【正文】 成的 4個 sp3雜化軌道中，有 1個已被 N原子的孤對電子占據(jù)，該雜化軌道含有較多的 2s軌道成分，另外 3個各有單電子的 sp3雜化軌道則含有較多的 2p軌道成分，故 N原子的 sp3雜化是不等性雜化。將在 “ 配位化合物 ” 一章中介紹。每個 sp3雜化軌道含有 1/4的 s軌道成分和 3/4的 p軌道成分。 36 （ 2） sp2雜化 由 1個 s軌道與 2個 p軌道組合成 3個 sp2雜化軌道的過程稱為 sp2 雜化 。按參加雜化的 s軌道、 p軌道數(shù)目的不同， sp型雜化又可分為 sp、 sp sp3 三種雜化。 第三節(jié)：雜化軌道理論（ p149） 30 雜化軌道理論的基本要點 1）概念 在形成 多原子分子 的過程中， 中心原子的若干能量相近的原子軌道重新組合，形成一組新的原子軌道。 正常共價鍵 ：如果共價鍵是由兩原子各提供 1個電子配對成鍵，稱為正常共價鍵，如 H O HCl等分子中的共價鍵。反應(yīng)性能高于 σ 鍵。 以 HCl為例 : + + + 1s z + 3pz z Cl的 3pz和 H的 1s軌道重疊，只有沿著 z軸重疊，才能保證最大程度的重疊，而且不改變原有的對稱性。 兩原子間究竟形成幾個共價鍵取決于成鍵原子的成單電子數(shù)。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) 。 13 三 、 晶格能 U—— 離子鍵強度的標志 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 。 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。附錄 11(p457)列出了鮑林離子半徑的數(shù)據(jù)。 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 。 6. 了解各類晶體的內(nèi)部結(jié)構(gòu)和特征。 2. 掌握電子配對法及共價鍵的特征 。 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。 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。 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。 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 。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 。 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。 成單電子的數(shù)目就是成鍵數(shù)目 ；成單電子若已經(jīng)全部配對，就不可能再與其他原子成鍵，這就是共價鍵的飽和性。 1)σ 鍵 ：成鍵原子軌道沿鍵軸 (即兩原子核連線 )以 “ 頭碰頭 ” 的方式進行重疊，由此形成的鍵稱為σ 鍵。若只有一個單電子，無論它在價電子層的 s或 p軌道，則優(yōu)先形成一個 σ 鍵；若單電子較多，則可形成幾個 σ 鍵或一個 σ 鍵和一至兩個 π 鍵，在兩原子間所形成的共價鍵只能有一個 σ 鍵，其余為 π 鍵。 28 實例分析：分析 CO分子中化學(xué)鍵成分 在 CO分子中， O原子的價電子構(gòu)型為 2s22p4 ， C原子的價電子構(gòu)型為 2s22p2， O原子除了以 2個單的 2p電子與 C原子的 2個單的 2p電子形成 1個 σ 鍵和 1個 π 鍵外，還單獨提供一孤對電子進入 C原子的 1個 2p空軌道共用，形成 1個配位鍵，這可表示為： :C ==O: 配位鍵必須同時具備兩個條件：一個成鍵原子的價電子層有孤對電子；另一個成鍵原子的價電子層有空軌道。 雜化軌道有自己的波函數(shù)、能量、形狀和空間取向。為使相互間的排斥能最小，軌道間的夾角為 1800 。 BF3的平面三角形構(gòu)型和 sp2雜化軌道的空間取向 37 實例分析 2：試說明 BF3分子的空間構(gòu)型 解： 實驗測定， BF3分子中有 3個完全等同的 BF鍵，鍵角為 1200 ，分子的空間構(gòu)型為正三角形。 39 實例分析 3：試解釋 CH4分子的空間構(gòu)型 解：近代實驗測定表明， CH4分子的空間構(gòu)型為正四面體。 42 不等性雜化 雜化后所形成的幾個雜化軌道所含原來軌道成分的比例不相等而能量不完全相同，這種雜化稱為 不等性雜化 。 45 實例分析 5：試解釋 H2O分子的空間構(gòu)型 解 : 實驗測得， H2O分子的 2個 OH鍵鍵角為 104045’，分子的空間構(gòu)型為 V形。體心立方晶格中金屬原子的配位數(shù)為 8，空間利用率為 68%，不是密堆積結(jié)構(gòu)。 自由電子理論定性地解釋了金屬的性質(zhì)：例如：金屬具有 延展性 、 可塑性 、 導(dǎo)電性 、和良好的 導(dǎo)熱性 等等，缺點是定量關(guān)系差。對于多原子組成的分子，化學(xué)鍵若有極性，還要要看分子的結(jié)構(gòu)情況以判斷有無極性，若整個分子的正負電荷重心重合則無極性，否則有極性。一般包括下面三個部分： 70 取向力 (orientation forces) 當(dāng)極性分子彼此相互靠近時，由于同性相斥，異性相吸，使分子發(fā)生相對位移。 極性分子極性越大，誘導(dǎo)力越大，被誘導(dǎo)分子的變形性越大，誘導(dǎo)力越大。 75 分子間力特點 作用力遠不如化學(xué)鍵，一般小于 40KJ/mol，比化學(xué)鍵小10~100倍。 雖然無論陽離子或陰離子都有極化作用和變形性的兩個方面，但是陽離子半徑一般比陰離子小，電場強， 所以正離子的極化作用大，負離子則變形性大。相互極化越強，電子云重疊的程度也越大，鍵的極性減弱越多，鍵長縮短，從而 由離子鍵過渡到共價鍵。此處主要討論分子間氫鍵，分子間氫鍵是一種較范德華引力強的分子間作用力。因此分子間氫鍵相當(dāng)于使分子量增大，色散力增大，故熔沸點升高，極性下降，水溶性下降； 分子內(nèi)氫鍵未增大分子量，會使相應(yīng)化合物分子熔沸點下降。此種有規(guī)則排列的點的總和稱為 結(jié)晶格子 或 晶 格。分子間力相對于金屬鍵、離子鍵和共價鍵等化學(xué)鍵是一種很弱的作用力，因而 分子晶體的熔點很低。 共價鍵的形成： 電子配對法，成單電子數(shù)目即為共價鍵的數(shù)目。色散力是主要的作用力，分子的變形性越大，分子量越大，則色散力也越大。