分子的空間構(gòu)型(選修三)

1、電離能與電負(fù)性變化  同周期（左右）同主族（上下）原子結(jié)構(gòu)核電荷數(shù)逐漸增大增大能層（電子層）數(shù)相同增多原子半徑逐漸減小逐漸增大 元素性質(zhì)化合價(jià)最高正價(jià)由+1+7負(fù)價(jià)數(shù)=（8族序數(shù)）最高正價(jià)和負(fù)價(jià)數(shù)均相同，最高正價(jià)數(shù)=族序數(shù)元素的金屬性和非金屬性金屬性逐漸減弱，非金屬性逐漸增強(qiáng)金屬性逐漸增強(qiáng)，非金屬性逐漸減弱第一電離能呈增大趨勢(shì)（注意反常點(diǎn)：A族和A族、A族和A族）逐漸減小電負(fù)性逐漸增大逐漸減小3.元素電離能和元素電負(fù)性第一電離能：氣態(tài)電中性基態(tài)原子失去1個(gè)電子，轉(zhuǎn)化為氣態(tài)基態(tài)正離子所需要的能量叫做第一電離能。常用符號(hào)I1表示，單位為kJ/mol。 (1)

2、.原子核外電子排布的周期性.隨著原子序數(shù)的增加,元素原子的外圍電子排布呈現(xiàn)周期性的變化:每隔一定數(shù)目的元素，元素原子的外圍電子排布重復(fù)出現(xiàn)從ns1到ns2np6的周期性變化.(2).元素第一電離能的周期性變化.隨著原子序數(shù)的遞增，元素的第一電離能呈周期性變化:同周期從左到右，第一電離能有逐漸增大的趨勢(shì)，稀有氣體的第一電離能最大，堿金屬的第一電離能最??；同主族從上到下，第一電離能有逐漸減小的趨勢(shì).說(shuō)明：同周期元素，從左往右第一電離能呈增大趨勢(shì)。電子亞層結(jié)構(gòu)為全滿、半滿時(shí)較相鄰元素要大即第 A 族、第 A 族元素的第一電離能分別大于同周期相鄰元素。Be、N、

3、Mg、P.元素第一電離能的運(yùn)用：a.電離能是原子核外電子分層排布的實(shí)驗(yàn)驗(yàn)證.b.用來(lái)比較元素的金屬性的強(qiáng)弱.   I1越小，金屬性越強(qiáng)，表征原子失電子能力強(qiáng)弱.(3).元素電負(fù)性的周期性變化.元素的電負(fù)性：元素的原子在分子中吸引電子對(duì)的能力叫做該元素的電負(fù)性。隨著原子序數(shù)的遞增，元素的電負(fù)性呈周期性變化：同周期從左到右，主族元素電負(fù)性逐漸增大；同一主族從上到下，元素電負(fù)性呈現(xiàn)減小的趨勢(shì).電負(fù)性的運(yùn)用:a.確定元素類(lèi)型(一般>1.8，非金屬元素；<1.8，金屬元素).    b.確定化學(xué)鍵類(lèi)型(兩元素電負(fù)性差值&g

4、t;1.7，離子鍵；<1.7，共價(jià)鍵).c.判斷元素價(jià)態(tài)正負(fù)（電負(fù)性大的為負(fù)價(jià)，小的為正價(jià)）.d.電負(fù)性是判斷金屬性和非金屬性強(qiáng)弱的重要參數(shù)（表征原子得電子能力強(qiáng)弱）.例8.下列各組元素，按原子半徑依次減小，元素第一電離能逐漸升高的順序排列的是  AK、Na、Li      BN、O、C     CCl、S、P      DAl、Mg、Na例9.已知X、Y元素同周期，且電負(fù)性XY，下列說(shuō)法錯(cuò)誤的是AX

5、與Y形成化合物時(shí)，X顯負(fù)價(jià)，Y顯正價(jià)B第一電離能可能Y小于XC最高價(jià)含氧酸的酸性：X對(duì)應(yīng)的酸性弱于Y對(duì)應(yīng)的酸性D氣態(tài)氫化物的穩(wěn)定性：HmY小于HmX基態(tài)和激發(fā)態(tài)基態(tài)：最低能量狀態(tài)。處于 最低能量狀態(tài) 的原子稱(chēng)為 基態(tài)原子 。激發(fā)態(tài)：較高能量狀態(tài)（相對(duì)基態(tài)而言）?；鶓B(tài)原子的電子吸收能量后，電子躍遷至較高能級(jí)時(shí)的狀態(tài)。處于激發(fā)態(tài)的原子稱(chēng)為激發(fā)態(tài)原子 。 電子云與原子軌道（1）電子云：電子在核外空間做高速運(yùn)動(dòng)，沒(méi)有確定的軌道。因此，人們用“電子云”模型來(lái)描述核外電子的運(yùn)動(dòng)?！半娮釉啤泵枋隽穗娮釉谠雍送獬霈F(xiàn)的概率密度分布，是核外電子運(yùn)動(dòng)狀態(tài)的形象化描述。（2）原子軌道：不同能級(jí)上的電子出現(xiàn) 概率 約

6、為90%的電子云空間輪廓圖 稱(chēng)為原子軌道。s電子的原子軌道呈 球形對(duì)稱(chēng)，ns能級(jí)各有1個(gè)原子軌道；p電子的原子軌道呈紡錘形，np能級(jí)各有3個(gè)原子軌道，相互垂直（用px、py、pz表示）；nd能級(jí)各有5個(gè)原子軌道；nf能級(jí)各有7個(gè)原子軌道。共價(jià)鍵1、共價(jià)鍵的成鍵本質(zhì)：成鍵原子相互接近時(shí)，原子軌道發(fā)生重疊，自旋方向相反的未成對(duì)電子形成共用電子對(duì)，兩原子核間電子云密度增加，體系能量降低。2、共價(jià)鍵類(lèi)型：（1）鍵和鍵 鍵鍵成鍵方向沿鍵軸方向“頭碰頭”平行或“肩并肩”電子云形狀軸對(duì)稱(chēng)鏡像對(duì)稱(chēng)牢固程度強(qiáng)度大，不易斷裂強(qiáng)度小，易斷裂成鍵判斷規(guī)律單鍵是鍵；雙鍵有一個(gè)是鍵，另一個(gè)是鍵；三鍵中一個(gè)是鍵，

7、另兩個(gè)為鍵。（2）極性鍵和非極性鍵 非 極 性 鍵極 性 鍵定義由同種元素的原子形成的共價(jià)鍵，共用電子對(duì)不發(fā)生偏移由不同種元素的原子形成的共價(jià)鍵，共用電子對(duì)發(fā)生偏移原子吸引電子能力相同不同共用電子對(duì)位置不偏向任何一方偏向吸引電子能力強(qiáng)的原子一方成鍵原子的電性判斷依據(jù)不顯電性顯電性舉例單質(zhì)分子（如H2、Cl2）和某些化合物（如Na2O2、H2O2）中含有非極性鍵氣態(tài)氫化物，非金屬氧化物、酸根和氫氧根中都含有極性鍵（3）配位鍵：一類(lèi)特殊的共價(jià)鍵，一個(gè)原子提供空軌道，另一個(gè)原子提供一對(duì)電子所形成的共價(jià)鍵。配位化合物：金屬離子與配位體之間通過(guò)配位鍵形成的化合物。如：Cu（H2O）4SO4、C

8、u（NH3）4（OH）2、Ag（NH3）2OH 、Fe（SCN） 3等。配位化合物的組成：3、共價(jià)鍵的三個(gè)鍵參數(shù) 概念對(duì)分子的影響鍵長(zhǎng)分子中兩個(gè)成鍵原子核間距離（米）鍵長(zhǎng)越短，化學(xué)鍵越強(qiáng)，形成的分子越穩(wěn)定鍵能對(duì)于氣態(tài)雙原子分子AB，拆開(kāi)1molA-B鍵所需的能量鍵能越大，化學(xué)鍵越強(qiáng)，越牢固，形成的分子越穩(wěn)定鍵角鍵與鍵之間的夾角鍵角決定分子空間構(gòu)型（1）鍵長(zhǎng)、鍵能決定共價(jià)鍵的強(qiáng)弱和分子的穩(wěn)定性，鍵角決定分子空間構(gòu)型和分子的極性。（2）鍵能與反應(yīng)熱：反應(yīng)熱生成物鍵能總和反應(yīng)物鍵能總和分子的空間構(gòu)型1、等電子原理原子總數(shù)相同、價(jià)電子總數(shù)相同的分子具有相似的化學(xué)鍵特征，許多性質(zhì)是相似的，此原

9、理稱(chēng)為等電子原理。（1）等電子體的判斷方法：在微粒的組成上，微粒所含原子數(shù)目相同；在微粒的構(gòu)成上，微粒所含價(jià)電子數(shù)目相同；在微粒的結(jié)構(gòu)上，微粒中原子的空間排列方式相同。（等電子的推斷常用轉(zhuǎn)換法，如CO2=CO+O=N2+O= N2O= N2+ N= N3或SO2=O+O2=O3=N+O2= NO2）（2）等電子原理的應(yīng)用：利用等電子體的性質(zhì)相似，空間構(gòu)型相同，可運(yùn)用來(lái)預(yù)測(cè)分子空間的構(gòu)型和性質(zhì)。2、價(jià)電子互斥理論：（1）價(jià)電子互斥理論的基本要點(diǎn)：ABn型分子（離子）中中心原子A周?chē)膬r(jià)電子對(duì)的幾何構(gòu)型，主要取決于價(jià)電子對(duì)數(shù)（n），價(jià)電子對(duì)盡量遠(yuǎn)離，使它們之間斥力最小。（2）ABn型分子價(jià)層電子對(duì)

10、的計(jì)算方法：對(duì)于主族元素，中心原子價(jià)電子數(shù)=最外層電子數(shù)，配位原子按提供的價(jià)電子數(shù)計(jì)算，如：PCl5中O、S作為配位原子時(shí)按不提供價(jià)電子計(jì)算，作中心原子時(shí)價(jià)電子數(shù)為6；離子的價(jià)電子對(duì)數(shù)計(jì)算     如：NH4+：；SO42- ：3、雜化軌道理論（1）雜化軌道理論的基本要點(diǎn)：能量相近的原子軌道才能參與雜化。雜化后的軌道一頭大，一頭小，電子云密度大的一端與成鍵原子的原子軌道沿鍵軸方向重疊，形成鍵；由于雜化后原子軌道重疊更大，形成的共價(jià)鍵比原有原子軌道形成的共價(jià)鍵穩(wěn)定。雜化軌道能量相同，成分相同，如：每個(gè)sp3雜化軌道占有1個(gè)s軌道、3個(gè)p軌道。雜化軌道總數(shù)等

11、于參與雜化的原子軌道數(shù)目之和。（2）s、p雜化軌道和簡(jiǎn)單分子幾何構(gòu)型的關(guān)系雜化類(lèi)型spsp 2sp 3sp 3不等性雜化軌道夾角180 o120 o109o28   中心原子位置A，BAAAAA中心原子孤對(duì)電子數(shù)000123分子幾何構(gòu)型直線形平面三角形正四面體形三角錐形V字形直線形實(shí)例BeCl2、Hg Cl2BF3CH4、SiCl4NH3、PH3H2O、H2SHCl（3）雜化軌道的應(yīng)用范圍：雜化軌道只應(yīng)用于形成鍵或者用來(lái)容納未參加成鍵的孤對(duì)電子。（4）中心原子雜化方式的判斷方法：看中心原子有沒(méi)有形成雙鍵或叁鍵，如果有1個(gè)叁鍵，則其中有2個(gè)鍵，用去了2個(gè)p軌道，形成

12、的是sp雜化；如果有1個(gè)雙鍵則其中有1個(gè)鍵，形成的是sp 2雜化；如果全部是單鍵，則形成的是sp 3雜化。4、分子空間構(gòu)型、中心原子雜化類(lèi)型和分子極性的關(guān)系分子（離子）中心原子價(jià)電子對(duì)雜化類(lèi)型VSEPR模型分子空間構(gòu)型鍵角分子的極性CO22sp直線直線形180 o非SO23sp 2平面三角V字形 極H2O、OF2、3sp 3平面三角V字形極HCN2sp直線直線形180 o極NH34sp 3正四面體三角錐形107 o18極BF3、SO33sp 2平面三角平面三角形120 o非H3O+4sp 3正四面體三角錐形107 o18CH4、CCl44sp 3正四面體正四面體形109o28非NH4

13、+4sp 3正四面體正四面體形109o28非HCHO、COCl23sp 2平面三角平面三角形極極性分子和非極性分子（1）極性分子和非極性分子<1>非極性分子：從整個(gè)分子看，分子里電荷的分布是對(duì)稱(chēng)的。如：只由非極性鍵構(gòu)成的同種元素的雙原子分子：H2、Cl2、N2等；只由極性鍵構(gòu)成，空間構(gòu)型對(duì)稱(chēng)的多原子分子：CO2、CS2、BF3、CH4、CCl4等；極性鍵非極性鍵都有的：CH2=CH2、CHCH、。<2>極性分子：整個(gè)分子電荷分布不對(duì)稱(chēng)。如：不同元素的雙原子分子如：HCl，HF等。折線型分子，如H2O、H2S等。三角錐形分子如NH3等。（2）共價(jià)鍵的極性和分子極性的關(guān)系：

14、兩者研究對(duì)象不同，鍵的極性研究的是原子，而分子的極性研究的是分子本身；兩者研究的方向不同，鍵的極性研究的是共用電子對(duì)的偏離與偏向，而分子的極性研究的是分子中電荷分布是否均勻。非極性分子中，可能含有極性鍵，也可能含有非極性鍵，如二氧化碳、甲烷、四氯化碳、三氟化硼等只含有極性鍵，非金屬單質(zhì)F2、N2、P4、S8等只含有非極性鍵，C2H6、C2H4、C2H2等既含有極性鍵又含有非極性鍵；極性分子中，一定含有極性鍵，可能含有非極性鍵，如HCl、H2S、H22等。（3）分子極性的判斷方法單原子分子：分子中不存在化學(xué)鍵，故沒(méi)有極性分子或非極性分子之說(shuō)，如He、Ne等。雙原子分子：若含極性鍵，就是極性分子，

15、如HCl、HBr等；若含非極性鍵，就是非極性分子，如O2、I2等。以極性鍵結(jié)合的多原子分子，主要由分子中各鍵在空間的排列位置決定分子的極性。若分子中的電荷分布均勻，即排列位置對(duì)稱(chēng)，則為非極性分子，如BF3、CH4等。若分子中的電荷分布不均勻，即排列位置不對(duì)稱(chēng)，則為極性分子，如NH3、SO2等。根據(jù)ABn的中心原子A的最外層價(jià)電子是否全部參與形成了同樣的共價(jià)鍵。（或A是否達(dá)最高價(jià)）（4）相似相溶原理相似相溶原理：極性分子易溶于極性溶劑，非極性分子易溶于非極性溶劑。相似相溶原理的適用范圍：“相似相溶”中“相似”指的是分子的極性相似。如果存在氫鍵，則溶劑和溶質(zhì)之間的氫鍵作用力越大，溶解性越好。相反，

16、無(wú)氫鍵相互作用的溶質(zhì)在有氫鍵的水中的溶解度就比較小。晶體的結(jié)構(gòu)和性質(zhì)          類(lèi)型比較 離子晶體 原子晶體 分子晶體 金屬晶體構(gòu)成晶體微粒陰、陽(yáng)離子原子分子金屬陽(yáng)離子、自由電子形成晶體作用力離子鍵共價(jià)鍵范德華力微粒間的靜電作用   物理性質(zhì) 熔沸點(diǎn)較高很高低有高、有低硬度硬而脆大小有高、有低導(dǎo)電性不良（熔融或水溶液中導(dǎo)電）絕緣、半導(dǎo)體不良良導(dǎo)體傳熱性不良不良不良良延展性不良不良不良良溶解性易溶于極性溶劑，難溶于有機(jī)溶

17、劑不溶于任何溶劑極性分子易溶于極性溶劑；非極性分子易溶于非極性溶劑中一般不溶于溶劑，鈉等可與水、醇類(lèi)、酸類(lèi)反應(yīng)典型實(shí)例NaOH、NaCl金剛石P4、干冰、硫鈉、鋁、鐵1、四大晶體的比較 2、典型晶體的結(jié)構(gòu)特征（1）NaCl    屬于離子晶體。晶胞中每個(gè)Na+周?chē)?個(gè)Cl，這些Cl構(gòu)成的幾何圖形是正八面體，每個(gè)Cl周?chē)?個(gè)Na+，Na+、Cl個(gè)數(shù)比為1：1，每個(gè)Na+與12個(gè)Na+等距離相鄰，每個(gè)氯化鈉晶胞含有4個(gè)Na+和4個(gè)Cl。（2）CsCl屬于離子晶體。晶胞中每個(gè)Cl（或Cs+）周?chē)c之最接近且距離相等的Cs+（或Cl）共有8個(gè)，這幾個(gè)Cs+（或

18、Cl）在空間構(gòu)成的幾何構(gòu)型為立方體，在每個(gè)Cs+周?chē)嚯x相等且最近的Cs+共有6個(gè)，這幾個(gè)Cs+在空間構(gòu)成的幾何構(gòu)型為正八面體，一個(gè)氯化銫晶胞含有1個(gè)Cs+和1個(gè)Cl 。（3）金剛石（空間網(wǎng)狀結(jié)構(gòu)）屬于原子晶體。晶體中每個(gè)C原子和4個(gè)C原子形成4個(gè)共價(jià)鍵,成為正四面體結(jié)構(gòu)，C原子與碳碳鍵個(gè)數(shù)比為1：2，最小環(huán)由6個(gè)C原子組成，每個(gè)C原子被12個(gè)最小環(huán)所共用；每個(gè)最小環(huán)含有1/2個(gè)C原子。（4）SiO2屬于原子晶體。晶體中每個(gè)Si原子周?chē)?個(gè)O原子，每個(gè)O原子周?chē)?個(gè)Si原子，Si、O原子個(gè)數(shù)比為1：2，Si原子與SiO鍵個(gè)數(shù)比為1：4，O原子與SiO鍵個(gè)數(shù)比為1：2，最小環(huán)由12個(gè)原子組成。（5）干冰屬于分子晶體。晶胞中每個(gè)CO2分子周?chē)罱业染嚯x的CO2有12個(gè)。1個(gè)晶胞中含有4個(gè)CO2。（6）石墨屬于過(guò)渡性晶體。是分層的平面網(wǎng)狀結(jié)構(gòu)，層內(nèi)C原子以共價(jià)鍵與周?chē)?個(gè)C原子結(jié)合，層間為范德華力。晶體中每個(gè)C原子被3個(gè)六邊形共用,平均每個(gè)環(huán)占有2個(gè)碳原子。晶體中碳原子數(shù)、碳環(huán)數(shù)和碳碳單鍵數(shù)之比為2：3。（7）金屬晶體金屬Po（釙）中金屬原子堆積方式是簡(jiǎn)單立方堆積，原子的配位數(shù)為6，一個(gè)晶胞中含有1