第2章化学键与分子间作用力 知识点总结.docx
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第2章化学键与分子间作用力知识点总结
第2章化学键与分子间作用力
第1节共价键模型
一、共价键的本质特征
1.共价键：
原子间通过共用电子形成的化学键。
2.共价键的本质：
高概率地出现在两个原子核之间的电子与两个原子核之间的电性作用。
3.共价键的特征：
（1）饱和性:
一个原子中的一个未成对电子与另一个原子中的一个未成对电子配对成键后,一般来说就不能再与其他原子的未成对电子配对成键了,即每个原子所能形成共价键的总数或以单键连接的原子数目是一定的,这称为共价键的饱和性。
共价键的饱和性是由成键原子的未成对电子决定的，共价键的饱和性决定了分子内部原子的数量关系。
（2）方向性:
共价键将尽可能沿着电子出现概率最大的方向形成,这就是共价键的方向性。
除s轨道是球形对称外,其他原子轨道都具有一定的空间分布。
在形成共价键时,原子轨道重叠得愈多,电子在核间出现的概率愈大,所形成的共价键就愈牢固。
共价键的方向性是由成键原子的轨道的方向性决定的，共价键的方向性决定了分子的立体构性。
【注意】所有的共价键都有饱和性，但不是所有的共价键都有方向性，例如两个1s轨道（H与H原子轨道）重叠形成s-s共价键时没有方向性。
并不是所有的单质都有共价键，例如：
稀有气体单质。
4.共价键的存在范围
（1）非金属单质分子中（稀有气体除外）。
如O2、F2、H2、C60等
（2）非金属元素形成的化合物中。
如H2SO4、CO2、H2O2、有机物分子等
（3）某些金属与非金属元素形成的共价化合物中。
如BeCl2、HgCl2、AlCl3等。
（4）某些离子化合物中。
如Na2O2、NH4Cl、NaOH等。
二、共价键的类型与σ键和π键的比较
1.共价键的类型
分类标准
类型
共用电子对数
单键、双键、三键
共用电子对是否偏移
极性键、非极性键
原子轨道重叠方式
σ键、π键
2.σ键与π键的区别
键类型
σ键
π键
原子轨道重叠方式
沿键轴方向“头碰头”重叠
沿键轴方向“肩并肩”重叠
类型
s-sσ键、s-pσ键、p-pσ键
p-pπ键
原子轨道重叠部分
两原子核之间,键轴处
在键轴上方和下方,键轴处为零
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
键的存在
共价单键为σ键，共价双键、三键中含有一个σ键
共价双键、三键分别含有1个、2个π键。
两原子间最多
能形成2个π键
三、极性键和非极性键
1.定义
（1）极性键:
当成键原子所属元素的电负性同时,两个原子吸引电子的能力不同,共用的电子偏向电负性大的原子一方,电子在此原子周围出现的概率较大而使其带部分负电荷,电负性小的原子带部分正电荷,这种共价键叫极性共价键,简称极性键。
（2）非极性键:
当成键原子所属元素的电负性相同时两个原子吸引电子的能力相同,共用的电子不偏向其中任何一个原子,电子在每个原子周围出现的概率都是相等的,参与成键的原子都不显电性,这种共价键叫非极性共价键,简称非极性键。
2.形成条件
（1）非极性键的形成条件:
原子所属元素的电负性相同,即两个原子吸引电子的能力相同
如H-H键、Cl-Cl键、N≡N键都是非极性键。
非极性键可以存在于单质中,也可以存在于化合物中,如Na2O2中的O-O键、CH3CH2OH中的C-C键。
（2）极性键的形成条件:
原子所属元素的电负性不同,即两个原子吸引电子的能力不同。
如在形成HCl分子时,原子吸引电子的能力比H原子强,共用电子偏向C原子,偏离H原子,而使Cl原子带部分负电荷,H原子带部分正电荷。
如H2O中的O-H键,CO2中的C-O键都是极性键。
极性键不存在于单质分子中,只存在于化合物中,如NaOH中的O-H键、NH4Cl中的N-H键、CH4中的C-H键等都是极性键。
四、共价键的键参数与分子的性质
1.共价键参数的应用
（1）键能的应用
①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。
②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。
③判断化学反应的能量变化：
在化学反应中,旧化学键断裂吸收能量,新化学键的形成释放能量,因此反应焓变与键能的关系为ΔH=反应物键能总和一生成物键能总和,△H<0时,为放热反应:
△H>0时,为吸热反应
（2）键长的应用
①一般键长越短,键能越大,共价键越稳定,分子越稳定
②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）键角的应用
①键长和键角决定分子的空间构型
②常见分子的键角与分子空间构型
如三原子分子CO2,的结构式为0=C=0,它的键角为180°,是一种直线形分子；
三原子分子H2O的H-O-H键角为104.5°,H2O分子是种V形分子；
NH3分子内两个N-H键的夹角是107.3°,则NH3分子的空间构型为三角锥形；
CH4分子内任意两个C-H键的夹角是109.5°,则CH4分子的空间构型为正四面体形。
【导师点睛】键参数对分子性质的影响
2.共价键强弱的判断
（1）由原子半径和共用电子对数判断:
一般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多。
（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多。
【特别提醒】由分子构成的物质,其熔、沸点与共价键的键能和键长无关。
而分子的稳定性,由键长和键能共同决定。
五、共价化合物分子中8电子稳定结构的判断
1.共价化合物中的H原子，最外层上最多只能有2个电子。
2.共价化合物分子中的非H原子,按下列方法判断其最外层是否具有8个电子
（1）若独立原子的最外层电子数与对应元素化合价的绝对值之和等于8，则分子内该原子的最外层电子数为8。
如CO2分子,独立C原子的最外层电子数为4,碳元素化合价的绝对值是4,CO2分子中C原子的最外层电子数为8；独立O原子的最外层电子数为6,氧元素化合价的绝对值是2,则CO2分子中O原子的最外层电子数为8。
再如CCl4、PC13、CS2等都符合这个规则。
（2）若独立原子的最外层电子数与对应元素化合价的绝对值之和不等于8,则分子内该原子的最外层电子数不是8。
如BeCl2分子,独立Be原子最外层电子数为2,铍元素化合价的绝对值是2,BeCl2分子中Be原子的最外层电子数是4而不是8。
再如NO2中的N、PCl5中的P、BF3中的B、SO2中的S等。
综上所述,在共价化合物分子中的原子,其最外层电子数的计算方法是:
最外层电子数=独立原子的最外层电子数+对应元素化合价的绝对值。
第2节共价键与分子的空间构型
一、原子轨道杂化理论要点
1.能量相近：
只有能量相近的原子轨道（同一能级组的轨道）才能杂化（如ns与np）。
2.数目不变：
杂化轨道数与参与杂化的原子轨道数相等。
3.成键能力增强：
杂化改变原有轨道的形状和伸展方向,使原子形成的共价键更牢固。
4.排斥力最小：
杂化轨道为使相互间的排斥力最小,故在空间取最大夹角分布,不同的杂化轨道伸展方向不同。
5.常见的杂化类型：
sp1、sp2、sp3杂化
【关键提醒】
（1）杂化轨道只用于形成σ键或者用来容纳未参与成键的孤对电子。
（2）未参与杂化的p轨道,可用于形成π键
二、分子的空间构型与杂化类型的关系
1.ABm（ABmCn）型分子或离子中心原子杂化轨道类型的判断
（1）杂化轨道数n=
（中心原子的价电子数+配位原子的成键电子数士电荷数）。
注意如下规定:
①当电荷数为正值时,公式中取“一”;当电荷数为负值时,公式中取“+”。
②当配位原子为氧原子或硫原子时,配位原子的成键电子数为零；当配位原子为卤素原子或氢原子时,配位原子的电子数为1。
（2）根据杂化轨道数判断杂化类型
n=2时,sp1杂化,如BeCl2,n=1×（2+2）=2
n=3时,sp2杂化,如NO3-,n=2×（5+1）=3
n=4时,sp3杂化,如NH4+,n=2×（5-1+4）=4
2.分子的空间构型与杂化类型的关系
ABm
中心原子杂化类型
中心原子孤电子对数
空间构型
实例
AB2
sp1
0
直线形
BeCl2、CO2、CS2、HCN、N2O等
AB3
sp2
0
平面三角形
BF3、BCl3、BBr3、CH2O、CO32-、NO3—、SO3等
AB2
1
V形
SO2、O3、NO2、NO2-
AB4
sp3
0
正四面体形
CH4、CCl4、SiF4、NH4+、ClO4—、SO42-、PO43-、SiO44-
AB3
1
三角锥形
NH3、PCl3、NF3、H3O+、ClO3—
AB2
2
V形
H2S、NH2—、H2O、ClO2-
【关键提醒】杂化轨道间的夹角与分子内的键角不一定相同
（1）当杂化轨道全部用于形成σ键时,分子或离子的空间构型与杂化轨道的空间构型相同。
（2）当杂化轨道中有未参与成键的孤对电子时:
孤对电子对成键电子对的排斥作用,会使分子或离子的构型与杂化轨道的形状有所不同。
（3）中心原子孤电子对数=杂化轨道数—中心原子σ键数（即配位原子B的数目m）
3.判断中心原子杂化类型的其他方法
（1）根据价电子对数判断
杂化轨道数=中心原子孤电子对数+中心原子σ键数=价电子对数。
（2）根据共价键的类型判断
①中心原子形成1个叁键,则为sp1杂化,如CH≡CH、H-C≡N
②中心原子形成2个双键,则为sp1杂化,如O=C=O、S=C=S
③中心原子形成1个双键,则为sp2杂化,如
、CH2=CH2
④中心原子形成4个单键,则为sp3杂化,如CH4、SiF4等。
（3）根据分子（或离子）的空间构型判断
①正四面体形→中心原子为sp3杂化；三角锥形→中心原子为sp3杂化;
②平面三角形→中心原子为sp2杂化；
③直线形→中心原子为sp1杂化；
④V形→中心原子可能为sp3杂化,也可能为sp2杂化。
二、价电子对互斥理论与分子空间构型
1.中心原子价电子对数目的确定方法
方法一:
中心原子价电子对数=σ键数+中心原子孤电子对数。
方法二:
中心原子价电子对数=
（中心原子的价电子数+配位原子提供的价电子数士电荷数）
注意如下规定
（1）作为配位原子,卤素原子和H原子提供1个电子,氧族元素原子不提供电子
（2）作为中心原子,卤素原子按提供7个电子计算,氧族元素的原子按提供6个电子计算。
（3）对于复杂离子,在计算价电子对数时,还应加上负离子的电荷数或减去正离子的电荷数;如PO43-中P原子价电子数应加上3,而NH4+中N原子的价电子数应减1。
（4）双键、叁键等多重键作为1对电子看待。
双键的两对电子和叁键的三对电子只能作为1对电子来处理。
或者说在确定中心原子的价电子对总数时,不包括π电子对。
（5）出现单电子时，单电子算一对。
例如NO2，中心原子价电子对为3对。
2.价电子对的空间构型（VSEPR模型）
由于价电子对之间的相互排斥作用,它们趋向于尽可能地相互远离。
于是价电子对的空间构型与价电子对数目的关系如下表所示：
价电子对数
2
3
4
5
6
价电子对的空间构型
直线形
三角形
四面体
三角双锥
八面体
这样已知价电子对的数目,就可以确定它们的空间构型。
3.分子或离子空间构型的确定
（1）如果价电子对全是成键电子对,则价电子对的空间构型即为分子或离子的空间构型。
（2）如果在价电子对中出现孤电子对,电子对之间的排斥作用:
孤电子对一孤电子对>孤电子对一成键电子对>成键电子对一成键电子对。
分子或离子的空间构型不是价电子对的空间构型。
如下表所示：
ABn
价电子对数
价电子对空间构型
孤电子对数
分子或离子空间构型
AB2
2
直线形
0
直线形
AB3
3
平面三角形
0
平面三角形
3
1
V形
AB4
4
四面体形
0
正四面体形
4
1
三角锥形
4
2
V形
【关键提醒】分子的空间构型指的是成键电子对空间构型,不包括孤电子对；分子的空间构型和价电子对的空间构型是否一致,取决于中心原子上有无孤电子对,没有孤电子对时,二者一致,有孤电子对时,二者不一致。
【名师指点】
三、等电子原理及应用
1.等电子原理：
化学通式相同且价电子总数相等的分子或离子具有类似的结构特征（空间构型和化学键类型）。
2.等电子体的判断方法
化学通式相同且价电子总数相等的分子或离子互为等电子体。
（1）同主族替换法
同主族元素最外层电子数相等,故可将粒子中一个或几个原子换成同主族元素原子,如O3与SO2、CO2与CS2互为等电子体。
（2）左右移位法
①将粒子中的两个原子换成原子序数分别增加n和减少n（n=1,2等）的原子,如N2与CO、N3—和CNO—互为等电子体。
②将粒子中的一个或几个原子换成原子序数增加（或减少）n的元素带n个单位电荷的阳离子（或阴离子）,如C22-与O22+、N2O和N3—互为等电子体。
（3）叠加法
互为等电子体的微粒分别再增加一个相同的原子或同主族元素的原子,如N2O与CO2互为等电子体。
3.应用
等电子体的许多性质是相近的,空间构型是相同的。
利用等电子体可以
（1）判断一些简单分子或离子的空间构型;
（2）利用等电子体在性质上的相似性制造新材料;
（3）利用等电子原理针对某物质找等电子体。
3.一些常见的等电子体
二原子10电子的等电子体:
N2、CO、CN—、NO+、C22-、O22+
原子11电子的等电子体:
NO、O2+
三原子16电子的等电子体:
CO2、CS2、N2O、SCN—、N3—、SCN—、BeCl2、COS、NO2+直线形
三原子18电子的等电子体:
NO2—、O3、SO2V形
四原子24电子的等电子体:
NO3—、CO32-、BF3、SO3（g）、SiO32-平面三角形
四原子26电子的等电子体:
NF3、PC13、NCl3、SO32-、ClO3—、BrO3—、IO3—三角锥形
五原子8电子的等电子体:
CH4、NH4+、SiH4、PH4+、BH4—、AlH4—正四面体形
五原子32电子的等电子体:
CCl4、SiF4、SiO44-、SO42-、ClO4-正四面体形
六原子30电子的等电子体:
C6H6、B3N3H3（无机苯）平面六边形
七原子48电子的等电子体:
AlF63-、SiF62-、PF6-、SF6正八面体
五、手性碳原子和手性分子
1.手性碳原子：
连接四个不同原子或基团的碳原子,称为手性碳原子,常用*C表示:
如
、R1、R2、R3、R4是互不相同的原子或基团。
2.手性分子：
含手性碳原子的分子称手性分子。
六、分子的极性与键的极性、分子的空间构型的关系
1.分子的极性与键的极性和分子空间构型的关系
分子类型
键的极性
分子空间构型
分子极性
代表分子
双原子分子
A2
非极性键
直线形（对称）
非极性
N2等
AB
极性键
直线形（对称）
极性
CO、HF等
三原子分子
AB2
直线形（对称）
非极性
CO2、CS2、BeCl2等
V形（不对称）
极性
H2O、H2S、SO2等
四原子分子
AB3
平面三角形（对称）
非极性
BF3、BCl3、SO3等
三角锥形（不对称）
极性
NH3、PCl3、NF3等
五原子分子
AB4
正四面体形（对称）
非极性
CH4、SiF4等
ABnC4-n
四面体形（不对称）
极性
CH2Cl2等
2.分子极性的判断方法
分子的极性是由分子中所含共价键的极性与分子的空间构型两方面共同决定的。
判断分子极性时,可根据以下原则进行:
（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、C6等。
（2）含有极性键的双原子分子都是极性分子,如HCl、HF、HBr等。
（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:
①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。
②若中心原子有孤对电子,则为极性分子；若无孤对电子,则为非极性分子。
如CS2、BF3、SO3、CH4为非极性分子；H2S、SO2、NH3为极性分子。
【关键提醒】
（1）极性分子中一定有极性键,非极性分子中不一定有非极性键。
（2）含非极性键的分子不一定为非极性分子,如H2O2；含极性键的分子不一定是极性分子，如CO2。
（3）“相似相溶”规律：
极性溶质能溶于极性溶剂，非极性溶质一般能溶于非极性溶剂。
第3节离子键、配位键与金属键
一、常见的化学键
1.常见化学键的比较
化学键
共价键
配位键
离子键
金属键
概念
原子间通过共用电子对形成的化学键
由一方提供孤对电子,另一方提供空轨道形成的化学键
明、阳离子间通过静电作用形成的化学键
金属阳离子与自由电子之间强烈的相互作用
成键方式
通过形成共用电子对达到稳定结构
通过得失电子达到稳定结构
许多金属阳离子共用许多电子
特征
有方向性和饱和性
有方向性和饱和性
无方向性和饱和性
无方向性和饱和性
成键微粒
原子
原子、离子
阴、阳离子
金属阳离子、自由电子
成键性质
电性作用
电性作用
静电作用
电性作用
形成条件
一般电负性相差小于1.7的元素原子之间
一方具有空轨道的原子或离子与另一方具有孤电子对的原子、分子、离子
一般电负性相差大于1.7的元素原子之间
金属单质或合金
形成物质
非金属单质或共价化合物、部分离子化合物
配合物
离子化合物
金属、合金
2.化学键类型与物质类别的关系
（1）离子化合物中一定含有离子键,可能含有共价键。
简单离子组成的离子化合物中只有离子键。
如MgO、NaF等,复杂离子组成的化合物中既有离子键、又有共价键。
如NH4NO3、NaOH、Na2O2、NH4Cl等。
（2）共价化合物中只有共价键,一定没有离子键。
（3）中学常见物质中的化学键
①只有非极性键的物质:
H2、O2、N2、P4、S2、S8、金刚石、晶体硅等。
②只有极性键的物质:
HX、CO、SO2等
③既有极性键、又有非极性键的物质:
H2O2、C2H2、C2H4、C6H6、C2H3OH等。
④只有离子键的物质:
如CaCl2、K2O、KH等（固体）。
⑤既有离子键、又有非极性键的物质:
Na2O2、Na2S2、CaC2等
⑥既有离子键、共价键,又有配位键的物质:
铵盐、配合物如[Cu（NH3）4]SO4、NH4NO3等
⑦稀有气体中不存在化学键。
⑧金属或合金中存在金属键。
二、配位键与配合物
1.配位键
（1）形成条件:
成键原子一方提供孤对电子,另一方具有能够接受孤对电子的空轨道。
（2）配位键实质是一种特殊的共价键,配位键和普通共价键只是在形成过程中有所不同,配位键的共用电子对由成键原子一方提供,普通共价键的共用电子对由成键原子双方共同提供,但实质都是成键原子双方共用,如NH4+中的四个N一H键完全等同
2.配合物的组成
配合物[Cu（NH3）4]SO4的组成如下图所示:
（1）中心原子或离子:
提供空轨道,如Fe、Ni、Fe3+、Ag+、Cu2+、Zn2+等,常见的是过渡金属的原子或离子。
（2）配位体:
含有孤对电子的原子、分子或离子；
①原子:
常为VA、ⅥA、ⅦA族元素的原子；
②分子:
如H2O、NH3、CO、醇等；
③阴离子:
如X-（Cl-、Br-、I-）、OH-、SCN-、CN-、RCOO-等。
（3）配位数:
直接与中心原子配位的原子或离子数目。
如[Fe（CN）6]4-中Fe2+的配位数为6。
（4）配离子的电荷数:
等于中心原子或离子和配位体总电荷数的代数和,如[Co（NH3）5Cl]n+中的n=2。
3.配合物溶于水的电离情况
配合物中外界离子能电离出来,而内界离子不能电离出来,通过实验及其数据可以确定内界和外界离子的个数从而可以确定其配离子、中心离子和配位体。
第4节分子间作用力与物质性质
一、范德华力与氢键
范德华力、氢键、共价键的比较
范德华力
氢键
共价键
概念
物质分子之间普遍存在的作用力
已经与电负性很强的原子形成共价键的氢原子与另一个电负性很强的原子之间的静电作用
原子间通过共用电子对所形成的的相互作用
分类
取向力、诱导力、色散力
分子间氢键、分子内氢键
极性键、非极性键
特征
无方向性和饱和性
有方向性和饱和性
有方向性和饱和性
强度
共价键>氢键>范德华力
影响强度的因素
①随分子极性的增大而增大
②组成和结构相似的物质，相对分子质量越大，分子间作用力越大
对于X—H…Y，X、Y的电负性越大，Y原子的半径越小，作用越强。
成键原子半径和共用电子对数目。
键长越短，键能越大，共价键越稳定
对物质性质的影响
①影响物质的熔点、沸点、溶解度等物理性质
②组成和结构相似的物质，随着相对分子质量的增大，物质的熔、沸点升高。
分子间氢键的存在，使物质的熔、沸点升高，在水中的溶解度增大，如H2O>H2S，HF>HCl，NH3>PH3
①影响分子的稳定性
②共价键键能越大，分子越稳定
【关键提醒】
（1）氢键和范德华力都属于分子间作用力,不能把氢键当成是化学键。
（2）分子间氢键和范德华力可以同时存在。
（3）分子间作用力主要影响由分子构成的物质的物理性质,而化学键决定分子的稳定性。
（4）只有分子间距离接近到一定程度时才有分子间作用力（包括范德华力和氢键）。
（5）某些分子间作用力包括范德华力和氢键,所以分子间作用力不等价于范德华力。
【名师点拨】
1.范德华力对物质性质的影响
（1）一般来说,组成和结构相似的分子构成的物质,相对分子质量越大,分子间作用力越大,物质的熔、沸点越高。
例如,熔、沸点:
F2（2）分子组成相同的物质（即互为同分异构体）,分子对称性越好,范德华力越小,物质的熔、沸点越低。
例如,熔沸点:
新戊烷<异戊烷<正戊烷；沸点:
对二甲苯<间二甲苯<邻二甲苯。
（3）相对分子质量相近的物质,分子的极性越小,范德华力越小,物质的熔、沸点通常越低。
例如,熔、沸点:
N22.氢键对物质性质的影响
（1）对物质熔沸点的影响:
分子间存在氢键的物质,物质的熔、沸点明显高,如NH3>PH3；同分异构体分子间形成氢键的物质比分子内形成氢键的物质熔、沸点高,如邻羟基苯甲酸<对羟基苯甲酸。
（2）对物质溶解度的影响:
溶剂和溶质之间形成氢键使溶质的溶解度增大,如NH3、甲醇、甲酸等易溶于水。
（3）对物质密度的影响:
氢键的存在会使某些物质的密度反常,如水的密度比冰的密度大。
（4）氢键对物质电离性质的影响:
如邻苯二甲酸的电离平衡常数Ka与对苯二甲酸的电离平衡常数Ka相差较大。
（5）氢键对物质酸性的影响
分子间形成氢键其酸性往往减弱，例如H2O、HF的酸性就远小于同族的氢化物的酸性；
而分
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