第一章物質(zhì)結(jié)構(gòu)1.1原子核外電子的運(yùn)動狀態(tài)1.2原子核外電子排布與元素周期律1.3元素性質(zhì)的周期性1.4化學(xué)鍵1.5*雜化軌道理論與分子的幾何構(gòu)型1.6分子間力和氫鍵學(xué)習(xí)目標(biāo)1.理解原子核外電子運(yùn)動的特性，掌握四個(gè)量子數(shù)的符號和表示的意義及其取值規(guī)律；2.掌握核外電子排布原則及方法；掌握常見元素的電子排布式和價(jià)電子構(gòu)型；3.理解核外電子排布和元素周期系之間的關(guān)系；4.理解離子鍵與共價(jià)鍵的特征及它們的區(qū)別；5.理解σ鍵和π鍵的特征；理解極性共價(jià)鍵、非極性共價(jià)鍵以及配位共價(jià)鍵的特點(diǎn)；6.理解雜化軌道的概念；理解雜化軌道和分子幾何構(gòu)型的關(guān)系；7.理解分子間作用力的特征與性質(zhì)；理解氫鍵的形成及對物質(zhì)性質(zhì)的影響.構(gòu)成原子的粒子之間的關(guān)系可表示如下：原子

原子核核外電子：在核附近做高速復(fù)雜運(yùn)動，運(yùn)動規(guī)律符合統(tǒng)計(jì)性。質(zhì)子中子物質(zhì)結(jié)構(gòu)分子結(jié)構(gòu)：能獨(dú)立存在并保持化學(xué)特性的最小粒子。原子結(jié)構(gòu)：化學(xué)變化中的最小微粒，原子很小，但可以再分，結(jié)構(gòu)復(fù)雜。概率：電子在核外空間某一區(qū)域內(nèi)出現(xiàn)的機(jī)會稱為概率。出現(xiàn)的機(jī)會多，概率大，反之，概率小。概率密度：電子在核外空間某處單位微體積內(nèi)出現(xiàn)的概率叫概率密度。一、概率密度和電子云1.1原子核外電子的運(yùn)動狀態(tài)電子云：為了形象的表示核外電子運(yùn)動的概率分布情況，化學(xué)上慣用小黑點(diǎn)分布的疏密來表示電子出現(xiàn)幾率的相對大小。小黑點(diǎn)較密的地方，電子在該點(diǎn)概率密度較大，單位體積內(nèi)電子出現(xiàn)的機(jī)會就多。這種概率密度分布形象化表示的圖形稱為電子云。一、概率密度和電子云1.1原子核外電子的運(yùn)動狀態(tài)

氫原子的電子云呈球形對稱分布，且電子概率密度隨離核距離的增大而減小。一、概率密度和電子云1.1原子核外電子的運(yùn)動狀態(tài)

根據(jù)實(shí)驗(yàn)結(jié)果和理論推算，核外電子的運(yùn)動狀態(tài)需從能量、形狀、取向和自旋運(yùn)動四個(gè)方面來描述：1.主量子數(shù)（n)：描述核外電子離核遠(yuǎn)近，決定原子軌道能量。2.角量子數(shù)（l）:描述原子軌道或電子云的形態(tài)。3.磁量子數(shù)（m）：描述原子軌道在空間的伸展方向。4.自旋量子數(shù)（ms)：描述電子自旋運(yùn)動的量子數(shù)。二、四個(gè)量子數(shù)

1.主量子數(shù)（n）主量子數(shù)決定原子軌道能級的高低和電子離核平均距離的參數(shù)。n最大值為7，n越大，電子能級越大，能量就越高，一個(gè)n值表示一個(gè)電子層。

電子層n

1234567電子層名稱

第一層

第二層

第三層

第四層

第五層

第六層

第七層

電子層符號

KLMNOPQ二、四個(gè)量子數(shù)

2.角量子數(shù)（l）

一個(gè)電子層還可分為若干個(gè)能量稍有差別，原子軌道形狀不同的亞層，角量子數(shù)是用來描述原子軌道或電子云的形態(tài)。l取值受n限制，取0到n-1的正整數(shù)。

電子層n

1234

角量子數(shù)l

00,10,1,20,1,2,3

角量子數(shù)符號

ss,ps,p,ds,p,d,f

l的每一個(gè)值代表一個(gè)亞層，第一個(gè)電子層只有一個(gè)亞層，第二個(gè)電子層有兩個(gè)亞層，依此類推。二、四個(gè)量子數(shù)

2.角量子數(shù)（l）：對應(yīng)的原子軌道或電子云形狀

s:圓球形p：啞鈴形

d：花瓣形f:花瓣形二、四個(gè)量子數(shù)

3.磁量子數(shù)（m）

原子軌道不僅有一定的形狀，還具有不同的空間伸展方向，磁量子數(shù)就是用來描述原子軌道在空間的伸展方向的。m取值受l限制，取-l到+l,包括0在內(nèi)的的正整數(shù)，m可有2l+1個(gè)值。

二、四個(gè)量子數(shù)

當(dāng)三個(gè)量子數(shù)（n,m,l）取值一定時(shí)，就確定了一條原子軌道，即確定了核外電子的一種空間運(yùn)動狀態(tài)。電子除繞核運(yùn)動外還有一種“自旋運(yùn)動”，用自旋量子數(shù)ms表示。

自旋量子數(shù)ms只有2個(gè)取值，即+1/2和-1/2，說明電子自旋只有2個(gè)方向，用符號“↑”和“↓”表示。二、四個(gè)量子數(shù)4.自旋量子數(shù)（ms）P47練一練四個(gè)量子數(shù)

第一章物質(zhì)結(jié)構(gòu)

一、電子分布和近似能級圖電子層與電子距離核的遠(yuǎn)近和電子能量高低的關(guān)系電子層名稱第一層第二層第三層第四層第五層第六層第七層

符號

K

L

M

N

O

P

Q電子距離原子核距離電子離核距離由近到遠(yuǎn)電子的能量由低到高電子的能量高低1.2

原子核外電子排布與元素周期律1.2原子核外電子排布與元素周期律

1.多電子原子的能級（P7圖1-6）美國著名結(jié)構(gòu)化學(xué)家Pauling

，根據(jù)大量光譜實(shí)驗(yàn)數(shù)據(jù)和理論計(jì)算，提出了多電子原子的原子軌道近似能級圖。能級

鮑林近似能級圖中圓圈表示原子軌道，按軌道能量高低順序依次排列。一個(gè)能級組(在鮑林近似能級圖的同一方框中)，是一組能量相近的原子軌道。相鄰能級組之間能量差較大。能級組的劃分與元素周期表中劃分的七個(gè)周期一致，體現(xiàn)了元素周期系中元素劃分為周期的本質(zhì)原因是原子軌道的能量關(guān)系。由圖可知：①l相同時(shí)，n越大能級越高，如E1s＜E2s＜E3s…，E2p＜E3p＜E4p…；②n相同時(shí)，l越大能級越高，如Ens＜Enp＜End＜Enf…；③n和l均不同時(shí)，用（n＋0.7l）判斷，如E4s＜E3d，E5s＜E4d，E6s＜E4f＜E5d，這就是“能級交錯(cuò)”。

(1）泡利不相容原理：在一個(gè)原子中不可能有4個(gè)量子數(shù)完全相同的電子存在。所以同一原子軌道（n,l,m一定）中最多可容納兩個(gè)電子，而且自旋必須相反。從泡利原理可確定每個(gè)電子層（n相同）可允許的電子數(shù)為2n2（每個(gè)電子層的軌道數(shù)為n2）。列表如下：2.基態(tài)原子中電子排布規(guī)則(2）能量最低原理：在不違背泡利原理的條件下，電子的排布總是優(yōu)先占據(jù)能量最低的軌道。(3）洪特規(guī)則：①電子在等價(jià)軌道（n與l相同,m不同）上排布時(shí)盡可能以自旋平行的方向分占不同的軌道。例如N原子的2p軌道上有3個(gè)電子，則必分占px，py和pz軌道，且自旋平行。②等價(jià)軌道在全空（p0,d0,f0）、全滿(p6,d10,f14)、半滿(p3,d5,f7)時(shí)是穩(wěn)定的。例如3個(gè)p軌道上有6個(gè)、3個(gè)或沒有電子時(shí)是穩(wěn)定結(jié)構(gòu)?；鶓B(tài)原子：原子中的電子按電子排布三原則并結(jié)合鮑林近似能級圖排布，此時(shí)該原子處于最低能量狀態(tài)。任何原子基態(tài)結(jié)構(gòu)只有一種。激發(fā)態(tài)原子：比基態(tài)能量更高的結(jié)構(gòu)狀態(tài)。激發(fā)態(tài)結(jié)構(gòu)可以有很多種。元素原子的電子結(jié)構(gòu)有兩種表示方式：3.元素原子的電子排布式（電子結(jié)構(gòu)）

按電子在各亞層中分布情況表示。如Mn（25號元素）原子的電子排布式為1s22s22p63s23p63d54s2,其中劃線部分為稀有氣體原子Ar電子結(jié)構(gòu),化學(xué)中一般只是價(jià)電子發(fā)生變化，故為簡潔可寫成：[Ar]3d54s2

價(jià)層電子構(gòu)型為：3d54s2107種元素基態(tài)原子電子排布情況后表已給出。見P51表4-2.（1）電子排布式①雖然電子排布的先后順序4s先于3d，但寫電子排布時(shí)，要把3d寫在4s前同3s，3p一起寫；②由于原子在化學(xué)反應(yīng)時(shí)，通常只價(jià)層電子發(fā)生變化，故不必寫出完整的電子排布式，只需寫出原子的價(jià)層電子排布即可。即最高能級組中價(jià)電子（能用于成鍵的電子）能級上的電子排布式。③把價(jià)電子層以內(nèi)已達(dá)稀有氣體電子結(jié)構(gòu)的部分稱為“原子實(shí)”，用該稀有氣體符號加方括號表示。如：24Cr是在18號Ar基礎(chǔ)上加6個(gè)e，故24Cr電子排布式簡寫為[Ar]3d54s1?！甲⒁狻?/p>

（2）原子軌道圖示法：

元素周期表：

元素周期表是原子核外排布周期性規(guī)律的表現(xiàn)形式。周期表按原子序數(shù)（亦即核電荷數(shù)）排列。4.原子的電子層結(jié)構(gòu)與元素周期表4.原子的電子層結(jié)構(gòu)與元素周期表

第1周期（2種元素）第2周期（8種元素）第1、2、3周期含有元素較少，叫短周期。第3周期（8種元素）

1.周期第4周期（18種元素）第5周期（18種元素）第4、5、6周期含有元素較多，叫長周期。第6周期（32種元素）第7周期（理論上存在32種，已發(fā)現(xiàn)29種）叫不完全周期。

同一周期電子層數(shù)相同，對于主族元素，同一族最外層電子數(shù)相同。元素的周期

周期的劃分與能級組的劃分完全一致，每個(gè)能級組都獨(dú)自對應(yīng)一個(gè)周期。共有七個(gè)能級組，所以共有七個(gè)周期。HHe1

第一周期：2種元素第一能級組：2個(gè)電子1個(gè)能級1s1個(gè)軌道BeLiBCNOFNe2

第二周期：8種元素第二能級組：8個(gè)電子2個(gè)能級2s2p4個(gè)軌道

第一章物質(zhì)結(jié)構(gòu)MgNaAlSiPSClAr3

第三周期：8種元素第三能級組：8個(gè)電子2個(gè)能級3s3p4個(gè)軌道

KCaScTiVCrMnFeCoNiCuZnGaGeAsSeBrKr4YZrNbMoTcRhPdRuAgCdSrRbInSnSbTeIXe5

第五周期：18種元素第五能級組：18個(gè)電子3個(gè)能級5s4d5p9個(gè)軌道

第四周期：18種元素第四能級組：18個(gè)電子3個(gè)能級4s3d4p9個(gè)軌道

第一章物質(zhì)結(jié)構(gòu)

第七周期：32種元素第七能級組：32個(gè)電子4個(gè)能級7s5f6d7p16個(gè)軌道

BaCs6sCePrNoPmSmEuGdTbDyHoErTmYbLu4f

第六周期：32種元素第六能級組：32個(gè)電子4個(gè)能級6s4f5d6p16個(gè)軌道

RaFr7sThPaUNpPuAmCmBkCfEsFmMdNoLr5f第一章物質(zhì)結(jié)構(gòu)第一章物質(zhì)結(jié)構(gòu)2.族與價(jià)電子結(jié)構(gòu)

元素的原子參加化學(xué)反應(yīng)時(shí)，能參與化學(xué)鍵形成的電子稱為價(jià)電子，價(jià)電子所在的電子層的電子排布式，稱價(jià)電子層結(jié)構(gòu)。

＊主族：同一主族元素具有相同的價(jià)電子結(jié)構(gòu)和相同的最外層電子數(shù)。

7個(gè)A族（主族）：ⅠA、ⅡA、ⅢA、ⅣA、ⅤA、ⅥA、ⅦA

7個(gè)B族（副族）：ⅠB、ⅡB、ⅢB、ⅣB、ⅤB、ⅥB、ⅦB

Ⅷ族：排8、9、10列

0族：

He、Ne、Ar、Kr、Xe、Rn

6種稀有氣體

縱行(16個(gè)族)

元素除了按周期和族分類外還可根據(jù)原子的價(jià)電子構(gòu)型把周期表分為五個(gè)區(qū)。s區(qū)、p區(qū)元素為主族元素，s區(qū)全是金屬元素，p區(qū)有金屬和非金屬元素，d、ds、f區(qū)元素，為副族元素，并均為金屬元素。區(qū)s區(qū)

p區(qū)d區(qū)ds區(qū)f區(qū)價(jià)電子構(gòu)型

ns1~2

ns2np1~6

（n-1）d1~9ns1~2

或（n-1）d10ns0（n-1）d10ns1~2（n-2）f1~14（n-1）d0~2ns2

族IAIIAIIIA~VIIA、0族IIIB~VIIB、VIIIIB,IIB鑭系、錒系元素

(3)區(qū)1.原子半徑把晶體（或分子）中相鄰兩個(gè)原子核間距離的一半稱為原子半徑。

（1）金屬半徑是指金屬晶體中相鄰的兩個(gè)原子核間距的一半。（2）共價(jià)半徑是指某一元素的兩個(gè)原子以共價(jià)鍵結(jié)合時(shí)，兩核間距的一半。（3）范德華半徑是指兩個(gè)原子只靠范德華力（分子間作用力）互相吸引時(shí)，它們原子間距的一半。1.3元素性質(zhì)的周期性同周期：

在短周期中，由于最外層電子數(shù)增加，導(dǎo)致核電荷對外層電子的引力逐漸增強(qiáng)，原子半徑逐漸減小。到稀有氣體半徑突然增大，因它們是范德華半徑之故。在長周期中，主族元素原子半徑的遞變規(guī)律和短周期相似。同

族：從上至下增大（電子層數(shù)增大）原子半徑的變化規(guī)律

原子在化合物中吸引成鍵電子能力的相對強(qiáng)弱以電負(fù)性來表示，電負(fù)性越大，其原子吸引成鍵電子能力越強(qiáng)，非金屬性越強(qiáng)，反之金屬性越強(qiáng)。常用χ=2近似的標(biāo)志金屬和非金屬性。2.電負(fù)性χ同周期：主族元素從左至右增大。同族：主族從上至下減小。常用來判斷化學(xué)鍵性質(zhì)。大的元素之間的化學(xué)鍵以離子鍵為主，相近的金屬元素之間的化學(xué)鍵以金屬鍵為主，相近的非金屬元素之間的化學(xué)鍵以共價(jià)鍵為主。電負(fù)性遞變規(guī)律如下：3.元素的氧化值

定義：當(dāng)分子中原子之間的共用電子對被指定屬于電負(fù)性較大的原子后，各原子所帶的形式電荷數(shù)就是氧化值。元素的氧化值與其價(jià)電子構(gòu)型有關(guān)。由于元素價(jià)電子構(gòu)型是周期性地重復(fù)，所以元素的最高氧化值也是周期性地重復(fù)。元素參加化學(xué)反應(yīng)時(shí)，可達(dá)到的最高氧化值等于價(jià)電子總數(shù)，也等于所屬族數(shù)。1.4化學(xué)鍵一、離子鍵1.離子鍵的形成1）電負(fù)性小的活潑金屬和電負(fù)性大的活潑非金屬相遇，發(fā)生電子轉(zhuǎn)移，形成正、負(fù)離子，均達(dá)到稀有氣體結(jié)構(gòu)。2）正、負(fù)離子借靜電引力相互靠近，當(dāng)正、負(fù)離子靠近到吸引力和排斥力相等時(shí)，整個(gè)體系的能量降到最低，于是，就形成了離子鍵。以NaCl的形成為例：離子鍵：這種原子間發(fā)生電子轉(zhuǎn)移，形成正、負(fù)離子，然后正、負(fù)離子間由靜電引力形成的化學(xué)鍵稱為離子鍵。離子化合物：由離子鍵形成的化合物。離子鍵的本質(zhì)：靜電引力。離子鍵的特征：無飽和性、無方向性。

分子中原子通過共用電子對結(jié)合在一起，從而使分子中每個(gè)原子達(dá)到稀有氣體的穩(wěn)定結(jié)構(gòu)。

如＋ClClHH二、共價(jià)鍵共價(jià)鍵：原子間靠共用電子對而形成的化學(xué)鍵叫共價(jià)鍵?！紗栴}〗：①共價(jià)鍵的本質(zhì)是什么？②為什么共價(jià)鍵有飽和性和方向性？③PCl5

（P:10個(gè)e），BF3（B：6個(gè)e），為什么能穩(wěn)定存在？

以上問題，Lewis理論不能解釋。1927年，Heitler和London用量子力學(xué)處理氫氣分子H2，解決了兩個(gè)氫原子之間的化學(xué)鍵的本質(zhì)問題，1931年，Pauling等人發(fā)展了這一成果，建立了現(xiàn)代共價(jià)價(jià)理論。1.價(jià)鍵理論

價(jià)鍵理論的基本論點(diǎn)包括：

1）共價(jià)鍵的本質(zhì)

2）成鍵原理

3）共價(jià)鍵的特點(diǎn)1）.共價(jià)鍵的本質(zhì)E0－DRro

計(jì)算表明，若兩個(gè)1s電子以相同自旋的方式靠近，則r越小，V越大。此時(shí)，不形成化學(xué)鍵。如圖中上方紅色曲線所示，能量不降低。

從電子云的觀點(diǎn)考慮，可認(rèn)為H的1s軌道在兩核間重疊，使電子在兩核間出現(xiàn)的幾率大，形成負(fù)電區(qū)。兩核吸引核間負(fù)電區(qū)，使2個(gè)H結(jié)合在一起。H2

中的化學(xué)鍵，可以認(rèn)為是電子自旋相反成對，結(jié)果使體系的能量降低。2）.成鍵的原理（a）能量最低原理（b）電子配對原理自旋方向相反的成單電子的原子相互靠近，通過原子軌道重疊使體系能量降低，電子相互配對形成共價(jià)鍵；（c）原子軌道對大重疊原理成鍵電子的原子軌道發(fā)生重疊時(shí)，總是盡可能的最大程度重疊，以盡量降低體系能量。3.共價(jià)鍵的特征

（1）共價(jià)鍵具有有飽和性。一個(gè)原子有幾個(gè)未成對的電子，便可和幾個(gè)自旋相反的電子配對成鍵。（2.）共價(jià)鍵具有方向性。共價(jià)鍵盡可能沿著原子軌道最大重疊的方向（軌道的對稱軸）形成，叫著最大重疊原理。即重疊越多，電子在兩核間出現(xiàn)的機(jī)會越大，形成的共價(jià)鍵也就越穩(wěn)定。第一章

物質(zhì)結(jié)構(gòu)以HCl為例:Cl的3pz

和H的1s軌道重疊，只有沿著z軸重疊，才能保證最大程度的重疊，而且不改變原有的對稱性。4.共價(jià)鍵的類型（1）按共用電子對數(shù)目：共價(jià)單鍵、雙鍵和三鍵

H-CIO=C=ON≡N

（3）按電子云的重疊方式：鍵和鍵鍵：沿著軌道對稱軸方向的重疊形成的共價(jià)鍵。

鍵是成鍵軌道的“頭碰頭”重疊。鍵

沿著軌道對稱軸平行方向的重疊形成的共價(jià)鍵。

鍵是成鍵軌道的“肩并肩”

重疊。N2分子中兩個(gè)原子各有三個(gè)單電子，px、py、pz沿z軸成鍵時(shí)，pz

與pz“頭碰頭”形成一個(gè)

鍵。此時(shí)，px

和px，py

和py

以“肩并肩”形式重疊，形成兩個(gè)

鍵。所以N2分子的3鍵中，有1個(gè)

鍵，2個(gè)

鍵。兩原子間形成共價(jià)鍵為單鍵，必為

鍵；若為多鍵，必含一個(gè)

鍵。4)非極性共價(jià)鍵和極性共價(jià)鍵

非極性共價(jià)鍵:

化學(xué)鍵中正、負(fù)電荷中心重合，則鍵無極性.如單質(zhì)分子H2

、O2

、N2等分子中的共價(jià)鍵。極性共價(jià)鍵:化學(xué)鍵中正、負(fù)電荷中心不重合，則鍵有極性.如HCl、CO、H2O、NH3等分子中的共價(jià)鍵鍵的極性大小取決于成鍵兩元素原子的電負(fù)性差。電負(fù)性差越大，鍵的極性就越強(qiáng)。5）配位共價(jià)鍵

其共用電子對是由成鍵原子中的某個(gè)原子單方提供，另一個(gè)原子只提供空軌道，但為成鍵原子雙方所共用.用“→”表示，箭頭從提供共用電子對的原子指向接受共用電子對的原子。

配位鍵的形成方式和共價(jià)鍵有所不同，但成鍵后兩者是沒有本質(zhì)的區(qū)別的。2．鍵參數(shù)（1）鍵能（E）：衡量化學(xué)鍵強(qiáng)弱的物理量，它表示拆開一個(gè)鍵或形成一個(gè)鍵的難易程度。由于形成共價(jià)鍵必須放出能量，那么拆開共價(jià)鍵時(shí)，就需要供給能量。鍵能越大，相應(yīng)的共價(jià)鍵越牢固，組成的分子越穩(wěn)定。（2）鍵長（l）

分子中兩成鍵原子核之間的平衡距離（即核間距)。在不同的分子中，兩原子間形成相同類型的化學(xué)鍵時(shí)，其鍵長基本相同。相同原子形成的共價(jià)鍵的鍵長，單鍵>雙鍵>三鍵。鍵長越短，鍵能越大，鍵越牢固。（3）鍵角（α）

分子中鍵與鍵的夾角。它是反映分子空間結(jié)構(gòu)的重要指標(biāo)之一。一般知道一個(gè)分子的鍵長和鍵角，就可以推知分子的空間構(gòu)型。

電子激發(fā)2p2s

2p2s

CH4形成的過程中，C原子的電子曾有過如下的激發(fā)步驟，以得到4個(gè)單電子。

顯然，這4個(gè)單電子所在原子軌道不一致。利用這些原子軌道與4個(gè)H原子形成的化學(xué)鍵，應(yīng)該不完全相同，也不應(yīng)該指向正四面體的四個(gè)頂點(diǎn)。CH4

為什么是正四面體結(jié)構(gòu)？1.5雜化軌道理論與分子的幾何構(gòu)型

這些問題用一般價(jià)鍵理論難以解釋。Pauling1931年提出雜化軌道理論，非常成功地解釋了構(gòu)型方面的這類問題。雜化軌道理論發(fā)展了價(jià)鍵理論，可以對已知的構(gòu)型進(jìn)行解釋。1.雜化與雜化軌道的概念

在形成多原子分子的過程中，中心原子的若干能量相近的原子軌道重新組合，形成一組新的原子軌道。這個(gè)過程叫做軌道的雜化，產(chǎn)生的新軌道叫做雜化軌道。

形成CH4分子時(shí)，中心碳原子的2s和2px、2py、2pz等四條原子軌道發(fā)生雜化，形成一組（四條）新的雜化軌道，即4條sp3雜化軌道，這些sp3雜化軌道不同于s軌道，也不同于p軌道。2.雜化軌道的類型在sp雜化軌道中，同一原子的1個(gè)s軌道和1個(gè)

p軌道雜化，形成了2個(gè)等價(jià)的sp雜化軌道，每個(gè)雜化軌道中含?s軌道和?p軌道。兩條雜化軌道呈直線形分布互成180°角。例：BeCl2分子直線形，用雜化軌道理論分析其成鍵情況，說明直線形構(gòu)型的原因。Besp雜化

2s22p0

2條sp雜化軌道呈直線形分布，分別與2個(gè)Cl的3p軌道成鍵，故分子為直線形。（a）sp雜化BF3

平面三角形構(gòu)型

Bsp2雜化（b）sp2

雜化

3個(gè)sp2雜化軌道呈三角形分布，分別與3個(gè)F的3p成σ鍵，故BF3分子構(gòu)型為三角形。（c）sp3

雜化sp3雜化軌道由一條ns軌道和三條np軌道雜化而成，形成四條性質(zhì)相同、能量相等的sp3雜化軌道。每條sp3雜化軌道含1/4s和3/4p成分，軌道間夾角為109028‘，sp3雜化的分子或離子其空間構(gòu)型為正四面體。如：CH4（c）sp3

雜化CCl4,SiH4,NH4+,SO42-的中心原子都是sp3

雜化3.等性雜化與不等性雜化等性雜化如C的sp3雜化

，4條sp3

雜化軌道能量一致不等性雜化H2OV形結(jié)構(gòu)，Osp3不等性雜化。

判斷是否等性雜化，要看各條雜化軌道的能量是否相等，不看未參加雜化的軌道的能量。氨分子構(gòu)型為三角錐形NO2,SO2

的構(gòu)型為V型，N,S原子為不等性sp2

雜化。一、鍵的極性與分子的極性1.電荷中心：2.極性分子和非極性分子：極性分子：正、負(fù)電荷重心不相重合的分子。非極性分子：正、負(fù)電荷重心相重合的分子。1.6分子間力和氫鍵例子：O=C=O是含有極性鍵的非極性分子。雙原子分子

H2、Cl2、O2分子中存在非極性鍵，為非極性分子。

HF、HCl、HBr、HI分子中存在極性鍵，為極性分子。多原子分子

分子由非極性鍵構(gòu)成(如S8)，整個(gè)分子是非極性的。分子由極性鍵構(gòu)成，分子空間構(gòu)型對稱（如CH4,BF3),分子無極性；分子空間構(gòu)型不對稱（如H2O)，則分子有極性。二、偶極矩μ

正、負(fù)電荷間的距離（d）與正電荷重心或負(fù)電荷重心上的電量（q）的乘積。

=q·d

是矢量，方向由正到負(fù)，單位：C·m

越大，分子極性越強(qiáng)

=0分子是非極性分子HF＞HCl＞HBr＞HI偶極矩（μ）