第七章 分子结构
分子结构4 PPT课件
第七章 化学键与分子结构
二、氢键的形成
如 HF分子之间的氢键，F － H ····F － H 又如水分子之间的氢键
氢键的形成有两个条件： 有与电负性大且半径小的原子 ( F，O， N ) 相连的H ； 在附近有电负性大，半径 小的原子 ( F，O，N ) 。
第四节 分子间作用力和氢键
5、为什么常温下Cl2是气体，Br2是液体，I2是固体？
第四节 分子间作用力和氢键
F－H···F E/kJ ·mol-1 28.0
O－H···O 18.8
N－H···N 5.4
第四节 分子间作用力和氢键
第七章 化学键与分子结构 氢键有分子间氢键和分子内氢键
H OO
N O
分子间氢键
OH
N
O
O
分子内氢键
第四节 分子间作用力和氢键
第七章 化学键与分子结构
四、氢键对化合物性质的影响 1、对分子熔沸点的影响
取向力 诱导力 色散力
第四节 分子间作用力和氢键
第七章 化学键与分子结构
一、取向力
两个永久偶极间存在的同极相斥、异极相吸的定向作用
+
+_ +_
+_
_
分子离得较远
取向
取向力只存在于极性分子之间。
第四节 分子间作用力和氢键
第七章 化学键与分子结构
二、诱导力
由于诱导偶极－永久偶极之间相互作用所产生的。
第四节 分子间作用力和氢键
第七章 化学键与分子结构 3、永久偶极------极性分子本身所固有的
极性分子放入电场中
第四节 分子间作用力和氢键
第七章 化学键与分子结构
7-4-2 分子间作用力
有机化学：第七章 对映异构
（R）-乳酸
H
CH3
COOH
OH
（S）-乳酸
1. R、S 标记法
构型标记方法:
确定R和S构型的方法
• 遵循次序规则：从大到小，顺时针为R； 反时针 为S。
（R)-2-丁醇
（S)-2-丁醇
构型标记方法:
2. D、L 标记法 Fischer人为地规定右旋甘油醛的构型为D型，左旋的甘油醛的构型 为L型,其他的旋光性化合物以甘油醛为标准比较得到
R、S和 D、L以及旋光方向三者没有任何对应关系
D-（+）-甘油醛 R-（+）-甘油醛
L-（-）-甘油醛 S-（-）-甘油醛
D-（-）-甘油酸 R-（-）-甘油酸
L-（+）-甘油酸 S-（+）-甘油酸
五、含有两个不同手性C的化合物的对映异构
手性碳原子 A
手性碳原子 B
A( R) A( S)
B( R) B( S)
对映体
同一种化合物
内消旋体
内消旋体和外消旋体都不具旋光性，但它们有着本质的不 同，内消旋体是一种纯物质。
七.环状化合物的对映异构
环状化合物的立体异构比链状化合物复杂，往往顺反异构和 对映异构同时存在
1，2-环丙烷二甲酸
顺式 mp. 139o
反式 （对映体） mp. 175o [α]D ±84.5
CH3 CC
H
CH3 C
H
CH3 CC
H
CH3
C H
CH3
但若为
CC
H
CH3 C
CH3
则无旋光性
2.螺环化合物：
Bp.128 oC d=0.8193
对映体在手性条件（手性试剂、手性溶剂、手性催化剂)下， 表现出不同的性质
第七章习题分子结构
第七章习题1. 指出下列离子分边属于何种电子构型：Ti4+, Be2+, Cr3+, Fe2+, Ag+, Cu2+, Zn2+, Sn4+, Pb2+, Tl+, S2-, Br-2. 已知KI的晶格能（U）为-631.9 kJ·mol-1，钾的升华热[S(K)]为90.0 kJ·mol-1，钾的电离能（I）为418.9 kJ·mol-1,碘的升华热[S(I)]为62.4kJ·mol-1，碘的解离能（D）为151 kJ·mol-1,碘的电子亲核能（E）为-310.5 kJ·mol-1，求碘化钾的生成热（△f H）3. 根据价键理论画出下列分子的电子结构式（可用一根短线表示一对公用电子）BCl3, PH3, CS2, HCN, OF2, H2O2, N2H4, AsCl3, SeF64. 试用杂化轨道理论说明BF3是平面三角形，而NF3是三角锥形。
5. 指出下列化合物的中心原子可能采取的杂化类型，并预测其分子的几何构型。
BBr3, SiH4, PH3, SeF66. 将下列分子按照键角从大到小排列：BF3, BeCl2, SiH4, H2S, PH3, SF67. 用价层电子对互斥理论预言下列分子和离子的几何构型.CS2, NO2-, ClO2-, I3-, NO3-, BrF3, PCl4+, BrF-, PF5, BrF5, [AlF6]3-8. 根据分子轨道理论比较N2和N2+键能的大小。
9. 根据分子轨道理论判断O2+, O2, O2-, O22-的键级和单电子数。
10. 用分子轨道理论解释：（1）氢分子离子H2+可以存在。
（2）Be2为顺磁性物质。
（3）N2分子不存在。
11. 试问下列分子中哪些是极性的？那些是非极性的？为什么？CH4, CHCl3, BCl3, NCl3, H2S, CS212. 试比较下列各对分子偶极矩的大小：(1) CO2和CS2(2) CCl4和CH4(3)PH3和NH3(4)BF3和NF3(5)H2O和H2S13. 将下列化合物按熔点从高到低的顺序排列：NaF,NaCl,NaBr,NaI,SiF4,SiCl4,SiBr4,SiI414. 试用离子极化观点解释：（1）KCl熔点高于GeCl4（2）ZnCl2熔点低于CaCl2（3）FeCl3熔点低于FeCl215. 下列说法是否正确？为什么？（1）分子中的化学键为极性键，则分子也为极性分子。
高分子的结构习题与思考题
第七章高分子的结构习题与思考题1．高分子的结构有何特点高分子结构可以分为哪些结构层次各结构层次包括哪些内容它们对聚合物的性能会产生什么影响特点：①链式结构：结构单元103-105数量级②链的柔顺性：内旋转产生非常多的构象③多分散性，不均一性，长短不一。
④结构单元间的相互作用对其聚集态结构和物理性能有着十分重要的影响。
⑤凝聚态结构的复杂性：包括晶态、非晶态，球晶、串晶、单晶、伸直链晶等。
⑥可填加其它物质改性。
分为：链结构和聚集态结构。
内容：链结构分为近程结构和远程结构。
近程结构主要涉及分子链化学组成、构型、构造；远程结构主要涉及分子链的大小以及它们在空间的几何形态。
聚集态结构包括晶态、非晶态、液晶态、取向态结构及织态结构等。
影响：高分子结构中各个结构层次不是孤立的，低结构层次对搞结构层次的形成具有较大影响，近程结构决定了高分子的基本性能，而聚集态结构直接影响高分子的使用性能。
2．写出线型聚异戊二烯的各种可能构型。
顺式1，4-加成反式1，4-加成 1，2－加成全同立构 1，2－加成间同立构1，2－加成无规立构 3，4－加成全同立构 3，4－加成间同立构 3，4－加成无规立构3．名词解释（1）构型：是指分子中由化学键所固定的原子在空间的几何排列。
（2）构象：由于分子中的单键内旋转而产生的分子在空间的不同形态（3）链柔性：高分子链能够通过内旋转作用改变其构象的性能（4）内聚能密度：：单位体积的内聚能，CED = ?E/Vm。
内聚能是克服分子间作用力，把1mol 液体或固体分子移至分子引力范围之外所需的能量（5）结晶形态：试样中结晶部分所占的质量分数(质量结晶度xcm)或者体积分数(体积结晶度xcv)。
（6）取向：聚合物取向是指在某种外力作用下分子链或其他结构单元沿着外力作用方向择优排列（7）液晶：一些物质的结晶结构受热熔融或被溶剂溶解后，表观上虽然变成了具有流动性的液体物质，但结构上仍然保持着晶体结构特有的一维或二维有序排列，形成一种兼有部分晶体和液体性质的过渡状态4．聚合物的构型和构象有何区别假若聚丙烯的等规度不高，能否通过改变构象的方法来提高其等规度全同立构聚丙烯有无旋光性构型是指分子中由化学键所固定的原子在空间的几何排列。
分子结构
配位数为6。
如:NaI,NaBr,MgO,CaO
NaCl的晶胞
ZnS晶胞
c、ZnS型 ZnS晶体也属面心立方晶格，在ZnS晶胞中，晶胞结构较复杂，
每个Zn2+离子周围有4个S2-离子，每个S2-离子周围有4个Zn2+离子， 配位比为4:4，配位数为4。
如:ZnO,HgS,CuCl,CuBr
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二、离子晶体
在离子晶体的晶格结点上交替排列着正、负离子。由于正、负 离子间有很强的离子键，所以离子晶体有较高的熔点和较大的硬 度。在晶体中，离子不能自由移动，只能在结点附近振动，因此不 导电。而在融化时，离子可以自由的移动，就能导电。离子晶体有 以下几种类型:
1、离子晶体的分类
（1）、AB型离子晶体： AB型离子晶体指组成晶体中正负离子的 比例为1:1的离子晶体。 a、CsCl型
离子的变形性：离子的变形性主要是决定于离子半径，离子半径大， 核电荷对电子云的吸引力较弱，因此离子的变形性大。例如：
I- > Br- > Cl- > F-； 对于离子的电荷相等、半径相 (18+2)e 2e > (917)e > 8e 负离子主要表现出变形性；正离子主要表现出极化力。
CsCl的晶胞是立方体，每个Cs+周围有8个Cl-离子，每个Cl-周 围有8个Cs+离子。原子比为1:1，配位比为8:8，配位数为8。
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Cl-
如:CsCl
Cs+
TiCl
b、NaCl型
NaCl的晶胞也是立方体，是面心立方晶格。Na+离子周围有6
个Cl-离子，Cl-离子周围有6个Na+, 离子配位比为6:6，原子比1:1。
分子结构的测定方法的原理及应用
第七章 分子结构的测定方法的原理及应用7.1 分子光谱基本内容分子光谱乃是对分子所发出的光或被分子所吸收的光进行分光所得到的光谱。
原子光谱为线状光谱,而分子光谱为带状光谱。
一. 分子光谱的分类极其所在的波段 1. 分子内部运动的三种方式及能量1).电子相对于原子核的运动 能量为Ee,能级差为1~20eV 2). 各原子核的相对振动运动 能量为Ev 能级差为0.05~1eV 3). 整个分子的转动 能量为ErE 级差为1×10-4~0.05eV 分子从低能E”跃迁到高能级E’时吸收电磁波产生谱线,其波数为~'"'"'"υλ==-+-+-1Ee Ee hc Ev Ev hc Er Er hc当分子的价电子能级发生跃迁是,常伴随着振动能级和转动能级的跃迁,故价电子在两个能级之间的跃迁所对应的能量差往往不是一个确定的值而是多个彼此相差很小的数值。
2. 当只有转动能级发生跃迁时所对应的分子光谱称为转动光谱。
波数介于0.8~0.81cm -1,波长为1.25~0.012cm,相当于微波和远红外波段。
3. 当振动能级发生跃迁时,总是伴随着转动能级的跃迁,所以对应的光谱称为震动-转动光谱。
波数为400~8000cm -1波长为2.5×10-3~1.25×10-4cm,相当于红外光谱区,故称分子的振动-转动光谱为红外光谱。
4. 分子的电子光谱结构比较复杂,波数为8000~160000cm -1波长为1250nm~62.5nm,相当于近红外到远紫外波段。
二. 分子的转动光谱:(双原子) 1. 双原子分子AB 的刚性转子模型(1).把两个原子看着体积可以忽略不计的质点,质量为m A m B (2)认为原子间的平衡核间距离Req 在转动过程中,保持不变。
2.求绕质心以角速度ω转动时的能量及能级:ε转=h I228πJ(J+1),J=0,1,2,............能级的间隔为: ∆E(J,J+1)=h I 228π[(J+1)(J+2)-J(J+1)]=h I228π2(J+1)或∆E(J,J+1)=2Beh(J+1)=2Bhc(J+1)其中 B=h IC228π (cm -1)B 为转动常数。
第七章 分子结构
2.原子轨道要有效地线性组合成分子轨道， 必须遵循三条原则： ， ， ，
§7－7 分子的极性和分子间力
分子间力：
分子之间弱的相互作用
一、分子的极性
• 正电荷与负电荷中心不重合 • 正电荷与负电荷中心重合 键的极性与分子的极性：
极性分子
非极性分子
• 同种元素原子间： 所成化学键：电负性相同 所形成分子：
C
O
§ 7－ 3
杂化轨道理论
一、轨道杂化理论的基本要点
价键理论较好地解释了共价键的形成和本质，初步解释了 共价键的饱和性和方向性。但不能解释键角和共价键的数目。 1931年 Pauling 和 Slater 提出杂化轨道理论，补充和发展 了现代价键理论。 H 例：
CH4分子的结构： H
C H
H
杂化轨道概念：
y y z z
py- py
x x
p z- p z
x x
多重键：形成 键外，同时还可以形成 键，从而构成多重键
例：
N2分子的结构：
三重键
z
y
2px-2px
2py-2 py
2pz- 2pz
x
配位共价键
共用电子对由一方原子提供
例：
CO分子的结构：
C: O: 2s22px12py13pz 2s2 2px12py1 2pz2
（１）苯和四氯化碳分子之间（只有色散力） （２）乙醇和水分子之间（氢键、定向力、诱 导力和色散力） （３）氧气和水分子之间（诱导力和色散力） （４）氯化氢和溴化氢分子之间（定向力、诱 导力和色散力
二、杂化轨道的类型
1、sp 杂化 同一原子中 ns-np 杂化成新轨道；一个 s 轨道和一个 p 轨 道杂化组合成两个新的 sp 杂化轨道。 例：
第七章 最新分子结构与性质
总之，杂的能量变了
轨道的形状变了
结果当然是更有利于成键！
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2. 杂化形式——几个原子轨道杂化就可以得到几个杂化轨道
sp3杂化——四面体型
2p 2s 2s 2p
sp3
激发
杂化
四个 sp3 杂化轨道
杂化轨道
基态碳原 子的结构 CH4中共价 键形成
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sp2杂化——平面三角形型
定义 1mol 的离子晶体解离为自由气态离子时所吸收 的能量，以符号U 表示。 MX (S) M+ (g) + X- (g) 作用 度量离子键的强度。晶格类型相同时，U与正、 负离子电荷数成正比，与离子间距离r0成反比。 化合物
NaF NaCl NaBr NaI MgO CaO SrO BaO
离子电荷
+1,-1 +1,-1 +1,-1 +1,-1 +2,-2 +2,-2 +2,-2 +2,-2
ro/pm ΔU/kJ· -1 t (m. p.)/℃ mol
231 282 298 323 210 240 257 256 923 786 747 704 3 791 3 401 3 223 3 054 993 801 747 661 2 852 2 614 2 430 1 918
正、负离 子的性质
正离子通常只由金属原子形成，其电荷等于中性原 子失去电子数目。 负离子通常只由非金属原子组成，其电荷等于中性 原子获得电子的数目;出现在离子晶体中的负离子
2 还可以是多原子离子(SO 4 ) 。
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2. 离子半径 (radius)
严格讲，离子半径无法确定（电子云无明确边界） 核间距（nuclear separation）的一半
chap7-1 分子结构_204203182
nNaCl
nCl-(3s23p6)
由离子键形成的化合物叫离子型化合物，它们以离子晶体 形 式 存 在 ， 而 不 是 “ 离 子 型 分 子 ” 存 在 。 通 常 ， IA 、 IIA(除Be外)的碱金属或碱土金属的氧化物和氟化物及某些 氯化物等是典型的离子型化合物。
8
（4）离子键性质
离子键本质是静电引力，在离子键的模型中，可以近似将 正负离子的电荷分布看成为球形对称的。根据库仑定律，两 种带相反电荷的离子间的静电引力与离子的电荷的乘积成正 比，而与离子间距离的平方成反比。当离子的电荷越大，在 一定范围内离子间的距离越小，则离子间的引力越强。 f q(+)·(-) q r2
负离子由于负电场占优势，电子间的屏蔽作用增加，核 对价电子的吸引力减弱，所 以 负 离 子 的 半 径 较 大， 为 130~250pm之间，正离子半径较小，为10~170pm。如： K+ 、Cl- 离子构型相同，均为3s23p6 ，但r(K+)为133pm， r(Cl-)为181pm。
周期表中处于相邻的左上方和右下方对角线上的正离子 半 径 近 似 相 等 。 如 ： Li+(60pm)—Mg2+(65pm) ； 12 Na+(95pm)—Ca2+(99pm)。
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1 价键理论（VB法——现代共价键理论） (1) 共价键的形成和本质
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3 离子键强度——晶格能
离子型化合物的性质与离子键的强度有关。在离子晶体中 常以晶格能来表示离子晶体中离子键的强度，离子晶体由 于有较大晶格能才能稳定存在。 晶格能(焓)——在100kPa和0K（298K）时气态正离子和气 态负离子结合形成1mol固态离子化合物时所放出的能量. 意义：晶格能大小标志着离子型晶体中离子键的强弱，晶 格能越大，离子键越强，离子晶体越稳定，该晶体熔、沸 点越高，硬度越大。 晶格能可用玻恩-哈伯循环法通过热化学计算求得，或利 用理论计算求得。
第七章分子结构
Ψ1s+ψ1s
E + + 原子轨道重叠图
HH
电子云重叠图
（2）当含有2个自旋方向相同的电子的氢原子相互
靠近时,两个原子轨道两核间电子云密度ψ2减小, 体系能量上升,好像在自旋平行的电子间产生了一 种排斥作用,因而不能成键.这是符合保里不相容 原理——在每一个原子轨道中不可能出现2个自 旋平行的电子。
＝－767.5（ kJ·mol-1 ） 和实验值很接近，但用晶格能计算时，当相互离子极 化显著的情况下，有误差。
U的意义：晶格能是离子晶体的重要性质，晶格能的大小 反映离子晶体中离子键的强弱，即反映离子晶格的牢固 程度。U越大，离子晶体的熔点越高，硬度越大。
从晶格能理论公式分析： 决定晶格能大小： 1、离子电荷 2、离子半径 3、配位数（反应在A上）
Ti4+、Zr4+、Hf 4+
F-、Cl-、Br-、I阴离子
O2-、S2-、Se2-、Te2-
ⅠA
ⅡA ⅢA、 ⅢB ⅣB ⅦA ⅥA
然而，有相当多的阳离子具有非8电子的排布。例 如：周期表中ⅠBⅡB族中有些离子具有外层为18e构型.
Cu+、Ag+
ⅠB
18电子构型 Zn2+、Cd2+、
（ns2np6nd10）
Hg原子上的1个s轨道和1个p轨道若分别和1个Cl 原子的3p轨道重叠，将得到2个重叠程度不同的Hg －Cl键，1个是sp重叠，1个是p－p重叠，事实上这 二个键的性质完全一样，且对称分布在Hg原子的两 边。
杂化轨道理论认为：
在HgCl2分子中Hg原子参与成键的轨道已不是原 来的6s和6p轨道。在成键过程中，已经“混和”起
B原子 外层电子构型：2S2P1
无机化学(周祖新)习题解答-第七章
第七章分子结构和晶体习题解答（7）思考题1．举例说明下列概念的区别：离子键与共价键、共价键与配位键、σ键和Л键、极性键和非极性键、极性分子与非极性分子、分子间力与氢键。
1．离子键是得到电子的阴离子与失去电子的阳离子的强烈静电吸引作用；共价键是原子间通过共用电子对（或电子云重叠）而形成的相互吸引作用，无阴、阳离子；配位键也是共价键中的一种，只不过共用的一对电子有一个原子提供。
σ键是各自电子云用密度最大的一头相互重叠，以使重叠体积最大，两原子间形成共价键时首先肯定以σ键成键，但两原子间只能形成σ键一次。
Л键是在原子间已形成一根σ键后，其余原子轨道以“肩并肩”在侧面重叠的成键方式，其重叠体积比σ键要小，但两原子间根据各自的单电子数可形成几个Л键。
极性键是两不同原子间形成共价键时，由于两原子的电负性不同，吸引公用电子对的作用不同，使某一端带有部分正电荷，另一端带有部分负电荷，这就是极性键；若两相同的原子间形成共价键，由于彼此电负性相同，吸引共用电子对的能力相同，公用电子对不偏向任何一个原子，两原子不带“净”电荷，没有“正”或“负”的一端，即非极性键。
极性分子是整个分子中正、负电荷重心不重合，使分子一端带部分正电荷，为正极，另一端带部分负电荷，为负极。
分子之间由于偶极间的相互作用力为分子间力。
氢键是氢原子与电负性大、半径小的原子形成共价键后，由于氢原子唯一的电子被其他原子吸引到离氢原子核较远的地方，氢原子几乎成了“裸露”的质子，有很强的正电场，吸引另一电负性大、半径小的原子的孤对电子，形成了一种作用力，这个作用力本质上还是分子间作用力，但比一般的分子间力强。
2．离子键是怎样形成的？离子键的特征和本质是什么？为什么离子键无饱和性和方向性？2．离子键是失电子的金属阳离子和德电子的非金属阴离子通过静电引力形成的。
离子键的特征是无方向性、无饱和性。
其本质是正、负点电荷间的静电引力。
点电荷产生的电场向空间各个方向均匀传播，每一个在其电场中的异号电荷都会受到它的吸引作用，在理论上它可吸引无数个异号电荷，所以离子键无饱和性；由于点电荷产生的电场向空间各个方向的传播是均匀的，只要距离相等，不管在哪个方向，受到的作用里是一样的，这就是离子键的无方向性。
高分子的结构
高分子的结构
等规高分子：全同立构和间同立构聚合物
由于分子链具有高度的立构规整性，容易满足晶体 三维有序排列的要求，所以可以结晶。 立构规整度越高，结晶度就越高。 无规立构聚合物的规整性较差，一般不会结晶。
高分子的构型异构是由聚合方法决定的，而且主要 取决于所使用的催化体系。
一般来说，自由基聚合只能得到无规立构聚合物， 配位聚合可以得到等规高分子。例如：苯乙烯的 聚合
高分子的结构
自由基聚合→无规立构聚苯乙烯，不能结晶，透明的 通用塑料
Ziggler-Natta催化剂进行配位聚合→ 全同立构聚苯乙烯，高度结晶
茂金属催化剂聚合→间同立构聚苯乙烯，熔点高达 270℃，工程塑料
结构单元的链接方式对聚合物的结晶性能具有明显 影响。链接顺序整齐，对聚合物结晶有利。链接混 乱，会使聚合物的结晶能力下降。
高分子的结构
1-3 高分子链的构型
构型——分子链中通过化学键相连接 的原子和原子团在空间的排列方式。 要改变构型必须经过化学键的断裂和 重组。 高分子链的构型包括几何异构和旋光 异构。
• 支化高分子的形式：星形（Star）、梳形
CH3
Si
O
n
CH3
高分子的结构
• 这类高聚物的特点是具有无机物的热
稳定性，有机物的弹性和可塑性。但 强度较低。
高分子的结构
1-1-4 无机高分子 分子链（包括主链和侧基）完全由无机 元素组成，不含碳原子。例如：聚硫、聚 硅等。 这类高分子的耐高温性能优异，但强度较低。
高分子的结构
聚合物分子链上的端基所占比例很小，但端基 的组成和结构对聚合物的性能，特别是热稳定 性的影响很大。 分子链的降解通常从端基开始。 所以，聚合过程需要加入单官能团物质封闭端基， 来改善这类聚合物的热稳定性和化学稳定性。
7分子结构
能量相近：ns,np
ns,np,nd
(n-1)d,ns,np
成键能力变大：轨道形状发生了变化
杂化轨道的数目=参加杂化的原子轨道数目
不同类型的杂化，杂化轨道空间取向不同
二、杂化轨道的类型
1、sp 杂化 （BeCl2）
同一原子ns-np 杂化；一个 s 轨道和一个 p 轨道杂 化组合成两个新的 sp 杂化轨道。
没有方向性：正负离子可近似地看成一个弥 漫着电子云的圆球体，电荷分布球形对称，离 子能从任何方向吸引带相反电荷的离子
没有饱和性：只要空间许可，一个离子周围 可同时和几个电荷相反的离子相互吸引
离子键的离子性大小取决于电负性差值大小
电负性差值越大，电子的偏向越明显，相互作 用越强。
例如 CsF：离子性： 92%，共价性：8%
NaCl 晶体示意图
二、决定离子型化合物性质的因素
1、离子半径
离子半径：根据离子晶体中正、负离子的核间距测出 的，并假定正、负离子的平衡核间距为阴、阳离子的 半径之和。 离子半径具有规律： （1）同一种元素的负离子半径大于原子半径而正离 子半径小于原子半径，且正电荷越多，半径越小。 例如： r (F ) r (F) r(Fe3 ) r(Fe2 ) r(Fe) （2）同一周期电子层结构相同的正离子的半径， 随离子电荷增加而减小；而负离子的半径随离子电 荷增加而增大。例如：
4、sp3d , sp3d2杂化
sp3d：同一个原子的一 个 ns 轨道与三个 np，一个 nd 轨道杂化组合为 sp3d 杂 化轨道。sp3d 杂化轨道分子 的几何构型为三角双锥。 sp3d2：同一个原子的一个 ns 轨道与三个 np，两个nd 轨 道杂化组合为 sp3d2 杂化轨道。 sp3d2 杂化轨道分子的几何构型 为正八面体。
分子结构教案
分子结构教案引言：在化学学科中，分子结构是一个非常重要的概念，它涉及到化学物质的组成和性质。
本篇教案将介绍分子结构的概念、构成要素以及如何表示和理解分子结构。
一、概念和基本知识1. 分子结构：分子由原子通过共价键连接而成，分子结构是指描述分子中原子之间连接关系和排列方式的方式。
分子结构决定了分子的性质。
2. 价电子和共价键：原子中的价层电子参与形成共价键。
共价键是由两个原子之间的电子共享而形成的。
通过共享电子可以使原子达到稳定的电子配置。
3. 分子式和结构式：分子式用来表示分子中各类原子的种类和数目，例如H2O表示水分子。
结构式则用来表示分子中原子之间的连接方式和排列方式。
二、分子结构表示方法1. 分子式：分子式用来表示分子中各类原子的种类和数目。
例如，CO2表示二氧化碳分子中有一个碳原子和两个氧原子。
2. 结构式：结构式用来表示分子中原子之间的连接方式和排列方式。
根据需要的详细程度，结构式可以有不同的表示方式，例如电子均式、键线式等。
三、残基和官能团1. 残基：分子中除去其中一个或多个原子后剩余的部分称为残基。
残基可以是非金属原子或者功能团。
2. 官能团：官能团是分子中起决定化合物性质的作用的基团。
它可以是一个原子或者一组原子。
常见的官能团包括羟基（OH）、氨基（NH2）等。
四、分子形状1. 构成原子间键长和键角：分子形状由构成原子间键的长度和键角决定。
2. 分子形状的类型：常见的分子形状有线形、三角形、四面体等。
不同形状的分子具有不同的化学性质。
五、分子结构和化学性质1. 分子结构和化学键：分子结构直接影响分子中化学键的强度和类型，从而决定分子的化学性质。
2. 分子极性：分子极性与分子的电子云分布有关，决定了分子之间相互作用的强度。
3. 功能团对化合物性质的影响：不同的功能团在分子中具有不同的化学性质，如羟基使分子具有亲水性。
六、实践活动1. 分子模型的制作：学生可以通过使用模型球等材料来制作分子模型，以帮助他们更好地理解和展示分子结构。
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二. 判断分子几何构型的规则 •1 确定中心原子的价层电子对数，四舍 五入 以AXm为例 (A—中心原子,X—配位原子) ： VP=1/2[A的价电子数+X提供的价电子数 ±离子电荷数( 负)] 正
sp2杂化
1 ns + 2 np 3 sp2
由一个ns轨道和两个np轨道组合而成的杂
化轨道。每个sp2杂化轨道含有1/3 s成分和 2/3 p成分，杂化轨道间的夹角为120°， 呈平面三角形
三个sp2杂化轨道
sp3杂化
由一个ns轨道和三个np轨道组合而成的杂化轨 道。每个sp3杂化轨道含有1/4 s成分和3/4 p成分， 杂化轨道间的夹角为109.5°，呈正四面体型
r Hm,1 89.2kJ mol 1 r Hm 418.8 kJ mol ,2
1 r Hm 96.5 kJ mol ,4
1 r Hm 324.7 kJ mol ,5
上述数据代入上式求得： mol-1 r H m,6 = -689.1 kJ·
则：U = -689.1 kJ· mol-1
sp3d杂化 1 ns + 3 np + 1 nd 5 sp3d 如：PCl5
sp3d2杂化1 ns + 3 np + 2 nd 6 sp3d2
六个sp3d2杂化轨道指向正八面体的六个顶点 sp3d2杂化轨道间的夹角 = 180或90
SF6分子形成 3d
杂化 sp3d2杂化态
3s
Born-Haber循环
K(s) +
1 升 Br2 (g) 华 r H m ,1 2 1 焓 H r m,4 键能 2
H 0.5气化热 r m,3
1 Br2 (l) 2
f Hm
KBr(s) U r H m,6
r H m ,5
Br (g) K(g)
r H m,2
§7-2
一. 价键理论:
1.经典价键理论：
价键理论
1916年，继Kossel之后，Lewis提出：分子中 的原子通过共用电子对使每一个原子达到稳定的 稀有气体结构。 H· +· H = H:H :N· +· N: = :N N: :Cl· +· Cl: = :Cl:Cl: H· +· Cl: = H:Cl:
CH4的空间构 型为正四面体
2p
C：2s22p2
2s
1 ns + 3 np 4 sp3
1 3 每个sp 杂化轨道含有 3 4 s和 4 p的成分
sp3杂化轨道间的夹角 = 10928’, 呈四面体形
CH4分 子形成 2s
杂化 sp3杂化态
2p
激发
2s
重叠
2p
激发态
C原子基态
sp3–s
sp3杂化轨道示意图 CH4分子的空间结构
C.配位键 形成条件：成键原子一方有孤对电子， 另一方有空轨道。
例：
NH
H
4
BF4
F
CO
H N H
F BF
C
2
O
H
F
2s 2p
2
2s 2p
2
4
§7-3
轨道杂化理论
一. 杂化轨道理论要点:
1.1931年，Pauling：原子在形成分子时，为 了增强成键能力，使分子稳定性增加，趋 于将不同类型能量相近的原子轨道重新组 合成能量、形状和方向与原来不同的新的 原子轨道。这就是杂化和杂化轨道。
共价键的本质——原子轨道重叠，核间电子 概率密度大吸引原子核而成健
(2) 成键的原理
① 电子配对原理: A、B两原子各有一个自旋 相反的未成对电子，所在的轨道的能量相 近而且对称性相同,可以互相配对形成稳 定的共价单键，该对电子为两原子共有。 如果 A、B 各有两个或三个未成对电子， 则自旋相反的单电子可两两配对形成共价 双键或三键。 :N· +· N: = :N N:
电子亲和能
电离能
Br (g) ++ K (g)
f Hm r Hm,1 r Hm,2 r Hm,3 r Hm,4
r Hm H ,5 r m,6
f Hm 295.3kJ mol
1
1
r Hm,3 15.5kJ mol
1
晶格能对离子晶体物理性质的影响：
离子电荷数大,离子半径小的离子晶体晶 格能大,相应表现为熔点高、硬度大等性能。
NaCl 型 离子晶体 NaF NaCl NaBr NaI MgO CaO SrO BaO Z1 1 1 1 1 2 2 2 2 Z2 1 1 1 1 2 2 2 2 r+ /pm 95 95 95 95 65 99 113 135 rU /pm /kJ²mol-1 136 920 181 770 195 733 216 683 140 4147 140 3557 140 3360 140 3091 熔点 /oC 992 801 747 662 2800 2576 2430 1923 硬度 3.2 2.5 <2.5 <2.5 5.5 4.5 3.5 3.3
3p
激发态 激发
重叠
3s
3p
S原子基态
3d
sp3d2–p
2.不等性杂化
由于孤对电子的存在而造成能量和成分 都不相同的杂化
小结：杂化轨道的类型与分子的空间构型
§7-4 价层电子对 互斥理论
1940年, Sidgwick
1. 2.
基本要点 判断分子几何构型的规
则
一. 基本要点
•分子或离子的空间构型与中心原子的价层
① LP=0:分子的空间构型=电子对的空间构型
例 如
:
②LP≠0 ：分子的空间构型不同于电 子对的空间构型。
VP LP 3
电子对的 空间构型 分子的 空间构型
二 杂化轨道的类型
1.
等性杂化 不等性杂化
2.
1.
等性杂化
sp杂化 sp２杂化 sp3杂化
sp杂化
1 ns + 1 np 2 sp
由一个ns轨道和一个np轨道组合而成的杂
化轨道。每个sp杂化轨道含有1/2 s成分和 1/2 p成分，杂化轨道间的夹角为180°， 呈直线型
两个sp杂化轨道
实例
Li+,Be2+ Na+,Mg2+,Al3+,Sc3+,Ti4+ Cr3+,Mn2+,Fe2+,Fe3+,Cu2
+
(9~17)e- ns2 np6 nd1~9 18e(18+2)ens2 np6 nd10
(n-1)s2 (n1)p6 (n-1)d10 ns2
9~17 18 18+2
Ag+,Cu+,Zn2+,Cd2+,Hg2+
r(Fe ) = 60 pm < r(Fe ) = 75 pm
3+
2+
2） 离子半径决定离子间的吸引力的大小, 进而影响了相应化合物的熔点
2.离子的电荷： 离子电荷是影响离子化合物性质的重要因素。 电荷越高，对异号电荷离子的引力越强，离子 化合物的熔点越高。
3. 离子的电子构型
外层 电子构型 外层电子结构 电子数 2e8e1s2 ns2 np6 2 8
H· +· O· +· H = H:O:H
② 能量最低原理: 自旋相反的单电子配对会 放出能量，从而降低体系的能量. 形成的共价键越多,体系的能量越低,分子 越稳定.因此有多少未成对电子要尽可能 多地形成共价键,不一定非要形成共价单 键.
③ 原子轨道最大重叠原理: 原子轨道重叠部 分越大，两核间电子几率密度越大，所形 成的共价键越牢固，分子越稳定.
第七章
分子结构
§7-1
离子键
一、离子键理论的基本要点 二、决定离子化合物性质的因素 ——离子的特征 三、晶格能 §7-2 共价键
一、价键理论 二、共价键的特性 §7-3 杂化轨道理论
作 业
一、轨道杂化理论的基本要点 二、杂化轨道的类型
§7-4
§7-5
价层电子对互斥理论
分子轨道理论简介
一、分子轨道理论的基本要点 二、能级图 三、应用举例
规则： ①A的价电子数=主族序数；
②配体X：H和卤素每个原子各提供一个价 电子, 氧与硫不提供价电子； ③正离子应减去电荷数,负离子应加上电荷 数。
•2 确定电子对的空间构型：
VP=2 直线形
VP=3
VP=4
平面三角形
正四面体
VP=5
VP=6
三角双锥
正八面体
•3 确定中心原子的孤对电子对数，推 断分子的空间构型。
Lewis 共价键的局限性：
① 有些稳定分子的中心原子最外层电子数可 以少于 8 (如: BF3) 或多于 8 (如PCl5, SF6)
② 共价键的特性: 方向性, 饱和性
③ 单电子键 (如 H2 ), O2具有磁性
+
④ ―共用电子”结合两原子成分子的本质原因
1927年, Heitler 和 London 应用量子力学研究 H2分子结构, 初步解答了共价键的本 质. 1930年, Pauling 和 Slater 等发展出现代价键 理论(电子配对理论)、杂化轨道理论 、价层电子对互斥理论