分子几何构型判断3

高中杂化轨道判断技巧杂化轨道是化学中的一个重要概念，它描述了原子中电子云的一种混合状态。

在高中化学中，学生需要掌握杂化轨道的概念，并能够判断分子中原子的杂化轨道类型。

本文将介绍几种高中杂化轨道判断技巧，帮助学生更好地掌握这个概念。

一、根据分子几何构型判断杂化轨道类型分子几何构型是指分子中原子的空间排列方式。

在杂化轨道理论中，不同的分子几何构型对应着不同的杂化轨道类型。

因此，通过观察分子几何构型，我们可以初步推断原子的杂化轨道类型。

例如，当分子几何构型为线性时，我们可以判断其中原子的杂化轨道为sp；当分子几何构型为三角形平面时，我们可以判断其中原子的杂化轨道为sp2；当分子几何构型为四面体时，我们可以判断其中原子的杂化轨道为sp3。

二、根据分子中原子的电子数判断杂化轨道类型在分子中，原子的杂化轨道类型还可以通过观察其电子数来判断。

通常情况下，一个原子的杂化轨道类型取决于其原子轨道中存在的电子数。

例如，当一个原子的s轨道和两个p轨道中共有四个电子时，我们可以判断其杂化轨道类型为sp3。

当一个原子的s轨道和一个p轨道中共有两个电子时，我们可以判断其杂化轨道类型为sp。

三、根据分子中原子的化学键数判断杂化轨道类型在分子中，原子的杂化轨道类型还可以通过观察其与其他原子形成的化学键数来判断。

通常情况下，一个原子的杂化轨道类型取决于其与其他原子形成的化学键数。

例如，当一个原子与三个其他原子形成共价键时，我们可以判断其杂化轨道类型为sp3。

当一个原子与两个其他原子形成共价键时，我们可以判断其杂化轨道类型为sp2。

四、根据分子的反应活性判断杂化轨道类型在分子中，原子的杂化轨道类型还可以通过观察其反应活性来判断。

通常情况下，原子的杂化轨道类型与其反应活性有关。

例如，当一个原子的杂化轨道为sp3时，其反应活性通常较低。

而当一个原子的杂化轨道为sp时，其反应活性通常较高。

总结杂化轨道是化学中的一个重要概念，学生需要掌握其概念和判断方法。

分子几何构型
分子几何构型是指分子中原子在空间的相对排列关系。

不同的分子几何构型对应于不同的化学键和键长、键角等参数。

了解分子几何构型对于了解物质的性能与其内部结构的关系具有十分重要的意义。

常见的分子几何构型包括直线型、平面正三角形、正四面体、三角锥形、折线形、平面形、折面形、平面正四边形、正四面梯形等。

这些构型可以通过实验测定的键长、键角等数据来确定。

在理论化学中，可以使用理论方法预测分子的几何构型。

例如，价键理论（VB理论）可以用线性变分法处理H₂分子，得到三个等同的sp2杂化轨道，形成平面正三角形的构型。

此外，分子轨道理论也可以用来预测分子的几何构型。

总之，分子几何构型是化学键和分子结构研究的重要内容之一，对于理解物质的性质和反应机理具有重要意义。

分子或离子空间构型的判断方法
1.空间构型的可解析法：根据分子或离子的几何构型和化学键的长度、角度以及存在的非共面情况，可以通过几何推算来判断其空间构型。

例如
在VSEPR理论中，根据中心原子周围键的种类和数量以及孤对电子的影响，可以预测分子的空间构型。

2.实验技术法：通过实验手段来确定分子或离子的空间构型。

例如，
X射线晶体学可以通过测定晶体中原子的位置来确定其空间构型。

3.分子模拟法：借助于计算机模拟和量子化学计算的手段，可以通过
分子力场、量子力学计算等方法来预测分子或离子的空间构型。

这种方法
可以考虑更多的因素，如电荷分布和随机热运动的影响，从而更准确地判
断空间构型。

4.光谱技术法：在分子或离子存在谐振，激发或振动的情况下，通过
观察其产生的光谱特性，如红外光谱、拉曼光谱等，可以得出分子或离子
的空间构型信息。

以上是几种常用的判断分子或离子空间构型的方法，不同的方法在实
际应用中有其适用范围和局限性。

对于一些简单的分子和离子，几何推算
方法通常可以给出较为准确的空间构型信息。

而对于复杂的大分子和离子，分子模拟和实验技术往往是更可靠和准确的方法。

通过综合运用这些方法，可以对分子和离子的空间构型进行全面的判断和研究。

判断分子空间几何构型的简单方法电子对数目成键电子对孤电子对数分子的空间实例数目目构型220 33021 4403122 550413223 6605142直线型二氧化碳三角形三氟化硼V 型二溴化锌周围体甲烷三角锥氨气V 型水三角双锥五氯化磷变形周围体四氟化硫T 型三氟化溴直线型二氟化氙八面体六氟化硫四角锥五氟化碘正方形四氟化氙以下用 G表示电子对数目， V 表示分子中所有原子最外层电子数的和， n 表示配位原子中除了氢原子以外的其他原子的个数， m表示孤电子对数目， r 表示配位原子中氢原子的个数。

当配位原子中没有氢原子且V≥16 时： V=8n＋2m， G=m＋ n 例： CO2分子构型的判断V=4＋ 6× 2=8n＋ 2m，这里 n=2，∴ m=0,∴ G=m＋ n=0＋2=2，所以 CO2的分子构型为直线型BF3分子构型的判断V=3＋ 7× 3=8n＋ 2m，这里 n=3，∴ m=0,∴ G=m＋ n=0＋3=3，所以 BF3的分子构型为三角形PCl5分子构型的判断V=5＋ 7× 5=8n＋ 2m，这里 n=5，∴ m=0,∴ G=m＋ n=0＋5=5，所以 PCl5的分子构型为三角双锥SF4分子构型的判断V=6＋ 7× 4=8n＋ 2m，这里 n=4，∴ m=1,∴G=m＋ n=1＋4=5，所以 SF4的分子构型为变形周围体BrF3分子构型的判断V=7＋ 7× 3=8n＋ 2m，这里 n=3，∴ m=2,∴G=m＋ n=2＋3=5，所以 BrF3的分子构型为 T 型SF6分子构型的判断V=6＋ 7× 6=8n＋ 2m，这里 n=6，∴ m=0,∴ G=m＋ n=0＋6=6，所以 SF6的分子构型为八面体XeF4分子构型的判断V=8＋ 7× 4=8n＋ 2m，这里 n=4，∴ m=2,∴G=m＋ n=2＋4=6，所以 XeF4的分子构型为正方形当配位原子中有氢原子且 V＜ 16 时： V=2r ＋ 8n ＋ 2m，G=m＋ n＋ r 。

价电子对互斥理论(VSEPR )与分子几何构型（原载《结构化学问题选讲》，杨宗璐等编，科学出版社2000年）多原子分子的结构比双原子分子要复杂得多，因此一般需要用一组键长和键角的数据来表征其几何构型.原则上可以通过越来越多的计算方案来求解波动方程，得到所需的结合能、平衡几何构型和电荷密度.另一方面，针对大量的复杂分子，人们总是力图采用简化的模型和图象来推理和总结多原子分子中电子行为的规律.价电子对互斥理论（VSEPR ）正是这样一种简明、直观、可广泛预测许多简单多原子分子结构的一种方法.价电子对互斥理论（VSEPR ）实际上是建立在定域模型基础上的静电理论.按照定域键模型，分子中的电子可划分为：内层电子、孤对电子及成键电子（价电子）等独立组份.分子的能量则与这些独立组份能量及它们的相互作用有关.通过核间距的调整使键长和键角的相互适应，产生了能量最低的几何结构.此外，价电子的分布又受到Pauli 不相容原理和静电库仑作用的支配，除了要求分子中的电子尽量配对外，为使体系电子云分布具有能量最低值，还要求已配对的电子之间彼此尽可能远离，以降低库仑排斥作用.以ALmEn 代表多原子分子，其中A 为中心原子，L 为配位原子，E 则为A 原子价层上的孤对电子对，m 为价层总电子对数P，则可借上述价电子互斥理论提出判断分子几何构型的以下规则：n +1.一定数目的价电子对必定与一定的几何构型相联系.假定价电子对的中心与原子A的距离都是R，为使彼此间斥力最小，价电子对等距离地排布在以R为半径的球面上，形成规则的多面体.根据立体几何的知识，当P为2时，呈直线形（键角为180o）；P为3 时呈平面三角形（键角为120o）；P为4时呈四面体形（键角为10928′o ）；P为5时呈三角双锥形；P为6时呈八面体形；P为7 时则呈五角双锥形等.2. 价电子对互斥理论将分子的共价双键或三重键均视为一个电子对来计算.由于多重键中的电子对数多，占据的空间比一个单键电子对大，它对其它单键电子对的排斥作用较强，使分子中含多重键的键角变大，不同键电子对之间排斥作用的大小顺序为三键排斥＞双键排斥＞单键排斥显然，多重键的存在会影响分子的几何构型.例如 X 2C=0 型分子属于三角形构型，各键角标准值应为120o，不含双键的键角受到前者的影响应小于120o .具体实例见表1.表1 键角的比较X2C=0 ∠XCO ∠XCXF2C=0 123.20112.50Cl2C=0 124.30111.30H2C=0 1210118.00(NH2)2 C =0 1210118.00X2C=CX2∠XCX ∠XCCH2C=CH2116.60121.70(CH3)2C=CH2109012503.用于推测分子结构时，不能忽略孤对电子和成键电子的区别.因为孤对电子对比键电子对更集中于原子核附近，因而增加了排斥能.此外，成键电子对于两个原子核的吸引，电子云显得不如孤对电子的“肥大”，对邻近电子对的斥力也小.孤对电子与键对电子间的排斥强度符合以下排序：孤对/孤对＞孤对/键对＞键对/键对.一般情况下，由于孤对与键对的不同取向可形成一组异构构型，以上的排斥作用顺序可以帮助辨认能量最低的稳定构型.当某个构型中孤对与孤对的交角小于或等于90o，则必定是不稳定构型.例如，ICl4-的6对价电子对指向正八面体6个顶点，由于只有二对孤对电子，故可形成两种不同的异构构型（见图1）.在平面正方形的构型中，两对孤对电子相距最远，应为稳定构型.又如，在SF4，ClF3和IF2-的价电子层中，价电子对数P均为5,但孤对电子对数分别为1、2、3.根据价电子对互斥理论，孤对电子对应选择赤道方向的位置，这样可使与孤对电子对互成90o相互作用的键对数目最少.从图2可知，在它们各自的最稳定构型中，孤对电子对均处于三角平面内.4. 配位原子的电负性增大或中心原子电负性减小，也会使键角偏离标准值.端原子电负性增加时，共享电子对将偏向配位体，从而减少成键电子对之间的斥力，键角的度数随之减小.例如OF2的键角(103.2o)比OH2的键角(104.5o)要小.NF3的键角(102o)比NH3的键角(107.3o)也要小.此外，中心原子的半径增大使与端原子之间的键长增加，减小键电子对之间的排斥力，使键角缩小.实例参见表2.表2 键角的比较分子式 键角 分子式 键角NH3107.30H2O 104.50PH393.30H2S 92.20AsH391.80H2Se 91.00SbH391.30H2Te 89.005.价电子对的相邻电子对越多，所受斥力就越大，距离原子核也越远.当配位数为5和7时，分子呈三角双锥和五角双锥构型，这时主轴上两对电子受到的斥力较大，因而键长较长.例如PCl5分子中，垂直方向的键长为219pm，水平方向键长为204pm，见图3.价电子对互斥理论能够广泛地用于定性预测各类ABn型分子的几何构型，解释键长和键角变化，偏离标准值的规律性，但也有少数化合物的推测出现例外.例如BaI2，SrCl2都是弯曲形构型而非预计的直线性型.此外，对过渡金属化合物几何构型的判断也有一定的局限性.实际上，应用价电子对互斥理论的分子体系，都有一个共同的特点，即分子中所有电子都是成对的.如果分子中有未成对的电子，则不能简单地以此方法来推测分子的几何构型.对于不具有半满或全满d轨道的过渡元素，由于d轨道上电子分布不对称，将使分子形状不规则化，无法用价电子对互斥理论作出判断，因而配位场理论则能说明得更好.价电子对互斥理论被看成是杂化轨道理论简化了的方法.而它相当于只考虑了中心原子利用杂化轨道成键后，各电子对之间的相互排斥，因而只能作出大致的定性说明.而杂化轨道理论则还考虑了整个的杂化过程，并可得出定量的结果，如计算键角等.。