分子的空間構(gòu)型(選修三)

1、電離能與電負性變化  同周期（左右）同主族（上下）原子結(jié)構(gòu)核電荷數(shù)逐漸增大增大能層（電子層）數(shù)相同增多原子半徑逐漸減小逐漸增大 元素性質(zhì)化合價最高正價由+1+7負價數(shù)=（8族序數(shù)）最高正價和負價數(shù)均相同，最高正價數(shù)=族序數(shù)元素的金屬性和非金屬性金屬性逐漸減弱，非金屬性逐漸增強金屬性逐漸增強，非金屬性逐漸減弱第一電離能呈增大趨勢（注意反常點：A族和A族、A族和A族）逐漸減小電負性逐漸增大逐漸減小3.元素電離能和元素電負性第一電離能：氣態(tài)電中性基態(tài)原子失去1個電子，轉(zhuǎn)化為氣態(tài)基態(tài)正離子所需要的能量叫做第一電離能。常用符號I1表示，單位為kJ/mol。 (1)

2、.原子核外電子排布的周期性.隨著原子序數(shù)的增加,元素原子的外圍電子排布呈現(xiàn)周期性的變化:每隔一定數(shù)目的元素，元素原子的外圍電子排布重復(fù)出現(xiàn)從ns1到ns2np6的周期性變化.(2).元素第一電離能的周期性變化.隨著原子序數(shù)的遞增，元素的第一電離能呈周期性變化:同周期從左到右，第一電離能有逐漸增大的趨勢，稀有氣體的第一電離能最大，堿金屬的第一電離能最小；同主族從上到下，第一電離能有逐漸減小的趨勢.說明：同周期元素，從左往右第一電離能呈增大趨勢。電子亞層結(jié)構(gòu)為全滿、半滿時較相鄰元素要大即第 A 族、第 A 族元素的第一電離能分別大于同周期相鄰元素。Be、N、

3、Mg、P.元素第一電離能的運用：a.電離能是原子核外電子分層排布的實驗驗證.b.用來比較元素的金屬性的強弱.   I1越小，金屬性越強，表征原子失電子能力強弱.(3).元素電負性的周期性變化.元素的電負性：元素的原子在分子中吸引電子對的能力叫做該元素的電負性。隨著原子序數(shù)的遞增，元素的電負性呈周期性變化：同周期從左到右，主族元素電負性逐漸增大；同一主族從上到下，元素電負性呈現(xiàn)減小的趨勢.電負性的運用:a.確定元素類型(一般>1.8，非金屬元素；<1.8，金屬元素).    b.確定化學(xué)鍵類型(兩元素電負性差值&g

4、t;1.7，離子鍵；<1.7，共價鍵).c.判斷元素價態(tài)正負（電負性大的為負價，小的為正價）.d.電負性是判斷金屬性和非金屬性強弱的重要參數(shù)（表征原子得電子能力強弱）.例8.下列各組元素，按原子半徑依次減小，元素第一電離能逐漸升高的順序排列的是  AK、Na、Li      BN、O、C     CCl、S、P      DAl、Mg、Na例9.已知X、Y元素同周期，且電負性XY，下列說法錯誤的是AX

5、與Y形成化合物時，X顯負價，Y顯正價B第一電離能可能Y小于XC最高價含氧酸的酸性：X對應(yīng)的酸性弱于Y對應(yīng)的酸性D氣態(tài)氫化物的穩(wěn)定性：HmY小于HmX基態(tài)和激發(fā)態(tài)基態(tài)：最低能量狀態(tài)。處于 最低能量狀態(tài) 的原子稱為 基態(tài)原子 。激發(fā)態(tài)：較高能量狀態(tài)（相對基態(tài)而言）?；鶓B(tài)原子的電子吸收能量后，電子躍遷至較高能級時的狀態(tài)。處于激發(fā)態(tài)的原子稱為激發(fā)態(tài)原子 。 電子云與原子軌道（1）電子云：電子在核外空間做高速運動，沒有確定的軌道。因此，人們用“電子云”模型來描述核外電子的運動?！半娮釉啤泵枋隽穗娮釉谠雍送獬霈F(xiàn)的概率密度分布，是核外電子運動狀態(tài)的形象化描述。（2）原子軌道：不同能級上的電子出現(xiàn) 概率 約

6、為90%的電子云空間輪廓圖 稱為原子軌道。s電子的原子軌道呈 球形對稱，ns能級各有1個原子軌道；p電子的原子軌道呈紡錘形，np能級各有3個原子軌道，相互垂直（用px、py、pz表示）；nd能級各有5個原子軌道；nf能級各有7個原子軌道。共價鍵1、共價鍵的成鍵本質(zhì)：成鍵原子相互接近時，原子軌道發(fā)生重疊，自旋方向相反的未成對電子形成共用電子對，兩原子核間電子云密度增加，體系能量降低。2、共價鍵類型：（1）鍵和鍵 鍵鍵成鍵方向沿鍵軸方向“頭碰頭”平行或“肩并肩”電子云形狀軸對稱鏡像對稱牢固程度強度大，不易斷裂強度小，易斷裂成鍵判斷規(guī)律單鍵是鍵；雙鍵有一個是鍵，另一個是鍵；三鍵中一個是鍵，

7、另兩個為鍵。（2）極性鍵和非極性鍵 非 極 性 鍵極 性 鍵定義由同種元素的原子形成的共價鍵，共用電子對不發(fā)生偏移由不同種元素的原子形成的共價鍵，共用電子對發(fā)生偏移原子吸引電子能力相同不同共用電子對位置不偏向任何一方偏向吸引電子能力強的原子一方成鍵原子的電性判斷依據(jù)不顯電性顯電性舉例單質(zhì)分子（如H2、Cl2）和某些化合物（如Na2O2、H2O2）中含有非極性鍵氣態(tài)氫化物，非金屬氧化物、酸根和氫氧根中都含有極性鍵（3）配位鍵：一類特殊的共價鍵，一個原子提供空軌道，另一個原子提供一對電子所形成的共價鍵。配位化合物：金屬離子與配位體之間通過配位鍵形成的化合物。如：Cu（H2O）4SO4、C

8、u（NH3）4（OH）2、Ag（NH3）2OH 、Fe（SCN） 3等。配位化合物的組成：3、共價鍵的三個鍵參數(shù) 概念對分子的影響鍵長分子中兩個成鍵原子核間距離（米）鍵長越短，化學(xué)鍵越強，形成的分子越穩(wěn)定鍵能對于氣態(tài)雙原子分子AB，拆開1molA-B鍵所需的能量鍵能越大，化學(xué)鍵越強，越牢固，形成的分子越穩(wěn)定鍵角鍵與鍵之間的夾角鍵角決定分子空間構(gòu)型（1）鍵長、鍵能決定共價鍵的強弱和分子的穩(wěn)定性，鍵角決定分子空間構(gòu)型和分子的極性。（2）鍵能與反應(yīng)熱：反應(yīng)熱生成物鍵能總和反應(yīng)物鍵能總和分子的空間構(gòu)型1、等電子原理原子總數(shù)相同、價電子總數(shù)相同的分子具有相似的化學(xué)鍵特征，許多性質(zhì)是相似的，此原

9、理稱為等電子原理。（1）等電子體的判斷方法：在微粒的組成上，微粒所含原子數(shù)目相同；在微粒的構(gòu)成上，微粒所含價電子數(shù)目相同；在微粒的結(jié)構(gòu)上，微粒中原子的空間排列方式相同。（等電子的推斷常用轉(zhuǎn)換法，如CO2=CO+O=N2+O= N2O= N2+ N= N3或SO2=O+O2=O3=N+O2= NO2）（2）等電子原理的應(yīng)用：利用等電子體的性質(zhì)相似，空間構(gòu)型相同，可運用來預(yù)測分子空間的構(gòu)型和性質(zhì)。2、價電子互斥理論：（1）價電子互斥理論的基本要點：ABn型分子（離子）中中心原子A周圍的價電子對的幾何構(gòu)型，主要取決于價電子對數(shù)（n），價電子對盡量遠離，使它們之間斥力最小。（2）ABn型分子價層電子對

10、的計算方法：對于主族元素，中心原子價電子數(shù)=最外層電子數(shù)，配位原子按提供的價電子數(shù)計算，如：PCl5中O、S作為配位原子時按不提供價電子計算，作中心原子時價電子數(shù)為6；離子的價電子對數(shù)計算     如：NH4+：；SO42- ：3、雜化軌道理論（1）雜化軌道理論的基本要點：能量相近的原子軌道才能參與雜化。雜化后的軌道一頭大，一頭小，電子云密度大的一端與成鍵原子的原子軌道沿鍵軸方向重疊，形成鍵；由于雜化后原子軌道重疊更大，形成的共價鍵比原有原子軌道形成的共價鍵穩(wěn)定。雜化軌道能量相同，成分相同，如：每個sp3雜化軌道占有1個s軌道、3個p軌道。雜化軌道總數(shù)等

11、于參與雜化的原子軌道數(shù)目之和。（2）s、p雜化軌道和簡單分子幾何構(gòu)型的關(guān)系雜化類型spsp 2sp 3sp 3不等性雜化軌道夾角180 o120 o109o28   中心原子位置A，BAAAAA中心原子孤對電子數(shù)000123分子幾何構(gòu)型直線形平面三角形正四面體形三角錐形V字形直線形實例BeCl2、Hg Cl2BF3CH4、SiCl4NH3、PH3H2O、H2SHCl（3）雜化軌道的應(yīng)用范圍：雜化軌道只應(yīng)用于形成鍵或者用來容納未參加成鍵的孤對電子。（4）中心原子雜化方式的判斷方法：看中心原子有沒有形成雙鍵或叁鍵，如果有1個叁鍵，則其中有2個鍵，用去了2個p軌道，形成

12、的是sp雜化；如果有1個雙鍵則其中有1個鍵，形成的是sp 2雜化；如果全部是單鍵，則形成的是sp 3雜化。4、分子空間構(gòu)型、中心原子雜化類型和分子極性的關(guān)系分子（離子）中心原子價電子對雜化類型VSEPR模型分子空間構(gòu)型鍵角分子的極性CO22sp直線直線形180 o非SO23sp 2平面三角V字形 極H2O、OF2、3sp 3平面三角V字形極HCN2sp直線直線形180 o極NH34sp 3正四面體三角錐形107 o18極BF3、SO33sp 2平面三角平面三角形120 o非H3O+4sp 3正四面體三角錐形107 o18CH4、CCl44sp 3正四面體正四面體形109o28非NH4

13、+4sp 3正四面體正四面體形109o28非HCHO、COCl23sp 2平面三角平面三角形極極性分子和非極性分子（1）極性分子和非極性分子<1>非極性分子：從整個分子看，分子里電荷的分布是對稱的。如：只由非極性鍵構(gòu)成的同種元素的雙原子分子：H2、Cl2、N2等；只由極性鍵構(gòu)成，空間構(gòu)型對稱的多原子分子：CO2、CS2、BF3、CH4、CCl4等；極性鍵非極性鍵都有的：CH2=CH2、CHCH、。<2>極性分子：整個分子電荷分布不對稱。如：不同元素的雙原子分子如：HCl，HF等。折線型分子，如H2O、H2S等。三角錐形分子如NH3等。（2）共價鍵的極性和分子極性的關(guān)系：

14、兩者研究對象不同，鍵的極性研究的是原子，而分子的極性研究的是分子本身；兩者研究的方向不同，鍵的極性研究的是共用電子對的偏離與偏向，而分子的極性研究的是分子中電荷分布是否均勻。非極性分子中，可能含有極性鍵，也可能含有非極性鍵，如二氧化碳、甲烷、四氯化碳、三氟化硼等只含有極性鍵，非金屬單質(zhì)F2、N2、P4、S8等只含有非極性鍵，C2H6、C2H4、C2H2等既含有極性鍵又含有非極性鍵；極性分子中，一定含有極性鍵，可能含有非極性鍵，如HCl、H2S、H22等。（3）分子極性的判斷方法單原子分子：分子中不存在化學(xué)鍵，故沒有極性分子或非極性分子之說，如He、Ne等。雙原子分子：若含極性鍵，就是極性分子，

15、如HCl、HBr等；若含非極性鍵，就是非極性分子，如O2、I2等。以極性鍵結(jié)合的多原子分子，主要由分子中各鍵在空間的排列位置決定分子的極性。若分子中的電荷分布均勻，即排列位置對稱，則為非極性分子，如BF3、CH4等。若分子中的電荷分布不均勻，即排列位置不對稱，則為極性分子，如NH3、SO2等。根據(jù)ABn的中心原子A的最外層價電子是否全部參與形成了同樣的共價鍵。（或A是否達最高價）（4）相似相溶原理相似相溶原理：極性分子易溶于極性溶劑，非極性分子易溶于非極性溶劑。相似相溶原理的適用范圍：“相似相溶”中“相似”指的是分子的極性相似。如果存在氫鍵，則溶劑和溶質(zhì)之間的氫鍵作用力越大，溶解性越好。相反，

16、無氫鍵相互作用的溶質(zhì)在有氫鍵的水中的溶解度就比較小。晶體的結(jié)構(gòu)和性質(zhì)          類型比較 離子晶體 原子晶體 分子晶體 金屬晶體構(gòu)成晶體微粒陰、陽離子原子分子金屬陽離子、自由電子形成晶體作用力離子鍵共價鍵范德華力微粒間的靜電作用   物理性質(zhì) 熔沸點較高很高低有高、有低硬度硬而脆大小有高、有低導(dǎo)電性不良（熔融或水溶液中導(dǎo)電）絕緣、半導(dǎo)體不良良導(dǎo)體傳熱性不良不良不良良延展性不良不良不良良溶解性易溶于極性溶劑，難溶于有機溶

17、劑不溶于任何溶劑極性分子易溶于極性溶劑；非極性分子易溶于非極性溶劑中一般不溶于溶劑，鈉等可與水、醇類、酸類反應(yīng)典型實例NaOH、NaCl金剛石P4、干冰、硫鈉、鋁、鐵1、四大晶體的比較 2、典型晶體的結(jié)構(gòu)特征（1）NaCl    屬于離子晶體。晶胞中每個Na+周圍吸引著6個Cl，這些Cl構(gòu)成的幾何圖形是正八面體，每個Cl周圍吸引著6個Na+，Na+、Cl個數(shù)比為1：1，每個Na+與12個Na+等距離相鄰，每個氯化鈉晶胞含有4個Na+和4個Cl。（2）CsCl屬于離子晶體。晶胞中每個Cl（或Cs+）周圍與之最接近且距離相等的Cs+（或Cl）共有8個，這幾個Cs+（或

18、Cl）在空間構(gòu)成的幾何構(gòu)型為立方體，在每個Cs+周圍距離相等且最近的Cs+共有6個，這幾個Cs+在空間構(gòu)成的幾何構(gòu)型為正八面體，一個氯化銫晶胞含有1個Cs+和1個Cl 。（3）金剛石（空間網(wǎng)狀結(jié)構(gòu)）屬于原子晶體。晶體中每個C原子和4個C原子形成4個共價鍵,成為正四面體結(jié)構(gòu)，C原子與碳碳鍵個數(shù)比為1：2，最小環(huán)由6個C原子組成，每個C原子被12個最小環(huán)所共用；每個最小環(huán)含有1/2個C原子。（4）SiO2屬于原子晶體。晶體中每個Si原子周圍吸引著4個O原子，每個O原子周圍吸引著2個Si原子，Si、O原子個數(shù)比為1：2，Si原子與SiO鍵個數(shù)比為1：4，O原子與SiO鍵個數(shù)比為1：2，最小環(huán)由12個原子組成。（5）干冰屬于分子晶體。晶胞中每個CO2分子周圍最近且等距離的CO2有12個。1個晶胞中含有4個CO2。（6）石墨屬于過渡性晶體。是分層的平面網(wǎng)狀結(jié)構(gòu)，層內(nèi)C原子以共價鍵與周圍的3個C原子結(jié)合，層間為范德華力。晶體中每個C原子被3個六邊形共用,平均每個環(huán)占有2個碳原子。晶體中碳原子數(shù)、碳環(huán)數(shù)和碳碳單鍵數(shù)之比為2：3。（7）金屬晶體金屬Po（釙）中金屬原子堆積方式是簡單立方堆積，原子的配位數(shù)為6，一個晶胞中含有1