元素在周期表中所處的族序數(shù)：

主族、第I副族、第II副族：最外層電子數(shù)2.3.2核外電子排布與周期系的關(guān)系2.3.3元素性質(zhì)的周期性1.原子半徑的周期性變化2.3原子的電子層結(jié)構(gòu)與元素周期系2.第一電離能的周期性變化2.3.3元素性質(zhì)的周期性3.電子親和能的周期性變化2.3.3元素性質(zhì)的周期性4.元素電負(fù)性的周期性變化電負(fù)性：分子中原子吸引電子的能力

1932年，鮑林首先提出指定氟的電負(fù)性為4.0，電負(fù)性是一相對(duì)數(shù)值電負(fù)性越大，原子在分子中吸電子的能力越強(qiáng)一般情況下，金屬元素的電負(fù)性小于2.0，非金屬元素的電負(fù)性大于2.02.3.3元素性質(zhì)的周期性元素電負(fù)性的周期性變化圖示2.3.3元素性質(zhì)的周期性5.元素非金屬性的周期性變化2.3.3元素性質(zhì)的周期性2.4化學(xué)鍵與分子結(jié)構(gòu)分子是參與化學(xué)反應(yīng)的基本單元分子結(jié)構(gòu)包含如下主要內(nèi)容：化學(xué)鍵：離子鍵、共價(jià)鍵、金屬鍵分子間力（范德華力）分子（或晶體）的空間構(gòu)型物質(zhì)的分子結(jié)構(gòu)與物理、化學(xué)性質(zhì)的關(guān)系化學(xué)鍵：分子中直接相鄰的兩個(gè)（或多個(gè)）原子之間的強(qiáng)烈相互作用。2.4.1離子鍵1.離子鍵的形成離子鍵：由正負(fù)離子間靜電引力形成的化學(xué)鍵離子化合物：由離子鍵形成的化合物2.4化學(xué)鍵與分子結(jié)構(gòu)電負(fù)性小的活潑金屬原子——電負(fù)性大的活潑非金屬原子——達(dá)到稀有氣體原子穩(wěn)定結(jié)構(gòu)；兩個(gè)電負(fù)性相差較大的原子之間——容易發(fā)生電子轉(zhuǎn)移——形成正、負(fù)離子。1916年，柯塞爾(Kossel)提出了離子鍵理論：2.4.1離子鍵從能量的角度來看：2.4.1離子鍵離子鍵的本質(zhì)是靜電作用力；離子鍵沒有方向性；離子鍵沒有飽和性；2.離子鍵的特征2.4.1離子鍵3.離子鍵的離子性與元素的電負(fù)性的關(guān)系一般元素之間電負(fù)性差值越大，它們之間形成的離子鍵的離子性也越大。生成離子鍵的條件:

原子間電負(fù)性相差較大，一般要大于1.7左右。2.4.1離子鍵4.離子的特征1（1）離子的電荷離子的電荷是形成離子鍵時(shí)原子的得失電子數(shù)正離子：+1、+2；+3、+4Fe3+:3d64s2

3d5

Mn2+:3d54s2

3d5

負(fù)離子：-1、-2；-3、-42.4.1離子鍵4.離子的特征2（2）離子的電子層構(gòu)型2e構(gòu)型：Li+、Be2+8e構(gòu)型：Na+、Cl-、O2-18e構(gòu)型：Zn2+、Hg2+、Cu+、Ag+(18+2)e構(gòu)型：Pb2+、Sn2+9~17e構(gòu)型：Fe2+、Cr3+、Mn2+不同構(gòu)型的正離子對(duì)同種負(fù)離子的結(jié)合力大?。?電子層構(gòu)型＜9~17電子層構(gòu)型＜18

電子層構(gòu)型2.4.1離子鍵（3）離子的半徑

平衡距離（核間距）

4.離子的特征32.4.1離子鍵離子的半徑的變化規(guī)律具有相同電荷數(shù)同族離子的半徑依次增大：

Li+＜Na+

＜K+

＜

Rb+

＜Cs+

；F-＜

Cl-

＜Br-

＜I-同周期主族元素，正離子的電荷數(shù)增大，離子半徑依次減?。?/p>

Na+

＞Mg2+＞Al3+同一元素形成不同電荷離子時(shí)，高價(jià)的離子半徑?。?/p>

rFe3+(60pm)＜rFe2+(75pm)負(fù)離子的半徑較大，約為130~250pm；

正離子的半徑較小，約為10~170pm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：

r(Li+,60pm)～r(Mg2+,65pm)

r(Na+,95pm)～r(Ca2+,99pm)2.4.1離子鍵物質(zhì)NaClKClCaOMgO熔點(diǎn)/K1074104128453073沸點(diǎn)/K1686169031233873一些離子化合物的熔點(diǎn)和沸點(diǎn)

離子的電荷越高、半徑越小，靜電作用力就越強(qiáng)，熔點(diǎn)和沸點(diǎn)就越高。2.4.1離子鍵1916年，G.N.Lewis提出了共價(jià)鍵理論2.4.2共價(jià)鍵及分子構(gòu)型2.4化學(xué)鍵與分子結(jié)構(gòu)共價(jià)鍵：原子間靠共用電子對(duì)結(jié)合起來的化學(xué)鍵共價(jià)化合物：由共價(jià)鍵形成的化合物1927年，Heitler

和London應(yīng)用量子力學(xué)求解氫分子的薛定諤方程。近代共價(jià)鍵理論：

價(jià)鍵理論（VB法）

雜化軌道理論

價(jià)層電子對(duì)互斥理論 分子軌道理論（MO法）2.4.2共價(jià)鍵及分子構(gòu)型基態(tài)排斥態(tài)

1.價(jià)鍵理論要點(diǎn)

氫分子中共價(jià)鍵的形成：2.4.2共價(jià)鍵及分子構(gòu)型1.價(jià)鍵理論要點(diǎn)(1)自旋方向相反的未成對(duì)電子可相互配對(duì)成鍵如：H－HCl－Cl

H－ClN≡N“－”表示共用的電子對(duì)。(2)原子軌道的最大重疊原理2.4.2共價(jià)鍵及分子構(gòu)型(3)共價(jià)鍵的特征方向性和飽和性

*共價(jià)鍵具有方向性的原因是因?yàn)樵榆壍?p,d,f)有一定的方向性，它和相鄰原子的軌道重疊成鍵要滿足最大重疊。2.4.2共價(jià)鍵及分子構(gòu)型(4)共價(jià)鍵的類型1σ鍵頭對(duì)頭2.4.2共價(jià)鍵及分子構(gòu)型(4)共價(jià)鍵的類型2Π鍵肩并肩2.4.2共價(jià)鍵及分子構(gòu)型共價(jià)單鍵:一般為σ鍵，H－Cl

共價(jià)雙鍵和叁鍵中：一個(gè)σ鍵外，其余的為π鍵。π鍵的活性高。

N≡N,HC≡CH2.4.2共價(jià)鍵及分子構(gòu)型(4)共價(jià)鍵的類型3從共用電子對(duì)的角度：

普通的共價(jià)鍵：兩個(gè)原子各自貢獻(xiàn)一個(gè)自旋方向相反的電子，通過軌道的重疊形成共價(jià)鍵配位鍵：共用電子對(duì)由成鍵原子的一個(gè)原子供給

2.4.2共價(jià)鍵及分子構(gòu)型2.分子的空間構(gòu)型（1）雜化軌道理論雜化軌道——若干不同類型、能量相近的原子軌道混合起來，重新組成一組新的軌道。LinusCarlPaulingTheNobelPrizeinChemistry19542.4.2共價(jià)鍵及分子構(gòu)型雜化軌道的類型-sp雜化180°，直線型2.4.2共價(jià)鍵及分子構(gòu)型BeCl2分子結(jié)構(gòu)2.4.2共價(jià)鍵及分子構(gòu)型雜化軌道的類型-sp雜化120°，平面三角形雜化軌道的類型-sp2

雜化2.4.2共價(jià)鍵及分子構(gòu)型109°28

，為四面體型CH4

分子的形成過程示意圖雜化軌道的類型-sp3雜化2.4.2共價(jià)鍵及分子構(gòu)型雜化軌道的類型-sp3雜化2.4.2共價(jià)鍵及分子構(gòu)型90°或180°，正八面體雜化軌道的類型-sp3d2

雜化2.4.2共價(jià)鍵及分子構(gòu)型雜化軌道的類型-

等性雜化與不等性雜化等性雜化：每個(gè)雜化軌道中所含成分都相同，雜化后整個(gè)體系能量最低。不等性雜化：由于孤電子對(duì)參加了雜化，得到性質(zhì)不完全等同的雜化軌道。2.4.2共價(jià)鍵及分子構(gòu)型H2O的sp3不等性雜化O:2.4.2共價(jià)鍵及分子構(gòu)型sp3NH3的sp3不等性雜化N:2.4.2共價(jià)鍵及分子構(gòu)型sp3雜化軌道理論要點(diǎn)小結(jié)原子在成鍵時(shí)狀態(tài)變化——(價(jià)電子激發(fā))——成鍵原子軌道“混雜”——重新組合成——形成雜化軌道。雜化條件——軌道能級(jí)相近。雜化前原子軌道數(shù)＝組合后雜化軌道數(shù)。雜化軌道成鍵能力>原未雜化軌道的成鍵能力，形成的化學(xué)鍵鍵能大，生成的分子更穩(wěn)定。中心原子雜化——雜化軌道形成σ鍵2.4.2共價(jià)鍵及分子構(gòu)型1940年首先由西奇威克（Sidgwick）提出，并由吉來斯必（R.J.Gillespie）發(fā)展起來歸納了許多已知分子的構(gòu)型，預(yù)測(cè)多原子分子的幾何構(gòu)型適用于AXm類型的共價(jià)型分子AXm中心原子配位原子配位數(shù)2.價(jià)層電子對(duì)互斥理論2.4.2共價(jià)鍵及分子構(gòu)型在AXm

型共價(jià)分子中，A周圍配位的X原子的幾何構(gòu)型，主要取決于A的價(jià)電子層中電子對(duì)的排斥作用。電子對(duì)包括：成鍵電子對(duì)和未成鍵電子對(duì)。分子幾何構(gòu)型采取電子對(duì)排斥力最小構(gòu)型電子對(duì)間排斥力大小的次序?yàn)椋汗聦?duì)－孤對(duì)>孤對(duì)－鍵對(duì)>鍵對(duì)－鍵對(duì)（1）價(jià)層電子對(duì)互斥理論的基本要點(diǎn)2.4.2共價(jià)鍵及分子構(gòu)型中心原子的價(jià)電子總數(shù):A本身的價(jià)電子數(shù)與配位原子提供的電子數(shù)的總和，計(jì)算規(guī)則：元素氧族（O,S）N族鹵素H中心原子A657－配位原子X0

311當(dāng)討論的物種是離子時(shí)，價(jià)電子總數(shù)應(yīng)減去（或加上）正（或負(fù))離子的電荷數(shù)電子對(duì)數(shù):

價(jià)層的電子總數(shù)/2，若余1個(gè)電子，亦算一對(duì)價(jià)層電子對(duì)互斥理論------（2）判斷共價(jià)分子結(jié)構(gòu)的一般規(guī)則AXm2.4.2共價(jià)鍵及分子構(gòu)型PO43-：價(jià)電子對(duì)總數(shù)=(5+3)/2=4NH4+：價(jià)電子對(duì)總數(shù)=(5+4－1)/2=4OCl2：價(jià)電子對(duì)總數(shù)=(6+2)/2=4ICl2-：價(jià)電子對(duì)總數(shù)=[7+2－(－1)]/2=5計(jì)算價(jià)電子對(duì)數(shù)舉例2.4.2共價(jià)鍵及分子構(gòu)型中心原子價(jià)層的電子總數(shù)

電子對(duì)數(shù)

電子對(duì)幾何構(gòu)型

畫出結(jié)構(gòu)圖

填上配位原子

分子的空間構(gòu)型斥力最小確定AXm分子空間構(gòu)型的方法：2.4.2共價(jià)鍵及分子構(gòu)型常見AXm

型化合物分子的幾何構(gòu)型1電子對(duì)數(shù)化合物成鍵電子對(duì)數(shù)孤對(duì)電子對(duì)數(shù)分子的空間構(gòu)型實(shí)例A雜化類型2AX220直線形BeH2、HgCl2、CO2sp3AX3AX23201平面三角形V形BF3,SO3,NO3-SO2sp24AX4AX3AX2432012四面體三角錐V形CCl4、NH4+NH3、PH3H2O、SF2sp3注：分子的空間構(gòu)型列中紅色為電子對(duì)的幾何構(gòu)型類型2.4.2共價(jià)鍵及分子構(gòu)型常見AXm

型化合物分子的幾何構(gòu)型2電子對(duì)數(shù)化合物成鍵電子對(duì)數(shù)孤對(duì)電子對(duì)數(shù)分子的空間構(gòu)型實(shí)例A雜化類型10AX5AX4AX3AX254320123三角雙錐變形四面體T形直線形PCl5、PF5SF4、TeCl4ClF3ICl2-、XeF2sp3d12AX6AX5AX4654012八面體四角錐平面四邊形SF6,PF6-,SiF62-IF5XeF4sp3d22.4.2共價(jià)鍵及分子構(gòu)型（3）價(jià)層電子對(duì)互斥理論的應(yīng)用確定分子的空間構(gòu)型比較鍵角

a.根據(jù)斥力：孤對(duì)>成鍵>單電子叁鍵＞雙鍵＞單鍵

b.根據(jù)AXn中A和X電負(fù)性的不同（1）A相同，X不同，則X電負(fù)性越大，成鍵電子對(duì)越遠(yuǎn)離A，鍵角越?。唬?）X相同，

A不同，則A電負(fù)性越大，成鍵電子對(duì)越靠近A，鍵角越大；判斷中心原子的雜化類型2.4.2共價(jià)鍵及分子構(gòu)型鍵角的比較(A相同)小小2.4.2共價(jià)鍵及分子構(gòu)型4.價(jià)層電子對(duì)互斥理論的局限性：只適用于討論中心原子是主族元素的AXm型分子（或基團(tuán)）,對(duì)于副族元素則不是最理想——與雜化軌道理論一起使用用價(jià)層電子對(duì)互斥理論判斷電子對(duì)的空間構(gòu)型和分子的空間構(gòu)型，再推測(cè)中心原子的雜化形式。2.4.2共價(jià)鍵及分子構(gòu)型HCl2.4.3分子間力1.分子的極性HHCl

Cl2.4化學(xué)鍵與分子結(jié)構(gòu)雙原子分子:分子的極性取決于鍵的極性多原子分子：分子的極性取決于鍵的極性和分子空間構(gòu)型1.分子的極性永久偶極誘導(dǎo)偶極瞬間偶極分子的類型非極性分子極性分子離子型分子2.4.3分子間力2.分子間力的類型（1）取向力：固有偶極之間2.4.3分子間力（2）誘導(dǎo)力：誘導(dǎo)偶極參與（3）色散力：瞬間偶極之間2.4.3分子間力3.分子間力的大小2.4.3分子間力一些分子的分子間作用力（kJ?mol-1）4.分子間力的性質(zhì)與化學(xué)鍵的關(guān)系范德華力是永遠(yuǎn)存在于分子或原子間的。它的作用能比化學(xué)鍵的鍵能約小一至二個(gè)數(shù)量級(jí)。范德華力沒有方向性和飽和性，其作用范圍較小。2.4.3分子間力分子間力小結(jié)極性分子與極性分子之間極性分子與非極性分子之間非極性分子與非極性分子之間取向力誘導(dǎo)力色散力2.4.3分子間力2.4.4氫鍵1.氫鍵形成的條件分子中有H原子且與電負(fù)性很大的元素(如F、O、N等)形成共價(jià)鍵；分子中有電負(fù)性很大、半徑小、且?guī)в泄聦?duì)電子的原子；2.4化學(xué)鍵與分子結(jié)構(gòu)氫鍵的鍵能和鍵長(zhǎng)2.氫鍵的類型分子間氫鍵分子內(nèi)氫鍵2.4.4氫鍵3.氫鍵的特點(diǎn)具有方向性具有飽和性強(qiáng)弱與成鍵元素的電負(fù)性和原子半徑大小有關(guān)

F—H…F>O—H…O>O—H…N>N—H…N

Cl、C原子形成的氫鍵很弱或不能形成氫鍵2.4.4氫鍵4.氫鍵對(duì)化合物性質(zhì)的影響溶解度大、黏度大、硬度大，沸點(diǎn)高氫化物的沸點(diǎn)2.4.4氫鍵5.氫鍵實(shí)例2.4.4氫鍵2.5晶體的結(jié)構(gòu)