分子结构ppt课件 (2).ppt

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1、第二章分子结构1分子中原子之间通过共用电子对结合而成的化学键称为共价键（covalentbond)，由共价键形成的化合物称为共价化合物。共价化合物的概念22-1.路易斯理论Lewis认为，分子中的原子都有形成稀有气体电子结构的趋势，求得本身的稳定。达到这种结构，可以不通过电子转移形成离子和离子键来完成，而是通过共用电子对来实现。如＋ClClHH3Lewis理论的贡献：①提出了一种不同于离子键的新键型，②解释电负性差距比较小的元素之间原子的成键事实。Lewis理论的局限：没有说明这种键的实质，适应

2、性不强。4①两个自旋相反的成单电子相互接近时可配对形成稳定共价键(covalentbond)；1)价键理论的基本要点:②已键合的电子不能再形成新的化学键；③成键电子的原子轨道要在对称性匹2-2价键理论(VB法)配的条件下发生最大程度重叠。563)共价键的特性方向性：两成键原子总是沿着原子轨道最大重叠的方向成键。饱和性：一个原子有几个成单电子，就可以与几个自旋相反的电子配对，形成几个共价键73）共价键的类型键键“头碰头”“肩并肩”s-ss-pxpx-pxpy-pypz-pz沿键轴呈圆柱型对

3、称镜面反对称键型电子云形状成键轨道重叠方式EBEe杂化轨道大低小高8例如：键：头碰头的方式重叠9HF的生成1011键：肩并肩的方式重叠p-p键1213N:2s22p32px12py12pz1思考：两原子之间最多只能形成一个σ键吗？两原子最多只能形成一个σ键，2个π键。14p-d键d-d键15键、π键的差别16所有的单键均为σ键双键：一个σ键，一个π键叁键：一个σ键，两个π键例：N2N≡N一个σ键，两个π键C2H45五个σ键，1个π键小结：17价健理论局限性：无法解释分子的空间构型健角

4、分子构型H2O104.50V型CH4109.280正四面体型181)在形成分子时,原子中能量相近的几个原子轨道重新组合而形成一组新的原子轨道，这-过程称为杂化，形成的新轨道称为杂化轨道1.杂化轨道理论的基本要点2-3杂化轨道理论19杂化轨道形状一头大一头小的葫芦型。3)轨道杂化增强原子轨道的成键能力；2)杂化轨道数目等于参与杂化的原子轨道数目；（最大重叠、最小斥力）。202.杂化类型与分子空间构型sp杂化2个sp杂化轨道特点：sp=s/2+p/2两个sp杂化轨道的夹角为180º+y+xy+x+--

5、y-x=+直线型空间构型2122两个sp杂化轨道的夹角为180ºEx.形成BeCl2分子分子为直线型结构杂化轨道Be:1s22s22324sp2杂化三个sp2杂化轨道的夹角为120º空间构型为;平面三角型BF3分子25sp3杂化四个sp3杂化轨道的夹角为109º28‘空间构型为;正四面体型CH4分子26NH3H2O三角锥型V型107º18‘104º45‘参与杂化但不成键参与杂化但不成键27等性杂化:各个杂化轨道的形状和能量完全相同。不等性杂化:参与杂化的原子轨道中存在孤对电子，则形成的杂化轨

6、道的形状和能量不完全相同。判断是否等性杂化，要看各条杂化轨道的能量是否相等，不能看未参加杂化的轨道的能量。3.等性杂化和不等性杂化28氨分子的不等性sp3杂化29水分子的不等性sp3杂化30(1)在形成多原子分子时，能量相近的原子轨道发生混合,重新形成能量相同的杂化轨道。杂化轨道理论小结(2)杂化轨道数目与参与杂化的原子轨道数目等，杂化轨道有确定的伸展方向。(3)杂化分等性杂化和不等性杂化。(4)杂化轨道成键能力增强。s成分越多，成键能力越强sp>sp2>sp3>p31杂化类型轨道数轨道夹角分子构型

7、sp2180º直线型sp23120º平面三角型sp34等性109º28´正四面体不等性107º18´三角锥型104º45´V型4.轨道杂化类型与分子空间构型32基本要点：分子或离子的空间构型与中心原子的价层电子对数目有关。价层电子对尽可能远离,以使斥力最小。孤对-孤对>孤对-键对>键对-键对价层电子对=σ键电子对+孤对电子对§2-4价层电子对互斥理论33推断分子或离子的空间构型的具体步骤：确定中心原子的价层电子对数，以AXz为例(A—中心原子,X—配位原子)：原则：①A的价电子数=主族序数；②配体X

8、：H和卤素每个原子各提供一个价电子,氧与硫不提供价电子；③正离子应减去电荷数,负离子应加上电荷数。例：VP()=(6+4×0+2)=4价层电子对数=1/2[A的价电子数+X提供的价电子数-离子电荷代数值]34确定电子对的空间构型：VP=2直线形VP=3平面三角形VP=4正四面体VP=5三角双锥VP=6正八面体35确定中心原子的孤对电子对数，推断分子的空间构型。①LP=0:分子的空间构型=电子对的空间构型VP=(2+2)=2直线形VP=(3+3)=3平面三角形VP=(4