分子結(jié)構(gòu)和共價(jià)鍵理論

科賽爾提出離子鍵理論:

電負(fù)性差的兩種元素的原子之間發(fā)生了電子轉(zhuǎn)移，形成具有稀有氣體電子構(gòu)型的正負(fù)離子，正負(fù)離子之間憑借靜電引力形成離子鍵

1、對稱性

這個(gè)圖形憑借幾個(gè)幾何元素進(jìn)行某種操作后可以復(fù)原

第一種

對稱操作：旋轉(zhuǎn)

對稱元素：對稱軸

第二種

對稱操作：反映

對稱元素：對稱面

第三種

對稱操作：反演

對稱元素：對稱中心

除正八面體都沒有

正八面體和正六面體的對稱元素完全相同

s軌道

p軌道

波函數(shù)角度分布

反對稱：操作后圖形復(fù)原符號相反

d軌道

f軌道

2、路易斯理論

共價(jià)鍵理論：認(rèn)為分子中的原子都有形成稀有氣體原子的電子結(jié)構(gòu)的趨勢，求得自身的穩(wěn)定

但達(dá)到這種結(jié)構(gòu)，可以不通過轉(zhuǎn)移離子形成離子鍵來實(shí)現(xiàn)，而是通過共用電子形成共價(jià)鍵

解釋了電負(fù)性差比較小的原子之間成共價(jià)鍵的事實(shí)（電負(fù)性差很大形成離子鍵）

解釋BCL3，PCL5等非常困難

3、價(jià)鍵理論

現(xiàn)代共價(jià)鍵理論

氫分子中的化學(xué)鍵

自旋相反的電子形成電子對，體系的能量降低

熱力學(xué)討論原因

相反過程

破壞化學(xué)鍵需要吸收能量

相同自旋方式靠近，此時(shí)能量不降低（紅線）

結(jié)論

H2中的化學(xué)鍵可以認(rèn)為是電子自旋反向相反成對，使體系的能量降低

從電子云角度來考慮

可以認(rèn)為H的1s電子云再兩核之間重疊

電子再兩核之間出現(xiàn)的概率大，形成負(fù)電區(qū)

兩核吸引核間負(fù)電區(qū)，使兩個(gè)原子結(jié)合在一起

共價(jià)鍵的形成

條件：

①兩個(gè)電子所在的原子軌道能量接近，對稱性相同

②于是體系能量減低，形成化學(xué)鍵

③一對電子形成一個(gè)共價(jià)鍵。

④形成的共價(jià)鍵越多，則體系的能量越低，形成的越穩(wěn)定，盡可能多的形成共價(jià)鍵

N2的例子，三個(gè)共價(jià)鍵

CO的例子，三個(gè)共價(jià)鍵，但有特殊性

共價(jià)鍵稱為共價(jià)配位鍵

形成條件：

①一個(gè)原子中有孤對電子，

②另一個(gè)原子中有可與孤對電子所在軌道相互重疊的空軌道

在形成共價(jià)鍵，單電子亦可以由對電子分開而得到

激發(fā)

需要吸收能量，從能量角度來說不利

成鍵放出的能量補(bǔ)償了激發(fā)吸收的能量

同時(shí)也可以解釋PCL5的成鍵

共價(jià)鍵的飽和性和方向性

共價(jià)鍵的數(shù)目由單電子數(shù)目決定，包括原有的和激發(fā)的，所以共價(jià)鍵具有飽和性

共價(jià)鍵的數(shù)目，決定共價(jià)化合物中元素的化合價(jià)，即單電子數(shù)目

化合價(jià)的正與負(fù)取決于元素的電負(fù)性的大小

微觀概念，需要和分子的結(jié)構(gòu)相結(jié)合

各原子軌道在空間的分布方向固定，為使成鍵軌道在對稱性一致基礎(chǔ)上最大程度的重疊，需要具有方向性

分子軌道理論中對稱性一致不用考慮正負(fù)對不對上

價(jià)鍵理論一般寫成正對正

不能形成共價(jià)鍵

4、共價(jià)鍵的鍵型

“頭碰頭”

反對稱

”肩并肩“

以N2為例

5、鍵參數(shù)

化學(xué)鍵簡單表述的物理量

鍵能

多原子分子求鍵能

NH3為例

為什么D1>D2>D3？

鍵長

分子中成鍵兩原子核之間的距離叫鍵長

鍵長越小，化學(xué)鍵越強(qiáng)

鍵角

鍵角是分子中鍵軸和鍵軸之間的夾角

在多原子分子中才涉及鍵角

鍵角是決定分子幾何構(gòu)型的重要因素

6、雜化軌道理論（已知構(gòu)型去解釋為什么有這種構(gòu)型）

經(jīng)過激發(fā)，原子軌道不一致

在成鍵過程中，軌道之間的夾角是怎樣形成的？

價(jià)鍵理論難以解釋

雜化軌道理論則可以解釋

雜化概念

在形成多原子分子的過程中，中心原子的若干能量相近的原子軌道重新組合，形成一組新的原子軌道

過程：軌道的雜化

新的軌道：原子軌道

獨(dú)立

雜化軌道的數(shù)目、形狀、成分和能量

①數(shù)目等于參加雜化的軌道的數(shù)量

實(shí)質(zhì)就是波函數(shù)的線性組合，得到新的波函數(shù)——雜化軌道的波函數(shù)

②軌道角度分布

sp軌道 1/2s 1/2p

sp2軌道 1/3s 2/3p

s和p之間形成的雜化軌道，其能量高于s，低于p

其中p的成分越多能量越高

③空間分布

sp雜化 兩條軌道 直線型分布

sp2雜化 三條軌道 正三角形

sp3雜化 四條軌道 正四面體

sp3d雜化 5條軌道 三角雙錐

sp3d2雜化 6條軌道 正八面體

用雜化軌道理論解釋構(gòu)型

sp雜化

①sp雜化

BeCl2

CH3

乙炔 一個(gè)1鍵，2個(gè)2鍵

CO2 直線型

結(jié)論

①分子構(gòu)型由1鍵決定

②2鍵在1鍵基礎(chǔ)上形成

②sp2雜化

BCl3 正三角形

乙烯

有一個(gè)1鍵，有一個(gè)2鍵，所以是雙鍵

苯 平面正六邊形

這與實(shí)驗(yàn)不同

離域Π鍵

③sp3雜化

CH4 正四面體

1鍵決定了構(gòu)型，2和3都是在1的基礎(chǔ)上形成的

spd雜化

①sp3d 雜化

PCl5 三角雙錐型

②sp3d2雜化

SeF6 八面體

等性雜化 雜化軌道能量相等

不等性雜化 雜化軌道能量不相等

不看沒參加雜化的軌道

與中心成鍵的配體不同，也將影響鍵角，從而導(dǎo)致各條雜化軌道的成分和能量不相等。

H2O

孤電子對的作用，負(fù)電比較集中，迫使成鍵鍵角變小

NH3

7、價(jià)層電子對互斥理論（面對化合物判斷幾何構(gòu)型）

應(yīng)用范圍：

①ABn型分子及離子

②可以歸為ABn型的分子及離子

A稱為中心

B稱為配體

n為配體的個(gè)數(shù)

配體B均與A由鍵聯(lián)關(guān)系

A和B一般為主族元素的原子