（2019新）人教版高中化学高二选择性必修二讲义(全册9份打包).rar

第一章第一章 原子结构与性质原子结构与性质第一节第一节 原子结构原子结构一、能层与能级1能层(1)核外电子按能量不同分成能层并用符号 K、L、M、N、O、P、Q表示。(2)能层越高，电子的能量越高，能量的高低顺序为 E(K)E(L)E(M)E(N)E(O)E(P)E(Q)。2能级(1)定义：根据多电子原子的能量也可能不同，将它们分为不同能级。(2)表示方法：分别用相应能层的序数和字母 s、p、d、f 等表示，如 n 能层的能级按能量由低到高的排列顺序为 ns、np、nd、nf 等。(3)能层、能级与最多容纳的电子数由上表可知：能层序数等于该能层所包含的能级数，如第三能层有 3 个能级。 s、p、d、f 各能级可容纳的电子数分别为 1、3、5、7 的 2 倍。原子核外电子的每一能层最多可容纳的电子数与能层的序数(n)间存在的关系是 2n2。【注】(1)不同能层之间，符号相同的能级的能量随着能层数的递增而增大。(2)在相同能层各能级能量由低到高的顺序是 nsnpndnf。(3)不同能层中同一能级，能层数越大，能量越高。例如：1s2s3s4s二、基态与激发态原子光谱1基态原子与激发态原子(1)基态原子：处于最低能量状态的原子。(2)激发态原子：基态原子吸收能量，电子会跃迁到较高能级，变为激发态原子。(3)基态、激发态相互间转化的能量变化基态原子激发态原子。吸收能量 释放能量，主要形式为光2光谱(1)原子光谱 不同元素原子的电子发生跃迁时会吸收或释放不同的光，可以用光谱仪摄取各种元素原子的吸收光谱或发射光谱。(2)原子光谱的成因及分类(3)光谱分析：在现代化学中，常利用原子光谱上的特征谱线来鉴定元素，称为光谱分析。【注】(1)电子从较高能量的激发态跃迁到较低能量的激发态乃至基态时，将释放能量；反之，将吸收能量。光(辐射)是电子释放能量的重要形式之一。(2)电子的跃迁是物理变化(未发生电子转移)，而原子得失电子时发生的是化学变化。(3)一般在能量相近的能级间发生电子跃迁。（4）焰火、霓虹灯光、激光、荧光、LED 灯光等都与核外电子跃迁释放能量有关。三、构造原理与电子排布式1构造原理（1）构造原理：从氢开始，随核电荷数递增，新增电子填入能级的顺序。即电子所排的能级顺序：1s、2s、2p、3s、3p、4s、3d、4p、5s、4d、5p、6s、4f、5d、6p、7s。（2）能级交错 【注】电子能量高低相同能层，不同能级：nsnpndnf。英文字母相同的不同能级：1s2s3s4s不同能层不同能级：ns(n-2)f(n-1)dnp相同能层，相同能级：电子能量相同。2电子排布式(1)电子排布式中能级符号右上角的数字表示该能级的电子数。如：Al原子电子排布式中各符号、数字的意义为(2)写出下列原子或离子的电子排布式：8O：1s22s22p4；19K：1s22s22p63s23p64s1；可简写为Ar4s1；17Cl：1s22s22p63s23p5；可简写为Ne3s23p5；16S2：1s22s22p63s23p6。【注】电子排布式书写时，电子填入按能级顺序，氮最终按能层顺序排列。24Cr 的电子排布式为 1s22s22p63s23p63d54s1 29Cu 的电子排布式为 1s22s22p63s23p63d104s1(3)价层电子排布式 价层电子：主族元素的最外层电子，过渡元素不仅最外层电子，次外层电子及某些元素倒数第三层电子。Cl 的价层电子排布式：3s23p5K 的价层电子排布式：4s1四、电子云与原子轨道1概率密度 用 P 表示电子在某处出现的概率，V 表示该处的体积，则 P/V 称为概率密度，用 表示。2.电子云由于核外电子的概率密度分布看起来像一片云雾，因而被形象地称为电子云。【注】电子云只是形象的表示电子出现在个点的概率高低，二实际上并不存在。3电子云轮廓图为了表示电子云轮廓的形状，对核外电子的空间运动状态有一个形象化的简便描述。把电子在原子核外空间出现概率 P90%的空间圈出来，即电子云轮廓图。4原子轨道(1)定义：电子在原子核外的一个空间运动状态称为一个原子轨道。(2)形状s 电子的原子轨道呈球形，能层序数越大，原子轨道的半径越大。除 s 电子云外，其他电子云轮廓图都不是球形的。例如，p 电子云轮廓图是呈哑铃状的。(3)各能级所含有原子轨道数目能级符号nsnpndnf轨道数目1357【注】原子轨道与能层序数的关系(1)不同能层的同种能级的原子轨道形状相同，只是半径不同。能层序数 n越大，原子轨道的半径越大。(2)s 能级只有 1 个原子轨道。p 能级有 3 个原子轨道，它们互相垂直，分别以 px、py、pz表示。在同一能层中 px、py、pz的能量相同。五、泡利原理、洪特规则、能量最低原理1电子自旋与泡利原理(1)自旋是微观粒子普遍存在的一种如同电荷、质量一样的内在属性，电子自旋在空间有顺时针和逆时针两种取向，简称自旋相反，常用上下箭头(和)表示自旋相反的电子。(2)泡利原理：在一个原子轨道里，最多只能容纳 2 个电子，它们的自旋相反。2电子排布的轨道表示式(1)在轨道表示式中，用方框(或圆圈)表示原子轨道，能量相同的原子轨道(简并轨道)的方框相连，箭头表示一种自旋状态的电子， “”称电子对，“”或“”称单电子(或称未成对电子)。(2)表示方法：以铝原子为例，轨道表示式中各符号、数字的意义为通常应在方框下方或上方标记能级符号，有时画出的能级上下错落，以表达能量高低不同。3洪特规则(1)内容：基态原子中，填入简并轨道的电子总是先单独分占，且自旋平行。(2)特例在简并轨道(同一能级)上的电子排布处于全充满、半充满和全空状态时，具有较低的能量和较大的稳定性。相对稳定的状态(全充满：p6、d10、f14全空：p0、d0、f0半充满：p3、d5、f7)如24Cr 的电子排布式为 1s22s22p63s23p63d54s1，为半充满状态，易错写为1s22s22p63s23p63d44s2。【注】洪特规则不仅适用于基态原子，也适用于基态离子。4能量最低原理在构建基态原子时，电子将尽可能地占据能量最低的原子轨道，使整个原子的能量最低。能级的能量高低顺序如构造原理所示(对于 136 号元素来说，应重点掌握和记忆“1s2s2p3s3p4s3d4p”这一顺序)。【注】每个电子核外运动状态均不相同。如铝原子核外共有 13 种不同运动状态的电子。【总结】核外电子排布的表示方法含义将每个能层上的电子总数表示在原子核外的式子原子(离子)结构示意图实例含义用数字在能级符号右上角标明该能级上排布的电子数，这就是电子排布式电子排布式实例K：1s22s22p63s23p64s1含义为了避免电子排布式书写过于烦琐，把内层电子达到稀有气体原子结构的部分以相应稀有气体元素符号外加方括号表示简化电子排布式实例K：Ar4s1价电子排布式含义主族元素的价层电子指最外层电子，价层电子排布式即最外层电子排布式实例Al：3s23p1含义每个方框代表一个原子轨道，每个箭头代表一个电子轨道表示式实例含义化学中常在元素符号周围用“”或“”来表示元素原子的最外层电子，相应的式子叫做电子式电子式实例第二节第二节 原子结构与元素的性质原子结构与元素的性质一、元素周期律、元素周期系和元素周期表1元素周期律：元素性质随着原子核电荷数递增发生周期性的递变。2元素周期系：按其原子核电荷数递增排列的序列称为元素周期系。这个序列中的元素性质随着核电荷数递增发生周期性重复。3元素周期表：呈现元素周期系的表格。【注】元素周期系只有一个，元素周期表多种多样。二、构造原理与元素周期表1核外电子排布与周期的划分(1)电子排布与周期划分的本质联系根据构造原理得出的核外电子排布可以解释元素周期系中每个周期的元素数。第一周期从 1s1开始，以 1s2结束，只有两种元素。其余各周期总是从 ns能级开始，以 np 结束，而从 ns 能级开始以 np 结束递增的核电荷数(或电子数)就等于每个周期里的元素数。外围电子排布周期A 族0 族最外层最多容纳电子数各周期增加的能级元素种数一1s11s221s2二2s12s22p682s、2p8三3s13s23p683s、3p8四4s14s24p684s、3d、4p18五5s15s25p685s、4d、5p18六6s16s26p686s、4f、5d、6p32七7s17s27p687s、5f、6d、7p32(2)规律：周期序数电子层数。本周期包含的元素种数对应能级组所含原子轨道数的 2 倍对应能级组最多容纳的电子数。2核外电子排布与族的划分(1)划分依据：取决于原子的价电子数目和价层电子排布。(2)特点：同族元素的价电子数目和价层电子排布相同。(3)规律对主族元素，同主族元素原子的价层电子排布完全相同，价层电子全部排布在 ns 或 ns、np 轨道上(见下表)。价层电子数 = 族序数。族序数AAAAAAA价电子排布ns1ns2ns2np1ns2np2ns2np3ns2np4ns2np5稀有气体元素：价电子排布为 ns2np6(He 除外)。三、元素周期表1元素周期表的结构2元素周期表的分区(1)根据核外电子排布根据核外电子排布式中最后填入电子的能级符号可把周期表里的元素划分成 4 个区：s 区、p 区、d 区和 f 区（除 B、B 族外。 ）(2)根据元素金属性与非金属性金属元素和非金属元素的分界线为沿 B、Si、As、Te、At 与Al、Ge、Sb、Po 之间所画的一条连线，非金属性较强的元素处于元素周期表的右上角位置，金属性较强的元素处于元素周期表的左下角位置。处于 d 区、ds 区和 f 区的元素全部是金属元素。s 区的元素除氢外，也全部是金属元素。【注】p 区元素价电子不都是ns2np16，如 He 元素的价电子为 2s2。【总结】各区元素的特点包括的元素价电子排布化学性质s 区第A、A 族 ns12(最后的电子填在 ns 上)除氢外，都是活泼金属元素(碱金属和碱土金属元素)p 区第AA 族、0 族ns2np16(最后的电子填在 np 上)随着最外层电子数目的增加，非金属性增强，金属性减弱d 区第BB、族(n1)d19ns12最后的电子填在(n1)d 上均为过渡金属，由于 d 轨道都未充满电子，因此 d轨道可以不同程度地参与化学键的形成ds 区第B、B 族(n1)d10ns12(n1)d 全充满均为过渡金属，d 轨道已充满电子，因此 d 轨道一般不再参与化学键的形成f 区镧系、锕系(n2)f014(n1)d02ns2镧系元素的化学性质非常相近，锕系元素的化学性质也非常相近四、元素周期律1原子半径（1）影响因素2.电离能（1）第一电离能：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叫做第一电离能。（2）元素原子第一电离能的变化规律对同一周期的元素而言，第一种(碱金属和氢)元素的第一电离能最小，最后一种(稀有气体)元素的第一电离能最大；从左到右，元素的第一电离能在总体上呈现从小到大的变化趋势，表示元素原子越来越难失去电子。同族元素，自上而下第一电离能变小，表明自上而下原子越来越易失去电子。过渡元素的第一电离能的变化不太规则。同周期元素第一电离能的变化呈现的是一种趋势，第A 族和A 族元素的第一电离能比同周期的相邻元素都高。（3）逐级电离能含义：气态基态一价正离子再失去一个电子成为气态基态二价正离子所需的最低能量叫做第二电离能，第三电离能和第四、第五电离能依此类推。特点： a.由于原子失去电子形成离子后，若再失去电子会更加困难，因此同一元素的各级电离能之间存在如下关系：I1I2I3。b.元素原子逐级电离能逐渐增大并且会发生一个突变，即突然增大多倍，这是由于电子分层排布的。如钠、镁、铝逐级失去电子的电离能NaMgAlI1496738578I2456214511817I3691277332745电离能/kJmol1I495431054011575影响电离能的因素电离能的数值大小主要取决于原子的核电荷数、原子半径以及原子的电子排布。a. 一般来说，同一周期的元素具有相同的电子层数，从左到右核电荷数增大，原子的半径减小，核对最外层电子的吸引力加大，因此，越靠右的元素越不易失去电子，电离能也就越大。b. 同一主族元素电子层数不同，最外层的电子数相同，原子半径逐渐增大起主要作用，因此半径越大，核对最外层电子的吸引力越小，越易失去电子，电离能也就越小。c. 电子排布是影响电离能的第三个因素某些元素具有全充满或半充满的电子排布，稳定性也较高，其电离能数值较大。如稀有气体的第一电离能在同周期元素中最大；第A 族 Be、Mg 等元素原子的最外层 s 原子轨道全满，p 原子轨道全空，第A 族 N、P 等元素原子p 原子轨道为半充满状态，均稳定，所以它们比右侧相邻的元素的第一电离能大，出现反常。（4）电离能的应用根据电离能数据，确定元素核外电子的排布。如 Li：I1I2I3，表明 Li原子核外的三个电子排布在两个能层上(K、L 能层)，且最外层上只有一个电子。根据电离能数据，确定元素在化合物中的化合价。如 K：I1I2I3，表明K 原子易失去一个电子形成1 价阳离子。判断元素的金属性、非金属性强弱：I1越大，元素的非金属性越强；I1越小，元素的金属性越强。例例 1.下表列出了某短周期元素 R 的各级电离能数据(用 I1、I2表示，单位为kJmol1)。I1I2I3I47401 5007 70010 500下列关于元素 R 的判断中一定正确的是()AR 元素的最高正价为3 价BR 元素位于元素周期表中第A 族CR 元素的原子最外层共有 4 个电子DR 元素基态原子的电子排布式为 1s22s22p1【答案】B从表中数据可以看出，R 元素的第一、第二电离能都较小，所以反应时可以失去 2 个电子，那么其最高化合价为2 价，最外层电子数为 2，应为第A 族元素，A、C 错误，B 正确；R 元素可能是 Mg 或 Be，故无法确定基态原子的电子排布式，D 错误。3.电负性（1）键合电子和电负性的含义键合电子：元素相互化合时，原子中用于形成化学键的电子。电负性：用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小。电负性越大的原子，对键合电子的吸引力越大。（2）衡量标准以氟的电负性为 4.0 和锂的电负性为 1.0 作为相对标准，得出各元素的电负性(稀有气体未计)。 （3）递变规律(一般情况)同周期，自左到右，元素的电负性逐渐变大。同主族，自上到下，元素的电负性逐渐变小。（4）应用：判断金属性、非金属性强弱金属元素的电负性越小，金属元素越活泼；非金属元素的电负性越大，非金属元素越活泼。判断元素的化合价a.电负性数值小的元素在化合物中吸引电子的能力弱，元素的化合价为正值。b.电负性数值大的元素在化合物中吸引电子的能力强，元素的化合价为负值。判断化学键的类型一般认为：a.如果两个成键元素原子间的电负性差值大于 1.7，它们之间通常形成离子键。b.如果两个成键元素原子间的电负性差值小于 1.7，它们之间通常形成共价键。解释元素“对角线”规则在元素周期表中，某些主族元素与其右下方的主族元素(如图所示)的有些性质是相似的，被称为“对角线规则”。这可以由元素的电负性得到解释：Li、Mg 的电负性分别为1.0、1.2；Be、Al 的电负性分别为 1.5、1.5；B、Si 的电负性分别为 2.0、1.8。它们的电负性接近，说明它们对键合电子的吸引力相当，它们表现出的性质相似，如 Li、Mg 在空气中燃烧的产物分别为 Li2O 和 MgO；Be(OH)2、Al(OH)3均属于难溶的两性氢氧化物；B、Si 的含氧酸都是弱酸等。第二章第二章 分子的结构与性质分子的结构与性质第一节第一节 共价键共价键一、共价键1共价键的概念和特征共价键的概念和特征原子间通过共用电子对所形成的相互作用。【注】所有共价键都有饱和性，并不是所有共价键都具有方向性，如两个 s 电子形成共价键时就没有方向性。2. 形成条件形成条件同种非金属元素或者不同种非金属元素原子之间，某些金属原子与非金属原子之间形成共价键。如 AlCl3、BeCl2、FeCl3等所含化学键为共价键。3共价键的类型共价键的类型(按成键原子的原子轨道重叠方式分类按成键原子的原子轨道重叠方式分类)(1) 键形成由成键原子的 s 轨道或 p 轨道重叠形成ss 型sp 型类型pp 型特征以形成化学键的两原子核的连线为轴做旋转操作，共价键的电子云的图形不变，这种特征称为轴对称(2) 键形成由两个原子的 p 轨道“肩并肩”重叠形成pp 键特征 键的电子云形状与 键的电子云形状有明显差别：每个 键的电子云由两块组成，它们互为镜像，这种特征称为镜面对称；键不能旋转；不如 键牢固，较易断裂(3)判断 键、 键的一般规律共价单键为 键；共价双键中有一个 键，另一个是 键；共价三键由一个 键和两个 键构成。【总结】 键与 键的比较共价键类型 键 键原子轨道重叠方式“头碰头”重叠“肩并肩”重叠示意图对称类型轴对称镜面对称原子轨道重叠程度大小键的强度较大较小化学活泼性不活泼活泼成键规律共价单键是 键；共价双键中一个是 键，一个是 键；共价三键中一个是 键，两个是 键【注】s 轨道与 s 轨道形成 键时，电子并不是只在两核间运动，只是电子在两核间出现的概率大。因 s 轨道是球形的，故 s 轨道与 s 轨道形成 键时，无方向性。两个 s 轨道只能形成 键，不能形成 键。两个原子间可以只形成 键，但不能只形成 键。例例 1有关 CH2=CHCN 分子中所含化学键数目的说法正确的是()A3 个 键，3 个 键 B4 个 键，3 个 键C6 个 键，2 个 键D6 个 键，3 个 键【答案】D共价单键为 键，双键中含 1 个 键和 1 个 键，三键中含1 个 键和 2 个 键，故 CH2=CHCN 分子中含 6 个 键和 3 个 键。例例 2关于 键和 键的比较，下列说法不正确的是()A 键是轴对称的， 键是镜面对称的B 键是“头碰头”式重叠， 键是“肩并肩”式重叠C 键不能断裂， 键容易断裂D氢原子只能形成 键，氧原子可以形成 键和 键【答案】C 键较稳定，不易断裂，而不是不能断裂。二、键参数键能、键长与键角1键能(1)键能是指气态分子中 1 mol 化学键解离成气态原子所吸收的能量。键能的单位是 kJmol1。键能通常是 298.15_K、101_kPa 条件下的标准值。例如，HH 的键能为 436.0 kJmol1。(2)下表中是 HX 的键能数据共价键HFHClHBrHI键能/(kJmol1 )568431.8366298.7若使 2 mol HCl 断裂为气态原子，则发生的能量变化是吸收 863.6_kJ的能量。表中共价键最难断裂的是 HF，最易断裂的是 HI。由表中键能数据大小说明键能与分子稳定性的关系：HF、HCl、HBr、HI 的键能依次减小，说明四种分子的稳定性依次减弱，即 HF分子最稳定，最难分解，HI 分子最不稳定，最易分解。(3)键能的应用表示共价键的强弱键能越大，断开化学键时需要的能量越多，化学键越稳定。判断分子的稳定性结构相似的分子中，共价键的键能越大，分子越稳定。判断化学反应的能量变化在化学反应中，旧化学键的断裂吸收能量，新化学键的形成释放能量，因此反应焓变与键能的关系为 H反应物键能总和生成物键能总和；H0时，为放热反应；H0 时，为吸热反应。2键长(1)键长是构成化学键的两个原子的核间距，因此原子半径决定化学键的键长，原子半径越小，共价键的键长越短。(2)键长与共价键的稳定性之间的关系：共价键的键长越短，往往键能越大，表明共价键越稳定。(3)下列三种分子中：H2、Cl2、Br2，共价键的键长最长的是，键能最大的是。(4)键长的应用一般键长越短，键能越大，共价键越稳定，分子越稳定。键长的比较方法a根据原子半径比较，同类型的共价键，成键原子的原子半径越小，键长越短。b根据共用电子对数比较，相同的两个原子间形成共价键时，单键键长双键键长三键键长。3键角(1)键角是指在多原子分子中，两个相邻共价键之间的夹角。在多原子分子中的键角是一定的，这表明共价键具有方向性。键角是描述分子空间结构的重要参数。(2)根据空间结构填写下列分子的键角：分子空间结构键角实例正四面体形10928CH4、CCl4平面形120苯、乙烯、BF3三角锥形107NH3V 形(或角形)105H2O直线形180CO2、CS2、CHCH(3)键角的应用键长和键角决定分子的空间结构常见分子的键角与分子空间结构化学式结构式键角空间结构CO2O=C=O180直线形NH3107三角锥形H2O105V 形BF3120平面三角形CH410928正四面体形【总结】共价键强弱的判断(1)由原子半径和共用电子对数判断：成键原子的原子半径越小，共用电子对数越多，则共价键越牢固，含有该共价键的分子越稳定。(2)由键能判断：共价键的键能越大，共价键越牢固，破坏共价键消耗的能量越大。(3)由键长判断：共价键的键长越短，共价键越牢固，破坏共价键消耗的能量越大。(4)由电负性判断：元素的电负性越大，该元素的原子对共用电子对的吸引力越大，形成的共价键越稳定。例例 3.下列说法正确的是()A分子的结构是由键角决定的B共价键的键能越大，共价键越牢固，由该键形成的分子越稳定CCF4、CCl4、CBr4、CI4中 CX(XF、Cl、Br、I)的键长、键角均相等DH2O 分子中两个 OH 的键角为 180【答案】B分子的结构是由键角、键长共同决定的，A 项错误；由于F、Cl、Br、I 的原子半径不同，故 CX(XF、Cl、Br、I)键的键长不相等，C 项错误；H2O 分子中两个 OH 的键角为 105，D 项错误。例例 4.下列事实不能用键能的大小来解释的是()A氮元素的电负性较大，但 N2的化学性质很稳定B稀有气体一般难发生反应CHF、HCl、HBr、HI 的稳定性逐渐减弱DHF 比 H2O 稳定【答案】B由于 N2分子中存在三键，键能很大，破坏共价键需要很大的能量，所以 N2的化学性质很稳定；稀有气体都为单原子分子，没有化学键；卤族元素从 F 到 I，原子半径逐渐增大，其氢化物中化学键的键长逐渐变长，键能逐渐变小，所以稳定性：HFHClHBrHI；由于 HF 的键能大于 HO，所以稳定性：HFH2O。第二节分子的空间结构一、分子结构的测定1早年的科学家主要靠对物质的化学性质进行系统总结得出规律后推测分子的结构。如今，科学家应用红外光谱、晶体 X 射线衍射等现代仪器和方法测定分子的结构。2红外光谱工作原理(1)原理：分子中的原子不是固定不动的，而是不断震动的。红外线透过分子时，分子会吸收跟它的某些化学键的振动频率相同的红外线，再记录到谱图上呈现吸收峰。通过和已有谱图库比对，或通过量子化学计算，可以得知分子中含有何种化学键或官能团的信息。(2)红外光谱仪原理示意图例如，通过红外光谱仪测得某未知物的红外光谱图如下，发现有 OH、CH、和 CO 的震动吸收。可初步推测该未知产物中含有羟基。【注】根据红外光谱图可以初步判断分子中化学键或官能团的类型。2、多样的分子空间结构单原子分子、双原子分子不存在空间结构，多原子存在空间结构。分子类型化学式空间结构结构式键角空间填充模型球棍模型CO2直线形O=C=O180三原子分子H2OV 形105CH2O平面三角形120四原子分子NH3三角锥形107五原子分子CH4四面体形10928【注】分子组成相似的分子，空间结构不一定相似，如 NH3是三角锥形，而BCl3是平面三角形。 空间结构相同的分子，键角不一定相同。如 CH4和 P4均为正四面体结构，但 CH4键角为 10928，而 P4为 60。三、价层电子对互斥模型（VSEPR 模型）1价层电子对互斥理论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间的 键电子对和中心原子的孤电子对。2中心原子上价层电子对的计算(1)价层电子对Error!(2)计算 键电子对的计算由分子式确定，即中心原子形成几个 键，就有几对 键电子对。如 H2O分子中，O 有 2 对 键电子对，NH3分子中，N 有 3 对 键电子对。中心原子上的孤电子对的计算中心原子上的孤电子对数 (axb)12aa 表示中心原子的价电子数。对于主族元素：a原子的最外层电子数。对于阳离子：a中心原子的价电子数离子的电荷数。对于阴离子：a中心原子的价电子数离子的电荷数(绝对值)。bx 表示与中心原子结合的原子数。cb 表示与中心原子结合的原子最多能接受的电子数，氢为 1，其他原子8该原子的价电子数。(3)VSEPR 模型与分子或离子的空间结构 键电子对数孤电子对数价层电子对数VSEPR 模型价层电子对 互斥理论分子或离子的空间结构。略去孤电子对 分子或离子孤电子对数价层电子对数VSEPR模型名称分子或离子的空间结构名称CO2、BeCl202直线形直线形SO2、PbCl213平面三角形V 形CO、BF32303平面三角形平面三角形H2O、H2S24四面体形V 形NH3、NF314四面体形三角锥形CH4、CCl404正四面体形正四面体形（4）价层电子对之间的斥力电子对间夹角越小，斥力越大。分子中电子对之间的斥力大小顺序：孤电子对孤电子对 孤电子对成键电子对 成键电子对成键电子对。由于三键、双键比单键包含的电子多，所以斥力大小顺序：三键 双键 单键。【注】孤电子对对成键电子对的排斥作用会挤压周围的化学键，使键与键之间的键角变小，如 H2O 的键角 105，NH3的键角 107。 中心原子的价层电子都用于形成共价键分子，其空间结构与 VSEPR 模型相同，如 CO2、CH4。 中心原子上有孤电子对时，分子的空间结构与 VSEPR 模型不同，如SO2、NH3。 价层电子对互斥模型对分子的空间结构的预测少有事物，但它不能预测以过渡金属为原子的分子。例例 1若 ABn分子的中心原子 A 上没有未用于形成共价键的孤电子对，根据价层电子对互斥理论，下列说法正确的是()A若 n2，则分子的空间结构为 V 形B若 n3，则分子的空间结构为三角锥形C若 n4，则分子的空间结构为正四面体形D以上说法都不正确【答案】 C若中心原子 A 上没有未用于成键的孤电子对，则根据斥力最小的原则，当 n2 时，分子的空间结构为直线形；当 n3 时，分子的空间结构为平面三角形；当 n4 时，分子的空间结构为正四面体形。2用价层电子对互斥理论(VSEPR)可以预测许多分子或离子的空间结构，有时也能用来推测键角大小，下列判断错误的是()ASO2、CS2、HI 都是直线形的分子BBF3键角为 120CBF3、SO3都是平面三角形的分子DPCl3、NH3都是三角锥形的分子【答案】 AA.SO2中价层电子对数2 (622)3 且含有 1 对12孤电子对，所以 SO2为 V 形结构，CS2、HI 为直线形结构，故 A 错误；B.BF3中价层电子对数3 (331)3，为平面三角形结构，所以 BF3键角为12120，故 B 正确；C.BF3、SO3中中心原子价层电子对数都是 3 且不含孤电子对，所以这两种分子都是平面三角形结构，故 C 正确；D.PCl3、NH3中价层电子对数3 (531)4，且含有 1 对孤电子对，所以 PCl3、NH3均为三角锥12形结构，故 D 正确。例 3. 下列叙述正确的是()ANH3分子中 N 原子处在 3 个 H 原子所组成的三角形的中心BCCl4分子中 C 原子处在 4 个 Cl 原子所组成的正方形的中心CH2O 分子中 O 原子处在 2 个 H 原子所组成的直线的中央DCO2是非极性分子，分子中 C 原子处在 2 个 O 原子所连接的直线的中央【答案】 DNH3分子为三角锥形分子，N 原子位于锥顶，A 错误；CCl4分子为正四面体形分子，B 错误；H2O 分子为 V 形结构，C 错误；CO2分子为直线形，C 原子位于两个 O 原子连线的中央，D 正确。四、杂化轨道理论简介1用杂化轨道理论解释甲烷分子的形成在形成 CH4分子时，碳原子的一个 2s 轨道和三个 2p 轨道发生混杂，形成4 个能量相等的 sp3杂化轨道。4 个 sp3杂化轨道分别与 4 个 H 原子的 1s 轨道重叠形成 4 个 CH 键，所以 4 个 CH 键是等同的。2杂化轨道的形成及其特点【注】原子轨道的杂化只有在形成分子的过程中才会发生，孤立的原子不可能发生杂化。 只有能量相近的轨道才能发生杂化。 杂化后原子轨道数目不变，且杂化轨道的能量相同。 杂化后轨道的伸展发向、形状发生改变，使原子形成的共价键更牢固。但相同杂化形式的杂化轨道形状完全相同。3杂化轨道类型及其空间结构(1)sp3杂化轨道sp3杂化轨道是由 1 个 s 轨道和 3 个 p 轨道杂化形成的。sp3杂化轨道间的夹角是 10928，空间结构为正四面体形(如下图所示)。(2)sp2杂化轨道sp2杂化轨道是由 1 个 s 轨道和 2 个 p 轨道杂化而成的。sp2杂化轨道间的夹角是 120，呈平面三角形(如下图所示)。(3)sp 杂化轨道sp 杂化轨道是由 1 个 s 轨道和 1 个 p 轨道杂化而成的。sp 杂化轨道间的夹角是 180，呈直线形(如下图所示)。 【注】sp、sp2两种杂化形式中还有未参与杂化的 p 轨道，可用于形成 键，而杂化轨道只用于形成 键或者用来容纳未参与成键的孤电子对。有机物中碳原子杂化类型的判断：饱和碳原子采取 sp3杂化，连接双键的碳原子采取 sp2杂化，连接三键的碳原子采取 sp 杂化。4.VSEPR 模型与中心原子的杂化轨道类型杂化轨道类型VSEPR 模型典型分子空间结构spCO2直线形sp2SO2V 形sp3H2OV 形sp2SO3平面三角形sp3NH3三角锥形五、杂化轨道类型的判断方法1. 根据杂化轨道数目判断 对于 ABm型分子（或离子），中心原子 A 的价层电子对数为其杂化轨道数。可先确定分子或离子的 VSEPR 模型，然后确定中心原子的杂化轨道类型。如 ClO3-、ClO4-的价层电子对数为 4，则杂化轨道数均为 4。2. 根据杂化轨道之间的夹角判断：若杂化轨道之间的夹角为 10928，则中心原子发生 sp3杂化；若杂化轨道之间的夹角为 120，则中心原子发生 sp2杂化；若杂化轨道之间的夹角为 180，则中心原子发生 sp 杂化。3.根据共价键类型判断 没有形成 键，为 sp3杂化：CH4 形成一个 键，为 sp2杂化：CH2=CH2 形成两个 键，为 sp 杂化：CHCH、O=C=O4. 有机物中碳原子杂化类型的判断：饱和碳原子采取 sp3杂化，连接双键的碳原子采取 sp2杂化，连接三键的碳原子采取 sp 杂化。 5.取代法（1）如(CH3)3N 可看作三个甲基取代了 NH3分子中的三个氢原子而得，所以其分子中氮原子采用采取 sp3杂化。（2）CH3CH=CH2分子可以看作乙烯基取代了 CH4分子中的一个氢原子而得，则甲基中碳原子为 sp3杂化，也可看作甲基取代了 CH2=CH2分子中的一个氢原子而得，故两个不饱和碳为 sp2杂化。例例 4下列分子中中心原子的杂化方式和分子的空间结构均正确的是()AC2H2：sp2、直线形BSO：sp3、三角锥形24CH3O：sp3、V 形DBF3：sp2、平面三角形【答案】D乙炔的结构式为 HCCH，每个碳原子价层电子对个数是 2 且不含孤电子对，所以 C 原子采用 sp 杂化，为直线形结构；SO中硫原24子的价层电子对数4，孤电子对数为 0，采取 sp3杂化，为正四面体形；H3O中氧原子的价层电子对数314，所以中心原子原子轨道为 sp3杂化，该离子中含有一个孤电子对，所以其空间结构为三角锥形；BF3分子中硼原子价层电子对数303，杂化轨道数为 3，孤电子对数为 0，所以其空间结构为平面三角形。例例 5下列说法中正确的是()ANCl3分子呈三角锥形，这是氮原子采取 sp2杂化的结果Bsp3杂化轨道是由任意的 1 个 s 轨道和 3 个 p 轨道混合形成的 4 个 sp3杂化轨道C中心原子采取 sp3杂化的分子，其空间结构可能是四面体形或三角锥形或 V 形DAB3型的分子空间结构必为平面三角形【答案】CNCl3分子中心氮原子上的价层电子对数 键电子对数孤电子对数34，因此 NCl3分子中氮原子以 sp3杂化，选项 A 错53 12误；sp3杂化轨道是原子最外电子层上的 s 轨道和 3 个 p 轨道“混杂”起来，形成能量相等、成分相同的 4 个轨道，选项 B 错误；一般中心原子采取 sp3杂化的分子所得到的空间结构为四面体形，如甲烷分子，但如果有杂化轨道被中心原子上的孤电子对占据，则空间结构发生变化，如 NH3、PCl3分子是三角锥形，选项 D 错误，选项 C 正确。 第三节 分子结构与物质的性质一、共价键的极性1键的极性和分子的极性键的极性和分子的极性(1)键的极性【注】根据元素电负性的大小判断键合原子的电性。形成共价键的两个原子，电负性大的原子显负价，电负性小的原子显正价。 电负性差值越大的两原子形成的共价键极性越强。（2）分子的极性 分子有极性分子和非极性分子。分子的极性与分子的空间结构及分子中键的极性有关。分类极性共价键非极性共价键成键原子不同元素的原子同种元素的原子电子对发生偏移不发生偏移成键原子的电性一个原子呈正电性()一个原子呈负电性()呈电中性 (3) 键的极性与分子极性之间的关系只含非极性键的分子一定是非极性分子（O3除外）。含有极性键的分子，如果分子中各个键的极性的向量和等于零，则为非极性分子，否则为极性分子。极性分子中一定有极性键，非极性分子中不一定含有非极性键。例如CH4是非极性分子，只含有极性键。含有非极性键的分子不一定为非极性分子，如 H2O2是含有非极性键的极性分子。例如：（4）分子极性的判断方法(1)只含有非极性键的双原子分子或多原子分子大多是非极性分子。如O2、H2、P4、C60。(2)含有极性键的双原子分子都是极性分子。如 HCl、HF、HBr。(3)含有极性键的多原子分子，空间结构对称的是非极性分子；空间结构不对称的是极性分子。(4)判断 ABn型分子极性的经验规律：若中心原子 A 的化合价的绝对值等于该元素所在的主族序数，则为非极性分子；若不等，则为极性分子。若中心原子有孤电子对，则为极性分子；若无孤电子对，则为非极性分子。如 CS2、BF3、SO3、CH4为非极性分子；H2S、SO2、NH3、PCl3为极性分子。【注】一般情况下，单质分子为非极性分子，但 O3是 V 形分子，其空间结构不对称，故O3为极性分子。 H2O2的结构式为 HOOH，其空间结构如图所示，是不对称的，为极性分子。只含极性键的分子不一定是极性分子（如 CH4）；极性分子不一定含有极性键（如 CH3OH）；含有非极性键的分子不一定是非极性分子（如H2O2）。例例 1下列有关分子的叙述中正确的是()A以非极性键结合起来的双原子分子一定是非极性分子B以极性键结合起来的分子一定是极性分子C非极性分子只能是双原子单质分子D非极性分子中一定含有非极性共价键【答案】A对于抽象的选择题可用举反例法以具体的物质判断正误。A项正确，如 O2、H2、N2等；B 项错误，以极性键结合起来的分子不一定是极性分子，若分子的空间结构对称，正电中心和负电中心重合，就是非极性分子，如 CH4、CO2、CCl4、CS2等；C 项错误，非极性分子不一定是双原子单质分子，如 CH4等；D 项错误，非极性分子中不一定含有非极性键，如 CH4、CO2等。例例 2PH3又称磷化氢，在常温下是一种无色、有大蒜气味的气体，电石气的杂质中常含有它。它的结构与 NH3分子结构相似。以下关于 PH3的叙述中正确的是()APH3是非极性分子BPH3分子中有未成键的电子对CPH3是一种强氧化剂DPH3分子中的 PH 是非极性键【答案】 BPH3与 NH3分子的结构相似，因此在 P 原子的最外层有一对孤电子对未成键。PH 是由不同种原子形成的共价键，属于极性键。根据 PH3的分子结构可知该分子的正电中心和负电中心不重合，故分子有极性。PH3中P