第6章 分子结构（上课）.ppt

*1.分子间氢键使化合物熔点↑，沸点↑V、VI、VIA族氢化物为熔、沸点变化：HF、H2O、NH3熔沸点与同族氢化物比较，均反常↑，归因于氢键作用。２.分子内氢键:减少了分子间形成氢键的机会，故熔、沸点↓，而非极性溶剂中溶解度↑。蛋白质、酶、脱氧核糖核酸:氢键对它们维持分子构型的稳定性及其生物功能有重要作用。*7.4离子键理论德国Kossel提出“离子键理论”。Na→Na++e3s13s0?Na+Cl-(静电引力)Cl+e→Cl-离子化合物3s23p53s23p6*一、“离子键”定义——由正、负离子依靠静电引力结合的化学键．二、离子键特点（一）无方向性；（二）不饱和性一个离子周围最紧密相邻的异号离子的数目，称为”配位数”，主要取决于离子半径比r+/r-．例:NaCl晶体Na＋：C.N.＝６；Ｃl－：C.N.＝６(C.N.—CoordinationNumber，配位数)但较远的异号离子，也受吸引，尽管引力较小。*三、离子键的强度离子键的强度——用晶格能（LatticeEnergy,U）表示.（通常不用“键能“表示）。U↑，离子键强度↑晶格能定义——互相远离的气态正、负离子结合生成1mol离子晶体的过程所释放的能量的相反数。例：Na＋(g)+Ｃl－(g)=NaＣl(s)则晶格能定义为：U=-△rHm?(7.1)U(NaCl)=-△rHm?=+776kJ.mol-1类似于电子亲合能定义：E.A.=-△rHm?*晶格能测定——设计Born-Hebercycle，并利用Hess定律计算。例如：NaCl的晶格能，见教材Ｐ．１６５图８－１。据Hess’Law，一个过程的热效应与途径无关。*四、离子的特征：（一）电荷数；（二）电子构型：1.简单阴离子：H-为2e，其余一般为8e（X-、O2-、S2-…）2.阳离子：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]（三）离子半径*7.5离子的极化把“分子间力”（范德华力）概念推广到离子-离子之间：阳离子-阴离子:静电引力+范德华力*一、离子极化作用离子极化作用离子极化力（Polarizing主动）离子变形性（Polarizability,Polarized被动)在异号离子电场作用下，离子的电子云发生变形，正、负电荷重心分离，产生“诱导偶极”，这个过程称为“离子极化”。阳离子、阴离子既有极化力，又有变形性。通常阳离子半径小，电场强，“极化力”显著。阴离子半径大，电子云易变形，“变形性”显著。*（一）影响离子极化的因素1.离子电荷z；2.离子半径r；3.离子的电子构型。离子极化力:用“离子势”?或“有效离子势”?*衡量，?（?*）↑，极化力↑?=z/r2（主要用于s区，p区）?*=z*/r2（主要用于d区、ds区）式中Z为离子电荷（绝对值），z*为有效核电荷，r为离子半径（pm），常用L.Pauling半径。*?=z/r2可见左→右，z↑，r↓，?↑阳离了极化力↑.过渡金属元素:考虑外层电子构型影响，“有效离子势”?*衡量极化力更好:?*=z*/r2式中，z*为有效核电荷。*离子电荷相同，半径相近时，电子构型对极化力的影响：极化力：原因：d电子云“发散”，对核电荷屏蔽不完全，使Z*↑，对异号离子极化作用↑。