2.2分子的立体构型 讲义-2021-2022学年高中化学人教版（2019）选择性必修2

第二章 分子的结构与性质 第二节 分子的立体构型 一、典型分子的立体构型 (大多数分子是由两个以上原子构成的，于是就有了分子中的原子的空间关系问题，这就是所谓的“分 子的立体构型”。) 1、双原子分子：一定是直线形 2、三原子分子：三原子分子的立体构型有直线形和V形 ①直线形：CO2(键角：180°) ②V形：H2O(键角：105°) 3、四原子分子：大多数四原子分子采取平面三角形和三角锥形两种立体构 ①平面三角形：CH2O(键角：约120°) ②三角锥形：NH3(键角：107°) 4、五原子分子：五原子分子的可能立体构型更多，最常见的是正四面体形 正四面体：CH4(键角：109°28′) 二、价层电子对互斥理论 1、孤电子对：价电子中未参与形成共价键的电子对 2、互斥理论基本内容：分子中的价电子对(σ键电子对和孤电子对)由于相互排斥作用，尽可能远离 3、排斥作用的种类：σ对σ的排斥、σ对孤电子对的排斥、孤电子对对孤电子对的排斥 4、价层电子对数目确定方法 ①σ键电子对数：σ键数目 ②孤电子对数：中心原子孤电子对数＝(a－xb) a：中心原子的价电子数 x：中心原子结合原子数 b：中心原子结合的原子最多能接受的电子数 注：若该粒子为阳离子，则a＝中心原子－电荷数；若该粒子为阴离子，则a＝中心原子+电荷数 如表： 分子或离子 中心原子 a x b 中心原子的孤电子对数 SO2 S 6 2 2 1 NH N 5－1＝4 4 1 0 CO C 4+2＝6 3 2 0 5、价层电子对互斥理论与VSEPR模型的关系 分子或离子 σ键数 孤电子对数 分子或离子的价层电子对数 VSEPR 模型名称 分子或离子的立体构型名称 CO2 2 0 2 直线形 直线形 SO2 2 1 3 平面三角形 V形 CO 3 0 3 平面三角形 平面三角形 CH4 4 0 4 正四面体形 正四面体 NH3 3 1 4 四面体形 三角锥形 6、互斥理论对粒子类型为ABx的影响 ①当中心原子(A)没有孤电子对时，为使价电子斥力最小，就要求尽可能采取对称结构，如下表： ABx 立体结构 范例 x＝2 直线形 CO2、BeCl2 x＝3 平面三角形 CO、BF3 x＝4 正四面体形 CH4、CCl4 x＝5 三角双锥形 PCl5 x＝6 正八面体形 SF6 ②当中心原子(A)有孤电子对时，孤电子对会对粒子构型产生影响 如：H2O为AB2型分子，氧原子上的两对孤电子对参与互相排斥，所以H2O分子的空间构型为V形， 而不是直线形 三、杂化轨道理论 1、杂化与杂化轨道 ①轨道的杂化：原子内部能量相近的原子轨道重新组合形成一组新轨道的过程。 ②杂化轨道：杂化后形成的新的能量相同的一组原子轨道，叫做杂化原子轨道，简称杂化轨道 2、杂化轨道的类型 ①sp3杂化(如CH4)、②sp2杂化(如C2H4)、③sp杂化(如C2H2) 3、杂化轨道的基本结论： ①杂化轨道不能为空，只用形成σ键或者容纳孤电子对 ②未参与杂化的p轨道，可用于形成π键 ③能级相近的原子轨道才能形成杂化轨道 ④参与杂化的轨道数量与杂化后新形成的轨道数量相同 4、杂化轨道与分子构型关系 分子 VSEPR模型名称 分子构型 杂化类型 CO2 直线形 直线形 sp SO2 平面三角形 V形 sp2 SO3 平面三角形 平面三角形 sp2 H2O 四面体形 V形 sp3 NH3 四面体形 三角锥形 sp3 CH4 正四面体形 正四面体形 sp3 四、配合物理论 1、配位键 ①定义：成键的两个原子一方提供孤对电子，一方提供空轨道而形成的共价键，叫做配位键 ②表示方法：A→B(表明A提供孤对电子，B提供空轨道) ③常见存在配位键的物质：NH4+、H3O+、Fe(SCN)3、[Cu(H2O)4]2－、[Ag(NH3)2]OH、[Cu(NH3)4]SO4 2、配合物 ①定义：金属离子或原子与某些分子或离子以配位键结合形成的化合物称为配位化合物，简称配合物 ②配合物的组成：配合物由中心原子或离子(提供空轨道)和配体(提供孤电子对)组成，分为外界和内界 如：[Cu(NH3)4]SO4 A. 中心原子或离子：配合物的中心原子一般都是带正电荷的阳离子，过渡金属最常见。 B. 配体：配体可以是阴离子。如卤素离子、OH－、SCN－、CN－、羧酸根离子、C2O等；也 、PO 可以是中性分子，如H2O、NH3、C