【正文】 性分子 分子極性的大小用 偶極矩 (dipole moment)?來(lái)量度 。 2 每個(gè) X原子提供的公用電子數(shù)： H和鹵素為 1；氧族為 0 離子電荷數(shù)：正離子為減 ， 負(fù)離子為加 價(jià)層電子總數(shù)為奇數(shù)時(shí) ， 余下的一個(gè)單電子看作一對(duì)價(jià)電子 A的價(jià)層電子對(duì)數(shù)目確定以后 ， 電子對(duì)的空間構(gòu)型和雜化類型就確定了 。 例 :PO33–、 SO32–、 ClO3–等離子具有 AX3的通式，總價(jià)電子數(shù) 26，中心原子有 4個(gè) s軌道 (3個(gè) s鍵和 1對(duì)占據(jù) s軌道的孤對(duì)電子 )， VSEPR理想模型為四面體，(不計(jì)孤對(duì)電子的 )分子立體結(jié)構(gòu)為三角錐體，中心原子取 sp3雜化形式，沒(méi)有 ppp鍵或 pp大 ?鍵，它們的路易斯結(jié)構(gòu)式里的重鍵是 dp大 ?鍵。 逐 漸 增 大分子間力的特點(diǎn)： *分子間力屬靜電作用 ， 既無(wú)方向性 ， 也無(wú)飽和性 。 例 :SO O NO2–等離子或分子， AX2， 18e，中心原子取 sp2雜化形式， VSEPR理想模型為平面三角形，中心原子上有 1對(duì)孤對(duì)電子 (處于分子平面上 )，分子立體結(jié)構(gòu)為 V型 (或角型、折線型 )，有一套符號(hào)為 ?34的 pp大 ?鍵。 利用價(jià)層電子對(duì)互斥理論判斷分子的空間構(gòu)型 步驟： (對(duì) AXm型 ) (1) 確定 中心原子 (A)的價(jià)層電子對(duì)數(shù)目 (n) n=(A的價(jià)電子數(shù) +m個(gè) X原子提供的公用電子數(shù) 177。 如果組成原子不相同 ， 那么分子的極性不僅與元素的電負(fù)性有關(guān) ，還與分子的空間結(jié)構(gòu)有關(guān) 。 雖然氧原 子和碳原子之間的鍵是極性鍵 , 但是從整個(gè) CO2分 子來(lái)看 , 鍵的極性是相互抵消的 。 銨離子具有由氨分子未共用電子對(duì)和質(zhì)子 （ H） 配位而形成的配位共價(jià)鍵 ，是正四面體結(jié)構(gòu) ， 說(shuō)明原來(lái)構(gòu)成氨分子的三個(gè) NH共價(jià)鍵和由于配位而形成的共價(jià)鍵 ， 完全是等價(jià)的 ， 所以共價(jià)鍵與配位鍵盡管在形成過(guò)程上有所不同 ， 但鍵的本身并沒(méi)有本質(zhì)上的差別 。 。 其主要原因是孤電子對(duì)只受一個(gè)原子核吸引 ， 偏向中心原子 ， 從而對(duì)周?chē)碾娮訉?duì)有更強(qiáng)的排斥作用 。 ，不含雙鍵的角小于120176。（ 7）孤電子對(duì) —孤電子對(duì)之間排斥力遠(yuǎn)遠(yuǎn)大于（ 8），所以（ 8）是穩(wěn)定結(jié)構(gòu)，即分子的構(gòu)型應(yīng)為平面正方形，如ICl XeF BrF4等。 成鍵電子對(duì) —成鍵電子對(duì) 0 0 1 經(jīng)分析 ,(a)中 90176。 若孤電子對(duì)數(shù)為 3，查表 1電子排布為三角雙錐如 I3離子，在 5對(duì)電子對(duì)中有 2個(gè)成鍵電子對(duì)， 3個(gè)孤電子對(duì)，有此可得到（ a）、 (b)、 (c)三種結(jié)構(gòu)： IIIIIIIII a b c 在三角雙錐結(jié)構(gòu)中 ， 電子對(duì)之間夾角有 90176。 。 中心原子周?chē)湮辉?（ 或原子團(tuán) ） 數(shù) ， 就是健對(duì)數(shù) ， 價(jià)層電子對(duì)的總數(shù)減去鍵對(duì)數(shù) ， 得孤對(duì)數(shù) 。 (ⅲ )如果價(jià)層電子數(shù)出現(xiàn)奇數(shù)電子，可把這個(gè)單電子當(dāng)作電子對(duì)看待。 BF3 CH4 SF6 平面正三角形 正四面體 正八面體 例如， BF CH SF6分別是三個(gè)、四個(gè)和六個(gè)點(diǎn)電荷，對(duì)應(yīng)的分子立體結(jié)構(gòu)是平面正三角形、正四面體和正八面體。 早在 1940年 ， Sidgwick和 Powell就在總結(jié)測(cè)定結(jié)果的基礎(chǔ)上提出了一種簡(jiǎn)單的理論 ， 用以預(yù)測(cè)簡(jiǎn)單分子或離子的立體結(jié)構(gòu) 。 電子在這個(gè)大 p鍵中可以自由 移動(dòng) ， 即石墨能導(dǎo)電 。 丁二烯分子里的p p 大 鍵 Π OO Osp 2 p中心 O原子和配位 O原子都有 p軌道，共有 4個(gè)電子小于軌道數(shù)的兩倍 6，滿足上述條件即可形成離 Π域鍵。 離域 Π鍵是由三個(gè)或三個(gè)以上原子形成的 p鍵，而不同于兩原子間的 p鍵。 不同雜化軌道鍵長(zhǎng)比較 分 子 乙烷 乙烯 乙炔 雜化軌道 SP3 SP2 SP C— C鍵 (nm) C— H鍵 (nm) C— C總鍵能 (kJ/mol) 368 682 829 苯分子中 6個(gè)碳原子連接成環(huán) ， 每個(gè)碳原子上再拉一個(gè)氫原子 ， 所有原子處在同一個(gè)平面上 。 立體結(jié)構(gòu)不同 ： 1. SP3雜化的呈正四面體結(jié)構(gòu)。如 N， O等原子等。 ?雜化軌道可以分為等性雜化和不等性雜化。 雜化軌道成鍵時(shí)，要滿足原子軌道最大重疊原理，即軌道重疊越多，形成的化學(xué)鍵越穩(wěn)定。 所以 CO2分子中碳 、 氧之間以雙鍵相結(jié)合 。的 sp3雜化被稱為不等性 sp3雜化。與 C原子雜化不同的是 N、 O原子最外層電子數(shù)分別為 5個(gè)和 6個(gè)，四個(gè) sp3雜化軌道分別有 1個(gè)和 2個(gè)軌道排布了兩個(gè)電子（孤對(duì)電子）。 的 p軌道，它只能和兩個(gè)氫原子的 1s未成對(duì)電子配對(duì)成鍵，而且，兩個(gè)氫原子的 1s軌道從 2px、 2py角度分布最大值方向發(fā)生重疊，形成鍵角位 90176。 只要我們使用單純的原子軌道來(lái)處理原子之間的共價(jià)鍵 ， 在許多情況下 ， 都無(wú)法得到與事實(shí)一致的結(jié)論 。 直線型 NH3 三角錐型 CCl4 177 176。 雙鍵的鍵能比單鍵的鍵能大得多 ， 但不等于單鍵鍵能的兩倍 。 4) 普通 σ鍵和 π鍵為 定域鍵 ，多個(gè)原子 間構(gòu)成的大 π鍵為 離域鍵 。 共價(jià)鍵的特征 1. 有飽和性 —— 未成對(duì)電子決定 2. 有方向性 —— 電子云重疊最大的方向即共價(jià)鍵的方向。 1927年回到加州大學(xué)理工學(xué)院， 1931年升任教授。 （ 2）電子配對(duì)法（ VB法） 1931年美國(guó)化學(xué)家鮑林和斯萊特將其處理 H2分子的方法推廣應(yīng)用于其他分子系統(tǒng)而發(fā)展成為價(jià)鍵理論 (valence bond theory)，簡(jiǎn)稱 VB法 或 電子配對(duì)法 。 ● 多電子結(jié)構(gòu)： 為達(dá)到穩(wěn)定結(jié)構(gòu)，成鍵原子價(jià)電子數(shù)比八隅體多 如： POCl3的穩(wěn)定結(jié)構(gòu)中 ， P原子周?chē)?10個(gè)價(jià)電子 ， 多于 8 ● 缺電子結(jié)構(gòu)： 為達(dá)到穩(wěn)定結(jié)構(gòu)，成鍵原子價(jià)電子數(shù)比八隅體少 如： BF3的穩(wěn)定結(jié)構(gòu)中， B原子周?chē)挥?6個(gè)價(jià)電子，少于 8 C l PC lC lOF BFF1927年英國(guó)物理學(xué)家海特勒 (W Heitler)和德國(guó)物理學(xué)家倫敦 (F London)成功地 用量子力學(xué)處理 H2分子的結(jié)構(gòu) 。因此能形成離子鍵或共價(jià)鍵。第 2講 化學(xué)鍵與分子間作用力 1．離子鍵 2．共價(jià)鍵 (1) 路易斯價(jià)鍵理論 (2) 電子配對(duì)法 (3) 雜化軌道理 (4) 價(jià)層電子對(duì)互斥理論 3．配位鍵 4．金屬鍵 離子鍵 ?離子鍵 (ionic bond)理論是 1916年德國(guó)化學(xué)家柯塞爾 ()提出的，他認(rèn)為原子在反應(yīng)中失去或得到電子以達(dá)到稀有氣體的穩(wěn)定結(jié)構(gòu) ，由此形成的正離子 (positive ion)和負(fù)離子 (negative ion)以 靜電引力 相互吸引在一起。若不滿 8個(gè)時(shí)會(huì)與其他原子互相共享彼此電子達(dá)到平衡穩(wěn)定。 解： no= 8 + 8 =16； nv = 4 + 6 = 10 ns = no nv = 1610 = 6 成鍵數(shù) = ns／ 2 = 3 未參與成鍵的電子數(shù) nl = nv – ns = 106 = 4 孤電子對(duì)數(shù) = 4／ 2 = 2 畫(huà)出結(jié)構(gòu)式： C O C原子應(yīng)有 5個(gè)價(jià)電子，比實(shí)際有的 4個(gè)價(jià)電子多 1個(gè)， 形式電荷為 1； O原子應(yīng)有 5個(gè)價(jià)電子，比實(shí)際有的 6個(gè)價(jià)電子少 1個(gè)， 形式電荷為 +1 ● 路易斯價(jià)鍵理論的缺陷： 路易斯結(jié)構(gòu)式可表示分子中的成鍵情況，但： 不能說(shuō)明分子的空間幾何構(gòu)型； 八隅規(guī)則例外較多； 無(wú)法解釋共價(jià)鍵的方向性； 無(wú)法解釋單電子、叁電子鍵等。 ? 一方面降低了兩核間的正電排斥，另一方面又增強(qiáng)了兩核對(duì)電子云密度大的區(qū)域的吸引，這都有利于體系勢(shì)能的降低，有利于形成穩(wěn)定的化學(xué)鍵。1925年獲博士位，曾到歐洲各國(guó)作訪問(wèn)學(xué)者。 *若原子 A有能量合適的空軌道 ， 原子 B有孤電子對(duì) ， 原子 B的孤電子對(duì)所占據(jù)的原子軌道和原子 A的空軌道能有效地重疊 ， 則原子 B的孤電子對(duì)可以與原子 A共享 ，這樣形成的共價(jià)鍵稱為 共價(jià)配鍵 ， 以符號(hào) A?B表示 。 3) 所有共價(jià)單鍵均為 σ鍵，共價(jià)雙鍵中有一個(gè)σ鍵和一個(gè) π鍵。 如 NH3含有三個(gè) N―H 鍵 ， NH3(g) = H(g) + NH2(g) D1 = kJ?mol?1 NH2(g) = NH(g) + H(g) D2 = kJ?mol?1 NH(g) = N(g) + H(g) D3 = kJ?mol?1 鍵能越大 ， 化學(xué)鍵越牢固 。 V型 (或角型 ) CO2 180176。 價(jià)鍵理論在解釋 H2O、 NH BF3等分子結(jié)構(gòu)時(shí) ， 都遇到類似的困難 。 碳原子基態(tài)組為 1s22s22px12py12pz0，僅有兩個(gè)未成對(duì)電子，依照價(jià)鍵理論電子配對(duì)法的思想， C原子兩個(gè)未成對(duì)的電子分別占居兩個(gè)角度分布最大值互成 90176。 在形成 H2O、 NH3分子時(shí)， O、 N原子實(shí)際上也發(fā)生了 sp3雜化。28185。 而兩個(gè)氧原子的另一個(gè)未配對(duì)的 2p軌道分別在 Y 軸方向和 Z軸方向與碳原子的未雜化的 2p軌道 “ 肩并肩 ” 重疊形成 π鍵 。 sp3d3 雜化軌道是由 1 個(gè) ns 軌道、 3 個(gè) np 軌道和 3 個(gè) nd 軌道組合而成的，它的特點(diǎn)是 7 個(gè)雜化軌道在空間呈五角雙錐形。 ④沒(méi)有參與雜化的軌道仍保持原有的形狀。參與雜化的原子軌道除有未成對(duì)的單電子原子軌道外還有成對(duì)電子的原子軌道的體系進(jìn)行不等性雜化。 3) CH≡CH中， SP雜化的用了 1個(gè) P軌道 ，另兩個(gè)以原來(lái)的 P軌道與另一個(gè) C原子的相同 P軌道交疊形成兩個(gè)相對(duì)較弱的 π鍵。鍵角與雜化軌道形式直接相關(guān)。 后者已經(jīng)被 廣泛應(yīng)用 。通常用 Π a b為大π鍵的符號(hào)，其中 a表示平行 p軌道的數(shù)目， b表示在平行 p軌道里的電子數(shù)。 平行的 n個(gè) p軌道共 n個(gè)個(gè)電子在一起形成了彌散在整個(gè)層的 n個(gè)碳原子上下形成了一個(gè) pp大 ?鍵 。 又例如 SO2的三個(gè)原子不在一條直線上 ， 而 CO2卻是直線分子等等 。點(diǎn)電荷數(shù) 6，分子的空間結(jié)構(gòu)為直線型、平面三角形、四面形、三角雙錐和八面體。如 PO43－ 離子中 P原子的價(jià)層電子數(shù)應(yīng)加上 3，而NH4＋ 離子中 N原子的價(jià)層電子數(shù)則應(yīng)減去 1。 價(jià)層電子對(duì)有成鍵電子對(duì)和孤電子對(duì)之分 。 ，而是 107176。因此，價(jià)電子對(duì)數(shù)為 5，有兩個(gè)孤電子對(duì)的分子構(gòu)型呈 T形，如 ClF3分子。 孤電子對(duì) —成鍵電子對(duì) 6 4 3 90176。 (5) (6) 當(dāng)有兩個(gè)孤電子對(duì)時(shí)，這兩對(duì)孤電子可能有兩種排布情