一、分子的立体结构

多原子的分子中原子的空间关系，称为“分子的立体结构“

常见分子的立体结构，见表：

二、价电子对互斥模型预测分子立体结构的基本方法

1.中心原子上的价电子都用于形成共价键，它们的立体结构可用中心原子周围的原子数n来预测：

2.中心原子上有孤对电子（未用于形成共价键的电子对）的分子，中心原子上的孤对电子也要占据中心原子周围的空间，并参与互相排斥，如H₂O有2对孤对电子，互相排斥，结构为V(折线型)，NH₃  有1对孤对电子，互相排斥结构，结构为三角锥形。

三、杂化轨道类型

掌握分子空间构型与杂化类型的关系

（1）sp杂化—直线型

是由一个ns轨道和一个np轨道杂化而成的两个轨道，轨道间的夹角为180℃，是直线型。如BeCl₂

（2）sp²杂化—平面三角型

是由一个ns轨道和两个np轨道杂化而成的三个轨道，轨道间的夹角为120℃，是平面三角型。如BF₃

（3）sp³杂化—四面体型

是由一个ns轨道和三个np轨道杂化而成的四个轨道，轨道间的夹角为109.5℃，是四面体型。如CH₄

原子间要形成共价键，它们的价电子中应当有未成对的电子（记住短周期元素的价电子排布）；杂化轨道上的电子更易与其它原子的原子轨道上的电子形成共价键；杂化轨道的能量相同，杂化后电子排布符合洪特规则。

解题时，可以根据构型反推中心原子杂化类型，注意sp³杂化后如果存在孤对电子，受孤对电子的排斥作用，空间结构发生变化，为三角锥型；可以根据分子式中非中心原子的数目与成键所需要的电子数（未成对电子数），结合中心原子的价电子数，进行分析确定杂化类型；有机化合物中：饱和碳原子是sp³杂化，双键碳原子是sp²杂化，叁键碳原子是sp杂化。

四、配位键的特征

电子对给予——接受键，称为配位键。

1.孤对电子

分子或离子中没有跟其他原子共用的电子对称孤对电子。

2.配位键

电子对是由一个原子单方面提供而跟另一原子共用，形成的一种新的化学键叫配位键。

3.配位键的形成

一方（如A）是能够提供孤对电子的原子，另一方（如B）是具有接受孤对电子的空轨道的原子，表示为A→B。如配合物：硫酸四氨合铜，化学式为[Cu(NH₃)₄]SO₄称为配位化合物（简称配合物），[Cu(NH₃)₄]²⁺称为络离子（四氨合铜离子），Cu²⁺有空轨道，NH₃有孤对电子，则Cu²⁺与NH₃形成配位键，且配位键的数目为4，表示为

。

附：含有孤对电子的微粒有：分子如CO、NH₃、H₂O等；离子如Cl^—、CN^—、NO₂^—等。含有空轨道的微粒有：过渡金属的原子或离子。一般来说，多数过渡金属的原子或离子形成配位键的数目是基本不变的，如Ag⁺形成2个配位键；Cu²⁺形成4个配位键等。

NH₄⁺的形成

，

在NH₄⁺中，虽然有一个N－H键形成过程与其它3个N－H键形成过程不同，但是一旦形成之后，4个共价键就完全相同。

分子的性质

1.极性分子和非极性分子特征

极性分子的特征：正电中心和负电中心不重合，使分子的某一部分呈正电性（δ^—），另一部分呈负电性（δ⁺），非极性分子的特征：正电中心和负电中心重合。

评注：根据形成共价键的原子所带电荷的状况划分为：极性键和非极性键。能够判断哪些共价键是极性键、哪些共价键是非极性键。明确共价键的极性和分子极性的关系，分子的极性是分子中化学键的极性的向量和，只含非极性键的双原子分子一定是非极性分子；含有极性键的分子：若极性键的极性的向量和等于零时，为非极性分子；否则是极性分子。如CH₄、CO₂等含有极性键，是极性分子；H₂O、NH₃等含有极性键，是极性分子。

2.范德华力

概念：分子与分子之间的作用力。

规律：相对分子质量越大，范德华力越大；分子的极性越大，范德华力也越大；结构相似的物质，相对分子质量越大，范德华力越大，则沸点升高。

3.氢键

氢键表示：X—H…Y，X、Y主要是N、O、F三种元素，氢键的形成主要表现为物质的熔点、沸点升高。氢键可存在分子之间，也存在分子内之内，氢键大小介于范德华力和化学键之间，不属于化学键。

4.相似相溶经验规律

非极性溶质一般能溶于非极性溶剂；极性溶质一般能溶于极性溶剂。若溶质与溶剂能形成氢键，溶解性越好。

5.手性分子

具有完全相同的组成和原子排列的一对分子，如同左手和右手一样互为镜像，却在三维空间里不能重叠，互称手性异构体。有手性异构体的分子叫做手性分子。

6.无机含有酸分子的酸性

规律：同一种元素形成的含氧酸，非羟基氧原子数越多，酸性越强。