化學(xué)鍵和分子間作用力省公共課一等獎(jiǎng)全國賽課獲獎(jiǎng)?wù)n件

5.3化學(xué)鍵與分子間相互作用力

ChemicalBond&IntermolecularForce5.3.1化學(xué)鍵(ChemicalBond)5.3.2分子極性與分子空間構(gòu)型

(MolecularPolarityandGeometry)5.3.3分子間相互作用力

(IntermolecularForce)第1頁5.3.1化學(xué)鍵(ChemicalBond)一、化學(xué)鍵定義

(definitionofchemicalbond)不一樣外在性質(zhì)反應(yīng)了物質(zhì)不一樣內(nèi)部結(jié)構(gòu)各自內(nèi)部結(jié)協(xié)力不一樣不一樣物質(zhì)含有不一樣外在性質(zhì)化學(xué)鍵是指分子內(nèi)部原子之間強(qiáng)相互作用力。125~900kJ/mol第2頁二、化學(xué)鍵類型金屬鍵離子鍵共價(jià)鍵存在于金屬內(nèi)部化學(xué)鍵1.離子鍵:由正、負(fù)離子之間靜電引力形成化學(xué)鍵，稱為離子鍵。離子鍵特點(diǎn)●本質(zhì)是靜電引力（庫侖引力）●沒有方向性和飽和性（庫侖引力性質(zhì)所決定）即：正負(fù)離子近似看作點(diǎn)電荷，所以其作用不存在方向問題；在空間條件許可情況下，每個(gè)離子可吸引盡可能多相反離子。第3頁NaClCsClArrangementofionsincrystallinesodiumchlorideandCesiumchloride第4頁●鍵極性與元素電負(fù)性相關(guān)電負(fù)性小易形成正離子，K+、Na+→活潑金屬(如K、Na)電負(fù)性大→活潑非金屬(如F、Cl)易形成負(fù)離子，F(xiàn)-、Cl-經(jīng)典正、負(fù)離子外層電子構(gòu)型：ns2np6稱8電子構(gòu)型如K+

、Cl-:3s23p6F-、Na+：2s22p6不經(jīng)典正離子外層電子構(gòu)型還有：

9~17電子構(gòu)型，如Fe3+:3s23p63d5，Cu2+:3s23p63d918電子構(gòu)型，如Cu+:3s23p63d5，Zn2+:3s23p63d10第5頁2.共價(jià)鍵：兩原子間經(jīng)過共用電子對(duì)而形成化學(xué)鍵。電負(fù)性相同或相差不很大共價(jià)鍵本質(zhì)？●怎樣解釋形成雙鍵和叁鍵原子間共享2對(duì)、3對(duì)電子？●電子正確享用與提供電子原子軌道間存在什么關(guān)系？●能否用原子軌道在空間取向解釋分子幾何形狀？(1)原子軌道重合—價(jià)鍵理論(superpositionofatomicorbital—valencebondtheory)第6頁量子力學(xué)處理H2分子結(jié)果兩個(gè)氫原子電子自旋方式相反，靠近、重合，核間形成一個(gè)電子概率密度較大區(qū)域。系統(tǒng)能量降低，形成氫分子。核間距

R0為74pm。共價(jià)鍵本質(zhì)——原子軌道重合，核間電子概率密度大吸引原子核而成健。第7頁價(jià)鍵理論基本關(guān)鍵點(diǎn)與共價(jià)鍵特點(diǎn)價(jià)鍵理論基本關(guān)鍵點(diǎn)：未成對(duì)價(jià)電子自旋方式相反；原子軌道對(duì)稱性匹配，且最大程度地重合。ψ1與ψ2符號(hào)相同第8頁重合不能重合第9頁匹配，最大重合第10頁共價(jià)鍵特點(diǎn)：方向性飽和性:每個(gè)原子未成對(duì)電子數(shù)是一定，所以形成共用電子正確數(shù)目也就一定。HClHOHNN指原子間總是盡可能沿著原子軌道最大重合方向成鍵。第11頁①σ鍵：

原子軌道沿核間聯(lián)線方向進(jìn)行同號(hào)重合(頭碰頭)。共價(jià)鍵鍵型第12頁②π鍵：

兩原子軌道垂直核間聯(lián)線并相互平行進(jìn)行同號(hào)重合(肩并肩)。第13頁σ鍵與π鍵形成示意圖“頭碰頭”肩并肩第14頁鍵型穩(wěn)定性：σ鍵>π鍵為何？問題：相鄰兩原子間只能形成個(gè)σ鍵，但可形成個(gè)或個(gè)以上π鍵。122為何？第15頁圖2.8N2分子軌道重合圖第16頁分子中兩個(gè)原子核間平均距離分子中鍵與鍵之間夾角

這兩個(gè)參數(shù)能夠經(jīng)過X-射線單晶衍射等試驗(yàn)伎倆測(cè)量得到.①鍵長(bondlength)：②鍵角(bondangle)：二甲基嘧啶胺與ZnCl2在無水乙醇中形成配合物P-1空間群◆共價(jià)鍵參數(shù)(Covalentbondparameters)

這兩個(gè)參數(shù)決定了分子空間構(gòu)型第17頁意義：表示在一定條件下物質(zhì)原子間相互作用強(qiáng)弱。對(duì)雙原子分子：離解能D=鍵能E③鍵能(bondenergy):D1(H-OH)=498kJ·mol-1--又稱鍵解離能(D,單位，kJ·mol-1)使1molA-B(g)A(g)+B(g)所需吸收能量，E表示+D=E(H-Cl)=E(Cl-Cl)H2O(g)→H(g)+OH(g)D2

(H-O)=428kJ·mol-1OH(g)→H(g)+O(g)D

(H-Cl)=432kJ·mol-1D

(Cl-Cl)=242kJ·mol-1E(O-H)=(D1+D2)/2=463kJ·mol-1對(duì)多原子分子：鍵能指平均鍵能D再如NH3第18頁分子軌道：▲能量相近原理▲最大重合原理▲對(duì)稱性匹配成鍵三標(biāo)準(zhǔn)：決定成鍵效率決定是否能成鍵A+B→AB(2)分子軌道理論（molecularorbitaltheory）描述分子中電子運(yùn)動(dòng)波函數(shù)分子軌道特點(diǎn)：多電子、多中心—電子屬于整個(gè)分子由原子軌道線性組合而成分子軌道形成：比如第19頁處理分子軌道方法①能量最低原理；②泡利不相容原理；③洪特規(guī)則；①搞清分子軌道數(shù)目和能級(jí);電子填入分子軌道時(shí)服從以下規(guī)則：②由原子算出可用來填充這些軌道電子數(shù);③按一定規(guī)則將電子填入分子軌道。像寫原子電子分布那樣寫出分子電子組態(tài).分子軌道數(shù)目=鍵合原子軌道數(shù)之和第20頁如H2中分子軌道兩個(gè)H原子相互靠近時(shí),由兩條1s軌道組合得到能級(jí)不一樣、在空間占據(jù)區(qū)域亦不一樣兩條分子軌道.能級(jí)較低—叫成鍵分子軌道(bondingmolecularorbital)能級(jí)較高—叫反鍵分子軌道(antibondingmolecularorbital).第21頁兩個(gè)He原子(電子組態(tài)為1s2)相互靠近時(shí)發(fā)生類似情況:兩個(gè)1s原子軌道組合得到一條和一條軌道.不一樣是有4個(gè)電子而不是有2個(gè)電子待分配;4個(gè)電子恰好填滿和軌道,分子電子組態(tài)應(yīng)為.成鍵電子數(shù)與反鍵電子數(shù)相等,凈結(jié)果是產(chǎn)生吸引力與排斥力相抵消,即兩個(gè)He原子間不形成共價(jià)鍵.分子軌道理論這一判斷與He在氣態(tài)以單原子分子存在事實(shí)相一致.1s1sIncreasingenergyHe“He2”HeRelativeenergylevelsoforbitalsinHe＋He→“He2”reaction.第22頁5.3.2分子極性與分子空間構(gòu)型

(MolecularPolarityandGeometry)非極性分子(nonpolarmolecule)：一、分子極性與電偶極矩＋－極性分子(polarmolecule)：±分子極性能夠用電偶極矩(μ)來表示。1.分子極性2.(電)偶極矩

bonddipolemoment(m)m=q?l比如：m單位：C·m(庫·米)lq+q-＋－偶極子第23頁——偶極矩不但能夠說明分子極性強(qiáng)弱，還可判斷分子空間構(gòu)型。如實(shí)測(cè)H2O分子=6.17×10-30C·m，H2S分子=3.24×10-30C·m。由此可判斷：①這兩種化合物都是極性分子；③極性：H2O

>

H2S。②空間構(gòu)型必定不是直線型；說明：——是矢量，其方向從正指向負(fù)。其值可由試驗(yàn)測(cè)得?！?0分子為非極性分子；——>0分子是極性分子，↗，分子極性↗；第24頁分子偶極矩空間構(gòu)型分子偶極矩空間構(gòu)型雙原子分子N2H2HFHClCO006.073.600.37直線型直線型直線型直線型直線型三原子分子CS2CO2H2SSO2H2O003.245.446.17直線直線V字形V字形V字形四原子分子BF3NH304.90平面三角形三角錐五原子分子CH4CCl4CHCl3003.37正四面體正四面體四面體一些分子偶極矩（

×1030/C·m）和分子空間構(gòu)型分子極性與分子空間構(gòu)型相關(guān)。結(jié)論：問題：為何不一樣分子可展現(xiàn)不一樣空間構(gòu)型？分子空間構(gòu)型：指分子中各原子在空間排列組成幾何形狀。第25頁如HCl形成共價(jià)鍵。

化學(xué)鍵極性：取決于原子在分子中吸引電子能力（電負(fù)性）。同核雙原子分子——非極性共價(jià)鍵：由不一樣元素原子間形成共價(jià)鍵——極性共價(jià)鍵：H-Cl

注意：分子極性與化學(xué)鍵極性不完全一致。如(H-H)、O=O、NN、X-X等形成共價(jià)鍵。第26頁（1）空間結(jié)構(gòu)對(duì)稱分子（如CO2、CCl4）：分子極性與化學(xué)鍵極性關(guān)系：——簡單雙原子分子，鍵極性就是分子極性。（2）由極性鍵組成空間構(gòu)型不對(duì)稱分子：——復(fù)雜多原子分子，分子極性不但與鍵極性相關(guān)，而且還取決于分子空間構(gòu)型。鍵有極性，分子無極性；OHHNHHHOCOCClClClCl+–H2ONH3CO2CCl4+–6.17×10-30μ(C·m):4.90×10-3000例：NN（無極性），H－Cl（有極性）第27頁1931年，鮑林在價(jià)鍵理論基礎(chǔ)上提出了雜化軌道理論。三、分子空間構(gòu)型與雜化軌道（hybridorbital）據(jù)價(jià)鍵理論：OHHNHHHNHHH試驗(yàn)結(jié)果：OHHNHHH107?104?40?O：2s22p4N：2s22p3H：1s1H：1s1第28頁●成鍵時(shí)能級(jí)相近價(jià)電子軌道相混雜，形成新價(jià)電子軌道——雜化軌道●軌道成份變了總之，雜化后軌道●軌道能量變了●軌道形狀變了結(jié)果，當(dāng)然是更有利于成鍵啰！變了●雜化后軌道伸展方向，形狀和能量發(fā)生改變●雜化前后軌道數(shù)目不變1.雜化軌道理論基本關(guān)鍵點(diǎn)2.雜化形式等性雜化不等性雜化第29頁Be：2s2(1)sp雜化BH2空間構(gòu)型為直線形HHBespsp雜化Be采取sp雜化生成BeH2第30頁兩個(gè)sp雜化軌道第31頁B：2s22p1(2)sp2雜化BF3空間構(gòu)型為平面三角形第32頁sp2sp2雜化第33頁三個(gè)sp2雜化軌道第34頁CH4空間構(gòu)型為正四面體C：2s22p2(3)sp3雜化第35頁sp3第36頁四個(gè)sp3雜化軌道第37頁

等性spn雜化比較：雜化軌道類型spsp2sp3參加雜化原子軌道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)目234雜化軌道成份s=1/(1+n)p=n/(1+n)1/2s、1/2p1/3s、2/3p1/4s、3/4p雜化軌道間夾角180°120°109°28′空間構(gòu)型直線型平面三角形正四面體成鍵能力依次增強(qiáng)→實(shí)例BeX2、CO2、HgCl2、C2H2BX3、CO32-、C2H4CH4、CCl4、SiH4、SiCl4第38頁(4)不等性sp3雜化第39頁

第40頁判斷等性sp3雜化與不等性sp3雜化依據(jù)：（1）若參加雜化原子軌道中電子總數(shù)小于或等于原子軌道總數(shù)，則可形成等性雜化。（2）若電子總數(shù)大于軌道總數(shù)，一定有孤對(duì)電子存在，而形成不等性雜化ⅤA族ⅥA族Ⅶ

A族2如ⅡA、ⅢA、ⅣA族元素可分別形成等性sp、sp2、sp3雜化BeBCSiAlN、PO、SF、Cl、Br孤電子對(duì)數(shù)如不等性sp3雜化元素13元素舉例氫化物分子空間構(gòu)型三角錐形V形直線形第41頁sp3d雜化第42頁sp3d2雜化第43頁思索題：解釋CH4，C2H2，CO2分子構(gòu)型。已知：C2H2，CO2均為直線型；構(gòu)型為：C=CHHHH第44頁試用雜化軌道理論解釋下面問題：●NH3、H2O鍵角為何比CH4小？CO2鍵角為何是180°？乙烯為何取120°鍵角？●在BCl3

和NCl3分子中，中心原子氧化數(shù)和配體數(shù)都相同，為何二者空間分子結(jié)構(gòu)卻不一樣？Question還是雜化形式不一樣雜化形式不一樣第45頁（1）分子間力沒有方向性和飽和性；

特點(diǎn)：一、分子間力(intermolecularforce)中性原子或分子間非化學(xué)鍵相互作用力。（2）能量比化學(xué)鍵力小1～2個(gè)數(shù)量級(jí)；作用范圍?。▋H為幾百pm之間，與分子間距離7次方成反比）；（3）影響重大：對(duì)物質(zhì)熔點(diǎn)、沸點(diǎn)、溶解度、表面張力以及熔化熱、氣化熱等性質(zhì)產(chǎn)生很大影響。

本質(zhì)：屬靜電引力，它與分子極性相關(guān)。5.3.3分子間相互作用力(IntermolecularForce)分子間力通常包含范德華力和氫鍵兩種。第46頁1、范德華力（vanderWealsforces）：包含三種力（1）色散力

(dispersionforce)

因?yàn)榇嬖谒矔r(shí)偶極而產(chǎn)生相互作用力。特點(diǎn)：普遍存在（包含稀有氣體）是最主要分子間力。存在于一切分子之間。－＋＋－瞬間偶極相互靠近－＋＋－色散力第47頁誘導(dǎo)（2）誘導(dǎo)力(inductiveforce)（3）取向力(orientationforce)

影響大小原因：固有偶極越大，取向力越大。于極-非或極-極之間。

存在于極-極分子之間。＋－固有偶極＋－－＋＋－－＋誘導(dǎo)偶極誘導(dǎo)力誘導(dǎo)力存在不一樣分子間各種范德華力大小是不一樣注意：第48頁分子色散力誘導(dǎo)力取向力總和H2ArCOHIHBrHClNH3H2O0.178.498.7425.8621.9216.8214.948.9960.0000.0000.00840.11300.5021.0041.5481.9290.0000.0000.00290.0250.6863.30513.3136.380.178.498.7525.9823.0921.1329.5847.28不一樣分子間作用力比較（kJ·mol-1）第49頁2.氫鍵(hydrogenbond)（1）氫鍵形成原因

（2）形成氫鍵條件：A、分子中有H原子；B、X-H…Y中X和Y原子元素電負(fù)性大、半徑小、有孤對(duì)電子。X-HY-電負(fù)性很大電負(fù)性很大＋－－X-HY-……氫鍵是分子與分子間存在一個(gè)較強(qiáng)作用力注：氫鍵不是“化學(xué)鍵”!即X、Y只能為N、O、F，且X、Y可同可不一樣。第50頁例：含－CHO或－CO－醛、酮等有機(jī)物分子之間不可能形成氫鍵。？（3）氫鍵特點(diǎn)：A.氫鍵有飽和性和方向性H－C－HOH－C＝OH……無氫鍵但水與甲醛之間可有氫鍵？H－C－HOOHH…………OHHO＝C－HH氫鍵B.氫鍵強(qiáng)弱與X和Y電負(fù)性大小相關(guān)圖2.26水分子間氫鍵示意圖X-HY-……｛180?第51頁(4)氫鍵對(duì)化合物性質(zhì)影響

A.對(duì)熔沸點(diǎn)影響：物質(zhì)沸點(diǎn)（?C）物質(zhì)沸點(diǎn)（?C）HF20H2O100HCl-85H2S－60HBr-67H2Se-42HI-36H2Te-2使物質(zhì)熔、沸點(diǎn)升高。C.氫鍵鍵能：◆比共價(jià)鍵鍵能小得多，而與分子間力含有相同數(shù)量級(jí)?！舨灰粯臃N類原子所形成氫鍵其鍵能不一樣。B.對(duì)物質(zhì)溶解度影響

服從“相同相溶”原理。I2、Br2溶于CCl4強(qiáng)電解質(zhì)溶于水(強(qiáng)極性)中，但難溶于弱極性有機(jī)溶液(油、苯等)中“極-極相溶，非極-非極相溶”。第52頁除了HF、H2O、NH3有分子間氫鍵外，在有機(jī)羧酸、醇、酚、胺、氨基酸和蛋白質(zhì)中也有氫鍵存在。比如：甲酸靠氫鍵形成二聚體。HCOOHHOOHC除了分子間氫鍵外，還有分子內(nèi)氫鍵。比如，硝酸分子內(nèi)氫鍵使其熔、沸點(diǎn)較低。第53頁5.4晶體結(jié)構(gòu)CrystalStructure一、晶體基本類型1.離子晶體（ioniccrystal）點(diǎn)陣：面心立方晶系：立方晶系配位數(shù)：6：6點(diǎn)陣：簡單立方晶系：立方晶系配位數(shù)：8：8點(diǎn)陣：面心立方晶系：立方晶系配位數(shù)：4：4幾個(gè)常見結(jié)構(gòu)形式為：由正、負(fù)離子以離子鍵按一定方式排列而成晶態(tài)物質(zhì)特點(diǎn)：晶格能（EL）大，熔點(diǎn)、沸點(diǎn)高EL∝｜z+·z-|r++r-第54頁物質(zhì)微粒是原子，原子與原子之間以共價(jià)鍵結(jié)合成一整體2.原子晶體：金剛石原子晶體SiO2晶體原子晶體特點(diǎn)：熔、沸點(diǎn)高，硬度大SiO2化學(xué)式僅代表原子個(gè)數(shù)比第55頁3.分子晶體：物質(zhì)微粒是分子（分子內(nèi)以共價(jià)鍵結(jié)合），分子與分子之間以分子間力結(jié)合在一起CO2分子晶體H2O分子晶體分子晶體特點(diǎn)：分子間力作用弱，晶體硬度較小，熔、沸點(diǎn)較低。第56頁4.金屬晶體：金屬原子之間以金屬鍵結(jié)合而成晶體。顯然，金屬原子之間最緊密方式堆積將是最穩(wěn)定.幾個(gè)常見結(jié)構(gòu)形式為：六方密堆積立方密堆積體心立方堆積金屬鍵：金屬原子（正離子）與自由電子間作用力。第57頁5.過渡型晶體石墨層狀晶體結(jié)構(gòu)層間為分子間力硅酸鹽鏈狀晶體結(jié)構(gòu)第58頁二、晶體缺點(diǎn)

晶體缺點(diǎn)分類

晶體缺點(diǎn)對(duì)晶體導(dǎo)電性、光學(xué)、力學(xué)和機(jī)械性能以及化學(xué)反應(yīng)特征等性質(zhì)都有顯著影響，甚至?xí)霈F(xiàn)一些新功效特征。（1）按缺點(diǎn)組成和結(jié)構(gòu)可分為本征缺點(diǎn)和雜質(zhì)缺點(diǎn)；本征缺點(diǎn)－－不含有外來雜質(zhì)，僅由晶體不完善產(chǎn)生出缺點(diǎn)。主要有空位缺點(diǎn)、間隙缺點(diǎn)、錯(cuò)位缺點(diǎn)等。比如，在氟化鈉晶體中，可能本征缺點(diǎn)是弗倫克爾缺點(diǎn)，即氟離子空位和間隙氟離子形成缺點(diǎn)對(duì)。在氯化鈉晶體中可能存在本征缺點(diǎn)是肖特基缺點(diǎn)，即鈉離子和氯離子空位形成缺點(diǎn)對(duì)。雜質(zhì)缺點(diǎn)－－雜質(zhì)離子和被置換離子之間,因?yàn)殡x子半徑及電價(jià)、電負(fù)性差異產(chǎn)生缺點(diǎn)。第59頁（2）從幾何角度出發(fā)可分為點(diǎn)缺點(diǎn)、線缺點(diǎn)、面缺點(diǎn)和體缺點(diǎn)。

晶格空位