化学奥赛自学资料—无机化学全部知识要点及配套练习

（4）共价键具有方向性。 （5）共价键的键型：

1σ键。2π键。 3配位键。4δ键：由两个原子的dxy—dxy;dxz—dxz,dyz—dyz,or dx2-y2—dx2-y2,轨道面对面的重叠而成。如在Re2Cl82-中δ键是dxy—dxy面对面（沿z轴）重叠: 二、杂化轨道理论

1、杂化轨道的概念：在形成分子时，由于原子间的相互作用，若干不同类型的、能量相近的原子轨道混合起来，重新组成一组新的轨道，重新组合过程叫做杂化，所形成的轨道叫杂化轨道。

2、杂化轨道理论的基本要点：

（1）原子间的微扰作用，使某一原子内能量相近的原子轨道重新组合构成新的轨道，其能量、形状和空间伸展方向皆发生了变化。

（2）形成杂化轨道数，等于参加杂化的原子轨道数。

（3）杂化轨道满足“最大重叠原理”，成键能力更强，构成分子更稳定。 （4）杂化轨道空间构型决定形成分子或离子的空间构型：

如sp（直线）；sp2（平面三角）；sp3（正四面体）；dsp2（sp2d平面方形）；dsp3（sp3d三角双锥）；d2sp3（sp3 d2八面体）

（5）杂化轨道有等性和不等性杂化轨道之分

原子轨道杂化后，如果每个杂化轨道所含的成分完全相同，则称为等性杂化，等性杂化轨道空间构型与分子的空间构型是一致的，如CH4分子

原子轨道杂化后，杂化轨道所含的成分不完全相同，称为不等性杂化，在有孤对电子占据时，杂化轨道空间取向与分子的空间构型就不相同了，如NH3，H2O等 3、杂化轨道理论的应用

例1：试用杂化轨道理论推断下列分子的空间构型：（1）SnCl2；（2）CF2Cl2；（3）NF3；（4）SF6.

1—3．价电子对互斥模型（VSEPR）

一、基本要点：

1、概念：在共价分子中，中心原子价电子层电子对的排布方式，总是尽可能使它们之间静电斥力最小，分子（或离子）的几何构型总是采取电子对相互排斥力最小的那种结构。 2、价电子对之间的斥力大小

（1）电子对之间的夹角越小，排斥力越大； （2）孤对~孤对>孤对~键对>键对~键对

（3）三键>双键>单键，如HCHO中,CHCH（118o）

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（4）中心原子相同时，价层电子对之间斥力随配位原子的电负性增大而减小，生成键角也较小，如：NF3和NH3

配位原子相同时，电子对间的斥力，随着中心原子电负性减小而减小，键角也减小。如：键角：OH2>SH2>SeH2>TeH2 3.价电子对数的计算：

价层电子对数=1/2（中心原子价电子数+配位原子提供的电子数） （1）H和X作为配体提供一个e-，X为中心原子提供7个e- （2）氧族元素作为配体，不提供e-，作为中心原子提供6个e-, （3）对于离子，加上或减去所带电荷数 （4）含有奇数电子时，电子数加1 （5）N作为配体-1，中心原子为5 4、价电子对数与分子构型

（1）价电子构型：2对直线，3对平面三角，4对正四面体，5对三角双锥，6对正八面体

（2）分子构型:

1若价电子对全部是键对，分子构型与其相同

2若价电子对中有键对有孤对，分子构型与价电子对构型不同，要画出所有可能构型，根据电子对斥力大小，选择稳定构型。 二、价层电子对互斥模型应用 1、判断分子或离子构型

例1：判断ClF3分子构型 练习：

1、用价层电子对互斥模型预测下列分子或离子的空间构型：OF2；SF4；XeF4；SCN-；NOCl；SO2Cl2；

2、判断中心原子杂化轨道类型及可能空间构型：SnCl2；SnCl3-；CF2Cl2；NF3；SF6；BCl3；ClF3；OF2；SF4；XeF4

1—4 双原子分子轨道理论（MO）

一、基本要点：

1、作为一种近似处理，认为MO是由AO线性组合而成，MO的数目等于组成分子的各原子轨道之和。

2、原子轨道要有效地线性组合成MO，必须遵守以下三条原则：（1）对称性原理（2）能量相近（3）最大重叠

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3、若MO由两个符号相同的原子轨道叠加而成，其能量低于原子轨道的能量，称为成键MO,若由两个符号相反的AO叠加而成，其能量高于AO能量，称为反键分子轨道，处于它们之间的还有非键轨道，根据MO的对称性不同，将其分为σ—MO轨道和π—MO。 4、电子在MO上排布也遵循原子轨道电子轨道排布三原则——不相容原理、能量最低原理和洪特规则 二、能级图

适用于O2、F2、Ne2 第一、二周期其他双原子分子 （a）NF、CF （b）CO、BN、BO、CN、NO

第二周期不同原子双原子分子的能级图类似于上面两图，，一般可根据价电子数判断属于哪种，如 1价电子为10的CO是N2的等电子体，用b图； 2BN、BO、CN等价电子数都少于10，也常用b； 3价电子数为12的NF是O2的等电子体，与a相同； 4NO、CF价电子数为11，恰好介于N2和O2之间，NO类似于b；CF类似于a。 三、MO的应用

1、判断化合物稳定性、磁性

例1：写出下列分子的分子轨道电子排布式，并指出哪些分子不能存在？哪些是顺磁性？

B2；C2；O2；Ne2

例2：写出CN；CN+；CN-的分子轨道电子排布式，并比较它们的键能、键长和磁性。

1—5 离域π键

一、 概念

离域π键也叫大π键，是由三个或三个以上的原子形成的π键，不同于两原子间的π键

二、生成离域π键条件 1、原子都在同一平面上

2、每一原子有一互相平行的p轨道 3、p电子的数目小于p轨道总数目的两倍. 三、应用：

1. 增加化合物的稳定性

2. 例：O3（π34）CO2（2个π34）NO2（π33）NO3-（π46）CO32-（π46）等

1—6 分子间力及氢键

一、分子间力概念：

分子间力——范德华力，包括取向力、诱导力、色散力。取向力发生在极性分子之间；诱导力存在于极性分子与非极性分子以及极性分子与极性分子之间。色散力存在于任何分

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子之间。三种力中除了少数极性很大的分子（如H2O，HF等）以取向力为主外，绝大多数分子却以色散力为主，分子色散力大小与分子变形性有关，一般来说，分子的体积越大，其变形性越大，则色散力也越大。 二、分子间力特点:

1、较弱（几个至几十个kJ·mol-1,比化学键小1~2个数量级） 2、近程力，在几个?，无方向性和饱和性

3、取向力与温度有关，诱导力和色散力与温度无关.

三．氢键:

是指氢原子与电负性大，半径小，且具有孤对电子的原子X（F、O、N等）键合的，还能同另一电负性较大的原子Y结合成新的键，叫氢键。 四、氢键特点及类型：

1、特点：有方向性和饱和性，比分子间力强，比化学键弱 2、类型：分子间氢键，分子内氢键 五、分子间力及氢键对物质性质的影响

主要对物质的熔沸点；汽化热；熔化热；溶解度和粘度有较大的影响。但分子间氢键和分子内氢键对物质的影响不同，分子间氢键使物质的熔沸点等升高，而分子内氢键使熔沸点等降低。

例1 判断下列各对分子间存在何种类型的分子间作用力？

（1）C2H6 和 CCl4 （2）NH3 和 C6H6 （3）CH3COOH 和 H2O （4）CO2 和 H2O （5）CHCl3 和 CH2Cl2 （6） HCHO 和 H2O 例2 下列化合物哪些化合物自身分子间能形成氢键？

（1）CH3Cl （2）H2O2 （3）CH3CHO （4）H3BO3 （5）H3PO4 （6）（CH3）2O （7）CH3COCH3 （8）C6H5NH2

1—7键参数

一、键能

它是 衡量化学键牢固程度的键参数，键能越大，键越牢固。对双原子分子而言，键能是在标准大气压Po和298K下，将1mol气态分子AB的化学键断开，成为气态的中性原子A和B所需的能量。双原子分子的键能和键离解能量是不同的。 二、键长

分子中成键原子和核间的平均距离称为键长（也称为核间距）。在两个确定原子之间，键长越短，则越强越牢固。 三、键角

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