共价键 分子的立体结构

编稿：宋杰 审稿：于冬梅

1、认识共价键的主要类型σ键和π键；会用电子式表示共价键的形成；理解共价键的形成条件及其本质； 2、认识键能、键长、键角等概念，能用它们说明简单分子的某些性质；认识等电子原理，了解其应用。 3、认识共价分子立体结构的多样性和复杂性；初步认识价层电子对互斥模型，能用VSEPR模型预测简单分子或离子的立体结构；

4、认识杂化轨道理论的要点，进一步了解有机化合物中碳的成键特征，能根据杂化轨道理论判断简单分子或离子的构型，培养分析、归纳、综合的能力和空间想象能力；了解配位键、配位化合物的概念及表示方法。

【高清课堂：分子结构与性质#分子结构与性质】要点一：共价键

1、共价键的实质：共用电子对与原子核之间的静电作用使原子结合起来 说明：原子之间通过核间高概率出现的共用电子对所产生的强烈相互作用

2、共价键形成过程的表示方法

说明：由于在化学反应中，一般是原子的最外层电子发生变化，所以，为了简便起见，我们可以在元素符号周围用小黑点（或×）来表示原子的最外层电子。这种式子叫做电子式 例如：

说明：注意书写分子的电子式和分子形成过程的电子式的区别。

⑴饱和性：是指每个原子成键的总数或以单键连接的原子数目是一定的，因为共价键是有原子轨道重叠和共用电子形成的，而每个原子能提供的轨道和成单电子数目是一定的。

例如：当两个H原子结合成H2分子后，不可能再结合第三个H原子形成“H3分子”。同样，甲烷的化学式是CH4，说明碳原子最多能与四个氢原子结合。这些事实说明，形成共价键时，每个原子有一个最大的成键数，每个原子能结合其他原子的数目不是任意的。

⑵方向性：是指一个原子与周围原子形成的共价键具有一定的方向，角度。这是由于原子轨道（S轨道除外）有一定的方向性，它和相邻原子的轨道重叠要满足最大重叠原理。

说明：共价键的方向性使共价分子都具有一定的空间构型。例如，在硫原子和氢原子结合生成H2S分子时，因为硫原子的最外层两个不成对的3p电子的电子云互成直角，氢原子的1s电子云要沿着直角的方向跟3p电子云重叠，这样H2S分子中两个共价键的夹角应接近90度。

4、共价键的类型 (1)σ键：（以“头碰头”重叠形式）

a、特征：以形成化学键的两原子核的连线为轴作旋转操作，共价键的图形不变，轴对称图形。 b、种类：s-s σ键 s-p σ键 p-p σ键 (2)π键：（以“肩并肩”重叠形式）

特征：每个π键的电子云有两块组成，分别位于有两原子核构成平面的两侧，如果以它们之间包含原子核的平面为镜面，它们互为镜像，这种特征称为镜像对称。

说明：a、σ键比π键强度大，π键易断裂。例如：烯烃比烷烃活泼。

b、只有当两原子之间形成重键的时候才会出现π键；原子间多重健中只有一个σ键其它均为π键。

一般非金属元素的原子之间通过共价键结合。

如非金属气态氢化物、水、酸、非金属氧化物等物质中的元素都以共价键结合。

共价键存在于非金属单质、共价化合物中，也可存在于离子化合物中（例如，氢氧化钠、过氧化钠、硫酸钾等）。

①电负性相同或相差很小的非金属元素原子之间形成共价键。 ②一般成键原子有未成对电子(自旋相反)。 ③成键原子的原子轨道在空间重叠。

【高清课堂：分子结构与性质#键参数】要点二：键参数

１、键能：气态基态原子形成１mol化学键所释放出的最低能量。通常取正值。单位：kJ/mol

说明：键能越大，形成化学键放出的能量越大，化学键越稳定；含有该化学键的分子越稳定。 例如：氢化物的稳定性HF＞HCl＞HBr＞HI

２、键长：形成共价键的两原子间的核间距。单位：１pm（１pm＝10-12m） 说明：键长越短，共价键越牢固，形成的物质越稳定

3、键角：多原子分子中的两个共价键之间的夹角。 例如：CO2 结构为Ｏ＝Ｃ＝Ｏ，键角为180°；为直线形分子。 H2O 键角105°；Ｖ形

CH4 键角109°28′；正四面体 注意：

键能、键长、键角是共价键的三个参数

键能、键长决定了共价键的稳定性；键长、键角决定了分子的空间构型。 要点诠释：共价键强弱的判断规律

1、电子云的重叠程度不同键的强弱不同。例如：σ键比π键强度大。

2、原子间共用电子对越多，共价键越强。例如：碳碳键的键能乙烷为348 kJ/mol，乙烯是 615 kJ/mol，乙炔是837 kJ/mol。

3、成键原子半径之和越小，共价键越强。例如：已知r(F)＜r(Cl)＜r(Br)＜r(I)，所以有下列共价键的大小关系：H―F＞H―Cl＞H―Br＞H―I

等电子体概念：原子数相同，价电子数也相同的微粒（等电子体结构相似、性质相似）。

要点四、常见多原子分子的立体结构：

【小结】同为三原子分子或四原子分子，分子的空间构型不同。所以多原子分子的立体结构不但与所连原子数目有关，还与其他因素（比如中心原子是否有孤对电子及孤对电子的数目）有关

【高清课堂：分子结构与性质#价层电子对互斥模型】要点五、价层电子对互斥模型： 用中心原子是否有孤对电子及孤对电子的数目，预测分子的立体结构

价层电子对互斥模型认为分子的立体结构是由于分子中的价电子对（成键电子对和孤对电子对）相互排斥的结果。中心原子价层电子对（包括成键电子对和未成键的孤对电子对）的互相排斥作用，使分子的几何构型总是采取电子对相互排斥最小的那种构型，即分子尽可能采取对称的空间构型

这种模型把分子分为两类：

1、中心原子上的价电子都用于形成共价键（中心原子无孤对电子）

中心原子无孤对电子，分子中存在成键电子对与成键电子对间的相互排斥，且作用力相同，分子的空间构型以中心原子为中心呈对称分布。如CO2、CH2O、CH4、HCN等分子。它们的立体结构可用中心原子周围的原子数来预测： ABn 立体结构 范例 n=2 n=3 n=4 直线形 平面三角形 正四面体形 CO2 CH2O CH4

2、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。

中心原子上有孤对电子，分子中存在成键电子对与成键电子对间的相互排斥、成键电子对与孤对电子对间的相互排斥、孤对电子对与孤对电子对间的相互排斥。孤对电子要占据中心原子周围的空间，并参与互相排斥，使分子呈现不同的立体构型

如H2O和NH3，中心原子上的孤对电子也要占据中心原子周围的空间，并参与互相排斥，中心原子周围的δ键+孤对电子数=4，所以NH3与H2O的VSEPR理想模型都是四面体形。因而H2O分子呈V型，NH3分子呈三角锥形。

【小结】电子对的空间构型（VSEPR理想模型）与分子的空间构型存在差异的原因是由于孤对电子没有参与成键,且孤对电子对比成键电子对更靠近原子核，它对相邻成键电子对的排斥作用较大，要使电子对相互排斥最小，那么H2O 、NH3 、CH4分子相应的键角必然逐渐变大。

要点诠释：价层电子对互斥模型小结

1、同为三原子分子或四原子分子，其分子空间构型不同，是由于分子中的成键电子对及中心原子上的孤对电子对相互排斥，结果趋向尽可能彼此远离，以减小斥力。

排斥力：孤对电子对与孤对电子对＞孤对电子对与成键电子对＞成键电子对与成键电子对

例如：H2O和NH3中心原子上分别有2对和1对孤对电子，跟中心原子周围的δ键加起来都是4，它们相互排斥形成四面体。由于分子的中心原子上未成键的孤对电子对对成键电子对之间的排斥力较强，所以使H2O分子中2个O―H键和NH3分子中3个N―H键的空间分布发生一点变化，它们的键角从109°28′分别被压缩到105°和107°。

2、应用VSEPR理论判断分子或离子的构型

对于一个ABn型的共价型分子，中心原子A周围电子对排布的几何形状，主要取决于中心原子A的价电子层中的电子对数（成键电子对数+孤对电子数），这些电子对的位置倾向于分离得尽可能远，使它们之间的斥力最小。根据中心原子的孤对电子对的数目及中心原子结合的原子的数目确定。

若中心原子周围的原子数与孤对电子对数之和分别为2、3、4，则VSEPR理想模型（注：与分子的立体结构不同）分别是直线形、平面形、四面体形，由于孤对电子对成键电子的斥力影响较大，所以含有孤对电子对的分子中键角比理想模型的键角要小一些。

例如：NH3与H2O的VSEPR理想模型都是四面体形（109°28′），但分子的立体结构分别是三角锥形（107°）、V形（105°）

【高清课堂：分子结构与性质#杂化轨道理论】要点六、杂化轨道理论： 能量相近的原子轨道重新组合 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。

特点：杂化前后轨道数目不变。杂化后轨道伸展方向，形状发生改变。

2、甲烷分子的杂化轨道的形成：（sp3杂化）

①甲烷分子的立体构型：空间正四面体，分子中的C―H键 是等同的，键角是109°28′ ②中心原子价电子构型 C：2s22p2

碳原子的4个价层原子轨道是3个相互垂直的2p轨道和1个球形的2s轨道，用它跟4个氢原子的1s原子轨道重叠，不可能得到四面体构型的甲烷分子。

③鲍林提出杂化轨道理论：

形成甲烷分子时，中心原子碳的2s和2px、2py、2pz四条原子轨道发生混杂，形成一组新的轨道，即四个相同的sp3杂化轨道，夹角109°28′。这些sp3杂化轨道不同于s轨道，也不同于p轨道。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1s轨道重叠，形成4个C―Hδ键，因此呈正四面体的分子构型。

根据参与杂化的s轨道与p轨道的数目，除了有sp3杂化轨道外，还有sp2 杂化和sp杂化，sp2 杂化轨道表示由一个s轨道与两个p轨道杂化形成的，sp杂化轨道表示由一个s轨道与一个p轨道杂化形成的

①碳原子的 sp2 杂化（以乙烯为例）

乙烯的中心原子C在轨道杂化时，有1个p轨道未参与杂化，只是Ｃ的２s轨道与2个２p轨道发生杂化，形成3个相同的sp2杂化轨道，sp2杂化轨道分别指向平面三角形的三个顶点，杂化轨道间夹角为120°。

杂化轨道与2个H原子和另外一个C原子形成2个C―Hδ键和1个C―Cδ键，未杂化p轨道垂直于sp杂化轨道所在平面，与另外的C原子形成C―C p键。

②碳原子的 sp杂化（以乙炔为例）

乙炔的中心原子C在轨道杂化时，有2个p轨道未参与杂化，只是Ｃ的２s与1个２p轨道发生杂化，形成2个相同的sp杂化轨道，杂化轨道间夹角为180°。杂化轨道与1个H原子和另外一个C原子形成1个C―Hδ键和1个C―Cδ键，未杂化2个p轨道垂直于sp杂化轨道所在平面，与另外的C原子形成2个C―C p键。

【小结】杂化轨道在角度分布上比单纯的s或p轨道在某一方向上更集中，从而使它与其它原子的原子轨道重叠的程度更大，形成的共价键更牢固。

要点诠释：杂化轨道与分子的立体结构 1、判断杂化轨道的数目和杂化方式

中心原子的孤对电子对数与相连的其他原子数之和，就是杂化轨道数。

例如：NH3中心原子N上有一对孤对电子，所以杂化轨道数为1+3=4，即N原子采用sp3杂化；