高中化学 4.1《分子构型与物质的性质》教案苏教版选修3

第一单元分子构型与物质的性质
第一课时分子的空间构型
【学习目标】
1.理解杂化轨道理论的主要内容，掌握三种主要的杂化轨道类型；
2.学会用杂化轨道原理解释常见分子的成键情况与空间构型；
3.掌握价层电子对互斥理论，知道确定分子空间构型的简易方法；
4.了解等电子原理及其应用。

【学习重点】杂化轨道理论、价层电子对互斥理论、分子空间构型的简易方法、等电子原理【学习难点】杂化轨道理论、价层电子对互斥理论
【学习方法】讲解法、归纳法
【教学过程】
〖你知道吗〗
1.O原子与H原子结合形成的分子为什么是H2O，而不是H3O或H4O？
2.C原子与H原子结合形成的分子为什么是CH4，而不是CH2？CH4分子为什么具有正四面体结构？
3.为什么H2O分子是“V”型.键角是10
4.5°，而不是“直线型”或键角是“90°”？
一、杂化轨道理论（1931年，美国化学家鲍林L.Pauling提出）
1. CH4—— sp3杂化
轨道排布式：
电子云示意图：
（1）能量相近的原子轨道才能参与杂化；
（2）杂化后的轨道一头大，一头小，电子云密度大的一端与成键原子的原子轨道沿键轴方向重叠，形成σ键；由于杂化后原子轨道重叠更大，形成的共价键比原有原子轨道形成的共价键稳定，所以C原子与H原子结合成稳定的CH4，而不是CH2。

（3）杂化轨道能量相同，成分相同，如：每个sp3杂化轨道占有个s轨道、个p轨
道；
（4）杂化轨道总数等参与杂化的原子轨道数目之和，如个s轨道和个p轨道杂化成个sp3杂化轨道
（5）正四面体结构的分子或离子的中心原子，一般
．．采取sp3杂化轨道形式形成化学键，如CCl4、NH4+等，原子晶体金刚石、晶体硅、SiO2等中C和Si也采取sp3杂化形式，轨道间夹角为。

2. BF3—— sp2杂化型
用轨道排布式表示B原子采取sp2杂化轨道成键的形成过程：
电子云示意图：
（1）每个sp2杂化轨道占有个s轨道、个p轨道；
（2）sp2杂化轨道呈型，轨道间夹角为；
（3）中心原子通过sp2杂化轨道成键的分子有、等。

〖思考、讨论〗
根据现代价键理论即“电子配对理论”，Be原子外围电子排布式为2s2，电子已配对不能形成共价键，但气态BeCl2分子却能稳定存在，为什么？
3. 气态BeCl2—— sp杂化型
用轨道排布式表示Be原子采取sp杂化轨道成键的形成过程：
电子云示意图：
（1）每个sp杂化轨道占有个s轨道、个p轨道；
（2）sp杂化轨道呈型，轨道间夹角为；
（3）中心原子通过sp杂化轨道成键的分子有、等。

〖思考〗为何不能形成气态BeCl4分子？
【例题选讲】
例1. 根据乙烯、乙炔分子的结构，试用杂化轨道理论分析乙烯和乙炔分子的成键情况。

例2：试用杂化轨理论解释石墨、苯的结构
小结：请填写下表
表1 杂化轨道类型与杂化轨道空间构型
杂化类型轨道成分轨道空间构型轨道间夹角相关实例sp
sp2
sp3
*dsp3或
sp3d
------ 三角双锥90°、120°PCl5
*d2sp3或
sp3d2
------ 八面体90°、180°SF6
〖思考、讨论〗NH3、H2O分子中键角分另为107°18′、104.5°，与109°28′相差不大，由此可推测，N、O原子的原子轨道可能采取何种类型杂化？原子轨道间夹角小于109°28′，可能说明了什么问题？
二、价层电子对互斥理论（1941年西奇威克、吉来斯比等提出）
1. 价电子对：包括孤对电子对和成键电子对，一般孤对电子对离核较近。

2. 价电子对之间存在相互排斥作用，为减小斥力，相互之间尽可能远离，因此分子的空间构型受到影响，一般，分子尽可能采取对称的空间结构以减小斥力。

相邻电子对间斥力大小顺序：
孤对电子对↔孤对电子对>孤对电子对↔成键电子对>成键电子对↔成键电子对 *叁键↔叁键>叁键↔双键>双键↔双键>双键↔单键>单键↔单键 三、不等性杂化
NH 3、H 2O 的分子构型也可通过不等性杂化解释，即中心原子的孤对电子也参与杂化，得到性质不完全等同的杂化轨道，轨道的s 成分和p 成分不全相同，孤对电子对较密集于氮原子或氧原子周围。

由于孤对电子对的杂化轨道排斥成键电子的杂化轨道，以致轨道夹角不等，氨分子和水分子成键电子对之间的夹角都小于109°28′。

水分子中的氧原子有两个孤对电子对，它的O-H 键之间的夹角比氨分子中N-H 键之间夹角受到的排斥力作用更大。

例3. BF 3是平面三角型的几何构型，但NF 3却是三角锥型的几何构型，试用所学理论加以说明。

四、确定分子空间构型的简易方法
1. 对于AB m 型分子
（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
2. 对于AB m 型分子的空间构型(分子空间构型指不包括孤对电子对的空间的排布)
（2）价层电子对数≠配位原子数时（一般存在孤对电子对），分子空间构型与杂化轨道空间构型不同，一般由于价层电子对之间的斥力不同导致。

确定分子的稳定构型时应考虑三种电子对之间的排斥作用：一般孤对电子对间排斥作用数最少为最稳定构型，其次考虑孤对电子对-成键电子对排斥作用数，最后考虑成键电子对-成键电子对排斥作用数。

如：XeF 4分子空间构型的确定：价层电子对为6，电子对构型为八面体，Xe 的配位原子数为4，存在两对孤对电子对，分子空间构型可能存在以下两种：
（a ） (b) 构型： （a ） (b) 孤对电子对-孤对电子对排斥作用数： 0 1
孤对电子对-成键电子对排斥作用数： 8 6 成键电子对-成键电子对排斥作用数： 4 5
构型（a ）比构型（b ）的孤对电子对-孤对电子对排斥作用数少，因此，构型（a ）是XeF 4较稳定的空间构型。

说明：电子对空间构型与分子构型既有区别又有联系，分子构型可根据价层电子对互斥理论
从电子对空间构型推导而得，此规律一般不适用于推测过渡金属化合物的几何构型，对极少数化合物判断也不准，如：CaF2、SrF2、BaF2，是弯曲型而不是预期的直线型。

表2 部分分子的空间构型与价层电子对空间构型
价电子对数杂化轨道/电子
对空间构型
轨道夹角实例
成键
电子
对数
孤对
电子
对数
分子空间
构型
键角
n=3 平面
三角
120°
SO2、
PbCl2
2
2
1
1
V型
V型
119.5°
----
n=4 正四
面体
109°28′H2O、NH3
2
3
2
1
V型、
三角锥型
104.5°、
107°18′
*n=5 三角
双锥
90°、
120°
XeF2 2 3 直线型180°
*n=6 正八
面体
90°、
180°
XeF4
XeOF4
4
5
2
1
正方形
四方锥形
90°
-----
例5：用价层电子对互斥理论推测下列分子的空间构型
①CS2② NCl3③SO42-
④NO3-⑤SO3⑥H3O+
五、等电子原理
1. 规律内容：具有相同和相同的分子或离子具有相同的结构特征，某些物理性质也相似。

如：CO与N2，SiCl4、SiO44-与SO42-
2. 等电子原理的应用
（1）判断一些简单分子或离子的立体构型；
（2）利用等电子体在性质上的相似性制造新材料；
如、、、是良好半导体材料。

（3）利用等电子原理针对某物质找电子体；
例5：1994年度诺贝尔化学奖授予为研究臭氧做出特殊贡献的化学家。

O3能吸收有害紫外线，保护人类赖以生存的空间。

O3分子的结构如图，呈V型，键角116．5℃。

三个原子以一个O原子为中心，与另外两个O原子分别构成一个非极性
共价键；中间O原子提供2个电子，旁边两个O原子各提供1个电子，
构成一个特殊的化学键——三个O原子均等地享有这4个电子。

请从下
列选项中选择合适的答案：中心原子与臭氧的中心氧原子的杂化轨道类
型相同的有：。

与O3分子构型最相似的是。

A．H2O B．CO2 C．SO2D．BF3 E. NO2-。