化学选修三第二章第二节分子的立体构型

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选修三第二章

第2节 分子的立体构型 第2节 分子的立体构型

一、常见分子的空间构型

1.双原子分子都是直线形，如：HCl 、NO 、O 2、N 2 等。

2.三原子分子有直线形，如CO 2、CS 2等；还有“V ”形，如H 2O 、H 2S 、SO 2等。

3.四原子分子有平面三角形，如BF 3、BCl 3、CH 2O 等； 有三角锥形，如NH 3、PH 3等； 也有正四面体，如P 4。

4.五原子分子有正四面体，如CH 4、CCl 4等，也有不规则四面体，如CH 3Cl 、CH 2Cl 2、CHCl 3。 另外乙烯分子和苯分子都是平面形分子。

二、价层电子对互斥理论（Valance Shell Electron Pair Repulsion Theory ）简称VSEPR 适用AD m 型分子

1、理论模型

分子中的价电子对(包括成键电子对和孤电子对)，由于相互排斥作用，而趋向尽可能彼此远离以减小斥力，分子尽可能采取对称的空间构型。

2、用价层电子对互斥理论推断分子或离子的空间构型的一般步骤： (1)确定中心原子A 价层电子对数目 法1．经验总结

中心原子的价层电子对数=

2

1

（中心离子价电子数+配对原子提供电子总数） 对于AB m 型分子(A 为中心原子，B 为配位原子)，计算方法如下：

n ＝中心原子的价电子数＋每个配位原子提供的价电子数×m 2

注意：①氧族元素的氧做中心时：价电子数为 6, 如 H 2O ，H 2S ；做配体时:提供电子数为 0，如在 CO 2

中。

②如果讨论的是离子，则应加上或减去与离子电荷相应的电子数。如PO -

34中P 原子价层电子数5+

（0×4）+3 = 8；NH +4 中N 原子的价层电子数5+（1×4）－1 = 8。 ③结果为单电子时视作有一个电子对。

例：IF 5 价层电子对数为

21

[7+（5×1）] = 6对 正八面体（初步判断） N H +4 价层电子对数为

21

[5+（4×1）－1] = 4对 正四面体 PO -

34 价层电子对数为

21[5+（0×4）+3] = 4对 正四面体 NO 2 价层电子对数为2

1

[5+0] = 2.5?→?

3对 平面三角形 法2. 确定中心原子A 价层电子对数目-----普遍规则

中心原子A 价层电子对数目=成键电子对数+孤对电子数 (VP = BP + LP ) VP 是价层电子对，BP 是成键电子对（BOND ），LP 是孤对电子对（LONE PAIR ） VP = BP + LP =与中心原子成键的原子数+中心原子的孤对电子对数LP

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=配位原子数+LP

Lp =

2

1

(中心原子价电子数—配位原子未成对电子数之和) IF 5 Lp =21

[7－(5×1)] = 1

构型由八面体?→?四方锥

NH +4

Lp =21

[（5－1）－（4×1）] = 0 正四面体 PO -

34

Lp =21[（5+3）－（4×2）] = 0 正四面体 SO -

24

Lp =21[（6+2）－（4×2）] = 0 正四面体 NO 2 Lp =21[5－（2×2）] =

21

?→? 1 构型由三角形?→?V 形 SO -

23 Lp =2

1[（6+2）－（3×2）] = 1 构型由四面体?→?

三角锥

法3：由Lewis 结构式或结构式直接写出，双键、三键都是1对电子

P Cl

Cl

Cl Cl

Cl

P Cl Cl Cl

P Cl

Cl

Cl Cl +Cl P Cl Cl

Cl

Cl

Cl

-

Cl Cl Cl

Cl +Cl P Cl Cl Cl Cl Cl -

VP: 5 4 4 6 4

(2)价层电子对数目 2 3 4 5 6 价层电子对构型 直线形 三角形 四面体 三角双锥 八面体

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(3)分子空间构型确定

价层电子对互斥模型说明的是价层电子对的空间构型，而分子的空间构型指的是成键电子对空间构型，不包括孤对电子。

当中心原子无孤对电子时，两者的构型一致； 电子对数 目 中心原子杂化类型 电子对的空间构型 成键电子对数 孤电子 对 数 电子对的 排列方式 分子的

空间构型

实 例

2 sp 直 线 2 0 直 线 BeCl 2

CO 2

3

sp 2

三角形

3

三角形 BF 3

SO 3 2 1

V —形 SnBr 2 PbCl 2 4

sp

3

四面体

4

四面体

CH 4 CCl 4 3 1

三角锥

NH 3 PCl 3 2 2

V —形

H 2O

①AD m 型分子的空间构型总是采取A 的价层电子对相互斥力最小的那种几何构型； ②分子构型与价层电子对数有关（包括成键电子对和孤电子对）； ③分子中若有重键（双、叁键）均视为一个电子对； ④电子对的斥力顺序：

孤电子对－孤电子对>孤电子对－键对>键对－键对

由于三键、双键比单键包含的电子数多，所以其斥力大小次序为三键>双键>单键。 叁键与叁键＞叁数与双键＞双键与双键＞双键与单键＞单与单键。 4、价层电子对斥力作用对键角影响的定性解释

由于键合电子对受到左右两端带正电原子核的吸引，而孤对电子对只受到一端原子核吸引，相比之下，孤对电子对较“胖”，占据较大的空间，而键合电子对较“瘦”，占据较小的空间。这样就解释了斥力大小的顺序：孤电子对-孤电子对>孤电子对-键电子对>键电子对-键电子对。如：CH 4、NH 3、H 2O 中的键角∠HAH 分别为109.5°、107.3°、104.5°。

类似地，重键较单键占据较大的空间，故有斥力大小的顺序：t-t>t-d>d-d>d-s>s-s(t-叁键，d-双键，s-单键)

又如，SO 2Cl 2分子属AX 4L 0=AY 4，因S=O 键是双键，S-Cl 键是单键，据顺序有：∠OSO>109°28''''∠ClSCl<∠OSCl<109°28''''。

此外，键的极性对键角也有影响。中心原子电负性较大，成键电子对将偏向中心原子，成键电子对之间斥力增大，键角增大，如：NH 3、PH 3、AsH 3分子中的键角(∠HAH)依次为107°、93.08°、91.8°;配位原子电负性较大，成键电子对将偏离中心原子，成键电子对之间斥力减小，键角减小，如：H 2O 、OF 2分

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子中的键角(AOA)依次为104.5°、102°。据此，可解释下列键角变化：NO 2+、NO 2、NO 2-键角(∠ONO)

依次为180°、134.3°、115.4°。 二、价层电子对互斥理论

1940年 Sidgwick 提出价层电子对互斥理论, 用以判断分子的几何构型. 分子 ABn 中, A 为中心, B 为配体, B 均与A 有键联关系. 本节讨论的 AB n 型分子中, A 为主族元素的原子. 1. 理论要点

AB n 型分子的几何构型取决于中心 A 的价层中电子对的排斥作用. 分子的构型总是采取电子对排斥力平衡的形式.

1) 中心价层电子对总数和对数

a)中心原子价层电子 总数等于中心 A 的价电子数(s + p)加上配体在成键过程中提供的电子数, 如 CCl 4 4 + 1×4 = 8 b)氧族元素的氧族做中心时: 价电子数为 6, 如 H 2O, H 2S;做配体时:提供电子数为 0, 如在 CO 2中. c)处理离子体系时, 要加减离子价

d)总数除以 2 ，得电子对数: 总数为奇数时，对数进 1，例如：总数为 9，对数为 5

2) 电子对和电子对空间构型的关系 电子对相互排斥，在空间达到平衡取向.

3) 分子的几何构型与电子对构型的关系

若配体数和电子对数相一致，各电子对均为成键电对，

考虑分子构型时，只考虑原子 A ，B 的位置，不考虑电子、对电子等。以上三种情况中，孤对电子只有一种位置考虑。

孤对电子的位置若有两种或两种以上的位置可供考虑，则要选择斥力易于平衡位置，而斥力大小和两种因素有关： a)角度小，电对距离近，斥力大；

b)角度相同时，孤对——孤对的斥力最大。因为负电集中，孤对

－成键斥力次之，而成键电对－成键电对之间斥力最小，因有配体原子核去分散电对的负电性。于是，要避免的是斥力大的情况在 90°的方向上。

90 °的分布 :

孤对－孤对 0 0 1 孤对－成键 6 4 3 成键－成键 0 2 2 乙种稳定，称 “T”字型

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则分子构型和电子对构型一致。配体数不可能大于电子对数. 当配体数少于电子对数时，一部分电子对成为成键电对，另一部分电子成为孤对电子，确定出孤对电子的位置，分子构型才能确定。

电子对数 配体数 孤电对数 电对构型 分子构型

例1. 利用价层电子对互斥理论判断下列分子和离子的几何构型

（总数、对数、电子对构型和分子构型): AlCl 3 H 2S SO 32- NH 4+ NO 2 IF 3

解题思路:根据价层电子对互斥理论, 计算单电子个数, 价层电子对数, 孤对电子对数, 进而判断分子的构型(注意:必须考虑离子的价态!)

电子对构型是十分重要的结构因素，要注意！价层电子对数和配体数是否相等也是十分重要的。

2. 影响键角的因素 1) 孤对电子的影响

孤对电子的负电集中，可以排斥其余成键电对，使键角变小，NH 3 4对 电对构型四面体，分子构型三角锥。键角 HNH 为107°，这是由于孤对电子对 N －H 成键电 对的排斥，使109°28′变小, 成为107°。

2) 中心电负性的影响

键角依次减小，如何解释？

3. 多重键的处理

某配体（非VIA 族）与中心之间有双键和三键时，价层电子对数减 1 或 2 。

如乙烯 H 2C=CH 2 以左碳为中心

电子总数 4 ＋ x ＋ 2 ＝ 8 ， 4对， 减 1，3 对,为三配体，呈平面三角形：

不提供共用电子, 是因为O, S 等可通过键, 反馈键或大

键, 将提供的电子又重新得回; 另外, 端基氧或硫, 形成的双

键, 要求减去一对价电子, 也得到同样结果.

非端基氧或硫, 要将O或S的价电子计入其中, 如在H2CO3

中, C为中心, 价电子为4(C) + 2X1(O) = 6, 价电对= 3, 电子对

构型和分子构型一致, 为三面体:

3) 配体电负性的影响

中心相同，配体电负性大时，电对距离中心远，键角可

以小些，故有：

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【练习】

1．用价层电子对互斥理论预测H2S和BF3的立体结构，两个结论都正确的是( )

A．直线形；三角锥形B．V形；三角锥形

C．直线形；平面三角形D．V形；平面三角形

2．下列分子中的中心原子杂化轨道的类型相同的是( )

A．CO2与SO2B．CH4与NH3 C．BeCl2与BF3D．C2H4与C2H2

3．(1)某校化学课外活动小组的同学对AB3型分子或离子的空间构型提出了两种看法，你认为是哪两种？若两个A—B键均是极性键且极性相同，它们分子的极性是怎样的？举例说明。

(2)参照上题，你认为AB4型分子或离子的空间构型有几种？若每个A—B键都是极性键且极性相同。它们分子的极性是怎样的？举例说明。

【自测】

1.在下列分子中，电子总数最少的是( )

A.H2S B．O2C．CO D．NO

2.在以下的分子或离子中，空间结构的几何形状不是三角锥形的是( )

A.NF3B．CH－3C．CO2D．H3O＋

3.有关甲醛分子的说法正确的是( )

A.C原子采用sp杂化

B.甲醛分子为三角锥形结构

C.甲醛分子为平面三角形结构

D.在甲醛分子中没有π键

4.用价层电子对互斥理论(VSEPR)可以预测许多分子或离子的空间构型，有时也能用来推测键角大小，下列判断正确的是( )

A.SO2、CS2、HI都是直线形的分子

B.BF3键角为120°，SnBr2键角大于120°

C.COCl2、BF3、SO3都是平面三角形的分子

D.PCl3、NH3、PCl5都是三角锥形的分子

5.苯分子(C6H6)为平面正六边形结构，下列有关苯分子的说法错误的是( )

A.苯分子中的中心原子C的杂化方法为sp2

B.苯分子内的共价键键角为120°

C.苯分子中的共价键的键长均相等

D.苯分子的化学键是单、双键相交替的结构

6.下列分子的中键角最大的是( )

A.CO2B．NH3 C.H2O D．CH2＝CH2

7.对SO3的说法正确的是( )

A.结构与NH3相似B．结构与SO2相似 C.结构与BF3相似D．结构与P4相似

8.在SO2分子中，分子的空间结构为V形，S原子采用sp2杂化，那么SO2的键角( )

A.等于120° B．大于120° C.小于120° D．等于180°

9.三氯化氮(NCl3)是一种淡黄色的油状液体，测得其分子具有三角锥形结构。则下面对于NCl3

的描述不正确的是( )

A.它是一种极性分子

B.它的挥发性比PBr3要大

C.它还可以再以配位键与Cl－结合

D.已知NBr3对光敏感，所以NCl3对光也敏感

10.试用杂化轨道理论说明下列分子或离子的立体构型。

(1)SiF4(正四面体形)

(2)BCl3(平面三角形)

(3)NF3(三角锥形，键角为102°)

【课后作业】1．下列分子中，中心原子采用sp2杂化的是( )

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A．SO2B．H2O C．NH3D．CHBrClF

2．下列推断正确的是( )

A．BF3是三角锥形分子B．NH＋4的电子式：，离子呈平面形结构

C．CH4分子中的4个C—H键都是氢原子的1s轨道与碳原子的p轨道形成的s p σ键

D．CH4分子中的碳原子以4个四面体形轨道分别与4个氢原子的1s轨道重叠，形成4个C—H σ键3．下列分子中，键角最大的是( )

A．H2S B．H2O C．CCl4D．NH3

4．中心原子采取平面三角形的是( )

A．NH3B．BCl3C．PCl3D．H2O

5．下列各组离子中因有配合离子生成而不能大量共存的是( )

A．K＋、Na＋、Cl－、NO－3B．Mg2＋、Ca2＋、SO2－4、OH－

C．Fe2＋、Fe3＋、H＋、NO－3D．Ba2＋、Fe3＋、Cl－、SCN－

6．下列离子中的中心原子采取不等性杂化的是( )

A．H3O＋B．NH＋4C．PCl－6D．BI－4

7．下列各种说法中正确的是( )

A．极性键只能形成极性分子B．CO2中碳原子是sp2杂化

C．形成配位键的条件是一方有空轨道，另一方有孤对电子

D．共价键形成的条件是成键原子必须有未成对电子

8．下列关于原子轨道的说法正确的是( )

A．凡中心原子采取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等的新轨道D．凡AB3型的共价化合物，其中心原子A均采取sp3杂化轨道成键

9．乙炔分子中的碳原子采取的杂化轨道是( )

A．sp杂化B．sp2杂化 C.sp3杂化D．无法确定

10．H2S分子中共价键键角接近90°，说明分子的空间立体结构为________；CO2分子中的共价键键角为180°，说明分子的空间立体结构为________；NH3分子中共价键键角为107°，说明分子的空间立体

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结构为________。

11．在形成氨气分子时，氮原子中的原子轨道发生sp3杂化生成4个______，生成的4个杂化轨道中，只有________个含有未成对电子，所以只能与________个氢原子形成共价键，又因为4个sp3杂化轨道有一个有______，所以氨气分子中的键角与甲烷不同。

《选修三第二章第二节分子的立体构型》

【练习】1．D 2． B

3．(1)①平面正三角形，如BF3、SO3、NO－3、CO2－3等，这类分子或离子是非极性的。

②三角锥形，如NH3、NCl3、PCl3、PH3、SO2－3、ClO－3等，这类分子或离子是极性的。

(2)①正四面体构型，如CCl4、CH4、SiH4、SiF4、SiCl4、NH＋4、SO2－4、ClO－4等，这类分子或离子是非极性的。

②平面四边形构型，如PtCl4，也是非极性的。

【自测】

1.C

2. C

3. C

4.C

5. D

6. A

7. C

8. C

9. C

【课后作业】

1．D 2．D 3．C 4．B 5．D 6．A 7．C

8．C 9．A 10．V形直线形三角锥形

11．sp3杂化轨道 3 3 孤对电子

三、杂化轨道理论

1.杂化轨道理论认为：在形成分子时，通常存在激发、杂化、轨道重叠等过程。但应注意，原子轨道的杂化，只有在形成分子的过程中才会发生，而孤立的原子是不可能发生杂化的。同时只有能量相近的原子轨道(如2s,2p等)才能发生杂化，而1s轨道与2p轨道由于能量相差较大，它是不能发生杂化的。

杂化：成键过程是由若干个能量相近的轨道经叠加、混合、重新调整电子云空间伸展方向，分配能量形成新的杂化轨道过程。

2、理论要点：

①成键原子中几个能量相近的轨道杂化成新的杂化轨道；

②参加杂化的原子轨道数= 杂化后的杂化轨道数。总能量不变；

③杂化时轨道上的成对电子被激发到空轨道上成为单电子，需要的能量可以由成键时释放的能量补偿。

3、杂化轨道的种类

（1）按参加杂化的轨道分类

s－p型：sp杂化、sp2杂化和sp3杂化

s－p－d型：sp3d杂化、sp3d2杂化

（2）按杂化轨道能量是否一致分类

等性杂化，如C 的sp3杂化：

4 个sp3杂化轨道能量一致。

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-

形成3个能量相等的sp 2

杂化轨道，属于等性杂化。

判断是否是等性杂化，要看各条杂化轨道的能量是否相等，不看未参加杂化的轨道的能量。 4、各种杂化轨道在空间的几何分布

杂化类型 sp 3 sp 2 sp sp 3d 或dsp 3 sp 3d 2或d 2sp 3 立体构型 正四面体 正三角形 直线形 三角双锥体 正八面体

杂化轨道成键时，要满足化学键间最小排斥原理，键与键间排斥力大小决定于键的方向，即决定于杂化轨道间的夹角。由于键角越大化学键之间的排斥力越小，对sp 杂化来说，当键角为180°时，其排斥力最小，所以sp 杂化轨道成键时分子呈直线形；对sp 2杂化来说，当键角为120°时，其排斥力最小，所以sp 2杂化轨道成键时，分子呈平面三角形。由于杂化轨道类型不同，杂化轨道夹角也不相同，其成键时键角也就不相同，故杂化轨道的类型与分子的空间构型有关。

5、用杂化轨道理论解释构型 （1）sp 杂化

BeCl 2分子，直线形，用杂化轨道理论分析其成键情况，说明直线形的原因。 Be ：1s 22s 22p 0 sp 杂化:

2 条sp 杂化轨道是直线形分布，分别与 2 个 Cl 的3p 轨道成键，故分子为直线形。

sp 杂化，sp -1s ，sp -sp 均为键。C 中未杂化的p y 与另一C 中未杂化的p y 沿纸面方向形成π键；而p z 与p z 沿与纸面垂直的方向形成π键。

二氧化碳，直线形，C 发生sp 杂化，C 与 O 之间 sp -2p x 两个键，所以，O —C —O 成直线形。

C 中未杂化的p y 与两侧 O 的两个p y 沿纸面方向成大π键，C 中未杂化的p z 与两侧 O 的p z 沿垂直于

纸面的方向成π键，故 CO 2 中，C 、O 之间有离域π键（两个∏4

3大π键）。

化学选修三,人教版知识点总结

选修三知识点 第一章原子结构与性质 1能级与能层 ⑴构造原理：随着核电荷数递增，大多数元素的电中性基态原子的电子按右图顺序填入核外电子运动轨道（能级），叫做构造原理。 能级交错：由构造原理可知，电子先进入4s轨道，后进入3d轨道，这种现象叫能级交错。说明：构造原理并不是说4s能级比3d能级能量低（实际上4s能级比3d能级能量高），而

是指这样顺序填充电子可以使整个原子的能量最低。 （2）能量最低原理现代物质结构理论证实，原子的电子排布遵循构造原理能使整个原子的能量处于最低状态，简称能量最低原理。构造原理和能量最低原理是从整体角度考虑原子的能量高低，而不局限于某个能级。 （3）泡利（不相容）原理：基态多电子原子中，一个轨道里最多只能容纳两个电子，且电旋方向相反（用“↑↓”表示），这个原理称为泡利（Pauli）原理。 （4）洪特规则：当电子排布在同一能级的不同轨道（能量相同）时，总是优先单独占据一个轨道，而且自旋方向相同，这个规则叫洪特（Hund）规则 洪特规则特例：当p、d、f轨道填充的电子数为全空、半充满或全充满时，原子处于较稳定的状态。 4.基态原子核外电子排布的表示方法 (1)电子排布式①用数字在能级符号的右上角表明该能级上排布的电子数，这就是电子排布式，例如K：1s22s22p63s23p64s1。 ②为了避免电子排布式书写过于繁琐，把内层电子达到稀有气体元素原子结构的部分以相应稀有气体的元素符号外加方括号表示，例如K：[Ar]4s1。 ③外围电子排布式（价电子排布式） (2)电子排布图(轨道表示式)是指将过渡元素原子的电子排布式中符合上一周期稀有气体的原子的电子排布式的部分（原子实）或主族元素、0族元素的内层电子排布省略后剩下的式子。每个方框或圆圈代表一个原子轨道，每个箭头代表一个电子。如基态硫原子的轨道表示式为 二.原子结构与元素周期表

(完整word版)人教版高中化学选修3物质结构与性质教案

物质结构与性质 第一章原子结构与性质 第一节原子结构 第二节原子结构与元素的性质 归纳与整理复习题 第二章分子结构与性质 第一节共价键 第二节分子的立体结构 第三节分子的性质 归纳与整理复习题 第三章晶体结构与性质 第一节晶体的常识 第二节分子晶体与原子晶体 第三节金属晶体 第四节离子晶体 归纳与整理复习题 （人教版）高中化学选修3 《物质结构与性质》全部教学案 第一章原子结构与性质 教材分析： 一、本章教学目标 1．了解原子结构的构造原理，知道原子核外电子的能级分布，能用电子排布式表示常见元素(1～36号)原子核外电子的排布。 2．了解能量最低原理，知道基态与激发态，知道原子核外电子在一定条件下会发生跃迁产生原子光谱。 3．了解原子核外电子的运动状态，知道电子云和原子轨道。 4．认识原子结构与元素周期系的关系，了解元素周期系的应用价值。 5．能说出元素电离能、电负性的涵义，能应用元素的电离能说明元素的某些性质。 6．从科学家探索物质构成奥秘的史实中体会科学探究的过程和方法，在抽象思维、理论分析的过程中逐步形成科学的价值观。 本章知识分析： 本章是在学生已有原子结构知识的基础上，进一步深入地研究原子的结构，从构造原理和能量最低原理介绍了原子的核外电子排布以及原子光谱等，并图文并茂地描述了电子云和原子轨道；在原子结构知识的基础上，介绍了元素周期系、元素周期表及元素周期律。总之，本章按照课程标准要求比较系统而深入地介绍了原子结构与元素的性质，为后续章节内容的学习奠定基础。尽管本章内容比较抽象，是学习难点，但作为本书的第一章，教科书从内容和形式上都比较注意激发和保持学生的学习兴趣，重视培养学生的科学素养，有利于增强学生学习化学的兴趣。 通过本章的学习，学生能够比较系统地掌握原子结构的知识，在原子水平上认识物质构成的规律，并能运用原子结构知识解释一些化学现象。 注意本章不能挖得很深，属于略微展开。

选修三分子的立体构型说课稿

教学设计 人教版选修三 第二章分子的结构和性质 第二节分子的立体构型 （第一课时）

第二节分子的立体构型 一、设计思想 1.将抽象的理论模型化，化难为简，详略得当，有效教学. 2.创设多层面多角度的问题，激发学生学习的兴趣，构建出 价层电子对互斥理论与分子立体构型的有机结合和熟练运用。 3.注重学习中所蕴含的化学方法，培养学生的逻辑思维能力 和解决问题的能力。 二、教材分析 1.教材的内容、地位和作用 本节选自新课标人教版化学必修3第二章第二节，由四部分内容组成，依次为形形色色的分子、价层电子对互斥理论、杂化轨道理论简介和配位化合物简介，重点介绍价层电子对互斥理论、杂化轨道理论和配位化合物。本节教材可用三个课时完成，说课内容为第一课时。 按照新课标要求，在必修2和选修3第二章第一节已介绍共价键知识基础上，本节介绍了分子的立体结构，并根据价层电子对互斥理论对简单分子结构的多样性和复杂性进行了解，并为学习杂化轨道理论奠定了基础，使学生能从分子结构的角度认识物质的性质，在教材中具有承上启下的作用。 2.教学目标

知识与技能 （1）了解分子的多样性和复杂性，能应用价层电子对互斥理论和模型解释。 （2）会判断常见的简单多原子分子或离子的立体构型。 过程与方法 （1）通过自主学习、交流讨论和多媒体展示，让学生主动参与到探究分子结构的过程中增强感性认识。 （2）通过探究分子的立体构型，培养学生空间想象能力，自学能力和归纳总结的能力。 情感、态度与价值观 （1）感受分子结构的多样性和复杂性，提高探究分子结构的兴趣，培养严谨认真的科学态度。 （2）通过学习培养学生独立思考、积极进取的精神，以及用数学的思想解决化学问题的能力，切身感悟化学学 科的奇妙。 3. 教学重难点 （1）分子的立体构型 （2）价层电子对互斥理论 三、学情分析 学生的空间想象能力较差，且相关知识的准确度不够，在教学中需要细致把握。另一方面本节知识属于化学理论教学，与已有知识联系较少，通过设计引导才能

化学选修三第二章第二节分子的立体构型

选修三第二章 第2节 分子的立体构型 第2节 分子的立体构型 一、常见分子的空间构型 1.双原子分子都是直线形，如：HCl 、NO 、O 2、N 2 等。 2.三原子分子有直线形，如CO 2、CS 2等；还有“V ”形，如H 2O 、H 2S 、SO 2等。 3.四原子分子有平面三角形，如BF 3、BCl 3、CH 2O 等； 有三角锥形，如NH 3、PH 3等； 也有正四面体，如P 4。 4.五原子分子有正四面体，如CH 4、CCl 4等，也有不规则四面体，如CH 3Cl 、CH 2Cl 2、CHCl 3。 另外乙烯分子和苯分子都是平面形分子。 二、价层电子对互斥理论（Valance Shell Electron Pair Repulsion Theory ）简称VSEPR 适用AD m 型分子 1、理论模型 分子中的价电子对(包括成键电子对和孤电子对)，由于相互排斥作用，而趋向尽可能彼此远离以减小斥力，分子尽可能采取对称的空间构型。 2、用价层电子对互斥理论推断分子或离子的空间构型的一般步骤： (1)确定中心原子A 价层电子对数目 法1．经验总结 中心原子的价层电子对数= 2 1 （中心离子价电子数+配对原子提供电子总数） 对于AB m 型分子(A 为中心原子，B 为配位原子)，计算方法如下： n ＝中心原子的价电子数＋每个配位原子提供的价电子数×m 2 注意：①氧族元素的氧做中心时：价电子数为 6, 如 H 2O ，H 2S ；做配体时:提供电子数为 0，如在 CO 2 中。 ②如果讨论的是离子，则应加上或减去与离子电荷相应的电子数。如PO - 34中P 原子价层电子数5+（0 ×4）+3 = 8；NH +4 中N 原子的价层电子数5+（1×4）－1 = 8。 ③结果为单电子时视作有一个电子对。 例：IF 5 价层电子对数为 21 [7+（5×1）] = 6对 正八面体（初步判断） N H +4 价层电子对数为21 [5+（4×1）－1] = 4对 正四面体 PO - 34 价层电子对数为21[5+（0×4）+3] = 4对 正四面体 NO 2 价层电子对数为2 1 [5+0] = ?→? 对 平面三角形 法2. 确定中心原子A 价层电子对数目-----普遍规则 中心原子A 价层电子对数目=成键电子对数+孤对电子数 (VP = BP + LP ) VP 是价层电子对，BP 是成键电子对（BOND ），LP 是孤对电子对（LONE PAIR ） VP = BP + LP =与中心原子成键的原子数+中心原子的孤对电子对数LP =配位原子数+LP Lp = 2 1 (中心原子价电子数—配位原子未成对电子数之和) IF 5 Lp =21 [7－(5×1)] = 1 构型由八面体?→? 四方锥 NH +4 Lp =21 [（5－1）－（4×1）] = 0 正四面体 PO - 34 Lp =2 1[（5+3）－（4×2）] = 0 正四面体

分子的立体构型知识点

第二节分子的立体构型 知识点一形形色色的分子 1. 分子的立体构型 (1)概念：指多原子构成的共价分子中的原子的空间关系问题。由于多原子构成的分子中一定存在共价键，共价键的方向性使得分子中的原子按一定的空间结构排列，形成了分子的构型。如3原子分子的构型有直线型（CO2）和V（H2O）型两种。 （2）作用：分子构型对物质的活泼性、极性、状态、颜色和生物活性等性质都起决定性作用。 特别提醒：双原子均为直线型，不存在立体构型。 2.形形色色的分子 不同分子，构型不同。常见分子立体构型如下表： 知识点二价层电子对互斥模型 1.价层电子对互斥理论（VSEPR模型） （1）内容：分子中的价层电子对（包括σ键电子对和中心原子上的孤对电子）由于相互排斥作用，尽可能而趋向于彼此远离以减小斥力，分子尽可能采用对称的空间构型。电子对之间夹角越大，排斥力越小。 （2）VSEPR模型特征：用有区别的标记表示分子中的孤对电子和成对电子，如H2O、NH3的VSEPR 模型特征为： 2.利用价层电子对互斥理论判断分子的空间构型 （1）VSEPR模型把分子分成以下两大类 ①中心原子上的价电子都用于成键。在这类分子中，由于价层电子对之间的相互排斥作用，它们趋向于尽可能的相互远离，成键原子的几何构型总是采取电子对排斥最小的那种结构。它们的立体结构可用中心原子周围的原子数来预测。如：

②中心原子上有孤对电子的分子或离子。对于这类分子，首先建立四面体模型，每个键占据一个方向（多重键只占据一个方向），孤对电子也要占据中心原子周围的空间，并参与互相排斥。 （2）价层电子对数的计算 ①σ键电子对数的计算 σ键电子对数可由分子式确定，中心原子有几个σ键，就有几对σ键电子对。如H2O分子中σ键电子对数为，NH3分子中σ键电子对数为。 ②孤电子对数的计算 中心原子上的孤电子对数＝1/2(a－xb) a为中心原子的价电子数； x为与中心原子结合的原子数； b为与中心原子结合的原子最多能接受的电子数。 如：如何确定CO2－3和NH＋4的中心原子的孤电子对数 阳离子：a为中心原子的价电子数减去离子的电荷数(绝对值)，故NH＋4中中心原子为N，a＝5－1，b＝1，x＝4，所以中心原子孤电子对数＝1/2(a－xb)＝1/2(4－4×1)＝0。 阴离子：a为中心原子的价电子数加上离子的电荷数(绝对值)，故CO2－3中中心原子为C：a＝4＋2，b＝2，x＝3，所以中心原子孤电子对数＝1/2(a－xb)＝1/2(6－3×2)＝0。 ③中心原子的价层电子对数＝σ键电子对数＋1/2(a－xb)。 例1：下列分子中心原子的价层电子对数是3的是( ) A．H2O B．BF3C．CH4D．NH3 【解析】H2O中O的价层电子对数＝2＋1/2(6－2×1)＝4 BF3中B的价层电子对数＝3＋1/2(3－3×1)＝3 CH4中C的价层电子对数＝4＋1/2(4－4×1)＝4 NH3中N的价层电子对数＝3＋1/2(5－3×1)＝4。 (3)分子立体构型的确定 依据价层电子对互斥模型，判断出分子中中心原子的孤电子对数，再利用中心原子的成键电子对数，两者结合，就可以确定分子较稳定的立体构型。举例说明如下表：

人教版化学选修三2.2《分子的立体构型(第一课时)价层电子对互斥理论》课程教学设计

人教版化学选修3第二章第二节《分子的立体构型》第一课时 《价层电子对互斥理论》教学设计 一、教材分析 内容标准要求认识共价分子结构的多样性和复杂性，能根据有关理论判断简单分子或离子的立体构型。价层电子对互斥理论是新课程人教版《化学》选修三第二章“分子结构与性质”第二节的内容，是高中化学新课程教材中新增的内容，它建立在共价键的分类、键参数、 电子式的书写等基础知识之上，来预测AB n 型共价分子的立体构型，使学生对已有认知中 “CO 2分子为直线型、H 2 O分子为V型、CH 4 分子为正四面体型”等知识有更深层的认识。 第一节的共价键为其做铺垫，而后面的杂化轨道理论又可以与之相辅相成的共同解决分子立体构型的问题。 二、学情分析 通过对《共价键》的学习，同学们对共价键分类、键参数、电子式的书写等基础知识有一定的掌握，对“由相同数目的原子组成的分子，其构型有很大差异”的疑问是其学习价层 电子对互斥理论的驱动力。 三、教学目标 1.结合实例了解共价分子具有特定的空间结构，并可运用相关理论和模型进行解释和预测。 2.知道分子的结构可以通过波谱、X-射线衍射等技术进行测定。 四、教学重难点 重点：利用价层电子对互斥模型预测简单分子或离子的立体结构 难点：价层电子对互斥理论模型；价层电子对数、孤电子对数的计算 五、教学过程 环节一：利用分子的微观图片，创设情境，引发兴趣。 【引入】展示教材图片——形形色色的分子。为什么这些分子会有如此的立体构型呢？而同 样是AB 2型分子，为什么CO 2 为直线形，H 2 O为V形？今天我们通过学习“价层电子对互 斥理论”来解释这一现象。 环节二：以NH 3 为例，演示利用价层电子对互斥理论预测分子构型的步骤，帮助学生建立理论模型。 【教师活动1】以NH 3 为例，演示利用价层电子对互斥理论预测分子构型的步骤：①确定中心原子（分子中原子数少的为中心原子）②确定σ键电子对③确定孤电子对数④确定中心

分子的立体构型

[知识要点] 一、常见多原子分子的立体结构： （原子数目相同的分子的立体结构不一定相同） CH4 NH3 CH2O CO2 H2O 【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 二、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： 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

化学选修3教案

化学选修3教案 【篇一：高中化学选修3全册教案】 新课标（人教版）高中化学选修3 全部教学案 第一章原子结构与性质 教材分析： 一、本章教学目标 1．了解原子结构的构造原理，知道原子核外电子的能级分布，能用 电子排布式表示常 见元素(1～36号)原子核外电子的排布。 2．了解能量最低原理，知道基态与激发态，知道原子核外电子在一 定条件下会发生跃 迁产生原子光谱。 3．了解原子核外电子的运动状态，知道电子云和原子轨道。 4．认识原子结构与元素周期系的关系，了解元素周期系的应用价值。 5．能说出元素电离能、电负性的涵义，能应用元素的电离能说明元 素的某些性质。 6．从科学家探索物质构成奥秘的史实中体会科学探究的过程和方法，在抽象思维、理 论分析的过程中逐步形成科学的价值观。 本章知识分析： 本章是在学生已有原子结构知识的基础上，进一步深入地研究原子 的结构，从构造原理 和能量最低原理介绍了原子的核外电子排布以及原子光谱等，并图 文并茂地描述了电子云和 原子轨道；在原子结构知识的基础上，介绍了元素周期系、元素周 期表及元素周期律。总之， 本章按照课程标准要求比较系统而深入地介绍了原子结构与元素的 性质，为后续章节内容的 学习奠定基础。尽管本章内容比较抽象，是学习难点，但作为本书 的第一章，教科书从内容 和形式上都比较注意激发和保持学生的学习兴趣，重视培养学生的 科学素养，有利于增强学 生学习化学的兴趣。

通过本章的学习，学生能够比较系统地掌握原子结构的知识，在原 子水平上认识物质 构成的规律，并能运用原子结构知识解释一些化学现象。 注意本章不能挖得很深，属于略微展开。 相关知识回顾（必修2） 1. 原子序数：含义： （1）原子序数与构成原子的粒子间的关系： 原子序数＝＝＝＝。（3） 原子组成的表示方法 aa. 原子符号： zxa z b. 原子结构示意图： c.电子式： d.符号表示的意义： a b c d e （4）特殊结构微粒汇总： 无电子微粒无中子微粒 2e-微粒 8e-微粒 10e-微粒 18e-微粒 2. 元素周期表：（1）编排原则：把电子层数相同的元素，按原子序数递增的顺序从左到右排成横行叫周期；再把不同横行中最外层电 子数相同的元素，按电子层数递增的顺序有上到下排成纵行，叫族。（2）结构：各周期元素的种数0族元素的原子序数第一周期 2 2 第二周期 810 第三周期 8 18 第四周期 18 36 第五周期 18 54 第六周期32 86第七周期 26118 a 表示；副族用 b 表示。 8、9、10纵行 罗马数字：i iiiii ivv vi vii viii （3）元素周期表与原子结构的关系： ①周期序数＝电子层数②主族序数＝原子最外层电子数＝元素最 高正化合价数 (4)元素族的别称：①第Ⅰa族：碱金属第Ⅰia族：碱土金属②第 Ⅶa 族：卤族元素 ③第0族：稀有气体元素 3、有关概念： （1）质量数：

分子的立体构型

分子的立体构型 第1课时价层电子对互斥理论 [目标定位] 1.认识共价分子结构的多样性和复杂性。2.理解价层电子对互斥理论的含义。3.能根据有关理论判断简单分子或离子的构型。 一、常见分子的立体构型 1．写出下列物质分子的电子式和结构式，并根据键角确定其分子构型： 2.归纳总结分子的立体构型与键角的关系：

分子的立体构型 (1)分子构型不同的原因：共价键的方向性与饱和性，由此产生的键长、键角不同。 (2)依据元素周期律推测立体结构相似的分子，如CO2与CS2、H2O与H2S、NH3与PH3、CH4与CCl4等；CH4和CCl4都是五原子型正四面体，CH3Cl、CH2Cl2、CHCl3是四面体构型但不是正四面体，而白磷是四原子型正四面体，它与CH4等五原子型正四面体的构型、键角是不同的(P4分子中的键角为60°)。 (3)典型有机物分子的立体结构：C2H4、苯(C6H6)、CH2===CH—CH===CH2(丁二烯)、CH2===CH—C≡CH(乙烯基乙炔)等都是平面形分子；C2H2为直线形分子。 1．硫化氢(H2S)分子中，两个H—S键夹角都接近90°，说明H2S分子的立体构型为__________；二氧化碳(CO2)分子中，两个C===O键夹角是180°，说明CO2分子的立体构型为__________；四氯化碳(CCl4)分子中，任意两个C—Cl键的夹角都是109°28′，说明CCl4分子的立体构型为____________。 答案V形直线形正四面体形 解析用键角可直接判断分子的立体构型。三原子分子键角为180°时为直线形，小于180°时为V形。S、O同主族，因此H2S和H2O分子的立体构型相似，为V形。由甲烷分子的立体构型可判断CCl4的分子构型。 2．下列各组分子中所有原子都可能处于同一平面的是() A．CH4、CS2、BF3B．CO2、H2O、NH3 C．C2H4、C2H2、C6H6D．CCl4、BeCl2、PH3 答案 C 解析题中的CH4和CCl4为正四面体形分子，NH3和PH3为三角锥形分子，这几种分子的所有原子不可能都在同一平面上。CS2、CO2、C2H2和BeCl2为直线形分子，C2H4为平面形分子，C6H6为平面正六边形分子，这些分子都是平面形结构。故选C项。 二、价层电子对互斥理论 1．价层电子对互斥理论的基本内容：分子中的价电子对——成键电子对和孤电子对由于相互排斥作用，尽可能趋向彼此远离。 (1)当中心原子的价电子全部参与成键时，为使价电子斥力最小，就要求尽可能采取对称结构。

人教版化学选修三2.2《分子的立体构型》课程教学设计

《第二节分子的立体构型》教学设计 一、教材分析 本节课是选修3的第二章第二节内容，是在必修2已介绍共价键的知识基础上，介绍分子的立体结构。本节内容对空间想象能力要求较高，但不必讲解太深，能根据价层电子对互斥理论对简单共价分子结构的多样性和复杂性进行解释即可。 二、学情分析 学生的空间想象思维较弱，相关知识的链接不够，在教学中需要细致把握。但另一方面 本节知识属于化学理论教学和已有知识关联度较少，通过设计引导能取得很好教学效果。 三、考纲要求： 1、认识共价分子的多样性和复杂性 2、初步认识价层电子对互斥模型； 3、能用VSEPR模型预测简单分子或离子的立体结构 四、教学目标 知识与技能 1、使学生正确理解价层电子对互斥理论 2、学会分析分子的立体构型 能力培养 1、通过价层电子对互斥理论的教学，提升学生化学理论素养。 2、通过探究分子的立体构型，培养学生空间想象能力，自学能力。 情感价值观的培养 通过学习培养学生独立思考、积极进取的精神，用数学的思想解决化学问题的能力。切 身感悟化学学科的奇妙，体验探究中的困惑、顿悟、喜悦；在质疑、体会、反思中提升自身素质。 五、重点难点 1、分子的立体构型 2、价层电子对互斥理论 六、教学方法 探究式教学法，模型构造，学生自主学习，多媒体。 七、教学过程 [复习回顾] σ键成键方式“头碰头”,呈轴对称 1.共价键的类型 π键成键方式“肩并肩”,呈镜像对称 2.判断规律 共价单键是σ键, 共价双键中一个是σ键,另一个是π键,

共价三键中一个是σ键,另两个为π键 键能 衡量化学键稳定性 键参数 键长 键角 描述分子的立体结构的重要因素 [板书] 第二节 分子的立体构型 [提问] 什么是分子的立体构型？ [学生回答] 分子的立体构型是指多原子分子构成的分子中原子的空间位置关系。 [追问] 双原子分子存在立体结构吗？ [过渡] 多原子分子的立体结构是什么构型呢？ [板书] 一.形形色色的分子 [学生活动] 看大屏幕 1、双原子分子：直线形 O 2 HCl 2、三原子分子立体结构（直线形 CO 2 和 V 形 H 2O ） 3、四原子分子立体结构（直线形 C 2H 2、平面三角形 CH 2O 、三角锥形 NH 3、正四面体 P 4） ４、五原子分子立体结构（最常见的是正四面体 CH 4） 5、其他 [问题导入] 1、 同为三原子分子，CO 2 和 H 2O 分子的空间结构却不同，为什么？ 同为四原子分子，CH 2O 与 NH 3 分子的空间结构也不同，为什么？ 2、立体结构是由什么决定的？ 分子的立体结构如何测得？ 并请学生阅读课本 P 37-P 38 二。 [学生阅读得出结论] 分子的立体构型是指分子中的原子在空间的排布。 对 ABn 型分子或离子，中心原子 A 的价层电子对（包括σ键电子对和孤电子对）之 间存在斥力，使分子中的原子处于尽可能远的相对位置上，以使彼此之间斥力最小，分子体 系能量最低。由此可知，分子的立体构型是价层电子对互相排斥的结果。 分子或离子中中心原子的价层电子对在空间的分布（即含孤对电子的 V SEPR 模型） VSEPR 模型和分子构型的关系。（VSEPR 模型中略去孤电子对即为分子构型）

分子的立体构型(1)

新课标人教版选修三物质结构与性质 第二章分子结构与性质第二节分子的立体结构 第一课时 一、形形色色的分子 【投影展示】CO2、H2O、NH3、CH2O、CH4分子的球辊模型（或比例模型）； 1、三原子分子 化学式结构式分子的立体结构模型分子的空间构型键角 直线形180° V形105° 2、四原子分子 化学式结构式分子的立体结构模型 平面三角形120° 三角锥形107°3、五原子分子 正四面体形109°28’4、其他分子 5、资料卡片CH3COOH C8H8 CH3OH C6H6 CH3CH2OH

分子世界如此形形色色，异彩纷呈，美不胜收，常使人流连忘返。 分子立体构型与其稳定性有关。例如，上图S 83像皇冠，如果把其中一个向上的硫原子倒转向下，尽管也可以存在，却不如皇冠是稳定；又如椅式C 6H 6比船式C 6H 6稳定 【问题】1、什么是分子的立体构型 答：分子的立体构型是指分子中原子的空间排布。 那么分子结构又是怎么测定的呢可以用现代手段测定。 【阅读】 选修3 P37——科学视野分子的立体结构的测定: 红外线光谱 学生活动：知识整理：运用你对分子的已有的认识，完成下列表格 分子式 分子的立体 结构 原子数目 键角 电子式 H 2O CO 2 NH 3 BF 3 CH 2O CH 4 C 2H 4 C 6H 6 P 4 【问题】 3、 同为三原子分子的CO 2和H 2O ，四原子分子的NH 3和CH 2O ，它们的立体结构却不同，为什么 学生活动：【准备知识】填写下列表格中内容： 分子中的原子 分子立体构型 红外线 分析

二、 价层电子对 互斥模型（VSEPR 模型） 1、价层电子对互斥模型： 1940年美国的Sidgwick NV 等人相继提出了价层电子对互斥理论，简称VSEPR 法，该法适用于主族元素间形 成的ABn 型分子或离子。 该理论认为：一个共价分子或离子中，中心原子A 周围所配置的原子B （配位原子）的几何构型，主要决定于中心原子的价电子层中各电子对间的相互排斥作用。 a:中心原子的价电子数（最外层电子数） ① 对于阳离子价电子数＝最外层电子数－电荷数 ② 对于阴离子价电子数＝最外层电子数＋电荷数 x :与中心原子相结合的原子数 b ：与中心原子相结合的原子能得到的电子数 例如：CO 2： CO 2 孤电子对＝1/2(4－2×2) ＝0 分子真实 构型 中心原子上孤电子对＝1/2(a －x b)

人教版高中数学选修三分子的立体构型练习题

高中化学学习材料 （精心收集**整理制作） 第二节分子的立体结构（第一课时） 【案例练习】 1、下列物质中，分子的立体结构与水分子相似的是（） A、CO2 B、H2S C、PCl3 D、SiCl4 2、下列分子的立体结构，其中属于直线型分子的是（） A、H2O B、CO2 C、C2H2 D、P4 3、写出你所知道的分子具有以下形状的物质的化学式，并指出它们分子中的键角分别是多少？（1）直线形 （2）平面三角形 （3）三角锥形 （4）正四面体 4、下列分子中，各原子均处于同一平面上的是（） A、NH3 B、CCl4 C、H2O D、CH2O 参考答案： 第二节分子的立体结构（第二课时） 【案例练习】 1、下列分子中心原子是sp2杂化的是（） A、PBr3 B、CH4 C、BF3 D、H2O 2、氨气分子空间构型是三角锥形，而甲烷是正四面体形，这是因为 A．两种分子的中心原子的杂化轨道类型不同，NH3为sp2型杂化，而CH4是sp3型杂化 B．NH3分子中N原子形成三个杂化轨道，CH4分子中C原子形成4个杂化轨道 C．NH3分子中有一对未成键的孤对电子，它对成键电子的排斥作用较强 D．氨气分子是极性分子而甲烷是非极性分子 3、用Pauling的杂化轨道理论解释甲烷分子的四面体结构，下列说法不正确的是（） A、C原子的四个杂化轨道的能量一样 B、C原子的sp3杂化轨道之间夹角一样 C、C原子的4个价电子分别占据4个sp3杂化轨道 D、C原子有1个sp3杂化轨道由孤对电子占据 4、用VSEPR 理论判断 物质成键电子对数孤电子对数分子或离子的形状 H2O NH4+ BF3

H3O+ 参考答案： 第二节分子的立体结构（第三课时） 【案例练习】 1、在[Cu(NH3)4]2+配离子中NH3与中心离子Cu2+结合的化学键是 A．离子键 B．非极性键 C．极性键 D．配位键 2、与人体血液中血红蛋白以配位键结合的一种有毒气体是 A．氯气 B．氮气 C．一氧化碳 D．甲烷 3、向盛有硫酸铜水溶液的试管里加入氨水，首先形成难溶物，继续添加氨水，难溶物 溶解得到深蓝色的透明溶液。下列对此现象说法正确的是 A．反应后溶液中不存在任何沉淀，所以反应前后Cu2+的浓度不变。 B．沉淀溶解后，将生成深蓝色的配合离子[Cu（NH3）4] 2+。 C．向反应后的溶液加入乙醇，溶液将会没有发生变化，因为[Cu（NH3）4] 2+不会与乙醇发生反应。 D．在[Cu（NH3）4] 2+离子中，Cu2+给出孤对电子，NH3提供空轨道。 4、下列属于配合物的是（） A、NH4Cl B、Na2CO3﹒10H2O C、CuSO4﹒5H2O D、Co（NH3）6Cl3 参考答案：1D 2C 3B 4D 5B

高中化学选修三、第二章第二节习题(附答案)

化学选修三第二章二节习题（附答案） 1、下列反应过程中，同时有离子键，极性共价键和非极性共价键的断裂和形成的反应是( ) A、NH4Cl＝NH3↑+ HCl↑ B、NH3+CO2+H2O＝NH4HCO3 C、2NaOH+Cl2＝NaCl+NaClO+H2O D、2Na2O2+2 CO2＝2Na2CO3+O2 2．下列分子或离子中，含有孤对电子的是（） A．H2O B．CH4C．SiH4D．NH4+ 3、σ键可由两个原子的s轨道、一个原子的s轨道和另一个原子的p轨道以及一个原子的p 轨道和另一个原子的p轨道以“头碰头”方式重叠而成。则下列分子中的σ键是由一个原子的s 轨道和另一个原子的p轨道以“头碰头”方式重叠构建而成的是（） A．H2 B.HClC.Cl2D.F2 4．有关乙炔分子中的化学键描述不正确的是（） A．两个碳原子采用sp杂化方式B．两个碳原子采用sp2杂化方式C．每个碳原子都有两个未杂化的2p轨道形成π键D．两个碳原子形成两个π键5．在乙烯分子中有5个σ键、一个π键，它们分别是（） A．sp2杂化轨道形成σ键、未杂化的2p轨道形成π键 B．sp2杂化轨道形成π键、未杂化的2p轨道形成σ键 C．C-H之间是sp2形成的σ键，C-C之间未参加杂化的2p轨道形成的是π键 D．C-C之间是sp2形成的σ键，C-H之间是未参加杂化的2p轨道形成的π键 6、已知Zn2+的4s轨道和4p轨道可以形成sp3型杂化轨道，那么[ZnCl4]2-的空间构型为（） A、直线形式上 B、平面正方形 C、正四面体形 D、正八面体形 7.有关苯分子中的化学键描述正确的是（） A．每个碳原子的sp2杂化轨道中的其中一个形成大π键 B．每个碳原子的未参加杂化的2p轨道形成大π键 Ｃ．碳原子的三个sp2杂化轨道与其它形成三个σ键 Ｄ．碳原子的未参加杂化的2p轨道与其它形成σ键 8．三氯化磷分子的空间构型是三角锥形而不是平面正三角形，下列关于三氯化磷分子空间构型理由的叙述，不正确的是（） A．PCl3分子中三个共价键的键长，键角都相等B．PCl3分子中的P-Cl键属于极性共价键C．PCl3分子中三个共价键键能，键角均相等D．PCl3中磷原子是sp2 D．丁认为如果上述的发现存在，则证明传统的价键理论有一定的局限性有待继续发展 9.下列说法正确的是（） A.π键是由两个p电子“头碰头”重叠形成的 B.σ键是镜像对称，而π键是轴对称 C.乙烷分子中的键全是σ键，而乙烯分子中含σ键和π键 D.H2分子中含σ键，而Cl2分子中还含有π键 10、.在BrCH=CHBr分子中，C—Br键采用的成键轨道是（） A.sp—p B.sp2—s C.sp2—p D.sp3—p 11.下列物质的杂化方式不是sp3杂化的是（） A.CO2 B.CH4 C.NH3 D.H2O 12.下列说法正确的是（） A.原子和其它原子形成共价键时，其共价键数一定等于原子的价电子数 B.离子化合物中只有离子键，共价化合物中只有共价键 C.铵根离子呈正四面体结构 D.氨分子中氢原子、氮原子的化合价已饱和，不能再与其它原子或离子成键

【人教版】高中化学选修3知识点总结

选修3知识点总结 第一章原子结构与性质 一.原子结构 1.能级与能层 2.原子轨道 3.原子核外电子排布规律 ⑴构造原理：随着核电荷数递增，大多数元素的电中性基态原子的电子按右图顺序填入核外电子运动轨道（能级），叫做构造原理。 记忆方法有哪些？

能级交错：由构造原理可知，电子先进入4s 轨道，后进入3d 轨道，这种现象叫能级交错。 说明：构造原理并不是说4s 能级比3d 能级能量低（实际上4s 能级比3d 能级能量高），而是指这样顺序填充电子可以使整个原子的能量最低。也就是说，整个原子的能量不能机械地看做是各电子所处轨道的能量之和。 （2）能量最低原理 现代物质结构理论证实，原子的电子排布遵循构造原理能使整个原子的能量处于最低状态，简称能量最低原理。 构造原理和能量最低原理是从整体角度考虑原子的能量高低，而不局限于某个能级。 （3）泡利（不相容）原理：基态多电子原子中，一个轨道里最多只能容纳两个电子，且电旋方向相反（用“↑↓”表示），这个原理称为泡利（Pauli ）原理。 （4）洪特规则：当电子排布在同一能级的不同轨道（能量相同）时，总是优先单独占据一个轨道，而且自旋方向相同，这个规则叫洪特（Hund ）规则。比如，p3的轨道式为 或，而不是。 洪特规则特例：当p 、d 、f 轨道填充的电子数为全空、半充满或全充满时，原子处于较稳定的状态。即p 0、d 0、f 0、p3、d 5、f 7、p 6、d 10、f 14时，是较稳定状态。 前36号元素中，全空状态的有4Be 2s 22p 0、12Mg 3s 23p 0、20Ca 4s 23d 0；半充满状态的有： 7N 2s 22p 3、15P 3s 23p 3、24Cr 3d 54s 1、25Mn 3d 54s 2、33As 4s 24p 3；全充满状态的有10Ne 2s 22p 6 、18Ar 3s 23p 6、29Cu 3d 104s 1、30Zn 3d 104s 2、36Kr 4s 24p 6 。 4. 基态原子核外电子排布的表示方法 (1)电子排布式 ①用数字在能级符号的右上角表明该能级上排布的电子数，这就是电子排布式，例如K ：1s 22s 22p 63s 23p 64s 1。 ②为了避免电子排布式书写过于繁琐，把内层电子达到稀有气体元素原子结构的部分以相应稀有气体的元素符号外加方括号表示，例如K ：[Ar]4s 1。 ③外围电子排布式（价电子排布式） (2)电子排布图(轨道表示式)是指将过渡元素原子的电子排布式中符合上一周期稀有气体的原子的电子排布式的部分（原子实）或主族元素、0族元素的内层电子排布省略后剩下的式子。 每个方框或圆圈代表一个原子轨道，每个箭头代表一个电子。 如基态硫原子的轨道表示式为 举例： ↑↓ ↑ ↓ ↓ ↓ ↑ ↑ ↑

分子的立体构型(高考总复习 )

分子的立体构型 写出下列物质分子的电子式和结构式，并根据键角确定其分子构型： 分子类型化学式电子式结构式键角分子立体构型 三原子分子 CO2O==C==O180°直线形 H2O105°V形 四原子分子 CH2O约120°平面三角形 NH3107°三角锥形 五原子分子CH4109°28′正四面体形 (1) 分子类型键角立体构型实例 AB2 180°直线形CO2、BeCl2、CS2 <180°V形H2O、H2S AB3 120°平面三角形BF3、BCl3 <120°三角锥形NH3、H3O＋、PH3 AB4109°28′正四面体形CH4、NH＋4、CCl4 (2)典型有机物分子的立体结构：C2H4、苯(C6H6)、CH2==CH—CH==CH2(1，3-丁二烯)、CH2==CH—C≡CH(乙烯基乙炔)等都是平面形分子；C2H2为直线形分子。 例1(2017·衡水中学高二调考)下列有关键角与分子立体构型的说法不正确的是() A.键角为180°的分子，立体构型是直线形 B.键角为120°的分子，立体构型是平面三角形 C.键角为60°的分子，立体构型可能是正四面体形 D.键角为90°～109°28′之间的分子，立体构型可能是V形 【考点】常见分子的立体构型 【题点】键角与分子立体构型的关系 答案B 解析键角为180°的分子，立体构型是直线形，例如CO2分子是直线形分子，A正确；苯分

子的键角为120°，但其立体构型是平面正六边形，B错误；白磷分子的键角为60°，立体构 型为正四面体形，C正确；水分子的键角为105°，立体构型为V 形，D正确。 例2下列各组分子中所有原子都可能处于同一平面的是() A.CH4、CS2、BF3 B.CO2、H2O、NH3 C.C2H4、C2H2、C6H6 https://www.wendangku.net/doc/6318574621.html,l4、BeCl2、PH3 【考点】常见分子的立体构型 【题点】常见分子立体构型的综合判断 答案C 解析题中的CH4和CCl4为正四面体形分子，NH3和PH3为三角锥形分子，这几种分子的所有原子不可能都在同一平面上。CS2、CO2、C2H2和BeCl2为直线形分子，C2H4为平面形分子，C6H6为平面正六边形分子，这些分子都是平面形结构。故选C项。 1.价层电子对互斥理论 分子中的价层电子对包括σ键电子对和中心原子上的孤电子对，由于价层电子对相互排斥的作用，尽可能趋向彼此远离。 2.价层电子对的计算 (1)中心原子价层电子对数＝σ键电子对数＋孤电子对数。 (2)σ键电子对数的计算 由分子式确定，即中心原子形成几个σ键，就有几对σ键电子对。如H2O分子中，O有2对σ键电子对。NH3分子中，N有3对σ键电子对。 (3)中心原子上的孤电子对数的计算 中心原子上的孤电子对数＝1 2(a－xb) ①a表示中心原子的价电子数； 对主族元素：a＝最外层电子数； 对于阳离子：a＝价电子数－离子电荷数； 对于阴离子：a＝价电子数＋离子电荷数。 ②x表示与中心原子结合的原子数。 ③b表示与中心原子结合的原子最多能接受的电子数，氢为1，其他原子＝8－该原子的价电子数。 实例σ键电 子对数 孤电子 对数 价层电 子对数 电子对的排 列方式 VSEPR模型 分子的立体 构型 BeCl2、CO2202直线形直线形 BF3、BCl330 3平面三角形 平面三角形SO221V形

人教版化学选修三2.2《分子的立体构型》实用教案设计

选修三第二章第二节分子的立体构型 一、教材分析 1．教材所处的地位和作用： 本节内容在共价键概念的基础上，介绍了分子的立体结构，并根据价层电子对互斥模型和杂化轨道理论对简单共价分子结构的多样性和复杂性进行了解释。在此之前学生已在化学2中学习了共价键基础，又在本章第一节“共价键”学习了共价键的主要类型σ键和π键，以及它们的差别。这都为过渡到本节的学习起着铺垫作用。 在第二节“分子的立体结构”中，首先按分子中所含的原子数直间给出了三原子、四原子和五原子分子的立体结构，并配有立体结构模型图。为什么这些分子具有如此的立体结构呢？教科书在本节安排了“价层电子对互斥模型”和“杂化轨道理论”来判断简单分子和离子的立体结构。在介绍这两个理论时要求比较低，文字叙述比较简洁并配有图示。还设计了“思考与交流”、“科学探究”等内容让学生自主去理解和运用这两个理论。 本节内容在基础结构化学中，占据非常重要的地位。并为其他学科和今后的学习打下基础。 2．教育教学目标： （1）知识目标： ①了解一些典型分子的立体结构，认识分子结构的多样性和复杂性； ②通过对典型分子立体结构探究过程，学会运用观察、比较、分类及归纳等方法对信息进行加工，提 高科学探究能力； ③初步认识价层电子对互斥模型； ④能用VSEPR模型预测简单分子或离子的立体结构。 （2）能力目标： 通过教学培养学生严谨认真的科学态度和空间想象能力；培养学生收集处理信息，分析问题，解决实际问题的能力； 通过师生双边活动，培养学生团结协作，语言表达能力；初步培养学生运用知识的能力，培养学生加强理论联系实际的能力。 （3）情感目标： 通过本节的教学引导学生理论联系实际，通过电脑展示分子的立体结构，激发学习化学的兴趣，感受化学世界的奇妙。 3．重点、难点以及确定依据： 重点：价层电子对互斥模型 难点：能用价层电子对互斥模型解释分子的立体结构 二、教学策略 1．教学手段： 教学方法：“构建数学立体模型与合作探究”。 ①创设问题情景，让问题推动学生思考。 ②运用启发式教学方法，以思维教学代替单纯的记忆教学，使教学过程真正成为学生的学习过程； ③利用数学立体模型引导学生发挥其空间想象能力，认识价层电子对互斥模型并能用VSEPR模型预测简单分子或离子的立体结构。 2．学情分析： （1）学生特点分析：高二的学生已经过了高一时刚进高中对事物的好奇，他们慢慢沉稳下来，对事物有更强的理性思维能力，但空间想象能力发展不足。抓住学生这些特点，积极采用形象生动，形式多样的教学方法和学生广泛的积极主动参与的学习方式，定能激发学生兴趣，有效地培养学生能力，促进学生个性发展。

化学选修三人教版知识点总结

化学选修三人教版知识点总结 ⑴构造原理：随着核电荷数递增，大多数元素的电中性基态原子的电子按右图顺序填入核外电子运动轨道（能级），叫做构造原理。能级交错：由构造原理可知，电子先进入4s轨道，后进入3d轨道，这种现象叫能级交错。 说明：构造原理并不是说4s能级比3d能级能量低（实际上4s能级比3d能级能量高），而是指这样顺序填充电子可以使整个原子的能量最低。（2）能量最低原理现代物质结构理论证实，原子的电子排布遵循构造原理能使整个原子的能量处于最低状态，简称能量最低原理。 构造原理和能量最低原理是从整体角度考虑原子的能量高低，而不局限于某个能级。 （3）泡利（不相容）原理：基态多电子原子中，一个轨道里最多只能容纳两个电子，且电旋方向相反（用“↑↓”表示），这个原理称为泡利（Pauli）原理。 （4）洪特规则：当电子排布在同一能级的不同轨道（能量相同）时，总是优先单独占据一个轨道，而且自旋方向相同，这个规则叫洪特（Hund）规则洪特规则特例：当p、d、f轨道填充的电子数为全空、半充满或全充满时，原子处于较稳定的状态。

4、基态原子核外电子排布的表示方法 (1)电子排布式①用数字在能级符号的右上角表明该能级上排布的电子数，这就是电子排布式，例如K：1s22s22p63s23p64s1。 ②为了避免电子排布式书写过于繁琐，把内层电子达到稀有气体元素原子结构的部分以相应稀有气体的元素符号外加方括号表示，例如K：[Ar]4s1。 ③外围电子排布式（价电子排布式） (2)电子排布图(轨道表示式)是指将过渡元素原子的电子排布式中符合上一周期稀有气体的原子的电子排布式的部分（原子实）或主族元素、0族元素的内层电子排布省略后剩下的式子。 每个方框或圆圈代表一个原子轨道，每个箭头代表一个电子。 如基态硫原子的轨道表示式为 2、原子结构与元素周期表 1、一个能级组最多所容纳的电子数等于一个周期所包含的元素种类2n2。但一个能级组不一定全部是能量相同的能级，而是能量相近的能级。 2、元素周期表的分区 (1)根据核外电子排布确定元素在周期表中位置的方法 若已知元素序数Z，找出与之相近上一周期的惰性气体的原子序数R，先确定其周期数。再根究ZO—均摊法如某个粒子为n个晶胞所共有，则该粒子有1/n属于这个晶胞。中学中常见的晶胞为立方晶胞 (1/8)