高中化學(xué) 第二章 分子結(jié)構(gòu)與性質(zhì) 章末歸納整合課件 新人教版選修3.ppt

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請分別用一句話表達(dá)下列關(guān)鍵詞： 共價鍵 鍵能 鍵長 鍵角 等電子原理 范德華力 氫鍵 手性 提示 共價鍵：原子間通過共用電子對所形成的相互作用。 鍵能：氣態(tài)基態(tài)原子形成1 mol化學(xué)鍵釋放的最低能量，鍵能越大，化學(xué)鍵越穩(wěn)定。 鍵長：形成共價鍵的兩個原子之間的核間距，鍵長越短，往往鍵能越大，共價鍵越穩(wěn)定。,章 末 歸 納 整 合,鍵角：在原子數(shù)超過2的分子中，兩個共價鍵之間的夾角，是描述分子立體結(jié)構(gòu)的重要參數(shù)。 等電子原理：原子總數(shù)相同、價電子總數(shù)相同的分子具有相似的化學(xué)鍵特征，它們的許多性質(zhì)相近。 范德華力：把分子聚集在一起的作用力叫做分子間作用力，又稱范德華力。 氫鍵：某些氫化物分子間存在的比范德華力稍強(qiáng)的作用力叫做氫鍵，其本質(zhì)是靜電作用。 手性：具有完全相同的組成和原子排列的一對分子，如左手和右手一樣互為鏡像，在三維空間里不能重疊的現(xiàn)象。,σ鍵和π鍵的比較,1．,共價鍵的極性、分子的極性二者之間的關(guān)系 (1)共價鍵與共價分子極性的判斷,2.,(2)分子極性的判斷,(3)鍵的極性與分子極性的關(guān)系,分子構(gòu)型的判斷 根據(jù)分子中σ鍵電子對數(shù)和孤電子對數(shù)，可以依據(jù)下面的方法確定相應(yīng)的較穩(wěn)定的分子空間構(gòu)型。 價層電子對互斥理論對幾種分子或粒子的立體構(gòu)型的預(yù)測如表：,,1．,無機(jī)含氧酸分子酸性的比較 (1)對于同一種元素的含氧酸，該元素的化合價越高，其含氧酸的酸性越強(qiáng)。例如，酸性：HClO4＞HClO3＞HClO2＞HClO。 (2)相同化合價的不同種元素，中心原子R的半徑越小，酸性越強(qiáng)。例如，原子半徑Cl＜Br＜I，故酸性：HClO3＞HBrO3＞HIO3。 (3)結(jié)構(gòu)相似的含氧酸，中心原子吸引電子的能力(氧化性)越強(qiáng)，其相應(yīng)酸的酸性越強(qiáng)，例如，酸性：H2SO3＞H2SeO3＞H2TeO3。 (4)酸分子中不與氫原子相連的氧原子數(shù)目越多，酸性越強(qiáng)。,2.,含氧酸通式[(HO)mROn]中，n為非羥基氧原子(即不與氫相連的氧原子)的數(shù)目，n越大，酸性越強(qiáng)。 例如：,范德華力及其對物質(zhì)性質(zhì)的影響 分子與分子之間存在著一種把分子聚集在一起的作用力，稱為范德華力，范德華力很小，它不屬于化學(xué)鍵。 影響范德華力的因素包括：相對分子質(zhì)量、分子的空間構(gòu)型以及分子的極性等。對組成和結(jié)構(gòu)相似的分子，其范德華力一般隨相對分子質(zhì)量的增加而增大。 范德華力只影響物質(zhì)的物理性質(zhì)。它對物質(zhì)的熔、沸點(diǎn)、溶解度的影響為：范德華力越大，分子的熔、沸點(diǎn)越高；與溶劑間的范德華力越大，則在該溶劑中的溶解度越大。,學(xué)科思想培養(yǎng)四 結(jié)構(gòu)決定性質(zhì)的思想,1.,氫鍵及其對物質(zhì)性質(zhì)的影響 氫鍵是一種既可以存在于分子間、又可以存在于分子內(nèi)的作用力。它的能量比化學(xué)鍵小，比范德華力大。當(dāng)氫原子與電負(fù)性大的原子X以共價鍵結(jié)合時，H能夠跟另一個電負(fù)性大的原子Y形成氫鍵。氫鍵有兩種基本類型：分子間氫鍵和分子內(nèi)氫鍵。 氫鍵基本上還屬于分子間作用力，它既有方向性，又有飽和性。常用X—H…Y表示氫鍵。 注意：①范德華力的作用范圍很小，作用力也很小，約比化學(xué)鍵的鍵能小1～2個數(shù)量級，無方向性和飽和性。,2．,②氫鍵的形成條件：化合物中必須有氫原子，即氫原子處在X—H…Y中間；氫只有與電負(fù)性大的并且具有孤電子對的元素化合后，才具有較強(qiáng)的氫鍵，像這樣的元素有：N、O、F三種。 ③氫鍵不屬于化學(xué)鍵，鍵能比化學(xué)鍵小得多，化學(xué)鍵主要影響物質(zhì)的化學(xué)性質(zhì)，而氫鍵主要影響物質(zhì)的物理性質(zhì)。 ④氫鍵和范德華力都屬于分子之間的相互作用，能量都很小，都只影響物質(zhì)的物理性質(zhì)，如熔點(diǎn)、沸點(diǎn)、硬度和溶解度等。 ⑤有氫鍵的分子間必然存在范德華力，但有范德華力的物質(zhì)中不一定存在氫鍵。 ⑥互為同分異構(gòu)體的物質(zhì)能形成分子內(nèi)氫鍵的，其熔、沸點(diǎn)較能形成分子間氫鍵的物質(zhì)的熔、沸點(diǎn)要低。,右圖是過氧化氫(H2O2)分子的空間結(jié)構(gòu)示意圖。 (1)寫出過氧化氫分子的電子式：________。,【例】?,(2)下列關(guān)于過氧化氫的說法中，正確的是(用序號填空)________。 ①分子中有極性鍵 ②分子中有非極性鍵 ③氧原子的軌道發(fā)生了sp2雜化 ④O—O共價鍵是p-p σ鍵 ⑤分子是非極性分子,(3)過氧化氫分子之間易形成氫鍵，該氫鍵的表示式是____ ______________________________________________。 (4)過氧化氫難溶于二硫化碳，主要原因是____________；過氧化氫易溶于水，主要原因是____________________。 (5)寫出過氧化氫的兩項(xiàng)主要用途：________；________。 (6)過氧乙酸也是一種過氧化物，它可以看做是過氧化氫 分子中的一個氫原子被乙酰基 取代的產(chǎn)物， 是一種常用的殺菌消毒劑，在酸性條件下過氧乙酸易發(fā)生水解反應(yīng)生成過氧化氫。,①寫出過氧乙酸發(fā)生水解反應(yīng)的化學(xué)方程式(有機(jī)物用結(jié)構(gòu)簡式表示)：___________________________________。 ②過氧乙酸用作殺菌消毒劑的原因是_________________ ________________________________________________。 解析 該題通過過氧化氫和過氧乙酸的重要用途展示了化學(xué)的實(shí)用性。在H—O—O—H分子中，H—O鍵是極性鍵，O—O鍵是非極性鍵。由于H2O2分子具有圖中所示的空間結(jié)構(gòu)，所以H2O2分子是極性分子。借助H2O分子中氧原子的軌道雜化方式判斷可知，H2O2分子中氧原子的軌道雜化方式是sp3雜化，所以O(shè)—O鍵不是p-p σ鍵。H—O—O—H分子中的O—H鍵決定了H2O2分子之間的氫鍵。,H2O2分子是極性分子，CS2分子是非極性分子，H2O2分子和CS2分子之間不能形成氫鍵，H2O2和CS2不發(fā)生化學(xué)反應(yīng)，所以過氧化氫難溶于二硫化碳。H2O2分子和H2O分子都含有O—H鍵，所以H2O2分子與H2O分子之間可形成氫鍵，氫鍵的形成能增大物質(zhì)的溶解度。,,一、價層電子對互斥模型 基本觀點(diǎn)：分子中的價電子對——成鍵電子對和孤電子對由于相互排斥作用，盡可能趨向彼此遠(yuǎn)離，排斥力最小。 把分子分成兩大類： 1．中心原子上的價電子都用于形成共價鍵。如CO2、 CH2O、CH4等分子中的C原子。它們的立體結(jié)構(gòu)可用 中心原子周圍的原子數(shù)來預(yù)測，概括如下：,學(xué)科思想培養(yǎng)五 分子結(jié)構(gòu),中心原子上有孤電子對(未用于形成共價鍵的電子對)的分子。如H2O和NH3中心原子上的孤電子對也要占據(jù)中心原子周圍的空間，并參與互相排斥。因而H2O分子呈V形，NH3分子呈三角錐形。,2.,多原子分子的立體結(jié)構(gòu),二、雜化軌道理論簡介 CH4的立體結(jié)構(gòu)模型 圖像分析：(一)sp3雜化軌道 例：CH4 1s22s22p2,每個雜化軌道占有原s原子軌道的成分。θ＝109°28′ sp3軌道雜化形成示意圖,分析： 每一個雜化軌道的能量高于2s軌道能量而低于2p軌道能量；雜化軌道的形狀也可以說介于s軌道和p軌道之間。,1．,四個雜化軌道在空間均勻?qū)ΨQ地分布，以碳原子核為中心，伸向正四面體的四個頂點(diǎn)。這四個雜化軌道的未成對電子分別與氫原子的1s電子配對成鍵，這就形成了甲烷分子。,2．,①形成分子時，由于原子間的相互作用，使同一原子內(nèi)部能量相近的不同類型原子軌道重新組合形成的一組新的能量相同的雜化軌道。有多少個原子軌道發(fā)生雜化就形成多少個雜化軌道。 ②雜化軌道的電子云一頭大，一頭小，成鍵時利用大的一頭，可以使電子云重疊程度更大，從而形成穩(wěn)定的化學(xué)鍵。即雜化軌道增強(qiáng)了成鍵能力。 ③雜化軌道之間在空間取最大夾角分布，使相互間的排斥能最小，故形成的鍵較穩(wěn)定。不同類型的雜化軌道之間夾角不同，成鍵后所形成的分子就具有不同的空間構(gòu)型。,(二)sp2雜化軌道 sp2雜化軌道,例：BF3 1s22s22p1 sp2雜化軌道空間呈平面三角形 sp雜化,(三),例：Hg [Xe]5d106s2,2．雜化軌道的應(yīng)用范圍： 雜化軌道只應(yīng)用于形成σ鍵或者用來容納未參加成鍵的孤對電子 雜化軌道數(shù)＝中心原子孤電子對數(shù)＋中心原子結(jié)合的原子數(shù),三、配合物理論簡介： 配位鍵 (1)概念 共用電子對由一個原子單方向提供給另一原子共用所形成的共價鍵。 (2)表示 A ―→ B 電子對給予體 電子對接受體 (3)條件：其中一個原子必須提供孤電子對。 另一原子必須能接受孤電子對軌道。 例：H3O＋,1．,配合物的概念 金屬離子或原子與某些分子或離子以配位鍵結(jié)合而形成的化合物稱為配合物。,2．,