2019-2020年高中化學 4.1《分子構型與物質的性質》教案蘇教版選修3.doc

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2019-2020年高中化學 4.1《分子構型與物質的性質》教案蘇教版選修3 【學習目標】 1.理解雜化軌道理論的主要內容，掌握三種主要的雜化軌道類型； 2.學會用雜化軌道原理解釋常見分子的成鍵情況與空間構型； 3.掌握價層電子對互斥理論，知道確定分子空間構型的簡易方法； 4.了解等電子原理及其應用。 【學習重點】雜化軌道理論、價層電子對互斥理論、分子空間構型的簡易方法、等電子原理 【學習難點】雜化軌道理論、價層電子對互斥理論 【學習方法】講解法、歸納法 【教學過程】 〖你知道嗎〗 1.O原子與H原子結合形成的分子為什么是H2O，而不是H3O或H4O？ 2.C原子與H原子結合形成的分子為什么是CH4，而不是CH2？CH4分子為什么具有正四面體結構？ 3.為什么H2O分子是“V”型.鍵角是104.5，而不是“直線型”或鍵角是“90”？ 一、雜化軌道理論（1931年，美國化學家鮑林L.Pauling提出） 1. CH4 —— sp3雜化 軌道排布式： 電子云示意圖： （1）能量相近的原子軌道才能參與雜化； （2）雜化后的軌道一頭大，一頭小，電子云密度大的一端與成鍵原子的原子軌道沿鍵軸方向重疊，形成σ鍵；由于雜化后原子軌道重疊更大，形成的共價鍵比原有原子軌道形成的共價鍵穩(wěn)定，所以C原子與H原子結合成穩(wěn)定的CH4，而不是CH2。 （3）雜化軌道能量相同，成分相同，如：每個sp3雜化軌道占有 個s軌道、 個p軌道； （4）雜化軌道總數(shù)等參與雜化的原子軌道數(shù)目之和，如 個s軌道和 個p軌道雜化成 個sp3雜化軌道 （5）正四面體結構的分子或離子的中心原子，一般采取sp3雜化軌道形式形成化學鍵，如CCl4、NH4+等，原子晶體金剛石、晶體硅、SiO2等中C和Si也采取sp3雜化形式，軌道間夾角為 。 2. BF3 —— sp2雜化型 用軌道排布式表示B原子采取sp2雜化軌道成鍵的形成過程： 電子云示意圖： （1）每個sp2雜化軌道占有 個s軌道、 個p軌道； （2）sp2雜化軌道呈 型，軌道間夾角為 ； （3）中心原子通過sp2雜化軌道成鍵的分子有 、 等。 〖思考、討論〗 根據(jù)現(xiàn)代價鍵理論即“電子配對理論”，Be原子外圍電子排布式為2s2，電子已配對不能形成共價鍵，但氣態(tài)BeCl2分子卻能穩(wěn)定存在，為什么？ 3. 氣態(tài)BeCl2—— sp雜化型 用軌道排布式表示Be原子采取sp雜化軌道成鍵的形成過程： 電子云示意圖： （1）每個sp雜化軌道占有 個s軌道、 個p軌道； （2）sp雜化軌道呈 型，軌道間夾角為 ； （3）中心原子通過sp雜化軌道成鍵的分子有 、 等。 〖思考〗為何不能形成氣態(tài)BeCl4分子？ 【例題選講】 例1. 根據(jù)乙烯、乙炔分子的結構，試用雜化軌道理論分析乙烯和乙炔分子的成鍵情況。 例2：試用雜化軌理論解釋石墨、苯的結構 小結：請?zhí)顚懴卤? 表1 雜化軌道類型與雜化軌道空間構型 雜化類型 軌道成分 軌道空間構型 軌道間夾角 相關實例 sp sp2 sp3 *dsp3或 sp3d ------ 三角雙錐 90、120 PCl5 *d2sp3或sp3d2 ------ 八面體 90、180 SF6 〖思考、討論〗NH3、H2O分子中鍵角分另為10718′、104.5，與10928′相差不大，由此可推測，N、O原子的原子軌道可能采取何種類型雜化？原子軌道間夾角小于10928′，可能說明了什么問題？ 二、價層電子對互斥理論（1941年西奇威克、吉來斯比等提出） 1. 價電子對：包括孤對電子對和成鍵電子對，一般孤對電子對離核較近。 2. 價電子對之間存在相互排斥作用，為減小斥力，相互之間盡可能遠離，因此分子的空間構型受到影響，一般，分子盡可能采取對稱的空間結構以減小斥力。 相鄰電子對間斥力大小順序： 孤對電子對孤對電子對>孤對電子對成鍵電子對>成鍵電子對成鍵電子對 *叁鍵叁鍵>叁鍵雙鍵>雙鍵雙鍵>雙鍵單鍵>單鍵單鍵 三、不等性雜化 NH3、H2O的分子構型也可通過不等性雜化解釋，即中心原子的孤對電子也參與雜化，得到性質不完全等同的雜化軌道，軌道的s成分和p成分不全相同，孤對電子對較密集于氮原子或氧原子周圍。由于孤對電子對的雜化軌道排斥成鍵電子的雜化軌道，以致軌道夾角不等，氨分子和水分子成鍵電子對之間的夾角都小于10928′。水分子中的氧原子有兩個孤對電子對，它的O-H鍵之間的夾角比氨分子中N-H鍵之間夾角受到的排斥力作用更大。 例3. BF3是平面三角型的幾何構型，但NF3卻是三角錐型的幾何構型，試用所學理論加以說明。 四、確定分子空間構型的簡易方法 1. 對于ABm型分子 （1）對于主族元素，中心原子價電子數(shù)=最外層電子數(shù)，配位原子按提供的價電子數(shù)計算， 如：PCl5 中 （2）O、S作為配位原子時按不提供價電子計算，作中心原子時價電子數(shù)為6； （3）離子的價電子對數(shù)計算 如：NH4+ ： ； SO42- ： 例4. 計算下列分子或離子中的價電子對數(shù)，并根據(jù)已學填寫下表 物質 價電子對數(shù) 中心原子雜化軌道類型 雜化軌道/電子對空間構型 軌道夾角 分子空間構型 鍵角 氣態(tài)BeCl2 CO2 BF3 CH4 NH4+ H2O NH3 PCl3 2. 對于ABm型分子的空間構型(分子空間構型指不包括孤對電子對的空間的排布) （1）價層電子對數(shù)=配位原子數(shù)時，分子空間構型與雜化軌道空間構型相同 價電子對數(shù) 中心原子雜化軌道類型 雜化軌道/電子對空間構型 軌道夾角 實例 分子空間構型 鍵角 n=2 直線型 氣態(tài)BeCl2、CO2 n=3 平面三角形 BF3、BCl3 n=4 四面體 CH4 、NH4+ n=5 dsp3或 sp3d 三角雙錐 90、120 PCl5 三角雙錐 90、120 n=6 d2sp3或sp3d2 八面體 90、180 SF6 正八面體 90、180 （2）價層電子對數(shù)≠配位原子數(shù)時（一般存在孤對電子對），分子空間構型與雜化軌道空間構型不同，一般由于價層電子對之間的斥力不同導致。確定分子的穩(wěn)定構型時應考慮三種電子對之間的排斥作用：一般孤對電子對間排斥作用數(shù)最少為最穩(wěn)定構型，其次考慮孤對電子對-成鍵電子對排斥作用數(shù)，最后考慮成鍵電子對-成鍵電子對排斥作用數(shù)。 如：XeF4分子空間構型的確定：價層電子對為6，電子對構型為八面體，Xe的配位原子數(shù)為4，存在兩對孤對電子對，分子空間構型可能存在以下兩種： （a） (b) 構型： （a） (b) 孤對電子對-孤對電子對排斥作用數(shù)： 0 1 孤對電子對-成鍵電子對排斥作用數(shù)： 8 6 成鍵電子對-成鍵電子對排斥作用數(shù)： 4 5 構型（a）比構型（b）的孤對電子對-孤對電子對排斥作用數(shù)少，因此，構型（a）是XeF4較穩(wěn)定的空間構型。 說明：電子對空間構型與分子構型既有區(qū)別又有聯(lián)系，分子構型可根據(jù)價層電子對互斥理論從電子對空間構型推導而得，此規(guī)律一般不適用于推測過渡金屬化合物的幾何構型，對極少數(shù)化合物判斷也不準，如：CaF2、SrF2、BaF2，是彎曲型而不是預期的直線型。 表2 部分分子的空間構型與價層電子對空間構型 價電子對數(shù) 雜化軌道/電子對空間構型 軌道夾角 實例 成鍵電子對數(shù) 孤對電子對數(shù) 分子空間構型 鍵角 n=3 平面三角形 120 SO2、 PbCl2 2 2 1 1 V型 V型 119.5 ---- n=4 正四面體 10928′ H2O、NH3 2 3 2 1 V型、 三角錐型 104.5、10718′ *n=5 三角雙錐 90、120 XeF2 2 3 直線型 180 *n=6 正八面體 90、180 XeF4 XeOF4 4 5 2 1 正方形 四方錐形 90 ----- 例5： 用價層電子對互斥理論推測下列分子的空間構型 ①CS2 ② NCl3 ③SO42- ④NO3- ⑤SO3 ⑥H3O+ 五、等電子原理 1. 規(guī)律內容：具有相同 和相同 的分子或離子具有相同的結構特征，某些物理性質也相似。如：CO與N2，SiCl4、SiO44-與SO42- 2. 等電子原理的應用 （1）判斷一些簡單分子或離子的立體構型； （2）利用等電子體在性質上的相似性制造新材料； 如 、 、 、 是良好半導體材料。 （3）利用等電子原理針對某物質找電子體； 例5：1994年度諾貝爾化學獎授予為研究臭氧做出特殊貢獻的化學家。O3能吸收有害紫外線，保護人類賴以生存的空間。O3分子的結構如圖，呈V型，鍵角116．5℃。三個原子以一個O原子為中心，與另外兩個O原子分別構成一個非極性共價鍵；中間O原子提供2個電子，旁邊兩個O原子各提供1個電子，構成一個特殊的化學鍵——三個O原子均等地享有這4個電子。請從下列選項中選擇合適的答案：中心原子與臭氧的中心氧原子的雜化軌道類型相同的有： 。與O3分子構型最相似的是 。 A．H2O B．CO2 C．SO2 D．BF3 E. NO2-