《分子結構一》PPT課件.ppt
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1,第八章分子結構,2,基本要求,熟悉離子鍵的形成與特征。熟悉現(xiàn)代價鍵理論。掌握共價鍵的特征、鍵型、鍵的極性和分子的極性。熟悉雜化原子軌道，了解其應用。掌握sp型雜化軌道的類型及空間分布圖形。熟悉分子軌道理論，了解與現(xiàn)代價鍵理論的區(qū)別。掌握第二周期同核雙原子分子的分子軌道能級和電子排布。了解異核雙原子分子的分子軌道組成及大?鍵。掌握價層電子對互斥模型。能夠利用該模型推測主族元ABm型分子或離子的空間構型。,3,熟悉范德華力的產生及氫鍵的形成。掌握分子間力對物質物理性能的影響。了解離子極化及其對鍵型和物質某些性質的影響。熟悉金屬晶體、離子晶體、原子晶體、分子晶體四種晶體類型和相關的物理性質。了解金屬晶體的緊密堆積方式。,4,原子與原子如何結合成分子？——化學鍵問題分子和分子又如何結合成宏觀物體？——分子間力問題。,分子是物質能獨立存在并保持其化學特性的最小微粒。物質的化學性質主要決定于分子的性質，而分子的性質又由分子的內部結構決定。,5,化學鍵(chemicalbond)：分子內部直接相鄰的兩個(或多個)原子之間強的相互作用力。化學鍵可分為：離子鍵、共價鍵和金屬鍵。在分子之間還存在一種較弱的分子間吸引力，稱范德華力；還有氫鍵是屬于一種較強、有方向性的分子間力。,6,化學鍵理論,,離子鍵理論,共價鍵理論,,路易斯理論,現(xiàn)代共價鍵理論(量子力學1926年),現(xiàn)代共價鍵理論,分子軌道理論,,,?雜化,?價鍵理論(V.B),7,1離子鍵,一、離子鍵的形成與特點,1916年德國科學家柯塞爾(W.Kossel)提出離子鍵理論：,(一)離子鍵的形成,兩種不同原子靠近時，有可能得、失電子形成穩(wěn)定的稀有氣體結構的陰、陽離子，兩者靠靜電引力相互吸引，形成化合物。離子鍵(ionicbond)：陰、陽離子通過靜電作用而形成的化學鍵。,8,形成過程：以NaCl為例,電子轉移形成離子，分別達到Ne和Ar的稀有氣體原子的結構，形成穩(wěn)定離子。Na–e——Na+Cl+e——Cl-相應電子構型變化2s22p63s1?2s22p6，3s23p5?3s23p6,9,2)靠靜電吸引，吸引力和排斥力達到平衡時形成化學鍵，體系的勢能與核間距之間的關系如圖所示：r>r0,當r減小時,正負離子靠靜電相互吸引,V減小,體系穩(wěn)定。r=r0,V有極小值,此時體系最穩(wěn)定，表明形成了離子鍵。r1.7,發(fā)生電子轉移,形成離子鍵；Δχ1.7,實際上是指離子鍵的成分(百分數(shù))大于50%。,11,2）易形成穩(wěn)定離子：Na+：2s22p6；Cl-：3s23p6；達到稀有氣體穩(wěn)定結構。Ag+：4d10的d軌道全充滿的穩(wěn)定結構。(Ag:4d105s1)而C和Si原子的電子結構為s2p2，要失去全部的4e,才能形成穩(wěn)定離子,比較困難。所以一般不形成離子鍵。如CCl4,SiF4等,均為共價化合物。3）形成離子鍵,釋放能量大：,12,(二)離子鍵的本質和特點,無方向性：離子是帶電體，電荷分布是球形對稱，對各個方向的吸引力是一樣的。無飽和性：空間許可的話，一個離子可以同時和幾個電荷相反的離子相吸引。離子周圍排列電荷相反離子的數(shù)目，主要取決于正負離子的半徑比(r+/r-)：比值越大，周圍排列的相反離子的數(shù)目越多。作用力實際是靜電吸引力。,13,離子鍵的本質是正負離子間的靜電吸引力，其強度與離子的電荷成正比，與離子間的距離的成反比?？梢?，當離子的電荷越大，離子間的距離越小(在一定范圍內)，則離子間的引力越強。,二、晶格能-離子鍵的強度,14,晶格能：在標準狀態(tài)下(298K)將1mol離子晶體轉化為氣態(tài)離子所吸收的能量，以符號U表示。如：,晶格能的大小常用來比較離子鍵的強度和晶體的牢固程度。U越大，則形成離子鍵時放出的能量越多，正負離子間結合力越強，晶體越牢固，因而穩(wěn)定性越好，熔點越高，硬度越大。,15,Born和Haber設計了一個熱力學循環(huán)過程,從已知的熱力學數(shù)據(jù)出發(fā),計算晶格能。,,,,,S：固態(tài)金屬M的升華熱D：氣體X2的解離能I：氣態(tài)金屬M的電離能A：氣態(tài)X原子的電子親合能?fHm?：固態(tài)金屬M和氣體X2生成固態(tài)MX的標準生成焓。,16,17,三、離子的電荷、電子構型和半徑,,(一)離子的電荷(ioniccharge)指原子在形成離子化合物過程中失去或獲得的電子數(shù)。得失電子數(shù)等于原子在化合物中的氧化數(shù)。離子電荷越高，對相反電荷的離子的靜電引力就越強，因而化合物的熔點也越高。如：NaCl正負離子的電荷數(shù)均為1，熔點801oC；而MgO熔點為2800oC。,18,離子的電子構型就是指離子的電子層結構。簡單負離子的外電子層都是穩(wěn)定的稀有氣體結構的8電子構型，而正離子電子構型包括：①2電子構型—離子最外層電子是s2，如Li+,Be2+等②8電子構型—離子最外層電子是s2p6,如Na+,Al3+等③18電子構型—離子最外層電子是s2p6d10，如Ag+,Hg2+等④18+2電子構型—離子次外層與最外層電子是s2p6d10s2如Sn2+，Pb2+等(次外層18個電子，最外層2個電子)⑤不規(guī)則構型(9~17電子構型)—離子最外層電子是s2p6d1~9如Fe2+，Mn2+等(稱為不飽和電子構型),(二)離子的電子構型(electronicconfigurationofions),19,離子半徑：根據(jù)晶體中相鄰正負離子的核間距d測出，并假設d=r++r-1926年,哥德希密特(Goldschmidt)用光學折射方法測定,得到了F-(133pm)和O2-(132pm)的半徑,并以此為基準，結合X射線衍射數(shù)據(jù),得到一系列離子半徑。,(三)離子半徑（ionicradius),20,?1960年,Pauling以最外層電子到核的距離定義為離子半徑，并利用有效核電荷等關系，用其它方法推算出rO2-=140pm，以此為基礎得到其它離子的半徑，求出一套離子半徑數(shù)據(jù)，稱為Pauling半徑。(表8-2),21,離子半徑變化的規(guī)律：同周期：主族元素：從左至右正離子電荷數(shù)升高，最高價離子半徑最小，如Na+>Mg2+>Al3+；而負離子半徑隨電荷增加而增大，如F-(133pm)
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