2019年最新高二 化学分子的立体结构人教实验版知识精讲

高二化学分子的立体结构人教实验版

【本讲教育信息】

一. 教学内容：

分子的立体结构 1. 价电子互斥理论 2. 杂化轨道理论 3. 配合物理论

二. 重点、难点

1. 认识共价分子的多样性和复杂性。

2. 初步认识价层电子对互斥模型，能用VSEPR 模型预测简单分子或离子的立体结构。

3. 认识杂化轨道理论的要点，能根据杂化轨道理论判断简单分子或离子的构型。

4. 认识配位键、配位化合物的概念，掌握配位键、配位化合物的表示方法。

三. 教学过程

（一）价电子互斥理论

分子的立体结构决定了分子许多重要的性质，例如分子中化学键的类型、分子的极性、分子之间的作用力大小、分子在晶体里的排列方式等等。分子的立体结构通常是指其σ键的分子骨架在空间的排布。 1、价层电子对互斥模型（VSEPR 模型）：价层电子对互斥模型（VSEPR 模型）是一种可以用来预测分子立体结构的理论模型，总的原则是中心原子价电子层电子对（包括成键电子对和未成键的孤对电子对）的互相排斥作用，使分子的几何构型总是采取电子对相互排斥最小的那种构型，即分子尽可能采取对称的空间构型。 2、VSEPR 模型的内容：VSEPR 模型把分子分为两类：

（1）中心原子上的价电子都用于形成共价键，即中心原子无孤对电子的，根据键的条数或者说AB n 型分子中n 的个数，判断分子构型。如CO 2、CH 2O 、CH 4等分子中的C 原子。它们的立体结构可用中心原子周围的原子数来预测，概括如下：

（2孤对电子的分子构型，然后去掉孤对电子后看分子新构型。如H 2O 和NH 3中心原子上的孤对电子也要占据中心原子周围的空间，并参与互相排斥。因而H 2O 分子呈V 型，NH 3分子呈三角锥型。

【拓展】AB m 型分子或离子中的价电子对数（孤对电子+形成共价键的电子对）的计算方法：

（1）对于主族元素，中心原子价电子数=最外层电子数，配位原子按提供的价电子数计算，如：PCl 5 中

52

5

15=⨯+=

n （2）O 、S 作为配位原子时按不提供价电子计算，作中心原子时价电子数为6；

（3）离子的价电子对数计算 如：NH 4+ ： 421415=-⨯+=

n ； SO 42－ ：42

2

06=++=n

3、VSEPR 模型的应用：

【验证】应用VSEPR 理论判断下表中分子或离子的构型。（C 原子孤对电子数一般为0）

【总结】（1）VSEPR 模型预测分子立体结构方法：首先确定中心原子的价层电子对数，然后确定中心原子有无孤对电子数，再结合实际例子分析。

（2）VSEPR 模型是模型化方法的具体体现，它把原子数相同、价电子数相同的一类化学粒子的结构加以概括，体现了等电子原理的思想，例如五原子八电子的CH 4、SiH 4、NH 4+，它们都是正四面体构型。

（二）杂化轨道理论

价层电子对互斥模型只能解释化合物分子的空间构形，却无法解释许多深层次的问题，如无法解释甲烷中四个 C －－－H 的键长、键能相同及H －C －H 的键角为109 ︒ 28′。因为按照我们已经学过的价键理论，甲烷的4个C － H 单键都应该是σ键，然而，碳原子的4个价层原子轨道是3个相互垂直的2p 轨道和1个球形的2s 轨道，用它们跟4个氢原子的1s 原子轨道重叠，不可能得到四面体构型的甲烷分子。为了解决这一矛盾，鲍林提出了杂化轨道理论。

1、杂化的概念：杂化是指原子在相互结合成键过程中,原来能量接近的原子轨道要重新混合,形成新的原子轨道。这种轨道重新组合的过程叫做杂化。所形成的新的轨道叫杂化轨道。

2、杂化轨道的类型：

（1）sp 3 杂化：一个s 轨道与三个p 轨道杂化后，得四个sp 3杂化轨道，每个杂化轨道的s 成分为1/4，p 成分为3/4，它们的空间取向是四面体结构，相互的键角θ=109º28′。CH 4、CCl 4、NH 4+、CH 3Cl 、NH 3、H 2O 等等都采取sp 3杂化。

（2）sp2杂化：一个s轨道与两个p轨道杂化，得三个sp2杂化轨道，每个杂化轨道的s成分为1/3，p成分为2/3，三个杂化轨道在空间分布是在同一平面上，互成120º。以sp2杂化轨道构建结构骨架的中心原子必有一个垂直于sp2骨架的未参与杂化的p轨道，如果这个轨道跟邻近原子上的平行p轨道重叠，并填入电子，就会形成π键。BCl3、CO32–、NO3–、H2C=O、SO3、烯烃>C=C<结构中的中心原子等等都采取sp2杂化。

（3）sp杂化：一个s轨道与一个p轨道杂化后，得两个sp杂化轨道，每个杂化轨道的s成分为1/2，p成分为1/2，杂化轨道之间的夹角为180度。当中心原子取sp杂化轨道形成直线形的s骨架时，中心原子上有一对垂直于分子sp骨架的未参与杂化的p轨道。例如乙炔分子形成二个π键。CO2中的碳原子、H－C≡N中的碳原子、BeCl2分子中的铍原子、炔烃中的－C≡C－的s－骨架等等都是由sp杂化轨道构建的。

【总结】sp型的三种杂化

【小结】杂化轨道的特点

（1）形成分子时，通常存在激发、杂化和轨道重叠等过程。

（2）原子轨道的杂化只有在形成分子的过程中才会发生,孤立的原子是不可能发生杂化的

（3）杂化轨道的数目杂化前后轨道数目不变。

（4）杂化后轨道伸展方向，形状发生改变。

（5）只有能量相近的轨道才能杂化（nSnP）

（6）杂化轨道成键时要满足化学键间最小排斥原理，杂化轨道间的夹角决定分子空间构型。

（7）杂化轨道的角度部分一头大，一头小，成键时利用大的一头，可以使轨道重叠程度更大，从而形成稳定的化学键。即杂化轨道增强了成键能力。

（8）杂化轨道所形成的化学键全部为σ键。

3、杂化轨道的应用范围：杂化轨道只应用于形成σ键或者用来容纳未参加成键的孤对电子。

4、判断分子或离子中，中心原子的杂化轨道类型的一般方法：

（1）看中心原子有没有形成双键或叁键，如果有1个叁键，则其中有2个π键，用去了2个p轨道，形成的是sp杂化；如果有1个双键则其中有1个π键，形成的是sp2杂化；如果全部是单键，则形成的是sp3杂化。

（2）没有填充电子的空轨道一般不参与杂化，1对孤对电子占据1个杂化轨道。

（三）配合物理论

1、配位键

⑴配位键的概念：配位键属于共价键，它是由一方提供孤对电子，另一方提供空轨道所形成的共价键。

⑵配位键的表示：A（电子对给予体）→B（电子对接受体）

⑶配位键的形成条件：其中一个原子必须提供孤对电子,另一原子必须能接受孤对电子轨道。①如NH4+的形成：

在NH4+中，虽然有一个N－H键形成过程与其它3个N－H键形成过程不同，但是一旦形成之后，4个共价键