《分子的結(jié)構(gòu)與性質(zhì)》知識梳理

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1、《分子的結(jié)構(gòu)與性質(zhì)》知識梳理 、知識梳理： （一）共價鍵 1 ?共價鍵的分類 項目鍵型 (T鍵 n鍵 電子重疊方式 （成鍵方式） 兩個原子軌道沿鍵軸的方向， 以“頭 碰頭”的方式重疊 兩個原子軌道以平行或“肩并肩”方 式重疊 特征 （電子云形狀） 原子軌道重疊部分沿著鍵軸呈軸型 對稱 原子軌道重疊部分分別位于兩原子 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，稱為鏡像對稱 示意圖 3-H CT ft *-p “ 遽 p-pv 謹(jǐn) 牢固程度 6鍵強度大，不容易斷裂 n鍵強度較小，容易斷裂 2.鍵參數(shù)一一鍵能、鍵長、鍵角

2、 ⑴鍵能 ① 概念：鍵能是氣態(tài)基態(tài)原子形成 1mol化學(xué)鍵釋放的最低能量，通常取正值。單位是 kJ ? mol 1。 ② 與鍵強度的關(guān)系：鍵能是共價鍵強度的一種標(biāo)度，鍵能越大，即形成化學(xué)鍵時釋放的 能量越多，化學(xué)鍵越穩(wěn)定。 ⑵鍵長 ① 概念：鍵長是形成共價鍵的兩個原子之間的核間距。 ② 與鍵強度的關(guān)系：鍵長是衡量共價鍵穩(wěn)定性的另一個參數(shù)。一般，鍵長越短，鍵能越 大，表明共價鍵越穩(wěn)定。 ③ 與原子半徑的關(guān)系：鍵長不是成鍵兩原子半徑的和，而是小于其半徑和。 ⑶鍵角 在原子數(shù)超過2的分子中，兩個相鄰共價鍵之間的夾角稱為鍵角。鍵角是描述分子立體 結(jié)構(gòu)的重要參數(shù)。 3 ?等電子原

3、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)是相近 的。此原理稱為等電子原理，如 CO和2,原子總數(shù)為2,價電子總數(shù)為10。 （二）分子的立體結(jié)構(gòu) 1 ?幾種典型的分子 分子類型 化學(xué)式 結(jié)構(gòu)式 鍵角 立體結(jié)構(gòu) 三原子分子 CO O==C==O 180 ° 直線形 H2O 0~ Z、 It H 105 ° V形 四原子分子 CHO 0 1 H-（：—H| 約 120 ° 平面三角形 NH X 1 H 107 ° 三角錐形 11 五原子分子 CH II—<

4、 :-II 109 ° 28' 正四面體形 1 2?價層電子對互斥模型 (1) 價層電子對互斥模型可用來預(yù)測分子或離子的立體構(gòu)型。 (2) 價層電子對互斥模型認為，多原子分子之所以具有一定的立體結(jié)構(gòu)，是由于價層電子對 相互排斥的結(jié)果。價層電子對數(shù) =S鍵個數(shù)+中心原子上的孤對電子對個數(shù) 價層電子對數(shù)目 2 3 4 VSEPF模型 直線形 平面三角形 正四面體 3 ?雜化軌道理論 (1) 雜化軌道理論是一種價鍵理論，是鮑林為了解釋分子的立體結(jié)構(gòu)提出的。 (2) 雜化：在成鍵過程中，由于原子間的相互影響，同一原子幾個能量相近的不同

5、類型的 原子軌道發(fā)生重新組合， 形成與原軌道數(shù)目相同的一組新的原子軌道， 這種軌道重新組合的 過程稱為雜化。 (3) 雜化軌道：雜化后形成的能量相同的新軌道稱為雜化軌道。 ⑷ 通常的雜化類型有：① sp3雜化：產(chǎn)生4個夾角為109° 28'的相同軌道； ② sp2雜化：產(chǎn)生三個夾角為 120°的平面三角形雜化軌道； ③ sp雜化：產(chǎn)生兩個夾角為 180 °的直線形雜化軌道。 (5)判斷分子或離子中心原子的雜化類型的方法 ① 對于主族元素來說，中心原子的雜化軌道數(shù)=價層電子數(shù)=6鍵電子對數(shù)(中心原子結(jié) 合的原子數(shù))+孤電子對數(shù) 規(guī)律：當(dāng)中心原子的價層電子對數(shù)為 4時，其雜化類型

6、為 SF3雜化，當(dāng)中心原子的價 層電子對數(shù)為3時，其雜化類型為 SP雜化，當(dāng)中心原子的價層電子對數(shù)為 2時，其雜化類 型為SF雜化。 ② 通過看中心原子有沒有形成雙鍵或三鍵來判斷中心原子的雜化類型。 規(guī)律：如果有1個三鍵或兩個雙鍵，則其中有 2個n鍵，用去2個F軌道，形成的是 SF雜化；如果有1個雙鍵則其中必有1個n鍵，用去1個F軌道，形成的是 SF2雜化；如果 全部是單鍵，則形成 SF3雜化。 4 ?配合物理論 (1) 配位鍵 ① 配位鍵是一種特殊的共價鍵。 ② 表示方法：配位鍵可以用 At B來表示，其中A是提供孤對電子的原子，叫做給予體； B是具有空軌道、接受電子的原子

7、，叫做接受體。 (2) 配位化合物的概念 通常把過渡金屬的原子或離子與某些含有孤對電子的分子或離子 (稱為配體)以配位鍵結(jié) 合形成的化合物稱為配位化合物，簡稱配合物。 (3) 配位化合物的組成 哎界 外界 中心 配休 配位數(shù) 原子或離子 [Ag(NH 3)2]稱為配離子， 配位原子的數(shù)目。為 2。 NH稱為配體，NH分子中的氮原子稱為配位原子； 配位數(shù)是指 5. 確定分子或離子立體構(gòu)型的方法 I .判斷分子或離子立體構(gòu)型的方法 ： ⑴運用VSEPR莫型判斷： ① 當(dāng)中心原子上無孤電子對時 ，VSEPR模型與分子的空間構(gòu)型一致。 ② 當(dāng)中心原子上有孤電子對時 ,

8、VSEPR模型與分子的空間構(gòu)型不一致。 (2) 運用鍵角判斷： ① AB2型分子：若鍵角=180 ° ,則為直線形分子,如CO;若鍵角＜180° ,則為V形分子,如 H0。 ② AB3型分子：若鍵角=120° ,則為平面三角形分子，如BF3;若鍵角＜120° ,則為三角錐形 分子,如NH。 ③ AB4型分子：若鍵角=109 ° 28',則為正四面體形分子，如CH。 (3) 根據(jù)雜化軌道類型判斷： ① sp雜化類型：分子構(gòu)型為直線形。 ② sp2雜化類型：中心原子無孤電子對時，分子構(gòu)型為平面三角形； 中心原子有孤電子對時 分子構(gòu)型為V形。 ③ sp3雜化類型：中心原子無孤電子對時

9、，分子構(gòu)型為四面體形； 中心原子有一個孤電子對 時,分子構(gòu)型為三角錐形；有兩個孤電子對時，分子構(gòu)型為V形。 n.用價層電子對互斥理論判斷分子或離子的空間構(gòu)型的具體步驟 ： (1) 找出中心原子，確定其價層電子對數(shù)： ①首先確定中心原子上的 b鍵電子對數(shù) 根據(jù)b鍵的判斷規(guī)律,兩原子之間只含有一個 b鍵。因此分子式或離子中的中心原子上 的b鍵電子對數(shù)等于其配位原子數(shù)。 如H2O H5中心原子為O,其b鍵電子對數(shù)分別為 2、3; 中心原子為S,其b鍵電子對數(shù)為4。 ②其次確定中心原子上的孤電子對數(shù) N表示中心原子上的孤電子對數(shù) ,a表示中心原子的價電子數(shù),x表示與中心原子結(jié)合的

10、原子數(shù),b表示與中心原子結(jié)合的原子最多能接受的電子數(shù) ,c表示離子所帶的電荷數(shù)(取正 數(shù))。計算電子對數(shù)時，若剩余1個電子，應(yīng)當(dāng)作1對電子處理，因為單電子也要占據(jù)一個原子 軌道。 N=1/2 X (6-2 x 1)=2。 N=1/2 X (6-4 X 2+2)=0。 對于中性分子,N=1/2 x (a-xb),女口 HO中氧原子上的孤電子對數(shù) 對于陰離子,N=1/2 x (a-xb+c),女口 ；中硫原子上的孤電子對數(shù) 對于陽離子,N=1/2 x (a-xb-c),女口 中氧原子上的孤電子對數(shù) N=1/2 X (6-3 X 1-1)=1 。 (2) 確定分子的空間構(gòu)型： 分子的

11、空間構(gòu)型是成鍵電子對的空間構(gòu)型 ，不包括孤電子對，因此在價層電子對互斥模 型的基礎(chǔ)上，略去孤電子對占有的空間便得到分子的空間構(gòu)型。 (三) 分子的性質(zhì) 1 ?鍵的極性和分子的極性 (1) 極性分子和非極性分子的概念 ① 極性分子：分子中正電中心和負電中心不重合，使分子的某一個部分呈正電性 另一部分呈負電性（，這樣的分子稱為極性分子。 ② 非極性分子：分子中正電中心和負電中心重合，這樣的分子稱為非極性分子。 （2）鍵的極性與分子極性的關(guān)系 （山1F極性鍵形成（如也2等） 非極性分子：rtl極件鍵形成'但空間結(jié)構(gòu)對稱,鍵的極 勿 I性相互抵消（如CO,、見等） 子丨 扱性分

12、子：由極性攤形成,且空間結(jié)構(gòu)不對稱，惟的極 性不能相互抵消（如HQ JICN JhO.NIl, XU.Cl等） 2 ?兩種分子間作用力一一范德華力與氫鍵 （1）范德華力 ① 范德華力是分子間普遍存在的作用力，它比化學(xué)鍵弱得多。 ② 相對分子質(zhì)量越大、范德華力越大；分子的極性越大，范德華力也越大。 ⑵氫鍵 ① 概念：氫鍵是由已經(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或同一 個分子中另一個電負性很強的原子之間的作用力。 ② 表示方法：氫鍵通常用A— H B表示，其中A B為N、O F,"-”表示共價鍵， 表示形成的氫鍵，例如，水中的氫鍵表示為： C— H……Q ③

13、氫鍵的類型：氫鍵可分為分子內(nèi)氫鍵和分子間氫鍵兩大類。 ④ 氫鍵的強弱：氫鍵的大小介于共價鍵和范德華力之間。 3 ?溶解性（相似相溶原理） （1）極性溶劑（如水）易溶解極性物質(zhì)。 ⑵ 非極性溶劑（如苯、汽油、四氯化碳、酒精等 ）易溶解非極性物質(zhì)（Br 2、I2等）。 ⑶含有相同官能團的物質(zhì)互溶，如水中含羥基 （一0H）能溶解含有羥基的醇、酚、羧酸 4?手性：具有完全相同的組成和原子排列的一對分子，如同左手與右手一樣互為鏡像，卻 在三維空間里不能重疊，互稱手性異構(gòu)體，有手性異構(gòu)體的分子叫手性分子。 n值越 H+, 、NH、 CaCL、 如 5 ?無機含氧酸分子的酸性： 無機

14、含氧酸可寫成（HC）nRCn，如果成酸元素 R相同，則 大，R的正電性越高，使 R— C— H中0的電子向R偏移，在水分子的作用下越易電離出 酸性越強，女口 HCIO< HCIC2 < HCIC3< HCIC4。 （四）化學(xué)鍵與物質(zhì)類別關(guān)系規(guī)律 1 ?只含有非極性共價鍵的物質(zhì)：非金屬單質(zhì)，如 丨2、N2、P4、金剛石、晶體硅等。 2 ?只含有極性共價鍵的物質(zhì)：一般是不同的非金屬元素組成的共價化合物，如 HC Si02、CS2等。 3.既有極性鍵又有非極性鍵的物質(zhì)，如 H2Q、CH、CHCH等。 4 ?只含有離子鍵的物質(zhì)：活潑非金屬元素與活潑金屬元素形成的化合物，如 N&S、 KC

15、等。 5 ?既有離子鍵又有極性鍵的物質(zhì)，如 NaOH NaHS等;既有離子鍵又有非極性鍵的物質(zhì), NqQ、Na^S、CaC等。 6. 由離子鍵、共價鍵、配位鍵構(gòu)成的物質(zhì)，如 NHCI等。 7 ?由強極性鍵構(gòu)成但又不是強電解質(zhì)的物質(zhì)，如 HF。 &只含有共價鍵而無范德華力的化合物，如 SiO2、SiC等。 9 ?不含化學(xué)鍵的物質(zhì)：稀有氣體，如 He等。 、考點分析 考點一：共價鍵的特征及類型 共價鍵的特征 ⑴共價鍵的飽和性 ① 按照共價鍵的共用電子對理論，一個原子有幾個未成對電子，便可和幾個自旋相反的 電子配對成鍵，這就是共價鍵的“飽和性” 。H原子、Cl原子都只有一個未成對

16、電子，因而 只能形成H2、HCl、Cl2分子，不能形成 H3、H2CI、Cl 3等分子。 ② 共價鍵的飽和性決定了共價分子的組成。 ⑵共價鍵的方向性 ① 共價鍵形成時，兩個參與成鍵的原子軌道總是盡可能沿著電子出現(xiàn)概率最大的方向重 疊，而且原子軌道重疊越多，電子在兩核間出現(xiàn)概率越大，形成的共價鍵就越牢固。電子所 在的原子軌道都有一定的形狀， 所以要取得最大重疊， 共價鍵必然有方向性。 多原子分子的 鍵角一定，也表明了共價鍵具有方向性。 ② 共價鍵的方向性影響著共價分子的立體結(jié)構(gòu)。 共價鍵的類型 (1) b鍵：以形成化學(xué)鍵的兩原子核的連線為軸作旋轉(zhuǎn)操作，共價鍵電子云的圖形不變， 這

17、種特征稱為軸對稱。如 H-H鍵。 類型：S — Sb、s — p b、p — p b 等 特點：肩并肩、兩塊組成、鏡像對稱、容易斷裂。 (2) n鍵：由兩個原子的p電子“肩并肩”重疊形成。 (3) 價鍵軌道：由原子軌道相互重疊形成的 b鍵和n鍵 (4) 判斷共價鍵類型規(guī)律： 共價單鍵是b鍵；而共價雙鍵中有一個 b鍵，另一個是n鍵； 共價三鍵由一個b鍵和兩個n鍵組成 ［例1］關(guān)于乙醇分子的說法正確的是 ( ) A. 分子中共含有8個極性鍵 B ?分子中不含非極性鍵 C.分子中只含b鍵 D ?分子中含有1個n鍵 ［解析］乙醇分子中5個H原子與2個C原子之間形成5個極性鍵，1個

18、0原子分別與C、H 形成1個極性鍵，因此，乙醇分子中含有 7個極性鍵，A項錯誤；乙醇分子中的 2個C原子 之間形成非極性鍵，B項錯誤；乙醇分子中只存在單鍵，沒有雙鍵或者叁鍵，因此，分子中 只含有b鍵，不含有n鍵，C項正確，D項錯誤。 ［答案］C 考點二分子的立體結(jié)構(gòu) 1 ?價層電子對互斥模型的兩種類型 價層電子對互斥模型說明的是價層電子對的排斥作用對分子空間構(gòu)型的影響，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)中心原子無孤對原子時，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。 2 ?價層電子對互斥模型、雜化軌道理論與分子空間

19、構(gòu)型的關(guān)系 分 子 構(gòu) 型 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 2 2 0 直線形 直線形 BeCb 3 3 0 三角形 平面三角形 BF3 2 1 V形 SnBa 4 4 0 四面體 正四面體形 CH 3 1 三角錐形 NH 2 2 V形 HO 分 子 構(gòu) 型 雜化 軌道 理論 雜化 類型 雜化軌 道數(shù)目 雜化軌道 間夾角 空間構(gòu)型 實例 sp 2 180° 直線型 BeCl2 2 sp

20、3 120° 平面三角形 BF3 3 sp 4 109 ° 28' 正四面體形 CH ［例2］指出下列分子中，中心原子可能采用的雜化軌道類型，并預(yù)測分子的幾何構(gòu)型。 分子式 雜化軌道類型 分子的幾何構(gòu)型 PCI3 BCI3 CS ［解析］學(xué)習(xí)中要掌握典型實例，還要掌握類比的方法，靈活地遷移應(yīng)用，起到舉一反三的 效果，這樣才能較好地掌握雜化軌道理論，并能用來解決各種實際問題。 3 ⑴PCI 3中P原子為sp雜化，與NH、NCI3中的N原子相似，分子構(gòu)型為三角錐形。 (2) BCI 3與BF3相似，B原子為sp2雜化，分子構(gòu)型

21、為平面三角形。 (3) CS 2和CO相似，C原子為sp雜化，分子構(gòu)型為直線形。 ［答案］ 分子式 雜化軌道類型 分子的幾何構(gòu)型 PCI3 sp3 三角錐形 BCI3 sp2 平面三角形 CS sp 直線形 考點三極性分子和非極性分子 1 ?鍵的極性的判斷 (1) 電負性差法：兩原子電負性差為零，則為非極性鍵，兩原子電負性差大于零，則為極 性鍵。 (2) 組成元素法：A— A為非極性鍵，A— B為極性鍵。 2 ?分子極性的判斷 (1)根據(jù)所含共價鍵類型及分子的空間構(gòu)型判斷 ① 由非極性鍵形成的 A— A型分子一定是非極性分子，如 Hao ② 由極

22、性鍵形成的 A— B型分子一定是極性分子，如 HCI o ③ 由極性鍵形成的 AR型分子，直線形結(jié)構(gòu) B— A— B(如CO)為非極性分子，其他均為極 性分子。 ④ 由極性鍵形成的 AB型分子，平面正三角形結(jié)構(gòu) /衣(如BCI3)為非極性分子，其他 均為極性分子。 ⑤ 由極性鍵形成的 AB型分子，正四面體形(如CH)及平面正四邊形結(jié)構(gòu)為非極性分子。 (2)據(jù)中心原子最外層電子是否全部成鍵判斷 中心原子即其他原子圍繞它成鍵的原子。 分子中的中心原子最外層電子若全部成鍵， 此分子 一般為非極性分子，如 CQ、BF3、CH等；分子中的中心原子最外層電子若未全部成鍵，有 孤對電子，此

23、分子一般為極性分子，如 HQ NH等。 ［例3］下列說法正確的是 ( ) A. 含有非極性鍵的分子一定是非極性分子 B. 非極性分子中一定含有非極性鍵 C. 由極性鍵形成的雙原子分子一定是極性分子 D. 鍵的極性與分子的極性無關(guān) ［解析］含有非極性鍵的分子也可以是極性分子， 如H22分子中兩個0原子之間含有非極性鍵， 但HQ分子是極性分子，A項錯誤；非極性分子中也可以有極性鍵，如 CH分子是由極性鍵 形成的非極性分子，B項錯誤；只有兩個不同原子形成的分子一定是極性鍵形成的極性分子， C項正確；鍵的極性與分子的極性有一定的關(guān)系，還與分子空間構(gòu)型有關(guān)， D項錯誤。 舉出反例，如、

24、等，分子的極性還與空間構(gòu)型有關(guān)。 ［答案］C 考點四 范德華力、氫鍵對物質(zhì)性質(zhì)的影響 范德華力、氫鍵及共價鍵的比較 范德華力 氫鍵 共價鍵 概念 分子之間普遍存在的一種相互 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電負性很 強的原子之間形成的作用力 原子間通過共用電子對所形成 的強烈的相互作用 分類 分子內(nèi)氫鍵、分子間氫鍵 極性共價鍵、非極性共價鍵 作用微粒 分子或原子（稀有氣體） 氫原子、原子 原子 特征 無方向性、無飽和性 有方向性、有飽和性 有方向性、有飽和性 強度比較 共價鍵〉氫鍵〉范德華力 影響強度的 因素

25、 ① 隨著分子極性和相對分子質(zhì) 量的增大而增大 ② 組成和結(jié)構(gòu)相似的物質(zhì)，相 對分子質(zhì)量越大，分子間作用 力越大 對于A— H??…B, A、B的電負性越 大，B原子的半徑越小，鍵能越大 成鍵原子半徑越小，鍵長越短， 鍵能越大，共價鍵越穩(wěn)定 對物質(zhì)性的 影響 ① 影響物質(zhì)的熔、沸點、溶解 度等物理性質(zhì) ② 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， 如 F2VCI2HS，HF>HCI, NH>PH ① 影響分子的穩(wěn)定性 ②

26、共價鍵鍵能越大，分子穩(wěn)定 性越強 ［例4］氧族元素的氫化物的沸點如下表: HQ H2S fSe fTe 100 C -60.75 °C -41.5 C -1.8 C 下列關(guān)于氧族元素氫化物的沸點高低的分析和推斷中， 正確的是 （ ） A. 氧族元素氫化物沸點高低與范德華力的大小無關(guān) B. 范德華力一定隨相對分子質(zhì)量的增大而減小 C. 水分子間存在氫鍵這一特殊的分子間作用力 D. 水分子間存在共價鍵，加熱時較難斷裂 ［解析］氧族元素氫化物沸點高低與范德華力的大小有關(guān)，范德華力越大，沸點越高， A項錯 誤；范德華力隨相對分子質(zhì)量的增大而增大， B項錯誤；水分子間由于 Q原子電負性大，存 在氫鍵，氫鍵是一種特殊的分子間作用力， C項正確；分子間不存在共價鍵，只存在分子間 作用力，即范德華力， D項錯誤。 ［答案］C