2019高中化學(xué)競賽無機化學(xué)3分子結(jié)構(gòu)

1、高中化學(xué)競賽高中化學(xué)競賽無機化學(xué)3分子結(jié)構(gòu)一.共價鍵1 .共價鍵的本質(zhì)及特征：共價鍵的本質(zhì)是在原子之間形成共用電子對， 其特征是 具有飽和性和方向性。2 .共價鍵的類型按成鍵原子間共用電子對的數(shù)目分為單鍵、雙鍵、三鍵； 按共用電子對是否偏移分為極性鍵、非極性鍵；按原子軌道的重疊方式分為6鍵和冗鍵，前者的電子云具有軸對稱性，后者的電子云具有鏡像對稱性。注意6鍵由S軌道或p軌道“頭碰頭”重疊而成，有s-s型，s_p型和p_p型， 6鍵的強度較大，其中s-s型不具有方向性；冗鍵由兩個p軌道“肩并肩”重 疊形成，冗鍵的電子云具有鏡像對稱性，不可以旋轉(zhuǎn)，不如6鍵牢固，較易斷裂。3 .鍵參數(shù)鍵能：氣態(tài)基態(tài)

2、原子形成1 mol化學(xué)鍵釋放的最低能量，鍵能越大， 化學(xué)鍵越穩(wěn)定。鍵長：形成共價鍵的兩個原子之間的平均核間距，鍵長越短，鍵能越大，共價 鍵越穩(wěn)定。鍵角：在原子數(shù)超過2的分子中，兩個共價鍵之間的夾角。鍵參數(shù)對分子性質(zhì)的影響：鍵長越短，鍵能越大，分子越穩(wěn)定.（注意F-F、O=OS長 小但鍵能也小的原因）鍵能鍵長鍵希了反分子的襟痘性盧軍分孑的空間恂型投阜分子的性質(zhì)4 .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，它們的許多性質(zhì)相近，空間構(gòu)型相同。2 .分子的立體構(gòu)型1 .分子構(gòu)型與雜化軌道理論當(dāng)原子成鍵時，原子內(nèi)部能量相近的價電子軌道相互混雜，形成一組與原軌道數(shù)相等且能量相同

3、的雜化軌道。雜化軌道數(shù)不同，軌道間的夾角不同，形成分子的空間形狀不同。雜化軌道只能容納孤電子對和6鍵 電子對。雜化軌道類型有sp、sp2、sp3等。判斷雜化方式只需找出判斷對象的孤 電子對數(shù)和6鍵電子對數(shù)，就是其雜化軌道數(shù)。雜化類型雜化軌道數(shù)目雜化軌道向夾角空間構(gòu)型實例sp2180°直線形BeCbsp23120°平向二角形BEsp34109° 28'正四面體形CH2.分子構(gòu)型與價層電子對互斥模型電子對數(shù)成鍵對數(shù)孤對電子數(shù)電子對空間構(gòu)型分子空間構(gòu)型實例220直線形直線形BeCb330三角形三角形BE21V形SnB2440四面體四面體形CH31三角錐形NH22

4、V形HO價層電子對互斥模型說明的是價層電子對的空間構(gòu)型， 而分子的空間構(gòu)型指 的是成鍵電子對空間構(gòu)型，不包括孤對電子。（1）當(dāng)中心原子無孤對電子時，兩者的構(gòu)型一致；（2）當(dāng)中心原子有孤對電子時，兩者的構(gòu)型不一致，要考慮共用 電子對的斥力小于孤電子對；當(dāng)原子結(jié)合幾個原子時其6鍵電子對數(shù)就是幾， 孤電子對數(shù)二（中心原子價電子數(shù)-結(jié)合原子所能接受電子數(shù)X結(jié)合原子的個數(shù)） /2。價電子對=鍵電子對數(shù)十孤電子對數(shù)；若所判斷微粒為離子時，陽離子減去 其所帶電荷數(shù)，陰離子則加上所帶電荷數(shù)。3.配位化合物（1）配位鍵與極性鍵、非極性鍵的比較共價鍵非極性鍵極性處和位健木質(zhì)相鄰原子間通過四川電子時（電子云的重帝）

5、所形成 的相”.作用成鍵 條件 （兒素 種類）成融原于得、 失電T能力 相同（同種非 金屬）成金原子得 大曲子能力 差別較小（一 股指不同種 亦命屬成鍵原子一方有孤 電T對（配位體入 外一方右空軌道（中 心離子特征有方向性和飽和性右打； 方法>THH-CINHi-H3 N > Cu < lH3 TLNH)J七4存在單質(zhì)兒，共價 化合物”人工， 離子化合物 NagOj 等共價化合物 iia,高子化合 物1WH等離子化合物NH7CI等內(nèi)界 外界Cu (NHj) “1 9H.運配位化合物定義：金屬離子（或原子）與某些分子或離 子（稱為配體）以配位鍵結(jié)合形成的化合物。組成：如 Ag（

6、NH3）2OH,中心離子為Ag+,配體為NH,配位數(shù)為2形成配合物對物質(zhì)性質(zhì)的改變顏色的改變，如Cif+水分子和氨分子形成的配 離子；溶解度的改變，如 AgCl形成Ag（NH3）2+。配合物的組成一般中心離子的配位數(shù)為2、4、6.內(nèi)界較穩(wěn)定，在溶液中一般不電離。3 .分子的性質(zhì)1 .分子間作用力的比較范德華力氫鍵共價鍵概念物質(zhì)分子之間普遍存在 的一種相互作用的力，又 稱分子間作用力由已經(jīng)與電負性 很強的原子形成 共價鍵的氫原子 與另一個分子中 電負性很強的原 子之間的作用力原子間通過共用 電子對所形成的 相互作用作用粒子分子或原子（稀有氣體）氫原子，氟、氮、 氧原子（分子內(nèi)、 分子問）原子特征

7、無方向性、無飽和性肩方向性、有飽和性肩方向性、有飽和性強度比較共價鍵氫鍵范德華力影響強度的因素隨著分子極性和相對 分子質(zhì)量的增大而增大組成和結(jié)構(gòu)相似的物質(zhì)，相對對于 A- HB一, A B的電負 性越大，B原子的 半徑越小，氫鍵鍵成鍵原子半徑越 小，健長越短，鍵 能越大，共價鍵 越穩(wěn)定分子質(zhì)量越大，分子間作 用力越大能越大對物質(zhì)性質(zhì)的影響影響物質(zhì)的熔沸點、溶 解度等物理性質(zhì)組成 和結(jié)構(gòu)相似的物質(zhì)，隨相 對分子質(zhì)量的增大，物質(zhì) 的熔沸點升高。分子問氫鍵的存 在，使物質(zhì)的熔沸 點升高，在水中的 溶解度增大，分子 內(nèi)則反之。影響分子的穩(wěn) 定性共價鍵鍵能越 大，分子穩(wěn)定性 越強2 .分子的極性（1）極

8、性分子：正電中心和負電中心不重合， 鍵的極性向量和不為 零的分子.（2）非極性分子：正電中心和負電中心重合，鍵的極性向量和為零的 分子。判斷方法：中心原子化合價法和合力為零法。 極性分子可以含有非極 性鍵，非極性分子可以含有極性鍵。3 .溶解性外界條件：溫度、壓強等；（2） “相似相溶”規(guī)律：非極性溶質(zhì)一般 能溶于非極性溶劑，極性溶質(zhì)一般能溶于極性溶劑.若存在氫鍵，則溶劑和溶質(zhì) 之間的氫鍵作用力越大，溶解性越好；“相似相溶”還適用于分子結(jié)構(gòu)的相似 性，如乙醇和水互溶，而戊醇在水中的溶解度明顯減小； 若溶質(zhì)和溶劑間能夠 形成氫鍵，則溶解度增大；與溶劑發(fā)生反應(yīng)也可以使溶解度增大。4 .手性:具有完

9、全相同的組成和原子排列的一對分子，如左手和右手一樣互為鏡像，在三維空間里不能重疊的現(xiàn)象。5 .無機含氧酸分子的酸性無機含氧酸可寫成（HO）mRO山口果成酸元素R相同，則n值越大（一般n>2時為強酸），R的正電性越高，使R O-H中。的電子向 R偏移，在水分子的作用下越易電離出 N,酸性越強（即非羥基氧個數(shù)越多酸性 越強）,如 HCO HClO<HClO<HClO.+ HOPOH注意特例HPO中有一個非羥基氧，H化學(xué)鍵中幾個重要參數(shù)：鍵能：氣態(tài)基態(tài)原子形成1mol化學(xué)鍵釋放的最低能量。（或斷開 ImolAB （g）中的化學(xué)鍵，使其分別生成氣態(tài)A原子和氣態(tài)B原子所吸 收的能量，叫A-B鍵的鍵能）。注意幾個點：氣態(tài)、基態(tài)原子，1mol 化學(xué)鍵。鍵能越大，化學(xué)鍵越穩(wěn)定。鍵長：數(shù)值約等于形成共價鍵的兩個原子之間的核間距。鍵長越 短，鍵能越大，化學(xué)鍵越穩(wěn)定。鍵角：多原子分子中，兩個共價鍵之間的夾角。決定分子的立體結(jié) 構(gòu)和分子的極性。知識結(jié)構(gòu)體系：離子腱配位?。ㄊ咽獾墓矁r鍵）一配位化合物配合物理論-分子的穩(wěn)定性分子的空間枸型/化學(xué)解I