化学键与分子间作用力

化学键与分子间作用力

1.化学键的类型

化学键是指晶体或分子中,相邻的原子或原子团之间的强烈的相互作用.根据成键方式的不同,化学键分为离子键、共价键、金属键等. (1)离子键

离子键是使阴、阳离子结合成化合物的静电作用.活泼的金属或非金属在一定的条件下反应时,活泼金属原子易失去电子成为阳离子,活泼非金属原子易得到电子成为阴离子,阴、阳离子依靠相反电荷的吸引,相互靠近,当达到一定程度时,离子的电子层间以及两原子核间产生排斥,吸引与排斥达到相互平衡时,阴、阳离子间形成了稳定的离子键.离子键存在于离子化合物中,离子化合物通常以离子晶体的形式存在. 离子键的特点:本质是静电作用,没有方向性,没有饱和性.

【特别提醒】一般离子具有三个重要特征:离子的电荷,离子的电子层构型和离子半径. ①离子带的电荷:电荷数越多,离子键越强.

②离子的电子层构型:离子的电子层构型不同,其稳定性会不同,而且对形成的离子键也会产生影响.

③离子的半径:在离子晶体中,两个离子的平均核间距d等于正负离子的半径之和,成键的阴阳离子的半径和越小,离子键越强. (2)共价键

共价键是指分子中或原子晶体、原子团中,相邻的两个或多个原子通过共用电子对(即电子云的重叠)所形成的相互作用.参与成键的原子各自提供未成对的价电子(或将原子中以成对的价电子拆成单个电子)形成共用电子对,这一对电子同时围绕成键的两原子核运动,并在两原子核间出现的概率最大,通过这样的共用电子对与原子核之间的相互作用,形成了稳定的共价键.与此同时,大多数的原子都有可能使最外层成为相对稳定的稀有气体原子的电子层结构. (3)金属键

金属键是化学键的一种,主要在金属中存在,由自由电子及排列成晶栺状的金属离子之间的静电吸引力组合而成.由于电子的自由运动,金属键没有固定的方向,因而是非极性键.金属键有金属的很多特性.例如一般金属的熔点、沸点随金属键的增强而升高.

总结:化学键的类型 化学键类型 概念 成键微粒 成建性质 形成条件 实例 离子键 阴阳离子之间通过静电引力作用所形成的化学键 阴阳离子 静电作用 活泼金属与活泼的非金属元素 NaCl、MgO等 共价键 原子间通过共用电子对所形成的化学键 原子 共用电子对 非金属与非金属元素 HCl、H2SO4等 金属键 金属阳离子与自由电子之间通过相互作用而形成的化学键 金属阳离子和自由电子 电性作用 金属内部 Fe、Mg等 2.共价键理论

共价键的理论主要包括价键理论(即电子配对理论)、杂化轨道理论、价层电子对互斥理论等. (1)价键理论

共价键的本质:原子之间由于成键电子的原子轨道发生重叠而形成的化学键. ①成键的理论

电子配对原理:具有自旋反向的未成对电子的原子接近时,可因原子轨道的重叠而形成共价键;一个电子与另一个自旋反向的电子配对成键后,不能再与第三个电子配对成键.

能量最低原理:在成键的过程中,自旋相反的单电子之所以要配对或偶合,主要是因为配对以后会放出能量,从而使体系的能量降低.

原子轨道最大重叠原理:原子轨道重叠程度越大,共价键越牢固. ②共价键的特征

在形成共价键时,互相结合的原子既未失去电子,也没有得到电子,而是共用电子,在分子中不存在离子而只有电子.共价键具有以下特点:

第一、共价键结合力的本质是电性的,但不能认为纯粹是静电的.

第二、共价键具有饱和性,是指每个原子成键的总数或单键连接的原子数目是一定的.

第三、共价键具有方向性,是指一个原子与周围原子形成共价键有一定的角度.因为原子轨道(p,d,f)有一定的方向性,它和相邻原子的轨道重叠要满足最大重叠条件.共价键的方向性决定着原子的空间构型,因而影响分子的极性. 共价键的极性:由于成键两原子的正负电荷中心不重合而导致化学键的极性.正负电荷中心不重合的化学键称为极性键;正负电荷中心重合的化学键叫非极性键.一般来说,对同原子形成的化学键,若所处的环境相同,则形成非极性键,异原子形成化学键则肯定是极性键.离子键是最强的极性键.对共价键来说,极性越大,键能越大.

第四、共价键的键型.一种是由成键的两个原子分别提供一个电子组成σ键或π键;另一种是由其中一个原子单方面提供的,称为共价配键或配位键. (2)杂化轨道理论

杂化是指形成分子时,由于原子的相互影响,若干不同类型能量相近的原子轨道混合起来,重新组合成一组新轨道,所形成的新轨道就称为杂化轨道.只有能量相近的轨道才能进行杂化;杂化后的轨道形状和能量完全一样,但方向不同;杂化前后轨道总数目不变;杂化以后的轨道电子云更加集中在某一方向,故其成键能力强于未杂化的轨道.杂化轨道只能填充孤电子对或σ键上的电子;杂化是原子成键前的轨道行为,与该原子的价层电子数目无关. (3)价层电子对互斥理论

价层电子对互斥理论认为,在一个多原子共价分子(AXm型)中,中心原子A周围配位的原子或原子团的几何构型,主要取决于中心原子的价电子层中电子对的互相排斥作用,分子的几何构型总是采取电子对相互排斥最小的那种结构.

(4)分子轨道理论 ①理论要点

第一、在分子中电子不从属于某些特定的原子,而是遍及在整个分子范围内活动,每个电子的运动状态可以用波函数Ψ来描述,这个Ψ称为分子轨道,其绝对值的平方为分子中的电子在空间各处出现的几率密度或电子云.

第二、分子轨道是由原子轨道线性组合而成的,而且组成的分子轨道的数目与互相化合原子的原子轨道的数目相同.

第三、每一个分子轨道Ψi都有一相应的能量Ei和图像,分子轨道的能量E等于分子中电子的能量的总和,而电子的能量即为被它们占据的分子轨道的能量.根据分子轨道对称性不同,可分为σ键和π键等,按分子轨道的能量大小,可以排列出分子轨道的近似能级图.

第四、分子轨道中电子的排布也遵从原子轨道核外电子排布的原则,即泡利原理、能量最低原理和洪特规则. ②原子轨道线性组合的原则

分子轨道是由原子轨道线性组合而得,原子轨道线性组合应遵循下列三个原则.

对成性原则:只有对称性相同的原子轨道才能组合成分子轨道.对称性相同是指重叠部分的原子轨道的正负号相同.

能量近似原则:只有能量相近的原子轨道才能组合成有效的分子轨道,而且原子轨道能量越相近越好.

最大重叠原则:原子轨道发生重叠时,在可能的范围内重叠程度越大,成键轨道能量相对于组成的原子轨道能量降低得越显著,即形成的化学键越牢固. 3.极性分子与分极性分子

根据共价分子中电荷分布是否对称,正负电荷重心是否重合,整个分子电性是否出现“两极”,把分子分为极性分子和非极性分子.

(1)分子内各原子以及共价键的空间排布对称,分子内正、负电荷中心不重合的分子为极性分子;分子内各原子以及共价键的空间排布不对称,分子内正、负电荷中心不重合的分子为极性分子.常见的分子中,属于非极性分子的不多,具体有以下:

①非金属单质分子.如:稀有气体、H2、O2、N2等. ②结构对称的直线型分子.如:CO2等.

③结构对称的正三角形分子.如:BF3、BCl3等.

④结构对称的正四面体构型分子.如:CH4、CCl4、P4等. 而其他大多数分子则为极性分子.如:HCl、NH3、H2O等.

(2)判断ABm型分子极性的经验规律:一般情况下,若中心原子A的化合价的绝对值等于该元素所在的主族序数,则为非极性分子;若不相等,则为极性分子.如BF3、CO2等为非极性分子,HCl、NH3、H2O等为极性分子. 【知识拓展】

①分子的极性与键的极性没有必然的联系.由极性键形成的分子中不一定是极性分子,如CO2;由非极性键形成的

分子也不一定是非极性分子,如H2O2. ②几种常见共价分子的空间构型

a.直线型:O=C=O、H-Cl、N≡N、CH≡CH b.V型:H2O键角(H-O-H)为104°30? c.平面型:CH2=CH2及苯C6H6 d.三角锥形:NH3键角(

)为107°18?

e.正四面体:CH4和CCl4及NH4+键角为109°28?;P4键角为60°

(3)相似相溶原理

极性分子易溶于极性分子溶剂中(如HCl易溶于水中),非极性分子易溶于非极性溶剂中(如碘易溶于苯中,白磷易溶于CS2中).

4.分子间作用力和氢键 (1)分子间作用力

分子间作用力指存在于分子之间的一种较弱的把分子聚集在一起的作用力.分子间作用力由范德华提出,又称范德华力.分子间作用力比化学键的作用力小得多,主要影响物质的物理性质,如物质的熔点、沸点、溶解性等.一般情况下,分子间的作用力越大,物质的熔沸点越高.

分子间作用力的大小与分子的极性、相对分子质量的大小有关.极性分子间的作用力大于非极性分子间的作用力,相对分子质量越大,分子间的作用力越大. (2)氢键

氢键是由氢原子参与成键的特殊形式的分子间作用力,是一种比分子间作用力稍强的相互作用,可以把它看作是一种较强的分子间作用力.氢键可用X-H???Y表示.X和Y代表F、O、N等电负性大,且原子半径小的原子.氢键中X和Y可以是相同的元素,也可以是两种不同的元素.

氢键的形成条件:必须是含氢的化合物;氢必须与电负性极大的元素成键,以保证键的强极性和偶极电荷;与氢成键的元素的原子半径必须很小,一般只有第二周期元素才可以;与氢形成氢键的另一原子必须电子云密度高,即需有孤电子对,且半径小,以保证作用距离较近.