1、第一章 原子、分子及性質(zhì),1.1 原子的性質(zhì) 1.2 共價鍵分子的成鍵理論 1.3 分子的立體化學 1.4 離子極化學說及應(yīng)用,第1章 原子、分子及性質(zhì),1-1 原子的性質(zhì),1-1-1 屏蔽常數(shù) 1-1-2 電負性,屏蔽效應(yīng),研究外層的一個電子。,實際上受到的引力已經(jīng)不會恰好是 + 3 ，受到的斥力也不會恰好是2 ，很復雜。,以 Li 原子為例說明這個問題 ：,它受到Li核的(Z = +3)正電引力，同時又受到內(nèi)層電子(2)的負電斥力。,即被中和掉部分正電的原子核。,我們把 看成是一個整體。,于是我們研究的對象 外層的一個電子就相當于處在單電子體系中。中和后的核電荷 Z 變成了有效核電荷 Z*

2、 。,Z* = Z ， 為屏蔽常數(shù)。,于是能量公式：,變成,在多電子體系中，核外其它電子抵消部分核電荷，使被討論的電子受到的核的作用變小。這種作用稱為其它電子對被討論電子的屏蔽效應(yīng)。,在多電子體系中，n 相同而 l 不同的軌道，發(fā)生能級分裂。,角量子數(shù) l 不同的電子，受到的屏蔽作用的大小不同。其原因要歸結(jié)到 l 不同的軌道徑向分布的不同上。,電子受到屏蔽作用的大小，因角量子數(shù) l 的不同而不同。即：4s ，4p ，4d ，4f 受到其它電子的屏蔽作用依次增大，故有: E 4 s E 4 p E 4 d E 4 f,2 鉆穿效應(yīng),我們知道，主量子數(shù) n 相同的原子軌道 ， l 越小時，內(nèi)層概率

3、峰越多。 3s 內(nèi)層有兩個概率峰，3p 內(nèi)層有一個概率峰， 3d 無內(nèi)層概率峰。,電子在內(nèi)層出現(xiàn)的概率大，當然受到的屏蔽要小。這相當于電子離核近，故能量低。,由于徑向分布的不同， l 不同的電子鉆穿到核附近回避其它電子屏蔽的能力不同，從而使自身的能量不同。這種作用稱為鉆穿效應(yīng)。,鉆穿效應(yīng)的存在，不僅直接說明了能級分裂的原因，而且還可以解釋所謂能級交錯現(xiàn)象。,3d 與 4s軌道的徑向分布圖,l大的，鉆穿效應(yīng)小，受屏蔽作用大，E升高； l小的，鉆穿效應(yīng)大，受屏蔽作用小，E下降。,對于單電子體系：E3s = E3p = E3d 對于多電子體系： E3s E3p E3d,Cotton原子軌道能級圖,n

4、 相同的氫原子軌道的簡并性。 原子軌道的能量隨原子序數(shù)的增大而降低。 隨著原子序數(shù)的增大，原子軌道產(chǎn)生能級交錯現(xiàn)象。,Z=1，不產(chǎn)生能級分裂，即： Ens=Enp=End=Enf,(2) Z1，各軌道能量隨Z的升高而下降,(3) n相同，l不同的軌道，能量下降幅度不同，產(chǎn)生能級分裂，(l大的，受屏蔽大，下降幅度小)： EnsEnpEndEnf,不同元素，軌道的能級次序不同，產(chǎn)生能級交錯。 如：114號元素：E4sE3d 1520號： E4sE3d,Slater屏蔽常數(shù)規(guī)則 將原子中的電子分組: (1s);(2s,2p);(3s,3p);(3d);(4s,4p);(4d);(4f); (5s,5

5、p);(5d);(5f)等 位于某小組電子后面的各組，對該組的屏蔽常數(shù) 0，近似地可以理解為外層電子對內(nèi)存電子沒有屏蔽作用；,1-1-1 屏蔽常數(shù), 同組電子間的0.35 (1s例外，1s的0.30); 對于ns或np上的電子，(n1)電子層中的電子的屏蔽常數(shù)0.85，小于(n1)的各層中的電子的屏蔽常數(shù)1.00; 對于nd或nf上的電子，位于它左邊的各組電子對它們的屏蔽常數(shù)1.00。,如基態(tài)K原子，如為1s22s22p63s23p64s1，則對于4s1電子 80. 85(3s,3p) (6(2p)2(2s)2(1s)1 16.8 Z*Z 1916.82.2,如為1s22s22p63s23p6

6、3d1，則對于3d1電子， (6(3p)2(3s)6(2p)2(2s)2(1s)118 Z*Z 19181,顯然，對于K，E(3d)E(4s)，3d軌道的能量大于4s軌道的能量。,徐光憲改進的Slater屏蔽常數(shù)規(guī)則 主量子數(shù)大于n的各電子，其0； 主量子數(shù)等于n的各電子，其由表1.1求。其中np指半充滿前的p電子, np 指半充滿后的p電子(即第4、第5、第6個p電子)；,表1.1 n層對n層的屏蔽常數(shù),表1.2 (n1)層對n層的屏蔽常數(shù), 主量子數(shù)等于(n1)的各電子，其由表1.2求。 主量子數(shù)等于或小于(n2)的各電子，其1.00。,1963年，Clementi和Ruimondi考慮到

7、外層電子對內(nèi)層電子殼的穿透作用從而產(chǎn)生外層電子對內(nèi)層電子的屏蔽作用。他們使用氫到氪的自洽場波函數(shù)，對Slater的方法進行再次改進，得到了一套計算有效電荷的規(guī)則。,Clementi和Ruimondi規(guī)則,Clementi和Ruimondi的計算通式為： (1s)0.3(1s1)0.0072(2s2p)0.0158(3s3p3d4s4p) (2s)1.72080.3601(2s12p)0.2062(3s3p3d4s4p) (2p)2.57870.3326(2p1)0.0773(3s) 0.161(3p4s)0.0048(3d)0.0085(4p) (3s)8.49270.2501(3s13p)0

8、.3382(3d)0.0778(4s)0.1978(4p) (3p)9.33450.3803(3p1)0.3289(3d)0.0526(4s)0.1558(4p) (3d)13.58940.2693(3d1)0.1065(4p) (4s)15.5050.8433(3d)0.0971(4s1)0.0687(4p) (4p)24.77820.2905(4p1) 其中, 等號左邊括號內(nèi)的軌道表示被屏蔽的電子所處的軌道, 等號右邊括號內(nèi)的軌道符號旁的數(shù)字(如2s、4p、3d)表示占據(jù)在s、p、d亞層上的電子數(shù)。即2s表示s亞層有2個電子占據(jù)，4p 表示p亞層有4個電子占據(jù)，3d表示d亞層有3個電子占據(jù)

9、。 依此類推。,將Slater規(guī)則和徐光憲、(Clementi和Ruimondi)改進的規(guī)則進行比較可見： 在Slater規(guī)則中，將s和p分在同一組內(nèi)，s和p電子的屏蔽常數(shù)沒有區(qū)別。而在徐光憲的改進規(guī)則中，不僅s和p的屏蔽常數(shù)不同，而且半充滿和半充滿前的p電子和半充滿后的p電子的屏蔽常數(shù)也有差別。 (Slater和徐光憲都沒有考慮外層電子的影響，而Clementi和Ruimondi認為由于外層電子對內(nèi)層電子殼的穿透作用從而產(chǎn)生外層電子對內(nèi)層電子的屏蔽作用。),電負性 表示原子形成正負離子的傾向或化合物中原子對成鍵電子吸引能力的相對大小(并非單獨原子的性質(zhì), 受分子中所處環(huán)境的影響)。有多種不同

10、定義方法，定量標度也各不相同。,1-1-2 電負性,Pauling于1932 年首先提出電負性概念并將其定義為“原子在分子中吸引電子的能 力”。他是從熱力學角度出發(fā),假定A、B 組成純共價鍵的鍵能等于A、B 各自以同原子結(jié)合組成的純共價鍵能的算術(shù)平均值,即: DA-B = (DA-A + DB-B) / 2,1. Pauling電負性定義（ p),實際的鍵能DA-B (實) 與DA-B（純）之差 = DA-B (實) - DA-B （純）與電負性相聯(lián)系， Pauling將電負性定義為：,并指定F的電負性為3.98。其他元素的Pauling電負性值p可由熱力學數(shù)據(jù)計算出來。,（2）mullike

11、n電負性定義( M ),Mulliken于1934 年提出原子的電離能和電子親和能的平均值應(yīng)該是中性原子對電子吸引的度量,建議原子的電負性為: M = ( EA+ I) / 2 其中I 為電離能, EA為親和能。 Mulliken 計算的電負性是根據(jù)實驗數(shù)據(jù)得到的,具有可靠的實驗基礎(chǔ)，與Pauling 的電負 性值有直線關(guān)系:,1958 年，Allred and Rochow從靜電角度出發(fā)，以共價鍵為依據(jù)，提出原子的電負性是原子核對價電子施加的靜電吸引力：,（3）A.L.Allred和E.G.Rochow電負性標度（AR）,Z*為有效核電荷, r 為原子半徑（pm ）。,(4) Allen電負

12、性定義（ A）(1989年提出）,m和n分別為p軌道和s軌道上的電子數(shù)， Ep和Es分別為p軌道和s軌道上的電子的能量。,這些標度要以分為兩類： （1）分子中原子的性質(zhì)相聯(lián)系，如： Pauling， A.L.Allred和E.G.Rochow電負性標度； （2）孤立原子的性質(zhì)相聯(lián)系，如mulliken和Allen電負性標度。,考察電負性數(shù)據(jù)可以發(fā)現(xiàn):, 金屬元素的電負性較小, 非金屬的電負性較大, 電負性是判斷金屬性的重要參數(shù), = 2 可作為近似標志金屬和非金屬的分界點。, 同一周期的元素的電負性從左向右隨著族數(shù)的增加而增加。同一族的元素的電負性隨著周期的增加而減小。, 電負性相差大的元素之

13、間的化合物以離子鍵為主, 電負性相同或相近的非金屬元素相互間以共價鍵結(jié)合; 電負性相同或相近的金屬元素相互間以金屬鍵結(jié)合, 形成金屬或合金。,離子鍵、共價鍵和金屬鍵是三種極限鍵型, 它們之間有一系列的過渡性的化學鍵?？梢? 電負性數(shù)據(jù)是研究化合物中鍵型變異的重要參數(shù)。, 按Allen 和Allred 的電負性定義, 稀有氣體在同一周期中電負性最高, 這是因為它們具有極強的保持電子的能力, 即I1 特別大。Ne 的電負性比所有元素都高, 這是因為它對價電子抓得極緊之故。 Xe 比F、O 的電負性低, 可以形成氟化物和氧化物;Xe 和C 的電負性相近, 可以形成共價鍵, 這已被實驗所證實。,既然電

14、負性是表示原子在分子中吸引電子的能力，并非單獨原子的性質(zhì)。因此，原子在分子中的價態(tài)、原子所帶電荷、原子在成鍵時所采用的雜化形式以及周圍其他原子都會影響電負性。,原子的雜化狀態(tài) 鍵聯(lián)原子的誘導作用 原子所帶電荷,主要影響因素：,原子的雜化狀態(tài)對電負性的影響是因為s電子的鉆穿效應(yīng)比較強，s軌道的能量比較低，有較大的吸引電子的能力。, 原子的雜化狀態(tài),所以雜化軌道中含s成分越多，原子的電負性也就越大。,例如，碳和氮原子在雜化軌道sp3、sp2和sp中s成分分別為25%、33%、50%，相應(yīng)的電負性分別為2.48、2.75、3.29和3.08、3.94、 4.67。,一般所取碳的電負性為2.55，氮為

15、3.04，分別相當于sp3雜化軌道的電負性。當以sp雜化時，碳的電負性值約接近于氧(3.44)，氮的電負性甚至比氟(3.98)還要大。,一個原子的電負性可因受周圍原子誘導作用的影響而發(fā)生變化。, 鍵聯(lián)原子的誘導作用,例如，在CH3I中的碳的電負性就小于CF3I中碳的電負性。,F(3.98)的電負性遠大于H(2.2)，在F的誘導作用下，CF3I中C的電負性增加，甚至超過了I(2.66)。結(jié)果使得在兩種化合物中CI鍵的極性有著完全相反的方向:,考慮到如上述CH3和CF3基團的中心原子受其他原子影響而改變了電負性值，從而提出了基團電負性的概念。,一個特定的基團有一個特定的電負性值(表)。,電負性與電

16、荷的關(guān)系可用式ab表示。 為分子中原子所帶的部分電荷。a、b為兩個參數(shù)。, 原子所帶電荷,a表示中性原子的電負性 (中性原子0); b為電荷參數(shù)，表示電負性隨電荷而改變的變化率。電荷大的、易極化的原子有較小的b 值; 電荷小的、難以極化的原子b 值較大。,1.2 共價鍵分子的成鍵理論,1.2.1 幾種典型分子軌道,軌道：原子軌道頭對頭方式重疊構(gòu)成分子軌道。 重疊的電子云呈園柱型對稱分布于鍵軸，ss sp、pxpx都可構(gòu)成重疊。,圓柱形對稱，可以繞鍵軸自由旋轉(zhuǎn)而不改變軌道符號和大小。 成鍵-MO-g 2S，2 S +2 S， 沒有節(jié)面 反鍵-MO-u* 2S，2 S -2 S，有節(jié)面,分子軌道（

17、-MO）特點（同核）,軌道：原子軌道以肩并肩方式重疊構(gòu)成分子軌道。 分子軌道電子云對稱分布于通過分子鍵軸的平面, pypy和pzpz都可構(gòu)成重疊。,-MO：沿鍵軸有一個節(jié)面的MO， 是由對稱性的AO線性組合而成， -MO 軌道不能由S-AO形成。 成鍵-MO -u 2Py， 2py +2py 不含垂直鍵軸的節(jié)面， 反鍵-MO -g* 2Py， 2py -2py 含垂直鍵軸的節(jié)面。,異核雙原子分子，不具中心對稱性。,軌道：對稱性匹配的d軌道以面對面方式重疊構(gòu)成分子軌道。 分子軌道的電子云分布于與鍵軸垂直的兩個平面, dx2y2與dx2y2構(gòu)成重疊。,兩個dxy沿z軸、兩個dyz沿x軸、兩個dxz

18、沿y軸或兩個dx2-y2軌道沿z軸重迭而成的MO，才有可能是-MO 。,1.2.2 幾種簡單分子的分子軌道能級圖,一、 同核雙原子分子,AO的能級次序已知（pauling能級順序） 成鍵以后，MO能級從AO的能級升高或降低 受到的影響因素有： 核間距R，電子組態(tài)，偶合作用，等等。 MO的能級順序可由光電子能譜來確定。,分子軌道能級順序：,O2-F2：,（Li2-N2）,O2和N2代表了第二周期同核雙原子分子的兩種類型。,異核雙原子分子中，原子間電負性不同，參與組合的原子軌道的能級不同，中心對稱性消失，產(chǎn)生共價鍵的極性。,二 、異核雙原子分子( CO和NO),沒有成、反鍵的明顯區(qū)別，按順序高低給

19、出標號。（1）（2）（3）（4） （5）（1）（2）,CO和NO的分子軌道能級圖,CO的總電子數(shù)為10，CO與N2為等電子體。 C原子和O原子的電負性差較大(3.52.51)。能量上，O的2s 軌道的能量低于C 的2s 軌道的能量12.92 eV，而C 原子的2s 軌道比O原子的2p 軌道能量僅差3.54 eV，前者低僅3.54 eV。,用原子軌道先經(jīng)雜化，然后再組合成鍵能夠滿意地解釋CO與N2分子結(jié)構(gòu)上的相似性。,CO的分子軌道能級圖,C原子的2s和一條2p軌道進行sp不等性雜化，O原子的2s和1條2p軌道也進行sp不等性雜化，各形成2條sp不等性雜化軌道，然后，這四條sp雜化軌道再組合成4

20、條分子軌道。,這四條分子軌道是：成鍵的4，反鍵的6，非鍵分子軌道3和5。,結(jié)果，在CO分子中形成了一條(4)和2條鍵(1)，鍵型和N2分子相同。,C和O各自未參與雜化的兩條 p 軌道進行肩并肩重疊組合成2條成鍵的分子軌道和2條反鍵的分子軌道。,NO的分子軌道能級圖,在NO中, 由于兩原子的電負性差較小, O的能級與N的能級較接近, 所以由這兩個元素的原子軌道可以組成分子軌道, 已經(jīng)知道E2s(N, O)6.8 eV, E2p(N, O)3 eV.,N、O 兩元素的價電子總數(shù)為 5611, 因此, 在NO的分子中有一條鍵, 一條2電子鍵, 一條3電子鍵。 鍵級(61)/2 2.5,由于有成單電子

21、，NO分子具有順磁性,可以自聚合成為N2O2 雙聚分子。而且也可預(yù)料, NO易失去一個電子成為NO，NO離子有二條2電子鍵，一條鍵，鍵級為3，成鍵能力顯然比NO高,三、 多原子分子的分子軌道,在組合成分子軌道時，必須先將配位體原子軌道進行組合得到配體群軌道“group orbits”，然后將這種群軌道當作單個原子的原子軌道，使之與中心原子相同對稱性的原子軌道組合得到成鍵和反鍵的分子軌道，其余對稱性不匹配的軌道則成為非鍵軌道。,多原子分子的分子軌道也可用原子軌道線性組合而形成。,以BeH2為例，根據(jù)價電子對互斥理論,可以推得BeH2分子為直線型結(jié)構(gòu)。,按分子軌道理論的觀點, 參加組成分子軌道的原

22、子軌道有兩個H原子的1s和Be原子的一條2s、三條2p軌道, 共6條軌道。,兩個 H 的兩條 1s 可以同Be的 2s 頭對頭重疊組成s和s*分子軌道、兩條1s也可以同Be的2px組成重疊良好的 x 和 x* 兩條分子軌道, 但H的1s不能與Be的py、pz進行有效的重疊，所以Be的 2py、2pz成為非鍵軌道。,BeH2分子有四個價電子, 依次填入兩條成鍵軌道，在非鍵和反鍵中均沒有電子, 因此, 該分子是穩(wěn)定的。該分子鍵級等于2。而且電子都已自旋成對, 分子具有反磁性。,再如H2O，根據(jù)價電子對互斥理論, H2O分子有V形的結(jié)構(gòu)。,由BeH2到H2O的分子軌道能級圖的變化。,CH4分子軌道能

23、級圖,1.3 分子的立體化學,1.3.1 價電子對互斥理論(VSEPR) (Valence Shell Electron Pair Repulsion),1940年由Sidgwick和Powell提出, Gillespie作出了重 要的發(fā)展。,VSEPR的基本要點為：,(1) ABn型分子或基團中，如果中心原子A的價電子層不含 d電子(或僅含d5或d10時), 則其幾何構(gòu)型完全由價層電子對數(shù)所決定。,(2) 價電子對(VP)包括成鍵電子對(BP)和孤電子對(LP)： VPBPLP,其中 BP(成鍵電子對)鍵電子對數(shù)(不計鍵電子) 中心原子周圍的配位原子數(shù) LP* 中心原子的價電子配位原子的單電

24、子的總和離子的電荷(負電荷取，正電荷取)/2 * 若算得的結(jié)果為小數(shù)，則進為整數(shù)。,(3) 由于價電子對之間的庫侖斥力和保利斥力，使價電子對之間的距離應(yīng)保持最遠。,中心原子價電子對數(shù)與價電子對的排布有以下關(guān)系： 2 3 4 5 直線 三角形 正四面體 三角雙錐 6 7 8 正八面體 單冠八面體 四方反棱柱,單帽八面體,四方反棱柱體,(4) 根據(jù)價電子對的排布確定分子的空間構(gòu)型(分子的構(gòu)型是指成鍵原子的空間幾何排布，亦即成鍵電子對的空間排布)。,(5) 如果一個分子有幾種可能的結(jié)構(gòu)，則須確定誰是最穩(wěn)定的結(jié)構(gòu)。, 對僅含BP、LP的分子，其斥力順序是： LPLP LPBP BPBP 對含有多重鍵的

25、分子，則 叁叁叁雙雙雙雙單單單,若把、兩條合起來，則對于含BP、LP、雙鍵或叁鍵的分子時，則其斥力效應(yīng)為 叁叁叁LPLPLP叁雙LP雙 叁BP雙雙LPBP雙BPBPBP,即： 三鍵的斥力效應(yīng)大于孤電子對 雙鍵的斥力介于孤對和成鍵電子對之間,確定穩(wěn)定結(jié)構(gòu)的原則是：, 中心原子周圍在最小角度的位置上斥力大的電子對數(shù)目越少其結(jié)構(gòu)越穩(wěn)定。, 在ABn型分子中，成鍵電子對間的斥力隨配位原子B的電負性的增大而減小。隨中心原子A的電負性 的增大而增大。,因此，若分子中同時有幾種鍵角，則只須考察鍵角最小的情況，如構(gòu)型為三角雙錐的分子中有90和 120兩種鍵角，只須考察90時的斥力即可。,可見, 在八面體構(gòu)型中

26、, 孤對電子盡量排布在軸向位置。,例 XeF4，Xe：價電子數(shù)為8，四個 F 各有1個單電子, BP4, LP(841)/22, VP426, 價電子對在空間按八面體排布，分子有兩種可能的排布方式：,電子對間的最小角度為90，比較兩種排布的斥力 (1) (2) LPLP 0 1 LPBP 8 6 BPBP 4 5,例 XeF2，BP2，LP(821)/23，VP235，價電子對在空間按三角雙錐排布,分子有三種可能的排布方式：,電子對間的最小角度為90，比較三種排布的斥力： (1) (2) (3) LPLP 0 2 2 LPBP 6 3 4 BPBP 0 1 0,結(jié)構(gòu)(1)的LPLP排斥作用個數(shù)

27、少, 所以(1)是最為穩(wěn)定的結(jié)構(gòu) XeF2為直線形構(gòu)型。,在三角雙錐構(gòu)型中，孤對電子和雙鍵一般都分布在赤道面。,例 XeOF3, BP4, LP(83121)/21, VP415, 價電子對在空間按三角雙錐排布, 分子有四種可能排布方式,電子對間的最小角度為90，比較四種排布的斥力： (1) (2) (3) (4) LP雙 0 1 1 0 LPBP 3 2 1 2 雙BP 3 1 2 2 BPBP 0 2 2 2,(4)是最為穩(wěn)定的結(jié)構(gòu)。XeOF3的構(gòu)型為變形四面體。,1.3.2 影響分子鍵角大小的因素,1.中心原子的雜化類型與鍵角的關(guān)系,軌道最大重疊原理要求，有利的成鍵方向是雜化軌道的空間取

28、向。,等性雜化軌道的類型與鍵角的關(guān)系為： 雜化類型 sp sp2 sp3 dsp2 構(gòu) 型 線性 三角形 正四面體 正方形 鍵 角 180 120 10928 90 雜化類型 sp3d(或dsp3) sp3d2(或d2sp3) 構(gòu) 型 三角雙錐 正八面體 鍵 角 90和120 90,根據(jù)雜化軌道中所含原子軌道的成分可以計算兩個雜化軌道間的夾角。,式中s、p分別代表雜化軌道中所含s、p原子軌道的成分。本公式適用于計算s或p成分相同的兩個雜化軌道之間的夾角。,如果兩個雜化軌道所含s、p成分不相同，如在不等性雜化中，孤電子軌道與成鍵電子軌道之間的夾角可根據(jù)公式計算：,式中的si、sj, pi、pj分

29、別是不同軌道中s、p的成分。,cos ij ,如在水分子中:,兩條成鍵軌道中s成分占20%，p占80%, 其間夾角可求：,cos 0.20/(0.201)(0.801)/0.80 0.25 104.5,兩條孤對軌道中，s成分占30%，p占70%, 其間夾角可求：,cos 0.30/(0.301)(0.701)/0.70 0.4286 115.4,Cos ij 0.3273 ij109.1,孤電子軌道與成鍵電子軌道之間的夾角：,L, L L, b b, b,如果用 b 表示成鍵的雜化軌道，L表示由孤對電子所占的雜化軌道，則夾角大小順序為,2. 中心原子孤對電子對的數(shù)目,對中心原子上的孤對電子對鍵

30、角的影響的解釋：,(1) 孤對電子含s電子成分多，其電子云比成鍵電子對更肥胖；,(2) 孤對電子只受中心原子一個核的吸引，它集中在中心原子核的周圍。,孤對電子對對鄰近電子對將產(chǎn)生較大的斥力, 迫使鍵角變小。,CH4、NH3、H2O鍵角由109.5, 107.3、104.5逐漸減小.,受孤對電子排斥使鍵角減小的其他例子。如：,sp3d雜化的SF4電子對呈三角雙錐排布，有一對孤對電子排在赤道平面, 它排斥其他鍵, 使平面上的另兩個鍵角不是120, 而是小于120, 而上下兩鍵已不再與平面垂直, 夾角小于180;, NO2、NO2、NO2的鍵角,3.多重鍵,OC(NH2)2，sp2雜化,4. 電負性

31、的影響,在ABn型分子中, 當原子B電負性減小時, AB間的成鍵電子將愈來愈偏向A, 從而增加成鍵電子對間的斥力, 鍵角將增大。,如果ABn型分子中B相同，中心原子A的電負性增加，AB 間的成鍵電子對將偏向A，從而增加成鍵電子對之間的斥力，鍵角增大。,對比以下數(shù)據(jù)：,5. (pd) 鍵,第二周期元素的氟化物鍵角小于相應(yīng)氫化物，其他周期元素則有相反的規(guī)律。,第二周期無 d 軌道，不能生成(pd)多重鍵, 影響主要是電負性。,在其他周期的元素，氟化物的中心原子的空 d 軌道與 F 的 p 軌道可以生成p(O)d(A)鍵, 一定程度多重鍵(pd) 的形成使之成為影響鍵角的主要因素而氫化物因H無p 道, 不能生成(pd)鍵。,1-4-1 離子的電子構(gòu)型 1-4-2 離子極化概念 1-4-3 離子極化能力和變形的標度 1-4-3 離子極化對物質(zhì)結(jié)構(gòu) 和性質(zhì)的影響,1-4 離子極化學說及其應(yīng)用,1-4-1 離子的電子構(gòu)型,簡單陰離子的電子構(gòu)型：ns2np6 8電子構(gòu)型,1-4-2 離子極化概念,離子極化,對于孤立的簡單離子來說，離子電荷分布基本上是球形對稱的，離子本身的正、負電荷中心重合, 不存在偶極。,電場中，離子的原子核和電子受電場