高考化學(xué)一輪復(fù)習(xí)-專題二十七 物質(zhì)的結(jié)構(gòu)與性質(zhì) 考點(diǎn)二 分子結(jié)構(gòu)與性質(zhì)教學(xué)案

《高考化學(xué)一輪復(fù)習(xí)-專題二十七 物質(zhì)的結(jié)構(gòu)與性質(zhì) 考點(diǎn)二 分子結(jié)構(gòu)與性質(zhì)教學(xué)案》由會(huì)員上傳分享，免費(fèi)在線閱讀，更多相關(guān)內(nèi)容在應(yīng)用文檔-天天文庫。

1、1　共價(jià)健(1)共價(jià)鍵的定義原子間通過共用電子對(電子云的重疊)所形成的相互作用。(2)本質(zhì)：高概率地出現(xiàn)在兩個(gè)原子核之間的電子與兩個(gè)原子核之間的電性作用，包括引力和斥力，當(dāng)引力和斥力達(dá)到平衡時(shí)即形成了穩(wěn)定的共價(jià)鍵。(3)特征①飽和性：一個(gè)原子有幾個(gè)未成對電子，就會(huì)和幾個(gè)自旋方向相反的未成對電子成鍵，這就是共價(jià)鍵的飽和性。共價(jià)鍵的飽和性決定了分子內(nèi)部原子間的數(shù)量關(guān)系。②方向性：共價(jià)鍵形成時(shí)，兩個(gè)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，這樣原子軌道重疊越多，形成的鍵就越牢固，這就是共價(jià)鍵的方向性。共價(jià)鍵的方向性決定了分子的立體構(gòu)型。(4)共價(jià)鍵的分類依

2、據(jù)類別特點(diǎn)成鍵原子軌道的重疊方式σ鍵原子軌道“頭碰頭”重疊π鍵原子軌道“肩并肩”重疊成鍵電子對是否偏移極性鍵共用電子對偏移非極性鍵共用電子對不偏移原子間共用電子對的數(shù)目單鍵原子間有1個(gè)共用電子對雙鍵原子間有兩個(gè)共用電子對三鍵原子間有3個(gè)共用電子對學(xué)霸巧學(xué)卡　σ鍵、π鍵的區(qū)別共價(jià)鍵σ鍵π鍵電子云重疊方式頭碰頭肩并肩類型ssσ鍵、spσ鍵、ppσ鍵ppπ鍵電子云對稱特征軸對稱鏡像對稱存在規(guī)律共價(jià)單鍵是σ鍵；共價(jià)雙鍵中有一個(gè)是σ鍵，另一個(gè)是π鍵；共價(jià)三鍵由一個(gè)σ鍵和兩個(gè)π鍵組成要注意以下問題：(1)s軌道與s軌道重疊形成σ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

3、大。(2)因s軌道是球形的，故s軌道和s軌道形成σ鍵時(shí)，無方向性。兩個(gè)s軌道只能形成σ鍵，不能形成π鍵。(3)兩個(gè)原子間可以只形成σ鍵，但不能只形成π鍵。(5)鍵參數(shù)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。15②鍵長：形成共價(jià)鍵的兩個(gè)原子之間的核間距，鍵長越短，共價(jià)鍵越穩(wěn)定。③鍵角：在原子數(shù)超過2的分子中，兩個(gè)共價(jià)鍵之間的夾角。④(6)配位鍵①孤電子對分子或離子中沒有跟其他原子共用的電子對稱孤電子對。②配位鍵a．配位鍵的形成：成鍵原子一方提供孤電子對，另一方提供空軌道形成共價(jià)鍵。b．配位鍵的表示方法如A→B，其中A表示提供孤電子對的

4、原子，B表示提供空軌道的原子。如NH可表示為，在NH中，雖然有一個(gè)N—H鍵形成過程與其他3個(gè)N—H鍵形成過程不同，但是一旦形成之后，4個(gè)共價(jià)鍵就完全相同。③配位化合物a．組成：以[Cu(NH3)4]SO4為例b．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，如H2O、NH3、CO、F－、Cl－、CN－等。c．配位數(shù)直接同中心離子(或原子)配位的分子(或離子)數(shù)目叫中心離子(或原子)的配位數(shù)，如[Cu(NH3)4]SO4中Cu2＋的配位數(shù)為4。2　分子的立體結(jié)構(gòu)(1)雜化軌道理論15①含義當(dāng)原子成鍵時(shí)，原子內(nèi)部能量相近的原子軌道相互

5、混雜，形成與原軌道數(shù)相等且能量相同的雜化軌道。②雜化過程學(xué)霸巧學(xué)卡(1)在形成分子時(shí)，只有能級(jí)相近的原子軌道才能形成雜化軌道。(2)雜化過程中，原子軌道總數(shù)不變，即雜化軌道的數(shù)目與參與雜化的原子軌道數(shù)目相等，但原子軌道的形狀發(fā)生變化。(3)同種雜化軌道的形狀相同，能量相等。雜化軌道之間要滿足最小排斥原理。(4)雜化軌道只用于形成σ鍵或容納未參與成鍵的孤電子對。(5)雜化軌道數(shù)目不同，軌道間的夾角不同，形成分子的空間形狀不同。如CH4分子成鍵的四個(gè)軌道是由一個(gè)s軌道和三個(gè)p軌道雜化形成的，稱為sp3雜化，呈正四面體形。(2)用雜化軌道理論推測分子的立體構(gòu)型雜化類型雜化軌道

6、數(shù)目雜化軌道間夾角空間構(gòu)型實(shí)例sp2180°直線形BeCl2sp23120°三角形BF3sp34109°28′正四面體形CH4(3)價(jià)層電子對互斥理論①理論要點(diǎn)a．價(jià)層電子對在空間上彼此相距最遠(yuǎn)時(shí)，排斥力最小，體系的能量最低。b．孤電子對的排斥力較大，孤電子對越多，排斥力越強(qiáng)，鍵角越小。②價(jià)層電子對數(shù)的確定方法價(jià)層電子對是指分子中的中心原子上的電子對，包括σ鍵電子對和中心原子上的孤電子對。a．σ鍵電子對數(shù)的確定由分子式確定σ鍵電子對數(shù)。例如，H2O中的中心原子為O，O有2對σ鍵電子對；NH3中的中心原子為N，N有3對σ鍵電子對。b．中心原子上的孤電子對數(shù)的確定15中心原

7、子上的孤電子對數(shù)＝(a－xb)。ⅰ.分子：a為中心原子的價(jià)電子數(shù)，對于主族元素來說，價(jià)電子數(shù)等于原子的最外層電子數(shù)；陽離子：a為中心原子的價(jià)電子數(shù)減去離子的電荷數(shù)；陰離子：a為中心原子的價(jià)電子數(shù)加上離子的電荷數(shù)(絕對值)。ⅱ.x為與中心原子結(jié)合的原子數(shù)；ⅲ.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，其他原子等于“8－該原子的價(jià)電子數(shù)”。③價(jià)層電子對互斥模型與分子立體構(gòu)型的關(guān)系電子對數(shù)成鍵對數(shù)孤電子對數(shù)電子對空間構(gòu)型分子空間構(gòu)型實(shí)例220直線形直線形BeCl2330三角形三角形BF321V形SnBr2440四面體形正四面體形CH4