資源簡(jiǎn)介

第二章 分子結(jié)構(gòu)與性質(zhì)
(
必背知識(shí)清單
01
共價(jià)鍵
)
1.定義：原子間通過 所形成的相互作用叫做共價(jià)鍵。
2.本質(zhì)：是在原子之間形成共用電子對(duì)。共價(jià)鍵形成的原因是成鍵原子相互接近，原子軌道發(fā)生重疊， 自 旋方向相反的未成對(duì)電子形成共用電子對(duì)。
3.特征
特征 概念 作用 存在情況
每個(gè)原子所能形成的共價(jià)鍵的總數(shù)或以單鍵連 飽和性決定了分子 所有的共價(jià)鍵都
性
______ 接的原子數(shù)目是一定的 的組成 具有飽和性
在形成共價(jià)鍵時(shí)，原子軌道重疊的越多，電子在 方向性決定了分子 并不是所有共價(jià)
核間出現(xiàn)的概率越大，所形成的共價(jià)鍵就越牢 的空間結(jié)構(gòu) 鍵都具有方向性
性
______ 固，因此共價(jià)鍵將盡可能沿著電子出現(xiàn)概率最大 的方向形成，所以共價(jià)鍵具有方向性
4.形成條件：通常電負(fù)性相同或差值較小的非金屬元素原子之間形成共價(jià)鍵，大多數(shù)電負(fù)性之差小于 1.7 的金屬與非金屬原子之間形成共價(jià)鍵。
5.表示方法
(1)用一條短線表示一對(duì)共用電子所形成的共價(jià)鍵，如 H—H
(2)用“=”表示原子間共用兩對(duì)電子所形成的共價(jià)鍵，如 C=C
(3)用“≡”表示原子間共用三對(duì)電子所形成的共價(jià)鍵，如 C≡C
6.類型(按成鍵原子的原子軌道重疊方式分類)
(1)σ 鍵
形成 由成鍵原子的 s 軌道或 p 軌道重疊形成
類型 s－s 型
s－p 型
p－p 型
特征 以形成化學(xué)鍵的兩原子核的連線為軸做旋轉(zhuǎn)操作，共價(jià)鍵的電子云的圖形不變，這 種特征稱為軸對(duì)稱
(2)π 鍵
形成 由兩個(gè)原子的 p 軌道“肩并肩”重疊形成
p－p π 鍵
特征 π 鍵的電子云形狀與 σ 鍵的電子云形狀有明顯差別：每個(gè) π 鍵的電子云由兩塊 組成，它們互為鏡像，這種特征稱為鏡面對(duì)稱；π 鍵不能旋轉(zhuǎn)；不如 σ 鍵牢固， 較易斷裂
(3)判斷 σ 鍵、π 鍵的一般規(guī)律
共價(jià)單鍵為 鍵；共價(jià)雙鍵中有一個(gè) 鍵，另一個(gè)是 鍵；共價(jià)三鍵由一個(gè) 鍵 和兩個(gè) 鍵構(gòu)成。
(
必背知識(shí)清單
02
鍵參數(shù)——鍵能、鍵長(zhǎng)與鍵角
)
1.鍵能
(1)概念：氣態(tài)分子中 1mol 化學(xué)鍵解離成 原子所吸收的能量稱為鍵能。
(2)條件和單位：鍵能通常是 298.15K 、101kPa 條件下的標(biāo)準(zhǔn)值，單位為
(3)應(yīng)用：
①判斷共價(jià)鍵的穩(wěn)定性：原子間形成共價(jià)鍵時(shí)，原子軌道重疊程度越大，體系能量降低越多，釋放能量越
多，形成共價(jià)鍵的鍵能越大，共價(jià)鍵越牢固。
②判斷分子的穩(wěn)定性：一般來說，結(jié)構(gòu)相似的分子，共價(jià)鍵的鍵能越大，分子越穩(wěn)定。 例如分子的穩(wěn)定性：HF>HCl>HBr>HI。
③利用鍵能計(jì)算反應(yīng)熱：△H=反應(yīng)物的鍵能總和-生成物的鍵能總和。
(4)測(cè)定方法：鍵能可通過實(shí)驗(yàn)測(cè)定，更多的卻是推算獲得的。
注：同種類型的共價(jià)鍵，鍵能大小為： 鍵< 鍵< 鍵
2.鍵長(zhǎng)
(1)概念
構(gòu)成化學(xué)鍵的兩個(gè)原子的 叫做該化學(xué)鍵的鍵長(zhǎng)。由于分子中的原子始終處于不斷振動(dòng)之中，
鍵長(zhǎng)只是振動(dòng)著的原子處于平衡位置時(shí)的核間距。
(2)應(yīng)用
①判斷共價(jià)鍵的穩(wěn)定性：鍵長(zhǎng)是衡量共價(jià)鍵穩(wěn)定性的另一個(gè)重要參數(shù)。鍵長(zhǎng)越短，往往鍵能越大，表明共 價(jià)鍵越穩(wěn)定。
②判斷分子的空間構(gòu)型：鍵長(zhǎng)是影響分子空間結(jié)構(gòu)的因素之一。
(3)定性判斷鍵長(zhǎng)的方法
①根據(jù)原子半徑進(jìn)行判斷。在其他條件相同時(shí)，成鍵原子的半徑越小，鍵長(zhǎng)越______。
②根據(jù)共用電子對(duì)數(shù)判斷。相同的兩原形成共價(jià)鍵時(shí)，______鍵鍵長(zhǎng)>______鍵鍵長(zhǎng)>______鍵鍵長(zhǎng)。
3.鍵角
(1)概念
在多原子分子中，兩個(gè)相鄰共價(jià)鍵之間的夾角稱為鍵角。
(2)意義
鍵角可反映分子的空間結(jié)構(gòu)，是描述分子空間結(jié)構(gòu)的重要參數(shù)，分子的許多性質(zhì)都與鍵角有關(guān)。 多原子分子的鍵角一定，表明共價(jià)鍵具有方向性。
(3)常見分子的鍵角及分子空間結(jié)構(gòu)
分子空間結(jié)構(gòu) 鍵角 實(shí)例
正四面體形 109°28′ CH4 、CCl4
平面形 120° 苯、乙烯、BF3
三角錐形 107° NH3
V 形(或角形) 105° H2O
直線形 180° CO2 、CS2 、CH≡CH
(4)測(cè)定方法：鍵長(zhǎng)和鍵角的數(shù)值可通過晶體的 實(shí)驗(yàn)獲得。
小結(jié)：鍵參數(shù)對(duì)分子性質(zhì)的影響： 相同類型的共價(jià)化合物分子，成鍵原子半徑越小，鍵長(zhǎng)越短，鍵能越大，
分子越穩(wěn)定。
(
必背知識(shí)清單
03
多樣的分子空間結(jié)構(gòu)
)
1.常見的分子空間結(jié)構(gòu)
分子類型 化學(xué)式 空間結(jié)構(gòu) 結(jié)構(gòu)式 鍵角 空間填充模型 球棍模型
三原子 分子 CO2 形 O==C==O 180°
H2O 形 105°
四原子 分子 CH2O 形 120°
NH3 形 107°
五原子 分子 CH4 形 109°28′
2.其他多原子分子的空間結(jié)構(gòu)
(
必背知識(shí)清單
04
價(jià)層電子對(duì)互斥模型
)
1.應(yīng)用：預(yù)測(cè)分子的空間結(jié)構(gòu)。
2.內(nèi)容：價(jià)層電子對(duì)互斥模型認(rèn)為，分子的空間結(jié)構(gòu)是中心原子周圍的“價(jià)層電子對(duì)”相互排斥的結(jié)果。 VSEPR 的“價(jià)層電子對(duì)”是指分子中的中心原子與結(jié)合原子間的 σ 鍵電子對(duì)和中心原子上的孤電子對(duì)。多重鍵只計(jì)其
中的 σ 鍵電子對(duì)，不計(jì) π 鍵電子對(duì)。
3.中心原子上的價(jià)層電子對(duì)數(shù)的計(jì)算
中心原子上的價(jià)層電子對(duì)數(shù)=σ 鍵電子對(duì)數(shù)+ 中心原子上的孤電子對(duì)數(shù)
(1)σ 鍵電子對(duì)數(shù)的確定：由化學(xué)式確定
(2)中心原子上的孤電子對(duì)數(shù)的確定：中心原子上的孤電子對(duì)數(shù)
公式中各字母的含義：
a 中心原子的價(jià)層電子數(shù)
主族元素 =最外層電子數(shù)
陽離子 =中心原子的價(jià)層電子數(shù)-離子的電荷數(shù)
陰離子 =中心原子的價(jià)層電子數(shù)+ ︱離子的電荷數(shù)︱
x 與中心原子結(jié)合的原子數(shù)
b 與中心原子結(jié)合的原子最多能接受的電子數(shù)
H =1
其他原子 =8-該原子的價(jià)層電子數(shù)
4. VSEPR 模型與分子或離子的空間結(jié)構(gòu)
σ 鍵電子對(duì)數(shù)＋孤電子對(duì)數(shù)＝價(jià)層電子對(duì)數(shù)VSEPR 模型分子或離子的空間結(jié)構(gòu)。
分子或離子 孤電子對(duì)數(shù) 價(jià)層電子對(duì)數(shù) VSEPR 模型名稱 分子或離子 的空間結(jié)構(gòu)名稱
CO2 直線形 直線形
SO2 ______ ______ 平面三角形 V 形
CO- ______ ______ 平面三角形 平面三角形
H2O ______ ______ 四面體形 V 形
NH3 ______ ______ 四面體形 三角錐形
CH4 ______ ______ 正四面體形 正四面體形
5.常見分子或離子的空間結(jié)構(gòu)的推測(cè)
分子或離子 中心原子上 的孤電子對(duì) 數(shù) 中心原子上 的價(jià)層電子 對(duì)數(shù) VSEPR 模型 VSEPR 模型名 稱 空間結(jié)構(gòu) 空間結(jié)構(gòu) 名稱
CO2 、BeCl2 ______ ______ 直線形 直線形
CO32— 、BF3 平面三角形 平面三角 形
SO2 、PbCl2 ______ V 形
CH4 、CCl4 ______ ______ 正四面體形 正四面體 形
NH3 、NF3 ______ 四面體形 三角錐形
H2O 、H2S ______ V 形
注：①價(jià)層電子對(duì)互斥模型對(duì)分子空間結(jié)構(gòu)的預(yù)測(cè)少有失誤，但它不能用于預(yù)測(cè)以過渡金屬為中心原子的 分子。
②氨氣與水的 VSEPR 模型一致，但空間構(gòu)型不同的原因是：孤電子對(duì)之間的斥力>孤電子對(duì)與成鍵電子對(duì) 之間的斥力>成鍵電子對(duì)之間的斥力
(
必背知識(shí)清單
05
雜化軌道理論
)
1.雜化軌道的含義
雜化軌道理論是一種價(jià)鍵理論，是鮑林為了解釋分子的空間結(jié)構(gòu)提出的。
(1)軌道的雜化：在外界條件影響下，原子內(nèi)部能量相近的原子軌道發(fā)生混雜，重新組合成一組新的軌道的 過程。
(2)雜化軌道：原子軌道雜化后形成的一組新的原子軌道，叫做雜化原子軌道，簡(jiǎn)稱雜化軌道。
2.雜化軌道理論的要點(diǎn)
(1)形成分子時(shí)，通常存在激發(fā)、雜化和軌道重疊等過程。但原子軌道的雜化只有在形成分子的過程中才會(huì) 發(fā)生，孤立的原子是不可能發(fā)生雜化的。
(2)原子在成鍵時(shí)，同一原子中能量相近的原子軌道可重新組合成雜化軌道。
(3)一般說來，中心原子有幾個(gè)軌道參與雜化，就會(huì)形成幾個(gè)能量相同的雜化軌道，就能形成幾個(gè)共價(jià)鍵， 形成對(duì)應(yīng)的分子構(gòu)型。但如果分子中存在孤對(duì)電子，分子構(gòu)型會(huì)發(fā)生變化，如 H2O 、NH3 等。
(4)sp1 雜化和 sp2 雜化的兩種形式中，原子還有未參與雜化的 p 軌道，可用于形成 π 鍵，而雜化軌道只能用 于形成 σ 鍵，或者用來容納未參與成鍵的孤對(duì)電子。
3.雜化軌道類型
(1)sp3 雜化：同一個(gè)原子中能量相近的一個(gè) ns 軌道與三個(gè) np 軌道進(jìn)行混合重新組四個(gè)新的原子軌道，即 sp3
雜化軌道。如 CH4 分子中 sp3 雜化軌道形成示意圖：
(2)sp2 雜化：同一個(gè)原子中能量相近的一個(gè) ns 軌道與兩個(gè) np 軌道進(jìn)行雜化組合成三個(gè)新的 sp2 雜化軌道。 如 C2H4 分子中 sp2 雜化軌道形成示意圖：
(3) sp1 雜化：同一個(gè)原子中能量相近的一個(gè) ns 軌道與一個(gè) np 軌道進(jìn)行雜化組合成兩個(gè)新的 sp1 雜化軌道。 如 C2H2 分子中 sp1 雜化軌道形成示意圖：
4.雜化軌道類型與分子的空間結(jié)構(gòu)的關(guān)系
(1)雜化軌道用于形成 σ 鍵或用來容納未參與成鍵的孤電子對(duì)。當(dāng)沒有孤電子對(duì)時(shí)，能量相同的雜化軌道彼 此遠(yuǎn)離，形成的分子為對(duì)稱結(jié)構(gòu)；當(dāng)有孤電子對(duì)時(shí)，孤電子對(duì)占據(jù)一定空間且對(duì)成鍵電子對(duì)產(chǎn)生排斥，形 成的分子的空間結(jié)構(gòu)也發(fā)生變化。
(2)雜化軌道與分子的空間結(jié)構(gòu)的關(guān)系
①當(dāng)雜化軌道全部用于形成 σ 鍵時(shí)
雜化類型 sp sp2 sp3
軌道組成 1 個(gè) ns 和 1 個(gè) np 1 個(gè) ns 和 2 個(gè) np 1 個(gè) ns 和 3 個(gè) np
軌道夾角 180° 120° 109°28′
雜化軌道示意圖
實(shí)例 BeCl2 BF3 CH4
分子結(jié)構(gòu)示意圖
分子空間結(jié)構(gòu) 形 形 形
②當(dāng)雜化軌道中有未參與成鍵的孤電子對(duì)時(shí)
由于孤電子對(duì)參與互相排斥，會(huì)使分子的構(gòu)型與雜化軌道的形狀有所區(qū)別。如水分子中氧原子的 sp3 雜化軌 道有 2 個(gè)雜化軌道由孤電子對(duì)占據(jù)，其分子不呈正四面體形，而呈 V 形；氨分子中氮原子的 sp3 雜化軌道有 1 個(gè)雜化軌道由孤電子對(duì)占據(jù)，氨分子不呈正四面體形，而呈三角錐形。
5.VSEPR 模型與中心原子的雜化軌道類型的關(guān)系
雜化軌道理論解釋了價(jià)層電子對(duì)互斥模型所推測(cè)的分子空間結(jié)構(gòu)，但分析具體分子中的中心原子的雜化 軌道類型時(shí)，應(yīng)先確定分子或離子的 VSEPR 模型，再確定中心原子的雜化軌道類型。 VSEPR 模型及其中 心原子對(duì)應(yīng)的雜化軌道類型如表所示：
雜化軌道類型 VSEPR 模型 典型分子 空間結(jié)構(gòu)
sp CO2 形
sp2 SO2 形
sp3 H2O 形
sp2 SO3 形
sp3 NH3 形
sp3 CH4 形
6.配位鍵和配合物
(1)孤電子對(duì)
分子或離子中沒有跟其他原子共用的電子對(duì)稱孤電子對(duì)。
(2)配位鍵
①配位鍵的形成：成鍵原子一方提供 ，另一方提供 形成共價(jià)鍵。
②配位鍵的表示：常用“ ”來表示配位鍵，箭頭指向接受孤電子對(duì)的原子，如 NH 4 (＋)可表示為
, 在 NH 4 (＋)中，雖然有一個(gè) N—H 鍵形成過程與其他 3 個(gè) N—H 鍵形成過程不同，但是
一旦形成之后，4 個(gè)共價(jià)鍵就完全相同。
(3)配合物
如[Cu(NH3)4]SO4
(
必背知識(shí)清單
06
共價(jià)鍵的極性
)
1.鍵的極性
共價(jià)鍵 極性共價(jià)鍵 非極性共價(jià)鍵
成鍵原子 不同種原子（電負(fù)性不同） 同種原子（電負(fù)性相同）
電子對(duì) 發(fā)生偏移 不發(fā)生偏移
成鍵原子的電性 一個(gè)原子呈正電性(δ+) ，一個(gè)原子呈負(fù)電性(δ—) 電中性
示例 H2 、O2 、Cl2 等
注：（1）電負(fù)性差值越大的兩原子形成的共價(jià)鍵的極性越強(qiáng)
（2）共用電子對(duì)偏移程度越大，鍵的極性越強(qiáng)
2.分子的極性
(1)極性分子：分子中的正電中心和負(fù)電中心不重合，使分子的某一個(gè)部分呈正電性(δ+),另一部分呈負(fù)電性 (δ-),這樣的分子是極性分子。
(2)非極性分子：分子中的正電中心和負(fù)電中心重合，這樣的分子是非極性分子。
3.分子極性的判斷
（1）化合價(jià)法判斷： ABn 型分子中，若中心原子 A 的化合價(jià)的絕對(duì)值等于該元素所在的主族序數(shù)， 則為非極性分子，否則為極性分子。
（2）根據(jù)鍵的極性、分子立體構(gòu)型判斷
4.鍵的極性對(duì)化學(xué)性質(zhì)的影響
(1)鍵的極性對(duì)羧酸酸性大小的影響實(shí)質(zhì)是通過改變羧基中羥基的極性而實(shí)現(xiàn)的，羧基中羥基的極性越大， 越容易電離出 H+,則羧酸的酸性越大。
(2)與羧基相鄰的共價(jià)鍵的極性越大，過傳導(dǎo)作用使羧基中羥基的極性越大，則羧酸的酸性越大。
(3)烴基是推電子基團(tuán)，即將電子推向羥基，從而減小羥基的極性，導(dǎo)致羧酸的酸性減小。一般地，烴基越 長(zhǎng)，推電子效應(yīng)越大，羧酸的酸性越小。
(
必背知識(shí)清單
07
分子間的作用力
)
1.范德華力及其對(duì)物質(zhì)性質(zhì)的影響
(1)概念：對(duì)氣體加壓降溫可使其液化，對(duì)液體降溫可使其凝固，這表明分子之間存在著相互作用力。范德 華是最早研究分子間普遍存在作用力的科學(xué)家，因而把這類分子間作用力稱為范德華力。
(2)存在范圍：范德華力存在于由共價(jià)鍵形成的多數(shù)共價(jià)化合物、絕大多數(shù)非金屬單質(zhì)及沒有化學(xué)鍵的稀有 氣體中。但像二氧化硅晶體、金剛石等由共價(jià)鍵形成的物質(zhì)中不存在范德華力。
(3)特征
①范德華力廣泛存在于分子之間，但只有分子間充分接近時(shí)才有分子間的相互作用力。
②范德華力很弱，比化學(xué)鍵的鍵能小 1~2 個(gè)數(shù)量級(jí)。
③范德華力沒有方向性和飽和性。
(4)影響范德華力的因素
①一般地，組成和結(jié)構(gòu)相似的分子， 越大，范德華力越大。
②相對(duì)分子質(zhì)量相同或相近時(shí)，分子的極性越大，范德華力越______。如 CO 為極性分子，N2 為非極性分 子，范德華力：CO>N2
③分子組成相同，但結(jié)構(gòu)不同的物質(zhì)(即互為同分異構(gòu)體),分子的對(duì)稱性越強(qiáng)，范德華力越小。
(5)范德華力對(duì)物質(zhì)性質(zhì)的影響
范德華力主要影響物質(zhì)的熔、沸點(diǎn)等物理性質(zhì)。一般規(guī)律：范德華力越大，物質(zhì)的熔、沸點(diǎn)越 。 化學(xué)鍵要影響物質(zhì)的化學(xué)性質(zhì)。
2.氫鍵及其對(duì)物質(zhì)性質(zhì)的影響
(1)概念：氫鍵是除范德華力之外的另一種分子間作用力。
(2)形成條件：它是由已經(jīng)與電負(fù)性很大的原子形成共價(jià)鍵的氫原子與另一個(gè)電負(fù)性很大的原子之間的作用 力。表示方法：A—H…B。
(3)常見類型：
①分子內(nèi)氫鍵 ；②分子間氫鍵 。
(4)特征：
①氫鍵是一種分子間作用力，但不同于范德華力，也不屬于化學(xué)鍵。
②氫鍵是一種較弱的作用力，比化學(xué)鍵的鍵能小 1~2 個(gè)數(shù)量級(jí)，與范德華力數(shù)量級(jí)相同，但比范德華力明 顯的強(qiáng)。
③氫鍵具有方向性（X 一 H…Y 盡可能在同一條直線上）和飽和性（一個(gè) X 一 H 只能和一個(gè) Y 原子結(jié)合）， 但本質(zhì)上與共價(jià)鍵的方向性和飽和性不同。
(5)氫鍵的鍵長(zhǎng)：一般定義為 A 一 H…B 的長(zhǎng)度，而不是 H…B 的長(zhǎng)度。
(6)存在范圍：氫鍵不僅存在于分子間，有時(shí)也存在于分子內(nèi)。
(7)對(duì)物質(zhì)性質(zhì)的影響：
①氫鍵對(duì)物質(zhì)熔、沸點(diǎn)的影響：分子間存在氫鍵時(shí)，物質(zhì)在熔化或汽化時(shí)，除需破壞范德華力外，還需破 壞分子間氫鍵，消耗更多的能量，所以存在分子間氫鍵的物質(zhì)一般具有較高的熔、沸點(diǎn)。
②氫鍵對(duì)物質(zhì)溶解度的影響：如果溶質(zhì)與溶劑之間能形成氫鍵，則溶質(zhì)的溶解度增大。 如 NH3 與 H2O 間能形成氫鍵，且都是極性分子，所以 NH3 極易溶于水。
3.溶解性
(1) “相似相溶”規(guī)律：非極性溶質(zhì)一般能溶于______溶劑，極性溶質(zhì)一般能溶于______溶劑。 說明：（1）“相似”指的是分子的極性相似
（2）這是一條經(jīng)驗(yàn)規(guī)律，也會(huì)有不符合規(guī)律的例子，如 CO 、NO 等極性分子均難溶于水，不少鹽類(如 AgCl 、PbSO4 、BaCO3 等)也難溶于水，H2 、N2 難溶于水也難溶于苯等。
(2)影響溶解度的因素
①外界條件對(duì)物質(zhì)溶解性的影響
影響固體溶解度的主要因素是溫度，大多數(shù)固體的溶解度隨溫度的升高而增大。
影響氣體溶解度的主要因素是溫度和壓強(qiáng)，氣體的溶解度隨溫度的升高而降低，隨壓強(qiáng)的增大而增大。
②相似相溶規(guī)律：非極性溶質(zhì)一般溶于非極性溶劑，極性溶質(zhì)一般能溶于極性溶劑。
在極性溶劑里，如果溶劑和溶質(zhì)之間存在氫鍵，則溶解性好，且氫鍵作用力越大，溶解性越好。如果溶質(zhì) 分子不能與水分子形成氫鍵，在水中溶解度就比較小，如 NH3 極易溶于水，甲醇、乙醇、甘油、乙酸等能
與水互溶，就是因?yàn)樗鼈兣c水形成了分子間氫鍵。
(
必背知識(shí)清單
08
分子的手性
)
1.手性異構(gòu)體與手性分子
具有完全相同的組成和原子排列的一對(duì)分子，如同左手與右手一樣互為鏡像，卻在三維空間里不能疊合， 互稱手性異構(gòu)體(或?qū)τ钞悩?gòu)體)。有手性異構(gòu)體的分子叫做手性分子。
2.手性分子的成因
當(dāng) 4 個(gè)不同的原子或基團(tuán)連接在同一個(gè)碳原子上時(shí)，這個(gè)碳原子是不對(duì)稱原子。這種分子和它“在鏡中的像” 不能重疊，因而表現(xiàn)為“手性”。手性分子中的不對(duì)稱碳原子稱為手性碳原子。
3.手性分子的判斷
有機(jī)物分子具有手性是由于其分子中含有手性碳原子。如果 1 個(gè)碳原子所連接的 4 個(gè)原子或基團(tuán)各不相同，
那么該碳原子為手性碳原子，用*C 來表示。如 ,R1 、R2 、R3 、R4 是互不相同的原子或基團(tuán)。所
以，判斷一種有機(jī)物是否為手性分子，就看其含有的碳原子是否連有 4 個(gè)不同的原子或基團(tuán)。
4.手性分子的用途
(1)構(gòu)成生命體的有機(jī)分子絕大多數(shù)為手性分子。互為手性異構(gòu)體的兩個(gè)分子的性質(zhì)不同。
(2)生產(chǎn)手性藥物、手性催化劑(手性催化劑只催化或主要催化一種手性分子的合成)。
一、共價(jià)鍵類型的判斷
(1)σ 鍵與 π 鍵的判斷
①由軌道重疊方式判斷
“頭碰頭”重疊為 σ 鍵，“肩并肩”重疊為 π 鍵。
②由物質(zhì)的結(jié)構(gòu)式判斷
通過物質(zhì)的結(jié)構(gòu)式可以快速有效地判斷共價(jià)鍵的種類及數(shù)目。共價(jià)單鍵全為 σ 鍵，雙鍵中有一個(gè) σ 鍵和一 個(gè) π 鍵，三鍵中有一個(gè) σ 鍵和兩個(gè) π 鍵。
③由成鍵軌道類型判斷
s 軌道形成的共價(jià)鍵全部是 σ 鍵；雜化軌道形成的共價(jià)鍵全部為 σ 鍵。
(2)極性鍵與非極性鍵的判斷
看形成共價(jià)鍵的兩原子，不同種元素的原子之間形成的是極性共價(jià)鍵，同種元素的原子之間形成的是非極 性共價(jià)鍵。
【典例 1】按要求回答問題
(1)1 mol HCHO 分子中含有 σ 鍵的數(shù)目為 NA。
(2)CS2 分子中，共價(jià)鍵的類型有 。
(3)下列物質(zhì)中：①M(fèi)gCl2；②Na2O2 ； ③CS2 ；④NaOH； ⑤H2，只存在極性鍵的是 (填序號(hào)，下
同)，只存在非極性鍵的是 ，只存在離子鍵的是 ，既存在離子鍵又存在極性共價(jià)鍵的是 ，
既存在離子鍵又存在非極性共價(jià)鍵的是 。
二、對(duì)兩“型”一“構(gòu)”的理解
(1)價(jià)層電子對(duì)互斥模型是價(jià)層電子對(duì)的立體構(gòu)型，而分子的立體構(gòu)型指的是成鍵電子對(duì)的立體構(gòu)型，不包 括孤電子對(duì)。兩者是否一致取決于中心原子上有無孤電子對(duì)(未用于形成共價(jià)鍵的電子對(duì))，當(dāng)中心原子上無 孤電子對(duì)時(shí)，兩者的構(gòu)型一致；當(dāng)中心原子上有孤電子對(duì)時(shí)，兩者的構(gòu)型不一致。
(2)價(jià)層電子對(duì)互斥理論能預(yù)測(cè)分子的立體構(gòu)型，但不能解釋分子的成鍵情況，雜化軌道理論能解釋分子的 成鍵情況，但不能預(yù)測(cè)分子的立體構(gòu)型。兩者相結(jié)合，具有一定的互補(bǔ)性，可達(dá)到處理問題簡(jiǎn)便、迅速、 全面的效果。
【典例 2】下列有關(guān)分子空間結(jié)構(gòu)的說法正確的是
A ．HClO 、BF3 、NCl3 分子中所有原子的最外層電子都滿足了 8 電子穩(wěn)定結(jié)構(gòu)
B ．P4 和 CCl4 都是正四面體形分子且鍵角都為 109°28′ C ．分子中鍵角的大小：BeCl2>SO3>NH3>CCl4
D ．BeF2 分子中，中心原子 Be 的價(jià)層電子對(duì)數(shù)等于 2，其空間結(jié)構(gòu)為直線形，成鍵電子對(duì)數(shù)等于 2，沒有 孤電子對(duì)
三、雜化軌道類型的判斷方法
(1)根據(jù)價(jià)層電子對(duì)互斥模型判斷中心原子的雜化類型、空間結(jié)構(gòu)。
在確定了分子或離子的中心原子上的成鍵電子對(duì)數(shù)和孤電子對(duì)數(shù)后，可以依據(jù)下面的方法確定其中心原子
的雜化軌道類型：σ 鍵電子對(duì)數(shù)(成鍵電子對(duì)數(shù))+孤電子對(duì)數(shù)=價(jià)電子對(duì)數(shù)=雜化軌道數(shù)
根據(jù)雜化類型及孤電子對(duì)數(shù)即可判斷分子或離子的空間結(jié)構(gòu)，列表如下：
價(jià)層電子對(duì) 數(shù) 雜化軌道類 型 成鍵電子對(duì) 數(shù) 孤電子對(duì) 數(shù) 雜化軌道 數(shù) 分子空間結(jié) 構(gòu) 實(shí)例
2 sp 2 0 2 直線形 BeCl2 、CO2 、HCN
3 sp2 3 0 3 平面三角形 BF3 、SO3 、CO32—
2 1 V 形 SnBr2 、SO2 、NO2—
4 sp3 4 0 4 四面體形 CHCl3 、 SiCl4 、 PO43—
3 1 三角錐形 NH3 、PCl3 、SO32—
2 2 V 形 OF2 、H2O 、NH2—
(2) 根據(jù)雜化軌道間的夾角判斷
雜化軌道間的夾角 雜化軌道類型
109 28 sp3
120 sp2
180 sp
(3)根據(jù)分子或離子的空間結(jié)構(gòu)判斷
分子或離子的空間結(jié)構(gòu) 雜化軌道類型
正四面體形 sp3
平面三角形 sp2
直線形 sp
(4)根據(jù)共價(jià)鍵類型判斷
由雜化軌道理論可知，原子之間成鍵時(shí)，未參與雜化的軌道用于形成 π 鍵，雜化軌道用于形成 σ 鍵或用來 容納未參與成鍵的孤電子對(duì)。對(duì)于能明確結(jié)構(gòu)式的分子、離子，其中心原子的雜化軌道數(shù) n= 中心原子形成 的 σ 鍵數(shù)+ 中心原子上的孤電子對(duì)數(shù)，即可將結(jié)構(gòu)式和電子式相結(jié)合，從而判斷中心原子形成的 σ 鍵數(shù)和中 心原子上的孤電子對(duì)數(shù)，進(jìn)而判斷雜化軌道數(shù)。例如：
①在 SiF4 分子中，基態(tài)硅原子有 4 個(gè)價(jià)電子，與 4 個(gè)氟原子形成 4 個(gè) σ 鍵，沒有孤電子對(duì)，n=4,則 SiF4 分 子中硅原子采用 sp3 雜化。
②在 HCHO 分子中，基態(tài)碳原子有 4 個(gè)價(jià)電子，與 2 個(gè)氫原子形成 2 個(gè) σ 鍵，與氧原子形成 C=O,C=O 中 有 1 個(gè) σ 鍵、1 個(gè) π 鍵，沒有孤電子對(duì)，n=3,則 HCHO 分子中碳原子采用 sp2 雜化。
(5)以碳原子為中心原子的分子中碳原子的雜化類型
①?zèng)]有形成 π 鍵，為 sp3 雜化：CH4 、CCl4 、
(
、
)②形成一個(gè) π 鍵，為 sp2 雜化：CH2=CH2、苯(大 π 鍵)、
③形成兩個(gè) π 鍵，為 sp 雜化：CH≡CH 、O=C=O(CO2) 、S=C=S(CS2) 【典例 3】下列分子中的中心原子雜化軌道的類型相同的是
A ．CO2 與 SO2 B ．C2H2 與 C2H4 C ．BeCl2 與 H2O D ．CH4 與 NH3
四、判斷分子或離子立體構(gòu)型“三步曲”
第一步：確定中心原子上的價(jià)層電子對(duì)數(shù)
a 為中心原子的價(jià)電子數(shù)加減離子的電荷數(shù)，b 為配位原子提供的價(jià)電子數(shù)，x 為非中心原子的原子個(gè)數(shù)。
如 NH 4 (＋)的中心原子為 N ，a ＝5－1 ，b ＝1，x ＝4 ，所以中心原子孤電子對(duì)數(shù) 。
第二步：確定價(jià)層電子對(duì)的立體構(gòu)型
由于價(jià)層電子對(duì)之間的相互排斥作用，它們趨向于盡可能的相互遠(yuǎn)離，這樣已知價(jià)層電子對(duì)的數(shù)目，就可 以確定它們的立體構(gòu)型。
第三步：分子立體構(gòu)型的確定
價(jià)層電子對(duì)有成鍵電子對(duì)和孤電子對(duì)之分，價(jià)層電子對(duì)的總數(shù)減去成鍵電子對(duì)數(shù)，得孤電子對(duì)數(shù)。根據(jù)成 鍵電子對(duì)數(shù)和孤電子對(duì)數(shù)，可以確定相應(yīng)的較穩(wěn)定的分子立體構(gòu)型。
【典例 4】下列分子中中心原子的雜化方式和分子的空間構(gòu)型均正確的是
A ．C2H2 ：sp2、直線形 B ．SO4 (2)- ：sp3、三角錐形
C ．BF3 ：sp3、三角錐形 D ．H2O ：sp3 、V 形
五、鍵的極性、分子空間構(gòu)型與分子極性的關(guān)系
類型 實(shí)例 鍵的極性 空間構(gòu)型 分子極性
X2 H2 、N2 非極性鍵 直線形 非極性分子
XY HCl 、NO 極性鍵 直線形 極性分子
XY2 (X2Y) CO2 、CS2 極性鍵 直線形 非極性分子
SO2 極性鍵 V 形 極性分子
H2O 、H2S 極性鍵 V 形 極性分子
XY3 BF3 極性鍵 平面正三角形 非極性分子
NH3 極性鍵 三角錐形 極性分子
XY4 CH4 、CCl4 極性鍵 正四面體形 非極性分子
【典例 5】下列各組物質(zhì)中，屬于由極性鍵構(gòu)成的極性分子的是
A ．NH3 和 H2S B ．CH4 和 Br2 C ．BF3 和 CO2 D ．BeCl2 和 HCl
六、化學(xué)鍵與分之間作用力的區(qū)別和比較
（1）化學(xué)鍵與范德華力的比較
化學(xué)鍵 范德華力
概 念 分子內(nèi)相鄰的原子間強(qiáng)烈的相互作用叫 化學(xué)鍵 分子之間的相互作用力叫范德華力
存 在 分子內(nèi)原子間 分子間(近距離)
強(qiáng) 弱 較強(qiáng) 比化學(xué)鍵弱得多
對(duì)性質(zhì)的影 響 主要影響物質(zhì)的化學(xué)性質(zhì) 主要影響物質(zhì)的物理性質(zhì)
（2）范德華力、氫鍵、共價(jià)鍵的比較
范德華力 氫鍵 共價(jià)鍵
概念 物質(zhì)分子之間普遍存在的一種 相互作用力 已經(jīng)與電負(fù)性很大的原子形成 共價(jià)鍵的氫原子與另一個(gè)電負(fù) 性很大的原子之間的作用力 原子間通過共用電子 對(duì)所形成的相互作用
作用微 粒 分子或原子(稀有氣體) 氫原子、電負(fù)性很大的原子 原子
特征 無方向性，無飽和性 有方向性，有飽和性 有方向性，有飽和性
強(qiáng)度比 較 共價(jià)鍵>氫鍵>范德華力
影響強(qiáng) 度的因 素 ①隨著分子極性的增大而增大 ②由分子構(gòu)成的，組成和結(jié)構(gòu) 相似的物質(zhì)，相對(duì)分子質(zhì)量越 大，范德華力越大 X—H…Y 中，X 、Y 的電負(fù)性 越大，Y 原子的半徑越小，作 用力越大 成鍵原子半徑越小，鍵 長(zhǎng)越短，鍵能越大
對(duì)物質(zhì) 性質(zhì)的 影響 影響物質(zhì)的熔點(diǎn)、沸點(diǎn)，溶解 度等物理性質(zhì) 影響物質(zhì)的熔點(diǎn)、沸點(diǎn)、溶解 度等物理性質(zhì) 共價(jià)鍵的鍵能越大，分 子越穩(wěn)定
【典例 6】下列說法不正確的是
A ．非金屬元素的原子間不能形成離子化合物
B ．HCl 、HBr 和 HI 的穩(wěn)定性依次減弱 C ．氯化氫氣體溶于水共價(jià)鍵被破壞
D ．100℃時(shí)水由液態(tài)變?yōu)闅鈶B(tài)，氫鍵被破壞 【典例 7】下列說法正確的是
A ．氫鍵不是化學(xué)鍵
B ．HF 的穩(wěn)定性很強(qiáng)，是因?yàn)槠浞肿娱g能形成氫鍵
C ．乙醇分子與水分子之間只存在范德華力
D ．碘化氫的沸點(diǎn)比氯化氫的沸點(diǎn)高是由于碘化氫分子之間存在氫鍵
七、同一種元素的含氧酸酸性規(guī)律
H2SO4 與 HNO3 是強(qiáng)酸，其—OH 上的 H 原子能夠完全電離成為 H＋。而同樣是含氧酸的 H2SO3 和 HNO2 卻 是弱酸。即酸性強(qiáng)弱為 H2SO3＜H2SO4，HNO2＜HNO3。其他的有變價(jià)的非金屬元素所形成的含氧酸也有類 似的情況。如酸性強(qiáng)弱 HClO＜HClO2＜HClO3＜HClO4。不難得出： 對(duì)于同一種元素的含氧酸來說，該元素 的化合價(jià)越高，其含氧酸的酸性越強(qiáng)。
【典例 8】下列說法不正確的是
A ．HClO、H2CO3、HNO3、HClO4 的酸性依次增強(qiáng)
B ．蘋果酸 含有 1 個(gè)手性碳原子
C ．HCl、NH3、C2H5OH 均易溶于水的原因之一是與 H2O 均能形成氫鍵
D ．以極性鍵結(jié)合的分子不一定是極性分子第二章 分子結(jié)構(gòu)與性質(zhì)
(
必背知識(shí)清單
01
共價(jià)鍵
)
1.定義：原子間通過共用電子對(duì)所形成的相互作用叫做共價(jià)鍵。
2.本質(zhì)：是在原子之間形成共用電子對(duì)。共價(jià)鍵形成的原因是成鍵原子相互接近，原子軌道發(fā)生重疊， 自 旋方向相反的未成對(duì)電子形成共用電子對(duì)。
3.特征
特征 概念 作用 存在情況
每個(gè)原子所能形成的共價(jià)鍵的總數(shù)或以單鍵連 飽和性決定了分子 所有的共價(jià)鍵都
飽和性
接的原子數(shù)目是一定的 的組成 具有飽和性
在形成共價(jià)鍵時(shí)，原子軌道重疊的越多，電子在 方向性決定了分子 并不是所有共價(jià)
核間出現(xiàn)的概率越大，所形成的共價(jià)鍵就越牢 的空間結(jié)構(gòu) 鍵都具有方向性
方向性
固，因此共價(jià)鍵將盡可能沿著電子出現(xiàn)概率最大 的方向形成，所以共價(jià)鍵具有方向性
4.形成條件：通常電負(fù)性相同或差值較小的非金屬元素原子之間形成共價(jià)鍵，大多數(shù)電負(fù)性之差小于 1.7 的金屬與非金屬原子之間形成共價(jià)鍵。
5.表示方法
(1)用一條短線表示一對(duì)共用電子所形成的共價(jià)鍵，如 H—H
(2)用“=”表示原子間共用兩對(duì)電子所形成的共價(jià)鍵，如 C=C
(3)用“≡”表示原子間共用三對(duì)電子所形成的共價(jià)鍵，如 C≡C
6.類型(按成鍵原子的原子軌道重疊方式分類)
(1)σ 鍵
形成 由成鍵原子的 s 軌道或 p 軌道重疊形成
類型 s－s 型
s－p 型
p－p 型
特征 以形成化學(xué)鍵的兩原子核的連線為軸做旋轉(zhuǎn)操作，共價(jià)鍵的電子云的圖形不變，這 種特征稱為軸對(duì)稱
(2)π 鍵
形成 由兩個(gè)原子的 p 軌道“肩并肩”重疊形成
p－p π 鍵
特征 π 鍵的電子云形狀與 σ 鍵的電子云形狀有明顯差別：每個(gè) π 鍵的電子云由兩塊 組成，它們互為鏡像，這種特征稱為鏡面對(duì)稱；π 鍵不能旋轉(zhuǎn)；不如 σ 鍵牢固， 較易斷裂
(3)判斷 σ 鍵、π 鍵的一般規(guī)律
共價(jià)單鍵為 σ 鍵；共價(jià)雙鍵中有一個(gè) σ 鍵，另一個(gè)是 π 鍵；共價(jià)三鍵由一個(gè) σ 鍵和兩個(gè) π 鍵構(gòu)成。
(
必背知識(shí)清單
02
鍵參數(shù)——鍵能、鍵長(zhǎng)與鍵角
)
1.鍵能
(1)概念：氣態(tài)分子中 1mol 化學(xué)鍵解離成氣態(tài)原子所吸收的能量稱為鍵能。
(2)條件和單位：鍵能通常是 298.15K 、101kPa 條件下的標(biāo)準(zhǔn)值，單位為 kJ·mol-1 (3)應(yīng)用：
①判斷共價(jià)鍵的穩(wěn)定性：原子間形成共價(jià)鍵時(shí)，原子軌道重疊程度越大，體系能量降低越多，釋放能量越 多，形成共價(jià)鍵的鍵能越大，共價(jià)鍵越牢固。
②判斷分子的穩(wěn)定性：一般來說，結(jié)構(gòu)相似的分子，共價(jià)鍵的鍵能越大，分子越穩(wěn)定。
例如分子的穩(wěn)定性：HF>HCl>HBr>HI。
③利用鍵能計(jì)算反應(yīng)熱：△H=反應(yīng)物的鍵能總和-生成物的鍵能總和。
(4)測(cè)定方法：鍵能可通過實(shí)驗(yàn)測(cè)定，更多的卻是推算獲得的。
注：同種類型的共價(jià)鍵，鍵能大小為：?jiǎn)捂I<雙鍵<三鍵
2.鍵長(zhǎng)
(1)概念
構(gòu)成化學(xué)鍵的兩個(gè)原子的核間距叫做該化學(xué)鍵的鍵長(zhǎng)。由于分子中的原子始終處于不斷振動(dòng)之中，鍵長(zhǎng)只 是振動(dòng)著的原子處于平衡位置時(shí)的核間距。
(2)應(yīng)用
①判斷共價(jià)鍵的穩(wěn)定性：鍵長(zhǎng)是衡量共價(jià)鍵穩(wěn)定性的另一個(gè)重要參數(shù)。鍵長(zhǎng)越短，往往鍵能越大，表明共 價(jià)鍵越穩(wěn)定。
②判斷分子的空間構(gòu)型：鍵長(zhǎng)是影響分子空間結(jié)構(gòu)的因素之一。
(3)定性判斷鍵長(zhǎng)的方法
①根據(jù)原子半徑進(jìn)行判斷。在其他條件相同時(shí)，成鍵原子的半徑越小，鍵長(zhǎng)越短。
②根據(jù)共用電子對(duì)數(shù)判斷。相同的兩原形成共價(jià)鍵時(shí)，單鍵鍵長(zhǎng)>雙鍵鍵長(zhǎng)>三鍵鍵長(zhǎng)。
3.鍵角
(1)概念
在多原子分子中，兩個(gè)相鄰共價(jià)鍵之間的夾角稱為鍵角。
(2)意義
鍵角可反映分子的空間結(jié)構(gòu)，是描述分子空間結(jié)構(gòu)的重要參數(shù)，分子的許多性質(zhì)都與鍵角有關(guān)。 多原子分子的鍵角一定，表明共價(jià)鍵具有方向性。
(3)常見分子的鍵角及分子空間結(jié)構(gòu)
分子空間結(jié)構(gòu) 鍵角 實(shí)例
正四面體形 109°28′ CH4 、CCl4
平面形 120° 苯、乙烯、BF3
三角錐形 107° NH3
V 形(或角形) 105° H2O
直線形 180° CO2 、CS2 、CH≡CH
(4)測(cè)定方法
鍵長(zhǎng)和鍵角的數(shù)值可通過晶體的 X 射線衍射實(shí)驗(yàn)獲得。
小結(jié)：鍵參數(shù)對(duì)分子性質(zhì)的影響： 相同類型的共價(jià)化合物分子，成鍵原子半徑越小，鍵長(zhǎng)越短，鍵能越大，
分子越穩(wěn)定。
(
必背知識(shí)清單
03
多樣的分子空間結(jié)構(gòu)
)
1.常見的分子空間結(jié)構(gòu)
分子類型 化學(xué)式 空間結(jié)構(gòu) 結(jié)構(gòu)式 鍵角 空間填充模型 球棍模型
三原子 分子 CO2 直線形 O==C==O 180°
H2O V 形 105°
四原子 分子 CH2O 平面三角形 120°
NH3 三角錐形 107°
五原子 分子 CH4 四面體形 109°28′
2.其他多原子分子的空間結(jié)構(gòu)
(
必背知識(shí)清單
04
價(jià)層電子對(duì)互斥模型
)
1.應(yīng)用：預(yù)測(cè)分子的空間結(jié)構(gòu)。
2.內(nèi)容：價(jià)層電子對(duì)互斥模型認(rèn)為，分子的空間結(jié)構(gòu)是中心原子周圍的“價(jià)層電子對(duì)”相互排斥的結(jié)果。 VSEPR 的“價(jià)層電子對(duì)”是指分子中的中心原子與結(jié)合原子間的 σ 鍵電子對(duì)和中心原子上的孤電子對(duì)。多重鍵只計(jì)其
中的 σ 鍵電子對(duì)，不計(jì) π 鍵電子對(duì)。
3.中心原子上的價(jià)層電子對(duì)數(shù)的計(jì)算
中心原子上的價(jià)層電子對(duì)數(shù)=σ 鍵電子對(duì)數(shù)+ 中心原子上的孤電子對(duì)數(shù)
(1)σ 鍵電子對(duì)數(shù)的確定：由化學(xué)式確定
(2)中心原子上的孤電子對(duì)數(shù)的確定：中心原子上的孤電子對(duì)數(shù)
公式中各字母的含義：
a 中心原子的價(jià)層電子數(shù)
主族元素 =最外層電子數(shù)
陽離子 =中心原子的價(jià)層電子數(shù)-離子的電荷數(shù)
陰離子 =中心原子的價(jià)層電子數(shù)+ ︱離子的電荷數(shù)︱
x 與中心原子結(jié)合的原子數(shù)
b 與中心原子結(jié)合的原子最多能接受的電子數(shù)
H =1
其他原子 =8-該原子的價(jià)層電子數(shù)
4. VSEPR 模型與分子或離子的空間結(jié)構(gòu)
σ 鍵電子對(duì)數(shù)＋孤電子對(duì)數(shù)＝價(jià)層電子對(duì)數(shù)VSEPR 模型分子或離子的空間結(jié)構(gòu)。
分子或離子 孤電子對(duì)數(shù) 價(jià)層電子對(duì)數(shù) VSEPR 模型名稱 分子或離子 的空間結(jié)構(gòu)名稱
CO2 0 2 直線形 直線形
SO2 1 3 平面三角形 V 形
CO- 0 3 平面三角形 平面三角形
H2O 2 4 四面體形 V 形
NH3 1 4 四面體形 三角錐形
CH4 0 4 正四面體形 正四面體形
5.常見分子或離子的空間結(jié)構(gòu)的推測(cè)
分子或離子 中心原子上 的孤電子對(duì) 數(shù) 中心原子上 的價(jià)層電子 對(duì)數(shù) VSEPR 模型 VSEPR 模型名 稱 空間結(jié)構(gòu) 空間結(jié)構(gòu)名 稱
CO2 、BeCl2 0 2 直線形 直線形
CO32— 、BF3 0 3 平面三角形 平面三角形
SO2 、PbCl2 1 V 形
CH4 、CCl4 0 4 正四面體形 正四面體形
NH3 、NF3 1 四面體形 三角錐形
H2O 、H2S 2 V 形
注：①價(jià)層電子對(duì)互斥模型對(duì)分子空間結(jié)構(gòu)的預(yù)測(cè)少有失誤，但它不能用于預(yù)測(cè)以過渡金屬為中心原子的 分子。
②氨氣與水的 VSEPR 模型一致，但空間構(gòu)型不同的原因是：孤電子對(duì)之間的斥力>孤電子對(duì)與成鍵電子對(duì) 之間的斥力>成鍵電子對(duì)之間的斥力
(
必背知識(shí)清單
05
雜化軌道理論
)
1.雜化軌道的含義
雜化軌道理論是一種價(jià)鍵理論，是鮑林為了解釋分子的空間結(jié)構(gòu)提出的。
(1)軌道的雜化：在外界條件影響下，原子內(nèi)部能量相近的原子軌道發(fā)生混雜，重新組合成一組新的軌道的 過程。
(2)雜化軌道：原子軌道雜化后形成的一組新的原子軌道，叫做雜化原子軌道，簡(jiǎn)稱雜化軌道。
2.雜化軌道理論的要點(diǎn)
(1)形成分子時(shí)，通常存在激發(fā)、雜化和軌道重疊等過程。但原子軌道的雜化只有在形成分子的過程中才會(huì) 發(fā)生，孤立的原子是不可能發(fā)生雜化的。
(2)原子在成鍵時(shí)，同一原子中能量相近的原子軌道可重新組合成雜化軌道。
(3)一般說來，中心原子有幾個(gè)軌道參與雜化，就會(huì)形成幾個(gè)能量相同的雜化軌道，就能形成幾個(gè)共價(jià)鍵， 形成對(duì)應(yīng)的分子構(gòu)型。但如果分子中存在孤對(duì)電子，分子構(gòu)型會(huì)發(fā)生變化，如 H2O 、NH3 等。
(4)sp1 雜化和 sp2 雜化的兩種形式中，原子還有未參與雜化的 p 軌道，可用于形成 π 鍵，而雜化軌道只能用 于形成 σ 鍵，或者用來容納未參與成鍵的孤對(duì)電子。
3.雜化軌道類型
(1)sp3 雜化：同一個(gè)原子中能量相近的一個(gè) ns 軌道與三個(gè) np 軌道進(jìn)行混合重新組四個(gè)新的原子軌道，即 sp3
雜化軌道。如 CH4 分子中 sp3 雜化軌道形成示意圖：
(2)sp2 雜化：同一個(gè)原子中能量相近的一個(gè) ns 軌道與兩個(gè) np 軌道進(jìn)行雜化組合成三個(gè)新的 sp2 雜化軌道。 如 C2H4 分子中 sp2 雜化軌道形成示意圖：
(3) sp1 雜化：同一個(gè)原子中能量相近的一個(gè) ns 軌道與一個(gè) np 軌道進(jìn)行雜化組合成兩個(gè)新的 sp1 雜化軌道。 如 C2H2 分子中 sp1 雜化軌道形成示意圖：
4.雜化軌道類型與分子的空間結(jié)構(gòu)的關(guān)系
(1)雜化軌道用于形成 σ 鍵或用來容納未參與成鍵的孤電子對(duì)。當(dāng)沒有孤電子對(duì)時(shí)，能量相同的雜化軌道彼 此遠(yuǎn)離，形成的分子為對(duì)稱結(jié)構(gòu)；當(dāng)有孤電子對(duì)時(shí)，孤電子對(duì)占據(jù)一定空間且對(duì)成鍵電子對(duì)產(chǎn)生排斥，形 成的分子的空間結(jié)構(gòu)也發(fā)生變化。
(2)雜化軌道與分子的空間結(jié)構(gòu)的關(guān)系
①當(dāng)雜化軌道全部用于形成 σ 鍵時(shí)
雜化類型 sp sp2 sp3
軌道組成 1 個(gè) ns 和 1 個(gè) np 1 個(gè) ns 和 2 個(gè) np 1 個(gè) ns 和 3 個(gè) np
軌道夾角 180° 120° 109°28′
雜化軌道示意圖
實(shí)例 BeCl2 BF3 CH4
分子結(jié)構(gòu)示意圖
分子空間結(jié)構(gòu) 直線形 平面三角形 正四面體形
②當(dāng)雜化軌道中有未參與成鍵的孤電子對(duì)時(shí)
由于孤電子對(duì)參與互相排斥，會(huì)使分子的構(gòu)型與雜化軌道的形狀有所區(qū)別。如水分子中氧原子的 sp3 雜化軌 道有 2 個(gè)雜化軌道由孤電子對(duì)占據(jù)，其分子不呈正四面體形，而呈 V 形；氨分子中氮原子的 sp3 雜化軌道有 1 個(gè)雜化軌道由孤電子對(duì)占據(jù)，氨分子不呈正四面體形，而呈三角錐形。
5.VSEPR 模型與中心原子的雜化軌道類型的關(guān)系
雜化軌道理論解釋了價(jià)層電子對(duì)互斥模型所推測(cè)的分子空間結(jié)構(gòu)，但分析具體分子中的中心原子的雜化 軌道類型時(shí)，應(yīng)先確定分子或離子的 VSEPR 模型，再確定中心原子的雜化軌道類型。 VSEPR 模型及其中 心原子對(duì)應(yīng)的雜化軌道類型如表所示：
雜化軌道類型 VSEPR 模型 典型分子 空間結(jié)構(gòu)
sp CO2 直線形
sp2 SO2 V 形
sp3 H2O V 形
sp2 SO3 平面三角形
sp3 NH3 三角錐形
sp3 CH4 正四面體形
6.配位鍵和配合物
(1)孤電子對(duì)
分子或離子中沒有跟其他原子共用的電子對(duì)稱孤電子對(duì)。
(2)配位鍵
①配位鍵的形成：成鍵原子一方提供____孤電子對(duì)____，另一方提供___空軌道___形成共價(jià)鍵。
②配位鍵的表示：常用“___―→___”來表示配位鍵，箭頭指向接受孤電子對(duì)的原子，如 NH 4 (＋)可表示為
, 在 NH 4 (＋)中，雖然有一個(gè) N—H 鍵形成過程與其他 3 個(gè) N—H 鍵形成過程不同，但是
一旦形成之后，4 個(gè)共價(jià)鍵就完全相同。
(3)配合物
如[Cu(NH3)4]SO4
(
必背知識(shí)清單
06
共價(jià)鍵的極性
)
1.鍵的極性
共價(jià)鍵 極性共價(jià)鍵 非極性共價(jià)鍵
成鍵原子 不同種原子（電負(fù)性不同） 同種原子（電負(fù)性相同）
電子對(duì) 發(fā)生偏移 不發(fā)生偏移
成鍵原子的電性 一個(gè)原子呈正電性(δ+) ，一個(gè)原子呈負(fù)電性(δ—) 電中性
示例 H2 、O2 、Cl2 等
注：（1）電負(fù)性差值越大的兩原子形成的共價(jià)鍵的極性越強(qiáng)
（2）共用電子對(duì)偏移程度越大，鍵的極性越強(qiáng)
2.分子的極性
(1)極性分子：分子中的正電中心和負(fù)電中心不重合，使分子的某一個(gè)部分呈正電性(δ+),另一部分呈負(fù)電性 (δ-),這樣的分子是極性分子。
(2)非極性分子：分子中的正電中心和負(fù)電中心重合，這樣的分子是非極性分子。
3.分子極性的判斷
（1）化合價(jià)法判斷： ABn 型分子中，若中心原子 A 的化合價(jià)的絕對(duì)值等于該元素所在的主族序數(shù)， 則為非極性分子，否則為極性分子。
（2）根據(jù)鍵的極性、分子立體構(gòu)型判斷
4.鍵的極性對(duì)化學(xué)性質(zhì)的影響
(1)鍵的極性對(duì)羧酸酸性大小的影響實(shí)質(zhì)是通過改變羧基中羥基的極性而實(shí)現(xiàn)的，羧基中羥基的極性越大， 越容易電離出 H+,則羧酸的酸性越大。
(2)與羧基相鄰的共價(jià)鍵的極性越大，過傳導(dǎo)作用使羧基中羥基的極性越大，則羧酸的酸性越大。
(3)烴基是推電子基團(tuán)，即將電子推向羥基，從而減小羥基的極性，導(dǎo)致羧酸的酸性減小。一般地，烴基越 長(zhǎng)，推電子效應(yīng)越大，羧酸的酸性越小。
(
必背知識(shí)清單
07
分子間的作用力
)
1.范德華力及其對(duì)物質(zhì)性質(zhì)的影響
(1)概念：對(duì)氣體加壓降溫可使其液化，對(duì)液體降溫可使其凝固，這表明分子之間存在著相互作用力。范德 華是最早研究分子間普遍存在作用力的科學(xué)家，因而把這類分子間作用力稱為范德華力。
(2)存在范圍：范德華力存在于由共價(jià)鍵形成的多數(shù)共價(jià)化合物、絕大多數(shù)非金屬單質(zhì)及沒有化學(xué)鍵的稀有 氣體中。但像二氧化硅晶體、金剛石等由共價(jià)鍵形成的物質(zhì)中不存在范德華力。
(3)特征
①范德華力廣泛存在于分子之間，但只有分子間充分接近時(shí)才有分子間的相互作用力。
②范德華力很弱，比化學(xué)鍵的鍵能小 1~2 個(gè)數(shù)量級(jí)。
③范德華力沒有方向性和飽和性。
(4)影響范德華力的因素
①一般地，組成和結(jié)構(gòu)相似的分子，相對(duì)分子質(zhì)量越大，范德華力越大。
②相對(duì)分子質(zhì)量相同或相近時(shí)，分子的極性越大，范德華力越大。如 CO 為極性分子，N2 為非極性分子，
范德華力：CO>N2
③分子組成相同，但結(jié)構(gòu)不同的物質(zhì)(即互為同分異構(gòu)體),分子的對(duì)稱性越強(qiáng)，范德華力越小。
(5)范德華力對(duì)物質(zhì)性質(zhì)的影響
范德華力主要影響物質(zhì)的熔、沸點(diǎn)等物理性質(zhì)。一般規(guī)律：范德華力越大，物質(zhì)的熔、沸點(diǎn)越高。 化學(xué)鍵要影響物質(zhì)的化學(xué)性質(zhì)。
2.氫鍵及其對(duì)物質(zhì)性質(zhì)的影響
(1)概念：氫鍵是除范德華力之外的另一種分子間作用力。
(2)形成條件：它是由已經(jīng)與電負(fù)性很大的原子形成共價(jià)鍵的氫原子與另一個(gè)電負(fù)性很大的原子之間的作用 力。表示方法：A—H…B。
(3)常見類型：
①分子內(nèi)氫鍵 ；②分子間氫鍵 。
(4)特征：
①氫鍵是一種分子間作用力，但不同于范德華力，也不屬于化學(xué)鍵。
②氫鍵是一種較弱的作用力，比化學(xué)鍵的鍵能小 1~2 個(gè)數(shù)量級(jí)，與范德華力數(shù)量級(jí)相同，但比范德華力明 顯的強(qiáng)。
③氫鍵具有方向性（X 一 H…Y 盡可能在同一條直線上）和飽和性（一個(gè) X 一 H 只能和一個(gè) Y 原子結(jié)合）， 但本質(zhì)上與共價(jià)鍵的方向性和飽和性不同。
(5)氫鍵的鍵長(zhǎng)：一般定義為 A 一 H…B 的長(zhǎng)度，而不是 H…B 的長(zhǎng)度。
(6)存在范圍：氫鍵不僅存在于分子間，有時(shí)也存在于分子內(nèi)。
(7)對(duì)物質(zhì)性質(zhì)的影響：
①氫鍵對(duì)物質(zhì)熔、沸點(diǎn)的影響：分子間存在氫鍵時(shí)，物質(zhì)在熔化或汽化時(shí)，除需破壞范德華力外，還需破 壞分子間氫鍵，消耗更多的能量，所以存在分子間氫鍵的物質(zhì)一般具有較高的熔、沸點(diǎn)。
②氫鍵對(duì)物質(zhì)溶解度的影響：如果溶質(zhì)與溶劑之間能形成氫鍵，則溶質(zhì)的溶解度增大。 如 NH3 與 H2O 間能形成氫鍵，且都是極性分子，所以 NH3 極易溶于水。
3.溶解性
(1) “相似相溶”規(guī)律：非極性溶質(zhì)一般能溶于非極性溶劑，極性溶質(zhì)一般能溶于極性溶劑。 說明：（1）“相似”指的是分子的極性相似
（2）這是一條經(jīng)驗(yàn)規(guī)律，也會(huì)有不符合規(guī)律的例子，如 CO 、NO 等極性分子均難溶于水，不少鹽類(如 AgCl 、PbSO4 、BaCO3 等)也難溶于水，H2 、N2 難溶于水也難溶于苯等。
(2)影響溶解度的因素
①外界條件對(duì)物質(zhì)溶解性的影響
影響固體溶解度的主要因素是溫度，大多數(shù)固體的溶解度隨溫度的升高而增大。
影響氣體溶解度的主要因素是溫度和壓強(qiáng)，氣體的溶解度隨溫度的升高而降低，隨壓強(qiáng)的增大而增大。
②相似相溶規(guī)律：非極性溶質(zhì)一般溶于非極性溶劑，極性溶質(zhì)一般能溶于極性溶劑。
在極性溶劑里，如果溶劑和溶質(zhì)之間存在氫鍵，則溶解性好，且氫鍵作用力越大，溶解性越好。如果溶質(zhì) 分子不能與水分子形成氫鍵，在水中溶解度就比較小，如 NH3 極易溶于水，甲醇、乙醇、甘油、乙酸等能
與水互溶，就是因?yàn)樗鼈兣c水形成了分子間氫鍵。
(
必背知識(shí)清單
08
分子的手性
)
1.手性異構(gòu)體與手性分子
具有完全相同的組成和原子排列的一對(duì)分子，如同左手與右手一樣互為鏡像，卻在三維空間里不能疊合， 互稱手性異構(gòu)體(或?qū)τ钞悩?gòu)體)。有手性異構(gòu)體的分子叫做手性分子。
2.手性分子的成因
當(dāng) 4 個(gè)不同的原子或基團(tuán)連接在同一個(gè)碳原子上時(shí)，這個(gè)碳原子是不對(duì)稱原子。這種分子和它“在鏡中的像” 不能重疊，因而表現(xiàn)為“手性”。手性分子中的不對(duì)稱碳原子稱為手性碳原子。
3.手性分子的判斷
有機(jī)物分子具有手性是由于其分子中含有手性碳原子。如果 1 個(gè)碳原子所連接的 4 個(gè)原子或基團(tuán)各不相同，
那么該碳原子為手性碳原子，用*C 來表示。如 ,R1 、R2 、R3 、R4 是互不相同的原子或基團(tuán)。所
以，判斷一種有機(jī)物是否為手性分子，就看其含有的碳原子是否連有 4 個(gè)不同的原子或基團(tuán)。
4.手性分子的用途
(1)構(gòu)成生命體的有機(jī)分子絕大多數(shù)為手性分子。互為手性異構(gòu)體的兩個(gè)分子的性質(zhì)不同。
(2)生產(chǎn)手性藥物、手性催化劑(手性催化劑只催化或主要催化一種手性分子的合成)。
一、共價(jià)鍵類型的判斷
(1)σ 鍵與 π 鍵的判斷
①由軌道重疊方式判斷
“頭碰頭”重疊為 σ 鍵，“肩并肩”重疊為 π 鍵。
②由物質(zhì)的結(jié)構(gòu)式判斷
通過物質(zhì)的結(jié)構(gòu)式可以快速有效地判斷共價(jià)鍵的種類及數(shù)目。共價(jià)單鍵全為 σ 鍵，雙鍵中有一個(gè) σ 鍵和一 個(gè) π 鍵，三鍵中有一個(gè) σ 鍵和兩個(gè) π 鍵。
③由成鍵軌道類型判斷
s 軌道形成的共價(jià)鍵全部是 σ 鍵；雜化軌道形成的共價(jià)鍵全部為 σ 鍵。
(2)極性鍵與非極性鍵的判斷
看形成共價(jià)鍵的兩原子，不同種元素的原子之間形成的是極性共價(jià)鍵，同種元素的原子之間形成的是非極 性共價(jià)鍵。
【典例 1】按要求回答問題
(1)1 mol HCHO 分子中含有 σ 鍵的數(shù)目為 NA。
(2)CS2 分子中，共價(jià)鍵的類型有 。
(3)下列物質(zhì)中：①M(fèi)gCl2；②Na2O2 ； ③CS2 ；④NaOH； ⑤H2，只存在極性鍵的是 (填序號(hào)，下
同)，只存在非極性鍵的是 ，只存在離子鍵的是 ，既存在離子鍵又存在極性共價(jià)鍵的是 ，
既存在離子鍵又存在非極性共價(jià)鍵的是 。
【答案】(1)3NA
(2)極性鍵
(3) ③ ⑤ ① ④ ②
【解析】（1）HCHO 結(jié)構(gòu)式是 ，共價(jià)單鍵都是 σ 鍵，共價(jià)雙鍵中一個(gè)是 σ 鍵，一個(gè)是 π 鍵，
可見 1 個(gè) HCHO 分子中含有 3 個(gè) σ 鍵，則在 1 mol HCHO 分子中含有 σ 鍵的數(shù)目為 3NA；
（2）CS2 是由分子構(gòu)成，在 1 個(gè) CS2 分子中 C 原子與 2 個(gè) S 原子形成 4 個(gè)共價(jià)鍵，結(jié)構(gòu)式是 S=C=S ，C=S 鍵是兩種不同的非金屬元素的原子形成的共價(jià)鍵，因此屬于極性鍵；
（3）①M(fèi)gCl2 是離子化合物，Mg2+與 2 個(gè) Cl-之間以離子鍵結(jié)合，存在離子鍵；
②Na2O2 是離子化合物，2 個(gè) Na+與O2 (2)- 以離子鍵結(jié)合，在O2 (2)- 中 2 個(gè) O 原子之間以非極性共價(jià)鍵結(jié)合，故 Na2O2 中存在離子鍵、非極性共價(jià)鍵；
③CS2 是由 CS2 分子構(gòu)成的共價(jià)化合物，其結(jié)構(gòu)式是 S=C=S，分子中存在極性共價(jià)鍵；
④NaOH 是離子化合物，Na+與 OH-之間以離子鍵結(jié)合，在 OH-中 H 、O 原子之間以極性鍵結(jié)合，故 NaOH 中含有離子鍵、極性共價(jià)鍵；
⑤H2 是由分子構(gòu)成的非金屬單質(zhì)，在 H2 中 2 個(gè) H 原子之間以非極性鍵 H-H 鍵結(jié)合，故其中只含非極性鍵。 綜上所述可知：只存在極性鍵的物質(zhì)序號(hào)是③;只存在非極性鍵的物質(zhì)序號(hào)是⑤;只存在離子鍵的物質(zhì)序 號(hào)是①;既存在離子鍵又存在極性共價(jià)鍵的物質(zhì)序號(hào)是④;既存在離子鍵又存在非極性共價(jià)鍵的是②。
二、對(duì)兩“型”一“構(gòu)”的理解
(1)價(jià)層電子對(duì)互斥模型是價(jià)層電子對(duì)的立體構(gòu)型，而分子的立體構(gòu)型指的是成鍵電子對(duì)的立體構(gòu)型，不包
括孤電子對(duì)。兩者是否一致取決于中心原子上有無孤電子對(duì)(未用于形成共價(jià)鍵的電子對(duì))，當(dāng)中心原子上無 孤電子對(duì)時(shí)，兩者的構(gòu)型一致；當(dāng)中心原子上有孤電子對(duì)時(shí)，兩者的構(gòu)型不一致。
(2)價(jià)層電子對(duì)互斥理論能預(yù)測(cè)分子的立體構(gòu)型，但不能解釋分子的成鍵情況，雜化軌道理論能解釋分子的 成鍵情況，但不能預(yù)測(cè)分子的立體構(gòu)型。兩者相結(jié)合，具有一定的互補(bǔ)性，可達(dá)到處理問題簡(jiǎn)便、迅速、 全面的效果。
【典例 2】下列有關(guān)分子空間結(jié)構(gòu)的說法正確的是
A ．HClO 、BF3 、NCl3 分子中所有原子的最外層電子都滿足了 8 電子穩(wěn)定結(jié)構(gòu)
B ．P4 和 CCl4 都是正四面體形分子且鍵角都為 109°28′ C ．分子中鍵角的大小：BeCl2>SO3>NH3>CCl4
D ．BeF2 分子中，中心原子 Be 的價(jià)層電子對(duì)數(shù)等于 2，其空間結(jié)構(gòu)為直線形，成鍵電子對(duì)數(shù)等于 2，沒有 孤電子對(duì)
【答案】D
【詳解】A ．HClO 中 H 原子的最外層電子數(shù)為 1＋1 ＝2，不滿足 8 電子穩(wěn)定結(jié)構(gòu)，BF3 中 B 元素化合價(jià)為 +3 ，B 原子最外層電子數(shù)為 3，所以 3＋3 ＝6 ，B 原子不滿足 8 電子結(jié)構(gòu)；F 元素化合價(jià)為 1 ，F(xiàn) 原子最外 層電子數(shù)為 7，所以 1＋7 ＝8 ，F(xiàn) 原子滿足 8 電子結(jié)構(gòu)，NCl3 中 P 元素化合價(jià)為＋3 ，N 原子最外層電子數(shù) 為 5，所以 3＋5 ＝8，N 原子滿足 8 電子結(jié)構(gòu)；Cl 元素化合價(jià)為 1，Cl 原子最外層電子數(shù)為 7，所以 1＋7 = 8 ，Cl 原子滿足 8 電子結(jié)構(gòu)，故 A 錯(cuò)誤；
B ．P4 是四原子的正四面體，鍵角是 60°,而 CH4 是五原子的正四面體鍵角都為 109°28′，故 B 錯(cuò)誤；
C．BeCl2 中 Be 形成 2 個(gè) σ 鍵，無孤電子對(duì)，為 sp 雜化，鍵角為 180° ; SO3 中 S 原子是 sp2 雜化，分子為平
面正三角形構(gòu)型，鍵角為 120° ; NH3 中 N 形成 3 個(gè) σ 鍵，孤電子對(duì)數(shù) ＝1 ，為 sp3 雜化，為三角錐
形，鍵角大約為 107° ; CCl4 中 C 形成 4 個(gè) σ 鍵，無孤電子對(duì)，為 sp3 雜化，為正四面體，鍵角為 109°28′， 分子中鍵角的大小：BeCl2＞SO3＞CCl4＞NH3，故 C 錯(cuò)誤；
D ．BeF2 分子中，鈹原子含有兩個(gè)共價(jià)單鍵，不含孤電子對(duì)，所以價(jià)層電子對(duì)數(shù)是 2，中心原子以 sp 雜化 軌道成鍵，價(jià)層電子對(duì)個(gè)數(shù)是 2 且不含孤電子對(duì)，為直線形結(jié)構(gòu)，故 D 正確；
故答案選 D。
三、雜化軌道類型的判斷方法
(1)根據(jù)價(jià)層電子對(duì)互斥模型判斷中心原子的雜化類型、空間結(jié)構(gòu)。
在確定了分子或離子的中心原子上的成鍵電子對(duì)數(shù)和孤電子對(duì)數(shù)后，可以依據(jù)下面的方法確定其中心原子
的雜化軌道類型：σ 鍵電子對(duì)數(shù)(成鍵電子對(duì)數(shù))+孤電子對(duì)數(shù)=價(jià)電子對(duì)數(shù)=雜化軌道數(shù)
根據(jù)雜化類型及孤電子對(duì)數(shù)即可判斷分子或離子的空間結(jié)構(gòu)，列表如下：
價(jià)層電子對(duì) 雜化軌道類 成鍵電子對(duì) 孤電子對(duì) 雜化軌道 分子空間結(jié) 實(shí)例
數(shù) 型 數(shù) 數(shù) 數(shù) 構(gòu)
2 sp 2 0 2 直線形 BeCl2 、CO2 、HCN
3 sp2 3 0 3 平面三角形 BF3 、SO3 、CO32—
2 1 V 形 SnBr2 、SO2 、NO2—
4 sp3 4 0 4 四面體形 CHCl3 、 SiCl4 、 PO43—
3 1 三角錐形 NH3 、PCl3 、SO32—
2 2 V 形 OF2 、H2O 、NH2—
(2) 根據(jù)雜化軌道間的夾角判斷
雜化軌道間的夾角 雜化軌道類型
109 28 sp3
120 sp2
180 sp
(3)根據(jù)分子或離子的空間結(jié)構(gòu)判斷
分子或離子的空間結(jié)構(gòu) 雜化軌道類型
正四面體形 sp3
平面三角形 sp2
直線形 sp
(4)根據(jù)共價(jià)鍵類型判斷
由雜化軌道理論可知，原子之間成鍵時(shí)，未參與雜化的軌道用于形成 π 鍵，雜化軌道用于形成 σ 鍵或用來 容納未參與成鍵的孤電子對(duì)。對(duì)于能明確結(jié)構(gòu)式的分子、離子，其中心原子的雜化軌道數(shù) n= 中心原子形成 的 σ 鍵數(shù)+ 中心原子上的孤電子對(duì)數(shù)，即可將結(jié)構(gòu)式和電子式相結(jié)合，從而判斷中心原子形成的 σ 鍵數(shù)和中 心原子上的孤電子對(duì)數(shù)，進(jìn)而判斷雜化軌道數(shù)。例如：
①在 SiF4 分子中，基態(tài)硅原子有 4 個(gè)價(jià)電子，與 4 個(gè)氟原子形成 4 個(gè) σ 鍵，沒有孤電子對(duì)，n=4,則 SiF4 分 子中硅原子采用 sp3 雜化。
②在 HCHO 分子中，基態(tài)碳原子有 4 個(gè)價(jià)電子，與 2 個(gè)氫原子形成 2 個(gè) σ 鍵，與氧原子形成 C=O,C=O 中 有 1 個(gè) σ 鍵、1 個(gè) π 鍵，沒有孤電子對(duì)，n=3,則 HCHO 分子中碳原子采用 sp2 雜化。
(5)以碳原子為中心原子的分子中碳原子的雜化類型
①?zèng)]有形成 π 鍵，為 sp3 雜化：CH4 、CCl4 、
②形成一個(gè) π 鍵，為 sp2 雜化：CH2=CH2、苯(大 π 鍵) 、、
③形成兩個(gè) π 鍵，為 sp 雜化：CH≡CH 、O=C=O(CO2) 、S=C=S(CS2)
【典例 3】下列分子中的中心原子雜化軌道的類型相同的是
A ．CO2 與 SO2 B ．C2H2 與 C2H4 C ．BeCl2 與 H2O D ．CH4 與 NH3
【答案】D
【詳解】A．CO2 中 C 形成 2 個(gè) δ 鍵，無孤電子對(duì)，為 sp 雜化，SO2 中 S 形成 2 個(gè) δ 鍵，孤電子對(duì)數(shù)
=1，為 sp2 雜化，不相同，故 A 錯(cuò)誤；
B ．C2H4 中 C 形成 3 個(gè) δ 鍵，無孤電子對(duì)，為 sp2 雜化，C2H2 中形成 2 個(gè) δ 鍵，無孤電子對(duì)，為 sp 雜化， 不相同，故 B 錯(cuò)誤；
C ． BeCl2 中 Be 形成 2 個(gè) δ 鍵，無孤電子對(duì)，為 sp 雜化，H2O 中 O 形成 2 個(gè) δ 鍵，2 對(duì)孤電子對(duì)，為 sp3 雜化，不相同，故 C 錯(cuò)誤；
D ．CH4 中 C 形成 4 個(gè) δ 鍵，無孤電子對(duì)，為 sp3 雜化，NH3 中 N 形成 3 個(gè) δ 鍵，孤電子對(duì)數(shù)，
為 sp3 雜化，相同，故 D 正確； 故選 D。
四、判斷分子或離子立體構(gòu)型“三步曲”
第一步：確定中心原子上的價(jià)層電子對(duì)數(shù)
a 為中心原子的價(jià)電子數(shù)加減離子的電荷數(shù)，b 為配位原子提供的價(jià)電子數(shù)，x 為非中心原子的原子個(gè)數(shù)。
如 NH 4 (＋)的中心原子為 N ，a ＝5－1 ，b ＝1，x ＝4 ，所以中心原子孤電子對(duì)數(shù)
第二步：確定價(jià)層電子對(duì)的立體構(gòu)型
由于價(jià)層電子對(duì)之間的相互排斥作用，它們趨向于盡可能的相互遠(yuǎn)離，這樣已知價(jià)層電子對(duì)的數(shù)目，就可 以確定它們的立體構(gòu)型。
第三步：分子立體構(gòu)型的確定
價(jià)層電子對(duì)有成鍵電子對(duì)和孤電子對(duì)之分，價(jià)層電子對(duì)的總數(shù)減去成鍵電子對(duì)數(shù)，得孤電子對(duì)數(shù)。根據(jù)成 鍵電子對(duì)數(shù)和孤電子對(duì)數(shù)，可以確定相應(yīng)的較穩(wěn)定的分子立體構(gòu)型。
【典例 4】下列分子中中心原子的雜化方式和分子的空間構(gòu)型均正確的是
A ．C2H2 ：sp2、直線形 B ．SO4 (2)- ：sp3、三角錐形
C ．BF3 ：sp3、三角錐形 D ．H2O ：sp3 、V 形
【答案】D
【詳解】A ．乙炔分子的三鍵碳原子的雜化方式為 sp 雜化，分子的空間構(gòu)型為直線形，故 A 錯(cuò)誤；
B．硫酸根離子中硫原子的價(jià)層電子對(duì)數(shù)為 4，孤對(duì)電子對(duì)數(shù)為 0，則硫原子的雜化方式為 sp3 雜化，離子的 空間構(gòu)型為正四面體形，故 B 錯(cuò)誤；
C．三氟化硼分子中硼原子的價(jià)層電子對(duì)數(shù)為 3，孤對(duì)電子對(duì)數(shù)為 0，則硫原子的雜化方式為 sp2 雜化，分子 的空間構(gòu)型為平面三角形，故 C 錯(cuò)誤；
D ．水分子中氧原子的價(jià)層電子對(duì)數(shù)為 4，孤對(duì)電子對(duì)數(shù)為 2，氧原子的雜化方式為 sp3 雜化，分子的空間 構(gòu)型為 V 形，故 D 正確；
故選 D。
五、鍵的極性、分子空間構(gòu)型與分子極性的關(guān)系
類型 實(shí)例 鍵的極性 空間構(gòu)型 分子極性
X2 H2 、N2 非極性鍵 直線形 非極性分子
XY HCl 、NO 極性鍵 直線形 極性分子
XY2 (X2Y) CO2 、CS2 極性鍵 直線形 非極性分子
SO2 極性鍵 V 形 極性分子
H2O 、H2S 極性鍵 V 形 極性分子
XY3 BF3 極性鍵 平面正三角形 非極性分子
NH3 極性鍵 三角錐形 極性分子
XY4 CH4 、CCl4 極性鍵 正四面體形 非極性分子
【典例 5】下列各組物質(zhì)中，屬于由極性鍵構(gòu)成的極性分子的是
A ．NH3 和 H2S B ．CH4 和 Br2 C ．BF3 和 CO2 D ．BeCl2 和 HCl
【答案】A
【分析】一般來講，極性鍵是指不同的非金屬元素原子之間形成的共價(jià)鍵，可以用通式 A B 鍵表示，反之 為非極性鍵，即 A A 鍵；極性分子是指整個(gè)分子的正、負(fù)電荷的中心不重合， 反之為非極性分子，以此進(jìn) 行判斷。
【詳解】A．NH3 含有極性鍵，空間構(gòu)型為三角錐形，分子中正、負(fù)電荷的中心不重合， 屬于極性鍵形成的 極性分子；H2S 為 V 形，分子中正、負(fù)電荷的中心不重合，且含有極性鍵，屬于極性鍵形成的極性分子，
滿足條件，故 A 正確；
B．CH4 含極性鍵，空間構(gòu)型為正四面體形，分子中正、負(fù)電荷的中心重合， 屬于極性鍵形成的非極性分子； Br2 含有非極性鍵，為非極性鍵形成的極性分子，不滿足條件，故 B 錯(cuò)誤；
C ．BF3 分子中含有極性鍵，空間構(gòu)型為平面三角形，結(jié)構(gòu)對(duì)稱，正負(fù)電荷的中心重合，屬于非極性分子； CO2 中含有極性鍵，但結(jié)構(gòu)對(duì)稱，正負(fù)電荷的中心重合，屬于非極性分子，故 C 錯(cuò)誤；
D ．BeCl2 中正、負(fù)電荷的中心是重合的，為非極性分子；HCl 為極性鍵形成的極性分子，故 D 錯(cuò)誤； 故答案選 A。
六、化學(xué)鍵與分之間作用力的區(qū)別和比較
（1）化學(xué)鍵與范德華力的比較
化學(xué)鍵 范德華力
概 念 分子內(nèi)相鄰的原子間強(qiáng)烈的相互作用叫 化學(xué)鍵 分子之間的相互作用力叫范德華力
存 在 分子內(nèi)原子間 分子間(近距離)
強(qiáng) 弱 較強(qiáng) 比化學(xué)鍵弱得多
對(duì)性質(zhì)的影 響 主要影響物質(zhì)的化學(xué)性質(zhì) 主要影響物質(zhì)的物理性質(zhì)
（2）范德華力、氫鍵、共價(jià)鍵的比較
范德華力 氫鍵 共價(jià)鍵
概念 物質(zhì)分子之間普遍存在的一種 相互作用力 已經(jīng)與電負(fù)性很大的原子形成 共價(jià)鍵的氫原子與另一個(gè)電負(fù) 性很大的原子之間的作用力 原子間通過共用電子 對(duì)所形成的相互作用
作用微 粒 分子或原子(稀有氣體) 氫原子、電負(fù)性很大的原子 原子
特征 無方向性，無飽和性 有方向性，有飽和性 有方向性，有飽和性
強(qiáng)度比 較 共價(jià)鍵>氫鍵>范德華力
影響強(qiáng) 度的因 素 ①隨著分子極性的增大而增大 ②由分子構(gòu)成的，組成和結(jié)構(gòu) 相似的物質(zhì)，相對(duì)分子質(zhì)量越 大，范德華力越大 X—H…Y 中，X 、Y 的電負(fù)性 越大，Y 原子的半徑越小，作 用力越大 成鍵原子半徑越小，鍵 長(zhǎng)越短，鍵能越大
對(duì)物質(zhì) 性質(zhì)的 影響 影響物質(zhì)的熔點(diǎn)、沸點(diǎn)，溶解 度等物理性質(zhì) 影響物質(zhì)的熔點(diǎn)、沸點(diǎn)、溶解 度等物理性質(zhì) 共價(jià)鍵的鍵能越大，分 子越穩(wěn)定
【典例 6】下列說法不正確的是
A ．非金屬元素的原子間不能形成離子化合物
B ．HCl 、HBr 和 HI 的穩(wěn)定性依次減弱 C ．氯化氫氣體溶于水共價(jià)鍵被破壞
D ．100℃時(shí)水由液態(tài)變?yōu)闅鈶B(tài)，氫鍵被破壞
【答案】A
【詳解】A ．由非金屬元素形成的化合物大部分是共價(jià)化合物，但也可形成離子化合物，如氯化銨，故 A 錯(cuò)誤；
B ．元素的非金屬性越強(qiáng)，其氫化物越穩(wěn)定，非金屬性：Cl> Br > I，則 HCl 、HBr 和 HI 的穩(wěn)定性依次減弱，
故 B 正確；
C ．氯化氫為共價(jià)化合物，溶于水共價(jià)鍵被破壞，電離出氫離子和氯離子，故 C 正確；
D ．水分子間存在分子間作用力，100℃時(shí)水由液態(tài)變?yōu)闅鈶B(tài)，分子間作用力被破壞，故 D 正確； 故選：A。
【典例 7】下列說法正確的是
A ．氫鍵不是化學(xué)鍵
B ．HF 的穩(wěn)定性很強(qiáng)，是因?yàn)槠浞肿娱g能形成氫鍵 C ．乙醇分子與水分子之間只存在范德華力
D ．碘化氫的沸點(diǎn)比氯化氫的沸點(diǎn)高是由于碘化氫分子之間存在氫鍵
【答案】A
【詳解】A ．氫鍵是分子間作用力，不是化學(xué)鍵，故 A 正確；
B ．HF 的穩(wěn)定性很強(qiáng)，是由于 H-F 鍵鍵能較大的原因，與氫鍵無關(guān)，故 B 錯(cuò)誤；
C ．乙醇分子與水分子之間存在氫鍵和范德華力，故 C 錯(cuò)誤；
D ．氯化氫與碘化氫都屬于分子晶體，分子結(jié)構(gòu)相同，碘化氫相對(duì)分子質(zhì)量較大，分子間作用力較強(qiáng)，沸點(diǎn) 較高，與氫鍵無關(guān)，故 D 錯(cuò)誤；
故選 A。
七、同一種元素的含氧酸酸性規(guī)律
H2SO4 與 HNO3 是強(qiáng)酸，其—OH 上的 H 原子能夠完全電離成為 H＋。而同樣是含氧酸的 H2SO3 和 HNO2 卻 是弱酸。即酸性強(qiáng)弱為 H2SO3＜H2SO4，HNO2＜HNO3。其他的有變價(jià)的非金屬元素所形成的含氧酸也有類 似的情況。如酸性強(qiáng)弱 HClO＜HClO2＜HClO3＜HClO4。不難得出： 對(duì)于同一種元素的含氧酸來說，該元素 的化合價(jià)越高，其含氧酸的酸性越強(qiáng)。
【典例 8】下列說法不正確的是
A ．HClO、H2CO3、HNO3、HClO4 的酸性依次增強(qiáng)
B ．蘋果酸 含有 1 個(gè)手性碳原子
C ．HCl、NH3、C2H5OH 均易溶于水的原因之一是與 H2O 均能形成氫鍵
D ．以極性鍵結(jié)合的分子不一定是極性分子
【答案】C 【詳解】
A ．非羥基氧原子數(shù)依次增多，酸性依次增強(qiáng)，A 正確；
B ．蘋果酸中與羧基相連的碳原子連接四個(gè)各不相同的基團(tuán)，是手性碳原子，B 正確； C ．HCl 不能與 H2O 形成氫鍵，C 錯(cuò)誤；
D ．以極性鍵結(jié)合的分子不一定是極性分子，如甲烷是非極性分子，D 正確； 故選 C。

展開更多......

收起↑