化学键与分子结构无机化学
《无机化学》第7章.化学键理论与分子结构
(2)方向性
①根据原子轨道最大重叠原理，形成共价键时，原 子间总是尽可能沿着原子轨道最大重叠的方向成 键，原子轨道重叠越多，两核间电子概率密度越 大，形成的键越牢固。
②在形成共价键时，除s轨道能在任何方向最大重叠 外，其它p、d、f 轨道只能沿一定方向才能最大重 叠成键。所以，当一个 A原子与其它一个或几个 B 原子形成共价分子时，B原子在A原子周围的成键 方位是一定的，这就是共价键的方向性。
激发
2p
2s
（激发态）
杂 化
p （杂化态）
sp2
3个sp2杂化轨道
杂化轨道理论
+
σ 2 sp -p
F
F
σ 2 sp -p
+
- + - +
B
F
120° F
-
F +
B
+F
-
平面三角形
图9-8 sp2杂化轨道的空间取向和BF3分子构型
sp2杂化
BF3分子形成时中心B原子的轨道杂化情况 和分子的空间构型。
对于同核双原子分子和多原子分子，如 H2 ， O2，P4，S8等，由于成键原子的电负性相同， 共用电子对不发生偏移，核间的电子云密集区 域在两核的中间位置，两原子核正电荷所形成 的正电荷重心和成键电子对的负电荷重心恰好 重合，这种键叫非极性共价键。
极性共价键
NH3 等，成键原子的电负性不同，共用电子对 发生偏移，核间的电子云密集区域偏向电负性 较大的原子一端，使之带部分负电荷，电负性 较小的原子一端则带部分正电荷，键的正负电 荷重心不重合，这种键叫极性共价键。
BF3分子的空间构型
(3) sp3杂化: 杂化轨道间夹角109.5 º ，正四面体结构。
无机化学_化学键与分子结构 PPT课件
主要以晶体形式存在
较高熔点和沸点
无 机
熔融或水溶解后能导电 ？
化 学
4.1.1
离子键的形成
电 子（1）离子键理论 1916 年德国科学家 Kossel ( 科塞尔 ) 提出
教 ① 当活泼金属的原子与活泼的非金属原子相互化合时，均有通
案 过得失电子而达到稳定电子构型的倾向；
对主族元素，稳定结构是指具有稀有气体的电子结构，如钠
时 ，配位数为 3 。
AB型化合物离子半径比与配位数和晶体类型的关系
r +/ r－
配位数 晶体类型
实例
无 机
0.225~0.414
化
学
电 子
0.414~0.732
教
案
4
ZnS型
ZnS, ZnO,
BeS, BeO,
CuCl, CuBr
6
NaCl型 NaCl, KCl, NaBr,
LiF, CaO, MgO,
无 机 化 学 电 子 教 案
4.1.3 离子的特征
（1）离子的电荷 ——相应原子的得失电子数
电荷高，离子键强。 +1, +2, +3, +4
无 机（2）离子的电子层构型
化
简单负离子的电子层构型一般都具有稳定的8电子结构如F-
学 电
正离子的电子层构型大致有 5 种
子
① 2电子构型，如 Li , Be 2 (1s2 )
无机化学
无
机 第四章 化学键与分子结构
化
学
电 Chapter 4 Chemical bond and
子
教 案
molecular structure
基本内容和重点要求
化学无机化学重要知识点梳理
化学无机化学重要知识点梳理化学是自然科学的一门重要学科，其中无机化学作为化学的一个主要分支，研究的是无机物质的性质、组成、结构以及它们之间的相互作用等。
无机化学为我们理解自然界和人造物质的特性与行为提供了重要的基础。
本文将梳理无机化学的几个重要知识点。
1. 元素周期表元素周期表是无机化学的基础, 它按照元素的原子序数和元素性质的规律排列了所有已知元素。
周期表的一大特点是周期性，即元素的性质会随着原子序数的增加而呈现规律性变化。
周期表的划分可分为周期、族和区块等不同层次。
掌握元素周期表，对于理解元素的性质、元素之间的反应活性以及元素周期律有着重要的作用。
2. 化学键与分子结构无机化学中，化学键是组成化合物的原子之间的连接。
根据键的类型不同，可以分为离子键、共价键和金属键等。
离子键是通过正负电荷的相互吸引形成的，共价键是通过电子的共用而形成的，金属键则是由金属原子间的电子云形成的。
化学键的类型对于物质的性质和化学反应有着重要的影响。
此外，分子结构的形状也对化合物的性质起着重要作用，如分子的立体构型、空间取向等。
3. 配位化学配位化学是无机化学的研究重点之一，它研究的是过渡金属离子与周围配体之间的相互作用与结构。
配位化学中的配位键是指配体中的一个或多个原子与过渡金属离子之间形成的化学键。
配体的种类和配位数对于配合物的性质和化学反应具有重要的影响。
通过掌握配位化学的基本理论和方法，可以研究和设计具有特殊功能的配合物，如催化剂、生物活性配合物等。
4. 化学反应与反应速率无机化学中，化学反应是研究的核心内容之一。
化学反应可以通过改变反应条件、探究反应机理、确定反应速率等方面进行研究。
无机化学中的反应机理和反应速率可以通过实验方法进行研究，也可以通过理论计算和模拟来探究。
了解无机化学反应的机理和反应速率对于预测和控制化学反应具有重要的意义。
5. 酸碱化学酸碱化学是无机化学中的重要内容之一。
酸和碱是溶液中可离解的物质，它们具有一定的特性和性质。
无机化学 第3章 分子结构与化学键理论
O3 ; PCl3 ; CO2 ; OF2 。
O3分子的结构
O3 中心原子 O 价层电子对数： (6+0×2)/2=3
价电子对构型平面三角形。分子构型为V型
O 127.8pm
O
O
O
O
O
116.80
价电子对构型和分子构型都为线形。
O
C
O
CO2以sp杂化成键：一个
键,两个
4 3
键。
OF2的分子结构
OF2 中心原子O的价层电子对数为： （6+1×2）/2=4
价电子对构型为四面体，分子构型为V型
O
F
F
OF2以sp3不等性杂化成键。
3.4 分子轨道理论
分子轨道理论的基本要点
原子轨道的线性组合—s-s重叠
原子轨道的线性组合—s-p重叠
原子轨道的线性组合—p-p重叠(1)
原子轨道的线性组合—p-p重叠(2)
能量近似原则
最大重叠原则
对称性原则
同核双原子分子的分子轨道能级图(1)
同核双原子分子的分子轨道能级图(2)
同核双原子分子的分子轨道能级图
N2分子的分子轨道能级图
O2分子的分子轨道能级图
CO的分子轨道能级图
3.5 分子间力和氢键
分子间作用力——范德华力
取向力
诱导力
色散力
化学视野——光电子能谱（PES）
PES——Photoelectron Spectroscope
光电子能谱技术是光电效应的现代应用。
可见光源照射物质可将价电子射出。短波光 源（紫外或X射线）产生的高能光子能将分 子或原子内层具有各种结合能的电子射出， 通过这些结合能的大小可提供分子中能级的 细节。
无机化学(上册)：第9章 化学键与分子结构 习题答案
第9章化学键与分子结构习题1. 根据AgX晶格能理论值与实验值差别判断Ag-X共价键成分递增顺序。
AgF AgCl AgBr AgI实验值（kJ·mol-1）951 902 887 886理论值（kJ·mol-1）925 833 808 7742．从Cr原子的价层结构3d54s1来看，Cr失去1个4s电子后成为3d5半充满构型。
这种结构似应是稳定的，因而似应有CrX (X ＝F、Cl、Br、I)化合物存在，但实际上却未能制备出这类化合物。
理论计算CrCl晶格能为758 kJ·mol-1，已知金属Cr的升华能（397 kJ·mol-1）、Cl-Cl键的键能（242.6 kJ·mol-1）、Cr的第一电离能（653 kJ·mol-1）、Cl的第一电子亲合能（348.6 kJ·mol-1）。
设计CrCl的玻恩－哈伯热化学循环，计算CrCl(s)的标准摩尔生成焓（∆f H m o）。
另已知反应2CrCl（s）＝CrCl2（s）＋Cr（s）的标准摩尔自由能变为-486 kJ·mol-1。
比较说明CrCl稳定性，解释上述事实。
3.4. 温度为298 K时，已知（1）H2=2H(g), Δr1H m o= 436 kJ.mol-1，（2）O2=2O(g), Δr2H m o= 498 kJ.mol-1，（3）H2O(g)=2H(g)+ 2O(g), Δr3H m o= 930 kJ.mol-1 求：反应H2 (g)+½ O2 (g)= H2O (g) 的Δr H m o。
5. 写出下列分子的Lewis结构式：CF4、OF2、HCN、CO、NSF6. 写出下列离子的Lewis结构式：CF3+、C22-、PH2-、BH4-7. 乙炔的标准生成焓为226.6 kJ.mol-1，H-H、C-H键键能D H-H、D C-H分别为436 kJ.mol-1、415 kJ.mol-1，石墨的升华能∆sub H(C(s)) 为717 kJ.mol-1，求C≡C的键能D C≡C。
《无机化学》化学键理论与分子结构
《无机化学》化学键理论与分子结构无机化学是研究无机化合物的组成、结构、性质和反应的学科。
化学键理论与分子结构是无机化学的重要基础和核心内容，它们对于理解无机化合物的物理和化学性质具有重要意义。
化学键是指原子之间通过共享电子或电子转移而形成的力。
常见的化学键包括离子键、共价键和金属键。
离子键是电荷相反的离子之间的相互作用力。
它的形成是离子化反应过程中，金属元素失去电子变成阳离子（阳离子）和非金属元素获得电子成为阴离子（阴离子）所形成的。
离子键的特点是电负性差异较大，具有很强的极性，在固态下成为离子晶体，具有高熔点和良好的导电性。
共价键是非金属原子通过共用电子对形成的化学键。
共价键的形成依赖于原子之间电子互相吸引的作用力。
根据电子的共享程度，共价键又可分为极性共价键和非极性共价键。
极性共价键的特点是原子的电负性差异较小，共享电子不平均分布，云地带呈现部分离子性质，它的形成使得分子有极性；而非极性共价键的特点是原子的电负性差异极小，共享电子均匀分布，云地带不存在电荷分离，分子呈现非极性。
金属键是金属原子通过电子云中的自由电子形成的化学键。
金属原子的外层电子非常松散，可以自由移动，形成电子海。
金属键的特点是具有很好的导电性、热导性和延展性，而且金属键的强度也很高。
分子结构是指分子内原子的相对位置和连接关系。
分子结构的确定有助于揭示物质的物理性质和化学性质。
在无机化学中，分子结构可通过实验和理论计算等手段进行研究。
实验方法主要包括X射线衍射、中子衍射、质谱和核磁共振等。
其中，X射线衍射是最常用的手段，通过测量晶体中X射线的衍射图样，可以得到晶体结构的信息。
中子衍射则是通过测量中子与晶体相互作用过程中所发生的衍射现象，得到晶体结构的信息。
质谱和核磁共振则是通过测量分子中原子的质量和能级差等可以得到分子结构的信息。
理论计算的方法包括量子化学计算和分子力学计算。
量子化学计算是通过量子力学原理，计算分子的能量、电子结构和反应性等。
大专无机化学课件-化学键与分子结构
第八课 化学键与分子结构
第六章 化学键与分子结构
112种原子(18种人造)，天然存在、数量 较多的只有几十种，组成了物质世界。
原子如何结合组成物质世界？ 原子间相互作用力称为化学键 原子间通过化学键形成分子，分子形成 物质世界
化学键的分类
强化学键： 离子键、共价键、金属键 共价键又分为：键、键、键、离域键、 配位键、 -配位键、 缺电子多中心键等 弱化学键（次级键）： 氢键、范德华力等
离子键理论不能说明相同 原子形成单质分子，也不能说 明电负性相近的原子如何形成 化合物分子。
· · · · O· O2，CO2： · C · · · ·
1916年，美国化学家G. N. Lewis提出了共价键理论 (经典 价键理论)。
分子中每个原子应该具有稳定的稀有气 体原子的电子层结构 (8电子结构)，该结构可 以通过原子间共享电子对 (一对或若干对) 的 方式来实现。
当电负性相差较大的金属原子和非金属 原子在一定的反应条件下相互接近时，由于 有达到稳定的电子结构的倾向而分别失去或 得到电子生成正离子和负离子。
· · · · Na·+ :Cl· Na+ + [:Cl:]－ · · · ·
正离子和负离子由于静电引力相互吸 引而形成离子晶体，在离子晶体中，正离子 和负离子形成离子键。
1925年获博士学位，1931年任化学 教授，由于他对化学键的研究以及用化 学键理论阐明复杂物质化学结构获得成 功，1954年获Nobel化学奖。
建立了现代价键理论、杂化轨道理论、 价层电子对互斥理论。 1932年，Hund和Mulliken从另一角度提 出了分子轨道理论。
三、现代价键理论
W. Heitler 和 F. London
大学无机化学大一知识点
大学无机化学大一知识点无机化学是化学科学中的一个重要分支，主要研究无机物质的结构、性质、合成和应用等方面的知识。
作为大一学生，学习无机化学的基本知识是打好化学基础的重要一步。
下面将介绍大学无机化学大一知识点的内容。
1. 原子结构和元素周期表原子是物质最基本的单位，由电子、质子和中子组成。
电子负电，质子正电，中子中性。
元素周期表是根据元素的原子序数（质子数）排列的，分为周期和族。
周期表上左边为金属元素，右边为非金属元素，中间是过渡金属元素。
根据元素的位置可以大致判断其性质。
2. 化学键与分子结构化学键是由原子之间的相互作用形成的，常见的化学键有离子键、共价键和金属键。
离子键是通过正负电荷的相互吸引形成的，如钠和氯化成氯化钠。
共价键是通过共享电子形成的，如氢气的共价键是两个氢原子共享两个电子。
分子结构描述了分子中原子的相对位置。
3. 配位化学配位化学研究配位化合物中金属离子与配体的结合。
金属离子通常可以形成配位数不同的络合物，配位数是指与金属离子配位键的配位原子或配体的个数。
配体是能与金属形成配位键的分子或离子。
4. 元素化合物及其性质元素化合物是由相同种类的原子通过化学键相互结合形成的化合物。
元素化合物的性质取决于元素的原子结构和元素之间的化学键。
例如，氯化钠是一种晶体固体，在水中可以溶解形成电解质溶液。
5. 酸碱中和反应酸碱中和反应是指酸和碱反应生成盐和水的反应。
酸是指能产生H+离子的物质，碱是指能产生OH-离子的物质。
常见的酸碱反应有酸和碱的中和反应、酸和金属的反应以及酸和碳酸盐的反应等。
6. 化学平衡化学平衡是指化学反应在一定条件下前后反应物和生成物的浓度保持一定比例的状态。
平衡常数(Kc)是反应物浓度与生成物浓度的比值的稳定值，取决于反应物浓度的温度和压力。
7. 氧化还原反应氧化还原反应是指物质间电子的转移反应，包括氧化剂接受电子的还原和还原剂提供电子的氧化。
常见的氧化还原反应有金属的腐蚀反应、非金属的燃烧反应以及电池中的反应等。
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离子半径变化规律
同主族从上到下，随电子层增加，具有相同电荷数的同族离 子半径增加。 Li + < Na + < K + < Rb + < Cs + F－ < Cl－ < Br－ < I－
同周期的主族元素随族数增加，正离子电荷数升高，最高价 离子半径减小。 Na + > Mg 2 + > Al 3 + K + > Ca 2 +
（4）键的离子性与元素的电负性有关
χ > 1.7，发生电子转移，形成离子键； χ < 1.7，不发生电子转移，形成共价键。
思考：在氯化钠晶体中，在Na+(或Cl-)周围只排列着6
个相反的Cl-(或Na+)，是否不符合离子键无饱和性的 特点？
这是正负离子半径的相对大小，电荷多少等因素决定 的。 因为在这6个Cl-(或Na+)之外，无论是什么方向上或什 么距离处，如果再排列有Cl-(或Na+)，则它们同样还 会受到该相反电荷Na+(或Cl-)的电场作用，只不过是 距离较远，相互作用较弱。
如NaCl，KCl，CaO等金属元素的氧化物、氟化物和某些氯 化物。
Na→Na+ Cl→Cl-
2s 2 2p 6 3s 1 → 2s 2 2p 6 2s 2 2p 5 → 2s 2 2p 6
首先形成稳定离子
然后由静电吸引形成化学键
6.1.1 离子键的形成条件
1. 元素的电负性差比较大
χ > 1.7，发生电子转移，产生正、负离子，形成离子键； χ < 1.7，不发生电子转移，形成共价键。（χ > 1.7 ，实 际上是指离子键的成分大于 50 %）
③ 18电子构型，如 Z 2 ,C n 2 ,H d 2 ,C g ,A u 等 ( n g 2 n 6 s n p 1 )0 d
离子的电子构型
④ (18+2)电子构型，如 P 2 , S 2 b , B 3 n , T ( i n 1 l ) s 2 ( n 1 ) p 6 ( n 1 ) d 1 n 2 0s
与铜原子之间，H2O中氢原子与氧原子之间各有什么键？
答：NaCl晶体中钠离子与氯离子之间是离子键；金属铜 中铜与铜之间是金属键；H2O分子中H原子与O原子之间 存在共价键， H2O间存在分子间作用力和氢键。
6.1 离 子 键
正负离子间通过静电引力形成的化学键称为离子键。
由离子键形成的化合物或晶体称为离子化合物或离 子晶体。
化合物中不存在百分之百的离子键，即使是 CsF 的化 学键(92%离子性)，其中也有共价键的成分。即除离子间靠 静电相互吸引外，尚有共用电子对的作用。
X > 1.7 ，实际上是指离子键的成分大于 50 %。
离子键和共价键之间, 并非可以截然区分的，可将离子键视 为极性共价键的一个极端, 另一极端为非极性共价键。
离子半径
离子半径：离子在晶体中的接触半径。
将离子晶体中的离子看成是相切的球体，正负离子的核间距 d 是 r + 和 r－ 之和 。d 值可由晶体的 X 射线衍射实验测定得到。
例： MgO d = 210 pm
r+
r-
drM2 grO 2 21 p0 m
d
r M g 2 + d M g O r O 2 2 1 0 1 3 2 7 8 pm drr
非极性共价键
极性增大 极性共价键
离子键
6.1.2 离子键的强度
❖ 离子键ห้องสมุดไป่ตู้度：用晶格能U表示
❖ 标准状态下，由气态正离子和气态负离子形成 1mol离子晶体时所放出来的能量称为晶格能， 单位为kJ·mol-1。
Ca2+ (g) + 2Cl- (g) → CaCl2 (s)
– H = U = 2260 kJ·mol-1
❖ 晶格能越大，离子键越强，相应的晶体熔点越 高，硬度越大。
6.1.3 离子键的特点
(1) 离子键的本质是静电引力
F
q1 q2 r2
q1 ，q2 分别为正负离子所带电量 ， r 为正负离子的核间距离，F为静电引力。
（2）离子键没有方向性
与任何方向的电性不同的离子相吸引。
（3）离子键没有饱和性
吸引相反离子数目取决于正负离子间的半径比（配位数）。
周期表中对角线上，左上的元素和右下的元素的离子半径
相近 。
Li
Na
Mg 2
S c3
Ca 2
Zr4
离子的电子构型
简单负离子的电子层构型一般都具有稳定的8电子结构 如F-、O2-、Cl-等。 正离子的电子层构型大致有 5 种： ① 2电子构型，如 Li,B2e (1s2)
② 8电子构型，如 N a,M g2 等 (n s2n p 6)
2. 易形成稳定离子 Na + 2s 2 2p 6，Cl－ 3s 2 3p 6 ， 只转移少数的电子就达到稀有气体式稳定结构。
3. 形成离子键时释放能量多
Na ( s ) + 1/2 Cl 2 ( g ) = NaCl ( s ) H = －410.9 kJ·mol－1 在形成离子键时，以放热的形式，释放较多的能量。
6.1.4 离子的特征
➢离子电荷 ➢离子半径 ➢离子的电子构型
离子的特征决定离子键和离子化合物的性质。
离子电荷
离子电荷： 原子在形成离子化合物过程中失去或得到的电子数。
电荷高，离子键强。 +1, +2, +3, +4 带电荷不同，性质不同。
Fe → Fe2+ → Fe3+
Fe3+ ：氧化性，Fe2+ ：还原性； FeCl3 ：棕色粉未， FeCl2 ：白色固体。 Fe2+ 水溶液：浅绿色，具有还原性； Fe3+水溶液：黄棕色，具有氧化性。
第章
化学键与分子结构
主要内容
§6.1 离子键理论
§6.2 共价键理论 §6.3 分子的极性、分子间力和氢键 §6.4 晶体结构简介
化学键
分子或晶体中相邻原子间的强相互作用称为化学键。
种类：离子键、金属键和共价键三种。
原子电负性差大于1.7， 离子键；
原子电负性差小于1.7 时，成共价键。
金属原子之间则生成金属键。 思考：NaCl晶体中钠离子与氯离子之间、金属铜中铜原子
过渡元素，离子半径变化规律不明显 。
离子半径变化规律
同一元素，不同价态的离子，电荷高的半径小。 r正离子 < r原子 < r负离子
如 Ti 4 + < Ti 3 + ； Fe 3 + < Fe 2 + < Fe 。
负离子半径一般较大(150 - 250 pm)；正离子半径一般较小( 10 – 170 pm)。