VSEPR模型（不涉及成鍵，判斷分子幾何構(gòu)型）。分子間力、氫鍵及其對(duì)物質(zhì)物理性質(zhì)影響。Ⅰ.離子鍵理論1.離子鍵的定義由正、負(fù)離子依靠靜電引力結(jié)合的化學(xué)鍵。2.離子鍵的特點(diǎn)(1)無(wú)方向性(2)不飽和性3.離子鍵的強(qiáng)度—用晶格能（U）表示。（通常不用“鍵能”表示）U↑，離子鍵強(qiáng)度↑晶格能定義—互相遠(yuǎn)離的氣態(tài)正、負(fù)離子結(jié)合生成1mol離子晶體的過(guò)程所釋放的能量的相反數(shù)。例：Na＋(g)+Ｃl-(g)=NaＣl

(s)

則晶格能定義為：U=-△rHm

?

晶格能實(shí)驗(yàn)測(cè)定—設(shè)計(jì)Born-Hebercycle，并利用Hess定律計(jì)算。陰陽(yáng)離子的電負(fù)性差↑，鍵的離子性↑。4.離子的特征(1)電荷數(shù)(2)電子構(gòu)型簡(jiǎn)單陰離子H-為2e，其余一般為8e（X-、O2-、S2-…）。陽(yáng)離子2e:Li+,Be2+

(1s2)8e:Na+,Mg2+,Al3+

(2s22p6)18e:Cu+,Ag+,Zn2+

[(n-1)s2(n-1)p6(n-1)d10](18+2)e:Sn2+,Pb2+[(n-1)s2(n-1)p6(n-1)d10ns2](9-17)e:Fe2+,Fe3+,

Mn2+[(n-1)s2(n-1)p6(n-1)d1-9](3)離子半徑。Ⅱ.共價(jià)鍵理論1.經(jīng)典的Lewis學(xué)說(shuō)分子中原子之間通過(guò)共享電子對(duì)而往每一個(gè)原子都具有稀有氣體的穩(wěn)定的電子結(jié)構(gòu)。又稱“八偶體規(guī)則”

對(duì)第二周期元素單質(zhì)和化合物較嚴(yán)格。O2結(jié)構(gòu)與其順磁性不符；PCl5(g)、SF5(g)、SF6(g)中心原子價(jià)層超8電子；BeCl2(g)中心原子價(jià)層少于8電子。

......Lewis式:

H:Cl::O::O::N┇┇N:

..

2.價(jià)健理論（VB）(1)共價(jià)鍵的本質(zhì)兩原子互相接近時(shí)，由于原子軌道重疊，兩原子共用自旋相反的電子對(duì)，使體系能量降低，而形成化學(xué)鍵。(2)共價(jià)鍵的特點(diǎn)飽和性方向性(3)共價(jià)鍵的類型—鍵,鍵,鍵鍵：“頭碰頭”方式重疊成鍵；鍵：“肩并肩”方式重疊成鍵；鍵：“面對(duì)面”方式重疊成鍵。3.雜化軌道理論：發(fā)展了的VB法一、要點(diǎn)（1）激發(fā)基態(tài)原子在受到外加能量作用下，電子可從低能級(jí)軌道向高能級(jí)躍遷，從而使參與形成共價(jià)鍵的軌道數(shù)目增多。如C原子的激發(fā)電子激發(fā)2p2s2p2s（2）雜化（hybrid）能量相近，類型不同的同一中心原子軌道重新組合成一組新的軌道過(guò)程，叫做雜化。雜化后形成的新軌道叫做雜化軌道(HybridOrbital)注意：A.

原子軌道的雜化，只有在形成分子的過(guò)程中才會(huì)發(fā)生，孤立的原子不可能發(fā)生雜化；B.

只有能量相近、類型不同的原子軌道才能發(fā)生雜化。一般是處于同一能級(jí)組的軌道，即n+0.7l

值相近的軌道。如ns和np，ns、np和(n-1)d或nd之間。（3）雜化軌道的數(shù)目、形狀、成分和能量A.雜化過(guò)程中形成的雜化軌道的數(shù)目，等于參加雜化的軌道的數(shù)目。B.雜化軌道成鍵能力大于未雜化軌道，因?yàn)槠滠壍佬螤顬橐活^大、一頭小。二、常見(jiàn)雜化軌道類型小結(jié)雜化類型spsp2sp3dsp2sp3dsp3d2軌道數(shù)目234456空間構(gòu)型直線平面三角形四面體平面正方形三角雙錐八面體實(shí)例BeCl2CO2HgCl2Ag(NH4)2+BF3BCl3CoCl2

CO32-CH4CCl4CHCl3SO42-Ni(H2O)42+Ni(NH3)42+Cu(NH3)42+CuCl42-PCl5SF6SiF62-雜化軌道理論小結(jié)(1)在形成多原子分子時(shí)，能量相近的原子軌道發(fā)生混合，重新形成雜化軌道。(2)雜化軌道數(shù)目與參與雜化的原子軌道數(shù)目

相等，雜化軌道有確定的伸展方向。(3)雜化分等性雜化和不等性雜化。(4)雜化軌道成鍵能力增強(qiáng)。

p<sp3<sp2<sp

s成分越多，成鍵能力越強(qiáng)(5)沒(méi)有實(shí)驗(yàn)基礎(chǔ)，有一定的局限性。4.價(jià)層電子對(duì)互斥理論一、價(jià)層電子對(duì)互斥理論的基本要點(diǎn)1．ABn分子或離子的空間構(gòu)型取決于中心原子周圍的價(jià)層電子對(duì)數(shù)及其排斥作用。2.價(jià)層電子對(duì)互斥作用的順序：

孤電子對(duì)-孤電子對(duì)

>孤電子對(duì)-成鍵電子對(duì)

>成鍵電子對(duì)-成鍵電子對(duì)3.雙鍵、叁鍵或單個(gè)電子均按單鍵處理;對(duì)成鍵電子對(duì)排斥作用:

單鍵<雙鍵<叁鍵二、推斷ABn分子或離子空間構(gòu)型的步驟

（A－中心原子，B－配位原子）1.確定中心原子價(jià)層電子對(duì)數(shù)

價(jià)層電子對(duì)數(shù)=(中心原子價(jià)電子數(shù)+配位原子提供的電子數(shù)離子電荷代數(shù)值)/2

電子總數(shù)為奇數(shù)時(shí)，則電子對(duì)商進(jìn)位。例如電子總數(shù)為9，則電子對(duì)數(shù)為5。①H和(X)鹵原子作為配位原子時(shí)，各提供一個(gè)價(jià)電子，O和S作為配位原子時(shí)提供的電子數(shù)為0。②鹵素作為中心原子時(shí)，提供的價(jià)電子數(shù)為7。③O、S作為中心原子時(shí)，提供的價(jià)電子數(shù)為6。

例：價(jià)電子數(shù)價(jià)電子對(duì)數(shù)

PO43-N=5+3=84

NH4+N=5+4-1=84

CCl4N=4+4=84NO2N=5

2.5（實(shí)際處理時(shí)看成3對(duì)電子）

ICl2-N=

105

OCl2N=842.根據(jù)中心原子價(jià)層電子對(duì)數(shù)，找到相應(yīng)電子對(duì)的排布，這種排布方式可使電子對(duì)之間的斥力最小。電子對(duì)數(shù)

23456電子對(duì)排布直線平面三角四面體三角雙錐八面體3.分子的構(gòu)型取決于中心原子的價(jià)層電子對(duì)數(shù)目及電子對(duì)的構(gòu)型。4.配位原子按相應(yīng)的幾何構(gòu)型排布在中心原子周圍，每1對(duì)電子連結(jié)1個(gè)配位原子，剩下未結(jié)合的電子便是孤對(duì)電子，孤對(duì)電子的位置會(huì)影響分子的空間構(gòu)型。原則:

☆90°孤對(duì)-孤對(duì)的排斥力>>90°孤對(duì)-成鍵電子對(duì)的排斥力>90°成鍵-成鍵電子對(duì)的排斥力;☆在包括有多重鍵的分子中,多重鍵作單鍵處理,多重鍵對(duì)成鍵電子對(duì)的排斥力大小次序?yàn)?

叁鍵>雙鍵>單鍵☆中心原子相同時(shí),配體電負(fù)性變大,鍵角變小。

(由于對(duì)成鍵電子對(duì)吸引力較大，使共用電子對(duì)離中心原子較遠(yuǎn),占據(jù)空間角度較小)。

NF3<NH3SCl2>SF2

☆

配位原子相同時(shí),隨中心原子電負(fù)性變小,鍵角減小。

NH3>PH3OH2>SH2總結(jié)VpIp電子對(duì)的空間構(gòu)型分子的空間構(gòu)型實(shí)例30平面三角形平面三角形BF331平面三角形V形SnCl240四面體四面體CH441四面體三角錐NH342四面體V形H2OVpIp電子對(duì)的空間構(gòu)型分子的空間構(gòu)型實(shí)例50三角雙錐三角雙錐PCl551三角雙錐變形四面體SF452三角雙錐T形ClF353三角雙錐直線形XeF260八面體八面體SF661八面體四方錐IF562八面體平面正方形XeF4雜化理論與價(jià)層電子對(duì)互斥理論的關(guān)系a)電子對(duì)構(gòu)型直接與雜化類型相關(guān)聯(lián)。b)等性雜化價(jià)層電子對(duì)數(shù)和配體數(shù)相等；不等性雜化價(jià)層電子對(duì)數(shù)大于配體數(shù)目。c)未參加雜化的電子與重鍵的形成有關(guān)。d)孤對(duì)電子影響鍵角。

在等性雜化中由分子構(gòu)型（與電子對(duì)構(gòu)型一致）可以直接看出雜化方式。但在不等性雜化中，分子結(jié)構(gòu)與雜化方式?jīng)]有直接的關(guān)系，關(guān)鍵是電子對(duì)構(gòu)型可以直接標(biāo)志雜化方式。故電子對(duì)構(gòu)型非常重要。5.“等電子體”與“等電子原理”“等電子體”(狹義)：各原子所有電子層的電子數(shù)之和相等的分子和離子，互相稱為“等電子體”。例：N2和CO；CO2和NO2+；NO3-和BF3；PO43-,SO42-和ClO4-。“等電子體”（廣義）：各原子最外電子層的電子數(shù)之和相等的分子和離子，互相稱為“等電子體”。例：

O3

，NO2-和SO2；BF3,BCl3,BBr3和BI3“等電子原理”：各“等電子體”具有相似的結(jié)構(gòu)。CO2和NO2+

：成鍵：2+234，直線型；NO3-,BF3,BCl3,BBr3和BI3：3+146，正三角形;PO43-,SO42-和ClO4-：4+258，正四面體；O3

，NO2-和SO2：2+134，V形。6.共軛大π鍵采用為大π鍵的符號(hào)，其中a表示平行p（或d）軌道的數(shù)目，b表示p（或d）軌道里的電子數(shù)。一、形成大π鍵的條件：

1.有相互平行的p軌道(或d軌道，或p,d軌道)。2.參與成鍵的電子數(shù)目小于軌道數(shù)目的2倍。3.形成大鍵的原子軌道能量應(yīng)相近。如苯C6H6

平面正六邊形二、大鍵對(duì)分子性質(zhì)的影響：

大鍵的形成產(chǎn)生離域效應(yīng)⑴使分子穩(wěn)定性增加苯：66BF3:46⑵酸堿性改變

RCOOH酸性大于ROH因?yàn)椋篟COO-中存在34大鍵。H+易作為質(zhì)子酸電離。例:苯酚，78，酰胺的堿性比胺弱，是由于氮原子上孤對(duì)電子參與了34大鍵的形成。(3)化學(xué)反應(yīng)活性的變化例：CH2=CH-Cl中的Cl的反應(yīng)活性不及

CH3-CH2-Cl中的Cl的反應(yīng)活性。由于在

CH2=CH-Cl中，Cl參與了大鍵的形成

(4)其他性質(zhì)的差異：

CH2=CH-Cl的極性小于CH3-CH2-Cl。

大鍵的形成對(duì)導(dǎo)電性，顏色也有影響。

有大鍵的物質(zhì)一般會(huì)帶有顏色Ⅲ.分子軌道理論一、分子軌道理論的基本要點(diǎn)1°分子軌道由原子軌道線性組合而成①分子中電子在空間運(yùn)動(dòng)的狀態(tài)用分子軌道波函數(shù)來(lái)描述。②分子軌道由原子軌道線性組合（LCAO）而成，且軌道數(shù)目守恒，即：分子軌道數(shù)目=參與組成的原子軌道數(shù)目。2°線性組合三原則①對(duì)稱性一致原則②能量相近原則③最大重疊原理3°分子軌道中的電子排布

電子在分子軌道中依能量由低到高的次序排布。與在原子軌道中排布一樣，仍遵循能量最低原理，保里原理和洪特規(guī)則。二、同核雙原子分子的分子軌道的能級(jí)

1°分子軌道能級(jí)圖

同核雙原子分子的分子軌道能級(jí)圖分為A圖和B圖兩種。

A圖適用于O2，F(xiàn)2

分子；B圖適用于B2，C2，N2

等分子（N2及其以前）。2s2s2s*2s1s*1s

MO1s1sAOAOA圖2p2p*2px*2pz*2py2py2

pz2px1s1s1s*1s2s2s2s*2sAO2p2p

B圖

MOAO*2px*2pz*2py2py2pz

2px

B圖2p2pA圖*2px*2pz*2py2py2pz

2px2p2p*2px*2pz*2py2py2pz

2px注意A圖和B圖之間的差別三、異核雙原子分子的結(jié)構(gòu)分子軌道符號(hào)不再用下標(biāo)1s、2s、2p等。CO與N2互為等電子體(14e)，分子軌道能級(jí)相似。CO[(1)2(2)2(3)2(4)2(1)4(5)2]對(duì)比N2

(σ1s)2(σ1s*)2(σ2s)2(σ2s*)2(π2py)2(π2pz)2(σ2px)2Ⅳ.共價(jià)分子的性質(zhì)一、共價(jià)鍵鍵參數(shù)鍵能

AB(g)—A(g)+B(g)H=EAB

對(duì)于雙原子分子，鍵能EAB等于解離能DAB

。但對(duì)于多原子分子，則要注意鍵能與解離能的區(qū)別與聯(lián)系。

鍵長(zhǎng)分子中成鍵兩原子核之間的距離叫鍵長(zhǎng)。一般鍵長(zhǎng)越小，鍵越強(qiáng)。

鍵角鍵角是分子中鍵與鍵之間的夾角，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。二、鍵的極性與分子的極性非極性共價(jià)鍵極性共價(jià)鍵鍵的極性取決于兩原子電負(fù)性之差

X=0，非極性共價(jià)鍵；X0，極性共價(jià)鍵。1.鍵的極性2.分子的極性極性分子非極性取決于整個(gè)分子正負(fù)電荷中心是否重合常用偶極矩定義分子的極性：=q·d=0，非極性分子；0，極性分子。3.同核原子組成的雙(多)原子分子(H2,Cl2,S8)X

=0，非極性鍵=0，

非極性分子鍵的極性與分子的極性一致O3除外。4.異核原子組成的雙原子分子(HCl)X0，極性鍵0，

極性分子鍵的極性與分子的極性一致5.異核多原子分子鍵一定有極性，但分子是否有極性取決與分子幾何構(gòu)型的對(duì)稱性。不對(duì)稱結(jié)構(gòu)的H2O：

鍵有極性，分子有極性。對(duì)稱結(jié)構(gòu)CCl4，CS2，CH4：

鍵有極性，分子無(wú)極性。Ⅴ.分子間力1.分子的極化極化：分子在外電場(chǎng)作用下發(fā)生結(jié)構(gòu)上的變化。

非極性分子在外電場(chǎng)的作用下，可以變成具有一定偶極矩的極性分子。極性分子在外電場(chǎng)作用下，其偶極也可以增大。在電場(chǎng)的影響下產(chǎn)生的偶極稱為誘導(dǎo)偶極。

永久（固有）偶極：極性分子的偶極矩稱為。誘導(dǎo)偶極：在電場(chǎng)的影響下產(chǎn)生的偶極稱為。

瞬間偶極:由于分子在一瞬間正負(fù)電中心不重合而造成的偶極叫。（1）取向力(OrientationForce)存在于極性分子與極性分子之間；極性分子固有偶極與極性分子固有偶極之間的作用力；（2）誘導(dǎo)力(InducedForce)

極性分子與極性分子之間；極性分子與非極性分子之間；極性分子固有偶極與非極性分子誘導(dǎo)偶極之間的作用力。（3）色散力(Di