原子結(jié)構(gòu)知識點-文庫吧資料
2025-08-11 03:30本頁面
【正文】 iO2，CO2為sp，二氧化硅為sp3。因此，等電子原理也可以理解為：重原子數(shù)相等，總電子數(shù)相等的分子或離子，重原子的空間構(gòu)型通常具有相似性。注意的是，若按價電子數(shù)相等計數(shù)時，此時價電子總數(shù)包括重原子（原子序數(shù)≥4）提供的價電子以及輕原子(H、He、Li)用來與重原子成鍵的電子，如N2和C2H2互為10電子體，其中，C2H2的總電子數(shù)就包括兩個H原子與C原子形成CH鍵的電子。4 等電子原理等電子原理中所講的“電子數(shù)相等”既可以是指總電子數(shù)相等（如CO和N2，均為14），也可以是指價電子數(shù)相等（如N2和CN，均為10）。乙炔：180176。三氟化硼：120176。28′二氧化碳、二硫化碳、一氧化碳：180176。氨氣：176。常見分子的鍵角硫化氫：90176。28‘ sp2，120176。 三角錐形 角形（V形） CH4 CCl4 SiH4 SO42 NH4＋、PO43－NH3 H2O H2S 3 由價電子數(shù)目確定雜化類型中心原子價電子對數(shù)價電子對幾何分布中心原子雜化軌道類型2 直線形 sp3平面三角形 sp24 正四面體 sp3石墨為sp2，金剛石為sp3，CO2為sp，二氧化硅為sp3。 AB3 AB2 0 (d) 中心原子孤電子對數(shù)＝n（價電子對數(shù)）－m（配位原子數(shù)）。如NO2分子中N原子有 5個價電子，O原子不提供電子。如PO43－離子中P原子的價層電子數(shù)應(yīng)加上3，而NH4＋離子中N原子的價層電子數(shù)則應(yīng)減去1。計算時注意：(a)氧族元素（ⅥA族）原子作為配位原子時，可認(rèn)為不提供電子（如氧原子有6個價電子，作為配位原子時，可認(rèn)為它從中心原子接受一對電子達(dá)到8電子結(jié)構(gòu)），但作為中心原子時，認(rèn)為它提供所有的6個價電子。舉例： 只含非極性鍵的多原子分子如：OP4等分子極性 多原子分子： 含極性鍵的多原子分子若幾何結(jié)構(gòu)對稱則為非極性分子如：COCS2（直線型）、CHCCl4（正四面體型）極性分子： 定義：從整個分子看，分子里電荷分布是不對稱的（正負(fù)電荷中心不能重合）的。氫鍵：無機(jī)物如NH3,H2O,HF,：乙醇、乙酸、鄰硝基苯酚（分子內(nèi)）等.定義：從整個分子看，分子里電荷分布是對稱的（正負(fù)電荷中心能重合）的分子?！須滏I。F—H分子間相互作用 ②、形成條件：第二周期的吸引電子能力強(qiáng)的N、O、F與H之間（NHH2O）③、對物質(zhì)性質(zhì)的影響：使物質(zhì)熔沸點升高。作用：對物質(zhì)的熔點、沸點等有影響。存在于金屬單質(zhì)、金屬晶體中。不同原子間②、存在：共價化合物，非金屬單質(zhì)、離子化合物中（如：NaOH、Na2O2）；共價鍵 分子、原子、離子晶體。離子鍵①、定義：陰陽離子間通過靜電作用所形成的化學(xué)鍵②、存在：離子化合物（NaCl、NaOH、Na2O2等）；離子晶體。非金屬性，隨荷電荷數(shù)的增加而減小，如：FClBrI。非金屬性，隨荷電荷數(shù)的增加而增大，如：SiPSCl。如FeFe2+Fe3+136號元素電子排布式氫 H ：1s1 氦 He：1s2 鋰 Li ：1s22s1 鈹 Be：1s22s2
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