分析化学-第八章化学键与分子结构
65页1、第八章 化学键与分子结构 本章主要内容 一. 离子键理论 环晶格能计算 二. 共价键的本质和共价键类型 三. 杂化轨道 分子空间构型 四. 价层电子对互斥理论:要点和应用 五. 晶体结构初步:四种晶体 离子键理论 离子键理论由 20 世纪初德国化学家 电离能较小的金属原子与电负性较大的非金属原子形成化合物时,金属原子失去外层电子形成正离子,非金属原子获得电子形成负离子,正负离子都具有类似惰性气体原子的稳定结构。正负离子通过静电吸引结合在一起,形成离子化合物。 离子键的含义: 化合物中正负离子间的静电吸引力,叫离子键 一 . 离子键形成 二 . 离子键的特点 离子键既 没有方向性 ,也 没有饱和性 , 正负离子在各个方向上吸引异性离子的能力都是等同的(无方向性),都尽可能多的吸引异性离子在自己周围,以使体系能量降到最低(无饱和性) 三 . 离子键的强度 离子键的强度用晶格能表示,符号 U,单位 kJ/。 1. 晶格能定义 相互远离的气态正离子和负离子结合成 1者将 1 子晶体解离成自由气态正、负离子时所吸收的热量。 g) + g) s) H = U s) g) + g) 2. 环 基本原
2、理: 律 如: g) + (g) s) 据 环,有 = S + + I E U + + + + U = S + + I E + 始态) Na(s) + g) Na(g) + g) Na(g) + Cl(g) g) + e + Cl(g) g) + (g) = 华热 = = 离能 (I) =() = E = U s) (终态) 3. 式 )m o l) ( k r 8 4 9 0 Z)4 21221=-=-=电荷分别为 离子间吸引和排斥达到平衡后,正负离子间的位能 中: N 数 A 与晶格类型有关的常数 e 电子电量 r 正负离子半径之和 (r =r+ + r ) 真空介电常数 n 与电子构型有关的常数 结论: (1). 晶格能越大,晶体的熔点、硬度越大,热膨胀系数和压缩系数越小 (2). 同种类型的晶体,离子所带电荷越多,晶格能越大(如 (3). 带电荷数相同,且类型相同的晶体,阴、阳离子间距离越小,晶格能越大 晶格能 (kJ/熔点 ( ) 硬度 (Z r() 2 91 766 732 686 992 801 747 662 .5 中 示孤对电子, 示成键电子对 三 . 规则 规则 1
3、. 计算中心原子周围的价电子对数时,包括中心原子本身的价层电子、配位原子提供的电子以及分子或者原子团所带的电荷 规则 2. 氧原子作配位原子时,它提供的电子数总是计为零;卤素作配位原子时提供电子数为 1 规则 3. 参与形成多重键的电子不参与计算价电子对数 规则 4. 孤对电子所占的空间比成键电子对大。如果计算电子对时产生了分数,如 电子对数为 3 例 确定 子的构型 中心原子是 O,配位原子也是 O,因此,中心原子周围价电子对数为: n = 6 2 = 3 根据 子为弯曲型(或称折线型) O O O 例 确定 分子的构型 中心原子是 N,配位原子是 O,原子团带一个负电荷,因此,中心原子周围价电子对数为: n = (5+1) 2 = 3 所以 分子为平面三角形构型 例 确定 子的构型 中心原子是 位原子是 F,中心原子周围价电子对数为: n = (7+3) 2 = 5 可能的构型: F F F F F F F F F 例 乙烯分子 构型 此,在考虑其中一个 C 原子周围其它原子的排布时,价电子对计算公式为 n = (3+ 2 1 + 1) 2 = 3 C C H H H H 四 .
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