归纳与整理教案教学设计导入设计

复习目标：

1.了解共价键的极性、主要类型：σ键和π键，能用键长、键能、键角等说明简单分子的某些性质。

2．了解配位键的含义，了解简单配合物的成键情况。

3．了解杂化轨道理论及常见的杂化轨道类型(sp，sp，sp)，能用价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者离子的空间结构。

4．了解化学键与分子间作用力的区别，了解氢键的存在对物质性质的影响，能列举含氢键的物质。

23基础知识回顾：

基础知识网络：

一、共价键

1．定义：原子之间通过共用电子对（电子云的重叠）所形成的化学键

2．实质：高概率地出现在两个原子核之间的电子与两个原子核之间的电性作用，包括引力和斥力，当引力和斥力达到平衡时即形成了稳定的共价键。

3．特征：具有方向性和饱和性

①饱和性：一个原子有几个未成对电子，就会和几个自旋方向相反的未成对电子成键，这就是共价键的饱和性。共价键的饱和性决定了分子内部原子间的数量关系。

②方向性：共价键形成时，两个参与成键的原子轨道总是尽可能沿着电子出现概率最大的方向重叠，这样原子轨道重叠越多，形成的键就越牢固，这就是共价键的方向性。共价键的方向性决定了分子的立体构型。

4．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

σ键

π键

极性键

非极性键

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

单键

原子间共用电子对的数目

双键

三键

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，而形成离子键。

（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。

5.δ键与π键

（1）δ键：沿健轴(两原子核的连线)方向以“头碰头”的方式发生原子轨道(电子云)的重叠所形成的共价键称为σ键——单键。

种类：S-S重叠，S-P重叠，P-P重叠

特点：轴对称(即以成键的两原子核为连线为轴作旋转操作，共价键电子云的图形不变) （2）π键：两个原子沿键轴平行以“肩碰肩”方式发生原子轨道(电子云)重叠所形成的共价键称为π键。(只有在生成σ键后，余下的p轨道才能生成π键) 特点：镜像对称(重叠形成的电子云由两块形成，分别位于两原子核构成的平面的两侧，互为镜像) （3）δ键和π键比较

共价键

电子云重叠方式

类型

电子云对称特征

存在规律

【特别提醒】

（1）s轨道与s轨道重叠形成σ键时，电子不是只在两核间运动，而是在两核间出现的概率较大。

（2）因s轨道是球形的，故s轨道和s轨道形成σ键时，无方向性。两个s轨道只能形成σ键，不能形成π键。

（3）两个原子间可以只形成σ键，但不能只形成π键。

σ键

头碰头

s­sσ键、s­pσ键、p­pσ键

轴对称

π键

肩并肩

p­p π键

镜像对称

共价单键是σ键；共价双键中有一个是σ键，另一个是π键；共价三键由一个σ键和两个π键组成

6．键参数

（1）概念

①键能：气态基态原子形成1 mol化学键释放的最低能量，键能越大，化学键越稳定。

②键长：形成共价键的两个原子之间的核间距，键长越短，共价键越稳定。

③键角：在原子数超过2的分子中，两个共价键之间的夹角。

（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

7．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。

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。

（3）价层电子对数的确定方法

价层电子对是指分子中的中心原子上的电子对，包括σ键电子对和中心原子上的孤电子对。

①σ键电子对数的确定

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)。

2ⅰ.分子：a为中心原子的价电子数，对于主族元素来说，价电子数等于原子的最外层电子数；

阳离子：a为中心原子的价电子数减去离子的电荷数；

阴离子：a为中心原子的价电子数加上离子的电荷数(绝对值)。

ⅱ.x为与中心原子结合的原子数；

ⅲ.b为与中心原子结合的原子最多能接受的电子数，氢为1，其他原子等于“8－该原子

的价电子数”。

（4）价层电子对互斥模型与分子立体构型的关系

电子对数

2 成键对数

2 3 2 4 4 孤电子对数

0 0 1 0 正四面体形

电子对立体构型

直线形

分子立体构型

直线形

平面正三角形

三角形

V形

正四面体形

三角锥形

V形

实例

BeCl2

BF3

SnBr2

CH4

键角

180°

120°

105°

109°28′

107°

105°

3 3 2 1 2 NH3

H2O

【特别提醒】价层电子对互斥模型说明的是价层电子对的立体构型，而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。

（1）当中心原子上无孤电子对时，二者的构型一致；

（2）当中心原子上有孤电子对时，二者的构型不一致。

如中心原子采取sp杂化的，其价层电子对模型为四面体形，其分子构型可以为四面体形(如CH4)，也可以为三角锥形(如NH3)，也可以为V形(如H2O)。

2.杂化轨道理论

（1）含义：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。

（2）杂化过程

3

【特别提醒】①在形成分子时，只有能级相近的原子轨道才能形成杂化轨道。

②杂化过程中，原子轨道总数不变，即杂化轨道的数目与参与杂化的原子轨道数目相等，但原子轨道的形状发生变化。

③同种杂化轨道的形状相同，能量相等。杂化轨道之间要满足最小排斥原理。

④杂化轨道只用于形成σ键或容纳未参与成键的孤电子对。

（3）杂化轨道与分子立体构型的关系

杂化类型

sp sp

sp

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，

32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

BF3

CH4

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

①组成：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Fe、Cu、Zn、Ag等。

②形成条件

中心原子有空轨道，如Fe、Cu、Zn、Ag等。

配位体有孤电子对，如H2O、NH3、CO、F、Cl、CN等。

③配位数

－－－3＋2＋2＋＋3＋2＋2＋＋－－－直接同中心离子(或原子)配位的分子(或离子)数目叫中心离子(或原子)的配位数，如[Cu(NH3)4]SO4中Cu的配位数为4。

2＋

【总结】VSEPR模型和分子(离子)立体模型与中心原子杂化类型的确定。

孤电子对数(a－xb)/2 3 0

2 1 0 0 0 1 1 1 0 0

σ键电子对数

1 2

2 2 3 3 3 3 3 3 4 4

价层电子对数

4 2

4 3 3 3 3 4 4 4 4 4

VSEPR模型名称

四面体形

直线形

四面体形

平面三角形

平面三角形

平面三角形

平面三角形

四面体形

四面体形

四面体形

正四面体形

正四面体形

分子或离子的立体模型名称

直线形

直线形

直线形

V形

V形

平面三角形

平面三角形

平面三角形

三角锥形

三角锥形

三角锥形

正四面体形

正四面体形

平面形

平面六边形

中心原子杂化类型

sp

sp sp sp

sp

sp

sp

sp

sp

sp

sp

sp

sp

sp

sp

sp，sp

322233333222233化学式

ClO

HCN CH≡CH

H2S SO2

SO3

NO3

HCHO NCl3

H3O

ClO3

CH4

PO4

CH2===CH2

C6H6

CH3COOH

3－－＋－－【特别提醒】

（1）判断VSEPR模型与分子空间构型时应注意：

①当分子中的中心原子没有孤电子对时，二者相同，如CH4。

②当分子中的中心原子有孤对电子时，二者不同，略去VSEPR模型中孤电子对，便得到分子的立体构型，如NH3的VSEPR模型为四面体，而分子构型为三角锥形。

（2）价层电子对互斥理论能预测分子的几何构型，但不能解释分子的成键情况，杂化轨道理论能解释分子的成键情况，但不能预测分子的几何构型。两者相结合，具有一定的互补性，可达到处理问题简便、迅速、全面的效果。

（3）杂化轨道间的夹角与分子内的键角不一定相同，中心原子杂化类型相同时孤电子对数越多，键角越小。

（4）杂化轨道只用于形成σ键和容纳未参与成键的孤电子对。未参加杂化的p轨道形成π键，如CO2中C采取sp杂化形成2个σ键，未杂化的2个p轨道形成2个π键。

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

【规律总结】分子的极性是分子中化学键的极性的向量和。

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

只含有非极性键的分子一定是非极性分子；含极性键的分子，如果分子的空间结构是对称的，则键的极性相互抵消，各个键的极性的向量和为零，分子就是非极性分子，反之，则是极性分子。其关系可总结如下：

（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个数的增大，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，

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

＋考点详释：

考点一：分子的空间构型与杂化方式的判断

1．根据分子结构式进行推断

（1）公式：

杂化轨道数＝中心原子孤电子对数(未参与成键)＋中心原子形成的σ键个数

代表物

CO2

CH2O 杂化轨道数

0＋2＝2 0＋3＝3 中心原子杂化轨道类型

sp sp

2

CH4

SO2

NH3

H2O

0＋4＝4 1＋2＝3 1＋3＝4 2＋2＝4 sp

sp

sp

sp

3323（2）中心原子形成σ键个数的判断方法：

因为两原子之间只能形成一个σ键，所以中心原子形成的σ键个数＝中心原子结合的原子数。

（3）中心原子孤电子对数的判断方法：

①依据经验公式进行计算：

对于通式AXm中心原子(A)未用于成键的孤电子对数＝A的族序数－X能接受的最多电子数×m－26－2×4－－2－如SO4中的孤电子对数＝2＝0、HCN中的孤电子对数＝4－1－3＝0。

2n±n；

5－4－＋＋＝0、NH4中的孤电子对数＝2②根据分子结构式推断出中心原子的孤电子对数。如HCN：结构简式(H—CN)，中心原子C形成两个σ键，C原子的四个价电子全部参与成键无孤电子对；H2O：结构式(H—O—H)，中心原子O形成两个σ键，O只有两个价电子参与成键，还余四个电子形成两对孤电子对。

2．根据分子的空间构型推断杂化方式

多原子(3个或3个以上)分子的立体结构与中心杂化方式的对照：

分子的立体结构

杂化类型

正四面体形

三角锥形

V形

sp

3平面三角形

sp

2V形

直线形

sp （1）只要分子构型为直线形的，中心原子均为sp杂化，同理，只要中心原子是sp杂化的，分子构型均为直线形。

（2）只要分子构型为平面三角形的，中心原子均为sp杂化。

（3）只要分子中的原子不在同一平面内的，中心原子均是sp杂化。

（4）V形分子的判断需要借助孤电子对数，孤电子对数是1的中心原子是sp杂化，孤电子对数是2的中心原子是sp杂化。

3．根据等电子体原理结构相似推断

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。

4．根据杂化轨道之间的夹角判断

－＋－3232

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

考点二：化学键与分子的极性

1.键的极性、分子空间构型与分子极性的关系：

类型

X2

XY XY2

(X2Y) 实例

H2、N2

HCl、NO CO2、CS2

SO2

H2O、H2S BF3

XY3

XY4

【方法总结】分子极性的判断方法

（1）根据组成和结构判断

①双原子分子A2型分子(以非极性键结合形成的单质分子)一般是非极性分子；AB型分子一定是极性分子。

②ABn型分子

a．位置对称法

分子有无极性主要看分子中正、负电荷的分布是否对称，而电荷分布情况又跟分子的形状有密切的关系，因此可根据分子的形状先分析分子的对称性。若分子高度对称，则为非极性分子，反之为极性分子。

如分子的立体构型为直线形、平面三角形、正四面体形、三角双锥形、正八面体形等空间对称的结构，致使正电中心与负电中心重合，这样的分子就是非极性分子。若为V形、三角锥形、四面体形(非正四面体形)等非对称结构，则为极性分子。

b．价、位关系法

所谓“价、位关系”是指元素的化合价和该元素在周期表中的位置(主族序数)之间的关系。对于ABn型的分子来说，若A的化合价的绝对值和A在周期表中的主族序数相等，则该分子是非极性分子，若不相等，则是极性分子。

c．孤对电子数法

对于ABn型的分子来说，中心原子无孤对电子→非极性分子；中心原子有孤对电子→极性分子。

23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

空间构型

直线形

直线形

直线形

V形

V形

平面正三角形

三角锥形

正四面体形

分子极性

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

NH3

CH4、CCl4

（2）根据实验现象判断

将液体放入适宜的滴定管中，打开活塞让其缓慢流下，将用毛皮摩擦过的橡胶棒靠近液流，流动方向变化(发生偏移)的是极性分子，流动方向不变的是非极性分子。

2.微粒间作用力及对物质性质的影响

概念

范德华力

物质分子之间普遍存在的一种相互作用的力，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

作用粒子

特征

分子或原子(稀有气体) 无方向性、无饱和性

强度比较

共价键＞氢键＞范德华力

影响强度的因素

①随着分子极性和相对分子质量的增大而增大

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，物质的分子间氢键的存在，①影响分子的稳定对于A—H……B—，A、B的电负性越大，B原子的半径越小，氢键键能越大

成键原子半径越小，键长越短，键能越大，共价键越稳定

氢原子，氟、氮、氧原子(分子内、分子间) 有方向性、有饱和性

有方向性、有饱和性

原子

共价键

原子间通过共用电子对所形成的相互作用

使物质的熔沸点升高，性

在水中的溶解度增大，②共价键键能越如熔沸点：H2O＞H2S，大，分子稳定性越强

HF＞HCl，NH3＞PH3

熔沸点升高，如F2＜Cl2＜Br2＜I2，CF4＜CCl4＜CBr4