《分子结构一》PPT课件.ppt
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1,第八章分子结构,2,基本要求,熟悉离子键的形成与特征。熟悉现代价键理论。掌握共价键的特征、键型、键的极性和分子的极性。熟悉杂化原子轨道，了解其应用。掌握sp型杂化轨道的类型及空间分布图形。熟悉分子轨道理论，了解与现代价键理论的区别。掌握第二周期同核双原子分子的分子轨道能级和电子排布。了解异核双原子分子的分子轨道组成及大键。掌握价层电子对互斥模型。能够利用该模型推测主族元ABm型分子或离子的空间构型。,3,熟悉范德华力的产生及氢键的形成。掌握分子间力对物质物理性能的影响。了解离子极化及其对键型和物质某些性质的影响。熟悉金属晶体、离子晶体、原子晶体、分子晶体四种晶体类型和相关的物理性质。了解金属晶体的紧密堆积方式。,4,原子与原子如何结合成分子？——化学键问题分子和分子又如何结合成宏观物体？——分子间力问题。,分子是物质能独立存在并保持其化学特性的最小微粒。物质的化学性质主要决定于分子的性质，而分子的性质又由分子的内部结构决定。,5,化学键(chemicalbond)：分子内部直接相邻的两个(或多个)原子之间强的相互作用力。化学键可分为：离子键、共价键和金属键。在分子之间还存在一种较弱的分子间吸引力，称范德华力；还有氢键是属于一种较强、有方向性的分子间力。,6,化学键理论,,离子键理论,共价键理论,,路易斯理论,现代共价键理论(量子力学1926年),现代共价键理论,分子轨道理论,,,杂化,价键理论(V.B),7,1离子键,一、离子键的形成与特点,1916年德国科学家柯塞尔(W.Kossel)提出离子键理论：,(一)离子键的形成,两种不同原子靠近时，有可能得、失电子形成稳定的稀有气体结构的阴、阳离子，两者靠静电引力相互吸引，形成化合物。离子键(ionicbond)：阴、阳离子通过静电作用而形成的化学键。,8,形成过程：以NaCl为例,电子转移形成离子，分别达到Ne和Ar的稀有气体原子的结构，形成稳定离子。Na–e——Na+Cl+e——Cl-相应电子构型变化2s22p63s12s22p6，3s23p53s23p6,9,2)靠静电吸引，吸引力和排斥力达到平衡时形成化学键，体系的势能与核间距之间的关系如图所示：r>r0,当r减小时,正负离子靠静电相互吸引,V减小,体系稳定。r=r0,V有极小值,此时体系最稳定，表明形成了离子键。r1.7,发生电子转移,形成离子键；Δχ1.7,实际上是指离子键的成分(百分数)大于50%。,11,2）易形成稳定离子：Na+：2s22p6；Cl-：3s23p6；达到稀有气体稳定结构。Ag+：4d10的d轨道全充满的稳定结构。(Ag:4d105s1)而C和Si原子的电子结构为s2p2，要失去全部的4e,才能形成稳定离子,比较困难。所以一般不形成离子键。如CCl4,SiF4等,均为共价化合物。3）形成离子键,释放能量大：,12,(二)离子键的本质和特点,无方向性：离子是带电体，电荷分布是球形对称，对各个方向的吸引力是一样的。无饱和性：空间许可的话，一个离子可以同时和几个电荷相反的离子相吸引。离子周围排列电荷相反离子的数目，主要取决于正负离子的半径比(r+/r-)：比值越大，周围排列的相反离子的数目越多。作用力实际是静电吸引力。,13,离子键的本质是正负离子间的静电吸引力，其强度与离子的电荷成正比，与离子间的距离的成反比。可见，当离子的电荷越大，离子间的距离越小(在一定范围内)，则离子间的引力越强。,二、晶格能-离子键的强度,14,晶格能：在标准状态下(298K)将1mol离子晶体转化为气态离子所吸收的能量，以符号U表示。如：,晶格能的大小常用来比较离子键的强度和晶体的牢固程度。U越大，则形成离子键时放出的能量越多，正负离子间结合力越强，晶体越牢固，因而稳定性越好，熔点越高，硬度越大。,15,Born和Haber设计了一个热力学循环过程,从已知的热力学数据出发,计算晶格能。,,,,,S：固态金属M的升华热D：气体X2的解离能I：气态金属M的电离能A：气态X原子的电子亲合能fHm：固态金属M和气体X2生成固态MX的标准生成焓。,16,17,三、离子的电荷、电子构型和半径,,(一)离子的电荷(ioniccharge)指原子在形成离子化合物过程中失去或获得的电子数。得失电子数等于原子在化合物中的氧化数。离子电荷越高，对相反电荷的离子的静电引力就越强，因而化合物的熔点也越高。如：NaCl正负离子的电荷数均为1，熔点801oC；而MgO熔点为2800oC。,18,离子的电子构型就是指离子的电子层结构。简单负离子的外电子层都是稳定的稀有气体结构的8电子构型，而正离子电子构型包括：①2电子构型—离子最外层电子是s2，如Li+,Be2+等②8电子构型—离子最外层电子是s2p6,如Na+,Al3+等③18电子构型—离子最外层电子是s2p6d10，如Ag+,Hg2+等④18+2电子构型—离子次外层与最外层电子是s2p6d10s2如Sn2+，Pb2+等(次外层18个电子，最外层2个电子)⑤不规则构型(9~17电子构型)—离子最外层电子是s2p6d1~9如Fe2+，Mn2+等(称为不饱和电子构型),(二)离子的电子构型(electronicconfigurationofions),19,离子半径：根据晶体中相邻正负离子的核间距d测出，并假设d=r++r-1926年,哥德希密特(Goldschmidt)用光学折射方法测定,得到了F-(133pm)和O2-(132pm)的半径,并以此为基准，结合X射线衍射数据,得到一系列离子半径。,(三)离子半径（ionicradius),20,1960年,Pauling以最外层电子到核的距离定义为离子半径，并利用有效核电荷等关系，用其它方法推算出rO2-=140pm，以此为基础得到其它离子的半径，求出一套离子半径数据，称为Pauling半径。(表8-2),21,离子半径变化的规律：同周期：主族元素：从左至右正离子电荷数升高，最高价离子半径最小，如Na+>Mg2+>Al3+；而负离子半径随电荷增加而增大，如F-(133pm)
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