归纳与整理优质课教案设计

复习

分子结构与性质

考纲定位

1.了解共价键的形成、极性、类型(σ键、π键)，了解配位键的含义，能用键长、键能、键角等说明简单分子的某些性质。2.了解杂化轨道理论及简单的杂化轨道类型(sp、sp2、sp3)，能用价层电子对互斥理论或者杂化轨道理论推测简单分子或离子的空间结构。3.了解范德华力的含义及对物质性质的影响。4.了解氢键的含义，能列举含氢键的物质，并能解释氢键对物质性质的影响。

考点1| 共价键及其键参数

1．共价键

(1)共价键的本质与特征

①本质：在原子之间形成共用电子对。

②特征：具有方向性和饱和性。如O与H形成2个O—H 共价键且共价键夹角为105°。

(2)共价键的常见分类

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

(3)大π键简介与示例

①简介：大π键一般是三个或更多个原子间形成的，是未杂化轨道中原子轨道“肩并肩”重叠形成的π键。

②表达式：Πnn代表参与形成大π键的电m

m代表参与形成大π键的原子数，子数。

③示例：4O3：Π3。

4－64：Π66，CH2===CH—CH===CH2：Π4，NO3：Π4，SO2：Π3，类型及特点

σ键

π键

极性键

非极性键

原子轨道“头碰头”重叠

原子轨道“肩并肩”重叠

共用电子对发生偏移

共用电子对不发生偏移

2．共价键的键参数

(1)定义

1

①键能：气态基态原子形成1 mol化学键释放的最低能量。

②键长：形成共价键的两个原子之间的核间距。

③键角：两个共价键之间的夹角。

(2)键参数对分子性质的影响

键能越大，键长越短，分子越稳定。

考点2| 分子的立体构型

1．用价层电子对互斥理论推测分子或离子的立体构型

(1)用价层电子对互斥理论推测分子的立体构型的关键是判断分子中的中心原子上的价层电子对数。

a为中心原子的价电子数，x为与中心原子结合的原子数，b为与中心原子结合的原子最多能接受的电子数。但对于离子的a为中心原子的价电子数加或2－减电荷数，如CO3的a＝4＋2，NH＋4的a＝5－1。

(2)示例分析

价层电

子对数

2 3 σ键电子

对数

2 3 2 4 4 3 2 3 4 3 4 孤电子

对数

0 0 1 0 1 2 0 0 三角形

四面体形

四面体形

电子对

立体构型

直线形

三角形

立体

构型

直线形

平面三角形

V形

正四面体形

三角锥形

V形

平面三角形

正四面体形

实例

CO2

BF3

SO2

CH4

NH3

H2O －CO23

NH＋4

2

提醒：(1)价层电子对在空间上彼此相距越远时，排斥力越小，体系的能量越低。如CO2为直线形。

(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。如键角H2O

2．用杂化轨道理论推测分子或离子的立体构型

杂化类型

sp sp2

sp3

示例填表

中心原子上的

孤电子对数

价层电

子对数

VSEPR 模型名称

分子或离子

立体构型

中心原子

杂化类型

杂化轨道数目

2 3 4 杂化轨道

间夹角

180°

120°

109°28′

立体构型

直线形

平面三角形

四面体形

实例

BeCl2或HCN 2－BF3或CO3

CH4或NH4

＋

物质

①

CS2

②

HCHO ③

④

⑤

NCl3

－SO24

H3O＋

【提示】

①0

2

直线形

直线形

sp ②0

3

平面三角形

平面三角形

sp2

③1

4

四面体形

三角锥形

sp3

④0

4

正四面体形

正四面体形

sp3

⑤1

4

四面体形

三角锥形

sp3

3．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和立体构型，许多性质相似，如N2与CO、O3与SO2、N2O与CO2、CH4与NH＋4等。

考点3| 粒子间作用力和分子的性质

1．配位键与配位化合物

3

(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——电子对给予接受键

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NH＋4可表示为，在NH＋4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)配合物的组成

如[Cu(NH3)4]SO4

①配体有孤电子对，如H2O、NH3、CO、F－、Cl－、CN－等。

②中心原子有空轨道，如Fe3＋、Cu2＋、Zn2＋、Ag＋等。

示例

对于K3[Fe(CN)6]配合物中含有的化学键有离子键、配位键、共价键，其中配离子的结构简式为[Fe(CN)6]3－，配体的电子式为，配位数是6。1 mol [Fe(CN)6]3－中含有σ键的数目为12NA。配体中提供孤电子对的原子是C。

2．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

4

的物质，随着相对分子质量的增加，范德华力逐渐增大；分子的极性越大，范德华力也越大。

(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。

提醒：A．A、B为电负性很强的原子，一般为N、O、F三种元素的原子。B．A、B可以相同，也可以不同。

③特征：具有一定的饱和性和方向性。如在冰中每个H2O分子周围四面体的4个方向形成4个氢键。

④分类：氢键包括分子内氢键和分子间氢键两种。其中分子间氢键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。

⑤影响：A—H…B中A、B的电负性越强，氢键越强。如F—H…F>O—H…O>N—H…N。

示例

写出HF的水溶液中存在的氢键有F—H…O，F—H…F，O—H…F，O—H…O。

3．分子的性质

(1)分子的极性

(2)分子溶解性

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。若能形成氢键，则溶剂和溶质之间的氢键作用力越大，溶解性越好。

5

②“相似相溶”还适用于分子结构的相似性，如乙醇和水互溶(C2H5OH和H2O中的羟基相近)，而戊醇在水中的溶解度明显减小。

③分子与H2O反应，也能促进分子在水中的溶解度，如SO2、NO2。

(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：具有手性碳原子的分子。

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

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

示例

(1)对于葡萄糖分子CH2OH(CHOH)4CHO中有4个手性碳原子。

(2)对于HNO3和HNO2，HNO3酸性较强。

(3)NH3极易溶于水的原因为NH3为极性分子；NH3与H2O形成分子间氢键；NH3与H2O反应生成NH3·H2O。

6