归纳与整理课时教学实录

仁寿一中北校区高二化学学案

第二章 分子结构与性质

复习学案

【使用说明与学法指导】

把学案中自己的易忘.易出错的知识点和疑难问题,及时整理在典型题本上,多复习记忆. 一、共价键的类型

1．σ键

对于含有未成对的s电子或p电子的原子，它可以通过s-s、s-p、p-p等轨道“头碰头”重叠形成共价键。σ键构成分子的骨架，可单独存在于两原子间，两原子间只有1个σ键。

2．π键

当两个p轨道py-py、pz-pz以“肩并肩”方式进行重叠形成的共价键，叫做π键。π键的原子轨道重叠程度不如σ键大，所以π键不如σ键牢固。π键一般是与σ键存在于具有双键或三键的分子中。因为π键不像σ键那样集中在两核的连线上，原子核对电子的束缚力较小，电子能量较高，活动性较大，所以容易断裂。因此，一般含有共价双键或三键的化合物容易发生化学反应。

3．单键、双键和三键

单键：共价单键一般是σ键，以共价键结合的两个原子间只能有1个σ键。

双键：一个是σ键，另一个是π键。

三键：三键中有1个σ键和2个π键。

4．配位键

如果共价键的形成是由两个成键原子中的一个原子单独提供一对孤对电子进入另一个原子的空轨道共用而成键，这种共价键称为配位键。配位键是一种特殊的共价键。NH4、H3O、H2SO4等以及种类繁多的配位化合物都存在配位键。

5．非极性键和极性键

由同种元素的原子形成的共价键是非极性共价键，简称非极性键。

由不同种元素的原子形成的共价键是极性共价键，简称极性键。

成键原子的电负性差值愈大，键的极性就愈强。当成键原子的电负性相差很大时，可以认为成键电子对偏移到电负性很大的原子一方。

二、常见分子的空间构型

1.双原子分子都是直线形，如：HCl、NO、O2、N2

等。

2.三原子分子有直线形，如CO2、CS2等；还有“V”形，如H2O、H2S、SO2等。

3.四原子分子有平面三角形，如BF3、BCl3、CH2O等；有三角锥形，如NH3、PH3等；也有

正四面体，如P4。

4.五原子分子有正四面体，如CH4、CCl4等，也有不规则四面体，如CH3Cl、CH2Cl2、CHCl3。

另外乙烯分子和苯分子都是平面形分子。

三、价层电子对互斥模型

1.理论模型

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分子中的价电子对(包括成键电子对和孤电子对)，由于相互排斥作用，而趋向尽可能彼此远离以减小斥力，分子尽可能采取对称的空间构型。

2.价电子对之间的斥力

(1)电子对之间的夹角越小，排斥力越大。

(2)由于成键电子对受两个原子核的吸引，所以电子云比较紧缩，而孤对电子只受到中心原子的吸引，电子云比较“肥大”，对邻近电子对的斥力较大，所以电子对之间斥力大小顺序如下：

孤电子对－孤电子对>孤电子对－成键电子>成键电子－成键电子

(3)由于三键、双键比单键包含的电子数多，所以其斥力大小次序为三键>双键>单键。

3.价层电子对互斥模型的两种类型

价层电子对互斥模型说明的是价层电子对的空间构型，而分子的空间构型指的是成键电子对空间构型，不包括孤对电子。

(1)当中心原子无孤对电子时，两者的构型一致；

(2)当中心原子有孤对电子时，两者的构型不一致。

4.用价层电子对互斥理论推断分子或离子的空间构型

具体步骤：

(1)确定中心原子A价层电子对数目

中心原子A的价电子数与配体X提供共用的电子数之和的一半，即中心原子A价层电子对数目。计算时注意：

①

氧族元素原子作为配位原子时，可认为不提供电子，但作中心原子时可认为它提供所有的6个价电子。

②如果讨论的是离子，则应加上或减去与离子电荷相应的电子数。如PO4中P原子价层电子数应加上3，而NH4中N原子的价层电子数应减去1。

③如果价层电子数出现奇数电子，可把这个单电子当作电子对看待。

(2)确定价层电子对的空间构型

由于价层电子对之间的相互排斥作用，它们趋向于尽可能的相互远离。价层电子对的空间构型与价层电子对数目的关系：

价层电子对数目

2 3 4 5 三角双锥

6 八面体

＋3－价层电子对构型

直线形

三角形

四面体

(3)分子空间构型确定

根据分子中成键电子对数和孤对电子数，可以确定相应的较稳定的分子几何构型。如下表：

成键电子对数

中心原子A价孤电子对数

几何构型

层电子对的排列方式

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A的电子对数

分子的几何构型实例

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BeCl2

2 2 0 直线形

··——A——·

·HgCl2(直线形) CO2

3 3 2 0 平面三角形

BF3BCl3[ (平面三角形) 1 三角形

SnBr2PbCl2(V形) 4 0 四面体

CH4CCl4(四面体) NH3(三角锥)

4 3 1 四面体

2 2 四面体

H2O(V形) 6 6 4 5.价电子对数计算方法

0 八面体

SF6(八面体) 2 八面体

XeF4(平面正方形) 对于ABm型分子(A为中心原子，B为配位原子)，分子的价电子对数可以通过下式确定：

n＝中心原子的价电子数＋每个配位原子提供的价电子数×m

2其中，中心原子的价电子数等于中心原子的最外层电子数，配位原子中卤素原子、氢原子提供1个价电子，氧原子和硫原子按不提供价电子计算。先根据价电子对数判断分子的VSEPR 模型，再根据中心原子是否有孤对电子判断分子的立体结构模型。

四、杂化轨道理论的简述

1.杂化轨道理论认为：在形成分子时，通常存在激发、杂化、轨道重叠等过程。但应注意，原子轨道的杂第

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化，只有在形成分子的过程中才会发生，而孤立的原子是不可能发生杂化的。同时只有能量相近的原子轨道(如2s,2p等)才能发生杂化，而1s轨道与2p轨道由于能量相差

较大，它是不能发生杂化的。

2.杂化轨道成键时，要满足化学键间最小排斥原理，键与键间排斥力大小决定于键的方向，即决定于杂化轨道间的夹角。由于键角越大化学键之间的排斥力越小，对sp杂化来说，当键角为180°时，其排斥力最小，所以sp杂化轨道成键时分子呈直线形；对sp2杂化来说，当键角为120°时，其排斥力最小，所以sp2杂化轨道成键时，分子呈平面三角形。由于杂化轨道类型不同，杂化轨道夹角也不相同，其成键时键角也就不相同，故杂化轨道的类型与分子的空间构型有关。

3.杂化轨道的数目与组成杂化轨道的各原子轨道的数目相等。

4、ABm型杂化类型的判断

1.公式

1电子对数n＝(中心原子的价电子数＋配位原子的成键电子数±电荷数) 22.根据n值判断杂化类型

一般有如下规律：

当n＝2，sp杂化；n＝3，sp2杂化；n＝4， sp3杂化。

1例如：SO2

n＝(6＋0)＝3 sp2杂化

21－NO3

n＝(5＋1)＝3 sp2杂化

21 NH3

n＝(5＋3)＝4 sp3杂化

2注意

①当上述公式中电荷数为正值时取“－”，电荷数为负值时取“＋”。

②当配位原子为氧原子或硫原子时，成键电子数为零。

五、配合物

1.配位键是一种特殊的共价键，但形成配位键的共用电子是由一方提供而不是由双方共同提供的。

2.过渡金属原子或离子都有接受孤对电子的空轨道，对多种配体具有较强的结合力，因而过渡金属配合物远比主族金属配合物多。

3.配合物的电离

配合物溶于水易电离为内界配离子和外界离子，而内界的配体离子和分子通常不能电离。

如[Co(NH3)5Cl]Cl2===[Co(NH3)5Cl]＋2Cl，有三分之一的氯不能电离。

六、分子的极性

1．分子极性的判断方法

(1)从分子组成上看

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(2)从形成的化学键看

电子对不偏移→电子对不偏移→正负电荷中心重合→非极性分子

键的分布不对称→键的分布不对称→正负电荷中心不重合→极性分子

2．常见的极性分子和非极性分子

3．空间构型、键的极性和分子极性的关系

类型

X2

XY 实例

H2、N2

HCl、NO CO2、CS2

XY2(X2Y)[] SO2

H2O、H2S XY3

XY4

BF3

NH3

CH4、CCl4

两个键之间的夹角

——

——

180°[ 120°

105°

120°

107°

109°28′

键的极性

非极性键

极性键

极性键

极性键

极性键

极性键

极性键

极性键

分子的极性

非极性分子

极性分子

非极性分子

极性分子

极性分子

非极性分子

极性分子

非极性分子

空间构型

直线形

直线形

直线形

V形

V形

平面三角形

三角锥形

正四面体形

七、范德华力及其对物质性质的影响

1．化学键与分子间作用力的比较

概论

范围

强弱

对性质

的影响

化学键

分子内相邻的原子间强烈的相互作用叫化学键

分子内原子间

较强

主要影响物质的化学性质

分子间作用力

把分子聚集在一起的作用力，叫分子间作用力

分子间(近距离) 比化学键弱得多

主要影响物质的物理性质

2.影响范德华力的因素

主要包括：分子的大小，分子的空间构型以及分子中电荷分布是否均匀等。对组成和结构相似的分子，其第

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范德华力一般随着相对分子质量的增大而增大。

3．范德华力对物质性质的影响

(1)对物质熔、沸点的影响

一般来说，组成和结构相似的物质，相对分子质量越大，分子间作用力越大，物质的熔、沸点通常越高。如熔、沸点：

I2>Br2>Cl2>F2，Rn>Xe>Kr>Ar>Ne>He (2)对物质溶解性的影响

如：在273 K、101 kPa时，氧气在水中的溶解量(49 cm·L)比氮气在水中的溶解量(24 cm·L)大，就是因为O2与水分子之间的作用力比N2与水分子之间的作用力大所导致的。

八、关于氢键

1．表示形式

通常用X—H……Y表示氢键，其中X—H表示氢原子和X原子以共价键相结合。氢键的键长是指X和Y的距离，氢键的键能是指X—H……Y分解为X—H和Y所需要的能量。

2．形成条件

在用X—H……Y表示的氢键中，氢原子位于其间是氢键形成的最重要的条件之一，同时，氢原子两边的X原子和Y原子所属元素具有很强的电负性；很小的原子半径是氢键形成的另一个条件。由于X原子和Y原子具有强烈吸引电子的作用，氢键才能存在。这类原子应该是位于元素周期表的右上角元素的原子，主要是氮原子、氧原子和氟原子。

3．类型

尽管人们将氢键归结为一种分子间作用力，但是氢键既可以存在于分子之间，也可以存在于分子内部的原子团之间，如邻羟基苯甲醛分子内的羟基与醛基之间即存在氢键。不难理解，当氢键存在于分子内时，它对物质性质的影响与分子间氢键对物质性质产生的影响是不同的。邻羟基苯甲醛的氢键存在于分子内部，对羟基苯甲醛存在分子间氢键，因此对羟基苯甲醛的熔点、沸点分别比邻羟基苯甲醛的熔点、沸点高。

4．氢键既有方向性又有饱和性

氢键只影响物质的物理性质。

5．范德华力和氢键对物质性质的影响

范德华力与氢键主要影响物质的物理性质，如熔点、沸点等。

氢键可使H2O、HF、NH3的熔、沸点升高，而造成熔、沸点出现反常现象，如H2 O>H2S等。

组成和结构相似的物质，相对分子质量越大，熔、沸点越高，如熔、沸点：O2>N2，HI>HBr>HCl。组成和结构不相似的物质，分子极性越大，其熔、沸点就越高，如熔、沸点：CO>N2。在同分异构体中，一般来说，支链数越多，熔、沸点越低，如沸点：正戊烷>异戊烷>新戊烷；芳香烃的同分异构体及其衍生物，其熔、沸点高低顺序是邻位化合物>间位化合物>对位化合物。

九、关于无机含氧酸分子的酸性

1．无机含氧酸分子之所以显酸性，是因为其分子中含有—OH，而—OH上的H在水分子的作用下能够电离第

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出H，而显示一定的酸性。

2．对同一种元素的含氧酸来说，该元素的化合价越高，其含氧酸的酸性越强。

3．比较酸性强弱，如利用(HO)mROn，相比较的酸必须具有相同的“R”。

4．酸性大小与—OH数目即m数值大小无关，如H3PO4为中强酸，并非强酸，H2SO3与H2SO4中m均为2，但H2SO3的酸性弱于H2SO4。

5．同主族元素或同周期元素最高价含氧酸的酸性比较，根据非金属性强弱去比较，如HClO4>H2SO4，H2SO4>H2SeO4。

6．比较酸性强弱的方法

(1)根据元素周期表判断

如：HF

(2)根据化合价判断如：H2SO4>H2SO3；HClO4>HClO3>HClO2>HClO (3)根据羟基氧原子数判断

＋1 中强酸

如HSOHRO：m－n＝2 强酸

如HNO3 最强酸

如HClO230 弱酸

如HClO3nm4

(4)根据电离度来判断

如：α(H3PO4)>α(HClO)，酸性H3PO4>HClO (5)根据化学反应判断

如H2SO4＋Na2SO3===Na2SO4＋H2O＋SO2↑，

酸性：H2SO4>H2SO3

H2O＋CO2＋Ca(ClO)2===CaCO3↓＋2HClO， 酸性：H2CO3>HClO 十、手性

1.手性碳原子

2.手性异构体

3.手性分子

4.手性分子的应用

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