化学竞赛基础-化学键与分子结构说课材料.ppt

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1、无机化学1化学键与分子结构基本内容和重点要求返回1离子键理论2共价键理论3金属键理论4分子间作用力理解共价键的饱和性和方向性及σ键和π键的区别；掌握杂化轨道理论的要点，并说明一些分子的构型；掌握分子轨道理论的基本要点，同核双原子分子和异核双原子分子的分子轨道式及能级图；掌握分子的极化，分子间力及氢键等。在离子的半径和电荷大致相同条件下，不同构型的正离子对同种负离子的结合力的大小规律：8电子构型离子<9—17电子构型离子<18或18+2电子构型的离子（3）离子半径离子半径概念将离子晶体中的离子看成是相切的球体，正负离子的核间距d是r+和r－之和

2、。dr+r-d值可由晶体的X射线衍射实验测定得到，例如MgOd=210pm。1927年，Pauling把最外层电子到核的距离，定义为离子半径。并利用有效核电荷等数据，求出一套离子半径数值，被称为Pauling半径。教材上两套数据均列出。在比较半径大小和讨论变化规律时，多采用Pauling半径。=dMgO－=210－132=78(pm)这种半径为哥德希密特半径。1926年，哥德希密特(Goldschmidt)用光学方法测得了F－和O2－的半径，分别为133pm和132pm。结合X射线衍射所得的d值，得到一系列离子半径。离子半径的变化规律a)同主

3、族从上到下，电子层增加，具有相同电荷数的离子半径增加。Li+Mg2+>Al3+K+>Ca2+过渡元素，离子半径变化规律不明显。c)同一元素，不同价态的离子，电荷高的半径小。如Ti4+

4、+(g)+Cl－(g)=NaCl(s)U=-△rHmø晶格能U越大，则形成离子键得到离子晶体时放出的能量越多，离子键越强。晶格能测定：玻恩－哈伯循环(Born－HaberCirculation)Born和Haber设计了一个热力学循环过程，从已知的热力学数据出发，利用Hess定律计算晶格能。以NaCl为例，Born-Haber循环NaCl(s)Na(s)+1/2Cl2(g)Na(g)+Cl(g)Na+(g)+Cl(g)+e-Na+(g）+Cl-(g)Na(g)+1/2Cl2(g)fH01/2DEISUU=-fH0+S+1/2D+I-E=[

5、-(-411)+109+121+496-349]=788kJ·mol-12.影响晶格能的因素①离子的电荷(晶体类型相同时)②离子的半径(晶体类型相同时)Z↑，U↑例：U(NaCl)U(CaO)共价键的方向性和饱和性共价键的数目由原子中单电子数决定，包括原有的和激发而生成的。例如氧有两个单电子，H有一个单电子，所以结合成水分子时，只能形成2个共价键。C最多能与4个H形成共价键。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。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

6、价键，当然要具有方向性。(d)其它杂化类型——如s-p-d型sp3d杂化三角双锥型；sp3d2杂化八面体型（如SF6）SFFFFFF++++++______正八面体sp3d2Ssp3d2杂化3s3p3d3d(3)等性杂化与不等性杂化有单电子的sp3杂化轨道与H的1s成σ键，有对电子的sp3不成键，为孤对电子，故H2O分子呈V字形结构。HOH键角本应109°28′，但由于孤对电子的斥力，该角变小，为104°45′。●sp3杂化轨道分为等性sp3杂化和不等性sp3杂化等性杂化:杂化轨道空间构型与分子的空间构型一致不等性sp3杂化：杂化轨道中既含有

7、单电子，又含有成对电子，形成分子时中心原子有孤电子对存在等性sp3杂化：杂化轨道中只含单电子，不含成对电子不等性杂化:杂化轨道空间构型与分子的空间构型不一致注意：（１）只有能量相近的原子轨道才可进行杂化，杂化指中心原子而言，配体一般不杂化（ABn）；（２）杂化轨道数等于参加杂化的原子轨道数；（３）分子中有π键时，形成π键的原子轨道不发生杂化例：为什么PCl5能够稳定存在，而NCl5不能存在?答：P是第三周期元素，价电子构型是3s23p3，另有空的3d轨道，在与氯化合时，P的1个3s电子激发到3d空轨道上，进而发生sp3d杂化形成5个sp3d杂

8、化轨道，并各填充1个电子。P原子利用5个sp3d杂化轨道与5个Cl原子成键，形成稳定的三角双锥形的PCl5分子。N是第二周期元素，价电子构型是2s22p3，价电子层