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1、分子结构课件空间构型问题是讨论分子或晶体内原子与原子之间的相对位置。影响分子或晶体内原子与原子之间相对位置的主要参数是键长和键角。化学键(chemical bond)的定义我们把分子或晶体中直接相邻的原子或离子之间存在的主要的强烈的相互吸引作用称为化学键。由于各元素原子的电子层结构不同，在形成分子或晶体时原子之间相互作用也不同。因此，化学键的类型也不同。化学键的类型: 离子键 共价键 金属键第一节 离子键 (ionic bond)一、离子键的形成和特点二、离子的电荷、电子构型和半径一、离子键的形成和特点相互化合的原子，有通过电子得失而达到稳定电子排布的倾向，得失电子后得到的阴阳离子间靠静电引力
2、相互靠近，同时，电子与电子、核与核有斥力存在，当阴阳离子接近到一定程度时，吸引力与斥力达到暂时的平衡，整个体系的能量降低到最低点，阴阳离子在平衡位置上振动，构成稳定的离子键。一、离子键的形成和特点离子键的特点是没有方向性和饱和性。二、离子的电荷、电子构型和半径离子键的性质、强弱与离子自身的性质有关，决定离子性质的重要因素有： (1)离子电荷 (2)电子构型 ( 3)离子半径 这三个因素是影响离子键的性质、强弱及离子型化合物各种性质的重要因素。二、离子的电荷、电子构型和半径1 离子电荷对化合物性质的影响结论： 一般说来，电荷高，引力大，离子键强，离子化合物越稳定。2 离子的电子组态（构型）2电子
3、型组态（s2）：如Li+、Be2+等 8电子型组态（s2p6）：如Na+等 1 8电子型组态（s2p6d10）：如Zn2+、Ag+等 1 8+2电子型组态（s2p6d10s2）：如Pb2+、Bi3+不规则型：如Fe2+（3s23p63d6）2.电子构型对化合物性质的影响 3 离子半径在离子电荷数相同的情况下，半径越小，吸引力越大，离子键越强，形成的化合物熔沸点越高。小结： （1）离子键没有方向性，没有饱和性； （2）影响离子键的因素有： 离子电荷、半径、离子的电子构型第二节 共价键(covalent bond)1916年,路易斯（G.N.Lewis）提出了共价学说，建立了经典的共价键理论。他认
4、为，构成分子的同种或不同种原子以共用电子对吸引两个原子核，并使每个原子都达到稀有气体的稳定结构。如Cl2分子中的原子通过共用电子对所形成的化学键叫做共价键。一、价键 (valence bond)理论(二)基本假说: （1）如果A原子和B原子各有一个未成对电子而且自旋方向相反，就可以在这两个原子之间互相配对形成一个共价单键。如果A原子和B原子各有两个或三个未成对电子，则可以两两配对形成共价双键或三键。（2）如果A原子有两个单电子，B原子只有一个单电子， 则一个A可以和两个B形成AB2型分子。如H2O。（3）共价键具有饱和性。（4）共价键具有方向性。二、杂化轨道理论 1931年鲍林（L.Pauli
5、ng）和斯莱脱（Slater）在电子配对理论的基础上，提出了杂化轨道理论，进一步发展了价键理论。(一)理论假说: （1）同一原子中能量相近的不同类型原子轨道，在成键过程中，重新组合成为一组能量相等的新轨道，以增强成键能力。这种轨道重新组合的过程叫轨道杂化。简称杂化。通过杂化所组成的新的轨道叫杂化轨道。2）有几个原子轨道参加杂化，就组成几个杂化轨道。并分为等性杂化和不等性杂化。（3）杂化轨道的成键能力比原来轨道加强。原因有二。其一，杂化轨道的电子云形状改变；其二，杂化轨道方向改变。(二)举例说明杂化轨道的类型1、s-p杂化 BCl3分子的形成 Be：1s22s22p0 Cl：1s22s22p63
6、s23p5 2、sp2杂化BCl3分子的形成 B：1s22s22p1 3、sp3杂化 CH4分子的形成 C：1s22s22p2三、键参数(bond parameter) 描述化学键性质的物理量统称为键参数。键能键长键角键的极性键能（bond energy）的定义：在101.325kPa（1atm）压力下，298K时，将1mol气态双原子分子AB中AB键拆散成为气态原子A和气态原子B，这个过程所需要的能量叫键能。单位：kJ/molAB（g）A（g）+B（g）一些共价键的键能/kJmol1（二）键长(bond length)（三）键角（bond angle） 键角是指键与键之间的夹角。键角是反映分
7、子空间结构的重要因素之一。键角可以根据中心原子的杂化轨道波函数计算出来。例如CH4分子中C是sp3等性杂化，理论计算键角为10928。实验值也为10928。目前，键角数据是通过实验测得的。根据键角和键长可以估计分子的空间几何构型，以空间几何构型可以推测分子的性质。反之，通过性质，推断分子的几何构型。（四）键的极性共价键的极性，主要是由元素电负性不同所引起的。总之，键能、键长、键角、键的极性是影响化学键性质的重要参数。根据成键两原子电负性的差值，可以估计键的极性强弱。一般说来，元素的电负性差值越大，键的极性越强，反之，差值越小，键的极性越小。一、 分子的极性分子的极性大小可用偶极矩（dipole
8、 moment）这个概念表示。符号，单位：库仑米或德拜、静电单位厘米。偶极矩是一个矢量，既有大小，又有方向，方向规定从正极到负极。分子中电荷分布越不对称，分子的极性越大，偶极矩越大。第三节 分子间作用力 二、 分子的极性与键的极性的关系1. 对于双原子分子，键的极性就是分子的极性。 2.多原子分子中，化学键无极性，分子便没有极性。例如P4、S8 、金刚石等。 3 .多原子分子中，化学键虽然有极性，但由于分子的几何构型恰当，使化学键的极性抵消，导致分子无极性。 4 . 多原子分子中，化学键有极性，分子的几何构型又不能使化学键的极性抵消，使分子有极性。 三、 分子的变形性永久偶极矩分子固有的偶极矩
9、。诱导偶极矩分子在外电场的作用下，分子内正、负电荷重心产生相对位移。这样产生的偶极矩叫诱导偶极矩。外电场消失，诱导偶极矩消失。无论是极性分子还是非极性分子，都会在外电场作用下产生诱导偶极矩。极化作用在外电场作用下，分子的极性增大的这种作用称为极化作用。 四、 分子间作用力(Van der waals) 1873年，范德华（ Van der Waals ）在研究气体性质时，首先发现并提出了分子间作用力的存在。因此，人们把分子间力又叫做范德华力。根据分子间力产生的原因，一般从理论上将分子间力分为三种：取向力 诱导力 色散力 它是永远存在于分子间的一种作用力。 它是一种吸引力，其作用力相当于化学键的
10、110%。 因为范德华力的本质是静电引力，所以它与共价键不同，一般没有方向性和饱和性。 范德华力作用范围极小，只有几个，是一种近距离作用力。 五、 氢键(hydrogen bond)形成氢键的两个条件： （1）含有电负性大的原子。 （2）含有体积小的原子。 这两个条件必须同时具备。(一) 氢键的形成 以HF间的氢键为例讨论氢键的键能与分子间力有着相同的数量级。不是化学键。它是一种特殊的分子间力，与一般的分子间力不同，具有方向性和饱和性。 五、 氢键(hydrogen bond)（二） 氢键的类型（1）分子间氢键 同种分子之间氢键。如H2O分子之间、HF分子之间、NH3分子之间、H3BO3分子之
11、间等。 不同种分子之间氢键。如H2O与NH3之间、甲醇与水之间、乙醇与水之间等。 （2）分子内氢键如HNO3分子内的氢键（三） 氢键对物质性质的影响（1）对熔、沸点的影响（2）氢键对溶解度的影响第五节 晶体（简介） 组成物质的微粒在空间有规则地排列成具有整齐的外形、固定的熔点和各向异性等特征的均匀固体，叫做晶体(crystal)。组成晶体的微粒以确定位置的点在空间作有规则的排列，构成的有规则的重复出现的空间点群。这些点的总和叫结晶格子，简称晶格。微粒在晶格中所占据的位置叫晶格结点。能够代表晶格结构特征的最小单位叫做晶胞。整个晶体就是由无数个相互紧密排列的晶胞所组成。根据晶格结点上排列的微粒种类
12、和微粒间作用力的不同，可把晶体分为四大类：离子晶体(ionic crystal)原子晶体(atomic crystal)分子晶体 (molecular crystal)金属晶体(metal crystal)一、离子晶体 由气态阴阳离子结合成1摩尔离子晶体时，所放出的能量，叫晶格能。键能的定义： 将1mol气态双原子分子AB中AB键拆散成为气态原子A和气态原子B，这个过程所需要的能量叫键能。在原子晶体中，组成晶格的微粒是原子，原子间以共价键结合。共价键结合力极强。原子晶体熔点极高。金刚石不导电，不溶于一切溶剂。金刚石中碳是sp3杂化，而在大墨中碳是sp2杂化。 SiC、AlN都是原子晶体。在分子
13、晶体中，晶格结点上的微粒是分子，分子之间是靠分子间力结合成晶体的。因此，分子晶体的熔、沸点很低。无论是固态，还是液态，都不导电（因为不存在离子或自由离子）。分子晶体的物种很多。如单质有I2、硫（S8）、白磷（P4）；化合物有冰（H2O）、干冰（CO2）、NH3等。在金属晶体中，晶格结点上排列着金属原子和金属阳离子，在它们之间存在着从金属原子脱下来的电子。这些电子能在整个晶格中自由运动。又叫自由电子或电子气、电子的海洋。 在金属晶体中，金属原子或金属阳离子和自由电子之间强烈的吸引作用，称为金属键。它普遍存在于金属单质或合金中。金属键的本质是静电引力，因而，没有方向性，也没有饱和性。 金属晶体中，由于自由电子的存在，所以金属具有导电性，良好的延展性。可压成薄片，拉成细丝等。四类晶体的内部结构和特性
