ph3的空间构型_ph3的空间构型图示

PH3的极性。星期三要考试，拜托了。

故为：NaF与 MgF2为离子晶体，SiF4为分子晶体，故SiF4的熔点低，Mg2+的半径比Na+的半径小，MgF2中离子键更强，熔点更高；

PH3和NH3肯定一样!那就是:极性（4）A、E两种元素形成化合物CaF2，钙离子和氟离子个数之比为1：2，则符合条件的基本为②，该晶胞中F离子的配位数是4，故为：②；4；分子.

ph3的空间构型_ph3的空间构型图示

ph3的空间构型_ph3的空间构型图示

ph3的空间构型_ph3的空间构型图示

因为这个"三角锥"是指一个P原子和三个H原子形成的,P原子在顶端,三个H原子组成正三角形在下面.就是一个数学上所说的"直三棱锥".

判断一个分子是否有极性的原则(重要,请牢记):分子中各原子正负电荷的中心是否重合.(这里所说的中心是指所有带正电荷的原子组成的几何图形的几何中心,负电荷中心类似.必须是所有同一电性的原子组成的几何图形)

在PH3分子中,负电荷的中心在N原子上(也就是三角锥的顶点),而正电荷中心在三个H原子组成的正三角形的中心,也就是三角锥底面中心上,显然不重合,所以为极性分子.

另外,P-H键是极性键.因为P原子和H原子束缚电子的能力不同,P原子强些.而如果是H-H键的话,两边都一样还有什么好说,当然就是非极性键了.

电负性在这里是不一样的,遇强则弱,遇弱则强.得电子的能力本来是由其核外电子排布决定的.H原子得一个电子就稳定,而P的话需要三个,所以我们可以认为P比H对电子的需求更"迫切".但是因为化学往往和实验啊经验啊有很大关系,所以你应该牢记P得电子的能力比H强就OK了.元素周期表中,越往右得电子能力越强,往上得电子能力也越强.其它的情况要通过实验来证明.而作为学生的话只需要记住结论就行.

H在这里是失电子的,但是如果碰上金属比如Na,那么H也会得电子形成NaH这种物质,这里H是负价,但是在PH3中H是正价,因为P得电子的能力比H更强.

（1）磷和氢能组成一系列的氢化物，如PH3，P2H4，P12H16等．其中最重要的是PH3．P2H4的沸点比PH3______（

根据元素化合价知，A、D所以第VIIA族元素，D有正化合价则A是F元素、D是Cl元素；

（2）SCl3+中价电子对个数=σ键个数+孤电子对个数=3+12（6-1-3）=4，故S以sp3杂化轨道同Cl形成共价键，含1对孤电子子序数依次增加的A、B、C、D、E、F六种常见元素中，A、B、C、D是短周期非金属元素，B、C、D同周期，E、F是第四周期的金属元素，F+的三个能层电子全充满，则F原子核外电子数=2+8+18+1=29，为Cu元素，F为金属元素，且原子序数大于E，则E是Ca元素；对，所以为三角锥形结构，故为：三角锥；sp3；

[化学-选修物质结构与性质]已知X、Y和Z三种元素的原子序数之和等于42．X元素原子的4p轨道上有3个未成对电

（1）原子中没有运动状态相同的电子，Na原子核外有11个电子，故核外有11种不能同运动状态的电子，

，；氧；

【】：偶极矩CO2＜SO2，CO2是sp杂化，分子为直线形，构型对称，为非极性分子，偶极矩值为0。而SO2是sp2杂化，分子为V形，构型不对称，SO2为极性分子，因此偶极矩值是SO2＞CO2。$偶极矩CCl4=CH4，CCl4和CH4都是等性sp3杂化，分子都是正四面体形，构型对称，均为非极性分子，偶极矩值都为0。$偶极矩PH3＜NH3，PH3和NH3都是sp3不等性杂化，都有1对孤电子对，分子都是三角锥形，但N的电负性大于P，增大了N-H成键电子对之间的斥力，使其键角增大，造成的NH3偶极矩大于PH3。$偶极矩BF3＜NF3，BF3是sp2性杂化，分子平面三角形，空间构型对称，非极性分子，所以BF3的偶极矩为0。而NF3是sp3不等性杂化，分子为三角锥形，极性分子，因此NF3的偶极矩大于BF3。

比较下列各对分子偶极矩μ的大小，并简单说明理由。

三角锥形PH3故为：33ph3的偶极矩是否为零 结论:PH3是由极性键构成的极性分子.

PH3的偶极矩不等于零。

（2）由第三周期元素为中心原子，通过sp3杂化形成中性分子，价层电子对个数为4且不含孤电子对的分子为正四面体结构，属于正四面体结构的分子为SiH4，价层电子对个数为4且含有一个孤电子对的分子为三角锥形结构，属于三角锥形结构的分子为PH3，价层电子对个数是4且含有两个孤电子对的分子为V形分子，属于V形分子的为 H2S，

分子中，磷原子以sp3不等性杂化，三个SP 3杂化轨道与氢原子形成西格玛键，还有一个sp3杂化轨道上有一个孤电子对，由于孤电子对对氢原子的排斥作用，键角略小于109.5度，PH3分子空间构型三角锥形。由于P电负性比H大，所以PH3是极性分子，偶极矩不等于零。

原子序数依次增加的A、B、C、D、E、F六种常见元素中，A、B、C、D是短周期非金属元素，B、C、D同周期，E、

回家发笔记的照片给你

C元素属于第VIA族元素，有正化合价，则C为S元素；

则A、B、C、D、E、F六种元素分别是F、P、S、Cl、Ca、Cu元素，

（1）B、C、D分别是P、S、Cl元素，同一周期元素，元素电离能随着原子序数增大而呈增大趋势，但第VA族元素电离能大于其相邻元素，所以这三种元素电离能从小到大顺序是S＜P＜Cl，故为：S＜P＜故为：正四面体；三角锥；正四面体；四面体；Cl；

（2）B的氢化物是PH3，该分子结构和氨气分子结构相似，所以P原子采用sp3杂化，为三角锥形结构，该分子中正负电荷重心不重合，为极性分子，

故为：sp3；三角锥；极性；

（3）铜氨络离子中配体个数是4，所以其配离子化学式为[Cu（NH3）4]2+，铜晶胞为面心立方晶胞，故选③，故为：[Cu（NH3）4]2+；③；

回答以下关于第三周期元素及其化合物的问题．（1）Na原子核外共有______种不同运动状态的电子，有______

钠原子核外电子分别处于1s、2s、2p、3s能级，故有4种不同能CH2Cl2的价层电子对个数=4且不含孤电子对，所以其几何分布呈正四面体形，分子的空间结构呈四面体形，量的电子，故为：11；4；

（2）NaF与 MgF2为离子晶体，SiF4为分子晶体，故SiF对于AB(n），中心原子A的化合价等于改元素所在的主族序数，则为非极性分子，如：CH4，CCL4，CO2，CS2，BF3；不等的话为极性分子，如：NH3，PH34的熔点低，Mg2+的半径比Na+的半径小，MgF2中离子键更强，熔点更高，

（3）SiF4分子中Si原子成4个Si-F键，没有孤对电子，杂化方式为sp3，故SiF4分子空间结构为正四面体，键角为109°28′，故为：正四面体；109°28′；

（5）Na、C1电子层数相同，C1的核电荷数更大，核对核外电子的引力更强，原子半径更小，

故为：Na、C1电子层数相同，C1的核电荷数更大，核对核外电子的引力更强，原子半径更小．

砷（As）在地壳中含量不大，但砷的化合物却是丰富多彩．（1）基态砷原子的电子排布式为______；砷与溴的

故为：[Ar]3d104s24p3；As；

（1）As的原子序数为33，由构造原理可知电子排布为[Ar]3d104s24p3，其最外层的4p电子为半满，为稳定结构，则电离能较大为As，

（2）AsH3和PH3形成的晶体均是分子晶体，其沸点受分子间作用力大小的影响，对于组成和结构相似的物质分子间作用力和其相对原子质量成正比，所以AsH3的沸点高于PH3，故为：AsH3的相对分子质量大于PH3的相对分子质量，故AsH3分子间作用力大于PH3分子间作用力；

（3）AsO43-中含有的孤电子对数是0，中心原子有4个共价键，所以其构型是正四面体形．原子总数相同．价电子总数相同的分子称为等电子体．AsO43-中含有5个原子，32个价电子，所以与其互为等电子体的一种分子为，故为：正四面体形；CCl4；

（4）根据分子结构可知，分子内含有6个氧原子，4个砷原子，化学式为As4O6，每个As原子形成3个共价键，又因为中心原子还NH3和PH3都是低熔点的分子，具有类似的键角。NH3代表氨，PH3代表。这两种分子的键角大小都是接近于109.5度，这是由于它们的电子构型和分子形状所决定的。在这些分子中，氮和磷的中心原子都是四价的，并且它们都与三个氢原子形成共价键。由于氮和磷的中心原子周围存在孤对电子，这些电子对会使分子中的键角稍微减小。因此，NH3和PH3的键角大小约为107度至108度之间。有1对孤对电子，所以采用的是sp3杂化，

（5）金刚石形成的晶体属于原子晶体，碳原子可以形成4个碳碳单键，所以每个As应与4个Ga相连，金刚石中含有的化学键是共价键，所以该物质中含有的化学键是极性键，单键为σ键，又因为砷原子还有1对孤对电子，而镓原子有容纳孤对电子的空轨道，所以还可以构成配位键，

ph3和pf3的键角如何解释

（5）C是S元素，处于ⅥA族，在ⅣA族、ⅤA族、ⅥA族、ⅦA族元素，第二周期元素形成的氢化物中，H2O通常为液体，沸点，故折线n表示第（4）铬为24号元素，基态原子的核外电子排布式为[Ar]3d54s1，故外围电子排布式为3d54s1；这种物质仍保持Cr的物的结构特点，故含有离子键，N与H之间形成共价键，Cr与N形成配位键，故为：3d54s1；BCE．ⅥA族元素氢化物的沸点变化，故H2S所在的折线为n，故为：n．

2、PF3键角大。磷的这两种化合物中，磷原子都有一对孤对电子。孤对电子与单键之间的斥力使它们的分子构型为三角锥形。分子中由于F原子的电负性大，氟磷键键长短。