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2.2.1分子空間結構的理論分析
考點1 雜化軌道理論
CH4分子為什么具有正四面體的空間構型？
答案　在形成CH4分子時，碳原子的一個2s軌道和三個2p軌道發生混雜，形成四個能量相等的sp3雜化軌道。四個sp3雜化軌道分別與四個H原子的1s軌道重疊成鍵形成CH4分子，所以四個C—H是等同的。可表示為
2．軌道雜化與雜化軌道
考點2　雜化軌道類型
1．sp1雜化——BeCl2分子的形成
(1)BeCl2分子的形成
雜化后的2個sp1雜化軌道分別與氯原子的3p軌道發生重疊，形成2個σ鍵，構成直線形的BeCl2分子。
(2)sp1雜化：sp1雜化軌道是由1個ns軌道和1個np軌道雜化而得，sp1雜化軌道間的夾角為180°，呈直線形。
(3)sp1雜化后，未參與雜化的2個np軌道可以用于形成π鍵，如乙炔分子中的C≡C鍵的形成。
2．sp2雜化——BF3分子的形成
(1)BF3分子的形成
(2)sp2雜化：sp2雜化軌道是由1個ns軌道和2個np軌道雜化而得，sp2雜化軌道間的夾角為120°，呈平面三角形。
(3)sp2雜化后，未參與雜化的1個np軌道可以用于形成π鍵，如乙烯分子中的C==C鍵的形成。
3．sp3雜化——NH3、H2O與CH4分子的形成
(1)CH4分子的空間構型
(2)sp3雜化：sp3雜化軌道是由1個ns軌道和3個np軌道雜化而得，sp3雜化軌道的夾角為109.5°，呈正四面體構型。
(3)NH3、H2O分子中N原子和O原子的雜化類型分別為sp3、sp3雜化。由于N原子和O原子分別有1對和2對孤對電子，孤對電子對成鍵電子對的排斥作用較強，且孤對電子數越多，排斥作用越強，使鍵角依次變小。
4.苯分子的空間構型與大π鍵
1．根據雜化軌道理論，形成苯分子時每個碳原子中一個2s軌道和兩個2p軌道都發生了sp2雜化(如2s、2px、2py雜化)，由此形成的三個sp2雜化軌道在同一平面內，還有一個未參與雜化的2p軌道(如2pz)垂直于這個平面。
2．每個碳原子的兩個sp2雜化軌道上的電子分別與鄰近的兩個碳原子的sp2雜化軌道上的電子配對形成σ鍵，于是六個碳原子組成一個正六邊形的碳環；每個碳原子的另一個sp2雜化軌道上的電子分別與一個氫原子的1s電子配對形成σ鍵。
3．6個碳原子上各有1個未參與雜化的垂直于碳環平面的p軌道，這6個軌道以“肩并肩”的方式形成含有6個電子、屬于6個C原子的大π鍵。
5.雜化軌道類型的判斷方法
(1)根據雜化軌道之間的夾角判斷：若雜化軌道之間的夾角為109.5°，則中心原子發生sp3雜化；若雜化軌道之間的夾角為120°，則中心原子發生sp2雜化；若雜化軌道之間的夾角為180°，則中心原子發生sp1雜化。
(2)根據分子(或離子)的空間構型判斷
①正四面體形―→中心原子為sp3雜化；三角錐形―→中心原子為sp3雜化；
②平面三角形―→中心原子為sp2雜化；
③直線形―→中心原子為sp1雜化。
有機物中碳原子的雜化類型
(1)根據碳原子形成的σ鍵數目判斷
有機物中，碳原子雜化軌道形成σ鍵，未雜化軌道形成π鍵。
(2)由碳原子的飽和程度判斷
①飽和碳原子采取sp3雜化；
②雙鍵上的碳原子或苯環上的碳原子采取sp2雜化；
③叁鍵上的碳原子采取sp1雜化。
根據σ鍵和孤電子對判斷
考點3 價電子對互斥理論
1．價電子對互斥理論的基本內容：分子中的價電子對(成鍵電子對)和孤電子對由于相互排斥作用，盡可能趨向彼此遠離。
(1)當中心原子的價電子全部參與成鍵時，為使價電子斥力最小，就要求盡可能采取對稱結構。
(2)當中心原子的價電子部分參與成鍵時，未參與成鍵的孤電子對與成鍵電子對之間及孤電子對之間、成鍵電子對之間的斥力不同，從而影響分子的空間構型。
(3)電子對之間的夾角越大，相互之間的斥力越小。
(4)成鍵電子對之間斥力由大到小順序：叁鍵—叁鍵＞叁鍵—雙鍵＞雙鍵—雙鍵＞雙鍵—單鍵＞單鍵—單鍵。
(5)含孤電子對的斥力由大到小順序：孤電子對—孤電子對＞孤電子對—單鍵＞單鍵—單鍵。
2．價電子對互斥理論與分子的空間構型
(1)中心原子中的價電子全部參與形成共價鍵的分子的空間構型
ABn 空間構型 范例
n＝2 直線形 CO2、BeCl2
n＝3 平面三角形 CH2O、BF3
n＝4 正四面體形 CH4、CCl4
n＝5 三角雙錐形 PCl5
n＝6 正八面體形 SF6
(2)中心原子上有孤電子對(價電子中未參與形成共價鍵的電子對)的分子的空間構型：中心原子上的孤電子對占據中心原子周圍的空間，與成鍵電子對互相排斥，使分子的空間構型發生變化，如：
①H2O為AB2型分子，氧原子上的兩對孤電子對參與互相排斥，所以H2O分子的空間構型為V形而不是直線形。
②NH3分子中氮原子上有一對孤電子對參與互相排斥，故NH3的空間構型不能為平面三角形。
③常見分子的價電子對互斥模型和空間構型
σ鍵成鍵電子對數 孤電子對數 價電子對數目 電子對的排列方式 價電子對空間構型 分子或離子的空間構型　　 實例
2 0 2 直線形 直線形 BeCl2、CO2
3 0 3 三角形 平面三角形 BF3、BCl3
2 1 V形 PbCl2
4 0 4 四面體形 正四面體形 CH4、CCl4
3 1 三角錐形 NH3
2 2 V形 H2O
(1)ABm型分子中心原子價電子對數目的計算方法
ABm型分子(A是中心原子，B是配位原子)中價電子對數n的計算：
n＝
(2)在計算中心原子的價電子對數時應注意如下規定
①作為配位原子，鹵素原子和H原子均提供1個電子，氧族元素的原子不提供電子。
②作為中心原子，鹵素原子按提供7個電子計算，氧族元素的原子按提供6個電子計算。
③對于復雜離子，在計算價電子對數時，還應加上負離子的電荷數或減去正離子的電荷數。如PO中P原子價電子數應加上3，而NH中N原子的價電子數應減去1。
④計算電子對數時，若剩余1個電子，即出現奇數電子，也把這個單電子當作1對電子處理。
⑤雙鍵、叁鍵等多重鍵作為1對電子看待。
考點4 等電子原理
1．N2和CO的結構、性質，
分子 N2 CO
結構 原子數 2 2
電子數 14 14
價電子數 10 10
空間構型 直線形 直線形
性質 沸點/℃ －195.81 －191.49
熔點/℃ －210.00 －205.05
液體密度/g·cm－3 0.796 0.793
2.分析比較N2和CO的結構和性質，得出的結論是CO分子和N2分子具有相同的原子總數、相同的價電子數，即等電子體，其性質相近。
3．等電子原理是指化學通式相同、價電子總數相等的分子或離子具有相同的空間構型和化學鍵類型等結構特征，它們的許多性質(主要是物理性質)是相近的。滿足等電子原理的分子或離子互稱為等電子體。
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