第六版基础化学课件制作计划

第十章 共价键与分子间力 首 页 基本要求 重点难点 讲授学时 内容 财务内部控制制度的内容财务内部控制制度的内容人员招聘与配置的内容项目成本控制的内容消防安全演练内容 提要           1  基本要求  [TOP] 1.1  掌握现代价键理论要点和σ键、π键的特征；杂化轨道理论基本要点，sp型杂化特征，等性、不等性杂化概念及应用。 1.2  熟悉价层电子对互斥理论判断ABn型分子空间构型的 规则 编码规则下载淘宝规则下载天猫规则下载麻将竞赛规则pdf麻将竞赛规则pdf 及应用；分子轨道理论要点，第一、二周期同核双原子分子轨道能级图，并能用其解释分子的磁性与稳定性；分子间力类型、特点、产生原因；氢键形成条件、特征、应用。 1.3  了解异核双原子分子轨道能级图；键参数；离域π键的产生条件；自由基的基本概念 2  重点难点  [TOP] 2.1  重点 2.1.1  现代价键理论要点。 2.1.2  杂化轨道理论要点并用来解释分子或离子的空间构型。 2.1.3  分子轨道理论要点并用来解释物质的磁性。 2.1.4  分子间作用力：:范德华力和氢键。 2.2  难点 2.2.1  杂化轨道理论。 2.2.2  利用价层电子对理论判断分子构型 2.2.3  分子的极化 3  讲授学时  [TOP] 建议4～6学时 4  内容提要  [TOP]    第一节    第二节    第三节    第四节    第五节 4.1  第一节  现代价键理论 4.1.1  氢分子的形成 （略） 4.1.2  现代价键理论的要点 1. 成键两个原子各提供一个自旋相反的单电子配对，两原子轨道重叠，使电子云密集于两核间，系统能量降低，形成稳定共价键。 2. 单电子配对形成共价键后，就不能再和其他单电子配对。所以每个原子所形成共价键的数目取决于该原子中的单电子数目。这就是共价键的饱和性。 3. 成键的原子轨道相互尽可能最大程度重叠，决定了共价键的方向性。 4.1.3  共价键的类型 （一）σ键和π键 按原子轨道重叠方式，沿键轴方向，以“头碰头”方式重叠形成的共价键称为σ键，s-s、s-px、px-px轨道之间可以形成σ键；以“肩并肩”方式重叠形成的共价键称为π键，py-py、pz-pz轨道之间可以形成π键。σ键的轨道重叠程度比π键大，因而σ键比π键牢固。σ键是构成分子的骨架，可单独存在于两原子间，π键只能与σ键共存。 （二）正常共价键和配位共价键 根据成键电子来源，成键两原子各提供1个电子配对形成的共价键称为正常共价键，一个原子单独提供电子对进入另一个原子的空轨道形成的共价键为配位键。 4.1.4  键参数 描述共价键性质的参数有键能、键长、键角、键的极性等。键能是衡量共价键强度的物理量，键能愈大，键愈牢固。键长是成键原子间的核间距。键角为分子中同一原子形成的两个化学键间的夹角，它反映了分子的空间构型。键的极性是由于成键两原子的电负性不同而引起的，一般情况下，电负性差值越大，键的极性越强。 4.2  第二节  杂化轨道理论    [TOP] 4.2.1  杂化轨道理论的要点 1. 成键过程中，同一原子中几个能量相近的不同类型的原子轨道进行组合，重新分配能量和空间方向，组成数目相等的新的原子轨道，称为杂化轨道。 2．杂化轨道更有利于原子轨道间最大程度地重叠，成键能力强。 3．杂化轨道之间力图取最大空间夹角分布，使相互间的排斥力最小。杂化轨道类型决定分子的空间构型。 4.2.2 轨道杂化类型及实例 根据各种杂化轨道中所含有各原子轨道成分是否相同，杂化轨道又可分为等性杂化和不等性杂化。常见的杂化轨道与分子几何构型的关系见 表 关于同志近三年现实表现材料材料类招标技术评分表图表与交易pdf视力表打印pdf用图表说话 pdf 10-1。 表10-1  常见的杂化轨道与分子几何构型的关系 杂化 类型 杂化轨 道夹角 杂化轨道 构型 分子类型 等性或不等性杂化 键角 分子构型 实 例 sp 180° 直线形 AB2 等性 180° 直线形 HgCl2, CO2,BeCl2 sp2 120° 平面三角形 AB3 AB2 等性 不等性 120° <120° 平面三角形 V形 BF3, , PbCl2, SO2 sp3 109°28′ 正四面体 AB4 AB3 AB2 等性 不等性 不等性 109°28′ <109°28′ <109°28′ 正四面体 三角锥形 V形 SiF4, , NH3, H3O+ H2O, H2S sp3d 90° 120° 三角双锥 AB5 AB4 AB3 AB2 等性 不等性 不等性 不等性   三角双锥 变形四面体 T形 直线形 PCl5, PF5 SF4, TeCl4 ClF3 , XeF2, sp3d2 90° 正八面体 AB6 AB5 AB4 等性 不等性 不等性   正八面体 四方锥形 平面正方形 SF6, BrF5 , , XeF4                 杂化轨道理论的基本要点：同一原子中几个能量相近的不同类型的原子轨道，在成键过程中可以组合，形成数目相等的杂化轨道。杂化轨道的形状和空间伸展方向发生改变，使其成键能力增强，同时决定了分子的几何构型的差异。根据各种杂化轨道中所含有各原子轨道成分是否相同，杂化轨道又可分为等性杂化和不等性杂化。常见的等性杂化轨道与分子几何构型的关系见表10－1。 表10-2  常见的杂化轨道与分子几何构型的关系 参加类型 参与杂化的原子轨道 杂化轨道 夹角 分子的几何构型 举例 种类 数目 sp ns np 1 1 180° 直线形 BeCl2 sp2 ns np 1 2 120° 平面三角形 BF3, CO32- sp3 ns np 1 3 109°28′ 正四面体 CCl4, PO43- sp3d ns np nd 1 3 1 90° 120° 三角双锥形 PCl5, SiF5- sp3d2 ns np nd 1 3 2 90° 正八面体 CCl6, PCl63-             4.3  第三节  价层电子对互斥理论    [TOP] 价层电子对互斥理论简称VSEPR法。该理论认为，在ABn型共价分子或离子中，中心原子A周围的价电子对相互尽可能远离，使彼此斥力最小。 价层电子对数＝ (中心原子的价电子数 + 配体提供的共用电子数) 规定：①作为中心原子，卤素原子按提供7个电子计算，氧族元素的原子按提供6个电子计算，即提供的电子数等于其族数；②作为配体，每个卤素原子和H原子提供1个电子，氧族元素的原子不提供电子；③对于复杂离子，还应加上负离子电荷数或减去正离子电荷数；④计算电子对数时，若剩余1个电子，亦当作 1对电子处理；⑤双键、叁键等多重键作为1对电子看待。 价层电子对包括中心原子A上的σ成键电子对和孤对电子。孤对电子的存在，使电子对间排斥力增加，会改变分子构型的基本类型。 根据分子或离子中的中心原子上的价层电子对数，就能比较容易而准确地判断 ABn 型共价分子或离子的空间构型。 表10-3  价层电子对与分子的空间构型 A的电 子对数 价层电子 对构型 分子 类型 成键电 子对数 孤电子对数 分子构型 实 例 2 直线 AB2 2 0 直线形 HgCl2, CO2 3 平面正三角形 AB3 AB2 3 2 0 1 平面正三角形 V形 BF3, PbCl2, SO2 4 正四面体 AB4 AB3 AB2 4 3 2 0 1 2 正四面体 三角锥形 V形 SiF4, NH3, H3O+ H2O, H2S 5 三角双锥 AB5 AB4 AB3 AB2 5 4 3 2 0 1 2 3 三角双锥形 变形四面体 T形 直线形 PCl5, PF5 SF4, TeCl4 ClF3 , XeF2 6 正八面体 AB6 AB5 AB4 6 5 4 0 1 2 正八面体 四方锥形 平面正方形 SF6, BrF5 , , XeF4               4.4  第四节  分子轨道理论简介    [TOP] 4.4.1  分子轨道理论的要点 1．分子轨道理论把分子作为一个整体考虑，分子中的电子不再从属于某个原子，而是在整个分子空间范围内运动。电子的运动状态用分子的波函数ψ（称为分子轨道）来描述。 2．分子轨道的名称用σ、π、δ…符号表示。分子轨道可以由分子中原子轨道的线性组合（LCAO）而得到。几个原子轨道可组合成几个分子轨道：原子轨道线性相加组成的分子轨道称为成键分子轨道，其能量低于组合前原子轨道的能量；原子轨道线性相减组成的分子轨道称为反键分子轨道，能量高于组合前原子轨道的能量；非键分子轨道的能量等于组合前原子轨道的能量。 3．原子轨道线性组合成分子轨道必须符合对称性匹配原则、能量相近原则和最大重叠原则。圆柱形对称的原子轨道组成σ分子轨道；平面反对称的原子轨道组成π分子轨道。 4．电子在分子轨道中的排布也遵守Pauli不相容原理、能量最低原理和Hund规则。 5．在分子轨道理论中，用键级表示键的牢固程度。 键级＝ (成键轨道的电子数 - 反键轨道的电子数) 通常键级愈高，键能愈大，键愈稳定；键级为零，则分子或离子不可能存在。 4.4.2  分子轨道理论的应用 第二周期同核双原子分子的分子轨道能级图有两种类型（如下图）。 （a）π2p >σ2p (O2, F2)     （b）σ2p >π2p(Li2, Be2, B2, C2, N2) 图（a）适用于原子序数大的O2、F2双原子分子，图（b）适用于原子序数小的B、C、N等双原子分子。根据不同的分子选择适当能级顺序，遵循电子排布规则可写出相应的分子轨道表示式。分子轨道中有单电子的分子具有顺磁性，无单电子的则具有反磁性。 对于第二周期元素的异核双原子分子或离子，可近似地用第二周期的同核双原子分子的方法去处理。如CO同N2分子、NO同O2分子；若为不同周期的异核双原子分子，如HF，分子轨道能级图和分子轨道电子排布式则不同于同核双原子分子。但不论哪种情况，均遵循原子轨道线性组合成分子轨道的三条原则。 π键有定域π键和离域π键之分。定域键属双中心键，离域键属多中心键。离域键常称大π键，用 表示。构成大键的条件是：①形成大键的原子都必须在同一平面上，每个原子可提供1个p轨道且相互平行。②p电子数小于参与形成大键的p轨道数的2倍。 4.5  第五节  分子间作用力   [TOP] 4.5.1  分子的极性与分子的极化 分子间的作用力有van der Waals力和氢键。 van der Waals力的产生与分子的极性和极化密切相关。分子的极化是指分子在外电场作用下发生的结构变化。 4.5.2  van der Waals力 van der Waals力包括取向力、诱导力、色散力；其作用能只有几个到几十千焦每摩尔，约比化学键小1～2个数量级。大多数分子间的van der Waals力以色散力为主，只有极性大的分子（如水分子）取向力才比较显著，诱导力通常都很小。 表10-4  三种分子间作用力及其产生原因 分子的极性 分子间作用力的种类 产生原因 非极性分子之间 色散力 瞬时偶极 非极性与极性分子之间 色散力，诱导力 瞬时偶极，诱导偶极 极性分子之间 色散力，诱导力，取向力 瞬时偶极，诱导偶极，永久偶极       4.5.2  氢键 当氢原子与电负性大，半径小的原子以共价键结合时，这种氢原子能与另一电负性大、半径小的有孤对电子的原子之间产生吸引作用，这种作用力称为氢键。氢键的键能一般在42 kJ· mol-1 以下，它比化学键弱得多，但比 van der Waals力强。氢键具有饱和性和方向性。 van der Waals力及氢键的形成对物质的性质，如熔点、沸点、溶解度有一定影响。