第39講分子的空間結構與物質的性質(1)編輯ppt一、離子鍵、共價鍵、金屬鍵1．比較比較離子鍵共價鍵金屬鍵定義陰陽離子之間的相互作用原子間通過共用電子對所形成的化學鍵金屬原子與自由電子間的相互作用成鍵本質陰陽離子的電性作用共用電子對對兩原子核的電性作用金屬陽離子與自由電子間的電性作用成鍵粒子陰陽離子原子金屬原子與自由電子成鍵元素一般是活潑金屬與活潑非金屬(或原子團)一般是非金屬與非金屬或較不活潑的金屬金屬元素編輯ppt特征沒有方向性和飽和性有方向性和飽和性沒有方向性和飽和性電子式存在離子化合物①非金屬單質②共價化合物③復雜離子化合物金屬單質存在晶體離子晶體離子晶體、原子晶體、分子晶體金屬晶體編輯ppt2.共價鍵類型σ鍵π鍵成鍵方向沿鍵軸方向“頭碰頭”平行或“肩并肩”電子云形狀軸對稱鏡像對稱牢固程度一般強度大，不易斷裂一般強度小，易斷裂成鍵判斷規(guī)律單鍵是σ鍵；雙鍵有一個是σ鍵，另一個是π鍵；叁鍵中一個是σ鍵，另兩個為π鍵

(1)σ鍵和π鍵編輯ppt(2)極性鍵和非極性鍵非極性鍵極性鍵定義由同種元素的原子形成的共價鍵，共用電子對不發(fā)生偏移由不同種元素的原子形成的共價鍵，共用電子對發(fā)生偏移原子吸引電子能力相同不同共用電子對位置不偏向任何一方偏向吸引電子能力強的原子一方成鍵原子的電性判斷依據不顯電性顯電性舉例單質分子(如H2、Cl2)和某些化合物(如Na2O2、H2O2)中含有非極性鍵氣態(tài)氫化物，非金屬氧化物、酸根和氫氧根中都含有極性鍵編輯ppt

1．由非極性鍵形成的雙原子、多原子分子，其正電中心和負電中心重合，所以都是非極性分子。

2．含極性鍵的分子有沒有極性，必須依據分子中極性鍵的極性向量和是否等于零而定。當分子中各個鍵的極性的向量和等于零時，是非極性分子。當分子中各個鍵的極性向量和不等于零時是極性分子。二、分子的極性

(3)配位鍵：一類特殊的共價鍵，一個原子提供空軌道，另一個原子提供一對電子所形成的共價鍵。編輯ppta．以極性鍵結合成的雙原子分子是極性分子。如：HCl、HF、HBr。

b．以非極性鍵結合成的雙原子分子或多原子分子大多是非極性分子。如：O2、H2、P4、C60。

c．以極性鍵結合的多原子分子，可能是極性分子也可能是非極性分子。

d．在多原子分子中，中心原子上價電子都用于形成共價鍵，而周圍的原子是相同的原子，一般是非極性

一般規(guī)律：編輯ppt

相似相溶規(guī)律：極性溶質一般能溶于極性溶劑；非極性溶質一般能溶于非極性溶劑。如Br2、I2易溶于苯或四氯化碳中，而在水中溶解度較小。如果存在氫鍵，則溶劑和溶質之間的氫鍵作用力越大，溶解性越大。相反，無氫鍵相互作用的溶質在有氫鍵的水中的溶解度就比較小。編輯ppt

1．雜化的概念：在形成多原子分子的過程中，中心原子的若干能量相近的原子軌道重新組合，形成一組新的軌道，這個過程叫做軌道的雜化，產生的新軌道叫雜化軌道。雜化軌道數＝中心原子價電子對數

三、雜化軌道理論編輯ppt2．對于ABn型分子，中心原子價電子對數可通過下式確定：中心原子價電子對數＝

(O原子與S原子按不提供價電子計算)中心原子（A）形成的價電子數+配位原子（B）提供的總價電子數2

3．雜化軌道的形狀：2個sp雜化軌道呈直線形，3個sp2雜化軌道呈平面三角形，4個sp3雜化軌道呈四面體形。編輯ppt

化學式中心原子價電子對數中心原子雜化軌道數中心原子孤對電子對數中心原子雜化軌道類型空間構型CH4440sp3正四面體BF3330sp2平面三角形CO2220sp直線形NH3441sp3三角錐形H2O442sp3V形SO2331sp2V形NH440sp3正四面體編輯ppt1.雜化軌道數＝孤對電子對數＋成鍵電子對數

2．價層電子互斥理論：未成鍵的孤對電子對已成鍵的共用電子對有一定的排斥作用。中心原子的價電子對(包括孤對電子和成鍵電子對)之間存在相互排斥作用，分子的幾何構型總是采取彼此間排斥力最小的結構，因為這樣能量最低。在分子中，孤對電子和成鍵電子對之間靜電排斥作用大小的順序如下：孤對－孤對>孤對－成鍵對>成鍵對－成鍵對。編輯ppt3．價層電子對互斥模型(VSEPRmodels)：標注鍵合原子、孤對電子，并用球棍分別表示中心原子、鍵合原子、孤對電子成鍵情況的模型叫VSEPR模型。

4．路易斯結構式：標注孤對電子的結構式。編輯ppt

具有相同電子數

(指分子或離子中全部電子總數)和相同原子數的分子或離子，它們往往具有相同的分子結構(幾何構型)及相似的性質。這條規(guī)律就叫做等電子原理。四、等電子原理編輯ppt

原子總數相同、價電子總數相同的分子也互稱為等電子體。如：CO和N2，CH4和NH。一般認為等電子體具有相同的空間構型，可用于推斷空間結構。常見的幾組：

(1)二原子10電子：N2、CO、C(如CaC2)、CN－。

(2)三原子16電子：CO2、N、SCN－、BeCl2等都是直線形結構。

(3)三原子18電子：O3、NO、SO2，它們都是V形結構等。編輯ppt

1．分子間存在著把分子聚集在一起的作用力，人們將這些作用統稱為分子間作用力。其中最常見的是范德華力和氫鍵。

2．范德華力是固體、液體、氣體分子之間普遍存在的一種相互作用力，它使得許多物質能以一定的狀態(tài)(液態(tài)和固態(tài))存在。范德華力的作用能通常比化學鍵的鍵能小。五、分子間作用力、氫鍵編輯ppt化學鍵分子間作用力概念相鄰的原子間強烈的相互作用叫化學鍵把分子聚集在一起的作用力，叫做分子間作用力，又稱范德華力作用微粒原子間分子間作用力強弱強弱范圍分子內或晶體內分子間影響的性質主要影響化學性質主要影響物理性質編輯ppt3.氫鍵的定義：某些氫化物分子間存在的比分子間作用力稍強的作用力。氫鍵不屬于化學鍵，可以表示為X—H…X，形成氫鍵的、連結氫元素的非金屬元素必須具備的條件是：①

很強的電負性，②

很小的原子半徑。生成氫鍵的常見元素原子為氮、氧、氟。氫鍵的作用比化學鍵的鍵能小，比范德華力的作用強。氫鍵的特征是具有飽和性和方向性。氫鍵對物質的物理性質有較大的影響。如熔沸點反常的氫化物有HF、

H2O

、

NH3。編輯ppt范德華力氫鍵定義分子與分子之間的作用叫范德華力某些物質分子中，與電負性強的元素(N、O、F)已成鍵的H

原子同另一分子中電負性強的元素(N、O、F)之間較強的電性作用強弱弱

比范德華力強，比化學鍵弱

存在分子晶體(分子間)分子晶體(有的分子間，有的分子內)示例干冰、HCl、P4等H2O、HF、NH3、C2H5OH、蛋白質等編輯ppt1．分子間作用力一般只適用于分子晶體，如比較一些離子化合物的熔點，就不能使用分子間作用力理論來解釋。分子間作用力主要影響物質的熔沸點，組成結構相似的分子，相對分子質量越大，熔沸點越高。相對分子質量相同或相近時，分子的極性越大，范德華力越大分子間的作用力越大。編輯ppt2．分子間氫鍵、分子內氫鍵分子間氫鍵：一個分子的X—H鍵與另一個分子的原子Y可形成分子間氫鍵，在HF、H2O、NH3、無機含氧酸、有機羧酸、醇、胺、蛋白質以及某些高分子化合物等物質的分子之間都有氫鍵。

例如：

編輯ppt

分子內氫鍵：分子的X—H鍵與它分子內部的另一原子相結合可形成分子內氫鍵。分子內含有氫鍵的化合物具有環(huán)狀結構，多數為六元環(huán)。如下例中的分子內氫鍵(用虛線表示)編輯ppt(1)對沸點和熔點的影響分子間氫鍵的形成使物質的沸點和熔點升高；分子內氫鍵的生成使物質的沸點和熔點降低。

(2)對溶解度的影響在極性溶劑里，如果溶質分子與溶劑分子間可以生成氫鍵，則溶質的溶解度增大。如果溶質分子內形成氫鍵，則在極性溶劑里的溶解度減小。編輯ppt

1．孤電子對：分子或離子中，沒有參與形成化學鍵的價電子對是孤電子對。

2．配位鍵：在共價鍵中，若電子對是由一個原子提供，而跟另一個原子共用，這樣的共價鍵叫做配位鍵，具有方向性和飽和性。成鍵條件：一方有孤電子對，另一方有空軌道。

3．配合物：由提供孤對電子對的配體與接受孤對電子對的中心原子(或離子)以配位鍵形成的化合物稱配合物，又稱絡合物。六、配位鍵與配合物編輯ppt

配位化合物簡稱配合物，通常是由中心離子(或原子)與配位體(某些分子或陰離子)以配位鍵的形式結合而成的復雜離子或分子。

(1)配合物的內界：一般加[

]表示。①中心原子(或離子)——提供空軌道，接受孤電子對的原子(或離子)。②配位體——指配合物中與中心原子結合的離子或分子。配位原子：指配位體中含孤電子對，與中心原子直接相連的原子，主要是非金屬元素C、N、O、S、鹵素等原子。編輯ppt③配位數——與中心離子直接以配位鍵結合的配位原子個數。如[AlF6]3－配位數6，[Cu(NH3)4]SO4配位數4，[Co(NH3)2(en)2](NO3)3配位數6。編輯ppt

(2)外界：除內界以外的部分。特例：Fe(CO)5無外界。形成配合物時性質會改變。①顏色的改變，如AgCl＋2NH3===[Ag(NH3)2]＋＋Cl－

Au＋HNO3＋4HCl===H[AuCl4]＋NO↑＋2H2O3Pt＋4HNO3＋18HCl===3H2[PtCl6]＋4NO↑＋8H2O②溶解度的改變，如：Fe3＋＋nSCN－===[Fe(SCN)n](n－3)－編輯ppt

1．具有完全相同的組成和原子排列的一對分子，如同左手與右手一樣互為鏡像，卻在三維空間里不能重疊，互稱手性異構體(又稱對映異構體、光學異構體)。含有手性異構體的分子叫做手性分子。

2．判斷一種有機物是否具有手性異構體，可以看其含有的碳原子是否連有四個不同的原子或原子團，符合上述條件的碳原子叫做手性碳原子

七、手性分子編輯ppt1．一般來說，含氧酸的強度隨著分子中連接在中心原子上的非羥基氧的個數增大而增大，即(HO)mROn中，n值越大，酸性越強。

2．對于同一種元素的含氧酸來說，該元素的化合價越高，其含氧酸的酸性越強。八、無機酸的酸性編輯ppt

3．同主族元素或同周期元素最高價含氧酸的酸性比較，根據非金屬性強弱去比較。

(1)同一主族，自上而下，非金屬元素最高價含氧酸酸性逐漸減弱：HClO>HBrO>HIO；