《分子結(jié)構(gòu)一》PPT課件.ppt
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1,第八章分子結(jié)構(gòu),2,基本要求,熟悉離子鍵的形成與特征。熟悉現(xiàn)代價(jià)鍵理論。掌握共價(jià)鍵的特征、鍵型、鍵的極性和分子的極性。熟悉雜化原子軌道，了解其應(yīng)用。掌握sp型雜化軌道的類(lèi)型及空間分布圖形。熟悉分子軌道理論，了解與現(xiàn)代價(jià)鍵理論的區(qū)別。掌握第二周期同核雙原子分子的分子軌道能級(jí)和電子排布。了解異核雙原子分子的分子軌道組成及大?鍵。掌握價(jià)層電子對(duì)互斥模型。能夠利用該模型推測(cè)主族元ABm型分子或離子的空間構(gòu)型。,3,熟悉范德華力的產(chǎn)生及氫鍵的形成。掌握分子間力對(duì)物質(zhì)物理性能的影響。了解離子極化及其對(duì)鍵型和物質(zhì)某些性質(zhì)的影響。熟悉金屬晶體、離子晶體、原子晶體、分子晶體四種晶體類(lèi)型和相關(guān)的物理性質(zhì)。了解金屬晶體的緊密堆積方式。,4,原子與原子如何結(jié)合成分子？——化學(xué)鍵問(wèn)題分子和分子又如何結(jié)合成宏觀物體？——分子間力問(wèn)題。,分子是物質(zhì)能獨(dú)立存在并保持其化學(xué)特性的最小微粒。物質(zhì)的化學(xué)性質(zhì)主要決定于分子的性質(zhì)，而分子的性質(zhì)又由分子的內(nèi)部結(jié)構(gòu)決定。,5,化學(xué)鍵(chemicalbond)：分子內(nèi)部直接相鄰的兩個(gè)(或多個(gè))原子之間強(qiáng)的相互作用力?；瘜W(xué)鍵可分為：離子鍵、共價(jià)鍵和金屬鍵。在分子之間還存在一種較弱的分子間吸引力，稱(chēng)范德華力；還有氫鍵是屬于一種較強(qiáng)、有方向性的分子間力。,6,化學(xué)鍵理論,,離子鍵理論,共價(jià)鍵理論,,路易斯理論,現(xiàn)代共價(jià)鍵理論(量子力學(xué)1926年),現(xiàn)代共價(jià)鍵理論,分子軌道理論,,,?雜化,?價(jià)鍵理論(V.B),7,1離子鍵,一、離子鍵的形成與特點(diǎn),1916年德國(guó)科學(xué)家柯塞爾(W.Kossel)提出離子鍵理論：,(一)離子鍵的形成,兩種不同原子靠近時(shí)，有可能得、失電子形成穩(wěn)定的稀有氣體結(jié)構(gòu)的陰、陽(yáng)離子，兩者靠靜電引力相互吸引，形成化合物。離子鍵(ionicbond)：陰、陽(yáng)離子通過(guò)靜電作用而形成的化學(xué)鍵。,8,形成過(guò)程：以NaCl為例,電子轉(zhuǎn)移形成離子，分別達(dá)到Ne和Ar的稀有氣體原子的結(jié)構(gòu)，形成穩(wěn)定離子。Na–e——Na+Cl+e——Cl-相應(yīng)電子構(gòu)型變化2s22p63s1?2s22p6，3s23p5?3s23p6,9,2)靠靜電吸引，吸引力和排斥力達(dá)到平衡時(shí)形成化學(xué)鍵，體系的勢(shì)能與核間距之間的關(guān)系如圖所示：r>r0,當(dāng)r減小時(shí),正負(fù)離子靠靜電相互吸引,V減小,體系穩(wěn)定。r=r0,V有極小值,此時(shí)體系最穩(wěn)定，表明形成了離子鍵。r1.7,發(fā)生電子轉(zhuǎn)移,形成離子鍵；Δχ1.7,實(shí)際上是指離子鍵的成分(百分?jǐn)?shù))大于50%。,11,2）易形成穩(wěn)定離子：Na+：2s22p6；Cl-：3s23p6；達(dá)到稀有氣體穩(wěn)定結(jié)構(gòu)。Ag+：4d10的d軌道全充滿(mǎn)的穩(wěn)定結(jié)構(gòu)。(Ag:4d105s1)而C和Si原子的電子結(jié)構(gòu)為s2p2，要失去全部的4e,才能形成穩(wěn)定離子,比較困難。所以一般不形成離子鍵。如CCl4,SiF4等,均為共價(jià)化合物。3）形成離子鍵,釋放能量大：,12,(二)離子鍵的本質(zhì)和特點(diǎn),無(wú)方向性：離子是帶電體，電荷分布是球形對(duì)稱(chēng)，對(duì)各個(gè)方向的吸引力是一樣的。無(wú)飽和性：空間許可的話，一個(gè)離子可以同時(shí)和幾個(gè)電荷相反的離子相吸引。離子周?chē)帕须姾上喾措x子的數(shù)目，主要取決于正負(fù)離子的半徑比(r+/r-)：比值越大，周?chē)帕械南喾措x子的數(shù)目越多。作用力實(shí)際是靜電吸引力。,13,離子鍵的本質(zhì)是正負(fù)離子間的靜電吸引力，其強(qiáng)度與離子的電荷成正比，與離子間的距離的成反比。可見(jiàn)，當(dāng)離子的電荷越大，離子間的距離越小(在一定范圍內(nèi))，則離子間的引力越強(qiáng)。,二、晶格能-離子鍵的強(qiáng)度,14,晶格能：在標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)下(298K)將1mol離子晶體轉(zhuǎn)化為氣態(tài)離子所吸收的能量，以符號(hào)U表示。如：,晶格能的大小常用來(lái)比較離子鍵的強(qiáng)度和晶體的牢固程度。U越大，則形成離子鍵時(shí)放出的能量越多，正負(fù)離子間結(jié)合力越強(qiáng)，晶體越牢固，因而穩(wěn)定性越好，熔點(diǎn)越高，硬度越大。,15,Born和Haber設(shè)計(jì)了一個(gè)熱力學(xué)循環(huán)過(guò)程,從已知的熱力學(xué)數(shù)據(jù)出發(fā),計(jì)算晶格能。,,,,,S：固態(tài)金屬M(fèi)的升華熱D：氣體X2的解離能I：氣態(tài)金屬M(fèi)的電離能A：氣態(tài)X原子的電子親合能?fHm?：固態(tài)金屬M(fèi)和氣體X2生成固態(tài)MX的標(biāo)準(zhǔn)生成焓。,16,17,三、離子的電荷、電子構(gòu)型和半徑,,(一)離子的電荷(ioniccharge)指原子在形成離子化合物過(guò)程中失去或獲得的電子數(shù)。得失電子數(shù)等于原子在化合物中的氧化數(shù)。離子電荷越高，對(duì)相反電荷的離子的靜電引力就越強(qiáng)，因而化合物的熔點(diǎn)也越高。如：NaCl正負(fù)離子的電荷數(shù)均為1，熔點(diǎn)801oC；而MgO熔點(diǎn)為2800oC。,18,離子的電子構(gòu)型就是指離子的電子層結(jié)構(gòu)。簡(jiǎn)單負(fù)離子的外電子層都是穩(wěn)定的稀有氣體結(jié)構(gòu)的8電子構(gòu)型，而正離子電子構(gòu)型包括：①2電子構(gòu)型—離子最外層電子是s2，如Li+,Be2+等②8電子構(gòu)型—離子最外層電子是s2p6,如Na+,Al3+等③18電子構(gòu)型—離子最外層電子是s2p6d10，如Ag+,Hg2+等④18+2電子構(gòu)型—離子次外層與最外層電子是s2p6d10s2如Sn2+，Pb2+等(次外層18個(gè)電子，最外層2個(gè)電子)⑤不規(guī)則構(gòu)型(9~17電子構(gòu)型)—離子最外層電子是s2p6d1~9如Fe2+，Mn2+等(稱(chēng)為不飽和電子構(gòu)型),(二)離子的電子構(gòu)型(electronicconfigurationofions),19,離子半徑：根據(jù)晶體中相鄰正負(fù)離子的核間距d測(cè)出，并假設(shè)d=r++r-1926年,哥德希密特(Goldschmidt)用光學(xué)折射方法測(cè)定,得到了F-(133pm)和O2-(132pm)的半徑,并以此為基準(zhǔn)，結(jié)合X射線衍射數(shù)據(jù),得到一系列離子半徑。,(三)離子半徑（ionicradius),20,?1960年,Pauling以最外層電子到核的距離定義為離子半徑，并利用有效核電荷等關(guān)系，用其它方法推算出rO2-=140pm，以此為基礎(chǔ)得到其它離子的半徑，求出一套離子半徑數(shù)據(jù)，稱(chēng)為Pauling半徑。(表8-2),21,離子半徑變化的規(guī)律：同周期：主族元素：從左至右正離子電荷數(shù)升高，最高價(jià)離子半徑最小，如Na+>Mg2+>Al3+；而負(fù)離子半徑隨電荷增加而增大，如F-(133pm)下載提示(請(qǐng)認(rèn)真閱讀)
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