第三节化学键

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1、第三章化学键教学目的：认识化学键的涵义；掌握离子键和共价键的形成，能根据离子化合物的结构特征解释其物理性质；认识共价分子结构的多样性和复杂性；能说明简单配合物的成键情况；知道金属键的涵义，能用金属键理论解释金属的一些物理性质。教学重点：离子键、共价键的概念；价键理论和杂化轨道理论。教学难点：价键理论和杂化轨道理论。第一节离子键和离子化合物化学键是指两个相邻原子之间强烈的相互作用力。最基本的化学键类型有3种：离子键、共价键和金属键。一、离子键氯化钠(NaCl)是最典型的离子化合物，它是食盐的主要成分。它易溶于水，熔点较高(80

2、1℃)，熔融状态的氯化钠能导电，电解产物是金属钠和氯气：2NaCl2Na+Cl2反之，金属钠在氯气中燃烧，Na和Cl2就化合生成NaCl。钠原子和氯原子之间是靠什么样的作用力相结合的呢？从原子核外电子结构看，化学性质很稳定的稀有气体如氦(He)、氖(Ne)、氩(Ar)等亦称惰性气体，它们的外层电子结构都是s2p6，也可以说s2p6(八电子)是一种稳定的电子结构。钠原子和氯原子的核外电子排布分别是：11Na             1s22s22p63s117Cl              1s22s22p63s23p5钠原子

3、失去3s1电子而成钠离子Na+(1s22s2sp6)，这是稳定的s2p6全充满状态。而氯原子获得1个电子则成氯离子Cl-(1s22s22p63s23p6)，这也是稳定的s2p6状态。带正电的Na+和带负电的Cl-借静电作用力相结合，这种强烈的静电作用力称为离子键，由离子键结合成的化合物叫离子化合物，得电子或失电子的数目叫电价数。氯化钠晶体实际上就是这些Na+和Cl-相间配置而成，见图3-1(a)。可以将正负离子近似看成球形，每个离子都尽可能多地吸引异号离子而紧密堆积，见图3-1(b)。二、晶格能离子键的强度可用晶格能(U)的

4、大小来衡量，晶格能是指1mol离子晶体解离成自由气态离子所吸收的能量。如NaCl的晶格能为786kJ·mol-1，即CsCl的晶格能为657kJ·mol-1，CaF2则是2609kJ·mol-1。晶格能的大小与正负离子电荷数成正比，与正负离子间的距离成反比。晶格能越大，即正负离子间的结合力越强，所以晶体的熔点就越高，硬度也越大。表3-1列举了几种离子晶体中电荷数(z)，离子间距离(r0)与晶格能、熔点、硬度的关系。表3-1 晶格能*与晶体性质离子化合物电荷数zro/pm晶格能/kJ·mol-1熔点/℃莫氏硬度NaF12319

5、239933.2NaCl12827868012.5MgO2210379128526.5CaO2240340126144.5第二节共价键和共价化合物一、经典的Lewis八隅体规则1916年Lewis提出共用电子对形成八隅体的学说，例如A和B两个Cl原子形成Cl2时，各有一个电子，既属于A又属于B，或者说A和B两个Cl原子共有这对电子，那末A和B原子都形成稳定的八电子结构。可以·代表A原子的外层电子，以×代表B原子的外层电子，也可以用短线代表共用电子对。以下列举若干常见的共价分子的Lewis结构式。 Cl2HClH2OCH4C2

6、H4C2H2       Cl—ClH—ClH—O—H A和B两个原子间，若共用2对电子，则形成双键；共用3对电子则形成三键。C2H4分子内含有碳碳双键，C2H4分子内含碳碳三键。Lewis认为原子可以通过共用电子对形成八电子稳定结构，这种原子间的作用力称为共价键。用这个概念可以阐明许多非金属原子间形成共价化合物的规律，至今仍为化学界采用。但他并未能阐明共价键的本质和特性，成键电子对的两个电子都带负电，同性相斥，它们是怎样结合的？有些元素的化合物和不少共价分子的结构和性质都不能用八隅规则说明。因此随后发展成价键理论。二、价键

7、理论1927年Heitler和London用量子力学来处理H原子形成H2分子的过程，他们得到了H2分子能量(E)与两个H原子核间距(r)的关系曲线，如图3-2所示。若原子A和原子B的两个电子自旋方向相反，则是图中下面的曲线。当A和B相接近时(即r值减小时)，H2分子体系能量降低，这是因为A原子的核外电子不仅受到A原子核的吸引力，也受到了B原子核的吸引，同理B的电子既受B原子核的吸引，也受A原子核的吸引，也可以说是两个原子轨道发生了重叠，两核之间的电子云密度增大，体系能量降低。当r=74pm时，能量为最低值，r更小时，则因两核

8、之间库仑斥力增大，能量反而升高。即两核间距离为74pm时，形成了稳定的H2分子，这和实验测定值相符。若A和B的电子自旋方向平行，E-r曲线就不同了，如图3-2上部曲线所示。核间距r越小，能量越高，表示两个自旋方向相同的氢原子不能形成H2分子。总之，价键理论继承了Lewis共用电子对的概念，