第37讲 分子结构与性质（精讲）-2022年高考化学一轮复习讲练测

第十二章 物质结构与性质 第37讲 分子结构与性质（精讲） 【考情分析】 高考在本讲内容的主要考查形式有：①σ键、π键的特征和判断；②常见分子的立体构型及中心原子杂化类型；③范德华力、氢键、配位键的特点及其对物质性质的影响。 【核心素养分析】 1.宏观辨识与微观探析:能从不同层次认识分子的构型，并对共价键进行分类，能从宏观和微观相结合的视角分析与解决实际问题。 2.证据推理与模型认知:能运用价层电子对互斥模型和杂化轨道理论等解释分子的立体结构与性质，揭示现象的本质与规律。 【网络构建】 【知识梳理】 知能点一 共价键及其参数 1.本质 在原子之间形成共用电子对(电子云的重叠)。 2.特征 具有饱和性和方向性。 3.分类 分类依据 类型 形成共价键的原子轨道重叠方式 σ键 电子云“头碰头”重叠 π键 电子云“肩并肩”重叠 形成共价键的电子对是否偏移 极性键 共用电子对发生偏移 非极性键 共用电子对不发生偏移 原子间共用电子对的数目 单键 原子间有一对共用电子对 双键 原子间有两对共用电子对 三键 原子间有三对共用电子对 4.共价键类型的判断 (1)σ键与π键 ①依据强度判断:σ键的强度较大,较稳定;π键活泼,比较容易断裂。 ②共价单键都是σ键,共价双键中含有1个σ键、1个π键,共价叁键中含有1个σ键、2个π键。 (2)极性键与非极性键 看形成共价键的两原子,不同种元素的原子之间形成的是极性共价键,同种元素的原子之间形成的是非极性共价键。 【特别提醒】 (1)只有两原子的电负性相差不大时，才能形成共用电子对，形成共价键，当两原子的电负性相差很大(大于1.7)时，不会形成共用电子对，而形成离子键。 (2)同种元素原子间形成的共价键为非极性键，不同种元素原子间形成的共价键为极性键。 5.键参数 (1)概念 (2)键参数对分子性质的影响 ①键能越大，键长越短，分子越稳定。 ② 6.等电子原理 (1)含义：原子总数相同、价电子总数相同的分子(或离子)互为等电子体。 (2)特点：等电子体具有相似的结构特征(立体结构和化学键类型)及相近的性质。 (3)确定等电子体的方法 同主族代换或同周期相邻元素替换，交换过程中注意电荷变化。 (4)常见的等电子体汇总 知能点二 分子的立体构型 一、分子的立体构型 1.价层电子对互斥理论 先确定中心原子上的价层电子对数,得到含有孤电子对的VSEPR模型,再根据存在孤电子对的情况最后确定分子的立体构型。 (1)理论要点 ①价层电子对在空间上彼此相距最远时，排斥力最小，体系的能量最低。 ②孤电子对的排斥力较大，孤电子对越多，排斥力越强，键角越小。 (2)判断分子中的中心原子上的价层电子对数的方法 用价层电子对互斥理论推测分子的立体构型的关键是判断分子中的中心原子上的价层电子对数。 其中：a是中心原子的价电子数(阳离子要减去电荷数、阴离子要加上电荷数)，b是与中心原子结合的原子最多能接受的电子数，x是与中心原子结合的原子数。 (3)价层电子对互斥理论与分子构型 价层电子 对数 σ键电子对数 孤电子对数 电子对立体构型 分子立体构型 实例 2 2 0 直线形 直线形 CO2 3 3 0 三角形 平面三角形 BF3 2 1 V形 SO2 4 4 0 四面体形 正四面体形 CH4 3 1 三角锥形 NH3 2 2 V形 H2O 2.杂化轨道理论 (1)理论要点 当原子成键时，原子的价电子轨道相互混杂，形成与原轨道数相等且能量相同的杂化轨道。杂化轨道数不同，轨道间的夹角不同，形成分子的空间结构不同。 (2)杂化轨道与分子立体构型的关系 杂化类型 杂化轨道数目 杂化轨道间夹角 立体构型 实例 sp 2 180° 直线形 BeCl2 sp2 3 120° 平面三角形 BF3 sp3 4 109°28′ 四面体形 CH4 (3)由杂化轨道数判断中心原子的杂化类型 杂化轨道用来形成σ键和容纳孤电子对,计算公式为 杂化轨道数=中心原子的孤电子对数+中心原子的σ键个数 代表物 杂化轨道数 中心原子杂化轨道类型 CO2 0+2=2 sp CH2O 0+3=3 sp2 CH4 0+4=4 sp3 SO2 1+2=3 Sp2 NH3 1+3=4 sp3 H2O 2+2=4 sp3 (4)中心原子杂化类型和分子构型的相互判断 分子组成(A为中心原子) 中心原子的孤电子对数 中心原子的杂化方式 分子立体构型 示例 AB2 0 sp 直线形 BeCl2 1 sp2 V形 S