【正文】 能形成氫鍵。對(duì)分子間作用力及氫鍵也作簡單介紹。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 下頁 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、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。 此外，在分子之間還普遍存在著一種較弱的相互吸引作用，通常稱為分子間力或范德華力。 上頁 下頁 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 。 簡單地說 ， 化學(xué)鍵是指分子內(nèi)部原子之間的強(qiáng)相互作用力 。 上頁 下頁 目錄 返回 化學(xué)鍵的類型 化學(xué)鍵的三種類型 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 下頁 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。 上頁 下頁 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 （庫侖引力） 2Rqqf ?? ??② 沒有 方向性 和 飽和性 （庫侖引力的性質(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度量。 上頁 下頁 目錄 返回 NaCl CsCl 例子能夠說明一個(gè)離子周圍的異電荷離子數(shù)與各自所帶電荷的多少無關(guān)。 Smyth 公式來計(jì)算鍵的離子性。 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 下頁 目錄 返回 絕對(duì)的 , 百分之百的離子型化合物是沒有的。 電負(fù)性差為 , 單鍵約有 50%的離子性。 上頁 下頁 目錄 返回 （ 3 )晶格能 △ U(lattice energy) ? 作用 度量離子鍵的強(qiáng)度。 ? 定義 是指彼此分離的氣態(tài)正、負(fù)離子聚集起來形成 1mol固體離子化合物時(shí)所釋放出來的能量。 M+ (g) + X (g) MX (S) 上頁 下頁 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/kJ 離子電荷 數(shù)越多 q↑， 離子 半徑越小 r↓，產(chǎn)生的靜電場強(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。 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)。 3. 有較大的硬度。 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。 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 下頁 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)定陽離子。 c. 過渡元素中， 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 的過渡元素和內(nèi)過渡元素形成。 出現(xiàn)在離子晶體中的負(fù)離子 還可以是多原子離子 。 上頁 下頁 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。 ? 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)。 上頁 下頁 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 : 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 。 例如 : rK+ (133pm)＜ rCl (181pm) 上頁 下頁 目錄 返回 5) 相同電荷 的過渡元素和內(nèi)過渡元素正離子的半徑均 隨原子序數(shù)的增加而減小 ，第 1 章介紹原子半徑時(shí)提到 “ 鑭系收縮 ”的概念 , 該概念也適用于電荷數(shù)為 +3 的 鑭系金屬離子。 例如 :Li+ (60pm)－ Mg2+ (65pm)； Na+ (95pm) － Ca2+ (99pm) 上頁 下頁 目錄 返回 能得到真正的 “ 離子半徑 ” 嗎的 ? 不論是陰離子還是陽離子 ， 其電荷密度都隨半徑的增大而減小 。 如果能測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 。 副篇內(nèi)容鮑林（ Pauling） 半徑、哥希密德（ Goldshmidt） 半徑、香農(nóng)（ Shannon） 半徑 上頁 下頁 目錄 返回 3. 離子的電子構(gòu)型 (electronic configuration) ◆ 稀有氣體組態(tài) (8電子和 2電子組態(tài) ) ◆ 擬稀有氣體組態(tài) (18電子組態(tài) ) ◆ 含惰性電子對(duì)的組態(tài) (18＋ 2電子組態(tài) ) ◆ 不規(guī)則組態(tài) (9～ 17電子組態(tài) ) 不同類型的正離子對(duì)同種負(fù)離子的結(jié)合力大小 : 8 電子構(gòu)型的離子 9～ 17電子層 構(gòu)型的離子 18或 18+2電子 層構(gòu)型的離子 上頁 下頁 目錄 返回 上頁 下頁 目錄 返回 上頁 下頁 目錄 返回 某些主族元素和副族高價(jià)態(tài)正離子 ,如 Na+, Al3+, Sc3+,Ti4+等。 ?18 + 2 電子組態(tài) ——(n1)s2p6d10 ns2 p區(qū)長周期元素的低價(jià)態(tài)離子，如 Pb2+, Bi3+ , Sn2+等。 ds區(qū)高于族數(shù)價(jià)離子，如 Cu2+， Au3+等。 正離子的電子構(gòu)型 上頁 下頁 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_ 。 G. N. Lewis 在假定化學(xué)鍵所涉及的 每一對(duì)電子 處于兩個(gè)相鄰原子之間為其共享，用 A— B表示。 分子的穩(wěn)定性是因?yàn)楣蚕黼娮訉?duì)服從“八隅律 ” (octet rule)。經(jīng)典的共價(jià)鍵理論能夠簡潔地表達(dá)單質(zhì)或化合物的成鍵狀況。 共價(jià)鍵理論發(fā)展 上頁 下頁 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)。 現(xiàn)代價(jià)鍵理論 是從海特勒 —倫敦處理氫分子結(jié)構(gòu)的結(jié)果推廣得來的，能較好說明共價(jià)鍵的形成過程，解釋了許多實(shí)驗(yàn)事實(shí)，但該理論也有局限性。甲烷是正四面體結(jié)構(gòu),4個(gè) C— H鍵長均為 ，鍵角均為 109186。如果按照價(jià)鍵理論，碳原子只有 2個(gè)未成對(duì)電子。這與實(shí)驗(yàn)事實(shí)是不符合的。 為了解釋這些事實(shí)，鮑林和斯萊特又提出了雜化軌道理論，軌道雜化理論是在價(jià)鍵理論的基礎(chǔ)上發(fā)展起來的， 雜化軌道成功地解釋了 共價(jià)分子的空間構(gòu)型 。 價(jià)鍵理論、雜化軌道理論雖然能較好地 解釋 共價(jià)鍵的形成和分子空間構(gòu)型，但也有一定的局限性。又例如，在氫分子離子 H2+中也存在著單電子鍵，也是價(jià)鍵理論無法說明的。 從而彌補(bǔ)了價(jià)鍵理論的不足。 上頁 下頁 目錄 返回 5 . 1940年英國化學(xué)家 西奇威克（ Sidgwick）和 鮑威爾 (Powell)提出 價(jià)層電子對(duì)互斥理論簡稱 VSEPR理論 。 價(jià)鍵理論和雜化軌道理論比較成功地說明了共價(jià)鍵的方向性和 解釋了 一些分子的空間構(gòu)型。 例如， H2O、CO2都是 AB2型分子， H2O分子的鍵角為 104176。而 CO2分子是直線型。 分子形狀的最好理論解釋需要在 量子力學(xué)和原子軌道圖像 的基礎(chǔ)上進(jìn)行深層次的研究，但這些都需要較深的理論基礎(chǔ)。 雖然這個(gè)理論只是定性地說明問題，但對(duì)判斷共價(jià)分子的構(gòu)型較簡便實(shí)用，是諸多判斷分子幾何構(gòu)型理論中比較成功的一種 。 ◆ 同種原子之間以及電負(fù)性相近的原子之間可以通過共 享 電子對(duì)形成分子，通過共 享 電子對(duì)形成的化學(xué)鍵稱為共價(jià)鍵 (covalent bond)，形成的分子稱為共價(jià)分子。 上頁 下頁 目錄 返回 ◆ 分子中原子間不是通過電子的轉(zhuǎn)移，而是通過共 享 一對(duì)（用 A—B表示 ）或幾對(duì)電子來實(shí)現(xiàn) 8電子穩(wěn)定構(gòu)型的。 ◆ 共享電子對(duì) ——共價(jià)鍵 共價(jià)單鍵 single covalent bond 共價(jià)雙鍵 double covalent bond 共價(jià)叁價(jià) triple covalent bond 兩個(gè)原子間最多是三重鍵 鍵級(jí)： 共享電子對(duì)數(shù)目 鍵數(shù) 上頁 下頁 目錄 返回 ◆ 配位共價(jià)鍵（由鍵合的一方原子提供電子對(duì)） 給予體原子 或 電子對(duì)給予體 ： 提供電子對(duì)的原子 接受體原子 或 電子對(duì)接受體 ： 接受電子對(duì)的原子 非極性共價(jià)鍵 non polar covalent bond 極性共價(jià)鍵 polar covalent bond： H — F ◆ 電負(fù)性原子 electronegative atom： 具有部分負(fù)電荷的成鍵原子 電正性原子 electropositive atom ： 具有部分正電荷的成鍵原子 δ + δ ? 極性的大小依賴于鍵原子的電負(fù)性差，電負(fù)性差越大，鍵的極性越大。其基本書寫步驟如下： ①按原子的鍵合關(guān)系寫出元素符號(hào)并將相鄰原子用單鍵連接。對(duì) 3個(gè)或多于 3 個(gè)原子的物種， 中心原子通常是電負(fù)性較小的元素。 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 下頁 目錄 返回 ③扣除與共價(jià)單鍵相應(yīng)的電子數(shù)