資源簡介

中小學教育資源及組卷應用平臺
知識清單15 分子結構與性質、化學鍵
知識點01 化學鍵 知識點02 微粒構型和雜化
知識點03 分子間作用力
知識點01 化學鍵
一、共價鍵的特征及成鍵原則
1．共價鍵的本質和特征
共價鍵 本質 兩原子之間形成共用電子對
特征 一定有飽和性
有方向性（ 鍵除外）
2．常見原子的成鍵數目
IA IIA IIIA IVA VA VIA VIIA
H Be B、Al C、Si N、P O、S F、Cl
3．形成化學鍵的目的：使體系的能量最 ，達到穩定結構
二、極性鍵和非極性鍵
1．分類依據：
2．極性鍵和非極性鍵的比較
分類 極性共價鍵 非極性共價鍵
成鍵原子 元素原子 元素原子
電子對 偏移 偏移
成鍵原子的電性 一個原子呈 電性（δ＋），一個原子呈 電性（δ－） 呈
3．極性強弱：成鍵元素的電負性 越大，共用電子對偏移程度越大，極性越 。
4．鍵的極性對化學性質的影響
（1）共價鍵的極性越強，鍵的活潑性也越 ， 發生斷裂， 發生相關的化學反應。
（2）成鍵元素的原子吸引電子能力越強，電負性越 ，共價鍵的極性就越 ，在化學反應中該分子的反應活性越 ，在化學反應中越 斷裂。
5．鍵的極性對羧酸酸性的影響
（1）三氟乙酸與三氯乙酸的酸性強弱 ①酸性強弱 三氟乙酸 三氯乙酸
②原因 電負性：F Cl極性：F－C Cl－C極性：F3C－ Cl3C－羥基極性：三氟乙酸 三氯乙酸
（2）甲酸、乙酸和丙酸的酸性強弱 ①酸性強弱： 甲酸 乙酸 丙酸
②原因 烷基（－R）是 基團，烷基越長 效應越大，使羧基中的羥基極性 ，羧酸的酸性 。隨著烷基加長，酸性差異越來越
三、鍵和鍵
1．分類依據：
2．形成
（1）鍵的形成
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
（2）鍵的形成：由兩個原子的p軌道“肩并肩”重疊形成
3．成鍵特點
共價鍵 鍵 鍵
電子云重疊方式 或
軌道重疊程度
電子云對稱特征 對稱 對稱
能否自由旋轉
3．（1）判斷方法：一般來說，共價單鍵是 鍵，共價雙鍵是 鍵，共價三鍵是 鍵。
（2）常見分子中的鍵型和數目
分子 N2 HCN COS C2H4 C2H2
結構式 H—C三N O=C=S H-C三C-H
鍵型、數目 個鍵 個鍵 個鍵 個鍵 個鍵 個鍵 個鍵 個鍵 個鍵 個鍵
4．穩定性：一般 鍵穩定，必須根據鍵能進行計算
化學鍵 N≡N N－N
鍵能kJ·mol－1 942 247
計算判斷氮氣中 鍵的穩定。
四、配位鍵
1．配位鍵
配位鍵 概念 共用電子由 提供形成共價鍵
本質 一類特殊的 配位鍵一旦形成，與普通的共價鍵沒有任何區別
②配位鍵都是 鍵（從電子云重疊角度考慮）
成鍵條件 提供空軌道的原子、分子或離
提供孤對電子的原子、分子或離子
特征 性 孤對電子必須沿著“空軌道”的方向來成鍵
性 “空軌道”和孤對電子都是有限的
2．配位鍵的判斷及表示
（1）配位鍵的判斷
①不正常的共價鍵即為配位鍵（比正常的成鍵數多或少）
②分子和其他微粒形成的化學鍵一定是配位鍵
（2）表示方法：A（配位體）→B（中心體）
①金屬和非金屬間成鍵： 元素→ 元素
②非金屬和非金屬成鍵：需判斷孤對電子提供者
（3）離子中的配位鍵
五、配合物（絡合物）
1．概念： 或 與某些微粒以配位鍵結合形成的化合物
（1）配合物中的兩個“一定”
①配位化合物中一定含有配位鍵
②一定含有金屬原子或離子，即中心體
（2）含配位鍵的化合物不一定是配合物，如NH4+、H3O +等
（3）配離子：中心體與配位體通過配位鍵結合形成的復雜離子
2．配合物的構成
（1）幾個概念
①中心原子或離子：即中心體，提供 ，一般只有1個
②配體：即配位體，提供 ，可能有多個
配位數：直接同中心離子（或原子）配位的原子的數目，不一定是配位體的個數
判斷：配離子［Cu（En）2］2+的配位體數為 ，配位數為
（2）配合物中的化學鍵
①內界和外界通過 鍵結合，一般較易電離
②中心體和配位體通過 鍵結合，一般很難電離
（3）配合物結構的確定
①1mol［CoCl2（NH3）4］Cl mol AgCl
②1mol［CoCl（NH3）5］Cl2 mol AgCl
（4）特別提醒
①有的配合物沒有外界。如五羰基合鐵Fe（CO）5、四羰基合鎳Ni（CO）4。
②有的配合物有多種配體。如［Cu（NH3）2（H2O）2］ SO4、［Co（SO4）（NH3）5］Br、［Co（NH3）5Br］SO4。
3．配合物的穩定性：提供孤對電子和空軌道的能力越強，越穩定
（1）配位原子的半徑越 ，越易提供孤對電子
（2）過渡金屬提供空軌道的能力
（3）判斷
①血紅蛋白：Mb·O2、Mb·CO、Mb·NO， 最穩定
②穩定性：［Mg（NH3）4］2+ ［Cu（NH3）4］2+
4．配合物的空間結構
（1）二配位：一般是 形
（2）AB4型四配位
①AB2C2有一種結構： 形
②四配位：AB2C2有兩種結構： 形
（3）六配位：一般是 形
六、常見配合物的形成
1．銅氨溶液的形成
（1）反應過程：CuSO4溶液Cu（OH）2［Cu（NH3）4］2+
（2）反應現象：先產生 色沉淀，后產生 色溶液，滴加乙醇后析出
（3）相關反應：
①
②
③
2．銀氨溶液的形成
（1）反應過程：AgNO3溶液AgOH［Ag（NH3）2］+
（2）反應現象：先產生 色沉淀，后產生 色溶液
（3）相關反應：
①
②
3．硫氰酸鐵型溶液的形成
（1）反應過程：FeCl3溶液［Fe（SCN）m］3－m
（2）反應現象：產生 色溶液
（3）相關反應：
①m＝1：
②m＝2：
③m＝3：
④m＝4：
⑤m＝5：
⑥m＝6：
4．四羥基合鋁酸鹽的形成
（1）反應過程：AlCl3溶液Al（OH）3［Al（OH）4］－
（2）反應現象：先產生 色沉淀，后產生 色溶液
（3）相關反應：
①
②
1．判斷正誤，正確的打“√”，錯誤的打“×”。
(1)共價鍵的成鍵原子只能是非金屬原子。(　 　)
(2)在任何情況下，都是σ鍵比π鍵強度大。(　 　)
(3)所有分子中都存在化學鍵。(　 　)
(4)氣體單質中一定存在σ鍵，可能存在π鍵。(　 　)
(5)σ鍵比π鍵的電子云重疊程度大，形成的共價鍵弱。(　 　)
(6)H2O2分子中既有極性鍵，又有非極性鍵。(　 　)
(7)H2分子中的共價鍵不具有方向性。(　 　)
(8)分子的穩定性與分子間作用力的大小無關。(　 　)
(9)通常σ鍵比π鍵的電子云重疊程度大，形成的共價鍵強。(　 　)
(10)s－s σ鍵與s－p σ鍵的電子云形狀對稱性相同。(　 　)
(11)碳碳雙鍵的鍵能是碳碳單鍵鍵能的2倍。(　 　)
(12)σ鍵能單獨形成，而π鍵一定不能單獨形成。(　 　)
(13)σ鍵可以繞鍵軸旋轉，π鍵一定不能繞鍵軸旋轉。(　 　)
(14)常溫常壓下4.4 g乙醛所含σ鍵數目為0.7NA。(　 　)
(15)CS2分子中σ鍵與π鍵的數目之比是2∶1。(　 　)
(16)Zn的氯化物與氨水反應可形成配合物[Zn(NH3)4]Cl2，1 mol該配合物中含有σ鍵的數目為14NA。(　 　)
(17)乙炔分子中既有非極性鍵又有極性鍵，既有σ鍵又有π鍵。(　 　)
1．下列有關化學鍵類型的敘述正確的是(　　)
A．化合物NH5所有原子最外層均滿足2個或8個電子的穩定結構，則1 mol NH5中含有5NA個N—H σ鍵(NA表示阿伏加德羅常數的值)
B．乙烯酮的結構簡式為CH2===C===O，其分子中含有極性共價鍵和非極性共價鍵，且σ鍵與π鍵數目之比為1∶1
C．已知乙炔的結構簡式為CH≡CH，則乙炔中存在2個σ鍵(C—H)和3個π鍵(C≡C)
D．乙烷分子中只存在σ鍵，不存在π鍵
2．回答下列問題：
(1)1 mol HOOCCH2CH2CHO分子中含有_ __mol單鍵，_ __mol雙鍵；含有_ __mol π鍵，_ __mol σ鍵。
(2)在[Ag(NH3)2]＋中_ __的_ __原子提供孤電子對，_ __提供空軌道。
3．(1)Co的氯化物與氨水反應可形成配合物[CoCl(NH3)5]Cl2，1 mol該配合物中含有σ鍵的數目為_ __，含1 mol [CoCl(NH3)5]Cl2的溶液中加入足量AgNO3溶液，生成_ __mol AgCl沉淀。
(2)下列物質中，①只含有極性鍵的分子是_ ，②既含離子鍵又含共價鍵的化合物是_ __；③只存在σ鍵的分子是_ __，④同時存在σ鍵和π鍵的分子是_ __。
A．H2　B．CO2　C．CH2Cl2　D．C3H6　E．C2H6　F．CaCl2　G．(NH4)2SO4
知識點02 微粒構型和雜化
一、價層電子對互斥理論
1．（1）理論要點
①價層電子對在空間上彼此相距最遠時，排斥力_ __，體系的能量_ __。
②孤電子對的排斥力較大，孤電子對_ __，排斥力越強，鍵角_ __。
(2)用價層電子對互斥理論推測分子的立體構型的關鍵是判斷分子中的中心原子上的價層電子對數。
其中：a是中心原子的價電子數(陽離子要減去電荷數、陰離子要加上電荷數)，b是與中心原子結合的原子最多能接受的電子數，x是與中心原子結合的原子數。
(3)價層電子對互斥模型與分子立體構型的關系
價層電 子對數 成鍵 對數 孤電子 對數 電子對立 體構型 分子立體構型 實例 鍵角
2 2 0 直線形 _ __形 BeCl2 CO2 180°
3 3 0 三角形 _ __形 BF3 120°
2 1 _ __形 SnBr2 105°
4 4 0 四面體形 _ __形 CH4 109°28′
3 1 _ __形 NH3 107°
2 2 _ _形 H2O 105°
二、雜化軌道理論
1．(1)雜化軌道的定義：在外界條件的影響下，原子內部能量_ __的原子軌道重新組合的過程叫原子軌道的雜化，組合后形成的一組新的原子軌道，叫雜化原子軌道，簡稱雜化軌道。
(2)雜化軌道的類型與分子立體構型的關系
(3)由雜化軌道數判斷中心原子的雜化類型
雜化軌道用來形成σ鍵和容納孤電子對，所以有公式：
雜化軌道數＝中心原子的孤電子對數＋中心原子的σ鍵個數。
代表物 雜化軌道數 中心原子雜化軌道類型
CO2 0＋2＝2
CH2O 0＋3＝3
CH4 0＋4＝4
SO2 1＋2＝3 _ __
NH3 1＋3＝4 _ __
H2O 2＋2＝4 _ __
(4)中心原子雜化類型和分子構型的相互判斷
分子組成 (A為中心原子) 中心原子的 孤電子對數 中心原子的 雜化方式 分子空間構型 示例
AB2 0 sp _ __ BeCl2
1 sp2 _ __ SO2
2 sp3 _ __ H2O
AB3 0 sp2 _ __ BF3
1 sp3 _ __ NH3
AB4 0 sp3 _ __ CH4
2.判斷分子或離子中心原子的雜化類型的五種方法
(1)根據雜化軌道的空間分布構型判斷。
①若雜化軌道在空間的分布為正四面體形或三角錐形，則分子或離子的中心原子發生sp3雜化。
②若雜化軌道在空間的分布呈平面三角形，則分子或離子的中心原子發生sp2雜化。
③若雜化軌道在空間的分布呈直線形，則分子或離子的中心原子發生sp雜化。
(2)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°，則分子或離子的中心原子發生sp3雜化；若雜化軌道之間的夾角為120°，則分子或離子的中心原子發生sp2雜化；若雜化軌道之間的夾角為180°，則分子或離子的中心原子發生sp雜化。
(3)根據等電子原理進行判斷。
如CO2是直線形分子，CNS－、N與CO2是等電子體，所以這些離子構型均為直線形，中心原子均采用sp雜化。
(4)根據中心原子的價電子對數判斷。
如中心原子的價電子對數為4，是sp3雜化，價電子對數為3，是sp2雜化，價電子對數為2，是sp雜化。
(5)根據分子或離子中有無π鍵及π鍵數目判斷。
如沒有π鍵為sp3雜化，含一個π鍵為sp2雜化，含兩個π鍵為sp雜化。
3．軌道構型和微粒構型的區別
（1）軌道構型（VSEPR模型）
n 2 3 4
雜化方式 sp sp2 sp3
軌道構型 （理想化模型）
形 形 形
軌道夾角 180° 120° 109°28′
（2）軌道構型和微粒構型的關系
微粒 雜化方式 VSEPR模型 微粒構型 分子極性
SO2
SO3
NO2－
NO3－
NO2+
三、分子的極性
1．化學鍵極性和分子極性的關系
2．分子極性的判斷方法
（1）根據鍵的極性判斷
①只含有非極性鍵的雙原子分子或多原子分子是 分子。如O2、H2、P4、C60。
②含有極性鍵的雙原子分子都是 分子。如HCl、HF、HBr。
③含有極性鍵的多原子分子，空間結構對稱的是 分子；空間結構不對稱的是 分子。
（2）判斷ABn型分子極性的經驗規律
①中心原子A的化合價的絕對值等于該元素所在的主族序數，則為 分子；若不等，則為 分子。
②中心原子有孤電子對，則為 分子；若無孤電子對，則為 分子。
（3）結構判斷
①對稱性判斷：高度對稱的是非極性分子
分子
分子類型
②孤電子對判斷：中心原子上含孤電子對的一定是 分子
③構型判據：分子構型和軌道構型完全一致的是 分子
分子 HCHO PCl3 PCl5 SF6
軌道構型
分子構型
分子類型
（4）AB2C2型分子
①立體結構：只有一種結構， 分子
②平面結構：兩種結構
圖示
分子類型
（5）實驗判據：相似相溶原理
①極性分子易溶于 溶劑
②非極性分子易溶于 溶劑
四、鍵參數的比較
1．共價鍵的鍵能的比較
（1）鍵能和鍵長的關系：鍵長越 ，鍵能越大
（2）同種元素不同類型鍵能：叁鍵 雙鍵 單鍵
（3）共價分子的鍵能和穩定性的關系
①共價單鍵：半徑越 ，鍵能越 ，分子越穩定
②叁鍵或雙鍵：斷裂 個鍵的能量越大，越穩定
③實例：活潑性CO N2
化學鍵 C－O C＝O C≡O
鍵能/kJ mol－1 351 803 1071
化學鍵 N－N N＝N N≡N
鍵能/kJ mol－1 159 418 946
2．共價鍵的鍵長的比較
（1）看有成鍵原子上是否都有孤對電子
①無孤對電子：只看成鍵原子的半徑之和
②有孤對電子：還要看孤對電子之間的排斥作用
③鍵長比較
微粒組 鍵長長短
NH3和PH3 N－H P－H
金剛石和晶體硅 C－C Si－Si
穩定性：H2O2＜N2H4＜CH3CH3 O－O N－N C－C
O2、O2－、O2+、O22－ 氧氧鍵： ＞ ＞ ＞
（2）看能否形成鍵：形成鍵使鍵長變
①乙烷、苯和乙烯：C－C 特殊鍵 C＝C
②金剛石和石墨中的碳碳鍵：金剛石 石墨
③SO3的三聚體環狀結構，鍵長：a b
3．鍵角大小的比較
（1）求鍵角的大小：利用價層電子對互斥理論計算的軌道夾角
價層電子對n 2 3 4
雜化方式 sp sp2 sp3
鍵角
（2）中心原子和配位原子均相同：中心原子上孤電子對越多，孤電子對鍵角的壓縮作用越大，鍵角
①∠H－O－H：H2O H3O+
②∠H－N－H：NH2－ NH3 ［Zn（NH3）6］2+
∠H－C－H：CH3+ －CH3 CH3－
④∠O－N－O：NO2+ NO2 NO2－
（3）中心原子不同或配位原子不完全相同
①中心原子電負性大：中心原子對鍵角的拉伸作用越大，鍵角
②配位原子電負性大：配位原子對鍵角的壓縮作用越大，鍵角
NH3和PH3中：∠H－N－H ∠H－P－H
H2S和H2O中：∠H－S－H ∠H－O－H
NCl3和NF3中：∠Cl－N－Cl ∠F－N－F
⑥HCHO和COCl2中：∠H－C－H ∠Cl－C－Cl
1．判斷正誤，正確的打“√”，錯誤的打“×”。
(1)CH4、CH2===CH2、CH≡CH 分子中的碳原子均采用sp3雜化。(　 　)
(2)分子中中心原子通過sp3雜化軌道成鍵時，該分子一定為正四面體結構。(　 　)
(3)雜化軌道只用于形成σ鍵或用于容納未參與成鍵的孤電子對。(　 　)
(4)N2分子中N原子沒有雜化，分子中有1個σ鍵、2個π鍵。(　 　)
(5)NH3分子為三角錐形，N原子發生sp2雜化。(　 　)
(6)HCHO分子中碳原子為sp2雜化，分子為平面三角形。(　 　)
(7)SO中中心原子孤電子對數為0，中心原子為sp3雜化。(　 　)
(8)中心原子雜化類型相同時，孤電子對數越多，鍵角越小。(　 　)
(9)中心原子是sp雜化的，其分子構型不一定為直線形。(　 　)
(10)價層電子對互斥理論中，π鍵電子對數不計入中心原子的價層電子對數。(　 　)
(11)只要分子構型為平面三角形，中心原子均為sp2雜化。(　 　)
1．用價層電子對互斥理論(VSEPR)可以預測許多分子或離子的空間構型，有時也能用來推測鍵角大小，下列判斷正確的是(　C　)
A．SO2、CS2、HI都是直線形的分子
B．BF3鍵角為120°，SnBr2鍵角大于120°
C．HCHO、BF3、SO3都是平面三角形的分子
D．PCl3、NH3、PCl5都是三角錐形的分子
2．填空：
(1)比較鍵角大小(填“>”“＝”或“<”)。
①H2O_ __H3O＋　②NH3_ __NH　③CO_ __SO　④NH3_ __PH3　⑤NF3_ __NCl3
(2)①甲醇分子內碳原子的雜化方式為_ __，甲醇分子內的O—C—H鍵角_ __(填“大于”“等于”或“小于”)甲醛分子內的O—C—H鍵角。
②氯丙烯分子()中碳原子軌道雜化類型是_ __。
③在BF3分子中，F—B—F的鍵角是_ __，硼原子的雜化軌道類型為_ __，BF3和過量NaF作用可生成NaBF4，BF的立體構型為_ __。
④SO的立體構型是_ __，其中硫原子的雜化軌道類型是_ __。
(3)寫出下列分子或離子的中心原子的價層電子對數、雜化類型、立體構型。
①NCl3　②H3O＋　③CO　④NO
(4)已知H2O、NH3、CH4三種分子中，鍵角由大到小的順序是CH4>NH3>H2O，請分析可能的原因。
知識點03 分子間作用力
一、分子間作用力
分 子 間 作 用 力 1．概念：分子間存在的相互作用力 （1）實質： 作用
（2）存在：分子和分子之間或 原子之間
2．分類 （1） ：普通的分子間作用力
（2） ：特殊的分子間作用力
3．特點 （1）作用范圍很小，一般認為 分子中無分子間作用力
（2）比化學鍵 得多
4．外界條件對分子間作用力的影響 （1）壓強：增大壓強，分子間作用力
（2）溫度：升高溫度，分子間作用力
二、范德華力與物質性質
范 德 華 力 特點 方向性， 飽和性
影響因素 （1）分子的極性越大，范德華力越
（2）組成和結構相似的物質，相對分子質量越大，范德華力越
作用效果 （1）組成和結構相似的分子，相對分子質量越大，熔沸點越
（2）由分子構成的晶體熔點 、揮發性 、硬度
范德華力與化學鍵作用效果的區別 （1）范德華力主要影響物質的 性質，如物質的熔、沸點等
（2）化學鍵主要影響物質的 性質，如熱穩定性等
三、氫鍵與物質性質
1．氫鍵的實質： 電性作用（介于范德華力和共價鍵之間）
2．氫鍵的表示方法：X－H…Y （1）“－”表示共價鍵，“…”表示氫鍵
（2）氫鍵形成的一般條件 ①分子中必須有
②氫原子兩邊有電負性 、半徑 、具有 的元素（F、O、N）
③－NH3+中的N原子能否形成氫鍵：
－CHO中的H原子能否形成氫鍵：
3．氫鍵的特點 （1） ： 沿著孤對電子的伸展方向成鍵
（2） 性： 氫原子與孤電子對相對應
4． 氫 鍵 的 存 在 （1）三種氣態氫化物： 、 、
（2）含 物質含氧酸、含氧酸的酸式鹽、醇、酸、酚及它們的水溶液
（3）含 物質：NH3、N2H4、DNA雙螺旋體
5． 氫 鍵 的 類 型 （1）分子間氫鍵；普遍存在 ①鏈狀 NH3·H2O膽礬
②環狀：分子中含多個N、O、F原子 二聚乙酸二聚甲酸四聚甲醇環狀碳酸氫鹽
（2）分子內氫鍵：含多個N、O、F原子，且為 關系 硝酸水楊醛鄰硝基苯酚鄰氨基苯酚
6． 氫 鍵 的 作 用 效 果 （1）對物質熔沸點的影響 ①分子間氫鍵相當于增大了相對分子質量，故熔沸點
②分子內氫鍵未增大分子量，卻降低了分子極性，故熔沸點
③形成的分子間氫鍵越多，熔沸點越
（2）對物質的電離的影響： 酸性氫原子形成氫鍵，電離程度 ，酸性
（3）對液體的黏度的影響 甘油甘醇H3PO4濃硫酸
：分子間有氫鍵的液體，一般黏度較
（4）冰的密度： 結冰時水中的氫鍵 ，水分子間的空隙 ，體積 ，密度
7．冰晶體中氫鍵鍵能的計算
（1）冰晶體中氫鍵的結構式
（2）1個水分子可以形成 個氫鍵，完全屬于該水分子的氫鍵有 個
（3）冰的升華熱＝ +
四、物質溶解性的比較
1．相似相溶原理：極性相似的分子間范德華力較大，其溶解度也大
（1）極性分子易溶于 溶劑
（2）非極性分子易溶于 溶劑
2．氫鍵對物質溶解性的影響
（1）若溶質和溶劑分子間形成氫鍵，溶質在水中的溶解度
（2）若溶質分子中存在氫鍵，則它在水中的溶解度反常的
3．某些基團對物質溶解性的影響
（1）常見的親水基和憎水基
①親水基：羥基、羧基、氨基、醛基等
②憎水基：烴基、酯基等
（2）隨著溶質分子中憎水基個數的增多，溶質在水中的溶解度
①甲醇、乙醇、甘油和水以任意比互溶
②戊醇在水中的溶解度明顯減小
4．如果溶質和溶劑發生反應，將 物質的溶解性
5．常見的極性分子和非極性分子
（1）H2O、NH3、SO2、酒精等為 分子
（2）CCl4、CS2、苯等為 分子
五、無機含氧酸的酸性
1．酸的元數＝酸中羥基上的氫原子數，不一定等于酸中的氫原子數
磷的含氧酸 磷酸 偏磷酸 亞磷酸 次磷酸
結構式
羥基氫原子數
酸的元數
2．無機含氧酸［（HO）mROn］的酸性
（1）非羥基氧原子數不同
基本規律：非羥基氧原子數n越多，酸性越
②典型實例：
HClO4＞H2SO4＞H3PO4＞H4SiO4，HClO4＞HClO3＞HClO2＞HClO
宏觀解釋：
④微觀解釋：
（2）非羥基氧原子數相同
①基本規律：中心元素的非金屬性越強，酸性越
典型實例：HClO4＞HBrO4，H2CO3＞H2SiO3，H3PO4＞H3AsO4
③微觀解釋：
六、分子的手性
1．手性異構體
（1）概念：具有完全相同的 和 的一對分子，如同左手與右手一樣互為 ，卻在三維空間里 ，互稱手性異構體。
（2）又名：手性同分異構體、對映異構體、光學異構體
2．手性分子：有 的分子。
（1）手性分子的確定
①兩個分子具有 的組成和原子排列；
②兩個分子化學鍵的種類、數目及分子的極性
③兩個分子互為鏡像；
④兩個分子在三維空間里不能重合。如圖：
（2）手性碳原子：有機物中含有的碳原子連有 個互 的原子或基團，即*C。
手性碳原子一定是 碳原子，且碳原子是 雜化。
②不飽和碳原子（如碳碳雙鍵、－C≡C－等中的碳原子）一定 手性碳原子。
③有機物分子中如果有一個手性碳原子，則該有機物分子就是手性分子，具有手性異構體。
3．手性分子的應用
（1）醫藥領域
①現今使用的藥物中手性藥物超過50%
②對于手性藥物，一個異構體可能 ，而另一個異構體可能是 甚至是 的
（2）合成領域
①手性催化劑： 或者主要 一種手性分子的合成
②用 生產藥物，可以只得到或者主要得到一種 ，這種獨特的合成方法稱為手性合成
七、超分子
1．概念：由 或 的分子通過 相互作用形成的分子聚集體。
2．應用
（1）分離C60和C70
將C60和C70的混合物加入一種空腔大小適配C60的“杯酚”中，得到超分子“杯酚”C60和C70；加入甲苯溶劑，甲苯將C70溶解，經過濾后分離出C70；再向不溶物中加入氯仿，氯仿溶解“杯酚”而將不溶解的C60釋放出來并沉淀。從而將C60和C70分離開來。
（2）冠醚識別堿金屬離子
冠醚分子中有大小不同的 適配不同大小的堿金屬離子，而形成冠醚-堿金屬離子超分子。
3．重要特征： 和 。
1．判斷正誤，正確的打“√”，錯誤的打“×”。
(1)以極性鍵結合起來的分子一定是極性分子。(　 　)
(2)非極性分子中，一定含有非極性共價鍵。(　 　)
(3)極性分子中一定不含有非極性共價鍵。(　 　)
(4)鹵素單質、鹵素氫化物、鹵素碳化物(即CX4)的熔、沸點均隨著相對分子質量的增大而增大。(　 　)
(5)乙醇分子和水分子間只存在范德華力。(　 　)
(6)碘化氫的沸點高于氯化氫的沸點是因為碘化氫分子間存在氫鍵。(　 　)
(7)H2O比H2S穩定是因為水分子間存在氫鍵。(　 　)
(8)可燃冰(CH4·8H2O)中甲烷分子與水分子形成了氫鍵。(　 　)
(9)氫鍵的存在一定使物質的熔、沸點升高。(　 　)
(10)氫鍵具有方向性和飽和性。(　 　)
(11)高氯酸的酸性與氧化性均大于次氯酸的酸性和氧化性。(　 　)
(12)鄰羥基苯甲醛的熔點低于對羥基苯甲醛的熔點。(　 　)
(13)鹵素氫化物中，HCl的沸點最低的原因是其分子間的范德華力最小。(　 　)
(14)因為碳氫鍵鍵能小于碳氧鍵，所以CH4熔點低于CO2。(　 　)
(15)BCl3與NCl3均為三角錐形，為極性分子。(　 　)
(16)H2O2分子間存在氫鍵。(　 　)
(17)為手性分子。(　 　)
(18)氨水中氨分子與水分子間形成了氫鍵。(　 　)
1．(1)比較下列鍺鹵化物的熔點和沸點，分析其變化規律及原因： _ 。
GeCl4 GeBr4 GeI4
熔點/ ℃ －49.5 26 146
沸點/ ℃ 83.1 186 約400
(2)硫酸鎳溶于氨水形成[Ni(NH3)6]SO4藍色溶液。
①[Ni(NH3)6]SO4中陰離子的立體構型是_ __。
在[Ni(NH3)6]2＋中Ni2＋與NH3之間形成的化學鍵稱為_ __，提供孤電子對的成鍵原子是_ __。
③氨的沸點_ __(填“高于”或“低于”)膦(PH3)，原因是_ __；氨是_ __(填“極性”或“非極性”)分子，中心原子的軌道雜化類型為_ __。
2．完成下列填空。
①元素As與N同族。預測As的氫化物分子的立體結構為_ __，其沸點比NH3的_ __(填“高”或“低”)，其判斷理由是 __。
②H2O與CH3CH2OH可以任意比例互溶，除因為它們都是極性分子外，還因為_ __。
③如圖為S8的結構。其熔點和沸點要比二氧化硫的熔點和沸點高很多，主要原因為_ _。
3．①下表列出了含氧酸酸性強弱與非羥基氧原子數的關系。
次氯酸 磷酸 硫酸 高氯酸
含氧酸結構 Cl—OH
非羥基氧原子數 0 1 2 3
酸性 弱酸 中強酸 強酸 比硫酸酸性更強
由此可得出的判斷含氧酸酸性強弱的一條經驗規律是_ _。
②磷有三種含氧酸H3PO2、H3PO3、H3PO4，其中磷元素均以sp3雜化與相鄰原子形成四個σ鍵，則H3PO3的結構式是_ __，寫出H3PO2與足量氫氧化鈉溶液反應的化學方程式：_ __。
③磷的三種含氧酸H3PO2、H3PO3、H3PO4的酸性強弱順序為H3PO221世紀教育網(www.21cnjy.com)中小學教育資源及組卷應用平臺
知識清單15 分子結構與性質、化學鍵
知識點01 化學鍵 知識點02 微粒構型和雜化
知識點03 分子間作用力
知識點01 化學鍵
一、共價鍵的特征及成鍵原則
1．共價鍵的本質和特征
共價鍵 本質 兩原子之間形成共用電子對
特征 一定有飽和性
有方向性（H－H鍵除外）
2．常見原子的成鍵數目
IA IIA IIIA IVA VA VIA VIIA
H Be B、Al C、Si N、P O、S F、Cl
1 2 3 4 3 2 1
3．形成化學鍵的目的：使體系的能量最低，達到穩定結構
二、極性鍵和非極性鍵
1．分類依據：共用電子對的偏移程度
2．極性鍵和非極性鍵的比較
分類 極性共價鍵 非極性共價鍵
成鍵原子 不同元素原子 相同元素原子
電子對 發生偏移 不發生偏移
成鍵原子的電性 一個原子呈正電性（δ＋），一個原子呈負電性（δ－） 呈電中性
3．極性強弱：成鍵元素的電負性差別越大，共用電子對偏移程度越大，極性越強。
4．鍵的極性對化學性質的影響
（1）共價鍵的極性越強，鍵的活潑性也越強，容易發生斷裂，易發生相關的化學反應。
（2）成鍵元素的原子吸引電子能力越強，電負性越大，共價鍵的極性就越強，在化學反應中該分子的反應活性越強，在化學反應中越容易斷裂。
5．鍵的極性對羧酸酸性的影響
（1）三氟乙酸與三氯乙酸的酸性強弱 ①酸性強弱 三氟乙酸＞三氯乙酸
②原因 電負性：F＞Cl極性：F－C＞Cl－C極性：F3C－＞Cl3C－羥基極性：三氟乙酸＞三氯乙酸
（2）甲酸、乙酸和丙酸的酸性強弱 ①酸性強弱： 甲酸＞乙酸＞丙酸
②原因 烷基（－R）是推電子基團，烷基越長推電子效應越大，使羧基中的羥基極性越小，羧酸的酸性越弱。隨著烷基加長，酸性差異越來越小
三、鍵和鍵
1．分類依據：電子云的重疊方式和程度
2．形成
（1）鍵的形成
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
（2）鍵的形成：由兩個原子的p軌道“肩并肩”重疊形成
3．成鍵特點
共價鍵 鍵 鍵
電子云重疊方式 頭碰頭 平行或肩并肩
軌道重疊程度 大 小
電子云對稱特征 軸對稱 鏡像對稱
能否自由旋轉 能 不能
3．（1）判斷方法：一般來說，共價單鍵是鍵，共價雙鍵是+鍵，共價三鍵是+2鍵。
（2）常見分子中的鍵型和數目
分子 N2 HCN COS C2H4 C2H2
結構式 H—C三N O=C=S H-C三C-H
鍵型、數目 1個鍵 2個鍵 2個鍵 2個鍵 2個鍵 2個鍵 5個鍵 1個鍵 3個鍵 2個鍵
4．穩定性：一般鍵穩定，必須根據鍵能進行計算
化學鍵 N≡N N－N
鍵能kJ·mol－1 942 247
計算判斷氮氣中鍵的穩定。
四、配位鍵
1．配位鍵
配位鍵 概念 共用電子由一方原子單方面提供形成共價鍵
本質 一類特殊的共價鍵 ①配位鍵一旦形成，與普通的共價鍵沒有任何區別
②配位鍵都是鍵（從電子云重疊角度考慮）
成鍵條件 ①中心體 提供空軌道的原子、分子或離
②配位體 提供孤對電子的原子、分子或離子
特征 ①有方向性 孤對電子必須沿著“空軌道”的方向來成鍵
②有飽和性 “空軌道”和孤對電子都是有限的
2．配位鍵的判斷及表示
（1）配位鍵的判斷
①不正常的共價鍵即為配位鍵（比正常的成鍵數多或少）
②分子和其他微粒形成的化學鍵一定是配位鍵
（2）表示方法：A（配位體）→B（中心體）
①金屬和非金屬間成鍵：非金屬元素→金屬元素
②非金屬和非金屬成鍵：需判斷孤對電子提供者
（3）離子中的配位鍵
五、配合物（絡合物）
1．概念：金屬離子或原子與某些微粒以配位鍵結合形成的化合物
（1）配合物中的兩個“一定”
①配位化合物中一定含有配位鍵
②一定含有金屬原子或離子，即中心體
（2）含配位鍵的化合物不一定是配合物，如NH4+、H3O +等
（3）配離子：中心體與配位體通過配位鍵結合形成的復雜離子
2．配合物的構成
（1）幾個概念
①中心原子或離子：即中心體，提供空軌道，一般只有1個
②配體：即配位體，提供孤對電子，可能有多個
③配位數：直接同中心離子（或原子）配位的原子的數目，不一定是配位體的個數
④判斷：配離子［Cu（En）2］2+的配位體數為2，配位數為4
（2）配合物中的化學鍵
①內界和外界通過離子鍵結合，一般較易電離
②中心體和配位體通過配位鍵結合，一般很難電離
（3）配合物結構的確定
①1mol［CoCl2（NH3）4］Cl1 mol AgCl
②1mol［CoCl（NH3）5］Cl22 mol AgCl
（4）特別提醒
①有的配合物沒有外界。如五羰基合鐵Fe（CO）5、四羰基合鎳Ni（CO）4。
②有的配合物有多種配體。如［Cu（NH3）2（H2O）2］ SO4、［Co（SO4）（NH3）5］Br、［Co（NH3）5Br］SO4。
3．配合物的穩定性：提供孤對電子和空軌道的能力越強，越穩定
（1）配位原子的半徑越大，越易提供孤對電子
（2）過渡金屬提供空軌道的能力強
（3）判斷
①血紅蛋白：Mb·O2、Mb·CO、Mb·NO，Mb·CO最穩定
②穩定性：［Mg（NH3）4］2+＜［Cu（NH3）4］2+
4．配合物的空間結構
（1）二配位：一般是直線形
（2）AB4型四配位
①AB2C2有一種結構：正四面體形
②四配位：AB2C2有兩種結構：正方形
（3）六配位：一般是正八面體形
六、常見配合物的形成
1．銅氨溶液的形成
（1）反應過程：CuSO4溶液Cu（OH）2［Cu（NH3）4］2+
（2）反應現象：先產生藍色沉淀，后產生深藍色溶液，滴加乙醇后析出深藍色晶體
（3）相關反應：
①Cu2++2NH3·H2OCu（OH）2↓+2NH4+
②Cu（OH）2+4NH3［Cu（NH3）4］2++2OH－
③［Cu（NH3）4］2++SO42－+H2O［Cu（NH3）4］SO4·H2O↓
2．銀氨溶液的形成
（1）反應過程：AgNO3溶液AgOH［Ag（NH3）2］+
（2）反應現象：先產生白色沉淀，后產生無色溶液
（3）相關反應：
①AgNO3+NH3·H2OAgOH↓+NH4NO3
②AgOH+2NH3·H2O［Ag（NH3）2］OH+2H2O
3．硫氰酸鐵型溶液的形成
（1）反應過程：FeCl3溶液［Fe（SCN）m］3－m
（2）反應現象：產生血紅色溶液
（3）相關反應：
①m＝1：FeCl3+KSCN［Fe（SCN）］Cl2+KCl
②m＝2：FeCl3+2KSCN［Fe（SCN）2］Cl+2KCl
③m＝3：FeCl3+3KSCNFe（SCN）3+3KCl
④m＝4：FeCl3+4KSCNK［Fe（SCN）4］+3KCl
⑤m＝5：FeCl3+5KSCNK2［Fe（SCN）5］+3KCl
⑥m＝6：FeCl3+6KSCNK3［Fe（SCN）6］+3KCl
4．四羥基合鋁酸鹽的形成
（1）反應過程：AlCl3溶液Al（OH）3［Al（OH）4］－
（2）反應現象：先產生白色沉淀，后產生無色溶液
（3）相關反應：
①Al3++3OH－Al（OH）3↓
②Al(OH)3+OH－［Al（OH）4］－
1．判斷正誤，正確的打“√”，錯誤的打“×”。
(1)共價鍵的成鍵原子只能是非金屬原子。(　 　)
(2)在任何情況下，都是σ鍵比π鍵強度大。(　 　)
(3)所有分子中都存在化學鍵。(　 　)
(4)氣體單質中一定存在σ鍵，可能存在π鍵。(　 　)
(5)σ鍵比π鍵的電子云重疊程度大，形成的共價鍵弱。(　 　)
(6)H2O2分子中既有極性鍵，又有非極性鍵。(　 　)
(7)H2分子中的共價鍵不具有方向性。(　 　)
(8)分子的穩定性與分子間作用力的大小無關。(　 　)
(9)通常σ鍵比π鍵的電子云重疊程度大，形成的共價鍵強。(　 　)
(10)s－s σ鍵與s－p σ鍵的電子云形狀對稱性相同。(　 　)
(11)碳碳雙鍵的鍵能是碳碳單鍵鍵能的2倍。(　 　)
(12)σ鍵能單獨形成，而π鍵一定不能單獨形成。(　 　)
(13)σ鍵可以繞鍵軸旋轉，π鍵一定不能繞鍵軸旋轉。(　 　)
(14)常溫常壓下4.4 g乙醛所含σ鍵數目為0.7NA。(　 　)
(15)CS2分子中σ鍵與π鍵的數目之比是2∶1。(　 　)
(16)Zn的氯化物與氨水反應可形成配合物[Zn(NH3)4]Cl2，1 mol該配合物中含有σ鍵的數目為14NA。(　 　)
(17)乙炔分子中既有非極性鍵又有極性鍵，既有σ鍵又有π鍵。(　 　)
【答案】(1) (×)(2) (×)(3) (×)(4) (×)(5) (×)(6) (√)(7) (√)(8) (√)(9) (√)(10 (√)(11) (×)(12) (√)
(13) (√)(14) (×)(15) (×)(16) (×)(17) (√)
1．下列有關化學鍵類型的敘述正確的是(　　)
A．化合物NH5所有原子最外層均滿足2個或8個電子的穩定結構，則1 mol NH5中含有5NA個N—H σ鍵(NA表示阿伏加德羅常數的值)
B．乙烯酮的結構簡式為CH2===C===O，其分子中含有極性共價鍵和非極性共價鍵，且σ鍵與π鍵數目之比為1∶1
C．已知乙炔的結構簡式為CH≡CH，則乙炔中存在2個σ鍵(C—H)和3個π鍵(C≡C)
D．乙烷分子中只存在σ鍵，不存在π鍵
【解析】NH5即NH4H，為離子化合物，1 mol NH5中含有4NA個σ鍵，還含有離子鍵，A項錯誤；乙烯酮分子中σ鍵與π鍵之比為2∶1，B項錯誤；1個乙炔分子中存在3個σ鍵和2個π鍵，C項錯誤。
2．回答下列問題：
(1)1 mol HOOCCH2CH2CHO分子中含有_10__mol單鍵，_2__mol雙鍵；含有_2__mol π鍵，_12__mol σ鍵。
(2)在[Ag(NH3)2]＋中_NH3__的_N__原子提供孤電子對，_Ag＋__提供空軌道。
3．(1)Co的氯化物與氨水反應可形成配合物[CoCl(NH3)5]Cl2，1 mol該配合物中含有σ鍵的數目為_21NA__，含1 mol [CoCl(NH3)5]Cl2的溶液中加入足量AgNO3溶液，生成_2__mol AgCl沉淀。
(2)下列物質中，①只含有極性鍵的分子是_B、C__，②既含離子鍵又含共價鍵的化合物是_G__；③只存在σ鍵的分子是_A、C、E __，④同時存在σ鍵和π鍵的分子是_B、D__。
A．H2　B．CO2　C．CH2Cl2　D．C3H6　E．C2H6　F．CaCl2　G．(NH4)2SO4
知識點02 微粒構型和雜化
一、價層電子對互斥理論
1．（1）理論要點
①價層電子對在空間上彼此相距最遠時，排斥力_最小__，體系的能量_最低__。
②孤電子對的排斥力較大，孤電子對_越多__，排斥力越強，鍵角_越小__。
(2)用價層電子對互斥理論推測分子的立體構型的關鍵是判斷分子中的中心原子上的價層電子對數。
其中：a是中心原子的價電子數(陽離子要減去電荷數、陰離子要加上電荷數)，b是與中心原子結合的原子最多能接受的電子數，x是與中心原子結合的原子數。
(3)價層電子對互斥模型與分子立體構型的關系
價層電 子對數 成鍵 對數 孤電子 對數 電子對立 體構型 分子立體構型 實例 鍵角
2 2 0 直線形 _直線__形 BeCl2 CO2 180°
3 3 0 三角形 _平面三角__形 BF3 120°
2 1 _V__形 SnBr2 105°
4 4 0 四面體形 _正四面體__形 CH4 109°28′
3 1 _三角錐__形 NH3 107°
2 2 _V__形 H2O 105°
二、雜化軌道理論
1．(1)雜化軌道的定義：在外界條件的影響下，原子內部能量_相近__的原子軌道重新組合的過程叫原子軌道的雜化，組合后形成的一組新的原子軌道，叫雜化原子軌道，簡稱雜化軌道。
(2)雜化軌道的類型與分子立體構型的關系
(3)由雜化軌道數判斷中心原子的雜化類型
雜化軌道用來形成σ鍵和容納孤電子對，所以有公式：
雜化軌道數＝中心原子的孤電子對數＋中心原子的σ鍵個數。
代表物 雜化軌道數 中心原子雜化軌道類型
CO2 0＋2＝2 _sp__
CH2O 0＋3＝3 _sp2__
CH4 0＋4＝4 _sp3__
SO2 1＋2＝3 _sp2__
NH3 1＋3＝4 _sp3__
H2O 2＋2＝4 _sp3__
(4)中心原子雜化類型和分子構型的相互判斷
分子組成 (A為中心原子) 中心原子的 孤電子對數 中心原子的 雜化方式 分子空間構型 示例
AB2 0 sp _直線形__ BeCl2
1 sp2 _V形__ SO2
2 sp3 _V形__ H2O
AB3 0 sp2 _平面三角形__ BF3
1 sp3 _三角錐形__ NH3
AB4 0 sp3 _正四面體形__ CH4
2.判斷分子或離子中心原子的雜化類型的五種方法
(1)根據雜化軌道的空間分布構型判斷。
①若雜化軌道在空間的分布為正四面體形或三角錐形，則分子或離子的中心原子發生sp3雜化。
②若雜化軌道在空間的分布呈平面三角形，則分子或離子的中心原子發生sp2雜化。
③若雜化軌道在空間的分布呈直線形，則分子或離子的中心原子發生sp雜化。
(2)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°，則分子或離子的中心原子發生sp3雜化；若雜化軌道之間的夾角為120°，則分子或離子的中心原子發生sp2雜化；若雜化軌道之間的夾角為180°，則分子或離子的中心原子發生sp雜化。
(3)根據等電子原理進行判斷。
如CO2是直線形分子，CNS－、N與CO2是等電子體，所以這些離子構型均為直線形，中心原子均采用sp雜化。
(4)根據中心原子的價電子對數判斷。
如中心原子的價電子對數為4，是sp3雜化，價電子對數為3，是sp2雜化，價電子對數為2，是sp雜化。
(5)根據分子或離子中有無π鍵及π鍵數目判斷。
如沒有π鍵為sp3雜化，含一個π鍵為sp2雜化，含兩個π鍵為sp雜化。
3．軌道構型和微粒構型的區別
（1）軌道構型（VSEPR模型）
n 2 3 4
雜化方式 sp sp2 sp3
軌道構型 （理想化模型）
直線形 平面正三角形 正四面體形
軌道夾角 180° 120° 109°28′
（2）軌道構型和微粒構型的關系
微粒 雜化方式 VSEPR模型 微粒構型 分子極性
SO2 sp2 正四面體形 三角錐形 極性分子
SO3 sp2 正四面體形 平面正三角形 非極性分子
NO2－ sp2 平面正三角形 三角錐形
NO3－ sp2 平面正三角形 平面正三角形
NO2+ sp 直線形 直線形
三、分子的極性
1．化學鍵極性和分子極性的關系
2．分子極性的判斷方法
（1）根據鍵的極性判斷
①只含有非極性鍵的雙原子分子或多原子分子是非極性分子。如O2、H2、P4、C60。
②含有極性鍵的雙原子分子都是極性分子。如HCl、HF、HBr。
③含有極性鍵的多原子分子，空間結構對稱的是非極性分子；空間結構不對稱的是極性分子。
（2）判斷ABn型分子極性的經驗規律
①中心原子A的化合價的絕對值等于該元素所在的主族序數，則為非極性分子；若不等，則為極性分子。
②中心原子有孤電子對，則為極性分子；若無孤電子對，則為非極性分子。
（3）結構判斷
①對稱性判斷：高度對稱的是非極性分子
分子
分子類型 非極性分子 非極性分子 極性分子 非極性分子
②孤電子對判斷：中心原子上含孤電子對的一定是極性分子
③構型判據：分子構型和軌道構型完全一致的是非極性分子
分子 HCHO PCl3 PCl5 SF6
軌道構型 平面正三角形 正四面體形 三角雙錐形 正八面體形
分子構型 平面三角形 三角錐形 三角雙錐形 正八面體形
分子類型 極性分子 極性分子 非極性分子 非極性分子
（4）AB2C2型分子
①立體結構：只有一種結構，極性分子
②平面結構：兩種結構
圖示
分子類型 極性分子 非極性分子
（5）實驗判據：相似相溶原理
①極性分子易溶于極性溶劑
②非極性分子易溶于非極性溶劑
四、鍵參數的比較
1．共價鍵的鍵能的比較
（1）鍵能和鍵長的關系：鍵長越短，鍵能越大
（2）同種元素不同類型鍵能：叁鍵＞雙鍵＞單鍵
（3）共價分子的鍵能和穩定性的關系
①共價單鍵：半徑越小，鍵能越大，分子越穩定
②叁鍵或雙鍵：斷裂1個鍵的能量越大，越穩定
③實例：活潑性CO＞N2
化學鍵 C－O C＝O C≡O
鍵能/kJ mol－1 351 803 1071
化學鍵 N－N N＝N N≡N
鍵能/kJ mol－1 159 418 946
2．共價鍵的鍵長的比較
（1）看有成鍵原子上是否都有孤對電子
①無孤對電子：只看成鍵原子的半徑之和
②有孤對電子：還要看孤對電子之間的排斥作用
③鍵長比較
微粒組 鍵長長短
NH3和PH3 N－H＜P－H
金剛石和晶體硅 C－C＜Si－Si
穩定性：H2O2＜N2H4＜CH3CH3 O－O＞N－N＞C－C
O2、O2－、O2+、O22－ 氧氧鍵：O22－＞O2－＞O2＞O2+
（2）看能否形成鍵：形成鍵使鍵長變短
①乙烷、苯和乙烯：C－C＞特殊鍵＞C＝C
②金剛石和石墨中的碳碳鍵：金剛石＜石墨
③SO3的三聚體環狀結構，鍵長：a＞b
3．鍵角大小的比較
（1）求鍵角的大小：利用價層電子對互斥理論計算的軌道夾角
價層電子對n 2 3 4
雜化方式 sp sp2 sp3
鍵角 180° 120° 109°28′
（2）中心原子和配位原子均相同：中心原子上孤電子對越多，孤電子對鍵角的壓縮作用越大，鍵角越小
①∠H－O－H：H2O＜H3O+
②∠H－N－H：NH2－＜NH3＜［Zn（NH3）6］2+
③∠H－C－H：CH3+＞－CH3＞CH3－
④∠O－N－O：NO2+＞NO2＞NO2－
（3）中心原子不同或配位原子不完全相同
①中心原子電負性大：中心原子對鍵角的拉伸作用越大，鍵角越大
②配位原子電負性大：配位原子對鍵角的壓縮作用越大，鍵角越小
③NH3和PH3中：∠H－N－H＞∠H－P－H
④H2S和H2O中：∠H－S－H＜∠H－O－H
⑤NCl3和NF3中：∠Cl－N－Cl＞∠F－N－F
⑥HCHO和COCl2中：∠H－C－H＞∠Cl－C－Cl
1．判斷正誤，正確的打“√”，錯誤的打“×”。
(1)CH4、CH2===CH2、CH≡CH 分子中的碳原子均采用sp3雜化。(　 　)
(2)分子中中心原子通過sp3雜化軌道成鍵時，該分子一定為正四面體結構。(　 　)
(3)雜化軌道只用于形成σ鍵或用于容納未參與成鍵的孤電子對。(　 　)
(4)N2分子中N原子沒有雜化，分子中有1個σ鍵、2個π鍵。(　 　)
(5)NH3分子為三角錐形，N原子發生sp2雜化。(　 　)
(6)HCHO分子中碳原子為sp2雜化，分子為平面三角形。(　 　)
(7)SO中中心原子孤電子對數為0，中心原子為sp3雜化。(　 　)
(8)中心原子雜化類型相同時，孤電子對數越多，鍵角越小。(　 　)
(9)中心原子是sp雜化的，其分子構型不一定為直線形。(　 　)
(10)價層電子對互斥理論中，π鍵電子對數不計入中心原子的價層電子對數。(　 　)
(11)只要分子構型為平面三角形，中心原子均為sp2雜化。(　 　)
【答案】(1)(×)(2) (×)(3) (√)(4) (√)(5) (×)(6) (√)(7) (√)(8) (√)(9) (×)(10) (√)(11) (√)
1．用價層電子對互斥理論(VSEPR)可以預測許多分子或離子的空間構型，有時也能用來推測鍵角大小，下列判斷正確的是(　C　)
A．SO2、CS2、HI都是直線形的分子
B．BF3鍵角為120°，SnBr2鍵角大于120°
C．HCHO、BF3、SO3都是平面三角形的分子
D．PCl3、NH3、PCl5都是三角錐形的分子
【解析】　SO2是V形分子，CS2、HI是直線形的分子，A錯誤；BF3鍵角為120°，是平面三角形結構，而Sn原子價電子數是4，在SnBr2中Sn與Br形成2個σ鍵，還有一對孤電子對，對成鍵電子有排斥作用，使鍵角小于120°，B錯誤；HCHO、BF3、SO3都是平面三角形分子，C正確；PCl3、NH3都是三角錐形的分子，而PCl5是三角雙錐形分子，D錯誤。
2．填空：
(1)比較鍵角大小(填“>”“＝”或“<”)。
①H2O_<__H3O＋　②NH3_<__NH　③CO_>__SO　④NH3_>__PH3　⑤NF3_>__NCl3
(2)①甲醇分子內碳原子的雜化方式為_sp3__，甲醇分子內的O—C—H鍵角_小于__(填“大于”“等于”或“小于”)甲醛分子內的O—C—H鍵角。
②氯丙烯分子()中碳原子軌道雜化類型是_sp3和sp2__。
③在BF3分子中，F—B—F的鍵角是_120°__，硼原子的雜化軌道類型為_sp2__，BF3和過量NaF作用可生成NaBF4，BF的立體構型為_正四面體形__。
④SO的立體構型是_正四面體形__，其中硫原子的雜化軌道類型是_sp3__。
(3)寫出下列分子或離子的中心原子的價層電子對數、雜化類型、立體構型。
①NCl3　②H3O＋　③CO　④NO
(4)已知H2O、NH3、CH4三種分子中，鍵角由大到小的順序是CH4>NH3>H2O，請分析可能的原因。
【解析】(1)①H2O中孤電子對比H3O＋多，鍵角小；②NH3中孤電子對比NH多，鍵角小；③CO的C為sp2雜化，鍵角約為120°，SO的S為sp3雜化，鍵角約為109°28′；④鍵長N—H【答案】　(3)①3＋(5－3×1)＝4，sp3雜化，三角錐形。
②3＋(6－1－3×1)＝4，sp3雜化，三角錐形。
③3＋(4＋2－3×2)＝3，sp2雜化，平面三角形。
④3＋(5＋1－3×2)＝3，sp2雜化，平面三角形。
(4)CH4分子中的C原子沒有孤電子對，NH3分子中氮原子上有1個孤電子對，H2O分子中氧原子上有2個孤電子對，隨著孤電子對的增多，對成鍵電子對的排斥作用增大，故鍵角減小。
知識點03 分子間作用力
一、分子間作用力
分 子 間 作 用 力 1．概念：分子間存在的相互作用力 （1）實質：電性作用
（2）存在：分子和分子之間或稀有氣體原子之間
2．分類 （1）范德華力：普通的分子間作用力
（2）氫鍵：特殊的分子間作用力
3．特點 （1）作用范圍很小，一般認為氣體分子中無分子間作用力
（2）比化學鍵弱得多
4．外界條件對分子間作用力的影響 （1）壓強：增大壓強，分子間作用力增大
（2）溫度：升高溫度，分子間作用力減小
二、范德華力與物質性質
范 德 華 力 特點 無方向性，無飽和性
影響因素 （1）分子的極性越大，范德華力越大
（2）組成和結構相似的物質，相對分子質量越大，范德華力越大
作用效果 （1）組成和結構相似的分子，相對分子質量越大，熔沸點越高
（2）由分子構成的晶體熔點低、揮發性強、硬度小
范德華力與化學鍵作用效果的區別 （1）范德華力主要影響物質的物理性質，如物質的熔、沸點等
（2）化學鍵主要影響物質的化學性質，如熱穩定性等
三、氫鍵與物質性質
1．氫鍵的實質： 電性作用（介于范德華力和共價鍵之間）
2．氫鍵的表示方法：X－H…Y （1）“－”表示共價鍵，“…”表示氫鍵
（2）氫鍵形成的一般條件 ①分子中必須有氫原子
②氫原子兩邊有電負性大、半徑小、具有孤對電子的元素（F、O、N）
③－NH3+中的N原子能否形成氫鍵：不能
－CHO中的H原子能否形成氫鍵：不能
3．氫鍵的特點 （1）有方向性： 沿著孤對電子的伸展方向成鍵
（2）有飽和性： 氫原子與孤電子對相對應
4． 氫 鍵 的 存 在 （1）三種氣態氫化物：H2O、HF、NH3
（2）含羥基物質含氧酸、含氧酸的酸式鹽、醇、酸、酚及它們的水溶液
（3）含氨基物質：NH3、N2H4、DNA雙螺旋體
5． 氫 鍵 的 類 型 （1）分子間氫鍵；普遍存在 ①鏈狀 NH3·H2O膽礬
②環狀：分子中含多個N、O、F原子 二聚乙酸二聚甲酸四聚甲醇環狀碳酸氫鹽
（2）分子內氫鍵：含多個N、O、F原子，且為鄰位關系 硝酸水楊醛鄰硝基苯酚鄰氨基苯酚
6． 氫 鍵 的 作 用 效 果 （1）對物質熔沸點的影響 ①分子間氫鍵相當于增大了相對分子質量，故熔沸點升高
②分子內氫鍵未增大分子量，卻降低了分子極性，故熔沸點降低
③形成的分子間氫鍵越多，熔沸點越高
（2）對物質的電離的影響： 酸性氫原子形成氫鍵，電離程度變小，酸性減弱
（3）對液體的黏度的影響 甘油甘醇H3PO4濃硫酸
：分子間有氫鍵的液體，一般黏度較大
（4）冰的密度： 結冰時水中的氫鍵增多，水分子間的空隙變大，體積增大，密度減小
7．冰晶體中氫鍵鍵能的計算
（1）冰晶體中氫鍵的結構式
（2）1個水分子可以形成4個氫鍵，完全屬于該水分子的氫鍵有2個
（3）冰的升華熱＝范德華力+2mol氫鍵
四、物質溶解性的比較
1．相似相溶原理：極性相似的分子間范德華力較大，其溶解度也大
（1）極性分子易溶于極性溶劑
（2）非極性分子易溶于非極性溶劑
2．氫鍵對物質溶解性的影響
（1）若溶質和溶劑分子間形成氫鍵，溶質在水中的溶解度降低
（2）若溶質分子中存在氫鍵，則它在水中的溶解度反常的大
3．某些基團對物質溶解性的影響
（1）常見的親水基和憎水基
①親水基：羥基、羧基、氨基、醛基等
②憎水基：烴基、酯基等
（2）隨著溶質分子中憎水基個數的增多，溶質在水中的溶解度減小
①甲醇、乙醇、甘油和水以任意比互溶
②戊醇在水中的溶解度明顯減小
4．如果溶質和溶劑發生反應，將增大物質的溶解性
5．常見的極性分子和非極性分子
（1）H2O、NH3、SO2、酒精等為極性分子
（2）CCl4、CS2、苯等為非極性分子
五、無機含氧酸的酸性
1．酸的元數＝酸中羥基上的氫原子數，不一定等于酸中的氫原子數
磷的含氧酸 磷酸 偏磷酸 亞磷酸 次磷酸
結構式
羥基氫原子數 3 1 2 1
酸的元數 三元酸 一元酸 二元酸 一元酸
2．無機含氧酸［（HO）mROn］的酸性
（1）非羥基氧原子數不同
①基本規律：非羥基氧原子數n越多，酸性越強
②典型實例：
HClO4＞H2SO4＞H3PO4＞H4SiO4，HClO4＞HClO3＞HClO2＞HClO
③宏觀解釋：非羥基氧原子數n越多，酸性越強
④微觀解釋：羥基氧原子數越多，氧原子所帶的負電荷越多，中心原子上帶的正電荷越多，中心原子對羥基氧原子的吸引力越強，氧原子多氫原子的吸引力越弱，氫離子越容易電離，酸性越強
（2）非羥基氧原子數相同
①基本規律：中心元素的非金屬性越強，酸性越強
②典型實例：HClO4＞HBrO4，H2CO3＞H2SiO3，H3PO4＞H3AsO4
③微觀解釋：中心元素的非金屬性越強，中心原子所帶正電荷越多，中心原子對羥基氧原子的吸引力越強，氧原子多氫原子的吸引力越弱，氫離子越容易電離，酸性越強
六、分子的手性
1．手性異構體
（1）概念：具有完全相同的組成和原子排列的一對分子，如同左手與右手一樣互為鏡像，卻在三維空間里不能疊合，互稱手性異構體。
（2）又名：手性同分異構體、對映異構體、光學異構體
2．手性分子：有手性異構體的分子。
（1）手性分子的確定
①兩個分子具有完全相同的組成和原子排列；
②兩個分子化學鍵的種類、數目及分子的極性完全相同
③兩個分子互為鏡像；
④兩個分子在三維空間里不能重合。如圖：
（2）手性碳原子：有機物中含有的碳原子連有四個互不相同的原子或基團，即*C。
①手性碳原子一定是飽和碳原子，且碳原子是sp3雜化。
②不飽和碳原子（如碳碳雙鍵、－C≡C－等中的碳原子）一定不是手性碳原子。
③有機物分子中如果有一個手性碳原子，則該有機物分子就是手性分子，具有手性異構體。
3．手性分子的應用
（1）醫藥領域
①現今使用的藥物中手性藥物超過50%
②對于手性藥物，一個異構體可能有效，而另一個異構體可能是無效甚至是有害的
（2）合成領域
①手性催化劑：只催化或者主要催化一種手性分子的合成
②用手性催化劑生產藥物，可以只得到或者主要得到一種手性分子，這種獨特的合成方法稱為手性合成
七、超分子
1．概念：由兩種或兩種以上的分子通過分子間相互作用形成的分子聚集體。
2．應用
（1）分離C60和C70
將C60和C70的混合物加入一種空腔大小適配C60的“杯酚”中，得到超分子“杯酚”C60和C70；加入甲苯溶劑，甲苯將C70溶解，經過濾后分離出C70；再向不溶物中加入氯仿，氯仿溶解“杯酚”而將不溶解的C60釋放出來并沉淀。從而將C60和C70分離開來。
（2）冠醚識別堿金屬離子
冠醚分子中有大小不同的空穴適配不同大小的堿金屬離子，而形成冠醚-堿金屬離子超分子。
3．重要特征：分子識別和自組裝。
1．判斷正誤，正確的打“√”，錯誤的打“×”。
(1)以極性鍵結合起來的分子一定是極性分子。(　 　)
(2)非極性分子中，一定含有非極性共價鍵。(　 　)
(3)極性分子中一定不含有非極性共價鍵。(　 　)
(4)鹵素單質、鹵素氫化物、鹵素碳化物(即CX4)的熔、沸點均隨著相對分子質量的增大而增大。(　 　)
(5)乙醇分子和水分子間只存在范德華力。(　 　)
(6)碘化氫的沸點高于氯化氫的沸點是因為碘化氫分子間存在氫鍵。(　 　)
(7)H2O比H2S穩定是因為水分子間存在氫鍵。(　 　)
(8)可燃冰(CH4·8H2O)中甲烷分子與水分子形成了氫鍵。(　 　)
(9)氫鍵的存在一定使物質的熔、沸點升高。(　 　)
(10)氫鍵具有方向性和飽和性。(　 　)
(11)高氯酸的酸性與氧化性均大于次氯酸的酸性和氧化性。(　 　)
(12)鄰羥基苯甲醛的熔點低于對羥基苯甲醛的熔點。(　 　)
(13)鹵素氫化物中，HCl的沸點最低的原因是其分子間的范德華力最小。(　 　)
(14)因為碳氫鍵鍵能小于碳氧鍵，所以CH4熔點低于CO2。(　 　)
(15)BCl3與NCl3均為三角錐形，為極性分子。(　 　)
(16)H2O2分子間存在氫鍵。(　 　)
(17)為手性分子。(　 　)
(18)氨水中氨分子與水分子間形成了氫鍵。(　 　)
【答案】(1) ( × )(2) ( × )(3) ( × )(4) ( × )(5) ( × )(6) ( × )(7) ( × )(8) ( × )(9) ( × )(10) ( √ )(11) ( × )
(12) ( √ )(13) ( √ )(14) ( × )(15) ( × )(16) ( √ )(17) ( × )(18) ( √ )
1．(1)比較下列鍺鹵化物的熔點和沸點，分析其變化規律及原因：_GeCl4、GeBr4、GeI4的熔、沸點依次升高。原因是分子結構相似，相對分子質量依次增大，分子間作用力逐漸增強__。
GeCl4 GeBr4 GeI4
熔點/ ℃ －49.5 26 146
沸點/ ℃ 83.1 186 約400
(2)硫酸鎳溶于氨水形成[Ni(NH3)6]SO4藍色溶液。
①[Ni(NH3)6]SO4中陰離子的立體構型是_正四面體__。
②在[Ni(NH3)6]2＋中Ni2＋與NH3之間形成的化學鍵稱為_配位鍵__，提供孤電子對的成鍵原子是_N__。
③氨的沸點_高于__(填“高于”或“低于”)膦(PH3)，原因是_NH3分子間可形成氫鍵__；氨是_極性__(填“極性”或“非極性”)分子，中心原子的軌道雜化類型為_sp3__。
2．完成下列填空。
①元素As與N同族。預測As的氫化物分子的立體結構為_三角錐形__，其沸點比NH3的_低__(填“高”或“低”)，其判斷理由是_NH3分子間存在氫鍵__。
②H2O與CH3CH2OH可以任意比例互溶，除因為它們都是極性分子外，還因為_H2O與CH3CH2OH之間可以形成氫鍵__。
③如圖為S8的結構。其熔點和沸點要比二氧化硫的熔點和沸點高很多，主要原因為_S8分子的相對分子質量大，分子間范德華力大__。
【解析】　①AsH3中As原子價層電子對數為4，其中有一對孤電子對，故AsH3立體結構為三角錐形。NH3分子間可以形成氫鍵，導致NH3沸點高于AsH3。
②H2O與CH3CH2OH都為極性分子，且二者之間能形成氫鍵，故二者互溶。
③S8和SO2形成晶體均是分子晶體，由于S8分子的相對分子質量大，分子間范德華力大，因此熔、沸點高。
3．①下表列出了含氧酸酸性強弱與非羥基氧原子數的關系。
次氯酸 磷酸 硫酸 高氯酸
含氧酸結構 Cl—OH
非羥基氧原子數 0 1 2 3
酸性 弱酸 中強酸 強酸 比硫酸酸性更強
由此可得出的判斷含氧酸酸性強弱的一條經驗規律是_含氧酸分子結構中非羥基氧原子數越多，該含氧酸的酸性越強__。
②磷有三種含氧酸H3PO2、H3PO3、H3PO4，其中磷元素均以sp3雜化與相鄰原子形成四個σ鍵，則H3PO3的結構式是___，寫出H3PO2與足量氫氧化鈉溶液反應的化學方程式：_NaOH＋H3PO2===NaH2PO2＋H2O__。
③磷的三種含氧酸H3PO2、H3PO3、H3PO4的酸性強弱順序為H3PO2【解析】　4個sp3雜化軌道全部參與成鍵，說明有4個原子直接與P相連，結構為，同理可知H3PO2為，只有1個羥基氫顯酸性，可被NaOH中和。
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