化学键与分子结构

第四章化学键与分子结构

1、掌握价键理论的要点、共价键的概念；掌握杂化轨道类型与分子构型的关系。2、掌握分子间力的概念及影响分子间力大小的因素；掌握氢键的形成、特点及对物质物理性质的影响。3、掌握几种典型的晶体类型的结构及性质特点。4、掌握价层电子对互斥理论。5、掌握分子轨道理论和离子极化理论及其应用【本章要求】从原子结构的观点来看，除了稀有气体是全充满结构以外，其他原子的原子轨道都不是全充满，是不稳定的结构，因此，自然界中的原子并不是孤立存在的，而是以可以独立存在的分子或晶体形式存在。它们通过不同的方式结合在一起，形成了我们肉眼可见的各种各样的物质。根据原子之间结合方式的不同，可以把物质分为这么几类：稀有气体：单原子分子→分子晶体（分子间力）

物质的分子是由原子组成的，原子之间之所以能结合成分子，说明原子之间存在着相互作用力。通常把分子中的两个或两个以上原子之间的强烈的相互作用，称为化学键。化学键：分子中或晶体中相邻原子之间的强烈的相互作用力，叫做化学键。所以除稀有气体外，物质都是由原子通过化学键结合成分子或者直接结合成晶体而形成的。原子结构决定了物质的化学性质，分子和晶体的结构则决定了物质的物理性质。离子键：正负离子通过静电作用结合起来的化学键，叫做作离子键。(离子键通常存在于晶体之中)共价键：原子通过电子配对而形成的化学键，叫做共价键。（共价间存在于分子之中，也存在于某些晶体中。）金属键：金属原子之间通过自由移动的电子结合起来的化学键，叫做金属键。（金属键存在于金属晶体中。）

不同种类的物质中，原子或离子之间形成的化学键是不一样的。在金属和非金属元素形成的离子晶体中，离子之间的强烈的作用力是离子键；在金属晶体中原子之间强烈的作用力是金属键；而在原子晶体中，在非金属元素形成的分子晶体中或者气态的分子内原子之间强烈的作用力是共价键。§4.1离子键理论

活泼金属原子与活泼的非金属原子所形成的化合物如NaCl、KCl、CsCl、MgO、CaO等，通常都是离子型化合物。它们的特点是：在一般情况下，主要以晶体的形式存在，他们具有较高的熔点和沸点，在熔融状态或溶于水后其水溶液均能导电。为了说明这类化合物的键合情况，从而阐明结构和性质的关系，提出了离子键理论。1916年，德国化学家科塞尔(Kossel)，根据稀有气体具有稳定结构的事实提出了离子键理论，他认为不同的原子间化合时，它们都有达到稀有气体稳定结构的趋势，首先通过电子得失形成正负离子，并通过静电作用结合形成化合物。这种通过静电作用形成的化学键叫做离子键。离子型化合物在熔融或溶解状态下能够导电，是因为这类化合物中存在电荷相反的正负离子。离子键理论认为：

1）当电负性小的活泼金属原子与电负性大的活泼非金属原子相遇时，他们都有达到稳定结构的趋势，由于两个原子的电负性相差较大，它们之间容易通过得失电子而生成正负离子。

2）所谓稳定结构，对主族元素来说，他们生成的离子都具有稀有气体的结构，即p轨道全充满状态。如钠和氯原子相遇时，钠(3s1)失去一个电子而成为带有一个正电荷的钠离子，Na+(2s22p6)；氯(3s23p5)获得一个电子而成为带一个负电荷的氯离子Cl－(3s23p6)。对过渡元素来说，它们所生成的离子d轨道一般都处于半充满状态。如在FeF3和MnF2中，Fe3+和Mn2+的3d轨道都处于半充满(3d5)状态。但是，过渡元素的s和d轨道能量相近，例外的很多。4.1.1离子键的形成3）原子间发生电子的转移而形成具有稳定结构的正、负离子时，从能量角度来看，一定会有能量的吸收和放出，而且新体系的能量一般也是最低的。例如：Na(g)+Cl(g)=NaCl(g)

ΔrH=-452kJ·mol-1正负离子间的作用力正负离间的静电引力电子之间、原子核之间的斥力库仑定律正负离子间总势能

正负离子间总势能与R的关系NaCl势能曲线

由NaCl的势能曲线可知，当正负离子相互接近时，在R较大时，由于电子云之间的排斥作用可以较小，这是主要表现为正负离子的吸引作用，体系的能量随着R的减小而降低。当正负离子接近到小于平衡距离R0，即R<R0时，电子云之间的排斥作用上升为主要作用，这时体系的能量突然增大。只有当正负离子接近到平衡距离R0(即R=R0)时，吸引作用与排斥作用才达到平衡，这时正负离子处于平衡位置附近振动，体系的能量降到最低点。这说明正负离子之间形成了稳定的化学键（即离子键）。

以NaCl为例，离子键的形成过程可简单的表示如下：

nNa(3s1)nNa+(2s22p6)nNaClnCl(3s23p5)nCl－(3s23p6)

由原子间通过电子得失，形成正、负离子，并通过静电引力而形成的化学键叫离子键。生成离子键的条件是原子间电负性相差较大，一般要大于1.7左右。由离子键形成的化合物叫做离子化合物。4.1.2离子键的特点离子键的本质是静电作用库仑定律

离子键的强度与离子的电荷有关、与离子的半径有关，电荷越大，离子间的距离越小（在一定范围内），离子间的引力越强。形成的离子键的强度越大。2.离子键没有方向性

离子键是由正、负离子通过静电吸引力作用结合而成的，且离子都是带电体，它的电荷分布可视为球形对称的，只要条件许可，它在空间各方向施展的电性作用相同，吸引带异电荷的离子的能力相同。

例如：在氯化钠晶体中，每个Na+离子周围等距离排列着6个Cl-离子；每个Cl-周围也等距离排列着6个Na+离子。

由于一个离子可以同时与多个带有相反电荷的离子相互吸引，与带有相反电荷离子的吸引作用只与两个离子所带的电荷和两个离子间的距离有关，而与被它吸引的离子的数目无关，因此，离子键是没有饱和性的。

3.离子键没有饱和性

离子键形成的重要条件是相互作用的的原子电负性相差较大。一般电负性相差越大，它们之间键的离子性就越大。但是，近代实验表明，即使在电负性最小的铯与电负性最大的氟形成的最典型的离子化和物氟化铯中，键的离子性也不是百分之百，而只有92%的离子性。也就是说，它们离子间也不是纯粹的静电作用，而仍有部分原子轨道的重叠，即正负离子间仍有8%的共价性。

4.键的离子性与元素的电负性有关单键的离子性百分数与电负性差值之间的关系χA－χB离子性百分比/%χA－χB离子性百分比/%0.211.8550.442.0630.692.2700.8152.4761.0222.6821.2302.8861.4393.0891.6473.292

当两个原子电负性差值为1.7时，单键约具有50%的离子性，这是一个重要的参考数据。若两个原子电负性差值大于1.7时，可判断它们之间形成离子键，该物质是离子化合物。若两个原子间电负性差值小于1.7，则可判断它们之间主要形成共价键，该物质为共价化合物。4.1.3离子的特征

离子的电荷指原子在形成离子化合物过程中失去或获得电子数。正离子通常只由金属原子形成，其电荷等于中性原子失去电子的数目。此外，还有一些带正电荷的原子团（如NH4+）等。负离子通常只由非金属原子形成，其电荷等于中性原子获得电子的数目；同样也还有带负电荷的原子团（如SO42-、CO32-等）。1.离子的电荷

它是指离子晶体中正、负离子接触的半径。在离子化合物中相邻的正、负离子的静电吸引作用和它的核外电子之间以及原子核之间的排斥作用达到平衡时，正、负离子间保持的最短距离称为核间距，结晶学上用符号d表示，可用x射线衍射法测定。核间距可以看作是相邻两个离子半径之和，即

d=r++r-

。

（Distance）

2.离子的半径

由于核外电子没有固定的运动轨道，实验测得数值如何分割给正、负离子呢？它令化学家大费思索，不同的分割方法，得出不同的结果。早在1926年，戈德施米特（Goldschmidt）以光学法测得的F-半径和O2-半径依次为133pm和132pm为基础，再计算其它离子半径，如实验测得NaF和NaCl的核间距分别为230pm和278pm，根据d=r++r-即求得Na+和Cl-的离子半径rNa+

＝230－133＝97（pm）

rCl-

＝278－97＝181（pm）用这种方法推算出80多种离子半径。而鲍林（L.Pauling）是从核电荷数和屏蔽常数出发，也推算出一套离子半径，当今引用最广泛。（1）在周期表中，同一主族自上而下，电子层数依次增多，具有相同电荷的离子半径也依次增大，而在同一周期中，正离子的电荷数愈高，半径愈小；负离子的电荷数愈高，半径愈大。例如：Li+<Na+<K+<Rb+<Cs+

F－<Cl－

<Br－

<I－

Na+>Mg2+>Al3+（2）同一元素的正离子半径小于它的原子半径，简单的负离子半径大于它的原子半径，正离子半径一般较小，则在10～170pm之间，负离子半径一般较大，则在130～250pm之间。

第二周期F－

136pm；Li+60pm。第四周期Br－

195pm；K+133pm。离子半径的变化规律（4）对等电子离子而言，离子半径随负电荷的降低和正电荷的升高而减小。

O2->F->Na+>Al3+（5）周期表中对角线上，左上的元素和右下的元素的离子半径相近。如Li+(60pm)～

Mg2+(65pm)

Sc3+(81pm)～

Zr4+(80pm)Na+(95pm)～Ca2+(99pm)

（6）相同电荷的过渡元素正离子的半径均随原子序数的增加而减小。（3）同一元素形成几种不同电荷的离子时，电荷高的正离子半径小。如

（1）2电子构型：最外层为2个电子的离子。如Li+、Be2+等。（2）8电子构型：最外层为8个电子的离子。如K+等。（3）18电子构型：最外层为18个电子的离子。如Zn2+、Cd2+、Ag+等。（4）(18+2)电子构型：次外层为18个电子，最外层为2个电子的离子。如Pb2+、Sn2+等。（5）不饱和电子构型：最外层为9～17个电子的离子，如Fe2+、Mn2+等。3.离子的电子构型

原子究竟能形成何种电子构型的离子，除决定于原子本身的性质和电子层构型本身的稳定外，还与其相作用的其它电子有关。一般简单的负离子，如F-、Cl-、O2-等的最外层都为稳定的稀有气体结构，即8电子构型。然而，对正离子来说，情况比较复杂，除了8电子结构外，还有其它多种构型。正离子的电子层构型大致有以下几种：

共价键是两个相同原子或电负性相差不大的原子之间的成键方式。共价键的概念最早是1916年路易斯(G.N.Lewis)提出来的，他认为共价键是两个原子之间通过共用电子对结合的成键方式。1927年，德国化学键海特勒（W.Heitler)和伦敦(F.London)把量子力学理论引入分子结构中，经发展形成了两种共价键理论：§4.2共价键理论1916年，美国的化学家路易斯（G.N.Lewis）为了说明同种元素原子的分子和电负性相近的原子之间的分子的形成，提出了共价键理论，他认为分子中每个原子应具有稳定的稀有气体原子的电子层结构。但这种稳定结构的形成不是靠电子的转移，而是通过原子间共用一对或若干对电子来实现。

“分子中原子之间通过共享电子对而使每一个原子都具有稀有气体的稳定的8电子结构”。又称“八隅体规则”（OctetRule）。

H·+·H→H∶H4.2.1Lewis学说共价键：分子中原子间通过共用电子对结合而形成的化学键称为共价键。靠共价键结合而成的分子为共价分子。分子Lewis式结构式HClH:ClH-Cl单键O2O::OO=O双键N2N┇┇NNN

参键H2H:HH-H单键1.未能阐明共价键的本质及特征为什么都带负电荷的2个电子不是互相排斥，而配对成键？为什么共价键有方向性？2.“八隅体规则”，例外很多。Lewis学说成绩指出了共价键与离子键的差异；2.解释了一些简单的非金属单质和化合物分子的形成过程。Lewis学说的局限性电子数<8电子数>83.不能解释一些分子的性质。如O2、B2的顺磁性。4.根据静电理论，原子核对成键电子对的吸引只具有共价键键能的5%，那么大部分共价键的键能从何而来？4.2.2价键理论1、共价键的形成

海特勒和伦敦用量子力学处理氢分子轨道的结果表明：当两个含有自旋相反电子的氢原子相互靠近时，电子不再固定在原来的1s轨道，也可以出现在另一个氢原子轨道中，这样相互配对的电子就为两个氢原子所共用，同时由于两个原子轨道相互重叠，两核间电子云密度|Ψ|2增大，体系能量下降，趋于稳定。因此，电子对的形成增加了两核的吸引作用，形成了一种结合力。

H↑+↓H→H↑↓H

轨道重叠，核间|Ψ|2↗，E↘,成键。相反，当含有自旋平行电子的两个氢原子相互靠近时，两个原子轨道不能重叠，此时，两核间电子云密度|Ψ|2

相对的减小，体系的能量相对的升高，好像自旋平行的电子产生了一种推斥作用而不能成键。

H↑+↑H→H↑↑H

轨道不重叠，核间|Ψ|2↘，体系E↗，不成键。氢分子的能量与核间距的关系Es：基态的能量曲线EA：推斥态的能量曲线2、共价键的本质

在稳态H2分子中，氢原子之所以能形成共价键，是因为自旋相反地的两个电子的电子云密集在两个原子核之间，从而使体系的能量降低。所以，共价键的本质是电性的。

根据量子力学原理，从分子成键前后原子轨道变化情况看，氢分子的基态所以能成键，这是因为两个氢原子轨道(1s)互相叠加时，由于两个ψ1s都是正值，叠加后使两个核间的几率密度有所增加，在两核间出现了一个几率密度最大的区域。这一方面降低了两核间的正电排斥，另一方面增添了两个原子核对核间负电荷区域的吸引，这都有利于体系势能的降低，有利于共价键的形成。对不同的双原子分子来说，两个原子轨道重叠的部分越大，键越牢固，分子也越稳定。共价键的本质1）电子配对成键

成键原子相互接近时，各自提供自旋方向相反的未成对电子耦合配对，形成共价键。一个原子所能形成的共价键数目受到未成对电子数的限制，有几个未成对电子，就可以形成几个共价键。在分子中某原子所能提供的未成对电子数叫做这个原子的共价数。3、成键原理3）原子轨道重叠成键

成键原子间未成对电子偶合成键，实际上是成键电子的原子轨道重叠成键。成键电子的原子轨道发生重叠，从而使键合原子间形成电子云较密集的区域，在两核间出现了一个几率密度最大的区域。这一方面降低了两核间的正电排斥，另一方面增添了两个原子核对核间负电荷区域的吸引，使得体系势能降低，形成共价键。原子轨道重叠的程度越大，两核间电子出现的几率密度越大，形成的共价键也越牢固，分子也越稳定。2）能量最低原理在成键过程中，自旋相反的单电子之所以要配对或偶合，是因为配对后会放出能量，从而使体系的能量降低，电子配对时放出的能量越多，体系的能量越低，形成的化学键越稳定。原子轨道的重叠要满足三个条件：（1）对称性匹配根据量子力学原理，成键的原子轨道重叠部分波函数ψ的符号（正或负）必须相同，即对称性相同。只有对称性匹配的重叠才能导致两核间电子几率密度增大，使体系的能量降低。（2）轨道最大重叠在符合对称性匹配的条件下，原子轨道总是沿着电子出现几率最大的方向重叠，并且轨道重叠的部分越大，两核间电子几率密度越大，使体系能量降低的程度越大，形成的共价键越稳定。

（3）能量相近原则

例如H2中1s～1s轨道成键；HF中H的1s与F的2p轨道成键等。形成共价键时原子轨道的重叠是对称性匹配的最大重叠。解决了共价键的方向性。由于s电子云是球形对称的，所以s-s形成的共价键无方向性。最大重叠原理“正正重叠，负负重叠”4、共价键的特征：饱和性和方向性1）饱和性

一个原子的一个未成对电子，只能与另一个原子的自旋方向相反的单电子配对成键，不能再与其它电子配对成键。所以，一个原子有几个未成对电子，一般就只能形成几个共价键，如：H－Cl、、N≡N。也就是说原子形成共价键的能力是有限的，这就是共价键的饱和性。2）方向性

因为轨道重叠时，是沿轨道伸展的方向重叠是对称型匹配的最大重叠，所以共价键是有方向性的。（与离子键不同）s－p、p－p、p－d原子轨道的重叠都有方向性。5、共价键的类型

共价键按原子轨道的重叠方式不同可分为

键和π键两种:

键：成键原子轨道沿键轴方向以“头碰头”的方式重叠成键。两个原子以单键结合时均为键。π键：成键原子轨道沿键轴方向以“肩并肩”的方式重叠成键。如果两个原子之间形成双键或叁键，那么其中有一个是σ键，其它的都是π键。-++-s-s轨道成键++px-px

轨道成键xxx-+zy-+zy-+xzy-+xzyσ键：π键：pz-pz

轨道成键py-py

轨道成键★共价键的键型★

由于σ键对键轴呈圆柱形对称，所以电子云在两核之间密集，π键对键轴平面呈镜面反对称，电子云在键轴上下密集。σ键是两个成键原子轨道沿值最大的方向重叠而成，满足轨道最大重叠原理，两核间浓密的电子云将两个成键原子核强烈地吸引在一起，所以σ键的键能大，稳定性高。形成π键时轨道不可能满足最大重叠原理，只采用“肩并肩”的方式重叠，使得在键轴平面上的电子云密度为零，只有通过键轴平面上、下两块电子云将两核吸在一起，这二块π键电子云离核较远，一般情况是π键的稳定性小，π电子活泼，容易参与化学反应。说明

如果两个原子可以形成多重键，其中必定先形成一个σ键，其余为π键。例如N2分子有三个键，一个σ键，两个π键。共价键

同种原子之间形成的共价键。原子电负性相同，对共用电子对的吸引力相同，共用电子对均匀分布在两原子之间，简称非极性键。如：H2、O2、N2、金刚石、纯硅等。(O3除外）不同原子之间形成的共价键。原子电负性不同，共用电子对会偏向电负性较大的一方，在键的两端出现正负极，如：HCl(H—Cl

键)、NH3(N—H键)等。6、共价键按键的极性（polarity)可分为极性共价键和非极性共价键。7、共价键按成键电子对的提供情况可分为正常共价键和配位共价键

正常共价键：成键电子对由两个原子各出一个电子形成。

配位共价键：成键电子对由一个原子单方面提供。

例如：NH4+中的共价键价键理论揭示了共价键的本质，能够说明许多双原子分子的形成。但在解释多原子分子成键和分子空间构型时，遇到了困难。如：H2O，若按VB法的解释：8O：1s22s22p4O的两个2p轨道上有2个未成对电子，这两个轨道在空间的伸展方向是相互垂直的，与两个H原子的1s轨道重叠成键时，按最大重叠原理，形成的两个O－H键的夹角应该是900，但事实上O－H键键角却是104.50。再如：CH4，6C：1s22s22p2，C只有两个未成对电子，按照价键理论，只能形成两个共价键，键角应该是900，但事实上，C

与4个H形成4个C－H键，而且键角是：109028’。为了解释多原子分子的形成和空间构型，1931年鲍林（LinusPauling）在价键理论的基础上提出了“杂化轨道”理论，成为价键理论的重要补充和发展。4.2.2杂化轨道理论（HybridOrbitalTheory）一、杂化（hybridization)与杂化轨道(hybridorbital)1、概念：

杂化轨道理论认为，原子在相互结合形成分子的过程中，同一原子中不同类型能量相近的某些原子轨道，会发生重新组合，形成一组能量相同的、成键能力更强的新轨道，这个过程称为原子轨道的“杂化”，形成的新轨道就是“杂化轨道”。例如：在CH4中C原子采取等性sp3杂化，在能量相等的四个sp3杂化轨道排着自旋平行的四个单电子，所以可以与四个H原子成键，解决了饱和性；sp3杂化轨道的几何构型为正四面体，又解决了方向性。所以Pauling的杂化轨道理论获得了成功。C原子：（3）形成的杂化轨道之间满足最小排斥原理，就是说，杂化轨道之间的夹角从空间构型来说，应达到最大，这样成键后，成键电子之间的斥力才最小，体系比较稳定。（4）杂化时，成对电子可以被激发到空轨道上变成单电子。根据参加杂化的原子轨道的类型，可将杂化分为：s-p型杂化和d-s-p型杂化。

(5)杂化是原子轨道的杂化，轨道上有无电子均可杂化。2、要点：（1）杂化发生在同一原子中能量相近的原子轨道之间。发生在多原子分子的中心原子上。（2）杂化前后轨道数目不变，有几个原子轨道发生杂化，就会产生几个杂化轨道。（一）s－p型等性杂化及分子的空间构型

二、杂化类型与分子空间构型根据参加杂化的轨道数目不同，s-p-d型杂化又可分为sp杂化、sp2杂化、sp3，sp3d、sp3d2杂化。1.sp杂化：BeCl2

直线型，键角：18002.sp2杂化：BF3

平面三角形，键角12003.sp3杂化：

CH4

四面体构型，键角：109028’4.sp3d杂化：PCl5为例，三角双锥形。5.sp3d2杂化：SF6为例，正八面体。6.dsp2杂化

CuCl42-

平面正方形1、sp杂化：BeCl2

直线型，键角：18002、sp2杂化：BF3

平面三角形，键角12003、sp3杂化：

CH4

四面体构型，键角：109028’

4.sp3d杂化：PCl5为例，三角双锥形。sp3d杂化轨道是由一个ns和三个np及一个nd轨道组合而成，共有5个杂化轨道，其中3个杂化轨道互成120°位于同一个平面上，另外2个杂化轨道垂直于这个平面，夹角90°，空间构型为三角双锥。5.sp3d2杂化：SF6为例，正八面体。

sp3d2杂化轨道是由一个ns和三个np及二个nd轨道组合而成，共有6条杂化轨道。六个sp3d2轨道指向正八面体的六个顶点，杂化轨道间的夹角为90°或180°，空间构型为正八面体6.dsp2杂化

CuCl42-

平面正方形

一个(n-1)，一个s轨道，二个p轨道。CuCl42-的形成（二）s-p型不等性杂化及分子的空间构型在s－p型等性杂化中，参加杂化的原子轨道都是含有单电子的原子轨道，如果参加杂化的原子轨道含有成对电子，这样的杂化为不等性杂化，形成的杂化轨道为不等性杂化轨道。最典型的不等性杂化的例子：NH3和H2O

同类型的杂化轨道可分为等性杂化和不等性杂化两种。如果原子轨道杂化后形成的杂化轨道是等同的，成分完全相同，能量完全相同，这种杂化叫做等性杂化。如CH4、CCl4分子中的C原子杂化。如果原子轨道杂化后形成的所形成的杂化轨道中，各轨道的成分并不完全相同，杂化轨道中有一条或几条被孤对电子所占据，使得杂化轨道之间的夹角改变，这种由于孤对电子的存在而造成杂化轨道不完全等同的杂化，叫做不等性杂化。NH3分子中，中心原子N的电子层结构1s22s22px12py12pz1，有三个未成对电子，根据价键理论它可以和三个H原子形成三个共价键，但三个键的夹角似乎应为90°。但实测结果为107°18’。与109°28’更为接近些。人们经过深入研究认为，在NH3分子的成键过程中，中心原子也像CH4分子中的C原子一样是采取sp3杂化的方式成键的。

N原子的价层电子构型为2s22p3，成键时这四个价电子轨道发生sp3杂化形成了四个sp3杂化轨道。例如NH3分子的形成sp3不等性杂化configurationofNingroundstatehybridorbital其中三个sp3杂化轨道各有一个未成对电子，一个sp3杂化轨道为一对电子所占据。成键时有三个sp3杂化轨道分别与三个H原子的1s轨道重叠，形成三个N—H键，其余一个sp3杂化轨道上的电子对没有参加成健，这—对孤电子对因靠近N原子，其电子云在N原子外占据着较大的空间，对三个N—H键的电子云有较大的静电排斥力，使键角从109°28’被压缩到107°18’，以至NH3分子呈三角锥形。由于弧电子对的电子云比较集中于N原子的附近，因而其所在的杂化轨道合有较多的s轨道成分，其余三个杂化轨道则含有较多的p轨道成分，使这四个sp3杂化轨道不完全等同，这种产生不完全等同轨道的杂化称为不等性杂化。H2O中，中心原子O的价电子结构为2s22p4，在和H原子相遇时，O采用sp3不等性杂化：

形成四个不完全相同的sp3杂化轨道，其中两个sp3杂化轨道中各有一个未成对电子，其电子分别与两个H原子的1s电子形成两个O-H键，其余两个sp3杂化轨道各为一对孤电子对所占有这两对孤电子对因靠近O原于，其电子云在O原子外占据着更大的空间，对两个O-H键的电子云有更大的静电排斥力，使键角从109°28’被压缩到104°45’，以至H2O分子的空间结构如图所示。

又如H2O分子的形成：sp3不等性杂化sp3hybridorbitalconfigurationofOingroundstate

H2O分子的空间构型

除NH3，H2O外，NF3，PCl3，H2S等分子中的N、P、S原子都是采用不等性杂化轨道成键的。孤电子对数：012夹角：109.5º107.3º104.5º空间结构：正四面体三角锥V形结论：在CH4、NH3和H2O分子中，中心原子都取sp3杂化，其夹角随孤电子对数的增加而减少。(1)在形成多原子分子时，能量相近的原子轨道发生混合，重新形成能量相同的、成键能力更强的杂化轨道。杂化轨道数目与参与杂化的原子轨道数目相等，杂化轨道有确定的伸展方向。(3)杂化分等性杂化和不等性杂化。(4)杂化轨道成键能力增强。不同类型的杂化轨道，成键能力不同。(5)杂化轨道类型与空间构型有关(6)没有实验基础，有一定的局限性。杂化轨道理论小结：杂化轨道类型和空间构型的关系杂化轨道spsp2sp3dsp2sp3dsp3d2用于杂化的原子轨道数234456杂化轨道的数目234456杂化轨道间的夹角180°120°109.5°90°180°120°

90°180°90°180°空间构型直线平面三角形四面体平面正方形三角双锥形八面体实例BeCl2BF3

CH4

PtCl42-PCl5SF6

价键理论和杂化轨道理论都可以解释共价键的方向性，特别是杂化轨道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。1940年西奇威克(N.V.Sidgwick)和鲍威尔（H.M.Powell）首先提出了分子的几何构型与中心原子的价层电子对的互斥作用有关的假说，60年代初，吉来斯比（R.J.Gillespie）和尼霍姆（R.S.Nyholm）在西奇威克和鲍威尔假说的基础上进行了大量的研究工作，正式提出了价层电子对互斥理论(valence-shellelectron-pailrepulsion)，简称VSEPR法。它比较简单，不需要原子轨道的概念，而且在解释、判断和预见分子的结构的准确性方面比杂化轨道理论毫不逊色。4.2.3价层电子对互斥理论(VSEPR)（valenceshellelectronpairrepulsiontheory)VSEPR理论把分子中的中心原子的价电子层视为一个球面。因为价电子对（包括成键电子对和未成键的孤电子对）之间有斥力，因而距离越远，分子越稳定，所以价电子对按能量最低原理排布在球面上（即以最概然的方式分布）。其分布方式为：(VPorSN)当价电子对的数目为2时，呈直线形；价电子对数目为3时，呈平面三角形；价电子对数目为4时，呈正四面体形；价电子对数目为5时，呈三角双锥形；价电子对数目为6时，呈正八面体形等。球面上价电子对的最概然分布

VSEPR法基本要点：（1）在AXm型分子中，中心原子A的周围配置的原子或原子团的几何构型，主要决定于中心原子价电子层中电子对(包括成键电子对和未成键的孤电对)的互相排斥作用，分子的几何构型总是采取电子对相互排斥最小的那种结构。例如BeCl2——2个成键电子对，直线形（2）对于AXm型共价分子来说，其分子的几何构型主要决定于中心原产A的价层电子对的数目和类型(是成键电子对还是孤电子对)，根据电子对之间相互排斥最小的原则，分子的几何构型同电子对的数目和类型的关系如下图所示。中心原子的价层电子对的排布和ABn型共价分子的构型VP价层电子对排布BPLP分子类型电子对的排布方式

分子构型

实例直线形

23平面三角形20 AB2直线形

HgCl230 AB321 AB2平面三角形

BF3角形PbCl2VP价层电子对排BPLP分子类型电子对的排布分子构型 实例

CH4三角锥形方式4四面体4 0AB43 1AB32 2AB2正四面体NH3角形或V形H2O价层电子对数价层电子对排成键电子对数孤对电子对数分子类型电子对的排分子构型 实例SF4布布方式体5三角双锥5 0AB54 1AB43 2AB32 3AB2三角双锥

PCl5

变形四面T形

ClF3直线形

价层电子对数价层电子对排成键电子对数孤对电子对数分子类型电子对的排分子构型 实例布布方式形6八面体6 0AB65 1AB54 2AB4正八面体

SF6四方锥形

IF5平面正方

3．如果在AXm分子中，A与X之间是通过两对电子或三对电子(即通过双键或叁键)结合而成的，则价层电子对互斥理论仍适用，达时可把双键或叁键作为一个电子对来看待。

4．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。一般规律为：

1)电子对之间的夹角越小排斥力越大；

2)由于成键电子对受两个原子核的吸引，所以电子云比较紧缩，而孤电子对只受到中心原子的吸引，电子云较“肥大”。对邻近电子对的斥力较大，所以电子对之间斥力大小的顺序如下：孤电子对—孤电子对＞孤电子对—成键电子对＞成键电子对—成键电子对

3)由于重键(叁健、双键)比单键包含的电子数目较多，所以其斥力大小的次序为：

叁键＞双键＞单键对于含有双键(或叁键)的分子来说，显然其π键电子不能改变分子的基本形状，但对键角有一定影响，一般单键的键角较小，而含双键的键角较大。例如在HCHO和COCl2分子中的∠HCO和∠ClCO都大于120°。

甲醛光气（1）确定中心原子（A）的价电子对数价电子对数＝1/2[中心原子价电子数总数＋配位原子提供的电子数＋负离子电荷数（或者－正离子电荷数）＝成键电子数＋孤对电子数vp(valencepair)=Bp(bondpair)+Lp(lonepair)说明：价电子对数若为小数，四舍五入（0.5-1)，当有奇电子数时，这个单电子视为电子对。价电子数（主族最外层电子数（族数，nsnp电子数），副族元素(n-1)dns电子数。配位原子提供的电子数氢和卤素提供一个电子，氧族元素可以认为不提供成键电子。如：BeCl2Vp=1/2(2+1×2）＝2Bp＝2Lp＝0CO32－

Vp＝1/2(4+2)=3Bp=3Lp=0SO2Vp=1/2(6+0)=3Bp=2Lp=1ClO3-Vp=1/2(7+1)=4Bp=3Lp=1COCl2Vp=1/2(4+2)=3Bp=3Lp=0（2)根据中心原子价层电子对的数目和类型确定分子的构型。（P162，表4－23)2判断共价分子结构的一般原则：1）CCl4Vp＝1/2(4+4)=4Bp=4Lp=02)NO2Vp=1/2(5+0)=3Bp=2Lp=13)PO43-Vp=1/2(5+3)=4Bp=4Lp=03判断共价分子结构实例：4)ClF3Vp=1/2(7+3)=5Bp=3Lp=2三角双锥，共有两种角度，分别为120度和90度，我们仅仅考虑90度的情况；共有两种角度120和90度，我们仅仅考虑90－90度的情况：Lp-Lp010Lp-Bp436Bp-Bp220比较可知，A的方式斥力最小，所以ClF3为T型分子。5)ICl4－

Vp=1/2(7+1×4+1)=6Bp=4Lp=2理想价层电子对构型为八面体。90度的情况：Lp-Lp01Lp-Bp86Bp-Bp45所以A是稳定的构型。6)XeF2Vp=1/2(8+1×2）＝5Bp＝2Lp＝31）PCl5Vp＝1/2(5+1×5）＝5Bp＝5Lp＝0三角双锥形4利用价层电子对和杂化轨道理论解释的构型：2）XeF4Vp＝1/2(8+1×4）＝6Bp＝4Lp＝2平面正方形3）O3

分子OO2Vp＝1/2(6+0)=3Bp=2Lp=1V形分子中心O采用sp2不等性杂化。4)BF3Vp=1/2(3+1×3）＝3Bp＝3Lp＝0

平面三角型VSEPR的优缺点1、预测一些分子（尤其是第一、二、三周期元素组成的分子）几何构型成功而简便，并与杂化轨道理论的预测一致。VSEPR与杂化轨道理论互为补充。

2、但预测第VA、VIA族形成的一些分子（离子）的几何构型时，常与实验结果有出入。

3、不涉及成键过程及键的稳定性。严格来说并不是一种化学键理论。

由两个以上的轨道以“肩并肩”的方式重叠形成的键，称为离域π键或大π键。一般π键是由2个原子的p轨道叠加而成，电子只能在两个原子之间运动。而大π键是由多个原子提供多条同时垂直形成σ键所在平面的P轨道,所有的P轨道都符合“肩并肩”的条件，这些P轨道就叠加而成一个大π键，电子就能在这个广泛区域中运动。离域π键例如苯分子中的大π键。实验证明，苯分子中六个碳原子之间的情况是等同的（指键长、键角、键能皆相同），价键理论认为苯分子中的6个碳原子皆采取sp2杂化，形成三条杂化轨道，其中一条杂化轨道与H原子结合形成σ键，另外两条杂化轨道和相邻的两个碳原子结合形成两个σ键，组成了一个平面正六角形的骨架。此外，每个C原子还剩下一条垂直与该平面的P轨道，并且相互平行，每个P轨道上有一个单电子，这六条相互平行的P轨道以“肩并肩”的方式重叠后形成大π键，6个P电子就在六个碳原子之间活动，形成了一个6原子中心，6电子的大π键，用π66表示。通常大π键用符号πnm表示，n表示P轨道数，也是成键的原子数，m表示电子数。综上所述，形成离域π键必须具备下面三个条件：第一：参与形成大π键的原子共平面；第二：每个原子必须提供一条相互平行的p轨道；第三：形成大π键所提供p电子数目必须小于p轨道数目的2倍（nm<2n），m为偶数时较稳定。C60（离域大π键，但不共平面）离域键还有34，46等。SO2分子：BF3分子：SO3中S原子采取sp2杂化，未参与杂化的3p轨道上存在一对电子，由于在sp2杂化轨道上有一对电子：（sp2杂化），所以SO3中氧原子的2p轨道上的电子发生重排而空出了一个2p轨道来容纳S原子的2p2杂化轨道上的电子对，则该氧原子提供的平行的2p轨道上也是一对电子，所以SO3中S原子的一个3p轨道和3个O原子的2p轨道（共四个相互平行的p轨道）提供的p电子数为：2+2+1+1=6。

1)、苯分子中的p-p大键

6个碳原子取sp2杂化连接成环，每个碳原子上再拉一个氢原子，所有原子处在同一个平面上。

应用举例

苯的结构式里的碳-碳键有单键和双键之分，这种结构满足了碳的四价，可是事实上苯分子的单键和双键的键长和键能并没有区别，苯的结构式并不能反映这个事实。苯形成p-p大键。实验测得：苯中C－C的键长均相等，为139pm.介于C＝C键长（133pm)和C-C键长（154pm）之间。2)、丁二烯分子中的p-p大键

H2C＝CH－CH＝CH2

CO2的碳原子取sp杂化轨道,它的两个未参加杂化的p轨道在空间的取向是跟sp杂化轨道的轴相互垂直。CO2分子里有两套3原子4电子符号为34的p-p大键。3)、二氧化碳分子中的p-p大л键（I、路易斯结构式II、分子中有2套平行p轨道III、表达大键的结构式)计算大键里的电子数简单方法的步骤是：(1)确定分子中总价电子数。(2)画出分子中的s键以及不与p键p轨道平行的孤对电子轨道。(3)总电子数减去这些s键电子和孤对电子,剩余的就是填入大p键的电子。4)、CO32–离子中的大键

碳酸根离子属于AX3E0=AY3型分子，中心碳原子取sp2杂化形式，碳原子上有一个垂直于分子平面的p轨道；端位的3个氧原子也各有1个垂直于分子平面的p轨道；分子的总价电子数等于24，3个C－Os键有6个电子，每个氧原子上有2个不与分子平面垂直的孤对电子对，因此4个平行p轨道中共有24-6-3×4=6个电子，所以CO32–离子中有1个4轨道6电子p-p大键，符号为46。5)石墨分子结构是层形结构，每层是由无限个碳六元环所形成的平面，其中的碳原子取sp2杂化，与苯的结构类似，每个碳原子尚余一个未参与杂化的p轨道，垂直于分子平面而相互平行。平行的n个p轨道共n个电子在一起形成了弥散在整个层的n个碳原子上下形成了一个p-p大键。电子在这个大p键中可以自由移动，即石墨能导电。πnn中心O原子和配位O原子都有p轨道，共有4个电子小于轨道数的两倍6，满足上述条件即可形成离Π域键。6).O3分子7)、二氧化氮NO2

V分子结构，键角134.25，键长119.7pm，形成。对它的电子结构有争论（1）单电子处于N的一个sp2杂化轨道上；（2）一对孤电子对处于N的一个sp2杂化轨道上。从分子的自旋共振和分子轨道的量子化学计算结果比较支持第一种观点。8）HgCl280Hg:[Xe]4f145d106s2

17Cl:[Ne]3s23p53s3pHgClClsp6pY6pZ形成离域键的条件：成键原子数大于等于3;原子在同一平面上;p轨道上的电子数小于p轨道数量的2倍。但1985年，发现“富勒烯”（C60、C70

、C140…），使大键形成条件放宽。

大键的形成产生离域效应⑴使分子稳定性增加

苯：66BF3

：46⑵酸碱性改变

RCOOH酸性大于ROH因为：RCOO-中存在34，大键。H+易作为质子酸电离。例:苯酚，78，酰胺的碱性比胺弱，是由于氮原子上孤对电子参与了34大键的形成。

大键对分子性质的影响⑶化学反应活性的变化

例：CH2=CH-Cl中的Cl的反应活性不及

CH3-CH2-Cl中的Cl的反应活性。由于在

CH2=CH-Cl中，Cl参与了大键的形成

⑷其他性质的差异

CH2=CH-Cl的极性小于CH3-CH2-Cl。

大键的形成对导电性，颜色也有影响。

有大键的物质一般会带有颜色

价键理论的缺陷：

1）对H2＋，O2＋分子参与成键的电子数为奇数无法解释。

2）O2实测为顺磁性物质，分子中有2个未成对电子无法解释。

1932年，由美国Mulliken和德国的Hund提出分子轨道理论。分子轨道理论(MolecularOrbitalTheory)简称MO法，着重于分子的整体性，它把分子作为—个整体来处理，比较全面地反映了分子内部电子的各种运动状态、它不仅能解释分子中存在的电子对键、单电子键、三电子键的形成，而且对多原子分子的结构也能给以比较好的说明。因此分子轨道理论在近些年来发展很快，在共价键理论中占有非常重要的地位。4.2.4分子轨道理论（MO法）

价键理论由于沿用了早期经典化学键理论中的价键概念(如两原于间电子配对成键等)，比较直观，易为化学家所接受，但也有一定的局限性。

1．在分子中电子不从属于某些特定的原子，而是在遍及整个分子范围内运动，每个电子的运动状态可以用波函数ψ来描述，这个ψ称为分子轨道。|ψ|2为分子中的电子在空间各处出现的几率密度或电子云。

2．分子轨道是由原子轨道线性组合而成的，而且组成分子轨道的数目同互相化合原子的原子轨道的数目相同。例如，如果两个原子组成一个双原子分子时，两个原子的2个s轨道可组合成2个分子轨道；两个原子的6个p轨道可组合成6个分子轨道等。

3．每—个分子轨道ψi都有一相应的能量Ei和图象。分子的能量E等于分子中电子的能量的总和，而电子的能量即为被它们占据的分子轨道的能量。根据分于轨道的对称性不同，可分为σ键和π键等，按着分子轨道的能量大小，可以排列出分子轨道的近似能级图。一、分子轨道理论的基本要点：

4．分子轨道中电子的排布也遵从原子轨道电子排布的同样原则。即：

泡利原理：每个分子轨道上最多只能容纳两个电子，而且自旋方向必须相反。

能量最低原理：在不违背保里原理的原则下，分子中的电子将尽先占有能量最低的轨道。只有在能量较低的每个分子轨道已充满2个电子后，电子才开始占有能量较高的分子轨道。

洪特规则：如果分子中有两个或多个等价或简并的分子轨道(即能量相同的轨道)，则电子尽先以自旋相同的方式单独分占这些等价轨道，直到这些等价轨道半充满后，电子才开始配对。

当两个原子轨道(ψa和ψb)组合成两个分子轨道(ψ1和ψ2)时，由于波函数ψa和ψb符号有正、负之分，因此波函数ψa和ψb有两种可能的组合方式：即两个波函数的符号相同或两个波函数的符号相反。这两种组合可以下式表示：

ψ1＝c1(ψa十ψb)ψ2＝c2(ψa—ψb)

式中c1、c2为常数。通常由两个将号相同的波函数的叠加(即原子轨道相加重叠)所形成的分子轨道(如ψ1)，由于在两核间几率密度增大，其能量较原子轨道的能量低，称为成键分子轨道；而由两个符号相反波函数的叠加(或原子轨道相减重叠)所形成的分子轨道(如ψ2)，由于在两核间几率密度减小，其能量较原子轨道的能量高，称为反键分子轨道。二、原子轨道线性组合的类型由不同类型的原子轨道线性组合可得不同种类的分子轨道，原子轨道的线性组合主要有下列几种类型：1．s-s重叠两个ns轨道相组合，可形成两个分子轨道，两个s轨道相加重叠所得到的分子轨道的能量比原子的ns轨道能量低，称为成键分子轨道，通常以符号σns表示。若两个ns轨道相减重叠，所得到的分子轨道的能量比原子的ns轨道的能量高，称反键分子轨道，以符号表示。2．s-p重叠当一个原子的s轨道和一个原子的p轨道沿两核的联线发生重叠时，如果两个相重叠的波函数部分具有相同的符号，则增大了两核间的几率密度，因而产生了一个成键的分子轨道σsp；若两个相重叠的波函数部分具有相反的符号时，则减小了核间的几率密度，因而产生了一个反键的分子轨道σ*sp

3．p-p重叠两个原子的p轨道可以有两种组合方式：即“头碰头”和“肩并肩”两种重叠方式。当两个原子的px轨道沿x轴(即键轴)以“头碰头”的形式发生重叠时，产生了一个成键的分子轨道σp和一个反键的分子轨道σ*p

。

当两个原子的p轨道(如py-py或pz-pz)，垂直于键轴，以“肩并肩”的形式发生重叠，这样产生的分子轨道叫做πp分子轨道——成键的分子轨道πp和反键的分子轨道π*p

一个原子的p轨道也可以同另一个原子的d轨道发生重叠，但由于这两类原子轨道并不是沿着键轴而重叠的，所以p―d轨道重叠也可形成π分子轨道——成键的分子轨道πp—d和反键的分子轨道π*p―d4．p-d重叠

两个原子的d轨道(如dxy—dxy)也可重叠产生成键的分子轨道πd―d和反键的分子轨道π*d―d。5．d-d重叠Sigma键关于两核连线轴对称。pi键关于过两核连线镜面反对称。

三、原子轨道线性组合三原则：1．能量近似原则：如果有两个原子轨道能量相差很大，则不能组合成有效的分子轨道，只有能量相近的原子轨道才能组合成有效的分子轨道，而且原子轨道的能量愈相近愈好，这就叫能量近似原则。例如H，Cl，O，Na各原子的有关原子轨道的能量分别为：

1s(H)＝-1318kJ•mol-13p(C1)＝-1259kJ•mol-12p(O)＝-1322kJ•mol-13s(Na)＝-502kJ•mol-1

由于H的ls同Cl的3p和O的2p轨道能量相近所以可组成分子轨道，而Na的3s轨道同Cl的3p和O的2p轨道的能量相差甚大，所以不能组成分子轨道，只会发生电子的转移，而形成离子键。2．最大重叠原则：原子轨道发生重叠时，在可能的范围内重叠程度愈大，成键轨道能量相对于组成的原子轨道的能量降低得愈显著，成键效应愈强，即形成的化学键愈牢固，这就叫最大重叠原则。例如当两个原子轨道各沿x轴方向相互接近时，由于py和pz轨道之间没有重叠区域，所以不能组成分子轨道；s与s之间以及px与px之间有最大重叠区域，可以组成分子轨道；而s轨道和p轨道之间，只要能量相近的话，也可相互组成分子轨道。3．对称性原则：只有对称性相同的原子轨道才能组成分子轨道，这就叫做对称性原则。所谓对称性相同，实际上是指重叠部分的原子轨道的正、负号相同。由于原子轨道均有一定的对称性(如s轨道是球形对称的，p轨道是关于中心呈反对称的)，为了有效组成分子轨道，原子轨道的类型、重叠方向必须对称性合适，使成键轨道都是由原子轨道的同号区域互相重叠形成的。

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来确定的。如果把分子中各分子轨道按能级高低排列起来，可得分子轨道能级图，四、分子轨道能级图1．同核双原子分子的分子轨道能级图

对于第二周期元素形成的同核双原子分子的能级顺序有如下两种情况：当组成原子的2s和2p轨道能量差较大时，不会发生2s和2p轨道之间的相互作用，形成分子轨道时分子轨道的能级顺序如图(a)所示(π2p＞σ2p)，但当2s与2p能量差较小时，两个相同原子互相靠近时．不但会发生s-s和p-p重叠，而且也会发生s-p重叠，以至改变了能级顺序如图(b)所示(π2p<σ2p)。

第二周期，同核双原子分子的分子轨道

Li，Be，B，C，N分子轨道为：

O，F，

的分子轨道为：对于同核双原子分子的分子轨道能级图应注意下列几点：1)

对于O和F等原子来说，由于2s和2p原子轨道能级相差较大，故可不必考虑2s和2p轨道间的相互作用，因此，O2和F2的分子轨道能级是按上图（a）的能级顺序排列的。对于N，B，C等原子来说，由于2s和2p原子轨道能级相差较小，必须考虑2s和2p轨道之间的相互作用，以致造成σ2p能级高于π2p能级的颠倒现象，故N2，C2，B2等的分子轨道能级是按图（b）的能级顺序排列的。2s与2p轨道能级差LiBeBCNOFΔE/eV1.852.734.605.35.814.920.4ΔE/kJ•mol-117826344451156014381968一些元素的2p轨道和2s轨道的能量差

2)

如果两个原子轨道重叠，则形成的成键分子轨道的能量一定比原子轨道能量低某—数量，而其反键分子轨道的能量则较原子轨道能量高这一相应的数量。而这一对成键和反键分子轨道都填满电子时，则能量基本上互相抵消。3)分子轨道的能量受组成分子轨道的原子轨道的影响，而原子轨道的能量与原子的核电荷有关，由此可推知，由不同原子的原子轨道所形成的同类型的分子轨道的能量是不相同的。随着原子序数的增加，同核双原子分子同一类型的分子轨道能量有所降低。但O2和N2分子的σ2pπ2p能量出现颠倒情况。1.氢分子的结构分子轨道式

(1s)2

电子填充在成键轨道中，能量比在原子轨道中低。这个能量差就是分子轨道理论中化学键的本质可用键级表示分子中键的个数

键级=(成键电子数－反键电子数)/2

键级相当于共价键理论中共价键的数目，键级越大，代表相邻原子间化学键的强弱，键级越大，化学键越强。

H2

分子中，键级=(2－0)/2=1（单键）

2.He2

分子的结构AOAO1s1s*1s1sMO

分子轨道式

(1s)2

(*1s)2键级=(2－2)/2=0由于填充满了一对成键轨道和反键轨道，故分子的能量与原子单独存在时能量相等，键级为零。He之间无化学键，即He2

分子不存在。

分子轨道式

(1s)2(*1s)1

键级=(2－1)/2=1/2

半键He2＋分子离子AOAO1s1s*1s1sMOHe2＋的存在用价键理论不好解释，没有两个单电子的成对问题。但用分子轨道理论则认为有半键。这是分子轨道理论较现代价键理论的成功之处。2p2p*2*2*222

21s1s1s*1s2s2s2s*2sAOMOAO

分子轨道式

(1s)2(*1s)2(2s)2(*2s)2

()2

()2

()222

2或简写成3.N2分子轨道图或简写成一个键，两个3电子键

键级=(6－2)/2=2每个3电子键的键级为1/24.O2的分子轨道图

电子自旋产生磁场，分子中有不成对电子时，各单电子平行自旋，磁场加强。这时物质呈顺磁性。

若分子中无成单电子时，电子自旋磁场抵消，物质显抗磁性(逆磁性或反磁性)

，表现在于外磁场作用下出现诱导磁矩，与外磁场相排斥，故在磁天平中略减重。实验表明，氧气单质是顺磁性的。用分子轨道理论解释，见O2

的分子轨道图。其分子轨道式为说明轨道中有单电子，故显顺磁性。