知識講解_共價鍵分子的立體結(jié)構(gòu)_基礎(chǔ)

1、共價鍵分子的立體結(jié)構(gòu)編稿：宋杰審稿：于冬梅【學(xué)習(xí)目標(biāo)】1、 認(rèn)識共價鍵的主要類型b鍵和n鍵；會用電子式表示共價鍵的形成；理解共價鍵的形成條件及其本質(zhì)；2、認(rèn)識鍵能、鍵長、鍵角等概念，能用它們說明簡單分子的某些性質(zhì)；認(rèn)識等電子原理，了解其應(yīng)用。3、 認(rèn)識共價分子立體結(jié)構(gòu)的多樣性和復(fù)雜性；初步認(rèn)識價層電子對互斥模型，能用VSEPR模型預(yù)測簡單 分子或離子的立體結(jié)構(gòu)；4、認(rèn)識雜化軌道理論的要點(diǎn)，進(jìn)一步了解有機(jī)化合物中碳的成鍵特征，能根據(jù)雜化軌道理論判斷簡單分子或離子的構(gòu)型，培養(yǎng)分析、歸納、綜合的能力和空間想象能力；了解配位鍵、配位化合物的概念及表示方法?！疽c(diǎn)梳理】【高清課堂：分子結(jié)構(gòu)與性質(zhì)#分子結(jié)

2、構(gòu)與性質(zhì)】 要點(diǎn)一：共價鍵1、共價鍵的實質(zhì)：共用電子對與原子核之間的靜電作用使原子結(jié)合起來 說明：原子之間通過核間高概率出現(xiàn)的共用電子對所產(chǎn)生的強(qiáng)烈相互作用2、共價鍵形成過程的表示方法說明：由于在化學(xué)反應(yīng)中，一般是原子的最外層電子發(fā)生變化，所以，為了簡便起見，我們可以在元素符 號周圍用小黑點(diǎn)（或 X）來表示原子的最外層電子。這種式子叫做電子式H + C1：-CI：例如："“說明：注意書寫分子的電子式和分子形成過程的電子式的區(qū)別。3、共價鍵的特征飽和性：是指每個原子成鍵的總數(shù)或以單鍵連接的原子數(shù)目是一定的，因為共價鍵是有原子軌道重疊和 共用電子形成的，而每個原子能提供的軌道和成單電子數(shù)

3、目是一定的。例如：當(dāng)兩個H原子結(jié)合成H2分子后，不可能再結(jié)合第三個 H原子形成“H分子”同樣，甲烷的化學(xué)式 是CH4,說明碳原子最多能與四個氫原子結(jié)合。這些事實說明，形成共價鍵時，每個原子有一個最大的成鍵數(shù)，每個原子能結(jié)合其他原子的數(shù)目不是任意的。S軌道除方向性：是指一個原子與周圍原子形成的共價鍵具有一定的方向，角度。這是由于原子軌道（ 外）有一定的方向性，它和相鄰原子的軌道重疊要滿足最大重疊原理。H2S分子時，3p電子說明：共價鍵的方向性使共價分子都具有一定的空間構(gòu)型。例如，在硫原子和氫原子結(jié)合生成因為硫原子的最外層兩個不成對的3p電子的電子云互成直角，氫原子的1S電子云要沿著直角的方向跟9

4、0度。云重疊，這樣H2S分子中兩個共價鍵的夾角應(yīng)接近4、共價鍵的類型（1）（鍵：（以 頭碰頭”重疊形式）a特征：以形成化學(xué)鍵的兩原子核的連線為軸作旋轉(zhuǎn)操作，共價鍵的圖形不變，軸對稱圖形。b、種類：S-S 鍵 S-p 0鍵p-p 0鍵（2）擁：（以肩并肩”重疊形式）特征：每個n鍵的電子云有兩塊組成，分別位于有兩原子核構(gòu)成平面的兩側(cè)，如果以它們之間包含原子核的平面為鏡面，它們互為鏡像，這種特征稱為鏡像對稱。說明：a O鍵比n鍵強(qiáng)度大，n鍵易斷裂。例如：烯烴比烷烴活潑。b、只有當(dāng)兩原子之間形成重鍵的時候才會出現(xiàn)n鍵；原子間多重健中只有一個O鍵其它均為n鍵。5、共價鍵的形成條件一般非金屬元素的原子之間

5、通過共價鍵結(jié)合。如非金屬氣態(tài)氫化物、水、酸、非金屬氧化物等物質(zhì)中的元素都以共價鍵結(jié)合。共價鍵存在于非金屬單質(zhì)、共價化合物中，也可存在于離子化合物中（例如，氫氧化鈉、過氧化鈉、 硫酸鉀等）。說明： 電負(fù)性相同或相差很小的非金屬元素原子之間形成共價鍵。 一般成鍵原子有未成對電子 （自旋相反）。 成鍵原子的原子軌道在空間重疊?！靖咔逭n堂：分子結(jié)構(gòu)與性質(zhì)#鍵參數(shù)】要點(diǎn)二：鍵參數(shù)1、鍵能：氣態(tài)基態(tài)原子形成1mol化學(xué)鍵所釋放出的最低能量。通常取正值。單位：kJ/mol說明：鍵能越大，形成化學(xué)鍵放出的能量越大，化學(xué)鍵越穩(wěn)定；含有該化學(xué)鍵的分子越穩(wěn)定。例如：氫化物的穩(wěn)定性 HF > HCI >

6、HBr > HI2、鍵長：形成共價鍵的兩原子間的核間距。單位：1Pm (1 pm= 10-12m)說明：鍵長越短，共價鍵越牢固，形成的物質(zhì)越穩(wěn)定3、鍵角：多原子分子中的兩個共價鍵之間的夾角。 例如：CO2H2Och4結(jié)構(gòu)為O =C = O,鍵角為180°為直線形分子。鍵角105 ° V形鍵角109° 2&正四面體注意：鍵能、鍵能、 要點(diǎn)詮釋：鍵長、鍵長決定了共價鍵的穩(wěn)定性；鍵長、鍵角決定了分子的空間構(gòu)型。 共價鍵強(qiáng)弱的判斷規(guī)律鍵角是共價鍵的三個參數(shù)1、電子云的重疊程度不同鍵的強(qiáng)弱不同。2、原子間共用電子對越多，共價鍵越強(qiáng)。615 kJ/mol，乙炔是

7、 837 kJ/mol。3、成鍵原子半徑之和越小，共價鍵越強(qiáng)。大小關(guān)系：H F>H Cl > H Br> H I例如：b鍵比n鍵強(qiáng)度大。例如：碳碳鍵的鍵能乙烷為348 kJ/mol，乙烯是r(F) < r(CI) < r(Br) < r(l)，所以有下列共價鍵的要點(diǎn)三：等電子原理等電子體概念：原子數(shù)相同，價電子數(shù)也相同的微粒(等電子體結(jié)構(gòu)相似、性質(zhì)相似) 女口： CO 和 N2, CH4和 NH4+CH20要點(diǎn)四、常見多原子分子的立體結(jié)構(gòu)：原子數(shù)目化學(xué)式分子結(jié)構(gòu)鍵角中心原子3CO2直線形180 °無孤對電子H2OV形105 °有孤對電子4

8、CH2O平面三角形120 °無孤對電子NH3三角錐形107 °有孤對電子5CH4正四面體形109 ° 28無孤對電子NH3C02H20CH4【小結(jié)】同為三原子分子或四原子分子，分子的空間構(gòu)型不同。所以多原子分子的立體結(jié)構(gòu)不但與所連原 子數(shù)目有關(guān)，還與其他因素(比如中心原子是否有孤對電子及孤對電子的數(shù)目)有關(guān)【高清課堂：分子結(jié)構(gòu)與性質(zhì)#價層電子對互斥模型】 要點(diǎn)五、價層電子對互斥模型：用中心原子是否有孤對電子及孤對電子的數(shù)目，預(yù)測分子的立體結(jié)構(gòu)價層電子對互斥模型認(rèn)為分子的立體結(jié)構(gòu)是由于分子中的價電子對(成鍵電子對和孤對電子對)相互排斥 的結(jié)果。中心原子價層電子對(包

9、括成鍵電子對和未成鍵的孤對電子對)的互相排斥作用，使分子的幾何構(gòu)型 總是采取電子對相互排斥最小的那種構(gòu)型，即分子盡可能采取對稱的空間構(gòu)型這種模型把分子分為兩類：1、中心原子上的價電子都用于形成共價鍵(中心原子無孤對電子)中心原子無孤對電子，分子中存在成鍵電子對與成鍵電子對間的相互排斥，且作用力相同，分子的空間構(gòu) 型以中心原子為中心呈對稱分布。如CO2、CH2O、CH4、HCN等分子。它們的立體結(jié)構(gòu)可用中心原子周圍的原子數(shù)來預(yù)測：ABn立體結(jié)構(gòu)范例n=2直線形CO2n=3平面三角形CH2On=4正四面體形CH42、中心原子上有孤對電子（未用于形成共價鍵的電子對）的分子。并參與互相排斥,中心原子上

10、有孤對電子，分子中存在成鍵電子對與成鍵電子對間的相互排斥、成鍵電子對與孤對電子對間 的相互排斥、孤對電子對與孤對電子對間的相互排斥。孤對電子要占據(jù)中心原子周圍的空間，使分子呈現(xiàn)不同的立體構(gòu)型中心原子周圍的V型，NH3分子呈如H20和NH3,中心原子上的孤對電子也要占據(jù)中心原子周圍的空間，并參與互相排斥，5鍵+孤對電子數(shù)=4，所以NH3與 出0的VSEPR理想模型都是四面體形。因而 出0分子呈 三角錐形?！拘〗Y(jié)】電子對的空間構(gòu)型（ VSEPR理想模型）與分子的空間構(gòu)型存在差異的原因是由于孤對電子沒有參與成鍵，且孤對電子對比成鍵電子對更靠近原子核，它對相鄰成鍵電子對的排斥作用較大，要使電子對相互排

11、斥最小，那么H2O、NH3、CH4分子相應(yīng)的鍵角必然逐漸變大。要點(diǎn)詮釋：價層電子對互斥模型小結(jié)1、同為三原子分子或四原子分子，其分子空間構(gòu)型不同，是由于分子中的成鍵電子對及中心原子上的孤 對電子對相互排斥，結(jié)果趨向盡可能彼此遠(yuǎn)離，以減小斥力。排斥力：孤對電子對與孤對電子對孤對電子對與成鍵電子對成鍵電子對與成鍵電子對例如：出0和NH3中心原子上分別有 2對和1對孤對電子，跟中心原子周圍的5鍵加起來都是4,它們相H2O28分別被壓縮互排斥形成四面體。由于分子的中心原子上未成鍵的孤對電子對對成鍵電子對之間的排斥力較強(qiáng)，所以使 分子中2個0 H鍵和NH3分子中3個N H鍵的空間分布發(fā)生一點(diǎn)變化，它們的

12、鍵角從109到 105° 和 107°2、應(yīng)用VSEPR理論判斷分子或離子的構(gòu)型A的價電對于一個ABn型的共價型分子，中心原子 A周圍電子對排布的幾何形狀，主要取決于中心原子子層中的電子對數(shù)（成鍵電子對數(shù) +孤對電子數(shù)），這些電子對的位置傾向于分離得盡可能遠(yuǎn)，使它們之間的斥 力最小。根據(jù)中心原子的孤對電子對的數(shù)目及中心原子結(jié)合的原子的數(shù)目確定。若中心原子周圍的原子數(shù)與孤對電子對數(shù)之和分別為2、3、4,則VSEPR理想模型（注：與分子的立體結(jié)構(gòu)不同）分別是直線形、平面形、四面體形，由于孤對電子對成鍵電子的斥力影響較大，所以含有孤對電子 對的分子中鍵角比理想模型的鍵角要小一些。

13、(107)、例如：NH 3與 出0的VSEPR理想模型都是四面體形 （109 ° 28,'但分子的立體結(jié)構(gòu)分別是三角錐形 V 形（105 °）代表物電子述結(jié)構(gòu)式中原孑結(jié) 合的原子數(shù)中碉預(yù) 對電子對數(shù)立體結(jié)構(gòu)CO；*6:c 二 0 O X R士00-|-4)CH1OH H：C：OHH丄二030入入CH斗H K C：HHH-C-H k40AA豈0H：O：HI 丁2AH；N；HMHNH k31【高清課堂：分子結(jié)構(gòu)與性質(zhì)#雜化軌道理論】 要點(diǎn)六、雜化軌道理論: 能量相近的原子軌道重新組合1、雜化的概念：在形成多原子分子的過程中，中心原子的若干能量相近的原子軌道重新組合，形成

14、一組新的軌道，這個 過程叫做軌道的雜化，產(chǎn)生的新軌道叫雜化軌道。特點(diǎn)：雜化前后軌道數(shù)目不變。雜化后軌道伸展方向，形狀發(fā)生改變。2、甲烷分子的雜化軌道的形成：（sp3雜化） 甲烷分子的立體構(gòu)型：空間正四面體，分子中的C H鍵是等同的，鍵角是109° 28' 中心原子價電子構(gòu)型C： 2s22p2_ 2p _碳原子的4個價層原子軌道是 3個相互垂直的2p軌道和1個球形的2s軌道，用它跟4個氫原子的1s 原子軌道重疊，不可能得到四面體構(gòu)型的甲烷分子。 鮑林提出雜化軌道理論：形成甲烷分子時，中心原子碳的2s和2px、2py、2pz四條原子軌道發(fā)生混雜，形成一組新的軌道，即四個相同的sp

15、3雜化軌道，夾角109° 2&'這些sp3雜化軌道不同于s軌道，也不同于 P軌道。當(dāng)碳原子跟 4個 氫原子結(jié)合時，碳原子以4個sp3雜化軌道分別與 4個氫原子的1s軌道重疊，形成4個C H5鍵，因此呈正四 面體的分子構(gòu)型。2pZp12s -2s雜化mum3、其他形式的雜化：根據(jù)參與雜化的s軌道與P軌道的數(shù)目, P軌道雜化形成的， （以乙烯為例）2p軌道表示由一個s軌道與兩個碳原子的sp2雜化除了有 sp3雜化軌道外，還有sp2雜化和sp雜化，sp2雜化 sp雜化軌道表示由一個s軌道與一個p軌道雜化形成的2s激發(fā)>2s2p雜化個P軌道未參與雜化，只是C的2s軌道與

16、2個2 P軌道發(fā)生雜化，形成3個相同的sp2雜化軌道，sp2雜化軌道分別指向平面三角形的三個頂點(diǎn)，雜化軌道間夾角為 雜化軌道與2個H原子和另外一個 C原子形成2個C H5鍵和1個CC5鍵，未雜化 軌道所在平面，與另外的 C原子形成C C P鍵。 碳原子的sp雜化（以乙炔為例）2p乙烯的中心原子 C在軌道雜化時，有1120°p軌道垂直于sp2雜化2s2s2p2p雜化I Isp：i""2個P軌道未參與雜化，只是C的2s與1個2 P軌道發(fā)生雜化，180°雜化軌道與1個H原子和另外一個 C原子形成1個CH3 sp雜化軌道所在平面，與另外的C原子形成2個C C P

17、鍵。s或P軌道在某一方向上更集中，從而使它與其它原子的原子軌乙炔的中心原子 C在軌道雜化時，有 形成2個相同的sp雜化軌道，雜化軌道間夾角為 鍵和1個CC3鍵，未雜化2個P軌道垂直于 【小結(jié)】雜化軌道在角度分布上比單純的 道重疊的程度更大，形成的共價鍵更牢固。 要點(diǎn)詮釋：雜化軌道與分子的立體結(jié)構(gòu) 1、判斷雜化軌道的數(shù)目和雜化方式中心原子的孤對電子對數(shù)與相連的其他原子數(shù)之和，就是雜化軌道數(shù)。例如：NH3中心原子N上有一對孤對電子，所以雜化軌道數(shù)為1+3=4，即N原子采用sp3雜化;BeCl2中心原子Be上沒有孤對電子，所以雜化軌道數(shù)為0+2=2，H2O中心原子0上有2對孤對電子，所以雜化軌道數(shù)為

18、2+2=4，2、分子的立體結(jié)構(gòu)三種雜化軌道的軌道形狀，sp雜化夾角為180°的直線型雜化軌道，例如即Be原子采用sp雜化; 即0原子采用sp3雜化P CI5SF6、PCle-等、(8)、H+成H3O+，構(gòu)型由V形變成三角錐形 H+成NH4+，構(gòu)型有三角錐形成正四面體形 Cl-，構(gòu)型由三角雙錐成正四面體CI-成PCle，構(gòu)型由三角雙錐成正八面體HjOHjOHjO中心原子孤對 電子數(shù)化學(xué)式雜化軌道數(shù)10+4i0+3雜化軌道類型分子結(jié)構(gòu)0CH43sp正四面體形C2H42sp平面三角形BF30+32sp平面三角形CH2O0+32sp平面三角形C2H20+2sp直線形CO20+2sp直線形1S

19、O2 1+22 spV形2H2O 2+23 spV形BeCl2、C2H2； sp2 雜化軌道CH4、CCI4為120°的平面三角形，例如BF3、C2H4； sp3雜化軌道為109°28的正四面體構(gòu)型，例如3、微粒的空間構(gòu)型小結(jié)(1) 、直線形：Cl BeCl、0 = C= 0、CS2、C2H2等，中心原子的電子云以 sp雜化成鍵。(2) 、V形：出0、H2S、NH2-是中學(xué)比較常見的，中心原子周圍有四對電子，電子對的構(gòu)型必然是四面體形，這樣微粒的空間構(gòu)型就是V形了；S02、03這些是中學(xué)中不常見的，中心原子均是以sp2雜化的形式成鍵的。(3) 、三角錐形：NH 3、NF3&

20、#39;出0+、PCl3等，中心原子都有1對孤對電子，以sp3雜化成鍵，電子對的構(gòu)型 為四面體形，微粒構(gòu)型為三角錐形。(4) 、平面三角形：BF3, CH3+，中心原子以sp2雜化形式成鍵，中心原子周圍的電子對數(shù)目為3,所以電子對的空間構(gòu)型是平面三角形，這樣微粒的空間構(gòu)型就是平面三角形，鍵角為120°(5) 、四面體形： 、正四面體形：P4 (是空心正四面體，有六條化學(xué)鍵，鍵角為 60°)、CH4、CCI4、NH4+、(是頂點(diǎn)原子與中心原子成有中心的正四面體，中心原子一定以sp3雜化成鍵，鍵角一定是 109° 28)' 、四面體：與正四面體 CH4相似，只

21、是頂點(diǎn)的原子有不同，但是屬于一類， 女口： CH3CI、CH2CI2、CHCI3等。鍵角與 109° 28相近)三角雙錐： 正八面體： 某些分子得到質(zhì)子后的構(gòu)型的變化：A、H2O得到一個B、NH3得到一個C、PCI5失去一個D、PCl5得到一個【高清課堂：分子結(jié)構(gòu)與性質(zhì)#配合物理論】要點(diǎn)七、配合物理論簡介1、配位鍵概念：由一個原子單方向提供共用電子對給另一原子共用所形成的共價鍵。CuS04CuCl2 2H2OCuBr2NaCIK2SO4KBr固體顏色白色綠色深褐色白色白色白色溶液顏色天藍(lán)色天藍(lán)色天藍(lán)色無色無色無色前三種溶液呈天藍(lán)色原因就是Cu2+在水溶液中與水分子通過配位鍵結(jié)合成四水

22、合銅離子。其中Cu2+為接受電子對的一方，H20為提供電子對的一方。 表示方法A B電子對給予體電子對接受體 形成條件：其中一個原子必須提供孤對電子。另一原子必須有接受孤對電子的軌道。2+H3O+HH：W： + 屮H + H：N：HNH4+注意：后，4個共價鍵就完全相同。在NH 4+中，雖然有一個N H鍵形成過程與其它 3個N H鍵形成過程不同，但是一旦形成之2、配位化合物概念：金屬離子或原子與某些分子或離子以配位鍵結(jié)合而形成的化合物稱為配位化合物,簡稱配合物。配合物的組成常見的含有配位鍵的分子或離子的形成過程：H + H：0:H 配合物常見配合物的生成A向硫酸銅溶液里逐滴加入氨水，先形成難溶

23、的氫氧化銅沉淀，繼續(xù)滴加難溶物溶解，得到深藍(lán)色 的透明溶液實驗中發(fā)生的兩個反應(yīng)的離子方程式C代+2阻觀)=Cu (OH) 2 +2阿+ C11 (0H) 2+4呱燉0 = CiPdF+2(r期0 藍(lán)色沉淀深藍(lán)色溶液HjNNHjML " lUJ2+氫氧化銅與足量氨水反應(yīng)后溶解是因為生成Cu(NH 3)42+B向盛有氯化鐵溶液的試管中滴加1滴硫氰化鉀溶液F 評+SCN- = Fe(SCN)*血紅色【小結(jié)】形成配位化合物時某些性質(zhì)發(fā)生改變，比如顏色、溶解度等。配位鍵的強(qiáng)度有大有小，因而有的 配位化合物很穩(wěn)定，有的很不穩(wěn)定。要點(diǎn)詮釋：配位化合物小結(jié)Cu(NH 3)4SO4硫酸化四氨合銅N配位

24、原子4配位數(shù)Cu中心原子NH3配位體1、中心離子或原子(也稱形成體)：有空軌道主要是一些過渡金屬，如鐵、鈷、鎳、銅、銀、金、鉑等金屬元素的離子；或是具有高氧化數(shù)的非金屬元素，硼，硅、磷等，如NaBF4中的B、K2SiF6中的Si和NH4PF6中的P;或是不帶電荷的中性原子，如Ni(CO) 4, Fe(CO) 5中的Ni, Fe都是中性原子2、配位體和配位原子：有孤對電子3、常見的配位體：含氮配位體NHs、NCS-;含硫配位體SCN-;含鹵素配位體F-、Cl-、Br-、；含碳配位體CN-、CO;含氧配位體 出0、0H-；羧酸、醇、醚等3、配位數(shù)：與中心離子直接以配位鍵結(jié)合的配位原子個數(shù)例：AIF

25、63-配位數(shù) 6、Cu（NH 3）4SO4 配位數(shù) 4中心離子的電荷高，對配位體的吸引力較強(qiáng)，有利于形成配位數(shù)較高的配合物。中心離子半徑越大，其 周圍可容納配體就越多，配位數(shù)越大。配位體名稱'合 ”字或絡(luò)”字一一中心4、配合物的命名：關(guān)鍵在于配合物內(nèi)界（即配離子）的命名。 命名順序：自右向左：配位體數(shù)（即配位體右下角的數(shù)字）-配位陰離子酸”外界六氟合硅酸鉀 五氯一氨合鉑酸鉀 六氟合鋁酸三鈉某化某”或某酸某” 三溴化六氨合鈷 二氯化四氨合銅離子的名稱中心離子的化合價。i：配位陰離子配合物K2SiF6 K PtCl5（NH3） Na3AIF 6ii：配位陽離子配合物Co（NH 3）6Br3

26、 CU（NH 3）4Cl2iii：中性配合物二氯二氨合鉑四羰基合鎳P tCl2（NH3）2 Ni（CO） 4【典型例題】類型一：有關(guān)共價鍵等概念的辨析 例1下列說法正確的是（）A、含有共價鍵的化合物一定是共價化合物B、分子中只有共價鍵的化合物一定是共價化合物C、由共價鍵形成的分子一定是共價化合物D、只有非金屬原子間才能形成共價鍵【思路點(diǎn)撥】共價鍵指原子間通過共用電子對形成的化學(xué)鍵，實質(zhì)就是成鍵原子電子云的重疊，可以用三 個鍵參數(shù)來描述共價鍵。根據(jù)重疊方式的不同，可分為5和n鍵，兩種鍵的牢固程度不同，n鍵易斷裂?！敬鸢浮緽【解析】離子化合物一定有離子鍵，可以有共價鍵；共價化合物只能有共價鍵。由共

27、價鍵形成的分子，可 以是化合物，也可以是單質(zhì)；共價鍵與離子鍵的區(qū)別是成鍵原子電負(fù)性的差值，金屬與非金屬原子間也可以形 成共價鍵，如AICI3。【總結(jié)升華】離子鍵與共價鍵的比較型比尸j離子鍵共價鍵定義陰、陽離子通過靜電力形成的強(qiáng)烈的相互 作用原子間通過共用電子對形成的強(qiáng)烈的相 互作用形成條件a.活潑金屬（I A.n A）與活潑非金屬 A>W A）之間例如：NaCl、MgOb .金屬離子（或nh/ ）與帶電原子團(tuán)之 間例如：NaOH、NH4NO3說明：成鍵原子對應(yīng)元素的電負(fù)性差大于1.7 時。a.非金屬與非金屬原子之間 例如：H2 （單質(zhì)）、HCl （化合物） b .某些不活潑金屬與非金屬之

28、間 例如：AlCl 3說明：成鍵原子對應(yīng)元素的電負(fù)性差小 于1.7時。離子化合物一定有例如：NaCl、MgO可能有例如：NaOH、Na2O2、NH4CI、NH4NO3一定無共價化合物定兀疋有例如：HCI、H2O、H2O2、CO2注意：a離子化合物中一定含有離子鍵，也可能含有共價鍵 b、共價化合物中一定含有共價鍵，一定不含有離子鍵C、離子鍵只存在于離子化合物中，不存在共價化合物中 d共價鍵可能存在于單質(zhì)、離子化合物和共價化合物中舉一反三：【變式1】下列物質(zhì)分子中無 n鍵的是（）A . N2B . O2C. CI2【答案】CD. C2H4【變式2】下列關(guān)于化學(xué)鍵的敘述，正確的是（A.B.C.D.【

29、答案】【解析】構(gòu)成單質(zhì)分子的粒子一定含有共價鍵由非金屬元素組成的化合物不一定是共價化合物 非極性鍵只存在雙原子單質(zhì)分子里不同元素組成的多原子分子里的化學(xué)鍵一定是非極性鍵B此類問題可通過找反例來證明。類型二：等電子體及 8電子結(jié)構(gòu)例2六氧化四磷的分子結(jié)構(gòu)中只含有單鍵，且每個原子的最外層都滿足 8個電子結(jié)構(gòu)，則該分子中含有的共價鍵數(shù)目是：（）A . 10B . 12【思路點(diǎn)撥】本題考查 8電子結(jié)構(gòu)，【答案】B【解析】P4O6中每個原子單獨(dú)滿足C. 24D. 28較簡單，明確分子結(jié)構(gòu)后對最外層電子加和即可。8電子結(jié)構(gòu)時需要 80個電子，10個原子可提供的成鍵電子數(shù)56個,形成一個單鍵需2個電子，所以

30、分子中含有共價鍵數(shù)目為（80-56） /2=12【總結(jié)升華】8電子結(jié)構(gòu)的判斷技巧：可以根據(jù)價電子數(shù)與共價鍵數(shù)目之和快速計算數(shù)目之和=8 舉一反三：.價電子數(shù)與共價鍵A.光氣(COCI2)B.六氟化硫（SF6)C.二氟化氙【答案】A【解析】A光氣 coci 2C: 4+4=8O: 6+2=8Cl:B . SF6S: 6+6=12F:7+1=8C. XeF2Xe: 8+2=10F:7+1=8D . BF3B: 3+3=6F:7+1=87+1=8【變式2】下列分子中所有原子都滿足8電子結(jié)構(gòu)的是（）D.三氟化硼例3科學(xué)規(guī)定：分子中原子個數(shù)和價電子數(shù)都相等的互為等電子體；究表明生命起源于火山爆發(fā)，是因為

31、火山爆發(fā)產(chǎn)生的氣體中含有1%的羰基硫原子的最外層都滿足 8電子結(jié)構(gòu)，結(jié)合等電子原理，判斷有關(guān)說法不正確的是（ 羰基硫與CO2是等電子體羰基硫的電子式為：S ；：C： ：0 ；羰基硫沸點(diǎn)比CO2低羰基硫分子中三個原子處于同一直線上C等電子體的理論，明確的給出了提示；A.B.C.D. 【答案】 【解析】等電子體的結(jié)構(gòu)性質(zhì)均相似。最新研 （COS）,已知羰基硫分子中所有）COS與CO2為等電子體。那么 COS的結(jié)構(gòu)與CO2存在相似，就會順利確定。舉一反三：【變式1】笑氣”（NO）是人類最早應(yīng)用于醫(yī)療的麻醉劑之一。有關(guān)理論認(rèn)為 結(jié)構(gòu)（包括電子式），兩者互為 式可表示為 ，由此可知它_【答案】等電子體：

32、N2O與CO2分子具有相似的關(guān)系；又已知 N2O分子中氧原子只與一個氮原子相連，則N2O的電子（填含有”或不含”非極性鍵。含有類型三：鍵參數(shù)的概念及其應(yīng)用例4下列說法中，正確的是（）A、由分子構(gòu)成的物質(zhì)中一定含有共價鍵B、離子化合物中一定含有金屬元素C、 正四面體結(jié)構(gòu)的分子中的鍵角一定是109° 28'D、不同的原子的化學(xué)性質(zhì)可能相同【思路點(diǎn)撥】本題考查化學(xué)鍵及其中共價鍵的參數(shù)。明確物質(zhì)中含有化學(xué)鍵的種類、共價鍵各項參數(shù)的意義。【答案】D【解析】A錯誤，比如惰性氣體都是單原子分子，無共價鍵; 四面體結(jié)構(gòu)的分子，鍵角是 90°【總結(jié)升華】鍵能、鍵長決定了共價鍵的穩(wěn)定性

33、；B錯誤，比如NHq ; C錯誤，比如P4是正鍵長、鍵角決定了分子的空間構(gòu)型。舉一反三：【變式1】下列說法中正確的是（A、N- C的鍵長比N-N的鍵長小C、H-H比H-F鍵長短，所以H-H鍵鍵能大【答案】CB、H2O鍵角是180 °, NH3是平面三角形D、C=C鍵鍵能比C-C鍵大，所以乙烯比乙烷更穩(wěn)定【解析】鍵長的大小可通過比較半徑得出；C=C鍵是1個b鍵和1個n鍵，其中的n鍵不穩(wěn)定，容易斷裂;H2O鍵角是105 °, NH3是三角錐形。類型四：應(yīng)用VSEPR理論預(yù)測分子或離子的構(gòu)型 例5用價層電子對互斥模型推測下列分子或離子的空間構(gòu)型。BeCl2 SCl2SO32- S

34、F6【思路點(diǎn)撥】VSEPR模型預(yù)測分子立體結(jié)構(gòu)方法：首先確定中心原子的價層電子對數(shù)，然后確定中心原子有無孤對電子，再結(jié)合實際例子分析。若中心原子周圍的原子數(shù)與孤對電子對數(shù)之和分別為2、3、4,則VSEPR理想模型（注：與分子的立體結(jié)構(gòu)不同）分別是直線形、平面形、四面體形，再判斷分子或離子的空間構(gòu)型【答案】直線形 V形三角錐形正八面體形【解析】BeCl2分子中心原子 Be,孤對電子數(shù)+結(jié)合的原子數(shù)=0+2=2 , VSEPR理想模型為直線形，VSEPR理想模型就是其空間構(gòu)型，所以BeCl2分子為直線形。SCl2分子中心原子 S,孤對電子數(shù)+結(jié)合的原子數(shù)=2+2=4 , VSEPR理想模型為四面體

35、形，有所以SCI2分子空間構(gòu)型為 V形。SO32-離子中心原子 S,孤對電子數(shù)+結(jié)合的原子數(shù)=1+3=4 , VSEPR理想模型為四面體形，有 SO32-離子空間構(gòu)型為三角錐形。無孤對電子,電子,電子,2對孤對1對孤對SF6分子中心原子 S,孤對電子數(shù)+結(jié)合的原子數(shù)=0+6=6 , VSEPR理想模型為八面體形，無孤對電子， VSEPR理想模型就是其空間構(gòu)型，所以SF6分子為正八面體形【總結(jié)升華】對于一個 ABn型的共價型分子，中心原子A周圍電子對排布的幾何形狀，主要取決于中心原子A的價電子層中的電子對數(shù)（成鍵電子對數(shù)+孤對電子數(shù)），這些電子對的位置傾向于分離得盡可能遠(yuǎn)，使它們之間的斥力最小。由于孤對電子對成鍵電子的斥力影響較大，所以含有孤對電子對的分子中鍵角比理想模 型的鍵角要小一些 舉一反三：VSEPR理論【變式1】填寫下表中各分子或離子的中心原子的孤對電子對數(shù)及結(jié)合的原子數(shù)，據(jù)此應(yīng)用 判斷各分子或離子的構(gòu)型化學(xué)式中心原子含有孤對電子對數(shù)中心原子結(jié)合的原子數(shù)空間構(gòu)型H2SNH2 -1BF3CHCI311 SiF41【答案】化學(xué)式中