考點(diǎn)58 分子結(jié)構(gòu)與性質(zhì)-備戰(zhàn)2021年高考化學(xué)一輪復(fù)習(xí)考點(diǎn)一遍過(guò)（教師版含解析）

考點(diǎn)58分子結(jié)構(gòu)與性質(zhì)

識(shí)整合

一、共價(jià)鍵

i.共價(jià)鍵的定義、本質(zhì)與特征

（1）定義：原子間通過(guò)共用電子對(duì)（電子云的重疊）所形成的相互作用。

（2）本質(zhì)：在原子之間形成共用電子對(duì)（電子云的重疊）。

（3）特征：具有方向性和飽和性。

共價(jià)鍵的方向性決定著分子的立體構(gòu)型，共價(jià)鍵的飽和性決定著每個(gè)原子所能形成的共價(jià)鍵的總數(shù)或

以單鍵連接的原子數(shù)目是一定的。

2.共價(jià)鍵的分類

分類依據(jù)類型

C鍵原子軌道“頭碰頭”重疊

形成共價(jià)鍵的原子軌道重疊方式

兀鍵原子軌道“肩并肩’'重疊

極性鍵共用電子對(duì)發(fā)生偏移

形成共價(jià)鍵的電子對(duì)是否偏移

非極性鍵共用電子對(duì)不發(fā)生偏移

單鍵原子間有一對(duì)共用電子對(duì)

原子間共用電子對(duì)的數(shù)目雙鍵原子間有兩對(duì)共用電子對(duì)

三鍵原子間有三對(duì)共用電子對(duì)

。鍵、兀鍵的區(qū)別

共價(jià)鍵O鍵兀鍵

電子云重疊方式頭碰頭肩并肩

類型S-S。鍵、s-po鍵、p-po鍵p-p兀鍵

電子云對(duì)稱特征軸對(duì)稱鏡面對(duì)稱

共價(jià)單鍵是。鍵；共價(jià)雙鍵中有一個(gè)是。鍵，另一個(gè)是兀

存在規(guī)律

鍵；共價(jià)三鍵由一個(gè)。鍵和兩個(gè)兀鍵組成

注意:

(l)S軌道與S軌道重疊形成。鍵時(shí)，電子不是只在兩核間運(yùn)動(dòng)，而是在兩核間出現(xiàn)的概率較大。

(2)因s軌道是球形的，故s軌道和s軌道形成。鍵時(shí)，無(wú)方向性。兩個(gè)s軌道只能形成◎鍵，不能形成

7C鍵。

(3)兩個(gè)原子間可以只形成"鍵，但不能只形成兀鍵。

3.鍵參數(shù)——鍵能、鍵長(zhǎng)、鍵角

①鍵能：氣態(tài)基態(tài)原子形成1mol化學(xué)鍵釋放的最低能量。鍵能越大，化學(xué)鍵越穩(wěn)定。

②鍵長(zhǎng)：形成共價(jià)鍵的兩個(gè)原子之間的核間距?鍵長(zhǎng)越短，往往鍵能越大，共價(jià)鍵越穩(wěn)定。

③鍵角：在多原子分子中，兩個(gè)共價(jià)鍵之間的夾角。它是描述分子立體結(jié)構(gòu)的重要參數(shù)。

鍵參數(shù)的關(guān)系

鍵能一I決定

。H的穩(wěn)定性-)5占

鍵長(zhǎng)—1決早陛?分子的性質(zhì)

*分子的空間構(gòu)型」

鍵角」

4.等電子原理

①等電子體：原子總數(shù)相同、價(jià)電子總數(shù)相同的粒子互稱為等電子體。如N2與CO、03與SO2是等電

子體，但N2與C2H2不是等電子體。

②等電子原理：等電子體具有相似的化學(xué)鍵特征，它們的許多性質(zhì)相近，此原理稱為等電子原理，例

如CO和N2的熔沸點(diǎn)、溶解性等都非常相近。

③常見(jiàn)的等電子體：與與、與、與、與

N2CO,C02N20,03NO；S02,CO：NO；SO3,PO：SO：C104,

Q|與B3N3H6(硼氮苯)等。

二、分子的立體結(jié)構(gòu)

1.雜化軌道理論

當(dāng)原子成鍵時(shí)，原子內(nèi)部能量相近的原子軌道相互混雜，形成與原軌道數(shù)相等且能量相同的雜化軌道。

②雜化過(guò)程

雜

I軌道重新組合I化

5軌軌道總數(shù)不變，角、

道卿舲儂陵化。

量相成鍵軌道數(shù)增加，形

類

近施竹^^;

、J

同

型

不

子

的

原

道

軌

③雜化軌道理論預(yù)測(cè)分子的立體構(gòu)型

雜化類型雜化軌道數(shù)目雜化軌道間夾角立體構(gòu)型典例

sp2180°直線形BeCh

Sp2平面三角形

3120°BF3

sp3f四面體形

4109°28CH4

2.價(jià)層電子對(duì)互斥理論

①含義

價(jià)層電子對(duì)互斥理論認(rèn)為，分子的立體構(gòu)型是價(jià)層電子對(duì)相互排斥的結(jié)果，價(jià)層電子對(duì)是指分子中的

中心原子上的電子對(duì)，包括◎鍵電子對(duì)和中心原子上的孤電子對(duì)(未形成共價(jià)鍵的電子對(duì))。

分子中的價(jià)層電子對(duì)由于排斥力作用而趨向于盡可能遠(yuǎn)離以減小排斥力，分子盡可能采取對(duì)稱的立體

構(gòu)型。電子對(duì)之間的夾角越大，排斥力越小。

②價(jià)層電子對(duì)互斥模型

成鍵電孤電子分子的立

電子對(duì)數(shù)價(jià)層電子對(duì)立體構(gòu)型典例

子對(duì)數(shù)對(duì)數(shù)體構(gòu)型

220直線形直線形BeCh

30三角形BF3

3三角形

21V形SnBr?

正四面體形

40CH4

4四面體三角錐形

31NH3

22V形H2O

價(jià)層電子對(duì)互斥模型說(shuō)明的是價(jià)層電子對(duì)的立體構(gòu)型，而分子的立體構(gòu)型指的是成鍵電子對(duì)的立體構(gòu)

型，不包括孤電子對(duì)。

(1)當(dāng)中心原子上無(wú)孤電子對(duì)時(shí)，二者的構(gòu)型一致；

(2)當(dāng)中心原子上有孤電子對(duì)時(shí)，二者的構(gòu)型不一致。

3.配位鍵和配位化合物

⑴孤電子對(duì)

分子或離子中沒(méi)有跟其他原子共用的電子對(duì)稱孤電子對(duì)。

(2)配位鍵

①配位鍵的形成：成鍵原子一方提供孤電子對(duì)，另一方提供空軌道形成共價(jià)鍵。

②配位鍵的表示方法

H

如A-B,其中A表示提供孤電子對(duì)的原子,B表示提供空軌道的原子。如NH：可表示為]H-N-H1,

H

在NH：中，雖然有一個(gè)N—H鍵形成過(guò)程與其他3個(gè)N—H鍵形成過(guò)程不同，但是一旦形成之后，4個(gè)共價(jià)

鍵就完全相同。

(3)配合物

①組成：以[Cu(NH3)4]SC)4為例

內(nèi)界外界

(----A--、--*~.

[CU(NH,)4]SO4

/I、

中心原子配位體配位數(shù)

(提供空軌道)(提供孤電子對(duì))

②形成條件

中心原子有空軌道，如Fe3+、Cu2+、Zn2+、Ag+等。

配位體有孤電子對(duì)，如H2O、NH3、C0、廣、Cl,CN-等。

易錯(cuò)警示

(1)共價(jià)鍵的成鍵原子可以都是非金屬原子，也可以是金屬原子與非金屬原子。如A1與ChBe與C1等。

(2)一般情況下，◎鍵比兀鍵強(qiáng)度大，但有特殊情況，必要時(shí)須先進(jìn)行鍵能計(jì)算，然后才能判斷。

(3)判斷共價(jià)鍵的極性可以根據(jù)兩成鍵原子的電負(fù)性差值，電負(fù)性差值為0形成非極性鍵，差值越大鍵

的極性越強(qiáng)，一般差值大于1.7時(shí)形成的是離子鍵。

(4)并不是所有的共價(jià)鍵都有方向性，如s-s。鍵無(wú)論s軌道從哪個(gè)方向重疊都相同，因此這種共價(jià)鍵沒(méi)

有方向性。

4.分子或離子立體構(gòu)型的判斷方法

分

子

1離

略去中心原當(dāng)立

子

>的

上的孤電子身1

體

型

拗

(1)6鍵電子對(duì)數(shù)的確定

由分子式確定o鍵電子對(duì)數(shù)。例如，HiO的中心原子為0,O有2對(duì)。鍵電子對(duì)；NH3的中心原子為N,

N有3對(duì)◎鍵電子對(duì)。

(2)中心原子上的孤電子對(duì)數(shù)的確定

中心原子上的孤電子對(duì)數(shù)=’（〃-動(dòng)）。式中“為中心原子的價(jià)電子數(shù)，對(duì)于主族元素來(lái)說(shuō)，價(jià)電子數(shù)等

2

于原子的最外層電子數(shù)；x為與中心原子結(jié)合的原子數(shù)；b為與中心原子結(jié)合的原子最多能接受的電子數(shù)（氫

為1,其他原子為“8-該原子的價(jià)電子數(shù)”）。例如，S02的中心原子為S,S的價(jià)電子數(shù)為6（即S的最外層電

子數(shù)為6）,則〃=6；與中心原子S結(jié)合的O的個(gè)數(shù)為2,則42；與中心原子結(jié)合的0最多能接受的電子數(shù)

為2,貝!]0=2。所以，SCh的中心原子S上的孤電子對(duì)數(shù)='x（6-2x2）=l。

2

一些常見(jiàn)的分子、離子的價(jià)層電子對(duì)數(shù)和立體構(gòu)型如下表。

中心原子上的孤電子對(duì)數(shù)

。鍵電價(jià)層電

分子或離子1立體構(gòu)型

子對(duì)數(shù)aXb—(a-xh)子對(duì)數(shù)

2

CO2242202直線形

BeCh222102直線形

2221形

分SO263V

子SO3363203平面三角形

NH3353114三角錐形

H2O262124V形

444正四面體形

CH4(CC14)410

H3O+36-1=53114三角錐形

離co：34+2=63203平面三角形

so：46+2=84204正四面體形

CIO；37+1=83214三角錐形

5,分子中中心原子的雜化類型的判斷方法

（1）由雜化軌道數(shù)判斷

雜化軌道用來(lái)形成o鍵和容納孤電子對(duì)，雜化軌道數(shù)=中心原子的孤電子對(duì)數(shù)+中心原子的o鍵個(gè)數(shù)

代表物雜化軌道數(shù)中心原子雜化軌道類型

CO20+2=2sp

2

CH2O0+3=3sp

CH40+4=4sp3

SO21+2=3sp2

NH31+3=4sp3

H2O2+2=4sp3

(2)根據(jù)雜化軌道的立體構(gòu)型判斷

①若雜化軌道立體構(gòu)型為正四面體形或三角錐形，則分子的中心原子發(fā)生sp3雜化。

②若雜化軌道立體構(gòu)型為平面三角形，則分子的中心原子發(fā)生sp2雜化。

③若雜化軌道立體構(gòu)型為直線形，則分子的中心原子發(fā)生sp雜化。

(3)根據(jù)雜化軌道之間的夾角判斷

若雜化軌道之間的夾角為109°28,,則分子的中心原子發(fā)生sp3雜化；若雜化軌道之間的夾角為120。，

則分子的中心原子發(fā)生sp2雜化；若雜化軌道之間的夾角為180°,則分子的中心原子發(fā)生sp雜化。

(4)根據(jù)等電子體原理結(jié)構(gòu)相似進(jìn)行推斷，如CCh是直線形分子，CNS\NO；、N］與CO?是等電子體,

所以粒子構(gòu)型均為直線形，中心原子均采用sp雜化。

6.分子立體構(gòu)型、鍵的極性與分子的極性

分子分子立鍵的分子的

鍵角代表物(舉例)

類型體構(gòu)型極性極性

A(單原子分子)球形非極性稀有氣體

180°直線形非極性非極性

A2H2、N2、。2、I?

AB180°直線形極性極性HF、HC1、NO

AB2180°直線形極性非極性CO2、CS2

AB2<180°V形極性極性H2O、SO2、NO2

正四

A460°非極性非極性P4

面體形

平面正

AB3120°極性非極性BF3、BCI3、SO3

三角形

三角

AB3<109°28,極性極性NH3、NCb、PCI3

錐形

正四面

。極性非極性、、

AB41092sCH4CC14SiF4

體形

AB3C、

鍵角四面

ABC3、極性極性CH3CI、CHCb、CH2CI2

不等體形

AB2C2

三、分子間作用力與分子的性質(zhì)

1.分子間作用力

(1)概念：物質(zhì)分子之間普遍存在的相互作用力，稱為分子間作用力。

(2)分類：分子間作用力最常見(jiàn)的是范德華力和氫鍵。

(3)強(qiáng)弱：范德華力〈氫鍵〈化學(xué)鍵。

(4)范德華力：范德華力主要影響物質(zhì)的熔點(diǎn)、沸點(diǎn)、硬度等物理性質(zhì)。范德華力越強(qiáng)，物質(zhì)的熔點(diǎn)、

沸點(diǎn)越高，硬度越大。一般來(lái)說(shuō)，組成和結(jié)構(gòu)相似的物質(zhì)，隨著相對(duì)分子質(zhì)量的增加，范德華力逐漸增大,

分子的極性越大，范德華力也越大。

(5)氫鍵

①形成：已經(jīng)與電負(fù)性很強(qiáng)的原子形成共價(jià)鍵的氫原子(該氫原子幾乎為裸露的質(zhì)子)與另一個(gè)分子中電

負(fù)性很強(qiáng)的原子之間的作用力，稱為氫鍵。

②表示方法：A—H...B

說(shuō)明：a.A、B為電負(fù)性很強(qiáng)的原子，一般為N、0、F三種元素的原子。b.A、B可以相同，也可以不

同。

③特征：具有一定的方向性和飽和性。

④分類：氫鍵包括分子內(nèi)氫鍵和分子間氫鍵兩種。

⑤分子間氫鍵對(duì)物質(zhì)性質(zhì)的影響主要表現(xiàn)為使物質(zhì)的熔、沸點(diǎn)升高，對(duì)電離和溶解度等產(chǎn)生影響。

2.分子的性質(zhì)

(1)分子的極性

類型非極性分子極性分子

形成原因正電荷中心和負(fù)電荷中正電荷中心和負(fù)電荷中

心重合的分子心不重合的分子

存在的共價(jià)鍵非極性鍵或極性鍵非極性鍵或極性鍵

分子內(nèi)原子排列對(duì)稱不對(duì)稱

(2)溶解性

①“相似相溶”的規(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。如果存在氫

鍵，則溶劑與溶質(zhì)之間的氫鍵作用力越大，溶解性越好。

②“相似相溶''還適用于分子結(jié)構(gòu)的相似性。如乙醇與水互溶，而戊醇在水中的溶解度明顯減小。

③如果溶質(zhì)與水發(fā)生反應(yīng)，將增大物質(zhì)的溶解度，如S02等.

(3)分子的手性

①手性異構(gòu)：具有完全相同的組成和原子排列的一對(duì)分子，如同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。

②手性分子：具有手性異構(gòu)體的分子。

③手性碳原子：在有機(jī)物分子中，連有四個(gè)不同基團(tuán)或原子的碳原子。含有手性碳原子的分子是手性

OH0

刀J'刈CH:)—CH—C—OH。

*

(4)無(wú)機(jī)含氧酸分子的酸性

無(wú)機(jī)含氧酸分子之所以能顯示酸性，是因?yàn)槠浞肿又泻幸籓H,而一0H上的H原子在水分子的作用

()y

下能夠變成H+而顯示一定的酸性。如HNCh、H2s的結(jié)構(gòu)式分別是、HO-S-()H

、o

()()

易錯(cuò)警示

(1)極性分子中可能含有非極性鍵，如H2O2為極性分子，但含有非極性共價(jià)鍵0—0鍵。

(2)只含有極性鍵的分子可能是非極性分子，如CH』、CCh等分子中只含有極性鍵，屬于非極性分子。

/無(wú)機(jī)含氧酸分子的酸性判斷及比較方法

(1)無(wú)機(jī)含氧酸分子之所以能顯酸性，是因?yàn)槠浞肿又泻幸籓H,—OH上的氫原子在水分子的作用下

()9

能電離出H+而顯一定的酸性。如HNO3、H2s04的結(jié)構(gòu)式分別是II—(1?H(一L()H。

XII

()()

(2)同一種元素的含氧酸的酸性強(qiáng)弱規(guī)律及原因

對(duì)于同一種元素的含氧酸來(lái)說(shuō)，該元素的化合價(jià)越高，其含氧酸的酸性越強(qiáng)。如果把含氧酸的通式寫

成(HO)“,RO“，R相同時(shí)，"值越大，R的正電性越強(qiáng)，一R—O—H中的氧原子的電子就會(huì)越向R偏移，在

水分子的作用下，就越容易電離出H+,酸性也就越強(qiáng)。如H2sCh可寫成(HO)2SO,〃=1；H2so4可寫成(HO)2so2,

”=2。所以H2s04的酸性強(qiáng)于H2sCh。同理，酸性：HNO3>HNO2,HC1O4>HC1O3>HC1O2>HC1Oo

點(diǎn)考

考向一共價(jià)鍵的類別、鍵參數(shù)

典例引領(lǐng)

典例I下列說(shuō)法中正確的是

A.分子的鍵長(zhǎng)越長(zhǎng)，鍵能越高，分子越穩(wěn)定

B.元素周期表中的第IA族(除H外)和第VIIA族元素的原子間易形成離子鍵

C.水分子可表示為H—O—H,分子的鍵角為180。

D.H—O鍵鍵能為462.8kJ-mo「，即18gH2O分解成H2和O2時(shí)，消耗能量為2x462.8kJ

【答案】B

【解析】鍵長(zhǎng)越長(zhǎng)，鍵能越小，分子越不穩(wěn)定，A錯(cuò)誤；共價(jià)鍵一般形成于非金屬元素之間，而第IA

族元素(H除外)均是活潑金屬元素，第VHA族元素均是活潑非金屬元素，二者易形成離子鍵，B正確：水分

子立體構(gòu)型為V形，兩個(gè)H—O鍵的鍵角約為105。，C錯(cuò)誤；斷裂2moiH—O鍵吸收2x462.8kJ能量，而

不是H2O分解成H2和02時(shí)消耗的能量，D錯(cuò)誤。

變式拓展

1.(l)Ge與C是同族元素，C原子之間可以形成雙鍵、叁鍵，但Ge原子之間難以形成雙鍵或叁鍵。從原子

結(jié)構(gòu)角度分析，原因是。

(2)碳在形成化合物時(shí)，其鍵型以共價(jià)鍵為主，原因是。

(3)1mol乙醛分子中含有的b鍵的數(shù)目為o

(4汨與0、N、S形成的二元共價(jià)化合物分子中既含有極性共價(jià)鍵、又含有非極性共價(jià)鍵的化合物是一(填

化學(xué)式，寫出兩種)。

(5)石墨晶體中，層內(nèi)C—C鍵的鍵長(zhǎng)為142pm,而金剛石中C-C鍵的鍵長(zhǎng)為154pm。其原因是金剛

石中只存在C—C間的共價(jià)鍵，而石墨層內(nèi)的C—C間不僅存在—共價(jià)鍵，還有鍵。

【答案】(l)Ge原子半徑大，原子間形成的。單鍵較長(zhǎng)，p-p軌道肩并肩重疊程度很小或幾乎不能重疊，

難以形成正鍵

(2)C有4個(gè)價(jià)電子且半徑小，難以通過(guò)得或失電子達(dá)到穩(wěn)定電子結(jié)構(gòu)

(3)6NA或6x6.02x1023(4汨2。2、N2H4(5)。o兀(或大?；騪-pn)

【解析】(1)由于Ge原子半徑大，Ge原子間形成的o鍵較長(zhǎng)，p-p軌道肩并肩重疊程度很小或幾乎不能

重疊，難以形成兀健。

(2)碳的原子有4個(gè)價(jià)電子，難以通過(guò)得或失電子達(dá)到穩(wěn)定結(jié)構(gòu)，所以其鍵型以共價(jià)鍵為主。

(3)CH3CHO中單鍵為?鍵，雙鍵中含有1個(gè)G鍵和1個(gè)n鍵，即ImolCH3CHO中含6mol0鍵。

(4)分子中既含有極性共價(jià)鍵，又含有非極性共價(jià)鍵的化合物有H2O2、N2H4。

(5)在金剛石晶體中，碳原子之間只形成共價(jià)單鍵，全部為。鍵：在石墨層內(nèi)的碳原子之間既有。鍵又有

兀鍵。

考向二價(jià)電子對(duì)互斥理論及其應(yīng)用

典例引領(lǐng)

典例2下列描述中正確的是

A.CO2分子的立體構(gòu)型為V形

B.CIO；的立體構(gòu)型為平面三角形

C.SF6中每個(gè)原子均滿足最外層8電子穩(wěn)定結(jié)構(gòu)

D.SiF4和SO：的中心原子均為sp3雜化

【答案】D

【解析】CO2分子中C原子形成2個(gè)。鍵，孤電子對(duì)數(shù)為0,為直線形分子；CIO；中C1原子形成3個(gè)

0鍵，孤電子對(duì)數(shù)為(7+1―(3X2)=],為三角錐形離子；SF6中S原子最外層電子數(shù)為6x2=12：SiF4分子

2

中Si原子形成4個(gè)。鍵，孤電子對(duì)數(shù)為0,為sp3雜化，SO]中S原子形成3個(gè)。鍵，孤電子對(duì)數(shù)為

(6+2)；(3x2)=],為sp3雜化，D正確。

變式拓展

2.用價(jià)層電子對(duì)互斥理論(VSEPR)可以預(yù)測(cè)許多分子或離子的立體構(gòu)型，有時(shí)也能用來(lái)推測(cè)鍵角大小，下

列判斷正確的是

A.SO2、CS2、HI都是直線形的分子

B.BF3鍵角為120。,SnBn鍵角大于120。

C.CH2O、BF3、SO3都是平面三角形的分子

D.PCb、NH3、PC15都是三角錐形的分子

【答案】C

【解析】SO2是V形分子，A錯(cuò)誤；Sn原子價(jià)電子是4,在SnBr2中兩個(gè)價(jià)電子與Br形成共價(jià)鍵，還有

一對(duì)孤電子對(duì)，對(duì)成鍵電子有排斥作用，使鍵角小于120。，B錯(cuò)誤；P05是三角雙錐形結(jié)構(gòu)，D錯(cuò)誤。

考向三雜化軌道理論及其應(yīng)用

典例引領(lǐng)

典例3關(guān)于原子軌道的說(shuō)法正確的是

A.凡是中心原子采取sp3雜化軌道成鍵的分子其幾何構(gòu)型都是正四面體

B.CFU分子中的sp3雜化軌道是由4個(gè)H原子的1s軌道和C原子的2P軌道混合形成

C.Sp3雜化軌道是由同一個(gè)原子中能量相近的S軌道和p軌道混合起來(lái)形成的一組新軌道

D.凡AB3型的共價(jià)化合物，其中心原子A均采用sp3雜化軌道成鍵

【答案】C

【解析】A.中心原子采取sp3雜化軌道成鍵的分子其幾何構(gòu)型不都是正四面體，例如氨氣是三角錐形的。

B.甲烷分子碳原子的2s軌道和2P軌道通過(guò)sp?雜化，形成4個(gè)雜化軌道，和4個(gè)氫原子的1s軌道形成

4個(gè)C—H單鍵。C.sp3雜化軌道是由同一個(gè)原子中能量相近的s軌道和p軌道混合起來(lái)形成的一組新

軌道，它們的能量完全相同，是能量等同的軌道，正確。D.ABa型的共價(jià)化合物，其中心原子A不都

采用sp3雜化軌道成鍵，例如BF3中的B原子是sp2雜化，是平面三角形結(jié)構(gòu)。

變式拓展

3.下列中心原子的雜化軌道類型和分子幾何構(gòu)型不正確的是

A.PCb中P原子sp3雜化，為三角錐形

B.BCb中B原子sp2雜化，為平面三角形

C.CS2中C原子sp雜化，為直線形

D.H2s分子中，S為sp雜化，為直線形

【答案】D

5+3x1

【解析】PCb分子中P原子形成3個(gè)。鍵，孤對(duì)電子數(shù)為F——3=l,為sp3雜化，三角錐形，A正

3+3x1

確；BC13分子中B原子形成3個(gè)。鍵，孤對(duì)電子數(shù)為-3=0,為sp2雜化，平面三角形，B正確；

4

CS2分子中C原子形成2個(gè)。鍵，孤對(duì)電子數(shù)為5—2=0,為sp雜化，直線形，C正確；H2s分子中，S

6+2x1

原子形成2個(gè)。鍵，孤對(duì)電子數(shù)為2=2,為sp?雜化，V形，D錯(cuò)誤。

命“三方法”判斷分子中心原子的雜化類型

(1)根據(jù)價(jià)層電子對(duì)數(shù)判斷

價(jià)層電子對(duì)數(shù)234

雜化類型spsp2sp3

⑵根據(jù)結(jié)構(gòu)(簡(jiǎn))式判斷

在結(jié)構(gòu)(簡(jiǎn))式中，若c、N等原子形成單鍵時(shí)為sp3雜化、雙鍵時(shí)為sp2雜化、三鍵時(shí)為sp雜化。

(3)根據(jù)等電子原理進(jìn)行判斷

如CO2是直線形分子，CNS-、N；與CO2是等電子體，所以分子構(gòu)型均為直線形，中心原子均采用sp

雜化。

考向四等電子原理應(yīng)用

典例引領(lǐng)

典例4根據(jù)等電子原理判斷，下列說(shuō)法中錯(cuò)誤的是

A.B3N3H6分子中所有原子均在同一平面上

B.B3N3H6分子中存在雙鍵，可發(fā)生加成反應(yīng)

C.+和NH3是等電子體，均為三角錐形

D.CH?和NH］是等電子體，均為正四面體形

【答案】B

【解析】BN3H6和苯是等電子體，其結(jié)構(gòu)相似；C項(xiàng)，H3O+和NH3是等電子體，根據(jù)氨氣分子的立體

構(gòu)型判斷水合氫離子的立體構(gòu)型；D項(xiàng)，CH4和NH：是等電子體，根據(jù)甲烷的立體構(gòu)型判斷銹根離子的立

體構(gòu)型。

變式拓展

4.根據(jù)等電子原理寫出下列分子或離子的立體構(gòu)型。

(1)N2O；

+

(2)H3O；

(3)03；

(4)NO；o

【答案】(1)直線形

(2)三角錐形

(3)V形

(4)平面三角形

【解析】根據(jù)等電子原理，N2O的等電子體為CO?,故N?O的立體構(gòu)型為直線形；同理，叢0+的等電子

體為NH3,立體構(gòu)型為三角錐形；的等電子體為S02,立體構(gòu)型為V形；NO；的等電子體為BF3,立

體構(gòu)型為平面三角形。

上常見(jiàn)的等電子體匯總

微粒價(jià)電子總數(shù)立體構(gòu)型

82、CNS->NO晨N]16e直線形

CO，、NO；>SO324e平面三角形

SO2、O3、NO218e-V形

so，、por32e~正四面體形

por.so*-、cio;26e~三角錐形

一直線形

co、N2lOe

CH4、NH；8e正四面體形

考向五配合物理論及其應(yīng)用

典例引領(lǐng)

典例5關(guān)于化學(xué)式為[TiCl(H2O)51C12-H2O的配合物，下列說(shuō)法中正確的是

A.配體是C「和H2O,配位數(shù)是9

B.中心離子是Ti4+,配離子是[TiCl(H2O)5尸+

C.內(nèi)界和外界中C「的數(shù)目比是I：2

D.加入足量AgNCh溶液，所有C「均被完全沉淀

【答案】C

【解析】。，配體是-提供孤電子對(duì)；中心離子是3+配合物中配位離

[TiCl(H2O)5]CbH2Cl,H2O,Ti,

子C「不與Ag+反應(yīng)，外界中的C「與Ag+反應(yīng)，據(jù)此分析解答。

變式拓展

5.已知CoChmNH3可表示+3價(jià)Co的一種八面體配合物，若0.1mol配合物與足量AgNCh作用生成0.2mol

AgCl沉淀，則m、n的值是

A.m=4,n=2B.m=4,n=5

C.m=3,n=3D.m=5,n=3

【答案】D

【解析】CoCI??mNH3可表示+3價(jià)Co的一種八面體配合物，根據(jù)化合價(jià)代數(shù)和為0,可知n=3,配合物

中外界離子在水溶液里能發(fā)生電離，內(nèi)界原子不能發(fā)生電離，0」mol配合物與足量AgNCh作用生成0.2

molAgCl沉淀，知道1mol配合物電離出2molC「，即配離子顯+2價(jià)，外界有兩個(gè)C1,即

2+八面體配合物的配位數(shù)為即所以。

[CoCln-2mNH3],6,n-2+m=6,m=5,n=3

考向六微粒間作用力類型的判斷及對(duì)物質(zhì)性質(zhì)的影響

典例引領(lǐng)

典例6(1汨2。在乙爵中的溶解度大于H2S,其原因是o

HCHO

(2)關(guān)于化合物X,下列敘述正確的是。

OHCH

A.分子間可形成氫鍵

B.分子中既有極性鍵又有非極性鍵

C.分子中有7個(gè)6鍵和1個(gè)兀鍵

D.該分子在水中的溶解度大于2-丁烯

(3)已知苯酚具有弱酸性，其K=l.lxlOQ水楊酸第一級(jí)電離形成的離子(;濟(jì)，一能

形成分子內(nèi)氫鍵，據(jù)此判斷，相同溫度下電離平衡常數(shù)%(水楊酸)K(苯酚)(填“〉”或

其原因是O

(4)化合物NH3的沸點(diǎn)比化合物CH4的高，其主要原因是o

(5)H2O分子內(nèi)的O—H鍵、分子間的范德華力和氫鍵從強(qiáng)到弱依次為o

0H

-<

/—、CHO的沸點(diǎn)H比O/\(：H()高，原因是__

【答案】(1)水分子與乙醇分子之間能形成氫鍵(2)BD

COO-

(3)<(>OH能形成分子內(nèi)氫鍵，使其更難電離出H+

(4)NH3分子間能形成氫鍵

011

(5)0—H鍵〉氫鍵〉范德華力(二口]]()形成分子內(nèi)氫鍵，而HOY^^CHO形成分子間氫鍵,

分子間氫鍵使分子間作用力增大，沸點(diǎn)升高

【解析】(2)題給化合物不能形成分子間氫鍵，A錯(cuò)誤；'ey/是非極性鍵，C—H、0=0是極性鍵,

/\

0

B正確；該有機(jī)物的結(jié)構(gòu)式為/C-H,◎鍵數(shù)目為9,兀鍵數(shù)目為3,C錯(cuò)誤；該有機(jī)物與HzO能

?C=C

11/\

H-CH

形成分子間氫鍵，D正確。

C00"

(3)氧的電負(fù)性較大，則中形成分子內(nèi)氫鍵，即O—H...0域一CO。-中雙鍵氧與羥基氫之間形

成氫鍵)，其大小介于化學(xué)鍵和范德華力之間，使其更難電離出H+,則水楊酸第二步電離常數(shù)小于苯酚的電

離常數(shù)。

(4)分子間氫鍵能使分子間作用力增大，使物質(zhì)的熔、沸點(diǎn)升高。

(5)氫鍵弱于共價(jià)鍵而強(qiáng)于范德華力。前者形成分子間氫鍵，后者形成分子內(nèi)氫鍵。

變式拓展

6.氨氣溶于水時(shí)，大部分NH.3與HzO以氫鍵(用"…”表示)結(jié)合形成NH3-H2O分子。根據(jù)氨水的性質(zhì)可推知

NH3-H2O的結(jié)構(gòu)式為()

HH

—I

NHT艮HN

?*?-

—I

-(—)

A.co——

HHHH

HH

IrI

N

』N

??■H-HHO

IHI—

HHH

H

【解析】根據(jù)。目里可知，的結(jié)構(gòu)式為

NHrH2NH；+OH-NH.-H20H—N…H—（）—Ho

H

范德華力、氫鍵及共價(jià)鍵的比較

范德華力氫鍵共價(jià)鍵

已經(jīng)與電負(fù)性很大的原子形

物質(zhì)分子之間普遍存在的一種相成共價(jià)鍵的氫原子與另一個(gè)原子間通過(guò)共用電子對(duì)所形成

概念

互作用力電負(fù)性很大的原子之間的作的相互作用

用力

分類—分子內(nèi)氫鍵、分子間氫鍵極性共價(jià)鍵、非極性共價(jià)鍵

作用氫原子，氟、氮、氧原子（分

分子或原子（稀有氣體）原子

微粒子內(nèi)，分子間）

特征無(wú)方向性、無(wú)飽和性有方向性、有飽和性有方向性、有飽和性

強(qiáng)度

共價(jià)鍵>氫鍵〉范德華力

比較

①組成和結(jié)構(gòu)相似的物質(zhì)，相對(duì)分

影響對(duì)于A—H…B,A、B的電負(fù)

子質(zhì)量越大，范德華力越大；成鍵