化学原理[4]化学键与分子结构-2
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第3讲 化学键 分子结构与性质
(4)不同种非金属元素双原子间形成的共价键一定是极性键；金属元素与非金属元 素原子形成的化学键可能为共价键。( √ ) (5)ⅠA族元素与ⅦA族元素形成的化学键一定是离子键。( × ) (6)共价化合物溶于水，分子内共价键被破坏，单质溶于水，分子内共价键不被破 坏。( × ) (7)固体溶于水时，一定破坏了化学键。( × ) (8)化学变化中有化学键的断裂，有化学键断裂的变化一定是化学变化。( × ) (9)加热熔化NaCl固体时无新物质生成，化学键没有被破坏。( × ) (10)1 mol KHSO4加热熔化可电离出2NA个阳离子。( × )
第3讲 化学键 分子结构与性质
2017级教学指导意见
核心素养
1.了解微粒间作用(离子键、共价键、配位键、 1.宏观辨识与微观探析：能从不同层次认识分子的构
分子间作用力等)的类型、特征与实质。了解共 型，并对共价键进行分类，能从宏观和微观相结合
价键的极性与类型(σ键，π键)
的视角分析与解决实际问题。
(2)配位化合物 ①概念：由金属离子(或原子)与某些分子或离子(称为配体)以配位键结合形成的化 合物。 ②组成
③形成条件
[考在课外]
教材延伸 判断正误 (1)杂化轨道只用于形成σ键或用于容纳未参与成键的孤电子对。( √ ) (2)分子中中心原子若通过sp3杂化轨道成键，则该分子一定为正四面体结构。 (× ) (3)NH3分子为三角锥形，N原子发生sp2杂化。( × ) (4)只要分子构型为平面三角形，中心原子均为sp2杂化。( √ ) (5)中心原子是sp杂化的，其分子构型不一定为直线形。( × )
三角锥形
2
V形
实例 CO2 BF3 SO2 CH4 NH3 H2O
2.杂化轨道理论 (1)当原子成键时，原子的价电子轨道相互混杂，形成与原轨道数相等且能量相 同的杂化轨道。杂化轨道数不同，轨道间的夹角不同，形成分子的空间结构不同。 (2)杂化轨道的三种类型与分子空间结构
第四章化学键与分子结构
B2
1 2py 2 2 2 2 10e：(1s ) (1s ) ( 2s ) ( 2s ) 1 2pz
1 2 py 2 2 或: KK ( ) ( ) 1 2s 2s 2pz
键级为1，2个单电子 键，分子有单电子，有顺磁性。 18
思考：为什么会有二套轨道? (书 p173-174 )
遵循：能量近似、最大重叠、 对称性匹配原则。p171-172 15
第二周期，同核双原子分子的分子轨道能级图 p175
16
第二周期，同核双原子分子的分子轨道
Li2，Be2，B2，C2，N2 分子轨道排布顺序：
2py 2py (1s )(1s )( 2s )( 2s ) ( 2px ) ( 2px ) 2pz 2pz
(4) 画出结构图 (5) 确定排斥力最小的稳定结构。
请大家练习: H2O，NH3 等。
5
举例：p162-163
价 电 子 对 数 是 4
E 指孤对电子
6
价 电 子 对 数 是 5
价 电 子 对 数= 4
孤对电子优先 代替平伏位置上 的原子和键对电 子（见后说明）
7
自上而下，数目 越小越好
8
X
⑶ 通常采取对称结构。
1
2. 推断分子空间构型的原则
夹角越小，排斥力越大
p160
孤对电子-孤对电子的排斥力 >> 孤对电子-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，配体电负性越大，键角越小 (由于对成键电子对吸引力较大，使共用电子对偏离中心原子较远，占据空间 角度较小) NF3和 NH3 SCl2 和 SF2 配位原子相同时，中心原子电负性越大，键角越大 NH3 > PH3 H2O > H2S
分子结构价键和杂化轨道理论
但不能说明一些分子的几何构型。
无法解释甲烷分子实测的立体构造是正四面体, 4个C-H键是等同的。因碳原子的3个2p轨道相互正交 (90 ), 而2s轨道是球形的。
为了解决许多分子构型的理论分析和实验不符 的矛盾, 更好的解释分子的实际空间构型和稳定性, 1931年由鲍林等人在价键理论的根底上提出了杂化 轨道理论。
晶格: 面心立方; 配位比: 6 : 6
0.732 > r+/r- > 0.414
体心立方晶型 配位比: 8 : 8
r+/r- = 0.732
三、离子键的强度 ——用晶格能〔Lattice Energy, U〕表示.
〔通常不用“键能〞表示〕。 晶格能定义 ——互相远离的气态正、负离子结合生成1 mol 离子晶体的过程所释放的能量的绝对值。
(三) 共价键的类型
按成键方式划分： 键, 键 1. 键: 原子轨道以“头碰头〞(head to head)
方式重叠成键
(三) 共价键的类型 (续) ２. 键：“肩并肩〞 (side by side) 成键。
键轨道较 键重叠程度小, 键能小 于后者, 所以 键的稳定性低于 键, 键电子活性较高, 是化学反响的积 极参加者。
(五) 杂化轨道理论 (hybrid orbital theory) —开展了的VB法
20世纪30年代, 由L.Pauling提出,
1.要点：
(1) 原子轨道杂化： 同一原子的能量相近的原子轨道可以互相叠加, 重新 组成能量相等的杂化原子轨道 (Hybrid Orbitals);
(2) 轨道数目守恒： 参与“杂化〞的原子轨道数目=组成的杂化轨道数目;
(9 - 17)e: Fe2+, Fe3+ , Mn2+[(n-1)s 2(n-1)p 6(n-1)d 1-9]
无法解释甲烷分子实测的立体构造是正四面体, 4个C-H键是等同的。因碳原子的3个2p轨道相互正交 (90 ), 而2s轨道是球形的。
为了解决许多分子构型的理论分析和实验不符 的矛盾, 更好的解释分子的实际空间构型和稳定性, 1931年由鲍林等人在价键理论的根底上提出了杂化 轨道理论。
晶格: 面心立方; 配位比: 6 : 6
0.732 > r+/r- > 0.414
体心立方晶型 配位比: 8 : 8
r+/r- = 0.732
三、离子键的强度 ——用晶格能〔Lattice Energy, U〕表示.
〔通常不用“键能〞表示〕。 晶格能定义 ——互相远离的气态正、负离子结合生成1 mol 离子晶体的过程所释放的能量的绝对值。
(三) 共价键的类型
按成键方式划分： 键, 键 1. 键: 原子轨道以“头碰头〞(head to head)
方式重叠成键
(三) 共价键的类型 (续) ２. 键：“肩并肩〞 (side by side) 成键。
键轨道较 键重叠程度小, 键能小 于后者, 所以 键的稳定性低于 键, 键电子活性较高, 是化学反响的积 极参加者。
(五) 杂化轨道理论 (hybrid orbital theory) —开展了的VB法
20世纪30年代, 由L.Pauling提出,
1.要点：
(1) 原子轨道杂化： 同一原子的能量相近的原子轨道可以互相叠加, 重新 组成能量相等的杂化原子轨道 (Hybrid Orbitals);
(2) 轨道数目守恒： 参与“杂化〞的原子轨道数目=组成的杂化轨道数目;
(9 - 17)e: Fe2+, Fe3+ , Mn2+[(n-1)s 2(n-1)p 6(n-1)d 1-9]
第十二章 化学键与分子结构-2
原子轨道的杂化（Hybridization of Atomic Orbitals ） 中心原子在键合原子作用下，价层中若干 能量相近的AO可能改变原有状态，重新混 合组成新的轨道（杂化轨道）。 杂化轨道数＝参与杂化的原子轨道数。 杂化轨道比原来未杂化的原子轨道有更强 的成键能力。
+
+
•杂化轨道（Hybrid Orbitals）理论
Pauling方法(1960) r±= C/Z∗规则 首先测得碱金属和卤素等电子离子对 (Na+F−, K+Cl−)的离子半径 再用这种单价离子半径的计算式和C值去求 其它离子的单价半径 然后再经高价离子在晶体中的压缩效应校 正求得Mg2＋和O2−离子的半径 再以rO2- = 140 pm为基准，由实验ro推算其 它所有离子半径。 Pauling离子半径广泛被采用
Combining Atomic Orbitals
轨道线性叠加： 同相位波增强，能量降低，形成成键轨道； 反相位波减弱，能量升高，形成反键轨道。
Molecular-orbital diagrams for the diatomic molecules and ions of the first-period elements.
C 2H 2 3 121 962
1 C-C键级 154 C-C键长/pm 碳碳间键/(kJ⋅mol−1) 376
杂化轨道的主要特征
杂化轨道具有确定的方向性
杂化轨道中s成分增加对键长和键能的影响
杂化轨道随s成分增加键能增大键长减小 p < sp3 < sp2 < sp
•共振体的概念
NO2, NO3-, SO2, SO3等分子或离子中的单 键和双键的键长相等而且键长数值一般介 于单、双键键长之间的实验事实 1931－1933年Pauling提出了共振体 （resonance form）的概念 一些分子或离子的真实结构实际上是两种 或两种以上结构式的共振体。
+
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•杂化轨道（Hybrid Orbitals）理论
Pauling方法(1960) r±= C/Z∗规则 首先测得碱金属和卤素等电子离子对 (Na+F−, K+Cl−)的离子半径 再用这种单价离子半径的计算式和C值去求 其它离子的单价半径 然后再经高价离子在晶体中的压缩效应校 正求得Mg2＋和O2−离子的半径 再以rO2- = 140 pm为基准，由实验ro推算其 它所有离子半径。 Pauling离子半径广泛被采用
Combining Atomic Orbitals
轨道线性叠加： 同相位波增强，能量降低，形成成键轨道； 反相位波减弱，能量升高，形成反键轨道。
Molecular-orbital diagrams for the diatomic molecules and ions of the first-period elements.
C 2H 2 3 121 962
1 C-C键级 154 C-C键长/pm 碳碳间键/(kJ⋅mol−1) 376
杂化轨道的主要特征
杂化轨道具有确定的方向性
杂化轨道中s成分增加对键长和键能的影响
杂化轨道随s成分增加键能增大键长减小 p < sp3 < sp2 < sp
•共振体的概念
NO2, NO3-, SO2, SO3等分子或离子中的单 键和双键的键长相等而且键长数值一般介 于单、双键键长之间的实验事实 1931－1933年Pauling提出了共振体 （resonance form）的概念 一些分子或离子的真实结构实际上是两种 或两种以上结构式的共振体。
高中化学竞赛中的化学键与分子结构
(18e )
I3 XeF4
IF5
分子结构中值得注意的问题：等电子原理 指两个或两个以上的分子或离子，它们的原子数目相同，电子
数目也相同，常具有相似的电子结构，相似的几何构型，而且有时 在性质上也有许多相似之处.
例如：
Molecular CO N2 E/kJ•mol-1 1071. 9 941.7 μ/10-30A•cm 0. 40 0
N
102o F H F
N
107 o18' H
Cl
H
想一想：H2O、NH3、CH4的键角变化原因。
BeH2 CO2 C2H2 N3- SCN-（16e-) BF3 BCl3 CO32NO3- (24e-) NF3 NH3 SO32ClO3(26e-)
ClF3 BrF3
H2S、H2O
O3 SO2 NO2-
中心原子 Xe 的价电子数为 8，F 原子的未成对电子数为 1. 可以
算得中心原子价电子对的总数和孤对数分别为: (价层电子对总数) = 4＋(8－4)/2 = 6 (孤电子对的数目) = (8－4)/2 = 2 中心原子价层有 6 对电子. 理想排布 方式为正八面体, 但考虑到其中包括 两个孤对, 所以分子的实际几何形状 为平面四方形, 相当于AB4E2 型分子.
解决了这些问题才能揭示成键本质
2.6.1 共价作用力的本质和共价键的特点
（1）价键理论(valence bond theory)基本观点
H2分子的形成
显然，上面的图形反映出两原子间通过共用电子对相连形成分 子，是基于电子定域于两原子之间，形成了一个密度相对大的电子 云（负电性），这就是价键理论的基础. 因此，共价键的形成条件为： ◆ 键合双方各提供自旋方向 相反的未成对电子 ◆ 键合双方原子轨道应尽可能最大程度地重叠 ◆ 能量最低原理
高中化学第2章化学键与分子间作用力第2节第2课时价电子对互斥理论等电子原理鲁科3鲁科高二3化学
12/11/2021
第十八页，共五十一页。
相关
(xiāngguā
12/11/2021
第十九页，共五十一页。
例1 利用(lìyòng)价电子对互斥理论推测下列分子或离子的空间构型。 (1)H2Se_______________；(2)OF2________________； (3)BCl3_______________；(4)PCl3________________； (5)SiCl4_______________；(6)SO2________________。
(1)CO、CN－与
[C≡N]－
12/11/2021
互为等电子体，CO的结构式为 N2 。
第十页，共五十一页。
，CN－的结构式为 C≡O
答案(dá
(2)CS2与 CO2 互为等电子(diànzǐ)体，CS2的结构式为S==C==S，C原子的杂化类型
为 sp，1 分子空间构型为
直线(zhíx。iàn)形
解题(jiě tí)反 思
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第二十六页，共五十一页。
二、等电子原理(yuánlǐ)及应用
1.判断方法 化学通式相同且价电子总数(zǒngshù)相等的分子或离子。 2.应用
等电子体的许多性质是相近的，空间构型是相同的。利用等电子体可以：
(1)判断一些简单分子或离子的空间构型； (2)利用等电子体在性质上的相似性制造新材料； (3)利用等电子原理针对某物质找等电子体。
价电子对数
价电子对的空间构型
2
直线形
3
三角形
4
四面体
这样已知价电子对的数目(shùmù)，就可以确定它们的空间构型。
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2[1].2 分子结构与化学键
![2[1].2 分子结构与化学键](https://img.taocdn.com/s3/m/641698dc49649b6648d7479a.png)
基本保持稳定，只是价电子在空间的几率分布会随着晶体中原子之间 的相互作用重新分布——形成化学键。 离子键、共价键最强（结合能最大），金属键次之，分子键最弱。
晶体结合能：
晶体结合的过程就是原子之间互相靠近，相互作用增强，内能发生变 化的过程。在把分散的原子（离子或分子）结合成为晶体的过程中将 有一定的能量被释放出来，称为结合能。反之，易于理解。
其中，r为相邻离子间距离；为马德隆常数，与晶体结构有关。 b 重叠排斥能（泡利不相容原理） U r n r
系统内能
A B U U c U r N [ n ] r r
A B U U c U r N [ n ] r r
d 2U K (V ) 2 V0 dV
两原子的结合能（化学键）>>>晶体结合能
1 N N N U (r ) u (rij )(i j ) u (r1 j )( j 1) 2 i j 2 j
典型的晶体：I-VII族化合物(NaCl)和II-VI族化合物(MgO)。 原子间作用力：库仑吸引作用和重叠排斥作用 2 q 库仑作用能 U c 4 0 r
离子共价混合晶体 III-V族化合物：GaAs 共价金属混合晶体 大部分过渡金属，如Fe(3d64s2) 共价-金属-范德华键混合——石墨
•具有稳固的电子结构的原子或分子，靠范德华力结 合成晶体。
•范德华力：是一种瞬时的感生的偶极子-偶极子相 互作用，是一种长程作用力。 •勒纳－琼斯势——相距为r的两个原子的总势
rn
对于不同类型的晶体，n、m值不同： 如：离子晶体：n=1, m=9；某些金属n=1, m=3
2023届高考化学一轮复习 第4讲 元素周期表 化学键 分子结构与性质 课件(103张PPT)
逐渐__增_强___
逐渐__减_弱___
酸性_增__强___
酸性_减__弱___
碱性_减__弱___
碱性_增__强___
_增_强__
_减_弱__
(1) 元素主要化合价 ①F 无正价，O 无最高正价。 ②主族元素最高正价＝原子核外最外层电子数(O、F 除外)。 ③非金属元素的最低化合价＝原子核外最外层电子数－8(H 除外)；最高正化合价 ＋|最低负化合价|＝8(H、B 除外)。
族序数等于周期序数 3 倍的元素 根据金属性、非 金属性最强的元素
金属性推断
非金属性最强的元素
空气中含量最多的元素
根据含量推断 地壳中含量最多的元素
地壳中含量最多的金属元素
元素 _____H_、_B_e_、__A_l ______
___C_、_S_____ __O____
___N_a____ ___F___ ___N___ ___O___
类型 6 利用元素在周期表中的位置推断元素 (2021·南京、盐城一模)图为元素周期表中短周期的一部分，下列说法不正
确的是( A ) A. 离子半径：M－>Z2－>Y－ B. 电负性：Y>M>Z C. 简单气态氢化物的稳定性： Y>M>Z D. Y 元素基态原子的简化电子排布式：[X]2s22p5
逐渐_减__弱___
逐渐__增_强___
非金属性
逐渐__增_强___
逐渐__减_弱___
元素性质 化合物性质
内容 第一电离能 电负性
最高价氧化物对应水化物 氢化物稳定性
同周期(从左到右) 同主族(自上而下)
总体呈现__增__大____的
趋势，但__Ⅱ_A___族和 逐渐__减__小__
第2章 化学键与分子结构(4)
HCl
键的极性 多原子分子 分子的极性 分子的几何构型 例 H2O H H
+ _
O
+ _ _ + _+
极性分子
CO2
O
_+
C
O
_ 非极性分子 +
极性分子 (Polar molecules)
A diatomic molecule is polar if its bond is polar. A polyatomic molecule is polar if it has polar bonds arranged in space in such a way what their dipoles do not cancel.
分子间力的影响因素：
分子间距离：分子间距离越大，分子间力越弱。
取向力：温度越高，取向力越弱；分子的偶极矩越大, 取向力越强。
诱导力：极性分子的偶极矩越大、非极性分子的极化率越大，诱导 力越强。
色散力：分子的极化率越大, 色散力越强。
一般来说,结构相似的同系列物质，相对分子质量越大，分子变 形性越大，分子间力越强，熔、沸点越高。溶质或溶剂分子的 变形性越大，分子间力越大，溶解度越大。
不同元素的原子形成化学键时，由于正负电荷重心不重合， 形成极性共价键。两元素之间的电负性差越大，键的极性就 越大；两元素之间的电负性差越小，键的极性也越小。 HF、HCl、HBr、HI 自左至右分子的极性逐渐减小
§4
分子间作用力(Intermolecular Forces)
分子内原子间的结合靠化学键，物质中分子间存在着分子间 作用力。 一、分子的偶极矩(Dipole Moment, ) 1. 永久偶极 分子的正电重心和负电重心不重合，则为 极性分子，其极性的大小可以用偶极矩 μ来度量。
化学键与分子结构
子键。
Na+ + [:C·l·:]－ NaCl
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6
❖ 键的离子性与元素电负性的关系
离子键形成的重要条件是相互作用的原子的电
负性差值较大。一般电负性差值越大，形成键的离子
性越强。以电负性差值为1.7作标准。
在CsF中离子性约占92%。
❖ 晶格能U 由气态离子生成一摩尔稳定的固态晶体所放出的
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15
现代价键理论
1927年， Heitler和London用量子力学处理H2分 子的形成过程，得到 E—R关系曲线。
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16
共价键的本质是由于原子相互接近时轨道重叠（即波 函数叠加），原子间通过共用自旋相反的电子对使能 量降低而成键。
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17
一、价键理论
杂化轨道数 2 3 4
4
成键轨道夹角 180 120 10928' 10928'
分子空间构型
s+(2)p 3
120
直线形 三角形 四面体 三角锥
实例
BeCl 2 BF3 CH4 NH 3
HgCl 2 BCl 3 SiCl 4 PH 3
中心原子 Be(ⅡA) B(ⅢA) C,Si N,P
1.理论要点 a.具有自旋相反的未成对电子的原子相互接近时，
自旋相反的单电子可以相互配对成键—共价键。
H－H H－Cl 共价单键
O=O 共价双键
N≡N 共价叁键
b. 成键双方的原子轨道对称性匹配，最大程度重叠。
第2章化学键与分子结构
第2章化学键与分子结构第2章化学键与分子结构习题一、思考题1.什么叫共价键的饱和性和方向性？为什么共价键具有饱和性和方向性，而离子键无饱和性和方向性？2.举例说明什么是σ键，什么是π键？它们有哪些不同？3.价键理论和分子轨道理论的基本要点是什么？4.s、p原子轨道主要形成哪几种类型的杂化轨道？中心原子利用上述杂化轨道成键时，其分子构型如何？5.实验测定BF3为平面三角形，而[BF4]－为正四面体形。
试用杂化轨道的概念说明在BF3和[BF4]－中硼的杂化轨道类型有何不同？6.试用分子轨道表示式写出O2+的电子构型。
7.分子间力有几种？各种力产生的原因是什么？试举例说明极性分子之间、极性分子和非极性分子之间以及非极性分子之间的分子间力。
在大多数分子中以哪一种分子间力为主？8.何为极性分子和非极性分子？分子的极性与化学键的极性有何联系？9.分子间力的大小对物质的物理性质有何影响？10.什么叫做氢键？哪些分子间易形成氢键？形成氢键对物质的性质有哪些影响？11.氢键与化学键有何区别？与一般分子间力有何区别？12.下列各化合物中分子间有氢键的有哪几种？C2H6，NH3，C2H5OH，H3BO3，CH4。
13.写出下列物质的晶体类型：SO2，SiC，HF，KCl，MgO。
14.晶体有几种类型？确定晶体类型的主要因素是什么？各种类型晶体的性质有何不同？15.根据下列物质的性质，判断它们是属于何种类型的晶体。
（1）CaCO3晶体的硬度高，在1173K时尚未熔融就已分解。
（2）B的硬度极高，熔点为2573K，导电性很差。
（3）SnCl4熔点为240K，沸点为387K16.要使BaF2，F2，Ba，Si晶体熔融，需分别克服何种作用力？二、是非题（对的在括号内填“√”号，错的填“×”号）1.共价键的重叠类型有σ键π键两种。
（）2.NH3和BF3都是4原子分子，所以二者空间构型相同。
（）3.He2的分子轨道表示式为（σ1s)2（σ1s*)2。
无机化学-共价键与分子结构
注意原子轨道的符号
(二)共价键理论：共价键的类型
◆ π键：成键轨道以“肩并肩”的方式发生轨道的重叠。
重叠部分对通过键轴的平面具有镜面反对称性。
(二)共价键理论：共价键的类型
两个原子之间必须有一个键，但可以形成多个π键，π键稳 定性相对于键较弱。
N原子: 2s2 2p3 2px1 2py1 2pz1
(二)共价键理论：杂化轨道理论（Pauling）
1、理论基本要点
成键时同一原子中能级相近的不同类型的原子轨道混合后，重
新形成一组同等数量的能量完全相同的新轨道 ——杂化轨道
● 杂化前后轨道数目不变 ● 杂化后轨道伸展方向，形状和能量发生改变
● 轨道成分变了
● 轨道的能量变了
结果是更有利于成键！
● 轨道的形状变了
(二)共价键理论：杂化轨道理论
在原子形成分子的过程中，经过激发、杂化、轨道重迭等过程
CH4 C(2s22p2)
激发
2s, px, py, pz
激发所需能量可由形成共价键数目 的增加而释放出更多的能量来补偿
杂化
sp3杂化轨 道
4个能量完全相 同的杂化轨道
(二)共价键理论：杂化轨道理论
杂化类型（s-p杂化）：由s轨道和p轨道参与杂化， 根据参与杂化的p轨道数目又可分为sp、sp2、sp3
➢sp杂化（直线型）
2s
H: s
2p 2s
excited
O: px
2p
2p
sp
hybridization two sp hybrid orbital
+
+
Be-s
-+
- + +- -++ -
(二)共价键理论：共价键的类型
◆ π键：成键轨道以“肩并肩”的方式发生轨道的重叠。
重叠部分对通过键轴的平面具有镜面反对称性。
(二)共价键理论：共价键的类型
两个原子之间必须有一个键，但可以形成多个π键，π键稳 定性相对于键较弱。
N原子: 2s2 2p3 2px1 2py1 2pz1
(二)共价键理论：杂化轨道理论（Pauling）
1、理论基本要点
成键时同一原子中能级相近的不同类型的原子轨道混合后，重
新形成一组同等数量的能量完全相同的新轨道 ——杂化轨道
● 杂化前后轨道数目不变 ● 杂化后轨道伸展方向，形状和能量发生改变
● 轨道成分变了
● 轨道的能量变了
结果是更有利于成键！
● 轨道的形状变了
(二)共价键理论：杂化轨道理论
在原子形成分子的过程中，经过激发、杂化、轨道重迭等过程
CH4 C(2s22p2)
激发
2s, px, py, pz
激发所需能量可由形成共价键数目 的增加而释放出更多的能量来补偿
杂化
sp3杂化轨 道
4个能量完全相 同的杂化轨道
(二)共价键理论：杂化轨道理论
杂化类型（s-p杂化）：由s轨道和p轨道参与杂化， 根据参与杂化的p轨道数目又可分为sp、sp2、sp3
➢sp杂化（直线型）
2s
H: s
2p 2s
excited
O: px
2p
2p
sp
hybridization two sp hybrid orbital
+
+
Be-s
-+
- + +- -++ -
4-分子结构-化学原理 PPT课件
共价键类型
Multiple Bonds
double bonds triple bonds
配位健（Coordination covalent bond）
CO
2019/10/17 26
键参数 (Bond Parameters)
键长(bond length) 键角(bond angle) 键能(bond energy)
O HH
S HH
2019/10/17 17
6.2 Covalent Bonding
价键理论
Valence bond theory (VB)
杂化轨道理论 Hybrid orbital theory
2019/10/17 18
离子键 （ionic bond）
Walther Kossel 1916
2019/10/17 19
1s
x
1s
3px
(a)
x 3px
(b)
x 3px
(c) 2019/10/17 24
共价键类型 σ键
s-s s-px px-px
π键
py-py pz-pz
x
x
轨道的重叠部分沿键轴呈圆 柱形对称分布
键轴（internuclear axis）
轨道的重叠部分垂直于键 轴并呈镜面反对称分布
2019/10/17 25
键的极性
(Polarity of bond)
电负性
分子的空间构型
极性共价键
(Polar covalent bond)
非极性共价键
(nonpolar covalent bond)
2019/10/17 27
e- poor e- rich
d+ d-
第3讲 化学键 分子结构与性质
第3讲化学键分子结构与性质课程标准知识建构1.能说出微粒间作用(离子键、共价键、配位键和分子间作用力等)的主要类型、特征和实质；能比较不同类型的微粒间作用的联系与区别；能说明典型物质的成键类型。
2．能利用电负性判断共价键的极性，能根据共价分子的结构特点说明简单分子的某些性质；能运用离子键、配位键、金属键等模型，解释离子化合物、配合物、金属等物质的某些典型性质；能说明分子间作用力(含氢键)对物质熔、沸点等性质的影响，能列举含有氢键的物质及其性质特点。
3．能根据给定的信息分析常见简单分子的空间结构，能利用相关理论解释简单的共价分子的空间结构；能根据分子结构特点和键的极性来判断分子的极性，并据此对分子的一些典型性质及其应用做出解释。
一、化学键电子式1．化学键(1)概念：相邻的原子之间强烈的相互作用。
(2)分类2．离子键、共价键的比较离子键共价键非极性键极性键概念阴、阳离子通过静电作用形成的化学原子间通过共用电子对所形成的化学键键成键粒子阴、阳离子原子成键实质阴、阳离子的静电作用共用电子对不偏向任何一方原子共用电子对偏向一方原子形成条件活泼金属与活泼非金属经电子得失，形成离子键；或者铵根离子与酸根离子之间同种元素原子之间成键不同种元素原子之间成键形成的物质离子化合物非金属单质(稀有气体除外)；某些共价化合物或离子化合物共价化合物或某些离子化合物3.电子式(1)概念：在元素符号周围用“·”或“×”来表示原子的最外层电子的式子。
(2)电子式的书写①书写方法②写出下列微粒的电子式：a．NH＋4b．OH－c．N2d．H2O2e．MgCl2f．Na2O2(3)用电子式表示化合物的形成过程①离子化合物，如NaCl ：。
②共价化合物，如HCl：。
4.化学键与物质类别的关系(1)化学键与物质类别的关系(2)离子化合物与共价化合物化合物类型概念与物质分类的关系举例离子化合物含有离子键的化合物①强碱②绝大多数盐③活泼金属的氧化物NaCl、Na2O2、NH4Cl等共价化合物只含有共价键的化合物①酸②弱碱③极少数盐④气态氢化物⑤非金属氧化物⑥大多数有机物等H2S、SO2、CH3COOH、H2SO4、NH3·H2O等(1)化学键是相邻离子或原子间的一种强作用力，既包括静电吸引力，又包括静电排斥力()(2)所有物质中都存在化学键()(3)非金属元素组成的化合物中只含共价键()(4)非金属元素的两个原子之间一定形成共价键，多个原子间可能形成离子键()(5)由活泼金属元素与活泼非金属元素形成的化学键都是离子键()(6)最外层只有一个电子的元素原子跟卤素原子结合时，所形成的化学键一定是离子键()(7)离子化合物中可能含有共价键，共价化合物中一定不含离子键()答案(1)√(2)×(3)×(4)√(5)×(6)×(7)√二、共价键及其参数1．本质和特征共价键的本质是在原子之间形成共用电子对(电子云重叠)，特征是具有饱和性和方向性。
第二章分子结构与性质第一节共价键
3.应用：应用等电子原理，可利用已知的分子的 构型（几何构型、电子构型）和物理性质对相应 等电子分子的构型和物理性质进行预测。 4.典型事例： ① N2O与CO2是等电子体 ②硅和锗是良好的半导体材料，他们的等电子体 磷化铝（AlP）砷化镓（GaAs）也是很好的半导体 材料 ③白锡(β-Sn2)与锑化锢是等电子体，它们在低温 下都可转变为超导体 ④SiCl4、SiO44-、SO42-的原子数目和价电子总数都 相等，它们互为等电子体，都形成正四面体立体 构型。
1.写出10电子构型的分子： 写5个10电子构型的离子： 写6个18电子构型的分子： 写4个18电子构型的离子： 2.空间构型小结： ●正四面体型（109°28′） 金刚石（硅）、CH4、CCl4、NH4+ 、 SO42- 、 PO43- 、 ●P4（60°）（注意）三角锥型 氨（107.3°） ●平面型（120°）
同，可运用来预测分子空间的构型和性质.
分子 原子数 电子数 价电子数 化学键 键能 分子构型 沸点/K 熔点/K 液体密度(g/cm3) 溶解度（水）
N2
CO
2π、1σ
2π、1σ
1072kJ·mol—1 941.7kJ·mol—1
252 77 0.796 难溶于水
253 83 0.793 难溶于水
2.键长 形成共价键的两个原子之间的核间的平衡距离。 键能与键长的关系:一般来说,键长越短,键能越大, 分子越稳定.
3.键角 分子中两个相邻共价键之间的夹角称键角。键角 决定分子的立体结构和分子的极性.
1 molH2与1molCl2反应生成2molHCl时，其理论分析数 据与实验数据略有差异，下图表示上述反应能量变化 的理论分析示意图：
一、共价键类型
1、共价键的特性——饱和性、方向性
化学键与分子结构
2s
2s
sp sp杂化
Be采用sp杂化 生成BeCl2
两个sp杂化轨道
sp2杂化 B： 2s22p1
2p
2s
BF3的空间构型 为平面三角形
F
B
F
F
2s
2p 激发 2s 2p
sp2 sp2杂化
BF3的形成
三个sp2杂化轨道
sp3杂化 C：2s22p2
2p
2s
CH4的空间构 型为正四面体
2s
n —— 未成对电子数 顺磁性：被磁场吸引 µ> 0 , n > 0
如：O2，NO，NO2等 反磁性：被磁场排斥 µ= 0 , n =0 (大多数物质) 铁磁性：被磁场强烈吸引。如：Fe,Co,Ni
根据 n(n 2) 可用未成对电子 数目n估算磁矩µ 。
n 01 2 3 4 5
µ/B.M. 0 1.73 2.83 3.87 4.90 5.92 实例： [Ti(H2O)6]3+ Ti3+： 3d1 µ=1.73 n=1 K3[Mn(CN)6] Mn3+： 3d4 µ=3.18 n=2
432
366
298
159
243
193
151
共价键
H－H C－C C－－C C－－－C N－N N－－－N C－H O－H
键长 l/pm
74 154 134 120 145 110 109 96
键
能
E/(kJ·mol-1)
436
346
602
835
159
946
414
464
由表数据可见，H－F， H－Cl， H－Br， H－I 键长依次递增，而键能 依次递减；单键、双键及叁键的键长 依次缩短，键能依次增大，但与单键 并非两倍、叁倍的关系。
化学键
(三)晶体结构
1.晶体类型 晶体类型
三种晶体的比较
晶体类型 离子晶体 质点 作用力 常见物质
阴,阳 离子键 离子 分子 范德华 力 共价键
盐,强碱, 金属氧化物 非金属单质,氧 化物,氢化物, 酸,有机物 金刚石,晶体硅, 二氧化硅,碳化 硅
分子晶体
原子晶体
原子
2.熔,沸点的比较 2.熔
一般而言: 一般而言:
O = C = O H
180° 直线型) 180°(直线型)
104°30′(折线型) 104°30′(折线型)
N H H H
107°18′(三角锥形) 107°18′(三角锥形)
1.ABn型分子的 >1)微粒的空间构型的确定 型分子的(n> 微粒的空间构型的确定
(1)原理:在分子中中心原子 周围的价电子对相 )原理:在分子中中心原子A周围的价电子对相 距越远,键角越大,斥力越小,分子越稳定. 距越远,键角越大,斥力越小,分子越稳定.由此 可得出价电子对与构型的关系: 可得出价电子对与构型的关系:
(2). 当中心原子存在孤对电子时,由于它"肥大", ) 当中心原子存在孤对电子时,由于它"肥大" 占据较大空间,对成键电子对挤压,使键角变小. 占据较大空间,对成键电子对挤压,使键角变小.
2.极性分子与非极性分子 极性分子与非极性分子
电荷分布均匀对称的分子称非极性分子,如氯分子. 电荷分布均匀对称的分子称非极性分子,如氯分子. 电荷分布不均匀对称的分子称极性分子,如氯化氢. 电荷分布不均匀对称的分子称极性分子,如氯化氢. 非极性键
1/8× A : B : C = 1/8×8 : = 1 : 3 : 1
12× 12×1/4 : 1
大学无机化学思维导图第四章
02
化学键与分子结构
离子键与离子晶体
离子键的形成
通过正离子和负离子之间的静电吸引力形成 。
离子晶体的特点
高熔点、硬度大、脆性、导电性差（固态） 、溶解性（在水中易溶解）。
离子晶体的结构
离子晶体中，正离子和负离子交替排列，构 成空间点阵结构。
共价键与分子晶体
共价键的形成
通过原子间共用电子对形成。
配位化合物的分类
根据中心原子和配体的种类以及 配位数的不同，配位化合物可分 为不同类型，如单核配合物、多 核配合物等。
配位化合物的组成和命名
配位化合物的组成表示方 法
配位化合物的组成可以用化学式表示，其中 中心原子和配体的比例以及配体的种类和数 目都有特定的表示方法。
配位化合物的命名规则
配位化合物的命名遵循一定的规则，包括中心原子 、配体和配位数的表示，以及配合物类型的指明等 。
大学无机化学思维导 图第四章
contents
目录
• 原子结构与元素周期律 • 化学键与分子结构 • 配位化合物 • 氧化还原反应与电化学 • 固体无机化学简介
01
原子结构与元素周期律
原子结构模型
道尔顿实心球模型
原子是一个坚硬的实心小球，不可再分。
汤姆生枣糕模型
原子是一个平均分布着正电荷的粒子，其中镶嵌着许多电子，中和了 正电荷，从而形成了中性原子。
分子晶体的特点
低熔点、硬度小、具有弹性、不导电（固态和液态） 、溶解性（在水中难溶解，易溶于有机溶剂）。
分子晶体的结构
分子晶体中，分子间通过范德华力相互吸引，构成晶 体。
金属键与金属晶体
金属键的形成
通过金属原子间自由电子的共享形成。
金属晶体的特点
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4.3 等性杂化和不等性杂化
等性杂化：参与杂化的原子轨道都为具有不成 对电子的轨道。
sp3杂化轨道中，每个sp3杂化轨道都是等 同的，都含有1/4的s和3/4的p轨道的成分。
不等性杂化：参与杂化的原子轨道不仅包含不 成对电子的轨道，也包含成对电子的轨道。
NH3，H2O
4.4 杂化轨道理论的应用
杂化轨道理论可以解释分子的空间构型， 但是一个分子究竟采取哪种类型的杂化轨道， 多数情况下难以预言。
ClO3- 离子，Cl原子的杂化类型？ PCl6-离子，P原子的杂化类型？
1940年西奇威克(N. V. Sidgwick) 和鲍威 尔(H. W. Powell) 提出了价层电子对互斥理论 (VSEPR)。
sp3杂化：CH4分子的形成 1个ns轨道与3个np轨道组合产生4个sp3杂
化轨道，每个sp3轨道含1/4 s，3/4 p轨道成分。
激发 2p 2s
杂化
成键 + 4H sp3 杂化轨道
2p 2s
CH4分子
4个sp3轨道间的夹角为109.5
注意点：
1. 原子轨道的杂化，只有在形成分子的过程 中才会发生，孤立的原子不可能发生杂化。
根据斥力规则确定孤对电子的位置，分 子的空间构型为成键电子对的空间构型。
由于孤对电子只受一个原子的吸引，电 子云偏向中心原子，对其它价电子有更强的 排斥作用，而使键角和分子构型有所改变。
例： CH4 NH3 H2O
C N:
(2s22p3) O (2s22p4)
::
例题：试用VSEPR理论推断下列离子的几何构型： I3-、ICl2+、TlI43-、CO32-、ClO3-、SiF5-、PCl6-
C2H4(sp2杂化）
C2H2 (sp杂化）
H2C=CH2
HCCH
离域键：多中心多电子形成的键，也称大键
苯 （C6H6）
NO3-
П66
П46
例题：根据下列分子或离子的几何构型，试用杂 化轨道理论加以说明。
(1) HgCl2(直线形); (2) SiF4(正四面体); (3) BCl3(平 面三角形); (4) NF3(三角锥形，102); (5) NO2-(V形， 115.4 )
(1) HgCl2 中 Hg 一个6s和6p轨道进行sp杂化。 (2) SiF4中Si原子一个3s和3个3p轨道sp3杂化。 (3) BCl3中B原子一个2s和2个2p轨道sp2杂化。 (4) NF3中N原子通过sp3不等性杂化，孤对电子
对N-F成键电子对斥力较大，键角小于109.5 。
(5) NO2-中N原子通过sp2不等性杂化，存在1对 孤对电子，对N-O键的斥力使得键角小于120。
2s 2p
2p 2s
2p sp杂化轨道
1个ns轨道与1个np轨道组合产生2个sp杂 化轨道，每个sp轨道含1/2 s，1/2 p轨道成分， 夹角为180
总结：sp 杂化轨道的类型
有d轨道参加的杂化轨道 (sp3d、 sp3d2、sp3d3、 dsp2)
总结：sp型杂化轨道和spd型杂化轨道的空间构型
2. 只有能量相近的原子轨道才能发生杂化。 3. n个原子轨道间杂化就得到n个杂化轨道。
sp2杂化： BF3分子的形成
2s 2p
2p 2s
2p sp2杂化轨道
1个ns轨道与2个np轨道组合产生3个sp2杂 化轨道，每个sp2轨道含1/3 s，2/3 p轨道成分， 夹角为120
sp杂化： 气态BeCl2分子的形成
I3-: 中心原子为I， 价层电子对数：[7+2-(-1)]2=5 孤对电子数：5-2=3 电子对空间构型：三角双锥 离子的几何构型：直线型
ICl2+: 中心原子为I， 价层电子对数：[7+2-1)]2=4 孤对电子数：4-2=2 电子对空间构型：四面体 离子的几何构型：V型
TlI43- : 中心原子为Tl， 价层电子对数：[3+4-(-3)]2=5 孤对电子对数：5-4=1 电子对空间构型：三角双锥 离子的几何构型：变形四面体
CO32- : 中心原子为C， 价层电子对数：[4+0-(-2)]2=3 孤对电子对数：3-3=0 电子对空间构型：三角形 离子的几何构型：三角形
ClO3- : 中心原子为Cl， 价层电子对数：[7+0-(-1)]2=4 孤对电子对数：4-3=1 电子对空间构型：四面体 离子的几何构型：三角锥
SiF5- : 中心原子为Si， 价层电子对数：[4+5-(-1)]2=5 孤对电子对数：5-5=0 电子对空间构型：三角双锥 离子的几何构型：三角双锥
Valence-shell electron-pair repulsion
五、价层电子对互斥理论
• 多原子分子或离子的空间构型取决于中心原 子周围的价层电子对空间构型，价层电子对 空ห้องสมุดไป่ตู้构型又取决于价层电子对数。
价层电子对数 2
3
4
5
6
电子对 空间构型
直线型
平面 三角形
四面体
三角 双锥
八面体
• 中心原子的价层电子对数目如何确定？
价电子对间斥力大小的顺序为： 孤对－孤对 孤对－成键 成键－成键
中心原子没有孤对电子 电子对的空间构型即为分子的空间构型
AX2 型 (BeCl2) 直线型
AX3 型 (BF3) 平面正三角形
AX4型 (CH4) 正四面体
AX5型 (PCl5) 双三角锥形 AX6型 (SF6) 正八面体型
中心原子有孤对电子
四、轨道杂化理论
4.1 轨道的杂化
在形成分子时，由于原子的相互影响， 若干不同类型，但能量相近的几个原子轨道 混合起来，重新组成一组同等数量的能量完 全相同的杂化原子轨道。
所形成的新轨道叫杂化轨道，它可以与 其它的原子轨道重叠形成化学键。
原子形成杂化轨道的一般过程
激发 杂化
轨道重叠
4.2 杂化轨道的类型
PCl6- : 中心原子为P， 价层电子对数：[5+6-(-1)]2=6 孤对电子对数：6-6=0 电子对空间构型：八面体
价层电子对数=键电子对数+孤对电子对数
价层电子对数 =
PH3: H-P··-H H
(中心原子价电子数 + 配位原子提供电子数 - 离 子电荷数) 2
配位原子提供电子数：H与卤素为 1; O和S为 0; N为-1
SO42-: (6+0+2) / 2 = 4
• 使价层电子对间的斥力最小，确定孤对电 子的位置，推断分子的空间构型。