分子的结构与共价键.docx
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分子的结构与共价键
环球雅思教育学科教师讲义
讲义编号:
______________副校长/组长签字:
签字日期:
学员编号:
年级:
高三课时数:
2
学员姓名:
谷婷婷辅导科目:
化学学科教师:
张丹丹
课题
分子的结构与性质
授课日期及时段
2014.04.1719:
00~21:
00
教学目的
1.理解离子键的形成,能根据离子化合物的结构特征解释其物理性质。
2.了解共价键的主要类型σ键和π键,能用键能、键长、键角等说明简单分子的某些性质。
3.了解简单配合物的成键情况。
4.理解金属键的含义,能用金属键理论解释金属的一些物理性质。
5.了解杂化轨道理论及常见的杂化轨道类型(sp,sp2,sp3),能用价层电子对互斥理论或者杂化轨道理论推测常见的简单分子或者离子的空间结构。
重难点
杂化轨道理论及常见的杂化轨道类型(sp,sp2,sp3),能用价层电子对互斥理论或者杂化轨道理论推测常见的简单分子或者离子的空间结构。
【考纲说明】
1、理解离子键的形成,能根据离子化合物的结构特征解释其物理性质。
2、了解共价键的主要类型σ键和π键,能用键能、键长、键角等说明简单分子的某些性质。
3、了解简单配合物的成键情况。
4、理解金属键的含义,能用金属键理论解释金属的一些物理性质。
5、了解杂化轨道理论及常见的杂化轨道类型(sp,sp2,sp3),能用价层电子对互斥理论或者杂化轨道理论推测常见的简单分子或者离子的空间结构。
6、本部分在中考中占4分左右。
【知识梳理】
1.共价键价键理论
(1)共价键
①定义:
原子之间通过共用电子对所形成的化学键
②实质:
形成共用电子对或电子云重叠
③类型:
σ键和π键
a.δ键:
沿健轴(两原子核的连线)方向以“头碰头”的方式发生原子轨道(电子云)的重叠所形成的共价键称为σ键——单键。
种类:
S-S重叠,S-P重叠,P-P重叠
特点:
轴对称(即以成键的两原子核为连线为轴作旋转操作,共价键电子云的图形不变)
b.π键:
两个原子沿键轴平行以“肩碰肩”方式发生原子轨道(电子云)重叠所形成的共价键称为π键。
(只有在生成σ键后,余下的p轨道才能生成π键)
特点:
镜像对称(重叠形成的电子云由两块形成,分别位于两原子核构成的平面的两侧,互为镜像)
c.δ键和π键比较
重叠方式:
δ键——头碰头;π键——肩并肩。
键的强度:
δ键>π键
成键电子:
δ键(S-S;S-P;P-P);π键(P-P)。
成键类型:
δ键成单键;π键成双键、叁键。
(2)由原子轨道相互重叠形成的σ键和π键总称价键轨道。
(3)判断共价键类型规律:
共价单键是σ键;而共价双键中有一个σ键,另一个是π键;共价三键由一个σ键和两个π键组成。
2.价层电子对互斥模型
(1)中心原子上的价电子都用于形成共价键:
分子中的价电子对相互排斥的结果。
如:
ABn
立体结构
范例
n=2
直线型
CO2
n=3
平面三角形
CH2O
n=4
正四面体型
CH4
(2)中心原子上有孤对电子:
孤对电子也要占据中心原子周围的空间,并参与互相排斥。
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。
如:
化学式
中心原子含有孤对电子对数
中心原子结合的原子数
空间构型
H2S
2
2
V形
NH2+
2
2
V形
BF3
0
3
正三角形
CHCl3
0
4
四面体
SiF4
0
4
正四面体
3.杂化轨道理论
(1)杂化的概念:
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。
(2)杂化轨道类型:
①sp3杂化:
1个s轨道和3个p轨道会发生混杂,得到4个相同的轨道,夹角109°28′,称为sp3杂化轨道。
②sp杂化:
夹角为180°的直线形杂化轨道,
③sp2杂化:
三个夹角为120°的平面三角形杂化轨道。
4.配位键
(1)“电子对给予—接受键”被称为配位键。
一方提供孤对电子;一方有空轨道,接受孤对电子。
如:
[Cu(H2O)2+]、NH4+中存在配位键。
表示:
A→B(前者是电子对给予体后者是电子对接受体)。
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。
(2)通常把金属离子(或原子)与某些分子或离子(称为配体)以配位键结合形成的化合物称为配位化合物。
如铜氨配合物[Cu(NH3)4]2+(深蓝色)的形成:
Cu2++2NH3·H2O=Cu(OH)2↓+2NH4+
Cu(OH)2+4NH3·H2O=[Cu(NH3)4]2++2OH-+4H2O
5.键的极性和分子的极性
(1)极性键:
由不同原子形成的共价键。
吸电子能力较强一方呈正电性(δ+),另一个呈负电性(δ-)。
(2)极性分子和非极性分子:
极性分子中,正电荷中心和负电中心不重合;非极性分子的正电中心和负电中心重合。
(3)判断极性分子或非极性分子经验规律:
若分子结构呈几何空间对称,为正某某图形,则为非极性分子。
6.氢键及范德华力及其对物质的影响
(1)范德华力:
分子之间存在着相互作用力。
范德华力很弱,约比化学键能小l~2数量级。
相对分子质量越大,范德华力越大;分子的极性越大,范德华力也越大。
(2)氢键:
是由已经与电负性很强的原子形成共价键的氢原子(如水分子中的氢)与另一个分子中电负性很强的原子(如水分子中的氧)之间的作用力。
氢键普遍存在于已经与N、O、F等电负性很大的原子形成共价键的氢原子与另外的N、O、F等电负性很大的原子之间。
例如,不仅氟化氢分子之间以及氨分子之间存在氢键,而且它们跟水分子之间也存在氢键。
氢键表示方法:
X—H…Y。
分子间氢键:
使物质的熔、沸点升高。
分子间内氢键:
使物质的熔、沸点降低。
氢键属于一种较弱的作用力,其大小介于范德华力和化学键之间,约为化学键的十分之几,不属于化学键。
7.溶解性
(1)“相似相溶”规律:
非极性溶质易溶于非极性溶剂,极性溶质易溶于极性溶剂。
极性溶质比非极性溶质在水中的溶解度大。
如果存在氢键,则溶剂和溶质之间的氢键作用力越大,溶解性越好。
相反,无氢键相互作用的溶质在有氢键的水中的溶解度就比较小。
(2)溶解度影响因素:
溶剂的极性、溶剂和溶质之间的氢键作用。
【经典例题】
【例1】[2012·新课程理综化学卷37]【化学——选修三:
物质结构与性质】(15分)ⅥA族的氧、硫、硒(Se)、碲(Te)等元素在化合物中常表现出多种氧化态,含ⅥA族元素的化合物在研究和生产中有许多重要用途。
请回答下列问题:
(1)S单质的常见形式为S8,其环状结构如下图所示,S原子采用的轨道杂化方式是;
(2)原子的第一电离能是指气态电中性基态原子失去一个电子转化为气态基态正离子所需要的最低能量,O、S、Se原子的第一电离能由大到小的顺序为;
(3)Se的原子序数为,其核外M层电子的排布式为;
(4)H2Se的酸性比H2S(填“强”或“弱”)。
气态SeO3分子的立体构型为,SO32-离子的立体构型为;
(5)H2SeO3的K1和K2分别为2.7×10-3和2.5×10-8,H2SeO4第一步几乎完全电离,K2为1.2×10-2,请根据结构与性质的关系解释:
①H2SeO3和H2SeO4第一步电离程度大于第二步电离的原因:
。
②H2SeO4比H2SeO3酸性强的原因:
。
(6)ZnS在荧光体、光导体材料、涂料、颜料等行业中应用广泛。
立方ZnS晶体结构如下图所示,其晶胞边长为540.0pm,其密度为(列式并计算),a位置S2-离子与b位置Zn2+离子之间的距离为pm(列式表示)。
【答案】:
(1)sp3;
(2)O>S>Se;(3)34,3s23p63d10
(4)强。
平面三角型,三角锥形;
(5)①第一步电离后生成的负离子较难再进一步电离出带正电荷的氢离子;
②H2SeO3和H2SeO4可表示成(HO)2SeO和(HO)2SeO2。
H2SeO3中的Se为+4价,而H2SeO4中的Se为+6价,正电性更高,导致Se-O-H中O的电子更向Se偏移,越易电离出H+。
(6)
,
【解析】:
(1)因为S8为环状立体结构,所以为SP3;
(6)第一问我们常碰到,后面一问要注意四个Zn2+在体内的四个小立方体的中心,不在同一平面上,过b向上面作垂线,构成直
角三角形,两边分别为√2/4a1/4a,即可求出斜边为√3/4a(a为晶胞边长)。
【例2】[2012·山东理综化学卷32](8分)[化学一物质结构与性质】金属镍在电池、合金、催化剂等方面应用广泛。
(1)下列关于金属及金属键的说法正确的是_。
a.金属键具有方向性与饱和性
b.金属键是金属阳离子与自由电子间的相互作用
c.金属导电是因为在外加电场作用下产生自由电子
d.金属具有光泽是因为金属阳离子吸收并放出可见光
(2)Ni是元素周期表中第28号元素,第二周期基态原子未成对电子数与Ni相同且电负性最小的元素是。
CO与N2结构相似,CO分子内σ键与π键个数之比为。
(3)过渡金属配合物Ni(CO)n的中心原子价电子数与配体提供电子总数之和为18,则n=。
(4)甲醛(H2C=O)在Ni催化作用下加氢可得甲醇(CH3OH)。
甲醇分子内C原子的杂化方式为,甲醇分子内的O-C-H键角(填“大于”“等于”或“小于”)甲醛分子内的O-C-H键角。
【解析】
(1)金属键没有方向性和饱和性,a错;金属键是金属阳离子和自由电子间的相互作用,b对;金属导电是因为在外加电场作用下发生定向移动,c错;金属具有光泽是因为自由电子能够吸收并放出可见光,d错。
(2)Ni的外围电子排布为3d84s1,3d能级上有2个未成对电子。
第二周期中未成对电子数为2的元素有C、O,其中C的电负性小。
(3)CO中C和O为叁键,含有1个σ键、2个π键。
(4)甲醇分子内C的成键电子对为4,无孤电子对,杂化类型为sp3,甲醇分子内O−C−H键角比甲醛分子内O−C−H键角大。
答案:
(1)b
(2)C(3)41:
2(4)sp3>
【例3】(2007海南·22)下列叙述正确的是()
A.分子晶体中的每个分子内一定含有共价键
B.原子晶体中的相邻原子间只存在非极性共价键
C.离子晶体中可能含有共价键
D.金属晶体的熔点和沸点都很高
答案:
C
考点:
本题考查了晶体的结构与性质。
解析:
本题中稀有气体为单原子分子无共价键;原子晶体中如SiO2也存在Si-O极性共价键,B错;在铵盐中既存在离子键又存在共价键,C正确。
金属汞的熔点很低,D错。
【例4】(2007海南·23)用价层电子对互斥理论预测H2S和BF3的立体结构,两个结论都正确的是()
A.直线形;三角锥形 B.V形;三角锥形
C.直线形;平面三角形 D.V形;平面三角形
答案:
D
考点:
本题考查了价层电子对互斥理论的应用。
解析:
H2S为V形;BF3为平面三角形。
【例5】(08年海南化学·22)在硼酸[B(OH)3]分子中,B原子与3个羟基相连,其晶体具有与石墨相似的层状结构。
则分子中B原子杂化轨道的类型及同层分子间的主要作用力分别是
A.sp,范德华力B.sp2,范德华力
C.sp2,氢键D.sp3,氢键
答案:
C
解析:
由于石墨的结构是平面六边形,每个碳原子以sp2杂化轨道的类型形成的三个共价键是正三角形构型,而硼酸[B(OH)3]分子中,B原子与3个羟基相连,其晶体具有与石墨相似的层状结构。
因此B原子杂化轨道的类型为sp2类型,且羟基之间作用力为氢键。
【例6】(08年宁夏理综·35)[化学——选修物质结构与性质](15分)
X、Y、Z、Q、E五种元素中,X原子核外的M层中只有两对成对电子,Y原子核外的L层电子数是K层的两倍,Z是地壳内含量(质量分数)最高的元素,Q的核电荷数是X与Z的核电荷数之和,E在元素周期表的各元素中电负性最大。
请回答下列问题:
(1)X、Y的元素符号依次为、;
(2)XZ2与YZ2分子的立体结构分别是和,相同条件下两者在水中的溶解度较大的是(写分子式),理由是;
(3)Q的元素符号是,它属于第周期,它的核外电子排布式为,在形成化合物时它的最高化合价为;
(4)用氢键表示式写出E的氢化物溶液中存在的所有氢键。
答案:
(1)SC
(2)V形直线形SO2因为CO2是非极性分子,SO2和H2O都是极性分子,根据“相似相溶”原理,SO2在H2O中的溶解度较大
(3)Cr四1s22s22p63s23p63d54s1+6
(4)F—H…FF—H…OO—H…FO—H…O
解析:
根据电子的核外排布规律,能量最低原理,且X原子核外的M层中只有两对成对电子,故X为硫元素,Y原子核外的L层电子数是K层的两倍,共有6个电子,Y为碳元素,Z是地壳内含量(质量分数)最高的元素为氧元素,Q的核电荷数是X与Z的核电荷数之和,Q的核电荷数为24,是铬元素,在元素周期表的各元素中电负性最大的是氟元素。
XZ2与YZ2分子为SO2、CO2,SO2和H2O都是极性分子,根据“相似相溶”原理,SO2在H2O中的溶解度较大。
且H易与O、F、N形成氢键。
【例7】(10分)(08年广东化学·27)镁、铜等金属离子是人体内多种酶的辅因子。
工业上从海水中提取镁时,先制备无水氯化镁,然后将其熔融电解,得到金属镁。
(1)以MgCl2为原料用熔融盐电解法制备镁时,常加入NaCl、KCl或CaCl2等金属氯化物,其主要作用除了降低熔点之外还有。
(2)已知MgO的晶体结构属于NaCl型。
某同学画出的MgO晶胞结构示意图如下图所示,请改正图中错误:
。
(3)用镁粉、碱金属盐及碱土金属盐等可以做成焰火。
燃放时,焰火发出五颜六色的光,请用原子结构的知识解释发光的原因:
。
(4)Mg是第三周期元素,该周期部分元素氟化物的熔点见下表:
氧化物
NaF
MgF2
SiF4
熔点/K
1266
1534
183
解释表中氟化物熔点差异的原因:
。
(5)人工模拟是当前研究的热点。
有研究表明,化合物X可用于研究模拟酶,当其结合
或Cu(I)(I表示化合价为+1)时,分别形成a和b:
①a中连接相邻含N杂环的碳碳键可以旋转,说明该碳碳键具有键的特性。
②微粒间的相互作用包括化学键和分子间相互作用,比较a和b中微粒间相互作用力的差异。
答案:
(10分)(物质结构选做题)
(1)增大离子浓度,从而增大熔融盐的导电性
(2)⑧应为黑色
(3)原子核外电子按一定轨道顺序排列,轨道离核越远,能量越高。
燃烧时,电子获得能量,从能量较低的轨道跃迁到能量较高的另一条轨道。
跃迁到新轨道的电子处在一种不稳定的状态,它随即就会跳回原来的地能量轨道,并向外界释放能量(光能)
(4)NaF与MgF2为离子晶体,SiF4为分子晶体,所以NaF与MgF2远比SiF4熔点要高。
又因为Mg2+的半径小于Na+的半径,所以MgF2的离子键强度大于NaF的离子键强度,故MaF2的熔点大于NaF。
(5)①σ键②a中存在氢键和范德华力,b中存在配位键
解析:
(1) 以MgCl2为原料用熔融盐电解法制备Mg时,常加入NaCl、KCl、或CaCl2等金属氯化物,其主要作用除了降低熔点之外还有:
增大离子浓度,从而增大熔融盐的导电性。
(2) 请更正图中错误:
⑧应为黑色。
(3) 请用原子结构的知识解释发光的原因:
原子核外电子按一定轨道顺序排列,轨道离核越远,能量越高。
燃烧时,电子获得能量,从内侧轨道跃迁到外侧的另一条轨道。
跃迁到新轨道的电子处在一种不稳定的状态,它随即就会跳回原来轨道,并向外界释放能量(光能)。
(4) 解释表中氟化物熔点差异的原因:
NaF与MgF2为离子晶体,SiF4为分子晶体,所以NaF与MgF2远比SiF4熔点要高。
又因为Mg2+的半径小于Na+的半径,所以MgF2的离子键强度大于NaF的离子键强度,故MaF2的熔点大于NaF。
(5) ①a中连接相邻含N杂环的碳碳键可以旋转,说明该碳碳键具有:
σ键的特性。
②微粒间的相互作用包括化学键和分子间相互作用,比较a和b中微粒间相互作用的差异:
a中微粒间的相互作用为氢键,b中微粒间的相互作用为配位共价键。
【例8】(11分)(08年海南化学·25)四种元素X、Y、Z、W位于元素周期表的前四周期,已知它们的核电荷数依次增加,且核电荷数之和为51;Y原子的L层p轨道中有2个电子;Z与Y原子的价层电子数相同;W原子的L层电子数与最外层电子数之比为4︰1,其d轨道中的电子数与最外层电子数之比为5︰1。
(1)Y、Z可分别与X形成只含一个中心原子的共价化合物a、b,它们的分子式分别是、;杂化轨道分别是、_;a分子的立体结构是。
(2)Y的最高价氧化物和Z的最高价氧化物的晶体类型分别是晶体、晶体。
(3)X的氧化物与Y的氧化物中,分子极性较小的是(填分子式)。
(4)Y与Z比较,电负性较大的,其+2价离子的核外电子排布式是。
答案:
(11分)
(1)CH4SiH4sp3sp3正四面体
(2)分子原子(3)CO2
(4)C(5)Zn1s22s22p63s23p63d10
解析:
由“Y原子的L层p轨道中有2个电子”可知Y原子的电子排布式是1s22s22p2,为碳元素;由“Z与Y原子的价层电子数相同”可知Z与碳元素同主族,又因Z位于元素周期表的前四周期且核电荷数大于Y,所以Z可能为硅元素(14号)或锗元素(32号),若Z为锗元素,则四种元素的核电荷数之和大于51(因W的核电荷数比Z的还要大),即Z只能为硅元素;由“W原子的L层电子数与最外层电子数之比为4︰1”可知W的最外层电子数为2,由“d轨道中的电子数与最外层电子数之比为5︰1”可知d轨道中的电子数为10,所以W原子的电子排布式是1s22s22p63s23p63d104s2,即W为锌元素;又因四种元素的核电荷数之和为51,所以X元素的核电荷数为1,是氢元素。
【例9】(8分)(08年山东理综·32)【化学——物质结构与性质】
氮是地球上极为丰富的元素。
(1)Li3N晶体中氮以N3-存在,基态N3-的电子排布式为___________。
(2)N
N的键能为942kJ·mol-1,N-N单键的键能为247kJ·mol-1,计算说明N2中的___________键比____________键稳定(填“σ”或“π”)。
(3)(CH3)3NH+和AlCl4-可形成离子液体。
离子液体由阴、阳离子组成,熔点低于100℃,其挥发性一般比有机溶剂__________(填“大”或“小”),可用作__________(填代号)。
a.助燃剂
b.“绿色”溶剂
c.复合材料
d.绝热材料
(4)X+中所有电子正好充满K、L、M三个电子层,它与N3-形成的晶体结构如图所示。
X的元素符号是_____________,与同一个N3-相连的X+有__________个。
答案:
(1)1s22s22p6
(2)πσ(3)小b(4)Cu6
解析:
基态N3-的电子10个,已达稳定状态,故为1s22s22p6,计算可知,N≡N中的π键的键能为942kJ·mol-1减去N-N单键的键能247kJ·mol-1,因此π键比σ键稳定。
离子液体由阴、阳离子组成,其挥发性较小,且无污染。
X+中所有电子正好充满KLM三个电子层,应含有28个电子,则X原子未29个电子,X的元素符号是Cu,X+和N3-组成比例为3:
1,根据晶体结构图所示黑点为X+,白点为N3-,与同一个N3-相连的X+有6个。
【例10】(12分)(08年江苏化学·21A)
已知A、B、C、D、E都是周期表中前四周期的元素,它们的核电荷数A<B<C<D<E。
其中A、B、C是同一周期的非金属元素。
化合物DC的晶体为离子晶体,D的二价阳离子与C的阴离子具有相同的电子层结构。
AC2为非极性分子。
B、C的氢化物的沸点比它们同族相邻周期元素氢化物的沸点高。
E的原子序数为24,ECl3能与B、C的氢化物形成六配位的配合物,且两种配体的物质的量之比为2∶1,三个氯离子位于外界。
请根据以上情况,回答下列问题:
(答题时,A、B、C、D、E用所对应的元素符号表示)
(1)A、B、C的第一电离能由小到大的顺序为。
(2)B的氢化物的分子空间构型是。
其中心原子采取杂化。
(3)写出化合物AC2的电子式;一种由B、C组成的化合物与AC2互为等电子体,其化学式为。
(4)E的核外电子排布式是,ECl3形成的配合物的化学式为。
(5)B的最高价氧化物对应的水化物的稀溶液与D的单质反应时,B被还原到最低价,该反应的化学方程式是。
答案:
(12分)
(1)C<O<N
(2)三角锥形sp3
(3)
N2O
(4)1s22s22p63s23p63d54s1(或[Ar]3d54s1)[Cr(NH3)4(H2O)2]Cl3
(5)4Mg+10HNO3=4Mg(NO3)2+NH4NO3+3H2O
解析:
A:
化合物DC的晶体为离子晶体,D的二价阳离子与C的阴离子具有相同的电子层结构,推知C为氧元素,D为镁元素,AC2为非极性分应为二氧化碳,A为碳元素。
B、C的氢化物的沸点比它们同族相邻周期元素氢化物的沸点高,推出B氮元素,NH3分子空间构型是三角锥形,氮原子sp3杂化,E的原子序数为24,ECl3能与B、C的氢化物形成六配位的配合物,且两种配体的物质的量之比为2∶1,三个氯离子位于外界,E为铬元素,二氧化碳分子应满足8电子稳定态。
【课堂练习】
1、(09年海南化学·19.1)在以离子键为主的化学键中常含有共价键的成分。
下列各对原子形成化学键中共价键成分最少的是:
A.Li,FB.Na,FC.Na,C1D.Mg,O
答案:
B
解析:
比较两原子电负性的差,其中Na与F的电负性差最大。
2、(09年海南化学·19.2)下列有关物质性质、结构的表述均正确,且存在因果关系的是:
表述Ⅰ
表述Ⅱ
A
在水中,NaCl的溶解度比I2的溶解度大
NaCl晶体中C1—与Na+间的作用力大于碘晶体中分子间的作用力
B
通常条件下,CH4分子比PbH4分子稳定性高
Pb的原子半径比C的大,Pb与H之间的键能比C与H间的小
C
在形成化合物时,同一主族元素的化合价相同
同一主族元素原子的最外层电子数相同
D
P4O10、C6H12O6溶于水后均不导电
P4O10、C6H12O6均属于共价化合物
答案:
B
解析:
A选项中,NaCl溶于水是离子晶体的特性,I2是非极性分子溶解度小;B选项中分子的稳定性与键能有关,所以正确;C中形成化合物不一定是最高价或最低价,所以不与最外层电子数呈因果关系;D选项因P4O10发生了反应,所以不能证明P4O10是共价化合物。
3、(09年海南化学·19.3)下列说法中错误的是:
A.SO2、SO3都是极性分子
B.在NH4+和[Cu(NH3)4]2+中都存在配位键
C.元素电负性越大的原子,吸引电子的能力越强
D.原子晶体中原子以共价键结合,具有键能大、熔点高、硬度大的特性
答案:
A
解析:
A选项中,SO
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