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第章化学键与分子结构1ppt课件第章化学键与分子结构1ppt课件主要内容§6.1离子键理论§6.2共价键理论§6.3分子的极性、分子间力和氢键§6.4晶体结构简介2ppt课件主要内容§6.1离子键理论2ppt课件化学键分子或晶体中相邻原子间的强相互作用称为化学键。种类：离子键、金属键和共价键三种。原子电负性差大于1.7，离子键；原子电负性差小于1.7时，成共价键。金属原子之间则生成金属键。思考：NaCl晶体中钠离子与氯离子之间、金属铜中铜原子与铜原子之间，H2O中氢原子与氧原子之间各有什么键？答：NaCl晶体中钠离子与氯离子之间是离子键；金属铜中铜与铜之间是金属键；H2O分子中H原子与O原子之间存在共价键，H2O间存在分子间作用力和氢键。3ppt课件化学键分子或晶体中相邻原子间的强相互作用称为化学键。原子6.1离子键正负离子间通过静电引力形成的化学键称为离子键。由离子键形成的化合物或晶体称为离子化合物或离子晶体。如NaCl，KCl，CaO等金属元素的氧化物、氟化物和某些氯化物。Na→Na+2s22p63s1→2s22p6Cl→Cl-2s22p5→2s22p6首先形成稳定离子然后由静电吸引形成化学键4ppt课件6.1离子键正负离子间通过静电引力形成的化学键称为离6.1.1离子键的形成条件1.元素的电负性差比较大

χ>1.7，发生电子转移，产生正、负离子，形成离子键；χ<1.7，不发生电子转移，形成共价键。（χ>1.7，实际上是指离子键的成分大于50%）2.易形成稳定离子Na+2s22p6，Cl－3s23p6，只转移少数的电子就达到稀有气体式稳定结构。3.形成离子键时释放能量多Na(s)+1/2Cl2(g)=NaCl(s)H=－410.9kJ·mol－1在形成离子键时，以放热的形式，释放较多的能量。5ppt课件6.1.1离子键的形成条件1.元素的电负性差比较大2.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,另一极端为非极性共价键。

极性增大非极性共价键极性共价键离子键化合物中不存在百分之百的离子键，即使是CsF

的化学键(92%离子性)，其中也有共价键的成分。即除离子间靠静电相互吸引外，尚有共用电子对的作用。

X>1.7，实际上是指离子键的成分大于50%。6ppt课件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6.1.2离子键的强度离子键强度：用晶格能U表示标准状态下，由气态正离子和气态负离子形成1mol离子晶体时所放出来的能量称为晶格能，单位为kJ·mol-1。

Ca2+

(g)+2Cl-(g)→

CaCl2

(s)

–H=U=2260kJ·mol-1晶格能越大，离子键越强，相应的晶体熔点越高，硬度越大。7ppt课件6.1.2离子键的强度离子键强度：用晶格能U表示晶格能越大6.1.3离子键的特点

(1)离子键的本质是静电引力q1，q2

分别为正负离子所带电量，r为正负离子的核间距离，F为静电引力。（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。（3）离子键没有饱和性吸引相反离子数目取决于正负离子间的半径比（配位数）。（4）键的离子性与元素的电负性有关

χ>1.7，发生电子转移，形成离子键；

χ<1.7，不发生电子转移，形成共价键。8ppt课件6.1.3离子键的特点(1)离子键的本质是静电引力q1思考：在氯化钠晶体中，在Na+(或Cl-)周围只排列着6个相反的Cl-(或Na+)，是否不符合离子键无饱和性的特点？这是正负离子半径的相对大小，电荷多少等因素决定的。因为在这6个Cl-(或Na+)之外，无论是什么方向上或什么距离处，如果再排列有Cl-(或Na+)，则它们同样还会受到该相反电荷Na+(或Cl-)的电场作用，只不过是距离较远，相互作用较弱。9ppt课件思考：在氯化钠晶体中，在Na+(或Cl-)周围只排列着6个相6.1.4离子的特征离子电荷离子半径离子的电子构型离子的特征决定离子键和离子化合物的性质。10ppt课件6.1.4离子的特征离子电荷离子的特征决定离子键和离子化合离子电荷Fe→Fe2+

→Fe3+Fe3+：氧化性，Fe2+：还原性；FeCl3：棕色粉未，FeCl2：白色固体。Fe2+

水溶液：浅绿色，具有还原性；Fe3+水溶液：黄棕色，具有氧化性。离子电荷：原子在形成离子化合物过程中失去或得到的电子数。电荷高，离子键强。+1,+2,+3,+4带电荷不同，性质不同。11ppt课件离子电荷Fe→Fe2+离子电荷离子半径离子半径：离子在晶体中的接触半径。将离子晶体中的离子看成是相切的球体，正负离子的核间距d是r+和r－之和。d值可由晶体的X射线衍射实验测定得到。dr+r-例：

MgOd=210pmpm12ppt课件离子半径离子半径：离子在晶体中的接触半径。将离子晶体中的离子离子半径变化规律同主族从上到下，随电子层增加，具有相同电荷数的同族离子半径增加。Li+<Na+<K+<Rb+<Cs+F－<Cl－<Br－<I－过渡元素，离子半径变化规律不明显。同周期的主族元素随族数增加，正离子电荷数升高，最高价离子半径减小。Na+>Mg2+>Al3+K+>Ca2+

13ppt课件离子半径变化规律同主族从上到下，随电子层增加，具有相同电荷数离子半径变化规律同一元素，不同价态的离子，电荷高的半径小。

r正离子

<

r原子

<

r负离子

如Ti4+<Ti3+；Fe3+<Fe2+<Fe

。负离子半径一般较大(150-250pm)；正离子半径一般较小(10–170pm)。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。14ppt课件离子半径变化规律同一元素，不同价态的离子，电荷高的半径小。负离子的电子构型简单负离子的电子层构型一般都具有稳定的8电子结构如F-、O2-、Cl-等。正离子的电子层构型大致有5种：②

8电子构型，如①

2电子构型，如③

18电子构型，如15ppt课件离子的电子构型简单负离子的电子层构型一般都具有稳定的8电子结⑤9-17电子构型，如④(18+2)电子构型，如8电子构型离子<9—17电子构型离子<18或18+2电子构型的离子NaClCuCl离子的电子层构型与离子键的强度有密切关系。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：离子的电子构型16ppt课件⑤9-17电子构型，如④(18+2)电子构型，如8电子6.2共价键理论6.2.1价键理论6.2.2键参数6.2.3杂化轨道理论6.2.4价层电子对互斥理论17ppt课件6.2共价键理论6.2.1价键理论17ppt课件Lewis共价学说共价键：原子间通过共用电子对结合而成的化学键。共价化合物：由共价键形成的化合物。Lewis结构式：八隅体结构无法解释非八电子构型原子的分子结构，如SF6、BF3等18ppt课件Lewis共价学说共价键：原子间通过共用电子对结合而成的练习：写出HNO3、CO32–和SO42–的Lewis结构式。19ppt课件练习：写出HNO3、CO32–和SO42–的Lewis结构式6.2.1价键理论1.价键理论的本质E0-436kJ·mol-1Rro

两个1s电子自旋相同，r越小，E越大。不能形成化学键。自旋相反时，r=r0

时，E值最小，为E=-436kJ·mol-1，此时两个氢原子之间形成了化学键。r0=74pm，E=-436kJ·mol-1氢气分子H2的形成20ppt课件6.2.1价键理论1.价键理论的本质E0-436Rro吸引态（基态）排斥态ABAB为什么自旋相反的单电子能配对成键？共价键的本质：电性作用。原子核对重叠负电区域的吸引，使成键两原子相互接近。21ppt课件吸引态（基态）排斥态ABAB为什么自旋相反的单电子能配对成键2.价键理论的要点两个原子相互靠近时，自旋方向相反的未成对电子相互配对，形成稳定的共价键。两个原子结合成分子时，成键电子的原子轨道相互重叠，且轨道重叠总是沿着重叠最大的方向进行，这就是共价键的方向性。22ppt课件2.价键理论的要点两个原子相互靠近时，自旋方向相反的未成对电

方向性+++++除s

轨道外，最大重叠必有方向。

饱和性共价键的数目取决于成键原子所拥有的未成对电子的数目。++

共价键方向性

共价键饱和性3.共价键的特点电子配对后，不再与其它电子配对。23ppt课件方向性+++++除s轨道外，饱和性共价键的数目取决一个原子可以与多个其它原子成键，一个原子可以形成的共价键的数目等于该原子的未成对电子数。思考1：H、O原子最多可以形成的价键数目是多少？H、O原子的未成对电子分别为1和2，因此最多可以形成的价键数目是1和2。思考2：形成H2、HCl、Cl2分子，为什么不能形成H3、H2Cl、Cl3分子？构成分子的原子个数(数量关系)决定分子空间构型饱和性方向性共价键24ppt课件一个原子可以与多个其它原子成键，一个原子可以形成的共价键的数4.共价键的类型按其共用电子对数不同，可分为单键、双键、参键：HCl、O2

、N2、H2C-CH2按原子轨道重叠方式不同，可分为σ键和π键。按原子提供共用电子的方式不同，可分为共价键和配位键。25ppt课件4.共价键的类型按其共用电子对数不同，可分为单键、双键、参键1.

键

以“头碰头”的方式重叠；原子轨道重叠部分沿着键轴呈圆柱对称；成键时，原子轨道发生最大重叠。成键的两个原子核间的连线称为键轴。xσs-sσp-pxσs-px

26ppt课件1.键以“头碰头”的方式重叠；成键的两个原子核间的+++1sz+3pzz+pzz

pz++z++

HCl分子中的3p和1s的成键：

Cl2

中的3p和3p的成键：27ppt课件+++1sz+3pzz+pzzpz++z++HClxx++px

zxx绕键轴旋转180°++2.π键原子轨道平行或“肩并肩”重叠；重叠部分对通过一个键轴的平面具有镜面反对称性；轨道重叠程度比

键小，键能小，稳定性低，活动性较高，是化学反应的积极参加者。28ppt课件xx++pxzxx绕键轴旋转180°++2.π键原子轨N2

分子中两个原子各有三个单电子:成键规律：多重键中，必有一条为键，其余为键；只形成单键，必定是键。zzyyxxzzx29ppt课件N2分子中两个原子各有三个单电子:成键规律：zzyyxxz

键和π键的特征30ppt课件键和π键的特征30ppt课件思考题2：如何认识共价键的方向性与H2O分子中两个O—H键的键角为104.5º的关系？思考题1：C原子的共价数与其原子结构有矛盾吗？答：根据共价键理论，C原子的外层原子轨道上有4个电子，2个在2s轨道上，已成对，2个平行占据2p轨道的电子未成对，共价数应为2。然而事实上C原子的共价数常为4。答：O原子的3个两两垂直的2p轨道上有四个电子，其中两个轨道上各有一个未成对电子，它们可以与H原子生成键。根据共价键的方向性，这两个键的夹角是90º。但事实上两个O—H键的夹角是104.5º。共价键理论有一定的局限性。31ppt课件思考题2：如何认识共价键的方向性与H2O分子中两个O—H键的

AB(g)——A(g)+B(g)H=EA-B

对于双原子分子，键能EA-B等于离解能DA-B

。对于多原子分子，键能等于多次离解能的平均值。（1）键能离解能D：298.15K，标准状态下1mol的气态物质的共价键断裂生成气态原子时的焓变值。单位：kJ·mol－1键能E的数值为同类键各级离解能的均值，但习惯上取正值。E=–D6.2.2键参数32ppt课件AB(g)——A(g)（2）键长分子中两原子核间的平衡距离叫键长。一般键长越小，键越强。

键长/pm键能/kJ·mol-1C－C154345.6C=C133602.0CC120835.1在不同化合物中，相同的键，键长和键能并不相等。33ppt课件（2）键长分子中两原子核间的平衡距离叫键长。（3）键角

H2S，H－S－H键角为92˚，决定构型为“V”字形。CO2，O－C－O的键角为180˚，则CO2分子为直线形。在分子中键与键之间的夹角。反应空间结构的重要因素。键角：分子中相邻两键间的夹角。34ppt课件（3）键角H2S，H－S－H键角为92˚，决定构型为6.2.3杂化轨道理论

杂化的目的：更有利于成键。

杂化的动力：受周围原子的影响。

杂化：在形成多原子分子的过程中，中心原子的若干能量相近的原子轨道重新组合，形成能量相同的新的原子轨道的过程。形成的新轨道叫做杂化轨道。激发Sp3杂化重叠形成4个(sp3-s)σ键CH4分子形成过程

35ppt课件6.2.3杂化轨道理论杂化的目的：更有利于成键。杂化的用杂化轨道理论来解释CH4的结构可以得到了满意的结论。注意三点：形成分子时，通常存在激发、杂化、轨道重叠等过程；原子轨道的杂化只有在形成分子的过程中才会发生；能量相近通常是指：ns与np、ns,np与nd或（n-1)d。++++____36ppt课件用杂化轨道理论来解释CH4的结构可以得到了满意的结论。注意三杂化轨道的类型1.sp杂化+++=+

sp杂化轨道

组成：s和p的成份各½

形状：一头大一头小空间伸展方向：两条杂化轨道呈直线形分布互成180°角BeCl2

分子直线形2条sp杂化轨道呈直线形分布，分别与2个Cl的3p轨道成键，故分子为直线形。

Besp杂化

2s22p0

37ppt课件杂化轨道的类型1.sp杂化+++=+sp杂化轨道杂化类型sp杂化BeCl2Be2s2s2p2p激发sp杂化sp2pBeClClCl—Be—Cl直线形121238ppt课件杂化类型sp杂化BeCl2Be2s（b）sp2

杂化

3个sp2杂化轨道呈三角形分布，分别与3个F的3p成σ键，故BF3分子构型为三角形。BF3

平面三角形构型

Bsp2杂化

sp2

杂化轨道

组成：s成份1/3，

p成份2/3

形状：一头大一头小空间伸展方向：三条杂化轨道呈三角形分布互成120°角

2s22p139ppt课件（b）sp2杂化3个sp2杂化轨道呈三角形分布sp2杂化2313+++___120°40ppt课件sp2杂化2313+++___120°40ppt课件(c)sp3杂化sp3

杂化轨道

组成：s成份1/4，

p成份3/4

形状：一头大一头小

空间伸展方向：四个杂化轨道呈四面体,109.5°夹角正四面体10928

CHHHH

CH4C2s2s2p2p激发sp3杂化sp341ppt课件(c)sp3杂化sp3杂化轨道组成：s成份1/4sp3杂化轨道的特点CH4、CCl4、NH4+杂化过程中形成的轨道是等同的，称为等性杂化。42ppt课件sp3杂化轨道的特点CH4、CCl4、NH4+杂化过程中形判断是否等性杂化，要看各条杂化轨道的能量是否相等。NH32s2p不等性sp3杂化不等性sp3••当参与杂化轨道的原子含有不参加成键的孤对电子时，形成的杂化轨道不完全等同，这样的杂化称为不等性杂化。43ppt课件判断是否等性杂化，要看各条杂化轨道的能量是否相等。NH32s不等性sp3杂化H2OO不等性sp3不等性sp3杂化2s2p10445

折线(V)形（CH3Cl、NH3、H2O

）44ppt课件不等性sp3杂化H2OO不等性sp3不等性sp3杂化2s2p孤电子对数：012夹角：109.5º107.3º104.5º空间结构：正四面体三角锥V形分子的空间构型与杂化轨道的空间构型一致为等性杂化不一致为不等性杂化45ppt课件孤电子对数：0杂化轨道的类型与空间结构的关系46ppt课件杂化轨道的类型与空间结构的关系46ppt课件杂化轨道要点能量相近原则：中心原子形成杂化轨道的原子轨道在能量相近,通常是最外层价电子原子轨道。(2)轨道数目守恒原则：参与杂化的原子轨道数目=组成的杂化轨道数目。(3)轨道能量重新分配原则:原子轨道在杂化前能量各不相同,但杂化后的杂化轨道能量相等。(4)杂化轨道对称性分配原则:杂化轨道在球形空间成对称性分布,因此等性杂化轨道的夹角相等。

与原来的原子轨道相比，杂化轨道的空间伸展方向改变，成键能力更强，分子越稳定；不同的杂化轨道空间分布不同，决定了分子的空间几何构型不同。(5)最大重叠原则：杂化轨道按最大重叠成键最稳定。47ppt课件杂化轨道要点能量相近原则：中心原子形成杂化轨道的原子轨道在能请用杂化轨道理论分析乙炔分子的成键情况?思考48ppt课件请用杂化轨道理论分析乙炔分子的成键情况?思考48ppt课件6.2.4价电子对互斥理论1940年Sidgwick提出价层电子对互斥理论，用以判断分子的几何构型。(1)价层电子对互斥理论的基本要点AXm

型分子的几何构型取决于中心原子A价电子层中电子对的互相排斥作用。分子的几何构型总是采取电子对相互排斥力最小的形式。AXm型分子的几何构型主要决定于中心原子A的价层电子对的数目和类型。多重键的处理。双键、三键作为一个电子对处理。电子对间的夹角和成键情况决定相互排斥作用的大小。49ppt课件6.2.4价电子对互斥理论1940年Sidgwick夹角越小，排斥力越大；孤电子对－孤电子对>孤电子对－成键电子>成键电子－成键电子，即LP－LP>LP－BP>BP－BP；叁键>双键>单键。电子对间的排斥力规律50ppt课件夹角越小，排斥力越大；电子对间的排斥力规律50ppt课件通式AXm表示所有只含一个中心原子的分子或离子组成。A：中心原子，X：配位原子，下标m：配位原子的个数。（2）判断共价分子结构的一般规则A的价电子数=主族序数；配体X：H和卤素每个原子各提供一个价电子,氧与硫不提供价电子；正离子应减去电荷数，负离子应加上电荷数。如果出现奇电子(有一个成单电子)，可把这个单电子当作电子对看待。A原子的价层电子对数=1/2[A的价电子数+X提供的价电子数+（负）或-（正）离子电荷数]51ppt课件通式AXm表示所有只含一个中心原子的分子或离子组成。（2）判价层电子对互斥理论的判断规则例：求PO43-

，NH4+

，CCl4

，NO2

，ICl4-

，OCl2

分子或离子中心原子的价层电子对数。AXm中心原子的价层电子对数=1/2[A的价电子数+配位原子提供的价电子数+（负）或-（正）离子电荷数]52ppt课件价层电子对互斥理论的判断规则AXm中心原子的价层电子对数=5

价层电子数价层电子对数PO43-NH4+

NO2

ICl2-

OCl2N=5+3=84N=5+4-1=84N=53N=105N=84CO32-思考53ppt课件价层电子数根据中心原子A周围的电子对数，找出相应的理想几何结构图形，即价电子对的空间构型。VP=2直线形VP=3平面三角形VP=4正四面体VP=5三角双锥VP=6正八面体54ppt课件根据中心原子A周围的电子对数，找出相应的理想几何结构图形，即（3）判断共价分子结构的实例1.LP=0，分子的空间构型=电子对的空间构型VP=1/2(2+2)=2直线形VP=1/2(3+3)=3平面三角形VP=1/2(4+4)=4四面体VP=1/2(5+5)=5三角双锥VP=1/2(6+6)=6八面体例55ppt课件（3）判断共价分子结构的实例1.LP=0，分子的空间构型61八面体四方锥

IF5

2八面体平面正方形XeF42.LP≠0：分子的空间构型不同于电子对的空间构型。31平面三角形V形SnCl241四面体三角锥NH32四面体V形

H2OVPLP电子对的空间构型分子的空间构型例51三角双锥变形四方体SF42三角双锥T形

ClF33三角双锥直线形

XeF256ppt课件61八面体例：ClF3VP=5LP=2三种构型选择？三种结构中最小角度(90º)的三种电子之间排斥作用的数目结构a的排斥作用最小，是一种较稳定的结构。57ppt课件例：ClF3VP=5LP=2三种构型选分子构型：T型电子对构型与分子构型不一致电子数为5时，孤对总是尽先处于三角双锥的腰部位置。进一步讨论影响键角的因素①π键的存在，相当于孤对电子排斥成键电子，使键角变小。C=CHHHH58ppt课件分子构型：T型电子对构型与分子构型不一致电子数为5时，孤对中心原子和配位原子的电负性大小也影响键角。同种类型的分子，中心原子电负性大者，键角较大；配位原子电负性大者，键角较小。N:FFFN:HHHP:HHHH价层电子对互斥理论的优缺点预测一些分子（尤其是第一、二、三周期元素组成的分子）几何构型成功而简便，并与杂化轨道理论的预测一致。但预测第VA、VIA族形成的一些分子（离子）的几何构型时，常与实验结果有出入。不涉及成键过程及键的稳定性。严格来说并不是一种化学键理论。VSEPR与杂化轨道理论互为补充。59ppt课件中心原子和配位原子的电负性大小也影响键角。N:FFFN:HH6888510344435

三角形正四面体正四面体正四面体三角形三角双锥分子构型

三角形V字构型

三角锥正四面体

V字形

T字形例利用价层电子对互斥理论判断下列分子和离子的几何构型，写出价层电子总数、对数、电子对构型和分子构型。

AlCl3H2SSO32-NH4+NO2IF3解：总数对数电子对构型60ppt课件6886.3分子的极性、分子间力和氢键6.3.1键的极性和分子的极性6.3.2分子间力6.3.3氢键61ppt课件6.3分子的极性、分子间力和氢键6.3.1键的极性和6.3.1键的极性和分子的极性1.键的极性键的极性是指化学键中正负电荷是否重合。

同核双原子分子（O2、H2）为非极性键。

不同原子分子间，电负性不同，正、负电荷中心不重合，形成极性键（NH3、H2O、HCl

）。电负性差值越大，键的极性越大。62ppt课件6.3.1键的极性和分子的极性1.键的极性键的极性是指2.分子的极性正负电荷中心不重合的分子叫极性分子。正负电荷中心重合的分子叫非极性分子。分子中化学键是非极性键，通常分子不会有极性（S8，P4）。分子中化学键为极性键，分子可能有极性（H2O、SO2、CHCl3），可能没有（CO2、BF3、CH4）。极性大小的表示：偶极矩μ极性分子的偶极矩等于正（或负）电荷所带的电量q与正、负电荷中心的距离d的乘积。μ=q·d(单位：C·m）μ=0，无极性63ppt课件2.分子的极性正负电荷中心不重合的分子叫极性分子。63pp6.3.2分子间力范德华力包含：取向力、诱导力和色散力分子间作用力：共价分子之间存在的弱的短的短程作用力，又称范德华力。比化学键要弱得多。范德华力存在于所有分子中。范德华力的特点：永远存在于分