高中化學(xué) 分子結(jié)構(gòu)競賽

化學(xué)競賽輔導(dǎo)第一講

分子結(jié)構(gòu)

2023/1/11.分子結(jié)構(gòu)路易斯結(jié)構(gòu)式雜化軌道理論及構(gòu)型價層電子對互斥與構(gòu)型分子的極性共價鍵參數(shù)2023/1/11.美國化學(xué)家路易斯(GNLewis)在1916年提出了共價鍵(covalentbond)的電子理論：認(rèn)為分子中的原子都有形成稀有氣體電子結(jié)構(gòu)的趨勢（八隅律），求得本身的穩(wěn)定。而達(dá)到這種結(jié)構(gòu)，并非通過電子轉(zhuǎn)移形成離子鍵來完成，而是通過共用電子對來實(shí)現(xiàn)。例如:H2通過共用一對電子，每個H均成為He的電子構(gòu)型，形成共價鍵。

2023/1/11.Lewis1875年10月25日路易斯出生于美國麻薩諸塞州的西牛頓市。他從小聰明過人，在三歲時，父母就開始在家里讓他接受教育。1893年進(jìn)入著名的哈佛大學(xué)學(xué)習(xí)，1896年獲理學(xué)士學(xué)位，以后在T．W．理查茲指導(dǎo)下繼續(xù)研究化學(xué)，于1899年24歲時獲哲學(xué)博士學(xué)位。2023/1/11.一、路易斯結(jié)構(gòu)式:分子中還存在未用于形成共價鍵的非鍵合電子，又稱孤對電子。添加了孤對電子的結(jié)構(gòu)式叫路易斯結(jié)構(gòu)式。如：H∶H或H—H∶N≡N∶∶

O=C=O∶C2H2（H—C≡C—H）有些分子可以寫出幾個式子（都滿足8電子結(jié)構(gòu)），如HOCN，可以寫出如下三個式子：2023/1/11.哪一個更合理？可根據(jù)結(jié)構(gòu)式中各原子的“形式電荷”進(jìn)行判斷：q=nv－nL－nb式中，nv為價電子數(shù)nL為孤對電子數(shù)nb為成鍵電子數(shù)。判斷原則：越接近于零，越穩(wěn)定。所以，穩(wěn)定性Ⅰ＞Ⅱ＞Ⅲ。2023/1/11.練習(xí)1、寫出下列幾種物質(zhì)的Lewis結(jié)構(gòu)：（1）POCl3（2）H2O3（火箭燃料）（3）NaOCl（漂白劑）（4）C2H6SiCl2（二甲基二氯硅烷，硅橡膠的原料）2023/1/11.Lewis的貢獻(xiàn)在于提出了一種不同于離子鍵的新的鍵型，解釋了△X比較小的元素之間原子的成鍵事實(shí)。但Lewis沒有說明這種鍵的實(shí)質(zhì)，適應(yīng)性不強(qiáng)。在解釋BCl3,PCl5等未達(dá)到稀有氣體結(jié)構(gòu)的分子時，遇到困難。2023/1/11.1927年英國物理學(xué)家海特勒(WHeitler)和德國物理學(xué)家倫敦(FLondon)成功地用量子力學(xué)處理H2分子的結(jié)構(gòu)。二、價鍵理論2023/1/11.氫分子的形成當(dāng)具有自旋狀態(tài)反平行的未成對電子的兩個氫原子相互靠近時，它們之間產(chǎn)生了強(qiáng)烈的吸引作用，形成了共價鍵,從而形成了穩(wěn)定的氫分子。2023/1/11.量子力學(xué)從理論上解釋了共價鍵形成原因：當(dāng)核外電子自旋平行的兩個氫原子靠近時，兩核間電子云密度小，系統(tǒng)能量E

始終高于兩個孤立氫原子的能量之和Ea+Eb，稱為推斥態(tài)，不能形成H2分子。若電子自旋反平行的兩個氫原子靠近時，兩核間的電子云密度大，系統(tǒng)的能量E

逐漸降低，并低于兩個孤立氫原子的能量之和，稱為吸引態(tài)。當(dāng)兩個氫原子的核間距L=74pm時，其能量達(dá)到最低點(diǎn)，Es=436kJmol1，兩個氫原子之間形成了穩(wěn)定的共價鍵，形成了氫分子。2023/1/11.自旋方向相同自旋方向相反2023/1/11.量子力學(xué)對氫分子結(jié)構(gòu)的處理闡明了共價鍵的本質(zhì)是電性的。由于兩個氫原子的1s原子軌道互相疊加，兩個1s都是正值，疊加后使核間的電子云密度加大，這叫做原子軌道的重疊，在兩個原子之間出現(xiàn)了一個電子云密度較大的區(qū)域。一方面降低了兩核間的正電排斥，另一方面又增強(qiáng)了兩核對電子云密度大的區(qū)域的吸引，這都有利于體系勢能的降低，有利于形成穩(wěn)定的化學(xué)鍵。2023/1/11.

1931年美國化學(xué)家鮑林和斯萊特將其處理H2分子的方法推廣應(yīng)用于其他分子系統(tǒng)而發(fā)展成為價鍵理論(valencebondtheory)，簡稱VB法或電子配對法。2023/1/11.鮑林LinusPouling美國化學(xué)家。1901年2月28日出生于一個藥劑師家中。自幼對父親在藥房配藥發(fā)生興趣。在中學(xué)時代他就喜歡做化學(xué)實(shí)驗(yàn)。由于化學(xué)成績優(yōu)秀，老師破格讓他做高一級的化學(xué)實(shí)驗(yàn)并參加老師的研究工作。1922年畢業(yè)于俄勒岡州立大學(xué)化工系，加州理工學(xué)院攻讀化學(xué)。1925年獲博士位，曾到歐洲各國作訪問學(xué)者。1927年回到加州大學(xué)理工學(xué)院，1931年升任教授。1969年任斯坦福大學(xué)化學(xué)教授一職直到退休。1974年任該校榮譽(yù)教授。2023/1/11.2、VB法基本要點(diǎn)*自旋相反的未成對電子相互配對時，因其波函數(shù)符號相同，此時系統(tǒng)的能量最低，可以形成穩(wěn)定的共價鍵。*若A﹑B兩原子各有一未成對電子且自旋反平行，則互相配對構(gòu)成共價單鍵，如H—H單鍵。如果A、B兩原子各有兩個或三個未成對電子，則在兩個原子間可以形成共價雙鍵或共價三鍵。如N≡N分子以三鍵結(jié)合，因?yàn)槊總€N原子有3個未成對的2p電子。*若原子A有能量合適的空軌道，原子B有孤電子對，原子B的孤電子對所占據(jù)的原子軌道和原子A的空軌道能有效地重疊，則原子B的孤電子對可以與原子A共享，這樣形成的共價鍵稱為共價配鍵，以符號AB表示。2023/1/11.1、共價鍵的形成A、B兩原子各有一個成單電子，當(dāng)A、B相互接近時，兩電子以自旋相反的方式結(jié)成電子對，即兩個電子所在的原子軌道能相互重疊，則體系能量降低，形成化學(xué)鍵，亦即一對電子則形成一個共價鍵。形成的共價鍵越多，則體系能量越低，形成的分子越穩(wěn)定。因此，各原子中的未成對電子盡可能多地形成共價鍵。2023/1/11.例如：H2中，可形成一個共價鍵；HCl分子中，也形成一個共價鍵。N2分子怎樣呢?已知N原子的電子結(jié)構(gòu)為：2s22p3

每個N原子有三個單電子，所以形成N2分子時，N與N原子之間可形成三個共價鍵。2023/1/11.形成CO分子時，與N2相仿，同樣用了三對電子，形成三個共價鍵。不同之處是，其中一對電子在形成共價鍵時具有特殊性。即C和O各出一個2p軌道重疊，而其中的電子是由O單獨(dú)提供的。這樣的共價鍵稱為共價配位鍵。于是，CO可表示成：配位鍵形成條件：一種原子中有孤對電子，而另一原子中有可與孤對電子所在軌道相互重疊的空軌道。在配位化合物中，經(jīng)常見到配位鍵。:CO:2023/1/11.2、共價鍵的特征有飽和性——未成對電子決定有方向性——電子云重疊最大的方向即共價鍵的方向。2023/1/11.飽和性

共價鍵的飽和性是指每個原子的成鍵總數(shù)或以單鍵相連的原子數(shù)目是一定的。因?yàn)楣矁r鍵的本質(zhì)是原子軌道的重疊和共用電子對的形成，而每個原子的未成對電子數(shù)是一定的，所以形成共用電子對的數(shù)目也就一定。例如兩個H原子的未成對電子配對形成H2分子后，如有第三個H原子接近該H2分子，則不能形成H3分子。2023/1/11.方向性

根據(jù)最大重疊原理，在形成共價鍵時，原子間總是盡可能的沿著原子軌道最大重疊的方向成鍵。成鍵電子的原子軌道重疊程度愈高，電子在兩核間出現(xiàn)的概率密度也愈大，形成的共價鍵就越穩(wěn)固。2023/1/11.共價鍵有兩種——σ鍵和π鍵，按對稱性匹配原則處理。3、共價鍵的類型2023/1/11.頭碰頭——σ鍵肩并肩——π鍵π鍵的重疊程度不及σ鍵，鍵能較小，鍵的活潑性較大。所有共價單鍵均為σ鍵，共價雙鍵中有一個σ鍵和一個π鍵。普通σ鍵和π鍵為定域鍵，多個原子間構(gòu)成的大π鍵為離域鍵。3、共價鍵的類型2023/1/11.1、形成條件①原子必須在同一平面上，每個原子可提供一個P軌道并且相互平行。②P電子數(shù)目小于P軌道數(shù)目的二倍。2、類型離域π鍵可用符號表示，其中n表示相互平行的P軌道數(shù)目，m表示離域π鍵中電子的數(shù)目，根據(jù)n和m的大小關(guān)系，離域π鍵可分為三種類型。形成離域π鍵的條件與類型2023/1/11.①正常離域π鍵，m=n，即參加共軛的P軌道數(shù)目與P電子數(shù)相等。②多電子離域π鍵，m﹥n，P電子數(shù)大于P軌道數(shù)（但小于2倍P軌道數(shù)）雙鍵鄰接帶有孤對電子的O，N，P，CL，S等原子時，常形成多電子離域大π鍵。③缺電子離域π鍵，m﹤n，P電子數(shù)小于P軌道數(shù)。2023/1/11.化合物分子中的離域π鍵（1）苯C6H6分子中，每個C原子均采用sp2雜化，在生成的3個sp2雜化軌道中，2個與相鄰的C原子形成sp2-sp2C—C鍵，生成C的六元環(huán)，還有1個sp2雜化軌道與H原子的s軌道生成sp2—sC—H鍵，C、H原子都在同一平面上，每個C原子上未雜化的p軌道與分子平面垂直相互重疊，形成一個大

π鍵，記作。2023/1/11.（2）在CO32-離子中，中心C原子用sp2雜化軌道與3個O原子結(jié)合，四個原子在同一平面上，C的另一個p軌道與分子平面垂直，其余三個O原子也各有一個與分子平面垂直的p軌道，這四個互相平行的p軌道上共有四個p電子，再加上CO32-離子中的兩個離子電荷共有6個電子，生成的大π鍵記為∏46。2023/1/11.π鍵電子數(shù)的判斷計算大π鍵里的電子數(shù)的方法是：(1)確定分子中總價電子數(shù)；(2)畫出分子中的σ鍵以及不與π鍵p軌道平行的孤對電子軌道；(3)總電子數(shù)減去這些σ鍵電子和孤對電子，剩余的就是填入大π鍵的電子。以碳酸根為例，由價電子對互斥理論，是平面三角形，中心C有三個σ鍵，為SP2雜化形式，還有一個垂直分子平面的P軌道，端位的3個氧原子也各有一個垂直于分子平面的P軌道，總的價電子數(shù)為24，因此4個平行P軌道共有24－6－3×4＝6個電子，所以碳酸根離子為4中心6電子的大π鍵。每個原子把成鍵電子去掉剩下的貢獻(xiàn)到離域鍵里，最多2個2023/1/11.想一想：2023/1/11.練一練N2O4存在著()A、一個B、二個C、一個D、二個ClO2分子中含∏35，NO3-、SO3、BF3中都含∏46。還有一些化合物分子中存在多個大π鍵，如BeCl2和CO2中都含二個∏34，乙硼烷B2H6分子中含二個∏32。2023/1/11.（1）鍵能AB(g)=A(g)+B(g)△H=EAB=DAB對于雙原子分子，解離能DAB等于鍵能EAB，但對于多原子分子，則要注意解離能與鍵能的區(qū)別與聯(lián)系，如NH3：NH3(g)=H(g)+NH2(g)D1=435.1kJ·mol-1NH2(g)=H(g)+NH(g)D2=397.5kJ·mol-1NH(g)=H(g)+N(g)D3=338.9kJ·mol-1三個D值不同，而且：E=（D1+D2+D3）/3=390.5kJ·mol-1。另外，E可以表示鍵的強(qiáng)度，E越大，則鍵越強(qiáng)。4、共價鍵的鍵參數(shù)2023/1/11.（2）鍵長

鍵長(bondlength)——兩原子間形成穩(wěn)定的共價鍵時所保持著一定的平衡距離，符號l，單位m或pm。在不同分子中，兩原子間形成相同類型的化學(xué)鍵時，鍵長相近，它們的平均值，即為共價鍵鍵長數(shù)據(jù)。鍵長數(shù)據(jù)越大，表明兩原子間的平衡距離越遠(yuǎn)，原子間相互結(jié)合的能力越弱。如H―F，H―Cl，H―Br，H―I的鍵長依次增長，鍵的強(qiáng)度依次減弱，熱穩(wěn)定性逐個下降2023/1/11.某些鍵能和鍵長的數(shù)據(jù)(298.15K)2023/1/11.（3）鍵角鍵角（bondangle）:分子中相鄰的共價鍵之間的夾角稱為鍵角。知道了某分子內(nèi)全部化學(xué)鍵的鍵長和鍵角的數(shù)據(jù)，便可確定這些分子的幾何構(gòu)型。一些分子的化學(xué)鍵的鍵長、鍵角和幾何構(gòu)型分子 鍵長l/pm 鍵角 分子構(gòu)型 NO2 120 134° V型(或角型) CO2 116.2 180° 直線型 NH3 100.8 107.3三角錐型 CCl4 177109.5°正四面體型 2023/1/11.三、雜化軌道理論根據(jù)價鍵理論，共價鍵是成鍵原子通過電子配對形成的。例如H2O分子的空間構(gòu)型，根據(jù)價鍵理論兩個H―O鍵的夾角應(yīng)該是90°,但實(shí)測結(jié)果是104.5°。又如C原子，其價電子構(gòu)型為2s22p2，按電子配對法，只能形成兩個共價鍵，且鍵角應(yīng)為90，顯然，與實(shí)驗(yàn)事實(shí)不符。鮑林（L.Pauling）和斯萊特(J.C.Slater)于1931年提出了雜化軌道理論。2023/1/11.1）

雜化軌道理論要點(diǎn)*在原子間相互作用形成分子的過程中，同一原子中能量相近的不同類型的原子軌道(即波函數(shù))可以相互疊加，重新組成同等數(shù)目、能量完全相等且成鍵能力更強(qiáng)的新的原子軌道，這些新的原子軌道稱為雜化軌道(hybridorbital)。雜化軌道的形成過程稱為雜化(hybridization)。*定義——同一原子中能量相近的原子軌道組合成新的軌道的過程。2023/1/11.雜化軌道在某些方向上的角度分布更集中，因而雜化軌道比未雜化的原子軌道成鍵能力強(qiáng)，使形成的共價鍵更加穩(wěn)定。不同類型的雜化軌道有不同的空間取向，從而決定了共價型多原子分子或離子的不同的空間構(gòu)型。沒有參與雜化的軌道仍保持原有的形狀。2023/1/11.2）雜化軌道的種類

（1）按參加雜化的軌道分類s－p型：sp雜化、sp雜化和sp雜化s－p－d型：spd雜化、spd雜化（2）按雜化軌道能量是否一致分類等性雜化，不等性雜化。

2023/1/11.雜化軌道的類型（1）sp雜化

由同一原子的一個ns軌道和一個np軌道線性組合得到的兩個雜化軌道稱為sp雜化軌道。每個雜化軌道都包含著1/2的s成分和1/2的p成分，兩個雜化軌道的夾角為180。例如，實(shí)驗(yàn)測得BeCl2是直線型共價分子，Be原子位于分子的中心位置，可見Be原子應(yīng)以兩個能量相等成鍵方向相反的軌道與Cl原子成鍵，這兩個軌道就是sp雜化軌道。2023/1/11.（2）sp2雜化sp2雜化是一個ns原子軌道與兩個np原子軌道的雜化，每個雜化軌道都含1/3的s成分和2/3的p成分，軌道夾角為120°，軌道的伸展方向指向平面三角形的三個頂點(diǎn)。BF3為典型例子。硼原子的電子層結(jié)構(gòu)為1s22s22p1，為了形成3個鍵，硼的1個2s電子要先激發(fā)到2p的空軌道上去，然后經(jīng)sp2雜化形成三個sp2雜化軌道。2023/1/11.2023/1/11.（3）sp3雜化sp3雜化是由一個ns原子軌道和三個np原子軌道參與雜化的過程。CH4中碳原子的雜化就屬此種雜化。碳原子：2s22p2，碳原子也經(jīng)歷激發(fā)、雜化過程，形成了4個sp3雜化軌道：每一個sp3雜化軌道都含有1/4的s成分和3/4的p成分，軌道之間的夾角為109.5°。2023/1/11.2023/1/11.C原子不同雜化軌道的特點(diǎn)：所用P軌道數(shù)目不同：（1）SP3雜化動用了3個P軌道，甲烷的四個鍵完全相同，均為σ鍵。（2）SP2雜化的用了2個P軌道，形成σ鍵，另一個以原來的P軌道與另一個C原子的相同P軌道交疊，形成一個π鍵。（3）SP雜化的用了1個P軌道，另兩個以原來的P軌道與另一個C原子的相同P軌道交疊形成兩個相對較弱的π鍵。2023/1/11.2、立體結(jié)構(gòu)不同：（1）、SP3雜化的呈正四面體結(jié)構(gòu)。（2）、SP2雜化的呈平面型結(jié)構(gòu)。（3）、SP雜化的呈線性結(jié)構(gòu)。2023/1/11.3、鍵長鍵角不同不但單雙鍵的鍵長不同，而且C-H鍵長也不同。鍵角與雜化軌道形式直接相關(guān)。2023/1/11.分子模型雜化類型形狀鍵角鍵長C-C(nm))乙烷SP3四面體109o280.154乙烯SP2平面三角形120o0.134乙炔SP線形180o0.1212023/1/11.問題1：指出分子中各個碳原子的雜化軌道類型：SP2SP2SP3SP2023/1/11.丁二烯問題2：指出下列各化合物中碳原子雜化類型。丙烯2023/1/11.（4）不等性雜化等性雜化——形成能量相等、空間分布對稱的雜化軌道的過程，相應(yīng)的軌道為等性雜化軌道。參與雜化的每個原子軌道均有未成對的單電子的體系一般進(jìn)行等性雜化。不等性雜化——形成能量相等、空間分布不完全對稱的雜化軌道的過程，對應(yīng)軌道為不等性雜化軌道。參與雜化的原子軌道除有未成對的單電子原子軌道外還有成對電子的原子軌道的體系進(jìn)行不等性雜化。如N，O等原子等。2023/1/11.氮原子的價電子層結(jié)構(gòu)為2s22p3，在形成NH3分子時，氮的2s和2p軌道首先進(jìn)行sp3雜化。因?yàn)?s軌道上有一對孤電子對,由于含孤電子對的雜化軌道對成鍵軌道的斥力較大，使成鍵軌道受到擠壓，成鍵后鍵角小于109.5°，分子呈三角錐形。氨分子的空間結(jié)構(gòu)圖2023/1/11.水分子的空間結(jié)構(gòu)圖2023/1/11.3）各種雜化軌道在空間的幾何分布雜化類型sp3

sp2

sp立體構(gòu)型正四面體正三角形直線形雜化類型sp3d或dsp3

sp3d2或d2sp3立體構(gòu)型三角雙錐體正八面體2023/1/11.4）用雜化軌道理論解釋構(gòu)型（1）sp雜化BeCl2分子，直線形，用雜化軌道理論分析其成鍵情況，說明直線形的原因。Be：1s22s22p0

sp雜化:2條sp雜化軌道是直線形分布，分別與2個Cl的3p軌道成鍵，故分子為直線形。2023/1/11.sp雜化，sp-1s，sp-sp均為σ鍵。C中未雜化的p與另一C中未雜化的p沿紙面方向形成π鍵；而p與p沿與紙面垂直的方向形成π鍵。2023/1/11.二氧化碳，直線形，C發(fā)生sp雜化，C與O之間sp-2px兩個鍵，所以成直線形。

C中未雜化的py與兩側(cè)O的兩個py沿紙面方向成大π鍵，C中未雜化的pz與兩側(cè)O的pz沿垂直于紙面的方向成π鍵，故CO2中，C、O之間有離域π鍵（兩個∏34大π鍵）。2023/1/11.（2）sp2雜化BCl3平面三角形構(gòu)型，B的3個sp2雜化軌道呈三角形分布，分別與3個Cl的3p成σ鍵，分子構(gòu)型為三角形。屬于sp2雜化。2023/1/11.乙烯C發(fā)生sp2雜化，sp2雜化軌道與sp2雜化軌道形成1個C–Cσ鍵，sp2雜化軌道與H的1s軌道形成4個C–Hσ鍵；未雜化的p軌道之間形成π鍵，故分子中有碳碳雙鍵存在。2023/1/11.（3）sp3雜化甲烷C發(fā)生sp3雜化，4個軌道呈正四面體分布，4個sp3雜化軌道分別與4個H的1s軌道形成σ鍵，因沒有未雜化的電子（軌道），故CH4分子中無雙鍵。2023/1/11.（4）s-p-d雜化PCl5三角雙錐，P：1s22s22p63s23p33d0

5個sp3d雜化軌道呈三角雙錐形分布，分別與5個Cl的3p成σ鍵?？臻g圖形為：

2023/1/11.（5）不等性雜化H2OO發(fā)生sp3不等性雜化：兩個含單電子的sp3雜化軌道與2個H的1s軌道形成σ鍵，含孤電子對的兩個sp3雜化軌道不成鍵，故水呈V形結(jié)構(gòu)。水分子中的O–H鍵的夾角本應(yīng)為109°28’，但由于孤電子對的斥力，鍵角變小，為104°45’。2023/1/11.NH3N發(fā)生sp3不等性雜化：單電子占據(jù)的sp3雜化軌道分別與H的1s成σ鍵，孤對電子占據(jù)的sp3單獨(dú)占據(jù)四面體的一個頂角。由于孤對電子的影響，H—N—H鍵的鍵角小于109°28′，為107°18′。2023/1/11.在等性雜化中由分子構(gòu)型（與電子對構(gòu)型一致）可以直接看出雜化方式。但在不等性雜化中，分子結(jié)構(gòu)當(dāng)然與雜化方式有關(guān)，但要知道孤電子對數(shù)，方可確定分子構(gòu)型。關(guān)鍵是電子對構(gòu)型可以直接標(biāo)志雜化方式，故電子對構(gòu)型非常重要。不等性雜化與配體數(shù)小于對數(shù)是對應(yīng)的。有未參加雜化的電子，一般形成π鍵或大π鍵。2023/1/11.練習(xí)：BF3的幾何構(gòu)型為平面正三角形，而NF3卻是三角錐形，試用雜化軌道理論加以說明。

在BF3中B原子以三個sp2雜化軌道分別與三個F原子的2P軌道形成3個sp2–p鍵，B原子的三個sp2雜化軌道是等性雜化軌道，其空間構(gòu)型為平面正三角形，所以BF3的幾何構(gòu)型亦為正三角形。而在NF3中，N原子形成4個sp3雜化軌道，其中有一個雜化軌道已排布2個電子（孤電子對），能量稍低，另外3個雜化軌道僅排1個電子，能量稍高。N原子用這三個能量相等的、各排布有1個電子的sp3雜化軌道分別與3個F原子的2p軌道形成3個sp3–p鍵。由于孤電子對對成鍵電子對的排斥作用，致使sp3–p鍵間的夾角小于10928’（實(shí)為102.5）NF3分子的幾何構(gòu)型為三角錐形。2023/1/11.四、價層電子對互斥理論(VSEPR理論)(ValenceShellElectronPairRepulsion)預(yù)測簡單無機(jī)小分子的空間構(gòu)型的方法

1.理論基本要點(diǎn)1)在共價分子(或離子)中，中心原子價電子層中的電子對(包括成鍵電子對和未成鍵的孤電子對)傾向于盡可能地遠(yuǎn)離，以使彼此間相互排斥作用為最小。2023/1/11.2)把分子中中心原子的價電子層視為一個球面。因而價電子層中的電子對按能量最低原理排布在球面，從而決定分子的空間構(gòu)型。3)不同的電子對之間的斥力大小順序?yàn)椋汗聦﹄娮訉εc孤對電子對間斥力＞孤對與鍵對間＞鍵對與鍵對間；2023/1/11.中心原子價電子對排布方式價電子對數(shù)對數(shù)23456價電子對排布方式直線形平面三角形正四面體形三角雙錐形正八面體形2023/1/11.推測分子空間構(gòu)型的步驟l中心原子的價電子對數(shù)，則

注：氧族元素作為配體時，在成鍵時認(rèn)為不提供共用電子，但當(dāng)氧族元素作為中心原子時應(yīng)按6個價電子計算（H2O）

對陽離子：（價電子總數(shù)–離子電荷數(shù))/2陰離子：（價電子總數(shù)+離子電荷數(shù)）/2若計算結(jié)果不為整數(shù)，則應(yīng)進(jìn)為整數(shù)。例如NO2n=(5+0)/2=2.5應(yīng)取n=3。2023/1/11.根據(jù)確定的n值，查找合適的價電子對空間排布。如果中心原子沒有孤對電子，價電子對的空間排布就是分子的空間構(gòu)型。若中心原子有孤電子對，則須考慮孤電子對的位置，孤電子對可能會有幾種可能的排布方式，選擇斥力最小的排布方式，即為分子具有的穩(wěn)定構(gòu)型。2023/1/11.計算中心原子的孤對電子對數(shù)Lp=(中心離子價層電子數(shù)—幾個配位原子的未成對電子數(shù))IF5

Lp=[7－(5×1)]=1構(gòu)型由八面體變?yōu)樗姆藉FNH4＋

Lp=[（5－1）－（4×1）]=0正四面體PO43－

Lp=[（5+3）－（4×2）]=0正四面體2023/1/11.雜化類型鍵對電子對數(shù)孤對電子對數(shù)分子類型分子空間構(gòu)型實(shí)例2sp2OAB2直線形BeCl2，CO2，HgCl23sp23OAB3平面三角BF3，BCl3，SO3，CO32￣，NO3￣21AB2V形SO2，SnCl2，NO2￣4sp34OAB4正四面體CH4,CHCl3,CCl4,NH4+,SO42￣,PO43￣31AB3三角錐NH3，NF3，SO32￣22AB2V形H2O，SCl2，ClO2￣5sp3d5OAB5雙三角錐PCl5，AsF541AB4變形四面體TeCl4，SF432AB3T形ClF323AB2直線形XeF2，I3￣6sp3d260AB6正八面體SF6，[SiF6]2￣51AB5四方錐IF5，[SbF5]2￣42AB4平面四方形XeF4價層電子對數(shù)與分子空間構(gòu)型2023/1/11.價層電子對互斥理論局限性：①對于復(fù)雜的多元化合物無法處理；②無法說明鍵的形成原理和鍵的相對穩(wěn)定性。2023/1/11.例

求H3O+和SO42的價電子對數(shù)，并推測其分子空間構(gòu)型。解：H3O+的價電子對數(shù)n=(6+311)/2=4價電子對的排布為正四面體形，其中一對為孤電子對，所以分子空間構(gòu)型為三角錐形。SO42的價電子對數(shù)

n=(60+2)/2=4價電子對的排布為正四面體形，無孤電子對，所以分子空間構(gòu)型也是正四面體形。應(yīng)用：2023/1/11.解：CH4

n=(4+41)/2=4CH4分子構(gòu)型為正四面體形。H2On=(6+21)/2=4H2O的價電子對應(yīng)為正四面體排布，其中兩對為孤電子對，所以分子構(gòu)型應(yīng)為V形。NH3

n=(5+31)/2=4NH3的價電子對應(yīng)為正四面體排布，其中一對為孤電子對，所以分子構(gòu)型應(yīng)為三角錐形。所以三個分子的鍵角從大到小的順序是：CH4、NH3、H2O。練習(xí)：用VSEPR理論預(yù)測CH4、H2O、NH3分子的空間構(gòu)型，并判斷它們鍵角的相對大小。2023/1/11.解：n=(6+41)/2=5

價電子對排布為三角雙錐形，有1對孤電子對，孤電子對有兩種排布方式。

根據(jù)VSEPR理論判斷SF4的空間構(gòu)型。2023/1/11.兩種中夾角為90，電子對間斥力最大，