归纳与整理优质课一等奖教案

第二章

分子结构与性质

一、共价键的形成与特征

1.共价键的形成

(1)概念：原子间通过共用电子对所形成的相互作用，叫做共价键。

(2)成键的粒子：一般为非金属原子(相同或不相同)或金属原子与非金属原子，如AlCl3、FeCl3、BeCl2。

(3)键的本质：原子间通过共用电子对(即电子云重叠)产生的强烈相互作用。

(4)键的形成条件：非金属元素的原子之间形成共价键，大多数电负性之差小于1.7的金属与非金属原子之间形成共价键。

2.共价键的特征

(1)饱和性：决定分子的组成（取决于原子的未成对电子）。

(2)方向性：决定分子的立体构型。

3.共价键的类型：

(1)σ键

形成

s-s型

成键原子的s轨道或p轨道“头碰头”重叠而形成

H—H的s-s型σ键的形成

H—Cl的s-p型σ键的形成

Cl—Cl的p-p型σ键的形成

特征

(2)π键

形成

p­pπ键

p-p型π键的形成

π键的电子云具有镜像对称性，即每个π键的电子云由两块组特征

成，分别位于由两原子核构成平面的两侧，如果以它们之间包含原子核的平面为镜面，它们互为镜像；π键不能旋转；不如σ键牢固，较易断裂。

由两个原子的p轨道“肩并肩”重叠形成

以形成化学键的两原子核的连线为轴作旋转操作，共价键电子云的图形不变，这种特征称为轴对称；σ键的强度较大

分类标准

共用电子对数

共用电子对是否偏移

原子轨道重叠方式

类型

单键、双键、三键

极性键、非极性键

σ键、π键

类型

s-p型

p-p型

(3)σ键、π键的存在规律

共价单键为σ键；共价双键中有一个σ键、一个π键；共价三键是由一个σ键和两个π键组成。

注意：并不是所有的单质中都有共价键，稀有气体中不存在化学键，金属单质中不存在共价键。

二、键参数——键能、键长与键角

1.概念和特点：

键能

概

念

气态基态原子形成1 mol化学键释放的最低能量

形成共价键的两个原子之间的核间距

特

点

键能越大，键越稳定

应用

（1）判断共价键的稳定性

（2）判断分子的稳定性

（3）判断化学反应的能量变化

键长的比较方法：

键长

键长越短，键能越大，键越稳定

表明共价键a.根据原子半径比较，同类型的共价键，成键原子的原子半径越小，键长越短。

b.根据共用电子对数比较，相同的两个原子间形成共价键时，单键键长>双键键长>三键键长。

键分子内两个共价有方向性，决定分子的立体结构

角

键之间的夹角

判断分子的空间构型

2.对物质性质的影响

：

3. 共价键强弱的判断（键能和键长决定分子的稳定性）

(1)由原子半径和共用电子对数判断：成键原子的原子半径越小，共用电子对数越多，则共价键越牢固，含有该共价键的分子越稳定。

(2)由键能判断：共价键的键能越大，共价键越牢固，分子越稳定。

（键能指气态基态原子形成1mol化学键释放的最低能量）

(3)由键长判断：共价键的键长越短，共价键越牢固，分子越稳定。

(4)由电负性判断：元素的电负性越大，该元素的原子对共用电子对的吸引力越大，形成的共价键越稳定。分子越稳定。

三．等电子体的判断和应用

（1）等电子原理：原子总数相同、价电子总数相同的分子具有相似的化学键特征，相同的立体构型，它们的许多性质是相近的。

（2）利用等电子原理可以：

①判断一些简单分子或离子的立体构型及中心原子的杂化轨道类型；

②利用等电子体在性质上的相似性制造新材料；

③利用等电子原理针对某物质找等电子体。

（3）一些常见的等电子体

－＋2＋二原子10电子的等电子体：N2、CO、CN－、C22、NO、O2；

二原子11电子的等电子体：NO、O＋2；

－三原子16电子的等电子体：CO2、CS2、N2O、CNO－、N－3、SCN；

三原子18电子的等电子体：NO－2、O3、SO2；

2－2－四原子24电子的等电子体：NO－3、CO3、BF3、SO3(g)、SiO3；

2－四原子26电子的等电子体：NF3、PCl3、NCl3、SO3；

五原子8电子的等电子体：CH4、NH＋4、SiH4；

－2－4－3－五原子32电子的等电子体：SiF4、CCl4、BF－4、SO4、SiO4、PO4、ClO4。（4）等电子体的确定方法

①将粒子中的两个原子换成原子序数分别增加n和减少n(n＝1,2等)的原子，－如N2与CO、N－3和CNO互为等电子体。

②将粒子中的一个或几个原子换成原子序数增加(或减少)n的元素带n个单位电荷的阳离子(或阴离子)，如N2O和N－3互为等电子体。

③同主族元素最外层电子数相同，故可将粒子中一个或几个原子换成同主族元素原子，如O3与SO2、CO2与CS2互为等电子体。

④互为等电子体的微粒分别再增加一个相同的原子或同主族元素的原子，如N2O与CO2互为等电子体。

四、常见分子的立体构型：

类别

双原子分子

三原子分子

四原子分子

代表分子

HCl、N2

CO2

H2O

BF3

平面三角形

120°

结构式

H—Cl、N≡N O===C===O

分子的立体构型

直线形

直线形

V形

键角

180°

180°

105°

NH3

五原子分子

CH4

三角锥形

107°

正四面体形

109°28′

1、价层电子对互斥模型(VSEPR模型)指的是价层电子对的立体构型；

分子的立体构型指的是成键电子对的立体构型，不包括孤电子对。

2、ABn型分子或离子立体构型及中心原子杂化轨道类型的确定步骤：

方法一：画出物质的结构式，从结构式确定σ键电子对数(成键电子对数)和中心原子上的孤电子对数。

方法二：依据下列步骤计算：

(1)确定中心原子A价层电子对数目：＝σ键电子对数(成键电子对数)＋中心原子上的孤电子对数。

①σ键电子对数的确定方法：ABn为n个σ键电子对数（即由分子式确定）

如：H2O分子的中心原子为O，O有两对σ键电子对。

1②中心原子上的孤电子对数＝2(a－xb) a.a表示中心原子的价电子数；

对主族元素：a＝最外层电子数；

对于阳离子：a＝价电子数－离子电荷数；

对于阴离子：a＝价电子数＋|离子电荷数|。

b.x表示与中心原子结合的原子数。

c.b表示与中心原子结合的原子最多能接受的电子数，氢为1，其他原子＝8－该原子的价电子数。

(2)确定价层电子对立体构型（即VSEPR模型）：

根据中心原子A的价层电子对数找出对应的模型（构型）

价层电子对数(n) =杂化轨道数

杂化轨道数和类型

价层电子对数的立体构型（VSEPR模型）

(3)确定分子或离子的立体构型：

①若中心原子A无孤电子对，则分子或离子的立体构型为价层电子对的立体构型(VSEPR模型)。

②若中心原子A有孤电子对，则分子或离子的立体构型为略去中心原子孤电子2 2和SP 直线形

3 3和SP2

平面三角形

4 4和SP3

四面体形

对后的成键电子对的立体构型。

例：完成下表：

微粒

中心原子σ键电子对数

H2O NH3

SO2

NH4+

CO32-

SO32-

SO42-

BF3

CS2

CH4

中心原子孤电子对数

中心原子价层电子对数

价层电子对数的立体构型（模型）

分子或离子的立体构型

中心原子的杂化轨道类型

五、杂化轨道理论简介

1.用杂化轨道理论解释甲烷分子的形成：

在形成CH4分子时，碳原子的一个2s轨道和三个2p轨道发生混杂，形成四个能量相等的sp3杂化轨道。四个sp3杂化轨道分别与四个H原子的1s轨道重叠成键形成CH4分子，所以四个C—H键是等同的。可表示为：

C原子的杂化轨道

2.杂化轨道理论要点：

(1)只有能量相近的原子轨道才能杂化。

(2)杂化轨道数目和参与杂化的原子轨道数目相等，杂化轨道能量相同。

(3)杂化改变原有轨道的形状和伸展方向，使原子形成的共价键更牢固。

(4)杂化轨道为使相互间的排斥力最小，故在空间取最大夹角分布，不同的杂化轨道伸展方向不同。

(5)杂化轨道只用于形成σ键或用于容纳未参与成键的孤电子对。

(6)未参与杂化的p轨道可用于形成π键。

六、

配位键及配位化合物

1、配位键：

(1)定义：实质是一种特殊的共价键，在配位键中原子一方提供孤电子对，另一

方具有能接受孤电子对的空轨道。

配位键与普通共价键只是在形成过程上有所不同。配位键的共用电子对由成键原子单方面提供，普通共价键的共用电子对则由成键原子双方共同提供，但实质是相同的，都是成键原子双方共用，如NH＋4中4个N—H键完全等同。

（2）表示方法：配位键可以用A→B来表示，其中A是提供孤电子对的原子，叫做配体；B是接受电子对的原子，提供空轨道。

（3）配合物的组成：

配合物[Cu(NH3)4]SO4的组成如下图表示。

空间构型为：平面四边形

①中心原子：提供空轨道能接受孤电子对的原子或金属阳离子。配合物的中心原子一般是带正电荷的阳离子，最常见的是过渡金属的原子或离子。

②配体：含有孤电子对的原子、分子或阴离子。

3－阴离子：如X－(卤素离子)、OH－、SCN－、CN－、RCOO－、PO4等。

分子：如H2O、NH3、CO、醇、胺、醚等。

原子：常为ⅤA、ⅥA、ⅦA族元素的原子。

③配位数：直接同中心原子配位的原子或离子的数目叫中心原子的配位数。如[Fe(CN)6]4中Fe2的配位数为6，[Cu(NH3)4]Cl2中Cu2的配位数为4。

－＋＋④配合物离子的电荷数：等于中心原子或离子与配位体总电荷数的代数和。如

[Co(NH3)5Cl]n＋中，中心离子为Co3＋，n＝2。

⑤配合物中外界离子能电离出来，而内界离子不能电离出去。

（4）常见的配离子有：[Cu(H2O)4]2＋、[Cu(NH3)4]2＋、[Fe(SCN)2]＋、[Ag(NH3)2]＋、[Fe(CN)6]4-

[Fe(CO)5] 中心原子一般为过渡金属的原子或离子；配体为含有孤电子对的原子、分子或阴离子。

2.配位化合物

(1)定义：金属离子(或原子)与某些分子或离子(称为配体)以配位键结合形成的化合物，简称配合物。

(2)写出生成下列配合物的反应方程式：

[Cu(H2O)4]Cl2：CuCl2＋4H2O===[Cu(H2O)4]Cl2；

Fe(SCN)3：Fe3＋＋3SCN－===Fe(SCN)3。

(3)配合物的稳定性：

配位键的强度有大有小，因而有的配合物很稳定，有的很不稳定。许多过渡金属离子对多种配体具有很强的结合力，因而过渡金属配合物远比主族金属配合

物多。

七、

键的极性和分子的极性

1.键的极性

—极性键：由不同原子形成，电子对发生偏移共价键—

—非极性键：由相同原子形成，电子对不偏移注意：(1)键的极性具有方向性，由正电荷的中心指向负电荷的中心。

(2)形成极性键的两个键合原子的电负性相差越大，键的极性就越强。如键的极性由强到弱顺序为H—F>H—O>N—H>C—H，H—F>H—Cl>H—Br>H—I 2.分子的极性（分子的极性是由分子中所含共价键的极性与分子的立体构型两方面共同决定的。）

—极性分子：正电中心和负电中心不重合分子—

—非极性分子：正电中心和负电中心重合3.

判断分子极性时，可根据以下原则进行：

(1)只含有非极性键的双原子分子或多原子分子大多是非极性分子，如O2、H2、P4、C60。

(2)含有极性键的双原子分子都是极性分子，如HCl、HF、HBr。

(3)含有极性键的多原子分子，

①空间结构对称的是非极性分子：如：BF3、BCl3、SO3（平面三角形）；CH4、SiF4(正四面体形)；

②立体构型不对称的是极性分子。

(4)判断ABn型分子极性的经验规律：

①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，若不等则为极性分子。

②若中心原子有孤电子对，则为极性分子；若无孤电子对，则为非极性分子。

如CS2、BF3、SO3、CH4为非极性分子；H2S、SO2、NH3、PCl3为极性分子。

八、范德华力及其对物质性质的影响

1.概念：分子之间普遍存在的相互作用力。

2.特征：范德华力很弱，约比化学键的键能小1～2数量级。

3.影响因素：

(1)组成和结构相似的物质，相对分子质量越大，范德华力越大。

(2)分子的极性越大，范德华力越大。

4.对物质性质的影响：

(1)对物质熔、沸点的影响：一般来说，组成和结构相似的分子构成的物质，

相对分子质量越大，分子间作用力越大，物质的熔、沸点越高。

(2)对物质溶解性的影响：物质与水分子间的作用力越大，物质在水中的溶解度越大。

(3)极性分子易溶于极性溶剂中，非极性分子易溶于非极性溶剂中。

九、氢键及其对物质性质的影响

1.概念：已经与电负性很大的原子(如N、F、O)形成共价键的氢原子与另一个分子电负性很大的原子之间的作用力。

2.表示方法：氢键通常用A—H…B—表示，其中A、B为N、O、F，“—”表示共价键，“…”表示形成的氢键。

3.分类：

氢键可分为分子内氢键和分子间氢键两类。分子内氢键弱于分子间氢键

。

存在分子内氢键，沸点低于后者。

存在分子间氢键。前者的4.特征：氢键不属于化学键，属于一种较弱的作用力，比化学键弱，但比范德华力强。

5.氢键对物质性质的影响：氢键主要影响物质的熔、沸点。

①分子间氢键的存在，使物质的熔、沸点升高，在水中的溶解度增大。如熔、沸点：H2O>H2S ②分子内存在氢键时，降低物质的熔、沸点。

如：H2O、NH3、HF的熔沸点高于同族元素形成的氢化物以及乙醇、乙酸的熔沸点高于其他有机物，就是由于他们分子间存在氢键。

十、溶解性：

1.相似相溶规律

非极性溶质一般能溶于非极性溶剂，极性溶质一般能溶于极性溶剂。如蔗糖和氨易溶于水，难溶于四氯化碳。萘和碘易溶于四氯化碳，难溶于水。

2.影响物质溶解性的因素

(1)外界因素：主要有温度、压强等。

(2)氢键：溶剂和溶质之间的氢键作用力越大，溶解性越好(填“好”或“差”)。

(3)分子结构的相似性：溶质和溶剂的分子结构相似程度越大，其溶解性越大。如乙醇与水互溶，而戊醇在水中的溶解度明显较小。

(4)溶质是否与水反应：溶质与水发生反应，溶质的溶解度会增大。如SO2与水反应生成的H2SO3可溶于水，故SO2的溶解度增大。

十一、手性

1.手性异构体：具有完全相同的组成和原子排列的一对分子，如同左手与右手一样互为镜像，却在三维空间里不能重叠，互称手性异构体。

2.手性分子：有手性异构体的分子叫做手性分子。

如乳酸(

)分子。

3. 手性碳原子：连接4个不同的原子或原子团，每个碳原子形成4个σ键，所以碳原子采取sp3杂化。

十二、无机含氧酸分子的酸性

1.比较含氧酸酸性强弱的方法

(1)根据元素周期表判断：元素的非金属性越强，其最高价氧化物对应的水化物酸性越强。

(2)根据化合价判断：相同元素的含氧酸，成酸元素化合价越高，酸性越强。

如：HClO < HClO2 < HClO3 < HClO4 因为中心元素R的化合价越高，其正电性越高，导致R-O-H中的O的电子向R偏移，因而在水分子的作用下，也就越容易电离出H+，即酸性越强。

(3)根据非羟基氧原子数判断：

1

中强酸

如HSOHRO：m－n＝2

强酸

如HNO3

很强酸

如HClO2nm30

弱酸

如HClO34

利用(HO)mROn比较酸性强弱时，当n相同时，可参考R元素的电负性，例如H2CO3和H2SO3的n都是1，电负性S>C，非金属性S>C，所以酸性H2SO3>H2CO3。

(4)根据化学反应判断：相对强酸可以制备相对弱酸。

如：H2SO4＋Na2SO3===Na2SO4＋H2O＋SO2↑，酸性：H2SO4>H2SO3。