摘要：2．分子结构与性质 (1)化学键--化学性质 离子键 共价键 金属键 成键微粒 阴.阳离子 原子 金属离子和自由电子 微粒间相互作用 静电作用 共用电子对 静电作用 成键原因 活泼金属和活泼非金属 成键原子具有未成对电子 金属 (2)化学键理论 ① 共价键理论(VB):共价键的形成实则是电子的配对.该理论不能解释碳形成甲烷分子. ② 杂化轨道理论:能量相近的轨道可以兼并成能量相同的几个等价轨道.用以解释碳能形成甲烷分子(实则是碳原子采取sp3杂化.形成四个兼并轨道.再与氢成键).杂化后.原子的成键能力增强. ③ 价层电子对互斥模型 a．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.尽可能远离.电子对之间夹角越小.排斥力越大. b．由于孤电子对只受一个原子核的吸引.电子云比较“肥大 .故电子对之间排斥力大小顺序为:孤电子对与孤电子对大于孤电子对与成键电子对大于成键电子对与成键电子对(因此.均采取sp3杂化.电子对构型都为正四面体形的CH4.NH3.H2O分子中键角依次减小). c．微粒中价电子对数为:n＝(中心原子的价电子数+每个配位原子提供的价电子数±微粒所带的电荷数)／2(微粒带负电荷时取“+ .带正电荷时取“- ).主族元素的价电子数等于最外层电子数.氢和卤素作为配位原子时.提供一个电子.当ⅥA族元素作为配位原子时.认为不提供电子(由价电子对数可确定中心原子的杂化形式:电子对数分别为2.3.4时.中心原子分别采取sp.sp2.sp3杂化). d．当配位原子不是氢.ⅥA.ⅦA族元素时.可运用等电子原理.寻找其熟悉的等电子体来判断其构型. ④ 等电子原理 a．具有相同原子数目和相同电子总数的分子或离子具有相同的结构特征. b．常见等电子体:N2.CO.CN–.C22–(电子总数为14e–.存在叁键), CO2.CS2.COS.BeCl2.N3–.OCN–.SCN–(价电子数为16e–.均为直线型), BCl3.CO32–.SiO32–.NO3–(价电子数为24e–.均为平面正三角形), NCl3.PCl3.NF3.PF3.SO32–(价电子数为24e–.均为三角锥形), SiCl4.CCl4.SiO44–.SO42–.PO43–(价电子数为24e–.均为正四面体形). (3)分子极性:分子中正.负电荷重心是否重合 ① 与键的极性有关,② 与分子的空间构型有关. 类型 实例 键角 键的极性 空间构型 分子的极性 A2 H2.N2.Cl2等 ― 非极性键 直线形 非极性分子 AB HCl.NO.CO等 ­― 极性键 直线形 极性分子 AB2 CO2.CS2等 180° 极性键 直线形 非极性分子 H2O.H2S等 ＜180° 极性键 “V 形 极性分子 SO2分子 120° 极性键 三角形 极性分子 ABC COS 180° 极性键 直线形 极性分子 AB3 BF3分子 120° 极性键 三角形 非极性分子 NH3.PCl3等分子 ＜109.5° 极性键 三角锥形 极性分子 AB4 CH4.CCl4等分子 109.5° 极性键 正四面体形 非极性分子 (4)相似相溶原理:极性相似.相互溶解.极性相差越大.则溶解度越小. 如:水为强极性分子.强极性的HX.NH3等易溶于水, 有机物均为弱极性或非极性分子.有机物间可相互溶解. (5)共价键的类型 ① 电子对是否偏移:极性键和非极性键. ② 成键方式:头碰头--δ键,肩并肩--π键.头碰头时电子云重叠最大.故δ键较π键稳定.当两原子间形成多个共价键时.首先形成一个δ键.其余则只能形成π键. (6)分子间作用力及氢键--物理性质 ① 分子间作用力--范德华力 对于分子组成和结构相似的物质.其相对分子质量越大.范德华力越大.熔.沸点越高. 例如:沸点 F2＜Cl2＜Br2＜I2. ② 氢键 a．形成氢键的因素:含N.O.F.且含有与N.O.F直接相连的H. b．氢键对物质性质的影响:分子间氢键的形成.使物质在熔化或汽化的过程中.还需克服分子间的氢键.使物质的熔.沸点升高,分子间氢键的形成.可促进能形成氢键的物质之间的相互溶解.

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