第十章簡化-共價(jià)鍵與分子間力

第十章共價(jià)鍵與分子間力教學(xué)基本要求：掌握現(xiàn)代價(jià)鍵理論要點(diǎn)和σ鍵、π鍵的特征雜化軌道理論基本要點(diǎn)，sp型，sp2型，sp3型雜化特征，等性、不等性雜化概念及應(yīng)用掌握分子間力類型、特點(diǎn)、產(chǎn)生原因；氫鍵形成條件、特征、應(yīng)用。了解鍵參數(shù)化學(xué)鍵(chemicalbond)：分子或晶體中相鄰兩原子或離子間的強(qiáng)烈作用力，成鍵能量約為幾十到幾百千焦每摩。chemicalbond共價(jià)鍵離子鍵金屬鍵正常共價(jià)鍵配位共價(jià)鍵

路易斯理論Lewis認(rèn)為，分子中的原子都有形成稀有氣體電子結(jié)構(gòu)的趨勢(shì)，求得本身的穩(wěn)定。達(dá)到這種結(jié)構(gòu)，可以不通過電子轉(zhuǎn)移形成離子和離子鍵來完成，而是通過共用電子對(duì)來實(shí)現(xiàn)。

如＋ClClHH

Lewis理論的貢獻(xiàn)：①提出了一種不同于離子鍵的新鍵型，②解釋了x

比較小的元素之間原子的成鍵事實(shí)。第一節(jié)現(xiàn)代價(jià)鍵理論氫分子的形成

1926年Heitler

和London

用量子力學(xué)研究氫分子的形成，解釋共價(jià)鍵的本質(zhì)。兩氫原子靠近，原子軌道重疊，核間電子云密度增大，系統(tǒng)能量降低，核間距達(dá)74pm(理論值87pm）時(shí)形成穩(wěn)定共價(jià)鍵。兩個(gè)氫原子的電子自旋相反，軌道才能重疊成鍵，稱為氫分子的基態(tài)(groundstate)。電子自旋方向相同時(shí)，軌道重疊部分的波函數(shù)ψ值相減，互相抵消，核間電子的概率密度幾乎為零，稱為氫分子的排斥態(tài)(repulsionstate)。共價(jià)鍵的本質(zhì)是電性的，是兩核間的電子云密集區(qū)對(duì)兩核的吸引力。

現(xiàn)代價(jià)鍵理論兩個(gè)原子自旋相反的單電子配對(duì)，原子軌道重疊，核間電子云密集，系統(tǒng)能量降低，形成穩(wěn)定的共價(jià)鍵。已鍵合的電子不能再形成新的化學(xué)鍵；成鍵電子的原子軌道要在對(duì)稱性匹配的條件下發(fā)生最大程度重疊。共價(jià)鍵的特性方向性：兩成鍵原子總是沿著原子軌道最大重疊的方向成鍵。飽和性：一個(gè)原子有幾個(gè)成單電子，就可以與幾個(gè)自旋相反的電子配對(duì)，形成幾個(gè)共價(jià)鍵。HCl分子形成時(shí)，圖(a)為最大重疊共價(jià)鍵的類型

σ鍵按成鍵重疊方式：

π鍵正常共價(jià)鍵按電子對(duì)來源：

配位共價(jià)鍵

σ鍵和π鍵σ鍵：原子軌道沿鍵軸（成鍵核間連線，設(shè)為x軸）以“頭碰頭”方式進(jìn)行重疊，重疊部分沿鍵軸呈圓柱形對(duì)稱分布，形成σ共價(jià)鍵。如s-s、s-px

和px-px

軌道重疊。

σ鍵：例

σ鍵特點(diǎn)：σ鍵可單獨(dú)存在于兩原子間，是構(gòu)成分子的骨架，兩原子間只可能有1個(gè)σ鍵。一般地，p-p重疊形成σ鍵（記為σp-p）比s-s重疊形成σ鍵（記為σs-s）牢固。

π鍵：

互相平行的py或pz軌道則以“肩并肩”

方式進(jìn)行重疊，重疊部分垂直于鍵軸并呈鏡面反對(duì)稱。

π鍵：例N2p-d

鍵d-d

鍵π鍵特點(diǎn)：π鍵較易斷開，化學(xué)活潑性強(qiáng)。一般它是與σ鍵共存于具有雙鍵或叁鍵的分子中。

鍵

、π鍵的差別σ鍵的軌道重疊程度比π鍵的軌道重疊程度大，因而σ鍵比π鍵牢固。所有的單鍵均為σ鍵雙鍵：一個(gè)σ鍵，一個(gè)π鍵叁鍵：一個(gè)σ鍵，兩個(gè)π鍵例：N2N≡N一個(gè)σ鍵，兩個(gè)π鍵

C2H45五個(gè)σ鍵，1個(gè)π鍵

小結(jié)：第二節(jié)雜化軌道理論價(jià)鍵理論說明了共價(jià)鍵的形成，解釋了共價(jià)鍵的方向性和飽和性，但闡明多原子分子的空間構(gòu)型卻遇到困難。PaulingL等人在價(jià)鍵理論的基礎(chǔ)上提出了雜化軌道理論（hybridorbitaltheory）。雜化軌道理論實(shí)質(zhì)上仍屬于現(xiàn)代價(jià)鍵理論，但在成鍵能力、分子的空間構(gòu)型等方面豐富和發(fā)展了價(jià)鍵理論。雜化軌道理論的要點(diǎn)在形成分子時(shí)，原子中能量相近的幾個(gè)原子軌道重新組合而形成一組新的原子軌道，這一過程稱為雜化，形成的新軌道稱為雜化軌道；雜化軌道數(shù)目等于參與雜化的原子軌道數(shù)目；軌道雜化增強(qiáng)原子軌道的成鍵能力；雜化軌道形狀一頭大一頭小的葫蘆型雜化軌道之間力圖在空間取最大夾角分布，使相互間的排斥能最小，故形成的鍵較穩(wěn)定。不同類型的雜化軌道之間的夾角不同，成鍵后所形成的分子就具有不同的空間構(gòu)型。雜化軌道類型及實(shí)例分析sp型雜化

sp雜化AB2molecules:BeCl2Be:2s2

sp2雜化

AB3molecules:BF3B:2s22p1

sp3雜化

AB4molecules:CH4C:2s22p2

sp型的三種雜化雜化類型spsp2sp3參與雜化的原子軌道1個(gè)s+1個(gè)p1個(gè)s+2個(gè)p1個(gè)s+3個(gè)p雜化軌道數(shù)2個(gè)sp雜化軌道3個(gè)sp2雜化軌道4個(gè)sp3雜化軌道雜化軌道間夾角180o120o109o28′空間構(gòu)型直

線正三角形正四面體實(shí)

例BeCl2，C2H2BF3,BCl3CH4，CCl42.等性雜化和不等性雜化等性雜化:

各個(gè)雜化軌道的形狀和能量完全相同。雜化軌道spsp2sp3s成分1/21/31/4p成分1/22/33/4不等性雜化：

參與雜化的原子軌道中存在孤對(duì)電子，則形成的雜化軌道的形狀和能量不完全相同。

sp3雜化為例電子對(duì)類型孤電子對(duì)成鍵電子對(duì)s成分>1/4<1/4p成分<3/4>3/4NH3參與雜化但不成鍵H2O參與雜化但不成鍵NH3H2O第五節(jié)分子間作用力一、分子的極性與分子的極化

1．分子的極性與鍵的極性分子的極性鍵的極性分類1、極性分子2、非極性分子1、極性共價(jià)鍵2、非極性共價(jià)鍵聯(lián)系雙原子分子兩者統(tǒng)一多原子分子兩者不一定統(tǒng)一（與電負(fù)性和分子空間構(gòu)型有關(guān)）量度電偶極矩電負(fù)性差2．電偶極矩

μ＝q·d

電偶極矩為零的分子是非極性分子，電偶極矩愈大表示分子的極性愈強(qiáng)。

非極性分子μ=0①分子中鍵均為非極性鍵②有極性鍵,但分子結(jié)構(gòu)對(duì)稱極性分子分子結(jié)構(gòu)不對(duì)稱μ>0+-+-OHHOcO180.3．分子的極化分子內(nèi)正負(fù)電荷重心發(fā)生相對(duì)位移的過程。二、vanderWaals力

取向力orientationforce極性分子相互作用誘導(dǎo)力inductionforce

極性分子和非極性分子相互作用

色散力

dispersionforce瞬間偶極誘使鄰近分子極化

vanderWaals力的特點(diǎn)：

它是靜電引力，作用能比化學(xué)鍵小1～2個(gè)數(shù)量級(jí)；它的作用范圍只有幾十到幾百pm；它不具有方向性和飽和性；大多數(shù)分子色散力為主。vanderWaals力的分布取向力誘導(dǎo)力色散力非極性分子之間√極性分子和非極性分子之間√√極性分子之間√√√例題取向力誘導(dǎo)力色散力CO2(g)無無有

He,H2O無有有CH3OH,H2O有有有HBr

氣體有有有I2,CCl4

無無有

三、氫鍵（hydrogenbond）氫鍵的形成條件X—H···YX，Y=F、O、N（虛線所示為氫鍵）

X：電負(fù)性大、半徑小

Y：電負(fù)性大、半徑小，外層有孤對(duì)電子氫鍵的特點(diǎn)氫鍵的鍵能化學(xué)鍵弱得多，一般在42kJ·mol-1

以下，它比但比vanderWaals力強(qiáng)。氫鍵具有飽和性和方向性。飽和性是共價(jià)鍵H原子通常只能形成1個(gè)氫鍵；方向性是以H原子為中心的3個(gè)原子X－H···Y盡