分子结构和共价键理论_图文

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1、第六章分子结构和共价键理论§6-1路易斯理论H2ONH3例如H+•H=HH通过共用一对电子，每个H均成为He的电子构型，形成一个共价键。•••Lewis的贡献，在于提出了一种不同于离子键的新的键型，解释了X比较小的元素之间原子的成键事实。又如＋ClClHH§6-2价键理论(ValenceBondTheory)1927年，Heitler和London用量子力学处理氢气分子H2，解决了两个氢原子之间的化学键的本质问题，使共价键理论从经典的Lewis理论发展到今天的现代共价键理论。1氢分子中的化学键横坐标H原子间的距离，纵坐标体系的势能V，且以r—时的势能值为纵坐标的势能零点。V0－

2、Drro若两个1s电子以相同自旋的方式靠近，则r越小，V越大。此时，不形成化学键。电子自旋相反成对，结果使体系的能量降低。2价键理论1°共价键的形成A、B两原子各有一个成单电子，当A、B相互接近时，两电子以自旋相反的方式结成电子对。于是体系能量降低，形成化学键。一对电子形成一个共价键。形成的共价键越多，则体系能量越低，形成的分子越稳定。因此，各原子中的未成对电子尽可能多地形成共价键。例如，H2中，可形成一个共价键；HCl分子中，也形成一个共价键。N2分子怎样呢?已知N原子的电子结构2s22p32s2pO2s22p4考察CO分子C2s22p2或于是，CO

3、可表示成：配位键形成条件：一个原子中有孤对电子；而另一原子中有可与孤对电子所在轨道相互重叠的空轨道。2°共价键的方向性和饱和性各原子轨道在空间分布方向是固定的，为了满足轨道的最大程度重叠，原子间成的共价键，当然要具有方向性。原子中单电子数决定了共价键的数目。即为共价键的饱和性。+++1sz+3pzz以HCl为例。Cl2分子中成键的原子轨道，也要保持对称性和最大程度的重叠。pzzpz++z++如下图所示的重叠，将破坏原子轨道的对称性。X++X++++sp+pzz－+pz－3°共价键的键型键将成键轨道沿着键轴旋转任意角度，图形及符号均保持不变。即键的键轴是成键轨道的任意多重轴。一种

4、形象化描述：键是成键轨道的“头碰头”重叠。++++键成键轨道绕键轴旋转180°时，图形复原，但符号变为相反。例如两个px沿z轴方向重叠的情况。xx++pxz++绕键轴旋转180°则键的对称性可以描述为：对通过键轴的节面呈反对称，即图形相同，但符号相反。N2分子中两个原子各有三个单电子，pxpypz§6-3价层电子对互斥理论1940年Sidgwick提出价层电子对互斥理论，用以判断分子的几何构型。分子ABn中，A为中心原子，B为配位原子，n为配位原子的个数。配位原子B均与A有键联关系。1理论要点ABn型分子的几何构型取决于中心A的价层中电子对的排斥作用。分子的构型总是采取

5、电子对排斥力最小的形式。1°中心价层电子的总数和对数a)中心原子价层电子总数等于中心A的价电子数(ns+np)加上配体B在成键过程中提供的电子数。如CCl44+14=8c)处理离子时，要加减与离子价数相当的电子，如PO43－5+04+3=8，NH4＋5+14－1=8。2°电子对数和电子对空间构型的关系电子对相互排斥，在空间达到平衡取向。2对电子直线形b)氧族元素的原子做中心时，价电子数为6。如H2O或H2S。做配体时，提供电子数为0。如在CO2中。d)总数除以2，得电子对的对数。总数为奇数时，商进位。例如总数为9，则对数为5。只有一种角度，180°。3对电子正三角形只有一种角

6、度，120°。只有一种角度，109°28′。有三种角度，90°，120°，180°。5对电子三角双锥••A••••4对电子正四面体A••••••••3°分子构型与电子对空间构型的关系若配位原子的个数n和电子对数m相一致，则分子构型和电子对空间构型一致。这时，各电子对均为成键电子对。当配位原子的个数n小于电子对数m时，一部分电子对属于成键电对，其数目等于n，另一部分电子对成为孤电子对，其数目等于m－n。确定出孤对电子的位置，分子构型才能确定。6对电子正八面体有两种角度，90°，180°。90°是常见的最小的夹角。电子对数配体数孤电子对数电子对构型分子构型(m)(n)(m－n)321三

7、角形“V”字形ABB••••A••••431正四面体三角锥ABBB••A••••••••422正四面体“V”字形A••••••••ABB••••孤对电子的位置若有两种或两种以上的选择可供考虑时，则要选择斥力易于平衡的位置。而斥力大小和两种因素有关：a)键角角度小时，电对距离近，斥力大；结论要尽量避免具有较大斥力的孤对电子对分布在互成角度最小的方向上。孤对电子——成键电对斥力居中成键电对——成键电对斥力最小因为有配位原子核会分散电对的负电。电子对的种类角度相同时，孤对电