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1、1,四、价层电子对互斥理论 要点： 分子或离子的空间构型决定了中心原子周围的价层电子数。 价层电子对尽可能彼此远离，使它们之间的斥力最小， 通常采取对称结构,2,2. 推断分子或离子空间构型的步骤： （1）确定中心原子价层电子对数价层电子对数 = (中心原子价电子数 + 配位原子提供的电子数 - 离子电荷代数值)/ 2 H和(X)卤原子各提供一个价电子，O和S提供的电子数为0。 卤素作为中心原子时，提供的价电子数为7。 O、S作为中心原子时，提供的价电子数为6。,3,例： 价电子数 价电子对数,NH4+ N = 5 + 4 - 1=8,CCl4 N = 8,NO2 N = 5,ICl2- N
2、= 10,OCl2 N = 8,PO43- N = 5+3 = 8,4,4,4,2.5,5,4,4,(2) 根据中心原子价层电子对数，找到相应电子对的排布，这种排布方式可使电子对之间的斥力最小。 电子对数 2 3 4 5 6 电子对排布 直线 平面三角 四面体 三角双锥 八面体 (3) 分子的构型取决于中心原子的价层电子对数目及电子对的构型。 NH3 CH4 AsH3SF2 SF4 ClF3,5,(4) 配位原子按相应的几何构型排布在中心原子周围，每1对电子连结1个配位原子，剩下未结合的电子便是孤对电子，孤对电子的位置会影响分子的空间构型。H2O ICl2-SF2 SF4 ClF3 XeF2
3、XeF4 IF5,6,原则: 孤对-孤对的排斥力 孤对-成键电子对的排斥力 成键 - 成键电子对的排斥力 在包括有多重键的分子中,多重键作单键处理, 多重键对成键电子对的排斥力大小次序为:叁键 双键 单键中心原子相同时,配体电负性变大,键角变小。(由于对成键电子对吸引力较大，使共用电子对 离中心原子较远,占据空间角度较小).NF3和 NH3 SCl2 和 SF2 配位原子相同时,随中心原子电负性变小,键角减小. NH3 PH3 OH2 SH2 P188表 8-11,7,8,9,10,11,五、分子轨道理论 问题： B2 、O2 的磁性 （顺磁性）？H2+可以 稳定存在，？1932年，R. S.
4、 Mu lliken F. Hund 1. 理论要点：分子中电子在整个分子范围内运动。分子中电子的运动状态称为分子轨道。分子轨道是由原子轨道组合成的。 (2) 分子轨道数目与组成的原子轨道数目相等。 (3) 分子总能量为电子所具有能量之和 (4) 原子按一定空间位置排列后，电子逐个填入，构成整个分子。,12,(5) 电子在分子轨道中的排布遵守三原则。 (6) 原子轨道线性组合应符合三原则。 (7) 分子轨道有轨道和轨道。 2. 不同原子轨道的线性组合 (1) s-s重叠：形成一个成键轨道 s-s，一个反键轨道 s-s* (2) s-p重叠：形成一个成键轨道 s-p，一个反键轨道 s-p*,13
5、,14,(3) p-p 重叠： 头碰头形成轨道 p-p, p-p* 肩并肩形成轨道 p-p , p-p*,15,p-d 重叠： 肩并肩形成轨道 p-d ， p-d*,16,(3) p-p 重叠：头碰头形成轨道，肩并肩形成轨道 分别记作： p-p， p-p* 和 p-p ， p-p*(4) p-d 重叠：肩并肩形成轨道 p-d ， p-d*(5) d-d 重叠：肩并肩形成轨道 d-d ， d-d*,17,3. 分子轨道理论的应用 (1) H2分子的形成电子排布：( 1s) 2(2) H2+ ：(1s)1 H2电离出一个电子得到H2+ 体系能量下降1，可以稳定存在。 (3) He2分子： ( 1s
6、) 2 ( 1s*) 2 稳定化能相抵消，不能有效成键。 He2分子不会存在。He2+存在于氦放电管中，形成三电子键,18,(4) 第二周期，同核双原子分子的分子轨道,第二周期同核双原子分子的分子轨道 能级图,19,20,第二周期，同核双原子分子的分子轨道Li，Be， B， C， N 分子轨道为：,O， F， Ne的分子轨道为：,思考题:为什么会有二套轨道? (书195)以上不同的排布方式可以用钻穿效应解释,21, 同核双原子分子的分子轨道表达式：Li2 6e KK: 内层电子不成键, Li2中一个键，键级为1Be2 8e 键级 = （成键电子数-反键电子数）/ 2 键级为0，不存在Be2 B
7、2 10e键级为1， 2个单电子 键，分子有单电子，有顺磁性。,22,键级为2 逆磁性,N2 14e,C2 12e,键级为3 二个 键 一个键,逆磁性,问题：N2 + 分子轨道电子排布式如何？ 并比较N2 + 、N2其稳定性。,23,键级为2 1个键 2个3电子键 3电子键的键能为正常键键能的一半,O2 16e,顺磁性,作业：O2+ O2- O2 O2 2- 分子轨道电子排布式如何?键级?磁性?稳定性?磁矩?键长大小的顺序？,24,F2 18e,键级为1,1 个键， 逆磁性,Ne2 20e,键级为0，氖以单原子分子存在。,25,(5) 第二周期异核双原子分子轨道能级图 遵循能量近似、最大重叠、
8、对称性原则,CO：14 N2 ： 14,有三重键，二个键一个键，逆磁性,12 22 32 42 14 52 有三重键，二个键一个键,26,N2 和CO分子轨道符号对照表,CO与N2的电子数目相同，互为等电子体。二个或二个以上的分子(或离子), 它们的原子数相同，电子数也相同 等电子体 等电子体结构相似，性质有一定的相似性,27,例如：CO2 、N2O、 N3-、 NO2+,问题： 写出NO、NO+ 、 NO-的分子轨道电子排布式？ 磁性？键级？键长？稳定性？,22e,中心原子以键与配原子相连，整个分子或离子中还有2个34键。,BO33- 、 CO32- 、 NO3- 为平面三角形构型 ClO4
9、- 、SO42- 、PO43- 、SiO42-均为四面体结构,Xe和I-，XeF2和 IF2- ，XeF4 和IF4- 为等电子体XeO3 和 IO3-是等电子化合物，具有相同的构型,BN和 C2,28,HF分子轨道的形成,HF 的分子轨道电子排布式？ 磁性？键级？,HF: 12 22 32 14 4 键级 = 1 1个 键 逆磁性分子,29,化学键理论,价键理论(VB) 杂化轨道理论(HO) 价电子对互斥理论(VSEPR) 分子轨道理论(MO),价键理论(VB) 简明扼要 不能解释分子的几何构型,不能解释分子的磁性,杂化轨道理论(HO) 可以解释分子的几何构型，但缺乏预见性,VSEPR 可以
10、预言分子的几何构型，对d0,d5, d10的中心原子有效 但不能说明成键原理及键的强度,分子轨道理论(MO) 引入分子轨道概念，可以说明分子的成键情况，键的强弱和分子的磁性。不能解决构型问题,优缺点,30,8-4 金属键理论 （自学内容） 一、自由电子理论 要点：金属键是由共用的、能够自由流动的自由电子把许多原子粘合在一起组成的。 具有金属光泽，导电性，导热性，延展性。 二、能带理论： 要点：金属晶体中所有的价电子认为是属于整个金属原子晶格所有。 (2) 分子轨道数目与形成分子轨道的原子轨道数目守恒。,31,(3) 形成分子轨道间能量差很小，能量基本是连续的，称为能带。 P198满带空带导带禁
11、带 (4) 能带属于整个分子 ，每个能带可以包括 许多相近的能级。,32,8-5 分子间作用力 （自学内容） 一、分子间力 1. 取向力: 指极性分子间的作用力. 2. 诱导力: 极性分子 - 非极性分子之间极性分子 - 极性分子之间 3. 色散力:非极性分子 - 非极性分子之间极性分子 - 非极性分子之间极性分子 - 极性分子之间 4.特点: 键能小，只有几个至几十个kJmol-1，比化学键小1-2个数量级。,33,(2) 静电短程力， 不具有方向性和饱和性。 (3) 取向力与温度有关，诱导力色散力受温度影响不大。 二、氢键 具备的条件： 1. 分子中心必须有一个与电负性很大的元素形成强极性
12、键的氢原子。 2. 电负性大的元素的原子必须有孤对电子，而且半径要小。 三、氢键对化合物性质的影响 分子间氢键使化合物熔沸点升高 分子内氢键使化合物熔沸点降低,34,本章作业： p 205 11, 14, 15, 18, 39 16 , 17, 21, 24,35,本章数学要求 1.熟悉离子键、共价键、金属键的特点及它们的形成过程； 2.理解晶格能的意义及应用BomHaber循环进行计算，掌握晶格能对离子化合物熔点、硬度的影响。 3. 熟练掌握价键理论、杂化轨道理论、VSEPR理论和分子轨道理论的基本要点及应用。讨论分子的空间几何构型，并由此推出中心原子的杂化态，分析化合物的键参数及形成过程；
13、4. 掌握应用分子轨道理论第二周期同核或异核双原子分子的分子轨道表达式，分析键参数； 5. 了解分子间力及氢键对物质的物理性质的影响。,36,NO2: N, 2s2 2p3 2s1 2p4 (sp2)1 (sp2)1 (sp2)1 O 2px1 2py2 34O 2px1 2py2V型，N-O 键级1.5，N上有单电子，因此NO2易发生双聚，NO2的N上仅有一个单电子，对N-O 成键电子对排斥作用较弱，故N-O键长缩小，键角因34存在，电子互斥作用增大而比120大。因此NO2键角为132 120,2pz22pz12pz1,教材p205 习题 第16题,37,NO2+: N, 2s2 2p3 2s2 2p2 2s12p3(sp)1 (sp)1 O 2s2 2px1 34 34O 2s2 2px1,2py12py22py1,2pz12pz12pz2,NO2+和CO2为等电子体，N采取sp杂化，键角为180，2 + 234 N-O键级= 1 + 2(1/2) = 2,键级最大，键长最短。,
