无机化学课件：第六章-分子的结构与性质

第六章分子的结构与性质6.1键参数(自学)6.2价键理论6.3分子的几何构型6.4分子轨道理论6.5分子间力和氢键第六章分子的结构与性质6.1键参数(自学)6.2价6.2价键理论

广义共价键，包括一般共价键，配位共价键，金属键化学键：广义共价键，离子键键型过渡

成键两元素的电负性差值（△X）越大，键的极性越强。

6.2价键理论

广义共价键，包括一般共价键，配位共价键，金HHXXHIX•HBrx•HClx•HFx•NaFx•+-+-+-+-Na+F-电负性差值Δx2.1-2.1=02.5-2.1=0.42.8-2.1=0.73.0-2.1=0.94.0-2.1=1.94.0-0.9=3.1极性键非极性键离子键键极性越强键型过渡示意图HHXHIXHBrxHClxHFxNaFx+-+1、价键理论要点

沿轨道伸展方向进行重叠（S轨道除外）如H2O分子。

①原子外层有空轨道，②相化合的原子必须电负性大条件(3)共价键有方向性：尽可能沿着原子轨道最大重叠的方向形成共价键。激发成键①原子外层有空轨道，②相化合的原子必须电负性大条件(2)共价键有饱和性：有几个未成对电子可形成几个共价键H2,HBr,H2O,N2SF6①原子外层有空轨道，②相化合的原子必须电负性大条件一、共价键(1).自旋方向相反的未成对电子相互接近（电子云重叠）形成共价键。1、价键理论要点沿轨道伸展方向进行重叠（S轨道除外）如H2(1)对称性原则：只有当原子轨道对称性相同（原子轨道中“+”“-”符号表明对称性）的部分重叠，两原子间才会有概率密度（电子云）较大的区域，为正重叠才能形成共价键。2、原子轨道的重叠++S--S++--Py-Pyxy-+++--dxy-pyx-+Px-sx原子轨道中几种正重叠示意图(1)对称性原则：只有当原子轨道对称性相同（原子轨道中“+”(2)原子轨道重叠方式σ键和π键（a）σ键：形成共价键的两个原子轨道沿键轴方向“头碰头”方式重叠，电子云对键轴呈圆柱形对称。(2)原子轨道重叠方式σ键和π键（a）σ键：形成共价键的两个

（b）π键：形成共价键的两个原子轨道（一般为p轨道）以“肩并肩”方式重叠，电子云以通过两个核连线且垂直py或pz的平面呈对称。σ键能>π键能，所以π活泼，σ稳定。（c）δ键：若原子轨道以面对面（如dxy与dxy）方式重叠，为δ键（在金属原子间成键或多核配合物结构中出现）。以N2

为例：N：1s22s22p3

，三个p轨道相互垂直，当每个N的px沿着轴方向“头碰头”重叠，形成一个σ时，另外两个原子轨道py

、pz只能分别“肩并肩”重叠形成两个π。N≡N。（b）π键：形成共价键的两个原子轨道（一般为p轨道）以“肩凡共用电子对由一个原子单方面提供而形成的共价键称配位键。以CO为例说明。配位键形成的条件有二：（1）一个原子其价层有未共用的电子对（孤电子对）。（2）另一原子价层有空轨道。在分子间、分子内、离子间或分子-离子间均可形成。

二、配位共价键三、金属键：靠自由电子把金属原子、离子联系在一起的化学键（属于共价键，许多原子共享许多电子）特点：没有方向性和饱和性。金属按最紧密的方式堆积，所以密度大。凡共用电子对由一个原子单方面提供而形成的共价键称配位键。以C四、离子键1、离子键本质——阳、阴离子间静电引力而形成的化学键。离子键可存在于气体分子（如Na+、Cl-离子型分子内），但大量存在于离子晶体中。特征—无饱和性、无方向性。四、离子键一、杂化轨道理论的要点：1、成键时原子的运动状态有可能发生变化，主要有两个方面①电子激发；②价层中若干个能级相近的原子轨道“混杂”起来并重新组成一组新的轨道（称杂化轨道），这一过程称轨道的杂化。2、同一原子中能级相近的n个原子轨道，组成n个杂化轨道。3、杂化轨道比原来未杂化的原子轨道成键能力增强。6.3分子的几何构型鲍林一、杂化轨道理论的要点：6.3分子的几何构型鲍林1、SP杂化二、杂化类型同一原子内由一个ns轨道和一个np轨道发生的杂化，称为sp杂化。杂化后的轨道称为sp杂化轨道。只能得到两个sp杂化轨道。(Ⅰ)sp杂化后形成两个sp杂化轨道,每个sp杂化轨道的能量为()(Ⅱ)二个sp杂化轨道间的夹角为1800sp杂化特点：1、SP杂化二、杂化类型同一原子内由一个ns轨道和一个np轨例：CHCH例：CHCHHHCCHHCCBeCl2气态BeCl2是一个直线型的共价分子Be价电子构型2s22s2p被激发2s2psp2pSp杂化BeCl2气态BeCl2是一个直线型的共价分子Be价电子构型2、sp2杂化同一原子内由一个ns和两个np轨道发生杂化，称为sp2杂化，杂化后组成的轨道称为sp2杂化轨道。有三个sp2轨道。sp2杂化的特点：(Ⅰ)sp2杂化后形成三个sp2杂化轨道,每个sp2杂化轨道的能量为()(Ⅱ)三个sp2杂化轨道间的夹角为12002、sp2杂化同一原子内由一个ns和两个np轨道发生杂化，例:CH2=CH2

例:CH2=CH2无机化学课件：第六章-分子的结构与性质120º氟化硼BF3，平面三角结构。B原子位于三角形中心，键角120º。基态B原子的价层电子构型2s22p12s2p2s2psp22p被激发Sp2杂化除BF3气态分子外，其他气态卤化硼分子，B原子也采取sp2杂化的方式成键120º氟化硼BF3，平面三角结构。B原子位于三角形中心，键3、sp3杂化（1）等性杂化:四个sp3杂化轨道完全一样

同一原子内由一个ns轨道和三个np轨道发生的杂化，称为sp3杂化。杂化后组成的轨道称为sp3杂化轨道。sp3杂化而且只能得到四个sp3杂化轨道。(a)sp3等性杂化后形成四个sp3杂化轨道,每个sp3杂化轨道的能量为()Sp3等性杂化的特点(b)每个C的四个sp3等性杂化轨道分别与三个H的1s轨道和另一个C的一个sp3杂化轨道形成四个σ键，键角为10903、sp3杂化（1）等性杂化:四个sp3杂化轨道完全一例：CH3CH3

例：CH3CH3除烷烃分子外，CCl4、CF4、SiH4、GeCl4等分子也是采取sp3杂化的方式成键的。除烷烃分子外，CCl4、CF4、SiH4、GeCl4等分子也（2）sp3不等性杂化（O,N,P,S）四个sp3杂化轨道不完全一样

例：H2O（2）sp3不等性杂化（O,N,P,S）四个sp3杂化轨道不NH3分子中，N原子价层电子构型2s22p3sp3杂化2s2p不等性sp3杂化sp3杂化不等性NH3分子中，N原子价层电子构型2s22p3sp3杂化Sp3不等性杂化的特点已排满电子的sp3杂化轨道与未排满电子的sp3轨道能量不同，已排满电子的sp3杂化轨道对未排满电子的sp3轨道有排斥作用，所以H2O的键角由109.50变为104.50，NH3

的键角由109.50变为106.60

。Sp3不等性杂化的特点已排满电子的sp3杂化轨道与未排满电子总结杂化轨道类型参加杂化轨道杂化轨道数目成键轨道键角分子空间构型实例中心原子C,Bespsp2sp3sp3(不等性)1个s、1个p1个s、2个p1个s、3个p1个s、3个p2344180°1200109.280直线型平面三角形(正)四面体三角锥型V型CHCH,BeCl2CH2CH2,SO3,BF3SiH4,CH4GeCl4

，CHCl3NH3H2OH2SPH3C,S,BSi,C，GeNPOS900<<109.280总结杂化轨道参加杂化杂化轨道成键轨道分子空间实例中心原子一、分子轨道理论的提出

O2是顺磁性物质分子轨道：电子在分子中的运动状态6.4分子轨道理论价键理论不能解释O2分子的磁性研究表明,O2分子有两个自旋方向相同的成单电子H2+可以稳定存在一、分子轨道理论的提出O2是顺磁性物质分子轨道：电子在分子二、分子轨道的形成由两个原子的原子轨道组合成分子轨道，组合原则：电子在分子轨道的分布遵循核外电子分布的前三条规则二、分子轨道的形成由两个原子的原子轨道组合成分子轨道，组合原量子力学认为,分子轨道由组成分子的各自原子轨道组成,分子轨道总数等于组成分子的各原子轨道数目的总和.如:两个H原子H2两个1s轨道只能形成两个分子轨道N2两个1s轨道形成两个分子轨道两个2s轨道六个2p轨道两个N原子形成两个分子轨道形成六个分子轨道量子力学认为,分子轨道由组成分子的各自原子轨道组成,分子轨道三、分子轨道的形式σ分子轨道：原子轨道“头碰头”形成σ和σ*π分子轨道：原子轨道“肩并肩”形成π和π*如p轨道：px-px“头碰头”形成σ和σ*py-py,pz-pz“肩并肩”形成π和π*三、分子轨道的形式σ分子轨道：原子轨道“头碰头”形成σ和σ(1)s-s原子轨道的组合+•+•±nsns-•+•++•+•+σ*ns反键轨道σns成键轨道能量原子轨道的组合分子轨道两核间的电子云密度增加,能量降低,为成键分子轨道两核间的电子云密度降低,能量升高,为反键分子轨道.由s-s原子轨道组合而成的这两种分子轨道,其电子云沿键轴(两原子核间的连线)对称分布,此类分子轨道称为σ分子轨道.σ*ns分子轨道能量>ns原子轨道能量>σns分子轨道能量(1)s-s原子轨道的组合++±nsns-+++++σ*n氢分子的分子轨道H2[(σ1s)2]1s1sH原子轨道H原子轨道σ*1sσ1sH2分子轨道H2分子轨道能级示意图氢分子的分子轨道H2[(σ1s)2]1s1sH原子轨道H原子(2)p-p原子轨道的组合••-+-++••-++--••-++-+npxnpx原子轨道的组合-••-+-•++•-σnpxσ*npx能量分子轨道σ*npx分子轨道能量>σnpx分子轨道能量np原子轨道能量>此种p－p原子轨道组合而成σ分子轨道的形式，体现在卤素单质的分子(x2)中p-p原子轨道组合成σ分子轨道示意图(2)p-p原子轨道的组合••-+-++••-++--••••+-+-+••+--++••+-+-＋··+－··+--+xπ*npzπnpz能量原子轨道的组合分子轨道npznpz图：p－p原子轨道组合成π分子轨道示意图π*npz分子轨道能量>πnpz分子轨道能量npz原子轨道能量>••+-+-+••+--++••+-+-＋··+－··+--第二周期同核双原子分子的分子轨道能级图四、分子轨道电子排布第二周期同核双原子分子的分子轨道能级图四、分子轨道电子排布N2N2O2

的分子轨道

O：1s22s22p4O2

有顺磁性O2的分子轨道O：1s22s22p4O2有顺磁性F2

的分子轨道

O：1s22s22p4F2的分子轨道O：1s22s22p41、推测分子的存在和阐明分子的结构（1）H2+分子离子与Li2分子。

H2+[(σls)1]能存在，[H‧H]+中的键称单电子σ键。

Li2[KK(σ2s)2]体子能量降低，可能存在（气体中已观察到）。[Li:Li]称单σ键。

（2）Be2分子和Ne2分子

Be2[KK(σ2s)2(σ*2s)2]Ne2[KK(σ2s)2(σ*2s)2(σ2px)2(π2py)2(π2pz)2(π*2py)2(π*2pz)2(σ*2px)2]能量抵消∴Be2、Ne2不是很不稳定就是根本不存在。事实上，到目前未发现它们。四、分子轨道理论的应用1、推测分子的存在和阐明分子的结构四、分子轨道理论的应用（3）He2分子和He2+分子离子。He2[(σls)2(σ*ls)2]，所以He2不存在，因此稀有气体都是单原子分子。He2+[(σls)2(σ*ls)1]，体系总能量下降，可以存在。为了区别于单电子σ键，把[HeHe]+分子离子中的化学键称三电子σ键。2、描述分子的结构稳定性键级=

一般键级越大，键能越大，分子越稳定。但只是定性推断，有例外。（3）He2分子和He2+分子离子。

以上两种理论的比较：价键理论：（1）简明直观；（2）价键概念突出；（3）在描述分子的几何构型方面有独到之处，容易掌握。但认为是定域键，且只有配对才能成键，使它的应用范围变窄，对许多分子的结构和性能不能给予确切解释。

M.O.理论：把电子分布统筹安排，使分子具有整体性（非定域键）；把成键条件放宽，有单电子键，故应用范围变宽，但它的价键概念不明确，计算方法复杂；在描述分子几何构型方面也不够直观。以上两种理论的比较：6.5分子间力和氢键1、分子的极性分子中若正、负电荷中心不重合在同一点上，那么这两个中心又可称作分子的两个极（正极和负极），这样的分子就具有极性。

一、分子的极性和变形性键的极性——电子对是否偏移，分子的极性——整个分子正、负电荷中心是否重合。化学键极性分子极性（H2,HCl,CO2,H2O,CH4）6.5分子间力和氢键1、分子的极性一、分子的极性和变形性键

分子可以分三种类型：离子型分子，极性分子，非极性分子。为了衡量分子极性的大小，引入物理量——分子偶极矩（μ）。

μ=q.dd为偶极长，q为正负电荷中心上的电荷量，μ可用实验测定，单位是库·米（c·m）。应用：（1）若某分子μ=O则为非极性分子，μ≠0为极性分子。μ越大，极性越强，因此可用μ比较分子极性的强弱。（2）用μ验证或判断某些分子的几何构型。如=0到CS2为直线型分子。

分子可以分三种类型：离子型分子，极性分子，非极性分子。应用2、分子变形性在外加电场作用下，分子正、负电荷中心分离而产生诱导偶极的过程，称为分子的变形极化。

+

-±+

-+

-分子中因电子云和核发生相对位移而使分子外形发生变化的性质，称为分子的变形性。

外电场越强，分子变形越显著，μ越大，电场撤离，诱导偶极消失。

μ诱导=α×E

E电场电动势,α称分子的诱导极化率。2、分子变形性+-±+-+-分子中因电子定向极化变形极化极性分子：固有偶极（永久偶极）诱导偶极极性增强-++--++--++--++--++--++-变形极化定向极化定向极化变形极化极性分子：固有偶极（永久偶极）诱导偶极极性增二、分子间力1、分类①色散力色散力、诱导力、取向力。瞬时偶极±-+某一瞬间另一瞬间+-+-+--+-+异极相邻存在于一切分子中瞬时偶极间的作用力二、分子间力1、分类①色散力色散力、诱导力、取向力。瞬时偶②诱导力诱导偶极+

-±+

-+

-异极相邻极性分子非极性分子极性分子极性分子+

-+

-+

-+

-诱导偶极同固有偶极间的作用力②诱导力诱导偶极+-±+-+-异极相邻极③取向力+

-极性分子极性分子异极相邻固有偶极间的作用力+

-+

-+

-③取向力+-极性分子极性分子异极相邻固有偶极间的作2、不同分子间分子键力的存在情况总结：极性分子极性分子色散力、诱导力、取向力色散力、诱导力极性分子非极性分子非极性分子非极性分子色散力色散力＞取向力＞＞诱导力2、不同分子间分子键力的存在情况总结：极性分子极性分子色散3、分子间作用力的特点3、分子间作用力的特点三、氢键1、氢键：X—H…Y，其中X为电负性大的元素，与氢形成强极性共价键；Y电负性大半径小且有孤对电子的原子。2、氢键的特性：

（1）有方向性和饱和性（2）键能介于化学键和分子间作用力之间，42kJ·mol-1以下氢键有分子间氢键，也有分子内氢键HNO3，邻硝基苯酚三、氢键1、氢键：X—H…Y，其中X为电负性大的元素，与氢形3、氢键形成对物质性质的影响氢键通常是物质在液态时形成的，也会出现在晶态或气态物质中，如HF气、液、固态均有氢键。能形成氢键的物质很多，如水合物、氨合物、无机酸和某些有机化合物，如DNA，双螺旋体间存在氢键。（1）熔、沸点有氢键的物质其熔点、沸点明显提高。如HF，H2O;与水分子形成氢键的物质易溶于水。

分子内氢键，熔、沸点常降低，如有分子内氢键的邻硝基酚熔点（45℃）比无分子间氢键的间位硝基苯酚（熔点96℃）和对位硝基苯酚的熔点（114℃）都低。3、氢键形成对物质性质的影响无机化学课件：第六章-分子的结构与性质（2）溶解度：在极性溶剂中，如果溶液和溶剂分子间形成氢键，溶质的溶解度增大，如HF和NH3在水中溶解度较大。（3）粘度：分子间有氢键的液体，一般粘度较大，如甘油、H3PO4、浓硫酸等多羟基化合物。（4）密度：液体分子间若形成氢键，有可能发生缔合现象，如液态HF中除简单HF分子外，还有通过氢键联系的复杂分子：nHF(HF)n降温有利于分子的缔合，降至0℃，全部水分子结合成巨大的缔合物——冰。（2）溶解度：在极性溶剂中，如果溶液和溶剂分子间形成氢键，溶冰的晶体结构：(小球代表氢原子,大球代表氧原子,实线代表H—O键，虚线代表氢键)分子间力和氢键冰的晶体结构：(小球代表氢原子,大球代表氧原子,实线代表H—基本要求：（1）从价键理论理解共价键的形成，特性和类型及共价键的本质。（2）掌握杂化轨道理论的基本要点，熟悉一些常见分子或离子的几何构型与杂化轨道类型间的关系。（3）了解分子轨道理论的基本内容，并能用以说明第1、2周期同核双原子分子的结构和特性。（4）了解分子间力和氢键对物质性质的影响。基本要求：第六章分子的结构与性质6.1键参数(自学)6.2价键理论6.3分子的几何构型6.4分子轨道理论6.5分子间力和氢键第六章分子的结构与性质6.1键参数(自学)6.2价6.2价键理论

广义共价键，包括一般共价键，配位共价键，金属键化学键：广义共价键，离子键键型过渡

成键两元素的电负性差值（△X）越大，键的极性越强。

6.2价键理论

广义共价键，包括一般共价键，配位共价键，金HHXXHIX•HBrx•HClx•HFx•NaFx•+-+-+-+-Na+F-电负性差值Δx2.1-2.1=02.5-2.1=0.42.8-2.1=0.73.0-2.1=0.94.0-2.1=1.94.0-0.9=3.1极性键非极性键离子键键极性越强键型过渡示意图HHXHIXHBrxHClxHFxNaFx+-+1、价键理论要点

沿轨道伸展方向进行重叠（S轨道除外）如H2O分子。

①原子外层有空轨道，②相化合的原子必须电负性大条件(3)共价键有方向性：尽可能沿着原子轨道最大重叠的方向形成共价键。激发成键①原子外层有空轨道，②相化合的原子必须电负性大条件(2)共价键有饱和性：有几个未成对电子可形成几个共价键H2,HBr,H2O,N2SF6①原子外层有空轨道，②相化合的原子必须电负性大条件一、共价键(1).自旋方向相反的未成对电子相互接近（电子云重叠）形成共价键。1、价键理论要点沿轨道伸展方向进行重叠（S轨道除外）如H2(1)对称性原则：只有当原子轨道对称性相同（原子轨道中“+”“-”符号表明对称性）的部分重叠，两原子间才会有概率密度（电子云）较大的区域，为正重叠才能形成共价键。2、原子轨道的重叠++S--S++--Py-Pyxy-+++--dxy-pyx-+Px-sx原子轨道中几种正重叠示意图(1)对称性原则：只有当原子轨道对称性相同（原子轨道中“+”(2)原子轨道重叠方式σ键和π键（a）σ键：形成共价键的两个原子轨道沿键轴方向“头碰头”方式重叠，电子云对键轴呈圆柱形对称。(2)原子轨道重叠方式σ键和π键（a）σ键：形成共价键的两个

（b）π键：形成共价键的两个原子轨道（一般为p轨道）以“肩并肩”方式重叠，电子云以通过两个核连线且垂直py或pz的平面呈对称。σ键能>π键能，所以π活泼，σ稳定。（c）δ键：若原子轨道以面对面（如dxy与dxy）方式重叠，为δ键（在金属原子间成键或多核配合物结构中出现）。以N2

为例：N：1s22s22p3

，三个p轨道相互垂直，当每个N的px沿着轴方向“头碰头”重叠，形成一个σ时，另外两个原子轨道py

、pz只能分别“肩并肩”重叠形成两个π。N≡N。（b）π键：形成共价键的两个原子轨道（一般为p轨道）以“肩凡共用电子对由一个原子单方面提供而形成的共价键称配位键。以CO为例说明。配位键形成的条件有二：（1）一个原子其价层有未共用的电子对（孤电子对）。（2）另一原子价层有空轨道。在分子间、分子内、离子间或分子-离子间均可形成。

二、配位共价键三、金属键：靠自由电子把金属原子、离子联系在一起的化学键（属于共价键，许多原子共享许多电子）特点：没有方向性和饱和性。金属按最紧密的方式堆积，所以密度大。凡共用电子对由一个原子单方面提供而形成的共价键称配位键。以C四、离子键1、离子键本质——阳、阴离子间静电引力而形成的化学键。离子键可存在于气体分子（如Na+、Cl-离子型分子内），但大量存在于离子晶体中。特征—无饱和性、无方向性。四、离子键一、杂化轨道理论的要点：1、成键时原子的运动状态有可能发生变化，主要有两个方面①电子激发；②价层中若干个能级相近的原子轨道“混杂”起来并重新组成一组新的轨道（称杂化轨道），这一过程称轨道的杂化。2、同一原子中能级相近的n个原子轨道，组成n个杂化轨道。3、杂化轨道比原来未杂化的原子轨道成键能力增强。6.3分子的几何构型鲍林一、杂化轨道理论的要点：6.3分子的几何构型鲍林1、SP杂化二、杂化类型同一原子内由一个ns轨道和一个np轨道发生的杂化，称为sp杂化。杂化后的轨道称为sp杂化轨道。只能得到两个sp杂化轨道。(Ⅰ)sp杂化后形成两个sp杂化轨道,每个sp杂化轨道的能量为()(Ⅱ)二个sp杂化轨道间的夹角为1800sp杂化特点：1、SP杂化二、杂化类型同一原子内由一个ns轨道和一个np轨例：CHCH例：CHCHHHCCHHCCBeCl2气态BeCl2是一个直线型的共价分子Be价电子构型2s22s2p被激发2s2psp2pSp杂化BeCl2气态BeCl2是一个直线型的共价分子Be价电子构型2、sp2杂化同一原子内由一个ns和两个np轨道发生杂化，称为sp2杂化，杂化后组成的轨道称为sp2杂化轨道。有三个sp2轨道。sp2杂化的特点：(Ⅰ)sp2杂化后形成三个sp2杂化轨道,每个sp2杂化轨道的能量为()(Ⅱ)三个sp2杂化轨道间的夹角为12002、sp2杂化同一原子内由一个ns和两个np轨道发生杂化，例:CH2=CH2

例:CH2=CH2无机化学课件：第六章-分子的结构与性质120º氟化硼BF3，平面三角结构。B原子位于三角形中心，键角120º。基态B原子的价层电子构型2s22p12s2p2s2psp22p被激发Sp2杂化除BF3气态分子外，其他气态卤化硼分子，B原子也采取sp2杂化的方式成键120º氟化硼BF3，平面三角结构。B原子位于三角形中心，键3、sp3杂化（1）等性杂化:四个sp3杂化轨道完全一样

同一原子内由一个ns轨道和三个np轨道发生的杂化，称为sp3杂化。杂化后组成的轨道称为sp3杂化轨道。sp3杂化而且只能得到四个sp3杂化轨道。(a)sp3等性杂化后形成四个sp3杂化轨道,每个sp3杂化轨道的能量为()Sp3等性杂化的特点(b)每个C的四个sp3等性杂化轨道分别与三个H的1s轨道和另一个C的一个sp3杂化轨道形成四个σ键，键角为10903、sp3杂化（1）等性杂化:四个sp3杂化轨道完全一例：CH3CH3

例：CH3CH3除烷烃分子外，CCl4、CF4、SiH4、GeCl4等分子也是采取sp3杂化的方式成键的。除烷烃分子外，CCl4、CF4、SiH4、GeCl4等分子也（2）sp3不等性杂化（O,N,P,S）四个sp3杂化轨道不完全一样

例：H2O（2）sp3不等性杂化（O,N,P,S）四个sp3杂化轨道不NH3分子中，N原子价层电子构型2s22p3sp3杂化2s2p不等性sp3杂化sp3杂化不等性NH3分子中，N原子价层电子构型2s22p3sp3杂化Sp3不等性杂化的特点已排满电子的sp3杂化轨道与未排满电子的sp3轨道能量不同，已排满电子的sp3杂化轨道对未排满电子的sp3轨道有排斥作用，所以H2O的键角由109.50变为104.50，NH3

的键角由109.50变为106.60

。Sp3不等性杂化的特点已排满电子的sp3杂化轨道与未排满电子总结杂化轨道类型参加杂化轨道杂化轨道数目成键轨道键角分子空间构型实例中心原子C,Bespsp2sp3sp3(不等性)1个s、1个p1个s、2个p1个s、3个p1个s、3个p2344180°1200109.280直线型平面三角形(正)四面体三角锥型V型CHCH,BeCl2CH2CH2,SO3,BF3SiH4,CH4GeCl4

，CHCl3NH3H2OH2SPH3C,S,BSi,C，GeNPOS900<<109.280总结杂化轨道参加杂化杂化轨道成键轨道分子空间实例中心原子一、分子轨道理论的提出

O2是顺磁性物质分子轨道：电子在分子中的运动状态6.4分子轨道理论价键理论不能解释O2分子的磁性研究表明,O2分子有两个自旋方向相同的成单电子H2+可以稳定存在一、分子轨道理论的提出O2是顺磁性物质分子轨道：电子在分子二、分子轨道的形成由两个原子的原子轨道组合成分子轨道，组合原则：电子在分子轨道的分布遵循核外电子分布的前三条规则二、分子轨道的形成由两个原子的原子轨道组合成分子轨道，组合原量子力学认为,分子轨道由组成分子的各自原子轨道组成,分子轨道总数等于组成分子的各原子轨道数目的总和.如:两个H原子H2两个1s轨道只能形成两个分子轨道N2两个1s轨道形成两个分子轨道两个2s轨道六个2p轨道两个N原子形成两个分子轨道形成六个分子轨道量子力学认为,分子轨道由组成分子的各自原子轨道组成,分子轨道三、分子轨道的形式σ分子轨道：原子轨道“头碰头”形成σ和σ*π分子轨道：原子轨道“肩并肩”形成π和π*如p轨道：px-px“头碰头”形成σ和σ*py-py,pz-pz“肩并肩”形成π和π*三、分子轨道的形式σ分子轨道：原子轨道“头碰头”形成σ和σ(1)s-s原子轨道的组合+•+•±nsns-•+•++•+•+σ*ns反键轨道σns成键轨道能量原子轨道的组合分子轨道两核间的电子云密度增加,能量降低,为成键分子轨道两核间的电子云密度降低,能量升高,为反键分子轨道.由s-s原子轨道组合而成的这两种分子轨道,其电子云沿键轴(两原子核间的连线)对称分布,此类分子轨道称为σ分子轨道.σ*ns分子轨道能量>ns原子轨道能量>σns分子轨道能量(1)s-s原子轨道的组合++±nsns-+++++σ*n氢分子的分子轨道H2[(σ1s)2]1s1sH原子轨道H原子轨道σ*1sσ1sH2分子轨道H2分子轨道能级示意图氢分子的分子轨道H2[(σ1s)2]1s1sH原子轨道H原子(2)p-p原子轨道的组合••-+-++••-++--••-++-+npxnpx原子轨道的组合-••-+-•++•-σnpxσ*npx能量分子轨道σ*npx分子轨道能量>σnpx分子轨道能量np原子轨道能量>此种p－p原子轨道组合而成σ分子轨道的形式，体现在卤素单质的分子(x2)中p-p原子轨道组合成σ分子轨道示意图(2)p-p原子轨道的组合••-+-++••-++--••••+-+-+••+--++••+-+-＋··+－··+--+xπ*npzπnpz能量原子轨道的组合分子轨道npznpz图：p－p原子轨道组合成π分子轨道示意图π*npz分子轨道能量>πnpz分子轨道能量npz原子轨道能量>••+-+-+••+--++••+-+-＋··+－··+--第二周期同核双原子分子的分子轨道能级图四、分子轨道电子排布第二周期同核双原子分子的分子轨道能级图四、分子轨道电子排布N2N2O2

的分子轨道

O：1s22s22p4O2

有顺磁性O2的分子轨道O：1s22s22p4O2有顺磁性F2

的分子轨道

O：1s22s22p4F2的分子轨道O：1s22s22p41、推测分子的存在和阐明分子的结构（1）H2+分子离子与Li2分子。

H2+[(σls)1]能存在，[H‧H]+中的键称单电子σ键。

Li2[KK(σ2s)2]体子能量降低，可能存在（气体中已观察到）。[Li:Li]称单σ键。

（2）Be2分子和Ne2分子

Be2[KK(σ2s)2(σ*2s)2]Ne2[KK(σ2s)2(σ*2s)2(σ2px)2(π2py)2(π2pz)2(π*2py)2(π*2pz)2(σ*2px)2]能量抵消∴Be2、Ne2不是很不稳定就是根本不存在。事实上，到目前未发现它们。四、分子轨道理论的应用1、推测分子的存在和阐明分子的结构四、分子轨道理论的应用（3）He2分子和He2+分子离子。He2[(σls)2(σ*ls)2]，所以He2不存在，因此稀有气体都是单原子分子。He2+[(σls)2(σ*ls)1]，体系总能量下降，可以存在。为了区别于单电子σ键，把[HeHe]+分子离子中的化学键称三电子σ键。2、描述分子的结构稳定性键级=

一般键级越大，键能越大，分子越稳定。但只是定性推断，有例外。（3）He2分子和He2+分子离子。

以上两种理论的比较：价键理论：（1）简明直观；（2）价键概念突出；（3）在描述分子的几何构型方面有独到之处，容易掌握。但认为是定域键，且只有配对才能成键，使它的应用范围变窄，对许多分子的结构和性能不能给予确切解释。

M.O.理论：把电子分布统筹安排，使分子具有整体性（非定域键）；把成键条件放宽，有单电子键，故应用范围变宽，但它的价键概念不明确，计算方法复杂；在描述分子几何构型方面也不够直观。以上两种理论的比较：6.5分子间力和氢键1、分子的极性分子中若正、负电荷中心不重合在同一点上，那么这两个中心又可称作分子的两个极（正极和负极），这样的分子就具有极性。

一、分子的极性和变形性键的极性——电子对是否偏移，分子的极性——整个分子正、负电荷中心是否重合。化学键极性分子极性（H2,HCl,CO2,H2O,CH4）6.5分子间力和氢键1、分子的极性一、分子的极性和变形性键

分子可以分三种类型：离子型分子，极性分子，非极性分子。为了衡量分子极性的大小，引入物理量——分子偶极矩（μ）。

μ=q.dd为偶极长，q为正负电荷中心上的电荷量，μ可用实验测定，单位是库·米（c·m）。应用：（1）若某分子μ=O则为非极性分子，μ≠0为极性分子。μ越大，极性越强，因此可用μ比较分子极性的强弱。（2）用μ验证或判断某些分子的几何构型。如=0到CS2为直线型分子。

分子可以分三种类型：离子型分子，极性分子，非极性分子。应用2、分子变形性在外加电场作用下，分子正、负电荷中心分离而产生诱导偶极的过程，称为分子的变形极化。

+

-±+

-+

-分子中因电子云和核发生相对位移而使分子外形发生变化的性质，称为分子的变形性。

外电场越强，分子变形越显著，μ越大，电场撤离，诱导偶极消失。

μ诱导=α×E

E