第7章-分子結(jié)構(gòu)(已修改)
2025-08-28 01:47 本頁面
【正文】 1 第七章、分子結(jié)構(gòu) (p144) 1. 掌握離子鍵理論的基本要點 ， 理解決定離子化合物性質(zhì)的因素及離子化合物的特征 。 2. 掌握電子配對法及共價鍵的特征 。 3. 能用雜化軌道解釋一般分子的構(gòu)型 。 4. 掌握分子軌道理論的基本要點，并能用其來處理第一、第二周期同核雙原子分子 *。 5. 了解離子極化和分子間力的概念。了解金屬鍵和氫鍵的形成和特征。 6. 了解各類晶體的內(nèi)部結(jié)構(gòu)和特征。 2 概 述 分子是參與化學(xué)反應(yīng)的基本單元，分子的性質(zhì)取決于分子的內(nèi)部結(jié)構(gòu)，因此研究分子的內(nèi)部結(jié)構(gòu)，有助于了解物質(zhì)的性質(zhì)和反應(yīng)規(guī)律。 通常 把分子內(nèi)直接相鄰的原子或離子之間強烈的相互作用力稱為化學(xué)鍵。 根據(jù)其結(jié)合力性質(zhì)的不同， 化學(xué)鍵可分為離子鍵、共價鍵及金屬鍵。 3 一 、 離子鍵理論的基本要點 離子鍵的形成 1） 電負性小的活潑金屬和電負性大的活潑非 金屬相遇 ， 發(fā)生電子轉(zhuǎn)移 ， 形成正 、 負離子 ， 均達到稀有氣體的穩(wěn)定結(jié)構(gòu) 。 2） 正 、 負離子借靜電引力相互靠近 ， 當(dāng)正 、負離子靠近到吸引力和排斥力相等時 ， 整個體系 的能量降到最低 ， 于是就形成了離子鍵 。 第一節(jié) 離子鍵 (p144) 4 由此得到 離子鍵 概念：原子間發(fā)生電子轉(zhuǎn)移，形成正、負離子，然后正、負離子間由靜電引力形成的化學(xué)鍵稱為離子鍵。由離子鍵形成的化合物叫 離子化合物 。 以 NaCl的形成為例： 5 離子鍵的特點 1）離子鍵的本質(zhì)： 靜電引力 。 原子得失電子形成正負離子后，依靠靜電引力結(jié)合在一起。 2） 離子鍵無飽和性、無方向性 。 這是因為離子的電荷分布是球形對稱的，只要條件許可，一個離子在空間的任何方向都可以與異號電荷離子相互吸引，說明其無方向性；一個離子在一個方向吸引一個異號電荷離子后，在該方向仍會受到異號電荷離子的影響，只是距離越遠，作用力越弱，說明離子鍵無飽和性。 6 氯化鈉晶體結(jié)構(gòu)示意圖：表明離子鍵無方向性和無飽和性。 7 二、決定離子化合物性質(zhì)的因素 離子的特征 離子化合物的性質(zhì)主要取決于離子的性質(zhì)。離子的特征有 離子半徑、離子電荷和離子的電子構(gòu)型?，F(xiàn)介紹如下： 離子的半徑 (p145) 離子型晶體中相鄰正、負離子的核間距離便是正負離子的半徑之和。附錄 11(p457)列出了鮑林離子半徑的數(shù)據(jù)。其變化規(guī)律如下： 1）與原子半徑變化規(guī)律相同，同族元素的離子半徑從上而下遞增。這是因為電荷相等時， n↑→ 核對外層電子吸引力 ↓→ 離子半徑 ↑ 如： Li+〈 Na+〈 K+ 離子半徑 /pm： 68 97 133 8 2）同一周期正離子半徑隨離子電荷增加而減小，負離子半徑隨電荷增加而增大。 如： Li+ Be2+ Na+ Mg2+ Al3+ F O2 離子半徑 /pm: 68 35 97 66 51 136 140 3) 同一元素的原子半徑比其正離子的半徑大，比其負離子的半徑小。 如： H+ H H 9 小結(jié) ：核電荷數(shù) ↑→ 離子半徑 ↓ ，核外電子層 ↑→ 離子半徑 ↑ 。 離子半徑是決定離子化合物中正、負離子之間吸引力的重要因素。離子半徑越小，離子間吸引力越大，相應(yīng)化合物越穩(wěn)定，熔、沸點越高。如 p145表 71。 10 離子電荷 離子的電荷在數(shù)值上等于原子在反應(yīng)過程中得失的電子數(shù)， 得電子的帶負電荷，失電子的帶正電荷。 離子電荷是影響離子化合物性質(zhì)的重要因素。 離子電荷高 ，對相反電荷的離子靜電引力越強， 則離子鍵越強， 因而 化合物的熔點也越高 (實例參見 p146第一段 )。 11 離子的類型及電子構(gòu)型 1） 對單原子負離子： （ eg： F—， Cl—， S2—， O2—） 最外電子層都有 8個電子 （ ns2np6） 即 8電子構(gòu)型 。 與稀有氣體原子的電子構(gòu)型相同 。 2） 對單原子正離子：情況比較復(fù)雜 ， 可以有以下幾種電子構(gòu)型： 與稀有氣體原子的電子構(gòu)型相同 第 2周期的 1， 2主族，如 Li+， Be2+ 第 3周期以后的 1， 2主族，如 Na+， Mg2+ 4周期后的 38副族，如 Mn2+， Fe2+等 4周期后的 12副族，如 Ag+， Hg2+等 第 4周期后的 p區(qū)主族元素，如 Sn2+， Pb2+等 12 離子的電子構(gòu)型對化合物的性質(zhì)也有一定影響 ， 如 Na+和 Cu+離子電荷相同 ， 離子半徑也幾乎相等 (分別為 95pm和 96pm)， 但 NaCl易溶于水 ， CuCl不溶于水 ， 這是由于兩種離子的電子構(gòu)型不同之緣故 。 總之 ， 元素離子的電子層結(jié)構(gòu) 、 離子的電荷與半徑 ， 對于離子鍵的強弱及有關(guān)離子型化合物的性質(zhì) ， 如：熔點 、 沸點 、 溶解度及化合物的顏色 ， 起著決定性的作用 。 在后面一些章節(jié)內(nèi)容的學(xué)習(xí)中 ， 將會用到這些概念 。 13 三 、 晶格能 U—— 離子鍵強度的標(biāo)志 氣體正離子和氣態(tài)負離子結(jié)合形成 1mol離子晶體時所放出的能量稱為晶格能 ， 用符號 U表示 。 單位： KJmol1 晶格能大小標(biāo)志著離子型晶體中離子鍵的強弱 。晶格能增加 ， 離子鍵增大 ， 離子晶體越穩(wěn)定 ， 該晶體熔沸點越高 ， 硬度越大 。 晶格能的求法可用 “ 玻恩 —— 哈伯循環(huán)法 ” (自學(xué) ) 此處以 NaCl為例介紹熱化學(xué)循環(huán)法的應(yīng)用。 16 概 述 ： 離子鍵理論可以說明離子化合物的生成和性質(zhì)。但對于相同原子結(jié)合形成的單質(zhì)分子，或由性質(zhì)相近的非金屬原子形成的化合物分子 (如 H2, O2, HCl) 等分子的形成，則只能由共價鍵理論來說明，共價鍵理論主要有 價鍵理論 與 分子軌道理論。 第二節(jié) 共價鍵（ p147） 17 共價鍵的形成 1916年 Lewis提出了經(jīng)典共價鍵理論。他認為： 分子中的原子可以通過共用電子對使每一個原子達到穩(wěn)定的稀有氣體電子結(jié)構(gòu) 。 原子通過共用電子對而形成的化學(xué)鍵稱為共價鍵 。 下面以氫分子的形成為例說明共價鍵的形成。 一、價鍵理論 18 量子力學(xué)處理兩個氫原子所組成的體系發(fā)現(xiàn)，當(dāng)兩個氫原子從遠至近相互接近時，兩氫原子相互作用出現(xiàn)兩種情況：如果兩電子自旋方向相反，隨著兩原子距離 R變小，體系能量逐漸降低，當(dāng) R=R0時，出現(xiàn)能量最低值。如果兩電子自旋相同，隨著 R變小，體系能量逐漸升高。說明：自旋方向相反的兩個電子之間可以形成化學(xué)鍵。 自旋相同的電
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