高中化学选择性必修2 微粒间相互作用与物质性质 知识清单

高中化学选择性必修2微粒间相互作用与物质性质知识清单一、共价键模型与键参数（一）共价键的本质与特征【基础】共价键是原子间通过共用电子形成的化学键。其本质是高频出现在两个原子核之间的电子与两个原子核之间的电性作用，这种作用降低了体系的能量，从而将原子结合在一起4。共价键具有两个基本特征：饱和性和方向性。饱和性是指一个原子形成共价键的数目是有限的，这是因为每个原子最外层未成对电子的数目是一定的，根据价键理论，未成对电子通过相互配对形成共价键，这也被称为“电子配对原理”1。方向性是指共价键尽可能沿着电子出现概率最大的方向（即原子轨道最大重叠方向）形成，这使得分子呈现出特定的空间构型。除了s轨道是球形对称外，p、d等原子轨道都有一定的空间取向，为了达到最大重叠，共价键必然具有方向性1。（二）共价键的分类【重要】1.按原子轨道重叠方式分类：σ键与π键14。σ键是原子轨道以“头碰头”的方式重叠形成的共价键，其重叠部分位于两原子核之间，且沿键轴呈圆柱形对称。σ键的轨道重叠程度大，因此比较牢固，不易断裂。根据形成轨道的不同，σ键又可分为ssσ键（如H2）、spσ键（如HCl）、ppσ键（如Cl2）。π键是原子轨道以“肩并肩”的方式重叠形成的共价键，其重叠部分位于键轴上方和下方，呈镜面对称，键轴处为节面（电子云密度为零）。π键的轨道重叠程度较小，不如σ键牢固，比较容易断裂，化学性质相对活泼4。在共价键中，单键通常是1个σ键；双键中，1个是σ键，另1个是π键；三键中，1个是σ键，另2个是π键。例如，N2分子中的N≡N三键包含1个σ键和2个π键1。2.按共用电子对是否偏移分类：极性键与非极性键14。非极性键是由同种元素的原子形成的共价键，两原子的电负性相同，对共用电子对的吸引能力相同，因此共用电子对不偏向任何一方，成键原子均不显电性，如H2中的HH键、Cl2中的ClCl键。极性键是由不同种元素的原子形成的共价键，由于成键原子的电负性不同，它们对共用电子对的吸引能力不同，导致共用电子对偏向电负性较大的原子一方，使其显负电性，而电负性较小的原子则显正电性，如HCl中的HCl键。成键原子的电负性差值越大，键的极性就越强4。（三）键参数——定量描述共价键的物理量【高频考点】键参数包括键能、键长和键角，它们从不同角度定量地描述了共价键的性质，并决定了分子的空间结构和稳定性2。1.键能：在1×105Pa、298K条件下，断开1molAB(g)分子中的化学键，使其分别生成气态A原子和气态B原子所吸收的能量，常用EA—B表示，单位为kJ·mol124。键能是衡量共价键强弱的物理量。键能越大，表明化学键越牢固，越难断裂。对于结构相似的分子，键能越大，分子越稳定。例如，键能：HF>HCl>HBr>HI，因此HF分子最稳定，HI分子最不稳定5。键能还可用于计算化学反应的焓变：ΔH=反应物总键能生成物总键能24。▲【易错点】键能是平均值。对于像H2O这样的分子，有两个等价的OH键，其键能是指断开1molOH键（即断开1mol气态水分子中的第一个OH键和第二个OH键所需能量的平均值）。另外，双键的键能通常小于单键键能的两倍，因为π键不如σ键稳定2。2.键长：两个成键原子的原子核间的距离，单位为pm（皮米）24。键长是衡量共价键强弱的另一个物理量。一般来说，键长越短，化学键越强，键越牢固。键长的比较遵循以下规律：①对于相同原子形成的同类型共价键，键长：单键>双键>三键。例如，C—C键长>C=C键长>C≡C键长24。②对于不同类型的共价键，键长主要取决于成键原子的原子半径。原子半径越小，键长越短。例如，键长：HF<HCl<HBr<HI5。▲【易错点】键长越短，键能不一定越大。虽然对于大多数同类型的键而言，键长越短，键能越大，但这一规律并不绝对。例如，从表中数据可知，C—H键的键长（109pm）比N—H键的键长（101pm）长，但C—H键的键能（413.4kJ·mol1）却比N—H键的键能（390.8kJ·mol1）大，这说明键能的大小不仅与键长有关，还与原子的电负性等因素有关35。3.键角：在多原子分子中，两个化学键之间的夹角24。键角是描述分子空间结构的重要参数。根据键角，可以确定分子的空间构型，如CO2分子中键角为180°，是直线形；H2O分子中键角约为104.5°，是V形（角形）；NH3分子中键角约为107.3°，是三角锥形；CH4分子中键角为109°28′，是正四面体形24。★【考点剖析】键参数的考查通常与分子的稳定性、反应热的计算以及分子空间构型的判断相结合。例如，利用键能数据比较同系列氢化物的热稳定性；利用键长数据判断共价键的牢固程度；利用键角数据结合后续的VSEPR理论或杂化轨道理论，判断或解释分子的空间构型。二、分子空间结构的理论预测【本章核心与难点】（一）杂化轨道理论杂化轨道理论是由鲍林提出的，用于解释多原子分子（特别是像CH4这样的分子）的立体构型。该理论认为，在形成多原子分子时，中心原子的若干能量相近的原子轨道（如ns和np轨道）会重新组合，形成数目相同、能量完全相同、空间伸展方向不同的新的原子轨道，这个过程称为“杂化”，形成的新轨道称为“杂化轨道”14。1.杂化轨道类型与分子空间构型的关系【必考】根据参与杂化的原子轨道的种类和数目的不同，常见的杂化轨道类型有以下三种147：（1）sp杂化：由1个s轨道和1个p轨道杂化形成2个等价的sp杂化轨道。每个sp杂化轨道含有1/2的s成分和1/2的p成分。两个杂化轨道在空间呈直线形分布，夹角为180°。典型例子：BeCl2、CO2、C2H2（乙炔分子中的C原子）。（2）sp2杂化：由1个s轨道和2个p轨道杂化形成3个等价的sp2杂化轨道。每个sp2杂化轨道含有1/3的s成分和2/3的p成分。三个杂化轨道在同一平面内，指向正三角形的三个顶点，夹角为120°。典型例子：BF3、SO3、C2H4（乙烯分子中的C原子）、苯环中的C原子。在乙烯和苯分子中，未参与杂化的p轨道可以“肩并肩”重叠形成π键4。（3）sp3杂化：由1个s轨道和3个p轨道杂化形成4个等价的sp3杂化轨道。每个sp3杂化轨道含有1/4的s成分和3/4的p成分。四个杂化轨道在空间呈正四面体形分布，夹角为109°28′。典型例子：CH4、CCl4、C2H6（乙烷分子中的C原子）、H2O、NH3。对于H2O和NH3，中心原子O和N除了形成σ键外，还有未参与成键的孤电子对占据着杂化轨道，因此分子构型不再是正四面体，而分别是V形和三角锥形7。★【难点突破】判断中心原子的杂化轨道类型，关键在于计算其价层电子对数（包括σ键电子对数和孤电子对数）。对于主族元素，公式为：价层电子对数=σ键电子对数+孤电子对数。孤电子对数的计算：对于ABm型分子（A为中心原子），孤电子对数=1/2(axb)。其中，a为中心原子A的价电子数（主族元素即为其族序数），x为与A结合的B原子数，b为B原子最多能接受的电子数（一般H为1，其他原子为8减去其价电子数）。当计算出的价层电子对数为2时，中心原子为sp杂化；为3时，为sp2杂化；为4时，为sp3杂化14。（二）价层电子对互斥理论价层电子对互斥理论是一种用于预测分子空间构型的简单有效模型。其基本观点是：分子中的中心原子的价层电子对（包括成键的σ键电子对和未成键的孤电子对）由于相互排斥作用，总是趋向于尽可能彼此远离，以使体系能量最低14。分子的空间构型取决于中心原子价层电子对的排斥构型（VSEPR模型）。1.VSEPR模型与分子空间构型的确定【高频考点】运用VSEPR理论预测分子或离子空间构型的步骤如下14：第一步：确定中心原子A的价层电子对数（VP）。VP=1/2(中心原子的价电子数+配位原子提供的价电子数±离子电荷数)。具体规则：氧族元素（O、S等）作为配位原子时，认为其不提供电子；作为中心原子时，则提供6个价电子。卤素原子作为配位原子时，提供1个电子。氢原子提供1个电子。对于阳离子，要减去相应的电荷数；对于阴离子，要加上相应的电荷数。第二步：根据价层电子对数，确定VSEPR模型（理想的电子对空间排布方式）。VP=2，VSEPR模型为直线形；VP=3，为平面三角形；VP=4，为正四面体形；VP=5，为三角双锥形；VP=6，为正八面体形1。第三步：根据孤电子对数，从VSEPR模型中“忽略”孤电子对的位置，得到分子的实际空间构型。2.孤电子对与分子构型的“变形”【重要】孤电子对由于只受一个原子核的吸引，其电子云比较“肥大”，对其他电子对的排斥力比成键电子对更大。排斥力大小顺序为：孤电子对孤电子对>孤电子对成键电子对>成键电子对成键电子对1。这种斥力差异会导致分子的实际键角偏离VSEPR模型的理想键角。例如：（1）CH4：VP=4，孤电子对数=0，VSEPR模型和分子构型均为正四面体形，键角为109°28′。（2）NH3：N原子有5个价电子，与3个H原子形成3个σ键，孤电子对数=1/2(53×1)=1。VP=4，VSEPR模型为正四面体形。但由于1对孤电子对的排斥，使得NH键被“压缩”，分子构型为三角锥形，实测键角约为107.3°，小于109°28′24。（3）H2O：O原子有6个价电子，与2个H原子形成2个σ键，孤电子对数=1/2(62×1)=2。VP=4，VSEPR模型为正四面体形。由于2对孤电子对的强烈排斥，使得OH键被进一步“压缩”，分子构型为V形（角形），实测键角约为104.5°，小于107.3°和109°28′24。▲【易错点】VSEPR模型与分子（或离子）的立体构型是两个不同的概念。VSEPR模型是指包括孤电子对在内的所有价层电子对的空间排布方式，而分子（或离子）的立体构型只考虑成键原子的空间排布，不包括孤电子对。只有当中心原子上不存在孤电子对时，分子的立体构型才与VSEPR模型一致58。（三）等电子原理等电子原理是指具有相同价电子数（指分子或离子的全部电子总数，或价电子总数）和相同原子数的分子或离子具有相似的结构特征（包括空间构型和某些物理化学性质）8。例如，CO2和N2O是等电子体（均为22个价电子，3个原子），都是直线形分子。SO2和O3是等电子体（均为18个价电子，3个原子），都是V形分子。CO和N2是等电子体（均为10个价电子，2个原子），都有很高的键能，化学性质都比较稳定。利用等电子原理可以预测一些未知分子的结构和性质。★【考点剖析】本部分是选择题和填空题的高频考点。通常以常见分子（如CH4、NH3、H2O、CO2、SO2、BF3等）或离子（如NH4+、H3O+、SO42、CO32、NO3等）为载体，考查中心原子的杂化类型、VSEPR模型、分子或离子的实际空间构型、键角大小比较以及等电子体的判断与应用。三、分子间作用力与物质性质分子间作用力是存在于分子与分子之间的相互作用力，它比化学键弱得多，主要影响物质的物理性质（如熔沸点、溶解度等）。分子间作用力主要包括范德华力和氢键10。（一）范德华力【基础】范德华力是分子间普遍存在的一种作用力，其实质是电性引力，没有方向性和饱和性10。范德华力的强弱主要取决于分子的极性、相对分子质量以及分子的形状。主要影响规律如下10：1.对熔沸点的影响：对于组成和结构相似的物质（如卤素单质、稀有气体、烷烃同系物等），相对分子质量越大，范德华力越强，克服分子间作用力使物质熔化或气化所需的能量就越多，因此熔沸点越高。例如，沸点：CF4<CCl4<CBr4<CI4；F2<Cl2<Br2<I2。对于相对分子质量相近的物质，分子的极性越强，范德华力越强，熔沸点越高。例如，沸点：CO>N2。对于同分异构体，支链越多，分子间作用力越弱，熔沸点越低。例如，沸点：正戊烷>异戊烷>新戊烷。2.对溶解度的影响：溶质分子与溶剂分子之间的范德华力越大，溶质在溶剂中的溶解度也越大。这体现了“相似相溶”原理的一部分（另一部分是氢键）。（二）氢键【热点】氢键是一种特殊的分子间作用力。它是由已经与电负性很强的原子（如F、O、N）形成共价键的氢原子，与另一个电负性很强的原子之间产生的一种静电吸引作用10。氢键通常用X—H…Y表示，其中X和Y代表F、O、N等电负性大、原子半径小的原子。氢键具有方向性和饱和性。氢键的键能比化学键小得多，但比范德华力稍强10。1.氢键的形成条件：必须有一个与高电负性原子（X）以共价键相连的H原子，这个H原子带有部分正电荷；同时，还要有一个带有孤电子对、电负性大、原子半径小的另一原子（Y）。氢键既可存在于分子之间（分子间氢键），也可存在于分子内部（分子内氢键）10。2.氢键对物质性质的影响【高频考点】（1）对熔沸点的影响：分子间氢键的形成会使物质的熔沸点显著升高。因为要使物质熔化或气化，除了要克服范德华力外，还需额外消耗能量来破坏部分氢键。例如，H2O、NH3、HF的沸点在同族氢化物中异常高，正是因为它们的分子间存在氢键10。相反，分子内氢键的形成会降低物质的熔沸点。例如，邻硝基苯酚存在分子内氢键，而对硝基苯酚存在分子间氢键，因此对硝基苯酚的熔沸点远高于邻硝基苯酚。（2）对溶解度的影响：如果溶质分子与溶剂分子（如水）之间能形成氢键，将大大增大溶质的溶解度。例如，NH3、乙醇、羧酸等极易溶于水，就是因为它们能与水分子形成氢键10。（3）对物质密度的影响：氢键可以影响物质的密度。例如，冰的结构中，由于氢键的存在，水分子间形成了较大的空隙，导致冰的密度小于水，从而浮在水面上。▲【易错点】氢键不是化学键，而是一种分子间作用力，因此它只影响物质的物理性质，不影响物质的化学性质。例如，HF分子很稳定，是因为HF共价键的键能大，而不是因为分子间氢键。同样，水的稳定性也由OH键决定，与氢键无关10。（三）分子的极性分子的极性是由分子内正负电荷中心是否重合决定的8。1.非极性分子：分子中正负电荷中心重合。包括：①由同种元素原子组成的双原子分子（如H2、O2、N2、Cl2）；②对称性极高的多原子分子，如直线形的CO2、CS2，平面正三角形的BF3、SO3，正四面体形的CH4、CCl4等。2.极性分子：分子中正负电荷中心不重合。包括：①由不同种元素原子组成的双原子分子（如HCl、HF、CO）；②空间构型不对称的多原子分子，如V形的H2O、H2S，三角锥形的NH3等。★【解题策略】判断分子极性的一般思路：首先判断分子是否由非极性键构成（同种原子），若是，则为非极性分子。若分子由极性键构成，则需判断分子的空间构型是否对称（键的极性是否完全抵消）。若分子结构对称，则为非极性分子（如CO2、CH4）；若分子结构不对称，则为极性分子（如H2O、NH3）。四、配位键与配合物（一）配位键的形成与表示配位键是一种特殊的共价键，其形成方式与普通共价键不同。配位键是由一个原子（或离子）单方面提供孤电子对，而另一个原子（或离子）提供空轨道，通过共享这对电子形成的共价键5。因此，配位键的形成必须同时具备两个条件：一个是有提供孤电子对的原子（称为配位原子，如N、O、F、Cl、S等，它们通常含有孤电子对）；另一个是有接受孤电子对的空轨道的原子（称为中心原子，通常是过渡金属离子）5。配位键常用“→”表示，箭头指向接受孤电子对的原子。例如，在铵根离子（NH4+）中，N原子提供孤电子对，H+提供1s空轨道，形成配位键，其形成过程可表示为。但NH4+形成后，四个NH键是完全等同的5。（二）配合物的组成与结构【重要】由提供孤电子对的配位体与接受孤电子对的中心原子（或离子）以配位键结合形成的复杂化合物称为配合物。配合物通常由内界和外界两部分组成。内界（又称配离子）是配合物的核心部分，由中心原子（或离子）和周围一定数目的配位体（分子或离子）通过配位键结合而成，在配合物化学式中通常用方括号括起来。方括号以外的部分为外界，与内界通过离子键结合5。例如，在[Co(NH3)5Cl]Cl2中，内界是[Co(NH3)5Cl]2+，外界是两个Cl。内界中，中心离子是Co3+，配位