第9章分子结构ppt课件.ppt

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1、第九章分子结构第一节离子键第二节共价键的价键理论σp-pxxxσs-sσs-p第五节分子轨道理论简介第三节价层电子对互斥理论第四节轨道杂化理论第七节分子作用力和氢键第六节离域π键一、离子键理论的基本要点阴、阳离子之间由于静电引力相互吸引，当它们充分接近时，原子核之间及电子之间的排斥作用增大，当阴、阳离子之间吸引作用和排斥作用达到平衡时，系统的能量降到最低，阴、阳离子间形成稳定的化学键。第一节　离子键特征：无方向性和饱和性。1916年德国科学家Kossel(科塞尔)提出。离子键的形成纵坐标的零点：当r无

2、穷大时，两核之间无限远时的势能。体系的势能与核间距之间关系图r=r0，V有极小值，此时体系最稳定。r1.7，发生电子转移，形成离子键。Na–e–→Na+2s22p63s1→2s22p6以NaCl为例Cl+e–→Cl–3s23p5→3s23p6离子键的形成条件NaClCsCl离子键强度大，硬度高。受到外力冲击时，易发生位错，导致破碎。F++－－++－－++－－++－－位错++－－++－－++－

3、－++－－受力时发生错位，使正正离子相切，负负离子相切，彼此排斥，离子键失去作用，故离子晶体无延展性。二、晶格能离子键的强度通常用晶格能来度量。在标准状态下使单位物质的量离子晶体变为气态阳离子和气态阴离子时所吸收的能量。Na(g)subHӨm(Na)Ei(Na)Ed(Cl2)/2Cl(g)–Eeq(Cl)–Ela(NaCl)Na+(g)Cl–(g)+玻恩–哈伯循环(Born–HaberCirculation)Na(s)+1/2Cl2(g)NaCl(s)fHӨm(NaCl)subHӨm，Na(s)

4、的升华热。Ed(Cl2)，Cl2(g)的离解能。Ei(Na)，Na的第一电离能I1。Eeq(Cl)，Cl的电子亲合能。Ela(NaCl)，NaCl的晶格能U的相反数。根据Hess定律，NaCl的晶格能为：晶格能是衡量离子键强度的标志。晶格能越大，离子键强度就越大，熔化或破坏离子晶体时消耗的能量也就越大，离子晶体的熔点越高，硬度也越大。三、影响离子型化合物性质的主要因素离子的半径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。dr+r-例如MgO1927年，Pauling把最外层

5、电子到核的距离定义为离子半径。=dMgO–=210pm–132pm=78pm1926年，哥德希密特用光学方法测得了F–和O2–的半径，分别为133pm和132pm。离子半径规律同一种元素的阴离子半径大于原子半径而阳离子半径小于原子半径，且正电荷越多，半径越小。r(F–)＞r(F)r(Fe3+)＜r(Fe2+)＜r(Fe)同一周期电子层结构相同的阳离子的半径，随离子电荷增加而减小；而阴离子的半径随离子电荷增加而增大。r(F–)＜r(O2–)r(Na+)＞r(Mg2+)＞r(Al3+)同一主族元素的电荷相

6、同的离子的半径，随电子层数增加而增大。r(Li+)＜r(Na+)＜r(K+)＜r(Rb+)＜r(Cs+)r(F–)＜r(Cl–)＜r(Br–)＜r(I–)离子的电荷离子电荷↑，离子键强度↑，离子型化合物熔点↑离子的电子层构型当离子的半径相近时电子构型最外层电子构型举例21s2Li+，Be2+8ns2np6Na+，Ca2+，Al3+18ns2np6nd10Ag+，Zn2+18＋2(n-1)s2(n-1)p6(n-1)d10ns2Sn2+，Pb2+，Sb3+9~17ns2np6nd1~9Fe2+，Cr3+

7、不同构型正离子对同种负离子结合力大小规律：8电子构型离子<8—17电子构型离子<18或18+2电子构型的离子一、共价键的本质74pmd实验测知:H2核间距＝74pmH玻尔半径＝53pm1916年，美国化学家Lewis提出经典共价键理论。这种由共用电子对所形成的化学键称为共价键。Heitler和London用量子力学处理氢分子形成的过程中，得到氢分子的能量与核间距之间的关系曲线。第二节　共价键的价键理论共价键极性共价键强极性键:如H－Cl弱极性键:如H－I非极性共价键:如H－H、Cl－Cl按键是否有极性

8、分：按原子轨道重叠部分的对称性分：σ键、π键、δ键H2分子形成时两个原子接近时，自旋方式相反的未成对电子可以配对形成共价键。共价键的饱和性一个原子含有几个未成对电子，通常就能与其他原子的几个自旋相反的未成对电子配对形成共价键。原子轨道最大重叠原理因此，在可能情况下，共价键的形成将沿着原子轨道最大重叠的方向进行。二、价键理论的基本要点共价键特征成键时原子轨道沿着轨道伸展方向重叠。++++++___不能成键能成键方向性dxy-pypy-py+++++px-s