共价键理论和分子结构

共价键理论和分子结构从经典路易斯理论到量子化学分子轨道理论的系统解析Contents课程目录共价键理论与分子结构的系统学习路径01经典共价键理论与价键理论02杂化轨道理论03价层电子对互斥理论04分子轨道理论05分子性质与分子间作用力06典型分子结构案例与理论比较CHAPTER01经典共价键理论与价键理论从路易斯八隅体规则到量子力学对共价键本质的揭示共价键理论·1916路易斯理论——经典共价键理论的奠基1916年路易斯提出共价键理论，以共用电子对和八隅体规则为核心概念，首次成功解释了非金属原子间形成稳定分子的机制，突破了此前离子键理论无法解释同核双原子分子的困境，为后续现代共价键理论奠定了重要的概念基础。理论背景与核心假设原子通过共用电子对而非电子转移来达到稳定电子构型，成功解释了H₂、O₂等同核分子和HCl等异核分子的形成突破了离子键理论的局限，首次将共价键本质归结为电子的共用而非电荷的完全转移，开创了共价键研究的新范式1916八隅体规则原子倾向于通过共用电子使最外层达到8个电子的稳定结构，类似于稀有气体的闭壳层电子构型适用于第二周期主族元素大多数化合物，但对缺电子分子（BF₃仅6个价电子）和超价分子（SF₆含12个价电子）无法解释八隅体路易斯结构式书写以短线段表示共用电子对、以点表示孤对电子，可直观展示分子中原子间的连接方式和价电子分布情况书写步骤：计算总价电子数→确定中心原子与骨架→分配成键电子对→补充孤对电子→检查八隅体结构式QUANTUMMECHANICS·COVALENTBONDING共价键的本质与量子力学解释量子力学揭示了共价键的本质——成键原子轨道重叠使核间电子云密度增大，系统势能降低形成稳定结合。海特勒-伦敦对H₂分子的量子力学处理首次证明了这一机制，奠定了现代价键理论的物理基础。01QUANTUMFOUNDATION量子力学基础海特勒-伦敦1927年首次将量子力学应用于H₂分子计算，证明两个氢原子接近时原子轨道重叠、核间电子云密度增大，系统能量显著降低形成稳定化学键192702ELECTRICALNATURE共价键的电性本质核间高电子密度形成的负电区域同时吸引两个原子核，使体系总能量低于两个孤立原子能量之和，这是共价键形成的热力学驱动力势能降低03DIRECTIONALITY方向性原子轨道重叠程度越大，核间电子密度越高，共价键越牢固、键能越大，原子沿轨道最大伸展方向成键效率最高最大重叠04SATURATION饱和性一个原子的未成对电子全部配对后就不能再与其他原子成键，与离子键无饱和性形成鲜明对比，决定了原子的共价数等于其未成对电子数未成对电子数COVALENTBONDσ键与π键——共价键的两大类型σ键由轨道沿键轴'头碰头'重叠形成，具有圆柱对称性和高稳定性；π键由轨道'肩并肩'平行重叠形成，存在键轴节面且化学活性更高。两者在对称性、强度和反应活性上的差异共同决定了分子的结构特征与化学行为。σ键的特征SIGMABOND头碰头重叠：成键轨道沿两核连线方向以'头碰头'方式重叠，电子云关于键轴呈圆柱对称分布，可绕键轴自由旋转而不破坏键高键能高稳定性：重叠程度大、键能高、稳定性强，是构成分子骨架的主要键型，可独立存在，任何两个成键原子之间最多形成1个σ键轨道类型丰富：s-s、s-p、p-p轨道均可形成σ键，所有单键本质上都是σ键，如H-H键、H-Cl键、Cl-Cl键均为σ键π键的特征PIBOND肩并肩重叠：成键p轨道以'肩并肩'方式平行重叠，电子云分布在键轴上下两侧，存在一个通过键轴的节面，不能绕键轴旋转高化学活性：重叠程度较小、键能低于σ键、化学活性更高，容易在化学反应中断裂，是加成反应和氧化反应的主要活性位点必须与σ键共存：π键不能独立存在，必须与σ键共存；双键含1σ+1π（如C=C），三键含1σ+2π（如C≡C和N≡N）BONDPARAMETERS键参数——定量描述共价键的特征键能、键长和键角是描述共价键的三个核心参数，分别从能量强度、空间距离和几何取向三个维度定量刻画化学键特征，是连接分子微观结构与宏观物理化学性质的重要桥梁。键能标准状态下断裂1mol气态分子中某类共价键所需的平均能量（kJ/mol），反映化学键的牢固程度，键能越大键越稳定。同种原子间键能随键级增大而增大：C-C347、C=C614、C≡C839kJ/mol，但增量递减说明π键强度低于σ键。839kJ/mol·C≡C键长分子中两个成键原子核间的平衡距离（pm），与成键原子的共价半径和键的类型密切相关，键级越高键长越短。典型数据：C-C154pm、C=C134pm、C≡C120pm；原子半径越大键长越长，如C-F135pm＜C-Cl177pm。120pm·C≡C键角分子中相邻两个共价键之间的夹角，直接决定分子的空间几何构型，是分子立体结构最直观的表征参数。键角受中心原子杂化方式、孤对电子排斥和取代基电负性等多重因素影响，实际值常偏离杂化理论的理想角度。SP·SP²·SP³CHAPTER02杂化轨道理论从鲍林的假设模型到sp/sp²/sp³杂化类型的系统解析HYBRIDIZATIONTHEORY杂化轨道理论的基本思想与假设鲍林1931年提出杂化轨道理论，假设原子在成键过程中将能量相近的原子轨道线性组合为等价的杂化轨道，杂化轨道成键能力更强、形成的分子更稳定，成功解释了碳原子四面体成键等经典理论无法说明的问题。01轨道线性组合与守恒同一原子中能量相近的原子轨道线性组合成数目相同的新轨道，杂化前后轨道总数守恒，但空间取向和能量发生改变。02成键能力增强机制杂化轨道电子云更集中于某一方向，重叠效率高于未杂化轨道，形成的化学键更牢固、分子更稳定。03杂化类型与空间构型由参与轨道的种类和数目决定：sp180°、sp²120°、sp³109.5°，轨道间夹角均匀分布。04科学方法论意义为解释甲烷四面体结构提出的假设模型，与大量实验数据高度吻合，体现了"提出假设"在科学发现中的重要作用。ORBITALHYBRIDIZATIONsp与sp²杂化——直线形与平面三角形sp杂化产生2个180°排列的杂化轨道，对应直线形分子构型；sp²杂化产生3个120°排列的杂化轨道，对应平面三角形构型。两种杂化中未参与的p轨道可用于形成π键，为多重键的形成提供了轨道基础。SPHYBRIDIZATIONsp杂化——直线形分子1个s轨道与1个p轨道组合成2个夹角180°的杂化轨道，分子呈直线形构型，如BeCl₂和CO₂BeCl₂中Be原子采取sp杂化，两个sp轨道各与Cl的p轨道形成σ键，键角恰好180°剩余2个未杂化p轨道可形成π键，如乙炔C₂H₂中C≡C三键由sp杂化后各形成2个π键构成SP²HYBRIDIZATIONsp²杂化——平面三角形分子1个s轨道与2个p轨道组合成3个互成120°的杂化轨道，排列在同一平面，形成平面三角形分子BF₃中B原子采取sp²杂化，3个sp²轨道分别与3个F原子p轨道重叠，形成高度对称的平面三角形未杂化的1个p轨道垂直于分子平面，如乙烯C₂H₄中C=C双键的π键由两个C的未杂化p轨道侧面重叠形成sp杂化轨道1个s+1个p轨道组合为2个杂化轨道，轨道间夹角恰好为180°，分子呈直线形构型。这种杂化方式使成键电子对尽可能远离，达到最稳定的电子排布。180°sp²杂化轨道1个s+2个p轨道组合为3个杂化轨道，互成120°排列在同一平面，形成平面三角形。三个杂化轨道指向正三角形的三个顶点，具有高度对称性。120°未杂化p轨道与π键杂化后剩余的p轨道垂直于杂化平面，可侧面重叠形成π键，为多重键提供轨道基础。π键电子云分布在键轴上下两侧，使分子具有特殊的化学性质。π键MolecularOrbitalTheorysp³杂化——四面体构型的解释sp³杂化由1个s轨道和3个p轨道组合成4个等性杂化轨道，指向正四面体的4个顶点，夹角109°28'。这一模型完美解释了甲烷中4个C-H键完全等价的实验事实，是理解有机分子立体化学的基石。甲烷分子球棍模型·正四面体结构01C原子基态2s²2p²只有2个未成对电子，成键时1个2s电子激发到2p轨道形成4个未成对电子，再经sp³杂化形成4个等性杂化轨道，激发能由成键释放的能量补偿。024个sp³杂化轨道指向正四面体的4个顶点，轨道间夹角为109°28'，甲烷中4个C-H键长均为109pm、键能均为413kJ/mol，完全等价。03sp³杂化广泛存在于有机分子中，烷烃中每个碳原子均采取sp³杂化形成四面体碳骨架，这是理解有机化学构象分析和立体异构的基础。04金刚石中每个碳原子也采取sp³杂化与4个相邻碳原子键合，形成三维网络结构的原子晶体，赋予金刚石极高的硬度和熔点。Hybridization·共价键理论不等性杂化与d轨道参与的杂化当杂化轨道中存在孤对电子时，各轨道成分和能量不再完全相同，形成不等性杂化，导致键角偏离理想值。第三周期及以上元素还可利用空d轨道参与杂化，形成sp³d和sp³d²等高配位类型，解释超价分子的结构。不等性sp³杂化孤对电子与成键电子对排斥不同，各杂化轨道成分和能量不再完全相同，导致分子几何构型发生变化。NH₃中N原子sp³不等性杂化，键角从109.5°缩至107.3°，分子呈三角锥形。键角107.3°·三角锥构型H₂O中O原子含2对孤对电子，键角进一步缩至104.5°，分子呈V形结构。键角104.5°·排斥力：孤对-孤对＞孤对-成键＞成键-成键d轨道参与的杂化第三周期及以上元素可利用空d轨道形成sp³d（三角双锥）和sp³d²（正八面体）杂化，实现高配位数。PCl₅中P采取sp³d杂化，五轨道指向三角双锥五顶点；SF₆中S采取sp³d²杂化，六轨道指向正八面体六顶点。配位数5/配位数6·超价分子典型实例第二周期无2d轨道，N最多成4键（如NH₄⁺），不能形成NF₅，这解释了为何超价分子仅存在于第三周期及以后元素。周期限制·d轨道可用性决定配位数上限Chapter03价层电子对互斥理论通过价层电子对排斥最小化快速预测分子几何构型COVALENTBONDTHEORYVSEPR理论的基本原理VSEPR理论认为分子中的价层电子对（成键对+孤对电子）因静电排斥而尽可能远离，由此决定电子对的空间排列方式。只需计算中心原子的价层电子对数，即可快速预测分子的基本几何构型。01核心假设：中心原子周围的价层电子对（含成键电子对和孤对电子）因相互排斥而尽可能远离，使排斥能最小化，由此决定电子对的空间排列。02空间排列规律：2对→直线形(180°)、3对→平面三角形(120°)、4对→正四面体(109.5°)、5对→三角双锥(90°/120°)、6对→正八面体(90°)。03计算公式：价层电子对数＝(中心原子价电子数＋配体提供电子数±离子电荷数)/2，其中氧族配体不提供电子，卤素配体各提供1个。04构型区分：电子对构型包含孤对电子位置，分子构型仅由原子位置决定。孤对电子数为0时两者一致，否则分子构型是电子对构型的"子集"。分子球棍模型教具——展示不同几何构型的空间排列VSEPR·分子构型预测ABn型分子几何构型的系统预测VSEPR理论通过计算中心原子的价层电子对数（成键对+孤对电子），系统预测分子的空间构型。当孤对电子数为零时分子构型与电子对构型一致，存在孤对电子时分子构型发生规律性变化。VSEPR理论预测ABn型分子构型速查表电子对数成键对孤对电子对构型分子构型典型实例220直线形直线形BeCl₂,CO₂330平面三角形平面三角形BF₃,SO₃321平面三角形V形SnCl₂,O₃440正四面体正四面体CH₄,CCl₄431正四面体三角锥形NH₃,PCl₃422正四面体V形H₂O,H₂S550三角双锥三角双锥PCl₅660正八面体正八面体SF₆方法一·电子对计算中心原子价电子数加上配体提供的电子数（氧族配体不提供，卤素配体各提供1个），总和除以2即可确定价层电子对数。方法二·孤对电子定位孤对电子优先占据赤道位（三角双锥中），以最小化90°方向的孤对-成键排斥，如SF₄中孤对位于赤道面，分子呈跷跷板形。MOLECULARGEOMETRY影响键角偏离理想值的因素VSEPR理论给出的是理想化分子构型，实际键角受孤对电子排斥、取代基电负性和中心原子半径三重因素影响而发生规律性偏离，理解这些因素是精确预测分子结构的关键。孤对电子的排斥效应孤对电子仅受一个原子核束缚，电子云更弥散，对成键电子对的排斥力更大，导致键角被系统性压缩排斥力顺序：孤对-孤对＞孤对-成键＞成键-成键，决定CH₄→NH₃→H₂O键角递减趋势109.5°→104.5°取代基电负性效应配位原子电负性增大时，成键电子对被拉向配体，中心原子周围电子密度降低，成键电子对间排斥减小，键角缩小NF₃键角(102.2°)＜NH₃(107.3°)，F的高电负性将成键电子拉远，减小成键对间排斥力NF₃102.2°中心原子半径效应同族元素从上到下原子半径增大，成键电子对距中心原子更远、彼此间排斥减弱，键角趋于缩小第VA族氢化物键角递减：NH₃(107.3°)→PH₃(93.5°)→AsH₃(91.8°)，反映原子半径的系统性影响NH₃→AsH₃CHAPTER04分子轨道理论从分子整体视角出发的量子力学化学键理论MolecularOrbitalTheory分子轨道理论的核心概念分子轨道理论将分子视为整体，电子在属于整个分子的分子轨道中运动。通过原子轨道线性组合（LCAO）构建分子轨道，用键级定量衡量键的强度，是从根本上描述化学键的最完善的量子力学理论框架。01轨道组合原理：分子轨道由原子轨道线性组合（LCAO）形成，n个原子轨道组合产生n个分子轨道——能量降低的为成键轨道，升高的为反键轨道，能量基本不变的为非键轨道。02电子排布规则：电子在分子轨道中的排布遵循能量最低原理、泡利不相容原理和洪特规则，与原子中电子排布的三条规则完全一致。03键级与稳定性：键级=（成键电子数−反键电子数）/2，键级越大分子越稳定；键级为零表示不能形成稳定分子，如He₂键级为0，故氦以单原子形式存在。04理论优势：分子轨道理论从分子整体出发考虑电子运动状态，是一种化学键的量子理论，能解释价键理论无法说明的顺磁性、光谱性质等复杂现象。MolecularOrbitalTheory同核双原子分子的分子轨道能级图第二周期同核双原子分子的MO能级图因s-p混杂程度不同而分为两种顺序：Li₂~N₂中π₂p低于σ₂p，O₂~F₂中σ₂p低于π₂p。这一理论框架成功解释了N₂的极高稳定性和O₂的顺磁性。第二周期前半部分（Li₂~N₂）01由于2s和2pz能量相近发生s-p混杂，能级顺序为σ₂s＜σ*₂s＜π₂p＜σ₂p＜π*₂p＜σ*₂p，其中π₂p能量低于σ₂p02N₂键级=（8−2）/2=3，对应实验测得的N≡N三键和极高键能，所有电子均已成对，为抗磁性分子946kJ/mol03N₂的高键级和满壳层电子排布解释了氮气化学性质极不活泼的实验事实——断裂三键需要极高的活化能第二周期后半部分（O₂~F₂）012s和2p能量差较大，不发生明显s-p混杂，能级顺序变为σ₂s＜σ*₂s＜σ₂p＜π₂p＜π*₂p＜σ*₂p02O₂的2个最高能电子分占两个简并π*₂p轨道且自旋平行（洪特规则），键级为2，完美解释了O₂的顺磁性和双键特征Paramagnetic03F₂键级为1，对应F-F单键，反映了反键轨道中大量电子对成键效应的显著抵消159kJ/molCOVALENTBONDTHEORY异核双原子分子的分子轨道异核双原子分子中，因两原子的原子轨道能量不同，成键轨道偏向电负性更大的原子一方，自然解释了键的极性。CO与N₂作为等电子体展示了MO理论对键级、极性和配位行为的统一描述能力。01HF·σ轨道形成H的1s轨道与F的2pz轨道能量相近且对称性匹配，组合形成1个成键σ轨道和1个反键σ*轨道04CO·等电子体CO与N₂是等电子体（均含10个价电子），分子轨道能级图和电子排布高度相似，键级均为3，对应C≡O三键02HF·键的极性成键σ轨道中F的2pz贡献更大（轨道系数更高），电子密度偏向F原子一方，自然解释了H-F键的强极性05CO·反常偶极由于C和O的原子轨道能量不同，CO偶极矩极小（0.11D），且极性方向与预期相反——C端略带负电荷03HF·非键轨道F的2s和2px、2py轨道因对称性或能量不匹配而成为非键轨道，不参与成键但贡献3对孤对电子06CO·配位行为CO最高占据轨道（HOMO）集中在C原子端，使其成为优良的σ给予体配体，在金属羰基配合物中通过C原子配位MolecularOrbitalTheory分子轨道理论的独特优势与应用分子轨道理论以其全局性和量子力学严谨性，解决了价键理论的系列难题：成功预测O₂顺磁性、解释奇数电子分子的稳定性、用键级定量衡量键强度，是现代化学键理论中最完善的分析框架。预测O₂顺磁性MO能级图显示O₂在两个简并π*轨道上各有1个未成对电子，价键理论和路易斯结构均无法解释这一实验事实。π*Orbital奇数电子分子NO含11个价电子，MO理论给出键级2.5，与实验键长115pm和键能631kJ/mol一致，经典理论完全无能为力。NO·11e⁻键级定量工具键级＝(成键电子−反键电子)/2，可比较分子稳定性：N₂(3)＞O₂(2)＞F₂(1)，与实验键能递减趋势一致。N₂·O₂·F₂光谱学理论基础HOMO-LUMO能隙对应紫外-可见光谱吸收波长，决定分子颜色与反应活性，是前线轨道理论的核心依据。HOMO-LUMOCHAPTER05分子性质与分子间作用力从分子极性、范德华力到氢键的系统解析共价键理论和分子结构分子的极性与偶极矩分子极性取决于键的极性和分子空间构型的矢量和。即使所有键均为极性键，高度对称的分子偶极矩仍可互相抵消为非极性分子。偶极矩是衡量分子极性的定量指标，可反过来推断分子构型。🔑键的极性电负性差决定键型共价键极性由成键原子电负性差决定：差为零为非极性键（如H-H），不为零为极性键（如H-Cl）。极性键是分子极性的必要非充分条件，键的极性需通过分子构型才能最终确定分子极性。⚡分子极性矢量叠加与构型分子极性取决于所有键偶极矩的矢量和。CO₂含两个极性C=O键，但直线形构型使偶极矩等大反向抵消，为非极性分子；H₂O为V形，偶极矩不能抵消，为极性分子。🔍快速判断对称性判别法先看键是否有极性，再看分子构型是否高度对称。直线形、正四面体、平面三角形等对称构型通常为非极性分子，不对称构型则为极性分子。📐定义偶极矩定量描述偶极矩μ=q×d（电荷量×正负电荷中心距离），单位为德拜（D）。它是衡量分子极性的定量指标，方向由正电荷中心指向负电荷中心，数值越大极性越强。📊实测比较极性递减规律实测值比较：H₂O(1.85D)＞NH₃(1.47D)＞CH₄(0D)，反映了V形＞三角锥＞正四面体的极性递减规律。偶极矩为零说明分子结构对称，正负电荷中心重合。🧩构型推断反推分子构型偶极矩实测值可推断分子构型：已知AB₂型分子偶极矩不为零，可推断其为V形而非直线形。如H₂S偶极矩0.97D证实其为V形构型，而非直线形。Chapter04·IntermolecularForces范德华力的三种来源范德华力由取向力、诱导力和色散力三部分组成，分别源于永久偶极间的取向吸引、永久偶极对电子云的诱导变形和瞬时偶极的相互诱导。色散力存在于一切分子之间，通常是最主要的组分。KeesomForce取向力偶极–偶极作用存在于两个极性分子之间，由永久偶极的静电取向吸引产生——正极对准负极排列，极性越强取向力越大取向力大小与分子偶极矩的平方成正比、与分子间距离的六次方成反比，且随温度升高而减弱μ²∝F·r⁶DebyeForce诱导力偶极–诱导偶极极性分子的电场使非极性分子的电子云变形产生诱导偶极，两者之间产生吸引；也存在于两个极性分子之间诱导力大小与极性分子偶极矩和非极性分子极化率有关，极化率越大越容易被诱导f(μ·α)LondonForce色散力瞬时偶极–诱导偶极由于电子运动的瞬时不对称性，所有分子都会产生瞬时偶极并诱导邻近分子产生偶极，存在于一切分子之间色散力是范德华力中最普遍且通常最强的组分，随分子量增大和电子云可极化性增大而增强一切分子·最强组分MOLECULARINTERACTION氢键——特殊的分子间作用力氢键是H原子与高电负性原子（F、O、N）共价结合后再与另一F/O/N原子孤对电子形成的特殊次级键，强度仅为共价键的1/10~1/20，但影响深远。01形成条件H与F/O/N形成极性共价键，再与另一F/O/N原子孤对电子产生静电吸引，构成X-H···Y结构02键能与特性键能10~40kJ/mol，弱于共价键但强于范德华力，具有方向性和饱和性03分子间氢键使熔沸点异常升高：H₂O沸点100°C远高于H₂S(−60°C)，HF与NH₃也出现类似反常04分子内氢键如邻硝基苯酚O-H···O=N，降低分子间作用力，导致熔沸点低于间位和对位异构体冰晶体中由氢键形成的规则六角形微观结构Chapter26·分子间作用力分子间作用力对物质宏观性质的影响分子间作用力虽远弱于化学键，但对物质熔沸点、状态变化、溶解性等宏观性质起决定性作用。通过比较分子量、极性和氢键等因素，可系统预测和解释物质物理性质的递变规律。01色散力与状态递变卤素单质F₂→I₂随分子量增大色散力增强，常温下气→液→固递变，熔沸点依次升高。分子量越大，电子云变形性越强，瞬时偶极间相互作用更显著。F₂→I₂02氢键与沸点反常NH₃、H₂O、HF因分子间氢键存在，沸点显著高于同族其他氢化物，关系图现反常尖峰。氢键强度约为化学键的十分之一，但足以改变物理性质。NH₃·H₂O·HF03碳链与异构效应正烷烃碳链增长沸点线性升高；支链异构体接触面积减小，沸点低于直链体。分子形状影响分子间有效接触程度，进而改变整体作用能。36°Cvs9.5°C04相似相溶规律极性分子易溶于极性溶剂，非极性分子易溶于非极性溶剂，由作用力类型匹配性决定。溶解过程本质是溶质与溶剂分子间作用力的重新组合与平衡。极性匹配CHAPTER06典型分子结构案例与理论比较融会贯通四大共价键理论，构建完整的分子结构分析框架共价键理论和分子结构典型分子结构的综合解析水、氨和二氧化碳三个典型分子综合展示了杂化轨道理论、VSEPR理论和分子极性分析的协同应用。不等性杂化导致键角偏离和分子极性，进而影响氢键形成和宏观物理性质。SECTION01水分子（H₂O）sp³不等性杂化—2对孤对电子使键角从109.5°压缩至104.5°，VSEPR预测V形构型与实验完全吻合强极性分子—偶极矩1.85D，分子间氢键网络赋予水异常高的熔沸点（100°C）、比热容和表面张力104.5°键角SECTION02氨分子（NH₃）sp³不等性杂化—1对孤对电子使键角压缩至107.3°，三角锥形构型，偶极矩1.47D，具有明显极性路易斯碱—孤对电子使其成为良好配体，能与H⁺形成NH₄⁺、与过渡金属离子形成配位化合物107.3°键角SECTION03二氧化碳（CO₂）sp杂化—2个σ键，两组未杂化p轨道与O形成两个互相垂直的π键，分子呈直线形、无极性离域π键—两个Π₃⁴离域π键（3原子共享4电子），解释C-O键长116pm介于双键与三键之间116pm键长CHEMISTRY·DELOCALIZATION离域π键与共振结构定域键模型无法解释苯等分子的等价键长和特殊稳定性。离域π键概念和共振理论通过电子在多原子间的离域分布成功解释了这类分子的真实性质。01苯分子中6个C原子均为sp²杂化，各贡献1个p电子，形成大π键Π₆⁶，使所有C-C键长均等为139pm（介于单键15