1、第章化学键与分子结构化学键与分子结构12主要主要内容内容 6.1 离子键理论6.2 共价键理论6.3 分子的极性、分子间力和氢键6.4 晶体结构简介化化 学学 键键分子或晶体中相邻原子间的强相互作用称为分子或晶体中相邻原子间的强相互作用称为化学键化学键。种类：离子键、金属键和共价键三种。种类：离子键、金属键和共价键三种。原子电负性差大于原子电负性差大于1.7， 离子键；离子键；原子电负性差小于原子电负性差小于1.7 时，成共价键。时，成共价键。金属原子之间则生成金属键。金属原子之间则生成金属键。思考思考：NaCl晶体中钠离子与氯离子之间、金属铜中铜原子晶体中钠离子与氯离子之间、金属铜中铜原子与
2、铜原子之间，与铜原子之间，H2O中氢原子与氧原子之间各有什么键？中氢原子与氧原子之间各有什么键？答：答：NaCl晶体中钠离子与氯离子之间是离子键；金属铜晶体中钠离子与氯离子之间是离子键；金属铜中铜与铜之间是金属键；中铜与铜之间是金属键；H2O分子中分子中H原子与原子与O原子之间原子之间存在共价键，存在共价键， H2O间存在分子间作用力和氢键。间存在分子间作用力和氢键。36.1 离离 子子 键键正负离子间通过静电引力形成的化学键称为离子键。4由离子键形成的化合物或晶体称为离子化合物或离子晶体。如NaCl，KCl，CaO等金属元素的氧化物、氟化物和某些氯化物。NaNa+ 2s 2 2p 6 3s
3、1 2s 2 2p 6 ClCl- 2s 2 2p 5 2s 2 2p 6首先形成稳定离子然后由静电吸引形成化学键6.1.1 离子键的形成条件离子键的形成条件1. 元素的电负性差比较大 1.7，发生电子转移，产生正、负离子，形成离子键； 1.7 ，实际上是指离子键的成分大于 50 %）2. 易形成稳定离子Na + 2s 2 2p 6，Cl 3s 2 3p 6 ，只转移少数的电子就达到稀有气体式稳定结构。3. 形成离子键时释放能量多Na ( s ) + 1/2 Cl 2 ( g ) = NaCl ( s ) H = 410.9 kJmol1在形成离子键时，以放热的形式，释放较多的能量。5离子键和
4、共价键之间, 并非可以截然区分的，可将离子键视为极性共价键的一个极端, 另一极端为非极性共价键。 极性增大非极性共价键 极性共价键 离子键 化合物中不存在百分之百的离子键，即使是 CsF 的化学键(92%离子性)，其中也有共价键的成分。即除离子间靠静电相互吸引外，尚有共用电子对的作用。 X 1.7 ，实际上是指离子键的成分大于 50 %。6.1.2 离子键的强度离子键的强度7v离子键强度：用晶格能U表示v标准状态下，由气态正离子和气态负离子形成1mol离子晶体时所放出来的能量称为晶格能，单位为kJmol-1。 Ca2+ (g) + 2Cl- (g) CaCl2 (s) H = U = 2260
5、 kJmol-1 v晶格能越大，离子键越强，相应的晶体熔点越高，硬度越大。6.1.3 离子键的特点离子键的特点8 (1) 离子键的本质是静电引力离子键的本质是静电引力221rqqFq1 ，q2 分别为正负离子所带电量 ，r 为正负离子的核间距离，F为静电引力。（2）离子键没有方向性）离子键没有方向性 与任何方向的电性不同的离子相吸引。（3）离子键没有饱和性）离子键没有饱和性吸引相反离子数目取决于正负离子间的半径比（配位数）。（4 4）键的离子性与元素的电负性有关）键的离子性与元素的电负性有关 1.7，发生电子转移，形成离子键； 1.7，不发生电子转移，形成共价键。9思考思考：在氯化钠晶体中，在
6、Na+(或Cl-)周围只排列着6个相反的Cl-(或Na+)，是否不符合离子键无饱和性的特点？这是正负离子半径的相对大小，电荷多少等因素决定的。因为在这6个Cl-(或Na+)之外，无论是什么方向上或什么距离处，如果再排列有Cl-(或Na+)，则它们同样还会受到该相反电荷Na+(或Cl-)的电场作用，只不过是距离较远，相互作用较弱。6.1.4 离子的特征离子的特征10离子电荷离子半径离子的电子构型离子的特征决定离子键和离子化合物的性质。离子电荷离子电荷11 Fe Fe FeFe2+2+ FeFe3+3+ Fe3+ ：氧化性，Fe2+ ：还原性； FeCl3 ：棕色粉未， FeCl2 ：白色固体。
7、Fe2+ 水溶液：浅绿色，具有还原性； Fe3+水溶液：黄棕色，具有氧化性。离子电荷：原子在形成离子化合物过程中失去或得到的电子数。电荷高，离子键强。 +1, +2, +3, +4带电荷不同，性质不同。离子半径离子半径12离子半径：离子在晶体中的接触半径。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 。d 值可由晶体的 X 射线衍射实验测定得到。pm210rrd22OMg2+2MgOMgOrdr210 13278dr+r -drr例： MgO d = 210 pmpm离子半径变化规律离子半径变化规律13u同主族从上到下，随电子层增加，具有相同电荷数的同族离
8、子半径增加。 Li + Na + K + Rb + Cs + F Cl Br Mg 2 + Al 3 + K + Ca 2 + 离子半径变化规律离子半径变化规律14u同一元素，不同价态的离子，电荷高的半径小。 r正离子 r原子 r负离子 如 Ti 4 + Ti 3 + ； Fe 3 + Fe 2 + Fe 。u负离子半径一般较大(150 - 250 pm)；正离子半径一般较小( 10 170 pm)。u周期表中对角线上，左上的元素和右下的元素的离子半径相近 。NaLi22CaMg3Sc4Zr离子的电子构型离子的电子构型15简单负离子的电子层构型一般都具有稳定的8电子结构如F-、O2-、Cl-等
9、。)ndnpns(Ag,Cu,Hg,Cd,Zn1062222等正离子的电子层构型大致有 5 种：226Na ,Mg()ns np 等 8电子构型，如)s 1 (Be,Li22 2电子构型，如 18电子构型，如 16)ndnpns(Cu,Co,Ni,Fe,Mn,Cr,Fe91622223232等21062322nsd) 1n(p) 1n(s ) 1n(Tl,Bi,Sn,Pb 9 -17电子构型，如 (18+2)电子构型，如8电子构型离子 9 17电子构型离子 孤电子对成键电子孤电子对成键电子 成键电子成键电子成键成键 电子，即电子，即LPLP LPBP BPBP；叁键叁键 双键双键 单键。单键。
10、电子对间的排斥力规律电子对间的排斥力规律通式AXm表示所有只含一个中心原子的分子或离子组成。A：中心原子，X：配位原子，下标m：配位原子的个数。（2）判断共价分子结构的一般规则）判断共价分子结构的一般规则A 的价电子数的价电子数 = 主族序数；主族序数；配体配体X： H和卤素每个原子各提供一个价电子和卤素每个原子各提供一个价电子, 氧与硫氧与硫不提供价电子；不提供价电子；正离子应减去电荷数，负离子应加上电荷数。正离子应减去电荷数，负离子应加上电荷数。如果出现奇电子如果出现奇电子(有一个成单电子有一个成单电子)，可把这个单电子当，可把这个单电子当作电子对看待。作电子对看待。A原子的价层电子对数=
11、1/2A的价电子数+X提供的价电子数+（负）或- （正）离子电荷数v价层电子对互斥理论的判断规则v例：求PO43- ，NH4+ ，CCl4 ，NO2 ，ICl4- ，OCl2 分子或离子中心原子的价层电子对数。AXm中心原子的价层电子对数=1/2A的价电子数+配位原子提供的价电子数+（负）或- （正）离子电荷数 价层电子数价层电子数 价层电子对数价层电子对数PO43- NH4+ NO2 ICl2- OCl2N = 5+3 = 8 4N = 5 + 4 - 1=8 4N = 5 3N = 10 5N = 8 4CO32-思考思考2. 根据中心原子根据中心原子A周围的电子对数，找出相应的理想几何结
12、周围的电子对数，找出相应的理想几何结构图形，即价电子对的空间构型构图形，即价电子对的空间构型 。VP=2 直线形直线形VP=3 平面三角形平面三角形VP=4 正四面体正四面体VP=5 三角双锥三角双锥VP=6 正八面体正八面体（3）判断共价分子结构的实例）判断共价分子结构的实例1. LP=0，分子的空间构型，分子的空间构型 = 电子对的空间构型电子对的空间构型2BeHVP = 1/2(2+2) = 2 直线形直线形3BFVP = 1/2(3+3) = 3 平面三角形平面三角形4CHVP = 1/2(4+4) = 4 四面体四面体5PClVP = 1/2(5+5) = 5 三角双锥三角双锥6SF
13、VP = 1/2(6+6) = 6 八面体八面体例例6 1 八面体八面体 四方锥四方锥 IF5 2 八面体八面体 平面正方形平面正方形 XeF42. LP0 ：分子的空间构型不同于电子对的空间构型。：分子的空间构型不同于电子对的空间构型。3 1 平面三角形平面三角形 V形形 SnCl24 1 四面体四面体 三角锥三角锥 NH3 2 四面体四面体 V形形 H2OVPLP电子对的电子对的空间构型空间构型分子的分子的空间构型空间构型例例5 1 三角双锥三角双锥 变形四方体变形四方体 SF4 2 三角双锥三角双锥 T形形 ClF3 3 三角双锥三角双锥 直线形直线形 XeF2例：例：ClF3 VP =
14、 5 LP = 2三种构型选择三种构型选择？三种结构中最小角度三种结构中最小角度(90 )的三种电子之间排斥作用的数目的三种电子之间排斥作用的数目结构结构 a 的排斥作用最小，是一种较稳定的结构。的排斥作用最小，是一种较稳定的结构。分子构型：分子构型：T型型电子对构型与分子构型不一致电子对构型与分子构型不一致电子数为电子数为5 时，孤对总是尽先时，孤对总是尽先处于三角双锥的腰部位置。处于三角双锥的腰部位置。进一步讨论影响键角的因素进一步讨论影响键角的因素键的存在，相当于孤对电子排斥成键电子，使键的存在，相当于孤对电子排斥成键电子，使键角变小。键角变小。C = OClCl21124o18111o
15、C = CHHHHo121o118 中心原子和配位原子的电负性大小也影响键角。中心原子和配位原子的电负性大小也影响键角。同种类型的分子，中心原子电负性大者，键角较大；配位同种类型的分子，中心原子电负性大者，键角较大；配位原子电负性大者，键角较小。原子电负性大者，键角较小。N:FFFo102N:HH18107oHP:HHH1893oH价层电子对互斥理论的优缺点价层电子对互斥理论的优缺点1.预测一些分子（尤其是第一、二、三周期元素组成的分子）几何构型预测一些分子（尤其是第一、二、三周期元素组成的分子）几何构型成功而简便，并与杂化轨道理论的预测一致。成功而简便，并与杂化轨道理论的预测一致。2.但预测
16、第但预测第VA、VIA族形成的一些分子（离子）的几何构型时，常与族形成的一些分子（离子）的几何构型时，常与实验结果有出入。实验结果有出入。3.不涉及成键过程及键的稳定性。严格来说并不是一种化学键理论。不涉及成键过程及键的稳定性。严格来说并不是一种化学键理论。VSEPR与杂化轨道理论互为补充。与杂化轨道理论互为补充。 6 8 8 8 5 10 3 4 4 4 3 5 三角形三角形 正四面体正四面体 正四面体正四面体 正四面体正四面体 三角形三角形 三角双锥三角双锥分子构型分子构型 三角形三角形 V字构型字构型 三角锥三角锥 正四面体正四面体 V字形字形 T字形字形A lC lC lC lSOOO
17、NHHHHNOOFFFSHH例例 利用价层电子对互斥理论判断下列分子和离子的几何构型利用价层电子对互斥理论判断下列分子和离子的几何构型，写出价层电子总数、对数、电子对构型和分子构型写出价层电子总数、对数、电子对构型和分子构型 。 AlCl3 H2S SO32- NH4+ NO2 IF3解：解： 总数总数 对数对数电子对构型电子对构型6.3 分子的极性、分子间力分子的极性、分子间力和氢键和氢键6.3.1 键的极性和分子的极性6.3.2 分子间力6.3.3 氢键6.3.1 键的极性和分子的极性键的极性和分子的极性1. 键的极性u 键的极性是指化学键中正负电荷是否重合。 u 同核双原子分子（O2、H
18、2）为非极性键。 u 不同原子分子间，电负性不同，正、负电荷中心不重合，形成极性键（NH3、H2O、HCl ）。u 电负性差值越大，键的极性越大。2. 分子的极性u 正负电荷中心不重合的分子叫极性分子。u 正负电荷中心重合的分子叫非极性分子。u 分子中化学键是非极性键，通常分子不会有极性（S8，P4）。u 分子中化学键为极性键，分子可能有极性（H2O、SO2、CHCl3），可能没有（CO2、BF3、CH4）。u 极性大小的表示：偶极矩u 极性分子的偶极矩等于正（或负）电荷所带的电量q与正、负电荷中心的距离d的乘积。u =qd (单位：Cm） =0，无极性6.3.2 分子间力分子间力范德华力包含
19、：范德华力包含：取向力、诱导力和色散力分子间作用力：分子间作用力：共价分子之间存在的弱的短的短程作用力，又称范德华力。比化学键要弱得多。范德华力存在于所有分子中。范德华力的特点：范德华力的特点：永远存在于分子间的弱相互作用； 短程力没有方向性、没有饱和性以色散力为主瞬间偶极之间的相互作用称为色散力。例：下列两组物质的色散力大小 1）卤素单质；2）卤化氢解：卤素单质按色散力从大到小：I2, Br2, Cl2, F2; 卤化氢按色散力从大到小：HI, HBr, HCl, HF思考：实际上卤化氢中HF的沸点高于HCl, 说明在HF分子中还存在其它的相互作用？可能是什么？1. 色散力色散力存在于所有分
20、子之间，同类型分子距离相等时，相对分子质量越大，其色散力越大。2. 诱导力u 极性分子的固有偶极和诱导偶极之间的作用力为诱导力。u 诱导力本质是静电引力。u 固有偶极与诱导偶极之间的作用力，存在于极性分子之间或极性分子与非极性分子之间。+-+- 诱导力产生的示意图n 极性分子与极性分子间同性相斥、异性相吸的作用，使极性分子与极性分子间同性相斥、异性相吸的作用，使极性分子间按照一定方向排列而产生的静电作用力。极性分子间按照一定方向排列而产生的静电作用力。n 分子固有电偶极之间的作用力，存在于极性分子中。分子固有电偶极之间的作用力，存在于极性分子中。距离较远时距离较远时距离较近时距离较近时相互接近
21、相互接近取向力示意图3. 取向力 以以HF为例，为例，F的电负性相当大的电负性相当大， r相当相当小，电子对偏向小，电子对偏向F，而而H几乎成了质子。这种几乎成了质子。这种 H 与其它分子中电负性相当大与其它分子中电负性相当大且含有孤对电子且含有孤对电子的原子的原子产生静电引力。这种分子间力就是产生静电引力。这种分子间力就是氢键氢键 。 表示为表示为 F H F H 6.3.3 氢键氢键（1）氢键的形成）氢键的形成氢键的表示：氢键的表示：X H Y强度用键能表示强度用键能表示 键能：键能：指指X H YR 分解成分解成X-H和和Y-R所需的能量。所需的能量。键长：键长：指指X原子中心到原子中心
22、到Y原子中心的距离。原子中心的距离。氢原子氢原子与电负性与电负性很大很大的原子的原子 ( F，O，N ) 形成共价键；形成共价键；在附近有电负性大在附近有电负性大且有孤对电子的且有孤对电子的原子原子 ( F，O，N )。（2）氢键的形成有两个条件氢键的形成有两个条件由于由于 H 的体积小，的体积小，1个个 H 只能形成一个氢键只能形成一个氢键 。（3）氢键的特点氢键的特点饱和性和方向性饱和性和方向性YYX上面谈的氢键均在分子间形成，若上面谈的氢键均在分子间形成，若 H 两侧的电负性大两侧的电负性大的原子属于同一分子，则为的原子属于同一分子，则为分子内氢键分子内氢键。 FHF OHO NHNE/kJmol1 28.0 18.8 5.4氢键的强度氢键的强度氢键的强度氢键的强度介于介于化学键化学键和和分子间作用力分子间作用力之间，其大小和之间，其大小和 H 两侧的原子的两侧的原子的电负性有关，见下列氢键的键能数据。电负性有关，见下列氢键的键能数据。分子内氢键分子内氢键HONOO邻硝基苯酚邻硝基苯酚HNOOO如如 HNO3 分子间存在氢键时，大大地分子间存在氢键时，大大地增加增加了分子间的结合力，了分子间的结合力，故物质的熔点、沸点将升高。故物质的熔点、沸点将升高。 （3）氢键对于化合物性质的影响氢键对于化合物性质的影响
