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第十章共价键与分子结构范文
第十章共价键与分子结构（4学时）
教学重点：
1.共价键的形成、特点；
2.了解物质的性质与分子结构和键参数的关系；
教学难点：
1.价层电子对互斥理论;
2.杂化轨道理论。
分子结构研究的内容包括：
（1）分子或晶体中直接相邻的原子或离子之间的化学键的类型及性质；
（2）分子或晶体中原子或离子的排布（空间构型）；
（3）分子与分子之间存在的相互作用力（范德华力）；
（4）分子的结构与物质的物理、化学性质的关系等。
第一节现代价键理论
离子键理论虽能很好地说明离子型化合物的生成和性质，但对于由相同原子结合形成的单质分子，例：
H2、Cl2、N2等的形成，或由性质相近的非金属原子形成的化合物分子，例HCl、H2O等。
其原子间的结合力和性质却不能以离子键理论说明。
因为在这类分子的形成过程中原子间并无明显的电子得失，不可能由静电引力把组成分子的原子结合在一起。
共价键理论就是说明这类化学键的形成、特点及结合力的本质的理论。
1916年美国化学家路易斯为了说明分子的形成，提出了经典的价键理论。
他认为分子中每个原子应具有稳定的稀有气体原子的电子层结构，但该结构不是靠电子转移，而是通过原子间共用一对或若干对电子来实现的。
这种分子中原子间通过共用电子对结合形成的化学键称为共价键。
例：
该理论优点：
解释了相同原子或性质相近的不同原子组成的分子。
例Cl2HCl，.
但也存在一些问题：
如
1、由经典静电理论，同性电荷应该相斥，而二个电子皆带负电荷，为何不相斥，反而互相配对。
2、不能说明共价键的方向性。
3、有些化合物分子，中心原子最外层电子数虽少于8（如BF3）或多于8（PCl5）也能稳定存在。
为解决以上问题，最终由鲍林在前人基础上，提出了现代价键理论，简称VB法（电子配对法）。
一、H2共价键的形成和本质
从量子力学的观点来看，H2分子中两个原子核的共用电子对之所以能形成，是因为两个电子的自旋相反。
这是保里不相容原理在分子结构上的应用。
根据这一原理，只有自旋相反的电子才能占据同样的空间轨道；而分子中两个电子要取同样的空间运动状态，必须自旋相反。
1．H2共价键的形成
当两个H原子从远处彼此接近，它们之间的相互作用渐渐增大，如图，表明了H2分子形成过程能量随核间距的变化。
在距离较近时，原子间的相互作用和电子的自旋方向有密切的关系。
如果自旋方向相反，在到达平衡距离R0以前，随着R的减小，电子运动的空间轨道发生重叠，电子在两核间出现机会较多，即电子密度较大，体系的能量随着R的减小，不断降低。
直到R=R0，出现能量最低值D，原子间的相互作用主要表现为吸引。
这种吸引作用使生成H2分子时放出能量，达到稳定状态。
在达到平衡距离以后，R进一步缩小时，原子核之间存在的斥力使体系的能量迅速升高；这种排斥作用，又将H原子核推回平衡位置。
因此，稳定状态的H2分子中的两个原子，是在平衡距离R0附近振动。
故R0为H2分子的核间距离，等于H2分子共价键的键长。
R0=74pm
如果电子的自旋是平行的，那么原子间的相互作用总是推斥的。
因此，氢的推斥态不可能形成稳固的分子。
总的来说，这两种结果是：
两原子自旋相反↑↓，电子云分布在核间比较密集，能量降低，形成H2；两原子自旋方向相同↑↑，电子云分布在核间比较稀疏，能量升高，不能形成分子。
2．共价键的本质：
当自旋相反的两个单电子，相互接近时，由于原子轨道的正正重叠（或负负重叠），核间产生电子云密度较大的区域，从而把两个带正电的核吸引在一起，体系能量下降，可形成稳定的分子，这种结合力就是共价键。
二、现代价键理论的基本要点
对于H2的讨论推广到双原子和多原子分子，其基本要点如下：
1．自旋相反的成单电子相互接近时，核间电子密度较大，可形成稳定的化学键。
2．共价键有饱和性：
一个原子有几个未成对电子，就可与几个自旋相反的电子配对成键，这便是共价键的“饱和性”。
例如：
Cl：
1s22s22p63s23p5
两个Cl原子各有一个未成对的p电子，可组成p-p单键的双原子分子Cl2，当第三个Cl原子接近Cl2分子时，就没有条件再结合成“Cl3”分子。
Cl原子中未成对电子数=共价数
Be：
1s22s2没有未成对电子，则不能形成Be2分子。
3．共价键有方向性：
这是因为，共价键尽可能沿着原子轨道最大重叠的方向形成，叫做最大重叠原理。
也就是说，轨道重叠越多，电子在两核间出现的机会越大，而形成的共价键也就越稳定。
三、共价键的类型——σ键和π键
1．重叠方式：
对于具有未成对s和p电子的成键原子来说，可形成s-s，p-s，px-px，py-py，pz-pz的重叠成键。
这些原子轨道之间可以有两种成键方式：
一种是沿着键轴的方向以“头碰头”的方式发生轨道重叠。
课件10页如，s-s（H2分子中的键）
px-s（HCl分子中的键）
px-px（Cl2分子中的键）
轨道重叠部分是沿着键轴呈圆柱型而分布的，这种键称为σ键。
另一种原子轨道以“肩并肩”的方式发生轨道重叠，课件11页如px-px成σ键后py-py，pz-pz的轨道重叠部分通过键轴有一个镜面，镜面上下（或前后）两部分符号相反，所以具有镜面反对称性，这种键称为π键。
2．N2分子的结构
N:
1s22s22p3，两个氮原子可形成一个共价叁键而构成N2分子。
由于成键方式不同，N2分子中一个是“头碰头”成键，两个是“肩并肩”成键，所以N2分子中叁键包含一个σ键，两个π键，且两个π键的成键方向互相垂直。
3．σ键与π键的对比：
重叠方式
对称情况
重叠程度
键能
化学活泼性
σ键
头碰头
沿键轴方向呈圆柱型对称
大
大
不活泼
π键
肩并肩
镜面反对称
小
小
活泼（易反应）
4．与重键的关系：
从成键原子间的成键情况看共价键有单键和重键。
按价键理论，单键是σ键，重键中总是包含π键。
单键σ键F2
双键σ键+π键O2
叁键σ键+2π键N2
四、配位共价键
按共用电子对提供方式的不同，共价键又可分为正常共价键和配位共价键。
前面所讨论的共价键的共用电子对都是由成键的两个原子各提供一个电子组成的，称为正常共价键。
此外，还有一类共价键，其共用电子对完全是由一个成键原子单独提供的。
这种由一个原子单独提供共用电子对而形成的共价键称为配位共价键，简称配位键。
形成配位键时，提供电子对的原子称为电子对给予体，接受电子对的原子称为电子对接受体。
配位键用“→”表示，箭头方向由电子对给予体指向电子对接受体，以区别于正常共价键。
例如：
应该指出的是，正常共价键与配位键的差别仅仅表现在形成过程中，虽然共用电子对的提供方式不同，但在形成化学键后，两者是没有差别的。
例如，在H3O+中，三个O-H键是完全等同的。
形成配位键的条件是：
（1）电子对给予体最外层有孤对电子；
（2）电子对接受体有可接受孤对电子的空轨道。
五、共价键参数：
表征化学键性质的物理量，如：
电负性、键能、键长、键角和键的极性等叫键参数。
（一）键能：
表征原子间相互作用强弱。
1．定义：
在101.3kPa，298K条件下，拆开1molAB（理想气体，标态）为A、B（理想气体，标态）时过程的焓变，称为AB键的键能，严格地叫标准键离解能。
AB（g）→A（g）+B（g）△H0298（AB）
例如：
H2的键能为：
H2（g）→2H（g）D（H-H）=△H0298（H2）=436kJ/mol
双原子分子，键能就等于键的离解能D。
多原子分子：
键能和离解能有区别，
例如，NH3分子中有三个等价的N-H键，但每个键的离解能是不一样的。
这是因为在多原子分子中，两原子之间的键能虽然主要由两原子本身性质所决定，但也和分子中存在的其它原子略有关系。
NH3（g）=NH2（g）+H（g）D1=435.1kJ/mol
NH2（g）=NH（g）+H（g）D2=397.5kJ/mol
NH（g）=N（g）+H（g）D3=338.9kJ/mol
NH3（g）=N（g）+3H（g）D总=D1+D2+D3=1171.5kJ/mol
在NH3分子中N-H键的键能就是三个等价单键的总离解能平均值：
△H0298（N-H）=1/3D总=390.5kJ/mol
显然，N-H键的离解能在不同的多原子分子中数值是有差别的，但是一般差别并不算太大。
不同的多原子分子中一种键的离解能很接近，我们取不同分子中相同键的离解能的平均值，作为平均键能。
平均键能只是一个近似值。
有的书上把平均键能统称为键能。
2．键能的变化规律：
a.键能与键数有关
C-CC=CC≡C
346610835kJ/mol
b.键能和原子半径有关：
键能∝1/r
c.键能和原子轨道的重叠有关
重叠程度大，则键能大。
一般，键能越大，键越牢固，由该键构成的分子也就越稳定。
（二）键长
1．定义：
分子中两个原子核间的平衡距离叫做键长（或核间距）。
2．键长的变化规律：
同一主族元素的单质或同类化合物的双原子分子，键长随原子序数的增大而增加。
F-FCl-ClBr-BrI-I
键长（pm）141.8198.8228.4266.6
同一原子间形成的单键、双键、叁键的键长各不一样，键数越多，则键长越短。
C-C154pmC=C134pmC≡C120pm
一般，两个原子间形成的键越短，表示化学键越强，越牢固。
3．键能和键长的关系：
键能越大，则键长越短。
（三）键角：
分子中键和键之间的夹角。
是反映分子空间结构的重要因素之一。
例如：
H2O分子中两个H-O键之间的夹角是104.5°，∴H2O是角形结构；
CO2分子中O-C-O键角等于180°，∴CO2分子是一个直线型分子。
键角可通过光谱或衍射等结构实验来测定。
（四）键的极性：
同原子间的共价键不同原子间共价键
电负性:
相同不同
电荷分布:
对称不对称
正负电荷重心:
重合不重合
键的性质:
非极性共价键极性共价键
一般，电负性差值越大，键的极性也越大。
第二节价层电子对互斥理论-重点难点
一、理论的基本要点
1．价层电子对：
在一个共价分子中，中心原子周围电子对排布的几何形状，主要决定于中心原子的价电子层中的电子对数（包括成键电子对和未成键的孤电子对）。
这些电子对的位置倾向于分离得尽可能远些，使彼此间的排斥力最小。
例：
BeF2分子中Be（1s22s2）原子周围价电子层中共有4个电子（Be原子2个，两个F原子各1个），即两对，这两对电子只有彼此处于Be原子的两侧，才能使排斥力最小，因此BeF2分子的构型应为直线型F—Be—F。
BF3中（B:
2s22p1，3个价电子，三个F原子个1个，共6个价电子，3对），所以，BF3的结构是
CH4中，C原子的价电子层中共有8个价电子（C:
1s22s22p2，4个价电子，四个H原子各1个），这四对电子若按四面体方式排布彼此间排斥作用最小，因此，CH4分子应是四面体结构。
2．价层电子对间斥力的大小：
取决于电子对间的相距角度和电子对的成键情况。
a.夹角越小，斥力越大；
30°>60°>90°>120°>150°
b.斥力：
孤电子对-孤电子对>孤电子对-成键电子对>成键电子对-成键电子对
因为孤电子对只受到一个原子核的吸引，成键电子对受到两个原子核的吸引，故孤电子对间的排斥力最大。
3．如果分子中有双键、叁键等多重键时，上述理论亦可适用，即将双键的两对电子和叁键的三对电子作为一个单键来处理。
例如CO2分子中，O=C=O，C原子和两个O原子间各有一个双键，此双键仍作为一个单键处理，因为这两对电子分布在C原子相对的两侧斥力最小，所以CO2分子的构型应是直线型。
二、理想的几何构型--记住课件40页
价层电价层电子对的
子对数键角几何构型
2180°直线型
3120°平面三角形
4109.5°正四面体
590°、120°三角双锥
690°、180°正八面体
三、判断分子几何构型的规则---重点
1．确定中心原子价层电子对数：
=（中心原子原有的价电子数+配体原子
提供的电子数）×1/2
例：
NH3中，N:
1s22s22p3，
电子对数=（5+3）×1/2=4
注a.卤族和氧族元素提供电子的情况：
卤族元素氧族元素
作为配体10
作为中心原子76
例：
CO2价电子对数=（4+0）×1/2=2
H2O价电子对数=（6+2）×1/2=4
ClF3价电子对数=（7+1×3）/2=5
b.讨论对象是离子：
中心原子总的价电子数加上或减去离子电荷相应的电子数
例：
NO2-价电子对数=（5+0+1）×1/2=3
NH4+价电子对数=（5+4-1）×1/2=4
2．根据中心原子周围的电子对数，选定价电子对的理想几何构型，出现奇数电子把单电子看作电子对。
NO2价电子对数=（5+0）×1/2=5/2
可看作3对电子
3．确定分子的可能有的构型：
一对电子连接一个配位原子
成键电子对数=配位体数目
剩余的就是孤电子对数
4．如果一个分子可能有几种构型（要考虑全），根据角度最小的成键电子对、孤电子对之间相互排斥作用的大小，确定排斥力最小的最稳定构型。
---重点难点
（1）首先选角度最小孤电子对之间排斥作用数目最少的结构为稳定结构；
（2）若孤电子对之间排斥作用数目相等，再选角度最小孤电子对与成键电子对之间排斥作用数目最少的结构为稳定结构；
（3）若孤电子对与成键电子对之间排斥作用数目相等，则最后选角度最小成键电子对之间排斥作用数目最少的结构为稳定结构。
例：
ClF3价电子对数=（7+3）×1/2=5，价层电子对构型为三角双锥。
成键电子对数=3，孤电子对数=2
（a）（b）（c）
首先分析键角（以中心原子为中心）找出角度最小的键角，上面三种排布中电子对间最小角度为90°，可将90°的各种排斥作用分析对比。
构型（a）（b）（c）
90°孤-孤电子对01（舍）0
90°孤-成电子对6（舍）4
（最稳定）
所以，ClF3有三种可能的分子构型，c是最稳定的分子构型（T型）。
四、判断分子几何构型的实例
1．中心原子价电子层有2对电子的分子构型
BeCl2Cl-Be-Cl
NO2+BeF2BeH2CO2
配位数与价电子数相等，都是直线型。
2．中心原子价电子层有3对电子的分子构型
BCl3SO2NO2NO2-
3．中心原子价电子层有4对电子的分子构型
CH4NH3H2O
四面体三角锥形角型
4．中心原子价电子层有5对电子的分子构型
PCl5：
三角双锥（配位体数与价电子数相等，电子对的构型与分子构型一致）
ClF3可能有的构型（三种）
最稳定的构型T型
XeF2：
在Xe的价电子层中共有10个价电子（Xe有8个，两个F原子各提供1个）即5对电子，5对价电子呈三角双锥结构，而XeF2有三对孤电子对。
（a）（b）（c）
首先找出最小的键角是90°
（a）（b）（c）
孤-孤0（最稳定）22
所以，（a）构型即3对孤电子对位于等边三角形的顶角时排斥力最小，因此，XeF2最稳定的结构为直线型。
5．中心原子价电子层有6对电子的分子构型
SF6八面体
XeF4
（a）（b）
首先找出最小的键角是90°
（a）（b）
孤-孤01
所以，（a）构型稳定。
孤-成86
成-成45
第三节轨道杂化理论—重点难点
一、“杂化”和“杂化轨道”
原子轨道在成键的过程中并不是一成不变的。
同一原子中能量相近的某些原子轨道，在成键过程中重新组合成一系列能量相等的新轨道而改变了原有轨道的状态。
这一过程称为“杂化”。
所形成新轨道叫做“杂化轨道”。
二、杂化理论的要点：
例CH4中C：
1s22s22p2
1．杂化是在分子形成过程中进行的；
2．杂化的原子轨道必须是能量相近的；
3．电子激发→轨道杂化→成键是同时进行的；
4．杂化轨道的能量低于原来较高的原子轨道的能量,杂化轨道的成键能力比原来的原子轨道更强。
三、杂化轨道的类型：
s-p型杂化：
课件20页
1．sp杂化：
BeCl2
Be：
2s22p0
每条杂化轨道的成分：
1/2s，1/2p；轨道夹角180°，呈直线型。
2．sp2杂化：
BF3
B：
2s22p1
每条杂化轨道的成分：
1/3s，2/3p；轨道夹角120°，呈平面三角形。
3．sp3杂化：
CH4
C：
2s22p2
每条杂化轨道的成分：
1/4s，3/4p；轨道夹角109.5°，呈四面体构型。
四、NH3和H2O的结构：
实验测定NH3分子的键角为107.3°，H2O分子的键角为104.5°。
对于这样的事实如何来说明呢？
对于NH3分子，成键的N原子电子层结构：
1s22s22p3，有三个未成对的2p电子，若与H原子成键时，N原子不杂化，由于三个2p轨道互成90°，那所成的三个N-H键也应互成90°；若成键时N原子发生sp2杂化，由于三个sp2杂化轨道互成120°，那所成三个N-H键也应互成120°，即键角应为120°。
可这些设想都不符合上述事实。
同样，H2O分子也是，O原子电子层结构：
1s22s22p4，有两个未成对的2p电子，若与H原子成键时，O原子不杂化，由于两个2p轨道互成90°，那所成的两个H-O键，也应互成90°，即键角为90°；若成键时O原子发生sp杂化，由于两个sp杂化轨道互成180°，那所成两个H-O键也应互成180°，即键角应为180°。
那么这是怎么回事呢？
为了解释上面的实验事实，在上述杂化理论的基础上提出了不等性杂化。
不等性杂化
对于NH3分子，成键过程中N原子还是杂化的，它发生的是sp3杂化，形成四个sp3杂化轨道，可是四个sp3杂化轨道中，有一个轨道被N原子已成对的一对2s电子（也称孤电子对）所占据，另外三个sp3杂化轨道与三个H原子的1s轨道重叠，形成三个N-H键。
由于有一个sp3杂化轨道为孤电子对所占据，孤电子对就相当于一个成键电子对，但又有所不同，它更靠近N原子核，占的地方比一个单键更大些，对周围的其它成键电子对就有个排挤作用，这样所形成的三个N-H键之间就不是109.5°，而要小些，因此是107.3°。
N：
1s22s22p3
对于H2O分子，成键时O原子发生sp3杂化，形成四个sp3杂化轨道，其中两个轨道分别为O原子本身的2s和2p上的两对孤电子对所占据，另外两个sp3杂化轨道与两个H原子的1s轨道重叠，形成两个O-H键。
由于有两对孤电子对，它们对成键电子对的排挤作用更大，所以，两个O-H键之间夹角为104.5°，即键角为104.5°。
O：
1s22s22p4
由于有的杂化轨道被孤电子对占据，因而所形成的杂化轨道中含的s成分就不完全一样，如NH3中，三个成键的sp3杂化轨道中s成分一样，但被孤电子的占据的sp3杂化轨道s成分就大。
这种由于有孤电子对的占据而形成不完全等同的杂化轨道的过程就称作不等性杂化。
第四节：
分子间作用力和氢键
上面讨论的化学键（离子键、共价键还有金属键），都是分子内部原子间较强的结合力，是决定分子化学性质的主要因素。
在分子与分子之间，还存在着较弱的作用力，它是决定物质的沸点、熔点、溶解度等物理性质的重要因素。
为了更好地说明分子间作用力，我们先来看分子极化的问题。
一、分子的极性
1．什么是分子的极性？
分子就整体而言，通常是电中性的，但其内部也是由带正电的核和核外电子组成的。
与键一样，分子内部也有电荷分布是否均匀的问题，因此分子也有极性与否的问题。
非极性分子：
相同原子形成单质分子，并且分子正负电荷重心重合。
H2、O2
极性分子：
不同原子形成单质分子，并且分子中正负电荷重心不重合。
HCl
分子电负性差键型分子类型
Cl20非极性共价键非极性分子
HCl>0极性共价键极性分子
CO2>0极性共价键非极性分子
NH3>0极性共价键极性分子
SO2>0极性共价键极性分子
BF3>0极性共价键非极性分子
CCl4>0极性共价键非极性分子
所以，键有极性，分子不一定有极性。
2．分子极性与键极性的关系：
分子的极性和键的极性都是反映体系内部电荷分布状况的物理量。
不同的只是分子的极性是指整个分子而言，而键的极性是指分子中某个键来说的。
在双原子分子中，键的极性反映着整个分子的极性。
键无极性，其分子就无极性。
多于两个原子的分子，分子的极性既取决于各个化学键，又取决于所有键的整体效果，也就是取决于分子的空间结构。
例如：
O—C—O中，电负性O>C，共用电子对偏向O，C—O键是极性键，但由于CO2的空间结构是线型对称的，两个C—O键的极性相互抵消，其正负电荷重心是重合的，CO2是非极性分子。
BF3电负性F>B，但它的结构为正三角形，键的极性也能相互抵消，BF3是非极性分子。
CCl4是正四面体构型，键的极性也能相互抵消，C原子在四面体的中心，分子无极性。
3．偶极矩
不同的极性分子，极性是不同的，那么如何表示分子极性的大小呢？
分子电偶极矩是衡量分子极性大小的物理量。
物理学中，把大小相等符号相反彼此相距为d的两个电荷（+q和-q）组成的体系称为偶极子，其电量与距离之积，就是分子电偶极矩（μ）。
μ=q·d（d为正负电荷中心之间的距离）
分子电偶极矩是一个矢量，既有数量，又有方向，方向从正极到负极。
单位：
C·m（电子的电荷q=1.6×10-19）
4．偶极矩μ的应用：
（1）判断分子有无极性：
偶极矩μ=0的分子，非极性分子；
偶极矩μ≠0的分子，就是极性分子。
（2）判断分子极性的大小：
对于相同类型的分子，偶极矩μ的数值越大，其分子的极性也越大。
如：
H2O的μ=6.17；H2S的μ=3.67
∴H2O分子的极性比H2S分子的大。
（3）判断分子的空间构型：
常用于多于两个原子的分子，如实验测得NH3的μ≠0，所以NH3分子是极性分子。
由此可推断NH3分子的空间构型不会是平面三角形，结合NH3分子中N的杂化类型，得出NH3分子是三角锥形的结构。
分子极化
任何分子都有正负电荷重心，任何分子又都有变形的性能。
因而在外电场的作用下，分子的电荷重心可发生相对的位移，即分子发生变形，这个过程就叫分子的极化。
1．非极性分子的极化：
非极性分子正负电荷重心是重合的，但在外电场作用下，正负电荷重心可被拉开，发生变形并产生偶极，这叫诱导偶极（外电场除去，偶极也消除）。
2．极性分子的极化：
极性分子本身具有的偶极叫固有偶极，在没有外电场作用时，极性分子的固有偶极由于热运动，而杂乱排列。
但在外电场作用下，杂乱无章的极性分子可按电场方向定向排列起来，同时由于电场的作用而使偶极加大（固有偶极+诱导偶极）产生一定的变形。
二、分子间作用力
如果将外电场换成极性分子本身所产生的电场，这就与上述情况相似，分子间彼此有相互作用，也就产生了分子间力，下面就分别来分析这方面的情况。
1．取向力：
极性分子相互接近时，固有偶极定向排列（异级相吸）产生的静电作用力的作用力。
课件52页
说明：
a.取向力只存在于极性分子之间；
b.分子的极性越强，取向力越大。
2．诱导力：
极性分子的固有偶极与极
性分子或非极性分子的诱导偶极之间
定向排列（异级相吸
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