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C2H4、苯(C6H6)、CH2==CH—CH==CH2(1,3-丁二烯)、CH2==CH—C≡CH(乙烯基乙炔)等都是平面形分子;

C2H2为直线形分子。

例1

 (2017·

衡水中学高二调考)下列有关键角与分子立体构型的说法不正确的是(  )

A.键角为180°

的分子,立体构型是直线形

B.键角为120°

的分子,立体构型是平面三角形

C.键角为60°

的分子,立体构型可能是正四面体形

D.键角为90°

~109°

28′之间的分子,立体构型可能是V形

【考点】常见分子的立体构型

【题点】键角与分子立体构型的关系

答案 B

解析 键角为180°

的分子,立体构型是直线形,例如CO2分子是直线形分子,A正确;

苯分子的键角为120°

,但其立体构型是平面正六边形,B错误;

白磷分子的键角为60°

,立体构型为正四面体形,C正确;

水分子的键角为105°

,立体构型为V形,D正确。

例2

 下列各组分子中所有原子都可能处于同一平面的是(  )

A.CH4、CS2、BF3B.CO2、H2O、NH3

C.C2H4、C2H2、C6H6D.CCl4、BeCl2、PH3

【题点】常见分子立体构型的综合判断

答案 C

解析 题中的CH4和CCl4为正四面体形分子,NH3和PH3为三角锥形分子,这几种分子的所有原子不可能都在同一平面上。

CS2、CO2、C2H2和BeCl2为直线形分子,C2H4为平面形分子,C6H6为平面正六边形分子,这些分子都是平面形结构。

故选C项。

知识点二、价层电子对互斥理论

1.价层电子对互斥理论

分子中的价层电子对包括σ键电子对和中心原子上的孤电子对,由于价层电子对相互排斥的作用,尽可能趋向彼此远离。

2.价层电子对的计算

(1)中心原子价层电子对数=σ键电子对数+孤电子对数。

(2)σ键电子对数的计算

由分子式确定,即中心原子形成几个σ键,就有几对σ键电子对。

如H2O分子中,O有2对σ键电子对。

NH3分子中,N有3对σ键电子对。

(3)中心原子上的孤电子对数的计算

中心原子上的孤电子对数=

(a-xb)

①a表示中心原子的价电子数;

对主族元素:

a=最外层电子数;

对于阳离子:

a=价电子数-离子电荷数;

对于阴离子:

a=价电子数+离子电荷数。

②x表示与中心原子结合的原子数。

③b表示与中心原子结合的原子最多能接受的电子数,氢为1,其他原子=8-该原子的价电子数。

3.常见分子的VSEPR模型和立体构型

σ键电

子对数

孤电子

对数

价层电

电子对的排列方式

VSEPR模型

BeCl2、CO2

2

3

SO2

1

CH4、CCl4

4

四面体形

利用VSEPR模型确定分子或离子的立体构型的注意事项

(1)对于ABn型分子,成键电子对数等于配位原子的原子个数。

(2)若ABn型分子中,A与B之间通过两对或三对电子(即通过双键或三键)结合而成,则价层电子对互斥理论把双键或三键作为一对电子对看待。

(3)分子的中心原子的孤电子对数为0时,VSEPR模型与分子立体构型相同,分子均为空间对称性结构。

(4)分子的立体构型与分子类型有关,如AB2型分子只能为直线形或V形结构,AB3型分子只能为平面正三角形或三角锥形结构。

故由分子类型(ABn型)和孤电子对数能很快确定分子的立体构型。

例3

 下列分子或离子的中心原子上未用于成键的价电子对最多的是(  )

A.H2OB.HClC.NH

D.PCl3

【考点】价层电子对互斥理论

【题点】价层电子对数目的计算与判断

答案 A

解析 A项,氧原子有两对未成键的价电子对;

B项,HCl分子属于AB型分子,没有中心原子;

C项,NH

的中心原子的价电子全部参与成键;

D项,磷原子有一对未成键的价电子对。

例4

 用价层电子对互斥理论(VSEPR)可以预测许多分子或离子的立体构型,有时也能用来推测键角大小。

下列判断正确的是(  )

A.SO2、CS2、HI都是直线形的分子

B.BF3键角为120°

,SnBr2键角大于120°

C.COCl2、BF3、SO3都是平面三角形的分子

D.PCl3、NH3、PCl5都是三角锥形的分子

【题点】价层电子对互斥理论的应用

解析 SO2是V形分子,CS2、HI是直线形的分子,A错误;

BF3键角为120°

,是平面三角形结构,而Sn原子价电子数是4,在SnBr2中两个价电子与Br形成共价键,还有一对孤对电子,对成键电子有排斥作用,使键角小于120°

,B错误;

COCl2、BF3、SO3都是平面三角形的分子,键角是120°

,C正确;

PCl3、NH3都是三角锥形的分子,而PCl5是三角双锥形结构,D错误。

学习小结:

分子立体构型的确定方法

中心原子价层电子对数n=σ键电子对数+

分子的立体构型——略去孤电子对在价层电子对互斥模型中占有的空间

注意 

(1)价层电子对互斥构型是价层电子对的立体构型,而分子的立体构型指的是成键电子对的立体构型,不包括孤电子对。

两者是否一致取决于中心原子上有无孤电子对(未用于形成共价键的电子对),当中心原子上无孤电子对时,两者的构型一致;

当中心原子上有孤电子对时,两者的构型不一致。

(2)常见的分子立体构型:

直线形、V形、平面三角形、三角锥形、四面体形等。

知识点三、杂化轨道理论

1.用杂化轨道理论解释甲烷分子的形成

在形成CH4分子时,碳原子的一个2s轨道和三个2p轨道发生混杂,形成四个能量相等的sp3杂化轨道。

四个sp3杂化轨道分别与四个H原子的1s轨道重叠成键形成CH4分子,所以四个C—H键是等同的。

碳原子的sp3杂化可表示如下:

2.轨道杂化与杂化轨道

3.杂化轨道类型及其立体构型

(1)sp杂化

①sp杂化:

sp杂化轨道是由一个ns轨道和一个np轨道杂化而得。

sp杂化轨道间的夹角为180°

,呈直线形,如BeCl2分子。

②sp杂化后,未参与杂化的两个np轨道可以用于形成π键,如乙炔分子中的C≡C键的形成。

(2)sp2杂化

①sp2杂化:

sp2杂化轨道是由一个ns轨道和两个np轨道杂化而得。

sp2杂化轨道间的夹角为120°

,呈平面三角形,如BF3分子。

②sp2杂化后,未参与杂化的一个np轨道可以用于形成π键,如乙烯分子中的C==C键的形成。

(3)sp3杂化

①sp3杂化:

sp3杂化轨道是由一个ns轨道和三个np轨道杂化而得。

sp3杂化轨道的夹角为109°

28′,呈空间正四面体形(如CH4、CF4、CCl4)。

②sp3杂化后,所有的np轨道都形成σ键,不能形成π键。

(1)原子轨道的杂化过程

(2)杂化类型与分子的立体构型

中心原子(A)的杂化类型

参与杂化的轨道

生成杂化轨道数

成键

电子

A原子的孤电子对数

分子的

分子式

sp

1个s

1个p

BeCl2

Cl—Be—Cl

sp2

2个p

平面三

角形

BF3

sp3

3个p

正四面

体形

三角

锥形

例5

 下列关于杂化轨道的说法错误的是(  )

A.并不是所有的原子轨道都参与杂化

B.同一原子中能量相近的原子轨道参与杂化

C.杂化轨道能量集中,有利于牢固成键

D.杂化轨道中一定有电子

【考点】杂化轨道理论

【题点】关于杂化轨道理论的理解

答案 D

解析 参与杂化的原子轨道,其能量不能相差太大,如1s与2s、2p的能量相差太大,不能形成杂化轨道,即只有能量相近的原子轨道才能参与杂化,故A、B项正确;

杂化轨道的电子云一头大一头小,成键时利用大的一头,可使电子云的重叠程度更大,形成牢固的化学键,故C项正确;

并不是所有的杂化轨道中都会有电子,也可以是空轨道,也可以有一对孤电子对(如NH3、H2O的形成),故D项错误。

例6

 有关杂化轨道的说法不正确的是(  )

A.杂化前后的轨道数不变,但轨道的形状发生了改变

B.sp3、sp2、sp杂化轨道的夹角分别为109°

28′、120°

、180°

C.四面体形、三角锥形、V形分子的结构可以用sp3杂化轨道解释

D.杂化轨道全部参与形成化学键

解析 杂化轨道用于形成σ键和容纳孤电子对。

知识点四、杂化类型及分子构型的判断

1.杂化轨道的用途及其类型的判断

(1)用途:

杂化轨道只能用于形成σ键或者用来容纳孤电子对,而两个原子之间只能形成一个σ键。

(2)判断方法:

杂化轨道数=中心原子孤电子对数+中心原子结合的原子数,再由杂化轨道数判断杂化类型。

2.杂化轨道的立体构型与微粒的立体构型

VSEPR模型和杂化轨道的立体构型是一致的,略去VSEPR模型中的孤电子对,就是分子(或离子)的立体构型。

   代表物

项目

价层电子对数

杂化轨道数

杂化类型

杂化轨道

平面

三角形

四面

正四

面体形

分子构型

杂化类型的判断方法

(1)利用价层电子对互斥理论、杂化轨道理论判断分子构型的思路:

价层电子对

杂化轨道构型。

(2)根据杂化轨道之间的夹角判断:

若杂化轨道之间的夹角为109°

28′,则中心原子发生sp3杂化;

若杂化轨道之间的夹角为120°

,则中心原子发生sp2杂化;

若杂化轨道之间的夹角为180°

,则中心原子发生sp杂化。

(3)有机物中碳原子杂化类型的判断:

饱和碳原子采取sp3杂化,连接双键的碳原子采取sp2杂化,连接三键的碳原子采取sp杂化。

例7

 (2018·

深州中学期中)下列分子中中心原子的杂化方式和分子的立体构型均正确的是(  )

A.C2H2:

sp2、直线形B.SO

sp3、三角锥形

C.H3O+:

sp3、V形D.BF3:

sp2、平面三角形

【考点】分子立体构型的综合

【题点】杂化轨道理论的综合应用

解析 乙炔的结构式为H—C≡C—H,每个碳原子价层电子对个数是2且不含孤电子对,所以C原子采用sp杂化,为直线形结构;

SO

中,价层电子对数=4,孤电子对数为0,采取sp3杂化,为正四面体形;

H3O+离子中价层电子对=3+1=4,所以中心原子原子轨道为sp3杂化,该离子中含有一个孤电子对,所以其立体构型为三角锥形;

BF3分子中硼原子价层电子对数=3+0=3,杂化轨道数为3,孤电子对数为0,所以其立体构型为平面三角形。

例8

 计算下列各微粒中心原子的杂化轨道数,判断中心原子的杂化轨道类型,写出VSEPR模型名称。

(1)CS2__________、__________、__________。

(2)NH

__________、__________、__________。

(3)H2O__________、__________、__________。

(4)PCl3__________、__________、__________。

(5)BCl3__________、__________、__________。

【考点】杂化轨道理论的应用

答案 

(1)2 sp 直线形 

(2)4 sp3 正四面体形 (3)4 sp3 四面体形 (4)4 sp3 四面体形 (5)3 sp2 平面三角形

杂化轨道类型

典型分子

SO3

知识点五、配位键的形成

1.NH3、NH

中共价键形成的比较

(1)用电子式表示NH3、NH

的形成

①N原子与H原子以共价键结合成NH3分子:

②NH3分子与H+结合成NH

(2)②中共价键的形成与①相比较有何不同?

答案 ②中形成共价键时,N原子一方提供孤电子对,H+提供空轨道。

2.配位键的概念及表示方法

(1)概念:

成键原子一方提供孤电子对,另一方提供空轨道形成的共价键。

(2)表示方法:

配位键常用A→B表示,其中A是提供孤电子对的原子,B是接受孤电子对或提供空轨道的原子。

3.特点

NH

的立体构型是正四面体形,四个N—H键的键长相同,键能相同,试从原子轨道杂化的角度分析其原因:

中N原子的2s、2p轨道进行sp3杂化,形成4个能量完全相同的新轨道,故形成的四个N—H键的键长、键能都相同。

配位键的理解

(1)配位键是一种特殊的共价键。

配位键中的共用电子对是由成键单方提供的,而其他的共价键的共用电子对是由成键双方提供的。

(2)配位键的形成条件

①成键原子一方能提供孤电子对。

如分子有NH3、H2O、HF、CO等;

离子有Cl-、OH-、CN-、SCN-等。

②成键原子另一方能提供空轨道。

如H+、Al3+、B及过渡金属的原子或离子。

(3)配位键同样具有饱和性和方向性。

一般来说,多数过渡金属的原子或离子形成配位键的数目是基本不变的,如Ag+形成2个配位键;

Cu2+形成4个配位键等。

例9

 若X、Y两种粒子之间可形成配位键,则下列说法正确的是(  )

A.X、Y只能是分子

B.X、Y只能是离子

C.若X提供空轨道,则Y至少要提供一对孤电子对

D.若X提供空轨道,则配位键表示为X→Y

【考点】配位键

【题点】配位键的形成及判断

解析 形成配位键的两种微粒可以均是分子或者均是离子,还可以一种是分子、一种是离子,但必须是一种微粒提供空轨道、另一种微粒提供孤电子对,A、B项错误,C项正确;

配位键中箭头应该指向提供空轨道的X,D项错误。

例10

 下列不能形成配位键的组合是(  )

A.Ag+、NH3B.H2O、H+ C.Co3+、COD.Ag+、H+

解析 配位键的形成条件必须是一方能提供孤电子对,另一方能提供空轨道,A、B、C三项中,Ag+、H+、Co3+能提供空轨道,NH3、H2O、CO能提供孤电子对,所以能形成配位键,而D项Ag+与H+都只能提供空轨道,而无法提供孤电子对,所以不能形成配位键。

知识点六、配位化合物

1.配合物的概念

把金属离子(或原子)与某些分子或离子(称为配体)以配位键结合形成的化合物称为配位化合物,简称配合物。

如[Cu(NH3)4]SO4、[Ag(NH3)2]OH、NH4Cl等均为配合物。

2.配合物的形成

实验操作

实验现象

有关离子方程式

滴加氨水后,试管中首先出现蓝色沉淀,氨水过量后沉淀逐渐溶解,滴加乙醇后析出深蓝色晶体[Cu(NH3)4]SO4·

Cu2++2NH3·

H2O===Cu(OH)2↓+2NH

、Cu(OH)2+4NH3===[Cu(NH3)4]2++2OH-

溶液颜色

变血红色

Fe3++3SCN-===Fe(SCN)3

上述实验现象产生的原因主要是配离子的形成。

以配离子[Cu(NH3)4]2+为例,NH3分子中氮原子的孤电子对进入Cu2+的空轨道,Cu2+与NH3分子中的氮原子通过共用氮原子提供的孤电子对形成配位键。

配离子[Cu(NH3)4]2+可表示为

3.配合物的组成

配合物[Cu(NH3)4]SO4其组成如下图所示:

(1)中心原子是提供空轨道接受孤电子对的原子。

中心原子一般都是带正电荷的阳离子(此时又叫中心离子),过渡金属离子最常见的有Fe3+、Ag+、Cu2+、Zn2+等。

(2)配体是提供孤电子对的阴离子或分子,如Cl-、NH3、H2O等。

配体中直接同中心原子配位的原子叫做配位原子。

配位原子必须是含有孤电子对的原子,如NH3中的N原子,H2O中的O原子等。

(3)配位数是直接与中心原子形成的配位键的数目。

如[Fe(CN)6]4-中Fe2+的配位数为6。

形成配合物的原理

形成配合物的中心原子(离子)必须存在空轨道,配体一般都存在着孤电子对。

当配体接近中心原子(离子)时,为了增加成键能力,中心原子(离子)用能量相近的空轨道杂化,配体的孤电子对填到中心原子(离子)已杂化的空轨道中形成配离子。

配离子的立体构型、配位数及稳定性等主要决定于杂化轨道的数目和类型。

例11

 下列不属于配位化合物的是(  )

A.六氟合铝酸钠:

Na3[AlF6]

B.氢氧化二氨合银:

[Ag(NH3)2]OH

C.六氟合铁酸钾:

K3[FeF6]

D.十二水硫酸铝钾:

KAl(SO4)2·

12H2O

【考点】常见的配合物及相关实验

【题点】配合物的概念及判断

例12

 回答下列问题:

(1)配合物[Ag(NH3)2]OH的中心离子是_______,配位原子是________,配位数是________,它的电离方程式是__________________________________________________________。

(2)向盛有少量NaCl溶液的试管中滴入少量AgNO3溶液,再加入氨水,观察到的现象是__________________________________________________________________________。

(3)解释加入氨水后,现象发生变化的原因______________________________________。

【考点】配合物的综合考查

【题点】配合物组成的综合分析

答案 

(1)Ag+ N 2 [Ag(NH3)2]OH===[Ag(NH3)2]++OH-

(2)先产生白色沉淀,加入氨水后,白色沉淀溶解

(3)AgCl存在微弱的溶解平衡:

AgCl(s)Ag++Cl-,向其中滴加氨水,Ag+与NH3能发生如下反应:

Ag++2NH3===[Ag(NH3)2]+,会使沉淀溶解平衡向右移动,最终因生成[Ag(NH3)2]Cl而溶解

解析 在配合物[Ag(NH3)2]OH中,中心离子是Ag+,配位原子是NH3分子中的N原子,配位数是2。

配位键与非极性键、极性键的区别与联系

类型

比较

共价键

非极性键

极性键

配位键

本质

相邻原子间的共用电子对(电子云重叠)与原子核间的静电作用

成键条件

(元素种类)

成键原子得、失电子能力相同(同种非金属)

成键原子得、失电子能力差别较小(不同非金属或少数金属与非金属)

成键原子一方有孤电子对(配体),另一方有空轨道(中心离子)

特征

有方向性、饱和性

随堂练习:

1.下列说法中正确的是( D )

A.NO2、SO2、BF3、NCl3分子中没有一个分子中原子的最外层电子都满足了8电子稳定结构

B.P4和CH4都是正四面体形分子,且键角都为109°

D.NH3分子中有一对未成键的孤电子对,它对成键电子的排斥作用较强

【解析】:

NCl3分子的电子式为

,分子中各原子都满足8电子稳定结构,A错误;

P4为正四面体分子,但其键角为60°

为正四面体结构而非平面正方形结构,C错误;

NH3分子电子式为

,有一对未成键电子,由于未成键电子对成键电子的排斥作用,使其键角为107°

,呈三角锥形,D正确。

2.碳酸亚乙烯酯是锂离子电池低温电解液的重要添加剂,其结构如右图所示。

下列有关该物质的说法正确的是( A )

A.分子式为C3H2O3B.分子中含6个σ键

C.分子中只有极性键D.8.6g该物质完全燃烧得到6.72LCO2

3.已知O3分子为V形结构,关于相同条件下O3和O2在水中溶解度的比较,下列说法正确的是( C )

A.O3在水中的溶解度和O2一样B.O3在水中的溶解度比O2小

C.O3在水中的溶解度比O2大D.无法比较

4.(18分)X、Z、Q、R、T、U分别代表原子序数依次增大的短周期元素。

X和R属同族元素;

Z和U位于第ⅦA族;

X和Z可形成化合物XZ4;

Q基态原子的s轨道和p轨道的电子总数相等;

T的一种单质在空气中能够自燃。

请回答下列问题:

(1)R基态原子的电子排布式是________________。

(2)利用价层电子对互斥理论判断TU3的立体构型是____________。

(3)X所在周期元素最高价氧化物对应的水化物中,酸性最强的是________(填化学式);

Z和U的氢化物中沸点较高的是________(填化学式);

Q、R、U的单质形成的晶体,熔点由高到低的排列顺序是______________(填化学式)。

(4)CuSO4溶液能用作T4中毒的解毒剂,反应可生成T的最高价含氧酸和铜,该反应的化学方程式是_____________________________________________________________。

【答案】:

(1)1s22s22p63s23p2或[Ne]3s23p2 

(2)三角锥形

(3)HNO3 HF Si、Mg、Cl2 (4)10CuSO4+P4+16H2O===4H3PO4+10Cu+10H2SO4

X、Z、Q、R、T、U分别代表原子序数依次增大的短周期元素。

Z和U位于第ⅦA族,故Z为F元素,U为Cl元素;

X和Z可形成化合物XZ4,则X为C元

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