■河南省汝陽縣第一高級中學(xué) 侯晨鷂(特級教師)

考點(diǎn)1:共價鍵的特征及類型

1.共價鍵的特征。

(1)共價鍵的飽和性:①按照共價鍵的共用電子對理論,一個原子有幾個未成對電子,便可和幾個自旋相反的電子配對成鍵,這就是共價鍵的飽和性。H原子、Cl原子都只有一個未成對電子,因而只能形成H2、HCl、Cl2分子,不能形成H3、H2Cl、Cl3等分子。②共價鍵的飽和性決定了共價分子的組成。

(2)共價鍵的方向性:①共價鍵形成時,兩個參與成鍵的原子軌道總是盡可能沿著電子出現(xiàn)概率最大的方向重疊,而且原子軌道重疊越多,電子在兩核間出現(xiàn)概率越大,形成的共價鍵就越牢固。電子所在的原子軌道都有一定的形狀,所以要取得最大重疊,共價鍵必然有方向性。多原子分子的鍵角一定,也表明了共價鍵具有方向性。②共價鍵的方向性影響著共價分子的立體結(jié)構(gòu)。

2.共價鍵的類型。

(1)按成鍵原子間共用電子對的數(shù)目分為單鍵、雙鍵、三(叁)鍵。

(2)按共用電子對是否偏移分為極性鍵、非極性鍵。

(3)按原子軌道的重疊方式分為σ鍵(頭碰頭重疊)、π鍵(肩并肩重疊)和δ鍵(四重交蓋面對面重疊)。σ鍵的電子云具有軸對稱性,主要有s-s σ鍵、s-pσ鍵、p-pσ鍵;π鍵的電子云具有鏡像對稱性;δ鍵的電子云具有面對稱性(不作要求)。

(4)按成鍵過程分為一般共價鍵(有時也叫正常共價鍵)和配位共價鍵(簡稱配位鍵)。一般共價鍵指成鍵時兩個原子各自提供相同數(shù)目的未成對電子形成的共價鍵;配位鍵是指兩原子的成鍵電子全部由一個原子提供所形成的共價鍵,形成配位鍵的條件是成鍵原子一方(A)能夠提供孤電子對,另一方(B)具有能夠接受電子對的空軌道,可表示為A→B。

3.鍵參數(shù)。

(1)鍵能:氣態(tài)基態(tài)原子形成1 mol化學(xué)鍵釋放的最低能量。鍵能越大,共價鍵越牢固。鍵能的大小決定分子的穩(wěn)定性強(qiáng)弱。

(2)鍵長:形成共價鍵的兩原子之間的核間距。鍵長越短,共價鍵越牢固。

(3)鍵角:在原子數(shù)超過2的分子中,兩個共價鍵之間的夾角。

鍵能和鍵長決定共價鍵的穩(wěn)定性,鍵長和鍵角決定分子的空間構(gòu)型。

例1下列說法中正確的是( )。

A.分子中鍵能越大,鍵長越長,則分子越穩(wěn)定

B.元素周期表中的第ⅠA族(除H外)和第ⅦA族元素的原子間可能形成共價鍵

C.水分子可表示為H—O—H,分子中鍵角為180°

D.H—O鍵鍵能為463 kJ·mol-1,即18gH2O分解成H2和O2時,消耗能量為2×463 kJ

解析:D項(xiàng)中H—O鍵鍵能為463 kJ·mol-1,指的是氣態(tài)基態(tài)氫原子和氧原子形成1 mol H—O鍵時釋放的最低能量,則拆開1 mol H—O鍵形成氣態(tài)氫原子和氧原子所需吸收的能量也為463 kJ,18 g H2O即1 mol H2O中含2 mol H—O鍵,斷開時需吸收2×463 kJ的能量形成氣態(tài)氫原子和氧原子,再進(jìn)一步形成H2和O2時,還需釋放出一部分能量,故D項(xiàng)錯誤。Li的電負(fù)性為1.0,I的電負(fù)性為2.5,其差值為1.5<1.7,所以LiI以共價鍵成分為主,B項(xiàng)正確。

答案:B

點(diǎn)評:本題主要考查共價鍵的三個鍵參數(shù),要理解它們的概念及相互關(guān)系,掌握它們對鍵強(qiáng)弱的影響。

考點(diǎn)2:分子的立體結(jié)構(gòu)

1.價層電子對互斥模型。

價層電子對互斥模型是一種預(yù)測分子的立體結(jié)構(gòu)的理論,其基本觀點(diǎn)是分子中的價電子對(包括成鍵電子對和孤電子對)由于相互排斥作用,盡可能趨向彼此遠(yuǎn)離。

依據(jù)價層電子對互斥模型,可以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,即中心原子價層電子對全是成鍵電子時,為使價電子對的斥力最小,就要求盡可能采取對稱結(jié)構(gòu)。如ABn型分子CO2、BF3、CH4中的中心原子的最外層電子全部用于形成共價鍵,它們的立體結(jié)構(gòu)分別是直線形、平面三角形、正四面體形對稱結(jié)構(gòu)。

另一類是中心原子上有孤電子對(未用于形成共價鍵的電子對)的分子,中心原子上的孤電子對也要占據(jù)中心原子周圍的空間,并參與互相排斥,最終形成的分子構(gòu)型符合孤電子對與成鍵電子對斥力最小的穩(wěn)定構(gòu)型。如H2O呈V形,NH3呈三角錐形等。

其中:a為中心原子的價電子數(shù),x為與中心原子結(jié)合的原子數(shù),b為與中心原子結(jié)合的原子最多能接受的電子數(shù)。

2.雜化軌道的形成和類型。

(1)概念:在形成分子時,若干不同類型、數(shù)量相近的原子軌道混合起來,在外界條件影響下,重新組合成一組新的原子軌道。這種軌道重新組合的過程叫做原子軌道雜化,所形成的新軌道就稱為雜化軌道。

①Be原子的sp雜化。

②B原子的sp2雜化。

③C原子的sp3、sp2、sp雜化。

④N、O原子均可采取sp3雜化,N原子的sp3雜化軌道有1個由孤對電子占據(jù),O原子的sp3雜化軌道有2個由孤對電子占據(jù)。

注:雜化軌道只用于形成σ鍵或用來容納未參與成鍵的孤對電子。以sp3雜化形成的都是σ鍵,若碳原子采取sp2或sp雜化,則還有未參與雜化的p軌道,可用于形成π鍵。

3.價層電子對互斥模型、雜化軌道理論與分子空間構(gòu)型的關(guān)系(見表1)。

表1

例2用價層電子對互斥理論預(yù)測H2S和BF3的立體結(jié)構(gòu),兩個結(jié)論都正確的是( )。

A.直線形;三角錐形

B.V形;三角錐形

C.直線形;平面三角形

D.V形;平面三角形

解析:在H2S中,價電子對數(shù)為4,若無孤電子對存在,則其應(yīng)為正四面體構(gòu)形。但中心原子S上有兩對孤電子對,而且孤電子對也要占據(jù)中心原子周圍的空間,它們相互排斥,因此H2S為V形結(jié)構(gòu)。在BF3中,價電子對數(shù)為3,其中心原子B上無孤電子對,因此BF3應(yīng)為平面三角形。

答案:D

點(diǎn)評:價層電子對互斥理論的基本要點(diǎn)是分子中的價電子對由于相互排斥作用,盡可能趨向彼此遠(yuǎn)離。關(guān)鍵是不可忽視孤對電子對成鍵電子的影響。

考點(diǎn)3:鍵的極性和分子的極性的關(guān)系

1.鍵的極性的判斷。

(1)電負(fù)性差法:兩原子電負(fù)性差為零,則為非極性鍵,兩原子電負(fù)性差大于零,則為極性鍵。

(2)組成元素法:A—A為非極性鍵,A—B為極性鍵。

2.分子極性的判斷。

(1)根據(jù)所含共價鍵類型及分子的空間構(gòu)型判斷:

①由非極性鍵形成的A—A型分子一定是非極性分子,如H2。

②由極性鍵形成的A—B型分子一定是極性分子,如HCl。

③由極性鍵形成的AB2型分子,除直線形結(jié)構(gòu)B—A—B(如CO2、CS2、BaCl2等)為非極性分子外,其他均為極性分子

④由極性鍵形成的AB3型分子,除平面正三角形結(jié)構(gòu)(如BCl3、SO3等)為非極性分子外,其他均為極性分子。

⑤由極性鍵形成的AB4型分子,除正四面體形(如CH4)及平面正四邊形結(jié)構(gòu)為非極性分子外,其他均為極性分子。

(2)據(jù)中心原子最外層電子是否全部成鍵判斷(適用范圍:ABn型分子)。

分子中的A原子最外層電子若全部成鍵,此分子一定為非極性分子,如CO2、BF3、CH4等;分子中的A原子最外層電子若未全部成鍵,此分子一般為極性分子,如H2O、NH3等(或中心原子化合價的絕對值等于最外層電子數(shù),則該分子為非極性分子,否則為極性分子)。

例3下列敘述中正確的是( )。

A.以非極性鍵結(jié)合起來的雙原子分子一定是非極性分子

B.以極性鍵結(jié)合起來的分子一定是極性分子

C.非極性分子只能是雙原子單質(zhì)分子D.非極性分子中,一定含有非極性共價鍵

解析:A項(xiàng)正確,如O2、H2、N2等;B項(xiàng)錯誤,以極性鍵結(jié)合起來的分子不一定是極性分子,若分子構(gòu)型對稱、正負(fù)電荷中心重合,就是非極性分子,如CH4、CO2、CCl4、CS2等。C項(xiàng)錯誤,非極性分子也可能是某些由極性鍵構(gòu)成的結(jié)構(gòu)對稱的化合物,如CH4、CO2等。D項(xiàng)錯誤,非極性分子中不一定含有非極性鍵,如CH4、CO2等。

答案:A

點(diǎn)評:本題主要考查鍵的極性與分子極性的關(guān)系,要求全面、準(zhǔn)確理解二者的區(qū)別和相互關(guān)系。當(dāng)抽象的判斷題中出現(xiàn)“一定”“可能”“不一定”“不可能”等時,可用例證法來判斷正誤。

考點(diǎn)4:范德華力、氫鍵及共價鍵的比較(見表2)

表2

續(xù)表

特別提示:

①有氫鍵的物質(zhì)分子間也有范德華力,但有范德華力的分子間不一定有氫鍵。

②一個氫原子只能形成一個氫鍵,這是氫鍵的飽和性。

③分子內(nèi)氫鍵基本上不影響物質(zhì)的物理性質(zhì)。

例4氧族元素的氫化物的沸點(diǎn)如表3所示。

表3

下列關(guān)于氧族元素氫化物的沸點(diǎn)高低的分析和推斷中,正確的是( )。

A.氧族元素氫化物沸點(diǎn)高低與范德華力的大小無關(guān)

B.范德華力一定隨相對分子質(zhì)量的增大而減小

C.水分子間存在氫鍵這一特殊的分子間作用力

D.水分子間存在共價鍵,加熱時較難斷裂

解析:氫鍵是由電負(fù)性比較強(qiáng)的O、N、F等與H之間形成的一種介于范德華力與化學(xué)鍵之間的一種作用力,一些物質(zhì)(如H2O、HF、NH3),由于分子間存在氫鍵使得它們的熔沸點(diǎn)高于同系列的氫化物。

答案:C

點(diǎn)評:范德華力和氫鍵是兩種常見的分子間作用力,它們都比化學(xué)鍵弱。范德華力的存在較為普遍。

考點(diǎn)5:配合物理論

(1)配合物的組成。

①配體:含有孤電子對的分子或離子,如NH3、H2O、Cl-、Br-、I-、SCN-等。

②中心離子:一般是金屬離子,特別是過渡金屬離子,如Cu2+、Fe2+。

③配位數(shù):直接同中心原子(或離子)配位的含有孤電子對的分子(或離子)的數(shù)目。

(2)常見的配合物:如[Cu(NH3)4](OH)2、[Cu(NH3)4]SO4、[Ag(NH3)2]OH、Fe(SCN)3、[Fe(SCN)6]3-等。

例5下列化合物都含有配位鍵,其中屬于配位化合物的是( )。

A.NH4Cl B.K3[Fe(SCN)6]

C.CO D.H2SO4

解析:只有B項(xiàng)中的K3[Fe(SCN)6]中既有配體(SCN-)又有中心離子(Fe3+),而其他的化合物中雖然有配位鍵,但卻不是配位化合物。

答案:B