高中化学物质结构与性质专题讲解

一. 学习内容：

分子结构与晶体结构

二. 学习目标

了解化学键的含义，理解并掌握共价键的主要类型及特点，共价键、离子键及金属键的主要区别及对物质性质的影响。

能根据杂化轨道理论和价层电子对互斥模型判断简单分子或离子的空间构型，了解等电子体的含义。

了解原子晶体、分子晶体和金属晶体的结构特征，掌握不同晶体的构成微粒及微粒间的相互作用力，掌握影响晶体熔沸点、溶解性的因素。

三. 学习重点、难点

分子结构与晶体结构的特点，影响物质熔沸点和溶解性、酸性的因素

四. 学习过程

（一）化学键与分子结构：

1、化学键：相邻的两个或多个原子之间强烈的相互作用，通常叫做化学键。

三种化学键的比

较：

离子键共价键金属键

形成过程阴阳离子间的静电作用原子间通过共用电

子对所形成的相互

作用

金属阳离子与自由

电子间的相互作用

构成元素典型金属（含NH

4

+）和典

型非金属、含氧酸根

非金属金属

实例离子化合物，如典型金属

氧化物、强碱、大多数盐

多原子非金属单质、

气态氢化物、非金属

氧化物、酸等

金属

配位键：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，例如：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个共价键就完全相同。

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。

共价键按成键形式可分为σ键和π键两种，σ键主要存在于单键中，π键主要存在于双键、叁键以及环状化合物中。σ键较稳定，而π键一般较不稳定。

共价键具有饱和性和方向性两大特征。

2、分子结构：

价层电子对互斥理论：

把分子分成两大类：一类是中心原子上的价电子都用于形成共价键。如CO2、CH2O、CH4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：

另一类是中心原子上有孤对电子（未用于形成共价键的电子对）的分子。如H2O和NH3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H2O分子呈V 型，NH3分子呈三角锥型。

杂化轨道理论：在形成多原子分子的过程中，中心原子的若干能量相近的原子轨道重新组合，形成一组新的轨道，这个过程叫做轨道的杂化，产生的新轨道叫杂化轨道。据参与杂化的s轨道与p轨道的数目，存在sp3、sp2、sp三种杂化。

杂化轨道理论分析多原子分子（离子）的立体结构

价层电子对互斥模型判断简单分子或离子的空间构型

2 直线 2 0 直线CO

2、C

2

H

2

3 三角形3 0 三角形BF

3

、SO

3

2 1 V形SnCl

2

、PbCl

2

4 四面体4 0 四面体

CH

4

、SO

4

2-

CCl

4

、NH

4

+

3 1 三角锥NH

3

、PCl

3

2 2 V形H

2

O、H

2

S

说明：

（1）等电子原理是指原子总数相同，价电子总数相同的分子或离子，对于主族元素而言，价电子就是其最外层电子数，即为最外层电子总数相等。这一类分子或离子具有相似的化学键特征、分子结构以及部分物理性质相似，但一般情况下，化学性质并不相似。同样，化学键相似，并不是指键角等一定相同。利用等电子原理可判断一些简单分子或离子的主体构型，如：CO2、CNS－、NO2＋、N3－的原子总数均为3，价电子总数均为16，因此，它们的空间构型均为直线型。

（2）运用价层电子对互斥模型可预测分子或离子的空间构型，但要注意判断其价层电子对数，对ABn型分子或离子，其价层电子对数的判断方法为：

n＝

在确定中心原子的价层电子对数时应注意如下规定：

①作为配体原子，卤素原子和氢原子提供一个电子，氧族元素的原子不提供电子；

②作为中心原子，卤素原子按提供7个电子计算，氧族元素的原子按提供6个电子计算；

③对于复杂离子，在计算价层电子对数时，还应加上负离子的电荷数或减去正离子的电荷数；

④计算电子对数时，若剩余1个电子，也当作1对电子处理，双键、叁键等多重键作为1对电子看待。

3、杂化类型的判断：

①公式：n＝；

或：n＝中心原子的孤对电子对数＋配位原子总数

②根据n值判断杂化类型：

n＝2时，sp杂化；n＝3时，sp2杂化；n＝4时，sp3杂化；

③当电荷数为正值时，公式中取“－”，当电荷数为负值时，公式中取“＋”；当配位原子为氧原子或硫原子时，成键电子数为0。

④杂化轨道所形成的化学键一般为单键，即为σ键。

4、价层电子对互斥模型和杂化轨道理论：说明的是价层电子对（杂化轨道）形成的σ键的共用电子对和孤对电子对的空间构型，而分子的空间构型指的是形成σ键电子对的空间构型，不包括孤对电子。它包括两种类型：

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。如：

物质H2O NH3CH4CCl4

中心原子孤对电子对数 2 1 无无

价层电子对互斥模型四面体四面体四面体四面体分子的空间构型V 三角锥正四面体正四面体键角105°107°109°28′109°28′杂化类型sp3sp3sp3sp3

5、键的极性和分子的极性并非完全一致，只有极性键形成的分子不一定是极性分子，如CH4、CO2等。极性分子中也不一定不含非极性键。所以，二者不是因果关系。只含非极性键的分子是非极性分子，如H2、N2等；含极性键的分子，若分子空间构型是对称的是非极性分子，如CO2、CH4等，分子空间构型不对称的是极性分子。如H2O、NH3等。它们的关系表示如下：

6、配合物的命名

①关键在于配合物内界（即配离子）的命名。其命名顺序一般为：自左向右：配位体数（即配位体右下角的数字）－配位体名称－“合”字或“络”字－中心离子的名称－中心离子的化合价。如：

［Zn（NH3）2］SO4内界为二氨合锌（Ⅱ）

K3［Fe（CN）6］内界合称为：六氰合铁（Ⅲ）

②配合物可看作盐类，若内界为阳离子，则外界必为阴离子。若内界为阴离子，则外界必为阳离子。可按盐的命名方法命名：自右向左为：某酸某或某化某。

③配合物易溶于水电离为内界配体离子和外界离子，而内界的配体离子和分子通常不能电离。

（二）晶体结构：

晶体类型金属晶体离子晶体原子晶体分子晶体

结构构成微粒

金属阳离子和自

由电子

阴、阳离子原子分子

微粒间作

用力

金属键离子键共价键分子间作用力

性质熔、沸点

随金属键强弱变

化，差别较大

较高很高较低