2.2化学键与价键理论优质PPT.ppt

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,r为核间距V为体系的势能,4,r=r0，V有极小值，此时体系最稳定，表明形成离子键。

rr0，当r减小时，V急剧上升。

因为Na+和Cl彼此再接近时，电子云之间的斥力急剧增加，导致势能骤然上升。

因此，离子相互吸引，保持一定距离时，体系最稳定。

这就意味着形成了离子键。

r0和键长有关，而V和键能有关。

5,离子键的形成条件：

元素的电负性差比较大（电负性用来确定化合物中的原子对电子吸引能力的相对大小。

）X1.7，发生电子转移，产生正、负离子，形成离子键；

X1.7，实际上是指离子键的成分大于50%）,形成离子键时释放能量多,Na（s）+1/2Cl2（g）=NaCl（s）H=410.9kJmol1在形成离子键时，以放热的形式，释放较多的能量。

6,离子键由原子间发生电子的转移，形成正负离子，并通过静电作用而形成的化学键。

离子型化合物由离子键形成的化合物。

碱金属和碱土金属（Be除外）的卤化物是典型的离子型化合物。

7,

（2）离子键没有方向性,与任何方向的电性不同的离子相吸引，所以无方向性,（3）离子键没有饱和性,只要是正负离子之间，则彼此吸引，即无饱和性。

（4）键的离子性与元素的电负性有关X1.7，发生电子转移，形成离子键；

X1.7，不发生电子转移，形成共价键。

但离子键和共价键之间，并非可以截然区分的。

可将离子键视为极性共价键的一个极端，而另一极端则为非极性共价键。

8,影响离子键的因素：

从离子键的实质是静电引力Fq1q2/r2出发，影响离子键强度的因素有：

离子的电荷q、离子的电子层构型和离子半径r（即离子的三个重要特征）。

（1）离子的电荷电荷高，离子键强

（2）离子的电子层构型离子的电子层构型大致有5种：

a）2电子构型b）8电子构型c）18电子构型d）（18+2）电子构型e）818电子构型在离子的半径和电荷大致相同条件下，不同构型的正离子对同种负离子的结合力的大小规律：

8电子层构型的离子817电子层构型的离子18或18+2电子层构型的离子,9,3.离子半径,d值可由晶体的X射线衍射实验测定得到，例如MgOd=210pm。

1926年，哥德希密特（Goldschmidt）用光学方法测得了F和O2的半径，分别为133pm和132pm。

结合X射线衍射所得的d值，得到一系列离子半径。

10,=dMgO=210132=78（pm）这种半径为哥德希密特半径。

1927年，Pauling把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数据，求出一套离子半径数值，被称为Pauling半径。

11,离子半径的变化规律,a）同主族从上到下，电子层增加，具有相同电荷数的离子半径增加。

Li+Na+K+Rb+Cs+FClBrI,b）同周期的主族元素，从左至右离子电荷数升高，最高价离子半径减小。

Na+Mg2+Al3+K+Ca2+,过渡元素，离子半径变化规律不明显。

c）同一元素，不同价态的离子，电荷高的半径小。

如Ti4+Ti3+；

Fe3+Fe2+。

d）负离子半径一般较大；

正离子半径一般较小。

e）周期表中对角线上，左上的元素和右下的元素的离子半径相近。

12,2.2.2共价键理论,1.路易斯理论,1916年，美国科学家Lewis提出共价键理论。

认为分子中的原子都有形成稀有气体电子结构的趋势，求得本身的稳定。

而达到这种结构，可以不通过电子转移形成离子和离子键来完成，而是通过共用电子对来实现。

Lewis的贡献，在于提出了一种不同于离子键的新的键型，解释了X（电负性）比较小的元素之间原子的成键事实。

13,但是，Lewis没有说明这种键的实质，所以适应性不强。

在解释BCl3，PCl5等其中的原子未全部达到稀有气体结构的分子时，遇到困难。

14,2.价键理论,1927年，Heitler和London用量子力学处理氢气分子H2，解决了两个氢原子之间的化学键的本质问题，使共价键理论从经典的Lewis理论发展到今天的现代共价键理论共价键是由不同原子的电子云重叠形成的。

价键理论的基本论点包括：

（1）共价键的本质

（2）成键原理（3）共价键的特点,15,

（1）共价键的本质,从图中可以看出，r=r0时，V值最小，为E=D（D0，D0），表明此时两个H原子之间形成了化学键。

计算表明，若两个1s电子以相同自旋的方式靠近，则r越小，V越大。

此时，不形成化学键。

如图中上方红色曲线所示，能量不降低。

H2中的化学键，可以认为是电子自旋相反成对，结果使体系的能量降低。

从电子云的观点考虑，可认为H的1s轨道在两核间重叠，使电子在两核间出现的几率大，形成负电区。

两核吸引核间负电区，使2个H结合在一起。

16,

（2）成键的原理,（a）电子配对原理（b）能量最低原理（c）原子轨道最大重叠原理,（3）共价键的特点,（a）结合力的大小决定于共用电子的数目和重叠方式（b）共用电子对在两核间几率密度最大（c）具有饱和性（d）具有方向性（e）共价键具有不同的键型,17,共价键的方向性和饱和性,饱和性共价键的数目由原子中单电子数决定，包括原有的和激发而生成的。

例如,氧有两个单电子，H有一个单电子，所以结合成水分子时，只能形成2个共价键。

C最多能与4个H形成共价键。

原子中单电子数决定了共价键的数目。

即为共价键的饱和性。

方向性各原子轨道在空间分布方向是固定的，为了满足轨道的最大程度重叠，原子间成的共价键，当然要具有方向性。

18,以HCl为例。

Cl的3pz和H的1s轨道重叠，只有沿着z轴重叠，才能保证最大程度的重叠，而且不改变原有的对称性。

19,Cl2分子中成键的原子轨道，也要保持对称性和最大程度的重叠。

20,共价键的键型,成键的两个原子核间的连线称为键轴。

按成键轨道与键轴之间的关系，共价键的键型主要分为两种，即键和键。

键电子云顺着原子核的连线重叠，得到轴对称的电子云图像，这种共价键叫做键。

将成键轨道沿着键轴旋转任意角度，图形及符号均保持不变。

即键的键轴是成键轨道的任意多重轴。

一种形象化描述：

键是成键轨道的“头碰头”重叠。

21,如HCl分子中的3p和1s的成键，和Cl2中的3p和3p的成键。

22,HF的生成,23,键两个原子轨道以平行即“肩并肩”方式重叠，重叠部分对通过一个键轴的平面呈镜面反对称。

键的重叠程度较小，键能比较小，稳定性较差。

成键轨道绕键轴旋转180时，图形复原，但符号变为相反。

例如两个px沿z轴方向重叠的情况。

YOZ平面是成键轨道的通过键轴的节面（nodalplane）。

则键的对称性可以描述为：

对通过键轴的节面呈反对称，即图形相同，但符号相反。

24,N2的生成,键,键,25,26,19世纪的化学家们创造了用元素符号加划短棍“”来表明原子之间按“化合价”相互结合的结构式。

分子中的原子间用“”相连表示互相用了“1价”，如水的结构式为HOH；

“=”为“2价”；

“”为“3价”。

在绝大多数情况下，氢总是呈1价，氧总是呈2价，氮呈3或5价，卤素则在有机物中大多呈1价，在无机物中除呈1价，还呈3、5、7价，等等。

2.2.3路易斯结构式,27,英国化学家弗兰克兰（FranklandEdward）在1850年左右提出化合价并无正负之分，同种分子，如H2，其中的氢也呈1价，故氢分子的结构式为HH。

这种经典结构式称为弗兰克兰结构式。

20世纪初，美国化学家路易斯Lewis,GilbertNewton（1875-1946）把弗兰克兰结构式中的“短棍”解释为两个原子各取出一个电子配成对,即:

“”是1对共用电子，“=”是2对共用电子，“”是3对共用电子。

28,路易斯认为，稀有气体最外层电子构型（8e）是一种稳定构型。

他把用“共用电子对”维系的化学作用力称为“共价键”。

后人就把这种观念称为路易斯共价键理论。

分子有用于形成共价键的键合电子（成键电子）和未用于形成共价键的非键合电子，又称“孤对电子”，用小黑点来表示孤对电子。

例如，水、氨、乙酸、氮分子的路易斯结构式可以表示为：

29,人们把这类（用短棍表示共价键，同时用小黑点表示非键合的“孤对电子”）添加了孤对电子的结构式叫做路易斯结构式,也叫电子结构式。

如：

SO2Cl2、HNO3、H2SO4、CO32和SO42的路易斯结构式:

价电子总数等于分子中所有原子的价电子数之和，但中心原子周围的电子总数（共用电子+孤对电子）并不总等于8，有多电子中心或缺电子中心，例如：

30,31,32,33,34,35,分子的立体结构决定了分子许多重要性质，例如分子中化学键的类型、分子的极性、分子之间的作用力大小、分子在晶体里的排列方式等等，而路易斯结构式未能描述分子的立体结构。

无机分子的立体结构通常是指其s-键的分子骨架在空间的排布。

这种分子骨架可以用现代实验手段测定。

实验证实，属于同一通式的分子或离子，其结构可能相似，也可能完全不同。

2.2.4价层电子对互斥理论（VSEPR）（ValenceShellElectronPairRepulsion）,36,早在1940年，希吉维克（Sidgwick）和坡维尔（Powell）在总结实验事实的基础上提出了一种简单的理论模型，用以预测简单分子或离子的立体结构。

这种理论模型后经吉列斯比（R.J.Gillespie）和尼霍尔姆（Nyholm）在20世纪50年代加以发展，定名为价层电子对互斥模型，简称VSEPR（ValenceShellElectronPairRepulsion）模型。

如何预测分子的立体结构？

37,、VSEPR模型的要点是:

（1）用通式AXnEm来表示所有只含一个中心原子的分子或离子的组成，式中，A表示中心原子；

X表示配位原子（也叫端位原子）；

下标n表示配位原子的个数；

E表示中心原子上的孤对电子对；

下标m是孤电子对数。

38,已知分子或离子的组成和原子的排列顺序时,m值可用下式确定:

m=（A的族价X的化合价X的个数离子的电荷数负正）/2；

例如，可以这样理解这个通式：

中心原子的族价等于它的价电子总数，中心原子与端位原子键合用去的电子数取决与端位原子的个数和端位原子的化合价，如果是离子，正离子的电荷相当于中心原子失去的电子，负离子的电荷相当于中心原子得到的电子，因此，用上式计算得到的数值m就是中心原子未用于键合的孤对电子对数。

39,

（2）通式AXnEm里的（n+m）的数目称为价层电子对数,令n+m=z,则可将通式AXnEm改写成另一种通式A