22《分子的立体结构》教案人教版选修3.docx
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22《分子的立体结构》教案人教版选修3
第二章第二节分子的立体结构
主要知识点:
写出CO2、H2O、NH3、CH2O、CH4的结构式和电子式；
一、形形色色的分子
大多数分子是由两个以上原子构成的，于是就有了分子中的原子的空间关系问题，这就是所谓“分子的立体结构”。
例如，三原子分子的立体结构有直线形和V形两种。
如C02分子呈直线形，而H20分子呈V形，两个H—O键的键角为105°。
三原子分子立体结构：
有直线形C02、CS2等，V形如H2O、S02等。
大多数四原子分子采取平面三角形和三角锥形两种立体结构。
例如，甲醛（CH20）分子呈平面三角形，键角约120°；氨分子呈三角锥形，键角107°。
四原子分子立体结构：
平面三角形：
如甲醛（CH20）分子等，三角锥形：
如氨分子等。
五原子分子的可能立体结构更多，最常见的是正四面体形，如甲烷分子的立体结构是正四面体形，键角为109°28/。
五原子分子立体结构：
正四面体形如甲烷、P4等
测分子体结构：
红外光谱仪→吸收峰→分析
肉眼不能看到分子，那么，科学家是怎样知道分子的形状的呢?
早年的科学家主要靠对物质的宏观性质进行系统总结得出规律后进行推测，如今，科学家已经创造了许许多多测定分子结构的现代仪器，红外光谱就是其中的一种。
分子中的原子不是固定不动的，而是不断地振动着的。
所谓分子立体结构其实只是分子中的原子处于平衡位置时的模型。
当一束红外线透过分子时，分子会吸收跟它的某些化学键的振动频率相同的红外线，再记录到图谱上呈现吸收峰。
通过计算机模拟，可以得知各吸收峰是由哪一个化学键、哪种振动方式引起的，综合这些信息，可分析出分子的立体结构。
2、价层电子对互斥模型
在1940年，希吉维克（Sidgwick）和坡维尔（Powell）在总结实验事实的基础上提出了一种简单的理论模型，用以预测简单分子或离子的立体结构。
这种理论模型后经吉列斯比（R.J,Gillespie）和尼霍尔姆（Nyholm）在20世纪50年代加以发展，定名为价层电子对互斥模型，简称VSEPR（ValenceShellElectronPairRepulsion）。
1.价层电子互斥模型
分子的空间构型与成键原子的价电子有关。
价层电子对互斥模型可以用来预测分子的立体结构。
应用这种理论模型，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。
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，所以电子对之间的斥力大小顺序如下：
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、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
2.价层电子对互斥理论：
对ABn型的分子或离子，中心原子A价层电子对（包括用于形成共价键的共用电子对和没有成键的孤对电子）之间存在排斥力，将使分子中的原子处于尽可能远的相对位置上，以使彼此之间斥力最小，分子体系能量最低。
3.价层电子对互斥模型：
这种模型把分子分成以下两大类：
一类是中心原子上的价电子都用于形成共价键，如C02、CH20、CH4等分子中的碳原子，在这类分子中，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，成键原子的几何构型总是采取电子对排斥最小的那种结构。
它们的立体结构可用中心原子周围的原子数n来预测，概括如下：
ABn
立体结构
范例
n=2
直线型
CO2
n=3
平面三角形
CH2O
n=4
正四面体型
CH4
另一类是中心原子上有孤对电子（未用于形成共价键的电子对）的分子，如H2O和NH3，对于这类分子，首先建立四面体模型，每个键占据一个方向（多重键只占据一个方向），孤对电子也要占据中心原子周围的空间，并参与互相排斥。
例如，H20和NH3的中心原子上分别有2对和l对孤对电子，跟中心原子周围的σ键加起来都是4，它们相互排斥，形成四面体，因而H：
O分子呈V形，NH3分子呈三角锥形。
（1）、中心原子上的价电子都用于形成共价键：
分子中的价电子对相互排斥的结果
（2）.中心原子上有孤对电子：
孤对电子也要占据中心原子周围的空间，并参与互相排斥，使分子的空间结构发生变化。
4.价层电子对互斥理论的应用
利用价层电子对互斥理论时，首先要根据原子的最外层电子数，判断中心原子上有没有孤对电子，然后再根据中心原子结合的原子的数目，就可以判断分子的空间构型
（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。
计算时应注意：
（1）氧族元素原子作为配位原子时，可认为不提供电子，但作为中心原子时可认为它所提供所有的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PO43-中P原子价层电子数就加上3，而NH4＋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来看待.
（2）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=
（3）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n
2
3
4
5
6
价层电子对构型
直线
三角形
四面体
三角双锥
八面体
（4）分子空间构型确定
根据分子中成键电子对数和孤对电子数，可以确定相应的稳定的分子几何构型。
例1：
应用VESPR理论，判断下列粒子构型：
CH4、ClO3―、PCl5
解析：
在CH4中，C有4个电子，4个H提供4个电子，C的价层电子总数为8个，价层电子对为4对。
C的价层电子对的排布为正四面体，由于价层电子对全部是成键电子对，因此CH4的空间构型为正四面体。
在ClO3―中，Cl有7个价电子，O不提供电子，再加上得到的1个电子，价层电子总数为8个，价层电子对为4对。
Cl的价层电子对的排布为四面体，四面体的3个顶角被3个O占据，余下的一个顶角被孤对电子占据，因此为三角锥形。
在PCl5中，P有5个价电子，5个Cl分别提供1个电子，中心原子共有5对价层电子对，价层电子对的空间排布方式为三角双锥，由于中心原子的价层电子对全部是成键电子对，因此PCl5的空间构型为三角双锥形。
总结归纳：
价层电子对互斥模型对少数化合物判断不准，不能适用于过渡金属化合物，除非金属具有全满、半满或全空的d轨道。
根据价层电子对互斥理论：
分子的立体结构是由于分子中的价电子对相互排斥的结果，其规律如下：
分子类型
中心原子
空间构型
AB2
有孤对电子
V型
无孤对电子
直线形
AB3
有孤对电子
三角锥形
无孤对电子
平面三角形
AB4
无孤对电子
四面体形
例2：
（1）用VSEPR模型预测，下列分子形状与H2O相似，都为V型的是
A.OF2B.BeCl2C.SO2D.CO2
（2）用VSEPR模型预测，下列分子中键角不是1200的是
A．C2H2B．C6H6C．BF3D．NH3
巩固练习：
1、下列物质中，分子的立体结构与水分子相似的是（）
A、CO2B、H2SC、PCl3D、SiCl4
2、下列分子的立体结构，其中属于直线型分子的是（）
A、H2OB、CO2C、C2H2D、P4
3、写出你所知道的分子具有以下形状的物质的化学式，并指出它们分子中的键角分别是多少？
（1）直线形
（2）平面三角形
（3）三角锥形
（4）正四面体
4、下列分子中，各原子均处于同一平面上的是（）
A、NH3B、CCl4C、H2OD、CH2O
5、下列分子的结构中，原子的最外层电子不都满足8电子稳定结构的是（）
A、CO2B、PCl3C、CCl4D、NO2
6、下列分子或离子的中心原子，带有一对孤对电子的是（）
A、XeO4B、BeCl2C、CH4D、PCl3
三、杂化轨道理论简介
1、杂化的概念：
在形成多原子分子的过程中，中心原子的若干能量相近的原子轨道重新组合，形成一组新的轨道，这个过程叫做轨道的杂化，产生的新轨道叫杂化轨道。
杂化轨道理论是一种价键理论，是鲍林为了解释分子的立体结构提出的。
为了解决甲烷分子四面体构型，鲍林提出了杂化轨道理论，它的要点是：
当碳原子与4个氢原子形成甲烷分子时，碳原子的2s轨道和3个2p轨道会发生混杂，混杂时保持轨道总数不变，却得到4个相同的轨道，夹角109°28′，称为sp3杂化轨道，表示这4个轨道是由1个s轨道和3个p轨道杂化形成的。
当碳原子跟4个氢原子结合时，碳原子以4个sp3杂化轨道分别与4个氢原子的ls轨道重叠，形成4个C--Hσ键，因此呈正四面体的分子构型。
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、杂化轨道的类型：
（1）sp3杂化1个s轨道和3个p轨道会发生混杂，得到4个相同的轨道，夹角109°28′，称为sp3杂化轨道。
空间结构：
空间正四面体或V型、三角锥型。
凡属于VESPR模型的AY4的分子中心原子A都采取sp3杂化类型。
例如CH4、NH3、H2O等。
其中像CH4这类与中心原子键合的是同一种原子，因此分子呈高度对称的正四面体构型，其中的4个sp3杂化轨道自然没有差别，这种杂化类型叫做等性杂化。
而像NH3、H2O这类物质的中心原子的4个sp3杂化轨道用于构建不同的σ键或孤对电子，这个的4个杂化轨道显然有差别，叫做不等性杂化，
（2）sp2杂化：
同一个原子的一个ns轨道与两个np轨道进行杂化组合为sp2杂化轨道。
sp2杂化轨道间的夹角是120°，分子的几何构型为平面正三角形。
应当注意的是，杂化过程中还有未参与杂化的p轨道，可用于形成π键，而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。
而没有填充电子的空轨道一般都不参与杂化。
如：
乙烯分子中的碳原子的原子轨道采用sp2杂化。
其中两个碳原子间各用一个sp2杂化轨道形成σ键，用两个sp2杂化轨道与氢原子形成σ键，两个碳原子各用一个未参加杂化的2p原子轨道形成Π键。
苯环分子中的碳原子的原子轨道采用了sp2杂化。
每个碳原子上的三个sp2杂化轨道分别与两个相邻的碳原子和一个氢原子形成三个σ键并形成六碳环，每个碳原子上的未杂化2p轨道采用“肩并肩”的方式重叠形成大Π键。
大Π键的形成使苯环上的所用原子处于同一平面，且结构稳定。
（3）sp杂化：
同一原子中ns-np杂化成新轨道：
一个s轨道和一个p轨道杂化组合成两个新的sp杂化轨道。
sp杂化：
夹角为180°的直线形杂化轨道，
杂化轨道成键时，要满足化学键间最小排斥原理，键与键间的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能越小，对sp杂化来说，当键角为180时，其排拆力最小，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，其成键时键角也不相同，故杂化轨道的类型与分子的空间构型有关。
3、ABm杂化类型的判断
公式：
电子对数n=
在上述公式使用时，电荷为正值时，取负号，电荷为负值时，取正号。
当配位原子为氧原子或硫原子时，成键电子数为零。
电子对数n
2
3
4
杂化类型
sp
Sp2
Sp3
例如：
SO2电子对数为（6+0）/2=3,为sp2杂化。
杂化类型
杂化轨道数目
杂化轨道间的夹角
空间构型
实例
Sp
2
180°
直线
BeCl2
Sp2
3
120°
平面三角形
BF3
Sp3
4
109°28′
四面体形
CH4
巩固练习：
1、下列分子中心原子是sp2杂化的是（）
APBr3BCH4CBF3DH2O
2、关于原子轨道的说法正确的是（）
A凡是中心原子采取sp3杂化轨道成键的分子其几何构型都是正四面体
BCH4分子中的sp3杂化轨道是由4个H原子的1s轨道和C原子的2p轨道混合起来而形成的
Csp3杂化轨道是由同一个原子中能量相近的s轨道和p轨道混合起来形成的一组能量相近的新轨道
D凡AB3型的共价化合物，其中中心原子A均采用sp3杂化轨道成键
3、用Pauling的杂化轨道理论解释甲烷分子的四面体结构，下列说法不正确的是（）
A、C原子的四个杂化轨道的能量一样
B、C原子的sp3杂化轨道之间夹角一样
C、C原子的4个价电子分别占据4个sp3杂化轨道
D、C原子有1个sp3杂化轨道由孤对电子占据
4、下列对sp3、sp2、sp杂化轨道的夹角的比较，得出结论正确的是（）
Asp杂化轨道的夹角最大Bsp2杂化轨道的夹角最大
Csp3杂化轨道的夹角最大Dsp3、sp2、sp杂化轨道的夹角相等
5、乙烯分子中含有4个C—H和1个C=C双键，6个原子在同一平面上。
下列关于乙烯分子的成键情况分析正确的是（）
A每个C原子的2s轨道与2p轨道杂化，形成两个sp杂化轨道
B每个C原子的1个2s轨道与2个2p轨道杂化，形成3个sp2杂化轨道
C每个C原子的2s轨道与3个2p轨道杂化，形成4个sp3杂化轨道
D每个C原子的3个价电子占据3个杂化轨道，1个价电子占据1个2p轨道
6、ClO-、ClO2-、ClO3-、ClO4-中Cl都是以sp3杂化轨道与O原子成键的，试推测下列微粒的立体结构
微粒
ClO-
ClO2-
ClO3-
ClO4-
立体结构
7、根据杂化轨道理论，请预测下列分子或离子的几何构型：
CO2，CO32-
H2S，PH3
答案：
1、D2、BC3、
（1）CO2、CS2、HCN键角180°
（2）BF3、BCl3、SO3、CH2O键角60°（3）NH3、PCl3键角107.3°（4）CH4、CCl4键角109°28′
4、CD5、D6、D
1~5CCDABD
6、直线；V型；三角锥形；正四面体
7、sp杂化，直线；
sp2杂化，三角形；
sp3杂化，V型；
sp3杂化，三角锥形
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