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1、第4節(jié) 分子間作用力與物質(zhì)性質(zhì) （第1課時(shí)） 【學(xué)習(xí)目標(biāo)】 1、 知道分子間作用力的廣泛存在 2、 說(shuō)出分子間作用力對(duì)物質(zhì)性質(zhì)（如熔點(diǎn)、沸點(diǎn)）的影響。 3、 掌握物質(zhì)分子立體結(jié)構(gòu)、分子的極性、分子的手性等性質(zhì)及它們之間的關(guān)系。 【學(xué)習(xí)重難點(diǎn)】 重點(diǎn)：分子間作用力對(duì)物質(zhì)性質(zhì)的影響 難點(diǎn)：分子間作用力對(duì)物質(zhì)性質(zhì)的影響 【復(fù)習(xí)歸納提升】 一、 形形色色的分子 分子的立體結(jié)構(gòu)與原子數(shù)的關(guān)系： 單原子分子為球形。如氦氣等稀有氣體。 雙原子分子為直線(xiàn)形。如氫氣、氯化氫等。 三原子分子有直線(xiàn)形和 V形兩種，如CQ分子呈 形，而HO分子呈 形，鍵角為 四原子分子有正四面體形、平面

2、三角形和三角錐形。如 P4分子呈 形，鍵角為 ， CHO分子呈 形，鍵角約為 ，NH3分子呈 形，鍵角為 。 五原子分子的可能立體結(jié)構(gòu)更多，最常見(jiàn)的是正四面體形和四面體形。如 CH分子呈 形，鍵角為 ，CHCI呈 形。 二、 分子的立體結(jié)構(gòu) （1） 價(jià)層電子對(duì)互斥模型（VSEPR莫型） 這種模型把分子分成兩大類(lèi)： 一類(lèi)是中心原子上的價(jià)電子都用于形成共價(jià)鍵。如 CO、CHO CH等分子中的C原子。它們的立體結(jié) 構(gòu)可用中心原子周?chē)脑訑?shù)來(lái)預(yù)測(cè)，概括如下： ABn 立體結(jié)構(gòu) 范例 n=2 直線(xiàn)型 CO n=3 平面三角形 CHO n=4 正四面體型

3、 CH 另一類(lèi)是中心原子上有孤對(duì)電子（未用于形成共價(jià)鍵的電子對(duì)）的分子。如 HO和NH中心原子上的孤對(duì)電子也要占據(jù)中心原子周?chē)目臻g，并參與互相排斥。 H2O和NH3的中心 原子上分別有2對(duì)和1對(duì)孤對(duì)電子，跟中心原子周?chē)腷鍵（成鍵電子對(duì)）加起來(lái)都是 4,它們相互 排斥，形成四面體，因而 H2O分子呈V型，NH分子呈三角錐型。 例1、應(yīng)用VSEPR理論判斷下表中分子或離子的構(gòu)型。進(jìn)一步認(rèn)識(shí)多原子分子的立體結(jié)構(gòu)。 化學(xué)式 中心原子含有孤對(duì) 電子對(duì)數(shù) 中心原子結(jié)合的原 子數(shù) 空間構(gòu)型 H2S HCN SQ HO NH

4、+ BF3 CHC3 SiF4 例題1下列物質(zhì)中，分子的立體結(jié)構(gòu)與水分子相似的是 （） A、CO2 B、H2S C、PC3 D SiC4 例題2下列分子的立體結(jié)構(gòu)，其中屬于直線(xiàn)型分子的是 （） A、 H2O B、CQ C C2H2 D、P4 例題3下列分子或離子的中心原子，帶有一對(duì)孤對(duì)電子的是 （） B、 A、XeO4 B、BeC2 C、CH D、PC3 （2）、雜化軌道理論：也是一種價(jià)鍵理論，是美國(guó)科學(xué)家鮑林為了解釋分子的立體結(jié)構(gòu)而提出的。 1. 雜化的概念：在形成多原子分子的過(guò)程中，中心原子的若干能量相近的原子軌道重新組

5、合，形成 一組新的軌道，這個(gè)過(guò)程叫做軌道的雜化，產(chǎn)生的新軌道叫雜化軌道。 1個(gè)s軌道和1個(gè)p軌道雜化形成2個(gè)sp軌道；1個(gè)s軌道和2個(gè)p軌道雜化形成3個(gè)sp2軌道；1 個(gè)s軌道和3個(gè)p軌道雜化形成4個(gè)sp3軌道。 2. 雜化軌道數(shù)=s軌道數(shù)+ p軌道數(shù) 3. 雜化軌道的形狀 不同的雜化方式導(dǎo)致雜化軌道的空間角度分布不同，從而決定了分子的幾何構(gòu)型的差異。 2個(gè)sp雜化軌道呈直線(xiàn)型，3個(gè)sp2雜化軌道呈平面三角形， 4個(gè)sp3雜化軌道呈正四面體形， 5個(gè) sp3d雜化軌道呈三棱雙錐型， 6個(gè)sp3d2雜化軌道呈正八面體型。 ABn 價(jià)層 電子對(duì)數(shù) 成鍵 電子對(duì)數(shù) 孤電子

6、對(duì)數(shù) 價(jià)電子對(duì) 空間構(gòu)型 中心原子 雜化類(lèi)型 分子空 間構(gòu)型 分子 極性 舉例 2 2 2 0 直線(xiàn)型 SP 1 直線(xiàn)型 非極性 3 3 3 0 平面三角 形 SF2 平面二角 形 非極性 2 1 SF2 V型 極性 4 4 4 r 0 正四面體 r sp 正四面體 非極性 3 1 四面體 sP5 三角錐型 極性 2 2 「SF3 V型 極性 例4、應(yīng)用軌道雜化理論，探究分子的立體結(jié)構(gòu)。 化學(xué)式 中心原子孤對(duì) 電子對(duì)數(shù) 雜化軌道數(shù) 雜化軌道類(lèi)型 成鍵情況 分

7、子結(jié)構(gòu) CH NH H2O BFb CHO SO BeCb CO HCN CaHa 例題5下列說(shuō)法正確的是（ ） A、CHC3是三角錐形 B、AB2是V字型，其A可能為sp2雜化 C、二氧化硅sp雜化，是非極性分子 D、NW+是平面四邊形結(jié)構(gòu) 例題6下列分子中心原子是 sp2雜化的是（ ） A PBr3 B CH4 C BF3 D H2

8、O 例題7關(guān)于原子軌道的說(shuō)法正確的是（ ） A凡是中心原子采取sp3雜化軌道成鍵的分子其幾何構(gòu)型都是正四面體 B CHi分子中的sp3雜化軌道是由4個(gè)H原子的1s軌道和C原子的2p軌道混合起來(lái)而形成的 C sp3雜化軌道是由同一個(gè)原子中能量相近的 s軌道和p軌道混合起來(lái)形成的一組能量相近的新軌 道 D凡AB3型的共價(jià)化合物，其中中心原子 A均采用sp3雜化軌道成鍵 例題8下列對(duì)sp3、sp2、sp雜化軌道的夾角的比較，得出結(jié)論正確的是（ ） A sp雜化軌道的夾角最大 B sp2雜化軌道的夾角最大 C sp3雜化軌道的夾角最大 D sp3、sp2、sp雜化軌道的夾角相等

9、 三?分子的極性 ① ?極性分子：正電荷中心和負(fù)電荷中心不相重合的分子 非極性分子：正電荷中心和負(fù)電荷中心相重合的分子 ② .分子極性的判斷： ① 雙原子分子的極性：雙原子分子的極性取決于成鍵原子之間的 ，以極性鍵結(jié)合 的雙原子分子是 分子，以非極性鍵結(jié)合的分子是 分子。 ② 多原子分子的極性：組成分子的所有化學(xué)鍵均為非極性鍵，則分子通常為 分子。以極性 鍵結(jié)合而形成的多原子分子， 既有極性分子，又有非極性分子，分子的空間構(gòu)型均勻?qū)ΨQ(chēng)的是 分 子；分子的空間構(gòu)型不對(duì)稱(chēng)或中心原子具有孤對(duì)電子或配位原子不完全相同的多原子分子為 分 子。 非極性分子和極性分子的比較

10、 非極性分子 極性分子 形成原因 整個(gè)分子的電荷分布均勻， 對(duì)稱(chēng) 整個(gè)分子的電荷分布不均勻、不對(duì)稱(chēng) 存在的共價(jià)鍵 非極性鍵或極性鍵 極性鍵 分子內(nèi)原子排列 對(duì)稱(chēng) 不對(duì)稱(chēng) 舉例說(shuō)明: 分子 共價(jià)鍵的極性 分子中正負(fù) 電荷中心 結(jié)論 舉例 同核雙原子分 子 非極性鍵 重合 非極性分子 出、N2、02 異核雙原子分 子 極性鍵 不重合 極性分子 CO HF、HCI 異核多原子分 子 分子中各鍵的向量和為零 重合 非極性分子 CO2、BF3、CH4 分子中各鍵的向量和不為 零 不重合 極性分子 H2O、NH3、 CH3CI

11、 ③.相似相溶原理：極性分子易溶于極性分子溶劑中（如 HCI易溶于水中），非極性分子易溶于非極性 分子溶劑中（如 CO易溶于CS2中）. 例題9下列物質(zhì)是含有極性鍵的非極性分子的是（ ） A. 03 B. CH3CI C. CS2 D. Na2Q 例題10下列物質(zhì)不溶于水的是（ ） A .氨氣 B.氯化鈉 C.乙醇 D. BF3 例題11分析下列分子的極性以及分子中共價(jià)鍵的類(lèi)型 H2、N2、C6o、F4、CO、BFb、CCb、HCI、NH、H2O CO CHCI、PCd PCI5 四、 手性 1、 手性碳原子 連有四個(gè)不同的原子或基團(tuán)的碳原子叫手性碳原子 2、 手性分

12、子 具有完全相同的組成和原子排列的一對(duì)分子， 如同左手與右手一樣互為鏡像， 卻在三維空間里不能重 疊，它們互稱(chēng)手性異構(gòu)體。有手性異構(gòu)體的分子叫做手性分子。 3、 手性分子在生命科學(xué)等方面的應(yīng)用 五、 無(wú)機(jī)含氧酸分子的酸性 1、 對(duì)于同一種元素的含氧酸來(lái)說(shuō)，該元素的化合價(jià)越高，其含氧酸的酸性越強(qiáng)。 2、 含氧酸的通式 （HO nRO,如果成酸元素 R相同，則n越大，R的正電性越高，導(dǎo)致 R-O-H中 的O原子向R偏移，因而在水分子的作用下，也就容易電離出氫離子，即酸性越強(qiáng)。 討論：比較下列含氧酸的酸性 H2SO和 H2SO4 HNO 2和 HNO HCIO 、HCIO2、 HCI

13、O 3和 HCIO4 六、 等電子原理 1、 等電子體：原子總數(shù)相同，價(jià)電子總數(shù)也相同的微粒。如：CO和N 2,CH 4和NH 4 + 2、 等電子體結(jié)構(gòu)相似，性質(zhì)相似。 七、 配合物理論 1. 配位鍵：一種原子提供孤對(duì)電子，另一種原子提供空軌道而形成的共價(jià)鍵。是共價(jià)鍵的一種。 2. 配合物：配位化合物，簡(jiǎn)稱(chēng)配合物，通常是由中心離子（或原子） 與配位體（某些分子或陰離子） 以配位鍵的形式結(jié)合而成的復(fù)雜離子或分子。 要求： （1）中心離子或原子，必須有空軌道。 主要是一些過(guò)渡金屬，如鐵、鉆、鎳、銅、銀、金、鉑等金屬元素的離子；或是達(dá)到該元素高化合價(jià)的非金屬元素，如 Na[B

14、F4]中的B(川)、K?[SiF 6]中的Si( IV)和NH[PF6]中的P( V );或是不帶電 荷的中性原子，如[Ni(CO) 4]、[Fe(CO) 5]中的Ni、Fe都是中性原子， (2) 配位體和配位原子，配位原子必須有孤對(duì)電子。 :Cu(NH3) 4] SQ中，NH是配位體，N為配位原子，有一對(duì)孤對(duì)電子。 (3) 配位數(shù)：與中心離子直接以配位鍵結(jié)合的配位原子個(gè)數(shù)。 如[AIF 6]3-配位數(shù) 6、[Cu(NH 3)4]SQ4 配位數(shù) 4 , [Co(NH 3) 2(en) 2】(NQ3)3 配位數(shù) 6 ⑷ 中心離子的電荷高，對(duì)配位體的吸引力較強(qiáng)，有利于形成配位數(shù)較高的配合物

15、；中心離子半徑越 大，其周?chē)扇菁{配體就越多，配位數(shù)越大。 (5)形成配合物時(shí)性質(zhì)的改變 a. 顏色的改變，如 Fe3+ + nSCN- = [Fe(SCN)n] (n-3)- b. 溶解度的改變，如： AgCI + 2NH 3 = [Ag(NH 3) 2]+ + Cl - Au + HNQ3 + 4HCI = H[AuCI 4] + NO f + 2H 2。 3Pt + 4HNQ 3 + 18HCI = 3H 2[PtCI 6] + 4NQ f + 8H 2。 注意：明磯KAI(SQ)2 42H2Q、鉻鉀磯KCr(SQ)2 42H2Q的晶體和水溶液都不含復(fù)雜離子，是復(fù)鹽。 3.

16、 配合物的結(jié)構(gòu) 內(nèi)界(配離子) [Cu ( NH )4]2+ SO 2- 中心原子 配位體 配位原 配位數(shù) 外界離子 例題12銨根離子中存在的化學(xué)鍵類(lèi)型按離子鍵、共價(jià)鍵和配位鍵分類(lèi)，應(yīng)含有( ) A.離子鍵和共價(jià)鍵 B.離子鍵和配位鍵 C.配位鍵和共價(jià)鍵 D離子鍵 例題13下列屬于配合物的是( ) A、NH4CI B Na2CQ3.10H2O C、CuSC4. 5H2Q D、Co (NH3)6CI3 例題14下列不屬于配合物的是 A. [Cu(NH3)4]SQ4 H2Q B. [Ag(NH3)2]QH C. KAI(SO)2 12H2Q D. Na[AI(QH)

17、 4] 例題15配合物在許多方面有著廣泛的應(yīng)用。下列敘述不正確的是 ( ) A、 以Mg2+為中心的大環(huán)配合物葉綠素能催化光合作用。 B、 Fe2+的卟啉配合物是輸送 O2的血紅素。 C [Ag ( NH3)2]+是化學(xué)鍍銀的有效成分。 D、向溶液中逐滴加入氨水，可除去硫酸鋅溶液中的 Cu2+° 例題16下列微粒：①HsO②NH+③CHCQO④NH3⑤CH4中含有配位鍵的是( ) A、①② B、①③ C、④⑤ D、②④ 例題17向盛有硫酸銅水溶液的試管里加入氨水，首先形成難溶物，繼續(xù)添加氨水，難溶物溶 解得到深藍(lán)色的透明溶液 ?下列對(duì)此現(xiàn)象說(shuō)法正確的是 2+ A. 反應(yīng)后溶

18、液中不存在任何沉淀，所以反應(yīng)前后 Cu的濃度不變 B. 沉淀溶解后，將生成深藍(lán)色的配合離子 [Cu(NH3)4] 2+ C. 向反應(yīng)后的溶液加入乙醇，溶液沒(méi)有發(fā)生變化 D. 在[Cu(NH3)4] 2+離子中，Cu2+給出孤對(duì)電子， NH3提供空軌道 例題18 Co(NH 3)5BrSQ 4可形成兩種鈷的配合物.已知兩種配合物的分子式分別為[Co(NH3)5Br] SO4和[Co (SO4) (NH3)5] Br, 若在第一種配合物的溶液中加入BaCl2溶液時(shí)，現(xiàn)象 是 ;若在第二種配合物的溶液中加入 BaCI2溶液時(shí)，現(xiàn) 象是 , 若加入AgN0 3溶液時(shí)，現(xiàn)象是 【分子

19、間作用力導(dǎo)學(xué)過(guò)程】 聯(lián)想?質(zhì)疑 規(guī)律、方法總結(jié) 水在通電條件下的分解與水的三態(tài)轉(zhuǎn) 變有什么不同？從微粒間的作用力角度分 析其原因。 什么是分子間作用力？它包括哪幾 類(lèi)？ 1分子間作用力： 2、分子間作用力包括 、 等。 比較食鹽與 HCI固體的熔、沸點(diǎn)，分 析維系微粒間的作用力分別是什么？ 范德華力的特征 作用能大?。?實(shí)質(zhì)： 飽和性： 方向性： 單質(zhì)F2、Cl2、 Br2、12 的熔點(diǎn)、沸點(diǎn) 1、變化規(guī)律： 變化規(guī)律任何？為什么？ 2、原因： 范德華力對(duì)物質(zhì)性質(zhì)的影響表現(xiàn)在哪 1、 幾個(gè)方面？ 2、 分析單質(zhì)F2、Cl2、 Br2

20、、I2 的熔點(diǎn)、 范德華力的變化規(guī)律： 沸點(diǎn)變化規(guī)律，你能得出范德華力的變化 規(guī)律嗎？  、化學(xué)鍵與分子間作用力的比較 化學(xué)鍵 分子間作用力 概念 作用范圍 作用力強(qiáng)弱 影響的性質(zhì) 【基礎(chǔ)達(dá)標(biāo)】 1干冰熔點(diǎn)很低是由于 （ ） A . CO2是極性分子 B . C=O鍵的鍵能小 C. CO化學(xué)性質(zhì)不活潑 D . CO分子間的作用力較弱 2.下列敘述中正確的是 A .同主族金屬元素的原子半徑越大熔點(diǎn)越高 B .稀有氣體原子序數(shù)越大沸點(diǎn)越低 C ?分子間作用力越弱的分子其沸點(diǎn)越低 ） 分子間的作用力增大 分子

21、內(nèi)共價(jià)鍵的鍵長(zhǎng) Cs>Rb>K>Na>Li GehkSiHQCH D ?同周期元素的原子半徑越小越易失去電子 3?干冰氣化時(shí)，下列所述內(nèi)容發(fā)生變化的是（ A ?分子內(nèi)共價(jià)鍵 B . C.分子間的距離 D. 4. 下列物質(zhì)的沸點(diǎn)排列順序不正確的是（ ） A . H2O>H2Te>H2Se>H2S; B . C. 12>Br2>Cl 2>F2 D. 【能力提升】 5. 下列過(guò)程中，共價(jià)鍵被破壞的是 ' （ ） A. 碘升華 B.溴蒸汽被木炭吸附 C. HaCI溶于水 D. HCI氣體溶于水 6. 在HC、 HBr、HI、HF中，沸點(diǎn)最低的是 （ ） A. HF B.HCl C. HBr D.HI 7?下列每組物質(zhì)發(fā)生狀態(tài)變化所克服的粒子間的相互作用屬于同種類(lèi)型的是 （ ） A.食鹽和蔗糖熔化 B.鈉和硫熔化 C.碘和干冰升華 D.干冰和氧化鈉熔化 &下列物質(zhì)性質(zhì)的變化規(guī)律與分子間作用力有關(guān)的是 （ ） A. HF HCI、HBr、HI的熱穩(wěn)定性依次 B. 碳化硅、晶體硅的熔、沸點(diǎn)很高 C. NaF NaCI、NaBr、NaI的熔點(diǎn)依次降低 D. F2、CI2、Br2、12的熔、沸點(diǎn)逐漸升高 學(xué)后反思 我的收獲 我還有待提咼的