【正文】 第 2 章 化學(xué)鍵與 分子結(jié)構(gòu) Chemica l Bond an d Molecula r StructureChapter 2上頁(yè) 下頁(yè) 目錄 返回 分子 : 保持物質(zhì)化學(xué)性質(zhì)的最小微粒。 物質(zhì)的性質(zhì) 分子的性質(zhì) 分子的內(nèi)部結(jié)構(gòu) 化學(xué)鍵 (原子間的相互作用力 ) 空間構(gòu)型 (原子的空間排布方式 ) 原子的種類(lèi)、數(shù)目 本章是在原子結(jié)構(gòu)理論的基礎(chǔ)上，介紹分子結(jié)構(gòu)的基本理論，其中著重闡述 共價(jià)鍵 的理論。對(duì)分子間作用力及氫鍵也作簡(jiǎn)單介紹。 此外，在分子之間還普遍存在著一種較弱的相互吸引作用，通常稱(chēng)為分子間力或范德華力。有時(shí)分子間或分子內(nèi)的某些基團(tuán)之間還可能形成氫鍵。 上頁(yè) 下頁(yè) 目錄 返回 7． 認(rèn)識(shí)分子間作用力和氫鍵的本質(zhì) ， 會(huì)解釋其對(duì)物質(zhì) 性質(zhì)的影響 。 1．認(rèn)識(shí)化學(xué)鍵的本質(zhì)； 2．掌握離子鍵的形成及其特點(diǎn)； 3．掌握離子的特征； 4．掌握價(jià)鍵理論的內(nèi)容；會(huì)用價(jià)鍵理論解釋共價(jià)鍵的 特征，會(huì)用價(jià)電子對(duì)互斥理論和雜化軌道理論解釋 簡(jiǎn)單的分子結(jié)構(gòu)； 5．初步認(rèn)識(shí)分子軌道，掌握第二周期元素的分子軌道 特點(diǎn)； 6．理解金屬鍵理論，特別是能帶理論，會(huì)用能帶理論 解釋固體分類(lèi)； 本章教學(xué)要求 上頁(yè) 下頁(yè) 目錄 返回 化學(xué)鍵的定義 Definition of chemical bond 離子鍵理論 Ionic bond theory 共價(jià)鍵的概念與路易斯結(jié)構(gòu)式 Concept of the covalent bond theory and Lewis’ structure formula 金屬鍵理論 Metallic bond theory 分子間作用力和氫鍵 Intermolecular forces and hydrogen bond 用以判斷共價(jià)分子幾何形狀的價(jià)層電子對(duì)互斥 理論 VSEPR for judging the configuration of the covalence molecular 原子軌道的重疊 — 價(jià)鍵理論 Superposition of atomic orbital —valence bond theory 分子軌道理論 Molecular orbital theory 上頁(yè) 下頁(yè) 目錄 返回 化學(xué)鍵的定義 Definition of chemical bond 1. 什么是化學(xué)鍵 2Na (s) + Cl2 (g) 2NaCl (s) 顏色 狀態(tài) 導(dǎo)電性 通電下 銀灰色 黃綠色 無(wú)色 固體 氣體 晶體 極強(qiáng) 極弱 極弱，熔融導(dǎo)電 無(wú)變化 無(wú)變化 熔融下反應(yīng)逆轉(zhuǎn) 上述三種物質(zhì)的性質(zhì)的不同是由什么引起的？反映出什么問(wèn)題？ 金屬鈉和氯化鈉的電導(dǎo)率 上頁(yè) 下頁(yè) 目錄 返回 Pauling L在 《 The Nature of The Chemical Bond》中提出了用得最廣泛的化學(xué)鍵定義： 如果兩個(gè)原子 （或原子團(tuán) ） 之間的作用力強(qiáng)得足以形成足夠穩(wěn)定的 、可被化學(xué)家看作獨(dú)立分子物種的聚集體 ， 它們之間就存在化學(xué)鍵 。 簡(jiǎn)單地說(shuō) ， 化學(xué)鍵是指分子內(nèi)部原子之間的強(qiáng)相互作用力 。 不同的外在性質(zhì)反映了不同的內(nèi)部結(jié)構(gòu) 各自內(nèi)部的結(jié)合力不同 上述三種物質(zhì)表現(xiàn)的性質(zhì)分別要用金屬鍵理論、共價(jià)鍵理論和離子健理論作解釋。 上頁(yè) 下頁(yè) 目錄 返回 化學(xué)鍵的類(lèi)型 化學(xué)鍵的三種類(lèi)型 離子鍵 共價(jià)鍵 金屬鍵 化學(xué)鍵理論可以解釋 : ●分子的形成與穩(wěn)定性 ●共價(jià)鍵的本質(zhì)及飽和性 ●分子的幾何構(gòu)型和共價(jià)鍵的方向性 ●化學(xué)鍵與分子的物化性質(zhì)間的關(guān)系 上頁(yè) 下頁(yè) 目錄 返回 離子鍵及其特點(diǎn) 離子鍵理論 Ionic bond theory （ 1）離子鍵的形成 )2p( 2 sNa)N a ( 3 s 62em o lkJ496111??? ???? ?? ? nnnI)3p( 3 sCl)3pC l ( 3 s 62e m o lkJ3 4 8 . 7521????? ????? ?? ? nnnE aN a C ln??? ?? 靜電引力離子鍵理論 是 1916 年德國(guó)化學(xué)家科塞爾（ Kossel ） 根據(jù)稀有氣體原子具有穩(wěn)定結(jié)構(gòu)的事實(shí)提出的。 正、負(fù)離子間的靜電吸引力叫做離子鍵。 上頁(yè) 下頁(yè) 目錄 返回 形成條件 XA – XB ﹥ 離子鍵 △ x ＝ 50％離子鍵 ﹤ 共價(jià)鍵 （ 2） 離子鍵的特點(diǎn) ① 本質(zhì)是 靜電引力 （庫(kù)侖引力） 2Rqqf ?? ??② 沒(méi)有 方向性 和 飽和性 （庫(kù)侖引力的性質(zhì)所決定） ③ 鍵的極性 與元素的電負(fù)性有關(guān) ④ 離子鍵的強(qiáng)度可用晶格能的大小來(lái)度量。 電荷作用力伸向四面八方，與正負(fù)離子鄰接的離子數(shù)取決于離子的相對(duì)大小而與所帶的電荷無(wú)關(guān)。 上頁(yè) 下頁(yè) 目錄 返回 NaCl CsCl 例子能夠說(shuō)明一個(gè)離子周?chē)漠愲姾呻x子數(shù)與各自所帶電荷的多少無(wú)關(guān)。 立方面心結(jié)構(gòu) 配位數(shù)為 6 立方體心結(jié)構(gòu) 配位數(shù)為 8 上頁(yè) 下頁(yè) 目錄 返回 △ x ≈ 時(shí)， 離子性 ≈50% 也可用 Hannay amp。 Smyth 公式來(lái)計(jì)算鍵的離子性。 離子性 =[16(△ x)+ (△ x)2]179。 100% xAxB 離子性百分率 (%) 01040915223039475563707682868992 離子鍵中鍵的極性元素電負(fù)性的關(guān)系與與上頁(yè) 下頁(yè) 目錄 返回 絕對(duì)的 , 百分之百的離子型化合物是沒(méi)有的。 在 CsF中 , 離子性約占 92%. 一般用離子性的百分?jǐn)?shù)來(lái)表示鍵的離子性相對(duì)于共價(jià)性 的大小 . 元素電負(fù)性差越大 , 它們之間形成的化學(xué)鍵的離子性成分 也越大。 電負(fù)性差為 , 單鍵約有 50%的離子性。 NaCl的電負(fù)性差為 , 是典型的離子型化合物 (72%)。 上頁(yè) 下頁(yè) 目錄 返回 （ 3 )晶格能 △ U(lattice energy) ? 作用 度量離子鍵的強(qiáng)度。 晶格能越大，離子鍵越強(qiáng)，離子晶體越穩(wěn)定，該晶體熔、沸點(diǎn)越越高，硬度越大。 ? 定義 是指彼此分離的氣態(tài)正、負(fù)離子聚集起來(lái)形成 1mol固體離子化合物時(shí)所釋放出來(lái)的能量。用 符號(hào) △ U表示。 M+ (g) + X (g) MX (S) 上頁(yè) 下頁(yè) 目錄 返回 993 801 747 661 2 852 2 614 2 430 1 918 +1,1 +1,1 +1,1 +1,1 +2,2 +2,2 +2,2 +2,2 231 282 298 323 210 240 257 256 923 786 747 704 3 791 3 401 3 223 3 054 化合物 離子電荷 ro/pm ΔU/kJmol1 t (m. p.)/℃ NaF NaCl NaBr NaI MgO CaO SrO BaO E ???????rrqq? 晶格類(lèi)型相同時(shí) ， 可粗略地認(rèn)為晶格能的大小與正、負(fù)離子的電荷（以 q + ， q－ 表示 ）和正、負(fù)離子的半徑（以 r + 和 r－表示）有關(guān)。 離子電荷 數(shù)越多 q↑， 離子 半徑越小 r↓，產(chǎn)生的靜電場(chǎng)強(qiáng)度越大，與相反電荷 離子的結(jié)合力就越強(qiáng)， 晶格能 ↑ ，離子鍵強(qiáng)度 ↑， 該晶體熔、沸點(diǎn)越越高，硬度越大。 上頁(yè) 下頁(yè) 目錄 返回 , 且無(wú)方向性和飽和性因此離子鍵一般都比較強(qiáng)。 2. 由于上述原因 , 表現(xiàn)在離子化合物有 較高的熔點(diǎn)和沸點(diǎn) , 且 離子半徑小 , 離子電荷高 , 離子鍵就越強(qiáng) , 其化合物有更高的熔點(diǎn)和沸點(diǎn)。 如 : NaF(1268K), NaCl(1073K), NaBr(1023K), NaI (924K)。 3. 有較大的硬度。 4. 在極性溶劑中有較大的溶解度。 5. 固體是幾乎不導(dǎo)電 , 熔融時(shí)或在水溶液中有明顯的導(dǎo)電能力。 （ 4)離子化合物主要通性 上頁(yè) 下頁(yè) 目錄 返回 離子的特征 1. 離子電荷 (charge) ? 正離子通常只由金屬原子形成，其電荷等于中性原 子失去電子數(shù)目。 出現(xiàn)在離子晶體中的正離子 還可以是多原子離子 如 NH4+ 上頁(yè) 下頁(yè) 目錄 返回 a. 第 1,2,13族金屬元素形成 電荷數(shù)等于族號(hào) （或族號(hào) 10）的穩(wěn)定陽(yáng)離子。 b. 位于過(guò)渡元素之后的主族金屬元素（特別是第 5第 6周期元素）形成穩(wěn)定的低價(jià)離子， 離子電荷數(shù)等于羅馬數(shù)字表示的族號(hào)減 2。 c. 過(guò)渡元素中， 第 3族形成穩(wěn)定的 +3價(jià)， 其余各族形成的穩(wěn)定離子電荷通常是 + +3， 個(gè)別也有 +4， 元素形成的正離子電荷一般不大于 +4， +4價(jià)離子往往是由半徑較大，電離能較小 的過(guò)渡元素和內(nèi)過(guò)渡元素形成。 上頁(yè) 下頁(yè) 目錄 返回 ? 負(fù)離子通常只由非金屬原子組成，其電荷等于中性原子獲得電子的數(shù)目。 出現(xiàn)在離子晶體中的負(fù)離子 還可以是多原子離子 。如 SO42 最常見(jiàn)的元素負(fù)離子是由第 Ⅴ 、 Ⅵ 、 Ⅶ （ 或 1 1 17） 上部元素形成 1離子。 上頁(yè) 下頁(yè) 目錄 返回 2. 離子半徑 (radius) ? 嚴(yán)格講，離子半徑和原子半徑一樣也是無(wú)法確定的，因?yàn)榱孔恿W(xué)不承認(rèn)電子云具有明確的邊界。 ? 核間距的一半就是原 子半徑，離子晶體的核間距可由 X射線衍射法測(cè)定，關(guān)鍵是 如何 分割。 ? 離子半徑有三套：鮑林（ Pauling） 半徑、哥希密德（Goldshmidt） 半徑、香農(nóng)（ Shannon） 半徑 (p362)。本教材使用鮑林的一套數(shù)據(jù)，叫鮑林半徑。 上頁(yè) 下頁(yè) 目錄 返回 1) 對(duì)同一主族具有相同電荷的離子而言 ， 半徑自上而下增大 。例如： Li+＜ Na+＜ K+＜ Rb+＜ Cs+； F＜ Cl＜ Br＜ I 2) 對(duì)同一元素的正離子而言 , 半徑隨離子電荷升高而減小 。 例如 : Fe3+＜ Fe2+ 3) 對(duì)等電子離子而言 ， 半徑隨負(fù)電荷的降低和正電荷的升高而減小 。 （ 或半徑隨離子電荷的代數(shù)值的增大而減小 ） 例如： O2＞ F＞ Na+＞ Mg2+＞ Al3+ 離子半徑變化規(guī)律Ionic radius離子半徑變化規(guī)律4） 負(fù)離子的離子半徑較大 (130～ 250pm)，正離子半徑較小 (10～170pm)。 例如 : rK+ (133pm)＜ rCl (181pm) 上頁(yè) 下頁(yè) 目錄 返回 5) 相同電荷 的過(guò)渡元素和內(nèi)過(guò)渡元素正