化學(xué)競賽基礎(chǔ)-化學(xué)鍵與分子結(jié)構(gòu).ppt

無機化學(xué)1 化學(xué)鍵與分子結(jié)構(gòu),基本內(nèi)容和重點要求,返回,1 離子鍵理論 2 共價鍵理論 3 金屬鍵理論 4 分子間作用力,理解共價鍵的飽和性和方向性及鍵和鍵的區(qū)別；掌握雜化軌道理論的要點，并說明一些分子的構(gòu)型；掌握分子軌道理論的基本要點，同核雙原子分子和異核雙原子分子的分子軌道式及能級圖；掌握分子的極化，分子間力及氫鍵等。,1.3 離子特征,（1）離子的電荷,（2）離子的電子層構(gòu)型,電荷高，離子鍵強,正離子的電子層構(gòu)型大致有5種 1） 2電子構(gòu)型 2） 8電子構(gòu)型 3） 18電子構(gòu)型 4）（18+2）電子構(gòu)型 5） 9 17電子構(gòu)型,在離子的半徑和電荷大致相同條件下，不同構(gòu)型的正離子對同種負 離子的結(jié)合力的大小規(guī)律： 8電子層構(gòu)型的離子917電子層構(gòu)型的離子 18或18+2電子層構(gòu)型的離子,在離子的半徑和電荷大致相同條件下，不同構(gòu)型的正離子對同種負離子的結(jié)合力的大小規(guī)律： 8電子構(gòu)型離子 917電子構(gòu)型離子 18或18+2電子構(gòu)型的離子,（3）離子半徑,離子半徑概念 將離子晶體中的離子看成是相切的球 體，正負離子的核間距 d 是 r + 和 r 之和 。,d 值可由晶體的 X 射線衍射實驗測定得到， 例如 MgO d = 210 pm 。,1927 年，Pauling 把最外層電子到核的距離，定義為離子半徑。并利用有效核電荷等數(shù)據(jù)，求出一套離子半徑數(shù)值，被稱為 Pauling 半徑 。,教材上兩套數(shù)據(jù)均列出。在比較半徑大小和討論變化規(guī)律時，多采用 Pauling 半徑 。,= d MgO = 210 132 = 78 ( pm ) 這種半徑為哥德希密特半徑 。,1926 年，哥德希密特 ( Goldschmidt ) 用光學(xué)方法測得了 F 和 O 2 的半徑，分別為 133 pm 和 132 pm。 結(jié)合 X 射線衍射所得的 d 值，得到一系列離子半徑。,離子半徑的變化規(guī)律,a ) 同主族從上到下，電子層增加，具有相同電荷數(shù)的離子半徑增加。 Li + Na + K + Rb + Cs + F Cl Br I,b ) 同周期的主族元素，從左至右離子電荷數(shù)升高，最高價離子半徑減小。 Na + Mg 2 + Al 3 + K + Ca 2 +,過渡元素，離子半徑變化規(guī)律不明顯 。,c ) 同一元素，不同價態(tài)的離子，電荷高的半徑小。 如 Ti 4 + Ti 3 + ； Fe 3 + Fe 2 + 。,d ) 負離子半徑一般較大；正離子半徑一般較小 。,e ) 周期表中對角線上，左上的元素和右下的元素的離子半徑相近 。,1.5 晶格能,定義-互相遠離的氣態(tài)正、負離子結(jié)合生成1 mol 離子晶體時所釋放的能量，用 U 表示。 Na + ( g ) + Cl ( g ) = NaCl ( s ) U = -rHm 晶格能 U 越大，則形成離子鍵得到離子晶體時放出的能量越多，離子鍵越強。,晶格能測定：玻恩 哈伯循環(huán) ( Born Haber Circulation ),Born 和 Haber 設(shè)計了一個熱力學(xué)循環(huán)過程，從已知的熱力學(xué)數(shù)據(jù)出發(fā)，利用Hess定律計算晶格能。,以NaCl為例， Born-Haber循環(huán),U = -fH0 + S +1/2 D + I - E = -(-411)+109+121+496-349 = 788 kJ mol-1,2. 影響晶格能的因素, 離子的電荷(晶體類型相同時), 離子的半徑(晶體類型相同時),Z，U 例：U(NaCl)U(MgO),R，U 例：U(MgO)U(CaO),共價鍵的方向性和飽和性,共價鍵的數(shù)目由原子中單電子數(shù)決定，包括原有的和激發(fā)而生成的。 例如氧有兩個單電子，H 有一個單電子，所以結(jié)合成水分子時，只能形成 2 個共價鍵。C 最多能與 4 個 H 形成共價鍵。原子中單電子數(shù)決定了共價鍵的數(shù)目。即為共價鍵的飽和性。,各原子軌道在空間分布方向是固定的，為了滿足軌道的最大程度重疊，原子間成的共價鍵，當(dāng)然要具有方向性。,(d) 其它雜化類型 如 s-p-d型,sp3d 雜化 三角雙錐型；sp3d2雜化 八面體型（ 如SF6 ）,S,F,F,F,F,F,F,+,+,+,+,+,+,_,_,_,_,_,_,正八面體,(3) 等性雜化與不等性雜化,有單電子的 sp3 雜化軌道與 H 的 1s 成鍵，有對電子的 sp3 不成鍵，為孤對電子，故 H2O 分子呈 V 字形結(jié)構(gòu) 。HOH 鍵角本應(yīng) 10928 ，但由于孤對電子的斥力，該角變小，為10445 。, sp3雜化軌道分為等性sp3雜化和不等性sp3雜化,等性雜化: 雜化軌道空間構(gòu)型與分子的空間構(gòu)型一致,不等性sp3雜化：雜化軌道中既含有單電子，又含有成對電子，形成分子時中心原子有孤電子對存在,等性sp3雜化：雜化軌道中只含單電子，不含成對電子,不等性雜化: 雜化軌道空間構(gòu)型與分子的空間構(gòu)型不一致,注意：,（）只有能量相近的原子軌道才可進行雜化，雜化指中心原子而言，配體一般不雜化（ABn）； （）雜化軌道數(shù)等于參加雜化的原子軌道數(shù)； （）分子中有鍵時，形成鍵的原子軌道不發(fā)生雜化,例：為什么PCl5能夠穩(wěn)定存在，而NCl5不能存在? 答：P是第三周期元素，價電子構(gòu)型是3s23p3，另有空的3d軌道，在與氯化合時，P的1個3s電子激發(fā)到3d 空軌道上，進而發(fā)生sp3d雜化形成5個sp3d雜化軌道，并各填充1個電子。P原子利用5個sp3d雜化軌道與5個Cl原子成鍵，形成穩(wěn)定的三角雙錐形的PCl5分子。N是第二周期元素，價電子構(gòu)型是2s22p3，價電子層沒有d軌道，只有3個單電子，因此不能形成NCl5分子。,2) 確定價電子對的幾何構(gòu)型(雜化軌道的幾何構(gòu)型),價電子對數(shù) 幾何構(gòu)型 結(jié) 構(gòu),雜化類型,sp,sp2,sp3,sp3d,sp3d2,如： BrF3 分子的幾何構(gòu)型,價電子對數(shù) = (7 + 13)/2 =5,BrF3分子幾何構(gòu)型推斷：價層電子對斥力最小,價電子對的幾何構(gòu)型：三角雙錐,3個F原子在中心原子Br周圍的可能排布方式有3種,90孤對-孤對 0 1 0 90孤對-成對 4 3 6 90成對-成對 2 0 0,最終BrF3結(jié)構(gòu)為(a)，“T”形,夾角90， 120 ,180 ,(a) PF5,例：判斷下列分子的幾何形狀,(b) XeF4,平面四邊形（正方形）,價電子對數(shù)與配位原子數(shù)相同 三角雙錐型,價電子對數(shù)與配位原子數(shù)不同,價電子對數(shù)：5,價電子對數(shù)： 6,對于價電子對數(shù)與配位原子數(shù)不同的: 分子的空間構(gòu)型由價電子對數(shù) 和孤電子對數(shù)共同決定,3)中心原子和配位原子的電負性大小,中心原子電負性大者，鍵角較大；配位原子電負性大者，鍵角較小。,a中心原子的電負性越大,成鍵電子對離中心原子越近，成鍵 電子對之間距離變小，排斥力增大，鍵角變大。 例如：NH3、PH3、AsH3，中心原子電負性減小，鍵角越來越小。 b配位原子的電負性越大，鍵角越小。例如NH3中的HNH大于NF3中的,NH3比PH3的鍵角大是因為P的電負性較N小，PH3中的成鍵電子云 比NH3中的更偏向于H，同時P-H鍵長比N-H鍵長大，這樣導(dǎo)致 PH3中成鍵電子對之間的斥力減小，孤對電子對成鍵電子的斥力 使H-P-H鍵角更小。,在NH3中成鍵的電子對都靠近電負性較大的氮原子一邊，在氮原子 處成鍵電子的相互排斥較強。但是，在NF3中成鍵的電子對都被拉 向電負性較大的氟原子一邊（“遠離”中心原子），在氮原子處成 鍵電子的相互排斥較弱.,1930年，由美國R.S.Mulliken和德國的Hund提出 強調(diào)分子中的電子在整個分子的勢場中運動（非定域鍵） 而VB法的共價鍵局限于成鍵兩原子之間，是“定域鍵”。,分子軌道由原子軌道線性組合而成 分子軌道由原子軌道線性組合而成。分子軌道的數(shù)目與參與組合的原子軌道數(shù)目相等。 H 2 中的兩個 H ，有兩個 1s ，可組合成兩個分子軌道 ： MO = c1 1 + c2 2 ， * MO = c1 1 c2 2 電子的排布也遵從原子軌道電子排布的原則 每一個分子軌道都有一相應(yīng)的能量和圖象,1) 分子軌道的概念,把分子作為一個整體，電子在整個分子中運動，每種運動狀態(tài)也可用波函數(shù)來描述。每個波函數(shù)代表一個分子軌道，不同的分子軌道具有不同的能量E ，分子軌道的能量也是量子化的。,原子軌道和分子軌道都可用相應(yīng)的波函數(shù)()來描述,區(qū)別：原子軌道是單中心的；分子軌道是多中心的，電子在分子軌道中運動是圍繞多個原子核進行的,原子軌道用 s, p, d, f來表示； 分子軌道用、來表示。,2.4 分子軌道理論（MO法）,（1）理論要點,2）分子軌道由原子軌道線性組合而成,組合前后軌道總數(shù)不變，即有多少個原子軌道參與組合，就形成多少個分子軌道。,線性組合是復(fù)雜的數(shù)學(xué)處理過程，相當(dāng)于波的疊加，疊加后一半為成鍵軌道(、) ，一半為反鍵軌道(*、*) 。, 成鍵分子軌道(、） 原子軌道有符號， 符號相同時，彼此重疊組成成鍵分子軌道，成鍵分子軌道的形成，使分子能量降低；有利于分子的形成。, 反鍵分子軌道(*、*) 原子軌道符號相反時組成反鍵分子軌道，反鍵分子軌道的形成，使分子能量升高；不利于分子的形成。,原子軌道沿鍵軸“頭碰頭”重疊組合成 分子軌道，以“肩并肩”的方式組合成分子軌道,另外，有些分子軌道基本上保留了原子軌道的性質(zhì)和能量，電子填充時不會引起體系能量的改變，對成鍵沒有貢獻，這樣的分子軌道稱為非鍵分子軌道,對于由相同的原子軌道組成的這幾種分子軌道能量從高到低的順序是： 反鍵軌道非鍵軌道成鍵軌道,各分子軌道的能量之和等于形成這些分子軌道的各原子軌道的能量之和，即軌道的能量是守恒的,（2） 原子軌道線性組合的類型 s-s重疊、s-p重疊、p-p重疊、p-d重疊、d-d重疊,(3) 線性組合的原則,原子軌道必須滿足以下3個原則，才能有效組成分子軌道。 對稱性匹配； 能量相近； 軌道最大重疊。,對稱性一致原則 對核間連線呈相同的對稱性的軌道可以進行線性組合。 除上述的 s s ，p p 之外 ，還有 s px 沿 x 方向的組合， 兩者的對稱性一致。組成 分子軌道。,s s “頭碰頭”重疊形成分子軌道,py py “肩并肩”重疊形成分子軌道,p*,p,原子軌道形成分子軌道時，形成一半成鍵軌道，一半反鍵軌道。 反鍵軌道（ *、*)核間電子密度較低，能量升高。 成鍵軌道（ 、 ）核間電子密度較高，能量降低；,能量相近原則, 只有能量相近的原子軌道才能組合成有效的分子軌 道，而且原子軌道的能量越接近，組合的效率越高,如：第二周期同核雙原子分子中，1s-1s，2s-2s，2p-2p能量分別相等，可組合形成相應(yīng)的分子軌道； 而1s-2s、1s-2p因為能量相差太大，不能有效組合, 最大重疊原則, 在符合對稱性匹配原則的條件下，能量相近的原子軌道重疊程度越大，成鍵分子軌道能量越低，形成的化學(xué)鍵越強，分子越穩(wěn)定。,三個原則中，對稱性匹配是首要條件，它決定原子軌道是否能有效組成分子軌道，而能量相近原則和最大重疊原則只是影響組合效率。,(a) 2s和2p能級差較大,(b) 2s和2p能級相差較小,第二周期同核雙原子分子軌道能級圖,原子軌道 分子軌道 原子軌道,原子軌道 分子軌道 原子軌道,1s*1s2s*2s2px2py=2pz*2py=*2pz*2px,O2 ，F(xiàn)2,1s*1s2s*2s2py=2pz 2px *2py=*2pz*2px,第二周期其他同核雙原子分子的分子軌道能級排列順序,分子軌道能級排列順序,（4）同核雙原子分子的分子軌道能級圖,對于N、C、B來說，由于2s和2p原子軌道能級相差較小，必須考慮2s和2p軌道之間的相互作用，以致造成2p能級高于2p能級的顛倒現(xiàn)象。,H2 分子軌道圖,分子軌道式 ( 1s ) 2,電子填充在成鍵軌道中，能量比在原子軌道中低 。 這個能量差就是分子軌道理論中化學(xué)鍵的本質(zhì) 。,可用鍵級表示分子中鍵的個數(shù) 鍵級 = ( 成鍵電子數(shù) 反鍵電子數(shù) ) / 2 H2 分子中，鍵級 = ( 2 0 ) / 2 = 1 （單鍵 ）,N2 分子軌道圖,三 鍵 一個 鍵，兩個 鍵,O2分子軌道中的電子排布表示式為： O2：(1s)2(1s*)2 (2s)2(2s*)2(2px)2 (2py)2(2pz)2 (2py*)1(2pz*)1,如：O(1s22s22p4) ， O2共有16個電子,或O2KK( 2s) 2 ( 2s* ) 2 (2p ) 2 ( 2p ) 4 ( 2p* ) 2 ,KK ：表示K層（1層）已滿,O O2 O,鍵級(簡寫為B.O.),分子中成鍵電子數(shù)和反鍵電子數(shù)之差（即凈成鍵電子數(shù)）的一半定義為分子的鍵級,分子的鍵級(B.O. ),分子的鍵級越大，則鍵長越短，鍵能越大，化學(xué)鍵越強，相應(yīng)的分子就越穩(wěn)定。鍵級為0，分子不存在,如：H2 分子的電子排布為(1s)2， 鍵級=（2-0）/2=1，,而He2 分子的電子排布為(1s)2(1s*)2，鍵級=（2-2）/2=0,所以H2 分子穩(wěn)定存在 ，He2 分子不能穩(wěn)定存在,單、雙、叁鍵的鍵級1、2、3,（6）分子軌道理論的應(yīng)用,1) 鋰(1s22s1)， Li2分子有6個電子， 分子軌道中電子排布為：Li2 ：(1s)2(1s*)2(2s)2,用分子軌道理論討論一些第二周期元素的雙原子分子的結(jié)構(gòu)和性質(zhì),B.O.=(2-0)/2=1,Li2穩(wěn)定存在,2) 鈹(1s22s2), Be2分子有8個電子 分子軌道表示式為：Be2 ：(1s)2(1s*)2 (2s)2(2s*)2,B.O.=(2-2)/2=0,Be2不穩(wěn)定存在,) 氮(1s22s22p3)，N2分子共有14個電子，其中有10個是價電子,分子軌道表示式為： N2 ：KK(2s)2(2s*)2(2py)2(2pz)2(2px)2,鍵級(B.O.)=(8-2)/2=3，很穩(wěn)定 .,無單電子, 抗磁性,穩(wěn)定性: N2 N2+,NN,N2+: 鍵級(B.O.)=(7-2)/2=2.5,有單電子, 順磁性,O2KK( 2s) 2 ( 2s* ) 2 (2p ) 2 ( 2p ) 4 ( 2p* ) 2 ,4) 氧(1s22s22p4) O2分子共有16個電子，, O2分子中含兩個未成對電子，是順磁性物質(zhì). 成鍵軌道和相應(yīng)反鍵*軌道空間方位一致，構(gòu)成一個三電子鍵,O2分子中1個鍵，2個3電子鍵，二個三電子鍵鍵級為1，總鍵級為2,鍵級(B.O.)=(8-4)/2=2,例：為什么O2+比O2的鍵能大，而N2+比N2鍵能小？試用MO法說明。,O2 KK(2s)2(2s*)2(2p)2(2p)4(2p*)2，鍵級2 O2+ KK(2s)2(2s*)2(2p)2(2p)4(2p*)1，鍵級2.5 N2 KK(2s)2(2s*)2 (2p)4(2p)2， 鍵級3 N2+ KK(2s)2(2s*)2 (2p)4(2p)1， 鍵級2.5 O2變?yōu)镺2+是從反鍵軌道失去1個電子，鍵級增大，鍵能也增大；而N2變?yōu)镹2+是失去成鍵軌道1個電子，鍵級減小，所以鍵能也減小。,例題:寫出O2，O2+，O2-的分子電子構(gòu)型，并判斷它們穩(wěn)定性。,解：,鍵級： O2: (6-2)/2=2順磁性 O2+: (6-1)/2=2.5 O2-: (6-3)/2=1.5; 穩(wěn)定性O(shè)2+O2 O2-,2.5 鍵參數(shù)與分子的性質(zhì),（1） 鍵級,鍵級=（成鍵電子數(shù)-反鍵電子數(shù)）/2,（2）鍵能,AB ( g ) A ( g ) + B ( g ) H = EAB 對于雙原子分子，鍵能 EAB 等于解離能 DAB 。但對于多原子分子，則要注意鍵能與解離能的區(qū)別與聯(lián)系。如 NH3 ：,NH3 ( g ) H ( g ) + NH2 ( g ) D1 = 435.1 kJmol1 NH2 ( g ) H ( g ) + NH ( g ) D2 = 397.5 kJmol1 NH ( g ) H ( g ) + N ( g ) D3 = 338.9 kJmol1,E NH = = 390.5 ( kJmol1 ),化學(xué)鍵的結(jié)合能一般在 1.0 10 2 kJ mol1 數(shù)量級，而分子間力的能量只有幾個 kJ mol1 。,(1) 取向力 極性分子之間的永久偶極 永久偶極作用稱為取向力， 它僅存在于極性分子之間， F 2 。,4.2 分子間作用力 （范德華力）,分子偶極矩越大，取向力越強。,(2) 誘導(dǎo)力 誘導(dǎo)偶極 永久偶極之間的作用稱為誘導(dǎo)力。 極性分子作為電場，使非極性分子產(chǎn)生誘導(dǎo)偶極或使極性分子的偶極增大（也產(chǎn)生誘導(dǎo)偶極），這時誘導(dǎo)偶極與永久偶極之間產(chǎn)生誘導(dǎo)力。因此誘導(dǎo)力存在于極性分子與非極性分子之間，也存在于極性分子與極性分子之間。,誘導(dǎo)力存在于： 極性分子與非極性分子之間，極性分子與極性分子之間。,分子越容易極化變形，產(chǎn)生的誘導(dǎo)力就越大,(3) 色散力,瞬間偶極 瞬間偶極之間有色散力。 由于各種分子均有瞬間偶極，故色散力存在于極性分和極性分子，極性分子和非極性分子及非極性分子和非極性分子之間 。,色散力普遍存在于各種分子之間（極性分子之間、極性與非極性分子之間、非極性分子之間 ）,色散力不僅存在廣泛，而且在分子間力中，色散力經(jīng)常是重要的。下面的數(shù)據(jù)可以說明這一點。,kJmol1 取向力 誘導(dǎo)力 色散力 Ar 0 0 8.49,HCl 3.305 1.104 16.82,極性分子之間 三種力均有 極性與非極性分子之間 誘導(dǎo)力，色散力 非極性分子之間 色散力,取向力、誘導(dǎo)力和色散力統(tǒng)稱范德華力，具有以下的共性： a ) 永遠存在于分子之間； b ) 力的作用很?。?c ) 無方向性和飽和性； d ) 是近程力，F(xiàn) 1 / r7； e ) 經(jīng)常是以色散力為主。,He、Ne、Ar、Kr、Xe 從左到右原子半徑（分子半徑）依次增大，變形性增大，色散力增強，分子間結(jié)合力增大，故 b. p. 依次增高?？梢姡兜氯A力的大小與物質(zhì)的 m. p. ，b. p. 等物理性質(zhì)有關(guān)。,一般：結(jié)構(gòu)相似的同系列物質(zhì)，相對分子質(zhì)量越大, 分子變形性越大,分子間力越強，熔、沸點越高。,例：解釋：室溫下CI4是固體，CCl4是液體，CH4和CF4是氣體,CCl4、CH4、CF4、CI4是構(gòu)型相同的非極性分子晶體，質(zhì)點間的作用力-色散力是決定物質(zhì)熔沸點的主要因素，相對分子質(zhì)量越大，色散力就愈大，而相對分子量最大的CI4色散力最大，熔沸點最高，所以常溫下CI4為固體，CCl4是液體，CH4、CF4是氣體。,HF, HCl, HBr, HI 熔沸點?,4.3 離子極化,離子在電場中產(chǎn)生誘導(dǎo)偶極的現(xiàn)象稱為離子極化現(xiàn)象。,離子具有變形性，所以可以被電場極化。 離子作為帶電微粒，自身又可以起電場作用，去使其它離子變形。離子這種能力稱為極化能力。 故離子有二重性：變形性和極化能力。,(1) 影響變形性的因素 簡單離子 r 大則變形性大，故陰離子的變形性顯得主要。陽離子中只有 r 相當(dāng)大的如 Hg 2 + ，Pb 2 + ，Ag + 等才考慮其變形性。,復(fù)雜陰離子變形性小 SO4 2 ，ClO4 ，NO3 r 雖大，但離子對稱性高，中心 氧化數(shù)又高，拉電子能力強，不易變形。,電荷數(shù)的代數(shù)值越大，變形性越小，如 Si 4 + Al 3 + Mg 2 + Na+ ( Ne ) F O 2,電子構(gòu)型，外層（次外層）電子越多，變形性越大。 Na+ Cu+ ； Ca 2 + Cd 2 +,綜合考慮，變形性大的有 I，S2，Ag+，Hg2 +，Pb2 + ； 變形性小的有 Be 2 +，Al 3 +，Si 4 +，SO4 2 等。,(2) 影響極化能力的因素 極化能力的實質(zhì)是離子作為電場時電場強度的體現(xiàn)。 r 小則極化能力強，因此 Na + K + Rb + Cs + ， Li + 的極化能力很大，H 的體積和半徑均極小，故極化能力最強。,r 相近，電荷相同時，外層電子數(shù)越多，極化能力越強。原因是18電子層的離子，其最外電子層中的d電子對原子核有 較小的屏蔽作用（s，p,d鉆穿效應(yīng)下降），有效電荷高。 Pb 2 +，Zn 2 + ( 18，18 + 2 ) Fe 2 +，Ni 2 + ( 9 17 ) Ca 2 +，Mg 2 + ( 8 e ),r 相近時，電荷數(shù)越高極化能力越強 。 Mg 2 + ( 8e，65 pm ) Ti 4 + ( 8e，68 pm ),(3) 離子極化對化學(xué)鍵類型的影響 離子鍵是離子之間的引力。正離子的電子轉(zhuǎn)移給了負離子。當(dāng)極化能力強的正離子和變形性大的負離子接近時，發(fā)生極化現(xiàn)象。負離子的電子云變形，即負離子的電子被拉向兩核之間，使兩核間的電子云密度增大。于是離子鍵的百分數(shù)減少，共價鍵的百分數(shù)增大，離子鍵向共價鍵過渡。,離子極化的結(jié)果使離子晶體中出現(xiàn)離子對或分子單位 ，離子晶體向分子晶體過渡。這種過渡則使得物質(zhì)的熔點，沸點降低，在水中的溶解性降低。,從離子鍵強度考慮， Al 2 O3 + 3 對 2 應(yīng)比 MgO + 2 對 2 的離子鍵強 ，m. p. 高。但事實并非如此。 這說明了 Al 2O 3 的共價成份比 Mg O 大。,離子鍵和共價鍵不是絕對的。離子鍵與共價鍵之間的聯(lián)系可以通過下面的例題得到說明。,從離子極化理論考慮，因為 Al 3 + 的極化能力強，造成Al 2O3 比 MgO 更傾向于分子晶體 。,例 1 測得 KBr 的 = 10.41 D，鍵長 282 pm，通過計算，說明鍵的離子性百分數(shù)。,解： 282 pm = 2.82 1010 m ，即 2.82 ，由 = qd， 故 q = / d = 10.41 / ( 4.8 2.82 ) = 0.77 ( 電子的電量 ） 在 K+，Br 上的電荷不是 + 1，1，而是 0.77，其余電荷為共用，即為共價成份。故鍵的離子性百分數(shù)為 77 。,(4) 相互極化 Al2O3 中 Al 3 + 對 O 2 施加電場作用，使 O 2 變形，當(dāng)然 O 2 對 Al 3 + 也有極化能力。但 Al 3 + 變形性極小，故這部分作用不必考慮；但正離子若不是 8 e 的 Al 3 +，而是 ( 18 + 2 ) e 、18 e 的正離子，不考慮自身的變形性則是不行的。,討論 Zn I2 Cd I2 Hg I2 三者的離子極化問題， 若只考慮 Zn 2 +，Cd 2 +，Hg 2 + 對 I 的極化作用，應(yīng)得出 Zn I2 的極化程度最大的結(jié)論。因為三者的電荷相等，電子層結(jié)構(gòu)相同，而 Zn 2 + 的 r 最小。,既考慮陽離子對陰離子的極化，又考慮陰離子對陽離子的極化，總的結(jié)果稱相互極化 。,但這與實驗結(jié)果是不相符的。,即 Zn I2 的熔點，沸點低，而 Hg I2 的熔點，沸點高 。,結(jié)論： 在遇到陽離子為 Pb 2 +，Ag +，Hg 2 + 等時，要注意用相互極化解釋問題。,原因在于沒有考慮 Zn 2 +，Cd 2 +，Hg 2 + 的變形性，沒有考慮相互極化。Zn 2 + 的變形性最小， Hg 2 + 的變形性最大。故相互極化的總結(jié)果是 Hg I2 最大。 Zn I2，Cd I2，Hg I2 從左到右，熔點和溶解度依次降低 。,HNO3 分子中， H 對與其鄰近的氧原子的極化，與 N ( V ) 對這個氧原子的極化作用的效果相反。,我們稱 H 的極化作用為反極化作用，就是與 N ( V ) 的極化作用相比較而言的。,由于 H 的極化能力極強，這種反極化作用導(dǎo)致 O N 鍵結(jié)合力減弱，所以硝酸在較低的溫度下將分解，生成 NO2 。,4 HNO3 4 NO2 + 2 H2O + O2,Li + 的極化能力次于 H ，但強于 Na + ，故穩(wěn)定性關(guān)系有 HNO3 LiNO3 NaNO3 結(jié)論：一般含氧酸的鹽比含氧酸穩(wěn)定，例如 H2SO3，H2S2O3 等得不到純品，但其鹽是比較穩(wěn)定的。,硝酸及其鹽的穩(wěn)定性遠高于亞硝酸及其鹽 ； AgNO3 444 分解 ， AgNO2 140 分解。 其原因就是 N ( V ) 的極化能力比 N ( III ) 的極化能力強 ，或者說抵抗 Ag + ，H+ 等陽離子的反極化作用的能力強。,以上是從陽離子的反極化能力考慮問題。若陽離子相同，則化合物的穩(wěn)定性將取決于中心的極化能力或說抵抗反極化作用的能力。,結(jié)論：高價含氧酸及其鹽比（同一中心的）低價含氧酸及其鹽穩(wěn)定。,化學(xué)鍵型的改變直接影響到物質(zhì)的性質(zhì) 1）化合物的溶解度降低 極化共價成份增多(電子云重疊增加) 難溶于水 如：AgFAgClAgBrAgI 溶解度依次降低 再例如： Ag+的化合物大多是難溶的，S2-大多是難溶的。,（6）離子極化對化合物性質(zhì)的影響,2）導(dǎo)致化合物的顏色加深 如： ZnI2 CdI2 HgI2 無色 黃綠 紅色 AgX的顏色變化。 S2-的化合物大都顏色較深。 （可見光波長： = 400730nm 能量 E = 3.101.71ev）,這是因為電荷躍遷吸收了一部分可見光，反射出互補色的光電荷躍遷（S2-Hg2+或I-Cd2+等）是一種允許的躍遷，對光有很強的吸收，吸收譜帶的摩爾吸收率很大，數(shù)量級通常在104左右，發(fā)生這種躍遷的物質(zhì)常出現(xiàn)較深顏色.,規(guī)律： 極化程度越大，可認為軌道重疊越多，能級越接近，電荷躍遷越易進行，物質(zhì)顏色越深。,3）物質(zhì)的熔、沸點降低、穩(wěn)定性等 FeCl2 和FeCl3 何者熔點高。 類似的例子很多。,FeCl2FeCl3,第五節(jié) 考點突破,5.1 路易斯結(jié)構(gòu)式的書寫 5.2 共軛大鍵 5.3 d-p 鍵 5.4 等電子體 5.5 鍵級的算法,5.1 路易斯結(jié)構(gòu)式的書寫,Lewis G. N. 在1916年假定化學(xué)鍵所涉及的每一對電子處于兩個相鄰原子之間為其共享，用AB表示。 雙鍵和叁鍵相應(yīng)于兩對或三對共享電子. 分子的穩(wěn)定性是因為共享電子對服從“八隅律”(octet rule).,如何表示共價鍵的形成？路易斯結(jié)構(gòu)式,路易斯用元素符號之間的小黑點表示分子中各原子的鍵合關(guān)系，代表一對鍵電子的一對小黑點亦可用“”代替。路易斯結(jié)構(gòu)式能夠簡潔地表達單質(zhì)和化合物的成鍵狀況。,路易斯結(jié)構(gòu)式的書寫步驟,1、按原子的鍵合關(guān)系寫出元素符號并將相鄰原子用單鍵連接。在大多數(shù)情況下,原子間的鍵合關(guān)系是已知的。例如： NO2中的鍵合關(guān)系不是NOO, 而是ONO。,2、將各原子的價電子數(shù)相加, 算出可供利用的價電子總數(shù)。如果被表達的物種帶有電荷, 則價電子總數(shù)應(yīng)減去正、負電荷數(shù)。,3、計算需要的共價鍵數(shù)。,比如HNO3,寫出來的結(jié)構(gòu)要滿足：H周圍2個價電子，每個O周圍8個價電子； N周圍8個價電子。實際總共有1+6*3+5=24個價電子 。,2+8*4=34；（34-24）/2=5,可以計算出要有5根共價鍵,孤對電子的對數(shù)：（24-5*2）/2=7,4、書寫共價鍵和孤對電子時，使其盡可能滿足科賽爾的“八隅律”：原子傾向于共用電子而使其外層達到8e外層。 可將一些單鍵改為雙鍵 或叁鍵。,結(jié)構(gòu)式的表示：,鍵合電子用線連,孤對電子用小黑點,比如HNO3,H-O一根，N-O三根，還有一根，把某個N-O變?yōu)殡p鍵。 H-O-N=O | O,按照共價鍵的定義，我們可以發(fā)現(xiàn)N只用了4個電子，還剩一個， 即其周圍尚有9個電子；一個O周圍只有7個電子。這時需要調(diào)劑一 下：把N上的電子給O就好了嗎！,于是有兩種說法： 一種說法，是把“ | ”認為一種特殊的共價鍵，即不是由兩個成鍵原子分別提供一個價電子成鍵，而是有某原子單方面提供價電子，另一個不提供價電子。這樣N上價電子全部用光，O滿足了8電子。 另一種說法，是認為共價鍵還是普通的，只不過N把一個電子送 給O，這樣N帶部分正電荷，O帶部分負電荷。 比較發(fā)現(xiàn)兩種說法其實一樣：只不過一種是通過鍵來給電子，另一 種直接給。,H-O-N=O | O,寫出氯酸根離子 的路易斯結(jié)構(gòu)式。,Cl 原子的電負性小于 O 原子，意味著不存在 OO 之間的鍵合. 合理的排布應(yīng)該如下所示：,Question 1,Solution,寫出 NO+ 離子的路易斯結(jié)構(gòu)式。,NO+ 離子只可能有一種排布方式，見下圖最左邊一個：,Question 2,Solution,寫出 BF4- 離子的 Lewis 結(jié)構(gòu)。,Question 3,Solution,SiF62-，PCl5 和 SF6 中的中心原子價層 電子數(shù)分別為 12，10 和 12 (超價化合物)。,對于 氧分子的結(jié)構(gòu)，顯然后兩種表示方法對。,有些物種的合理結(jié)構(gòu)能寫出不止一個。鮑林的共振論應(yīng)運而生 。,共振結(jié)構(gòu)式的書寫,要正確寫出共振結(jié)構(gòu)式，應(yīng)符合下列幾條規(guī)則：, 共振結(jié)構(gòu)式之間只允許鍵和電子的移動，而不允許原子核位置的 改變。, 所有的共振結(jié)構(gòu)式必須符合Lewis結(jié)構(gòu)式。, 所有的共振結(jié)構(gòu)式必須具有相同數(shù)目的未成對電子。,穩(wěn)定性：共價鍵多者穩(wěn)定；中性分子穩(wěn)定于電荷分離體系；電荷分布與原子電負性一致者穩(wěn)定；分子對稱性高者穩(wěn)定等。,練習(xí)：請寫出HN3的路易斯共振結(jié)構(gòu)式,成鍵數(shù)為(2616)/25，孤對電子對數(shù)為(1652)/23。,當(dāng)Lewis結(jié)構(gòu)式不只一種形式時，如何來判斷這些Lewis結(jié)構(gòu)式 的穩(wěn)定性呢？如HN3可以寫出三種可能的Lewis結(jié)構(gòu)式？,形式電荷=（母體原子的價電子數(shù)）（孤對電子的數(shù)目） （ 鍵的數(shù)目）,Lewis結(jié)構(gòu)式中的形式電荷QF,N上有5個價電子，成了3個鍵，還有1個未成鍵電子， 形式電荷是：5-1-3=+1 左邊O上有6個價電子，成了2個鍵，還有4個未成鍵電子， 形式電荷是6-4-2=0 右邊O上有6個價電子，成了1個鍵，還有6個未成鍵電子， 形式電荷是6-6-1=-1,Lewis 結(jié)構(gòu)式穩(wěn)定性的判據(jù),對于HN3,形式(I)、(III)中形式電荷小，相對穩(wěn)定，而形式(II)中形式電荷高， 而且相鄰兩原子之間的形式電荷為同號，相對不穩(wěn)定，應(yīng)舍去。,a在Lewis結(jié)構(gòu)式中，QF應(yīng)盡可能小，若共價分子中所有原子的 形式電荷均為零，則是最穩(wěn)定的Lewis結(jié)構(gòu)式； b兩相鄰原子之間的形式電荷盡可能避免同號。,穩(wěn)定性的判據(jù)：,那么通過QF的判斷，應(yīng)保留最穩(wěn)定和次穩(wěn)定的幾種Lewis結(jié)構(gòu)式， 它們互稱為共振結(jié)構(gòu)。例如： HNNN，,HNNN, 互稱為HN3的共振結(jié)構(gòu)式。,(1) 可以判斷Lewis結(jié)構(gòu)式的穩(wěn)定性； 例如：氰酸根離子OCN比異氰酸根離子ONC穩(wěn)定。,Lewis結(jié)構(gòu)式的應(yīng)用（Application of Lewis structures）,(2) 可以計算多原子共價分子的鍵級； 如上面的HN(a)N(b)N(c)中，,HNNN，,HNNN,N(a)N(b) 之間的鍵級 = (1 +2) / 2 = 3 / 2 ， N(b)N(c) 之間的鍵級= (2 +3) / 2 = 5 / 2,C6H6（苯）的共振結(jié)構(gòu)式為 ， 其CC鍵級= (1 +2) / 2 = 3/2,(3) 可以判斷原子之間鍵長的長短。 鍵級越大，鍵能越大，鍵長越短。在HN3中，N(a)N(b) 的鍵長 N(b)N(c) 的鍵長，在C6H6中，CC鍵的鍵長都是一樣的， 都可以通過鍵級來判斷。,(1) 對于奇電子化合物，如NO2，只能用特殊的方法表示：,特殊情況（Special conditions）,(2) 對于缺電子化合物，如BF3：no = 4 8 = 32， nv = 3 + 7 3 = 24， ns / 2 = (32 24) / 2 = 4 BF3的Lewis結(jié)構(gòu)式為：,BF的鍵級為 (1+ 1 + 2) / 3 = 4 / 3,而,中所有原子的形式電荷為0，BF的鍵級為1。,這是由于B原子周圍是6電子構(gòu)型，所以稱BF3為缺電子化合物。 我們用修正no的方法重新計算no： no = 6 + 3 8 = 30 ，ns / 2 = (30 24) / 2 = 3 這樣就畫出了BF3的最穩(wěn)定的Lewis結(jié)構(gòu)式。所以BF3共有4種共 振結(jié)構(gòu)，BF鍵級為14 / 3。,(3) 對于富電子化合物，如SF6等顯然也是采取修正no的 辦法來計算成鍵數(shù)； SF6：若當(dāng)作8電子構(gòu)型，則no = 7 8 = 56， nv = 6 + 6 7 = 48,ns / 2 = (56 48) / 2 = 4，四根鍵是不能連接6個F原子的， no = 12 + 6 8 = 60 ，ns / 2 = (60 48) / 2 = 6， SF6為正八面體的幾何構(gòu)型。,確定中心原子的價電子“富”到什么程度呢？ 例如：XeF2、XeF4、XeOF2、XeO4化合物，都是富電子化合物 XeF2：8 + 1 2 = 10 XeF4：8 + 1 4 = 12 XeOF2：8 + 2 + 1 2 = 12 XeO4：8 + 2 4 = 16,富電子中心原子價電子數(shù)的確定：中心原子周圍的總的價電子數(shù)等 于中心原子本身的價電子+所有配位原子達飽和時缺少的電子數(shù) （即8價電子數(shù)）之和。 或：中心原子周圍的總的價電子數(shù)等于中心原子本身的價電子與 所有配位原子缺少的電子數(shù)之和。,所以中心原子價電子超過8的情況，要根據(jù)具體的配位原子種類與 多少來確定。 有些富電子化合物為什么可以不修正呢？當(dāng)配位原子數(shù)小于或 等于鍵數(shù)時，可以不修正，因為連接配位原子的單鍵已夠了。但 中心原子周圍的配位原子數(shù)目超過4，必須要修正no。,苯分子中6個碳原子連接成環(huán)，每個碳原子上再拉一個氫原子，所有原子處在同一個平面上。苯的結(jié)構(gòu)式如右所示：,苯的結(jié)構(gòu)式里的碳-碳鍵有單鍵和雙鍵之分，這種結(jié)構(gòu)滿足了碳的四價，可是事實上苯分子的單鍵和雙鍵的鍵長和鍵能并沒有區(qū)別，苯的結(jié)構(gòu)式并不能反映這個事實。 用形成p-p大鍵的概念可以解決這個矛盾。,5.2 共軛大鍵,苯中的碳原子取sp2雜化，每個碳原子尚余一個未參與雜化的p軌道，垂直于分子平面而相互平行。 由于每個碳原子的左右兩個相鄰的碳原子沒有什么區(qū)別,認為中心的碳原子的未參與雜化的p軌道中的電子只與左鄰的碳原子上的平行p軌道中的一個電子形成p鍵而不與右鄰的形成p鍵或者相反顯然是不符合邏輯的。,所以我們認為所有6個平行p軌道總共6個電子在一起形成了彌散在整個苯環(huán)的6個碳原子上下形成了一個p-p大鍵。用p-p大鍵(有機化學(xué)中的共軛體系)的概念苯的結(jié)構(gòu)式寫成如下右圖更好。后者已經(jīng)被廣泛應(yīng)用。,定 義：多個（3個及以上）原子上相互平行的 p 軌道連貫重疊在一起構(gòu)成一個整體， 而p 電子在這個 整體內(nèi)運動所形成的鍵.,表示符號：,形成條件： a所有參與離域鍵的原子都必須在同一平面內(nèi)，即連接這些原子的中心原子只能采取sp或sp2雜化或dsp2 。 b所有參與離域鍵的原子都必須提供一個或兩個相互平行的p軌道 c參與離域鍵的p軌道上的電子數(shù)必須小于2倍的p軌道數(shù),通常中心原子為第二周期元素,如B,C,N,O(S也可),配位原子也為第 二周期元素,如N,O,(F),它們之間容易形成大鍵.,例：CO32-中的鍵 C采用sp2雜化,C： O：,sp2雜化軌道,C上有1個沒參與雜化的p軌道，其電子數(shù)為1 O上有1個沒參與雜化的p軌道，其電子數(shù)為1 總電子數(shù)：1+13+2=6 形成 46,1)確定中心原子雜化類型2）畫出分子中的鍵以及孤對電子3）確定大鍵,計算大鍵方法,作 用：“離域能”會增加分子的穩(wěn)定性；影響物質(zhì)的理化性質(zhì),d-p 鍵在無機含氧酸和含氧酸根中比較常見, 它是由 配位氧原子的滿p 軌道與中心原子的空d 軌道發(fā)生重疊 而形成的。在一些無機含氧酸和含氧酸根中, 實驗測得 中心原子和非羥基氧原子之間的鍵長比正常單鍵略短, 鍵能略強。這就證明它們之間并非以單純的單鍵相組合, 除單鍵之外, 還存在著中心原子的d 軌道和氧原子的p 軌道的鍵合, 即d-p 鍵，d-p 配鍵，d-p 反饋鍵。,一、d-p 鍵的概念,5.3 dp鍵,二、d-p 鍵的生成,d-p 鍵是由配原子的p軌道與中心原子的合適d軌道相互 重疊而生成的，是第三周期及更長周期原子的d軌道參與 成鍵的一種形式。 它是由中心原子的dX2-Y2軌道，與1個或幾個配原子的pY軌 道彼此重疊，及中心原子的dZ2軌道，與1個或幾個配原子 的pZ軌道彼此重疊，而生成的有多原子參與、電子不局 限于兩原子之間的化學(xué)鍵。它也具有離域鍵的性質(zhì)。,將SO42-的sp3雜化軌道放在一個立方體中，比較容易看出 配原子O的p軌道與中心原子S的d軌道相互重疊的情況： 左下圖為中心原子S的dX2-Y2空軌道，與1個配原子O的 已有2個電子的pY軌道的相互位置圖，可以看出當(dāng)再相 互靠近時，兩軌道可以較好地重疊，另外3個O原子與這 個O原子相似，也有pY軌道，只是為不使畫面太亂而沒 有畫出。 右下圖為心原子S的dZ2空軌道，與1個配原子O的已有2個 電子的pZ軌道的相互位置圖，可以看出如再相互靠近時， 兩軌道可以較好地重疊，,下面先以磷酸為例，說明d-p鍵的形成過程。 在H3PO4 分子中,磷原子采取sp3 雜化形成四個sp3 雜化 軌道, 其中一個雜化軌道被孤電子對所占有, 另外三個 雜化軌道中各有一個未成對電子:,P原子中3個sp3雜化軌道中的3個單電子與OH基團形成 三個鍵，第四個sp3雜化軌道上的孤對電子對必須占 有O原子的空的2p軌道。,而基態(tài)氧原子2p軌道上沒有空軌道，但為了容納P原子上的孤對 電子對，O原子只好重排2p軌道上電子而空出一個2p軌道來容納 P原子的孤對電子對，形成PO的配鍵。,氧原子2p軌道上（p Y軌道和p Z軌道）的兩對孤對電子 對反過來又可以占有P原子的兩個3d空軌道（dX2-Y2軌道 和d Z2軌道），這兩個pd軌道只能“肩并肩”重疊，形 成鍵，稱為dp鍵。,在H3PO4 分子的結(jié)構(gòu)式中, 由非羥基氧原子向磷原子配位的兩個 鍵就是dp鍵。這種鍵之所以稱為dp鍵, 是因為它是由d 軌道與p 軌道重疊形成的鍵, 并且電子對是由氧原子單獨提供 的。由于形成dp鍵時是氧原子的孤電子對反饋給磷原子的, 因此dp鍵又叫做反饋鍵。,因為磷原子的3d 能級比氧原子的2p 能級高很多, 從能量角度 看, 它們組成的分子軌道不是很有效的, 所以dp鍵較弱。 dp鍵的形成使中心原子和非羥基氧原子之間具有雙鍵的性 質(zhì)。因此, 中心原子和非羥基氧原子之間的化學(xué)鍵可用雙鍵表 示, 如H3PO4 分子的結(jié)構(gòu)式可表示為：,在中心原子和非羥基氧原子之間, dp鍵很弱, 主要是配鍵, 所以它們之間的鍵也可以只用配鍵表示。但要注意, dp鍵 仍然存在, 如H3PO4 分子的結(jié)構(gòu)式可表示為：,根據(jù)上面的討論可知, 要形成dp鍵，首先中心原子必須有 空的d 軌道。第二周期的含氧酸如HNO3、H2CO3、H3BO3 等, 因為中心原子沒有空的d 軌道, 所以在它們的結(jié)構(gòu)中不存在 dp鍵。第三、四周期元素的原子具有空的nd 軌道, 其能 量和ns、np 軌道相近, 在一定條件下, nd 軌道可以參加成鍵, 所以它們的含氧酸和含氧酸根中大都含有dp鍵。特別是 第三周期的S、P、Cl、Si 作為中心原子時, 易與非羥基氧原 子形成dp鍵, 在形成dp鍵時, 作為配位原子除氧外, 尚有氮和氟, 如在SF2O2的分子結(jié)構(gòu)中, S 和F之間存在 著dp鍵。,我們再看H2SO4中的成鍵情況： S原子連接有2個羥基與2個非羥基氧。羥基氧與中心原子S一樣， 也是sp3雜化，這樣羥基氧無未雜化的p 軌道，無法參與d-p 鍵的形成。S原子與每個羥基的O要各出1個電子形成有1個鍵， 還余4個電子與2個非羥基氧以上述的配鍵形式結(jié)合。這時兩 個非羥基氧p軌道（pY軌道和pZ軌道）上的兩對孤對電子分 別反過來又占有S原子的兩個3d空軌道（dX2-Y2軌道和dZ2軌道）， 這樣，每一個非羥基氧原子向硫原子配位而形成兩個dp鍵。 因此硫酸的結(jié)構(gòu)可表示為：,由于影響d-p 鍵有效性的因素較多。如與中心原子雜化軌道的 不等性程度有關(guān)，與中心原子及配原子的半徑有關(guān)。所以對不同 的d-p 鍵來說，它的有效性也可能在0和2之間變化。從而使 中心原子及配原子間的化學(xué)鍵的鍵級能在叁鍵和單鍵之間波動。,酸根的dp鍵更為復(fù)雜：,SO42離子有32 個價電子，即16 對電子，因此，只要給出16 對 電子，而且氧原子周圍的電子數(shù)不超過8 的路易斯結(jié)構(gòu)式都可以 認為是硫酸根的共振結(jié)構(gòu)式。上列任一共振結(jié)構(gòu)式并不能正確給 出硫酸根的真實結(jié)構(gòu)。在有的教科書中用如下之一表達硫酸根的 結(jié)構(gòu)式：,也有的教科書將所有硫和氧原子之間的被都畫成S指向氧原子 的箭頭。,從形式電荷的角度，上面的兩根雙鍵的路易斯結(jié)構(gòu)式的硫原子和兩 個氧原子都是零，另外兩個氧原子因獲得外加的電子而呈1，是 最合理的，而四根單鍵的結(jié)構(gòu)式，形式電荷為S +2 ，O1 ，也是 可以成立的。這是路易斯結(jié)構(gòu)式不能克服的內(nèi)在矛盾。,三、d-p 鍵的判斷,d-p鍵的形成條件：中心原子要為sp3雜化、同時有能量低的空d 軌道，配原子要有成對的p電子。 這3條也可以看作是d-p鍵的判別標準。只是要注意：中心原子要 為sp3雜化應(yīng)認真判定，不能只看分子式；當(dāng)中心原子是第二周期 的元素時、是無能量低的空d軌道的；當(dāng)配原子為端基的F、O（非 羥基）時，它有成對的p電子，而H、-OH為配體時是不能提供成 對的p電子的。,對判斷的方法舉例如下： SF4的中心原子實際為sp3d雜化，不可能成上述的d-p 鍵。 CH4的中心原子C為第2周期元素，無能量低的d軌道；配原子H無p電 子。后兩個條件都不滿足，不可能成d-p 鍵。 SiH4的配原子H無p電子。不滿足最后一個條件，也不可能成d-p 鍵。,CCl4的配原子Cl雖有p電子。但C無d軌道，不滿足中間的條件，不 可能成d-p 鍵。 H4SiO4的配體為-OH，羥基氧為sp3雜化，無成對的p電子，不可能 成d-p 鍵。 而SiCl4、SO42-，中心原子為sp3雜化，有空的d軌道，配原子也 有成對的p電子。3個條件都能得到滿足，其中都有d-p 鍵。,(a) 可以解釋共價分子幾何構(gòu)型 (SiH3)3N與(CH3)3N有不同的幾何構(gòu)型，前者為平面三角形，后者 為三角錐型。這是由于在(SiH3)3N中N原子可以采取sp2雜化，未雜 化的2p軌道（有一對孤對電子對）可以“肩并肩”地與Si原子的3d 空軌道重疊而形成dp鍵，使平面三角形結(jié)構(gòu)得以穩(wěn)定。(CH3)3N 中的C原子不存在d價軌道，所以原子必須采取sp3雜化，留給孤對 電子對以合適的空間。,四、 dp 鍵的應(yīng)用（Applications of dp bond）,(b) 可以解釋Lewis堿性的強弱 比較H3COCH3與H3SiOCH3的堿性，前者的堿性強于 后者的堿性。這也是由于在H3SiOCH3中O原子上的孤對電 子對可以占有Si原子的3d空軌道，形成dp鍵，從而減弱了O原 子的給出電子對能力，使得后者的Lewis堿性減弱。,(c) 可以解釋鍵角的變化 對于NH3與NF3，HNHFNF，而對于PH3與PF3， HPHFPF。兩者是反序的，這是因為后者是由于F原子上的 孤對電子對占有P原子上的3d空軌道，增強了P原子上的電子云密 度，使成鍵電子對之間的排斥力增大，所以鍵角變大。,5.5 鍵級(簡寫為B.O.)的計算,分子中成鍵電子數(shù)和反鍵電子數(shù)之差（即凈成鍵電子數(shù)）的一半定義為分子的鍵級,分子的鍵級(B.O. ),分子的鍵級越大，則鍵長越短，鍵能越大，化學(xué)鍵越強，相應(yīng)的分子就越穩(wěn)定。鍵級為0，分子不存在,如：H2 分子的電子排布為(1s)2， 鍵級=（2-0）/2=1，,而He2 分子的電子排布為(1s)2(1s*)2，鍵級=（2-2）/2=0,所以H2 分子穩(wěn)定存在 ，He2 分子不能穩(wěn)定存在,單、雙、叁鍵的鍵級1、2、3,臭氧中的O-O鍵的鍵級是多少?,氧氧鍵的鍵級是1.5。,分子的鍵級(B.O. ),上述公式只適用于簡單雙原子分子鍵級的計算，對于多原子分子來 說，由于我們目前所學(xué)知識所限，沒有辦法用上述公式計算。 所以，一般對于多原子分析鍵級計算，通常采用路易斯結(jié)構(gòu)共振式 化學(xué)鍵的平均作為鍵級。,O-O=O O=O-O(共振式),HN(a)N(b)N(c)中，,HNNN，,HNNN,N(a)N(b) 之間的鍵級 = (1 +2) / 2 = 3 / 2 ， N(b)N(c) 之間的鍵級= (2 +3) / 2 = 5 / 2,C6H6（苯）的共振結(jié)構(gòu)式為 ， 其CC鍵級= (1 +2) / 2 = 3/2,NO2-和NO3-中N-O鍵級？,