分子的空间构型(选修三)

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1、电离能与电负性变化同周期（左t右）同主族（上一下）原 子 结 构核电荷数逐渐增大增大能层（电子层）数相同增多原子半径逐渐减小逐渐增大元 素 性 质化合价最高正价由+1-+7负价数=（8一族序数）最高正价和负价数均相同，最高 正价数=族序数元素的金属性和非 金属性金属性逐渐减弱，非金属性 逐渐增强金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱第一电离能呈增大趋势（注意反常点：口 A族和m A族、V A族和VI A 族）逐渐减小电负性逐渐增大逐渐减小3.元素电离能和元素电负性第一电离能：气态电中性基态原子失去 1个电子，转化为气态基态正离子所需要的能量叫做第一电离能。常用符号 I1表示，单位为kJ/mol。（1

2、） .原子核外电子排布的周期性.随着原子序数的增加，元素原子的外围电子排布呈现周期性的变化：每隔一定数目的元素，元素原子的外围电子排布重复出现从ns1到ns2np6的周期性变化.（2） .元素第一电离能的周期性变化.随着原子序数的递增，元素的第一电离能呈周期性变化：同周期从左到右，第一电离能有逐渐增大的趋势，稀有气体的第一电离能最大，碱金属的第一电离能最小；同主族从上到下，第一电离能有逐渐减小的趋势说明：同周期元素，从左往右第一电离能呈增大趋势。电子亚层结构为全满、半满时较相邻元素要大即第HA 族、第 VA族元素的第一电离能分别大于同周期相邻元素。Be N、MgP.元素第一电离能的运用：a.电

3、离能是原子核外电子分层排布的实验验证b.用来比较元素的金属性的强弱. I1越小，金属性越强，表征原子失电子能力强弱.（3） .元素电负性的周期性变化.元素的电负性：元素的原子在分子中吸引电子对的能力叫做该元素的电负性。随着原子序数的递增，元素的电负性呈周期性变化：同周期从左到右，主族元素电负性逐渐增大；同一主族从上到下，元素电负性呈现减小的趋势电负性的运用：a.确定元素类型（一般1.8 ,非金属元素；1.8 ,金属元素）.b.确定化学键类型（两元素电负性差值1.7 ,离子键；1.7,共价键）.c.判断元素价态正负（电负性大的为负价，小的为正价）d.电负性是判断金属性和非金属性强弱的重要参数（表

4、征原子得电子能力强弱）例8.下列各组元素，按原子半径依次减小，元素第一电离能逐渐升高的顺序排列的是A. K、Na、LiB. N。CC. Cl、S、PD. Al、MgNa例9.已知X、Y元素同周期，且电负性 X Y,下列说法错误的是A. X与Y形成化合物时，X显负价，Y显正价B.第一电离能可能 丫小于XC.最高价含氧酸的酸性：X对应的酸性弱于 Y对应的酸性D.气态氢化物的稳定性：HY小于HX基态和激发态基态：最低能量状态。处于 最低能量状态的原子称为基态原子。激发态：较高能量状态(相对基态而言)。基态原子的电子吸收能量后，电子跃迁至 较高能级时的状态。处于激发态的原子称为激发态原子。电子云与原子

5、轨道(1) 电子云：电子在核外空间做高速运动，没有确定的轨道。因此，人们用“电子云” 模型来描述核外电子的运动。“电子云”描述了电子在原子核外出现的概率密度分布，是核外电子运动状态的形象化描述。(2)原子轨道：不同能级上的电子出现概率 约为90%的电子云空间轮廓图 称为原子轨道。s电子的原子轨道呈 球形对称，ns能级各有1个原子轨道；p电子的原子轨道呈纺锤形， np能级各有3个原子轨道，相互垂直(用 px、Py、Pz表示)；nd能级各有5个原子轨道； nf能级各有7个原子轨道。共价键1、共价键的成键本质：成键原子相互接近时，原子轨道发生重叠，自旋方向相反的未成 对电子形成共用电子对，两原子核间

6、电子云密度增加，体系能量降低。2、共价键类型：(2) (T键和兀键6键兀键成键方向沿键轴方向“头碰头”平行或“肩并肩”电子云形状轴对称镜像对称牢固程度强度大，不易断裂强度小，易断裂成键判断规律单键是b键；双键有一个是 b键，另一个是无键；三键中一个是 b键， 另两个为正键。(2)极性键和非极性键非极性键极性键定义由同种元素的原子形成的共价键，共用电子对不发生偏移由不同种元素的原子形成的共价 键，共用电子对发生偏移原子吸引电子能力相同不同共用电子对位置不偏向任何一方偏向吸引电子能力强的原子一方成键原子的电性判 断依据不显电性显电性举例单质分子(如H2、C12)和某 些化合物(如Na2O2、H2O

7、2) 中含有非极性键气态氢化物，非金属氧化物、酸根 和氢氧根中都含有极性键(3)配位键：一类特殊的共价键，一个原子提供空轨道，另一个原子提供一对电子所形成的共价键。如：Cu (dO) 4SO4、配位化合物：金属离子与配位体之间通过配位键形成的化合物。Cu (NH3) 4 (OH) 2、Ag (NH3) 2OH、Fe (SCN) 3 等。配位化合物的组成：中心原子(提供空轨道配位原子(提供魂对电子)配位体内界外界配位教3、共价键的三个键参数概念对分子的影响键长分子中两个成键原子核间距离(米)键长越短，化学键越强，形成的分子越稳键能对于气态双原子分子AB ,拆开1molA-B键所需的能量键能越大，

8、化学键越强，越牢固，形成的 分子越稳定键角键与键之间的夹角键角决定分子空间构型(1)键长、键能决定共价键的强弱和分子的稳定性，键角决定分子空间构型和分子的极性。(2)键能与反应热：反应热=生成物键能总和-反应物键能总和分子的空间构型1、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，许多性质是相似的， 此原理称为等电子原理。(1)等电子体的判断方法：在微粒的组成上，微粒所含原子数目相同；在微粒的构成 上，微粒所含价电子数目相同；在微粒的结构上，微粒中原子的空间排列方式相同。(等 电子的推断常用转换法， 如 CO2=CO+O=N 2+O= N 2O= N 2+ N = N 3-

9、或 SO2=O+O 2=O 3=N+O2= NO 2 )(2)等电子原理的应用：利用等电子体的性质相似，空间构型相同，可运用来预测分 子空间的构型和性质。2、价电子互斥理论：(1)价电子互斥理论的基本要点：A Bn型分子(离子)中中心原子 A周围的价电子对的几何构型，主要取决于价电子对数(n),价电子对尽量远离，使它们之间斥力最小。n3.千S奉is田!tT(3) ABn型分子价层电子对的计算方法:价层电子对数目间=中心原子人的价电子数十配位原孑E提供的价电子数乂对于主族元素，中心原子价电子数=最外层电子数，配位原子按提供的价电子数计算，(5) + 1x5 .低 J如：PC15中20、S作为配位

10、原子时按不提供价电子计算，作中心原子时价电子数为6;离子的价电子对数计算5+1x4-1 /6+0+2 ,禄=4n = 4如：NH4+：2； SO42- :23、杂化轨道理论(1)杂化轨道理论的基本要点：能量相近的原子轨道才能参与杂化。杂化后的轨道一头大， 一头小，电子云密度大的一端与成键原子的原子轨道沿键轴方 向重叠，形成b键；由于杂化后原子轨道重叠更大，形成的共价键比原有原子轨道形成的共价键稳定。杂化轨道能量相同，成分相同，如：每个sp3杂化轨道占有1个s轨道、3个p轨道。杂化轨道总数等于参与杂化的原子轨道数目之和。(2) s、p杂化轨道和简单分子几何构型的关系杂化类型spsp 23 sps

11、p 3不等性杂化轨道夹角180 12010928中心原子位置 A, 口 BmAIVAV AVIAW A中心原子孤对电子数000123分子几何构型直线形平面三角形正四面体形三角锥形V字形直线形实例| BeCl2 Hg Cl 2 | BF3I CH4、S4 I NH3、PH3 H2O、H2s HCl(3)杂化轨道的应用范围：杂化轨道只应用于形成b键或者用来容纳未参加成键的孤对电子。(4)中心原子杂化方式的判断方法：看中心原子有没有形成双键或叁键，如果有1个叁键，则其中有2个兀键，用去了 2个p轨道，形成的是sp杂化；如果有1个双键则其中 有1个兀键，形成的是sp 2杂化；如果全部是单键，则形成的是

12、sp3杂化。4、分子空间构型、中心原子杂化类型和分子极性的关系分子(离子)中心原子价 电子对杂化类型VSEPR模型分子空间构型键角分子的极性CO22sp直线直线形180 o非SO232 sp平面三角V字形极H2O、OF2、3sp 3平面三角V字形极HCN2sp直线直线形180 o极NH343 sp正四面体三角锥形107 018，极bf3、so332 sp平面三角平面三角形o120非H3O+43 sp正四面体三角锥形107 018，CH4、CCl443 sp正四面体正四面体形10928非NH4+43 sp正四面体正四面体形10928非HCHO、COCI232 sp平面三角平面三角形极极性分子和非

13、极性分子(1)极性分子和非极性分子非极性分子：从整个分子看，分子里电荷的分布是对称的。如：只由非极性键构 成的同种元素的双原子分子：H2、Cl2、N2等；只由极性键构成，空间构型对称的多原子分子：CO2、CS2、BF3、CH4、CC14等；极性键非极性键者B有的： CH2=CH2、CH-CH、q极性分子：整个分子电荷分布不对称。如：不同元素的双原子分子如：HCl, HF等。折线型分子，如 H2O、H2s等。三角锥形分子如 NH3等。(2)共价键的极性和分子极性的关系：两者研究对象不同， 键的极性研究的是原子，而分子的极性研究的是分子本身；两者研究的方向不同，键的极性研究的是共用电子对的偏离与偏

14、向，而分子的极性研究的是分子中电荷分布是否均匀。非极性分子中，可能含有极性键，也可能含有非极性键， 如二氧化碳、甲烷、 四氯化碳、三氟化硼等只含有极性键，非金属单质F2、N2、P4、S8等只含有非极性键，C2H 6、C2H4、C2H2等既含有极性键又含有非极性键；极性分子中，一定含有极性键，可能含有非 极性键，如HCl、H2S、H2O2等。(3)分子极性的判断方法单原子分子：分子中不存在化学键，故没有极性分子或非极性分子之说，如He、Ne双原子分子：若含极性键，就是极性分子，如 HCl、HBr等；若含非极性键，就是非 极性分子，如。2、I2等。以极性键结合的多原子分子，主要由分子中各键在空间的排列位置决定分子的极性。若分子中的电荷分布均匀，即排列位置对称，则为非极性分子，如BF3、CH4等。若分子中的电荷分布不均匀，即排列位置不对称，则为极性分子，如NH3、S