化学键和分子、晶体结构(张祖德)
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第八章 化学键和分子、晶体结构 Chapter 8 Chemical Bonds and Structures of
Molecules & Crystals
这一章是化学的核心,因为结构决定性质。如白磷、红磷的结构不同,性质也不同;石墨、金刚石和C 60等的结构不同,性质也不同。这一章重点讲授共价键、离子键、金属键以及分子几何构型、金属晶体、原子晶体和离子晶体的晶体结构。另外我们也讨论分子间的作用力以及对分子晶体的一些性质的影响。
§8-1 共价键与分子几何构型
Covalent Bonds and Molecular Geometric Structure
一、经典共价键理论(Classical Covalent Bond Theory ) ? Lewis Structure (Octet
Rule)(八电子规则)
1.基本思想:当n s 、n p 原子轨道充满电子,会成为八电子构型,该电子构型是稳定的,
所以在共价分子中,每个原子都希望成为八电子构型(H 原子为2电子构型)。 2.共价分子中成键数和孤电子对数的计算:
例如:P 4S 3、HN 3、N 、H +52CN 2(重氮甲烷)、NO ?
3(1) 计算步骤:
a .令n o ? 共价分子中,所有原子形成八电子构型(H 为2电子构型)所
需要的电子总数
b .令n v ? 共价分子中,所有原子的价电子数总和
c .令n s ? 共价分子中,所有原子之间共享电子总数 n s = n o ? n v ,n s /2 = (n o ? n v ) / 2 = 成数
d .令n l ? 共价分子中,存在的孤电子数。(或称未成键电子数) n l = n v ? n s ,n l
/2 =
(n v ? n s )/2 = 孤对电子对数
P 4S 3
HN 3
N +
5H 2CN 2
NO
?
3n o 7×8 = 56 2 + 3×8 = 26 5×8 = 40 2×2 + 8×3 = 28
4×8 = 32 n v 4×5 + 3×6 = 38 1 + 3×5 = 16 5×5 ? 1 = 24 1×2 + 4 + 5×2 = 16 5 + 6×3 + 1 = 24 n s / 2
(56 ? 38)/2 = 9
(26 ? 16)/2 = 5
(40 ? 24) / 2 = 8
(28 ? 16)/2 = 6
(32 ? 24)/2 = 4
3.Lewis 结构式的书写
P 4S 3HN 3H
N N N H N N H
N
N
N
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,,,N
N
N N
N
N
N
N
N
N N N 22(重氮甲烷) ,
H
C
H
N
当Lewis 结构式不只一种形式时,如何来判断这些Lewis 结构式的稳定性呢?
如HN 3可以写出三种可能的Lewis 结构式,5
N +
可以写出四种可能的Lewis 结构式,而重氮甲烷只能写出两种可能的Lewis 结构式。
4.Lewis 结构式稳定性的判据 ?? 形式电荷Q F (formal charge ) (1) Q F 的由来 以CO 为例
n o = 2 × 8 = 16 n v = 4 + 6 =10 n s / 2 = (16 ? 10) / 2 =
3 n l / 2 = (10 ? 6) / 2 = 4
为了形成三对平等的共价键,可以看作O 原子上的一个价电子转移给C 原
子,即: ,所以氧原子的Q F 为+1,碳原子的Q F 为?1。从这个实例中可
以看出:形式电荷与元素性质没有任何直接联系,它是共价键形成的平等与否的标志。
(2) Q F 的计算公式:
Q F = 原子的价电子数 ? 键数 ? 孤电子数
在CO 中, Q F(C) = 4 ? 3 ? 2 = ?1 Q F(O) = 6 ? 3 ? 2 = +1
对于HN 3
H N N N
H N N N 0
2
H N N N 0
(I)(II)(III)
形式(I)、(III)中形式电荷小,相对稳定,而形式(II)中形式电荷高,而且
相邻两原子之间的形式电荷为同号,相对不稳定,应舍去。
Q F 可以用另一个计算公式来求得:Q F = 键数 ? 特征数(特征数 = 8 ? 价电子
数)
对于缺电子化合物或富电子化合物,由于中心原子的价电子总数可以为6 (BF 3)、10 (OPCl 3)、12 (SF 6)等,则中心原子的特征数应该用实际价电子总数(修正数)减去其价电子数来计算。例如SF 6中S 的特征数不是2,而应该是6(12 ? 6 = 6)。
(3) 稳定性的判据:
a .在Lewis 结构式中,Q F 应尽可能小,若共价分子中所有原子的形式电荷均为
零,则是最稳定的Lewis 结构式;
b .两相邻原子之间的形式电荷尽可能避免同号。
(4) 如果一个共价分子有几种可能的Lewis 结构式,那么通过Q F 的判断,应保留
最稳定和次稳定的几种Lewis 结构式,它们互称为共振结构。例如: H -N =N =N
H -N -N ≡N, 互称为HN 3的共振结构式。
5.Lewis 结构式的应用(Application of Lewis structures )
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(1) 可以判断Lewis 结构式的稳定性;
例如:氰酸根离子OCN -
比异氰酸根离子ONC -
稳定。 (2) 可以计算多原子共价分子的键级;
如上面的H -N (a)-N (b)-N (c)中, (I)、(III)两个HN 3共振结构式可知:
N (a)-N (b) 之间的键级 = (1 +2) / 2 = 3 / 2 ,N (b)-N (c) 之间的键级= (2 +3) / 2 = 5 / 2
再如:C 6H 6(苯)的共振结构式为 ,其C -C 键级= (1 +2) / 2 = 3/2
(3) 可以判断原子之间键长的长短。
键级越大,键能越大,键长越短。在HN 3中,N (a)-N (b) 的键长>N (b)-N (c) 的键长,在C 6H 6中,C -C 键的键长都是一样的,都可以通过键级来判断。
6.特殊情况(Special conditions )
(1) 对于奇电子化合物,如NO 2,只能用特殊的方法表示:
(2) 对于缺电子化合物,如BF 3:n o = 4 × 8 = 32,n v = 3 + 7 × 3 = 24,
n s / 2 = (32 ? 24) / 2 = 4 BF 3的Lewis 结构式为:
B -F 的键级为 (1+ 1 + 2) / 3 = 4 / 3
而
F B F
F
中所有原子的形式电荷为0,B -F 的键级为1。
这是由于B 原子周围是6电子构型,所以称BF 3为缺电子化合物。 我们用修正n o 的方法重新计算n o ′:
n o ′ = 6 + 3 × 8 = 30 ,n s ′ / 2 = (30 ? 24) / 2 = 3
这样就画出了BF 3的最稳定的Lewis 结构式。所以BF 3共有4种共振结构,
B -F 键级为1~4 / 3。
(3) 对于富电子化合物,如OPCl 3、SF 6等
显然也是采取修正n o 的办法来计算成键数;
SF 6:若当作8电子构型,则n o = 7 × 8 = 56,n v = 6 + 6 × 7 = 48
n s / 2 = (56 ? 48) / 2 = 4,四根键是不能连接6个F 原子的,
∴ n o ′ = 12 + 6 × 8 = 60 ,n s ′ / 2 = (60 ? 48) / 2 = 6,SF 6为正八面体的几何构型
POCl 3:n o = 5 × 8 = 40,n v = 5 + 6 + 3 × 7 = 32,n s / 2 = (40 ? 32) / 2 = 4
∴ Lewis 结构式为:
P O Cl Cl
Cl 这种Lewis 结构式中P 原子周围有8个价电
子。
但P 原子周围可以有10个价电子,∴ n o ′ = 10 + 4 × 8 = 42
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n s ′/ 2 = (42 ? 32) / 2 = 5 ∴ Lewis 结构式为:Cl
O Cl
,每个原子的Q F 都为零
∴ P -Cl 键级 = 1,P -O 键级 = 3 / 2~2
★ 如何确定中心原子的价电子“富”到什么程度呢?
显然中心原子周围的总的价电子数等于中心原子本身的价电子与所有
配位原子缺少的电子数之和
例如:XeF 2、XeF 4、XeOF 2、XeO 4等化合物,它们都是富电子化合物
XeF 2:8 + 1 × 2 = 10 XeF 4:
8 + 1 × 4 = 12
XeOF 2:8 + 2 + 1 × 2 = 12 XeO 4:8 + 2
× 4 = 16
所以中心原子价电子超过8的情况,要根据具体的配位原子种类与多少来确定。 ★ 有些富电子化合物为什么可以不修正呢?当配位原子数小于或等于键数时,可以不
修正,因为连接配位原子的单键已够了。但中心原子周围的配位原子数目超过4,必须要修正n o 。
二、近代价键理论(Modern Valence Bond Theory )
1.经典价键理论遇到许多困难:① 两个电子配对后,为什么不相互排斥?② 在有些共
价化合物中,中心原子周围的价电子总数超过8, 为什么仍然稳定存在?③ 根据静电理论,原子核对成键电子对的吸引只具有共价键键能的5%,那么大部分共价键的键能从何而来?④ 经典共价键理论不能解释共价键的方向性和饱和性! 2.近代价键理论的内容
(1) 两个原子形成一个共价键时,两个
原子必须各提供一个未成对电子(即单电子)且它们的自旋方向相反。从H (a)-H (b)的能量图(图8.1)中可知:
H (a) n = 1,
l = 0,m l = +1/2;H (b) n = 1,l = 0,m l = 0,m s = ?1/2,可以形成稳定的H 2(图8.1中b 线)。而两个原子提供两个自旋平行的电子,由于它们之间永
远是排斥力,而不能形成分子(图8.1
中a 线)。
Fig. 8.1 The potential energy depends on the distance between two hydrogen atoms
(2) 两个原子形成共价键时,其成键轨道能量要相近。例如H 2中1s ~1s 轨道成键;
HF 中H 的1s 与F 的2p 轨道成键等。
(3) 共价键的形成在尽可能的范围内一定要采取在电子云密度最大方向上的重
叠(即获得最大的键能,使分子处于最稳定的状态)?? 解决了共价键的方向性。但必须注意的是,由于s 电子云是球形对称的,所以s -s 形成的共价键无方向性。
3.共价键的特点
(1) 饱和性:一个原子有几个未成对电子,就可以和几个自旋相反的电子配对,
形成共价键。
(2) 方向性:,s -p 、p -p 、p -d 原子轨道的重叠都有方向性。 (3) 共价键的类型
a .σ键:沿着键轴的方向,发生“头碰头”原子轨道的重叠而形成的共
价键,称为σ键。
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b .π键:原子轨道以“肩碰肩”的方式发生重叠而形成的共价键,称为π键。
Positive overlap
Negative overlap
Zero overlap
σ bond π bond
Fig. 8.2 Diagram of the positive, negative, and zero overlapping of all kinds of atomic orbitals
综上所述,形成共价键的条件:
(i) 要有单电子,(ii) 原子轨道能量相近,(iii) 电子云最大重叠,(iv) 必
须相对于键轴具有相同对称性原子轨道(即波函数角度分布图中的 +、+ 重叠,? 、? 重叠,称为对称性一致的重叠)。 4.杂化轨道理论(Hybrid orbital theory ) (1) 问题的提出:
a .基态C 原子只有2个单电子,为何可以与4个原子形成CH H 4分子?即
如何来解决共价键的饱和性呢?
b .水分子中的∠HOH = 104.5°,与根据2个H 原子的1s 原子轨道与O 原子
的2p x 、2p y 原子轨道重叠,形成90°角不符。即如何来解决共价键的方向性?
(2) Pauling 的杂化轨道理论?? 解决共价键的饱和性和方向性
a .内容:由不同类型的原子轨道混合起来,重新组成能量相等的新的轨
道的过程,称为原子轨道杂化。
例如:在CH 4中C 原子采取等性sp 3杂化,在能量相等的四个sp 3杂化轨道排着自旋平行的四个单电子,所以可以与四个H 原子成键,解决了饱和性;sp 3杂化轨道的几何构型为正四面体,又解决了方向性。所以Pauling 的杂化轨道理论获得了成功。
C sp 3杂化
对H 2O 分子而言,∠HOH = 104.5°,接近109°28′,所以水分子中的O 原子也应采取sp 3杂化。由于杂化轨道上有两对孤电子对,这种杂化称为不等性sp 3杂化。由于孤对电子对对成键电子对排斥力大,使键角变小。
(3)杂化轨道的类型 杂化方式
杂化轨道几何构型
杂化轨道间夹角
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sp
直线型
180°
sp 2
平面三角形
120°
sp 3
正四面体
109°28′ sp 3d
三角双锥
90°(轴与平面)
120°(平面内) 180°(轴向) sp 3d 2
正八面体
90°(轴与平面、平面内) 180°(轴向)
(4) 杂化轨道理论的引入解决了共价键的饱和性和方向性。实际上只有已知分子
几何构型,才能确定中心原子的杂化类型。例如:BF 3和NF 3,前者为平面三角形,后者为三角锥型,我们就可以推断BF 3中的B 原子采取sp 2杂化,NF 3中的原子采取sp N 3杂化。
(5) 在不同的分子或原子团中,同一种中心原子在不同共价分子中可以采取不同
的杂化类型。
例如:P 原子:PCl 3(sp 3)、PCl 5(sp 3d )、PCl 4+(sp 3)、PCl (sp ?
63d 2),
C 原子:C 2H 6(sp 3)、C 2H 4(sp 2)、C 2H 2(sp )。
那么如何来推测共价分子的几何构型呢?
5.价层电子对互斥理论(Valence Shell Electron Pair Repulsion )(VSEPR 理论) 1940年由Sidgwick 和Powell 提出
(1) 基本思想:在共价分子或共价型离子中,中心原子周围的电子对所占的空间
(成键电子对和孤对电子对)尽可能采用使之本身受到的静电排斥最小的理想的几何构型,即尽可能使中心原子周围的各电子对的距离达到最大。
The best arrangement of a given number of electron pairs is the one that minimizes the repulsion among them.
(2) 判断分子几何构型的步骤:
a .确定中心原子的杂化类型?? 计算中心原子周围的成对电子对数目
和孤对电子对数目。
(i) 计算共价分子或共价型离子的价电子总数(n v );
n +4PCl v = 5 + 4 × 7 ? 1 = 32 PCl 5 n v = 5 + 5× 7 = 40
n ?
6PCl v = 5 + 6 × 7 + 1 = 48 XeF 4 n v = 8 +
4× 7 = 36
(ii) n v ÷ 8 = 商(1) -----余数(1) , 商(1) = 成键电子对数; (iii) 余数(1) ÷ 2 = 商(2) ----- 余数=1或0 , 商(2) = 孤对电子对数;
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(iv) 商(1) + 商(2) = 中心原子的杂化轨道数(若余数还有1,则也当作一对孤对电子对来处理); (v) 实例:
XeF 2
XeOF 4XeO 3?
3I
成键电子对数 22/8 = 2……642/8 = 5……226/8 = 3……222/8 = 2
……6孤对电子对数 6/2 = 3
2/2 = 1
2/2 = 1 6/2 = 3 中心原子杂化类型
sp 3d sp 3d 2
sp 3
sp 3d
b .按照理想的几何构型,画出分子几何构型图。
例如:(正四面体) (三角双锥) (正八面体)
+4PCl 5PCl ?
6PCl
+
-Cl Cl Cl P Cl
Cl
P
Cl Cl
Cl Cl Cl Cl
对于ClF 3 (4 × 7) ÷ 8 = 3…4 4 ÷ 2 = 2
Cl 原子采取sp 3d 杂化,ClF 3分子可以画出三种不同的空间几何构型
(I) (II) (III)
c .如果遇到存在几种可能的空间几何构型时,要选择最稳定的结构式,
即各电子对间的排斥力最小。对于三角双锥而言,抓住90°键角之间的排斥力,因为最小角之间的排斥力最大。各电子对之间排斥力的大小顺序为:孤对电子对 ?? 孤对电子对 > 孤对电子对-双键 > 孤对电子对-单键 > 双键-双键 > 双键 ?? 单键 > 单键-单键
90°
(I) (II) (III) 孤对电子对 ?? 孤对电子
对
0 1 0 孤对电子对 ?? 成键电子
对
6 3 4 成键电子对 ?? 成键电子
对
0 2 2
所以构型(III)是最稳定,即孤对电子对放在平面内,ClF 3的几何构型为T 型。
★ 我们把所有分子的杂化类型和几何构型总结于下表:
https://www.360docs.net/doc/b816017599.html, 杂 化 类 型 sp sp 2sp 3
分 子 类 型
AB
2
AB 3
AB 2
E AB 4
AB 3E AB 2E 2分子几何构型
直线型 平面三角形
V 型 正四面体三角锥型 V 型 实 例 CO 2 CS 2
BF 3 NPCl 2
SO 2 ONCl
XeO 4 CCl 4
NCl 3 AsH 3
H 2O OF 2
杂 化 类 型 sp 3d sp 3d 2
分 子 类 型 AB 5
AB 4E AB 3E 2
AB 2E 3
AB 6
AB 5E AB 4E 2
分子几何构型
三角双锥
歪四面体
T 型
直线
正八面体
四方锥
平面四方
实 例 PCl 5 AsCl 5
TeCl 4 SCl 4
ClF 3 XeOF 2
?
3I
XeF 2
SF 6
?
6PCl
XeOF 4 IF 5
XeF 4
?
4IF
6.键角的讨论
(1) 不同的杂化类型,键角不同。
(2) 在相同的杂化类型条件下,孤对电子对越多,成键电子对之间的键角越小。
例如:CH 4、NH 3、H 2O ,键角越来越小。
(3) 在相同的杂化类型和孤对电子对条件下,
a .中心原子的电负性越大,成键电子对离中心原子越近,成键电子对之间
距离变小,排斥力增大,键角变大。例如:NH 3、PH 3、AsH 3,中心原子电负性减小,键角越来越小。
b .配位原子的电负性越大,键角越小。例如NH 3中的∠HNH 大于NF 3中的 ∠FNF 。
c .双键、叁键的影响:由于叁键-叁键之间的排斥力 > 双键-双键之间的排斥力 >双键-单键之间的排斥力 > 单键-单键之间的排斥力。
7.d -p π键的讨论
(1) 以H 3PO 4为例,说明d
-p π键的形成 在(HO)3PO 中P 原子采取sp 3杂化,P 原子
中3个sp 3杂化轨道中的3个单电子与OH 基团形成三个σ键,第四个sp 3杂化轨道上的孤对电子对必须占有
O 原子的空的2p 轨道。而基态氧原子2p 轨道上的电子排布为 ,没有空轨道,但为了容纳P 原子上的孤对电子对,O 原子只好重排2p 轨道上电子而空出一个2p 轨道 ,来容纳P 原子的孤对电子对,形成P ︰
O 的σ配键。
氧原子2p 轨道上的孤对电子对反过来又可以占有P 原子的3d 空轨道,这两个p -d 轨道只能“肩并肩”重叠,形成π键,称为d -p π键。所以P 、O 之间的成键
为 σ配键,两个d -p π配键),相当于P =O 。
许多教科书上把H 3PO 4的结构式表示为:
HO
P HO HO
O
或
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(2) d -p π键的应用(Applications of d -p π bond ) (a) 可以解释共价分子几何构型
(SiH 3)3N 与(CH 3)3N 有不同的几何构型,前者为平面三角形,
后者为三角锥型。这是由于在(SiH 3)3N 中N 原子可以采取sp 2杂化,未杂化的2p 轨道(有一对孤对电子对)可以“肩并肩”地与Si 原子的3d 空轨道重叠而形成d -p π键,使平面三角形结构得以稳定。(CH 3)3N 中的C 原子不存在d 价轨道,所以原子必须采取sp N 3杂化,留给孤对电子对以合适的空间。
(b) 可以解释Lewis 碱性的强弱
比较H 3C -O -CH 3与H 3Si -O -CH 3的碱性,前者的碱性
强于后者的碱性。这也是由于在H 3Si -O -CH 3中O 原子上的孤对电子对可以占有Si 原子的3d 空轨道,形成d -p π键,从而减弱了O 原子的给出电子对能力,使得后者的Lewis 碱性减弱。
(c) 可以解释键角的变化
对于NH 3与NF 3,∠HNH >∠FNF ,而对于PH 3与PF 3,∠HPH
<∠FPF 。两者是反序的,这是因为后者是由于F 原子上的孤对电子对占有P 原子上的3d 空轨道,增强了P 原子上的电子云密度,使成键电子对之间的排斥力增大,所以键角变大。
Practice Exercise :在H 3SiNCS 中, ∠SiNC 约多少度?在H 3CNCS 中∠CNC 约为多少度?为什么? 8.离域π键
(1) 离域π键的形成条件
a .所有参与离域π键的原子都必须在同一平面内,即连接这些原子的中心
原子只能采取sp 或sp 2杂化。
b .所有参与离域π键的原子都必须提供一个或两个相互平行的p 轨道
c .参与离域π键的p 轨道上的电子数必须小于2倍的p 轨道数 (2) 实例
1, 3 ?丁二烯 H 2C =CH -CH =CH 2
(m ? 电子数,n ? p 轨道数)
m n Π
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SO 3中S 原子采取sp 2杂化,未参与杂化的3p 轨道上存在一对电子,由于在sp 2
(sp 2杂化),所以SO 3中氧原子的2p
子发生重排而空出了一个2p 轨道来容纳S 原子的2p 2杂化轨道上的电子对,则该氧原子提供的平行的2p 轨道上也是一对电子,所以SO 3中S 原子的一个3p 轨道和3个O 原子的2p 轨道(共四个相互平行的p 轨道)提供的p 电子数为:2 + 2 + 1 + 1 = 6。
实际上和是等电子体,SO ?
3NO ?
23CO 3与它们也是广义的等电子体,所以
它们有相同的离域π键()。
64Π
+
C
C
CH
3个
2626Π6
6Π1819Π三、分子轨道理论(Molecular Orbital Theory )(MO 法)
1.VB 法的局限性
(1) 的键能为269kJ·mol +2H ?1,但单电子不能配对,为什么存在共价键的键能? (2) B 2、O 2分子是顺磁性(paramagnetism)的,即B 2、O 2分子中有单电子,但用电子
配对法不能说明B 2和O 2分子中存在单电子。物质的顺磁性与单电子数的关系为:
)2(+=n n μ B.M.(玻尔磁子)
(3) 不能解释CO 2、BF 3、C 6H 6等复杂分子中的离域π键。 2.MO 法的内容
(1) 处理方法:通过求解Schr?dinger equation
,可精确求解氢原子核外电子的波
函数(φ)和能量(E )。因为用分子轨道法来表示分子成键,所以分子轨道波函数用Ψ,而原子轨道波函数改写为φ,以示区别原子轨道与分子轨道。因为薛定谔方程能精确求解单电子体系,对于2H +这样的单电子分子离子体系,薛定谔方程当然
可以精确求解,求得波函数Ψ为分子轨道波函数,求得能量E 为分子轨道能量,?Ψ?2表示电子在分子空间出现的几率密度。
(2) 分子轨道是由原子轨道的线性组合(Linear Combination of Atomic Orbitals)而
成。(LCAO )
(3) 实例:从分子离子来看,一个电子围绕着H +2H (a)和H (b)
原子核运动,当这个电子离a 核近时,其运动符合φ1s (a);
当这个电子离b 核近时,其运动符合φ1s (b),则整个分子
离子的分子轨道分为两部分:(I) Ψ1s = c 1[φ1s (a) + φ1s (b)],把Ψ1s 代入薛定谔方程 中,可求得,所以Ψs 1s 1?ψE E <1s 称为成键分子轨道,用σ1s 表示;(II) *s 1Ψ =
c 2[φ1s (a) ? φ1s (b)],把*s 1Ψ代入薛定谔方程中,可求得*1s
E ψ>,所以s E 1?*s 1Ψ称为反
键的分子轨道,用表示。
*s 1σ
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(4) 因此由原子轨道线性组合成分子轨道时,有一半是成键分子轨道,另一半是
H 2+H 2+2He
He 2
电子构型 11)(s σ
2s 1)(σ
1
*s 12s 1)()(σσ
2
*s 12s 1)
()(σσ键级 1/2 1 1/2 0 —
键型
单电子σ键
σ键
三电子σ键
键级 = (成键轨道电子数 ? 反键轨道电子数) ÷ 2
分子轨道的电子排布也遵循多电子原子核外电子的排布规则。 3.同核双原子分子的分子轨道能级图(Molecular orbital energy level diagram for
homo-nuclear diatomic molecules )
(1) O 2、F 2分子 (2) B 2、C 2、
N 2分子
< >
p 2σE p 2πE p 2σE p 2πE O 2 F 2
B 2
C 2 N 2
σz
πx
πy πx
*πy
*σz *σs
σs
*
σz πx
πy πx
*πy
*σz
*σs
σs
*
O 2分子的键级22
2
6=?=
C 2分子的键级22
4=?=
键型为一个σ键、两个三电子π键。 键型为两个π键。
有两个单电子,所以是顺磁性。 没有单电子,所以是反磁性。
O 2分子的分子轨道表示式为: 2
*242222*2222*121)()()()()()()(p p p s s s s ππσσσσσ 或者:K K
)()()()()(*p 24p 22p 22*s 22s 2ππσσσ 4.异核双原子分子的分子轨道能级图(Molecular orbital energy level diagram for
hetero-nuclear diatomic molecules )
(1) NO 分子轨道能级图: (2) HF 分子轨道能级图:
https://www.360docs.net/doc/b816017599.html,
N NO O
H
HF F
1
non
non
NO分子轨道表示式:1
2
4
2
2
2
2)
2(
)
5(
)
1(
)
4(
)
3(
)
2(
)
1(π
σ
π
σ
σ
σ
σ
HF分子轨道表示式:4
non
2
2
non
2
non)
1(
)
3(
)
2(
)
1(π
σ
σ
σ
NO、NO+、NO2+和NO-等物种的键级与键型如下:
NO NO+NO2+NO-
键级 2.5 3
2.5 2 键型
一个σ键,一个π键,
一个三电子π键
一个σ键,
二个π键
一个单电子σ键,
二个π键
一个σ键,
二个三电子π键5.各种类型分子轨道的角度分布图
Fig. 8.3 The angular distribution diagram of a bonding () and antibonding () molecular orbital
s n
σ*s nσ
Fig. 8.4 The angular distribution diagram of a bonding () and antibonding () molecular orbital
p n
σ*p nσ
https://www.360docs.net/doc/b816017599.html,
Fig. 8.5 The angular distribution diagram of a bonding () and antibonding () molecular orbital
p n π*
p n π四、键参数(Bond References )
1.键能(Bond energies) E — 共价键强弱的标志
(1) 定义:在298.15k 和100kPa 下,1mol 理想气体分子拆成气态原子所吸收的能量
称为键的离解能,以符号D 表示。
例如:Cl 2
(g)
2Cl(g) D (Cl -Cl) = 239.7kJ·mol ?1。对于双原子分子来说,其离解能就是该气态分子中共价键的键能E ,例如E (Cl -Cl) = D (Cl -Cl),而对于两种元素组成的多原子分子来说,可取离解能的平均值作为键能。例如,NH 3分子有三个等价的N -H 键,但每个N -H 键因离解的先后次序不同,而具有不同的离解能。
NH 3(g)
NH 2(g) D 1 = 427 kJ·mol ?1 NH 2(g) NH(g) + H(g) D 2 = 375 kJ·mol ?1 NH(g) N(g) + H(g) D 3 = 356 kJ·mol ?1∴ NH 3(g) N(g) + 3H(g) D 总 = D 1 + D 2 + D 3 = 1158 kJ·mol ?1
在NH 3分子中N -H 键的离解能就是三个等价键的平均离解能。 E (N -H) = (D 1 + D 2 + D 3 ) / 3 = 1158 / 3= 386 kJ·mol ?1
所以键能也称为平均离解能。
(2) 键能与Δf H m 的关系可以通过热力学循环来建立等式。 Sample exercise :
已知:C(s) + 2H 2(g)CH 4(g) + H 2(g)
= ? 74.82 kJ·mol 4f m
,CH (g)H Δ?1
H 2(g) H(g) + H(g) D (H -H) =
434.7 kJ·mol ?1
C(s)
C(g)
= 719.0 kJ·mol s m ,C(s)H Δ?1
试求CH 4(g)中C -H 的键能
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2(g) CH 4(g)C(g) + 4H(g)
2D 4E (C -H)
H m,CH (g)H m,C(s)
4
f m,CH
(g)
s m,C(S)(H H)(C H)ΔΔ24H H D E ??=+?
∴4
(C H)s m,C(S)(H H)f m,CH
(g)
1
Δ2Δ]4 E H D H ??=
+?
=)82.747.4342719(4
1
+×+× = 415.8 kJ·mol ?1
(3) 通常键能越大,键越牢固,由这样的键构成的分子也就越稳定。 (4) 通常键能数据是通过热化学法(如上例)或光谱法测定。 2.键长(Bond lengths )
(1) 定义:分子中两个相邻的原子核之间的平均距离,称为键长(或核间距)。 The bond length is defined as the distance between the nuclei of the atoms involved in the bond. (2) 理论上用量子力学近似的方法可以算出键长,实际上对于复杂分子往往通过
光谱或X 射线衍射等实验方法来测定键长。
(3) 键长与键的强度(即键能)有关,即键能越大,键长越短。 3.键角(Bond angles )
(1) 定义:在分子中,键与键之间的夹角,称为键角。
The angles made by the lines joining the nuclei of the atoms in the molecule. (2) 键长和键角确定了,分子的几何构型就确定了。 The bond angles of a molecule,
together with the bond lengths, accurately define the size and shape of the molecule.
4.键的极性(Bond polarity )
(1) 我们可以用两个原子电负性的差值来表示的键的极性。We can use the
difference in
electronegativity between two atoms to gauge the polarity of the bonding between them. For example : Species F 2 HF LiF
Electronegativity difference 4.0 ? 4.0 = 0 4.0 ? 2.1 = 1.9 4.0 ? 1.0 = 3.0
Type of bond non-polar covalent polar covalent ionic
(2) 成键原子的电负性差值越大,键的极性越大。
(3) 键的极性是有方向的,如N ←H 或N →F ,是从正电荷指向负电荷。
五、分子之间的作用力(Intermolecular Forces )
1.由共价键组成的分子,其分子之间是靠分子间的相互作用力连接的。 2.共价分子的分类
(1) 非极性分子 由非极性键组成的共价分子称为非极性分子,例如同核双原子
分子;或者由极性键构成但几何构型对称的共价分子也称为非极性分,例如CO 2。
(2) 极性分子 由极性键构成的,且键的极性不能抵消的共价分子称为极性分子。
3.分子极性大小的量度 —— 偶极矩(dipole moment )( μ )
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(1) μ是一个矢量,既有大小,又有方向。大小 μ = q ? d ,单位为德拜(Debye)。 方向 从正指向负。 1 Debye = 3.336×10?30 C ?m (2) 对于双原子分子,键的极性越大,分子的极性越大。
H 2:μ = 0 CO :μ = 0.112 NO :μ = 0.159
HI :μ = 0.448 HBr :μ = 0.828 HCl :μ = 1.09 HF :μ = 1.827
(3) 对于多原子分子,特别是中心原子上存在孤对电子对的分子,其极性要通过
分析讨论来确定。例如:CO 2:μ = 0 C
O , SCO :
total
2μ
δ-δH H
H N μ2
μδ+δ+-δδμH 2O
NH 3
NF 3
total
4.分子间的相互作用力(van der Waals forces )
Three types of intermolecular attractive forces are known to exist between neutral
molecules ︰ dipole-dipole forces, London dispersion force, and hydrogen bonding forces. These forces are also called van der Waals forces. (1) 取向力(orientation force )
a .永久偶极(permanent dipole ) 极性分子的正、负电荷重心本来就不
重合,始终存在着一个正极和一个负极,极性分子的这种固有的偶极,称为永久偶极。
b .当两个极性分子相互接近时,一个分子带负电荷的一端要与另一个分
子带正电荷的一端接近,这样就使得极性分子有按一定方向排列的趋势,因而产生分子间引力,称为取向力。
c .极性分子之间,离子与极性分子之间的相互作用力就是取向力,即取
向力存在于永久偶极之间或离子与永久偶极之间。
(2) 诱导力(induction force )
a .诱导偶极(induced dipole ) 本来分子中正、负电荷的重心重合在一
起,由于带正电荷的核被引向负电极而使电子云被引向正电极,结果电子云和核发生相对的位移,分子发生了变形,电荷重心分离,导致非极性分子在外电场(或在极性分子、离子)中产生偶极,这种偶极称为诱导偶极。
b .应当注意,当外电场消失时,诱导偶极就消失,分子又重新变成非极性分子。
c .由诱导偶极产生的分子间作用力,称为诱导力。
d .诱导力不仅存在于非极性分子与极性分子之间,也存在于极性分子本身之间。
(3) 色散力(dispersion force )
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a .瞬时偶极(instantaneous dipole ) 由于每个分子中的电子不断运动和
原子核的不断振动,可以发生瞬时的电子与原子核的相对位移,造成正、负电荷重心的分离,这样产生的偶极称为瞬时偶极。
b .这种瞬时偶极也会诱导邻近的分子产生瞬时偶极。
c .由于瞬时偶极的产生,引起的分子间的相互作用力,称为色散力。
d .分子的变形性越大,色散力越大。
e .色散力存在于任何共价分子之间。
总结:取向力,诱导力和色散力统称为van der Waals 力。在极性分子之间存在取向力、诱导力和色散力,在极性分子和非极性分子之间存在诱导力和色散力,在非极性分子与非极性分子之间存在色散力。 (4) 氢键(hydrogen bond )
a .氢键既存在于分子之间(称为分子间氢键),也可以存在于分子内部
(称为分子内氢键)的作用力。
b .它比化学键弱,但比van der Waals 力强。
c .定义:所谓氢键是指分子中与高电负性原子X 以共价键相连的H 原子,
和另一个分子中的高电负性原子Y 之间所形成的一种弱的相互作用,称为氢键(X—H ……Y)。
d .氢键的键长是指X 和Y 间的距离(X—H ……Y)。
e .氢键的特点:具有饱和性和方向性,由于H 原子体积小,为了减少X
和Y 之间的斥力,它们尽量远离,键角接近180°,这就是氢键的方向性;又由于氢原子的体积小,它与较大的X 、Y 接触后,另一个较大的原子就难于再向它靠近,所以氢键中氢的配位数一般为2,这就是氢键的饱和性。
f .氢键的强弱顺序:
N H N O H N F H N O H O F H F L L L L L L L L L L ?>?>?>?>?
即X 、的电负性越大,氢键越强,X 、Y 半径越小,氢键越强。
Y g .氢键对物质性质的影响
(i) 由于氢键的存在, 水,冰具有不同寻常的性质。冰的密度小于
水。
(ii) 氢键对沸点的影响 分子间氢键可以提高物质的沸点,而分子
内氢键可以降低物质的沸点,例如:硝基苯酚:邻?硝基苯酚(m.p. = 45℃);间?硝基苯酚(m.p. = 96℃),对?硝基苯酚(m.p. = 114℃)
N
O
O
H
O
离子中分子间氢键:
邻?硝基苯酚的分子内氢键:
+49O H O
H H H +
O H
H
h .非常规型氢键
(i) X—H ……π氢键:在一个X—H ……π氢键中,π键或离域π键体系
作为质子(H +)的接受体。由苯基等芳香环的离域π键形成的X—H ……π氢键,又称为芳香氢键(aromatic hydrogen bonds )
O
H
H
O
H
H
https://www.360docs.net/doc/b816017599.html, (ii) X—H ……M 氢键:在{(PtCl 4)?cis-[PtCl 2(NH 2Me)2]2?}的结构中,
由两个平面四方的Pt 的4配位配离子通过N—H ……Pt 和N—H ……Cl 两个氢键结合在一起。
(iii) X—H ……H—Y 二氢键:比较下面等电子系列的熔点: H 3C -CH 3 H 3C -F H 3N -BH 3
?181℃ ?141℃
?104℃
从中可以看出,在H 3N -BH 3晶体中,分子间存在不寻常的强烈相互作用。这使人们提出X—H ……H—Y 二氢键观点。右图示出H 3N -BH 3的结构式。
§8-2 离子键与晶格能 Ionic Bond and Lattice Energy
一、离子键(Ionic Bond )
1.形成离子键的必要条件:电离能低的活泼金属元素与电子亲合能高的活泼非金属元素
2.形成过程(The process of ionic bond formation ):
n [Na +
Cl ](s)
-
核与电子的吸引、核与核的排斥电子与电子的排斥达到平衡
nI 1ne n Na(g) n Na (g)+
nA 1
+ne
n Cl(g) n Cl (g)-
3.离子的特征(Ionic characterization ):
(1) 离子电荷(ionic charge ):Al 23+O 32?、Ca 2+F 2
-
(2) 离子的电子构型(ionic electron configurations ): a .8电子构型:Na +、K +、Ca 2+、Mg 2+,即 (n ? 1) p 6
b .9-17电子构型(或不规则电子构型): Mn 2+、Cr 3+、Co 2+等低氧化态
的过渡金属离子,仍然保留(n ?1)d x ;
c .18电子构型:Cu +、Ag +、Zn 2+,保留(n ? 1)
d 10。
d .18+2电子构型: Pb 2+、Bi 3+、Sn 2+,主要是第五、六周期的IIIA 、IVA 、
VA 族的低氧化态物种,保留(n ? 1) d 10n s 2。
(3) 离子半径(ionic radii ):Pauling 的离子半径标度
a .基本思想,离子半径与有效核电荷成反比,即σ
Z r ?∝
1
离子
https://www.360docs.net/doc/b816017599.html,
b .令比例系数为
c n ,它是与电子构型有关的数,则r = c n / (Z ? σ) 当正负离子电子构型相同时,c n
相同,则
*/*/+
??+=Z Z r r 如5
.65
.485.0235.081185.0235.089*
:NaF Na F F
Na =
×?×?×?×?=
=
+
?
?
+Z Z /r
r 已知NaF 的为2.31?,解得?,?
?++r r 945.0Na =+r 365.1Cl =?r 二、离子晶格能(The Ionic Lattice Energy )
1.定义:在25℃和1atm 下,由1mol 离子晶体变成相距无穷远的气态正、负离子所吸收
的能量,称为晶格能,用符号U 表示。
NaCl(s)
Na +(g) + Cl -
(g)
2.玻恩 ?? 哈伯循环(The Born-Haber cycle )
(1) 利用热力学第一定律(即Hess 定律),可以计算离子晶体的晶格能。 (2) Born-Haber 循环的设计:MX (碱金属卤化物)
M(s)
M(g) +(M)
s
H m
H m,MX
U)A D I H H ?+++
+Δ=Δ(2
1
)X ()X ()M (
m s MX
,m f 2 ∴MX ,m f )X ()X ()M (m s 2
2
1
H A D I H U Δ?++
+Δ=
Sample Exercise :已知kJ·mol 9.410NaCl ,m f ?=ΔH ?1
,7.1212
1
)Cl (2=D kJ·mol ?1,
349(Cl)?=A kJ·mol ?1,kJ·mol 496)(Na =I ?1,kJ·mol 7.107Na ,m s =ΔH ?1,求U NaCl 。
Solution :3.787)9.410(3497.1214967.107=???++=U kJ·mol ?1 (3)
Born-Haber 循环往往用来计算实验难以获得的热力学数据,如电子亲合能或
质子化能等。
3.晶格能的理论计算(Theoretical calculation of lattice energy ):
Fig. 8.6 The one-dimensional ionic crystal model
设一维晶体在O 点的一个离子所受到的静电作用能:002
42r e πε?×;)
2(42002r e πε×;
)3(42002r e πε?×;……;∴ E = )4131211(42002L L +?+??
r e πε,括号中的数总是大于2
1
。
https://www.360docs.net/doc/b816017599.html,
4(0
02r e πε?大,所以正、
(2) 从一维晶体模型推广到实际的三维晶体模型 以NaCl(s)为例
一个Na +离子在NaCl(s)中受到的静电作用能为
与最邻近的Cl -
离子(6个): 4(
6002
1r e E πε?×=
与次邻近的Na +
离子(12个): 0022412r e E πε×=2
与次邻近的Cl -
离子(8个): 34(
80
02
3r e E πε?×=
………………………………………………
Fig. 8.7 The sodium chloride crystal structure
a .)5
24
26382126(4002L L ?+?+??=
r e E πε 括号中的数值是收敛的,收敛于1.74756,此数称为马德隆常数(Madelung constant )
b .马德隆常数(M )与离子晶体结构有关 离子的晶体类型 NaCl 型 CsCl 型 CaF 2型
闪锌矿型纤维锌矿型 M
1.74756 1.76767 5.03878 1.63805
1.64132
∴ 1mol Na +
离子的静电作用能为 0
02
A 4r e MN E πε?=
c .由于离子间存在电子之间的排斥和核与核之间的排斥,其排斥能正比
于1/ r n ,所以E 排斥 = B / r n ,B 为比例常数,n 为Born 指数。玻恩指数(n )与离子的电子构型的关系为 离子的电子构型
He Ne Ar Kr Xe n
5 7 9 10 12
对于NaCl :n = (7 + 9)/2 = 8
d .1mol 离子晶体的净能量:n r
B
N r e MN E A 02A (r)
4+?=πε,
因为晶体最稳定状态是在r = r 0时,必有极值,则E (r) 对r 的一阶导数
应为零,所以
00
(r)==r r dr
dE ,这样可求得常数B 。
041
0A 2
002A 0
)(=?=
=+n r r B nN r e MN r r dr
dE πε ∴n
r Me B n 01
024πε?=,
把B 值代入E (r)公式中,当r = r 0时,)11(40
02A )
(0n r e MN E r ??=πε,把所有的
常数代入,则)1
1(1384900)(0n
r M E U ,其中U 以kJ·mol r ?+=?=?1为单位,r 0以pm 为单位。
https://www.360docs.net/doc/b816017599.html, 若晶体中的正、负离子电荷为Z +、Z ? ,上面公式的形式可改写为 11(1384900
n
r Z MZ ?+
?
+
,该公式称为波恩-兰德公式(Born-Lander 公式)
e .卡普斯钦斯基 (Kapustinskii ) 公式
r 1045.31(r Z Z 10
1.2020
11
07
??+?×?×?ν××=U
其中ν为正、负离子总数,r 0 = r + + r ?,以m 为单位
Sample Exercise :KClO 4的U = 591kJ ?mol ?1, =
133pm ,求 +K r ?4
ClO r Solution :ν = 2,∴591)1045.31(11210
202.10
11
07
=×?××××=??r r U
解得,或(舍去),故
m 0169.3100-r ×=m 108.3110?×=r pm 236ClO =?r 4
从上面的波恩-兰德公式中,我们可以看到:0
r Z Z U ?
+∝。然而碱土金属碳酸盐的热分解温度为
BeCO 3
MgCO 3
CaCO 3
SrCO 3
BaCO 3
100℃ 540℃ 960℃ 1289℃ 1360℃
与U 的结论相反。因为从Be 2+到Ba 2+离子,离子半径增大,晶格能应该变小,热稳定性减少,热分解温度理应减小,而现在反而增大,这种与晶格能变化相反的性质变化规律,可以用离子极化理论来解释。
4.离子的极化(Ionic polarization ) 法扬斯(Fajans )首先提出 (1) 离子的极化
a .离子在外电场或另外离子的影响下,原子核与电子云会发生相对位移
而变形的现象,称为离子的极化。
b .极化作用(polarization power) 离子使异号离子极化的作用,称为极化作用。
c .极化率(或变形性)(polarizability) 被异号离子极化而发生电子云变
形的能力,称为极化率或变形性。
(2) 无论是正离子或负离子都有极化作用和变形性两个方面,但是正离子半径一
般比负离子小,所以正离子的极化作用大,而负离子的变形性大。负离子对正离子的极化作用(负离子变形后对正离子电子云发生变形),称为附加极化作用。
(3) 离子的极化作用可使典型的离子键向典型的共价键过渡。这是因为正、负离
子之间的极化作用,加强了“离子对”的作用力,而削弱了离子对与离子对之间的作用力的结果。
Fig. 8.8 Polarization effect between cation and anion
(4) 离子极化作用的规律
高考化学 专题04(化学键与晶体结构)
C H H H H 专题四:化学键和晶体结构 专题目标:1、掌握三种化学键概念、实质,了解键的极性 2、掌握各类晶体的物理性质,构成晶体的基本粒子及相互作用,能判断常见物 质的晶体类型。 [经典题型] [题型一]化学键类型、分子极性和晶体类型的判断 [ 例1 ]4.下列各组物质的晶体中,化学键类型相同、晶体类型也相同的是 [ ] (A)SO 2和SiO 2 (B)CO 2和H 2 (C)NaCl 和HCl (D)CCl 4和KCl [点拨]首先根据化学键、晶体结构等判断出各自晶体类型。A 都是极性共价键,但晶体类型不同,选项B 均是含极性键的分子晶体,符合题意。C NaCl 为离子晶体,HCl 为分子晶体 D 中CCl 4极性共价键,KCl 离子键,晶体类型也不同。 规律总结 1、含离子键的化合物可形成离子晶体 2、含共价键的单质、化合物多数形成分子晶体,少数形成原子晶体如金刚石、晶体硅、二氧化硅等。 3、金属一般可形成金属晶体 [例2]、.关于化学键的下列叙述中,正确的是( ). (A)离子化合物可能含共价键 (B)共价化合物可能含离子键 (C)离子化合物中只含离子键 (D)共价化合物中不含离子键 [点拨]化合物只要含离子键就为离子化合物。共价化合物中一定不含离子键,而离子化合物中还可能含共价键。答案 A 、D [巩固]下列叙述正确的是 A. P 4和NO 2都是共价化合物 B. CCl 4和NH 3都是以极性键结合的极性分子 C. 在CaO 和SiO 2晶体中,都不存在单个小分子 D. 甲烷的结构式: ,是对称的平面结构,所以是非极性分子 答案:C 题型二:各类晶体物理性质(如溶沸点、硬度)比较 [例3]下列各组物质中,按熔点由低到高排列正确的是( ) A O2 、I2 Hg B 、CO 2 KCl SiO 2 C 、Na K Rb D 、SiC NaCl SO2 [点拨]物质的熔点一般与其晶体类型有关,原子晶体最高,离子晶体(金属晶体)次之,分子晶体最低,应注意汞常温液态选B [例4]碳化硅(SiC)的一种晶体具有类似金刚石的结构,其中碳原子和硅原子的位置是交替的。在下列三种晶体①金刚石、②晶体硅、③碳化硅中,它们的熔点从高到低的顺序是 A. ①③② B. ②③① C. ③①② D. ②①③ [解析]由于题给的三种物质都属于原子晶体,而且结构相似都是正四面体形的空间网状结构,所以晶体的熔点有微粒间的共价键强弱决定,这里共价键强弱主要由键长决定,可近
化学键与分子结构
第五章物质结构元素周期律 第三讲化学键与分子结构 【考纲要求】 1.理解有关化学键、离子键、共价键、配位键、*金属键等概念 2.掌握用电子式表示化学键的形成过程的方法,并能正确写出常见物质和微粒的电子 式,结构式。 3.掌握影响各类化学键强弱的因素,以及化学键的强弱对物质性质的影响。 教与学方案 笔记与反思【自学反馈】 一、概念辨析 1.化学键: (1)概念:。 (2)种类:、、。 2.离子键: (1)概念:。 (2)形成过程(以MgCl2为例):。 (3)影响离子键强弱的因素:。 (4)离子键的强弱对物质性质的影响:。 3.共价键: (1)概念:。 (2)形成过程(以CO2为例):。 (3)影响共价键强弱的因素:。 (4)共价键的强弱对物质性质的影响:。 (5)共价键极性强弱的分析方法:。 (6)共价键极性强弱对物质性质的影响:。 4.配位键: (1)概念:。 (2)形成过程(以NH4+为例):。 (3)形成配位键的条件:。 (4)配位键属于键,但在指出物质中化学键的类型时必须单独指出。 5.金属键:失去价电子的金属阳离子与在晶体内自由移动的价电子之间强烈的相互作用。 影响金属键强弱的因素:金属的原子半径和价电子的多少。一般情况下,金属的原子半径 越小,价电子越多,则金属键,金属的熔沸点就,硬度就。
三、八电子稳定结构问题:准确判断分子结构中各原子的最外层电子是否满足8电子稳定结构是学习的一个难点,也是高考的一个热点。如何判断才能既简单又无误呢?这里介绍一种简捷的判断方法。 (1)分子中含氢元素时,氢原子的最外层电子是不能满足8电子稳定结构。 (2)分子中无氢元素时,可根据化合价进行判断:某元素在该分子中的化合价的绝对值与其原子的最外层电子数之和等于8,则该元素原子的最外层满足8电子稳定结构; 否则就不满足8 四、分子的性质(溶解性、手性和含氧酸的酸性) 1、溶解性——相似相溶原理 2、手性——手性分子的判断方法是通过连在同一个碳原子上的四个原子或原子团必须互不相同。 3、含氧酸的酸性: (1)对于同一种元素的含氧酸来说,该元素的化合价越高,其含氧酸的酸性越强。 (2)如果把含氧酸的通式写成(HO)mROn的形式,成酸的元素R相同时,则n值越大,酸性也就越强。 二、自我演练: 1.用电子式表示下列物质中化学键的形成过程: Na2O: AlF3: Mg3N2: N2:、NH3: CS2:、BF3: CCl4:、PCl3: PCl5:、H3O+:。 2.写出下列物质的电子式: H2S:、NF3:、H2O2:、NaOH:、NaHS:、Na2O2:、FeS2:、CaC2:、NH4Cl:、KCN:、HCOOH:、—OH:、CH3COO-:、CH3-:、CH3+:。 .【例题解析】 [例1]判断并写出下列微粒符号: (1)含18个电子的阳离子_________________________________; (2)含18个电子的阴离子_________________________________; (3)含18个电子的化合物分子_____________________ ________。 (4) 含18个电子的单质分子. 解题思路:。 [例2] AB2离子化合物的阴、阳离子的电子层结构相同,每摩AB2分子中含有54摩电子,根据下列反应: ①H2+B2→C ②B2+X→Y+AB2+H2O ③Y+C→AB2+Z Z有漂白作用 (1)写出下列物质的化学式:AB2___________X_________Y_________
高中化学 化学键与晶体结构
6、化学键与晶体结构 1.用绸布摩擦后的玻璃棒接近下列液体的细流,如果细流发生偏移,则这液体是( ) A.H2O B.CC4C.CS2D.苯 2.下列事实中,能证明氯化氢是共价化合物的是( )t A.氯化氢极易溶于水B.液态氯化氢不导电 C.氯化氢不易分解D.氯化氢溶液可以导电 3.有关晶体的下列说法中正确的是( ) A.晶体中分子间作用力越大,分子越稳定B.原子晶体中共价键越强,熔点越高C.冰熔化时水分子中共价键发生断裂D.氯化钠熔化时离子键未被破坏 4.下列叙述错误的是( ) A.溶于水可以导电的晶体一定是离子晶体B.含有离子键的晶体一定是离子晶体C.Na2O和SiO2的晶体中都不存在单个小分子D.冰醋酸和冰熔化均需要克服范德华力5.下列化学式,在通常状况下能代表某种物质分子式的是( ) A.KClO3 B. NH4NO3C.CO2D.SiO2 6.碱金属与卤素所形成的化合物大都具有的性质是( ) ①高沸点②能溶于水③水溶液能导电④低熔点⑤熔融状态不导电 A.①②③B.③④⑤C.①④⑤ D. ②③⑤ 7.下列化合物中,阳离子与阴离子的半径比最小的是( ) A.CsI B.LiI C.NaF D.KCl 8.在下列有关晶体的叙述中错误的是() A.离子晶体中一定存在离子键B.原子晶体中只存在共价键 C.金属晶体的熔沸点均很高D.稀有气体的原子能形成分子晶体 9.下列说法正确的是() A.分子晶体中一定含有共价键B.Na2O2晶体中阴、阳离子比为1:1 C.只有非金属元素才能形成共价化合物D.在晶体中只有阴离子就一定阳离子10.下列叙述正确的是( ) A.离子晶体中肯定不含非极性共价键 B.原子晶体的熔点肯定高于其他晶体 C.由分子组成的物质其熔点一定低 D.原子晶体中除非极性共价键之外不存在其他类型的化学键 11.关于晶体的下列说法中正确的是( )。 A.只有含金属阳离子的晶体才是离子晶体 B.离子晶体中一定含有金属阳离子和酸根离子 C.在共价化合物分子中各原子的最外层都形成8电子结构 D.分子晶体的熔点不一定比金属晶体的熔点低 12.下列叙述中,不正确的是( )。 A.化学键的形成必须具有空轨道或半空轨道可被利用 B.阴、阳离子间通过静电吸引而形成离子键 C.凡具有共价键的化合物一定是共价化合物. D.铵根离子中四个N—H键的形成过程不都相同,但其键长、键角、键能都相同 13.下列各组分子中,都属于含极性键的非极性分子的是() A.CO2、H2S B.C2H4、CH4C.Cl2、C2H2D.HCl、NH3 14.下列关于共价化合物的说法中,正确的是( )。 ①通常有较低的熔沸点,②是非电解质,③每一种物质都存在着一个一个的分子, ④它们的晶体都是分子晶体,⑤它们在液态时都不导电。
化学键与分子结构
第6章化学键与分子结构 4课时 教学目标及基本要求 1. 熟悉共价键的价键理论的基本要点、共价键的特征、类型。能联系杂化轨道理论(s-p型)说明一些典型分子的空间构型。 2. 了解分子电偶极矩的概念及其应用于区分极性分子和非极性分子。熟悉分子间力的类型。了解氢键的形成。 教学重点 1. 价键理论要点 2. 共价键的特征及类型 3. 杂化轨道理论与分子空间构型 4. 分子间力与氢键 5. 配合物的价键理论 教学难点 1. 氢分子共价键的形成——共价键的本质 2. σ键和π键 3. 杂化轨道的形成 4. 内轨型、外轨型配合物 教学方式(手段)及教学过程中应注意的问题 1. 教学方式:以多媒体教学为主,讲述法、模型演示、动画模拟、课堂讨论相结合 2. 注意问题:本章有的内容难以理解,通过多媒体形象、生动的演示使同学都能逐步掌握本章知识。要将每一个知识点给同学尽量的讲详细。 主要教学内容 第 6 章化学键与分子结构 Chapter 6 Chemical bond & Molecular structure 6.1 离子键与离子的结构(Ionic bond and structure of ion) 6.1.1 离子键的形成与特性 德国科学家柯塞尔根据稀有气体原子的电子层结构特别稳定的事实,首先提出了离子键理论。用以说明电负性差别较大的元素间所形成的化学键。 电负性较小的活波金属和电负性较大的活波非金属元素的原子相互接近时,前者失去电子形成正离子,后者获得电子形成负离子。正负离子间通过静电引力而联系起来的化学键叫离子键。 例:NaCl 分子 11Na (X=1.01) 1s2 2s2 2p6 3s1 Na+ 1s2 2s2 2p6 17Cl (X=3.16) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5Cl- 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 离子键——正负离子间通过静电作用力而形成的化学键。 离子键的特征 1)离子键的本质是静电作用力,只有电负性相差较大的元素之间才能形成离子键。
化学键与分子结构
第六章化学键与分子结构 一、 教学重点: 1. 现代价键理论与杂化轨道理论的基本要点,并应用上述理论解释部分典型共价分子 的形成过程、结构特性; 2. 共价键的键参数及其与分子结构与性质的关系; 3. 分子极性与分子间作用力; 二、 内容提要 1. 离子键:原子通过电子得失形成阴、阳离子,阴、阳离子通过静电作用而形成的 化学键。 (1)、形成条件;典型金属与典型非金属,电负性差值大于 1.7,此时化学键离子性大于50%。 (2)、离子键的本质:静电作用力。 (3)、离子键的特征:无方向性与饱和性。 (4)、晶格能:298.15K、105Pa时,气态阴、阳离子结合形成1摩尔固态离子晶体时所放出的能量。晶格能数值愈大,则表示形成的离子晶体愈稳定,离子键愈强。 2、现代价键理论 (1)、现代价键理论的要点;第一、参与成键的原子其价电子层必须有未成对的单电子,且要求参与配对的电子自旋方向相反,两两偶合成对时才能形成稳定的共价键,同时某个成单电子一经与另一单电子配对就再也不能与第三个成单电子去配对成键了,此点体现了共价键的饱和性;第二、电子的配对过程实为单电子所在原子轨道的相互部分重叠,而原子轨道的重叠须满足对称匹配和最大重叠原则,原子轨道尽可能发生最大程度的重叠,成键原子核间电子云密度愈大,形成的共价键愈稳定,此点体现了共价键形成的方向性。 (2)、共价键的特性:方向性和饱和性。 (3)、共价键的类型 σ键:原子轨道沿原子核连线方向以“头碰头”的方式重叠而形成的键,共价单键均为该类键型。 π键:原子轨道以“肩并肩”的方式平行重叠而形成的共价键,共价双键和共价叁键中除一个σ键外其余均为π键。 π键的重叠程度比σ键的重叠程度小,π键上的电子对比σ键上的电子活泼,具有较大的流动性,因此含双键和叁键的化合物易发生加成等反应,化学性质较活泼。 (4)、键参数 键的极性 相同原子成键,X A-X B= 0 键无极性(X为电负性)
结构化学第9章晶体的结构习题解答
第9章 晶体结构和性质 习题解答 【9.1】若平面周期性结构系按下列单位并置重复堆砌而成,试画出它们的点阵结构,并指出结构基元。 ●●●● ●●●● ●●●● ●●●●●●●●○○○○ ○○○○○○○○ ○○○○ ○ ○ ○○○○ ○○○○ ○ ○○○○ ○○ ○○ ○○○ ○ 解:用虚线画出点阵结构如下图,各结构基元中圈和黑点数如下表: 1 2 3 4 567 ○○ ○○○○○○○ ○ ○ ○ ○○ ○ ○ ○○ ○ ○ ○ ○○ ○ ○○ ○○○○○ ○○○ ○○ ○○ ○●● ●● ●●●● ●●● ● ●●● ● ● ●●● 图序号 1 2 3 4 5 6 7 结构基元数 1 1 1 1 1 1 1 黑点数 1 1 1 1 0 2 4 圈数 1 1 1 2 3 1 3 【评注】 从实际周期性结构中抽取出点阵的关键是理解点阵的含义,即抽取的点按连接其中任意两点的向量平移后必须能够复原。如果不考虑格子单位的对称性,任何点阵均可划出素单位来,且素单位的形状并不是唯一的,但面积是确定不变的。如果考虑到格子单位的对称形,必须选取正当单位,即在对称性尽量高的前提下,选取含点阵点数目尽量少的单位,也即保持格子形状不变的条件下,格子中点阵点数目要尽量少。例如,对2号图像,如果原图是正方形,对应的正当格子单位应该与原图等价(并非现在的矩形素格子),此时结构基元包含两个黑点与两个圆圈。 【9.2】有一AB 型晶体,晶胞中A 和B 的坐标参数分别为(0,0,0)和( 12,12,1 2 )。指明该晶体
的空间点阵型式和结构基元。 解:晶胞中只有一个A 和一个B ,因此不论该晶体属于哪一个晶系,只能是简单点阵,结构基元为一个AB 。 【9.3】已知金刚石立方晶胞的晶胞参数a =356.7pm 。请写出其中碳原子的分数坐标,并计算C —C 键的键长和晶胞密度。 解:金刚石立方晶胞中包含8个碳原子,其分数坐标为: (0,0,0), 1(2,12,0),(12,0,1)2,(0,12,1)2,(14,14,1)4,3(4,34,1)4,(34,14,3)4,(14,34,3 )4 (0,0,0)与(14,14,1 4)两个原子间的距离即为C -C 键长,由两点间距离公式求得: C-C 356.7154.4pm r a ==== 密度 -1 3-10323-1 812.0g mol 3.51 g cm (356.710cm)(6.022 10mol )A ZM D N V -??==???? 【9.4】立方晶系金属钨的粉末衍射线指标如下:110,200,211,220,310,222,321,400。试问: (1) 钨晶体属于什么点阵型式? (2) X 射线波长为154.4pm ,220衍射角为43.62°,计算晶胞参数。 解:(1) 从衍射指标看出,衍射指标hkl 三个数的和均为偶数,即满足h+k+l =奇数时衍射线系统消失的条件,由此推断钨晶体属于体心立方点阵。 (2) 对立方晶系,衍射指标表示的面间距d hkl 与晶胞参数a 的关系为: hkl d = 代入衍射指标表示的面间距d hkl 关联的Bragg 方程2sin hkl d θλ=得: 316.5 pm a === 【评注】 如果代入晶面指标表示的面间距()hkl d 关联的Bragg 方程()2sin hkl d n θλ=计算,则一定要注意衍射指标n 取值。衍射指标为220的衍射实际是(110)晶面的2级衍射,即n =2。
第章化学键与分子结构章节要点及习题
第3章化学键与分子结构 【章节要点】 价键基础 共价键是通过原子核之间共用电子平衡吸引力和排斥力而形成的。在H2中,这使得两个H原子距离为74pm 时能量最低。这个距离就被称为键长。这个距离的分子和孤立原子之间的能量差就称为键能。H2中的单键是一个σ键,关于键轴旋转对称。在简单的双原子分子例如O2,F2中,可以用含有单电子的原子轨道的重叠来描述键的形成。当双原子分子中两个原子不同时,电子对趋向于被其中一个原子所吸引,导致电子共享的不平均,由此产生了极性共价键。电子的不平均共享是分子中不同原子电负性不同的结果。原子之间电负性差值越大,键的极性越大。对于同一周期的原子,电负性一般随着原子序数的增大而增大;对于同一族的原子,电负性一般随着原子序数增大而减少。 离子键 电负性差别较大的元素形成的化合物通常比较适合形成离子型分子。离子型化合物一般由交替的正负离子组成,通过正负离子的静电引力结合在一起。吸引力的大小取决于离子所带的电荷及离子间的距离和一些其它因素。将晶体点阵打破变成气态离子所需的总能量称为晶格能。离子化合物中晶格能的变化趋势可以用离子电荷和距离来解释。 路易斯结构 路易斯结构给出了分子中价层电子的分布。成键的电子在单键(1对电子)、双键(2对电子)、三键(3对电子)中出现,分别在成键原子之间用1,2,3条横线描述。非成键电子被称为孤对电子,用圆点表示于元素符号旁边。路易斯结构可用以下五个步骤画出: 第一步数出价层电子数。 第二步用单键组成键的框架。 第三步在每一个外部的原子放上3对孤对电子,H除外。 第四步将剩余的价层电子分配给内部的原子。 第五步将所有原子的形式上的电荷减至最小。 被4对原子包围的原子是八隅体结构的。这种排布通常在第二周期的元素中比较常见。当电子排布有多种时,使所有原子所带形式电荷减小的结构更优。在一些情况下,一个分子可以画出两种或者更多的能量等价的路易斯结构,差别仅仅是电子对的位置不同。这种结构被称为共振结构。当然也存在能量不等的共振结构;在这种情况下,带有最少形式电荷的结构依然是最优的。 价层电子对互斥(VSEPR)理论 VSEPR理论认为分子采用电子对排斥力最小的一种构型。通过将电子对放置在尽可能远的地方可以实现。通常通过如下三个步骤预测分子的结构: 画出分子的路易斯结构。 数出中心原子成键电子对和孤对电子对的数目,用下表确定电子对对数最适合的几何构型。 如有必要,通过考察电子对之间的排斥力修改分子几何构型。排斥力主要取决于电子对是成键电子(BP)还是孤对电子(LP)。排斥力的顺序如下: LP—LP>BP—LP>BP—BP 当孤对电子对存在时,电子对的理想几何构型将会有轻微变形,因为孤对电子对比成键电子对占据更多的空间。
(完整版)化学键与晶体类型
第八讲化学键与晶体类型 考试大纲要求 1.理解离子键、共价键的涵义,了解键的极性。 2.了解几种晶体类型(离子晶体、原子晶体、分子晶体)及其性质。 知识规律总结 一、化学键与分子间作用力 二、化学键的分类 表4-2离子键、共价键和金属键的比较 三、共价键的类型 表4-3非极性键和极性键的比较 四、分子的极性
1.非极性分子和极性分子 表4-4 非极性分子和极性分子的比较 2.常见分子的类型与形状 表4-5常见分子的类型与形状比较 3.分子极性的判断 (1)只含有非极性键的单质分子是非极性分子。 (2)含有极性键的双原子化合物分子都是极性分子。 (3)含有极性键的多原子分子,空间结构对称的是非极性分子;空间结构不对称的为极性分子。 注意:判断AB n型分子可参考使用以下经验规律:①若中心原子A的化合价的绝对值等于该元素所在的主族序数,则为非极性分子,若不等则为极性分子;②若中心原子有孤对电子(未参与成键的电子对)则为极性分子,若无孤对电子则为非极性分子。 五、晶体类型 1.分类 表4-6各种晶体类型的比较 2
极性溶剂,熔化时能够导电,溶沸点高多数溶剂,导电性 差,熔沸点很高 液能够导电, 溶沸点低 电和热的良 导体,熔沸点 高或低 实例食盐晶体金刚石氨、氯化氢镁、铝 2.物质溶沸点的比较 (1)不同类晶体:一般情况下,原子晶体>离子晶体>分子晶体 (2)同种类型晶体:构成晶体质点间的作用大,则熔沸点高,反之则小。 ①离子晶体:离子所带的电荷数越高,离子半径越小,则其熔沸点就越高。 ②分子晶体:对于同类分子晶体,式量越大,则熔沸点越高。 ③原子晶体:键长越小、键能越大,则熔沸点越高。 (3)常温常压下状态 ①熔点:固态物质>液态物质 ②沸点:液态物质>气态物质 3.“相似相溶”规律 极性分子组成的溶质易溶于由极性分子组成的溶剂;非极性分子组成的溶质易溶于由非极性分子组成的溶剂。 思维技巧点拨 一、化学键及分子极性的判断 【例1】下列叙述正确的是 A.P4和NO2都是共价化合物 https://www.360docs.net/doc/b816017599.html,l4和NH3都是以极性键结合的极性分子 C.在CaO和SiO2晶体中,都不存在单个小分子 D.甲烷的结构式:是对称的平面结构,所以是非极性分子 【解析】P4和NO2分子中都含有共价键,但P4是单质,故选项A错误。CCl4是含有极性键的非极性分子,故选项B错误。原子晶体、离子晶体和金属晶体中不存在小分子,只有分子晶体中才存在小分子,故选项C正确。甲烷分子为正四面体形的非极性分子,故选项D错误。本题正确答案为C。 【例2】关于化学键的下列叙述中,正确的是 A.离子化合物可能含共价键 B.共价化合物可能含离子键 C.离子化合物中含离子键 D.共价化合物中不含离子键 【解析】凡含有离子键的化合物不管是否含有共价键,一定属于离子化合物,所以共价化合物中不可能含有离子键。本题正确答案为ACD。 二、熔沸点判断 【例3】碳化硅(SiC)的一种晶体具有类似金刚石的结构,其中碳原子和硅原子的 第3页
专题复习化学键和晶体结构wg
考点一:化学键:相邻原子之间强烈的相互作用叫化学键。 化学键的存在:①稀有气体单质中不存在; ②多原子单质分子中存在共价键; ③非金属化合物分子中存在共价键(包括酸); ④离子化合物中一定存在离子键,可能有共价键的存在(Na2O2、NaOH、NH4Cl),共价化合物中不存在离子键; ⑤离子化合物可由非金属构成,如:NH4NO3、NH4Cl 。 1.离子键 1)定义:使阴阳离子结合成化合物的静电作用,叫做离子键。 成键微粒:阴阳离子 相互作用:静电作用(静电引力和斥力) 成键过程:阴阳离子接近到某一定距离时,吸引和排斥达到平衡,就形成了离子键。 2)形成离子键的条件: ①活泼的金属元素(IA,IIA)和活泼的非金属元素(VIA,VIIA)之间的化合物。 ②活泼的金属元素和酸根离子形成的盐酸根离子:SO42-、NO3-、Cl-等 ③铵盐子和酸根离子(或活泼非金属元素)形成的盐。把NH4+看作是活泼的金属阳离子 ④离子化合物:含有离子键的化合物。 3)离子键的强弱比较 影响因素:离子半径(反比)、电荷数(正比) 比较离子键强弱:KCl与KBr、 Na2O与MgO 决定:稳定性及某些物理性质,如熔点等。 2.共价键 1)定义:原子之间通过共用电子对所形成的相互作用,叫做共价键。成键微粒:原子相互作用:共用电子对 氢分子的形成: 共价键特点:共用电子对不偏移,成键原子不显电性 氯化氢分子的形成: 共价键特点:共用电子对偏向氯原子,氯原子带部分负电荷,氢原子带部分正电荷。 2)形成共价键条件: 同种或不同种非金属元素原子结合; 部分金属元素原子与非金属元素原子,如AlCl3,FeCl3; 3)存在:存在于非金属单质和共价化合物中,也存在于某些离子化合物和原子团中 H2 HCl NaOH NH4Cl Na2O2 SO42- NO3-
结构化学晶系图解..
晶体的七大晶系是十分专业的问题,它有时是鉴别晶体的关键,鉴藏矿晶的人多少应该知道一些。 概论 已知晶体形态超过四万种,它们都是按七种结晶模式发育生长,即七大晶系。晶体是以三维方向发育的几何体,为了表示三维空间,分别用三、四根假想的轴通过晶体的长、宽、高中心,这几根轴的交角、长短不同而构成七种不同对称、不同外观的晶系模式:等轴晶系,四方晶系,三方晶系,六方晶系,斜方晶系,单斜晶系,三斜晶系。请看图: 上图是七大晶系的理论模型,在同一水平面上,请大家仔细分辨它们的区别。面向观众的轴称x轴,与画面平行的横轴称y轴,竖直的轴称z 轴,也可叫“主轴”
一,等轴晶系简介 等轴晶系的三个轴长度一样,且相互垂直,对称性最强。这个晶系的晶体通俗地说就是方块状、几何球状,从不同的角度看高低宽窄差不多。如正方体、八面体、四面体、菱形十二面体等,它们的相对晶面和相邻晶面都相似,这种晶体的横截面和竖截面一样。此晶系的矿物有黄铁矿、萤石、闪锌矿、石榴石,方铅矿等。请看这种晶系的几种常见晶体的理论形态:
等轴晶系的三个晶轴(x轴y轴z轴)一样长,互相垂直。
常见的等轴晶系的晶体模型图 金刚石晶体
八面体和立方体的聚形的方铅矿 黄铁矿
二,四方晶系简介 四方晶系的三个晶轴相互垂直,其中两个水平轴(x轴、y轴)长度一样,但z轴的长度可长可短。通俗地说,四方晶系的晶体大都是四棱的柱状体,(晶体横截面为正方形,但有时四个角会发育成小柱面,称“复四方”),有的是长柱体,有的是短柱体。再,四方晶系四个柱面是对称的,即相邻和相对的柱面都一样,但和顶端不对称(不同形);所有主晶面交角都是九十度交角。请看模型图: 四方晶系的晶体如果z轴发育,它就是长柱状甚至针状;如果两个横轴(x 、y)发育大于竖轴z轴,那么该晶体就是四方板状,最有代表性的就是钼铅矿。请看常见的一些四方晶系的晶体模型:
专题复习化学键和晶体结构
课题九化学键和晶体结构 考点一:化学键 化学键:相邻原子之间强烈的相互作用叫化学键。 化学键的存在:①稀有气体单质中不存在; ②多原子单质分子中存在共价键; ③非金属化合物分子中存在共价键(包括酸); ④离子化合物中一定存在离子键,可能有共价键的存在(Na2O2、NaOH、NH4Cl),共价化合物中不存在离子键; ⑤离子化合物可由非金属构成,如:NH4NO3、NH4Cl 。 1.离子键 1)定义:使阴阳离子结合成化合物的静电作用,叫做离子键。 成键微粒:阴阳离子 相互作用:静电作用(静电引力和斥力) 成键过程:阴阳离子接近到某一定距离时,吸引和排斥达到平衡,就形成了离子键。 2)形成离子键的条件: ①活泼的金属元素(IA,IIA)和活泼的非金属元素(VIA,VIIA)之间的化合物。 ②活泼的金属元素和酸根离子形成的盐酸根离子:SO42-、NO3-、Cl-等 ③铵盐子和酸根离子(或活泼非金属元素)形成的盐。把NH4+看作是活泼的金属阳离子 ④离子化合物:含有离子键的化合物。 3)离子键的强弱比较 影响因素:离子半径(反比)、电荷数(正比) 比较离子键强弱:KCl与KBr、 Na2O与MgO 决定:稳定性及某些物理性质,如熔点等。 2.共价键 1)定义:原子之间通过共用电子对所形成的相互作用,叫做共价键。 成键微粒:原子 相互作用:共用电子对 氢分子的形成:
共价键特点:共用电子对不偏移,成键原子不显电性 氯化氢分子的形成: 共价键特点:共用电子对偏向氯原子,氯原子带部分负电荷,氢原子带部分正电荷。 2)形成共价键条件: 同种或不同种非金属元素原子结合; 部分金属元素原子与非金属元素原子,如AlCl3,FeCl3; 3)存在:存在于非金属单质和共价化合物中,也存在于某些离子化合物和原子团中 H2 HCl NaOH NH4Cl Na2O2 SO42- NO3- 4)共价化合物:以共用电子对形成分子的化合物。 离子键和共价键的比较 3.电子式:在元素符号周围用“·”或“×”来表示原子最外层电子的式子,叫电子式。 (1)原子的电子式:常把其最外层电子数用小黑点“.”或小叉“×”来表示。 H · Na ··Mg ··Ca · (2)阳离子的电子式:不要求画出离子最外层电子数,只要在元素、符号右上角标出“n+”电荷字样。 Ca2+ Mg2+ Na+ H+ (3)阴离子的电子式:不但要画出最外层电子数,而且还应用于括号“[ ]”括起来,并在右上角标出“n-”电荷字样。 (4)离子化合物电子式 ①由阳离子的电子式和阴离子的电子式组合而成. 注意:相同的离子不能写在一起,不能合并,一般对称排列. ②用电子式表示离子化合物的形成过程 用电子式表示氯化钠的形成过程
结构化学名词解释
1. 量子效应:(1)粒子可以存在多种状态,它们可由υ1 ,υ 2,···,υn 等描述;(2)能量量子化;(3)存在零点能;(4)没有经典运动轨道,只有概率分布;(5)存在节点,节点多,能量高。上述这些微观粒子的特性,统称量子效应。 2. 次级键:强相互作用的化学键和范德华力之间的种种键力统称为次级键。 3. 超分子:由两种或两种以上分子依靠分子间相互作用结合在一起,组装成复杂的、有组织的聚集体,并保持一定的完整性,使其具有明确的微观结构和宏观特性。 4. 超共轭效应:指C—H等σ键轨道和相邻原子的π键轨道或其他轨道互相叠加,扩大σ电子的活动范围所产生的离域效应。 5. 前线轨道:分子中有一系列能及从低到高排列的分子轨道,电子只填充了其中能量较低的一部分,已填电子的能量最高轨道称为最高占据轨道(HOMO),能量最低的空轨道称为最低空轨道(LUMO),这些轨道统称前线轨道。 6. 成键轨道、反键轨道、非键轨道:两个能级相近的原子轨道组合成分子轨道时,能级低于原子轨道能级的称为成键轨道,高于原子轨道能级的称为反键轨道,等于原子轨道能级的称为非键轨道。 7. 群:群是按照一定规律相互联系的一些元(又称元素)的集合,这些元可以是操作、数字、矩阵或算符等。 8. 对称操作:能不改变物体内部任何两点间的距离而使物体复原的操作叫对称操作。 9. 对称元素:对称操作所据以进行的旋转轴、镜面和对称中心等几何元素称为对称元素。 10. 点阵能/晶格能:指在0 K时,1mol离子化合物中的正负离子,由相互远离的气态,结合成离子晶体时所释放出的能量。 11. 化学键:在分子或晶体中两个或多个原子间的强烈相互作用,导致形成相对稳定的分子和晶体。(广义:化学键是将原子结合成物质世界的作用力。) 12. 黑体:一种能全部吸收照射到它上面的各种波长辐射的物体。 13. 能量量子化:频率为v的能量,其数值是不连续的,只能为hv的整数倍,称为能量量子化。 14. 光电效应:光照射在金属表面上,使金属发射出电子的现象。 15. 临阈频率:当照射光的频率ν超过某个最小频率ν0时,金属才能发射光电子,这个频率称为临阈频率。 16. 屏蔽效应:指核外某个电子i感受到核电荷的减少,使能级升高的效应。 17. 钻穿效应:指电子i避开其余电子的屏蔽,其电子云钻到近核区而感受到较大核电荷作
高考化学专题复习化学键和晶体结构
2014高考化学必备专题——化学键和晶体结构 【考纲解读】 1.掌握化学键的类型,理解离子键与共价键的概念 2.掌握极性键和非极性键判断方法 3.了解键参数,共价键的主要类型δ键和π键 4.掌握原子、离子、分子、离子化合物的电子式,用电子式表示物质的形成过程 【高考预测】纵观近几年的高考试题,化学键理论的再现率为100%。主要考察化学键的分类、重要物质的电子式、氢键、化合物的分类等等。 一、化学键 1、概念:,叫做化学键,根据成键原 子间的电负性差值可将化学键分为和。旧的化学键的断裂和新的化学键的生成是化学反应的本质,也是化学反应中能量变化的根本。 2.化学键的类型比较 离子键共价键金属键 极性键非极性键 定义阴、阳离子之 间的静电作用不同原子间通过共 用电子对所形成的 相互作用 相同原子间通过共 用电子对所形成的 相互作用 金属阳离子和自 由电子之间的静 电作用 成键元素活泼的金属元 素与活泼的非 金属元素 不同的非金属元素相同的非金属元素金属元素之间 成键微粒阴、阳离子原子原子金属阳离子与自 由电子 粒子间相互作用静电作用共用电子对共用电子对静电作用 电子式举例Na+ 重要应用是使原子互相结合成分子的主要因素 2.化学键与物质类别的关系 (1)只含非极性共价键键的物质:同种非金属元素构成的单质。如H2、N2、P4、金刚石、晶体硅;(2)只含有极性共价键的物质:一般是不同非金属元素构成的化合物。如:HCl、NH3、CS2等;(3)既有极性键又有非极性键的物质:如:H2O2、C2H2、C2H6、C6H6(苯);
(4)只含离子键的物质:活泼金属和活泼非金属元素形成的化合物。如:NaCl、K2S、MgBr2等。(5)既有离子键又有非极性键的物质,如Na2O2、CaC2等。 (6)由离子键、共价键、配位键构成的物质,如:NH4Cl (7)只含共价键而无范德瓦耳斯力的化合物,如原子晶体SiO2、SiC等。 (8)无化学键的物质:稀有气体,如He、Ar等。 (9)由极性键形成的非极性分子有:CO2、CS2等。 (10)都是由非金属元素形成的离子化合物为:NH4Cl 、NH4HCO3等; 3.共价键的类型 非极性共价键:元素的原子间形成的共价键,共用电子对偏向任何一个原 子,各原子都,简称 极性共价键:元素的原子间形成的共价键,共用电子对偏向电负性较 的一方,简称 δ键:δ键的特征:以形成化学键的两原子核的连线为轴作旋转操作,共价键电子云的图形不变,这种特征称为。常见的δ键有“s-sδ键”、、。 π键:π键呈对称,常见的有“π键” 思考:如何判断δ键和π键?δ键和π键的稳定性如何? 4.共价键键参数键参数包括、、;其中、是衡量共价稳定性的参数,通常键长越,键能越大,表明共价键越稳定;共价键具有性,是描述分子立体结构的重要参数,分子的立体结构还与有一定的关系。 例1. (2013·上海化学·4)下列变化需克服相同类型作用力的是 A.碘和干冰的升华 B.硅和C60的熔化 C.氯化氢和氯化钾的溶解 D.溴和汞的气化 【答案】A 二、、分子间作用力、氢键 1.分子间作用力:分子间作用力又称,是广泛存在于分子与分子之间的较弱的电性引力,只有分子间充分接近时才有分子间的相互作用存在。 2.影响分子间作用力大小的因素: (1)组成与结构相似的物质,相对分子质量,分子间作用力越大 (2)分子的极性越大,分子间作用力 (3)分子的空间构型:一般来说,分子的空间型越对称,分子间作用力越小 3.分子间作用力对物质性质的影响
化学键与分子结构
第6章化学键与分子结构(讲授4学时) Chapter 6 Chemical bond & molecular structure 本章教学内容: 离子键与离子化合物。 共价键与分子结构。价键理论。杂化轨道与分子空间构型。 分子间力和氢键。分子的极性,电偶极矩。 本章教学要求: (1)了解共价键的价键理论的基本要点以及共价键的特征、共价键的类型。 (2)能联系杂化轨道理论(s-p型)说明一些典型分子的空间构型。 (3)了解分子电偶极矩的概念,能判断分子的极性。 (4)明确分子间力(以及氢键)的本质及特性。 本章教学重点: 共价键的形成,价键理论,共价键的特征、类型; a)H 2 b)杂化轨道理论及分子的空间构型 本章习题:P1609,10,11,13,14
6.1 离子键与离子的结构(Ionic bond and structure of ion) 6.1.1离子键的形成 NaCl分子 Na (X=1.01) 1s2 2s22p63s1 Na+1s2 2s22p6 11 Cl (X=3.16) 1s2 2s22p63s23p5 Cl-1s2 2s22p63s23p6 17 离子键——正负离子间通过静电作用力而形成的化学键。 6.1.2离子键的特征 ●离子键的本质是静电作用力,只有电负性相差较大的元素之间才能形成离 子键。 ●离子键无方向性,无饱和性。 ●离子键是极性键。 电子失去的顺序:np-ns-(n-1)d-(n-2)f 用n+0.4l做判据,其数值越大,越易失去电子。 6.1.3各种简单离子构型(负离子anion一般仅有外层8电子结构,正离子cation有外层多种结构) 6.2共价键与分子结构(covalence bond &molecular structure) 6.2.1价键理论(valence bond theory) (1)共价键形成的本质 1)氢分子共价键的形成 1927年,Heitler and London将量子力学成果应用于H 分子结构的研究, 2 使共价键的本质得到初步解决。他们的结果认为:当两个氢原子相互靠近,且它们的1s电子处于自旋状态反平行时,两个电子才能配对成键;当两个氢原子的
化学键与晶体结构
化学键与晶体结构 化学键与晶体结构 一.理解离子键、共价键的涵义,了解化学键、金属键和键的极性。1.相邻的原子之间强烈的相互作用叫做化学键。在稀有气体的单原子分子中不存在化学键。 2.阴、阳离子间通过静电作用所形成的化学键叫做离子键。活泼金属跟活泼非金属化合时,都形成离子键。通过离子键形成的化合物均是离子化合物,包括强碱、多数盐和典型的金属氧化物。离子化合物在熔融状态时都易导电。 3.原子间通过共用电子对(电子云重叠)所形成的化学键叫做共价键。非金属元素的原子间形成的化学键都是共价键。其中:同种非金属元素的原子间形成的共价键是非极性共价键;不同非金属元素的原子间形成的共价键是极性键。原子间通过共价键形成的化合物是共价化合物,包括酸(无水)、气态氢化物、非金属氧化物、多数有机物和少数盐(如All3)。共价化合物在熔融状态时都不(或很难)导电。4.在铵盐、强碱、多数含氧酸盐和金属过氧化物中既存在离子键,又存在共价键。 .金属晶体中金属离子与自由电子之间的较强作用叫做金属键。二.理解电子式与结构式的表达方法。 1.可用电子式表示:①原子,如:Na;②离子,如:[::]2᠄;③原子团,如:[::H]᠄;④分子或化合物的结
构;⑤分子或化合物的形成过程。 2.结构式是用一根短线表示一对共用电子对的化学式。 三.了解分子构型,理解分子的极性和稳定性。 1.常见分子构型:双原子分子、2、2H2(键角180)都是直线形分子;H2(键角104)是角形分子;NH3(键角10718’)是三角锥形分子;H4(键角10928’)是正四面体分子;苯分子(键角120)是平面正六边形分子。2.非极性分子:电荷分布对称的分子。包括:A型单原子分子(如He、Ne);A2型双原子分子,(如H2、N2);AxB型多原子分子中键的极性相互抵消的分子(如2、S2、BF3、H4、l4、2H4、2H2、6H6)。对于ABn型多原子分子中A原子最外层电子都已成键的分子(如S3、Pl、SF6、IF7)。 3.极性分子:电荷分布不对称的分子。包括:AB型双原子分子(如Hl、);AxB型多原子分子中键的极性不能互相抵消的分子(如H2、NH3、S2、H3F)。 4.分子的稳定性:与键长、键能有关,一般键长越长、键能越大,键越牢固,含有该键的分子越稳定。 四.了解分子间作用力,理解氢键。 1.分子间作用力随分子极性、相对分子质量的增大而增大。 2.对于组成和结构相似的物质,相对分子质量越大,分子间作用力越大,物质的熔点、沸点也越高;但分子间形成氢键时,分子间作用力增大,熔、沸点反常偏高。水分子间、乙醇分子间、乙醇与水分子
原子结构-化学键-分子结构
原子结构-化学键-分 子结构 https://www.360docs.net/doc/b816017599.html,work Information Technology Company.2020YEAR
原子结构、化学键、分子结构习题 1.判断下列叙述是否正确 (1)电子具有波粒二象性,故每个电子都既是粒子又是波。 (2)电子的波动性是大量电子运动表现出的统计性规律的结果。 (3)波函数,即电子波的振幅。 (4)波函数Ψ,即原子轨道,是描述电子空间运动状态的数学函数式。 (1)(2)(3)(4) 2. 用原子轨道光谱学符号表示下列各套量子数: (1) n =2, l = 1, m = –1 (2) n =4, l = 0, m =0 (3) n =5, l = 2, m =0 2 (1)2p (2) 4s (3) 5d 3. 假定有下列电子的各套量子数,指出哪几套不可能存在,并说明原因。 (1) 3,2,2,1/2 (2) 3,0,–1,1/2 (3) 2, 2, 2, 2 (4) 1, 0, 0, 0, (5) 2,–1,0, –2/1 (6) 2,0,–2,1/2 3. (1)存在,为3d 的一条轨道; (2) 当l=0时,m只能为0,或当m=±1时,l可以为2或1。 (3) 当l=2时,n应为≥3正整数,m s=+1/2或-1/2; 或n=2时l=0 m=0 m s=+1/2或-1/2; l=1 m=0或±1,m s=+1/2或-1/2; (4)m s=1/2或–1/2 ; (5)l不可能有负值; (6)当l=0时,m只能为0 4.指出下列各电子结构中,哪一种表示基态原子,哪一种表示激发态原子,哪一种表示是错误的? (1)1s22s2 (2) 1s22s12d1 (3) 1s22s12p2 (4) 1s22s22p13s1 (5) 1s22s42p2 (6) 1s22s22p63s23p63d1
分子结构与晶体结构完美版
第六章分子结构与晶体结构 教学内容: 1.掌握杂化轨道理论、 2.掌握两种类型的化学键(离子键、共价键)。 3.了解现代价键理论和分子轨道理论的初步知识,讨论分子间力和氢键对物质性质的影响。 教学时数:6学时 分子结构包括: 1.分子的化学组成。 2.分子的构型:即分子中原子的空间排布,键长,键角和几何形状等。 3.分子中原子间的化学键。 化学上把分子或晶体中相邻原子(或离子)之间强烈的相互吸引作用称为化学键。化学键可 分为:离子键、共价键、金属键。 第一节共价键理论 1916年,路易斯提出共价键理论。 靠共用电子对,形成化学键,得到稳定电子层结构。 定义:原子间借用共用电子对结合的化学键叫做共价键。 对共价键的形成的认识,发展提出了现代价键理论和分子轨道理论。 1.1共价键的形成 1.1.1 氢分子共价键的形成和本质(应用量子力学) 当两个氢原子(各有一个自旋方向相反的电子)相互靠近,到一定距离时,会发生相互作用。每个H原子核不仅吸引自己本身的1s电子还吸引另一个H原子的1s电子,平衡之前,引力>排斥力,到平衡距离d,能量最低:形成稳定的共价键。 H原子的玻尔半径:53pm,说明H2分子中两个H原子的1S轨道必然发生重叠,核间形成一个 电子出现的几率密度较大的区域。这样,增强了核间电子云对两核的吸引,削弱了两核间斥力,体系能量降低,更稳定。(核间电子在核间同时受两个核的吸引比单独时受核的吸引要小,即位能低,∴能量低)。
1.1.2 价键理论要点 ①要有自旋相反的未配对的电子 H↑+ H↓ -→ H↑↓H 表示:H:H或H-H ②电子配对后不能再配对即一个原子有几个未成对电子,只能和同数目的自旋方向相反的未成对电子成键。如:N:2s22p3,N≡N或NH3 这就是共价键的饱和性。 ③原子轨道的最大程度重叠 (重叠得越多,形成的共价键越牢固) 1.1.3 共价键的类型 ①σ键和π键(根据原子轨道重叠方式不同而分类) s-s :σ键,如:H-H s-p :σ键,如:H-Cl p-p :σ键,如:Cl-Cl π键, 单键:σ键 双键:一个σ键,一个π键 叁键:一个σ键,两个π键 例:N≡N σ键的重叠程度比π键大,∴π键不如σ键牢固。 σ键π键 原子轨道重叠方式头碰头肩并肩 能单独存在不能单独存在 沿轴转180O符号不变符号变 牢固程度牢固差 含共价双键和叁键的化合物的重键容易打开,参与反应。