第二节 分子的立体结构.docx

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第二节分子的立体结构

第二节分子的立体结构

教学目的：

1分子的空间构型

2价层电子对互斥模型

3杂化轨道理论简介

4配合物理论简介

教学重点：

1分子的空间构型

2价层电子对互斥模型的建立

3杂化轨道理论简介

4配合物理论简介

教学难点：

1价层电子对互斥模型的建立

2杂化轨道理论

教学过程：

共价键是一种重要的化学键，它是原子间通过共用电子对形成的化学键，共价键具有饱和性和方向性的特征：

共价键的饱和性是因为每个原子所能提供的未成对电子数目是一定的，因此共价键的形成过程中，一个原子中的一个未成对电子与另一个原子中的一个未成对电子配对成键后，一般来说就不能再与其他原子的未成对电子配对成键了，即，每个原子所能形成共价键的总数或以单键连接的原子数目是一定的，也就决定了各种原子形成时相互结合的数量关系是一定的；而共价键的方向性，由于除s轨道外，其他原子轨道在空间中都具有一定的方向性，在形成共价键时，原子轨道重叠越多，电子在核间出现的概率愈大，所形成的共价键愈牢固，因此共价键尽可能沿电子概率出现大的方向形成，这就决定了分子中的各个原子具有一定的相对位置，分子也就具有一定的立体构型。

下面我们就来认识各种各样的分子的立体构型。

一形形色色的分子的空间构型

1双原子分子——直线型

根据两点确定一条直线，所以对于双原子分子来说它们的空间构型都是直线型。

2三原子分子——直线型和V型

键角

180°

104.5°

从几何学上解释为什么三原子分子的空间构型有这两种类型。

3四原子分子——平面三角形和三角锥形

键角

120°

107.3°

四原子分子中，还有一种正四面体的立体结构情形，如白磷（P4）分子，键角为60°

4五原子分子——正四面体

键角

109°28’

5其他多原子分子p38

在多原子分子中，立体结构形形色色，异彩纷呈，，分子的立体结构与其稳定性有关，例如，上图中的S8分子像顶皇冠，如果把其中一个向上的S原子倒转向下，尽管也可以存在，但却不如皇冠式稳定；又如，椅式C6H12比船式稳定。

都是三原子分子为什么有的是直线型有的是V型，而都是四原子分子，有的是平面三角形、有的是三角锥形、还有的是正四面体呢？

这些分子的形状我们又是怎么知道的呢？

最早科学家主要是靠对物质的宏观性质进行系统总结得出规律后进行推测的，现在我们想知道分子的结构可以通过仪器测定，如红外光谱仪分析。

根据对大量的分子的结构的分析科学家发现分子的空间结构跟成键原子的价电子层有着密切的联系并且总结归纳出一套可以简单推测出分子空间形状的方法；

二价层电子对互斥模型（ABn）

1价层电子对互斥理论的基本要点

1）分子的几何构型取决于中心原子价电子层中电子对（包括成键电子对和未成键的孤对电子）的相互排斥作用，分子的几何构型总是采取电子对排斥最小的那种结构。

2）分子的几何构型还受到中心原子的价层电子对的数目和类型（成键电子对还是孤对电子）的影响。

3）A与B原子之间是通过双键和三键结合而成的，则价层电子对互斥理论仍然适用，这时可以把双键和三键作为一个电子对来看待。

2用价层电子对互斥理论模型判断共价分子结构的一般规律

1）用通式ABn（Em）来表示只含一个中心原子的分子或离子的组成,式中A表示中心原子，B表示配位原子，n表示配位原子的个数，E表示中心原子上的孤对电子，m是孤电子对数。

m=（A的族序数–|B的化合价|•B的个数+/-离子相应的电荷数）/2

例如：

（2）通式AXn（Em）里的（n+m）的数值称为价层电子对数；VSEPR模型认为，分子中的价层电子对总是尽可能地互斥，均匀地分布在分子中，由此可以得出VSEPR的理想模型。

（3）得出了VSEPR的理想模型后，需根据ABn写出分子的立体构型，要略去VSEPR理想模型中的孤对电子对。

例如，

EEH

OENHCH

HHHHHH

练习：

试用价层电子对互斥理论判断下列共价分子结构

1）BeCl22）BCl33）H2S4）CBr4

2）思考与交流

在前面的学习中我们说过共价键具有饱和性，也就是说一个原子有几个成单电子它最多只能与另外几个成单电子形成共价键。

根据共价键这个性质和原子轨道知识，我们很快就会发现问题：

如C原子的价层电子只有2个成单电子，按道理它只能形成两个单键或者一个双键，但实际上C在形成甲烷时却形成了四个共价单键，甲烷分子非常稳定，到底是什么原因导致了C原子在形成化合物时出现这样的反常现象呢？

我们可能会想会不会C原子的2s能级上的一个电子跃迁到2p能级的一个轨道上，而使得价电子层上出现了四个成单电子，这样可以解释它为什么能形成四个共价键，但无法解释为什么这四个共价键的键长相同的事实，为了解决这一矛盾，鲍林提出一种新的价键理论——杂化轨道理论。

三杂化轨道理论简介

1杂化与杂化轨道的概念

1）杂化：

指在形成分子时，由于原子的相互影响，若干不同类型能量相近的原子轨道混合起来，重新组合成一组新轨道的过程。

2）杂化轨道：

在形成分子时，由于原子的相互影响，若干不同类型能量相近的原子轨道混合起来，重新组合成新的轨道。

2杂化的过程

杂化轨道理论认为在形成分子时，通常存在激发、杂化和轨道重叠等过程。

如CH4分子的形成过程：

当碳原子与4个氢原子形成甲烷分子时，碳原子的2s轨道中1个电子吸收能量跃迁道2p空轨道上，这个过程称为激发，但此时各个轨道的能量并不完全相同，于是1个2s轨道和3个3p轨道“混合”起来，形成能量相等、成分相同的4个sp3杂化轨道，然后4个sp3杂化轨道上的电子间相互排斥，使四个杂化轨道的伸长方向指向空间距离最远的正四面体的四个顶点，碳原子的四个sp3杂化轨道分别与4个氢原子的1s轨道以头

碰头形成4个相同的σ键，从而形成CH4

分子。

由于4个C－H键完全相同，所以

形成的CH4分子为正四面体形，键角为

109°28ˊ。

3杂化轨道的类型

对于非过渡元素，由于ns、np能级接近,往往采用sp型杂化,而sp型杂化又分为：

1）sp杂化

sp杂化轨道是由一个ns轨道和一个np轨道组合而成的，sp杂化轨道间的夹角是180°，呈直线形。

如气态的BeCl2分子的结构。

Be原子的电子层结构是1s22s2，从表面上看Be原子似乎不能形成共价键，但是在激发状态下，Be的一个2s电子可以进入2p轨道，经过杂化形成两个sp杂化轨道，与氯原子中的3p轨道重叠形成两个sp－pσ键，由于杂化轨道的夹角为180°，所以形成的BeCl2分子的空间结构是直线形的。

2）sp2杂化

sp2杂化是由一个ns轨道和两个np轨道组合而成的。

sp2杂化轨道间的夹角是

120°，呈平面三角形。

例如BF3分子的结构，硼原子的电子层结构为1s22s22px1，当硼与氟反应时，硼原子的2s轨道上的一个电子吸收能量跃迁到一个空的2p轨道上，使硼原子的电子层结构为1s22s12px12py1。

硼原子的2s轨道和两个2p规大杂化组合成三个sp2杂化轨道，硼原子的三个sp2杂化轨道分别与三个F原子的各一个2p轨道重叠形成三个sp2－p的σ键，由于三个sp2杂化轨道在同一平面上，而且夹角为120°，所以BF3分子具有平面三角形结构。

3）sp3杂化

4杂化类型与VSEPR模型

正四面体平面三角形直线形

小结：

1原子轨道的杂化，只有在形成分子的过程中才会发生，而孤立的原子是不可能发生杂化的。

同时只有能量相近的原子轨道（如2s、2p等）才能发生杂化，而1s轨道与2p轨道由于能量相差太大，它是不能发生杂化的。

2杂化轨道只用于形成σ键或者用来容纳未参与成键的孤对电子。

3未参与杂化的p轨道，可用于形成π键。

4当中心原子的价层上有孤对电子，则所形成的分子的空间构型与VSEPR模型不同。

科学探究：

p42

练习

1下列分子中，键角最大的是（C）

AH2SBH2OCCCl4DNH3

2据2001年11月17日网易报道，意大利科学家使用普通氧分子和带正电的氧离子作用，制出了新型氧分子O4，它的结构很复杂，可能具有与S4相似的长方形结构，下列有关O4的说法不正确的是（BC）

AO4与O3、O2都是氧的同素异形体

B合成O4的反应可看做核聚变反应，即不属于化学反应

CO4分子内存在极性共价键

DO4的能量比普通氧分子高，将来可用做火箭燃料的更强有力的氧化剂

四配合物理论简介

1配位键

1）概念：

共用电子对由成键的两个原子中的一个原子单独提供与另一个原子共用的一类特殊的共价键。

如NH＋的形成：

NH3＋H＋＝NH4+

在前面的学习中我们知道氨分子中的氮原子上有一对孤对电子。

当氨分子跟氢离子作用时，氨分子中的氮原子提供一对电子与氢离子共用，形成了配位键，配位键也可以用A→B来表示，其中A是提供孤对电子的原子，叫做给予体；B是接受电子的原子，叫做接受体。

2）配位键的成键条件：

成键原子双方，一方有孤对电子，另一方有空轨道。

[试验2－1]

配位键不仅仅存在于铵根离子中，它广泛的存在于化合物中，科学实验证明，上述实验中呈天蓝色的物质是水合铜离子，可表示为[Cu（H2O）4]2+,叫做四水合铜离子。

在四水合铜离子中，铜离子于水分子之间的化学键是由水分子提供孤对电子对给予铜离子，铜离子接受水分子的孤对电子对形成的。

2配位化合物

1）定义：

通常把金属离子（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。

2）配合物的形成（以[Cu（NH3）4]2+的形成为例）：

[实验2－2]

想硫酸铜溶液中逐滴加入氨水，形成难溶物质的原因是氨水呈碱性，可与

Cu2＋形成难溶的氢氧化铜：

Cu2＋＋2OH－＝Cu（OH）2↓

上述实验中得到的深蓝色晶体是[Cu（NH3）4]SO4•H2O。

结构测定实验证明，无论在氨水溶液中还是在晶体中，深蓝色都是由于存在[Cu（NH3）4]2＋，它是Cu2＋的另一种常见配离子，中心离子仍然是Cu2+,配体是NH3。

Cu（OH）2＋4NH3＝＝[Cu（NH3）4]2＋＋2OH－

蓝色沉淀深蓝色溶液

在[Cu（NH3）4]2＋里，NH3分子的氮原子给出孤对电子对，Cu2＋接受电子对，以配位键形成了[Cu（NH3）4]2＋

在中学化学中，常见的以配位键形成的配合物还有：

1）Fe3＋＋nSCN－＝＝[Fe（SCN）n]3-n（n＝1～6）这也是鉴定Fe3＋的灵敏反应之一。

2）Ag＋＋2NH3＝＝[Ag（NH3）2]＋

3配合物的组成

1）配合物的内界和外界

2）配位体（简称配体）：

是含有孤对电子对的分子和离子。

3）中心离子：

一般是金属离子，特别是过渡金属离子。

但也有中性原子做配合物形成体。

4）配位数：

直接与中心原子和离子配位的配位原子的数目。

4配合物的命名

配合物的命名，关键在于配合物内界（即配离子）的命名，命名的顺序：

自右向左：

配位体数（即配位体右下角的数字—配位体名称—“合”字或“络”字—中心离子的名称—中心离子的化合价，配合物可看做盐类，若内界为阳离子，外界必为阴离子，可按盐的命名方法命名。

自右而左为某酸某或某化某

如：

[Zn（NH3）2]SO4硫酸二氨合锌（Ⅱ）

[Zn（NH3）4]Cl2氯化四氨合锌（Ⅱ）

K3[Fe（CN）6]六氰合铁（Ⅲ）酸钾

K[Pt（NH3）Cl3]三氯一氨合铂（Ⅱ）酸钾

5配合物的性质

1）颜色的改变

当简单离子形成配离子时其性质往往有很大差异.颜色发生变化就是一种常见的现象,我们根据颜色的变化就可以判断配离子是否生成.

2）溶解度的改变

一些难溶于水的金属氯化物,溴化物,碘化物,氰化物可以依次溶解于过量的

Cl－、Br－、I－、CN－离子合氨中，形成可溶性的配合物。

如难溶的AgCl可溶于过量的浓盐酸和氨水中，形成配合物。

金和铂之所以能溶于王水中，也是与生成配离子的反应有关。

6配合物的应用

练习

1向下列配合物的水溶液中加入AgNO3溶液不产生AgCl沉淀的是（B）

A[Co（NH3）4Cl2]ClB[Co（NH3）3Cl3]

C[Co（NH3）6]Cl3D[Co（NH3）5Cl]Cl2

2[Cu（NH3）4]2+配离子中，中心离子的配位数是（C）

A1B2C4D6

3对于H3O＋的说法正确的是

AO原子采取sp2杂化BO原子采取sp3杂化

C离子中存在配位键D离子中存在非极性键