分子結(jié)構(gòu)與性質(zhì) 、化學鍵
考向1 考查化學鍵的分類
考向2 考查化學鍵與物質(zhì)類別的關(guān)系
考向1 考查微粒空間結(jié)構(gòu)的判斷
考向2 考查雜化軌道類型的判斷
考向3 考查共價鍵的類別及判斷
考向3 考查鍵角大小比較
考向1 考查共價鍵的極性和分子極性的判斷
考向2 考查分子性質(zhì)的綜合應用
考向1 考查配位鍵、配合物性質(zhì)
考向2 考查超分子的結(jié)構(gòu)、性質(zhì)及其應用
知識點1 化學鍵的分類
使離子相結(jié)合或原子相結(jié)合的強烈作用力。根據(jù)成鍵粒子和粒子間的相互作用，可分為離子鍵和共價鍵。
相鄰原子（或離子）間的強烈作用
3．離子鍵、共價鍵、金屬鍵
概念離子鍵：帶相反電荷離子之間的強烈相互作用。共價鍵：原子間通過共用電子對所形成的強烈相互作用。金屬鍵：金屬陽離子、自由電子所形成的強烈相互作用。
陽離子（金屬陽離子、銨離子）
陰離子（酸根離子、O2-、OH-等）
①由活潑金屬與活潑非金屬形成的化學鍵不一定都是離子鍵，如AlCl3中Al—Cl鍵為共價鍵。②非金屬元素的兩個原子之間一定形成共價鍵，但多個原子間也可能形成離子鍵，如NH4Cl等。③影響離子鍵強弱的因素是離子半徑和所帶電荷數(shù)：離子半徑越小，離子所帶電荷數(shù)越多，離子鍵越強，熔、沸點越高。④離子鍵中“靜電作用”包括靜電吸引和靜電排斥，且二者達到平衡。
在元素符號周圍用“·”或“×”來表示原子的最外層電子的式子。
3.電子式書寫常見的6大誤區(qū)
4.用電子式表示化合物的形成過程
①離子化合物：左邊是原子的電子式，右邊是離子化合物的電子式，中間用“―→”連接，相同的原子或離子不合并。 NaCl：
②共價化合物：左邊是原子的電子式，右邊是共價化合物的電子式，中間用“―→”連接。如HCl：
5.陌生電子式書寫方法
①確定該物質(zhì)是屬于共價化合物還是離子化合物；②確定該物質(zhì)中各原子的成鍵方式；③根據(jù)各原子最外層電子數(shù)和成鍵后各原子達到最外層8(或2)電子穩(wěn)定結(jié)構(gòu)的要求，分析各原子共用電子對的情況；④根據(jù)化合物類型、成鍵方式和原子穩(wěn)定結(jié)構(gòu)的分析，書寫電子式。
知識點3 化學鍵與物質(zhì)類別的關(guān)系
1.離子化合物與共價化合物
(1)離子化合物與共價化合物的比較
(1)離子化合物和共價化合物的判斷方法
含離子鍵的化合物，一定是離子化合物
只含共價鍵的化合物，一定是共價化合物
大多數(shù)金屬氧化物、強堿、大多數(shù)鹽是離子化合物
一般非金屬氫化物、非金屬氧化物、有機物（有機鹽除外）為共價化合物
熔融狀態(tài)下能導電的為離子化合物
熔融狀態(tài)下不能導電的為共價化合物
熔融狀態(tài)下能導電的化合物一定是離子化合物水溶液中能導電的化合物不一定是離子化合物，如HCl。
2.化學鍵與物質(zhì)類別的關(guān)系
(1)只含有極性共價鍵的物質(zhì)一般是不同種非金屬元素形成的共價化合物，如SiO2、HCl、CH4等。(2)只含有非極性共價鍵的物質(zhì)是同種非金屬元素形成的單質(zhì)，如Cl2、P4、金剛石等。(3)既有極性鍵又有非極性鍵的共價化合物一般由多個原子組成，如H2O2、C2H4等。
(4)只含離子鍵的物質(zhì)主要是由活潑非金屬元素與活潑金屬元素形成的化合物，如Na2S、CaCl2、NaCl等。(5)既有離子鍵又有極性共價鍵的物質(zhì)，如NaOH、K2SO4等；既有離子鍵又有非極性共價鍵的物質(zhì)，如Na2O2等。(6)僅由非金屬元素形成的離子化合物，如NH4Cl、NH4NO3等。(7)金屬元素和非金屬元素間可能存在共價鍵，如AlCl3等。
3.化學鍵對物質(zhì)性質(zhì)的影響
（1）對物理性質(zhì)的影響①金剛石、晶體硅、石英、金剛砂等物質(zhì)硬度大、熔點高，就是因為其中的共價鍵很強，破壞時需消耗很多的能量。②NaCl等部分離子化合物，也有很強的離子鍵，故熔點也較高。
（2）對化學性質(zhì)的影響①N2分子中有很強的共價鍵，故在通常狀況下，N2性質(zhì)很穩(wěn)定。②H2S、HI等分子中的共價鍵較弱，故它們受熱時易分解。
（3）物質(zhì)熔化、溶解時化學鍵的變化①離子化合物的溶解或熔化過程——離子化合物溶于水或熔化后均電離成自由移動的陰、陽離子，離子鍵被破壞。②單質(zhì)的溶解過程某些活潑的非金屬單質(zhì)溶于水后，能與水反應，其分子內(nèi)的共價鍵破壞，如Cl2、F2等。
（3）物質(zhì)熔化、溶解時化學鍵的變化③共價化合物的溶解過程A．有些共價化合物溶于水后，能與水反應，其分子內(nèi)共價鍵被破壞，如CO2和SO2等。B．有些共價化合物溶于水后，與水分子作用形成水合離子，從而發(fā)生電離，形成陰、陽離子，其分子內(nèi)的共價鍵被破壞，如HCl、H2SO4等。C．某些共價化合物溶于水后，其分子內(nèi)的共價鍵不被破壞，如蔗糖(C12H22O11)、酒精(C2H5OH)等。
知識點4 共價鍵的本質(zhì)和特征
1.本質(zhì)：在原子之間形成共用電子對(電子云的重疊)。2.特征：具有飽和性和方向性。
知識點5 共價鍵的分類
1.根據(jù)成鍵原子電子云重疊方式可分為σ鍵和π鍵
2.從不同角度對共價鍵分類
共用電子對發(fā)生偏移，可能為σ鍵或π鍵
共用電子對不發(fā)生偏移，可能為σ鍵或π鍵
原子間有一對共用電子對，為σ鍵
原子間有兩對共用電子對，為1個σ鍵，1個π鍵
原子間有三對共用電子對，為1個σ鍵，2個π鍵
知識點6 σ鍵與π鍵、極性鍵與非極性鍵的判斷
①依據(jù)鍵強度判斷:σ鍵的強度較大,較穩(wěn)定;π鍵活潑,比較容易斷裂。②由物質(zhì)結(jié)構(gòu)式判斷：共價單鍵都是σ鍵,共價雙鍵中含有1個σ鍵、1個π鍵,共價叁鍵中含有1個σ鍵、2個π鍵。③由成鍵軌道類型判斷：s軌道形成的共價鍵全部是σ鍵；雜化軌道形成的共價鍵全部為σ鍵。
看形成共價鍵的兩原子,不同種元素的原子之間形成的是極性共價鍵同種元素的原子之間形成的是非極性共價鍵。
只有兩原子的電負性相差不大時，才能形成共用電子對，形成共價鍵，當兩原子的電負性相差很大(大于1.7)時，不會形成共用電子對，而形成離子鍵。同種元素原子間形成的共價鍵為非極性鍵，不同種元素原子間形成的共價鍵為極性鍵。通過物質(zhì)的結(jié)構(gòu)式，可以快速有效地判斷鍵的種類及數(shù)目；判斷成鍵方式時，需掌握：共價單鍵全為σ鍵，共價雙鍵中有一個σ鍵和一個π鍵，共價三鍵中有一個σ鍵和兩個π鍵。
知識點7 共價鍵的鍵參數(shù)及其應用
1.概念①鍵能：氣態(tài)基態(tài)原子形成1 ml化學鍵釋放的最低能量。②鍵長：形成共價鍵的兩個原子之間的核間距。③鍵角：兩個共價鍵之間的夾角。
2.鍵參數(shù)對分子性質(zhì)的影響
③利用鍵能(E)計算ΔH的公式：ΔH＝E(反應物)－E(生成物)。
①鍵能越大，鍵長越短，分子越穩(wěn)定。
(1)雜化軌道類型不同：sp＞sp2＞sp3。(2)(3)在同一分子中，π鍵電子斥力大，鍵角大。
比較鍵角大小的三種思維模型
孤電子對數(shù)越多，鍵角越小，如H2OH2S
孤電子對數(shù)相同，中心原子相同，配位原子的電負性越大，鍵角越小，如NF3>NCl3
考向1 考查化學鍵的分類
【例1】(2024?浙江杭州·模擬預測)下列物質(zhì)只含有極性鍵的是( )
化學鍵與物質(zhì)類別的關(guān)系
【變式訓練1】（2024·浙江溫州·三模）下列物質(zhì)含共價鍵的強電解質(zhì)是( )
【變式訓練2】（2024·浙江·三模）下列物質(zhì)只含有共價鍵且其水溶液顯酸性的是( )
考向2 考查化學鍵與物質(zhì)類別的關(guān)系
【例2】(2024?河南南陽·二模)物質(zhì)是由微粒構(gòu)成的。下列物質(zhì)的構(gòu)成微粒與二氧化碳的構(gòu)成微粒相同的是( )
A.金剛石、五氧化二磷 B.硫酸銅、氯化鈉C.氨氣、甲烷 D.硝酸鉀、氯化氫
A.金剛石、五氧化二磷 B.硫酸銅、氯化鈉
二氧化碳是由二氧化碳分子構(gòu)成的。金剛石由碳原子直接構(gòu)成，五氧化二磷是常見非金屬元素的氧化物、由五氧化二磷分子構(gòu)成，
二氧化碳是由二氧化碳分子構(gòu)成的。硫酸銅、氯化鈉均屬于鹽，硫酸銅由銅離子和硫酸根離子構(gòu)成，氯化鈉由鈉離子和氯離子構(gòu)成的，
C.氨氣、甲烷D.硝酸鉀、氯化氫
二氧化碳是由二氧化碳分子構(gòu)成的。 硝酸鉀鉀離子和硝酸根離子構(gòu)成的，氯化氫由氯化氫分子構(gòu)成
①含有共價鍵的分子不一定是共價化合物。例如H2、O2等單質(zhì)。②含有共價鍵的化合物不一定是共價化合物。例如NaOH、Na2O2。③離子化合物中可能含有共價鍵，共價化合物中一定不含離子鍵，只有共價鍵。
A.三種分子中化學鍵類型相同B.三種分子均易溶于水C.N、O、S原子雜化方式相同D.沸點：吡咯＞噻吩＞呋喃
考向3 考查共價鍵的類別及判斷
H2O2的結(jié)構(gòu)式為H-O-O-H，既含極性鍵O—H，又含非極性鍵O—O
知識點1 價層電子對互斥模型
先確定中心原子上的價層電子對數(shù),得到含有孤電子對的VSEPR模型,再根據(jù)存在孤電子對的情況最后確定分子的立體構(gòu)型。
1.理論要點①價層電子對在空間上彼此相距最遠時，排斥力最小，體系的能量最低。②孤電子對與成鍵電子對的排斥力較大，孤電子對越多，排斥力越強，鍵角越小。
(1)方法I：用價層電子對互斥理論推測分子的立體構(gòu)型的關(guān)鍵是判斷分子中的中心原子上的價層電子對數(shù)。
a是中心原子的價電子數(shù)(陽離子要減去電荷數(shù)、陰離子要加上電荷數(shù))，b是與中心原子結(jié)合的原子最多能接受的電子數(shù)，x是與中心原子結(jié)合的原子數(shù)。
2.判斷分子中的中心原子上的價層電子對數(shù)的方法
(1)方法II：(1)中心原子配位的原子總數(shù)是指與中心原子直接結(jié)合的原子個數(shù)，氧族元素原子作配位原子時，不計算配位原子個數(shù)。(2)粒子的電荷數(shù)是離子所帶電荷數(shù)，陽離子用“-”，陰離子用“+”。(3)計算結(jié)果為中心原子的價層電子對數(shù)，根據(jù)中心原子的價層電子對數(shù)可以確定價層電子對互斥模型。(4)孤電子對數(shù)=價層電子對數(shù)-中心原子配位的原子總數(shù)。
3.價層電子對互斥理論與分子構(gòu)型
價層電子對互斥模型說的是價層電子對的空間結(jié)構(gòu)，而分子的空間結(jié)構(gòu)指的是成鍵電子對的空間結(jié)構(gòu)，不包括孤電子對。（1）當中心原子無孤電子對時，兩者的空間結(jié)構(gòu)一致；（2）當中心原子有孤電子對時，兩者的空間結(jié)構(gòu)不一致。
知識點2 雜化軌道理論
當原子成鍵時，原子的價電子軌道相互混雜，形成與原軌道數(shù)相等且能量相同的雜化軌道。雜化軌道數(shù)不同，軌道間的夾角不同，形成分子的空間結(jié)構(gòu)不同。
2.雜化軌道與分子立體構(gòu)型的關(guān)系
3.由雜化軌道數(shù)判斷中心原子的雜化類型
雜化軌道用來形成σ鍵和容納孤電子對 雜化軌道的數(shù)目＝中心原子上的孤電子對數(shù)＋中心原子的σ鍵電子對數(shù)(與中心原子直接相連的原子個數(shù))＝中心原子的價層電子對數(shù)
4.分子(ABn型)、離子(AB型)的空間結(jié)構(gòu)分析示例
判斷分子中中心原子的雜化軌道類型的方法根據(jù)VSEPR模型、中心原子價層電子對數(shù)判斷如(ABm型)中心原子的價層電子對數(shù)為4，中心原子的雜化軌道類型為sp3；價層電子對數(shù)為3，中心原子的雜化軌道類型為sp2；價層電子對數(shù)為2，中心原子的雜化軌道類型為sp。
判斷分子中中心原子的雜化軌道類型的方法根據(jù)等電子體原理進行判斷如CO2是直線形分子，SCN－、N3(－)與CO2是等電子體，所以分子的空間結(jié)構(gòu)均為直線形，結(jié)構(gòu)式類似，中心原子均采用sp雜化。
判斷分子中中心原子的雜化軌道類型的方法根據(jù)分子或離子中有無π鍵及π鍵數(shù)目判斷沒有π鍵的為sp3雜化，如CH4中的C原子；含1個π鍵的為sp2雜化，如甲醛中的C原子以及苯環(huán)中的C原子；含2個π鍵的為sp雜化，如二氧化碳分子和乙炔分子中的碳原子。
知識點3 等電子原理
1.含義：原子總數(shù)相同、價電子總數(shù)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(jié)構(gòu)特征(立體結(jié)構(gòu)和化學鍵類型)及相近的性質(zhì)。
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。
4.常見的等電子體匯總
過氧化氫的空間結(jié)構(gòu)是二面角結(jié)構(gòu)，也叫半開書頁型結(jié)構(gòu)，在這種結(jié)構(gòu)中，兩個氧原子位于書軸上，兩個氫原子分別與兩個氧原子相連，但不在同一平面上
考向1 電子排布式表達式的規(guī)范書寫
第一步：確定中心原子上的價層電子對數(shù)第二步：確定價層電子對的立體構(gòu)型由于價層電子對之間的相互排斥作用，它們趨向于盡可能地相互遠離，這樣已知價層電子對的數(shù)目，就可以確定它們的立體構(gòu)型。
判斷分子或離子立體構(gòu)型“三步曲”
第三步：分子立體構(gòu)型的確定價層電子對有成鍵電子對和孤電子對之分，價層電子對的總數(shù)減去成鍵電子對數(shù)，得孤電子對數(shù)。根據(jù)成鍵電子對數(shù)和孤電子對數(shù)，可以確定相應的較穩(wěn)定的分子立體構(gòu)型。
考向2 考查雜化軌道類型的判斷
【例2】（23-24高三上·山東濟寧·期末）下列每組分子的中心原子雜化方式相同的是( )
考向2 電子躍遷與原子光譜
“四方法”判斷中心原子的雜化類型
(1)根據(jù)雜化軌道的空間結(jié)構(gòu)①直線形—sp，②平面三角形—sp2，③四面體形—sp3。(2)根據(jù)雜化軌道間的夾角①109°28′—sp3，②120°—sp2，③180°—sp。
(3)利用價層電子對數(shù)確定三種雜化類型(適用于中心粒子)2對—sp雜化，3對—sp2雜化，4對—sp3雜化。(4)根據(jù)σ鍵數(shù)與孤電子對數(shù)(適用于結(jié)構(gòu)式已知的粒子)①含C有機化合物：2個σ—sp，3個σ—sp2，4個σ—sp3。②含N化合物：2個σ—sp2，3個σ—sp3。③含O(S)化合物：2個σ—sp3。
【變式訓練1】（23-24高三下·上?！るA段考試）中，中心原子的雜化方式和價層電子對數(shù)分別為( )
考向3 考查鍵角大小比較
【例3】(23-24高三上·山東德州·期末)下列微粒中鍵角最大的是( )
【變式訓練1】（23-24高三上·山東·開學考試）下列分子中鍵角最小的是( )
【變式訓練2】(23-24高三上·寧夏·階段考試)下列分子或離子中鍵角由大到小排列的是( )
A.⑤④①②③ B.④①②⑤③ C.⑤①④②③ D.③②④①⑤
知識點1 分子的極性
1.非極性分子與極性分子的比較
2.非極性分子與分子極性的判斷
3.鍵的極性、分子空間構(gòu)型與分子極性的關(guān)系
4.多原子分子極性的判斷方法
A.孤對電子法:如為ABn型，若中心原子A中沒有孤對電子，為非極性分子，中心原子A中有孤對電子，則為極性分子。
B.幾何對稱法: 如為ABn型，如果各極性鍵在平面內(nèi)或空間均勻排列，呈中心對稱或呈正多邊形、正多面體分布，該分子一定是非極性分子，反之為極性分子。通常有以下幾種情況：線型對稱，如CO2等（鍵角180°）；正三角形分子，如BF3（鍵角120°）；正四面體型分子，如CCl4、CH4（鍵角109°28′）。以上幾類均為非極性分子，而NH3分子為三角錐型（鍵角107°18′），H2O分子為V型（鍵角104.5°）等均為極性分子。
C.中心原子化合價法:如為ABn型，若中心原子A的化合價的絕對值等于A的主族序數(shù)，則為非極性分子；若中心原子A的化合價的絕對值不等于A的主族序數(shù)，則為極性分子；D.如為AxBYCZ這種類型的多原子分子絕大部分是極性分子。
①“相似相溶”的規(guī)律：非極性溶質(zhì)一般能溶于非極性溶劑，極性溶質(zhì)一般能溶于極性溶劑。②若溶劑和溶質(zhì)分子之間可以形成氫鍵，則溶質(zhì)的溶解度增大。③隨著溶質(zhì)分子中憎水基個數(shù)的增多，溶質(zhì)在水中的溶解度減小。如甲醇、乙醇和水以任意比互溶，而戊醇在水中的溶解度明顯減小。
知識點2 鍵的極性對物質(zhì)化學性質(zhì)的影響
羧基中羥基的極性越大，越容易電離出H+,則羧酸的酸性越大。與羧基相鄰的共價鍵的極性越大，羧酸的酸性越大。一般地，飽和烴基越長，推電子效應越大，羧酸的酸性越小。
2.無機含氧酸分子的酸性
無機含氧酸的通式可寫成(HO)mROn，如果成酸元素R相同，則n值越大，R的正電性越高，使R—O—H中O的電子向R偏移，在水分子的作用下越易電離出H＋，酸性越強，如酸性：HClO＜HClO2＜HClO3＜HClO4。
知識點3 分子間作用力
（1）概念：物質(zhì)分子之間普遍存在的相互作用力，稱為分子間作用力。（2）分類：分子間作用力最常見的是范德華力和氫鍵。（3）強弱：范德華力＜氫鍵＜化學鍵。
范德華力約比化學鍵的鍵能小1～ 2個數(shù)量級。范德華力主要影響物質(zhì)的熔點、沸點、硬度等物理性質(zhì)。范德華力越強，物質(zhì)的熔點、沸點越高，硬度越大。一般來說，組成和結(jié)構(gòu)相似的物質(zhì)，隨著相對分子質(zhì)量的增加，范德華力逐漸增大。
形成：已經(jīng)與電負性很強的原子形成共價鍵的氫原子(該氫原子幾乎為裸露的質(zhì)子)與另一個分子中電負性很強的原子之間的作用力，稱為氫鍵。表示方法：A—H…B特征：具有一定的方向性和飽和性。分類：氫鍵包括分子內(nèi)氫鍵和分子間氫鍵兩種。
分子間氫鍵對物質(zhì)性質(zhì)的影響（1）對物質(zhì)溶沸點的影響：①存在分子間氫鍵的物質(zhì)，具有較高的熔、沸點。例如：NH3、H2O和HF的熔、沸點比同主族相鄰元素氫化物的熔、沸點高，這種反常現(xiàn)象是由于它們各自的分子間形成了氫鍵。
分子間氫鍵對物質(zhì)性質(zhì)的影響（1）對物質(zhì)溶沸點的影響：②互為同分異構(gòu)體的物質(zhì)，能形成分子內(nèi)氫鍵的，其熔、沸點比能形成分子間氫鍵的物質(zhì)的低。例如：鄰羥基苯甲醛能形成分子內(nèi)氫鍵，而對羥基苯甲醛能形成分子間氫鍵，當對羥基苯甲醛熔化時，需要較多的能量克服分子間氫鍵，所以對羥基苯甲醛的熔、沸點高于鄰羥基苯甲醛的熔、沸點。
分子間氫鍵對物質(zhì)性質(zhì)的影響（2）對物質(zhì)溶解度的影響：溶質(zhì)與溶劑之間若能形成分子間氫鍵，則溶質(zhì)的溶解度明顯增大；分子內(nèi)氫鍵的形成導致溶解度減小。
分子間作用力(范德華力)與氫鍵的比較
知識點4 分子的手性
1.手性異構(gòu)體與手性分子
具有完全相同的組成和原子排列的一對分子，如同左手與右手一樣互為鏡像，卻在三維空間里不能疊合，互稱手性異構(gòu)體(或?qū)τ钞悩?gòu)體)。有手性異構(gòu)體的分子叫做手性分子。
當4個不同的原子或基團連接在同一個碳原子上時，這個碳原子是不對稱原子。這種分子和它“在鏡中的像”不能重疊，因而表現(xiàn)為“手性”。手性分子中的不對稱碳原子稱為手性碳原子。
構(gòu)成生命體的有機分子絕大多數(shù)為手性分子。互為手性異構(gòu)體的兩個分子的性質(zhì)不同。 生產(chǎn)手性藥物、手性催化劑(手性催化劑只催化或主要催化一種手性分子的合成)。
考向1 考查共價鍵的極性和分子極性的判斷
【例1】（23-24高三上·福建龍巖·階段考試）下列敘述中正確的是( )
A.以非極性鍵結(jié)合起來的分子一定是非極性分子
臭氧和二氧化硫的價電子數(shù)和原子個數(shù)相同，互為等電子體，等電子體具有相同的空間構(gòu)型，二氧化硫的價層電子對數(shù)為3、孤對電子對數(shù)為1，分子的空間構(gòu)型為V形，則含有非極性鍵的臭氧分子是結(jié)構(gòu)不對稱的極性分子，所以以非極性鍵結(jié)合起來的分子不一定是非極性分子
氨分子和磷化氫分子的空間構(gòu)型都為三角錐形，氮原子的原子半徑小于磷原子，則氨分子中成鍵電子對的斥力大于磷化氫分子，鍵角大于磷化氫分子，故B正確
三氟化硼分子中硼原子的價層電子對數(shù)為3、孤對電子對數(shù)為0，分子的空間構(gòu)型為平面正三角形，則三氟化硼分子為結(jié)構(gòu)對稱的非極性分子
二氧化碳的空間構(gòu)型是直線形，是只含有極性鍵的結(jié)構(gòu)對稱的非極性分子，所以非極性分子中不一定含有非極性鍵，
（1）只含非極性鍵的分子一定是非極性分子，如H2、P4等。（2）含極性鍵的雙原子分子一定是極性分子，如HCl、CO等。
（3）ABn(n≥2)型分子：①根據(jù)分子結(jié)構(gòu)判斷若分子是對稱的(直線形、正三角形、正四面體形等)，極性鍵的極性向量和等于零時，為非極性分子，否則是極性分子。如CH4、CO2等含有極性鍵，是非極性分子；H2O、NH3等含有極性鍵，是極性分子。
（3）ABn(n≥2)型分子：②利用孤電子對判斷若中心原子A中無孤電子對，則為非極性分子；若有孤電子對，則為極性分子。
（3）ABn(n≥2)型分子： ③利用化合價判斷若中心原子A的化合價的絕對值等于該元素所在的主族序數(shù)，則為非極性分子；若不等，則為極性分子。如BCl3、CO2是非極性分子；SO2、NF3是極性分子。
【變式訓練1】(2024?貴州貴陽·一模)甲烷催化重整法制甲酸的物質(zhì)轉(zhuǎn)化過程如圖所示。有關(guān)分析錯誤的是( )
考向2 考查分子性質(zhì)的綜合應用
【例2】(23-24高三上·安徽·階段考試)物質(zhì)結(jié)構(gòu)決定物質(zhì)性質(zhì)。下列性質(zhì)差異與結(jié)構(gòu)因素匹配錯誤的是( )
硫化鈉和硫化鉀均為離子晶體，離子晶體的熔點與離子鍵的強弱有關(guān)，鈉離子半徑小于鉀離子半徑，鈉離子與硫離子之間的離子鍵強于鉀離子與硫離子之間的離子鍵，因此硫化鈉的熔點高于硫化鉀
正丁烷和異丁烷均為分子晶體，分子晶體的熔沸點與分子間作用力有關(guān)，正丁烷的分子間作用力大于異丁烷，因此正丁烷的沸點高于異丁烷，
誘導效應是指因分子中原子或基團的電負性不同而引起成鍵電子云向某一方向移動的效應。一般以氫為標準，如果取代基的推電子能力比氫強，即為推電子基團；如果取代基的吸電子能力比氫強，即為吸電子基團。
推電子基團一般對外表現(xiàn)負電場，成鍵電子云向與該基團相連的原子移動。如CH3OH中，甲基為推電子基團，電子云向O原子移動，從而減弱了O-H鍵的極性。
配位鍵、配合物、超分子
知識點1 配位鍵的形成及配合物的性質(zhì)
分子或離子中沒有跟其他原子共用的電子對稱孤電子對。
配位鍵定義：屬于“電子對給予－接受”鍵，由一個原子提供孤電子對與另一個接受孤電子對的原子形成的共價鍵。配位鍵屬于σ鍵。配位鍵的形成：成鍵原子一方提供孤電子對，另一方提供空軌道形成共價鍵。成鍵的性質(zhì)：共用電子對對兩個原子的電性作用。
[Cu(NH3)4]SO4
中心原子：提供軌道接受孤對電子的原子叫中心原子。中心原子一般是帶正電荷的金屬離子(此時又叫中心離子)，過渡元素最常見， 如：Fe3＋、Cu2＋、Zn2＋、Ag＋。配位體：含有并提供孤電子對的分子或離子，即電子對的給予體。常見的配位體：H2O、NH3、SCN－、CO、N2、X－、OH－、CN－。
配位原子：配體中提供孤對電子的原子叫配位原子，如：H2O中的O原子，NH3中的N原子。配離子：由中心原子(或離子)和配位體組成的離子叫做配離子，如：[Cu(NH3)4]2＋、[Ag(NH3)2]＋。配位數(shù)：作為配位體直接與中心原子結(jié)合的離子或分子的數(shù)目，即形成的配位鍵的數(shù)目稱為配位數(shù)。如：[Cu(NH3)4]2＋的配位數(shù)為4，[Ag(NH3)2]＋的配位數(shù)為2。
配離子的電荷數(shù)：配離子的電荷數(shù)等于中心離子和配位體電荷數(shù)的代數(shù)和。內(nèi)界和外界：配合物分為內(nèi)界和外界，其中配離子稱為內(nèi)界，與內(nèi)界發(fā)生電性匹配的陽離子(或陰離子)稱為外界，如：[Cu(NH3)4]SO4 的內(nèi)界是[Cu(NH3)4]2＋，外界是SO42-，配合物在水溶液中電離成內(nèi)界和外界兩部分。即：[Cu(NH3)4]SO4=[Cu(NH3)4]2＋＋SO42-，而內(nèi)界很難電離，其電離程度很小，[Cu(NH3)4]2＋ Cu2＋＋4NH3。
螯合物是配合物的一種，具有環(huán)狀結(jié)構(gòu)的配合物叫螯合物或內(nèi)配合物。一種配位體有兩個或兩個以上的配位原子同時與一個中心離子結(jié)合，螯合物中配體數(shù)目少，形成環(huán)狀結(jié)構(gòu)較簡單配合物穩(wěn)定，而且形成的環(huán)越多越穩(wěn)定，其中以五元環(huán)或六元環(huán)最為穩(wěn)定。
在螯合物的結(jié)構(gòu)中，一定有一個或多個多齒配體提供多對電子與中心體形成配位鍵?！膀敝阁π返拇筱Q，此名稱比喻多齒配體像螃蟹一樣用兩只大鉗緊緊夾住中心體。這種提供螯合物配體的試劑被稱為螯合劑。
乙二胺（H2N-CH2-CH2-NH2）與Cu2+形成如下的螯合物：
乙二胺分子中的氨基氮原子只提供孤電子對以滿足中心離子的配位數(shù)。
氨基乙酸的酸根氧離子（H2N-CH2-COO—）與Cu2+形成如下的螯合物
其中Cu2+離子的配位數(shù)仍舊是4，氧提供孤電子對與中心離子配位，又有負電荷可以中和中心離子的正電荷，生成中性分子的“內(nèi)配鹽”。
5.多齒配體、二茂鐵、羰基化合物
多齒配體:如果一個配位體中有幾個配位原子能直接和同一個金屬離子配位，螯合物:形成具有環(huán)狀結(jié)構(gòu)的配合物，乙二胺配體中有兩個配位原子、乙二胺四乙酸（EDTA）配體中有6個配位原子。還有其他特殊配體：CO、環(huán)戊二烯基（C5）等含有π鍵的配位體形成的配合物，如二茂鐵、金屬羰基化合物。
金屬EDTA(乙二胺四乙酸)螯合物
6.化學配合物的配位數(shù)可按如下方法判斷
配合物的配位數(shù)等于配位原子及配位體的數(shù)目，有兩種情況：配位原子數(shù)目、配位體數(shù)目、中心離子與配位原子形成的配位鍵鍵數(shù)均相等，[Ag(NH3)2]NO3、[Cu(NH3)4]SO4、[Cu(H2O)4]2+、[Zn(NH3)4]2+、K3[Fe(SCN)6]、[FeF6]3-、Ni(CO)4、Fe(CO)5、[C(NH3)4(H2O)2]Cl2、[CrCl(H2O)5]Cl2等配合物或配離子，它們配位體的數(shù)目以及中心離子與配位原子形成的配位鍵鍵數(shù)相等。
配合物的配位數(shù)等于配位原子及配位體的數(shù)目，有兩種情況：其中Ag+離子的配位數(shù)為2Cu2+離子與Zn2+離子的配位數(shù)均為4Fe3+離子的配位數(shù)為6Ni(CO)4、Fe(CO)5等羰基化合物中Ni、Fe原子的配位數(shù)分別為4、5[C(NH3)4(H2O)2]Cl2、[CrCl(H2O)5]Cl2中C2+與Cr3+的配位數(shù)均為6
配合物的配位數(shù)等于配位原子及配位體的數(shù)目，有兩種情況：配位原子、配位體的數(shù)目均不等于中心離子與配位原子形成的配位鍵鍵數(shù)，例如[BF4]-、[B(OH)4]-、[AlCl4]-、[Al(OH)4]-等配離子中，B、Al原子均缺電子，它們形成的化學鍵，既有共價鍵，又有配位鍵，配位數(shù)與配位鍵的鍵數(shù)不相等，配位數(shù)均為4。
配合物的配位數(shù)等于配位原子及配位體的數(shù)目，有兩種情況：又如Al2Cl6(下圖)中Al原子的配位數(shù)為4。
配位數(shù)等于配位原子的數(shù)目，但不等于配位體的數(shù)目存在多基配體時有這種情況，例如[Cu(en)2]中的en是乙二胺(NH2CH2CH2NH2)的簡寫，屬于雙基配體，每個乙二胺分子有2個N?原子與Cu2+配位，故Cu2+的配位數(shù)是4而不是2。
配合物的配位數(shù)可以按中心離子電荷數(shù)的兩倍來計算如果不知道配合物的化學式，一般可按此規(guī)律計算。一般情況下，Ag+離子的配位數(shù)為2，Cu2+離子與Zn2+離子的配位數(shù)均為4，F(xiàn)e3+離子的配位數(shù)為6。某些配合物不符合以上規(guī)律，如[C(NH3)4(H2O)2]Cl2、[CrCl(H2O)5]Cl2中C2+離子與Cr3+離子的電荷數(shù)分別為2、3，但配位數(shù)都是6。
配合物的配位數(shù)可以按中心離子電荷數(shù)的兩倍來計算若配合物中的中心原子呈電中性，如金屬的羰基化合物，其配位數(shù)只能在已知化學式的基礎(chǔ)上判斷。
配合物的配位數(shù)可以按中心離子電荷數(shù)的兩倍來計算有些配合物，當中心離子(或原子)與不同量的配位體配合時，其配位數(shù)并不確定。配位數(shù)多少與中心離子和配體的性質(zhì)(如電荷數(shù)、體積大小、電子層結(jié)構(gòu)等)以及它們之間相互影響、配合物的形成條件(如濃度、溫度等)有關(guān)。配位數(shù)由1到14均可能，其中最常見的配位數(shù)為4和6。例如硫氰合鐵絡離子隨著配離子SCN-濃度的增大，中心離子Fe3+與SCN-?可以形成配位數(shù)為1~6的配合物：[Fe(SCN-)n]3-n(n=1~6)。
7.配合物的形成對性質(zhì)的影響
溶解性：一些難溶于水的金屬氯化物、溴化物、碘化物等可溶于含過量的氯離子、溴離子、碘離子和氨的溶液中，形成可溶的配合物。如 Cu2++2NH3·H2O=Cu(OH)2↓+2NH4+ Cu(OH)2↓+4NH4+=[Cu(NH3)4]2++2OH-
顏色：當簡單離子形成配合物時，顏色往往會發(fā)生變化。如黃色的鐵離子溶液與硫氰酸根配合，就形成紅色的溶液。
穩(wěn)定性增強：對于配位化合物穩(wěn)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(wěn)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C2＋形成的配位鍵更強。
穩(wěn)定性增強：配位鍵的強弱還與中心粒子空軌道的數(shù)目、空間構(gòu)型，配體空間結(jié)構(gòu)等因素有關(guān)，如果形成環(huán)狀配離子或配體體積較大，則空軌道數(shù)目較多的原子或陽離子才能形成穩(wěn)定的配離子。
超過百萬種的配合物在醫(yī)藥科學、化學催化劑、新型分子材料等領(lǐng)域有廣泛的應用。
葉綠素——Mg2+的配合物
血紅素——Fe2+的配合物
維生素B12——鈷的配合物
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)4]+
在醫(yī)藥中的應用——抗癌藥物
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(nèi)部分子之間通過非共價鍵結(jié)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。
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（Mlecular self-assembly)，自組裝過程（Self-rganizatin)是使超分子產(chǎn)生高度有序的過程。
5.應用實例(1)“杯酚”分離C60和C70：杯酚與C60通過范德華力相結(jié)合，通過尺寸匹配實現(xiàn)分子識別。向C60和C70的混合物中加入一種空腔大小適配C60的“杯酚”,再加入甲苯溶劑，溶解未裝入“杯酚”的C70，過濾后分離C70；再向不溶物中加入氯仿，溶解“杯酚”而將不溶解的C60釋放出來并沉淀。
5.應用實例 (2)冠醚識別堿金屬離子：冠醚是皇冠狀的分子，有不同大小的空穴，能與正離子，尤其是堿金屬離子絡合，并隨環(huán)的大小不同而與不同的金屬離子絡合，利用此性質(zhì)可以識別堿金屬離子。冠醚環(huán)的大小與金屬離子匹配，將陽離子以及對應的陰離子都帶入有機溶劑，因而成為有機反應中很好的催化劑。
5.應用實例 (3)細胞和細胞器的雙分子膜：細胞膜的兩側(cè)都是水溶液，水是極性分子，而構(gòu)成膜的兩性分子的頭基是極性基團而尾基是非極性基團。頭基為親水基團，頭部會朝向水溶液一側(cè)，從而實現(xiàn)自組裝。(4)DNA分子：核酸的雙螺旋結(jié)構(gòu)是靠氫鍵來保持的。
6.超分子的未來發(fā)展 通過對超分子研究，人們可以模擬生物系統(tǒng)，復制出一些新材料，如：新催化劑、新藥物、分子器件、生物傳感器等功能材料。
考向1 考查配位鍵、配合物性質(zhì)
【變式訓練2】（2024·湖北·模擬預測）很多絡離子的顏色是因為發(fā)生了價層電子的d-d躍遷導致的。配體使原來能量相同的d軌道發(fā)生分裂，有的d軌道能量升高，有的d軌道能量降低，價層電子的d軌道上的電子可以在不同能量的d軌道之間躍遷，吸收一定波長的光而表現(xiàn)出特定顏色。下列絡合離子可能有顏色的是( )
考向2 考查超分子的結(jié)構(gòu)、性質(zhì)及其應用
【例2】（2024·江蘇南通·三模）一種杯酚的合成過程如圖所示。該杯酚盛裝后形成超分子。下列說法正確的是( )
酚羥基鄰位的H原子被取代，為取代反應，
【變式訓練2】(23-24高三下·黑龍江大慶·階段考試)超分子特性包含分子識別和自組裝，在某些作用力的影響下分子與分子間即可實現(xiàn)自組裝過程。下圖為我國科研人員構(gòu)建的含硅嵌段共聚物超分子復合物，有關(guān)該化合物說法錯誤的是( )
A.該超分子中第一電離能最大的元素是OB.該超分子復合物的自組裝過程是通過氫鍵所形成的C.分子自組裝是在平衡條件下，分子間通過非共價相互作用自發(fā)組合形成的一類結(jié)構(gòu)明確穩(wěn)定、具有某種特定功能或性能的分子聚集體或超分子結(jié)構(gòu)D.DNA的雙螺旋結(jié)構(gòu)也有與該超分子相似的的非化學鍵作用
【解析】A．該超分子中存在H、C、N、O、Si等元素，因N最外層為半滿穩(wěn)定結(jié)構(gòu)，其第一電離能大于O，故A錯誤；B．由圖可知該超分子復合物自組裝過程中N和H之間形成了氫鍵，故B正確；C．分子自組裝是在平衡條件下，分子間通過非共價相互作用(范德華力或氫鍵)自發(fā)組合形成的一類結(jié)構(gòu)明確穩(wěn)定、具有某種特定功能或性能的分子聚集體或超分子結(jié)構(gòu)，故C正確；D．DNA的雙螺旋鏈之間通過氫鍵作用結(jié)合，與該超分子相似，故D正確；故選：A。
A.HCl的形成過程可表示為
6.（2024·湖北卷）結(jié)構(gòu)決定性質(zhì)，性質(zhì)決定用途。下列事實解釋錯誤的是( )
【解析】A．甘油分子中有3個羥基，分子間可以形成更多的氫鍵，且O元素的電負性較大，故其分子間形成的氫鍵較強，因此甘油是黏稠液體，A正確；B．王水溶解鉑，是因為濃鹽酸提供的能與被硝酸氧化產(chǎn)生的高價態(tài)的鉑離子形成穩(wěn)定的配合物從而促進鉑的溶解，在這個過程中濃鹽酸沒有增強濃硝酸的氧化性，而是通過形成配合物增強了鉑的還原性，B不正確；
【解析】C．冰晶體中水分子間形成較多的氫鍵，由于氫鍵具有方向性，因此，水分子間形成氫鍵后空隙變大，冰晶體中水分子的空間利用率相對較低，冰的密度小于干冰，C正確；D．石墨屬于混合型晶體，在石墨的二維結(jié)構(gòu)平面內(nèi)，第個碳原子以C—C鍵與相鄰的3個碳原子結(jié)合，形成六元環(huán)層。碳原子有4個價電子，而每個碳原子僅用3個價電子通過sp2雜化軌道與相鄰的碳原子形成共價鍵，還有1個電子處于碳原子的未雜化的2p軌道上，層內(nèi)碳原子的這些p軌道相互平行，相鄰碳原子p軌道相互重疊形成大π鍵，這些p軌道的電子可以在整個層內(nèi)運動，因此石墨能導電，D正確；綜上所述，本題選B。

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