分子結(jié)構(gòu)和性質(zhì)

第十章分子結(jié)構(gòu)和性質(zhì)第十章化學(xué)鍵與分子結(jié)構(gòu)(Chemicalbondandstructureofmolecules)離子鍵的形成及其本質(zhì)離子鍵特征和離子構(gòu)型(重點)離子晶體的性質(zhì)離子極化論初步(難點)離子鍵理論學(xué)習(xí)目標(biāo)1、了解離子鍵的形成過程：原子得失電子形成陰陽離子。2、理解離子鍵的本質(zhì)特性：靜電引力作用、無方向性和飽和性。3、記住常見離子類型：知道常見離子的構(gòu)型和性質(zhì)。5、掌握離子極化理論：能理解離子極化的影響。4、掌握離子晶體的性質(zhì)：能根據(jù)離子特征分析晶體性質(zhì)。引言分子是化學(xué)反應(yīng)的基本單元化學(xué)鍵

化學(xué)鍵——分子中原子間存在的將原子結(jié)合成分子的相互作用力.分子的性質(zhì)決定于化學(xué)鍵和分子的結(jié)構(gòu)研究意義重大定域鍵離域鍵

定域鍵——定位于兩個原子之間的化學(xué)鍵，如NaCl,HF中的鍵.

離域鍵——由多個原子共用電子形成的多中心鍵，如CO32-,CO2中的鍵.離子鍵一般是由兩原子相互得失電子而形成,因此是典型的定域鍵.只要求了解離子鍵的形成△rHm=419KJ靜電引力-eK+KFF-+e△rHm=-328KJEm=-640KJF-K+總的熱效應(yīng)=-549KJ所以,由K和F原子可以形成穩(wěn)定的KF離子化合物你知道哪些離子化合物,能否舉例?離子鍵的形成及其本質(zhì)金屬原子非金屬原子金屬陽離子失去電子吸熱過程陰離子或原子團得到電子放熱過程離子鍵離子化合物放熱過程

離子鍵——陰陽離子通過靜電引力形成的化學(xué)鍵.靜電引力學(xué)習(xí)目標(biāo)：理解離子鍵的本質(zhì)離子鍵的本質(zhì)Staticgravitation離子鍵強弱的影響因素顯然,離子化合物的穩(wěn)定性與其整個形成過程的熱效應(yīng)有關(guān),而陰陽離子間的靜電引力作用(離子鍵)是最關(guān)鍵因素.金屬原子金屬陽離子吸熱非金屬原子陰離子或原子團放熱離子化合物放熱過程靜電引力你能根據(jù)靜電引力推斷影響離子鍵能的因素?E=Z陰Z陽e2/(4Лε0Re)練習(xí):判斷下列離子化合物的離子鍵鍵能強弱

NaClNaBr;MgONa2Oq+q-dNa2O熔點:920℃MgO熔點:2800℃思考:共價鍵具有方向性和飽和性,離子鍵呢?學(xué)習(xí)目標(biāo)：理解離子鍵的特征除了與周圍幾個異號電荷離子發(fā)生靜電作用外,離子還可與較遠的異號離子相互吸引,只是距離越遠,作用力越弱.三種典型離子晶體的配位比NaCl(6:6)CsCl(8:8)ZnS(4:4)既然每個離子晶體的配位數(shù)一定,為何又說離子鍵無飽和性呢?離子鍵的本質(zhì)靜電引力無方向性無飽和性離子極化理論初步(polarization)每層中,每個碳原子以三個sp2雜化軌道與相鄰另外三個碳原子形成三個鍵任何分子都有變形的性能。②鍵能小E(F－HF)28kJ·mol－1離域鍵——由多個原子共用電子形成的多中心鍵，如CO32-,CO2中的鍵.8-17不飽和電子構(gòu)型除了分子間氫鍵外，還有分子內(nèi)氫鍵。Z↑，U↑例：U(NaCl)<U(MgO)思考:共價鍵具有方向性和飽和性,離子鍵呢?色散力與分子極化率有關(guān)。(Chemicalbondandstructureofmolecules)后者有9個d電子，該類電子對核的屏蔽小，Cu的原子核更容易對外來陰離子產(chǎn)生誘導(dǎo)而使其變形。AgFAgClAgBrAgI指原子的相對數(shù)目不能以小整數(shù)比來表示的化合物.Z↑，U↑例：U(NaCl)<U(MgO)

離子的電荷離子的特征正離子的電荷通常為+1、+2，最高為+3、+4，負離子電荷一般為-1、-2，達到-3、-4的多數(shù)為酸根離子。

離子的構(gòu)型——(一般指陽離子)8電子構(gòu)型——ns2np618或18+2電子構(gòu)型——ns2np6nd10或ns2np6nd10(n+1)s29-17不飽和電子構(gòu)型——ns2np6nd1-9離子的構(gòu)型對離子鍵有何影響？學(xué)習(xí)目標(biāo)：知道離子的幾種構(gòu)型，能理解離子構(gòu)型對離子鍵的影響Al：Z=13Al3+：1s22s22p61s2s2p3s3pAl→Al3+8電子構(gòu)型——ns2np6Cu→Cu1+Cu+：1s22s22p63s23p63d10Cu：Z=292s1s2p3s3d4s3p18e構(gòu)型——ns2np6nd10Cu→Cu2+Cu2+：1s22s22p63s23p63d9Cu：Z=292s1s2p3s3d4s3p8-17不飽和電子構(gòu)型As：1s22s22p63s23p63d104s23p318+2電子構(gòu)型As3+：1s22s22p63s23p63d104s2離子極化理論初步(polarization)極化后的離子+未極化的離子離子極化現(xiàn)象：——由于外電荷或外電場的誘導(dǎo)作用而使離子的電子云發(fā)生“變形”，偏離原來的球形分布的現(xiàn)象。你能看出來離子極化的結(jié)果是什么嗎?

離子鍵

部分共價鍵離子極化結(jié)果：由于電子云發(fā)生變形而偏離球形，離子之間的電子云發(fā)生一定程度的重疊，離子鍵部分轉(zhuǎn)化成共價鍵。極化能力可極化性——使其它離子的電子云發(fā)生變形的能力.——由于其它離子的誘導(dǎo)作用,本身電子云發(fā)生變形的能力,也叫變形性或可極化能力.離子電荷越高,極化能力就越();離子的半徑越大,可極化性或變形性就越();陽離子失去電子,半徑較小,其變形性較(),同時由于正電荷密度大，極化能力（）。陰離子得電子，半徑普遍較大,可極化性(),因此一般只考慮陽離子的極化能力,陰離子的可極化性。思考與練習(xí)一、填空二、分析討論NaCl是典型離子型化合物，而AlCl3和HCl是共價型化合物，原因是什么？

大強大小強學(xué)習(xí)目標(biāo)：理解離子極化理論，會靈活運用極性分子之間有三種力，并以色散力為主，僅僅極性很大的H2O分子例外。任何分子都有變形的性能。兩個極性分子相互靠近時，由于同極相斥、異極相吸，分子發(fā)生轉(zhuǎn)動，并按異極相鄰狀態(tài)取向，分子進一步相互靠近。Z↑，U↑例：U(NaCl)<U(MgO)分子的偶極矩與鍵矩的關(guān)系：——使其它離子的電子云發(fā)生變形的能力.極性分子之間除了有取向作用以外，還有什么作用？指原子的相對數(shù)目不能以小整數(shù)比來表示的化合物.所以,由K和F原子可以形成穩(wěn)定的KF離子化合物——具有代表性的最小單元1分子的偶極矩和極化率指原子的相對數(shù)目不能以小整數(shù)比來表示的化合物.①鍵長特殊：F－HF270pm例如，硝酸的分子內(nèi)氫鍵使其熔、沸點較低。離子構(gòu)型對離子極化有無影響？有何影響？8電子構(gòu)型——ns2np618或18+2電子構(gòu)型——ns2np6nd10或ns2np6nd10(n+1)s28-17不飽和電子構(gòu)型——ns2np6nd1-9陽離子構(gòu)型8電子構(gòu)型﹤8-17電子構(gòu)型﹤18或18+2電子構(gòu)型

陽離子使陰離子變形的能力（極化能力）提示：根據(jù)半徑和d、f電子屏蔽小來分析

兩者都是三個電子層，但后者核電荷數(shù)高，核對外圍電子引力大，因而半徑更小，正電荷密度更高；后者有9個d電子，該類電子對核的屏蔽小，Cu的原子核更容易對外來陰離子產(chǎn)生誘導(dǎo)而使其變形。以Ca2+和Cu2+為例Ca2+：1s22s22p63s23p6Cu2+：1s22s22p63s23p63d9AgFAgClAgBrAgI離子鍵共價鍵解釋下列現(xiàn)象：KFKClKBrKI離子鍵離子鍵

K+的電荷低，半徑又不很小，對所有陰離子的極化能力都很弱，因此陰離子難變形，上述化合物均為離子型。

Ag+的電荷雖低，但屬于18電子構(gòu)型，極化能力強，而F-半徑小，難變形，故屬于離子型，但隨陰離子半徑增大，變形性增強，因而鍵型逐漸變成共價型。離子半徑離子電荷離子構(gòu)型離子鍵的影響因素總結(jié)

離子晶體及其性質(zhì)

晶體——微觀粒子在空間規(guī)則排列形成的具有一定幾何形狀的固體。離子晶體——NaClMgF2CaCO3K2SO4等晶體間作用力是離子鍵，離子鍵鍵能一般較大離子鍵無方向性

離子晶體的質(zhì)點是陰陽離子

你能解釋離子晶體為何具有這樣的性質(zhì)嗎？離子晶體特征具有較高的熔點和沸點脆性，機械加工性能差固體不具有導(dǎo)電性溶液或熔融物可導(dǎo)電三種典型的離子晶體每個晶胞中離子的數(shù)目配位比：6:6——具有代表性的最小單元

晶胞Na+NaCl晶胞晶胞中離子的個數(shù)：配位比：8:8晶胞中離子的個數(shù)：配位比：4:4熔點/℃405714782876利用海水制備電解鎂(純度要求達到99.99%)共價鍵離子鍵海水沉鎂一次除雜二次除雜深度除水三次除雜熔融電解高純電解鎂氯化鎂除雜后解釋堿土金屬氯化物的熔點變化規(guī)律：熔點/℃405714782876962離子極化對化合物性質(zhì)的影響①鍵型改變共價鍵離子鍵②晶型改變

AgClAgBrAgIr+/r-0.6950.630.58理論上晶型NaClNaClNaCl實際上晶型NaClNaClZnS配位數(shù)664③性質(zhì)改變例如；溶解度AgCl>AgBr>AgINaCl易溶于水，CuCl難溶于水。

————在標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)下，使一摩爾離子晶體變?yōu)闅怏w正離子和氣態(tài)負離子時所吸收的能量稱為晶格能，用U

表示。晶格能U(g)Cl+(g)NaNaCl(s)-+例如：Born-Haber循環(huán)K(g)Br(g)U-+KBr(s)+升華焓電離能氣化熱電子親和能則：U·mol-1=89.2kJ·mol-1=418.8kJ·mol-1=15.5kJ·mol-1=96.5kJ·mol-1=-324.7kJ·mol-1=-689.1kJ·mol-1=295.3kJ·mol-1上述數(shù)據(jù)代入上式求得：+++++=影響晶格能的因素：①離子的電荷(晶體類型相同時)②離子的半徑(晶體類型相同時)③晶體的結(jié)構(gòu)類型④離子電子層結(jié)構(gòu)類型Z↑，U↑例：U(NaCl)<U(MgO)R↑，U↓例：U(MgO)>U(CaO)離子電荷數(shù)大,離子半徑小的離子晶體晶格能大,相應(yīng)表現(xiàn)為熔點高、硬度大等性能。晶格能對離子晶體物理性質(zhì)的影響：10.4.1分子的偶極矩和極化率

分子晶體10.4.3

氫鍵10.4.2分子間的吸引作用1.分子的偶極矩(μ)：用于定量地表示極性分子的極性大小。極性分子

μ≠0非極性分子μ=0雙原子分子：多原子分子：同核：O3（V字形）式中q為極上所帶電量，l為偶極長度。10.4.1分子的偶極矩和極化率異核：HX分子的偶極矩與鍵矩的關(guān)系：極性鍵構(gòu)成的雙原子分子：分子偶極矩=鍵矩多原子分子的偶極矩=鍵矩的矢量和，例如：μ(SF6)=0，鍵矩互相抵消，

μ(H2O)≠0，鍵矩未能抵消。分子的偶極矩μ(×10－30C·m)2.分子的極化率：用于定量地表示分子的變形性大小。分子的變形性大小指的是正電中心與負電中心發(fā)生位移(由重合變不重合，由偶極長度小變偶極長度大)。外因：外加電場愈強，分子變形愈厲害；內(nèi)因：分子愈大，分子變形愈厲害。影響分子變形性大小的因素：分子的極化率α(×10－40C·m2·V－1)非極性分子的瞬時偶極之間的相互作用分子間具有吸引作用的根本原因：任何分子都有正、負電中心；任何分子都有變形的性能。由于瞬時偶極而產(chǎn)生的分子間相互作用。10.4.2分子間的吸引作用1.色散作用(色散力)：一大段時間內(nèi)的大體情況色散力與分子極化率有關(guān)。α大,色散力大。每一瞬間2.誘導(dǎo)作用(誘導(dǎo)力)：決定誘導(dǎo)作用強弱的因素：極性分子的偶極矩：

μ愈大，誘導(dǎo)作用愈強。非極性分子的極化率：

α愈大，誘導(dǎo)作用愈強。分子離得較遠分子靠近時由于誘導(dǎo)偶極而產(chǎn)生的分子間相互作用。兩個極性分子相互靠近時，由于同極相斥、異極相吸，分子發(fā)生轉(zhuǎn)動，并按異極相鄰狀態(tài)取向，分子進一步相互靠近。3.取向作用(趨向力)：兩個固有偶極間存在的同極相斥、異極相吸的定向作用稱為取向作用。分子離得較遠趨向誘導(dǎo)思考：1.取向作用的大小取決于什么因素？2.極性分子之間除了有取向作用以外，還有什么作用？晶體的分類分子間力是三種吸引力的總稱，其大小一般為幾kJ·mol－1，比化學(xué)鍵小1－2個數(shù)量級。分子間的吸引作用(×10－22

J)分子間力的特點：不同情況下，分子間力的組成不同。例如，非極性分子之間只有色散力；極性分子之間有三種力，并以色散力為主，僅僅極性很大的H2O分子例外。分子間力作用的范圍很小(一般是300－500pm)。分子間作用力較弱，既無方向性又無飽和性。解釋堿土金屬氯化物的熔點變化規(guī)律：例如：甲酸靠氫鍵形成二聚體。思考:共價鍵具有方向性和飽和性,離子鍵呢?兩者都是三個電子層，但后者核電荷數(shù)高，核對外圍電子引力大，因而半徑更小，正電荷密度更高；Cu+：1s22s22p63s23p63d102、理解離子鍵的本質(zhì)特性：靜電引力作用、無方向性和飽和性。晶體的缺陷對晶體的物理、化學(xué)和力學(xué)性質(zhì)會產(chǎn)生重要影響.除了HF、H2O、NH3有分子間氫鍵外，在有機羧酸、醇、酚、胺、氨基酸和蛋白質(zhì)中也有氫鍵的存在。石墨具有層狀結(jié)構(gòu)，稱為層狀晶體。離子電荷數(shù)大,離子半徑小的離子晶體晶格能大,相應(yīng)表現(xiàn)為熔點高、硬度大等性能。陰離子得電子，半徑普遍較大,可極化性(),因此一般只考慮陽離子的極化能力,陰離子的可極化性。思考:共價鍵具有方向性和飽和性,離子鍵呢?As：1s22s22p63s23p63d104s23p3你知道哪些離子化合物,能否舉例?離域鍵——由多個原子共用電子形成的多中心鍵，如CO32-,CO2中的鍵.分子量色散作用分子間力沸點熔點水中溶解度HeNeArKrXe小大小大小大小大低高小大決定物質(zhì)的熔、沸點、氣化熱、熔化熱、蒸氣壓、溶解度及表面張力等物理性質(zhì)的重要因素。分子間力的意義：10.4.3氫鍵HFHClHBrHI極化率小大色散作用弱強沸點低高HF為何反常的高？原因——存在氫鍵。

HF分子中，共用電子對強烈偏向電負性大的F原子一側(cè)。在幾乎裸露的H原子核與另一個HF分子中F原子的某一孤對電子之間產(chǎn)生的吸引作用稱為氫鍵。沸點/0C19.9－85.0－66.7－

氫鍵的形成條件：分子中有H和電負性大、半徑小且有孤對電子的元素(F，O，N)形成氫鍵。①鍵長特殊：F－HF270pm②鍵能小E(F－HF)28kJ·mol－1③具有飽和性和方向性氫鍵的特點：除了HF、H2O、NH3有分子間氫鍵外，在有機羧酸、醇、酚、胺、氨基酸和蛋白質(zhì)中也有氫鍵的存在。例如：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。例如，硝酸的分子內(nèi)氫鍵使其熔、沸點較低。石墨具有層狀結(jié)構(gòu)，稱為層狀晶體。

層狀晶體層間為分子間力

第五節(jié)混合型晶體特點:結(jié)點間存在兩種或兩咱以上的結(jié)和力.如石墨.石墨晶體中,同時存在層間的分子間力,層內(nèi)碳原子間的共價鍵和類似金屬鍵的非定域鍵.每層中,每個碳原子以三個sp2

雜化軌道與相鄰另外三個碳原子形成三個鍵每個碳原子還有一個p電子,其軌道與片層垂直,p電子“肩并肩”重疊,整個片層內(nèi)形成一個鍵,又稱為大鍵.它是一種非定域鍵.第七節(jié)晶體的缺陷一、晶體的缺陷結(jié)構(gòu)缺陷指在晶體中,粒子排列時出現(xiàn)的偏離理想規(guī)則的現(xiàn)象,屬于幾何缺陷點缺陷:

線缺陷