【图文】高中化学苏教版选修三 分子构性与物质的性质_百度文库
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高中化学苏教版选修三 分子构性与物质的性质
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你可能喜欢关于共价键的问题.键长短,电子间的斥力大,它的键能是大还是小,为什么?键长长呢?还有π键和σ之间1.π键和σ键之间怎么用键长和斥力解释?2.为什么键长越短,键能越大?不是电子间斥力大吗,那键能怎么还大呢?3.分子构型总是采取电子对之间斥力最小的那种是什么意思4.比如Br和Cl之间,Br-Br的键能是193.7,Cl-Cl间的键能是242.7,但是Br-Br的键长是228,Cl-Cl的键长是198,他俩都是卤族元素,越往下越稳定吧,那为啥Cl-Cl的键能还大于Br-Br呢?5.C=C和CC三键之间的π键和σ键的键能大小的关系（如果前面解释好的话我想这个就大概点播一下就行了,我想我能懂.） 各位可以挑自己会的去回答,不用非回答所有,但回答所有更好,尽量不要从网上一大段一大段地复制那些话,因为我没有功夫仔细看,最好言简意赅,一语道破.我很着急,
我是射击狗049
π键和σ键,C-C,C=C和CC三键键能大小在高中的《结构化学》中有详细解释,由于它们的空间成键模式不同,成键时键长不一样.对于共价键的键长与键能,是由于原子核的引力成键,共用电子对,引力越大,键能越大.斥力最小时,最稳定.cl与Br单质间的键能,最简单的判断方法是看谁更稳定,键能就越大.
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分子结构与性质
分子的立体构型
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分子结构与性质
分子的立体构型
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你可能喜欢(每空2分 共16分) 20世纪50年代科学家提出价层电子对互斥模型（简称VSEPR模型），用于预测简单分子立体结构。其要点可以概括为：Ⅰ、用AXnEm表示只含一个中心原子的分子组成，A为中心原子，X为与中心原子相结合的原子，E为中心原子最外层未参与成键的电子对（称为孤对电子），（n＋m）称为价层电子对数。分子中的价层电子对总是互相排斥，均匀的分布在中心原子周围的空间；Ⅱ、分子的立体构型是指分子中的原子在空间的排布，不包括中心原子未成键的孤对电子；Ⅲ、分子中价层电子对之间的斥力主要顺序为：
i、孤对电子之间的斥力＞孤对电子对与共用电子对之间的斥力＞共用电子对之间的斥力；
ii、双键与双键之间的斥力＞双键与单键之间的斥力＞单键与单键之间的斥力；
iii、X原子得电子能力越弱，A－X形成的共用电子对之间的斥力越强；
iv、其他。请仔细阅读上述材料，回答下列问题：(1)根据要点I可以画出AXnEm的VSEPR理想模型，请填写下表：n＋m2 VSEPR理想模型 正四面体价层电子对之间的理想键角 109°28′(2)请用VSEPR模型解释CO2为直线型分子的原因
。(3) H2O分子的立体构型为：
，请你预测水分子中∠H－O－H的大小范围为
。(4) SO2Cl2和SO2F2都属AX4E0型分子，S＝O之间以双键结合，S－Cl、S－F之间以单键结合。请你预测 SO2Cl2和SO2F2分子的立体构型：
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在线咨询下载客户端关注微信公众号&&&分类：(每空2分 共16分) 20世纪50年代科学家提出价层电子对互斥模型（简称VSEPR模型），用于预测简单分子立体结构。其要点可以概括为：Ⅰ、用AXnEm表示只含一个中心原子的分子组成，A为中心原子，X为与中心原子相结合的原子，E为中心原子最外层未参与成键的电子对（称为孤对电子），（n＋m）称为价层电子对数。分子中的价层电子对总是互相排斥，均匀的分布在中心原子周围的空间；Ⅱ、分子的立体构型是指分子中的原子在空间的排布，不包括中心原子未成键的孤对电子；Ⅲ、分子中价层电子对之间的斥力主要顺序为：
i、孤对电子之间的斥力＞孤对电子对与共用电子对之间的斥力＞共用电子对之间的斥力；
ii、双键与双键之间的斥力＞双键与单键之间的斥力＞单键与单键之间的斥力；
iii、X原子得电子能力越弱，A－X形成的共用电子对之间的斥力越强；
iv、其他。请仔细阅读上述材料，回答下列问题：(1)根据要点I可以画出AXnEm的VSEPR理想模型，请填写下表：n＋m2 VSEPR理想模型 正四面体价层电子对之间的理想键角 109°28′(2)请用VSEPR模型解释CO2为直线型分子的原因
。(3) H2O分子的立体构型为：
，请你预测水分子中∠H－O－H的大小范围为
。(4) SO2Cl2和SO2F2都属AX4E0型分子，S＝O之间以双键结合，S－Cl、S－F之间以单键结合。请你预测 SO2Cl2和SO2F2分子的立体构型：
。(每空2分 共16分) 20世纪50年代科学家提出价层电子对互斥模型（简称VSEPR模型），用于预测简单分子立体结构。其要点可以概括为：Ⅰ、用AXnEm表示只含一个中心原子的分子组成，A为中心原子，X为与中心原子相结合的原子，E为中心原子最外层未参与成键的电子对（称为孤对电子），（n＋m）称为价层电子对数。分子中的价层电子对总是互相排斥，均匀的分布在中心原子周围的空间；Ⅱ、分子的立体构型是指分子中的原子在空间的排布，不包括中心原子未成键的孤对电子；Ⅲ、分子中价层电子对之间的斥力主要顺序为：
i、孤对电子之间的斥力＞孤对电子对与共用电子对之间的斥力＞共用电子对之间的斥力；
ii、双键与双键之间的斥力＞双键与单键之间的斥力＞单键与单键之间的斥力；
iii、X原子得电子能力越弱，A－X形成的共用电子对之间的斥力越强；
iv、其他。请仔细阅读上述材料，回答下列问题：(1)根据要点I可以画出AXnEm的VSEPR理想模型，请填写下表：n＋m2 VSEPR理想模型 正四面体价层电子对之间的理想键角 109°28′(2)请用VSEPR模型解释CO2为直线型分子的原因
。(3) H2O分子的立体构型为：
，请你预测水分子中∠H－O－H的大小范围为
。(4) SO2Cl2和SO2F2都属AX4E0型分子，S＝O之间以双键结合，S－Cl、S－F之间以单键结合。请你预测 SO2Cl2和SO2F2分子的立体构型：
。科目:难易度:最佳答案 (每空1分，共16分)(1) 4直线形 180°
(2) CO2属AX2E0，n＋m＝2，故为直线形 (3)
∠H－O－H＜109°28′
水分子属AX2E2，n＋m＝4，VSEPR理想模型为正四面体，价层电子对之间的夹角均为109°28′。根据Ⅲ－i，应有∠H－O－H＜109°28′ (4) 四面体解析
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高中化学奥林匹克竞赛培训讲义(全)
导读：笔者根据多年的培训体会，趋势预测：今后化学竞赛试题考查分子结构仍然是考查参赛者空间感知能力的重要内容，有关分子结构的试题将永远是化学竞赛的主要试题，美国化学家路易斯认为构成物质的两个原子各取出一个电子配成对，路易斯又把用“共用电子对”维系的化学作用力称为共价键，在中学化学里就学过，它比化学键键能小一、二个数量级，三、化学平衡，赛点归纳：近年来化学竞赛试题中多次考查溶剂化酸碱理论和化学平衡知识，
2. 根据Lewis电子理论判断分子的形状。
3. 根据价层电子对互斥理论判断分子的形状。
4. 根据等电子原理判断未知分子的结构。
当然，试题考查的形式多种多样，且考查的形式也不是单一的，往往是多种形式揉合在一起的。笔者根据多年的培训体会，认为：参赛者在学习分子结构相关知识时，首先要学习Lewis电子理论，然后学习价电子对互斥理论，Lewis 电子理论可以在学习前两种理论的基础上水到渠成。 趋势预测：今后化学竞赛试题考查分子结构仍然是考查参赛者空间感知能力的重要内容，考查的力度可能还会增大，有兴趣的参赛者可将近年来的初赛试题加以分析，不难得出答案。有关分子结构的考查可能会加大信息量，考查近年来的最新科技成果。总之由于分子结构的判断会牵涉到数学知识，从考查参赛者综合素质的层面上看，有关分子结构的试题将永远是化学竞赛的主要试题。
一. 路易斯结构式
美国化学家路易斯认为构成物质的两个原子各取出一个电子配成对，通过这种共用电子对的相互结合来形成物质。他还认为，稀有气体最外层电子构型是一种稳定构型，其它原子倾向于共用电子而使它们的最外层转化为稀有气体的8电子稳定构型――八隅律。路易斯又把用“共用电子对”维系的化学作用力称为共价键。后人称这种观念为路易斯共价键理论。分子中除了用于形成共价键的键合电子外，还经常存在未用于形成共价键的非键合电子，又称孤对电子。后人把这种添加了孤对电子的结构式叫路易斯结构式。
二. 单键、双键和叁键――σ键和π键
σ键的特点是两个原子轨道沿键轴方向以“头碰头”的方式重叠，重叠部分沿着键轴呈圆柱形对称。这种方式重叠程度大，所以σ键的键能大，稳定性高。π键的特点是两个原子轨道以平行即“肩并肩”方式重叠，重叠部分对通过一个键轴的平面呈镜面反对称。它的重叠程度较小，所以稳定性较差。
三. 价层电子互斥模型(VSEPR)
分子的构型主要取决于中心原于价电子层中电子对(包括成键电子对和孤电子对)的互相排斥作用。而分子的构型总是采取电子对之间的斥力最小的那种。
(对等同的单键位置，可任意选取，对不等同的单键则要按电子对之间斥力最小的原则选取。如三角双锥形中，孤电子对只允许占据平面三角形中任意单键位置)。
③如果分子中有双键或叁键，则电子对互斥理论仍适用，把重键视作一个单键看待。如CO2分子为直线型O＝C＝O。
④价电子对之间的斥力大小，决定于电子对之间的夹角和电子对的成键情况。电子对之间的夹角越小，斥力越大。电子对之间斥力的大小顺序为孤电子对-孤电子对之间的斥力＞孤电子对-成键电子对之间的斥力＞成键电子对-成键电子对之间的斥力。
⑤中心原子价电子层电子对数的计数，即中心原子的价电子数加配体供给的电子数之和被2除。而氧族原子作为配体时可认为不提供共用电子(如PO43+ 的中心原子P，价电子5个，加上电荷数3个，共8个电子，即4对价电子对) ，但当氧族原子作为中心原子时，可认为它提供6个价电子(如SO3的中心原于S提供6个价电子，氧作为配体不提供电子，所以中心原子S的价电子对为3对)。如果讨论的物质是阳离子，如NH4+，中心原子N价电子2s22p3共5个加上四个配体各提供一个电子，减去一个电荷共8个电子，即4对价电子。
四. 杂化轨道理论
其要点是在形成分子时，由于原子的相互影响，能量相近的不同类型的原子轨道混合起来，重新组成一组能量等同的新的杂化轨道，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；杂化轨道又分为等性和不等性杂化两种；杂化轨道成键时要求轨道最大重叠，键与键之间斥力最小。
五. （1）苯分子中的p-p大π键
苯的路易斯结构式中碳-碳键有单键和双键之分，这种结构满足了碳的四价，然而，事实上，在中学化学里就学过，苯分子所有碳-碳键的键长和键能并没有区别，这个矛盾可用苯环的碳原子形成p-p大π键的概念得以解决――苯分子中的碳原子取sp2杂化，三个杂化轨道分别用于形成三个σ键，故苯分子中有键角为1200的平面结构的σ骨架；苯分子的每个碳原子尚余一个未参与杂化的p轨道，垂直于分子平面而相互平行。显然，每个碳原子左右相邻的碳原子没有区别，认为某个碳原子未参与杂化与杂化的p轨道中的电子只与左邻碳原子的平行p轨道中的一个电子形成σ键而不与右邻的碳原子的平行p轨道形成π键或者相反显然是不合逻辑的，不如认为所有6个“肩并肩”的平行p轨道上共6个电子在一起形成了弥散在整个苯环p-p大π键。
（2）丁二烯中的p-p大π键
丁二烯分子式为H2C=CH-CH=CH2。4个碳原子均与3个原子相邻，故均取sp2杂化，这些杂化轨道相互重叠，形成分子σ骨架，使所有原子处于同一平面。每个碳原子还有一个未参与杂化p轨道，垂直于分子平面，每个p轨道里有一个电子。故丁二烯分子里存在一个“4轨道4电子”的p-p
a大π键。通常用Π b为大π键的符号，其中a表示平行p轨道的数目，b表示在平行p轨道里的电
子数。另外CO2分子、CO32-和O3分子中都含有大π键。
（3）等电子体原理
具有相同的通式――AXm，而且价电子总数相等的分子或离子具有相同的结构特征，这个原理称为“等电子体原理”。如：CO2、CNS-、NO2+、N3-具有相同的通式――AX2，价电子总数16，具有相同的结构――直线型分子，中心原子上没有孤对电子而取sp杂化轨道，形成直线形σ骨架，键角为
41800，分子里有两套Π 3 p-p大π键。同理SO2、O3、NO2-为等电子体，SO42-、PO43-为等电子体。
六. 共价分子的性质和分子间力
（1）键参数为表征价键性质的某些物理量，如键级、键能、键角、键长、键的极性等数据。 ①键级＝（成键电子数-反键电子数）/2
②键能：对AB型双原子分子而言， 键能为离解能D。
对多原子分子而言，键能为多个键的平均离解能，如：NH3分子的N-H键能
③键长：即分子中两个原子核间的平衡距离。
④键角：即分子中键和键之间的夹角。
⑤键的极性：共价键分为非极性共价键和极性共价键两种，可用参与成键的两个原子的电负性差来衡量。电负性差大于1.7时，可以认为是离子键；电负性差介于1.7到0之间，可以认为是极性共价键；电负性差等于零，为非极性共价键。
(2)分子间作用力及氢键
1．分子可分为极性分子和非极性分子。极性分子：分子中正、负电荷重心不相重合；非极性分子：分子中正、负电荷重心相重合。
分子的极性大小用偶极矩μ衡量，μ＝o。为非极性分子，μ越大，分子的极性越强。
q是偶极一端上的电荷, L是分子的偶极距离。
2．分子间的作用力即范德华力，它比化学键键能小一、二个数量级。它包括：①取向力：永久偶极间的相互作用力。②诱导力：诱导偶极同永久偶极间的作用力。③色散力：由于瞬间偶极而产
生的相互作用力。
氢键通常可表示为X―H……Y，X、Y代表F、O、N等电负性大而原子半径小的原子。X与Y可以是相同元素，也可以是不同元素。
氢键有方向性与饱和性,键能与分子间力相近,可分为两类：
①分子间氢键：如H2O分子之间的氢键
②分子内氢键：如 邻硝基苯酚分子内的氢键：
三、化学平衡
赛点归纳：近年来化学竞赛试题中多次考查溶剂化酸碱理论和化学平衡知识。主要考查的题型有：
1. 化学平衡常数的计算。包括热化学平衡常数的计算、酸碱平衡常数的计算、沉淀―溶解平衡
常数的计算、配位平衡常数的计算等。
2. 非水溶剂化学。常见的非水溶剂有BrF3、N2O4、液氨、液态SO2等。
趋势预测：由于化学平衡常数的大小在某种程度上可以衡量反应的可行性，因此，化学平衡常数是定量说明反应可行性的依据，必然是化学竞赛考试的常考内容。非水溶剂是参赛者不太熟悉的物质，它除了能和很多物质发生反应外，还可以与物质的导电性、物质的电离等知识联系起来，因此很能考查学生灵活运用知识的能力。笔者以为，今后的化学竞赛试题仍然会出现上述竞赛试题。
一. 化学平衡
当可逆反应进行到V正=V逆时，或从化学热力学的角度当可逆反应进行到它的自由能变化SG＝0时，称为化学平衡状态。化学平衡状态是一个热力学概念，是指系统内发生的化学反应既没有向正向进行的自发性又没有向逆向进行的自发性时的一种状态。热力学假设所有化学反应都是可逆的，在化学反应达到平衡时反应物和生成物的浓度或者分压都不再改变了，反应“停滞”了，但这只是表观上的，本质上，无论正反应还是逆反应，都在进行着，因而化学平衡是一种“动态平衡”。例如：溶解平衡，即气体或固体溶于水（或其他溶剂），最后形成饱和溶液。
二. 平衡常数
1、 对于任一可逆反应在一定温度下达到平衡时， Aa+bBDd+Ee平衡常数可表示为：K=[D]d[E]e/[A]a[B]b
通常溶液中的可逆反应平衡常数用Kc表示，这时各物质的平衡浓度单位用mol/l，气相可逆反应用Kp
表示，平衡时各物质的浓度用分压代替。对气相可逆反应Kc与Kp之间的关系为：
Sn为反应前后气体分子数之差，相当于反
应式中的(d+e)-(a+b)。
2、平衡常数的物理意义
（1）平衡常数是某一反应的特性常数，它不随物质的初始浓度(或分压)而改变，仅取决于反应的本性。
（2）平衡常数的大小标志可逆反应进行的程度。
（3）平衡常数表达式表明一定温度下体系达成平衡的条件。
三.平衡常数与转化率
四. 酸碱平衡常数大小与酸碱强度的定性关系
五. 配位化合物及配位平衡
（一）配合物的定义与组成
配位化合物，简称配合物，又叫络合物。是一大类化合物的
总称，形成一门称为配位化学的化学分支学科。配合物一般由
两部分组成，即配体和中心原子：
(1)配位体：是含有孤电子对的分子或离子，如NH3、Cl-、
CN-等。配位体中直接同中心原子配合的原子，叫做配位原子。
如上例[Cu(NH3)4]2+配离子中，NH3是配位体，其中N原于是
配位原子。配位原子经常是含有孤对电子的原子。
(2)中心离子(或原子)：一般是金属离子，特别是过渡金属离子，但也有电中性的原子为配合物的中心原子，如Ni(CO)4、Fe(CO)5中的Ni和Fe都是电中性的原子。此外，少数高氧化态的非金属元素也能作为中心原子存在，如SiF62-中的Si(Ⅳ)及PF6-中的P(V)等。
(3)配位数：直接同中心离子(或原子)配合的配位原子的数目，叫做该中心离子(或原子)的配位数，一般中心离子的配位数为2、4、6、8(较少见)，如在[Pt(NH3)6]C14中，配位数为6，配位原子为NH3分子中的6个氮原子。
(4)配离子的电荷：配离子的电荷数等于中心离子和配位体电荷的代数和。如[Cu(NH3)4]2+的电荷是+2+(0)×4＝+2。
（二）配合物的分类
配位化合物的范围极广，主要可以分为以下几类：
(1)单核配合物
这类配合物是指一个中心离子或原子的周围排列着一定数量的配位体。中心离子或原子与配位体之间通过配位键而形成带有电荷的配离子或中性配合分子。如[Cu(NH3)4]SO4、K4[Fe(CN)6]等皆属于此类配合物。
这类配合物是由多齿配位体以两个或两个以上的配位原子同时和一个中心离子配合并形成具有环状结构的配合物。例如乙二胺H2N-CH2-CH2-NH2和Cu2+形成的如下螯合物：
（三）配合物的命名
配合物的命名与一般无机化合物的命名原则相同。若配合物的外界是一简单离子的酸根，便叫某化某；若外界酸根是一个复杂阴离子，便叫某酸某(反之，若外界为简单阳离子，内界为配阴离子的配合物也类似这样叫法)。
若配离子的内界有多种配体，须按下列顺序依次命名：简单离子―复杂离子―有机酸根离子；而中性分子配位体的命名次序为：H2O―NH3―有机分子。配位体的个数则用一、二、三等写在配位体前面。例如下列配合物命名为：
[Co(NH3)3(H2O)Cl2]Cl
一氯化二氯一水三氨合钴(Ⅲ)
K[Co(NH3)2(NO2)4]
四硝基二氨台钴(Ⅲ)酸钾
这里要提醒注意的是在配合物的命名中，有的原子团使用有机物官能团的名称。如-OH羟基，CO羰基，-NO2硝基等。
六. 配合物的立体结构与异构现象
包含总结汇报、资格考试、外语学习、办公文档、教程攻略、考试资料、党团工作、行业论文以及高中化学奥林匹克竞赛培训讲义(全)等内容。本文共4页
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