等電子原理1.含義：原子總數相同、價電子總數相同的分子(或離子)互為等電子體。2.特點：等電子體具有相似的結構特征(立體結構和化學鍵類型)及相近的性質。

3.確定等電子體的方法同主族代換或同周期相鄰元素替換，交換過程中注意電荷變化。等電子原理COCN-把O換成前一個原子(N)少了1個電子，再得1個電子C22-把N換成前一個原子(C)少了1個電子，再得1個電子等電子原理4.常見的等電子體匯總等電子類型常見等電子體空間結構2原子10電子，CO2原子14電子

3原子16電子

3原子18電子

4原子8電子

直線形直線形直線形V形三角錐形等電子原理4.常見的等電子體匯總等電子類型常見等電子體空間結構4原子24電子

4原子26電子

5原子8電子

5原子32電子

7原子48電子

12原子30電子

(俗稱無機苯)平面三角形三角錐形正四面體形正四面體形八面體形平面六邊形第28講分子的性質配合物考點一

鍵的極性與分子的極性1.鍵的極性（1）極性鍵與非極性鍵的比較極性鍵非極性鍵成鍵原子不同種元素的原子間同種元素的原子間電子對

偏移（電荷分布不均勻）

偏移（電荷分布均勻）成鍵原子的電性

—

呈電中性發生不發生pKa數據【思考與交流】酸性增強【思考1】甲酸、乙酸、丙酸酸性為何依次減弱？pKa＝-lgKapKa越小，酸性越強CH3OHδ+δ-OCC2H5OHδ+δ-OCHOHδ+δ-OC(2)鍵的極性對化學性質的影響歸納整合鍵的極性對羧酸酸性大小的影響實質是通過改變羧基中羥基的

而實現的極性→羧基中-OH的極性越大，越

，則羧酸的酸性越強。容易電離出H＋→烴基越長，推電子效應越大，使羧基中的羥基的極性越小，羧酸的酸性越弱。①烴基是推電子基團如酸性：C2H5COOH＜CH3COOH＜HCOOH【思考與交流】酸性增強【思考2】氯乙酸、二氯乙酸、三氯乙酸酸性為何依次增強？pKa＝-lgKapKa越小，酸性越強pKa數據CH2OHδ+δ-OCClCH3OHδ+δ-OC【釋疑解惑】CHOHδ+δ-OCClClCOHδ+δ-OCClClCl由于氯的電負性較大，極性：Cl3C-＞Cl2CH-＞ClCH2-導致三氯乙酸中的羧基的極性最大，更易電離出H+，酸性最強。【思考與交流】酸性增強【思考3】為何三氟乙酸酸性強于三氯乙酸？pKa＝-lgKapKa越小，酸性越強pKa數據由于氟的電負性>氯的電負性,C-F鍵的極性>C-Cl鍵,導致羧基中的O-H鍵的極性更大,更易電離出氫離子。(2)鍵的極性對化學性質的影響歸納整合鍵的極性對羧酸酸性大小的影響實質是通過改變羧基中羥基的

而實現的極性→羧基中-OH的極性越大，越

，則羧酸的酸性越強。容易電離出H＋→烴基越長，推電子效應越大，使羧基中的羥基的極性越小，羧酸的酸性越弱。①烴基是推電子基團②與羧酸(-COOH)相連的C-X(X為鹵素原子)的極性越大，羧酸的酸性越大；C-X的數量越多，羧酸的酸性越大。如酸性：CF3COOH＞CCl3COOH＞CH3COOH；CCl3COOH＞CHCl2COOH＞CH2ClCOOH。如酸性：C2H5COOH＜CH3COOH＜HCOOHH2O極性分子非極性分子δ-δ+CO2δ-δ+δ-極性分子:分子中正電中心和負電中心不重合非極性分子:分子中正電中心和負電中心重合(1).概念正電中心和負電中心不重合正電中心和負電中心重合δ++—歸納整合(2)化學鍵的極性的向量和是否等于零(1)正電中心和負電中心是否重合

判斷方法：注意：鍵的極性具有方向性，由正電荷中心指向負電荷中心2.極性分子與非極性分子δ-δ+δ-CO2在ABn分子中，A-B鍵看作AB原子間的相互作用力，根據中心原子A所受合力是否為零來判斷，F合=0，為非極性分子，F合≠0，為極性分子即當分子中各個鍵的極性的向量和=0為非極性分子，向量和≠0為極性分子C=O鍵是極性鍵，但從分子總體而言CO2是直線型分子，兩個C=O鍵是對稱排列的，兩鍵的極性互相抵消(

F合=0)，∴整個分子電荷分布均勻，沒有極性，是非極性分子F1F2F合=0105oF1F2F合≠0O-H鍵是極性鍵，共用電子對偏O原子，由于分子是V形構型，兩個O-H鍵的極性不能抵消（F合≠0），∴整個分子電荷分布不均勻，是極性分子H2ONH3

三角錐型,不對稱，3個N-H的極性的向量和≠0，鍵的極性不能抵消，是極性分子BF3

平面正三角形，對稱，鍵的極性互相抵消(

F合=0)，是非極性分子109o28'

正四面體型，對稱結構，4個C-H鍵的極性的向量和等于零(

F合=0)，鍵的極性互相抵消，是非極性分子CH4(2).分子極性的判斷③ABn型多原子分子：立體構型對稱的是非極性分子；①只含有非極性鍵的分子一定是非極性分子，如O2、H2、P4、C60。②雙原子分子:A-A型分子一定是非極性分子、A-B型分子一定是極性分子。即，對于雙原子分子，鍵有極性，分子有極性如HCl、HF、HBr、CO均為極性分子。立體構型不對稱的是極性分子。歸納整合(2)化學鍵的極性的向量和是否等于零(1)正電中心和負電中心是否重合

判斷方法：分子的空間結構完全對稱直線形平面{正三角}形正四面體……總結：分子的空間結構不完全對稱V形三角錐形四面體……H2O、H2S、SO2CO2、CS2、BeCl2、C2H2BF3、SO3、C2H4、苯CCl4CH4CH3Cl、CH2Cl2、CHCl3NH3、PCl3、NF3極性分子SiCl4非極性分子注意:HCN分子雖然直線形，但由于電荷分布不對稱，是極性分子。PCl5三角雙錐形、SF6正八面體形等電荷分布完全對稱，均為非極性分子直線形平面{正三角}形正四面體……V形三角錐形四面體……H2O、H2S、SO2CO2、CS2、BeCl2、C2H2CCl4CH4CH3Cl、CH2Cl2、CHCl3NH3、PCl3、NF3極性分子SiCl4中心原子無孤電子對且鍵長相等中心原子有孤電子對或無孤電子對但鍵長不同總結：BF3、SO3、C2H4、苯非極性分子分子|中心原子化合價|中心原子價電子數分子極性BF3CO2PCl5SO3SF6NH3SO233445566663546非極性非極性非極性非極性非極性極性極性歸納整合根據化合價判斷：|中心原子化合價|=最外層電子數，則為非極性分子；|中心原子化合價|≠最外層電子數，則為極性分子。總結：【資料卡片】臭氧分子的空間結構與水分子的相似，臭氧分子中的共價鍵是極性鍵，臭氧分子有極性，但很微弱。僅是水分子的極性的28%。其中心氧原子是呈正電性的，而端位的兩個氧原子是呈電負性的。臭氧是極性分子δ-δ+δ-鍵的極性和分子的極性的關系分子的極性分子的空間結構共價鍵的極性正負電荷中心是否重合決定決定→極性分子與非極性分子并不取決于分子內部是極性鍵還是非極性鍵，而是取決于分子的對稱性(1)極性分子中一定含有極性鍵，可能含有非極性鍵(如H2O2)。(2)非極性分子中有的只含非極性鍵(如O2)，有的只含極性鍵(如BF3等)，有的既含極性鍵又含非極性鍵(如CH2=CH2等)。①稀有氣體分子是非極性分子，但不含共價鍵②臭氧是極性分子，共價鍵為極性鍵③H2O2是由極性鍵和非極性鍵構成的極性分子理解應用1.有一種AB2C2型分子，在該分子中A為中心原子。下列關于該分子的空間結構和極性的說法中，正確的是A.假設為平面四邊形，則該分子一定為非極性分子B.假設為四面體形，則該分子一定為非極性分子C.假設為平面四邊形，則該分子可能為非極性分子D.假設為四面體形，則該分子可能為非極性分子C非極性分子極性分子極性分子2.X、Y為兩種不同元素，由它們組成的下列物質的分子中，肯定是極性分子的是A.XY4 B.XY3C.XY2 D.XYD理解應用3.用一帶靜電的玻璃棒靠近A、B兩種純液體流，現象如圖所示。試分析A、B兩種液體分子的極性，下列說法正確的是(

)BA．A是極性分子，B是非極性分子B．A是非極性分子，B是極性分子C．A、B都是極性分子D．A、B都是非極性分子解析：極性分子在電場中會發生偏轉理解應用理解應用4.回答下列問題①H2

②O2

③HCl

④P4

⑤C60

⑥CO2

⑦CH2=CH2

⑧HCN

⑨H2O

⑩NH3

?BF3

?CH4

?SO3

?CH3Cl

?Ar

?H2O2(1)只含非極性鍵的是_________；只含極性鍵的是___________________，既含極性鍵又含非極性鍵的是_____。(2)屬于非極性分子的是_______________________，屬于極性分子的是_____________。①②④⑤③⑥⑧⑨⑩????⑦?①②④⑤⑥⑦????③⑧⑨⑩??一、范德華力1.定義：把分子聚集在一起的相互作用力2.范德華力廣泛存在于分子之間。3.范德華力沒有飽和性和方向性。

只要分子周圍空間允許，分子總是盡可能多地吸引其他分子。歸納整合考點二

分子間作用力一、范德華力4.范德華力的大小和特征分析表中數據，范德華力的大小有什么特點？(1).范德華力很弱，比化學鍵的鍵能小1～2個數量級分子HClHBrHI431.8366298.721.1423.1126.00

(通常小10-100倍)

結論：(2).組成和結構相似的分子，相對分子質量越大，范德華力越大大約只有幾到幾十KJ·mol-1歸納整合結論(3).相對分子質量相同或相近時，分子的極性越大，范德華力越大。分子相對分子質量分子的極性范德華力(kJ·mol-1)CO28極性分子8.75N228非極性分子8.50分析表中數據，范德華力的大小有什么特點？【思考交流】注意：鍵能大小影響分子的熱穩定性,范德華力的大小影響物質的熔、沸點。③互為同分異構體的分子，支鏈越多、越分散，分子間范德華力越弱,

熔、沸點就越低，如沸點：正戊烷>異戊烷>新戊烷。②相對分子質量相近的物質，分子極性越大(電荷分布越不均勻)，范德華力越大

其熔、沸點就越高，如熔、沸點：CO>N2。①組成和結構相似的分子，相對分子質量越大，范德華力越大，物質的熔、沸點就越高，

如熔、沸點：CF4<CCl4<CBr4<CI4。5.范德華力對物質熔、沸點的影響歸納整合一、范德華力二、氫鍵及其對物質性質的影響1.氫鍵概念：氫鍵是一種特殊的分子間作用力，它是由已經與電負性很強的原子形成共價鍵的氫原子與另一分子中電負性很強的原子之間的作用力.歸納整合例如：在HF中F的電負性相當大,

電子對強烈地偏向F,而H幾乎成了質子(H+),這種H與另一個HF分子中電負性相當大、半徑小的F相互接近時,產生一種特殊的分子間力——氫鍵.F—H…F水分子間的氫鍵

水分子間的氫鍵

氫鍵OHHδ＋δ＋δ－…構成條件①部分裸露的氫原子核②電負性很大且半徑小的原子提供孤電子對H—O鍵極性很強OHHδ－無內層電子，幾乎成為“裸露”的質子(N、O、F)電負性大，半徑小δ＋δ＋→每個水分子最多可與相鄰的水分子形成4個氫鍵2.3.氫鍵的表示方法:X—H…Y（X、Y一般為F、O、N）共價鍵氫鍵4.氫鍵的本質：→不屬于化學鍵→氫鍵介于范德華力和化學鍵之間,是一種較弱的靜電作用力。氫鍵鍵長5.氫鍵的特征：具有方向性和飽和性①方向性(X—H…Y三個原子盡可能在同一條直線上)→原因是在這樣的方向上成鍵兩原子電子云之間的排斥力最小,形成的氫鍵最強,體系最穩定→原因是H原子半徑很小,再有一個原子接近時,會受到X、Y原子電子云的排斥。②飽和性(一個X—H只能和一個Y原子結合)6.氫鍵的強弱X—H…Y對于A—H…B，A、B的電負性越大，B原子的半徑越小，氫鍵鍵能越大

(2)分子內氫鍵：對羥基苯甲酸

(1)分子間氫鍵：鄰羥基苯甲酸氫鍵氫鍵(不屬于分子間作用力)(屬于分子間作用力)7.氫鍵的分類(1)對物質熔、沸點的影響8.氫鍵對物質物理性質的影響①分子間氫鍵使物質熔、沸點升高-150-125-100-75-50-2502550751002345××××CH4SiH4GeH4SnH4NH3PH3AsH3SbH3HFHClHBrHIH2OH2SH2SeH2Te沸點/℃周期一些氫化物的沸點②分子內氫鍵使物質熔、沸點降低注意:標況下，HF非氣態鄰羥基苯甲醛對羥基苯甲醛分子內氫鍵分子間氫鍵(熔點-7℃沸點196.5℃)(熔點115℃沸點246.6℃)思考1：為什么NH3極易溶于水？提示

①NH3與H2O之間形成分子間氫鍵；

②NH3和H2O均是極性分子(2)氫鍵對物質溶解度的影響8.氫鍵對物質物理性質的影響問題：NH3溶于水主要是形成N-H…Ｏ還是形成O-H…N?(“相似相溶”原理)√思考2：為什么甲醛易溶于水？δ-δ+δ+δ-δ+δ+極性分子甲醛能和H2O之間形成氫鍵原子電負性C2.5H2.1O3.5(2)氫鍵對物質溶解度的影響8.氫鍵對物質物理性質的影響→低級醇、醛、酮、羧酸等分子都能與水分子間形成氫鍵，均可溶于水。1.(1)試表示HF水溶液中的所有氫鍵深度思考提示

F—H…F

O—H…F

F—H…O

O—H…O(2)甲酸可通過氫鍵形成二聚物，HNO3可形成分子內氫鍵。試在下圖中畫出氫鍵。提示生命體中許多大分子內也存在氫鍵解決問題:具有完全相同的組成和原子排列的一對分子，如同左右手一樣互為

，卻在三維空間里

的現象:具有

的分子叫做手性分子。三、分子的手性1.手性異構2.手性分子如乳酸(

)分子。歸納整合鏡像不能疊合手性異構體同一個碳原子上連有4個不同的原子(或基團)互為鏡像的分子在三維空間里不能疊合互為手性異構體3.手性分子形成的條件其中，R1、R2、R3、R4是互不相同的原子或基團。手性碳原子三、分子的手性歸納整合3.手性分子形成的條件三、分子的手性→手性碳原子:一個碳原子上連有4個不同的原子(或原子團),則該原子稱為手性碳原子。用*C來標記。→手性碳原子必須是飽和碳原子。歸納整合手性分子的判斷方法(1)觀察實物分子與其鏡像能否重合.如果不能重合,說明是手性分子,兩種分子互稱手性異構體(或對映異構體)。如圖:歸納整合繞軸旋轉能疊合繞軸旋轉不能疊合互為鏡像關系的分子不能疊合，不是同種分子互為鏡像關系的分子能疊合，是同種分子(2)觀察有機物分子中是否有手性碳原子.如果有一個手性碳原子,則該有機物分子就是手性分子,具有手性異構體。含有兩個手性碳原子的有機物分子不一定是手性分子。手性分子的判斷方法→即含有手性碳原子的有機物可能存在手性異構體歸納整合一般：※當分子中只有一個手性C*，分子一定有手性。※當分子中有多個手性中心時，要借助對稱因素。無對稱軸，又無對稱中心的分子，必是手性分子。手性分子非手性分子鏡面歸納總結：手性分子的判斷方法歸納整合5.分子的手性意義→手性分子在生命科學和藥物生產方面有廣泛的應用。對于手性藥物,一個異構體可能是有效的,而另一個異構體可能是無效甚至是有害的。三、分子的手性構成生命體的有機物絕大多數為手性分子。歸納整合

2001年，諾貝爾化學獎授予三位用手性催化劑生產手性藥物的化學家。用他們的合成方法，可以只得到一種或者主要只得到一種手性分子，不得到或者基本上不得到它的手性異構分子，這種獨特的合成方法稱為手性合成。手性合成的藥物生產造福人類并帶來巨大的經濟效益。手性分子的應用3.（2023·湖南高考4題）下列有關物質結構和性質的說法錯誤的是

（

）A.含有手性碳原子的分子叫做手性分子B.鄰羥基苯甲醛的沸點低于對羥基苯甲醛的沸點C.酰胺在酸或堿存在并加熱的條件下可發生水解反應D.冠醚（18-冠-6）的空穴與K＋尺寸適配，兩者能通過弱相互作用形

成超分子考點三

配合物與超分子1.配位鍵（1）概念：由一個原子提供

，而另一個原子提供空

軌道接受孤電子對形成的共價鍵，即“電子對給予—接受”

鍵被稱為配位鍵。孤電子對（2）表示方法：配位鍵可以用A→B來表示，其中A是提供孤電子

對的原子，B是接受孤電子對的原子。例如，

。2.配合物（1）概念：金屬離子或原子（稱為中心離子或原子）與某些分子

或離子（稱為配體或配位體）以

?結合形成的化合

物稱為配位化合物，簡稱配合物。配位鍵（2）形成條件中心離子（或原子）：有

，一般是帶正電的金屬

離子，特別是過渡金屬離子，如Fe3＋、Cu2＋、Zn2＋、Ag＋

等，但也有電中性的原子等。配位體：其中的配位原子（配位體中直接同中心離子或原子

配合的原子）有

。配位體可以是分子，如CO、

NH3、H2O等，也可以是離子，如F－、Cl－、Br－、I－、CN

－、SCN－、OH－等。空軌道孤電子對（3）組成——以[Cu（NH3）4]SO4為例再如：[Co（NH3）5Cl]Cl2中配位體是

，配位數

是

，1mol[Co（NH3）5Cl]Cl2與足量AgNO3溶液反應生

成

molAgCl沉淀。NH3和Cl－

6

2

配合物中配位數的判斷（1）配位數可以等同于中心離子（或原子）與配位原子形成配位鍵

的數目。如[Cu（NH3）4]2＋中Cu2＋的配位數為4，[Cr（H2O）

5Cl]Cl2中Cr3＋的配位數為6。（2）當中心離子（或原子）與多基配體配合時，配位數可以等同于

配位原子的數目，但不是配體的數目。

如

中的配體屬于雙基配體，Cu2＋

的配位數是4而不是2。2+（4）配合物的制備——[Cu（NH3）4]SO4·H2O的制備實驗操作實驗現象及有關的離子方程式滴加氨水后，試管中首先出現藍色沉淀，反應離子方程

式：

?

，氨水過量后沉淀逐漸溶解，得到深藍色的透明溶液，反應離子方程式：

，滴加乙醇后析出深藍色晶體：[Cu（NH3）4]2＋＋S

＋H2O

[Cu（NH3）

4]SO4·H2O↓

[Cu（NH3）4]2＋＋2OH－

（5）配合物形成時性質的改變①溶解度的改變：一些難溶于水的金屬化合物形成配合物

后，易溶解，如AgCl→[Ag（NH3）2]＋。②顏色的改變：當簡單離子形成配合物時顏色會發生改變，

如Fe（SCN）3的形成，利用此性質可檢驗Fe3＋的存在。③穩定性改變：形成配合物后，物質的穩定性增強。對于配位化合物穩定性由配位鍵的強弱決定；配位鍵的強弱取決于配位體給電子的能力，配位體給出電子能力越強，則配位體與中心離子形成的配位鍵就越強，配合物也就越穩定，N元素電負性比O元素電負性小，N原子提供孤電子對的傾向更大，與Co2＋形成的配位鍵更強。超過百萬種的配合物在醫藥科學、化學催化劑、新型分子材料等領域有廣泛的應用。在生命體征中的應用葉綠素——Mg2+的配合物血紅素——Fe2+的配合物酶——含鋅的配合物維生素B12——鈷的配合物（6）配合物的應用超過百萬種的配合物在醫藥科學、化學催化劑、新型分子材料等領域有廣泛的應用。在生產、生活中的應用王水溶金——H[AuCl4]電解氧化鋁的助溶劑——Na3[AlF6]熱水瓶膽鍍銀——[Ag(NH3)2]+3.超分子（1）.概念：由兩種或兩種以上的分子通過分子間相互作用形成的分子聚集體。（2）.微粒間作用力—非共價鍵：超分子內部分子之間通過非共價鍵結合，主要是靜電作用、范德華力和氫鍵、疏水作用以及一些分子與金屬離子之間形成的弱配位鍵。易錯提醒超分子定義中的分子是廣義，包括離子(3).分子聚集體的大小：超分子這種分子聚集體，有的是有限的，有的是無限伸展的。(4).特征：（1）分子識別（2）自組裝：超分子組裝的過程稱為分子自組裝（Molecularself-assembly)，自組裝過程（Self-organization)是使超分子產生高度有序的過程。a.“杯酚”分離C60和C