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专题4 分子空间结构与物质性质——【期末复习】高二化学期末单元复习知识点梳理（苏教版2019选择性必修2）
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这是一份专题4 分子空间结构与物质性质——【期末复习】高二化学期末单元复习知识点梳理（苏教版2019选择性必修2），共8页。试卷主要包含了杂化轨道理论的要点，杂化轨道及成键规律，手性碳原子的确定等内容，欢迎下载使用。
专题4 分子空间结构与物质性质
考点1 杂化轨道理论
为了解释CH4等分子的空间构型，美国化学家鲍林于1931年提出了杂化轨道理论。
1．杂化轨道理论的要点
(1)原子轨道的杂化只有在形成分子的过程中才会发生，孤立的原子是不可能发生杂化的。
(2)杂化前后轨道数目不变。
(3)只有能量相近的轨道才能杂化(如2s和2p)。
(4)杂化轨道成键时要满足化学键间最小排斥原理。杂化轨道间的夹角决定分子空间构型。
(5)杂化轨道所形成的化学键全部为σ键。
2．杂化轨道及成键规律
（1）当杂化轨道数目等于成键轨道数目时，杂化轨道全部参与成键，成键类型是σ键，分子的空间构型与杂化轨道的空间构型一致。
（2）当杂化轨道数目大于成键轨道数目时，分子中存在孤电子对，对成键电子对产生排斥作用，使键角增大，分子的空间构型与杂化轨道的空间构型不同。
（3）若未杂化的轨道上有成单电子，则形成π键。
考点2 杂化轨道理论与分子的结构
1．sp3杂化与CH4分子的空间构型
(1)杂化轨道的形成
碳原子2s轨道上的1个电子进入2p空轨道，1个2s轨道和3个2p轨道“混合”，形成能量相等、成分相同的4个sp3杂化轨道。
基态原子轨道 激发态原子轨道 杂化轨道
sp3杂化轨道的空间构型
4个sp3杂化轨道在空间呈正四面体形，轨道之间的夹角为109°28'，每个轨道上都有一个未成对电子。
(2)共价键的形成
碳原子的4个sp3杂化轨道分别与4个氢原子的1s轨道重叠，形成4个相同的σ键。
(3)CH4分子的空间构型
CH4分子为空间正四面体结构，分子中C—H键之间的夹角都是109°28′。
(4)正四面体结构的分子或离子的中心原子，一般采用sp3杂化轨道形成共价键，如CCl4、 NH4+等。金刚石中的碳原子、晶体硅和石英（SiO2）晶体中的硅原子也是采用sp3杂化轨道形成共价键的。
2．sp2杂化与BF3分子的空间构型
(1)sp2杂化轨道的形成
硼原子2s轨道上的1个电子进入2p轨道。1个2s轨道和2个2p轨道发生杂化，形成能量相等、成分相同的3个sp2杂化轨道。
硼原子的3个sp2杂化轨道呈平面三角形，3个sp2杂化轨道间的夹角为120°。
(2)共价键的形成
硼原子的3个sp2杂化轨道分别与3个氟原子的1个2p轨道重叠，形成3个相同的σ键。
(3)BF3分子的空间构型
BF3分子的空间构型为平面三角形，键角为120°。
3．sp杂化与BeCl2分子的空间构型
(1)杂化轨道的形成
Be原子2s轨道上的1个电子进入2p轨道，1个2s轨道和1个2p轨道发生杂化，形成能量相等、成分相同的2个sp杂化轨道。
Be原子的sp杂化轨道呈直线形，其夹角为180°。
(2)共价键的形成
Be原子的2个sp杂化轨道分别与2个Cl原子的1个3p轨道重叠形成2个相同的σ键。
(3)BeCl2分子的空间构型
BeCl2分子为空间构型为直线形，分子中Be—Cl键之间的夹角为180°。
考点3 乙烷、乙烯、乙炔分子的成键情况
1．乙烷分子的成键情况
(1)碳原子的杂化方式：
碳原子为sp3杂化，形成4个sp3杂化轨道。
(2)成键情况及空间结构
每个碳原子的sp3杂化轨道分别与3个氢原子的1s轨道形成3个C-H σ键（sp3—s），与另一个碳原子sp3轨道形成1个C-Cσ键（sp3—sp3）。
每个C原子与3个H原子和1个C原子形成四面体结构。
2．乙烯分子的成键情况
(1) 碳原子的杂化方式：
碳原子为sp2杂化，形成3个sp2杂化轨道。
(2)成键方式和空间构型：
每个碳原子的sp2杂化轨道分别与2个氢原子的1s轨道形成2个C-Hσ键（sp2—s），与另一个碳原子的sp2杂化轨道形成C-Cσ键（sp2—sp2）。
2个碳原子未杂化的2p轨道形成1个π键。
乙烯分子的空间构型为平面结构。
(3)C=C、C=O、石墨、苯环中的碳原子，都是sp2杂化。
3．乙炔分子的成键情况
(1) 碳原子的杂化方式：
碳原子为sp杂化，形成2个sp杂化轨道。
(2)成键方式和空间构型：
每个碳原子的sp杂化轨道分别与1个氢原子的1s轨道形成2个C-Hσ键（sp—s），与另一个碳原子的sp杂化轨道形成C-Cσ键（sp—sp）。
碳原子未杂化的2p轨道两两形成2个π键。
乙炔分子的空间构型为直线形。
(3) C≡C、C≡N、CO2中的碳原子，都是sp杂化。
考点4 用杂化轨道理论解释H2O和NH3分子的空间构型
1．H2O分子的空间构型
H2O中O原子的sp3杂化轨道 H2O的空间构型
(1)杂化轨道类型：
O原子上的1个2s轨道与3个2p轨道混合，形成4个sp3化轨道，杂化轨道的空间构型是正四面体形。
(2)成键情况：
O原子的2个sp3杂化轨道分别与H原子的1s轨道重叠，形成2个σ键，2对孤电子对没有参加成键。
(3)空间构型：
由于孤电子对—成键电子对的排斥作用>成键电子对—成键电子对作用，使键角小于109°28'。
H2O分子的空间构型为V形，键角为104°30'。
2．NH3的空间构型
NH3中N原子的sp3杂化轨道 NH3的空间构型
(1)杂化轨道类型：
N原子上的1个2s轨道与3个2p轨道混合，形成4个sp3杂化轨道，该杂化轨道的空间构型是正四面体形。
(2)成键情况：
N原子的3个sp3杂化轨道分别与H原子的1s轨道重叠，形成3个σ键，1对孤电子对没有参加成键。
(3)空间构型：
NH3分子的空间构型为三角锥形，键角为107°18'。
3．CH4、NH3、H2O的杂化方式和空间结构比较
CH4
NH3
H2O
中心原子的杂化方式
sp3
sp3
sp3
分子空间构型
正四面体
三角锥
V形
中心原子孤电子对数
0
1
2
键角
109°28'
107°18'
104°30'
当中心原子的杂化轨道数上存在孤电子对时，分子的空间构型与杂化轨道的空间构型不同。
三个分子的中心原子的杂化方式相同，中心原子上的孤电子对数越多，键角越小。
考点5 分子空间构型与杂化轨道的关系
1．全部为σ键的分子空间构型与杂化类型
中心原子的
杂化类型
杂化
轨道数
杂化轨道
空间构型
成键电
子对数
孤电子
对数
分子的空
间构型
实 例
分子式
结构式
sp
2
直线形
2
0
直线形
BeCl2
Cl—Be—Cl
sp2
3
平面三角形
3
0
平面三角形
BF3
2
1
V形
—
—
sp3
4
正四面体形
4
0
正四面体型
CH4
3
1
三角锥型
NH3
2
2
V形
H2O
2．含σ键和π键的分子空间构型与杂化类型
物质
结构式
杂化轨道类型
分子中共价键数
键角
分子的空间构型
甲醛
sp2
3个σ键
1个π键
约120°
平面三角形
乙烯
5个σ键
1个π键
120°
平面形
氢化氰
sp
2个σ键
2个π键
180°
直线形
乙炔
3个σ键
2个π键
180°
直线形
考点6 价层电子对互斥模型
1．价层电子对互斥模型的基本要点
（1）价电子对：包括孤电子对和成键电子对，即价电子对数=成键电子对数+孤电子对数。
在价层电子对互斥模型中，成键电子对数等于成键数目，不用区别单键还是双键。
（2）价电子对的几何构型：
分子中的价电子对由于相互排斥作用，而趋向于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。
价电子对数分别为2、3、4时，价电子对的几何分布分别为直线形、平面三角形、正四面体结构。
2．ABm型分子的价电子对数的计算方法
对于ABm型分子（A是中心原子，B是配位原子），分子的价电子对数可以通过下式确定：
价电子对数目(n)=
（1）中心原子的价电子数=最外层电子数；
（2）配位原子提供的价电子数：
①卤素原子、氢原子按提供1个价电子数计算。如PCl5中n==5。
②O、S作为配位原子时按不提供价电子计算。
（3）对于复杂离子，在计算价电子对数时，还应加上或减去离子所带的电荷数。如NH中n==4，SO中n==4。
（4）若剩余1个电子，即出现奇数电子，也把这个单电子当作1对电子处理。如NO2中n==3。
3．价电子对数与中心原子的杂化轨道类型
（1）价电子对数相同，中心原子的杂化轨道类型相同，价电子对分布的几何构型相同。即价电子对数=杂化轨道数。
（2）CH4、NH3、H2O分子的价电子对数都是4，中心原子的杂化轨道数目为4，杂化类型为sp3杂化，价电子对分布的几何构型为正四面体。
考点7 用价层电子对互斥模型推测分子空间构型
1．价电子对数与配位原子数目相等的ABm型分子的几何构型
对于价层电子对全是成键电子对的分子，价电子对的几何构型与分子的空间构型是一致的。
价电子对数
价电子对的几何构型
分子的空间构型
实例
2
直线形
直线形
CO2、BeCl2、CS2
3
平面三角形
平面三角形
BF3、SO3
4
正四面体结构
正四面体结构
CH4、CCl4
2．孤电子对数≠0的分子空间构型
（1）孤电子对、成键电子对之间斥力大小的顺序为：
孤电子对与孤电子对之间的斥力>孤电子对与成键电子对之间的斥力>成键电子对与成键电子对之间的斥力。
（2）填写下表：
分子
价电子对数
成键电子对数
孤电子对数
分子的空间构型
键角
同类型分子
CH4
4
4
0
正四面体
109.5°
SiH4、CCl4
NH3
4
3
1
三角锥
107.3°
NF3、PCl3
H2O
4
2
2
V形
104.5°
H2S、SCl2
考点8 等电子原理
1．等电子原理
具有相同价电子数和相同原子数的分子或离子具有相同的结构特征。符这一原理称为“等电子原理”。
等电子体的价电子总数相同，而组成原子的核外电子总数不一定相同。
2．等电子体实例
原子10电子 N2、CO、NO+、C、CNˉ 三键
二原子11电子 NO、O
二原子14电子 F2、O
三原子16电子 CO2、CS2、N2O、NO、N3ˉ、SCN- 直线形
三原子18电子 O3、SO2、NO V形
四原子24电子 BF3、NO、CO、SiO、SO3 平面三角形
四原子16电子 NF3、PCl3、SO、ClO3- 三角锥
五原子32电子 CCl4、SiF4、BF、SiO、PO SO、ClO 正四面体
3．等电子原理的应用
(1)判断一些简单分子或离子的立体结构：SiCl4、SiO、SO互为等电子体，空间结构为正四面体。
(2)判断分子的结构性质：CO和N2，它们的分子中价电子总数是10，都形成1个σ键和2个π键，CO的结构式为C≡O，CO和N2键能都较大，性质也相似。
(3)等电子原理在制造新材料方面的应用：晶体硅、锗、磷化铝（AlP）、砷化镓（GaAs）互为等电子体，都是良好的半导体材料。
考点9 分子的极性
1．极性分子和非极性分子
（1）极性分子：正电荷重心和负电荷重心不相重合的分子。
（2）非极性分子：正电荷重心和负电荷重心相重合的分子。
2．分子的极性对物质性质的影响
（1）分子的极性对物质的熔点、沸点、溶解性等物理性质有显著的影响。一般情况下，极性分子的熔、沸点比非极性分子的熔、沸点高。
（2）相似相溶规则：
一般情况下，由极性分子构成的物质易溶于极性溶剂，如NH3易溶于水；由非极性分子构成的物质易溶于非极性溶剂，如I2易溶于CCl4。
考点10 分子极性的判断方法
1．双原子分子
分子的极性取决于成键原子之间的共价键是否有极性。
(1)单质分子由同种元素组成，原子之间以非极性键结合，是非极性分子。
(2)化合物由不同种元素组成，原子之间以极性键结合，是极性分子。
2．多原子分子
(1)分子的极性取决于分子的空间构型，与键的极性无关。
①若分子的空间构型是对称的，则是非极性分子，例：CH4、CO2、BF3；
②若分子的空间构型是不对称的，则是极性分子，例：NH3、H2O、CCl3F、CH2Cl2。
③只含有非极性键的双原子分子或多原子分子大多数是非极性分子。如O2、H2、P4、C60。
(2)ABm型分子的极性
①空间构型为直线形、平面三角形、正四面体型，为非极性分子；空间构型为V形、三角锥型，为极性分子。
②中心原子的价电子对有不参与成键，即存在孤电子对，分子的空间构型不对称的，为极性分子。
(3)不是ABm型分子，一般是极性分子。
考点11 手性分子
1．手性异构体和手性分子
组成和原子的排列方式完全相同，但如同左手和右手一样互为镜像，在三维空间里不能重叠，这对分子互称手性异构体。含有手性异构体的分子称为手性分子。
2．手性碳原子
当四个不同的原子或基团连接在同一碳原子上时，形成的化合物存在手性异构体。其中，连接四个不同的原子或基团的碳原子称为手性碳原子。
一对手性异构体的物理性质基本相同，但它们的旋光性和生理作用往往不同。
3．手性分子的确定
(1)观察实物与其镜像能否重合，如果不能重合，说明是手性分子。如图：
(2)有机物分子中如果有一个手性碳原子，则该有机物分子就是手性分子，具有手性异构体。
4．手性碳原子的确定
(1)判断一种有机物是否具有手性碳原子，就看该有机物含有的碳原子是否连有四个互不相同的原子或基团。如：，R1、R2、R3、R4是互不相同的原子或基团，中心碳原子即为手性碳原子。
如其中*C即为手性碳原子。具有手性异构的分子都具有特殊的光学性质。
(2)不饱和碳原子(如碳碳双键、—C≡C—等中的碳原子)一定不是手性碳原子。
考点12 配合物的形成
1．【实验探究】铜氨配合物的形成过程
（1）操作步骤：
（2）实验现象：
三支试管中先生成蓝色沉淀，随浓氨水的滴入，沉淀逐渐溶解，最后变为深蓝色溶液。
（3）反应方程式：
Cu2＋＋2NH3·H2O===Cu(OH)2↓＋2NH；
Cu(OH)2＋4NH3·H2O===[Cu(NH3)4]2＋＋2OH－＋4H2O
2．配合物
(1)概念：
由提供孤电子对的分子或离子（称为配位体）与接受孤电子对的原子或离子（称为中心原子）以配位键结合形成的化合物。
(2)组成：
①内界和外界
中心原子与配位体以配位键结合，形成配合物的内界。配合物的内界可以是离子，也可以是分子。
与配合物内界结合的离子，称为配合物的外界。
②中心原子（离子）和配位体
中心原子是指提供空轨道的原子或离子，配位体是指提供孤电子对的分子或离子。
③配位原子和配位数
配位原子是指配位体中提供孤电子对的原子，配位数是指形成配位键的个数。
(3)形成条件
①配位体有孤电子对，如中性分子H2O、NH3、CO等；离子有F－、Cl－、CN－等。
②中心原子有空轨道，如Fe3＋、Cu2＋、Ag＋、Zn2＋等。
3．配合物的结构特点
（1）配合物整体(包括内界和外界)显电中性，外界离子所带电荷总数等于配离子的电荷数。如K3[Fe(CN)6]，外界总电荷数为+3，内界为-3，又知CN-为-1价，中心原子Fe为+3价。
（2）一个中心原子(离子)可同时结合多种配位体。如，配位体是H2O和Cl-，配位数为6。
（3）配合物的内界不仅可为阳离子、阴离子，还可以是中性分子。如K3[Fe(CN)6]，内界为[Fe(CN)6]3-，Fe(CO)5为电中性，没有外界。
（4）对于具有内外界的配合物，中心原子和配位体通过配位键结合，一般很难发生解离；内、外界之间以离子键结合，在水溶液中较易电离。
可以通过实验方法确定有些配合物的内界和外界，如[Co(NH3)5Cl]Cl2，由于外界的Cl-易电离，可以通过实验测定外界含有的Cl-个数，从而确定配合物的化学式。
（5）配位键是一种特殊的共价键，具有饱和性和方向性。
3．配合物的性质
(1)由内界和外界构成的配合物在水中是完全电离的。
(2)配合物的内界具有一定的稳定性，配位键越强，配合物越稳定。
(3)当作为中心原子的离子相同时，配合物的稳定性与配体的性质有关。
考点13 配合物的异构现象和空间结构
1．配合物的异构现象
含有两种或或两种以上配位体的配合物，若配位体在空间的排列方式不同，就能形成几种不同几何构型的配合物。
（1）顺反异构
顺式异构体：同种配位体处于相邻位置。
反式异构体：同种配位体处于对角位置。
(2)顺反异构体的性质
顺、反异构体在颜色、极性、溶解性、活性等方面都有差异。
2．配合物离子的空间结构
配合物的中心原子、配位体的种类和数目不同，可以形成不同空间结构的配合物。
考点14 配合物对物质性质的影响
1．对溶解性的影响
某些难溶物形成配合物时可使溶解度增大。如AgOH可溶于氨水中，I2在浓KI溶液中比在水中的溶解度大的多。
2．颜色的改变
当简单离子形成配离子时其性质往往有很大差异。我们根据颜色的变化就可以判断是否有配离子形成。
如Fe3+与SCN-在溶液中可生成红色的铁的硫氰酸根配离子。
无水CuSO4为白色，溶于水得蓝色溶液，就是因为Cu2+与H2O形成了天蓝色的[Cu(H2O)4]2+。
3．稳定性
配合物具有一定的稳定性，配合物中的配位键越强，配合物越稳定。例如，血红蛋白中的Fe2+与CO形成的配位键比Fe2+与O2形成的配位键强，因此血红蛋白中的Fe2+与CO结合后，就很难再与O2结合，血红蛋白失去输送氧气的功能，从而导致人体CO中毒。
专题4 分子空间结构与物质性质
考点1 杂化轨道理论
为了解释CH4等分子的空间构型，美国化学家鲍林于1931年提出了杂化轨道理论。
1．杂化轨道理论的要点
(1)原子轨道的杂化只有在形成分子的过程中才会发生，孤立的原子是不可能发生杂化的。
(2)杂化前后轨道数目不变。
(3)只有能量相近的轨道才能杂化(如2s和2p)。
(4)杂化轨道成键时要满足化学键间最小排斥原理。杂化轨道间的夹角决定分子空间构型。
(5)杂化轨道所形成的化学键全部为σ键。
2．杂化轨道及成键规律
（1）当杂化轨道数目等于成键轨道数目时，杂化轨道全部参与成键，成键类型是σ键，分子的空间构型与杂化轨道的空间构型一致。
（2）当杂化轨道数目大于成键轨道数目时，分子中存在孤电子对，对成键电子对产生排斥作用，使键角增大，分子的空间构型与杂化轨道的空间构型不同。
（3）若未杂化的轨道上有成单电子，则形成π键。
考点2 杂化轨道理论与分子的结构
1．sp3杂化与CH4分子的空间构型
(1)杂化轨道的形成
碳原子2s轨道上的1个电子进入2p空轨道，1个2s轨道和3个2p轨道“混合”，形成能量相等、成分相同的4个sp3杂化轨道。
基态原子轨道 激发态原子轨道 杂化轨道
sp3杂化轨道的空间构型
4个sp3杂化轨道在空间呈正四面体形，轨道之间的夹角为109°28'，每个轨道上都有一个未成对电子。
(2)共价键的形成
碳原子的4个sp3杂化轨道分别与4个氢原子的1s轨道重叠，形成4个相同的σ键。
(3)CH4分子的空间构型
CH4分子为空间正四面体结构，分子中C—H键之间的夹角都是109°28′。
(4)正四面体结构的分子或离子的中心原子，一般采用sp3杂化轨道形成共价键，如CCl4、 NH4+等。金刚石中的碳原子、晶体硅和石英（SiO2）晶体中的硅原子也是采用sp3杂化轨道形成共价键的。
2．sp2杂化与BF3分子的空间构型
(1)sp2杂化轨道的形成
硼原子2s轨道上的1个电子进入2p轨道。1个2s轨道和2个2p轨道发生杂化，形成能量相等、成分相同的3个sp2杂化轨道。
硼原子的3个sp2杂化轨道呈平面三角形，3个sp2杂化轨道间的夹角为120°。
(2)共价键的形成
硼原子的3个sp2杂化轨道分别与3个氟原子的1个2p轨道重叠，形成3个相同的σ键。
(3)BF3分子的空间构型
BF3分子的空间构型为平面三角形，键角为120°。
3．sp杂化与BeCl2分子的空间构型
(1)杂化轨道的形成
Be原子2s轨道上的1个电子进入2p轨道，1个2s轨道和1个2p轨道发生杂化，形成能量相等、成分相同的2个sp杂化轨道。
Be原子的sp杂化轨道呈直线形，其夹角为180°。
(2)共价键的形成
Be原子的2个sp杂化轨道分别与2个Cl原子的1个3p轨道重叠形成2个相同的σ键。
(3)BeCl2分子的空间构型
BeCl2分子为空间构型为直线形，分子中Be—Cl键之间的夹角为180°。
考点3 乙烷、乙烯、乙炔分子的成键情况
1．乙烷分子的成键情况
(1)碳原子的杂化方式：
碳原子为sp3杂化，形成4个sp3杂化轨道。
(2)成键情况及空间结构
每个碳原子的sp3杂化轨道分别与3个氢原子的1s轨道形成3个C-H σ键（sp3—s），与另一个碳原子sp3轨道形成1个C-Cσ键（sp3—sp3）。
每个C原子与3个H原子和1个C原子形成四面体结构。
2．乙烯分子的成键情况
(1) 碳原子的杂化方式：
碳原子为sp2杂化，形成3个sp2杂化轨道。
(2)成键方式和空间构型：
每个碳原子的sp2杂化轨道分别与2个氢原子的1s轨道形成2个C-Hσ键（sp2—s），与另一个碳原子的sp2杂化轨道形成C-Cσ键（sp2—sp2）。
2个碳原子未杂化的2p轨道形成1个π键。
乙烯分子的空间构型为平面结构。
(3)C=C、C=O、石墨、苯环中的碳原子，都是sp2杂化。
3．乙炔分子的成键情况
(1) 碳原子的杂化方式：
碳原子为sp杂化，形成2个sp杂化轨道。
(2)成键方式和空间构型：
每个碳原子的sp杂化轨道分别与1个氢原子的1s轨道形成2个C-Hσ键（sp—s），与另一个碳原子的sp杂化轨道形成C-Cσ键（sp—sp）。
碳原子未杂化的2p轨道两两形成2个π键。
乙炔分子的空间构型为直线形。
(3) C≡C、C≡N、CO2中的碳原子，都是sp杂化。
考点4 用杂化轨道理论解释H2O和NH3分子的空间构型
1．H2O分子的空间构型
H2O中O原子的sp3杂化轨道 H2O的空间构型
(1)杂化轨道类型：
O原子上的1个2s轨道与3个2p轨道混合，形成4个sp3化轨道，杂化轨道的空间构型是正四面体形。
(2)成键情况：
O原子的2个sp3杂化轨道分别与H原子的1s轨道重叠，形成2个σ键，2对孤电子对没有参加成键。
(3)空间构型：
由于孤电子对—成键电子对的排斥作用>成键电子对—成键电子对作用，使键角小于109°28'。
H2O分子的空间构型为V形，键角为104°30'。
2．NH3的空间构型
NH3中N原子的sp3杂化轨道 NH3的空间构型
(1)杂化轨道类型：
N原子上的1个2s轨道与3个2p轨道混合，形成4个sp3杂化轨道，该杂化轨道的空间构型是正四面体形。
(2)成键情况：
N原子的3个sp3杂化轨道分别与H原子的1s轨道重叠，形成3个σ键，1对孤电子对没有参加成键。
(3)空间构型：
NH3分子的空间构型为三角锥形，键角为107°18'。
3．CH4、NH3、H2O的杂化方式和空间结构比较
CH4
NH3
H2O
中心原子的杂化方式
sp3
sp3
sp3
分子空间构型
正四面体
三角锥
V形
中心原子孤电子对数
0
1
2
键角
109°28'
107°18'
104°30'
当中心原子的杂化轨道数上存在孤电子对时，分子的空间构型与杂化轨道的空间构型不同。
三个分子的中心原子的杂化方式相同，中心原子上的孤电子对数越多，键角越小。
考点5 分子空间构型与杂化轨道的关系
1．全部为σ键的分子空间构型与杂化类型
中心原子的
杂化类型
杂化
轨道数
杂化轨道
空间构型
成键电
子对数
孤电子
对数
分子的空
间构型
实 例
分子式
结构式
sp
2
直线形
2
0
直线形
BeCl2
Cl—Be—Cl
sp2
3
平面三角形
3
0
平面三角形
BF3
2
1
V形
—
—
sp3
4
正四面体形
4
0
正四面体型
CH4
3
1
三角锥型
NH3
2
2
V形
H2O
2．含σ键和π键的分子空间构型与杂化类型
物质
结构式
杂化轨道类型
分子中共价键数
键角
分子的空间构型
甲醛
sp2
3个σ键
1个π键
约120°
平面三角形
乙烯
5个σ键
1个π键
120°
平面形
氢化氰
sp
2个σ键
2个π键
180°
直线形
乙炔
3个σ键
2个π键
180°
直线形
考点6 价层电子对互斥模型
1．价层电子对互斥模型的基本要点
（1）价电子对：包括孤电子对和成键电子对，即价电子对数=成键电子对数+孤电子对数。
在价层电子对互斥模型中，成键电子对数等于成键数目，不用区别单键还是双键。
（2）价电子对的几何构型：
分子中的价电子对由于相互排斥作用，而趋向于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。
价电子对数分别为2、3、4时，价电子对的几何分布分别为直线形、平面三角形、正四面体结构。
2．ABm型分子的价电子对数的计算方法
对于ABm型分子（A是中心原子，B是配位原子），分子的价电子对数可以通过下式确定：
价电子对数目(n)=
（1）中心原子的价电子数=最外层电子数；
（2）配位原子提供的价电子数：
①卤素原子、氢原子按提供1个价电子数计算。如PCl5中n==5。
②O、S作为配位原子时按不提供价电子计算。
（3）对于复杂离子，在计算价电子对数时，还应加上或减去离子所带的电荷数。如NH中n==4，SO中n==4。
（4）若剩余1个电子，即出现奇数电子，也把这个单电子当作1对电子处理。如NO2中n==3。
3．价电子对数与中心原子的杂化轨道类型
（1）价电子对数相同，中心原子的杂化轨道类型相同，价电子对分布的几何构型相同。即价电子对数=杂化轨道数。
（2）CH4、NH3、H2O分子的价电子对数都是4，中心原子的杂化轨道数目为4，杂化类型为sp3杂化，价电子对分布的几何构型为正四面体。
考点7 用价层电子对互斥模型推测分子空间构型
1．价电子对数与配位原子数目相等的ABm型分子的几何构型
对于价层电子对全是成键电子对的分子，价电子对的几何构型与分子的空间构型是一致的。
价电子对数
价电子对的几何构型
分子的空间构型
实例
2
直线形
直线形
CO2、BeCl2、CS2
3
平面三角形
平面三角形
BF3、SO3
4
正四面体结构
正四面体结构
CH4、CCl4
2．孤电子对数≠0的分子空间构型
（1）孤电子对、成键电子对之间斥力大小的顺序为：
孤电子对与孤电子对之间的斥力>孤电子对与成键电子对之间的斥力>成键电子对与成键电子对之间的斥力。
（2）填写下表：
分子
价电子对数
成键电子对数
孤电子对数
分子的空间构型
键角
同类型分子
CH4
4
4
0
正四面体
109.5°
SiH4、CCl4
NH3
4
3
1
三角锥
107.3°
NF3、PCl3
H2O
4
2
2
V形
104.5°
H2S、SCl2
考点8 等电子原理
1．等电子原理
具有相同价电子数和相同原子数的分子或离子具有相同的结构特征。符这一原理称为“等电子原理”。
等电子体的价电子总数相同，而组成原子的核外电子总数不一定相同。
2．等电子体实例
原子10电子 N2、CO、NO+、C、CNˉ 三键
二原子11电子 NO、O
二原子14电子 F2、O
三原子16电子 CO2、CS2、N2O、NO、N3ˉ、SCN- 直线形
三原子18电子 O3、SO2、NO V形
四原子24电子 BF3、NO、CO、SiO、SO3 平面三角形
四原子16电子 NF3、PCl3、SO、ClO3- 三角锥
五原子32电子 CCl4、SiF4、BF、SiO、PO SO、ClO 正四面体
3．等电子原理的应用
(1)判断一些简单分子或离子的立体结构：SiCl4、SiO、SO互为等电子体，空间结构为正四面体。
(2)判断分子的结构性质：CO和N2，它们的分子中价电子总数是10，都形成1个σ键和2个π键，CO的结构式为C≡O，CO和N2键能都较大，性质也相似。
(3)等电子原理在制造新材料方面的应用：晶体硅、锗、磷化铝（AlP）、砷化镓（GaAs）互为等电子体，都是良好的半导体材料。
考点9 分子的极性
1．极性分子和非极性分子
（1）极性分子：正电荷重心和负电荷重心不相重合的分子。
（2）非极性分子：正电荷重心和负电荷重心相重合的分子。
2．分子的极性对物质性质的影响
（1）分子的极性对物质的熔点、沸点、溶解性等物理性质有显著的影响。一般情况下，极性分子的熔、沸点比非极性分子的熔、沸点高。
（2）相似相溶规则：
一般情况下，由极性分子构成的物质易溶于极性溶剂，如NH3易溶于水；由非极性分子构成的物质易溶于非极性溶剂，如I2易溶于CCl4。
考点10 分子极性的判断方法
1．双原子分子
分子的极性取决于成键原子之间的共价键是否有极性。
(1)单质分子由同种元素组成，原子之间以非极性键结合，是非极性分子。
(2)化合物由不同种元素组成，原子之间以极性键结合，是极性分子。
2．多原子分子
(1)分子的极性取决于分子的空间构型，与键的极性无关。
①若分子的空间构型是对称的，则是非极性分子，例：CH4、CO2、BF3；
②若分子的空间构型是不对称的，则是极性分子，例：NH3、H2O、CCl3F、CH2Cl2。
③只含有非极性键的双原子分子或多原子分子大多数是非极性分子。如O2、H2、P4、C60。
(2)ABm型分子的极性
①空间构型为直线形、平面三角形、正四面体型，为非极性分子；空间构型为V形、三角锥型，为极性分子。
②中心原子的价电子对有不参与成键，即存在孤电子对，分子的空间构型不对称的，为极性分子。
(3)不是ABm型分子，一般是极性分子。
考点11 手性分子
1．手性异构体和手性分子
组成和原子的排列方式完全相同，但如同左手和右手一样互为镜像，在三维空间里不能重叠，这对分子互称手性异构体。含有手性异构体的分子称为手性分子。
2．手性碳原子
当四个不同的原子或基团连接在同一碳原子上时，形成的化合物存在手性异构体。其中，连接四个不同的原子或基团的碳原子称为手性碳原子。
一对手性异构体的物理性质基本相同，但它们的旋光性和生理作用往往不同。
3．手性分子的确定
(1)观察实物与其镜像能否重合，如果不能重合，说明是手性分子。如图：
(2)有机物分子中如果有一个手性碳原子，则该有机物分子就是手性分子，具有手性异构体。
4．手性碳原子的确定
(1)判断一种有机物是否具有手性碳原子，就看该有机物含有的碳原子是否连有四个互不相同的原子或基团。如：，R1、R2、R3、R4是互不相同的原子或基团，中心碳原子即为手性碳原子。
如其中*C即为手性碳原子。具有手性异构的分子都具有特殊的光学性质。
(2)不饱和碳原子(如碳碳双键、—C≡C—等中的碳原子)一定不是手性碳原子。
考点12 配合物的形成
1．【实验探究】铜氨配合物的形成过程
（1）操作步骤：
（2）实验现象：
三支试管中先生成蓝色沉淀，随浓氨水的滴入，沉淀逐渐溶解，最后变为深蓝色溶液。
（3）反应方程式：
Cu2＋＋2NH3·H2O===Cu(OH)2↓＋2NH；
Cu(OH)2＋4NH3·H2O===[Cu(NH3)4]2＋＋2OH－＋4H2O
2．配合物
(1)概念：
由提供孤电子对的分子或离子（称为配位体）与接受孤电子对的原子或离子（称为中心原子）以配位键结合形成的化合物。
(2)组成：
①内界和外界
中心原子与配位体以配位键结合，形成配合物的内界。配合物的内界可以是离子，也可以是分子。
与配合物内界结合的离子，称为配合物的外界。
②中心原子（离子）和配位体
中心原子是指提供空轨道的原子或离子，配位体是指提供孤电子对的分子或离子。
③配位原子和配位数
配位原子是指配位体中提供孤电子对的原子，配位数是指形成配位键的个数。
(3)形成条件
①配位体有孤电子对，如中性分子H2O、NH3、CO等；离子有F－、Cl－、CN－等。
②中心原子有空轨道，如Fe3＋、Cu2＋、Ag＋、Zn2＋等。
3．配合物的结构特点
（1）配合物整体(包括内界和外界)显电中性，外界离子所带电荷总数等于配离子的电荷数。如K3[Fe(CN)6]，外界总电荷数为+3，内界为-3，又知CN-为-1价，中心原子Fe为+3价。
（2）一个中心原子(离子)可同时结合多种配位体。如，配位体是H2O和Cl-，配位数为6。
（3）配合物的内界不仅可为阳离子、阴离子，还可以是中性分子。如K3[Fe(CN)6]，内界为[Fe(CN)6]3-，Fe(CO)5为电中性，没有外界。
（4）对于具有内外界的配合物，中心原子和配位体通过配位键结合，一般很难发生解离；内、外界之间以离子键结合，在水溶液中较易电离。
可以通过实验方法确定有些配合物的内界和外界，如[Co(NH3)5Cl]Cl2，由于外界的Cl-易电离，可以通过实验测定外界含有的Cl-个数，从而确定配合物的化学式。
（5）配位键是一种特殊的共价键，具有饱和性和方向性。
3．配合物的性质
(1)由内界和外界构成的配合物在水中是完全电离的。
(2)配合物的内界具有一定的稳定性，配位键越强，配合物越稳定。
(3)当作为中心原子的离子相同时，配合物的稳定性与配体的性质有关。
考点13 配合物的异构现象和空间结构
1．配合物的异构现象
含有两种或或两种以上配位体的配合物，若配位体在空间的排列方式不同，就能形成几种不同几何构型的配合物。
（1）顺反异构
顺式异构体：同种配位体处于相邻位置。
反式异构体：同种配位体处于对角位置。
(2)顺反异构体的性质
顺、反异构体在颜色、极性、溶解性、活性等方面都有差异。
2．配合物离子的空间结构
配合物的中心原子、配位体的种类和数目不同，可以形成不同空间结构的配合物。
考点14 配合物对物质性质的影响
1．对溶解性的影响
某些难溶物形成配合物时可使溶解度增大。如AgOH可溶于氨水中，I2在浓KI溶液中比在水中的溶解度大的多。
2．颜色的改变
当简单离子形成配离子时其性质往往有很大差异。我们根据颜色的变化就可以判断是否有配离子形成。
如Fe3+与SCN-在溶液中可生成红色的铁的硫氰酸根配离子。
无水CuSO4为白色，溶于水得蓝色溶液，就是因为Cu2+与H2O形成了天蓝色的[Cu(H2O)4]2+。
3．稳定性
配合物具有一定的稳定性，配合物中的配位键越强，配合物越稳定。例如，血红蛋白中的Fe2+与CO形成的配位键比Fe2+与O2形成的配位键强，因此血红蛋白中的Fe2+与CO结合后，就很难再与O2结合，血红蛋白失去输送氧气的功能，从而导致人体CO中毒。
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