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2018年高三化学人教版一轮复习提升讲解 专题12.2 分子结构与性质 Word版含解析
来源：gkstk &责任编辑:小易 &时间: 13:58:58
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1.了解共价键的主要类型：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，sp2，sp3)，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。
一、共价键
1．定义：原子之间通过共用电子对所形成的化学键
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。
分类依据 类型
形成共价键的原子轨道重叠方式 σ键 电子云“头碰头”重叠
π键 电子云“肩并肩”重叠
形成共价键的电子对是否偏移 极性键 共用电子对发生偏移
非极性键 共用电子对不发生偏移
原子间共用电子对的数目 单键 原子间有一对共用电子对
双键 原子间有两对共用电子对
三键 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 σ键 π键
电子云重叠方式 头碰头 肩并肩
类型 s-s σ键、s-p σ键、p-p σ键 p-p π键
电子云对称特征 轴对称 镜像对称
存在规律 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
【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。
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。
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。
【典型例题1】【2017届河北省定州中学高三上月考三】下列说法中正确的是
A．双原子分子中化学键键能越大，分子越牢固
B．双原子分子中化学键键长越长，分子越牢固
C．双原子分子中化学键键角越大，分子越牢固
D．同一分子中，σ键要比π键的分子轨道重叠程度一样多，只是重叠的方向不同
【点评】共价键的三个参数：键长、键能、键角，键长决定分子的稳定性（键长越长分子越不稳定）和分子空间构型，键能决定分子的稳定性（键能越大，分子越牢固），键角决定分子的空间构型；σ键是电子云“头碰头”重叠，电子云重叠程度大，属于轴对称，此键比较牢固，π键是电子云“肩并肩”重叠，电子云重叠程度小，属于镜面对称，此键容易断裂，成键原子间只能形成一个σ键，此题比较简单，引导学生回归教材，主要基础知识的积累。
【迁移应用1】【2018版高考总复习专题十一跟踪训练】N2的结构可以表示为，CO的结构可以表示为，其中椭圆框表示π键，下列说法中不正确的是
A．N2分子与CO分子中都含有三键
B．CO分子中有一个π键是配位键
C．N2与CO互为等电子体
D．N2与CO的化学性质相同
【解析】A．根据图象知，氮气和CO都含有两个π键和一个σ键，N2分子与CO分子中都含有三键，故A
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
中心原子上的孤电子对数＝(a－xb)。
.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)。
.x为与中心原子结合的原子数；
.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 成键对数 孤电子对数 电子对立体构型 分子立体构型 实例 键角
2 2 0 直线形 直线形 BeCl2 180°
3 3 0 三角形 平面正三角形 BF3 120°
V形 SnBr2 105°
4 4 0 正四面体形 正四面体形 CH4 109°28′
三角锥形 NH3 107°
V形 H2O 105°
【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sp3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
【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）用杂化轨道理论推测分子的立体构型
（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“D→”来表示配位键，箭头指向接受孤电子对的原子，
如NH可表示为[]＋，在NH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Fe3＋、Cu2＋、Zn2＋、Ag＋等。
②形成条件
中心原子有空轨道，如Fe3＋、Cu2＋、Zn2＋、Ag＋等。
配位体有孤电子对，如H2O、NH3、CO、F－、Cl－、CN－等。
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Cu2＋的配位数为4。
【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。
化学式 孤电子对数(a－xb)/2 σ键电子对数 价层电子对数 VSEPR模型名称 分子或离子的立体模型名称 中心原子杂化类型
ClO－ 3 1 4 四面体形 直线形 sp3
HCN 0 2 2 直线形 直线形 sp
H2S 2 2 4 四面体形 V形 sp3
SO2 1 2 3 平面三角形 V形 sp2
SO3 0 3 3 平面三角形 平面三角形 sp2
NO 0 3 3 平面三角形 平面三角形 sp2
HCHO 0 3 3 平面三角形 平面三角形 sp2
NCl3 1 3 4 四面体形 三角锥形 sp3
H3O＋ 1 3 4 四面体形 三角锥形 sp3
ClO 1 3 4 四面体形 三角锥形 sp3
CH4 0 4 4 正四面体形 正四面体形 sp3
PO 0 4 4 正四面体形 正四面体形 sp3
平面形 sp2
平面六边形 sp2
【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。
【典型例题2】【2018版高考总复习专题十一http://www.xue63.com/===================相关推荐===================
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