第五章 第3讲 分子结构与性质-【导与练】2024高考化学一轮复习高中总复习第1轮教师用书word（新教材，人教版）

第3讲　分子结构与性质 一、化学键 1.化学键分类 2.三类化学键对比 项目 离子键 共价键 金属键 成键粒子 阴、阳离子 原子 金属阳离子、自由电子 成键实质 阴、阳离子的静电作用 共用电子对与成键原子间的静电作用 金属阳离子与自由 电子间的静电作用 方向性与 饱和性 无方向性;无饱和性 　　　有方向性;有饱和性 　 　　　ss σ键无方向性 无方向性;无饱和性 成键表征符号 电子式(例CaCl2的形成过程): 电子式或结构式: HCl结构式为H—Cl,HCl的形成过程为H×+· 无 形成条件 活泼金属与活泼非金属经电子得失,形成离子键;铵根离子与酸根离子之间形成离子键 同种元素原子之间形成非极性键 不同种元素原子之间形成极性键 金属原子之间形成金属键 形成的物质 离子化合物 非金属单质(稀有气体除外);某些共价化合物或离子化合物 含复杂离子(OH-、N、等) 金属单质或一些合金 3.共价键的分类与键参数 (1)共价键的分类。 分类依据 类型 共用电子来源 普通共价键 两个成键原子各提供 1个电子 配位键 一个成键原子提供孤电子对, 另一成键原子提供空轨道 成键原子数目 普通共价键 两个成键原子 大π键 多个(≥3个)成键原子 形成共价键的原 子轨道重叠方式 σ键 轨道“头碰头”重叠 π键 轨道“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→σ键 原子间有一对共用电子对 双键→一个σ键,一个π键 原子间有两对共用电子对 三键→一个σ键,两个π键 原子间有三对共用电子对 (2)键参数。 ①定义。 键参数 ②键参数对分子性质的影响。 a.键能越大,键长越短,分子越稳定。 [理解·辨析] 判断正误:正确的画“√”,错误的画“×”。 (1)所有物质中都存在化学键。(　　) (2)某元素的原子最外层只有一个电子,它跟卤素原子结合时,所形成的化学键一定是离子键。(　　) (3)非金属元素组成的化合物中只含共价键。(　　) (4)在任何情况下,都是σ键比π键的键能大。(　　) (5)σ键可以绕键轴旋转,π键一定不能绕键轴旋转。(　　) (6)共价化合物一定含σ键。(　　) (7)键能越大,分子能量越高。(　　) 答案:(1)×　(2)×　(3)×　(4)×　(5)√ (6)√　(7)× 二、分子的空间结构 1.价层电子对互斥模型 　用来预测分子的空间结构(过渡元素除外) (1)价层电子对互斥(VSEPR)模型基本观点:分子的空间结构是中心原子周围的“价层电子对”相互排斥的结果。VSEPR的“价层电子对”是指分子中的中心原子与结合原子(也叫配位原子)间的σ键电子对和中心原子上的孤电子对。多重键(双键或三键)只计其中σ键电子对,不计π键电子对。 (2)中心原子价电子对数:(以A为例) 方法1:n=(中心原子的价电子数+每个配位原子提供的价电子数×x±m)。 注意:①氧族元素的原子作为中心原子A时提供 6个价电子,作为配位原子B时不提供价电子;②若为分子,m=0;若为阳离子,则减去电荷数,如N的n==4;若为阴离子,则加上电荷数,如S的n==4。 方法2: 2.杂化轨道理论 (1)杂化轨道概念:在外界条件影响下,原子内部能量相近的原子轨道重新组合形成新的原子轨道的过程叫做原子轨道的杂化,组合后形成的一组新的原子轨道叫做杂化原子轨道,简称杂化轨道。 (2)杂化理论要点。 ①只有能量相近的轨道才能杂化(如ns、np)。 ②原子轨道的杂化只有在形成分子的过程中才会发生,孤立的原子是不可能发生杂化的。 ③杂化前后轨道数目不变。 ④杂化后轨道的伸展方向、形状发生改变。 ⑤杂化结果:成键数目有些会增多,比如C原子通过杂化最多形成4个共价键;成键更加稳定,sp杂化轨道是不对称哑铃形,以“大头”通过头碰头方式(重叠程度更高)形成σ键,共价键一般更加稳定。 (3)杂化轨道的类型与分子空间结构的关系。 杂化 类型 杂化轨 道数目 杂化轨道 间夹角 杂化轨 道结构 实例 sp 2 180° 直线形 BeCl2 sp2 3 120° 平面 三角形 乙烯、苯、BF3 sp3 4 109°28′ 四面 体形 CH4、NH3、 H2O 3.价层电子对互斥模型与杂化类型、分子的空间结构 价电子 对数 σ键电 子对数 中心原子 上的孤电子 对数 中心原子 杂化方式 VSEPR模型名称 　包括孤电 子对 分子的空间结构 　不包括孤电 子对 实例 键角 2 2 0 sp 直线形 直线形