第四章 分子結(jié)構(gòu)一、離子鍵二、共價鍵的價鍵理論三、軌道雜化理論四、價層電子對互斥理論五、分子作用力和氫鍵七、分子對稱性六、分子的性質(zhì)不同的外在性質(zhì)反映了物質(zhì)不同的內(nèi)部結(jié)構(gòu)各自內(nèi)部的結(jié)合力不同不同的物質(zhì)具有不同的外在性質(zhì)化學(xué)鍵是指分子內(nèi)部原子之間的化學(xué)鍵是指分子內(nèi)部原子之間的強(qiáng)強(qiáng)相互作用力相互作用力。 化學(xué)鍵的類型化學(xué)鍵的類型離子鍵離子鍵共價鍵共價鍵金屬鍵金屬鍵 存在于金屬內(nèi)部的化學(xué)存在于金屬內(nèi)部的化學(xué)鍵鍵一離 子 鍵 1、離子鍵理論的基本要點(diǎn) 2、晶格能 3、影響離子型化合物性質(zhì)的主要因素1、離子鍵理論的基本要點(diǎn) 當(dāng)電負(fù)性較小的活潑金屬元素的原子與電負(fù)性較大的活潑非金屬元素的原子在一定條件下相互接近時，它們都有達(dá)到穩(wěn)定的稀有氣體結(jié)構(gòu)的傾向，活潑金屬原子失去最外層電子，形成具有穩(wěn)定電子層結(jié)構(gòu)的帶正電荷的陽離子；而活潑非金屬原子得到電子，形成具有穩(wěn)定電子層結(jié)構(gòu)的帶負(fù)電荷的陰離子。 陰、陽離子之間由于靜電引力相互吸引，當(dāng)它們充分接近時，原子核之間及電子之間的排斥作用增大，當(dāng)陰、陽離子之間吸引作用和排斥作用達(dá)到平衡時，系統(tǒng)的能量降到最低，陰、陽離子間形成穩(wěn)定的化學(xué)鍵。這種通過陰、陽離子間的靜電作用而形成的化學(xué)鍵稱為離子鍵 。 由于離子的電荷分布是球形對稱的，它在空間各個方向與帶相反電荷的離子的靜電作用是相同的，并不存在某一方向吸引力更大的問題，因此離子鍵沒有方向性。離子鍵主要特征是沒有方向性和飽和性。 NaCl 晶體示意圖 鍵的極性與元素的電負(fù)性有關(guān)鍵的極性與元素的電負(fù)性有關(guān)電負(fù)性小電負(fù)性小活潑金屬活潑金屬( (如如K、Na) )電負(fù)性大電負(fù)性大活潑非金屬活潑非金屬(如如F、Cl)2、晶格能 離子鍵的強(qiáng)度通常用晶格能來度量。在標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)下使單位物質(zhì)的量離子晶體變?yōu)闅?態(tài)陽離子和氣態(tài)陰離子時所吸收的能量稱為 晶格能，用符號E1a表示。 晶格能可利用 Born Haber 循環(huán)計算得到。2Na(s)+1/2Cl NaCl(s)fm(NaCl)Hd2(Cl )/2ENa(g) Cl(g)subm(Na)Hi(Na)Eea(Cl)E+Na (g)+ Cl (g)1a(NaCl)E 根據(jù) Hess 定律，NaCl 的晶格能為：lasubmid2eafm1(NaCl)(Na)(Na)(Cl )2(Cl)(NaCl)EHEEEH 晶格能是衡量離子鍵強(qiáng)度的標(biāo)志。晶格能越大，離子鍵強(qiáng)度就越大。 3、影響離子型化合物性質(zhì)的主要因素 由離子鍵形成的化合物稱為離子型化合物。離子化合物的性質(zhì)在很大程度上決定于離子鍵的強(qiáng)度，而離子鍵的強(qiáng)度又與離子的半徑、離子的電荷和電子的構(gòu)型密切相關(guān)。 所謂離子半徑，是根據(jù)離子晶體中陰、陽離子的核間距測出的，并假定陰、陽離子的平衡核間距為陰、陽離子的半徑之和。 離子半徑具有如下規(guī)律： A、同一種元素的陰離子半徑大于原子半徑，而陽離子半徑小于原子半徑，且正電荷越多，半徑越小。例如： (1）離子半徑32(F )(F)(Fe )(Fe )(Fe)rrrrr； B、同一周期電子層結(jié)構(gòu)相同的陽離子的半徑，隨離子電荷增加而減小；而陰離子的半徑隨離子電荷增加而增大。例如: +3+2(Na ) (Mg ) (Al )(F )三鍵三鍵 雙鍵雙鍵 雙鍵雙鍵 雙雙鍵鍵 雙鍵雙鍵 單鍵單鍵 單鍵單鍵 單鍵單鍵 價層電子對之間的斥力與價層電子對的類型有關(guān)，價層電子對之間靜電斥力大小順序?yàn)椋?孤對電子-孤對電子 孤對電子-成鍵電子對 成鍵電子對-成鍵電子對 利用價層電子對互斥理論預(yù)測分子或離子的空間構(gòu)型的步驟如下： A、確定中心原子的價層電子對數(shù)： 價層電子對數(shù)（中心原子的價電子數(shù) 配位原子提供的電子數(shù)|帶電荷數(shù)|)/2 B、根據(jù)中心原子的價層電子對數(shù)，找出相應(yīng)的電子對排布，這種排布方式可使電子對之間靜電斥力最小。 C、根據(jù)中心原子的價層電子對的排布方式，把配位原子排布在中心原子周圍，每一對電子連接一個配位原子，未結(jié)合配位原子的電子對就是孤對電子。若中心原子的價電子對全部是成鍵電子對，則分子或離子的空間構(gòu)型與中心原子的價層電子對的排布方式相同；若價層電子對中有孤對電子，應(yīng)根據(jù)成鍵電子對、孤對電子之間的靜電斥力的大小，選擇靜電斥力最小的結(jié)構(gòu)，即為分子或離子的空間構(gòu)型。用用VSEPRVSEPR方法判斷原子方法判斷原子A A周圍配位體和孤對電子對的空間排布周圍配位體和孤對電子對的空間排布ALmEn2、價層電子對互斥理論的應(yīng)用實(shí)例 在CH4 中，C 有4個電子，4個H 提供4個電子，C 的價層電子總數(shù)為8個，價層電子對為4對 。C 的價層電子對的排布為正四面體，由于價層電子對全部是成鍵電子對，因此 CH4 的空間構(gòu)型為正四面體。（1） CH4 的空間構(gòu)型（2） 的空間構(gòu)型 在 中，Cl 有7個價電子，O不提供電子，再加上得到的1個電子，價層電子總數(shù)為8個，價層電子對為4對。Cl的價層電子對的排布為四面體，四面體的 3 個頂角被3個O占據(jù)，余下的一個頂角被孤對電子占據(jù)，因此 為三角錐形。3ClO3ClO3ClO（2） PCL5 的空間構(gòu)型 在 PCl5 中，P 有5個價電子，5 個Cl分別提供1個電子，中心原子共有5對價層電子對，價層電子對的空間排布方式為三角雙錐，由于中心原子的價層電子對全部是成鍵電子對，因此PCl5 的空間構(gòu)型為三角雙錐形。 利用價層電子對互斥理論，可以預(yù)測大多數(shù)主族元素的原子所形成的共價化合物分子或離子的空間構(gòu)型。確定確定ClF3 的幾何構(gòu)型，并簡要說明步驟的幾何構(gòu)型，并簡要說明步驟解答：解答：（1）ClF3中中Cl的價層電子對數(shù)的價層電子對數(shù)VP = (7+3)/2 = 5對對 （2）確定出電子對的空間構(gòu)型并畫出）確定出電子對的空間構(gòu)型并畫出 5對三角雙錐構(gòu)型對三角雙錐構(gòu)型 （3）排布配位原子畫出可能的結(jié)構(gòu)圖）排布配位原子畫出可能的結(jié)構(gòu)圖 159.8pm FClFF 169.8pm :FFFCl(a):FFFFCl(c):FFCl(b):(4)據(jù)孤電子對、成鍵電子對排斥作用據(jù)孤電子對、成鍵電子對排斥作用， 確定排斥作用最小的分子的穩(wěn)定幾何構(gòu)型確定排斥作用最小的分子的穩(wěn)定幾何構(gòu)型 90孤電子對孤電子對孤電子對排斥作用數(shù)孤電子對排斥作用數(shù) 90孤電子對孤電子對成鍵電子對排斥作用數(shù)成鍵電子對排斥作用數(shù)90成鍵電子對成鍵電子對成鍵電子對排斥作用數(shù)成鍵電子對排斥作用數(shù) a b c 0 0 1 4 6 3 2 0 2最穩(wěn)定的幾何構(gòu)型為最穩(wěn)定的幾何構(gòu)型為a ClF3的結(jié)構(gòu)的結(jié)構(gòu)“T”型型這與實(shí)驗(yàn)完全相符這與實(shí)驗(yàn)完全相符.ClF3 想一想，CaF2 、SrF2、BaF2是什么構(gòu)型? 根據(jù)VSEPR規(guī)則, 毫無疑問應(yīng)當(dāng)是直線型. 實(shí)際上卻是V型! 這說明VSEPR規(guī)則在某些情況匯報下會有例外.其中主要是堿土金屬二鹵化物.VSEPRVSEPR規(guī)則的例外規(guī)則的例外 過渡金屬化合物過渡金屬化合物（具有全充滿、半充具有全充滿、半充滿或全空的滿或全空的d d軌道除外軌道除外）。）。（4）離域鍵 由三個或三個以上原子軌道形成的鍵稱為 離域鍵，也稱大鍵。離域鍵用符號nm表 示， n表示參與形成離域鍵的原子數(shù)目， m表示 形成離域鍵的電子數(shù)。 大鍵的表示方法: 電子數(shù)平行p軌道數(shù) 兩個原子靠兩個原子靠2個個e-形成的形成的鍵鍵，稱之為稱之為小小鍵，鍵，又稱之為又稱之為正常正常鍵鍵；兩個原子靠兩個原子靠1個個e-形成的形成的鍵稱之鍵稱之單電子單電子鍵鍵兩個原子靠兩個原子靠3個個e-形成的形成的鍵鍵,稱之為稱之為3e-小小鍵鍵 3個或個或3個以上原子形成的個以上原子形成的鍵稱之為大鍵稱之為大鍵鍵22p記作：又叫離域大又叫離域大鍵鍵12p記作：32p記作：mn記作：形成離域鍵的條件是： （1）這些原子都在同一個平面上； （2）每一個原子有一個 p 軌道互相平行； （3）p 電子的數(shù)目小于 p 軌道數(shù)目的 2 倍。 離域鍵存在于大多數(shù)有機(jī)共軛分子和某些無機(jī)分子中。例如，氯乙烯和二氧化碳分子中存在三原子四電子的離域鍵。C CC CC CC CC CC CH HH HH HH HH HH HCO2的碳原子取sp雜化軌道,它的兩個未參加雜化的p軌道在空間的取向是跟sp雜化軌道的軸相互垂直。CO2分子里有兩套3原子4電子符號為34的p-p大鍵。OCOOCOCOOI 路易斯結(jié)構(gòu)式 II 分子中有2套 III 大鍵 平行p軌道 的結(jié)構(gòu)式計算大鍵里電子數(shù)的簡單方法計算大鍵里的電子數(shù)簡單方法的步驟是: (1) 確定分子中總價電子數(shù)確定分子中總價電子數(shù) (2) 畫出分子中的畫出分子中的s s鍵以及不與鍵以及不與p p鍵鍵p軌道平行的軌道平行的孤對電子軌道孤對電子軌道 (3)總電子數(shù)減去這些總電子數(shù)減去這些s s鍵電子和孤對電子，剩鍵電子和孤對電子，剩余的就是填入大余的就是填入大p p鍵的電子。鍵的電子。如CO2分子（1）確定分子中總價電子數(shù)：確定分子中總價電子數(shù)：CO2分子有16個價電子 （2 ）確定分子中孤對電子軌道和成鍵電子軌道：確定分子中孤對電子軌道和成鍵電子軌道： C的孤電子對個數(shù) m =1/2（42 2）=0 中心原子的價電子數(shù)=02 = 2 判斷 CO2 的構(gòu)型：直線形：直線形 分析：分析：中心原子C有兩個sp雜化軌道成鍵 有兩個p 軌道未參加成鍵，并分別具有一個電子 . 氧原子：有1個容納孤對電子的軌道不與p鍵p軌道平行 有1個軌道與C原子形成 s鍵， 剩余2個p軌道并3個電子與C原子p軌道形成 p34鍵 2套平行p軌道里總共有8個電子，平均每套p軌道里有4個電子CO32離子中的大鍵 碳酸根離子: 屬 AY3型分子,中心碳原子取sp2雜化形式 離子總價電子數(shù)有 24個價電子 OCOOOCOO分析： 碳原子上有一個垂直于分子平面的p軌道； 端位的3個氧原子也各有1個垂直于分子平面的p軌道； 3個COs鍵有6個電子，每個氧原子上有2個不與分子平面垂直的孤對電子對。因此， 4個平行p軌道中共有： 24-6-32 2=6個電子 所以， CO32離子中有1個4軌道6電子p-p大鍵， 符號為46。 等電子體原理：具有相同的通式等電子體原理：具有相同的通式AXm， 價電子總數(shù)相等的分子或離子價電子總數(shù)相等的分子或離子 具有相同的結(jié)構(gòu)特征具有相同的結(jié)構(gòu)特征 這個原理稱為這個原理稱為“等電子體原等電子體原理理”。 “相同的結(jié)構(gòu)特征” 包括：分子的立體結(jié)構(gòu)，化學(xué)鍵的類型，但鍵角并不一定相等，除非鍵角為180或90等特定的角度。例: CO2、CNS、NO2+、N3 具有相同的通式AX2，價電子總數(shù)16， 具有相同的結(jié)構(gòu)直線型分子， 中心原子上沒有孤對電子而取sp雜化軌道，形成直線形s-骨架，鍵角為180， 分子里有兩套34p-p大鍵。 例:CO32、NO3、SO3等離子或分子 相同的通式AX3 ， 總價電子數(shù)24， 有相同的結(jié)構(gòu)平面三角形分子, 中心原子上沒有孤對電子而取sp2雜化軌道形成分子的s-骨架，有一套46p-p大鍵。例:O2、O3、NO2等離子或分子， AX2，18e， 中心原子取sp2雜化形式， 平面三角形， 中心原子上有1對孤對電子(處于分子平面上)，分子 立體結(jié)構(gòu)為V型(或角型、折線型)，有一套符號為34的p-p大鍵。 五 分子間作用力和氫鍵1、分子的極性2、分子間作用力3、氫鍵（1 1） 特點(diǎn)特點(diǎn)（2 2）能量比化學(xué)鍵力小）能量比化學(xué)鍵力小1-21-2個數(shù)量級；作用范圍小（僅為個數(shù)量級；作用范圍?。▋H為幾百幾百pmpm之間，與分子間距離的之間，與分子間距離的7 7次方成反比）；次方成反比）；（3 3） 本質(zhì)：本質(zhì)：分子間力分子間力通常包含通常包含范德華力范德華力和和氫鍵氫鍵兩種兩種1、分子的極性 分子中都含有帶正電荷的原子核和帶負(fù)電荷的電子，由于原子核所帶正電荷與電子所帶負(fù)電荷相等，因此分子是電中性的。設(shè)想分子中有一個“正電荷中心”和一個“負(fù)電荷中心”，如果分子的正、負(fù)電荷中心重合，則為非極性分子；如果正、負(fù)電荷的中心不重合，則為極性分子。 雙原子分子的極性與化學(xué)鍵的極性是一致的，如果化學(xué)鍵有極性，分子為極性分子；反之，如果化學(xué)鍵沒有極性，則分子為非極性分子。但在多原子分子中，分子的極性不僅與化學(xué)鍵的極性有關(guān)，還與分子的空間構(gòu)型有關(guān)。如果分子中化學(xué)鍵是極性鍵，但分子的空間構(gòu)型是完全對稱的，則正、負(fù)電荷中心重合，為非極性分子；如果分子的中化學(xué)鍵為極性鍵，但分子的空間構(gòu)型不對稱，則正、負(fù)電荷中心不重合，為極性分子。 分子的極性的大小常用分子電偶極矩來衡量。分子電偶極矩等于正電荷中心 (或負(fù)電荷中心) 的電量q 與正、負(fù)電荷中心間的距離d 的乘積： 分子電偶極矩越大，分子的極性就越大；分子電偶極矩越小，分子的極性就越?。环肿与娕紭O矩為零的分子是非極性分子。= q d一些分子的分子電偶極矩與分子空間構(gòu)型H2N2CO2CS2CCl4CH4H2SH2ONH3 0 0 0 0 0 0 3.63 6.17 4.29直線形直線形直線形直線形正四面體正四面體角形角形三角錐形SO2CHCl3COO3HFHClHBrHIBF3 5.28 3.63 0.33 1.67 6.47 3.60 2.60 1.27 0角形四面體直線形角形直線形直線形直線形直線形平面正3010C m3010C m分子分子分子空間構(gòu)型分子空間構(gòu)型三角形2、分子間作用力 分子中的電子和原子核都在不停運(yùn)動著，在運(yùn)動過程中它們之間會發(fā)生瞬時的相對位移，在一瞬間分子的正、負(fù)電荷中心不重合，產(chǎn)生瞬時偶極。當(dāng)兩個非極性分子充分接近時，兩個分子的正、負(fù)電荷中心同時處于異極相鄰的狀態(tài)而產(chǎn)生吸引作用。這種由非極性分子的瞬時偶極產(chǎn)生的吸引作用稱為色散力。雖然瞬時偶極存在時間極短，但是這種情況不斷重復(fù)，因此色散力始終存在著。(1) 色散力 由于在極性分子中也會產(chǎn)生瞬時偶極，因此不僅非極性分子之間存在色散力，而且非極性分子與極性分子之間及極性分子之間也存在色散力。瞬間偶極瞬間偶極相相互互靠靠近近色散力色散力(2) 誘導(dǎo)力 當(dāng)極性分子與非極性分子充分接近時，在極性分子固有偶極的影響下，非極性分子原來重合的正、負(fù)電荷中心發(fā)生相對的位移而產(chǎn)生誘導(dǎo)偶極，在極性分子的固有偶極與非極性分子的誘導(dǎo)偶極之間產(chǎn)生靜電作用力。這種極性分子固有偶極與非極性分子的誘導(dǎo)偶極產(chǎn)生的作用力稱為誘導(dǎo)力。 當(dāng)極性分子充分接近時，在固有偶極的相互影響下，每個極性分子的正、負(fù)電荷中心的距離被拉大，也產(chǎn)生誘導(dǎo)偶極，因此誘導(dǎo)力也存在于極性分子之間。誘導(dǎo)誘導(dǎo)固有偶極固有偶極誘導(dǎo)偶極誘導(dǎo)偶極誘導(dǎo)力誘導(dǎo)力Na+和I-的誘導(dǎo)作用？(3) 取向力 極性分子的正、負(fù)電荷中心不重合，分子中存在固有偶極。當(dāng)極性分子充分接近時，極性分子的固有偶極間同極相斥、異極相吸，在空間的運(yùn)動循著一定的方向，而處于異極相鄰的狀態(tài)。這種由于極性分子的偶極定向排列產(chǎn)生的靜電作用力稱為取向力。取向力的本質(zhì)是靜電作用，顯然，極性分子的分子電偶極矩越大，取向力就越大。 綜上所述，在非極性分子之間，只存在色散力；在極性分子與非極性分子之間，存在色散力和誘導(dǎo)力；在極性分子之間存在色散力、誘導(dǎo)力和取向力。對于大多數(shù)分子來說，色散力是主要的；只有當(dāng)分子的極性很大時，取向力才比較顯著；而誘導(dǎo)力通常很小。3、氫鍵 當(dāng)氫原子與電負(fù)性大、半徑小的 X 原子(X=F，O，N) 以共價鍵結(jié)合后，共用電子對偏向于X 原子，氫原子幾乎變成了 “裸核” ?！奥愫恕?的體積很小，又沒有內(nèi)層電子，不被其他原子的電子所排斥，還能與另一個電負(fù)性大、半徑小的 Y 原子 (Y= F，O，N) 中的孤對電子產(chǎn)生靜電吸引作用。這種產(chǎn)生在氫原子與電負(fù)性大的元素原子的孤對電子之間的靜電吸引稱為氫鍵。 氫鍵具有方向性和飽和性。氫鍵的方向性是指形成氫鍵X-H Y時，X，H，Y 原子盡可能在同一直線上，這樣可使 X 原子與 Y 原子之間距離最遠(yuǎn)，兩原子間的斥力最小。但形成分子內(nèi)氫鍵時，由于結(jié)構(gòu)的限制，X，H，Y 往往不能在同一直線上。氫鍵的飽和性是指一個X-Y分子只能與一個 Y 原子形成氫鍵，當(dāng) X-H 分子與一個Y 原子形成氫鍵X-H Y后，如果再有一個 Y 原子接近時，則這個原子受到X-HY上的X，Y 原子的排斥力遠(yuǎn)大于 H 原子對它的吸引力，使X-H Y中的 H 原子不可能再與第二個 Y 原子形成第二個氫鍵 。水分子間的氫鍵 氫鍵通常用X- -H Y- -表示，其中X 和Y 代表 F，O，N 等電負(fù)性大、半徑小的非金屬元素的原子；代表氫鍵。 氫鍵可分為分子間氫鍵和分子內(nèi)氫鍵兩種類型。一個分子的 鍵與另一個分子中的 原子形成的氫鍵稱為分子間氫鍵； 一個分子的鍵與該分子內(nèi)的Y原子形成的氫鍵稱為分子內(nèi)氫鍵。X H X H Y 形成分子間氫鍵時，使分子之間產(chǎn)生了較大的吸引力，因此化合物的熔點(diǎn)、沸點(diǎn)升高。如果溶質(zhì)分子與溶劑分子之間形成氫鍵，將使溶質(zhì)與溶劑分子之間的結(jié)合力增強(qiáng)，導(dǎo)致溶質(zhì)的溶解度增大。而形成分子內(nèi)氫鍵時，常會使化合物的熔點(diǎn)、沸點(diǎn)降低。若溶質(zhì)分子生成分子內(nèi)氫鍵，則在極性溶劑中的溶解度減小，而在非極性溶劑中的溶解度增大。例：含例：含CHO或或CO的醛、酮等有機(jī)物的分子之間的醛、酮等有機(jī)物的分子之間不可能形成氫鍵。不可能形成氫鍵。？HCHOHCOH無氫鍵無氫鍵但水與甲醛之間可有氫鍵？但水與甲醛之間可有氫鍵？HCHOOHHOHHOCHH氫鍵氫鍵六、分子的性質(zhì)1、鍵長分子內(nèi)的核間距稱為鍵長分子內(nèi)的核間距稱為鍵長。 鍵長可用實(shí)驗(yàn)方法測定，也可進(jìn)行量子化學(xué)理論計算，但復(fù)雜分子中鍵長的計算很困難，主要由實(shí)驗(yàn)測定。 同一種鍵長，例如羰基C=O的鍵長，隨分子不同而異，通常的數(shù)據(jù)是一種統(tǒng)計平均值。鍵長的大小與原子的大小、原子核電荷以及化學(xué)鍵的性質(zhì)(單鍵、雙鍵、三鍵、鍵級、共軛)等因素有關(guān)。例如，d(CC)d(C=C) d (CC)； d(HF)d(HCl)d(HBr)d(HI)； CO分子中的C=O鍵介乎碳-碳雙鍵和碳-碳三鍵之間；O2+、O2、O2、O22中的氧-氧鍵依次增長；等等。2、共價半徑共價鍵的鍵長可以分解成鍵合原子的共價半徑之和。用同核共價鍵之半可以求出許多元素的共價半徑，已知rA求rB還可以借差減法由d(AB)的測定值估算。共價半徑的通用數(shù)據(jù)總是經(jīng)過經(jīng)驗(yàn)或理論校正的平均值，不同方法得到的數(shù)據(jù)并不一定相等。為比較不同原子的共價半徑，共價鍵的性質(zhì)必須相同，為此建立了單鍵共價半徑的概念。主族元素的單鍵共價半徑HLiBeBCNOFNaMgAlSiPSClKCaGa Ge AsSeBrRbSrInSnSbTeI3080130180230HHeLiBeBCNOFNeNaMgAlSiPSClArKCaGaGeAsSeBrKrRbSrInSnSbTeIXe元素單鍵共價半徑/ p m經(jīng)常呈重鍵而不呈單鍵的元素的單鍵共價半徑需經(jīng)理論計算獲得。主族元素共價半徑顯示很好的周期性從上到下半徑增大，從左到右半徑減小。圖表中He、Ne、Ar無數(shù)據(jù)，因尚未合成其共價化合物3、鍵能鍵能的概念是為對比鍵的強(qiáng)度提出來的。鍵能鍵能:在在常溫常溫(298K)下基態(tài)化學(xué)鍵分解成氣態(tài)基態(tài)原子所需下基態(tài)化學(xué)鍵分解成氣態(tài)基態(tài)原子所需要的能量要的能量。 雙原子分子,鍵能就是鍵解離能鍵解離能。多原子分子，斷開其中一個鍵并不得到氣態(tài)自由原子，如H2O，斷開第一個鍵得到的是H和OH，它斷開第一個HO鍵和斷開第二個HO鍵，能量不會相等。同是CC單鍵，在不同的化學(xué)環(huán)境下，如在CCC、CC=C和CCC中，鄰鍵不同，鍵能也不相同。所以，對于多原子分子，所謂鍵能，對于多原子分子，所謂鍵能，只是一種統(tǒng)計平均值只是一種統(tǒng)計平均值。某些共價鍵的鍵能數(shù)據(jù)。鍵能的大小體現(xiàn)了共價鍵的強(qiáng)弱。單鍵、雙鍵、叁鍵(如C-C、C=C、CC)對比，鍵能越來越大。同周期元素的同類鍵(如H-F、H-Cl、H-Br、H-I)的鍵能從上到下減小。但F-F鍵能明顯反常，竟然比Cl-Cl甚至Br-Br的鍵能還小。有人認(rèn)為，這是主要是由于氟原子過小，一個原子的電子對另一原子的電子會因形成分子而互相排斥。鍵能對估算化學(xué)反應(yīng)中的能量變化還很有實(shí)用價值。4、鍵角鍵角是指多原子分子中原子核的連線的夾角多原子分子中原子核的連線的夾角。它也是描述共價鍵的重要參數(shù)。然而，鍵角不像鍵長和鍵能，一個分子一個樣兒，不可能形成通用數(shù)據(jù)。利用分子的振動光譜可以獲得鍵角的實(shí)驗(yàn)值。鍵角的大小嚴(yán)重影響分子的許多性質(zhì)，例如分子的極性，從而影響其溶解性、熔沸點(diǎn)等。五、鍵的極性與分子的極性共價鍵有非極性鍵非極性鍵與極性鍵極性鍵之分。由共價鍵構(gòu)建的分子有非極性分子非極性分子與極性分子極性分子之分?！皹O性”是一個電學(xué)概念。度量極性的物理量度量極性的物理量叫做偶極矩叫做偶極矩(m)。 偶極矩：偶極子兩極(帶相同電量的正電端和負(fù)電端)的電量，即電偶極子的電量q，和偶極子兩極的距離偶極長l的乘積(m=qXl)。同核雙原子分子的實(shí)測偶極矩都等于零，是非極性分子。同核雙原子分子的實(shí)測偶極矩都等于零，是非極性分子。異核雙原子分子異核雙原子分子HF、HCl、HBr、HI的極性依次增大的極性依次增大。多原子分子的幾何構(gòu)型決定了分子的偶極矩是否等于零，因此，測定偶極矩可用來判別分子的幾何構(gòu)型。一種簡單的方法是：如果在分子中能找到2個軸，繞軸旋轉(zhuǎn)180度，分子能重合則此分子是非極性分子。CHHHHPPPPOCOq+q+qq_DHCN+_44DOOO_+_OHH_+D七、分子對稱性對稱操作：不改變圖對稱操作：不改變圖形中任何兩點(diǎn)的距離而能形中任何兩點(diǎn)的距離而能使圖形復(fù)原的操作叫做對使圖形復(fù)原的操作叫做對稱操作；稱操作；對稱元素對稱元素:對稱操作據(jù)對稱操作據(jù)以進(jìn)行的幾何要素叫做對以進(jìn)行的幾何要素叫做對稱元素稱元素.1、 分子的對稱操作與對稱元素分子的對稱操作與對稱元素對稱元素對稱元素: 旋轉(zhuǎn)軸旋轉(zhuǎn)軸對稱操作對稱操作: 旋轉(zhuǎn)旋轉(zhuǎn) 分子中若存在一條軸線，繞此軸旋轉(zhuǎn)一定角分子中若存在一條軸線，繞此軸旋轉(zhuǎn)一定角度能使分子復(fù)原，就稱此軸為旋轉(zhuǎn)軸度能使分子復(fù)原，就稱此軸為旋轉(zhuǎn)軸, 符號為符號為Cn . 旋轉(zhuǎn)可以實(shí)際進(jìn)行，為真操作；相應(yīng)地，旋轉(zhuǎn)軸旋轉(zhuǎn)可以實(shí)際進(jìn)行，為真操作；相應(yīng)地，旋轉(zhuǎn)軸也稱為真軸也稱為真軸.H2O2中的中的C2Cn （1）旋轉(zhuǎn)操作）旋轉(zhuǎn)操作 ( ) 和旋轉(zhuǎn)軸和旋轉(zhuǎn)軸(Cn ) =2p p/n Cn （2）鏡面鏡面(s s)與反映操作與反映操作( ) 分子中若存在一分子中若存在一個平面，將分子兩半個平面，將分子兩半部互相反映而能使分部互相反映而能使分子復(fù)原，則該平面就子復(fù)原，則該平面就是鏡面是鏡面，這種操作，這種操作就是反映就是反映. s試找出分子中的鏡面試找出分子中的鏡面 (3) 對稱中心對稱中心(i )與反演操作與反演操作( ) 分子中若存在一點(diǎn)分子中若存在一點(diǎn), ,將每個原子通過這將每個原子通過這一點(diǎn)引連線并延長到反方向等距離處而使分一點(diǎn)引連線并延長到反方向等距離處而使分子復(fù)原子復(fù)原, ,這一點(diǎn)就是對稱中心這一點(diǎn)就是對稱中心i, ,這種操作就這種操作就是反演是反演. . i旋轉(zhuǎn)反映操作是復(fù)合操作，相應(yīng)的對稱元素稱旋轉(zhuǎn)反映操作是復(fù)合操作，相應(yīng)的對稱元素稱為象轉(zhuǎn)軸為象轉(zhuǎn)軸Sn . 旋轉(zhuǎn)反映旋轉(zhuǎn)反映( (或旋轉(zhuǎn)反演或旋轉(zhuǎn)反演) )的兩步操作順的兩步操作順序可以反過來序可以反過來. .Sn是虛軸是虛軸.對于對于Sn，若，若n等于奇數(shù)，則等于奇數(shù)，則Cn和與之垂直的和與之垂直的都都獨(dú)立存在；獨(dú)立存在；若若n等于偶數(shù)，則有等于偶數(shù)，則有Cn/2與與Sn共軸，但共軸，但Cn和與之垂直的和與之垂直的并不一定獨(dú)立存在并不一定獨(dú)立存在. (4)(4)旋轉(zhuǎn)反映旋轉(zhuǎn)反映( )和象轉(zhuǎn)軸和象轉(zhuǎn)軸(Sn)Sn (1) 重疊型二茂鐵具有重疊型二茂鐵具有S5， 所以所以, C5和與之垂直的和與之垂直的也都獨(dú)立存在；也都獨(dú)立存在； (2) 甲烷具有甲烷具有S4，所以，所以, 只有只有C2與與S4共軸，但共軸，但C4和與和與之垂直的之垂直的并不獨(dú)立存在并不獨(dú)立存在.CH4中的映軸S4與旋轉(zhuǎn)反映操作注意注意: C4和與之垂直的和與之垂直的都不獨(dú)立存在都不獨(dú)立存在