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第2课时 价电子对互斥理论 等电子原理
[学习目标定位] 理解价电子对互斥理论和等电子原理，能根据有关理论、原理判断简单分子或离子的空间构型。
一、价电子对互斥理论
1．价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。 (2)当中心原子的价电子部分参与成键时，未参与成键的孤电子对与成键电子对之间及孤电子对之间、成键电子对之间的斥力不同，从而影响分子的空间构型。 (3)电子对之间的夹角越大，相互之间的斥力越小。
(4)成键电子对之间斥力由大到小顺序：叁键—叁键＞叁键—双键＞双键—双键＞双键—单键＞单键—单键。
(5)含孤电子对的斥力由大到小顺序：孤电子对—孤电子对＞孤电子对—单键＞单键—单键。 2．价电子对互斥理论与分子的空间构型
(1)分析中心原子中的价电子全部参与形成共价键的分子的空间构型并完成下表(由中心原子周围的原子数n来预测)：
ABn 空间构型 直线形 平面三角形 正四面体形 三角双锥形 正八面体形 范例 CO2、BeCl2 CH2O、BF3 CH4、CCl4 PCl5 SF6 n＝2 n＝3 n＝4 n＝5 n＝6
(2)中心原子上有孤电子对(价电子中未参与形成共价键的电子对)的分子的空间构型：中心原子上的
精品
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孤电子对占据中心原子周围的空间，与成键电子对互相排斥，使分子的空间构型发生变化，如：
①H2O为AB2型分子，氧原子上的两对孤电子对参与互相排斥，所以H2O分子的空间构型为V形而不是直线形。
②NH3分子中氮原子上有一对孤电子对参与互相排斥，故NH3的空间构型不能为平面三角形。 ③常见分子的价电子对互斥模型和空间构型 σ键成 键电子 对数 2 孤电子 对数 价电子对 数目 电子对 的排列 方式 价电子对 空间构型 分子或离 子的空间 构型 直线形 平面 3 2 1 4 0 3 1 4 2 2
(1)ABm型分子中心原子价电子对数目的计算方法
ABm型分子(A是中心原子，B是配位原子)中价电子对数n的计算： 中心原子的价电子数＋每个配位原子提供的价电子数×mn＝
2(2)在计算中心原子的价电子对数时应注意如下规定
①作为配位原子，卤素原子和H原子均提供1个电子，氧族元素的原子不提供电子。
四面 体形 正四面 体形 CH4、CCl4 三角形 三角形 V形 BeCl2、 CO2 BF3、BCl3 实例 0 2 直线形 3 0 PbCl2 三角锥形 NH3 V形 H2O 精品
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②作为中心原子，卤素原子按提供7个电子计算，氧族元素的原子按提供6个电子计算。 ③对于复杂离子，在计算价电子对数时，还应加上负离子的电荷数或减去正离子的电荷数。
－＋
如PO34中P原子价电子数应加上3，而NH4中N原子的价电子数应减去1。
④计算电子对数时，若剩余1个电子，即出现奇数电子，也把这个单电子当作1对电子处理。 ⑤双键、叁键等多重键作为1对电子看待。
例1 根据价电子对互斥理论及原子的杂化轨道理论判断，NF3分子的空间构型和中心原子的杂化方式为( ) A．直线形、sp1杂化 B．平面三角形、sp2杂化 C．三角锥形、sp2杂化 D．三角锥形、sp3杂化 答案 D
5＋3价电子对解析 (1)NF3分子中N原子价电子对数＝＝4互斥理论――→N原子价电子对空间构型为四面
2N原子孤电子对数＝1体形――――――――→NF3为三角锥形。
5＋3杂化轨道(2)NF3分子中，N原子杂化轨道数＝＝4――→N原子杂化轨道(sp3杂化) 理论2N原子孤电子空间构型为四面体形―――――→NF3为三角锥形。 对数＝1方法规律
(1)根据价电子对互斥理论分析分子或离子空间构型，关键是分析分子或离子中的中心原子的成键电子对数和孤电子对数。
(2)中心原子的价电子对数等于中心原子的杂化轨道数。
价电子对数目 中心原子杂化方式
例2 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°
2 sp1 3 sp2 4 sp3 精品
201X-201x版高中化学 第2章 化学键与分子间作用力 第2节 共价键与分子的空间构型 第2课时
