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物质结构与性质学案引 言【知识要点】组成和性质化学研究 性质和变化1、分子的组成不同结构不同性质不同 元素种类一样2、分子组成相同 结构不同性质不同 化学式3、分子组成不同，但结构相似性质相似4、无机物中，化学组成相同，但晶体结构不同，从而导致性质不同。第一章 原子结构与性质第一节 原子结构【学习重点】 1、根据构造原理写出136号元素原子的电子排布式； 2、核外电子的运动状态，电子云与原子轨道； 3、泡利原理、洪特规则。【学习难点】 1、电子云和原子轨道； 2、基态、激发态和光谱。（第1课时）【知识要点】一、原子的诞生1932年勒梅特首次提出了现代宇宙大爆炸理论：整个宇宙最初聚集在一个“原始原子”中，后来发生了大爆炸，碎片向四面八方散开，形成了我们的宇宙。大爆炸后两小时，诞生了大量的 、少量的 及极少量的Li，然后经过长或短的发展过程，以上元素发生原子核的熔合反应，分期分批的合成了其它元素。 元素宇宙中最丰富的元素占88.6%（氦18），地球上的元素大多数是金属，非金属元素（包括稀有气体）仅 种。二、原子结构模型（人类对原子结构的认识历史） 古希腊哲学家德谟克利特是原子学说的奠基人，他认为原子是构成物质的粒子。万物都是由间断的、不可分的粒子即原子构成的，原子的结合和分离是万物变化的根本原因。 1、道尔顿原子模型（1803年）英国科学家道尔顿是近代原子学说的创始人。他认为原子是组成物质的基本粒子，它们是坚实、不可再分的实心球，同种原子的质量和性质都相同。 2、汤姆生原子模型（1904年）英国科学家汤姆生发现了电子。他认为原子是一个平均分布着正电荷的粒子，其中镶嵌着许多电子，中和了正电荷，从而形成了中性原子。（也称“枣糕”模型或“葡萄干布丁”模型） 3、卢瑟福原子模型（1911年）英国物理学家卢瑟福根据粒子散射实验提出：在原子的中心有一个带正电荷的核，它的质量几乎等于原子的全部质量，电子在它的周围沿着不同的轨道运转，就象行星环绕太阳运转一样。（电子绕核旋转的原子结构模型） 4、玻尔原子模型（1913年）丹麦物理学家玻尔通过光谱研究提出电子在核外空间的一定轨道内绕核做高速圆周运动的理论。（核外电子分层排布的原子结构模型） 5、电子云模型（1927年1935年）又称现代物质结构学说。奥地利物理学家薛定谔等人以量子力学为基础，根据微观世界的波粒二象性规律，提出用量子力学的方法描述核外电子运动，即用电子云描述核外电子的运动。随着现代科学技术的发展，科学家已经能利用电子显微镜和扫描隧道显微镜来拍摄表示原子图像的照片，并且能在晶体硅表面上用探针对硅原子进行“搬迁”。三、能层与能级1、对于多电子原子的核外电子，按能量的差异将其分成不同的 ；在同一个原子中，离核越近，电子能量越 。由里向外，分别用字母： 、 、 、 、 、 、 表示相应的分别第一、二、三、四、五、六、七能层。各能层最多容纳的电子数为 。 能层一二三四五六七符号KLMNOPQ最多电子数2、对于多电子原子，同一能层的电子能量也可能不同，将其分成不同的 。同一能层里，能级的能量按s、p、d、f、的次序 ，即E（s）E（p）E（d）E（f）。注意：K层指包含一个能级，即s能级；L层包含两个能级，s和p能级；M层包含三个能级，s、p和d能级；N层包含四个能级，s、p、d、f能级。每个能层中，能级符号的顺序是ns、np、nd、nf能 层(n)一二三四五六七符 号KLMNOPQ能 级(l)1s2s2p3s3p3d4s4p4d4f5s最 多 电 子 数22n2小结：（1）每个能层中，能级符号的顺序是ns、np、nd、nf（2）任一能层，能级数 能层序数（填“”“”或“”）（3）s、p、d、f可容纳的电子数依次是 、 、 、 的两倍（4）同一能级容纳的电子数相同练习：写出下列原子的电子排布式。1H 2He 5B10Ne 11Na 19K思考钾原子的电子排布为什么是2、8、8、1而非2、8、9？三、构造原理基态原子电子排布式构造原理：电子填充的先后顺序（构造原理）为：1s2s2p3s3p4s3d4p5s4d5p6s4f5d6p7s5f6d7p ns (n2)f (n1)d np构造原理揭示了原子核外电子的能级分布。不同能层的能级有交错现象，如E(3d)E(4s)、E(4d)E(5s)、E(5d)E(6s)、E(6d)E(7s)、E(4f)E(5p)等。构造原理是书写基态原子电子排布式的依据，也是绘制基态原子电子排布图（即轨道表示式）的主要依据之一。如：Na：1s22s22p63s1，能级符号上面数字是该能级上的电子数。练习：写出下列原子的电子排布式。 13Al 19K 20Ca26Fe 35Br 37Rb也可以简写：如7N : Ne 2s22p2 11Na : He 3s1练习：写出下列原子的电子排布式的简写形式。13Al 19K 20Ca26Fe 35Br 37Rb注意：136号元素24Cr、29Cu不符合构造原理。 24Cr 1s22s22p63s23p63d54s1 29Cu 1s22s22p63s23p63d104s1四、基态、激发态、光谱 1、基态： 能量状态。如处于最低能量状态的原子称为基态原子。 2、激发态： 能量状态（相对基态而言）。如基态原子的电子吸收能量后，电子跃迁至较高能级成为激发态原子。 3、基态与激发态相互转化的能量转化的关系 （ ）能量基态原子 激发态原子 （ ）能量4、光谱：不同元素的原子发生跃迁时会 能量（基态激发态）和 能量（基态激发态），产生不同的光谱原子光谱（吸收光谱和发射光谱）。利用光谱分析可以发现新元素或利用特征谱线鉴定元素。如科学家们通过太阳光谱的分析发现了稀有气体氦，化学研究中利用光谱分析检测一些物质的存在与含量。五、电子云与原子轨道核外电子运动的特点：质量极小 运动空间极小 极高速运动1、电子云：电子在原子核外空间一定范围内出现的 ，象一团带负电的云雾笼罩在原子周围。电子云是核外电子运动状态的形象化描述。思考：1s电子云，许多黑点是否代表电子？2、原子轨道不同能级上的电子出现概率约为 的电子云空间轮廓图思考：原子轨道与宏观物体运动的轨道是否相同？s电子的原子轨道呈 对称，每个s能级能级各有 个原子轨道，能层序数越大，s原子轨道的半径越大。；p电子的原子轨道呈 形，每个p能级有 个轨道，它们互相垂直，分别以px、py、pz为符号。p原子轨道的平均半径也随能层序数增大而增大。d能级各有 个原子轨道；f能级各有 个原子轨道。小结：s、p、d、f可容纳的电子数依次是1、3、5、7的两倍，此处的1、3、5、7应为s、p、d、f的轨道数。据此分析每个轨道最多容纳 各电子。3、轨道表示式：用“”表示轨道，用“”或“”表示容纳的电子。 1s 1s如：1H 2He 1s 2s 1s 2s 2p 3Li 6C注意：、ns能级各有1个轨道，np能级各有3个轨道，nd能级各有5个轨道，nf能级各有7个轨道。而每个轨道里最多能容纳2个电子，通常称为电子对，用方向相反的箭头“”来表示。“” “”表示自选方向相反。练习：写出下列原子的轨道表示式。7N 8O13Al 18Ar26Fe 27Co（1）泡利原理：每个原子轨道里最多只能容纳 个电子，且自旋方向 。 也称泡利不相容原理，任何一个原子里绝不会出现运动状态完全相同的电子。 能层运动状态包含 能级 轨道 自旋方向（2）洪特规则：电子排布在同一能级的各个轨道时，优先占据不同的轨道且自旋方向相同。 特例： 24Cr 1s22s22p63s23p63d54s1 29Cu 1s22s22p63s23p63d104s1 3d 3d 半充满 全充满小结：1、电子排布为全充满、半充满或全空是能量最低，此时最稳定。2、基态原子的核外电子排布要遵循的原则是 、 、 。3、核外电子的表示方法 （1）电子式 （2）原子结构示意图（3）核外电子排布式（4）轨道表示式【巩固练习】1、下列有关电子云和原子轨道的说法正确的是（ ） A、原子核外的电子象云雾一样笼罩在原子核周围，故称电子云B、s能级的原子轨道呈球形，处在该轨道上的电子只能在球壳内运动C、p能级的原子轨道呈纺锤形，随着能层的增加，p能级原子轨道也在增多D、与s电子原子轨道相同，p电子原子轨道的平均半径随能层的增大而增大 2、当镁原子由1s22s22p63s2 1s22s22p63p2时，以下认识正确的是（ ） A、镁原子由基态转化成激发态，这一过程中吸收能量B、镁原子由激发态转化成基态，这一过程中释放能量C、转化后位于p能级上的两个电子处于同一轨道，且自旋方向相同 D、转化后镁原子与硅原子电子层结构相同，化学性质相似3、一个电子排布为1s22s22p63s23p1的元素最可能的价态是 （ ）A、+1 B、+2 C、+3 D、14、下列关于稀有气体的叙述不正确的是 （ ） A、原子的电子排布最外层都是以P6结束B、其原子与同周期A、A族阳离子具有相同电子排布式C、化学性质非常不活泼 D、一定条件下，也可以形成稀有气体化合物4、下列基态原子的电子构型中，正确的是 （ ） A、3d94s2 B、3d44s2 C、4d105s0 D、4d85s25、同一原子的基态和激发态相比较 （ ）A、基态时的能量比激发态时高 B、基态时比较稳定C、基态时的能量比激发态时低 D、激发态时比较稳定6、若某基态原子的外围电子排布为4d15s2，则下列说法正确的是 （ ）A、该元素基态原子中共有3个电子 B、该元素原子核外有5个电子层C、该元素原子最外层共有3个电子 D、该元素原子M能层共有8个电子7、下表列出了核电荷数为2125的元素的最高正化合价，回答下列问题：元素名称钪钛钒铬锰元素符号ScTiVCrMn核电荷数2122232425最高正价+3+4+5+6+7（1）写出下列元素基态原子的核外电子排布式： Sc_ _ _ Ti_ V _ Mn _（2）对比上述五种元素原子的核外电子排布与元素的最高正化合价，你发现的规律是_；出现这一现象的原因是_。8、以下列出的是一些原子的2p能级和3d能级中电子排布的情况。试判断，哪些违反了泡利不相容原理，哪些违反了洪特规则。(1) (2) (3) (4) (5)违反泡利不相容原理的有 ，违反洪特规则的有 。9、某元素的激发态原子的电子排布式为1s22s22p63s23p34s1，则该元素基态原子的电子排布式为 ；元素符合为 。第二节 原子结构与元素的性质一、原子结构与元素周期表在周期表中同一横行的元素原子所含有的 相同。同一纵行 相同。每一个周期总是由 （ns1 ）开始到 （ns2np6）结束.如此循环往复，可见元素周期系的形成是由于 的排布发生周期性的重复。 随着核电荷数的递增，电子在能级里的填充顺序遵循 原理，不同周期里所含元素种类不一定相同，并且随着周期序号的递增，金属元素的种类也逐渐 ，非金属的种类也逐渐 。周期一二三四五六七合计元素种类金属元素种类未排满非金属元素种类未排满通过上述表格我们发现 非金属元素种类 + 周期序数 = 科学探究 1、元素的分区和族1) s 区: , 最后的电子填在 上, 包括 , 属于活泼金属, 为碱金属和碱土金属;2) p区:, 最后的电子填在 上, 包括 族元素, 为非金属和少数金属;3) d区: , 最后的电子填在 上, 包括 族元素, 为过渡金属;4) ds区: , (n-1)d全充满, 最后的电子填在 上, 包括 , 5) f区: , 包括 元素 区全是金属元素，非金属元素主要集中 区。主族主要含 区，副族主要含 区，过渡元素主要含 区。思考周期表上的外围电子排布称为“ ”，这是由于这些能级上的电子数可在化学反应中 。小结：S区元素价电子特征排布为S12，价电子数等于族序数。区元素价电子排布特征为（-1）d18ns12；价电子总数等于列序数；ds区元素特征电子排布为(n-1)d10ns12，价电子总数等于所在的列序数；p区元素特征电子排布为ns2np16；价电子总数等于主族序数。 每个纵行价电子总数是否相等？ 练习：原子序数电子排布式在周期表中的位置是金属还是非金属最高价氧化物的水化物化学式及酸碱性气态氢化物的化学式151s22s22p63s23p4第二周期VA族二、元素周期律 (1)原子半径原子半径的大小取决于 和 。能层数越多，电子间的 将使原子的半径 。核电核数越大，核对电子的引力也就越 ，将使原子的半径越 同周期主族元素从左到右，原子半径逐渐 元素周期表中，同主族元素从上到下，原子半径逐渐 推广：也可以用于比较离子半径的大小同种元素离子半径大小比较：阴离子半径 原子半径 阳离子半径 原子半径半径大小比较： Na Na+ Cl Cl- Fe2+ Fe3+ 不同种元素的原子和离子半径大小比较 Na Mg C F N3- O2- F- Na+ Mg2+ Al3+ F- Na+ 小结：上一周期的阴离子和下一周期阳离子核外电子排布 ，但核电荷数逐渐增加，所以上一周期阴离子的半径 下一周期阳离子的半径。(2)电离能1、第一电离能I1： 态电 性基态原子失去 个电子，转化为气态基态正离子所需要的 叫做第一电离能。第一电离能越大，金属活动性越 。同一元素的第二电离能 第一电离能。2、递变规律周一周期同一族第一电离能从左往右，第一电离能呈增大的趋势从上到下，第一电离能呈减小趋势。（1）、第一电离能越 ，越易失电子，金属的活泼性就越 。因此碱金属元素的第一电离能越小，金属的活泼性就越 。（2）气态电中性 原子失去一个电子转化为一价气态基态正离子所需要的 能量叫做第一电离能(用I1表示)，从一价气态基态正离子中再失去一个电子所需消耗的能量叫做第二电离能(用I2表示)，依次类推，可得到I3、I4、I5同一种元素的逐级电离能的大小关系：I1I2I3I4I5即一个原子的逐级电离能是逐渐 的。这是因为随着电子的逐个失去，阳离子所带的正电荷数越来越 ，再要失去一个电子需克服的电性引力也越来越 ，消耗的能量也越来越 。（3）Be的价电子排布为2s2，是 结构，比较稳定，而B的价电子排布为2s22p1，、比Be不稳定，因此失去第一个电子B比Be容易，第一电离能小。镁的第一电离能比铝的大，原因 磷的第一电离能比硫的大，原因 （4）Na的I1比I2小很多，电离能差值很大，说明失去第一个电子比失去第二电子容易得多，所以Na容易失去一个电子形成+1价离子；Mg的I1和I2相差不多，而I2比I3小很多，所以Mg容易失去两个电子形成十2价离子；Al的I1、I2、I3相差不多，而I3比I4小很多，所以A1容易失去三个电子形成+3价离子。而电离能的突跃变化，说明核外电子是分 排布的。练习1、下列各组微粒按半径逐渐增大，还原性逐渐增强的顺序排列的是 ( )ANa、K、Rb BF、Cl、Br CMg2+、Al2+、Zn2+ DCl-、Br-、I- 2、除去气态原子中的一个电子使之成为气态+1价阳离子时所需外界提供的能量叫做该元素的第一电离能。右图 是周期表中短周期的一部分，其中第一电离能最小的元素是 3、在下面的电子结构中,第一电离能最小的原子可能是 ( )A ns2np3B ns2np5C ns2np4D ns2np6（3）电负性 1、金属性越强，金属元素原子越容易 电子，对键合电子的吸引能力越 ，电负性越 ；倒过来说也成立。非金属性越强；非金属元素原子越容易 电子，对键合电子的吸引能力越 ，电负性越 ；倒过来说也成立。故可以用电负性来度量金属性与非金属性的相对强弱。鲍林利用实验数据进行了理论计算，以氟的电负性为 和锂的电负性为 作为相对标准，得出各元素的电负性。金属的电负性 小于 ，非金属的电负性 大于 ， 2、同周期元素从左往右，元素的电负性总体 ，表明金属性逐渐 ，非金属性逐渐 。同主族元素从上往下，元素的电负性总体 ，表明元素的金属性逐渐 ，非金属性逐渐 。3、对角线规则某些主族元素与右下方的主族元素的有些性质 ，被称为对角线原则。请查阅电负性表给出相应的解释？LiBeBMgAlSi 练习：1、电负性的大小也可以作为判断金属性和非金属性强弱的尺度下列关于电负性的变化规律正确的是 （ ） A周期表从左到右，元素的电负性逐渐变大B周期表从上到下，元素的电负性逐渐变大C电负性越大，金属性越强D电负性越小，非金属性越强2、元素电负性随原子序数的递增而增强的是 （ ） ANa K Rb BN P AsCO S Cl DSi P Cl3、根据对角线规则，下列物质的性质具有相似性的是 （ ） A、硼和硅 B、铝和铁 C、铍和铝 D、铜和金ADAC第二章 分子结构与性质 第一节 共价键【教学目标】1、复习化学键的概念，能用电子式表示常见物质的离子键或共价键的形成过程。2、知道共价键的主要类型键和键。3、说出键和键的明显差别和一般规律。4、认识键能、键长、键角等键参数的概念5、能用键参数键能、键长、键角说明简单分子的某些性质6、知道等电子原理，结合实例说明“等电子原理的应用”【教学重点、难点】1、价层电子对互斥模型2、键参数的概念，等电子原理【教学过程】复习引入：NaCl、HCl的形成过程 离子键：阴阳离子间的相互作用。 共价键：原子间通过共用电子对形成的相互作用。使离子相结合或原子相结合的作用力通称为化学键。共价键是现代化学键理论的核心。第一节 共价键一、 共价键1、定义：原子间通过共用电子对形成的相互作用。练习：用电子式表示H2、HCl、Cl2的形成过程H2 HCl Cl2 思：为什么H2、Cl2 是双原子分子，而稀有气体是单原子分子？2、形成共价键的条件：两原子都有单电子讨论：按共价键的共用电子对理论，是否有H3、H2Cl、Cl3的分子存在？3、共价键的特性一：饱和性讲：对于主族元素而言，内层电子一般都成对，单电子在最外层。如：H 1s1 、Cl 1s22s22p63s23p5 H、Cl最外层各缺一个电子，于是两原子各拿一电子形成一对共用电子对共用，由于Cl吸引电子对能力稍强，电子对偏向Cl（并非完全占有），Cl略带部分负电荷，H略带部分正电荷。讨论：共用电子对中H、Cl的两单电子自旋方向是相同还是相反？ 设问：前面学习了电子云和轨道理论，对于HCl中H、Cl原子形成共价键时，电子云如何重叠？例：H2的形成1s1 相互靠拢 1s1 电子云相互重叠 形成H2分子的共价键（H-H）由此可见，共价键可看成是电子云重叠的结果。电子云重叠程度越大，则形成的共价键越牢固。H2里的共价键称为键。形成键的电子称为电子。4、共价键的种类（1）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，共价键电子云的图形不变，这种特征称为轴对称。讲：H2分子里的键是由两个s电子重叠形成的，可称为S-S键。HCl分子里的键是由H的一个s电子和Cl的一个P电子重叠形成的，可称为S-P 键。Cl2分子里的键是由Cl的两个P电子重叠形成的，可称为P-P 键。b、种类：S-S 键 S-P 键 P-P 键思考：N2中两个N电子云如何重叠？结论：P电子和P电子除能形成键外，还能形成键, 形成键的电子称为电子。（2）键（以“肩并肩”重叠形式） 两个原子相互接近 电子云重叠 键的电子云a特征： 每个键的电子云由两块组成，分别位于由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。由此可见，共价键还具有方向性。3、共价键的特性二：方向性 （离子键没有饱和性和方向性。）小结：键和键比较键键重叠方式头碰头肩并肩强度强度较大不如键牢固成键电子S-S S-P P-PP-P键、键总称价键轨道，是分子结构的价键理论中最基本的组成部分。分析：哪些共价键是键，哪些共价键是键？一般规律是：共价单键是键；共价双键中有一个是键，另一个是键，共价叁键中含一个键和两个键。练习：乙烷、乙烯和乙炔分子中的共价键分别由几个键和几个键组成？ 【巩固练习】1、下列关于化学键的说法不正确的是 （ ）A化学键是一种作用力 B化学键可以是原子间作用力，也可以是离子间作用力C化学键存在于分子内部 D化学键存在于分子之间2、下列物质中，属于共价化合物的是 （ ）AI2 BBaCl2 CH2SO4 DNaOH3、对键的认识不正确的是 （ ）A键不属于共价键，是另一种化学键 BS-S 键与S-P 键的对称性相同C分子中含有共价键，则至少含有一个键D含有键的化合物与只含键的化合物的化学性质不同5、乙烯分子中C-C之间有 个键， 个键。乙烯易发生加成反应是因为分子中C-C之间的一个 键易断裂。过渡：不同原子间的价键轨道，其强度、性质等也有所不同，如何比较？二、键参数在第一章中讨论过电离能，我们知道，原子失去电子要吸收能量。反过来，原子吸引电子，要放出能量。因此，原子形成共价键相互结合，放出能量，由此形成了键能的概念。、键能（1）概念：气态基态原子形成mol化学键所释放出的最低能量。（2）单位：kJmol，取正值。阅读：课本30页，表2-1思考：键能大小与键的强度的关系？键能化学反应的能量变化的关系？（3）意义：键能越大，形成化学键放出的能量越大，化学键越稳定，越不容易被打断。思考与交流：课本32页1、2 、键长（1）概念：形成共价键的两原子间的核间距。（相同原子的共价键键长的一半称为共价半径）（2）单位： pm（pm10-12m）（3）意义：键长越短，往往键能越大，共价键越牢固，形成的物质越稳定。小结：键能、键长都可以用来衡量共价键的稳定性。设问：多原子分子的形状如何？这就涉及到多原子分子中两共价键之间的夹角的问题。3、键角：多原子分子中的两个共价键之间的夹角。 是描述分子立体结构的重要参数。例如：CO2 结构为，键角为180，为直线形分子。 H2O键角105 形 CH4键角10928 正四面体总结： 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。三、等电子原理阅读课本32页表等电子原理：原子总数相同，价电子总数也相同的微粒，其具有相似的化学键特征，使得许多性质相近。2等电子体：原子总数相同，价电子总数也相同的微粒。如：CO和N2，CH4和NH4+【巩固练习】1、能够用键能解释的是 （ ）氮气的化学性质比氧气稳定 常温常压下，溴呈液体，碘为固体稀有气体一般很难发生化学反应 硝酸易挥发，硫酸难挥发2、与NO3-互为等电子体的是 （ ）SO3 BF3 CH4 NO23、根据等电子原理，下列分子或离子与SO42-有相似结构的是 （ ）APCl5 BCCl4 CNF3 DN24、下列分子中键角最大的是 （）ACH4 BNH3 CH2O DCO2 5、根据课本中有关键能的数据，计算下列反应中的能量变化：N2（g）+ 3H2（g）= 2NH3（g）；H = 2H2（g）+ O2（g）= 2H2O（g）；H= 答案：A AB B D 92kJ/mol 482.07kJ/mol第二节 分子的立体结构【学习重点】 1、分子的立体结构； 2、价层电子对互斥模型、杂化轨道理论和配位键。【学习难点】 1、分子的立体结构； 2、价层电子对互斥模型、杂化轨道理论。【知识要点】一、行行色色的分子1、共价键的形成具有方向性。单原子分子（稀有气体）、双原子分子不存在立体结构问题。大多数分子是由两个以上原子构成的，在多原子分子中，原子的空间关系不同，便形成不同的立体结构。常见典型分子的立体结构ABn立体结构范例双原子分子n=1直线型H2、HCl等三原子分子n=2直线型CO2、CS2、BeCl2等V形H2O、H2S等四原子分子n=3平面三角形BF3、CH2O等三角锥形NH3、H3O+、PCl3等五原子分子n=4正四面体型CH4、CCl4、NH4等 此外，还有一些结构特殊、更复杂的常见分子的结构见课本36页图212。2、分子的立体结构的测定：见课本P37【科学视野】 测定分子的立体结构【过渡】：C、O的价电子结构分别为2s22p2、2s22p4，C原子有两个单电子，2个p轨道垂直，理论上与O原子上的p电子应该“头碰头”重叠形成，夹角应为90，为何是180？二、杂化轨道理论 杂化轨道理论是一种价键理论，是 为了解释分子的立体结构提出的。1、杂化的概念：原子形成分子时，由于原子的相互影响，同一原子中若干能量相近的原子轨道，在外界条件的影响下重新组合形成一组新轨道过程叫做轨道的杂化，产生的新轨道叫 。2、杂化结果：重新分配能量和空间，组成 和 都相等且成键能力更强的原子轨道。3、杂化的过程：杂化轨道理论认为在形成分子时，通常存在 、 和 等过程。例如：基态碳原子的电子排布为 ，其2s能级上的1个电子跃迁到2p能级上则形成激发态1s22s12p3（1s22s12px12py12pz1），此时2s与2p轨道的能量不相同，然后1个2s轨道与3个、2个或1个2p轨道混合而形成4个、3个或2个能量相等、成分相同、电子云形状（原子轨道的电子云轮廓图）完全相同的新的原子轨道，此过程即为杂化，形成的新的原子轨道分别称为sp3、sp2、sp杂化轨道，每个杂化轨道中有1个不成对电子且自旋平行，再与其它原子中的电子发生电子云重叠而形成键，可用下图表示： 激发 杂化 2s 2p 2s 2p sp3 基态 激发态 杂化轨道此处中心原子的2s和2px，2py，2pz等四条原子轨道发生杂化，形成一组新的轨道，即四条sp3杂化轨道，这些sp3杂化轨道不同于s轨道，也不同于p轨道。3、杂化轨道类型：（1）sp杂化：sp杂化轨道是由 个s轨道与 个p轨道杂化而得的。sp杂化得到夹角为 的 形杂化轨道。如CO2、BeCl2 、CS2、C2H2等。分析CO2化学键的形成：C、O原子形成CO2时，C原子的一个2s电子激发到能量相近的2p轨道上，同时原来空的2p轨道与2s轨道发生了sp杂化，形成了两个在同一条直线上能量相等的相同轨道，每个轨道上一个单电子，两个没有参与杂化的2p轨道保持原状，与这两个杂化轨道相互垂直（相当于3个2p轨道的分布，实际上是4个轨道：两个p轨道，两个sp杂化轨道）。这样O原子的一个p轨道先与C的一个杂化轨道重叠时形成键，该O原子的另一个p轨道则与C原子的一个p轨道形成键。另一个O原子的一个p轨道再与C余下的一个杂化轨道形成键，该O原子的另一个p轨道则与C余下的p轨道形成键键。实际上CO2中的两个键是相互垂直的。同理可得CS2、C2H2的结构。请分析BeCl2 、CS2、C2H2化学键的形成：（2）sp2杂化：sp2杂化轨道表示由 个s轨道与 个p轨道杂化而得。sp2杂化得到三个夹角为 的 形杂化轨道。如BF3、C2H4、HCHO等。分析BF3化学键的形成：B、F原子间形成BF3时，B原子的一个2s电子激发到一个空的2p轨道上，这个2s和2个有单电子的2p轨道发生sp2杂化，形成三个能量相等、相互间夹角为120的三个相同轨道（每个轨道上有一个单电子）。每个F原子的2p轨道与B的一个杂化轨道形成电子键，这样的三个键完全等同，在平面上对称分布，因而BF键间的夹角是120。BF3是平面三角形分子。请分析C2H4、HCHO化学键的形成：注意：sp杂化、sp2杂化这两种杂化形式还有未参与杂化的p轨道，可用于形成 键，而杂化轨道只用于形成 键或者用来容纳未参与成键的孤对电子。（3）sp3杂化：sp3杂化轨道表示由 个s轨道与 个p轨道杂化而得。 sp3杂化得到夹角为 的 形杂化轨道。如CH4、CCl4等。分析CH4化学键的形成：C、H原子形成CH4时，C原子的一个2s电子激发到空的2p轨道上，这个2s 形轨道与3个2p轨道再发生sp3杂化，形成了4个能量相等的相互夹角是10928，在空间呈正四面体形分布的杂化轨道（每个轨道上一个单电子），4个H原子的s电子与这四个杂化轨道形成4个完全等同的键，在空间对称分布。因而CH4分子的键角是10928。请分析CCl4的化学键的形成：【思考】：为何CH3Cl、CH2Cl2、CHCl3不是正四面体？三、价层电子对互斥模型（VSEPR models）【巩固练习】1、关于原子轨道的说法正确的是 （ ）A、凡是中心原子采取sp3杂化轨道成键的分子其几何构型都是正四面体B、CH4分子中的sp3杂化轨道是由4个H原子的1s 轨道和C原子的2p轨道混合起来而形成的C、sp3杂化轨道是由同一个原子中能量相近的s 轨道和p轨道混合起来形成的一组能量相近的新轨道D、凡AB3型的共价化合物，其中心原子A均采用sp3杂化轨道成键2、对SO2与CO2说法正确的是 （ ）A、都是直线形结构 B、中心原子都采取sp杂化轨道 C、S原子和C原子上都没有孤对电子 D、SO2为V形结构，CO2为直线形结构3、写出下列分子的路易斯结构式（是用短线表示键合电子，小黑点表示未键合的价电子的结构式），并指出中心原子可能采用的杂化轨道类型，并预测分子的几何构型。