第3章分子结构(2015-10-15)

第二章分子结构包括两个方面的问题

化学键分子的空间构型

分子结构(Molecularstructure)原子间的相对位置原子间的结合方式

空间构型问题是讨论分子或晶体内原子与原子之间的相对位置。HCCHNaClNH3

C6H6

OHHNHHHHCCHCHCHHCCHH2O乙炔第2章分子结构2Na(s)+Cl2

(g)→2NaCl(s)颜色

银灰色黄绿色无色状态

固体气体晶状固体

导电性极强极弱极弱，熔融导电通电下无变化无变化熔融下反应逆转三种物质的性质的不同是由什么引起的？反映出什么问题？第2章分子结构典型强化学键

弱化学键化学键（次级键

secondarybond）原子间较强的相互作用力；(＞40kJ·mol-1)

离子键、共价键、金属键分子间较弱的相互作用力；

(几~几十个kJ·mol-1

)

分子间力(范德华力)

、氢键等第2章分子结构1.化学键的发展史2.价键理论

2.1经典价键理论（路易斯理论）

2.2现代价键理论（电子配对法）3.原子轨道杂化理论*4.价层电子对互斥理论*5.分子轨道理论

6.分子间力和氢键

一、离子键理论1.离子键理论的基础

2.离子键的特点3.离子的特征

4.离子型晶体1.离子键理论的基础电离能

I、电子亲和能

E

和电负性

χ元素的是形成离子键理论的基础

2.离子键的特点(1)本质是静电引力（库仑引力）正、负离子相互吸引(2)没有方向性和饱和性（库仑引力的性质所决定）(3)键的极性与元素的电负性χ有关2.离子键的特点离子性百分比(%)1.82.02.22.42.62.83.03.25563707682868992χA-

χB离子性百分比(%)0.20.40.60.81.01.21.41.60104091522303947χA-

χB（χA-

χB）＞1.7形成离子键（χA-

χB）＜1.7主要形成共价键课堂练习1.根据电负性差值（△X），判断下列化学键的类型；Na—F

I—I

H—H

H—O

N—Cl

C—O

O—F

S—O

B—Cl

Fe—O

Mg—N

3.离子的特征（1）离子的电荷

（2）离子的电子层构型（3）离子半径离子键的强度正、负离子的性质离子型化合物的性质取决于取决于（1）离子的电荷Fe2+Fe3+

氧化性还原性

硫氰根SCN-

血红色化合物不反应K4[Fe(CN)6]

(黄血盐)

普鲁士蓝沉淀不反应

无水盐FeCl3棕黄固体

FeCl2白色固体

含水盐FeCl3棕黄固体

FeCl2浅蓝固体

离子电荷上的差异是化合物性质差异的最直接因素（2）离子的电子层构型一般简单负离子其最外电子层都具有稳定的8电子结构简单负离子F-2s22p6133pm

Cl-3s23p6181pm

O2-2s22p6140pm

（2）离子的电子层构型Na：2s22p63s1

Ca：3s23p64s2

Na+：2s22p6

Ca2+：3s23p6

正离子正离子情况比较复杂，有多种构型：Li：1s22s1

Be：1s22s2

Li+：

1s2

Be2+：

1s2②2电子构型（1s2）：最外层为2个电子的离子③8电子构型（ns2np6）：最外层为8个电子的离子①0电子构型：最外层没有电子的离子如H+（2）离子的电子层构型正离子Zn：[Ne]3s23p63d104s2Zn2+：[Ne]3s23p63d10Hg：[Xe]4f145d106s2Hg2+：[Xe]

5s25p65d10④18电子构型（ns2np6nd10）：最外层18个电子的离子Cu：[Ar]3d104s1Cu+：[Ar]

3s23p63d10Ag：[Kr]4d105s1Ag+：[Kr]

4s24p64d10（2）离子的电子层构型正离子Pb：[Kr]4d104f145s25p65d106s26p2

Pb2+：

5s25p65d106s2Sn：[Ar]3d104s24p64d105s25p2

Sn2+：

4s24p64d105s2⑤18+2电子构型[(n-1)s2(n-1)p6(n-1)d10ns2]：次外层

18个电子，最外层2个电子的离子（2）离子的电子层构型正离子Fe：[Ne]3s23p63d64s2Fe2+：

3s23p63d6最外层14个电子Cr：[Ne]3s23p63d54s1Cr3+：

3s23p63d3最外层11个电子Mn：[Ne]3s23p63d54s2Mn2+：

3s23p63d5最外层13个电子⑥9~17电子构型(ns2np6nd1~9)：最外层电子数在9~17之间的不饱和电子结构的离子（2）离子的电子层构型

在离子的电荷和半径大致相同条件下，不同构型的正离子对同种负离子的结合力大小的经验规律：8电子构型离子＜＜9~17电子层构型的离子18或18+2电子层构型的离子

外层电子的l值越大，它受到内层电子的屏蔽作用就越大（s电子＜p电子＜d电子＜f电子），因此，18或18+2、9~17电子层构型的正离子对它外层d电子的吸引力较小，使之易与负离子的电子云重叠，形成较强的共价键；而8电子层构型的正离子，对它外层的p电子吸引力较强，使之与负离子之间形成的是离子键；（2）离子的电子层构型

例如：碱金属和铜副族，最外层都只有1个s电子，都能形成+1价阳离子，但电子层构型不同，它们化合物的性质就有明显的差别（氯化物）：离子电子层构型半径(pm)化合物性质Na+2s22p695NaCl易溶于水Cu+3s23p63d1096CuCl难溶于水K+3s23p6133KCl易溶于水Ag+4s24p64d10126AgCl难溶于水（3）离子半径

由于原子核外电子不是沿着固定的轨道运动，电子云没有明确的边界，因此原子或离子的半径无法严格确定；

当正、负离子间的吸引力和核外电子与电子之间以及原子核与原子核之间的排斥力达到平衡时，正、负离子之间保持着一定的平衡距离，这个距离叫核间距（nuclearseparation），结晶学上以d

来表示。核间距可以用X射线衍射的方法测得，由此可计算出离子或原子半径（作用范围）的大小。正、负离子半径与核间距的关系.d

=r1+

r2.r1r2.（3）离子半径离子半径变化规律：①同族元素，自上而下，具有相同电荷数的离子的半径依次增大；Li+＜Na+＜K+＜Rb+＜Cs+；F¯＜Cl¯＜Br¯＜I¯②同一周期，自左向右，随正离子电荷数的依次增大，离子半径依次减小；Na+＞Mg2+＞Al3+③同一元素负离子半径大于原子半径，正离子半径小于原子半径，不同价态的正离子，半径随离子电荷升高而减小；Fe(117pm)＞Fe2+(76pm)＞Fe3+(67pm)F¯(136pm)＞F(64pm)（3）离子半径Li+

60pm

Mg2+

65pm

④负离子的半径一般较大，约为130~250pm，正离子半径一般较小，约为10~170pm；⑤周期表中处于相邻族的左上方和右下方斜对角线上的正离子半径近似相等；Na+

95pmCa2+

99pm离子半径变化规律：（3）离子半径

离子半径的大小对离子型化合物性质有显著的影响，离子半径越小，离子间引力越大，因此离子型化合物的熔、沸点较高；离子型化合物

正离子半径pm

负离子半径pm熔点℃

化学性质NaFLiF

Na+95Li+

60

F¯136F¯136

8701040

NaClNaBrNaI

Na+95Cl¯181Br¯195I¯216

I¯的半径大，它的还原性强于Br¯和Cl¯

课堂练习1. 下列原子或离子中，半径最大的是()P(110pm)B.S2-(184pm)C.Mg2+(65pm)D.Cl-(181pm)2.指出下列离子的外层电子构型属于哪种类型[2e,8e,18e,(18+2)e,(9~17)e](1)Ba2+(2)Cr3+(3)Pb2+(4)Cd2+S2-原子和单核离子半径大小比较“三步曲”第一步先看电子层数第二步在电子层数相同情况下看核电荷数第三步在电子层数和核电荷数相同情况下看电子数值得注意的是此三步不可颠倒。二、共价键理论1.

经典价键理论（路易斯理论，共用电子对）2.

现代价键理论（电子配对法）3.原子轨道杂化理论*4.

价层电子对互斥理论*5.

分子轨道理论6.共价键参数与分子性质1.

经典价键理论（路易斯理论）

离子键理论能很好地说明离子型化合物的形成和特性，但它不能说明由相同原子组成的单质分子如H2、Cl2、N2等的形成，也不能说明由化学性质相近的元素所组成的化合物分子如HCl、H2O等的形成。

美国化学家路易斯为了说明分子的形成，1916年提出了共价键学说，建立了经典的共价键理论。路易斯G.N.Lewis,1875-1946共用电子对，稀有气体八隅体结构1.

经典价键理论（路易斯理论）

不能解释一些分子的稳定存在；不能解释共价键的方向性、饱和性；不能说明为什么两个电子不相斥，反而互相配对？共用电子对能使原子结合成分子的本质原因是什么？HH....ClCl............NN..............HCl................2.

现代价键理论（电子配对法）（1）共价键的本质（2）共价键成键原理（3）共价键的特征（4）共价键的键型1927年，德国化学家海特勒和伦敦，把量子力学的成果应用到H2分子结构上，提出电子配对法：（1）共价键的本质R0RR0=74pm基态排斥态氢分子形成过程能量随核间距离变化示意图（1）共价键的本质氢分子基态和排斥态的|ψ|2和原子轨道重叠的示意图

（1）共价键的本质

氢分子的基态能成键，是两个氢原子轨道（1s）互相叠加，由于两个ψ1s都是正值，叠加后使两个原子核间的电子云密度增加，在两核间出现了一个概率密度最大的区域，这叫做原子轨道的重叠；重叠的结果，一方面降低了两个核间的正电排斥，另一方面增大了两个核对电子云密度大的区域的吸引，有利于体系势能的降低，有利于形成稳定的化学键；氢分子的排斥态则相当于两个氢原子轨道的相减，在两个核间出现了一个空白区，增大了两个核的排斥能，因而体系的能量升高而不能成键。量子力学阐明了共价键的本质是电性的（2）共价键成键原理★电子配对原理★能量最低原理★原子轨道最大重叠原理成单电子、自旋相反配对（3）共价键的特征③具有方向性原子轨道除s轨道成球形对称外，p,d,f…轨道在空间都有一定取向和伸展方向，只有沿着一定的方向才能发生最大程度的重叠；共价键的方向性决定分子的空间构型，影响分子的性质。H2S分子成键示意图HCl分子成键示意图（4）共价键的键型①

键

沿键轴方向，以“头碰头”方式发生轨道重叠，轨道重叠部分沿着键轴呈圆柱形分布，

键的键能大，稳定性高，能量低；s–s(H2)s–px(HCl)px–px(Cl2)

键电子云（4）共价键的键型②

键

键电子云原子轨道以“肩并肩”（或平行）的方式发生重叠，轨道重叠部分对通过键轴的平面是反对称的，其电子云分布的界面图好像是两个长圆形的冬瓜；

键轨道重叠程度和键能都比键小，所以键的稳定性低（能量高）于

键；

键电子的活动性较高，它是化学反应的积极参加者。（4）共价键的键型键的类型键键原子轨道重叠方式沿键轴方向头碰头沿键轴方向肩并肩原子轨道重叠部位两原子核之间，在键轴处键轴上方和下方，键轴处为零原子轨道重叠程度大小键的强度较大较小化学活泼性不活泼活泼键和

键的特征比较②

键（4）共价键的键型③配位键COCO★一个原子的价电子层中有孤电子对；★另一个原子的价电子层中有可接受孤电子对的空轨道；形成配位键的条件：

由一个原子提供电子对为两个原子所共用而形成的共价键，称为配位键或

配键，用一个指向接受电子对的原子的箭头来表示。复习题说明σ键和π键，共价键和配位键的差别与联系。(5)共价键参数

表征化学键性质的物理量称为键参数。如键级、键能、键长、键角、键的极性等，可以定性或半定量地解释分子的稳定性、极性等一些性质。这些键参数可以由实验直接或间接测定，也可以由分子的运动状态通过理论计算求得。（1）键级（2）键能（3）键长（4）键角（5）键的极性决定键的强度决定分子的空间构型（5-1）键级电子配对法中以共用电子对的数目表示分子的键级；

HH..N..........N..O........O..

键级的大小说明了两个相邻原子间成键的强度，一般来说，在同一周期和同一区域内（如s区或p区）的元素组成的双原子分子，键级越大，键越牢固，分子也越稳定。（5-2）键能

一般键能越大，化学键越牢固，含有该键的分子就越稳定。键能的数据是通过热化学法或光谱法测定的。

双原子分子：键能E＝解离能D多原子分子：键能E≠解离能D三个等价的N－H键，键能E相同，但每个键的解离能D不同：NH3(g)=NH2(g)+H(g)D1=435.1NH2(g)=NH(g)+H(g)D2=397.5NH(g)=N(g)+H(g)D3=338.9NH3(g)=N(g)+3H(g)D总=D1+D2+D3=1171.5+(kJ·mol-1)键能E=(D1+D2+D3)/3=390.5（5-3）键长

一般讲，两个原子之间形成的键长越短，表示键越强、形成的分子越牢固。

分子中两个原子核间的平均距离叫做键长或核间距，理论上用量子力学近似方法可以算出键长，实际对复杂分子是通过光谱或衍射实验等方法来测定键长。键型键数键能/kJ·mol-1

键长/pmC－C1345.6154C＝C2602134C≡C3835.1120N－N1167145N＝N2418125N≡N3941.69110单键、双键、三键的键能与键长（5-4）键角

键与键之间的夹角叫键角，键角是反映分子空间结构的重要因素之一。由键长和键角的数据就可以确定分子的几何构型。

键角可以用量子力学近似方法求算，对复杂分子仍然是通过光谱、衍射等结构实验测定来求出键角。∠HOH=104.5°∠HNH=107.3°（5-5）键的极性

在共价键中，根据键的极性分为非极性共价键和极性共价键两种。

极性共价键：在化合物分子中，不同原子间形成的共价键，由于不同原子的电负性不同，共用电子对偏向电负性大的原子一边，电负性较大的原子一端带部分负电荷，电负性较小的原子一端带部分正电荷。分子中正电荷重心和负电荷重心不重合，在键的两端出现了电的正极和负级，这种键叫做极性共价键。非极性共价键：在单质中，由同种原子形成的共价键，原子的电负性相同，电子对在键的中央出现的概率最大，分子中两个原子核正电荷重心和负电荷重心重合；（5）键的极性（5）键的极性

从成键原子电负性值的大小可判断共价键极性的大小。如果成键的两个原子的电负性相等，则形成非极性共价键；如果成键的两个原子的电负性相差不很大，形成极性共价键；如果成键的两个原子的电负性相差很大，则形成离子键。卤化氢中的键

H－FH－ClH－BrH－I电负性差值1.780.960.760.46键的极性大小极性减小

卤化氢分子的极性离子键

极性共价键

非极性共价键电负性差值逐渐减小，键的极性逐渐减小复习题1.利用元素电负性将下列物质按化学键的极性由小到大依次排列；

AgCl

HCl

NaCl

Cl2

CCl42.

现代价键理论（电子配对法）

电子配对法简明地阐述了共价键的形成过程和本质，并成功地解释了共价键的方向性、饱和性的特点，但不能解释CH4分子的空间构型。C

为了解释多原子分子的空间结构，1931年鲍林在价键理论的基础上，提出了原子轨道杂化理论。3.

原子轨道杂化理论

在形成分子时，若干不同类型的、能量相近的原子轨道混合起来，重新组成一组新轨道，这种轨道重新组合的过程叫杂化，所形成的新轨道叫杂化轨道。杂化轨道可以与其它原子轨道重叠形成化学键。杂化后的轨道变了更有利于成键轨道的成分变了轨道的能量变了轨道的形状变了3.

原子轨道杂化理论（1）杂化轨道类型*（2）

键与大

键（3）轨道杂化理论的要点与问题（1）杂化轨道类型◆s-p型杂化

◆等性与不等性杂化*◆s-p-d型杂化（1）杂化轨道类型

s-p型杂化sp3杂化成键CH4正四面体（1）杂化轨道类型s-p型杂化sp2杂化BF3平面三角形（1）杂化轨道类型

s-p型杂化sp

杂化BeCl2sp杂化轨道2p直线形（1）杂化轨道类型s-p型杂化s-p型杂化小结杂化轨道类型参加杂化的轨道数目杂化轨道数目杂化轨道中键角空间构型

sps含量p含量sp11

21/21/2

180°直线sp21231/32/3120°平面三角sp313

41/43/4109°28'

四面体在s-p

型杂化中，键角随着杂化轨道中s含量的增加而变大；等性杂化杂化轨道性质等同（1）杂化轨道类型等性与不等性杂化H2O分子分子构型：V形分子电子构型：四面体∠HOH=104.5°

不参加成键的孤电子对参与杂化，造成不完全等同的杂化轨道，这种杂化称作不等性杂化。（1）杂化轨道类型

等性与不等性杂化NH3分子成键分子构型：三角锥电子构型：变形四面体∠HNH=107.3°（3）轨道杂化理论的要点与问题杂化轨道类型、空间构型及成键能力之间的关系（3）轨道杂化理论的要点与问题分子究竟采取哪种类型的杂化轨道，有时难以确定；还不能解释O2分子顺磁性的原因；①只有在形成分子时原子轨道才发生杂化，杂化存在激发、杂化、轨道

重叠、成键等过程，孤立的原子不杂化；②能量相近的原子轨道才能发生杂化；③杂化前后轨道数目不变；④杂化轨道成键也要满足原子轨道最大重叠原理，杂化轨道成键能力比各原子轨道的成键能力强，各不同类型杂化轨道的成键能力顺序：sp＜sp2＜sp3⑤杂化轨道成键还要满足化学键间最小排斥原理，键与键间排斥力的大小决定于杂化轨道间的夹角，键角越大，化学键之间的排斥能越小；⑥杂化轨道的类型与分子的空间构型有关；问题：1.试用激发和杂化轨道理论说明下列分子的成键过程：①BeCl2分子为直线模型，键角为180°；②SiCl4分子为正四面体形，键角为109.5°；③PCl3分子为三角锥形，键角略小于109.5°；④OF2分子为角折（或V）形，键角小于109.5°。复习题*4.价层电子对互斥理论*5.分子轨道理论4.

价层电子对互斥理论

电子配对法和轨道杂化理论都可以解释共价键的方向性，特别是轨道杂化理论在解释和预见分子的空间构型方面是比较成功的。但是一个分子究竟采取哪种类型的杂化轨道，有些情况下是难以确定的。

价层电子对互斥理论：简称VSEPR(valence-shellelectron-pairrepulsion)理论，由英国化学家希德威克（N.Sidgwick）于1940年首先提出，60年代初加拿大化学家吉来斯必（R.J.Gillespie）等人又发展了这一理论。4.

价层电子对互斥理论（1）判断分子或离子空间构型的步骤（2）价层电子对互斥理论的基本要点（3）小结

在共价分子中，中心原子价电子层中电子对的排布方式，使电子对之间的静电斥力最小，并由此决定了分子的空间构型。（1）判断分子或离子空间构型的步骤①

确定中心原子或离子价层中电子对的对数：中心原子价电子数+

配位原子提供的电子数±离子电荷数价层电子对数2=式中配位原子提供电子数的计算方法：◆H和X卤原子都各提供1个电子；◆O和S原子提供的电子数为零；◆N原子提供的电子数为-1；◆当卤族、氧族和氮族原子作为中心原子时，将分别提供7个、

6个和5个价电子；（1）判断分子或离子空间构型的步骤②根据中心原子的价层电子对数，从书中表6.12中找到相应电子对排布的构型，这种排布构型可以使电子对间斥力最小；价层电子对数

23456电子对排布

直线形平面三角形四面体三角双锥八面体静电斥力最小的电子排布（1）判断分子或离子空间构型的步骤价层电子对的排布方式与分子的几何构型（1）判断分子或离子空间构型的步骤（1）判断分子或离子空间构型的步骤（1）判断分子或离子空间构型的步骤（1）判断分子或离子空间构型的步骤③把配位原子按照表6.12中的几何构型排布在中心原子周围，每1对电子连接1个配位原子，剩下未结合的电子对便是孤电子对；④孤电子对所处的位置不同，会影响分子的空间构型，一般孤电子对总是处在斥力最小的位置上；◆电子对数为2、3、4时，孤电子对处的位置是任意的；◆电子对数为5时，孤电子对尽先处于三角双锥的腰部位置；◆电子对数为6时，孤电子对尽先处于八面体的轴向位置；

（1）判断分子或离子空间构型的步骤例题：中心原子价电子数+

配位原子提供的电子数±离子电荷数价层电子对数2=价层电子对数==66+62所以SF6为正八面体形分子；

SF6

NO3¯价层电子对数==35+12所以NO3¯为平面三角形离子；

NH3价层电子对数==45+32NH3为三角锥形分子，有1对孤电子对；（1）判断分子或离子空间构型的步骤

XeF4价层电子对数==68+42

电子对数为6时，孤电子对总是尽先处于八面体的轴向位置，XeF4有2对孤电子对，占据八面体的轴向位置，所以XeF4为平面四边形分子；（1）判断分子或离子空间构型的步骤

NO2价层电子对数==2.5≈352

出现有一个成单电子，可把这个单电子当作电子对看待，占据平面三角形的一个位置，所以NO2为V形分子，NO2共有17个价电子，是一个奇电子分子，有顺磁性；（2）价层电子对互斥理论的基本要点①共价分子或离子中，中心原子的价层电子对（包括

键电子对和孤电子对）由于静电排斥作用，而趋向尽可能彼此相互远离，使分子采取静电斥力最小、最稳定的对称结构；（见导论上册112-116页中图表）

②在ABm共价分子或离子中，A与B之间若是通过两对或三对电子（即通过双键或叁键）结合而成的，这时可

把双键或叁键作为一个电子对来看待；

（2）价层电子对互斥理论的基本要点

◆电子对之间夹角越小排斥力越大；

电子对之间斥力大小的顺序是：③价层电子对相互排斥作用的大小，决定于电子对之间的夹角和电子对的成键情况，一般规律是：◆由于叁键、双键比单键包含的电子数目较多，所以其斥力大小顺序是：

孤-孤电子对＞孤-成键电子对＞成键-成键电子对叁键＞双键＞单键（3）小结

价层电子对互斥理论很简单，根据价层电子对数，只考虑成键电子对和孤电子对数，不需原子轨道的概念，预测主族元素形成的共价分子或离子的空间构型非常简便实用。不能说明键的形成原理和键的相对稳定性，只是个定性的理论。问题：第3章化学键与分子结构一、离子键理论

二、共价键理论

1.经典价键理论（路易斯理论）

2.现代价键理论（电子配对法）

3.原子轨道杂化理论

4.价层电子对互斥理论

5.分子轨道理论

6.共价键参数与分子性质三、金属键理论四、分子间力和氢键

5.

分子轨道理论分子轨道理论

(简称MO法)着重于分子的整体性，把分子作为一个整体来处理，较好地解释了分子成键的情况、键的强弱和分子的磁性。电子配对、轨道杂化、价层电子对互斥理论，直观，能较好地说明共价键的形成和分子的空间构型；局限性：形成共价键的电子只限于在两个相邻原子间的区域里运动，缺乏对分子作为一个整体的全面考虑；对O2分子的顺磁性无法解释；1932年美国化学家穆利肯和德国化学家洪特从不同于价键理论的角度提出——5.

分子轨道理论

要求掌握分子轨道理论的最基本观点和结论，能用它来讨论和解释第一、二周期简单的双原子分子的形成、分子的结构及稳定性，其中以O2和N2分子轨道近似能级图为重点。5.

分子轨道理论（1）分子轨道理论的基本要点（2）同核双原子分子的分子轨道能级图（3）异核双原子分子的分子轨道能级图（1）分子轨道理论的基本要点①电子在分子中的空间运动状态就叫分子轨道，分子轨道也可以用相应的波函数ψ来描述；②

分子轨道是由原子轨道线性组合而成的；③

原子轨道线性组合的类型；④

原子轨道线性组合的三原则，即成键三原则；⑤

分子轨道的特征；（1）分子轨道理论的基本要点①在分子中电子不再属于某个原子，是在整个分子范围内运动，在分子中电子的空间运动状态就叫分子轨道，分子轨道也可以用相应的波函数ψ来描述。◆原子轨道的名称用s、p、d、f……表示，分子轨道名称用、

……来表示；分子轨道与原子轨道的区别：◆

分子轨道是多中心的(多核)，原子轨道只有一个中心(单核)；（1）分子轨道理论的基本要点②分子轨道是由原子轨道线性组合而成的，组成分子轨道的数目同互相化合的原子轨道的数目相同。ψ1=c1(ψa+ψb)

成键分子轨道

ψ2=c2(ψa-ψb)

*反键分子轨道

能量（1）分子轨道理论的基本要点③原子轨道线性组合的类型：s-s重叠（1）分子轨道理论的基本要点③原子轨道线性组合的类型：s-px重叠..（1）分子轨道理论的基本要点③原子轨道线性组合的类型：px-px重叠....（1）分子轨道理论的基本要点③原子轨道线性组合的类型：pz-pz重叠

+py-py、（1）分子轨道理论的基本要点③原子轨道线性组合的类型：p-d重叠（1）分子轨道理论的基本要点③原子轨道线性组合的类型：d-d重叠（1）分子轨道理论的基本要点④原子轨道线性组合的三原则，即成键三原则：◆对称性匹配原则

s-pzpx-pzs-px对键轴对称xxpz-pz对键轴不对称（1）分子轨道理论的基本要点④原子轨道线性组合的三原则，即成键三原则：◆能量近似原则

Na与H、Cl、O

能量相差较大，故NaH、Na2O、

NaCl

为离子型化合物。（1）分子轨道理论的基本要点④原子轨道线性组合的三原则，即成键三原则：◆轨道最大重叠原则

由不同类型的原子轨道线性组合，可以得到不同类型的分子轨道。（1）分子轨道理论的基本要点⑤分子轨道的特征

分子轨道

分子轨道+px-px重叠pz-pz重叠

分子轨道对于键轴呈圆柱型对称，沿键轴旋转时，轨道形状、符号不变。

分子轨道对于键轴的平面具有反对称性，沿键轴旋转180°时的符号发生改变，通过键轴的平面称为节面。

..（2）同核双原子分子的分子轨道能级图

每个分子轨道都有相应的能量，分子轨道的能级顺序目前主要是从光谱实验数据得来的，如果把分子中各分子轨道按能级高低排列起来，就可以得到分子轨道能级图。（2）同核双原子分子的分子轨道能级图（O2、F2、Ne2）（Li2、Be2、B2、C2、N2）（大于15eV）（10eV左右）（2）同核双原子分子的分子轨道能级图O2分子的分子轨道能级图（F2、Ne2）

O2分子结构式键级=(成键-反键)电子数2O2键级=2（2）同核双原子分子的分子轨道能级图N2分子的分子轨道能级图N2分子结构式键级=(成键-反键)电子数2N2键级=3（Li2、Be2、B2、C2）（3）异核双原子分子的分子轨道能级图键级=(成键-反键)电子数2CO键级=3COCO::····配位键（3）异核双原子分子的分子轨道能级图CO的分子轨道结构和N2分子的分子轨道结构相似(只是能量有差异)，它们的分子中都有14个电子，并都占据同样的分子轨道，这样的分子叫做等电子体。等电子体分子间的性质相似。

（3）异核双原子分子的分子轨道能级图等电子体分子间的性质非常相似性质

N2

CO熔点/℃-210-200沸点/℃-196-190液态密度/g·cm-3

0.7660.793临界温度/℃-146-140临界压力/kPa35003600相对分子质量2828N2和CO分子的性质对比

（3）异核双原子分子的分子轨道能级图四、分子间力和氢键

1.

分子的极性2.

分子间作用力

3.

离子的极化作用4.

氢键1.分子的极性非极性共价键

非极性分子

极性共价键

极性分子

双原子分子1.分子的极性多原子分子空间构型对称空间构型不对称相同原子，非极性共价键极性分子非极性分子O31.分子的极性不同原子，极性共价键多原子分子空间构型对称空间构型不对称1.分子的极性不同原子，极性共价键多原子分子空间构型对称空间构型不对称OOC1.分子的极性d

：偶极长，极性分子中，正电荷重心与负电荷重心之间的距离为偶极长；q：偶极上一端的电荷；分子极性的强弱用分子的偶极矩来衡量，非极性分子的

等于0。偶极矩

=q

·

d矢量单位德拜，用D表示

其方向从正电荷重心指向负电荷重心；d1.分子的极性+–分子的偶极矩等于各个化学键的偶极矩的矢量和。偶极矩1.分子的极性偶极矩分子（D）分子（D）H20H2O1.85N20HCl1.03O30.54HBr0.79BCl30HI0.38CO20NH31.66CS20CO0.12H2S1.1HCN2.1SO21.6一些分子的偶极矩2.分子间作用力分子的极性分子间力的种类产生的原因非极性分子之间色散力瞬时偶极非极性分子与极性分子之间色散力诱导力

瞬时偶极诱导偶极极性分子之间色散力诱导力取向力瞬时偶极诱导偶极永久偶极分子间力及产生的原因

2.分子间作用力分子取向力诱导力色散力总分子间力HCl3.30515.66％1.0044.73％16.82079.61％21.155NH313.30544.65％1.5485.20％14.93750.15％29.826H2O36.25976.90％1.9254.08％8.99619.02％47.280分子间力的分配（kJ·mol-1）色散力»取向力诱导力2.分子间作用力分子间力（范德华力）特点：色散力、诱导力和取向力这3种分子间力统称为范德华力。它是在人们研究实际气体对理想气体的偏离时提出来的。分子间力有以下特点：①分子间力的大小与分子间距离的6次方成反比。因此分子稍远离时，分子间力骤然减弱。它们的作用距离大约在300～500pm范围内。分子间既保持一定接触距离又“无”电子云的重叠时，相邻两分子中相互接触的那两个原子的核间距之半称原子的范德华半径。氯原子的范德华半径为180pm，比其共价半径99pm大得多。②分子间力没有方向性和饱和性。③分子间力作用能一般在2～20kJ·mol-1，比化学键能(100～600kJ·mol-1)小约1～2数量级。分子间力是决定物质熔、沸点、溶解度等物理化学性质的一个重要因素。分子间力对物质物理性质的影响物质分子间的作用力越大，其熔点、沸点、硬度就越大。同一系列的溶质或溶剂的变形性越大，分子间力越大，溶解度越大。

结构相似的同系列物质，分子量越大，分子的变形性越大，分子间作用力越强，物质的熔、沸点越高。分子间力：

F2

Cl2

Br2

I2

He

NeArKr熔、沸点：

F2

Cl2

Br2

I2

He

NeArKr4.氢键

HydrogenBond

氢键是一种最重要的、研究得最早和最多的次级键，广泛存在于从小分子直至生物大分子包括DNA的双螺旋结构中，在化学中起着重要的作用，次级键

是21世纪化学键研究的主要课题。4.氢键HydrogenBond（1）氢键的形成（2）氢键的特点（3）氢键的类型（4）氢键对化合物性质的影响（1）氢键的形成X—H……YO……H—O◆分子中有与电负性很强的元素形成强极性键的H原子；◆分子中有带孤电子对、电负性大，原子半径小的原子如F、

O、N等。（1）氢键的形成水分子的氢键（2）氢键的特点①氢键大多数是不对称的H原子距离X较近，距离Y较远。X和Y间的距离R为氢键的键长。也有的称H

和Y间的距离为氢键的键长。X—H……Y（2）氢键的特点氢键可以为直线形，也可为弯曲形，大多数氢键不在一条直线上；氢键X—H……Y的角度

=180°，也可以

＜180°邻硝基苯酚缔合的氟化氢分子（2）氢键的特点②在氢键中，1个H原子可以与多个Y原子配位，同样1个Y原子也可以接受多个