1、第六章原子结构和分子结构第六章原子结构和分子结构第一节第一节原子结构原子结构第二节第二节分子结构分子结构第三节第三节氢键氢键第一节原子结构第一节原子结构 原子结构的知识是认识各种物质结构和原子结构的知识是认识各种物质结构和性质的基础。人类对原子结构的认识，经历性质的基础。人类对原子结构的认识，经历了几千年的探索，量子力学了几千年的探索，量子力学(quantum mechanics)的现代概念揭示了微观世界粒子的现代概念揭示了微观世界粒子运动的规律。运动的规律。1.运动状态的不确定性运动状态的不确定性2.能量的量子化能量的量子化 基本粒子（原子、分子、离子和电子）基本粒子（原子、分子、离子和电子
2、）的运动的运动不遵守不遵守经典力学规律。必须采用量子经典力学规律。必须采用量子力学的方法描述它们的运动状态。力学的方法描述它们的运动状态。量子力学特征：量子力学特征：量子力学的基础是：波粒二象性、测不量子力学的基础是：波粒二象性、测不准原理和薛定锷方程。准原理和薛定锷方程。核外电子运动状态的现代概念核外电子运动状态的现代概念1.电子具有波粒二象性，它具有质量、能量电子具有波粒二象性，它具有质量、能量等粒子特征，又具有波长这样的波的特征。等粒子特征，又具有波长这样的波的特征。电子的波动性与其运动的统计规律相联系，电子的波动性与其运动的统计规律相联系，电子波是概率波；电子波是概率波；2.电子这样的
3、微观粒子不能同时测准它的位电子这样的微观粒子不能同时测准它的位置和动量，不存在确定的运动轨道。它在核置和动量，不存在确定的运动轨道。它在核外空间出现体现为概率的大小，有的地方出外空间出现体现为概率的大小，有的地方出现的概率小，有的地方出现的概率大；现的概率小，有的地方出现的概率大；3.电子的运动状态可用波函数电子的运动状态可用波函数和其相应的和其相应的能量来描述。波函数能量来描述。波函数是薛定谔方程的合理是薛定谔方程的合理解，解，表示概率密度。表示概率密度。24.每一每一对应一确定的能量值，称为对应一确定的能量值，称为“定定态态”。电子的能量具有量子化的特征，是不。电子的能量具有量子化的特征，
4、是不连续的。基态时能量最小，比基态能量高的连续的。基态时能量最小，比基态能量高的是激发态。是激发态。一、氢原子的量子力学模型一、氢原子的量子力学模型（一）（一）波函数波函数和和量子数量子数（三）（三）概率密度和电子云概率密度和电子云（二）（二）原子轨道的图形原子轨道的图形二、二、多电子原子的核外电子排布多电子原子的核外电子排布back 波函数波函数 (wave function)是薛定锷方程是薛定锷方程的解，它不是一个数值，是描述微观粒子运的解，它不是一个数值，是描述微观粒子运动状态函数式动状态函数式,是是直角坐标直角坐标(x,y,z)或球极坐标或球极坐标(r,)的的函数。的的函数。本身没有明
5、确的物理意本身没有明确的物理意义，义，|2 表示空间某处电子出现的概率密度表示空间某处电子出现的概率密度（概率密度（概率密度=概率概率/体积）体积）波函数又称为原子轨道，波函数又称为原子轨道，此原子轨道并此原子轨道并不代表确定的运动轨道，它只是玻尔理论中不代表确定的运动轨道，它只是玻尔理论中名称的借用，所表示含义截然不同。名称的借用，所表示含义截然不同。量子力学量子力学原子轨道原子轨道=波函数波函数玻耳玻耳原子轨道指电子具有确定的运原子轨道指电子具有确定的运 动轨道。动轨道。例：基态氢原子的电子在半例：基态氢原子的电子在半 径径 r=52.9 pm的球形轨道上运动的球形轨道上运动411),(1
6、BrrseA基态氢原子轨道的波函数基态氢原子轨道的波函数玻尔原子轨道玻尔原子轨道 和和波函数的区别波函数的区别back注意：“在某轨道上运动的电子在某轨道上运动的电子”或“占据某轨道的电子占据某轨道的电子”的说法的实际意义。4122),(2BrreArs氢原子氢原子2s激发态轨道的波函数激发态轨道的波函数量子数量子数 合理的合理的n、l、m 的取值和组合所决定的的取值和组合所决定的才能合理存在才能合理存在 主量子数主量子数n、轨道轨道角动量量子数角动量量子数l、磁量磁量子数子数m（方程求解时引入）（方程求解时引入）量子数是一些不连续的、分立的数值，量子数是一些不连续的、分立的数值，体现了某些物
7、理量的不连续变化体现了某些物理量的不连续变化，称为量子称为量子化化取值范围：非零正整数（取值范围：非零正整数（1、2、3、n）物理意义物理意义 1.决定电子在核外空间出现概率最大的决定电子在核外空间出现概率最大的区域离核的远近区域离核的远近;(电子层数）电子层数）2.决定决定电子能量高低的主要因素，电子能量高低的主要因素，n值越大，电子离核的平均距离越远，能值越大，电子离核的平均距离越远，能量越高量越高对于单电子原子而言，例如对于单电子原子而言，例如H，电子的能电子的能量完全由量完全由n 决定决定主量子数主量子数n轨道角动量量子数轨道角动量量子数 l（亚层）（亚层）取值范围：受主量子数的限制取
8、值范围：受主量子数的限制，取小于，取小于n的的正整数和零（正整数和零（0、1、2、3、(n-1)），），共可取共可取n个数值个数值物理意义物理意义 1.决定原子轨道的形状决定原子轨道的形状光谱学标记光谱学标记l=0 sl=1 pl=2 dl=3 f主量子数相同时，角量子数的值愈大，主量子数相同时，角量子数的值愈大，能量愈高能量愈高单电子体系：单电子体系：Ens=Enp=End=Enf多电子体系：多电子体系：EnsEnp End Enf多电子体中，主量子数相同而角量子数多电子体中，主量子数相同而角量子数不同的电子，能量不同不同的电子，能量不同2.在多电子原子中也决定电子的能量高在多电子原子中也决
9、定电子的能量高低低.物理意义：物理意义：决定原子轨道在空间的伸展方决定原子轨道在空间的伸展方向（有一个取值，即有一个方向一个轨道）向（有一个取值，即有一个方向一个轨道）l=0时，时，m=0 只有一个伸展方向只有一个伸展方向球形球形l=1时，时，m=0、1，在空间有三种不同的伸，在空间有三种不同的伸展方向，分别代表双球形的展方向，分别代表双球形的p轨道在轨道在x、y、z轴方向上伸展轴方向上伸展 Em=0=Em=+1=Em=-1磁量子数磁量子数m取值范围：整数和零，受到角量子数取值范围：整数和零，受到角量子数 l 的限的限制。制。ml，每个每个 l 共有共有 2l+1 个取值个取值量子数的合理组合
10、及轨道数量子数的合理组合及轨道数角量角量子数子数l主量主量子数子数n磁量子磁量子数数m波函数波函数同一层轨同一层轨道数道数(n2)1001s或或1,0,012010012s或或2,0,0zp2或或2,1,012,122,，或yxpp30120103s或或3,0,0zp3或或3,1,013,133,，或yxpp01203,232，或zd13,233,，或yzxzdd2,2,33322,或yxxydd2232自旋量子数自旋量子数 s 研究氢原子光谱的精细结构研究氢原子光谱的精细结构发现，每条谱线都由两条距离发现，每条谱线都由两条距离很近的谱线组成，是电子本身很近的谱线组成，是电子本身具有自旋运动造
11、成具有自旋运动造成 s 只有只有+1/2、-1/2两个数值两个数值自旋运动方向也可以用自旋运动方向也可以用、表示表示、或或、的称为平行自旋的称为平行自旋、的称为反平行自旋的称为反平行自旋归纳一：量子数的意义归纳一：量子数的意义vn 电子层电子层 l 电子亚层电子亚层vn，l 能级能级 n，l，m 轨道轨道v1,0,01s、2,0,02s、2,1,02pz、2,1,12px、2pyvn，l，m，s 运动状态运动状态v+11Na(2)(2,6)(1)v1,0,0,(+1/2);1,0,0,(-1/2)v3,0,0,(+1/2);v有没有有没有2d能级？能级？归纳二：电子能级归纳二：电子能级vH原子
12、：原子：1s2s=2px=2py=2pz 3s=3px=3py=3pz =3dxy=3dxz=3dyz=v多电子原子多电子原子1s2s 2px=2py=2pz 3s 3px=3py=3pz 3dxy=3dxz=3dyz=back 将原子轨道用图形表示出来，有助将原子轨道用图形表示出来，有助于对抽象数学表达式的了解。于对抽象数学表达式的了解。（二）、原子轨道的图形（二）、原子轨道的图形n,l,m(r,)=Rn,l(r)Yl,m(,)径向波函数径向波函数只只与与n和和l有关，是离有关，是离核距离核距离r的函数的函数角度波函数角度波函数只与只与l 和和 m有关，是方位角有关，是方位角度度，的函数的函
13、数（一）氢原子轨道的角度分布图（一）氢原子轨道的角度分布图xzy41sY=0.282Ycos43zp 0 30 60 90 120 150 180cos 1 0.866 0.5 0 -0.5 -0.866 -1Ypz 0.489 0.423 0.244 0 -0.244 -0.423 -0.489函数值为零的函数值为零的xy平面称为节平面称为节面面xz+-1、记住、记住9个轨道的名称个轨道的名称 2、反映、反映 3、Y l，m(,）与距离核远近与距离核远近r无关无关 4、Y l，m(,）与与n无关无关：不论不论n为何值，为何值，只要只要l、m相同时，相同时，Y l，m(,）的图形都一）的图形都
14、一样样:Y1s=Y2s=Y3s Y2p=Y3p Y3d=Y4d 5、节面：、节面：函数值为零的平面函数值为零的平面 6、正负号：、正负号：反映了电子的波动性反映了电子的波动性 这里注意：正负号与电荷毫无关系！这里注意：正负号与电荷毫无关系！back将空间各处电子出现概率将空间各处电子出现概率密度密度|2的大小用疏密程的大小用疏密程度不同的黑点表示度不同的黑点表示电子云越稀疏，电子出现电子云越稀疏，电子出现的概率密度愈小的概率密度愈小注意：黑点不代表电子注意：黑点不代表电子（三）电子云和概率密度（三）电子云和概率密度这种单位体积内黑点数与这种单位体积内黑点数与|2成正比的图形成正比的图形电电子云
15、子云 2(r,）=R 2n,l(r)Y 2l,m(,）氢原子的激发态的电子云图比较复杂，氢原子的激发态的电子云图比较复杂，通常也是从两部分来了解它。通常也是从两部分来了解它。电子云的径电子云的径向部分向部分电子云的角电子云的角度部分度部分电子云的角度分布图电子云的角度分布图|Y|2(,)它们的图形与原子轨道的它们的图形与原子轨道的角度分布图角度分布图相相似，只是图形略瘦，无正负号之分似，只是图形略瘦，无正负号之分图形略瘦，无正图形略瘦，无正负号之分负号之分节面数与节面位节面数与节面位置与轨道的角度置与轨道的角度分布图相同分布图相同电子云角度分布图剖面图电子云角度分布图剖面图电子云总体分布图电子
16、云总体分布图back二、多电子原子的核外电子排布二、多电子原子的核外电子排布 1.多电子原子中，每个电子都有其自己多电子原子中，每个电子都有其自己的波函数的波函数i，具体形式也取决于三个量子数，具体形式也取决于三个量子数 n，l，m，有其相应能量。有其相应能量。求解多电子原子时薛定谔方程有困难，求解多电子原子时薛定谔方程有困难，无法精确求解，只能作近似处理。无法精确求解，只能作近似处理。近似解与氢原子精确解相似之处：近似解与氢原子精确解相似之处：2.多电子原子中的电子在每层中可能占多电子原子中的电子在每层中可能占据的轨道数与氢原子的数目相等据的轨道数与氢原子的数目相等 n2 3.多电子原子的原
17、子轨道角度分布图与多电子原子的原子轨道角度分布图与氢相类似，电子云形状也相似氢相类似，电子云形状也相似多电子原子中原子轨道能级由多电子原子中原子轨道能级由 n 和和 l 决定决定徐光宪规则：徐光宪规则：n+0.7l 值越大，轨道能值越大，轨道能级越高，且此值的第一数字相同的各能级为级越高，且此值的第一数字相同的各能级为一组，称为能级组。一组，称为能级组。能级组能级组 n+0.7l 1s 1.0 2s 2p 2.0 2.7 3s 3p 3.0 3.7 4s 3d 4p 4.0 4.4 4.7 5s 4d 5p 5.0 5.4 5.7 6s 4f 5d 6p 6.0 6.1 6.4 6.7 能量升
18、高能量升高能级交错现象能级交错现象说明说明（一）能量最低原理一）能量最低原理电子优先占据能级电子优先占据能级较低的原子轨道，使整个原子体系能量处于较低的原子轨道，使整个原子体系能量处于最低。最低。一个原子轨道最多容纳两个自旋方向相反一个原子轨道最多容纳两个自旋方向相反的电子的电子（二）泡利不相容原理（二）泡利不相容原理 在一个原子中在一个原子中不允许两个电子有完全相同的不允许两个电子有完全相同的4个量子数个量子数(n,l,m,s)（三）（三）Hund规则规则分占不同的简并轨道，分占不同的简并轨道，且自旋平行且自旋平行例例 7N1s2s2p7N 1s2 2s2 2p3电子排布式、电子排布式、电子
19、组态电子组态原子轨道方框原子轨道方框图图洪特规则特例洪特规则特例:写出写出24Cr的电子排布式的电子排布式1s22s22p63s23p64s23d4全充满：全充满：p6 或或 d10或或 f14半充满：半充满：p3 或或 d5 或或 f7全全 空：空：p0 或或 d0 或或 f01s2 2s2 2p6 3s2 3p63d54s1 写出写出29Cu的电子排布式的电子排布式1s2 2s2 2p6 3s2 3p63d94s23d104s1先填先填4s，但，但3d写在前写在前练习练习26FeAr 3d6 4s2原子芯（原子实）原子芯（原子实）26Fe2+1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d6
20、4s0离子的电子组态：先失去离子的电子组态：先失去4s电子：电子：26Fe3+1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d5 21Scback 分子结构通常包括：分子的化学组成，分子结构通常包括：分子的化学组成，分子的构型，分子的构型，分子中原子之间的作用力，分子中原子之间的作用力，即化学键问题。即化学键问题。早期研究主要集中在分子的化学组成方早期研究主要集中在分子的化学组成方面，但现代原子结构理论建立后，分子结构面，但现代原子结构理论建立后，分子结构的研究已深入到的研究已深入到化学键的本质化学键的本质的探索中。的探索中。化学键分为离子键、共价键和金属键。本节化学键分为离子键、共价键和金属键。
21、本节主要介绍共价键。主要介绍共价键。第二节分子结构第二节分子结构一、一、经典共价键理论经典共价键理论二、二、现代价键理论现代价键理论三、三、轨道杂化理论轨道杂化理论back一、经典共价键理论一、经典共价键理论 1916年美国化学家年美国化学家Lewis提出经典的共价键提出经典的共价键电子理论。该理论认为两个或多个原子可以电子理论。该理论认为两个或多个原子可以相互相互“共有共有”一对或多对电子，以便达到稀一对或多对电子，以便达到稀有气体原子最外层有气体原子最外层2个或个或8电子层结构（或称电子层结构（或称为为Lewis结构），而生成稳定的分子。结构），而生成稳定的分子。H+H H H或或HH 成
22、功之处：初步揭示了共价键与离子键的区成功之处：初步揭示了共价键与离子键的区别，能解释共价键的饱和性别，能解释共价键的饱和性 缺点：不能解释一些分子的中心原子最缺点：不能解释一些分子的中心原子最外层电子数虽然少于或多于外层电子数虽然少于或多于8仍能稳定存仍能稳定存在的事实在的事实 缺点：无法说明为什么共用互相排斥的两缺点：无法说明为什么共用互相排斥的两个带负电荷的电子能使原子成为稳定分子个带负电荷的电子能使原子成为稳定分子的本质原因的本质原因 back缺点：无法说明共价键的方向性缺点：无法说明共价键的方向性二、现代价键理论二、现代价键理论(VB法法)直到量子力学建立后，共价键的理论才直到量子力学
23、建立后，共价键的理论才开始发展。开始发展。1927年德国化学家海特勒（年德国化学家海特勒（W.Heitler）和）和伦敦（伦敦（F.London）把氢分子看成是两个核和）把氢分子看成是两个核和两个电子组成的系统，用量子力学近似求解两个电子组成的系统，用量子力学近似求解其薛定谔方程。其薛定谔方程。得到得到H2分子形成的势能曲线图分子形成的势能曲线图 共价键的本质是电性的，共价键的本质是电性的，因两原子轨道因两原子轨道重叠，在两核之间出现电子云密集区重叠，在两核之间出现电子云密集区。这种。这种结合力是两核间的电子云密集区对两核的吸结合力是两核间的电子云密集区对两核的吸引力，成键的这对电子是围绕两个
24、原子核运引力，成键的这对电子是围绕两个原子核运动的，只不过在两核间出现的概率大而已，动的，只不过在两核间出现的概率大而已，而不是正、负离子间的库仑引力，所以它而不是正、负离子间的库仑引力，所以它不不同于一般的静电作用同于一般的静电作用。（一）现代价键理论的基本要点：（一）现代价键理论的基本要点：1.两个原子接近时，只有两个原子接近时，只有自旋方向相反自旋方向相反的的单单电子电子可以相互配对（两原子轨道重叠）可以相互配对（两原子轨道重叠）2.自旋方向相反的单电子配对形成共价键后，自旋方向相反的单电子配对形成共价键后，就不能再和其他原子中的单电子配对。就不能再和其他原子中的单电子配对。(共共价键的
25、价键的饱和性饱和性)3.成键时，两原子轨道重叠愈多，两核间电成键时，两原子轨道重叠愈多，两核间电子云愈密集，形成的共价键愈牢固，这称为子云愈密集，形成的共价键愈牢固，这称为原子轨道最大重叠原理原子轨道最大重叠原理。(共价键的共价键的方向性方向性)共价键的方向性示意图共价键的方向性示意图（二）共价键的类型（二）共价键的类型 按原子轨道重叠方式不同共价键分按原子轨道重叠方式不同共价键分键、键、键键 键键(sigma bond)是两个原子的原子轨道沿着是两个原子的原子轨道沿着键轴（即两核联线，设为键轴（即两核联线，设为x轴）方向以轴）方向以“头碰头碰头头”的方式重叠形成的共价键，轨道重叠部的方式重叠
26、形成的共价键，轨道重叠部分沿键轴呈圆柱型对称分布。分沿键轴呈圆柱型对称分布。键键（pi bond）是两个原子的原子轨道沿）是两个原子的原子轨道沿键轴方向以键轴方向以“肩并肩肩并肩”的方式重叠形成的的方式重叠形成的共价键，轨道重叠部分垂直于键轴呈镜面共价键，轨道重叠部分垂直于键轴呈镜面反对称分布。反对称分布。示意图示意图N 2分子中的分子中的键和键和键示意图键示意图 总结：总结：键和键和键的不同点键的不同点1.形成方式：形成方式：“头碰头头碰头”与与“肩并肩肩并肩”2.对称形式：轴对称，可自由旋转与镜面反对称形式：轴对称，可自由旋转与镜面反对称。对称。3.牢固程度：牢固程度：键比键比键牢固键牢固
27、4.存在状态：存在状态：键是组成分子的骨架，可单键是组成分子的骨架，可单独存在，独存在，键只能依附于键只能依附于键而存在。键而存在。特殊的共价键特殊的共价键配位键配位键由成键原子中的一个原子单独提供电子由成键原子中的一个原子单独提供电子对进入另一原子的空轨道中共用而成键。对进入另一原子的空轨道中共用而成键。例如：例如：NH4单独提供的电子对称为孤对电子。单独提供的电子对称为孤对电子。CO分子的结构分子的结构配位键形成的条件：配位键形成的条件：一个原子的价电子层一个原子的价电子层有孤对电子有孤对电子另一个原子的价电子层另一个原子的价电子层有空轨道有空轨道 配位键形成与正常共价键不同，但一配位键形
28、成与正常共价键不同，但一旦形成，两者就无差别了。旦形成，两者就无差别了。（三）键参数（三）键参数 表征共价键特征的物理量称为共价键参数，表征共价键特征的物理量称为共价键参数，如键长、键角、键能和键的极性。如键长、键角、键能和键的极性。键长键长是分子中成键原子两核间的平均距离。是分子中成键原子两核间的平均距离。两原子形成同型共价键的键长越短，键越稳两原子形成同型共价键的键长越短，键越稳定。定。键角键角是分子中同一个原子形成的相邻两个是分子中同一个原子形成的相邻两个键间的夹角。键间的夹角。H2O分子的键角为分子的键角为10445,V形结构形结构 CO2分子的键角为分子的键角为180,直线型结构直线
29、型结构 分子构型由键角、键长决定。分子构型由键角、键长决定。键能键能(bond energy)是共价键强弱的量度。是共价键强弱的量度。一般一般键能键能越大，共价键强度越大。成键时放越大，共价键强度越大。成键时放出能量，断键时吸收能量。出能量，断键时吸收能量。键的极性与分子的极性键的极性与分子的极性极性共价键极性共价键：由于成键原子的：由于成键原子的电负性电负性不同，不同，共用的电子对偏向电负性较大的原子一方，共用的电子对偏向电负性较大的原子一方，键的正、负电荷中心不重合形成的共价键。键的正、负电荷中心不重合形成的共价键。非极性共价键非极性共价键：成键原子的：成键原子的电负性电负性相同，成相同，
30、成键电子对等量共享，键的正、负电荷中心重键电子对等量共享，键的正、负电荷中心重合的共价键。合的共价键。一般来说，成键原子间电负性相差越大，键一般来说，成键原子间电负性相差越大，键的极性越强。的极性越强。back分子极性分子极性与键的极性关系与键的极性关系极性键形成的双原子分子一定是极性分子。极性键形成的双原子分子一定是极性分子。非极性键构成的分子一定是非极性分子。非极性键构成的分子一定是非极性分子。共价键形成的化合物一定是共价化合物。共价键形成的化合物一定是共价化合物。离子化合物中不会存在共价键。离子化合物中不会存在共价键。极性分子中一定不含有非极性键，非极性分极性分子中一定不含有非极性键，非
31、极性分子中则可能含有极性键。子中则可能含有极性键。同种元素的原子构成的分子一定是非极性分同种元素的原子构成的分子一定是非极性分子。子。共价键的方向性示意图共价键的方向性示意图 形成形成HCl分子时分子时H原子原子1s轨道与轨道与Cl原子原子3px轨道轨道 back键、键、键形成示意图键形成示意图backH2分子形成的势能曲线分子形成的势能曲线 两两H原子的原子的1s轨轨道重叠示意图道重叠示意图 back三、轨道杂化理论三、轨道杂化理论价键理论说明了共价键的形成、本质和特征，价键理论说明了共价键的形成、本质和特征，但不能解释多原子分子构型和一些共价分子但不能解释多原子分子构型和一些共价分子的形成
32、。的形成。H2O，CH4，BF3，NH3等等 为了从理论上说明分子构型，为了从理论上说明分子构型，1931年美国化年美国化学家鲍林学家鲍林(L.Pauling)等人以价键理论为基础，等人以价键理论为基础，提出了杂化轨道理论提出了杂化轨道理论(hybrid orbitals theory)。杂化轨道理论的要点杂化轨道理论的要点：杂化的类型及应用：杂化的类型及应用：sp型杂化型杂化与与spd型杂化型杂化sp型杂化型杂化1.sp杂化杂化 以以BeCl2为例为例铍原子的铍原子的价电子组态价电子组态：2s22px02py02pz0激发激发2s2p2s2p杂化杂化sp2p成键成键2psp-pClClBe成
33、键成键ClClBe乙炔分子：C2H22.sp2杂化：以杂化：以BF3为例为例B:He2s22p12s2px2py2pz激发2s2px2py2pzsp2杂化杂化2pzsp2sp2sp2BFFF成键分子形状：平面正三角形键角：分子形状：平面正三角形键角：120乙烯乙烯 C2H4C:He2s22p2激发激发杂化杂化3.sp3：CH44.NH3与与H2ONH3键角：键角：107分子构型：三角锥（四面体）分子构型：三角锥（四面体）H2O键角：键角：104 45 分子构型：分子构型：“V”形形不等性杂化不等性杂化：杂化所形成的杂杂化所形成的杂化轨道所含有各种原来轨道成化轨道所含有各种原来轨道成分不完全相同
34、，能量也不完全分不完全相同，能量也不完全相同。相同。等性杂化等性杂化：杂化所形成的杂化杂化所形成的杂化轨道所含有各种原来轨道成分轨道所含有各种原来轨道成分相同，能量也完全相同相同，能量也完全相同凡是有孤电子对所在轨道参与的杂化均为不等性杂化。back杂化轨道理论的要点杂化轨道理论的要点1.形成分子时，因原子之间相互影响，同一形成分子时，因原子之间相互影响，同一中心原子中心原子内内能量相近能量相近的不同类型的的不同类型的n个价原个价原子轨道子轨道混合重组，重新分配能量和确定空间混合重组，重新分配能量和确定空间方向，产生方向，产生n个个新的原子轨道。这一过程称新的原子轨道。这一过程称为为杂化杂化(
35、hybridization)，杂化形成的新原子轨，杂化形成的新原子轨道称为道称为杂化轨道杂化轨道(hybrid orbital)。2.杂化轨道形状不同于原纯原子轨道形状杂化轨道形状不同于原纯原子轨道形状,在在某个方向的值比杂化前的大得多，更有利于某个方向的值比杂化前的大得多，更有利于原子轨道间最大程度地重叠，因而杂化轨道原子轨道间最大程度地重叠，因而杂化轨道比原来轨道的成键能力强。故原子常先杂化比原来轨道的成键能力强。故原子常先杂化后成键后成键 p sp3 sp2 sp s成分越多，成键成分越多，成键能力越强能力越强3.杂化轨道之间力图在空间杂化轨道之间力图在空间取最大夹角分布取最大夹角分布，
36、使相互间的排斥能最小，故形成的键较稳定。使相互间的排斥能最小，故形成的键较稳定。back不同类型的杂化轨道之间的夹角不同，成键不同类型的杂化轨道之间的夹角不同，成键后所形成的分子就具有不同的空间构型。后所形成的分子就具有不同的空间构型。杂化类型杂化类型spsp2sp3杂化轨道杂化轨道数数2对对3对对4对对构型构型直线型直线型平面三角形平面三角形四面体四面体第三节氢键第三节氢键分子之间存在的作用力分子之间存在的作用力分子间作用力分子间作用力分子内部相邻原子间作用力分子内部相邻原子间作用力共价键共价键 广义讲，分子间作用力是除共价键、离子广义讲，分子间作用力是除共价键、离子键和金属键以外的键和金属
37、键以外的分子间和基团间相互作用分子间和基团间相互作用力的总称力的总称，它主要包括离子或荷电基团、偶，它主要包括离子或荷电基团、偶极子、诱导偶极子间作用力、氢键力、疏水极子、诱导偶极子间作用力、氢键力、疏水基团间作用力、非键电子的推斥力等。基团间作用力、非键电子的推斥力等。大多数的分子间作用能小于大多数的分子间作用能小于10 kJmol-1，作用范围是属于短程力。作用范围是属于短程力。分子间作用力分子间作用力范德华力范德华力非荷电的原非荷电的原子或分子之间的弱吸引力子或分子之间的弱吸引力氢键氢键分子间作用力的大小是决定物质的熔点分子间作用力的大小是决定物质的熔点mp、沸点沸点bp高低的主要因素。
38、（分子化合物，不高低的主要因素。（分子化合物，不包括离子晶体、原子晶体及多属晶体）包括离子晶体、原子晶体及多属晶体）本节介绍氢键的形成及其特征。本节介绍氢键的形成及其特征。当当H原子与原子与电负性高、半径小的电负性高、半径小的X原子原子以极性共价键结合后，由于以极性共价键结合后，由于X原子吸引电子原子吸引电子能力大，使能力大，使H原子显示较强正电荷场，在与原子显示较强正电荷场，在与另一个另一个电负性较强且有孤对电子的电负性较强且有孤对电子的Y原子原子接接触时，又能产生静电吸引力，触时，又能产生静电吸引力，表示为：表示为：XH Y X、Y可以相同也可以不同，如可以相同也可以不同，如F、O、N等原
39、子。等原子。Cl、S等可形成弱氢键。等可形成弱氢键。（一）氢键的形成（一）氢键的形成 C和和N以三键或双键相连时以三键或双键相连时C也能形成氢也能形成氢键，如：键，如：NCH O 。（二）氢键的特征（二）氢键的特征 氢键的键能比范德华力稍强，但仍比化氢键的键能比范德华力稍强，但仍比化学键弱得多。氢键的强弱与学键弱得多。氢键的强弱与X、Y原子的原子的电负性等因素有关。电负性等因素有关。氢键具有饱和性氢键具有饱和性 分子间氢键具有方向性，分子内氢键分子间氢键具有方向性，分子内氢键不具有方向性。不具有方向性。氢键的分类：氢键的分类：分子间和分子内氢键分子间和分子内氢键（三）氢键对物质物理性质的影响（
40、三）氢键对物质物理性质的影响结构相似的同系物质，若存在分子间氢结构相似的同系物质，若存在分子间氢键时，熔点、沸点显著升高，形成分子键时，熔点、沸点显著升高，形成分子内氢键的物质，一般熔、沸点要低。内氢键的物质，一般熔、沸点要低。例如邻硝基苯酚熔点为例如邻硝基苯酚熔点为45，而间位和，而间位和对位硝基苯酚，熔点分别为对位硝基苯酚，熔点分别为96和和114。对溶点、沸点的影响：对溶点、沸点的影响：溶解度的影响：溶解度的影响：与溶剂形成氢键的物质，溶解度较大。与溶剂形成氢键的物质，溶解度较大。若溶质形成分子内氢键，降低分子极若溶质形成分子内氢键，降低分子极性，在极性溶剂中溶解度降低。性，在极性溶剂中溶解度降低。back分子间和分子内氢键分子间和分子内氢键分子间氢键示意图分子间氢键示意图 硝酸、邻硝基苯酚硝酸、邻硝基苯酚的分子内氢键的分子内氢键 back
