1、第6章 化學(xué)鍵與分子結(jié)構(gòu)4課時教學(xué)目標(biāo)及基本要求1. 熟悉共價鍵的價鍵理論的基本要點、共價鍵的特征、類型。能聯(lián)系雜化軌道理論(s-p型)說明一些典型分子的空間構(gòu)型。2. 了解分子電偶極矩的概念及其應(yīng)用于區(qū)分極性分子和非極性分子。熟悉分子間力的類型。了解氫鍵的形成。教學(xué)重點 1. 價鍵理論要點2. 共價鍵的特征及類型3. 雜化軌道理論與分子空間構(gòu)型 4. 分子間力與氫鍵5. 配合物的價鍵理論教學(xué)難點 1. 氫分子共價鍵的形成共價鍵的本質(zhì) 2. 鍵和鍵 3. 雜化軌道的形成 4. 內(nèi)軌型、外軌型配合物教學(xué)方式（手段）及教學(xué)過程中應(yīng)注意的問題 1. 教學(xué)方式：以多媒體教學(xué)為主，講述法、模型演示、動畫

2、模擬、課堂討論相結(jié)合 2. 注意問題：本章有的內(nèi)容難以理解，通過多媒體形象、生動的演示使同學(xué)都能逐步掌握本章知識。要將每一個知識點給同學(xué)盡量的講詳細。 主要教學(xué)內(nèi)容第 6 章 化學(xué)鍵與分子結(jié)構(gòu)Chapter 6 Chemical bond & Molecular structure 6.1 離子鍵與離子的結(jié)構(gòu) (Ionic bond and structure of ion) 6.1.1 離子鍵的形成與特性德國科學(xué)家柯塞爾根據(jù)稀有氣體原子的電子層結(jié)構(gòu)特別穩(wěn)定的事實，首先提出了離子鍵理論。用以說明電負性差別較大的元素間所形成的化學(xué)鍵。電負性較小的活波金屬和電負性較大的活波非金屬元素的原子相互接近

3、時，前者失去電子形成正離子，后者獲得電子形成負離子。正負離子間通過靜電引力而聯(lián)系起來的化學(xué)鍵叫離子鍵 。 例： NaCl 分子11Na (X=1.01) 1s2 2s2 2p6 3s1 Na+ 1s2 2s2 2p6 17Cl (X=3.16) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 Cl- 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6離子鍵 正負離子間通過靜電作用力而形成的化學(xué)鍵。離子鍵的特征1）離子鍵的本質(zhì)是靜電作用力，只有電負性相差較大的元素之間才能形成離子鍵。 2）離子鍵無方向性，無飽和性。3）離子鍵是極性鍵。6.1.2 離子的電子層結(jié)構(gòu)電子失去的順序 :np-ns-(n-1)d-(n-2)

4、f用 n+ 0.4l 做判據(jù) , 其數(shù)值越大，越易失去電子。(1) 負離子的構(gòu)型簡單負離子都是8 電子構(gòu)型。例： 17Cl- 3S23P6 8O2- 2S2P6(2) 正離子的構(gòu)型：由于形成它的原子失去電子的數(shù)目不同，因而有多種構(gòu)型。1） 2 電子構(gòu)型例： 3Li+:1S22P64Be2+: 1S22） 8 電子構(gòu)型例： 11 Na+: 2S22P612Mg2+：2S22P613Al3+: 2S22P63) 917 電子構(gòu)型例： 26Fe3+(3S23P63d5) 29Cu2+(3S23P63d9)24Cr3+(3S23P63d3) 25Mn2+(3S23P63d5)4) 18 電子構(gòu)型29C

5、u+(3S23P63d10) 30Zn2+(3S23P63d5)例：下列離子屬何種電子構(gòu)型48Cd2+(4S24P64d105S2) 18 電子 47Ag+(4S24P64d105S2) 18 電34Se2-（硒）（ 4S24P4 ） 8 電子 22Ti4+ （鈦） (3S23P63d24S2) 8 電子25Mn2+（ 3S23P63d54S2） 417 電子 6.2 共價鍵與分子結(jié)構(gòu) (covalence bond &molecular structure)對于非金屬元素單原子分子（ H2、 Cl2）和電負性相差不大的元素所形成的分子（ HCl ）顯然不能用所得失電子分別形成正，負離子為基礎(chǔ)

6、的離子鍵理論來說明它們的構(gòu)成。1）美國化學(xué)家路易斯首先提出了共價鍵理論的概念 共價鍵 原子間靠共用電子對使原子結(jié)合起來的化學(xué)鍵。 路易斯用元素符號之間的小黑點表示分子中各原子的鍵合關(guān)系，代表一對鍵電子的一對小黑點亦可用 “ ” 代替，路易斯結(jié)構(gòu)式能夠簡潔地表達單質(zhì)和化合物的成鍵狀況。但它也很難解釋為什么共用一對或數(shù)對電子就可促使兩個或多個原子結(jié)合起來？共價鍵的本質(zhì)究竟是什么？1） 1927 年海特勒和倫敦把量子力學(xué)的成就用于 H2 分子結(jié)構(gòu)的研究才使共價鍵的本質(zhì)獲得初步的解答。2）后來鮑林等人又加以發(fā)展，逐步建立了現(xiàn)代價鍵理論和分子軌道理論。6.2.1 價鍵理論 (valence bond t

7、heory)（1）共價鍵形成的本質(zhì)1）氫分子共價鍵的形成1927 年， Heitler and London 將量子力學(xué)成果應(yīng)用于 H2分子結(jié)構(gòu)的研究 , 使共價鍵的本質(zhì)得到初步解決。他們的結(jié)果認為 : 當(dāng)兩個氫原子相互靠近，且它們的 1s 電子處于自旋狀態(tài)反平行時 , 兩個電子才能配對成鍵 ; 當(dāng)兩個氫原子的 1s 電子處于自旋狀態(tài)平行時 , 兩電子不能配對成鍵。A 兩個 1s 電子自旋平行（推斥態(tài)）S 兩個 1s 電子自旋反向（基態(tài)） 氫分子能量曲線動畫2）共價鍵的本質(zhì)原子間由于成鍵電子原子軌道重疊而形成的化學(xué)鍵。3）價鍵理論基本要點具有自旋反向的未成對電子的原子接近時，可因原子軌道的重疊

8、而形成共價鍵 電子配對原理一個電子與另一個自旋反向的電子配對成鍵后，不能再與第三個電子配對成鍵原子軌道重疊程度越大，共價鍵越牢固 原子軌道最大重疊原理（2）共價鍵的特征1）飽和性 一個電子與另一個自旋反向的電子配對后，不能再與第三個電子配對成鍵共價鍵的飽和性是和離子鍵相比較而言，離子化合物中正負離子都為 S2P6結(jié)構(gòu)，其電荷分布呈球形對稱，所以，它們可以從各個方向相互接觸，并且盡可能地和異性離子相接觸（配位），配位數(shù)的多少決定于正負離子的大小。2）方向性 沿軌道的伸展方向重疊，同號重疊。由于電子運動狀態(tài)在空間分布是有一定取向的，原子軌道的重疊也是有一定取向的 . 如 N 原子有 3 個未成對電

9、子 , 其取向分別為 px , py , pz 。 N2 分子中的三對電子并不在同一個平面上，而是在 X ， Y ， Z 三個互相垂直的方向。這就是所謂的共價鍵的方向性。例如： HCl 分子 H 的 1S+Cl 的 3Px 重疊： (a) (b) (c) (d) a 為有效重疊 共價鍵的極性 共價鍵極性共價鍵 成鍵原子的電負性不同 HCl H2O 非極性共價鍵 成鍵原子的電負性相同 H2 Cl2（3）共價鍵類型根據(jù)軌道重疊方式不同可將共價鍵分成兩種類型。1）鍵 沿軌道對稱軸方向重疊形成的鍵。 “ 頭碰頭 ” 方式重疊特點：能自由旋轉(zhuǎn)而不改變電子云密度的分布。 2）鍵 兩軌道相互平行側(cè)面重疊。

10、“ 肩并肩 ” 方式重疊如 Pz Pz特點：不能自由旋轉(zhuǎn)，鍵沒有鍵牢固，易于斷裂。電子云不集中在兩核連線上，受核約束力小，電子流動性大。（4）共價鍵參數(shù)共價鍵參數(shù) 表征共價鍵特性的物理量。根據(jù)參數(shù)可預(yù)測共價鍵分子的空間構(gòu)型，分子的極性以及穩(wěn)定性等性質(zhì)。1）鍵長 分子中成鍵原子兩核間的距離。2）鍵角 分子中相鄰兩鍵的夾角。3）鍵能（ E ） 鍵焓 共價鍵的鍵能定義：在 298K 和 100kpa 條件下，氣態(tài)分子斷開 1mol 化學(xué)鍵所需的能量。 雙原子分子： D （）（）多原子分子： D(A2B)=E (A2B) 1） 鍵能是一個平均值 , 鍵能越大相應(yīng)的鍵越牢固。例 1 HCl(g) = H

11、(g)+Cl(g)EH-Cl =432kJ/mol=EH-Cl例 2 H2O ： O-H 的鍵能 H2O(g) = H (g) + OH (g) E = 502kj mol-1OH(g) = H（g）+ O (g) E = 426kj mol-1O-H ： E = 465kj mol-1P137 表 6-12) 由鍵能可以估計出許多氣體物質(zhì)間化學(xué)反應(yīng)的熱效應(yīng)。rHOm (297K)= E生成物 E生成物H2(g)+Cl(g)=2HCl(g)rHOm (297K)= E生成物 - E生成物 =EH-H +ECl-Cl -2EH-Cl =(435+242)-2*431=-165kJ/mol 6.2

12、.2 雜化軌道 (hybridization orbital) 與分子的空間構(gòu)型價鍵理論成功地解釋了許多共價鍵分子的形成，闡明了共價鍵的本質(zhì)及特征。但在解釋許多分子的空間結(jié)構(gòu)方面遇到了困難。 Pauling and Slater 從電子具有波動性，電子波可以疊加的觀點出發(fā)提出了雜化軌道理論，進一步發(fā)展了價鍵理論。（1） 雜化軌道理論基本要點 ：在共價鍵的形成過程中，同一原子中能量相近的若干不同類型的原子軌道可以 ” 混合 ” 起來，重新組合形成一組成鍵能力更強的新的原子軌道。過程稱為原子軌道的 雜化 。所組成的新的原子軌道稱為 雜化軌道 .注意：雜化過程中 ;1）能量相近的軌道雜化；2）雜化后

13、軌道數(shù)目不變 ;3）雜化發(fā)生在分子形成過程中，單個原子不發(fā)生雜化。s-p 雜化的幾種類型1） sp3 雜化以CH4分子為例。處于激發(fā)態(tài)的C原子有四個未成對電子，各占一個原子軌道，即 這四個原子軌道在成鍵過程中發(fā)生雜化，重新組成四個新的能量相等的 雜化軌道。2） sp2雜化以BF3分子為例。實驗測知，BF3具平面三角形的結(jié)構(gòu)，B原子位于三角形的中心，三個F原子位于三個頂點。三個B-F鍵是等同的，三個FBF鍵角均為120。運用雜化軌道理論可對此分子的結(jié)構(gòu)作出滿意的解釋。3） sp 雜化以氣態(tài)BeCl2分子為例。實驗測知，BeCl2分子構(gòu)型為直線型，鍵角ClBeCl為180。兩個sp雜化軌道在空間互

14、成180角。每個雜化軌道含1/ 2 s成分和1/2 p成分。這兩個等同的sp雜化軌道分別和Cl原子的一個p軌道發(fā)生原子軌道的重疊，形成兩個sp-p 鍵。由于兩個sp雜化軌道夾角為180，所以BeCl2分子為直線型分子，見圖6-8。HgCl2也與此類似。4）不等性 sp3 雜化 同種類型的雜化（如 ）又可分為等性雜化和不等性雜化兩種。在CH4中C原子的每個雜化軌道是等同的，都含有1/4 s成分和3/4 p成分，故稱等性雜化。未作說明的，一般均知等性雜化。另外，還有一種雜化成分不等的雜化叫做不等性雜化。下面以NH3和H2O分子的結(jié)構(gòu)為例予以說明。s-p 雜化的幾種類型 雜化類型成分空間構(gòu)型(Geo

15、metry)鍵角雜化軌道數(shù)實例sp31/4s,3/4p正四面體109o284CH4 ,SiH4sp21/3s,2/3p平面三角形120o3BF3 ,BCl3sp1/2s,1/2p直線180o2BeCl2 HgCl2sp3d2s,1/2p,1/3d正八面體6SF6不等性sp31/4s,3/4p三角錐 ,107o104.5o4NH3 ,PH3V 字型H2O,H2S6.3 配位鍵與配位化合物 定義：共用電子對是由一個原子單方面提供而形成的共價鍵 配位鍵。形成條件： 1) 中心原子（或原子）必須有空的價電子軌道。2) 配位體中配位原子有孤對電子。6.3.1 配合物的主要類型（1）簡單配合物（2）螯合物

16、（3）多核配合物（4）羰基配合物 6.3.2 配合物的價鍵理論（1）配合物價鍵理論的基本要點：形成條件：成鍵原子一方提供孤對電子，另一方提供空軌道。2）配合物的空間構(gòu)型與雜化軌道類型 :P149 表 6-20（2）配合物的空間構(gòu)型與磁性1）配合物的空間構(gòu)型 X 射線衍射法測定2）配合物的磁性磁性順磁性：未成對電子數(shù) n 0. 磁矩 0 。 n 與 的關(guān)系為 =n(n+2)1/2 B反磁性 ： n=0, =0（3）常見配合物的結(jié)構(gòu) 配位數(shù)為 2 的配合物雜化方式： sp 雜化。n 0 0空間構(gòu)型：直線型如：Ag(NH3)2+ 47Ag 外層構(gòu)型： 4d105S12）配位數(shù)為 4 的配合物 雜化方

17、式： sp3外軌型 n=0, =0空間構(gòu)型：正四面體Zn(NH3)42+, 30Zn 3d104s2, Zn2+ 3d10 Ni2+ ： 3d84S2雜化方式： dsp2內(nèi)軌型 =0 n=0空間構(gòu)型：平面正方形Ni(CN)42- 中 Ni2+ 雜化： 3d 4s 4p dsp2 雜化 配位數(shù)為 6 的配合物1) 外軌型配位鍵雜化方式： sp3d2n 0 0空間構(gòu)型：正八面體如： FeF63- n=5 測 =5.9uB 26Fe 外層構(gòu)型：3d64s2Fe3+雜化sp3d2 雜化 2) 內(nèi)軌型配位鍵雜化方式： d2sp3 雜化空間構(gòu)型：正八面體如： Fe(CN)63-測得其 =2B 則 n=1F

18、e3+雜化d2sp3 雜化此外： Cr(NH3)63+、 Co(NH3)63-、 Co(CN)63-、 Mn(CN)64- 等均屬于上述類型的內(nèi)軌型正八面體配合物。 6.4 分子間力和氫鍵 (Intermolecular force & hydrogen bond) 6.4.1 分子的極性 (Molecular polarity)極性分子中，由于原子的電負性的差異，分子中的正負電荷中心分別形成正負兩極。分子偶極矩 (dipole moment): 偶極長度和偶極上電荷的乘積 . P=lq ( 矢量 , 正 負 ) 分子極性的 實質(zhì) 是電子云在空間分布不對稱 , 鍵的極性是分子產(chǎn)生極性的內(nèi)因。極

19、性分子 P0, 非極性分子 p=06.4.2 分子間力分子間力是取向力、誘導(dǎo)力和色散力的總稱。分子間力很小，比化學(xué)鍵小 12 個數(shù)量級。（1）色散力當(dāng)非極性分子間相互靠近時，由于電子的不斷運動和原子核的不斷震動，要使得每一瞬間正、負電荷的中心都重合是不可能的。在某一瞬間，總會有偶極存在，這種偶極叫瞬時偶極。由于瞬時偶極產(chǎn)生的分子間力叫色散力。分子結(jié)構(gòu)動畫 - 色散力(點擊查看動畫)（2）誘導(dǎo)力非極性分子受極性分子電場的作用，原來重合的正負電荷中心分離開來，產(chǎn)生誘導(dǎo)偶極 . 誘導(dǎo)偶極與極性分子固有偶極間的作用力叫誘導(dǎo)力 . 另一方面 , 誘導(dǎo)偶極又反作用于極性分子，使其偶極長度增加，進一步增強了相互吸引力 . 極性分子之間由于變形而產(chǎn)生誘導(dǎo)偶極，使分子極性增加，使分子之間的相互作用力也進一步增強。分子結(jié)構(gòu)動畫 - 誘導(dǎo)力(點擊查看動畫)（3）取向力當(dāng)極性分子相互靠近時 , 它們的固有偶極相互作用 , 兩個分子在空間按照異極相鄰的狀態(tài)取向 . 由于固有偶極的取向而引起的分