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下列分子结构是中心对称的
A．NH4+ B．CH3Cl C．HCl D．H3O+
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据魔方格专家权威分析，试题“下列分子结构是中心对称的[]A．NH4+B．CH3ClC．HClD．H3O+-高二化学-..”主要考查你对&&无机分子的立体结构&&等考点的理解。关于这些考点的“档案”如下：
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无机分子的立体结构
分子中原子的空间关系：分子中原子的空间关系是分子表现出不同的空间构型。&用价层电子对互斥理论确定分子或离子的VSEPR模型和立体构型的方法:
首先计算分子或离子中的中心原子的键电子对数和孤电子对数，相加便得到中心原子的价层电子对数。然后由价层电子对的相互排斥，便得到含有孤电子对的VSEPR模型，再略去VSEPR模型中的中心原子的孤电子对，便可得到分子的立体构型。 1．价层电子对数的确定方法 (1)键电子对数：由分子式确定，中心原子形成的键的数目就是键电子对数。如分子中的中心原子分别有2、3、4对键电子对。 (2)孤电子对数 ①分子中的中心原子上的孤电子对数式中a为中心原子的价电子数(主族元素原子的价电子就是最外层电子)；x为与中心原子结合的原子数；b为与中心原子结合的原子最多能接受的电子数 (氢为l，其他原子等于“8一该原子的价电子数”)。以为例，a均为6，x分别为2和3，b均为2(氧原子最多能接受的电子数为2)，则分别为1和0，即SO2的中心原子上的孤电子对数为l， SO3的中心原子上没有孤电子对。 ②对于阳离子，a为中心原子的价电子数减去离子的电荷数；对于阴离子，a为中心原子的价电子数加上离子的电荷数(绝对值)。x和b的计算方法及计算公式[中心原子上的孤电子对数=]均不变。2．确定分子(或离子)的VSEPR模型根据价层电子对数和价层电子对的相互排斥，可得出分子或离子的VSEPR模型，其关系如下表。 3．确定分子(或离子)的立体构型略去VSEPR模型中的中心原子上的孤电子对，便可得到分子或离子的立体构型，如上表。 (1)分子或离子中的价层电子对数分别为2、3、4，则其VSEPR模型分别为直线形、平面三角形、正四面体形或四面体形。如果价层电子对数为5，则为三角双锥形；如果为6，则为正八面体形或八面体形。 (2)如果中心原子的孤电子对数为0，则VSEPR模型(及名称)和分子或离子的立体构型(及名称)是一致的；若孤电子对数不为0，则二者不一致。
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1、指出下列物质哪些是金属晶体？哪些是离子晶体？哪些是共价键晶体 又称原子晶体 ？哪些是分子晶体？
解：金属晶体：Au s
离子晶体：AlF3 s
共价键晶体：BN s
分子晶体：B2O3 s
2、大多数晶态物质都存在同质多晶现象。即在不同的热力学条件 温度、压力等 下，由于晶体内部粒子 原子、离子或分子 的热运动，它们在三维空间的排列方式将会发生一些变化。例如：
面心立方， NaCl型结构
面心立方，NaCl型结构
试问，同一种物质的不同类型的晶体，它们的晶面角是否相同或者守恒？晶面角守恒的本质原因是什么？
解：根据晶面角守恒定律，同一种晶体晶面大小和形状会随外界的条件不同而变化，但同一种晶体的相应晶面（或晶棱）间的夹角却不受外界条件的影响，它们保持恒定不变的值。晶面角守恒决定于晶体内部的周期性结构。
3、根据下列物质的晶胞参数判断其所属的晶系：
物质 a/nm b/nm c/nm α β γ 晶系
I2 0.714 0.467 0.798 90o 90o 90o
H2C2O4 0.610 0.350 1.195 90o 105.78o 90o
NaCl 0.564 0.564 0.564 90o 90o 90o
β-TiCl3 0.627 0.627 0.582 90o 90o 120o
α-As 0.413 0.413 0.413 54.12o 54.12o 54.12o
0.583 0.583 0.318 90o 90o 90o
CuSO4?5H2O 0.612 1.069 0.596 97.58o 107.17o 77.55o
解：I2，正交晶系；H2C2O4，单斜晶系；NaCl，立方晶系；β-TiCl3，
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酸碱电子论
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名称：酸碱电子论;Lewis acid-base concept
.酸碱电子理论（the electronic theory of acid and alkali），也称广义酸碱理论、（lewis）酸碱理论，是1923年美国物理化学家吉尔伯特·牛顿·（Lewis G N）提出的一种酸碱理论，它认为：凡是可以接受外来电子对的分子、基团或离子为酸；凡可以提供电子对的分子、为碱。这种理论包含的酸碱范围很广，但是，它对确定酸碱的相对强弱来说，没有统一的标度，对酸碱的反应方向难以判断。后来，皮尔逊提出的弥补了这种理论的缺陷。
该理论认为：凡是能够接受外来电子对的分子、离子或原子团称为路易斯酸（Lewis acid)，即电子对接受体，简称受体；凡是能够给出电子对的分子、离子或原子团称为路易斯碱（Lewis base），即电子对给予体，简称给体。或者说：路易斯酸（Lewis acid)是指能作为电子对接受体（Electron pair acceptor）的原子，分子，离子或原子团；路易斯碱（Lewis base)则指能作为电子对给予体（Electron pair donor）的原子，分子，离子或原子团；酸碱反应是电子对接受体与电子对给予体之间形成配位共价键的反应.
路易斯酸的分类
1、 配位化合物中的金属阳，例如[Fe(H2O)6]3+和[Cu(NH3）4]2+中的Fe3+离子和Cu2+离子.2、有些分子和离子的中心原子尽管满足了8电子结构，仍可扩大其配位层以接纳更多的电子对.如 SiF4 是个路易斯酸，可结合2个F–的电子对形成 [SiF6]2–.3、另一些分子和离子的中心原子也满足8电子结构，但可通过价层电子重排接纳更多的电子对.再如CO2能接受OH–离子中O 原子上的孤对电子4、某些闭合壳层分子可通过其反键分子轨道容纳外来电子对.碘的丙酮溶液呈现特有的棕色，是因为I2分子反键轨道接纳丙酮中氧原子的孤对电子形成配合物（CH3）2COI2.再如四氰基乙烯（TCNE）的π*轨道能接受一对孤对电子。
常见的Lewis酸：⒈正离子、金属离子：钠离子、烷基正离子、硝基正离子⒉受电子分子（缺电子化合物）：三氟化硼、三氯化铝、三氧化硫、二氯卡宾⒊分子中的极性基团：羰基、氰基在有机化学中Lewis酸是亲电试剂
路易斯碱的分类
1、 阴离子2、具有孤对电子的中性分子如 NH3,H2O,CO2,CH3OH;3、含有碳-碳双键的分子如CH2=CH2.Lewis碱显然包括所有Bronsted碱，但Lewis酸与Bronsted酸不一致，如HCl,HNO3是Bronsted酸，但不是Lewis酸，而是酸碱加合物.
常见的Lewis碱：⒈负离子：卤离子、氢氧根离子、烷氧基离子、烯烃、芳香化合物⒉带有孤电子对的化合物：氨、胺、醇、醚、硫醇、二氧化碳在有机化学中Lewis碱是亲核试剂
注意：　⒈Lewis酸碱电子理论中只有酸、碱和酸碱络合物，没有盐的概念；⒉在酸碱电子理论中，一种物质究竟属于碱，还是属于酸，还是酸碱配合物，应该在具体反应中确定。在反应中起酸作用的是酸，起碱作用的是碱，而不能脱离具体反应来辨认物质的酸碱性。同一种物质，在不同的反应环境中，既可以做酸，也可以做碱。⒊正离子一般起酸的作用，负离子一般起碱的作用；AlCl3,SnCl2,FeCl3,BF3,SnCl4,BCl3,SbCl5等都是常见的Lewis酸；⒋这一理论的不足之处在于酸碱的特征不明显
根据酸碱电子论，可把酸碱反应分为以下四种类型：
1．酸碱加合反应酸碱反应是电子对接受体与电子对给予体之间形成配位共价键的反应如：Ag+ +2∶NH3 = [Ag(NH3）2]+
2．酸取代反应酸取代了酸碱配合物中的酸，生成了新的酸碱配合物，这种取代反应叫酸取代反应。如：Al(OH)3 + 3H+= Al3+ + 3H2O酸（H）取代了酸碱配合物Al(OH）中的酸（Al），形成了新的酸碱配合物H2O。又如：[CdI] + Hg = [HgI] + Cd酸（Hg）取代了酸碱配合物[CdI]中的酸（Cd），形成了新的酸碱配合物[HgI]。
3．碱取代反应碱取代了酸碱配合物中的碱，生成了新的酸碱配合物，这种取代反应叫碱取代反应。如：[Cu(NH3）2]2+ + 2OH-== Cu(OH)2↓ + 2NH3碱（OH）取代了酸碱配合物[Cu(NH)]中的碱（NH），形成了新的酸碱配合物 Cu(OH）。又如：[Ag(NH3）2]+ I ==AgI↓ + 2NH3碱（I）取代了酸碱配合物[Ag(NH3）2]中的碱（NH3），形成了新的酸碱配合物AgI。
4．双取代反应两种酸碱配合物中的酸碱互相交叉取代，生成两种新的酸碱配合物，这种取代反应称为双取代反应。如：BaCl2 + Na2SO4 = BaSO4+ 2NaClCH3COOH + CH3OH = CH3COOCH3 + H2O也有化学家这样分类：A + :B A—B 配位反应（即以上分类中的酸碱加合反应）第一类反应叫配合物形成反应（Complex formation reaction），是最简单的一类路易斯酸碱反应，或是酸与碱在惰性溶剂（Non-coordinating solvent）中发生的反应，或是反应物与溶剂本身的反应，或发生在气相的反应：第二类反应叫置换反应（Displacement Reaction).或表示配合物中的碱配位体被一个外来碱置换，例如：A —B + :B A—B' +:B 取代反应（即以上分类中的酸取代反应和碱取代反应）或表示配合物中的酸被一个外来酸置换，例如：[MnF6]2- + 2 SbF5 2 [SbF6]- + MnF4HS-(aq) + H2O(l) H3O+(aq) + S2-(aq)[Cu(NH3）4]2+(aq) + 4 H2O(l)[Cu(H2O)4]2+(aq) + 4 NH3(g)第三类反应叫复分解反应（Metathesis Reaction），希腊语中的&Metathesis&意为&交换&,所以复分解反应即配位体交换反应，又叫双取代反应.例如：A —B + A'—B' A—B' + A'—B 复分解反应（即以上分类中的双取代反应）(C2H5）3Si-I + AgBr（C2H5）3Si-Br + AgI
酸碱电子理论扩大了酸碱范围，可把酸碱概念用于许多有机反应和无溶剂反应，如：CaO + SiO2 = CaSiO3。这是它的优点。它的缺点是这一理论包罗万象，使酸碱特征不明显，同时，如果选择不同的反应对象，酸或碱的强弱次序也可能不同，它对确定酸碱的相对强弱来说，没有统一的标度，对酸碱的反应方向难以判断。后来，提出的弥补了这种理论的缺陷。详解化学分子极化问题
详解化学分子极化问题
离子极化：
离子在外电场或其他离子的影响下，原子核和电子云发生相对位移而变形的现象叫离子极化。某离子使异性离子的电子云发生变形叫离子极化作用，在离子极化作用下的异性离子电子云的变形程度，称之为离子的极化率。
正负离子的极化力与极化率的规律：
①对于阳离子来说，离子的正电荷越高，半径越小，极化作用越强。例如：H+＞Al3+＞Mg2+＞Li+＞Na+。含有d电子云的阳离子，本身容易变形，比电荷数相同、半径相近的8电子构型离子极化作用强，变形性大。离子的电子构型与离子的极化作用大小关系是：18和（18+2）电子构型＞9~17电子构型＞8电子构型。
②对于阴离子而言，阴离子电荷数越高，变形性越大；半径越大，变形性越大。
离子极化对化学键键型产生很大影响。当半径小、电荷高的阳离子对半径大或电荷高的阴离子产生极化时，阴离子发生变形，出现阴阳离子的电子云重叠现象；极化作用越强，变形性越大，阴阳离子电子云重叠程度就越大，共价成分就越多；从而使键长缩短，使离子键想共价键过渡。
离子极化作用使离子键成分减少，共价键成分增加，必然会影响到金属化合物的性质，它主要反映在以下几个方面：
①对金属化合物熔点的影响。如第三周期金属氯化物的熔点从左到右下降，即NaCl＞MgCl2＞AlCl3。
②对金属化合物在水中溶解性的影响。极化作用越强，溶解度越小。
③对金属碳酸盐热稳定性的影响。极化作用越强，热稳定性越差。
（离子极化对碳酸盐的热稳定性印象的规律，完全可以向硝酸盐、硫酸盐、金属氢氧化物等物质迁移）
④对化合物的颜色影响：离子化合物有无颜色首先取决于离子本身有无颜色，离子有色化合物肯定有色。如果离子无色，是够可说所形成的化合物一定无色？如Ag+、S2-都无色，Ag2S却是黑色。FeCl2是浅绿色，FeCl3是棕色，Cu2O为黑色。AgCl为白色，AgI为黄色。可见离子极化作用对化合物颜色有影响。
分子极性：
非极性分子指以共价键结合的分子中，电荷分布对称的分子叫做非极性分子，如非金属单质分子式非极性分子（极少数例外，如O3），除稀有气体外，其余的多原子分子中只存在非极性共价键的作用，还有一部分以极性共价键结合的化合物分子也是非极性分子，如：CO2，CH4，这些分子中，相同的极性共价键排列对称，键的极性相互抵消，使这些以极性共价键结合形成的分子称为非极性分子。
极性分子指以急性共价键形成的分子中，由于电荷分布不对称，正、负电荷重心不重合，形成一端带正电荷，另一端带负电荷的分子，如HCl，H2O，
判断分子极性的规律（可根据正负电荷的重心是否重合来判断）
分子的极性由共价键的极性及键的空间分布共同决定。一般规律是：
①以极性键结合而形成的异核双原子分子都是极性分子，如卤化氢、NO、CO等
②以非极性键结合而形成的同核双原子分子都是非极性分子。如H2、O2等。另外还有某些同核多原子分子（如P4）也是非极性分子。
③以极性键结合而形成的多原子分子，既有极性分子，又有非极性分子。键的空间排布均匀对称的是非极性分子，例AB2型的直线分子，键角180°，如CS2、CO2等；AB3型的平面正三角形分子，键角120°，如BF2、BCl3、SO3等；AB4型的正四面体型结构，键角109°28′，如CH4、CCl4、SiH4等。键的空间排布不对称或中心原子具有孤对电子或配位原子不安全相同的多原子为极性分子，如"V”型的H2O、H2S等；三角锥型的NH3、PH3等，不规则四面体分子，如：CH3Cl、CH2ClBr等。
④判断ABn型分子极性的经验规律：
若中心原子A的化合价的绝对值等于该元素所在的主族序数，则为非极性分子；若不等，则为极性分子。
如BH3、BF3，其中B的化合价为+3，B又是第三主族元素，所以他们都是非极性分子，还有CH4、CO2、CS2、PCl5、SO3等非极性分子；NH3、PH3、PCl3、H2O、H2S、SO2等为极性分子。
的感言：谢谢 相关知识
其他回答 (1)
首先纠正 应该叫离子极化& 极化后才具有了分子的性质
离子间除了存在库伦引力& 还存在诱导力
当阳离子 电荷较高 半径较小
阴离子半径较大 外电子层为富电子结构
此时阴离子在阳离子的外加电场诱导下
电子云发生形变& 与阳离子电子云进一步交叠
从而导致离子键向共价键过度
阳离子极化作用大小 18+2e 18e 2e》9~17e》8e
阴离子变形性主要看 电子层数 价层电子数多少 电荷高低 半径大小
还有一点是附加极化作用 即阴离子对阳离子产生极化作用& 判断方法与上文类似
由此可以解释一些问题
一般来说 同等条件下 极化作用强 物质颜色深 晶格能大
一旦完全过渡到分子& 熔沸点大大降低发生反常
还可以解释反常的核间距 晶体堆积方式 晶体中配位数（半径比发生变化）等等。。。
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