【文档说明】高考化学二轮专题培优课件——专题七：分子结构 (含解析).ppt，共(68)页，1.369 MB，由MTyang资料小铺上传

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无机部分专题七：分子结构分子结构§7.2共价键§7.7分子的极性和分子间力§7.5分子轨道理论简介§7.4价层电子对互斥理论§7.3杂化轨道理论§7.1离子键§7.8离子极化§7.6金属键*§7.10晶体的内部结构§7.9氢键1、掌握离子键理论的基本要点，理解决定离子化合物性质的因素及离

子化合物的特征。2、掌握共价键的特征。3、理解和学会运用分子间力和离子极化判断其对相关性质的影响。4、掌握氢键及其应用。本章要求离子键理论分子轨道理论价键理论化学键：分子或晶体中相邻原子(或离子)之间强烈的吸引作用。化学键理论：金属键理论共价键理论7

.1.1离子键理论的基本要点§7.1离子键7.1.2决定离子化合物性质的因素——离子的特征7.1.3晶格能离子键：正、负离子之间静电引力作用而形成的化学键称为离子键。nNa(3s1)-ne-Na＋(2s22p

6)Cl-(3s23p6)静电引力nCl(3s23p5)+ne-nNaCl以离子键结合的化合物都是以离子晶体的形式存在，所以NaCl、KCl均为化学式。7.1.1离子键理论的基本要点没有方向性：正负离子可近似地看成一个弥漫着电

子云的圆球体，电荷分布球形对称，离子能从任何方向吸引带相反电荷的离子。没有饱和性：只要空间许可，一个离子周围可同时和几个电荷相反的离子相互吸引。离子键的离子性大小取决于电负性差值大小电负性差值越大，电

子的偏向越明显，相互作用越强。例如CsF：离子性：92%，共价性：8%离子键的特征：离子半径：根据离子晶体中正、负离子的核间距测出的，并假定正、负离子的平衡核间距为阴、阳离子的半径之和。7.1.2决定离

子型化合物性质的因素:离子半径、离子的电荷、离子的电子构型1、离子半径32(F)(F)(Fe)(Fe)(Fe)rrrrr离子半径变化的规律：（1）同一种元素的负离子半径大于原子半径，而正离子半径小于原子半径，且正电荷越多，半径越

小。例如：（3）同一主族元素电荷相同的离子的半径，随电子层数增加而增大。例如:(Li)(Na)(K)(Rb)(Cs)(F)(Cl)(Br)(I)rrrrrrrrr（2）同一周期电子层结构相同的正离子的半径，随离子电荷

增加而减小；而负离子的半径随离子电荷增加而增大。例如：r(Na+)>r(Mg2+)>r(Al3+),r(F-)<r(O2-)当离子的半径相近时，离子的电荷越高，对带相反电荷的离子的吸引力越强，离子键的强度就越大，形成的离子型化合物的熔点也越高。

2、离子的电荷3、离子的电子构型(1)2e-构型：最外层电子构型1s2，如Li+，Be2+等。(2)8e-构型:最外层电子构型ns2np6，如Na+，Mg2+，Al3+等。(3)18e-构型：最外层电子构型ns2np6nd1

0，如Cu+，Ag+，Zn2+等。(4)(18＋2)e-构型：电子构型为(n-1)s2(n-1)p6(n-1)d10ns2，如Sn2+,Pb2+,Bi3+等。(5)(9-17)e-构型：电子构型为ns2np

6nd1~9，如Fe3+,Cr3+等。7.1.3晶格能1、晶格能定义：相互远离的气态正离子和气态负离子结合成1mol离子晶体时所释放出的能量。2、影响晶格能的因素：①离子的电荷(晶体类型相同时)②离子的半径(晶体类型相同时)z

↑，U↑例：U(NaCl)<U(MgO)r↑，U↓例：U(MgO)>U(CaO)离子电荷数大，离子半径小的离子晶体晶格能大，相应表现为熔点高、硬度大等性能。NaCl型离子晶体Z1Z2r+/pmr-/pmU/kJ·mol-1熔点/oC硬度NaFNaClNaBrNaIMgOC

aOSrOBaO11112222111122229595959565991131351361811952161401401401409207707336834147355733603091992801747662

28002576243019233.22.5<2.5<2.55.54.53.53.3晶格能对离子晶体物理性质的影响：7.2.1价键理论§7.2共价键7.2.2共价键的特性1、经典共价学说(1916年，Lewis提出）Cl+ClClCl•••

•••••••••••••••••••••••••共价键：由共用电子对形成的化学键(分子中的原子通过共用电子对使每一个原子达到稳定的稀有气体电子结构）7.2.1价键理论理论缺陷：为什么两个互斥的电子能结合在

一起不能说明共价键形成的本质（1）量子力学处理H2分子的结果两个氢原子电子自旋方式相反，靠近、重叠，核间形成一个电子概率密度较大的区域。系统能量降低，形成氢分子。(2)共价键的本质——原子轨道重叠，核间电子概率密度大吸引原子核而成键。

2、价键理论(1927年，海特勒－伦敦提出）E(kJ)R(pm)R0(74)D(-458)0.0+++-（1）自旋方式相反的未成对电子配对形成共价键。（2）单电子数＝价键数。（3）成键的原子轨道重叠越多，两核间电子出现的概率密度就越大，形成的共价键就越牢固。这就是原子轨

道最大重叠原理。3、价键理论(VB法)的要点7.2.2共价键的特性1、共价键的饱和性一个原子含有几个未成对电子就只能与几个自旋相反的电子配对成键。单电子数＝价键数例：H·一个未成对电子，H2一个共价键例：二个未成对电子，O

2二个共价键·O·····例：三个未成对电子，NH3和N2三个共价键·N····-++-+-+++零重叠(无效重叠)正重叠(有效重叠)负重叠(无效重叠)重叠类型:同符号部分重叠---对称性匹配.2、共价键的方向性：轨道必须满足最大重叠——沿着原子轨道最大重叠的方向重叠才能成键。σ键：原子轨道沿核间

联线方向进行同号重叠(头碰头)。3、共价键的类型（1）按原子轨道重叠方式分：σ和π键π键：两原子轨道垂直核间联线并相互平行进行同号重叠(肩并肩)。N2分子的结构：2px-2px,2py-2py,2pz-2pz三重键xyyzzNN配位共价键：共用电子对由一方原子

提供COCO分子的结构：C:2s22px12py13pzO:2s22px12py12pz2（2）按电子对提供方式分:正常共价键和配位共价键正常共价键：共用电子对由成键原子双方各提供一个形成条件：成键原子一方有孤对电子；另一方有空轨道.7.3.1杂化轨道理论的基本要点*§7.3杂化轨道理论

7.3.2杂化轨道的类型基本要点：•成键时能级相近的价电子轨道混合杂化，形成新的价电子轨道——杂化轨道。•杂化轨道成键能力大于未杂化轨道。•杂化前后轨道数目不变。•杂化后轨道伸展方向，形状发生改变。7.3.1杂化轨道理论的基本要点杂化轨道概念：原子形成分子时，同一原子中能量相近的不同类型

的原子轨道在成键过程中混合组成新的原子轨道。•按参加杂化的轨道分类：s-p型：sp、sp2和sp3杂化；s-p-d型：sp3d、sp3d2、d2sp3杂化等。7.3.2杂化轨道的类型•按杂化轨道能量是否一致分类等性杂化不等性杂化s2p2Be：2s21、sp杂化BeH2的空间构型为直线形H

HBe激发s2p2p2s2spsp杂化Be采用sp杂化，生成BeH2s2p2B：2s22p12、sp2杂化BFFFBF3的空间构型为平面三角形：p2s2激发s2p2sp2sp2杂化CH4的空间构型为正四面

体p2s2C：2s22p23、sp3杂化p2s2激发s2p2杂化3spsp33NH'18107HNHο杂化3sp4、不等性sp3杂化2ps2'ο30104HOHOH2杂化3sp2ps23sp共用电子对数结构杂化轨道理想夹角直线型sp2平面

三角形sp23正四面体sp34三角双锥dsp35正八面体d2sp36杂化轨道理论小结s-p型杂化轨道和分子的空间构型杂化类型spsp2sp3杂化轨道排布直线形三角形四面体杂化轨道中孤对电子数分子空间构型

直线形三角形正四面体三角锥形角形实例BeCl2BF3CCl4NH3H2O键角180°120°109.50°107.3°104.5°000127.4.1价层电子对互斥理论的基本要点*7.4价层电子对互斥理论7.4.2分子几何构型

的预测基本要点：•分子或离子的空间构型与中心原子的价层电子对数目有关。•价层电子对尽可能远离，以使斥力最小。LP-LP>LP-BP>BP-BP价层电子对=成键电子对+孤对电子对(VP)(BP)(LP)7.4.1价层电子对互斥理论的

基本要点推断分子或离子的空间构型的具体步骤：•首先确定中心原子的价层电子对数VPN以AXm为例(A—中心原子，X—配位原子)：VPN=1/2[A的价电子数+X提供的价电子数-离子电荷代数值]7.4.2分子几何构型的预测原则：①A的价电子数=主族序数；

②配体X：H和卤素每个原子各提供一个价电子,氧与硫不提供价电子；③正离子应减去电荷数，负离子应加上电荷数。例：VP()=(6+4×0+2)=424SO21•确定电子对的空间构型：VP=2直线形VP=3平面三角形VP=4正四面体VP=5三角双锥VP=6正八

面体•确定中心原子的孤对电子对数，推断分子的空间构型。①LP=0:分子的空间构型=电子对的空间构型2BeHVP=(2+2)=2直线形213BFVP=(3+3)=3平面三角形214CHVP=(4+4)=4四面体216SFVP=(6+6)=6八面体21例如：②LP≠

0：分子的空间构型不同于电子对的空间构型。34112SnCl2平面三角形V形NH3四面体三角锥H2O四面体V形VPLP电子对的空间构型分子的空间构型例7.7.1分子的极性§7.7分子的极性和分子间力7.7.2分子间力7

.7.1分子的极性分子极性键极性分子几何构型电负性相同——非极性键——非极性分子电负性不同——极性键正电荷与负电荷中心重合——非极性分子正电荷与负电荷中心不重合——极性分子偶极矩q：正电(或负电)重心上的电荷的电量d：正负电重心之间的距离，偶极矩长μ＝qd的单位为库·米μ越大

，分子极性越强0μ0μ非极性分子极性分子角形四面体直线形角形直线形直线形直线形直线形平面正三角形5.283.630.331.676.473.602.601.270SO2CHCl3COO3HFHClHBrHIBF3直线形直线形直线形直线形正四面体正四面

体角形角形三角锥形0000003.636.174.29H2N2CO2CS2CCl4CH4H2SH2ONH3一些分子的分子电偶极矩与分子空间构型3010Cm3010Cm分子分子分子空间构型分子空间构型1、定向力：产生于

极性分子之间。当两个极性分子充分接近时，同极相斥，异级相吸，使分子偶极定向排列而产生的静电作用力。7.7.2分子间力—范德华力μ越大定向力越大。只存在极性分子之间。当极性分子与非极性分子充分接近时，极性分子可使非极性分子变形而产生偶极称为诱导偶极

，诱导偶极与固有偶极间的作用力叫诱导力。2、诱导力μ越大，变形性越大，诱导力越大。存在极性分子与极性分子，极性分子与非极性分子之间。分子间由于瞬时偶极而产生的作用力叫色散力。瞬时偶极3、色散力分子变形性越大，色散力

越大。所有分子间均存在色散力。定向力、诱导力和色散力统称范德华力。一般色散力是分子间的主要作用力，三种力相对大小为：色散力»定向力>诱导力定向力诱导力色散力kJ/molAr008.49HCl3.3051.10416.824、分子间力的特点•不同情况下，分子间力的

组成不同。•分子间力作用的范围很小(一般是300－500pm)。•分子间作用力较弱，既无方向性又无饱和性。分子极性色散作用诱导作用取向作用非-非√非-极√√极-极√√√5、分子间力对物质物理性质的影响HeNeArKeXe分子量色散作用分子间力沸点熔点

水中溶解度小大小大小大低高小大决定物质的熔、沸点、气化热、熔化热、蒸气压、溶解度及表面张力等物理性质的重要因素。例：室温下F2和Cl2为气体，Br2为液体，而I2为固体，为什么？因为F2、Cl2、Br2和I2都是非极性分子存在色

散力的作用，色散力随分子量增大而增强，所以F2、Cl2、Br2、I2分子间色散力逐渐增大，熔、沸点随分子量增大而依次升高，因此室温下F2和Cl2为气体，Br2为液体，而I2为固体。7.8.1离子极化§7.8离子极化7.8.2离子极化对

化合物性质的影响离子极化的强弱取决于：离子的极化力(f)和离子的变形性。7.8.1离子的极化未极化的负离子极化的负离子离子是带电体，它可以产生电场。在该电场作用下，使周围带异号电荷的离子的电子云发生变形，这一现象称为离子的极化。1、离子极化力(f)①离子半径r：r小者，极化力大。②离子电

荷：电荷多者，极化力大。③离子的外层电子构型：f：(18+2)e-,18e->9－17e->8e-离子极化力一般规律：指离子产生电场强度的大小。产生的电场强度越大，极化力大。当考虑离子相互极化时，着重考虑正离子的极化力。2、离子的变形性离子的变形性一般规律：①离子的半径：半径越大

，变形性越大；②离子的电荷：负离子电荷越高，变形性越大；正离子电荷越高，变形性越小。③离子的电子构型：18，9-17电子构型>8离子在电场作用下，电子云发生变形的难易。当考虑离子相互极化时，着重考虑负离子的变形性。7.8.2离子的极

化对化合物性质的影响1、键型过渡(离子键向共价键过渡)Ag+I－r/pm126+216(=342)R0/pm299如：AgFAgClAgBrAgI核间距缩短。离子键共价键溶解度：AgCl>AgBr>AgINaCl易溶于水，CuCl难溶于水。熔、沸点：NaCl>MgCl2>AlCl3因

为：极化力：Al3+>Mg2+>Na+,所以：NaCl保持离子化合物，而AlCl3接近共价化合物。2、性质改变7.9.1氢键的概念§7.9氢键7.9.2氢键的种类7.9.3氢键的特点定义：H原子与电负性很大、半径很小的原子X

（F、O、N）以共价键结合为分子时，成键电子强烈地偏向X原子，使H原子几乎成为“赤裸”的质子而具有较大的正电荷场强。这个H原子可与另一个电负性大、半径小的Y（F、O、N）原子产生定向吸引作用，形成X－H…Y结构，其中H原子与Y原子间的作用力

称为氢键。7.9.1氢键的概念代表氧原子代表氢原子代表H-O化学键代表氢键形成氢键的两个条件:（1）与电负性大且r小的原子(F,O,N)相连的H;（2）在附近要有一个电负性很大,含有孤对电子,半径小的原子(F,O,N)。HXYRrdθ7.9.2氢

键的种类分子间氢键：HF,H2O等分子内氢键：1、饱和性和方向性由于H的体积小,1个H只能形成一个氢键。由于H的两侧电负性极大的原子的负电排斥,使两个原子在H两侧呈直线排列。7.9.3氢键的特点2、氢键的强度介于化学键和分子间作用力之间,氢键的强弱与X和Y元素原子半径和电负性有关。

键能：40kJ/mol强弱：F—H-----F>O—H-----F>N—H-----F3、氢键对于物质性质的影响分子间存在氢键时,大大地影响了分子间的结合力,故物质的熔点、沸点将升高。例3：形成分子内氢键时,势必削弱分子间氢键的形成.故有分子内氢键的化合物的沸点、熔点不高。例2：

H2O分子间氢键很强,以致于分子发生缔合,以(H2O)2、(H2O)3形式存在,而(H2O)2排列最紧密,4℃时,(H2O)2比例最大,故4℃时水的密度最大。7.10.1晶体的特征§7.10晶体的内部结构7.10.2晶体的分类晶体结构的特征:7.10.1晶

体结构的特征(1)具有规则的多面体几何外形;(2)呈现各向异性;(3)具有固定的熔点。晶体的分类物理性质组成粒子粒子间作用力熔沸点硬度熔融导电性例金属晶体原子离子金属键高低大小好Cr,K原子晶体原子共价键高大差离子晶体离子离子键高大好NaCl分子晶体分子分子间力低小差干冰2SiO7.

10.2晶体类型