分子的立体构型导学案4

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1、《选修三第二章第二节　分子的立体构型》导学案（第4课时）【课标要求】知识与技能要求：复习巩固本节知识【本节重点知识再现】一、常见分子的空间构型1.双原子分子都是直线形，如：HCl、NO、O2、N2等。2.三原子分子有直线形，如CO2、CS2等；还有“V”形，如H2O、H2S、SO2等。3.四原子分子有平面三角形，如BF3、BCl3、CH2O等；有三角锥形，如NH3、PH3等；也有正四面体，如P4。4.五原子分子有正四面体，如CH4、CCl4等，也有不规则四面体，如CH3Cl、CH2Cl2、CHCl

2、3。另外乙烯分子和苯分子都是平面形分子。二、价层电子对互斥模型1.理论模型分子中的价电子对(包括成键电子对和孤电子对)，由于相互排斥作用，而趋向尽可能彼此远离以减小斥力，分子尽可能采取对称的空间构型。2.价电子对之间的斥力(1)电子对之间的夹角越小，排斥力越大。(2)由于成键电子对受两个原子核的吸引，所以电子云比较紧缩，而孤对电子只受到中心原子的吸引，电子云比较“肥大”，对邻近电子对的斥力较大，所以电子对之间斥力大小顺序如下：孤电子对－孤电子对>孤电子对－成键电子>成键电子－成键电子(3)由于三键

3、、双键比单键包含的电子数多，所以其斥力大小次序为三键>双键>单键。3.价层电子对互斥模型的两种类型价层电子对互斥模型说明的是价层电子对的空间构型，而分子的空间构型指的是成键电子对空间构型，不包括孤对电子。(1)当中心原子无孤对电子时，两者的构型一致；(2)当中心原子有孤对电子时，两者的构型不一致。4.用价层电子对互斥理论推断分子或离子的空间构型具体步骤：(1)确定中心原子A价层电子对数目中心原子A的价电子数与配体X提供共用的电子数之和的一半，即中心原子A价层电子对数目。计算时注意：①氧族元素原子作

4、为配位原子时，可认为不提供电子，但作中心原子时可认为它提供所有的6个价电子。②如果讨论的是离子，则应加上或减去与离子电荷相应的电子数。如PO中P原子价层电子数应加上3，而NH中N原子的价层电子数应减去1。③如果价层电子数出现奇数电子，可把这个单电子当作电子对看待。(2)确定价层电子对的空间构型由于价层电子对之间的相互排斥作用，它们趋向于尽可能的相互远离。价层电子对的空间构型与价层电子对数目的关系：价层电子对数目23456价层电子对构型直线形三角形四面体三角双锥八面体(3)分子空间构型确定根据分子中

5、成键电子对数和孤对电子数，可以确定相应的较稳定的分子几何构型。如p47表：5.价电子对数计算方法对于ABm型分子(A为中心原子，B为配位原子)，分子的价电子对数可以通过下式确定：n＝其中，中心原子的价电子数等于中心原子的最外层电子数，配位原子中卤素原子、氢原子提供1个价电子，氧原子和硫原子按不提供价电子计算。先根据价电子对数判断分子的VSEPR模型，再根据中心原子是否有孤对电子判断分子的立体结构模型。三、杂化轨道理论的简述1.杂化轨道理论认为：在形成分子时，通常存在激发、杂化、轨道重叠等过程。但应

6、注意，原子轨道的杂化，只有在形成分子的过程中才会发生，而孤立的原子是不可能发生杂化的。同时只有能量相近的原子轨道(如2s,2p等)才能发生杂化，而1s轨道与2p轨道由于能量相差较大，它是不能发生杂化的。2.杂化轨道成键时，要满足化学键间最小排斥原理，键与键间排斥力大小决定于键的方向，即决定于杂化轨道间的夹角。由于键角越大化学键之间的排斥力越小，对sp杂化来说，当键角为180°时，其排斥力最小，所以sp杂化轨道成键时分子呈直线形；对sp2杂化来说，当键角为120°时，其排斥力最小，所以sp2杂化轨道

7、成键时，分子呈平面三角形。由于杂化轨道类型不同，杂化轨道夹角也不相同，其成键时键角也就不相同，故杂化轨道的类型与分子的空间构型有关。3.杂化轨道的数目与组成杂化轨道的各原子轨道的数目相等。四、ABm型杂化类型的判断1.公式:电子对数n＝(中心原子的价电子数＋配位原子的成键电子数±电荷数)2.根据n值判断杂化类型一般有如下规律：当n＝2，sp杂化；n＝3，sp2杂化；n＝4，sp3杂化。例如：SO2　n＝(6＋0)＝3　sp2杂化NO　n＝(5＋1)＝3　sp2杂化NH3　n＝(5＋3)＝4sp3杂

8、化注意　①当上述公式中电荷数为正值时取“－”，电荷数为负值时取“＋”。②当配位原子为氧原子或硫原子时，成键电子数为零。五、配合物1.配位键是一种特殊的共价键，但形成配位键的共用电子是由一方提供而不是由双方共同提供的。2.过渡金属原子或离子都有接受孤对电子的空轨道，对多种配体具有较强的结合力，因而过渡金属配合物远比主族金属配合物多。3.配合物的电离配合物溶于水易电离为内界配离子和外界离子，而内界的配体离子和分子通常不能电离。如[Co(NH3)5Cl]Cl2===[Co(NH3)5Cl