第四章 原子結(jié)構(gòu)簡介

第4章原子結(jié)構(gòu)簡介2023/5/41

物質(zhì)結(jié)構(gòu)的研究對于化學(xué)乃至整個自然科學(xué)的研究來說，相當(dāng)于基石的作用。因為結(jié)構(gòu)決定性質(zhì)，只有深入了解物質(zhì)的深層結(jié)構(gòu)，才有可能深入把握物質(zhì)的性質(zhì)及其變化規(guī)律。

前言2023/5/42道爾頓（英）——1803.原子論

“近代化學(xué)之父”

湯姆遜（英）——1897.

“蛋糕”模型

1906.獲Nobel獎原子是一個球體，正電荷均勻分布在整個球內(nèi)，而電子卻象棗糕里的棗子那樣鑲嵌在原子里面．原子結(jié)構(gòu)理論發(fā)展簡史：英國科學(xué)家道爾頓認(rèn)為每種單質(zhì)均由很小的原子組成，不同的單質(zhì)由不同質(zhì)量的原子組成。道爾頓認(rèn)為原子是一個堅硬的實心小球。認(rèn)為原子是組成物質(zhì)的最小單位。2023/5/43盧瑟福（英）——1911.“核式結(jié)構(gòu)”模型

1908.獲Nobel獎

核式原子結(jié)構(gòu)認(rèn)為：原子的質(zhì)量幾乎全部集中在直徑很小的核心區(qū)域，叫原子核，電子在原子核外繞核作軌道運動。原子核帶正電，電子帶負(fù)電。玻爾（丹麥）——1913.“定態(tài)軌道模型”

1922.獲Nobel物理獎

玻爾(NielsBohr，1885-1962)，在盧瑟福模型的基礎(chǔ)上，他提出了電子在核外的量子化軌道，解決了原子結(jié)構(gòu)的穩(wěn)定性問題，描繪出了完整而令人信服的原子結(jié)構(gòu)學(xué)說。

薛定諤（奧地利）——1926.“量子學(xué)理論”

1933.獲Nobel物理獎量子概念是1900年普朗克首先提出的，到今天已經(jīng)一百多年了。期間，經(jīng)過玻爾、德布羅意、玻恩、海森柏、薛定諤、狄拉克、愛因斯坦等許多物理大師的創(chuàng)新努力，到20世紀(jì)30年代,初步建立了一套完整的量子力學(xué)理論2023/5/44§4-1氫原子光譜和玻爾理論(SpectrumofhydrogenandBohr’stheory)一、氫原子光譜太陽光或白熾燈發(fā)出的白光，經(jīng)過柱鏡投射到屏上，可得到按紅、橙、黃、綠、青、藍(lán)、紫次序連續(xù)分布的彩色光譜。這種光譜稱為連續(xù)光譜。2023/5/45如果將裝有高純度低壓氫氣的放電管所發(fā)出的光通過棱鏡，在屏幕上可見光區(qū)內(nèi)得到不連續(xù)的5條明顯的特怔譜線。這種光譜是線狀的，所以稱為線狀光譜；它又是不連續(xù)的，所以亦稱為不連續(xù)光譜。線狀光譜是原子受激發(fā)后從原子內(nèi)部輻射出來的，因此又稱為原子光譜。連續(xù)光譜氫光譜2023/5/46

對其他元素進行高溫激化，發(fā)現(xiàn)均發(fā)出線狀光譜，而且每個元素發(fā)出的譜線不同。2023/5/47

為什么氣態(tài)原子會發(fā)光，而且每種元素的譜線都具有特征的波長、頻率和能量？丹麥的物理學(xué)家玻爾針對氫原子線狀光譜的特點，應(yīng)用了普朗克的量子論的觀點，提出了自己的原子結(jié)構(gòu)理論——玻爾理論。2023/5/48二、玻爾理論玻爾理論的中心思想有兩點：1、定態(tài)軌道概念

核外電子的運動軌道具有一定的半徑，在軌道上運動的電子既不吸收能量，也不放出能量，其能量狀態(tài)是穩(wěn)定的，所以叫定態(tài)軌道。2023/5/492、軌道能級概念

電子在不同的定態(tài)軌道上運動，具有不同的能量，離核越近，能量越低；離核越遠(yuǎn)，能量越高，這些一級一級的能量狀態(tài)，就稱為能級。每個能級的能量公式：

n=1,2,3,……2023/5/410基態(tài)：原子在常態(tài)時，電子盡可能處于能量最低的軌道，這種狀態(tài)稱為基態(tài)。氫原子的基態(tài)：

n=1，3.電子躍遷概念激發(fā)態(tài)：當(dāng)電子受外界能量（如火花、電?。┘ぐl(fā)時，會跑到能量較高的軌道上，這時原子所處的狀態(tài)叫激發(fā)態(tài)：n=1n=2n=3n=4躍遷：從基態(tài)到激發(fā)態(tài)或從激發(fā)態(tài)到基態(tài)的過程稱為躍遷。2023/5/411處于激發(fā)態(tài)的電子不穩(wěn)定，會從高能級軌道再躍遷回低能級軌道，這個過程要釋放能量，這部分能量以光能的形式釋放出來，就產(chǎn)生了一條一條的線狀光譜：譜線的頻率用下式計算：

E=En－En-1＝hv

n=1n=2n=3n=42023/5/412三、薛定諤方程

1926年薛定諤提出了描述核外電子運動狀態(tài)的基本方程--薛定諤方程：ψ

：電子波函數(shù)h：普朗克常數(shù)m：電子質(zhì)量x,y,z：電子的空間坐標(biāo)E：電子能量V：電子勢能2023/5/413

波函數(shù)的平方|ψ|2反映了電子在核外空間某微小體積內(nèi)出現(xiàn)的幾率大小，即幾率密度：

薛定諤方程可以計算原子核周圍空間任一點的電子幾率密度，根據(jù)密度大小繪圖，即密度大的地方用較多的小黑點描述，密度小的用較少的小黑點描述，可以得到一個類似“云”狀圖形，稱之為電子云。★

注意：黑點的多少不代表電子的多少！而代表電子出現(xiàn)幾率的大小2023/5/414薛定諤方程計算的部分成果：S軌道P軌道d軌道2023/5/415

對氫原子核外電子的一個電子的運動進行瞬間拍照，并進行重疊統(tǒng)計，得到的電子出現(xiàn)的幾率密度分布圖與薛定諤方程計算結(jié)果一致，證實了薛定諤方程的正確性。電子云2023/5/416四、四個量子數(shù)1、主量子數(shù)n(principalquantumnumber)描述電子離核的遠(yuǎn)近取值范圍：n＝1,2,3,4,

…

正整數(shù)描述電子的運行狀態(tài)，用4個量子數(shù)來描述：n越大，說明電子離核的平均距離越遠(yuǎn)，電子的能量越高。主量子數(shù)n：1

2

3

4

5

6

7電子層：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：KLMNOPQ2023/5/4172、角量子數(shù)l

(azimuthalquantumnumber)

電子層還可以細(xì)分為若干個不同的電子亞層。用角量子數(shù)l來代表電子亞層。l為0~（n-1)的整數(shù)，每個l值代表一個亞層。角量子數(shù)(l)0123電子亞層符號：spdf2023/5/418【例如】n＝3，

l＝0，1，2

l

可以有三個取值。也就是說，第三電子層有三個亞層，分別是：3s、3p、3d。

同一層中（n相同），l越大，則軌道的能量越高。另外，l不同的原子軌道，形狀不一樣。2023/5/419角量子數(shù)與電子亞層、軌道形狀的對應(yīng)關(guān)系S軌道P軌道d軌道2023/5/420主量子數(shù)與角量子數(shù)的關(guān)系2023/5/4213、磁量子數(shù)m

(magneticquantumnumber)

同一形狀的原子軌道（l相同），在空間會有不同的取向，用m來表示。取值范圍：m＝0，±1，±2，…

，±l

m決定原子軌道在空間的取向。

2023/5/422l＝1，

說明p軌道在空間有三個不同的取向，分別用px、py、pz來表示這三個不同取向的原子軌道。

m與軌道的能量無關(guān)，只要n和l相同，軌道的能量就相同。

能量相同的軌道稱為簡并軌道（或等價軌道），如：3px、3py、3pz

互相稱為等價軌道。2023/5/423

l＝2，m＝-2，-1，0，+1，+2

五個取值，說明d軌道在空間有5個不同取向的原子軌道：2023/5/424

根據(jù)n、l、m三個量子數(shù)的取值范圍，可以確定每個電子層中原子軌道的數(shù)目。n＝1：l＝0，m＝0

1個軌道（1s）n＝2：2s

2px、2py、2pzn＝3：∴每個電子層中的軌道數(shù)＝n2（或者說：每個電子層中電子的運動狀態(tài)有n2種）9個軌道4個軌道2023/5/4254、自旋量子數(shù)ms(spinquantumnumber)

ms表示電子的自旋運動狀態(tài)。電子除了在核外空間繞核的運動，還有本身的自旋運動。電子的自旋運動狀態(tài)由ms表示。

通常用“↑”、“↓”來表示。電子的自旋運動狀態(tài)只有兩種?！啊北硎咀孕喾?，“↑↑”表示自旋平行。2023/5/426電子狀態(tài)描述方法：某電子四個量子數(shù)分別為n，l，m，ms電子狀態(tài)描述為：（n，l，m，ms）2023/5/427方框表示能量近似的軌道，構(gòu)成一個能級組。五、多電子原子軌道近似能級圖-鮑林近似能級圖2023/5/428★鮑林原子軌道能級圖★2023/5/4292023/5/4302023/5/4312023/5/432從鮑林近似能級圖可以看出，各軌道能級次序如下：1s<2s<2p<3s<3p<4s<3d<4p<5s<4d<5p<6s<4f<5d<6p<7s<5f<6d<7p2023/5/433選擇題：1.下列各組量子數(shù)中，合理的是()A.n=3,l=2,m=-2B.n=1,l=0,m=1C.n=2,l=2,m=1D.n=4,l=-2,m=02.下列原子軌道不可能存在的是(

)A.8sB.2dC.4fD.8p3.下列原子中，原子軌道能量與角量子數(shù)無關(guān)的是(

)A.HeB.LiC.HD.BeABC2023/5/434§4-2

多電子原子結(jié)構(gòu)與周期系(Structureofmultielectronatomsandperiodiclaw)一、原子核外電子的分布1、泡利不相容原理

在同一原子中，不可能有四個量子數(shù)完全相同的電子。

由泡利不相容原理可以推知：每個原子軌道最多只能容納兩個電子,而且自旋方向相反。2023/5/4352、能量最低原理

在不違背泡利不相容原理的前提下，電子將優(yōu)先占據(jù)能量最低的軌道，保持體系的能量處于最低狀態(tài)。

所以，根據(jù)鮑林能級圖，電子應(yīng)首先排在1s，然后依次是2s、2p、3s。2023/5/4362s2p1s3s3p3d4s4p4d4f5s5p5d5f6s6p6d7s7p電子填入軌道順序圖2023/5/4373、洪特規(guī)則

在n和l相同的等價軌道上分布的電子，總是盡可能分占不同的軌道，并且自旋平行（自旋狀態(tài)相同）。通過量子力學(xué)的計算證明，這樣分布可以使體系處于能量最低狀態(tài)。舉例：

7N：1s22s22p3

22Ti：1s2s2p3d4s2023/5/438未成對電子：一個軌道上只有一個電子時，這個電子稱為未成對電子。

7N：1s22s22p3

22Ti：1s2s2p3d4s未成對電子數(shù)32？？2023/5/439★洪特規(guī)則特例29Cu也符合洪特規(guī)則特例：

29Cu：

等價軌道處于全充滿、半充滿和全空狀態(tài)時，體系狀態(tài)最穩(wěn)定。24Cr：×√

3d4s大家看，這兩個排列那個正確？（不是3d94S2）2023/5/440【書寫電子分布式的注意事項】（1）軌道排列順序按主量子數(shù)由小到大排列，而電子的填充按軌道能級順序由低到高填入。26Fe：2023/5/441（2）當(dāng)原子序數(shù)較大時，為了書寫方便，常把內(nèi)層電子分布用相應(yīng)的稀有氣體元素代替，叫做“原子實”，然后寫出外層電子分布：

26Fe：（18Ar：19K：2023/5/442【思考】

為什么最外層電子數(shù)不會超過8個；次外層電子數(shù)不會超過18個？2023/5/443二、原子核外電子的分布和元素周期系

元素周期表是1869年，俄國的門捷列夫創(chuàng)建的。當(dāng)時，已經(jīng)發(fā)現(xiàn)了60多種元素，門捷列夫把它們按原子量的大小進行排列，發(fā)現(xiàn)元素的許多性質(zhì)隨著原子量的遞增呈現(xiàn)出周期性的變化。這就是元素周期律，根據(jù)周期律，他把所有的元素分類排列，組成了最初的元素周期表。2023/5/4441869年門捷列夫Mendeleev.s2023/5/445

二十世紀(jì)初，隨著電子和質(zhì)子、中子的發(fā)現(xiàn)，人們認(rèn)識到元素性質(zhì)周期性變化的內(nèi)在因素不是原子量，而是核電荷數(shù)。直到30年代量子力學(xué)弄清了核外電子的分布后，人們才最終認(rèn)識到元素性質(zhì)呈現(xiàn)周期律的根本原因是核外電子分布的周期性變化引起的?，F(xiàn)在的元素周期表就是按電子層結(jié)構(gòu)來劃分的。2023/5/4462023/5/447

元素周期表共有109種元素，橫向可以分為七個周期，縱向分為八個主族、八個副族，根據(jù)外層電子構(gòu)型的特點，還可以分為五個區(qū)。2023/5/4481、周期周期是根據(jù)電子層數(shù)來劃分的。每一橫行為一個周期，隨著元素原子序數(shù)的遞增，核外電子數(shù)也逐漸遞增，電子層數(shù)越來越多。電子排滿一層，開始排下一層時，就是一個新的周期的開始。2023/5/4492、族

族是根據(jù)外層電子構(gòu)型來劃分的。外層電子構(gòu)型相同或相近、化學(xué)性質(zhì)相似的元素劃為一族，排在同一列中。主族：最后一個電子填入s、p軌道的元素（A）

副族：最后一個電子填入d、f軌道的元素

（B）（過渡元素）共分為8個主族（ⅠA－ⅦA，0族），

8個副族（ⅢB－Ⅷ，ⅠB、ⅡB）2023/5/450?主族：族數(shù)=最外層電子數(shù)；副族：族數(shù)=最外層＋次外層d軌道電子數(shù)但ⅠB、ⅡB、Ⅷ例外：

ⅠB、ⅡB：Ⅷ：2023/5/451

除了按周期和族劃分外，還可以根據(jù)元素外層電子構(gòu)型的特征把周期表分為五個區(qū)。s區(qū)：（ⅠA、ⅡA）p區(qū)：（ⅢA—ⅧA、0族）d區(qū)：（ⅢB－Ⅷ）ds區(qū)：（ⅠB、ⅡB）f區(qū)：（鑭系、錒系元素）★電子層結(jié)構(gòu)與元素的分區(qū)★3、區(qū)2023/5/4522023/5/453【例】（1）寫出29號和22號元素的電子分布式，并指出其在周期表中的位置。第四周期、ⅠB族、ds區(qū)22Ti：第四周期、ⅣB族、d區(qū)解：29號電子分布式：1s22s22p63s23p63d104s129Cu：簡寫為2023/5/454（2）已知某元素在第四周期、ⅦA族，指出是什么元素？n＝4，最外層電子數(shù)＝7，外層電子構(gòu)型：∴電子分布式：→35號Br解：2023/5/455【例】寫出氮原子2p軌道上3個電子各自的四個量子數(shù)。解：(2，1，0，+?)(2，1，1，+?)(2，1，-1，+?)

7N：1s22s22p3

1s2s2p2023/5/456解：核外電子分布式

外層電子構(gòu)型未成對電子(1)19K:[Ar]4s14s1

1(2)21Sc:[Ar]3d14s2

3d14s21(3)29Cu:[Ar]3d104s1

3d104s11(4)34Se:[Ar]3d104s24p4

4s24p42(5)48Cd:[Kr]4d105s2

4d105s2

0【例】寫出下列各元素原子的核外電子分布式、外層電子構(gòu)型。并指出有多少未成對電子。1921293448第一周期2個元素He第二周期8Ne第三周期8Ar第4周期18Kr第5周期18Xe2023/5/45712.元素原子的最外層僅有一個電子，該電子的量子數(shù)為：n=4，l=0，m=0，問：（1）符合上述條件的元素可以有幾個？原子序數(shù)各為多少？（2）寫出相應(yīng)元素原子的電子分布式，并指出其在周期表中的所在的周期、族和區(qū)。2023/5/458解：已知最外層只有一個電子，其量子數(shù)為：n=4，l=0，m=0，ms=+?(1).由量子數(shù)可以推測價電子層結(jié)構(gòu)價層電子構(gòu)型4s13d54s13d104s1

對應(yīng)原子序數(shù)192429可見符合條件的元素是3個。(2).元素電子分布式周期族區(qū)19K[Ar]4s1第四周期

ⅠA

s24Cr[Ar]3d54s1

第四周期

ⅥB

d29Cu[Ar]3d104s1

第四周期

ⅠB

ds作業(yè)：P1623、5、112023/5/459§4-3

共價鍵(Covalentbond)

化合物的90%以上是由共價鍵結(jié)合的，所以研究共價鍵的本質(zhì)，一直是化學(xué)中的重大課題。對于這個問題，1916年美國化學(xué)家路易斯提出了“共價鍵”概念。路易斯共價鍵理論：原子和原子結(jié)合成分子是通過共用電子對以滿足每個原子具有穩(wěn)定稀有氣體的電子結(jié)構(gòu)來實現(xiàn)的。這種通過共用電子對結(jié)合而形成的化學(xué)鍵為共價鍵。共價鍵指的是兩個相同原子或電負(fù)性相差不大的原子之間的成鍵方式。一、共價鍵的發(fā)展2023/5/460

雖然這樣成功地解釋了一些分子的形成，但對某些分子內(nèi)存在的單電子鍵或外層電子數(shù)少于8e(BF3)或多于8e(PCl5)而能穩(wěn)定存在的事實不能解釋，也不能解釋共價鍵具有飽和性和方向性的特性。也不能闡明為什么“共用電子”能使兩個原子結(jié)合成分子的本質(zhì)原因。2023/5/4611927年德國海特勒和波蘭倫敦把量子力學(xué)理論引入H2分子結(jié)構(gòu)中，對共價鍵的本質(zhì)進行了初步的解答；后來鮑林等人發(fā)展了這一成果，建立了現(xiàn)代價鍵理論（電子配對理論，VB法）、雜化軌道理論、價層電子對互斥理論。

價鍵理論認(rèn)為形成共價鍵的電子只處在兩原子間的區(qū)域內(nèi)運動。價鍵理論討論基態(tài)分子的性質(zhì)(例如分子的空間構(gòu)型、鍵的離解能等)用價鍵理論比較方便。

1932年美國莫立根和德國洪特提出了分子軌道理論。分子軌道理論認(rèn)為形成共價鍵的電子可以在整個分子的區(qū)域內(nèi)運動。討論分子的光學(xué)、磁學(xué)性質(zhì)(例如電子的躍遷引起的電離或激發(fā)態(tài)等)使用分子軌道理論較方便。2023/5/462二、現(xiàn)代價鍵理論(ValenceBondTheory,簡稱VB)（一）共價鍵的形成海特勒和倫敦運用量子力學(xué)方法從理論上計算出氫分子形成過程中能量隨核間距的變化情況兩個含有自旋平行的成單電子的氫原子相互靠近時產(chǎn)生排斥作用，體系能量高于兩個單獨存在時的氫原子的能量之和，這種狀態(tài)稱為排斥態(tài)。不能形成氫分子。兩個含有自旋相反的成單電子的氫原子相互靠近時原子軌道重疊，體系能量低于兩個單獨存在時的氫原子的能量之和，這種狀態(tài)稱為氫分子的基態(tài)。能形成氫分子。氫分子的基態(tài)在R=87pm(實驗值74pm)處能量最低，最穩(wěn)定，形成氫分子。2023/5/463價鍵理論指出共價鍵的本質(zhì)是由于原子軌道重疊，原子核間電子幾率密度增大吸引原子核而成鍵。2023/5/464（二）價鍵理論的要點1、電子配對成鍵：自旋方向相反的單電子配對成鍵。(1)成鍵原子相互接近時，各自提供自旋方向相反的未成對電子偶合配對，形成共價鍵，如F2分子：(2)未成對電子偶合成鍵時，可采用多種形式，既可形成共價單鍵，也可形成共價雙鍵、叁鍵等多重鍵。如：2023/5/465(4)如果A原子有兩個成單電子，B原子有一個成單電子，則一個A原子就能與兩個B原子結(jié)合形成AB2型分子。例：氧原子有兩個成單2p電子，氫原子有一個成單的1s電子，因此一個氧原子能與兩個氫原子結(jié)合成H2O分子：(3)如果兩原子中沒有成單的電子或兩原子中雖有成單電子但自旋方向相同，則它們都不能形成共價鍵，例如氦原子有2個1s電子，它不能形成He2分子。2023/5/466

共價鍵的形成在可能范圍內(nèi)總是沿著原子軌道重疊最大的方向重疊成鍵。（1）最大重疊原理2、原子軌道重疊成鍵2023/5/467原子軌道必須以對稱性相同的部分，即原子軌道角度分布圖中“+”與“+”，“-”與“-”符號相同部分相互重疊，才能形成穩(wěn)定的共價鍵。因為只有這樣才能使兩核間電子出現(xiàn)的幾率密度增大。使兩原子間的結(jié)合力大于排斥力，使整個體系的能量降低，從而形成穩(wěn)定的共價鍵?！?-

+╳+-

+╳+-

+╳+-

+（2）對稱性匹配原則★對稱性匹配★2023/5/4683、能量最低原理：電子配對后放出能量，使體系能量降低。2023/5/469（三）共價鍵的特征1、飽和性(saturation

)：一個原子的一個未成對電子，只能與另一個原子的自旋方向相反的單電子配對成鍵，不能再與其它電子配對成鍵。如：H-Cl、、N≡N。2、方向性(orientation

)：因為軌道重疊時，是沿軌道伸展的方向重疊(遵循最大重疊原理)，所以共價鍵是有方向性的。(?與離子鍵不同)2023/5/470二、共價鍵的類型

共價鍵按原子軌道的重疊方式不同可分為σ鍵和π鍵兩種:σ鍵：成鍵原子軌道沿鍵軸方向以“頭碰頭”的方式重疊成鍵。如果兩個原子是以單鍵結(jié)合的，都是σ鍵。π

鍵：成鍵原子軌道沿鍵軸方向以“肩并肩”的方式重疊成鍵。2023/5/471★共價鍵的鍵型★2023/5/4722023/5/473

如果兩個原子之間形成雙鍵或叁鍵，那么其中有一個是σ鍵，其它的都是π鍵。2023/5/474

共價鍵還可以按鍵有沒有極性，分為極性共價鍵和非極性共價鍵。非極性共價鍵：同種原子之間形成的共價鍵，原子電負(fù)性相同，對共用電子對的吸引力相同，共用電子對均勻分布在兩原子之間，簡稱非極性鍵。如：H2、O2、N2、金剛石、純硅等。

極性共價鍵：不同原子之間形成的共價鍵。原子電負(fù)性不同，共用電子對會偏向電負(fù)性較大的一方，在鍵的兩端出現(xiàn)正負(fù)極，這樣的共價鍵稱為極性共價鍵。如：HCl(H-Cl鍵)、NH3(N-H鍵)等。2023/5/475三、鍵參數(shù)1、鍵能

衡量化學(xué)鍵強弱的物理量。鍵能越大，鍵越牢固。描述化學(xué)鍵性質(zhì)的物理量。2023/5/476離解能：在1個標(biāo)準(zhǔn)大氣壓，25℃下將1mol理想氣體分子AB拆開，成為理想氣態(tài)的A原子和B原子，所需要的能量，叫做AB的離解能（kJ·mol-1）。常用符號D(A-B)表示。2023/5/4772、鍵長

分子內(nèi)成鍵原子核之間的平均距離。例如:

Lb(H-Cl)=127.4pm

鍵長越小，鍵能越大，鍵越牢固。2023/5/478分子中相鄰的兩個化學(xué)鍵之間的夾角。3、鍵角NH3H2OV型三角錐型直線型CO2∴鍵角是反映分子空間構(gòu)型的一個重要參數(shù)。2023/5/479如H2O，若按VB法的解釋：

8O：1s22s22p4按最大重疊原理，形成的兩個O－H鍵的夾角應(yīng)該是90°，但事實上O－H鍵角卻是104.5°。

價鍵理論揭示了共價鍵的本質(zhì)，能夠說明許多雙原子分子的形成。但在解釋多原子分子成鍵和分子空間構(gòu)型時，遇到了困難。2023/5/480再如：

CH4，6C：1s22s22p2，按價鍵理論，C只能形成兩個共價鍵，鍵角應(yīng)該是90°，但事實上，C與四個H形成四個C－H鍵，而且鍵角是109°28’。

為了解釋多原子分子的形成和空間構(gòu)型，鮑林在價鍵理論的基礎(chǔ)上提出了“雜化軌道”理論，成為價鍵理論的重要補充和發(fā)展。2023/5/481§4-4

雜化軌道理論一、雜化與雜化軌道1、定義

雜化軌道理論認(rèn)為：原子在相互結(jié)合形成分子的過程中，同一原子中不同類型能量相近的某些原子軌道，會發(fā)生重新組合，形成一組能量相同的新軌道，這個過程稱為原子軌道的“雜化”(hybridization)，形成的新軌道就是“雜化軌道”(hybridorbital)

。2023/5/4822、要點：（1）雜化發(fā)生在同一原子中能量相近的原子軌道之間。H2O、NH3、CH4、BF3（2）雜化前后軌道數(shù)目不變，有幾個原子軌道發(fā)生雜化，就會產(chǎn)生幾個雜化軌道。例如，在CH4分子形成時，碳原子的一個2s原子軌道和三個2p原子軌道進行雜化，形成四個sp3雜化軌道。2023/5/483（3）形成的雜化軌道之間滿足最小排斥原理。即雜化軌道間的夾角應(yīng)達到最大，成鍵后成鍵電子之間的斥力最小，體系較穩(wěn)定。（4）雜化時，成對電子可以被激發(fā)到空軌道上變成單電子。（5）雜化軌道成鍵時，要滿足原子軌道最大重疊原理。

即原子軌道重疊越多，形成的化學(xué)鍵越穩(wěn)定，生成的分子更加穩(wěn)定。2023/5/484二、雜化類型與分子空間構(gòu)型（一）s-p型等性雜化及分子的空間構(gòu)型

根據(jù)參加雜化的軌道數(shù)目不同，s-p型雜化又可分為sp雜化、sp2雜化、sp3雜化。等性雜化：新組成的雜化軌道成分完全相同，空間構(gòu)型完全對稱不等性雜化：新組成的雜化軌道成分不完全相同，空間構(gòu)型不對稱2023/5/4851.sp雜化：BeCl2

直線型，鍵角：180°（sp雜化軌道）實例：CO2、HgCl2、[Ag(NH3)2]+2.sp2雜化：BF3

平面三角形，鍵角1200

實例：BCl3、NO3–（sp2雜化軌道）3、sp3雜化：CH4

四面體構(gòu)型，鍵角：109028’（sp3雜化軌道）實例：CCl4、CHCl3、(SO42–、PO43–、ClO4–)2023/5/486（二）s-p型不等性雜化及分子的空間構(gòu)型

在s-p型等性雜化中，參加雜化的原子軌道都是含有單電子的原子軌道，如果參加雜化的原子軌道含有成對電子，這樣的雜化為不等性雜化，形成的雜化軌道為不等性雜化軌道。最典型的例子：NH3和H2O2023/5/487NH3中N