归纳与整理优质课一等奖

第2讲

分子结构与性质

[考纲要求]

1.了解共价键的形成，能用键能、键长、键角等说明简单分子的某些性质。

2.

了解杂化轨道理论及常见的杂化轨道类型(sp、sp2、sp3)。

3.

能用价层电子对互斥理论或者杂化轨道理论推测常见的简单分子或离子的立体构型。

4.

了解化学键和分子间作用力的区别。

5.了解氢键的存在对物质性质的影响，能列举含有氢键的物质。

考点一

共价键

1.本质

在原子之间形成共用电子对(电子云的重叠)。

2.特征

具有饱和性和方向性。

3.分类

分类依据

形成共价键的原子轨道重叠方式

形成共价键的电子对是否偏移

原子间共用电子对的数目

σ键

π键

极性键

非极性键

单键

双键

三键

类型

电子云“头碰头”重叠

电子云“肩并肩”重叠

共用电子对发生偏移

共用电子对不发生偏移

原子间有一对共用电子对

原子间有两对共用电子对

原子间有三对共用电子对

特别提醒

(1)只有两原子的电负性相差不大时，才能形成共用电子对，形成共价键，当两原子的电负性相差很大(大于1.7)时，不会形成共用电子对，这时形成离子键。

(2)同种元素原子间形成的共价键为非极性键，不同种元素原子间形成的共价键为极性键。

4.键参数

(1)概念

(2)键参数对分子性质的影响

①键能越大，键长越短，分子越稳定。

②

5.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，它们的许多性质相似，如CO和N2。

(1)在分子中，有的只存在极性键，如HCl、NH3等，有的只存在非极性键，如N2、H2等，有的既存在极性键又存在非极性键，如H2O2、C2H4等；有的不存在化学键，如稀有气体分子。

(2)在离子化合物中，一定存在离子键，有的存在极性共价键，如NaOH、Na2SO4等；有的存在非极性键，如Na2O2、CaC2等。

(3)通过物质的结构式，可以快速有效地判断键的种类及数目；判断成键方式时，需掌握：共价单键全为σ键，双键中有一个σ键和一个π键，三键中有一个σ键和两个π键。

分子的空间构型与键参数

键长、键能决定了共价键的稳定性，键长、键角决定了分子的

空间构型，一般来说，知道了多原子分子中的键角和键长等数

据，就可确定该分子的空间几何构型。

记忆等电子体，推测等电子体的性质

(1)常见的等电子体汇总

微粒

CO2、CNS、NO2、N3

CO23、NO3、SO3

－－－＋－通式

AX2

AX3

AX2

价电子总数

16e

24e

18e

－－－立体构型

直线形

平面三角形

V形

SO2、O3、NO2

－

3SO24、PO4

－－AX4

－32e

26e

10e

8e

－－－－正四面体形

三角锥形

直线形

正四面体形

2PO33、SO3、ClO3

－－AX3

AX AX4

CO、N2

CH4、NH4

＋(2)根据已知的一些分子的结构推测另一些与它等电子的微粒的立体结构，并推测其物理性质。

①(BN)x与(C2)x，N2O与CO2等也是等电子体；②硅和锗是良好的半导体材料，他们的等电子体磷化铝(AlP)和砷化镓(GaAs)也是很好的半导体材料；③白锡(β-Sn2)与锑化铟是等电2子体，它们在低温下都可转变为超导体；④SiCl4、SiO44、SO4的原子数目和价电子总数－－都相等，它们互为等电子体，中心原子都是sp3杂化，都形成正四面体形立体构型。

特别提醒

等电子体结构相同，物理性质相近，但化学性质不同。

考点二

分子的立体结构

1.价层电子对互斥理论

(1)价层电子对在球面上彼此相距最远时，排斥力最小，体系的能量最低。

(2)孤电子对的排斥力较大，孤电子对越多，排斥力越强，键角越小。

电子对数

2 3 成键对数

2 3 2 4 孤电子对数

0 0 1 0 1 2 电子对立体构型

直线形

三角形

分子立体构型

直线形

平面正三角形

V形

正四面体形

实例

BeCl2

BF3

SnBr2

CH4

NH3

H2O 键角

180°

120°

105°

109°28′

107°

105°

4 3 2 正四面体形

三角锥形

V形

2.杂化轨道理论

当原子成键时，原子的价电子轨道相互混杂，形成与原轨道数相等且能量相同的杂化轨道。杂化轨道数不同，轨道间的夹角不同，形成分子的空间结构不同。

3.配位键

(1)孤电子对

分子或离子中没有跟其他原子共用的电子对称孤电子对。

(2)配位键

①配位键的形成：成键原子一方提供孤电子对，另一方提供空轨道形成共价键。

②配位键的表示：常用“―→”来表示配位键，箭头指向接受孤电子对的原子，如NH4可＋表示为，在NH4中，虽然有一个N—H键形成过程与其他3个N—H键形成过＋程不同，但是一旦形成之后，4个共价键就完全相同。

(3)配合物

如[Cu(NH3)4]SO4

配位体有孤电子对，如H2O、NH3、CO、F、Cl、CN等。

中心原子有空轨道，如Fe3、Cu2、Zn2、Ag等。

＋＋＋＋－－－

1.“三种”方法判断分子中心原子的杂化类型

(1)根据杂化轨道的空间分布构型判断

①若杂化轨道在空间的分布为正四面体形或三角锥形，则分子的中心原子发生sp3杂化。

②若杂化轨道在空间的分布呈平面三角形，则分子的中心原子发生sp2杂化。

③若杂化轨道在空间的分布呈直线形，则分子的中心原子发生sp杂化。

(2)根据杂化轨道之间的夹角判断

若杂化轨道之间的夹角为109°28′，则分子的中心原子发生sp3杂化；若杂化轨道之间的夹角为120°，则分子的中心原子发生sp2杂化；若杂化轨道之间的夹角为180°，则分子的中心原子发生sp杂化。

(3)根据等电子原理结构相似进行推断，如CO2是直线形分子，CNS、NO2、N3与CO2是等电子体，所以分子构型均为直线形，中心原子均采用sp杂化。

2.用价层电子对互斥理论推测分子或离子的思维程序

±用价层电子对互斥理论推测简单分子(ABn型)、离子(ABmn型)空间构型的方法

－＋－解题思路——

――————→分子(离子)的空间构型

所占空间(1)σ键的电子对数的确定

由分子式确定σ键电子对数。例如，H2O中的中心原子为O，O有2对σ键电子对；NH3中的中心原子为N，N有3对σ键电子对。

(2)中心原子上的孤电子对数的确定

1中心原子上的孤电子对数＝(a－xb)。式中a为中心原子的价电子数，对于主族元素来说，2价电子数等于原子的最外层电子数；x为与中心原子结合的原子数；b为与中心原子结合的去掉孤电子对

原子最多能接受的电子数，氢为1，其他原子等于“8－该原子的价电子数”。例如，SO2的中心原子为S，S的价电子数为6(即S的最外层电子数为6)，则a＝6；与中心原子S结合的O的个数为2，则x＝2；与中心原子结合的O最多能接受的电子数为2，则b＝2。所1以，SO2中的中心原子S上的孤电子对数＝×(6－2×2)＝1。

2

考点三

分子间作用力与分子的性质

1.分子间作用力

(1)概念

物质分子之间普遍存在的相互作用力，称为分子间作用力。

(2)分类

分子间作用力最常见的是范德华力和氢键。

(3)强弱

范德华力<氢键<化学键。

(4)范德华力

范德华力主要影响物质的熔点、沸点、硬度等物理性质。范德华力越强，物质的熔点、沸点越高，硬度越大。一般来说，组成和结构相似的物质，随着相对分子质量的增加，范德华力逐渐增大。

(5)氢键

①形成

已经与电负性很强的原子形成共价键的氢原子(该氢原子几乎为裸露的质子)与另一个分子中电负性很强的原子之间的作用力，称为氢键。

②表示方法

A—H…B 特别提醒

a.A、B是电负性很强的原子，一般为N、O、F三种元素。

b.A、B可以相同，也可以不同。

③特征

具有一定的方向性和饱和性。

④分类

氢键包括分子内氢键和分子间氢键两种。

⑤分子间氢键对物质性质的影响

主要表现为使物质的熔、沸点升高，对电离和溶解度等产生影响。

2.分子的性质

(1)分子的极性

类型

形成原因

存在的共价键

分子内原子排列

(2)分子的溶解性

①“相似相溶”的规律：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。若溶剂和溶质分子之间可以形成氢键，则溶质的溶解度增大。

②随着溶质分子中憎水基的增大，溶质在水中的溶解度减小。如甲醇、乙醇和水以任意比互溶，而戊醇在水中的溶解度明显减小。

(3)分子的手性

①手性异构：具有完全相同的组成和原子排列的一对分子，如同左手和右手一样互为镜像，在三维空间里不能重叠的现象。

②手性分子：具有手性异构体的分子。

③手性碳原子：在有机物分子中，连有四个不同基团或原子的碳原子。含有手性碳原子的分子是手性分子，

非极性分子

正电中心和负电中心重合的分子

非极性键或极性键

对称

极性分子

正电中心和负电中心不重合的分子

非极性键或极性键

不对称

如。

(4)无机含氧酸分子的酸性

无机含氧酸的通式可写成(HO)mROn，如果成酸元素R相同，则n值越大，R的正电性越高，使R—O—H中O的电子向R偏移，在水分子的作用下越易电离出H，酸性越强，如酸性：HClO

＋

分子极性判断的思维程序和两种思维模型

1.思维程序

2.思维模型

(1)根据键的类型及分子的空间构型判断

非极性分子、极性分子的判断，首先看键是否有极性，然后再看各键的空间排列状况。键无极性，分子必无极性(O3除外)；键有极性，各键空间排列均匀，使键的极性相互抵消，分子无极性；键有极性，各键空间排列不均匀，不能使键的极性相互抵消，分子有极性。

共价键的极性与分子极性的关系可总结如下：

(2)根据中心原子最外层电子是否全部成键判断

分子中的中心原子最外层电子若全部成键，此分子一般为非极性分子；分子中的中心原子最外层电子若未全部成键，此分子一般为极性分子。

CH4、BF3、CO2等分子中的中心原子的最外层电子均全部成键，它们都是非极性分子。而H2O、NH3、NF3等分子中的中心原子的最外层电子均未全部成键，它们都是极性分子。

范德华力、氢键、共价键的比较

范德华力

物质分子之间普遍存概念

在的一种相互作用力，又称分子间作用力

氢键

由已经与电负性很强的原子形成共价键的氢原子与另一个分子中电负性很强的原子之间的作用力

分子内氢键、分子间氢键

极性共价键、非极性共价键

原子间通过共用电子对所形成的相互作用

共价键

分类

某些含强极性键氢化物的分子间(如HF、存在范围

分子间

双原子或多原子的分H2O、NH3)或含F、N、子或共价化合物和某O及H的化合物中或其分子间

些离子化合物

特征(有无方向性和饱和性) 强度比较

无方向性、无饱和性

有方向性、有饱和性

有方向性、有饱和性

共价键>氢键>范德华力

①随着分子极性和相对分子质量的增大而对于A—H…B，A、B的电负性越大，B原子的半径越小，键能越大

成键原子半径越小，键长越短，键能越大，共价键越稳定

影响强度的因素

增大；②组成和结构相似的物质，相对分子质量越大，分子间作用力越大

对物质性质的影响

①影响物质的熔点、沸点、溶解度等物理性质

②组成和结构相似的物质，随相对分子质量的增大，物质的熔、沸点升高。如熔、沸点F2

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，HF>HCl，NH3>PH3

①影响分子的稳定性；②共价键键能越大，分子稳定性越强

无机含氧酸分子的酸性判断及比较的思维方法

1.无机含氧酸分子之所以能显示酸性，是因为其分子中含有—OH，而—OH上的H原子在水分子的作用下能够变成H而显示一定的酸性。如HNO3、H2SO4的结构式分别是

＋

2.同一种元素的含氧酸酸性规律及原因

H2SO4与HNO3是强酸，其—OH上的H原子能够完全电离成为H。而同样是含氧酸的H2SO3和HNO2却是弱酸。即酸性强弱有H2SO3

非金属元素所形成的含氧酸也有类似的情况。如酸性强弱HClO

如果把含氧酸的通式写成(HO)mROn的形式，成酸的元素R相同时，则n值越大，R的正电性越高，就会使R—O—H中的O原子的电子向R偏移，因而在水分子的作用下，也就越容易电离出H，因此酸性也就越强。如H2SO3可写成(HO)2SO，n＝1；H2SO4可写成(HO)2SO2，n＝2，所以H2SO4的酸性强于H2SO3。而对HNO2来说，可写成(HO)NO，n＝1；HNO3可写成(HO)NO2，n＝2，故HNO3的酸性强于HNO2。而对氯元素所形成的几种含氧酸，可分别写成(HO)Cl，n＝0；(HO)ClO，n＝1；(HO)ClO2，n＝2；(HO)ClO3，n＝3，故其酸性顺序为HClO

＋