选修三 第二章 分子结构与性质

第二章 分子结构与性质第一节 共价键 第1课时 共价键（学案）学习要求：了解共价键的本质、共价键的类型，σ键和π键的成键特征，学会判断分子中共价键的类型一、共价键1、定义：原子间通过共用电子对形成的化学键2. 价键理论σ键⑴σ键的形成过程①s-s σ键的形成：成键原子的s 电子“头碰头”重叠形成②s-p σ键的形成：成键原子的s 电子与p 电子“头碰头”重叠形成未成对电子的原子轨道相互靠拢 原子轨道相互重叠 形成共价键③p-p σ键的形成：成键原子的p 电子与p 电子“头碰头”重叠形成p x p x未成对电子的原子轨道相互靠拢 原子轨道相互重叠 形成共价键σ键的特征：⎩⎨⎧①轴对称②稳定性较强（原子轨道重叠程度较大）π键⑴ π键的形成：两个原子的p 轨道以“肩并肩”重叠s 轨道 p x 轨道键的特征：⎩⎨⎧肩并肩重叠由两块组成镜像对称容易断裂（原子轨道重叠程度小）知识框架：离子键 本质：原子之间形成共用电子对（或电子云重叠）特征：具有方向性和饱和性化学键 σ键→电子云呈轴对称（如s-s σ键、s-p σ键、p-p σ键）成键方式 π键→电子云分布的界面关于通过键轴的一个平面对称（如p-p π键）共价键 共价单键——一定是σ键规律 共价三键——1个σ键、2个π键共价双键——1个σ键、1个π键1.共价键类型与化学性质的关系（1）σ键：在形成σ键时，原子轨道发生了最大程度的重叠，键能大，稳定性好，且σ键的两成键原子绕着键轴可以任意相对旋转而键不被破坏。

因此，σ键强度大，不易断裂。

（2）π键：是原子轨道沿着键轴”肩并肩”重叠形成的。

π键重叠程度较小，其键能低于σ键，稳定性较差；类外，形成π键的两原子不能相对自由旋转，否则π键将被破坏。

因此，π键的稳定性低于σ键，π键的电子活动性较高，含有π键的物质化学性质活泼，容易发生化学反应。

例如，乙烯比乙烷活泼。

【1】下列说法中不正确的是： （ ）A 、σ键比π键重叠程度大，形成的共价键强B 、两个原子之间形成共价键时，最多有一个σ键C 、气体单质中，一定有σ键，可能有π键D 、N 2分子中有一个σ键，2个π键1．下列关于化学键的说法不正确的是（ ）A ．化学键是一种作用力B ．化学键可以是原子间作用力，也可以是离子间作用力C ．化学键存在于分子内部D ．化学键存在于分子之间2．对δ键的认识不正确的是（ ）A ．δ键不属于共价键，是另一种化学键B ．S-Sδ键与S-Pδ键的对称性相同C ．分子中含有共价键，则至少含有一个δ键D ．含有π键的化合物与只含δ键的化合物的化学性质不同3．下列物质中，属于共价化合物的是（ ）A ．I 2B ．BaCl 2C ．H 2SO 4D ．NaOH4．下列化合物中，属于离子化合物的是（ ）A．KNO3B．BeCl2C．KO2D．H2O25．写出下列物质的电子式。

H2、N2、HCl、H2O1．D 2．Ａ３．Ｃ４．ＡＣ2．共价键的三个键参数概念意义键长分子中两个成键原子核间距离（米）键长越短，化学键越强，形成的分子越稳定键能对于气态双原子分子AB，拆开1molA-B键所需的能量键能越大，化学键越强，越牢固，形成的分子越稳定键角键与键之间的夹角键角决定分子空间构型键长、键能决定共价键的强弱和分子的稳定性：原子半径越小，键长越短，键能越大，分子越稳定。

例如HF、HCl、HBr、HI分子中：X原子半径：F<Cl<Br<I H-X键键长：H-F<H-Cl<H-Br<H-IH-X键键能：HF>HCl>HBr>HI H-X分子稳定性：HF>HCl>HBr>HI3、键角决定分子空间构型，应注意掌握以下分子的键角和空间构型：分子空间构型键角实例正四面体109°28′CH4、CCl4、(NH4+)60°白磷：P4平面型120°苯、乙烯、SO3、BF3等三角锥型107°18′NH3折线型104°30′H2O直线型180°CO2、CS2、CH≡CH１．下列分子中，两核间距最大，键能最小的是（）Ａ．Ｈ2Ｂ．BrＣ．ClＤ．I2２．下列说法中，错误的是（）Ａ．键长越长，化学键越牢固Ｂ．成键原子间原子轨道重叠越多，共价键越牢固Ｃ．对双原子分子来讲，键能越大，含有该键的分子越稳定Ｄ．原子间通过共用电子对所形成的化学键叫共价键３．能够用键能解释的是（）Ａ．氮气的化学性质比氧气稳定Ｂ．常温常压下，溴呈液体，碘为固体Ｃ．稀有气体一般很难发生化学反应Ｄ．硝酸易挥发，硫酸难挥发４．与NO3－互为等电子体的是（）Ａ．SO3Ｂ．BF3Ｃ．CH3Ｄ．NO2５．根据等电子原理，下列分子或离子与ＳＯ４２－有相似结构的是（）Ａ．ＰＣl５Ｂ．ＣＣl４Ｃ．ＮＦ３Ｄ．Ｎ６．由表２－１可知．Ｈ－Ｈ的键能为436KJ/mol．它所表示的意义是＿＿＿＿＿＿．如果要使１molＨ２分解为２molＨ原子，你认为是吸收能量还是放出能量？＿＿＿＿．能量数值＿＿＿＿．当两个原子形成共价键时，原子轨道重叠的程度越大，共价键的键能＿＿，两原子核间的平均距离――键长＿＿．7．根据课本中有关键能的数据，计算下列反应中的能量变化：（1）N2（g）+3H2（g）====2NH3（g）；⊿H=（2）2H2（g）+O2（g）===2H2O（g）；⊿H=１．Ｄ２．Ａ３．Ａ４．Ｂ５．Ｂ６．每２mol气态Ｈ原子形成１molＨ２释放出４３６kＪ能量吸收能量４３６kＪ越大越短7．-90.8KJ/mol -481.9 KJ/mol第二章第二节分子的立体构型二、价层电子对互斥模型1.理论模型：分子中的价电子对(包括成键电子对和孤电子对)，由于相互排斥作用，而趋向尽可能彼此远离以减小斥力，分子尽可能采取对称的空间构型。

2.价电子对之间的斥力(1)电子对之间的夹角越小，排斥力越大。

(2)由于成键电子对受两个原子核的吸引，所以电子云比较紧缩，而孤对电子只受到中心原子的吸引，电子云比较“肥大”，对邻近电子对的斥力较大，所以电子对之间斥力大小顺序如下：孤电子对－孤电子对>孤电子对－成键电子>成键电子－成键电子(3)由于三键、双键比单键包含的电子数多，所以其斥力大小次序为三键>双键>单键。

3.价层电子对互斥模型的两种类型价层电子对互斥模型说明的是价层电子对的空间构型，而分子的空间构型指的是成键电子对空间构型，不包括孤对电子。

(1)当中心原子无孤对电子时，两者的构型一致；(2)当中心原子有孤对电子时，两者的构型不一致。

4.用价层电子对互斥理论推断分子或离子的空间构型具体步骤：(1)确定中心原子A价层电子对数目中心原子A 的价电子数与配体X 提供共用的电子数之和的一半，即中心原子A 价层电子对数目。

计算时注意：①氧族元素原子作为配位原子时，可认为不提供电子，但作中心原子时可认为它提供所有的6个价电子。

②如果讨论的是离子，则应加上或减去与离子电荷相应的电子数。

如PO 3－4中P 原子价层电数应加上3，而NH ＋4中N 原子的价层电子数应减去1。

③如果价层电子数出现奇数电子，可把这个单电子当作电子对看待。

(2)确定价层电子对的空间构型由于价层电子对之间的相互排斥作用，它们趋向于尽可能的相互远离。

价层电子对的空间构型与价层电子对数目的关系： 价层电子对数目2 3 4 5 6 价层电子对构型直线形 三角形 四面体 三角双锥 八面体(3)分子空间构型确定根据分子中成键电子对数和孤对电子数，可以确定相应的较稳定的分子几何构型。

5.价电子对数计算方法对于AB m 型分子(A 为中心原子，B 为配位原子)，分子的价电子对数可以通过下式确定：n ＝中心原子的价电子数＋每个配位原子提供的价电子数×m 2其中，中心原子的价电子数等于中心原子的最外层电子数，配位原子中卤素原子、氢原子提供1个价电子，氧原子和硫原子按不提供价电子计算。

先根据价电子对数判断分子的VSEPR 模型，再根据中心原子是否有孤对电子判断分子的立体结构模型。

练习1、下列物质中，分子的立体结构与水分子相似的是 （ ）A 、CO 2B 、H 2SC 、PCl 3D 、SiCl 42、下列分子的立体结构，其中属于直线型分子的是 （ ）A.H 2O B 、CO 2 C 、C 2H 2 D 、P 43、下列分子中，各原子均处于同一平面上的是 （ ）A 、NH 3B 、CCl 4C 、H 2OD 、CH 2O4、下列分子的结构中，原子的最外层电子不都满足8电子稳定结构的是（ ）A 、CO 2B 、PCl 3C 、CCl 4D 、NO 25、下列分子或离子的中心原子，带有一对孤对电子的是 （ ）A 、XeO 4B 、BeCl 2C 、CH 4D 、PCl 37、为了解释和预测分子的空间构型，科学家在归纳了许多已知的分子空间构型的基础上，提出了一种十分简单的理论模型——价层电子对互斥模型。

这种模型把分子分成两类：一类是 ；另一类是 。

BF 3和NF 3都是四个原子的分子，BF 3的中心原子是 ，NF 3的中心原子是 ；BF 3分子的立体构型是平面三角形，而NF 3分子的立体构型是三角锥形的原因是 。

7、用价层电子对互斥模型推测下列分子或离子的空间构型。

BeCl 2 ；SCl 2 ；SO 32- ；SF 6参考答案：1、D2、BC3、CD 3、D 3、D 7、中心原子上的价电子都用于形成共价键 中心原子上有孤对电子 B N BF 3分子中B 原子的3个价电子都与F 原子形成共价键，而NF 3分子中N 原子的3个价电子与F 原子形成共价键，还有一对为成键的电子对，占据了N 原子周围的空间，参与相互排斥，形成三角锥形 7、直线形 V 形 三角锥 正八面体三、杂化轨道理论的简述1.杂化轨道理论认为：在形成分子时，通常存在激发、杂化、轨道重叠等过程。

但应注意，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 轨道由于能量相差较大，它是不能发生杂化的。

2.杂化轨道成键时，要满足化学键间最小排斥原理，键与键间排斥力大小决定于键的方向，即决定于杂化轨道间的夹角。

由于键角越大化学键之间的排斥力越小，对sp 杂化来说，当键角为180°时，其排斥力最小，所以sp 杂化轨道成键时分子呈直线形；对sp 2杂化来说，当键角为120°时，其排斥力最小，所以sp 2杂化轨道成键时，分子呈平面三角形。

由于杂化轨道类型不同，杂化轨道夹角也不相同，其成键时键角也就不相同，故杂化轨道的类型与分子的空间构型有关。

3.杂化轨道的数目与组成杂化轨道的各原子轨道的数目相等。