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1、第十五讲分子结构 内容提要 Lewis理论价键理论杂化轨道理论价层电子对互斥理论分子轨道理论离域大 键分子间作用力和氢键 一 Lewis理论 分子中每个原子均应具有稳定的稀有气体原子的外层电子构型 分子中原子间通过共用一对或多对电子形成化学键 这种化学键称为共价键 形成的分子为共价分子 每一个共价分子都有一个稳定的Lewis结构式 理论要点 1 1Lewis结构式 稀有气体最外层电子构型 8e 是一种稳定构型 其他原子倾向于共用电子而使它们的最外层转化为稀有气体的8电子稳定构型 八隅律规则 1 2Lewis结构式的画法 1 计算所有原子的价电子总数 对离子分别加 减离子电荷数 2 写出分子中每
2、个原子的元素符号 并且用短线 代表一对电子 将原子连接起来 1 2Lewis结构式的画法 3 对除中心原子外的所有原子 加 到原子周围 每个 代表一个电子 使它满足八隅律的要求 另外注意 氢原子只需要两个电子 4 把剩余的电子分配到中心原子上 1 2Lewis结构式的画法 5 检查每个原子周围是否均有八个电子 如果中心原子周围达不到八电子 尝试擦去与中心原子相连原子的一对电子 将其作为电子对 插入中心原子与其之间 直到所有原子满足八隅律 例1 CH4 1 价电子总数 8 2 将原子间用短线连接起来 3 价电子全部用完 经检查 各原子均满足八隅律要求 上式即为CH4的Lewis结构式 例2 CO
3、2 1 价电子总数 16 2 将原子间用短线连接起来 3 将剩余的价电子优先加 到两端的O原子上 使其满足八隅律的要求 例2 CO2 4 价电子已全部用完 5 中心C原子不满足八隅律要求 将两端氧原子上的各一对电子擦去 将其作为共用电子对用 插入到氧与碳原子之间 1 3Lewis理论的缺陷 1 未能揭示共价键的本质 2 八隅律规则不适合某些分子 如 BF3 SF6 3 难以解释某些分子的特性 如 SO2 NO 1 4Lewis共振式 二 价键理论 1927年德国化学家Heitler和London首先把量子力学应用到分子结构中 后来Pauling等人又加以发展 建立了现代价键理论 简称VB理论
4、又称电子配对理论 2 1共价键的本质 2 1共价键的本质 2 1共价键的本质 原子相互接近时轨道重叠 原子间通过共用自旋相反的电子对使能量降低而成键 2 2共价键的特点 1 饱和性 2 方向性 2 3共价键的类型 键 原子轨道以 头碰头 方式重叠 重叠部分沿键轴成圆柱形对称 轨道重叠程度大 稳定性高 2 3共价键的类型 键 2 3共价键的类型 键 2 3共价键的类型 键 原子轨道以 肩并肩 方式重叠 重叠部分对于通过键轴的一个平面呈镜面反对称性 轨道重叠程度相对较小 稳定性较低 是化学反应的积极参与者 2 3共价键的类型 键 2 3共价键的类型 键 2 3共价键的类型 键 原子轨道以 面并面
5、方式重叠 2 4价键法的缺陷 价键理论虽然解释了许多分子 特别是双原子分子 的形成 但对于一些多原子分子的空间结构和性能却难以说明 如 CH4分子的正四面体构型 价键理论就无法解释 三 杂化轨道理论 在形成分子时 同一原子中不同类型 能量相近的原子轨道混合起来 重新分配能量和空间伸展方向 组成一组新的轨道的过程称为杂化 新形成的轨道称为杂化轨道 3 1杂化轨道理论基本要点 1 孤立原子的轨道不发生杂化 只有在形成分子时轨道的杂化才是可能的 2 原子中不同类型的原子轨道只有能量相近的才能杂化 3 杂化前后轨道的数目不变 3 1杂化轨道理论基本要点 4 杂化后轨道在空间的分布使电子云更加集中 在与
6、其他原子成键时重叠程度更大 成键能力更强 形成的分子更加稳定 5 杂化轨道在空间的伸展满足相互间的排斥力最小 使形成的分子轨道能量更低 3 2常见的杂化类型 sp BeF2 3 2常见的杂化类型 sp 3 2常见的杂化类型 sp 3 2常见的杂化类型 sp2 BCl3 3 2常见的杂化类型 sp2 3 2常见的杂化类型 sp3 CH4 3 2常见的杂化类型 sp3 3 2常见的杂化类型 PCl5 sp3d 3 2常见的杂化类型 sp3d2 SF6 3 3不等性杂化 H2O中O原子的sp3杂化 3 3不等性杂化 H2O中O原子的sp3杂化 3 4乙烯成键情况讨论 3 4乙炔成键情况讨论 四 价层
7、电子对互斥理论 VSEPR 1940年斯治维克 Sidgwick 在总结了大量已知共价分子构型的基础上提出来的 其中心思想是 共价分子中各价层电子对尽可能采取一种完全对称的空间排布 使相互间的距离保持最远 排斥力最小 4 1常见的价层电子对 孤对电子 单键 双键 叁键 4 2各价层电子对空间构型 4 3分子几何构型的判断方法 确定中心原子的价电子对数 a H 卤素作为配体只提供1个电子 b 氧族元素作为配体不提供电子 作为中心原子提供6个电子 c 对于离子 应加上或减去离子所带电荷数 4 4各种分子类型的空间构型 各种分子类型的空间构型 1 不同键型间的排斥力大小 三键 三键 三键 双键 双键
8、 双键 双键 单键 单键 单键 2 孤电子对 lp 比成键电子对 bp 肥大 所以电子对间排斥力 lp lp lp bp bp bp 3 电负性高的配体 吸引价电子能力强 价电子离中心原子较远 占据空间角度相对较小 如 NF3 102 NH3 107 4 中心原子的电负性增大时 键角将增大 如 NH3 107 3 PH3 93 3 价电子对互斥理论不能用于过渡金属化合物 但过渡金属具有充满 半充满或全空的d轨道时适用 价电子对互斥理论对极少数化合物判断不准 如 CaF2 SrF2 BaF2 是弯曲型而不是预期的直线型 4 5价层电子对互斥理论的缺陷 五 分子轨道理论 于是新的理论又诞生了 这里
9、只作简单介绍 O2有磁矩 为2 62 10 23A m2 NO等含奇数电子的分子结构 预言 He2 Be2 Ne2 等的不存在 存在H2 和He2 问题的提出 什么是分子轨道 分子轨道 molecularorbital 描述分子中电子运动的波函数 指具有特定能量的某电子在相互键合的两个或多个原子核附近空间出现概率最大的区域 是多电子 多中心的 电子属于整个分子 几个基本概念 成键三原则 几个基本概念 处理分子轨道的方法 首先弄清分子轨道的数目和能级 再由原子算出可用来填充这些轨道的电子数 最后 按一定规则将电子填入分子轨道 像写原子的电子组态那样写出分子的电子组态 1 尽量先占据能量最低的轨道
10、 低能级轨道填满后才进入能级较高的轨道 2 每条分子轨道最多只能填入2个自旋相反的电子 3 分布到等价分子轨道时总是尽可能分占轨道 电子填入分子轨道时服从以下规则 H2和 He2 中的分子轨道 两个H原子相互接近时 由两条1s轨道组合得到能级不同 在空间占据的区域亦不同的两条分子轨道 能级较低的一条叫成键分子轨道 bondingmolecularorbital 能级较高的一条叫反键分子轨道 antibondingmolecularorbital 两个He原子 电子组态为1s2 相互接近时 两个1s原子轨道组合得到一条 1s和一条 1s 轨道 4个电子恰好填满 1s和 1s 轨道 分子的电子组态
11、应为 1s2 1s 2 成键电子数与反键电子数相等 净结果是产生的吸引力与排斥力相抵消 即两个He原子间不形成共价键 H2和 He2 中的分子轨道 将电子在分子轨道上的分布称为分子的电子组态 也称为 分子轨道式 由此还可定义键级BO BO 成键电子数 反键电子数 2键级愈大 则键能愈大 键长越短 分子的电子组态和键级 B2 C2 N2 O2和F2 异核双原子分子HF 键级 1 六 离域大 键 所有原子共面每一原子提供一个能量相近 对称性匹配的价层轨道轨道中的电子总数 轨道数的两倍 成键条件 C6H6 6 4 NO3 七 分子间作用力和氢键 分子的极性分子间作用力 IntermolecularF
12、orces 氢键 Hydrogenbonds 7 1分子的极性和偶极矩 正负电荷重心不重合的分子称为极性分子 分子极性的大小常用偶极矩 dipolemoment 来衡量 7 1分子的极性和偶极矩 偶极矩是个矢量 通常规定其方向是由正电重心指向负电重心 偶极矩是正负电荷重心间的距离与电荷量的乘积 表示为 q d 国际单位 C m 常用单位 Debye 7 1分子的极性和偶极矩 7 2分子间作用力 7 2 1取向力 固有偶极 固有偶极 取向力 7 2 2诱导力 诱导偶极子 诱导力 7 2 3色散力 色散力 瞬时偶极 7 2 4影响色散力的因素 1 分子量愈大 色散力愈大 2 相同组成时 线性分子的色散力较大 如 正戊烷 bp 36 1 C 而 CH3 4C bp 9 5 C 7 3氢键 氢键是一种存在于分子之间也存在于分子内部的作用力 它比化学键弱而比范德华力强 分子中与高电负性原子X以共价键相连的H原子 和另一分子中一个高电负性原子Y之间所形成的一种特殊的作用力 X Y通常为 N O F 氢键的几何形态 氢键的形成对物质性质的影响 1 对熔 沸点的影响 氢键的形成对物质性质的影响 2 对溶解度的影响 如 乙醇溶于水 乙烷则不能 3 对生物体的影响 如 DNA双螺旋结构的形成 祝各位学业有成
