无机化学《分子结构》教案[ 教学要求]1 ．掌握离子键和共价键的基本特征和它们的区别。

2 ．掌握价键理论，杂化轨道理论。

3 ．掌握分子轨道理论的基本内容。

4 ．了解分子间作用力及氢键的性质和特点。

[ 教学重点]1 ．VSEPR2 ．VB 法3 ．MO 法[ 教学难点]MO 法[ 教学时数] 8 学时[ 主要内容]1 ．离子键：离子键的形成、离子的特征（电荷，半径，构型）2 ．共价键：价键理论－电子配对法（本质，要点，饱和性，方向性，类型σ 键、π 键）。

3 ．杂化轨道理论：杂化轨道理论的提出，杂化轨道理论的基本要点，杂化轨道的类型- sp 、spd 等各种类型及举例。

4 ．分子轨道理论：分子轨道理论的基本要点，分子轨道的能级图，实例- 同核：H2、He 、O2、F2、N2；异核：NO 、HF 。

5 ．共价键的属性：键长，键角，键能，键级。

6 ．分子间的作用力和氢键。

[ 教学内容]2-1 化学键参数和分子的性质分子结构的内容是：分子组成、分子空间结构和分子形成时的化学键键参数：用各种不同的化学量对化学键的各种属性的描述。

键能：在101.3KPa ，298K 下，断开1molAB 理想气体成 A 、B 时过程的热效应，称AB 的键能，即离解能。

记为△H ° 298 （AB ）A ─B (g) =A (g) +B (g) △H° 298 （AB ）键能的一些说明：对双原子分子，键能即为离解能，对多原子分子，键能有别于离解能。

同种化学键可能因环境不同键能有很大差异。

对同种化学键来说，离解产物的稳定性越高，键能越小。

产物的稳定性可以从电荷的分散程度、结构的稳定性来判断。

键能越大键越稳定，对双原子分子来说分子就越稳定或化学惰性。

成键原子的半径越小，其键能越大，短周期中的元素的成键能力与其同族元素长周期的相比键能肯定要大得多。

在同一周期中，从左到右原子半径减小，可以想见其成键能力应增大。

但F-F 、O-O 、N-N 单键的键能反常地低，是因为其孤电子对的斥力引起。

一般单键键能不如双键键能，双键键能不如叁键键能。

但双键和叁键的键能与单键键能并无简单的倍数关系。

一般来说，原子间形成的第一个键最稳定，第二个键次之，第三个键最小，若有第四个键则更小。

对双原子分子间形成的键：同核双原子分子同族元素从上到下键能下降，因为原子半径增大而成键能力下降；异核双原子分子在核间距一样（或几乎一样）时，电负性相差越大，键越稳定。

双原子分子可用生成热求得键能；多原子分子可用键能近似求得反应热。

H2O (g) =H (g) +OH (g) D (H-OH) =500.8KJ/molOH (g) =H (g) +O (g) D (H-O) =424.7KJ/molHCOOH (g) =HCOO (g) +H (g) D (HCOO-H) =431.0KJ/molD (NH2-H) =431 D (NH-H) =381 D (N-H) =360若一个原子与多个相同原子形成多个化学键则一般有: D1 >D2 >D3>…>D n , 但说到键能则是其平均值。

2 键长键长：成键两原子的核间的平衡距离。

之所以用平衡距离是因为分子处于振动之中，核间距离在不断变化之中。

原子核间距离越短，化学键越稳定。

键长也受环境影响, 一般来说, 成键原子环境电负性越强键越短。

F3Si-Cl d=200pm H3Si-Cl d=205pmH2ClSi-Cl d=202pm Cl3Si-Cl d=201pm3 键角键角：同一分子中键与键的夹角。

键角与成键原子的成键轨道有关，在成键轨道确定时还决定于成键原子的价层电子键角用于说明分子的空间结构，对分子的性质尤其是物理性质有推导作用。

过小的键角（~90 ) 意味着分子张力大，稳定性下降。

4 键的极性由于成键两原子的正负电荷中心不重合而导致化学键的极性。

正负电荷重心不重合的化学键称极性键。

正负电荷重心重合的化学键叫非极性键。

一般来说，对同原子形成的化学键，若其所处环境相同，则形成非极性键，异原子形成化学键则肯定是极性键。

离子键是最强的极性键。

对共价键来说，极性越大，键能越大。

5 分子的性质分子的极性是由化学键的极性引起，组成分子的化学键若都无极性，则分子肯定无极性；而若组成分子的化学键有极性，则要看分子的结构情况以判断有无极性，若整个分子的正负电荷重心得合则无极性，否则有极性。

分子极性的大小用偶极矩来衡量：μ=q.d 其中q 为点电荷，单位为库仑；d 为点电荷间距离，单位是m,μ 为偶极矩，单位是 C.m 。

对双原子分子来说，点电荷间的距离就是核间距。

偶极矩和核间距均可由实验测得，故可推出其离子性大小。

电负性差值越大，极性越大，双原子分子的偶极矩越大；虽然偶极矩还与核间距有关，但核间距起次要作用。

CO 的偶极矩特殊。

6 分子的磁性任何物质都会产生一个反抗外磁场的磁场，也即抗磁性。

某些有成单电子的物质来说，除了产生抗磁性外，成单电子还会沿着外磁场产生一个顺磁场，且产生的这个磁场比抗磁场要大得多，所以表现为顺磁性，这类物质称顺磁性物质。

无成单电子，则只有抗磁性而无顺磁性，这类物质称抗磁性物质。

不论抗磁性物质还是顺磁性物质，当外磁场消失时，其诱导磁场消失。

而另有一类物质，在外磁场作用下产生比一般的顺磁性要大得多的磁场，且在外磁场消失时，而诱导磁场不完全消失，即有记忆，这类物质称为铁磁性物质。

分子的磁性对顺磁性物质而言，其产生的磁矩如果只考虑纯自旋贡献，不考虑轨道贡献和旋轨道偶合时有如下关系：2-2 离子键化学反应的发生在能量上肯定有利。

离子化学物形成必然伴随电子得失，只有活泼的金属和活泼的非金属之间可形成离子键。

离子型化合物形成过程中最重要的能量变化──晶格能玻恩- 哈伯循环──分析离子化合物形成过程能量变化玻恩- 哈伯循环举例△f H NaCl =-411KJ/molS=106.5 D=247 I=495E A =-376 △H 1 =-526 △H 2 =-243△f H NaCl =S+D/2+I+E A+△H1+△H2U =△H1+△H2晶格能从玻恩- 哈伯循环中不难分析出，对离子化合物稳定性的贡献最主要来自△H 和△H2，这两项合称晶格能。

对离子化合物来说，晶格能对化合物的稳定性不言而喻，故常温下，离子化合物一般不可能是气体和液体，只能是固体。

晶格能：气态离子从无限远处接近最后形成固体离子化合物的过程中释放的能量。

是离子化合物稳定性的量度。

晶格能无法直接测得，只有通过热力学循环求得。

对纯离子化合物来说，离子电荷越高，晶格能越大；离子半径越小，晶格能越高。

有：U ∝Z + Z - /(r + +r - )电荷高的晶格能大，电荷一样时看离子半径和，离子半径之和小的晶格能大。

离子化合物的键能（离解能）：-(I+E A +△H1 )离子键离子键的本质：原子或原子团发生电子得失而形成正负离子，通过正负离子间的静电作用：F=Z + Z - /d2离子从无限远处靠近形成离子晶体而作的功。

离子键包括同号离子间的斥力和异号离子间的引力。

阴阳离子不可能无限靠近，离子的核外电子以及原子核间都有强烈相互作用，最后在一适当距离达到平衡，即斥力和引力相等。

离子键的特征因离子的电荷是球形对称的，故只要空间条件允许，可尽可能多地吸引异号电荷的离子，离子键没有饱和性。

在离子晶体中，每个正离子吸引晶体内所有负离子，每个负离子也吸引所有正离子。

异号离子可沿任何方向靠近，在任何位置相吸引，故离子键没有方向性。

不可能有100% 的离子键；成键原子电负性差值越大，离子键成分越高。

离子键成分超过50% 的化学键为离子键，此时电负性相差约为 1.7 。

含离子键的化合物为离子化合物。

离子键百分数和离子键强弱是两码事，与化学键的强弱也无直接关系。

2-3 共价键Lewis,G.N. 原子价的电子理论，分子趋向于形成共用电子对来满足8e 结构Heitler,W. 和London,F 应用量子力学处理H2，Pauling,L 发展这一成果，创立了现代价键理论：Valence Bond Theory (VBT) 。

Milliken 和Hund,F 也应用量子力学，从另一角度出发，处理了H2+而创立了分子轨道理论：Molecular Orbital Theory (MOT) 。

1 现代价键理论成键两原子必须有能量较低的成单电子；成键时成单电子必须自旋方向相反，在核间电子云密度最大形成稳定化学键；共价键有饱和性，成单电子的数目就是成键数目；共价键有方向性，沿轨道方向重叠可产生最大重叠，形成的键最稳定；在所有轨道中只有s 轨道无方向性，只有s 轨道之间形成的键无方向性。

化学键σ 键：沿电子云最大方向头碰头重叠而形成的化学键。

头碰头方式重叠是最有效的重叠，故形成的化学键最稳定。

S 轨道无方向性，故有s 轨道参与形成的化学键一定是σ 键。

π 键：成键两原子在已形成σ 键的情况下其它轨道不可能再以头碰头方式重叠，可以肩并肩方式重叠形成π 键。

肩并肩重叠不如头碰头重叠有效，故π 键稳定性一般不如σ 键。

π 键是两原子间形成的第二、第三键。

S 轨道只参与形成σ 键一种，p 轨道可以形成σ 键和π 键两种键，d 轨道可以形成σ 键、π 键和δ 键三种键， f 轨道能否成键尚未有定论。

σ 键和π 键轨道的杂化Pauling 指出，原子轨道在成键时并不是其原型，而是将参与成键的几个轨道重新组合成数目相同的等价（简并）轨道，这个过程称杂化。

只有能量相近的轨道才能进行杂化；杂化后的轨道形状和能量完全一样，但方向不同；杂化前后轨道总数目不变；杂化以后的轨道电子云更加集中在某一方向上，故其成键能力强于未杂化的轨道。

杂化轨道只能填充孤电子对或σ 键上电子；杂化是原子成键前的轨道行为，与该原子的价层电子数目无关。

杂化类型杂化的几点说明杂化类型决定于成键中心原子的价轨道和成键时的方式。

如价轨道为1s ，则因只有一个轨道故谈不上杂化，价轨道为ns np ，则有四个轨道，最多可有四个轨道参与杂化最多形成四个σ 键，若价轨道为ns np nd 或(n-1)d ns np ，则可多于四个轨道参与杂化；价轨道指明了最多可杂化的轨道数目。

若中心原子与其它同一原子形成多个化学键，只有一个键是由杂化轨道形成的，其它成键轨道须从价轨道中扣除。

杂化轨道只用于形成σ 键或孤电子对。

若中心原子的价电子数目多于价轨道时形成不等性杂化，即部分价电子以孤电子对进入杂化轨道。

此类杂化一般只发生在中心原子价轨道为四个时若以不等性杂化方式成键，则成键键角会发生变化，其规律如下：孤电子对(lone pair) 只受中心原子约束故电子云伸展范围大；成键电子对(bonding pair) 受两个原子约束电子云伸展区域小。