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2.2.1分子空间结构的理论分析
考点1 杂化轨道理论
CH4分子为什么具有正四面体的空间构型？
答案　在形成CH4分子时，碳原子的一个2s轨道和三个2p轨道发生混杂，形成四个能量相等的sp3杂化轨道。四个sp3杂化轨道分别与四个H原子的1s轨道重叠成键形成CH4分子，所以四个C—H是等同的。可表示为
2．轨道杂化与杂化轨道
考点2　杂化轨道类型
1．sp1杂化——BeCl2分子的形成
(1)BeCl2分子的形成
杂化后的2个sp1杂化轨道分别与氯原子的3p轨道发生重叠，形成2个σ键，构成直线形的BeCl2分子。
(2)sp1杂化：sp1杂化轨道是由1个ns轨道和1个np轨道杂化而得，sp1杂化轨道间的夹角为180°，呈直线形。
(3)sp1杂化后，未参与杂化的2个np轨道可以用于形成π键，如乙炔分子中的C≡C键的形成。
2．sp2杂化——BF3分子的形成
(1)BF3分子的形成
(2)sp2杂化：sp2杂化轨道是由1个ns轨道和2个np轨道杂化而得，sp2杂化轨道间的夹角为120°，呈平面三角形。
(3)sp2杂化后，未参与杂化的1个np轨道可以用于形成π键，如乙烯分子中的C==C键的形成。
3．sp3杂化——NH3、H2O与CH4分子的形成
(1)CH4分子的空间构型
(2)sp3杂化：sp3杂化轨道是由1个ns轨道和3个np轨道杂化而得，sp3杂化轨道的夹角为109.5°，呈正四面体构型。
(3)NH3、H2O分子中N原子和O原子的杂化类型分别为sp3、sp3杂化。由于N原子和O原子分别有1对和2对孤对电子，孤对电子对成键电子对的排斥作用较强，且孤对电子数越多，排斥作用越强，使键角依次变小。
4.苯分子的空间构型与大π键
1．根据杂化轨道理论，形成苯分子时每个碳原子中一个2s轨道和两个2p轨道都发生了sp2杂化(如2s、2px、2py杂化)，由此形成的三个sp2杂化轨道在同一平面内，还有一个未参与杂化的2p轨道(如2pz)垂直于这个平面。
2．每个碳原子的两个sp2杂化轨道上的电子分别与邻近的两个碳原子的sp2杂化轨道上的电子配对形成σ键，于是六个碳原子组成一个正六边形的碳环；每个碳原子的另一个sp2杂化轨道上的电子分别与一个氢原子的1s电子配对形成σ键。
3．6个碳原子上各有1个未参与杂化的垂直于碳环平面的p轨道，这6个轨道以“肩并肩”的方式形成含有6个电子、属于6个C原子的大π键。
5.杂化轨道类型的判断方法
(1)根据杂化轨道之间的夹角判断：若杂化轨道之间的夹角为109.5°，则中心原子发生sp3杂化；若杂化轨道之间的夹角为120°，则中心原子发生sp2杂化；若杂化轨道之间的夹角为180°，则中心原子发生sp1杂化。
(2)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。
有机物中碳原子的杂化类型
(1)根据碳原子形成的σ键数目判断
有机物中，碳原子杂化轨道形成σ键，未杂化轨道形成π键。
(2)由碳原子的饱和程度判断
①饱和碳原子采取sp3杂化；
②双键上的碳原子或苯环上的碳原子采取sp2杂化；
③叁键上的碳原子采取sp1杂化。
根据σ键和孤电子对判断
考点3 价电子对互斥理论
1．价电子对互斥理论的基本内容：分子中的价电子对(成键电子对)和孤电子对由于相互排斥作用，尽可能趋向彼此远离。
(1)当中心原子的价电子全部参与成键时，为使价电子斥力最小，就要求尽可能采取对称结构。
(2)当中心原子的价电子部分参与成键时，未参与成键的孤电子对与成键电子对之间及孤电子对之间、成键电子对之间的斥力不同，从而影响分子的空间构型。
(3)电子对之间的夹角越大，相互之间的斥力越小。
(4)成键电子对之间斥力由大到小顺序：叁键—叁键＞叁键—双键＞双键—双键＞双键—单键＞单键—单键。
(5)含孤电子对的斥力由大到小顺序：孤电子对—孤电子对＞孤电子对—单键＞单键—单键。
2．价电子对互斥理论与分子的空间构型
(1)中心原子中的价电子全部参与形成共价键的分子的空间构型
ABn 空间构型 范例
n＝2 直线形 CO2、BeCl2
n＝3 平面三角形 CH2O、BF3
n＝4 正四面体形 CH4、CCl4
n＝5 三角双锥形 PCl5
n＝6 正八面体形 SF6
(2)中心原子上有孤电子对(价电子中未参与形成共价键的电子对)的分子的空间构型：中心原子上的孤电子对占据中心原子周围的空间，与成键电子对互相排斥，使分子的空间构型发生变化，如：
①H2O为AB2型分子，氧原子上的两对孤电子对参与互相排斥，所以H2O分子的空间构型为V形而不是直线形。
②NH3分子中氮原子上有一对孤电子对参与互相排斥，故NH3的空间构型不能为平面三角形。
③常见分子的价电子对互斥模型和空间构型
σ键成键电子对数 孤电子对数 价电子对数目 电子对的排列方式 价电子对空间构型 分子或离子的空间构型　　 实例
2 0 2 直线形 直线形 BeCl2、CO2
3 0 3 三角形 平面三角形 BF3、BCl3
2 1 V形 PbCl2
4 0 4 四面体形 正四面体形 CH4、CCl4
3 1 三角锥形 NH3
2 2 V形 H2O
(1)ABm型分子中心原子价电子对数目的计算方法
ABm型分子(A是中心原子，B是配位原子)中价电子对数n的计算：
n＝
(2)在计算中心原子的价电子对数时应注意如下规定
①作为配位原子，卤素原子和H原子均提供1个电子，氧族元素的原子不提供电子。
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PO中P原子价电子数应加上3，而NH中N原子的价电子数应减去1。
④计算电子对数时，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。
⑤双键、叁键等多重键作为1对电子看待。
考点4 等电子原理
1．N2和CO的结构、性质，
分子 N2 CO
结构 原子数 2 2
电子数 14 14
价电子数 10 10
空间构型 直线形 直线形
性质 沸点/℃ －195.81 －191.49
熔点/℃ －210.00 －205.05
液体密度/g·cm－3 0.796 0.793
2.分析比较N2和CO的结构和性质，得出的结论是CO分子和N2分子具有相同的原子总数、相同的价电子数，即等电子体，其性质相近。
3．等电子原理是指化学通式相同、价电子总数相等的分子或离子具有相同的空间构型和化学键类型等结构特征，它们的许多性质(主要是物理性质)是相近的。满足等电子原理的分子或离子互称为等电子体。
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