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1、化学键理论概述Chemical Bonds,7第七章,Bond formation is accompanied by a lowering of energy.The energy lowering is due to the attractions between oppositely charged ions or between nuclei and shared electron pairs.The electron configurations of individual atoms control how the atoms combine with one another.,第
2、 1 节 离子键理论,一、离子键的形成,由活泼金属元素和活泼非金属元素组成的化合物如 NaCl，KCl，NaOH，CaO 等，在通常情况下，大多数是结晶状的固体，具有较高的熔点和沸点，熔融状态时能够导电。这些化合物大多数都能溶于水，水溶液也能够导电。为了说明这类化合物的原子之间相互作用的本质，1916 年，德国化学家 W.Kossel 根据大多数化合物具有稀有气体稳定结构的事实，提出了离子键的概念。,这类化合物之所以导电，是因为它们在熔融状态或水溶液中能够产生带电荷的粒子，即离子。Kossel 认为电离能小的活泼金属元素的原子和电子亲和能大的活泼非金属元素的原子相互接近时，金属原子上的电子转移
3、到非金属原子上，分别形成具有稀有气体稳定电子结构的正、负离子。正离子和负离子之间通过静电引力结合在一起，形成离子化合物。这种正、负离子间的静电吸引力就叫做离子键。,当不同的原子通过离子键结合形成分子时，必然伴随着体系能量的变化，而且新体系的能量大大低于旧体系。,在 Kossel 的离子键模型中，可以把正、负离子看作半径大小不同的球体。根据库仑定律，两个距离为r，带有相反电荷 q+和 q-的正、负离子之间的势能 V吸引为：,V吸引=,q+q,4 0 r,式中 q+和 q-分别是 1 个正电荷和 1 个负电荷所带的电量，即 1.6 10-19 C,0 是介电常数。当正、负离子相互接近时，它们之间主
4、要是静电吸引作用。但当正、负离子进一步相互接近时，除了静电吸引外，还存在外层电子之间以及原子核之间的相互排斥作用。这种排斥作用当 r 较大时可以忽略。,V吸引=,q+q,4 0 r,但当正、负离子充分接近，r 极小时，这种排斥作用的势能迅速增加。量子力学研究表明，这种排斥作用的势能 V排斥 是用指数形式表示的,式中 A 和为常数。因此，正、负离子之间的总势能与距离 r 的关系为,V=V吸引+V排斥,q+q,40r,=+Ae,-,r,可以得到正、负离子之间的总势能与距离 r 的关系的势能曲线。,NaCl 的势能曲线,当钠离子和氯离子相互接近时，在 r 较大时钠离子和氯离子之间的排斥作用可以忽略，
5、主要表现为吸引作用，所以体系的能量随着 r 的减小而降低。当钠离子和氯离子非常接近时，r 很小，此时排斥作用为主，体系能量迅速增大。,当钠离子和氯离子接近平衡距离 r0 时，体系的吸引作用和排斥作用处于动态平衡，这时钠离子和氯离子在平衡位置附近振动，体系的能量最低。即体系的势能的值最小时的距离是平衡距离，此时正、负离子之间形成了稳定的化学键 离子键。,二、离子键的形成,从离子键形成过程中可以看出，当活泼金属原子和活泼非金属原子相互接近时，发生电子转移，形成正、负离子，正离子和负离子之间通过静电引力结合在一起形成离子键。也就是说离子键的本质是静电作用力。,根据库仑定律，两个带有相反电荷 q+和
6、q-的正、负离子之间的静电作用力与离子电荷的乘积成正比，与离子间距离成反比。所以，离子的电荷越大，离子间的距离越小，离子间的静电引力越强。,由于离子键是由正离子和负离子通过静电吸引作用相连接，因此决定了离子键的特点是没有方向性和饱和性。,没有方向性是指由于离子的电荷是球形对称分布的，它可以在空间任何方向吸引带相反电荷的离子，不存在在某一特定方向上吸引力更强的问题。,没有饱和性是指在空间条件允许的情况下，每一个离子可吸引尽可能多的带相反电荷的离子。每个离子周围排列的相反电荷离子的数目是一定的，这个数目是与正、负离子半径的大小和所带电荷多少等有关。,以氯化钠晶体为例，每个钠离子周围等距离地排列着
7、6 个氯离子，同时每个氯离子周围也等距离地排列着 6个钠离子。这并不意味着每个钠离子周围只吸引了 6 个氯离子后电场就饱和了，因为在距离稍远的地方还有其它氯离子，只不过静电引力随着距离的增大而减弱。,我们说在氯化钠晶体中，Na+离子的配位数为 6,Cl 离子的配位数也为 6；,而在氯化铯晶体中，Cs+离子的配位数为 8，Cl 离子的配位数也为 8。,离子键是活泼金属元素的原子和活泼非金属元素的原子之间形成的，其形成的重要条件就是原子之间的电负性差值较大。一般来说，元素的电负性差越大，形成的离子键越强。,近代实验证明，即使是电负性最小的铯与电负性最大的氟所形成的氟化铯，也不纯粹是静电作用，仍有部
8、分原子轨道的重叠，即仍有部分共价键的性质。一般用离子性百分数来表示键的离子性的相对大小，实验证明，在氟化铯中，离子性占 92%，也就是说铯离子与氟离子之间的键仍有 8%的共价性。,有几种近似方法可以得到化学键的离子性百分数。一般来说，AB 型化合物之间单键离子性百分数与 A 和 B 两种元素电负性差值之间的关系可以查表得到。,当两种元素电负性的差值为 1.7 时，单键约具有 50%的离子性，因此一般把元素电负性差值大于 1.7 的化合物看作是离子型化合物。,三、离子键的强度,键能 Ei 越大，表示离子键越强。,离子键的强度可以用键能来表示。我们以 NaCl 为例说明离子键的键能：1 mol 气
9、态 NaCl 分子，解离成气体原子时，所吸收的能量称为离子键的键能，用 Ei 表示。,NaCl(g)=Na(g)+Cl(g)H=Ei,离子键的强度通常用晶格能的大小来衡量。因为在离子晶体中，既有相反电荷之间的库仑吸引力，又有相同电荷之间的排斥力，所以离子化合物中离子键力是晶体中吸引力和排斥力综合平衡的结果。,离子型化合物在通常状态下是以阴、阳离子聚集在一起形成的巨分子的形式存在，所以离子化合物的化学结合力不是简单的两个阴、阳离子之间的结合，而是整块晶体之内的整个结合力。因此用晶格能描述离子键的强度经常比离子键的键能来得更好。,晶格能的定义是：在标准状态下将mol离子型晶体(如 NaCl)拆散为
10、 1 mol 气态正离子(Na)和 1 mol 气态负离子(Cl)所需要的能量，符号为 U，单位为 kJmol-1。,晶格能是表达离子晶体内部强度的重要指标，是影响离子化合物一系列性质如熔点、硬度和溶解度等的主要因素。,晶格能不能用实验的方法直接测得，但是可以通过热化学计算从有关的实验数据间接计算得出。盖斯定律指出：一个化学反应可以分几步进行，反应的热效应等于各分步反应热效应的总和。,根据这个定律，德国化学家 Born 和 Haber 建立了著名的波恩哈伯循环，用计算的方法来解决热化学问题。下面以 NaC1 为例，通过波恩哈伯循环来计算其晶格能。,NaCl 的生成反应为,Na(s)+,Cl2(
11、g)NaCl(s),该反应的热效应即 NaCl(s)的生成热已经由实验求得，fHm=411 kJmol-1。,同时，这个反应可以通过如下 5 个分步反应进行：,(1)1 mol 金属钠汽化变为汽态钠原子：,Na(s)Na(g)升华热=H1=108 kJmol-1,(2)0.5 mol 氯分子解离为气态氯原子：,0.5 Cl2(g)Cl(g)0.5解离能H2=121 kJmol-1,(3)1 mol 气态钠原子失去电子形成1 mol气态钠离子：,Na(g)Na+(g)+e-电离能H3=496 kJmol-1,(4)1 mol 气态氯原子结合电子形成 1 mol 气态氯离子：,Cl(g)+e-Cl
12、-(g)电子亲和能H4=349 kJmol-1,(5)1 mol 气态钠离子与 1 mol 气态氯离子结合成 1 mol 氯化钠晶体，其热效应即为晶格能的相反数（U）：,Na+(g)+Cl(g)NaCl(s)U=H5,反应的波恩哈伯循环可以表示如下：,f Hm Na(s)+Cl2(g)NaCl(s)H1 H2 Na(g)Cl(g)H5 H3 H4 Na(g)+Cl(g),根据盖斯定律，有如下关系,生成热(fHm)=钠升华能(H1)+氯解离能(H2)+钠电离能(H3)+氯电子亲和能(H4)+U(H5),于是可以求得晶格能,U(NaCl)=fHm H1 H2 H3 H4=411 kJmol-1+1
13、08 kJmol-1+121 kJmol-1+496 kJmol-1 349 kJmol-1=787 kJmol-1,通过波恩哈伯循环也可以计算其它离子型晶体的晶格能。,四、离子键的特征,影响晶格能的主要因素是离子的电荷、半径和电子构型。这三个因素也是单原子离子的三个重要的特征，它们决定了离子化合物的性质。,离子的电荷,从离子键的形成过程可知，离子的电荷就是在形成离子化合物过程中失去或得到的电子数。,在 NaCl 中，Na 原子和 Cl 原子分别失去和得到 1 个电子，形成具有稳定的稀有气体电子结构的 Na+离子和 Cl-离子。,离子的电荷对离子间的相互作用力影响很大，离子电荷越高，与相反电荷
14、间的吸引力越大，晶格能越大，离子键越强，离子化合物的熔点和沸点越高。,离子的电荷不仅影响离子化合物的物理性质如熔点、沸点、颜色、溶解度等，而且影响离子化合物的化学性质，如 Fe2+和 Fe3+离子的相应化合物的性质就不同。,离子的电子构型,（1）0 电子构型 最外层没有电子的离子，如 H+。,（2）2 电子构型（1s2）最外层有 2 个电子的离子，如 Li+，Be2+等。,对于简单负离子来说，通常具有稳定的 8 电子构型，如 F-、Cl-、O2-等最外层都是稳定的稀有气体电子构型，即 8 电子构型。对于正离子来说，情况比较复杂，通常有以下几种电子构型：,（3）8 电子构型（ns2 np6）最外
15、层有 8 个电子的离子，如Na+，K+，Ca2+等。,（4）917 电子构型（ns2 np6 nd1-9）最外层有 9 到17 个电子的离子，具有不饱和电子结构，也称为不饱和电子构型，如 Fe2+，Cr3+等。,（5）18 电子构型（ns2 np6 nd10）最外层有 18 个电子的离子，如 Ag+，Cd2+等。,（6）(18+2)电子构型(n 1)s2(n 1)p6(n 1)d10 ns2 次外层有 18 个电子最外层有 2 个电子的离子，如 Pb2+，Sn2+，Bi3+等。,离子的电子构型与离子键的强度有关，对离子化合物的性质有影响。,例如，IA 族的碱金属与 IB 族的铜分族，都能形成+
16、1 价离子，电子构型分别为 8 电子构型和 18 电子构型，导致离子化合物的性质有较大差别。如 Na+和Cu+的离子半径分别为 97 pm 和 96 pm，但 NaCl 易溶于水，而 CuCl 不溶于水。,3 离子半径,与原子半径一样，离子半径也没有确定含义，因为一方面电子云集中在原子核周围，同时又几乎分散在整个核外空间。,离子间的距离是用相邻两个离子的核间距来衡量的，也就是指正、负离子间的静电吸引作用，它们核外电子之间以及原子核之间的排斥作用达到平衡时，正、负离子间保持的平衡距离，用 d 表示。,离子半径与核间距关系,如果把正、负离子近似看成是两个相互接触的球体，如图 72 所示，核间距 d
17、 可以看成是相邻两个离子半径 r1 和r2 之和，即,d=r1+r2,r r,d,核间距 d 可以用 X 射线衍射方法通过实验测定，如果已知一个离子的半径，就可以通过 d 值求出另一个离子半径。,但实际上核外电子没有固定的运动轨道，如何划分两个离子的半径非常复杂。按照把正、负离子近似看成是两个相互接触的球体的假设，离子半径是指离子晶体中正、负离子的接触半径，也就是有效离子半径。,1926 年，Goldchmidt 用光学法测得 F 离子半径为 133 pm 和 O2-离子半径为 132 pm。以此为基础，他利用式(75)推出 80 多种离子的半径。1927 年，Pauling 从核电荷数和屏蔽
18、常数出发，推出计算离子半径的公式,式中 Z 为核电荷、为屏蔽常数，Z 为有效核电荷，Cn 为由最外电子层的主量子数 n 决定的常数。,（1）同一种离子，配位数大时其半径大，配位数小时其半径小。,（2）同一元素的正离子半径小于它的原子半径，简单的负离子的半径大于它的原子半径。正离子半径一般较小，负离子半径较大。同一元素形成几种不同电荷的离子时，电荷高的正离子半径小。,（3）同一主族自上而下电子层数依次增多，具有相同电荷的同族离子半径依次增大。同一周期中，正离子的电荷数越高，半径越小；负离子的电荷数越高，半径越大。,离子半径的大小是决定离子化合物中正、负离子间引力大小的因素之一，也就是决定离子化合
19、物中离子键强弱的因素之一。,离子半径越小，离子间引力越大，离子化合物的熔、沸点就越高。离子化合物的其它性质如溶解度等都与离子半径的大小密切相关。,五、离子晶体,晶体的基本概念,固态物质可分为晶体和非晶体，晶体是由原子、分子或离子在空间按一定规律周期性重复排列构成的固体物质，其外表特征是具有整齐规则的几何外形、具有固定的熔点和各向异性。,应用 X 射线衍射方法研究晶体结构的结果表明，组成晶体的结构单元在空间周期性地有规则地排列着。将每一个结构单元抽象成为一个点，这些点即在空间形成点阵，空间点阵以几何点的分布来反映晶体结构的周期性。晶格和空间点阵的意义是一致的，与其相对应的英语单词均为 latti
20、ce。,用三组互不平行的直线联结空间点阵的阵点，即形成晶格，晶格与空间点阵一样可以反映晶体结构的周期性。所以说点阵和晶格是晶体的数学抽象。,给抽象的结果赋予实质性的内容，即将晶体的结构单元置于点阵点或晶格的格点上，这就是晶体。从这种有规律的排列中，可以找到代表晶体结构的小的平行六面体单位，这就是晶胞，晶胞在三维空间无限地重复就产生宏观的晶体。,晶胞的大小和形状由 6 个晶胞参数来决定，即平行六面体的三个边长 a，b，c 和由三条边 cb，ca，ab 所成的三个夹角，。,尽管世界上晶体有千万种，但它们的结构特点决定其晶胞参数只能归结为七大类，称为 7 个晶系：,七大晶系,立方晶系有简单立方、体心
21、立方和面心立方 3 种点阵排列方式；四方晶系有简单四方和体心四方 2 种点阵排列方式；正交晶系有简单正交、体心正交、面心正交和底心正交 4 种点阵排列方式；,三方晶系只有简单三方 1 种点阵排列方式；单斜晶系有简单单斜和底心单斜 2 种点阵排列方式；三斜晶系只有简单三斜 1 种点阵排列方式；六方晶系只有简单六方 1 种点阵排列方式。,表 83 14 种Bravias晶格,7 个晶系共有 14 种空间点阵排列方式，它们的晶胞示意图列于表 73。这 14 种空间格子是由法国科学家 Bravias 首先论证的，也称为 Bravias 格子。,2 离子晶体的特性,离子化合物主要以晶体状态出现，如氯化钠
22、、氟化钙、氧化镁晶体等。这些由正离子和负离子通过离子键结合而成的晶体，都称为离子晶体。,在离子晶体中，每个离子都被若干个带相反电荷的离子所包围，如氯化钠晶体中，每一个带正电荷的 Na+离子被周围 6 个带负电荷的 Cl 离子包围，同时每一个 Cl 离子被周围 6 个带正电荷的 Na+离子包围，它的结构如下页图73 所示。,NaCl的晶体结构,在立方体的棱上，Na+和 Cl 交替排列，两个 Na+中心的距离是562.8 pm。在整个晶体中，Na+周围的几何环境和物质环境都是相同的，同样，对 Cl 来说，其周围的几何环境和物质环境也都是相同的，周期性重复排列。,在离子晶体中，不存在单个分子，整个晶
23、体可以看成是一个巨型分子，没有确定的相对分子质量。,对于氯化钠晶体，无单独的 NaCl 分子存在，NaCl 是化学式,表示晶体中Na+离子和 Cl离子的个数比例为 1：1。因此，NaCl 是化学式，不是分子式，根据平均原子质量算出的 58.5 是NaCl 的式量,不是相对分子质量。,离子晶体中，质点之间的作用力是静电作用力，即正、负离子通过离子键结合在一起，由于静电作用力较强，晶格能较大，所以离子晶体具有较高的熔点、沸点和硬度。,如 NaCl 的熔点和沸点分别是 1074 K 和 1738 K，MgO 的熔点和沸点分别是 3073 K 和 3873 K。同种类型的晶体，晶格能越大，则熔点越高，
24、硬度越大。,离子晶体的硬度虽然很大，但比较脆，延展性较差。这是因为在离子晶体中，正、负离子有规则地交替排列。当晶体受到外力冲击时，发生错位，即各层离子位置发生错动，如图 74 所示，正正离子相切,负负离子相切，彼此排斥，使吸引力大大减弱，离子键失去作用，所以无延展性。,如 CaCO3 可采用雕刻加工，而不可采用锻造加工。,离子晶体受外力发生错动,离子晶体在水中的溶解度与晶格能、离子的水合热等有关。离子晶体的溶解是拆散有序的晶体结构（吸热）和形成水合离子（放热）的过程，如果溶解过程伴随体系能量降低，则有利于溶解进行。,显然，晶格能较小、离子水合热较大的晶体，易溶于水。一般来说，由单电荷离子形成的
25、离子晶体，如碱金属卤化物、硝酸盐、醋酸盐等易溶于水；而由多电荷离子形成的离子晶体，如碱土金属的碳酸盐、草酸盐、磷酸盐及硅酸盐等难溶于水。,离子晶体熔融后或溶解在水中都具有良好的导电性，这是通过离子的定向迁移导电,而不是通过电子流动而导电。,但在晶体状态，由于离子被限制在晶格的一定位置上振动，因此很难导电。,3 几种简单的离子晶体,在离子晶体中，正、负离子在空间的排布情况不同，离子晶体的空间结构也不同。对于最简单的立方晶系 AB型离子晶体，有以下几种典型的结构类型，它们有着不同的配位数。,（a）CsCl,（b）NaCl,（c）ZnS,Cl Cs,Cl Na,S2 Zn2,立方晶系 AB 型离子晶
26、体的结构,4 离子半径比与配位数和晶体构型的关系,当正、负离子结合成离子晶体时，为什么会形成配位数不同的空间构型呢？这是因为在某种结构下该离子晶体最稳定，体系的能量最低。,决定晶体构型的主要因素是离子本身的性质，即离子的半径、电荷和电子构型。对于 AB 型的离子晶体 CsCl、NaCl 和 ZnS 来说，正、负离子的比例都是 1:1，但形成了三种不同的晶体构型，配位数依次为 8、6 和 4。,在离子晶体中，当正、负离子处于最密堆积时，体系的能量最低。所谓密堆积，即离子间采取空隙最小的排列方式。,因此在可能条件下，为了充分利用空间，较小的正离子总是尽可能地填在较大的负离子的空隙中，形成稳定的晶体
27、。下面以配位数为 6 的 NaCl 晶体为例说明正、负离子半径比与配位数和晶体构型的关系。,(a),(b),(c),八面体 6 配位中正、负离子的接触情况,AB 型化合物的离子半径比和配位数及晶体类型的关系,例如，在氯化铷中，Rb+离子与Cl-离子的半径比 r+/r-=0.82，应属于配位数为 8 的 CsCl型，而实际上他的配位数为 6，属于 NaCl 型。当半径比r+/r-值接近极限值时，要考虑该晶体有可能同时存在两种构型。,当然，并非所有离子型晶体化合物的构型都严格地遵循离子半径比规则。由于离子半径数据不十分精确和离子的相互作用因素的影响，根据半径比规则推测的结果有时与实际晶体类型有出入
28、。,应该注意的是，离子半径比规则只能应用于离子型晶体，而不适用于共价化合物。如果正、负离子之间有强烈的相互极化作用，晶体的构型就会偏离表 74 中的一般规则。,例如 AgI 按离子半径比计算 r+/r-=0.583，应为 NaCl 型晶体，而实际上为 ZnS 型晶体，这就是离子极化的缘故。有关离子极化作用以及离子极化对化合物性质的影响将在本章最后进行讨论。,第 2 节 共价键理论,一 路易斯理论 1916 年，美国科学家 Lewis 提出共价键理论。认为分子中的原子都有形成稀有气体电子结构的趋势，求得本身的稳定。而达到这种结构，可以不通过电子转移形成离子和离子键来完成，而是通过共用电子对来实现
29、。,Lewis 的贡献，在于提出了一种不同于离子键的新的键型，解释了 X 比较小的元素之间原子的成键事实。,1、Lewis 符号,H He:K,:Cl,:,:,:Cl,:,:,2、Lewis 符号和离子键,+Ca:+,:Cl,:,:,:Cl:-Ca2+,:,:,:Cl:-,:,:,可以通过共用电子对形成分子，共价键，共价分子。八隅体规则,Lewis Symbols,Represent the number of valence electrons as dotsValence number is the same as the Periodic Table Group Number,For e
30、xample,Groups12 3 4 5 6 7 8,Elements want to achieve the stable electron configuration of the nearest noble gas,Atoms tend to gain,lose or share electrons until they are surrounded by 8 electronsOctet Rule,Nobel Gas Has a Stable Electron Configuration,Electronic configuration of Neon achieved in bot
31、h cases,Example of Ionic Bonding,10,11,9,Ionic Bonding refers to electrostatic forces between ions,usually a metal cation and a non-metal anion,Covalent Bonding results from the sharing of two electrons between two atoms(usually non-metals)resulting in molecules,There are two types of bonding;,Octet
32、 Rule applies,Each Covalent Bond contains two electrons,Triple bond,Covalent Bonding Atoms Share Electrons,Covalent Bonding Atoms Share Electrons,Hydrogen molecule,H2,Concentration of negative charge between two nuclei occurs in a covalent bond,7A elements(e.g.F)have one valence electron for covalen
33、t bonding,so to achieve octet6A elements(e.g.O)use two valence electrons for covalent bonding,so to achieve octet5A elements(e.g.N)use three valence electrons for covalent bonding,so to achieve octet4A elements(e.g.C)use four valence electrons for covalent bonding,so to achieve octet,Rules for Drawi
34、ng Lewis StructuresFirst sum the number of valence electrons from each atomThe central atom is usually written first in the formulaComplete the octets of atoms bonded to the central atom(remember that H can only have two electrons)Place any left over electrons on the central atom,even if doing so it
35、 results in more than an octetIf there are not enough electrons to give the central atom an octet,try multiple bonds,PCl3,Total Number of valence electrons=5+(3 x 7)=26,CHBr3,Total Number of valence electrons=4+1+(3 x 7)=26,共价键八隅体规则的特例,Molecules with an odd number of electronsOther Natural Radicals,
36、which do not obey Lewis Structures(e.g.O2)Molecules in which an atom has less than an octet3.Molecules in which an atom has more than an octet,1.Odd Number of Electrons,NO,Number of valence electrons=11,NO2,Number of valence electrons=17,O2,Resonance occurs when more than one valid Lewis structure c
37、an be written for a particular molecule(i.e.rearrange electrons),Molecules and atoms which are neutral(contain no formal charge)and with an unpaired electron are called Radicals,Radicals and Biradicals,Species having electrons with unpaired spins are called radicals.,One example is the methyl radica
38、l,CH3,which is so reactive that it cannot be stored.,Radicals are of crucial importance for the chemical reactions that take place in the upper atmosphere,where they contribute to the formation and decomposition of ozone.,A biradical is a molecule with two unpaired electrons.,One of the most importa
39、nt examples is the oxygen atom itself.Its electron configuration is He2s22px 22py 12pz1 and its Lewis symbol is.The O atom has two unpaired electrons,and so it can be regarded as a special type of biradical.,2.Less than an Octet,Includes Lewis acids such as halides of B,Al and compounds of Be,BCl3,G
40、roup 3A atom only has six electrons around it,However,Lewis acids“accept”a pair of electrons readily from Lewis bases to establish a stable octet,AlX3,Aluminium chloride is an ionic solid in which Al3+is surrounded by six Cl-.However,it sublimes at 192 C to vapour Al2Cl6 molecules,B2H6,A Lewis struc
41、ture cannot be written for diborane.This is explained by a three-centre bond single electron is delocalized over a B-H-B,3.More than an Octet,PCl5,Elements from the third Period and beyond,have ns,np and unfilled nd orbitals which can be used in bonding,P:(Ne)3s2 3p3 3d0Number of valence electrons=5
42、+(5 x 7)=40,10 electrons around the phosphorus,SF4,S:(Ne)3s2 3p4 3d0Number of valence electrons=6+(4 x 7)=34,The Larger the central atom,the more atoms you can bond to it usually small atoms such as F,Cl and O allow central atoms such as P and S to expand their valency.,PCl3(l)+Cl2(g)PCl5(s),Phospho
43、rus trichloride is a colorless liquid.When it reacts with chlorine(the pale yellow-green gas in the flask),it forms the very pale yellow solid phosphorus pentachloride(at the bottom of the flask).,Phosphorus pentachloride is an ionic solid consisting of PCl4 cations and PCl6 anions;but at 160C,it va
44、porizes to a gas of PCl5 molecules.,Phosphorus pentachloride,PCl5(s),Electronegativity is defined as the ability of an atom in a molecule to attract electrons to itself,Prof.Linus PaulingNobel Prize for Chemistry 1954Nobel Prize for Peace 1962,Electronegativity is a function of two properties of iso
45、lated atoms;The atoms ionization energy(how strongly an atom holds onto its own electrons)The atoms electron affinity(how strongly the atom attracts other electrons),For example,an element which has:A large(negative)electron affinityA high ionization(always endothermic,or positive for neutral atoms)
46、,Will:Attract electrons from other atoms and Resist having electrons attracted away,Such atoms will be highly electronegative,Pauling scale of electronegativity;,Fluorine is the most electronegative element followed by O and N,Cl are equal third.Cs is least.Electronegativity increases from left to r
47、ight along the Periodic Table.For the representative elements(s&p block),the electronegativity decreases as you go down a group.No trend in the transition metals.,电负性的决定因素：The number of protons in the nucleusacross a period you are increasing the number of protons,but filling electrons in the same B
48、ohr quantized energy level.You are only filling sub-shells,so electronegativity increases from left to rightThe distance from the nucleusdown groups,you are placing electrons into new quantized energy levels,so moving further away from the attractive power of the nucleus.Outer shell becomes further
49、away from the nucleus.The amount of screening by the inner electrons level of screening upon bonding electrons increases down groups,and adds to the reduction in electronegativity.Screening is caused by repulsion of electrons for each other.,分子内的三种主要化学键:非极性共价键：原子间的电负性差别较小(less than 0.5).极性共价键：原子间的电负
50、性差别(between 0.5 and 2.0).离子键：原子间的电负性差别(2.0 or greater),电子能发生转移。,E.g.F-F(4.0 4.0=0)is non-polar covalentH-F(4.0 2.1=1.9)is polar covalentLiF(4.0 1.0=3.0)is ionic,+,-,Dipole Moment occurs in any polar covalent bond,because of an unequal sharing of the electron pair between two atoms,E.g.Which of the f
