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1、 天利考试信息网 天时地利 考无不胜高中化学奥林匹克竞赛辅导讲座 第5讲 分子结构【竞赛要求】路易斯结构式（电子式）。价层电子对互斥模型对简单分子（包括离子）几何构型的预测。杂化轨道理论对简单分子（包括离子）几何构型的解释。共价键。键长、键角、键能。 键和 键。离域 键。共轭（离域）的一般概念。等电子体的一般概念。分子轨道基本概念。定域键键级。分子轨道理论对氧分子、氮分子、一氧化碳分子、一氧化氮分子的结构和性质的解释。一维箱中粒子能级。超分子基本概念。【知识梳理】一、路易斯理论1、路易斯理论1916年，美国的 Lewis 提出共价键理论。认为分子中的原子都有形成稀有气体电子结构的趋势（八隅律
2、），求得本身的稳定。而达到这种结构，并非通过电子转移形成离子键来完成，而是通过共用电子对来实现。通过共用一对电子，每个H均成为 He 的电子构型，形成共价键。2、路易斯结构式分子中还存在未用于形成共价键的非键合电子，又称孤对电子。添加了孤对电子的结构式叫路易斯结构式。如：HH 或 HH NN O=C=O C2H2（HCCH）Lewis的贡献在于提出了一种不同于离子键的新的键型，解释了X 比较小的元素之间原子的成键事实。但Lewis没有说明这种键的实质，适应性不强。在解释BCl3, PCl5 等未达到稀有气体结构的分子时，遇到困难。二、价键理论1927年，Heitler 和 London 用量子
3、力学处理氢气分子H2，解决了两个氢原子之间化学键的本质问题，并将对 H2 的处理结果推广到其它分子中，形成了以量子力学为基础的价键理论(V. B. 法)1、共价键的形成A、B 两原子各有一个成单电子，当 A、B 相互接近时，两电子以自旋相反的方式结成电子对，即两个电子所在的原子轨道能相互重叠，则体系能量降低，形成化学键，亦即一对电子则形成一个共价键。形成的共价键越多，则体系能量越低，形成的分子越稳定。因此，各原子中的未成对电子尽可能多地形成共价键。例如：H2 中，可形成一个共价键；HCl 分子中，也形成一个共价键。N2 分子怎样呢? 已知N 原子的电子结构为：2s22p3 :N N:每个N原子
4、有三个单电子，所以形成 N2 分子时，N 与N 原子之间可形成三个共价键。写成：:C O:形成CO分子时，与 N2 相仿，同样用了三对电子，形成三个共价键。不同之处是，其中一对电子在形成共价键时具有特殊性。即C 和 O各出一个 2p 轨道重叠，而其中的电子是由O单独提供的。这样的共价键称为共价配位键。于是，CO 可表示成： 配位键形成条件：一种原子中有孤对电子，而另一原子中有可与孤对电子所在轨道相互重叠的空轨道。在配位化合物中，经常见到配位键。2、共价键的特征饱和性、方向性饱和性：几个未成对电子（包括原有的和激发而生成的），最多形成几个共价键。例如：O有两个单电子，H有一个单电子，所以结合成水
5、分子，只能形成2个共价键；C最多能与H 形成4个共价键。?方向性：各原子轨道在空间分布是固定的，为了满足轨道的最大重叠，原子间成共价键时，当然要具有方向性。 如: HClCl的3p 和H的1s轨道重叠，要沿着z轴重叠，从而保证最大重叠，而且不改变原有的对称性。再如：Cl2 分子，也要保持对称性和最大重叠。3、共价键键型成键的两个原子间的连线称为键轴。按成键与键轴之间的关系，共价键的键型主要为两种：（1）键 键特点：将成键轨道，沿着键轴旋转任意角度，图形及符号均保持不变。即键轨道对键轴呈圆柱型对称，或键轴是n重轴。（2）键键特点：成键轨道围绕键轴旋转180时，图形重合，但符号相反。 如：两个2
6、p 沿 z 轴方向重叠：YOZ 平面是成键轨道的节面，通过键轴。则键的对称性为：通过键轴的节面呈现反对称（图形相同，符号相反）。 为“肩并肩”重叠。N2 分子中： 两个原子沿z轴成键时，p 与 p “头碰头”形成键，此时，p和p，p和p以“肩并肩”重叠，形成键。1个键，2个键。4、共价键的键参数（1）键能AB(g) = A(g) + B(g) H = EAB = DAB 对于双原子分子，解离能DAB等于键能EAB，但对于多原子分子，则要注意解离能与键能的区别与联系，如NH3：NH3(g) = H(g) +NH2(g) D1 = 435.1 kJmol-1NH2(g) = H(g) +NH(g)
7、 D2 = 397.5 kJmol-1NH(g) = H(g) +N(g) D3 = 338.9 kJmol-1三个D值不同，而且：E=（D1+D2+D3）/ 3 =390.5 kJmol-1。另外，E可以表示键的强度，E越大，则键越强。（2）键长分子中成键两原子之间的距离，叫键长。一般键长越小，键越强。例如：表5-1 几种碳碳键的键长和键能键长/pm键能/ kJmol-1CC154345.6C=C133602.0120835.1另外，相同的键，在不同化合物中，键长和键能不相等。例如：CH3OH中和C2H6 中均有CH键，而它们的键长和键能不同。（3）键角是分子中键与键之间的夹角(在多原子分子
8、中才涉及键角)。如：H2S 分子，HSH 的键角为 92，决定了H2S 分子的构型为“V”字形；又如：CO2中，OCO的键角为180，则CO2分子为直线形。因而，键角是决定分子几何构型的重要因素。（4）键的极性极性分子的电场力以偶极矩表示。偶极矩=g（静电单位）d（距离，cm）即德拜（D）三、杂化轨道理论杂化：成键过程是由若干个能量相近的轨道经叠加、混合、重新调整电子云空间伸展方向，分配能量形成新的杂化轨道过程。1、理论要点：成键原子中几个能量相近的轨道杂化成新的杂化轨道；参加杂化的原子轨道数 = 杂化后的杂化轨道数。总能量不变；杂化时轨道上的成对电子被激发到空轨道上成为单电子，需要的能量可以
9、由成键时释放的能量补偿。2、杂化轨道的种类（1）按参加杂化的轨道分类sp 型：sp 杂化、sp杂化和sp杂化spd型：spd杂化、 spd杂化（2）按杂化轨道能量是否一致分类等性杂化， 如C 的sp杂化：4 个sp杂化轨道能量一致。 形成3个能量相等的sp杂化轨道，属于等性杂化。判断是否是等性杂化，要看各条杂化轨道的能量是否相等，不看未参加杂化的轨道的能量。 3、各种杂化轨道在空间的几何分布 杂化类型 sp3 sp2 sp sp3d或dsp3 sp3d2或d2sp3 立体构型 正四面体 正三角形 直线形 三角双锥体 正八面体4、用杂化轨道理论解释构型（1）sp 杂化BeCl2分子，直线形，用杂
10、化轨道理论分析其成键情况，说明直线形的原因。 Be：1s22s22p0 sp 杂化:2 条sp杂化轨道是直线形分布，分别与 2 个 Cl 的3p轨道成键，故分子为直线形。sp杂化，sp-1s，sp-sp均为键。C中未杂化的p与另一C中未杂化的p沿纸面方向形成键；而p 与p沿与纸面垂直的方向形成键。二氧化碳，直线形，C发生sp杂化，C 与 O 之间 sp-2px 两个键，所以，OCO 成直线形。 C中未杂化的py与两侧 O 的两个py沿纸面方向成大键，C 中未杂化的pz与两侧 O 的pz沿垂直于纸面的方向成键，故 CO2 中，C、O之间有离域键（两个大键）。（2）sp2杂化BCl3 平面三角形构
11、型，B的 3 个sp2杂化轨道呈三角形分布，分别与 3 个 Cl 的 3p 成键，分子构型为三角形。属于sp2杂化。乙烯 C发生sp2杂化，sp2杂化轨道与sp2杂化轨道形成1个CC 键，sp2杂化轨道与H的1s轨道形成4个CH 键；未杂化的p轨道之间形成键，故分子中有碳碳双键存在。（3）sp3杂化 甲烷 C发生sp3杂化，4个轨道呈正四面体分布，4个sp3杂化轨道分别与4个H的1s轨道形成键，因没有未杂化的电子（轨道），故CH4分子中无双键。（4） s-p-d 杂化PCl5 三角双锥，P：1s22s22p63s23p33d 0 5个sp3d 杂化轨道呈三角双锥形分布，分别与 5 个Cl 的
12、3p成键。空间图形为：（5）不等性杂化H2O O发生sp3不等性杂化：两个含单电子的sp3杂化轨道与2个H的1s轨道形成键，含孤电子对的两个sp3杂化轨道不成键，故水呈V形结构。水分子中的OH键的夹角本应为10928，但由于孤电子对的斥力，键角变小，为10445。NH3 N发生sp3不等性杂化：单电子占据的sp3杂化轨道分别与 H 的1s成键，孤对电子占据的sp3单独占据四面体的一个顶角。由于孤对电子的影响，HNH键的键角小于10928，为10718。在等性杂化中由分子构型（与电子对构型一致）可以直接看出杂化方式。但在不等性杂化中，分子结构当然与杂化方式有关，但要知道孤电子对数，方可确定分子构
13、型。关键是电子对构型可以直接标志杂化方式，故电子对构型非常重要。不等性杂化与配体数小于对数是对应的。有未参加杂化的电子，一般形成键或大键。四、价层电子对互斥理论（Valance Shell Electron Pair Repulsion Theory）简称VSEPR 适用AD m 型分子1、理论要点：AD m 型分子的空间构型总是采取A的价层电子对相互斥力最小的那种几何构型；分子构型与价层电子对数有关（包括成键电子对和孤电子对）；分子中若有重键（双、叁键）均视为一个电子对；电子对的斥力顺序：孤对电子对与孤对电子对间斥力孤对与键对间键对与键对间；键对电子对间斥力顺序叁键与叁键叁数与双键双键与双键
14、双键与单键单与单键。2、判断共价分子构型的一般规则经验总结第一步：计算中心原子的价层电子对数=（中心离子电子数+配对原子提供电子总数）注意：氧族元素的氧做中心时：价电子数为 6, 如 H2O，H2S；做配体时:提供电子数为 0，如在 CO2中。处理离子体系时，要加减离子价。如PO 5+（04）+3 = 8；NH 5+（14）1 = 8。结果为单电子时视作有一个电子对。例：IF5 价层电子对数为7+（51） = 6对 正八面体（初步判断） N H 价层电子对数为5+（41）1 = 4对 正四面体PO 价层电子对数为5+（04）+3 = 4对 正四面体NO2 价层电子对数为5+0 = 2.53对 平面三角形第二步：计算中心原子的孤对电子对数 Lp = (中心离子价层电子数几个配位原子的未成对电子数) IF5 Lp=7(51) = 1 构型由八面体四方锥NH Lp =（51）（41） = 0 正四面体PO Lp =（5+3）（42） = 0 正四面体SO Lp =（6+2）（42） = 0 正四面体NO2 Lp
