2019-2020年高中化學(xué) 課題17 分子的立體結(jié)構(gòu)競賽講義學(xué)習(xí)目標(biāo)：1、CO2、H2O、NH3、CH2O、CH4的空間構(gòu)型 2、價層電子對互斥模型學(xué)習(xí)過程：一、形形色色的分子大多數(shù)分子是由兩個以上原子構(gòu)成的，于是就有了分子中的原子的空間關(guān)系問題，這就是所謂“分子的立體結(jié)構(gòu)”。例如，三原子分子的立體結(jié)構(gòu)有直線形和V形兩種。如C02分子呈直線形，而H20分子呈V形，兩個HO鍵的鍵角為105°。三原子分子立體結(jié)構(gòu)：有直線形C02 、CS2等，V形如H2O、S02等。 大多數(shù)四原子分子采取平面三角形和三角錐形兩種立體結(jié)構(gòu)。例如，甲醛(CH20)分子呈平面三角形，鍵角約120°；氨分子呈三角錐形，鍵角107°。四原子分子立體結(jié)構(gòu)：平面三角形：如甲醛(CH20)分子等，三角錐形：如氨分子等。 五原子分子的可能立體結(jié)構(gòu)更多，最常見的是正四面體形，如甲烷分子的立體結(jié)構(gòu)是正四面體形，鍵角為109°28/。五原子分子立體結(jié)構(gòu)：正四面體形如甲烷、P4等測分子體結(jié)構(gòu)：紅外光譜儀吸收峰分析肉眼不能看到分子，那么，科學(xué)家是怎樣知道分子的形狀的呢?早年的科學(xué)家主要靠對物質(zhì)的宏觀性質(zhì)進(jìn)行系統(tǒng)總結(jié)得出規(guī)律后進(jìn)行推測，如今，科學(xué)家已經(jīng)創(chuàng)造了許許多多測定分子結(jié)構(gòu)的現(xiàn)代儀器，紅外光譜就是其中的一種。分子中的原子不是固定不動的，而是不斷地振動著的。所謂分子立體結(jié)構(gòu)其實(shí)只是分子中的原子處于平衡位置時的模型。當(dāng)一束紅外線透過分子時，分子會吸收跟它的某些化學(xué)鍵的振動頻率相同的紅外線，再記錄到圖譜上呈現(xiàn)吸收峰。通過計算機(jī)模擬，可以得知各吸收峰是由哪一個化學(xué)鍵、哪種振動方式引起的，綜合這些信息，可分析出分子的立體結(jié)構(gòu)。2、 價層電子對互斥模型 在1940年，希吉維克（Sidgwick）和坡維爾（Powell）在總結(jié)實(shí)驗(yàn)事實(shí)的基礎(chǔ)上提出了一種簡單的理論模型，用以預(yù)測簡單分子或離子的立體結(jié)構(gòu)。這種理論模型后經(jīng)吉列斯比（R.J,Gillespie）和尼霍爾姆（Nyholm）在20世紀(jì)50年代加以發(fā)展，定名為價層電子對互斥模型，簡稱VSEPR（Valence Shell Electron Pair Repulsion）。1.價層電子互斥模型 分子的空間構(gòu)型與成鍵原子的價電子有關(guān)。價層電子對互斥模型可以用來預(yù)測分子的立體結(jié)構(gòu)。應(yīng)用這種理論模型，分子中的價電子對(包括成鍵電子對和孤電子對)，由于相互排斥作用，而趨向盡可能彼此遠(yuǎn)離以減小斥力，分子盡可能采取對稱的空間構(gòu)型。價電子對之間的斥力1).電子對之間的夾角越小，排斥力越大。2).由于成鍵電子對受兩個原子核的吸引，所以電子云比較緊縮，而孤對電子只受到中心原子的吸引，電子云比較“肥大”，對鄰近電子對的斥力較大，所以電子對之間的斥力大小順序如下：孤電子對孤電子對>孤電子對成鍵電子>成鍵電子成鍵電子 3).由于三鍵、雙鍵比單鍵包含的電子數(shù)多，所以其斥力大小次序?yàn)槿I>雙鍵>單鍵 2.價層電子對互斥理論：對ABn型的分子或離子，中心原子A價層電子對（包括用于形成共價鍵的共用電子對和沒有成鍵的孤對電子）之間存在排斥力，將使分子中的原子處于盡可能遠(yuǎn)的相對位置上，以使彼此之間斥力最小，分子體系能量最低。 3.價層電子對互斥模型： 這種模型把分子分成以下兩大類：一類是中心原子上的價電子都用于形成共價鍵，如C02、CH20、CH4等分子中的碳原子，在這類分子中，由于價層電子對之間的相互排斥作用，它們趨向于盡可能的相互遠(yuǎn)離，成鍵原子的幾何構(gòu)型總是采取電子對排斥最小的那種結(jié)構(gòu)。它們的立體結(jié)構(gòu)可用中心原子周圍的原子數(shù)n來預(yù)測，概括如下：ABn立體結(jié)構(gòu)范例n=2直線型CO2n=3平面三角形CH2On=4正四面體型CH4另一類是中心原子上有孤對電子(未用于形成共價鍵的電子對)的分子，如H2O和NH3，對于這類分子，首先建立四面體模型，每個鍵占據(jù)一個方向（多重鍵只占據(jù)一個方向），孤對電子也要占據(jù)中心原子周圍的空間，并參與互相排斥。例如，H20和NH3的中心原子上分別有2對和l對孤對電子，跟中心原子周圍的鍵加起來都是4，它們相互排斥，形成四面體，因而H：O分子呈V形，NH3分子呈三角錐形。(1)、中心原子上的價電子都用于形成共價鍵：分子中的價電子對相互排斥的結(jié)果(2).中心原子上有孤對電子：孤對電子也要占據(jù)中心原子周圍的空間，并參與互相排斥，使分子的空間結(jié)構(gòu)發(fā)生變化。4. 價層電子對互斥理論的應(yīng)用利用價層電子對互斥理論時，首先要根據(jù)原子的最外層電子數(shù)，判斷中心原子上有沒有孤對電子，然后再根據(jù)中心原子結(jié)合的原子的數(shù)目，就可以判斷分子的空間構(gòu)型(1) 確定中心原子A價層電子對數(shù)目 中心原子A的價電子數(shù)與配體X提供共用的電子數(shù)之和的一半，即中心原子A價層電子對數(shù)目。計算時應(yīng)注意：(1)氧族元素原子作為配位原子時，可認(rèn)為不提供電子，但作為中心原子時可認(rèn)為它所提供所有的6個價電子. (2) 如果討論的是離子，則應(yīng)加上或減去與離子電荷相應(yīng)的電子數(shù)。如PO43-中P原子價層電子數(shù)就加上3，而NH4 中N原子的價層電子數(shù)應(yīng)減去1.(3) 如果價層電子數(shù)出現(xiàn)奇數(shù)電子，可把這個單電子當(dāng)作電子對來看待.(2) 價電子對數(shù)計算方法 對于ABm型分子(A為中心原子，B為配位原子)，分子的價電子對數(shù)可以通過下式確定 n =(3) 確定價層電子對的空間構(gòu)型 由于價層電子對之間的相互排斥作用，它們趨向于盡可的相互遠(yuǎn)離。價層電子對的空間構(gòu)型與價層電子對數(shù)目的關(guān)系：價層電子對數(shù)目n23456價層電子對構(gòu)型 直線三角形四面體三角雙錐八面體(4) 分子空間構(gòu)型確定 根據(jù)分子中成鍵電子對數(shù)和孤對電子數(shù)，可以確定相應(yīng)的穩(wěn)定的分子幾何構(gòu)型。例1：應(yīng)用VESPR理論，判斷下列粒子構(gòu)型：CH4 、ClO3 、PCl5 解析： 在CH4 中，C 有4個電子，4個H 提供4個電子，C 的價層電子總數(shù)為8個，價層電子對為4對 。C 的價層電子對的排布為正四面體，由于價層電子對全部是成鍵電子對，因此 CH4 的空間構(gòu)型為正四面體。在ClO3 中，Cl 有7個價電子，O不提供電子，再加上得到的1個電子，價層電子總數(shù)為8個，價層電子對為4對。Cl的價層電子對的排布為四面體，四面體的 3 個頂角被3個O占據(jù)，余下的一個頂角被孤對電子占據(jù)，因此 為三角錐形。在 PCl5 中，P 有5個價電子，5 個Cl分別提供1個電子，中心原子共有5對價層電子對，價層電子對的空間排布方式為三角雙錐，由于中心原子的價層電子對全部是成鍵電子對，因此PCl5 的空間構(gòu)型為三角雙錐形?？偨Y(jié)歸納： 價層電子對互斥模型對少數(shù)化合物判斷不準(zhǔn)，不能適用于過渡金屬化合物，除非金屬具有全滿、半滿或全空的d軌道。根據(jù)價層電子對互斥理論：分子的立體結(jié)構(gòu)是由于分子中的價電子對相互排斥的結(jié)果，其規(guī)律如下：分子類型中心原子空間構(gòu)型 AB2有孤對電子V型無孤對電子直線形AB3有孤對電子三角錐形無孤對電子平面三角形AB4無孤對電子四面體形例2：（1）用VSEPR模型預(yù)測，下列分子形狀與H2O相似，都為V型的是 A.OF2 B.BeCl2 C.SO2 D.CO2（2）用VSEPR模型預(yù)測，下列分子中鍵角不是1200的是 AC2H2 BC6H6 CBF3 DNH3三、雜化軌道理論簡介1、雜化的概念：在形成多原子分子的過程中，中心原子的若干能量相近的原子軌道重新組合，形成一組新的軌道，這個過程叫做軌道的雜化，產(chǎn)生的新軌道叫雜化軌道。雜化軌道理論是一種價鍵理論，是鮑林為了解釋分子的立體結(jié)構(gòu)提出的。為了解決甲烷分子四面體構(gòu)型，鮑林提出了雜化軌道理論，它的要點(diǎn)是：當(dāng)碳原子與4個氫原子形成甲烷分子時，碳原子的2s軌道和3個2p軌道會發(fā)生混雜，混雜時保持軌道總數(shù)不變，卻得到4個相同的軌道，夾角109°28，稱為sp3雜化軌道，表示這4個軌道是由1個s軌道和3個p軌道雜化形成的。當(dāng)碳原子跟4個氫原子結(jié)合時，碳原子以4個sp3雜化軌道分別與4個氫原子的ls軌道重疊，形成4個C-H鍵，因此呈正四面體的分子構(gòu)型。 雜化軌道理論認(rèn)為：在形成分子時，通常存在激發(fā)、雜化、軌道重疊等過程。但應(yīng)注意，原子軌道的雜化，只有在形成分子的過程中才會發(fā)生，而孤立的原子是不可能發(fā)生雜化的。同時只有能量相近的原子軌道才能發(fā)生雜化，而1s軌道與2p軌道由于能量相差較大，它是不能發(fā)生雜化的。2、雜化軌道的類型：(1) sp3雜化1個s軌道和3個p軌道會發(fā)生混雜，得到4個相同的軌道，夾角109°28，稱為sp3雜化軌道?？臻g結(jié)構(gòu)：空間正四面體或V型、三角錐型。凡屬于VESPR模型的AY4的分子中心原子A都采取sp3 雜化類型。例如CH4、NH3、H2O等。其中像CH4這類與中心原子鍵合的是同一種原子，因此分子呈高度對稱的正四面體構(gòu)型，其中的4個sp3雜化軌道自然沒有差別，這種雜化類型叫做等性雜化。而像NH3、H2O這類物質(zhì)的中心原子的4個sp3雜化軌道用于構(gòu)建不同的鍵或孤對電子，這個的4個雜化軌道顯然有差別，叫做不等性雜化，(2) sp2雜化：同一個原子的一個 ns 軌道與兩個 np 軌道進(jìn)行雜化組合為 sp2 雜化軌道。sp2 雜化軌道間的夾角是120°，分子的幾何構(gòu)型為平面正三角形。 應(yīng)當(dāng)注意的是，雜化過程中還有未參與雜化的p軌道，可用于形成鍵，而雜化軌道只用于形成鍵或者用來容納未參與成鍵的孤對電子。而沒有填充電子的空軌道一般都不參與雜化。如：乙烯分子中的碳原子的原子軌道采用sp2雜化。其中兩個碳原子間各用一個sp2雜化軌道形成鍵，用兩個sp2雜化軌道與氫原子形成鍵，兩個碳原子各用一個未參加雜化的2p原子軌道形成鍵。 苯環(huán)分子中的碳原子的原子軌道采用了sp2雜化。每個碳原子上的三個sp2雜化軌道分別與兩個相鄰的碳原子和一個氫原子形成三個鍵并形成六碳環(huán)，每個碳原子上的未雜化2p軌道采用“肩并肩”的方式重疊形成大鍵。大鍵的形成使苯環(huán)上的所用原子處于同一平面，且結(jié)構(gòu)穩(wěn)定。(3) sp 雜化：同一原子中 ns-np 雜化成新軌道：一個 s 軌道和一個 p 軌道雜化組合成兩個新的 sp 雜化軌道。sp雜化：夾角為180°的直線形雜化軌道。 雜化軌道成鍵時，要滿足化學(xué)鍵間最小排斥原理，鍵與鍵間的排斥力大小決定于鍵的方向，即決定于雜化軌道間的夾角。由于鍵角越大化學(xué)鍵之間的排斥能越小，對sp雜化來說，當(dāng)鍵角為180時，其排拆力最小，所以sp雜化軌道成鍵時分子呈直線形；對sp2雜化來說，當(dāng)鍵角為120時，其排斥力最小，所以sp2雜化軌道成鍵時，分子呈平面三角形。由于雜化軌道類型不同，雜化軌道夾角也不相同，其成鍵時鍵角也不相同，故雜化軌道的類型與分子的空間構(gòu)型有關(guān)。3、AB m雜化類型的判斷公式：電子對數(shù)n= 在上述公式使用時，電荷為正值時，取負(fù)號，電荷為負(fù)值時，取正號。當(dāng)配位原子為氧原子或硫原子時，成鍵電子數(shù)為零。電子對數(shù)n 234雜化類型spSp2Sp3例如：SO2 電子對數(shù)為(6+0)/2=3,為sp2雜化。雜化類型雜化軌道數(shù)目雜化軌道間的夾角空間構(gòu)型實(shí)例Sp2180°直線BeCl2 Sp23120°平面三角形BF3 Sp34109°28四面體形CH4