【正文】 對(duì)空間排布 分子空間構(gòu)型 ClF3 PCl6 NCl3 ClO4 SnCl2 XeO4 SO42 BH4 OF2 C O2 上頁(yè) 下頁(yè) 目錄 返回 根據(jù)價(jià)層電子互斥模型（ VSEPR理論）填寫(xiě)下表 化合物 價(jià)電子對(duì)數(shù) 孤對(duì)電子對(duì)數(shù) 電子對(duì)空間排布 分子空間構(gòu)型 ClF3 5 2 三角錐形 “ T‖字形 PCl6 6 0 正八面體 正八面體 NCl3 4 1 正四面體 三角錐形 ClO4 4 0 正四面體 正四面體 SnCl2 3 1 平面三角形 “ v‖字形 XeO4 4 0 正四面體 正四面體 SO42 4 0 正四面體 正四面體 BH4 4 0 正四面體 正四面體 OF2 4 2 正四面體 “ v‖字形 C O2 2 0 直線形 直線形 上頁(yè) 下頁(yè) 目錄 返回 LP（ 孤對(duì)電子對(duì)數(shù)） = [中心原子價(jià)電子數(shù) 配位原子成單電子數(shù)之和 數(shù) 177。 中心原子電負(fù)性大者，鍵角較大；中心原子吸引電子的能力強(qiáng)，價(jià)電子離中心原子較近，占據(jù)空間角度相對(duì)較大。 例如： SF4 VP=5 LP=1 LP－ BP(90o) 3 2 結(jié)論： LP占據(jù)水平方向三角形位置 , 分子構(gòu)型更穩(wěn)定 為變形四面體 (蹺蹺板形或馬鞍形 )。 ) (BeABe, 120176。前者是指由 σ鍵電子對(duì)和孤對(duì)電子對(duì)共同構(gòu)成的立體構(gòu)型，而后者指僅由 σ鍵電子對(duì)組成的空間立體構(gòu)型，即分子或離子的實(shí)際立體圖形。 1)/2 = 5 VP(NH4+) =(5+1179。 例： CO2分子：O=C=O 。 N O O O + N O O O N O O O 上頁(yè) 下頁(yè) 目錄 返回 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 化學(xué)鍵理論的主要目標(biāo)是解釋分子的結(jié)構(gòu)，更重要的是希望能夠預(yù)見(jiàn)分子結(jié)構(gòu)。 ?3ClO上頁(yè) 下頁(yè) 目錄 返回 各原子共提供 3+4 7=31個(gè)價(jià)電子；離子的一價(jià)負(fù)電荷表明還應(yīng)加一個(gè)電子。 上頁(yè) 下頁(yè) 目錄 返回 例三：寫(xiě)出甲醛分子 (CH2O) 的 Lewis結(jié)構(gòu)式。 如果被表達(dá)的物種帶有正電荷 , 價(jià)電子總數(shù)應(yīng)減去正電荷數(shù) 。 上頁(yè) 下頁(yè) 目錄 返回 ◆ 分子中原子間不是通過(guò)電子的轉(zhuǎn)移，而是通過(guò)共 享 一對(duì)（用 A—B表示 ）或幾對(duì)電子來(lái)實(shí)現(xiàn) 8電子穩(wěn)定構(gòu)型的。而 CO2分子是直線型。 從而彌補(bǔ)了價(jià)鍵理論的不足。這與實(shí)驗(yàn)事實(shí)是不符合的。 共價(jià)鍵理論發(fā)展 上頁(yè) 下頁(yè) 目錄 返回 2. 1927年海特勒（ Heitler） 和倫敦（ London）用量子力學(xué) 的成就處理 H2分子結(jié)構(gòu)獲得成功 , 闡明了共價(jià)鍵 的本質(zhì)。 正離子的電子構(gòu)型 上頁(yè) 下頁(yè) 目錄 返回 ?負(fù)離子：原子得電子形成負(fù)離子，原子所得電子 分布 在最外層上： 例如： 電子分布式 外層電子分布式 外層電子構(gòu)型類型 (1) F(9) 1s22s22p5 F_ 1s22s22p6 2s22p6 8電子型 (2) S(16) 1s22s22p6 3S23P4 S2_ 1s22s22p6 3S23P6 3s23p6 8電子型 負(fù)離子的電子構(gòu)型一般為： 如 F_ ， S2_ ， O2_ 。 如果能測(cè)得相鄰離子間電荷密度的變化曲線并找出極小值所在的部位 , 該部位就是離子間的分 Question 2 Solution 界線 。 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 。 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。 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)。 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。 上頁(yè) 下頁(yè) 目錄 返回 NaCl CsCl 例子能夠說(shuō)明一個(gè)離子周圍的異電荷離子數(shù)與各自所帶電荷的多少無(wú)關(guān)。 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 。對(duì)分子間作用力及氫鍵也作簡(jiǎn)單介紹。 正、負(fù)離子間的靜電吸引力叫做離子鍵。 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。mol1 t (m. p.)/℃ NaF NaCl NaBr NaI MgO CaO SrO BaO E ???????rrqq? 晶格類型相同時(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)。 （ 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。 ? 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。 6） 周期表中處于相鄰的 左上方 和 右下方 對(duì)角線上的正離子半徑近似相等。 ?9～ 17電子組態(tài) ——ns2np6nd1~9 d區(qū)元素低價(jià)離子 ,如 Fe3+, Fe2+ , Mn2+, Ni2+, Cr3+等 。之后， 共價(jià)鍵理論發(fā)展很快。28’ 。 例如，按照價(jià)鍵理論，電子配對(duì)成鍵，在氧分子中應(yīng)該沒(méi)有成單電子，但是根據(jù)磁性測(cè)定， 氧分子為順磁性物質(zhì) ，分子中應(yīng)該有兩個(gè)未配對(duì)的單電子，這一實(shí)驗(yàn)事實(shí)價(jià)鍵理論無(wú)法解釋。然而卻 不能預(yù)測(cè)某分子采取何種類型雜化，分子具體呈現(xiàn)什么形狀。 上頁(yè) 下頁(yè) 目錄 返回 共價(jià)鍵的相關(guān)概念 (Lowistheory) (1)路易斯理論要點(diǎn) 1916年美國(guó)化學(xué)家路易斯 (Lewis G N)提出了共價(jià)鍵理論，說(shuō)明上述分子的形成。在大多數(shù)情況下 ,原子間的鍵合關(guān)系是已知的 , 例如 , NO2中的鍵合關(guān)系不是 N— O— O, 而是 O— N— O。 ④如果剩余的電子不夠安排，可將一些單鍵改為雙鍵或叁鍵。 N O N O + + N O + N O + N O 例四：寫(xiě)出 NO+的 Lewis結(jié)構(gòu)式。 對(duì)于 氧分子的結(jié)構(gòu)，顯然 后兩種表示方法對(duì)。 上頁(yè) 下頁(yè) 目錄 返回 1. 分子或離子的空間構(gòu)型與 中心原子 的 價(jià)層電子對(duì)數(shù)目有關(guān) 。 (6+0179。因此中心原子 N價(jià)層電子總數(shù)為 5，當(dāng)作 3對(duì)電子看待。 ) AB2 AB3 3 平面三角形 (120176。 ② LP≠0 ：分子的空間構(gòu)型 ≠電子對(duì)的空間構(gòu)型 C = OClCl39。211 2 4 o39。 2=4 LP= 42=2 上頁(yè) 下頁(yè) 目錄 返回 判斷 XeF4 分子的基本形狀 中心原子價(jià)層有 6 對(duì)電子 。 3）247。 4）247。 一個(gè)原子有幾個(gè)未成對(duì)電子，便可和幾個(gè)自旋相反的未成對(duì)電子配對(duì)成鍵。 上頁(yè) 下頁(yè) 目錄 返回 ◆ σ 鍵： 原子軌道沿鍵軸 (即兩核間連線 )方向以“頭碰頭”方式進(jìn)行重疊而成鍵。 CH4中分子 , 只有兩個(gè)單電子 , 因此只能形成兩個(gè)共價(jià)鍵 , 鍵角推得為 90o， 但實(shí)驗(yàn)測(cè)定為 , 且形成四個(gè)共價(jià)鍵。雜化軌道相互排斥，在空間取得最大鍵角，雜化軌道的空間伸展方向決定了分子的空間構(gòu)型。 ？ 乙烯為何取 120 176。 一 . 幾個(gè)基本概念 (concepts) 上頁(yè) 下頁(yè) 目錄 返回 （ 1）把分子看成一個(gè)整體，原子形成分子后，電子不再局限于某個(gè)原子的原子軌道，而是從屬于整個(gè)分子的分子軌道。mol1，O的 2p 軌道和 Cl的 3p軌道能量分別是 1314kJ (能量近似原則、最大重疊原則、對(duì)稱性匹配原則 ) 以上二條決定成鍵的效率 上頁(yè) 下頁(yè) 目錄 返回 處理分子軌道的方法 首先弄清分子軌道的 數(shù)目和能級(jí) 。 電子填入分子軌道時(shí)服從以下規(guī)則 上頁(yè) 下頁(yè) 目錄 返回 兩個(gè) H原子相互接近時(shí) , 由兩條 1s 軌道組合得到能級(jí)不同、 在空間占據(jù)的區(qū)域亦不同的兩條分子軌道 。 最后 , 按一定規(guī)則將電子填入分子軌道 , 像寫(xiě)原子的電子組態(tài)那樣寫(xiě)出分子的電子組態(tài) 。mol1，因此 H原子的 1s軌道與 O的 2p軌道和 C1的 3p軌道能量相近，可以組成分子軌道。 （ 2）分子軌道由原子軌道線性組合而成，所形成 的分子軌道的數(shù)目等于參加組合的原子軌道數(shù)，所形成的分子軌道的能量發(fā)生變化。 90o＜ θ＜ 109o839。 上頁(yè) 下頁(yè) 目錄 返回 ● 軌道成分變了 ● 軌道的能量變了 ● 軌道的形狀變了 有利于成鍵 上頁(yè) 下頁(yè) 目錄 返回 原子形成分子過(guò)程中包含 : （ 1）激發(fā) (excited) （ 2）雜化 (hybridization) （ 3）軌道重疊成鍵 (orbitals overlap and bonding) P軌道 參與的 雜化 二 . 雜化形式 上頁(yè) 下頁(yè) 目錄 返回 ● sp雜化 2s 2p 2s 2p sp 2p 兩個(gè) sp 雜化軌道 激發(fā) 雜化 H－ Be－ H BeH2 共價(jià)鍵的形成 雜化軌道 ―葫蘆形 ‖ BeH2分子