分子构型与物质的性质-导学案.doc

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1、分子构型与物质的性质【学习目标】1、理解杂化轨道理论的主要内容，掌握三种主要的杂化轨道类型；2、学会用杂化轨道原理解释常见分子的成键情况与空间构型；3、掌握价层电子对互斥理论，知道确定分子空间构型的简易方法；4、了解等电子原理及其应用。【学习重点】杂化轨道理论、价层电子对互斥理论、分子空间构型的简易方法、等电子原理【学习难点】杂化轨道理论、价层电子对互斥理论【学习过程】〖你知道吗〗1、O原子与H原子结合形成的分子为什么是H2O，而不是H3O或H4O？2、C原子与H原子结合形成的分子为什么是CH4，而不是CH2？CH4分子为什么具有正四

2、面体结构？3、为什么H2O分子是“V”型、键角是104.5°，而不是“直线型”或键角是“90°”？一、杂化轨道理论（1931年，美国化学家鲍林L.Pauling提出）1、CH4——sp3杂化轨道排布式：电子云示意图：（1）能量相近的原子轨道才能参与杂化；（2）杂化后的轨道一头大，一头小，电子云密度大的一端与成键原子的原子轨道沿键轴方向重叠，形成σ键；由于杂化后原子轨道重叠更大，形成的共价键比原有原子轨道形成的共价键稳定，所以C原子与H原子结合成稳定的CH4，而不是CH2。（3）杂化轨道能量相同，成分相同，如：每个sp3杂化轨道占有个s

3、轨道、个p轨道；（4）杂化轨道总数等参与杂化的原子轨道数目之和，如个s轨道和个p轨道杂化成个sp3杂化轨道（5）正四面体结构的分子或离子的中心原子，一般采取sp3杂化轨道形式形成化学键，如CCl4、NH4+等，原子晶体金刚石、晶体硅、SiO2等中C和Si也采取sp3杂化形式，轨道间夹角为。92、BF3——sp2杂化型用轨道排布式表示B原子采取sp2杂化轨道成键的形成过程：电子云示意图：（1）每个sp2杂化轨道占有个s轨道、个p轨道；（2）sp2杂化轨道呈型，轨道间夹角为；（3）中心原子通过sp2杂化轨道成键的分子有、等。〖思考、讨论〗

4、根据现代价键理论即“电子配对理论”，Be原子外围电子排布式为2s2，电子已配对不能形成共价键，但气态BeCl2分子却能稳定存在，为什么？3、气态BeCl2——sp杂化型用轨道排布式表示Be原子采取sp杂化轨道成键的形成过程：电子云示意图：（1）每个sp杂化轨道占有个s轨道、个p轨道；（2）sp杂化轨道呈型，轨道间夹角为；（3）中心原子通过sp杂化轨道成键的分子有、等。〖思考〗为何不能形成气态BeCl4分子？【例题选讲】例1：根据乙烯、乙炔分子的结构，试用杂化轨道理论分析乙烯和乙炔分子的成键情况。例2：试用杂化轨理论解释石墨、苯的结构9

5、小结：请填写下表表1杂化轨道类型与杂化轨道空间构型杂化类型轨道成分轨道空间构型轨道间夹角相关实例spsp2sp3*dsp3或sp3d------三角双锥90°、120°PCl5*d2sp3或sp3d2------八面体90°、180°SF6〖思考、讨论〗NH3、H2O分子中键角分另为107°18′、104.5°，与109°28′相差不大，由此可推测，N、O原子的原子轨道可能采取何种类型杂化？原子轨道间夹角小于109°28′，可能说明了什么问题？二、价层电子对互斥理论（1941年西奇威克、吉来斯比等提出）1、价电子对：包括孤对电子对和成

6、键电子对，一般孤对电子对离核较近。2、价电子对之间存在相互排斥作用，为减小斥力，相互之间尽可能远离，因此分子的空间构型受到影响，一般，分子尽可能采取对称的空间结构以减小斥力。相邻电子对间斥力大小顺序：9孤对电子对孤对电子对>孤对电子对成键电子对>成键电子对成键电子对*叁键叁键>叁键双键>双键双键>双键单键>单键单键*三、不等性杂化NH3、H2O的分子构型也可通过不等性杂化解释，即中心原子的孤对电子也参与杂化，得到性质不完全等同的杂化轨道，轨道的s成分和p成分不全相同，孤对电子对较密集于氮原子或氧原子周围。由于孤对电子对的杂化轨道排斥成

7、键电子的杂化轨道，以致轨道夹角不等，氨分子和水分子成键电子对之间的夹角都小于109°28′。水分子中的氧原子有两个孤对电子对，它的O-H键之间的夹角比氨分子中N-H键之间夹角受到的排斥力作用更大。例3：BF3是平面三角型的几何构型，但NF3却是三角锥型的几何构型，试用所学理论加以说明。四、确定分子空间构型的简易方法1、对于ABm型分子（1）对于主族元素，中心原子价电子数=最外层电子数，配位原子按提供的价电子数计算，如：PCl5中（2）O、S作为配位原子时按不提供价电子计算，作中心原子时价电子数为6；（3）离子的价电子对数计算如：NH4

8、+：；SO42-：例4：计算下列分子或离子中的价电子对数，并根据已学填写下表物质价电子对数中心原子杂化轨道类型杂化轨道/电子对空间构型轨道夹角分子空间构型键角气态BeCl2CO2BF3CH4NH4+H2ONH3PCl32