第三章-化學鍵與晶體結(jié)構(gòu)1

第三章化學鍵與晶體結(jié)構(gòu)主講人：石建軍工科化學第3章化學鍵與晶體結(jié)構(gòu)

本章學習的主要要求為：

1．掌握離子鍵的形成條件及其特征；

2．掌握共價鍵的形成條件和本質(zhì)及現(xiàn)代價鍵理論的基本要點，理解共價鍵的類型，了解鍵能、鍵長及鍵角等參數(shù)。

3．掌握雜化軌道的概念、雜化軌道的基本類型及其空間構(gòu)型的關(guān)系。

4．理解分子軌道理論的基本要點，并能用其解釋第一、二周期同核雙原子分子的結(jié)構(gòu)和性質(zhì)。

5．理解價層電子互斥理論的基本要點，并能用其解釋多原子分子或離子的空間構(gòu)型。工科化學多媒體課件主講人石建軍

6．理解分子間作用力和氫鍵對物質(zhì)某些性質(zhì)的影響。

7．了解金屬鍵的形成、特性和金屬鍵理論要點。

8．掌握晶體的基本類型、性質(zhì)和特點；了解極化對晶體性質(zhì)的影響。

9.了解晶體缺陷及其應用意義。了解非晶體和液晶一般知識。工科化學多媒體課件主講人石建軍第3章化學鍵和晶體結(jié)構(gòu)§3.1離子鍵和離子晶體

§3.2共價鍵與原子晶體工科化學多媒體課件主講人石建軍

§3.3分子間力、氫鍵和分子晶體

§3.4金屬鍵與金屬晶體§3.1

離子鍵和離子晶體

離子鍵：由正負離子之間的靜電引力而形成的化學結(jié)合力。

成鍵兩步驟：形成正負離子和成鍵。成鍵過程中勢能變化情況一、離子鍵理論

1、離子鍵的形成和特征系統(tǒng)的總能量決定于離子之間的相互距離R。當排斥力與吸引力達平衡時（R=R0），系統(tǒng)能量達到最低點，正負離子在各自平衡位置振動便形成離子鍵。

工科化學多媒體課件主講人石建軍工科化學多媒體課件主講人石建軍圖2.1勢能圖

離子鍵成鍵過程中勢能變化情況離子鍵的形成條件：成鍵原子電負性相差較大（1.7以上）。

離子型化合物:由離子鍵形成的化合物。

（2）離子的電子構(gòu)型

2、離子的性質(zhì)（1）離子的電荷指由原子失去或得到電子所形成的外層電子構(gòu)型

離子鍵特點：既無方向性也無飽和性。對簡單正負離子，離子的電荷是指形成離子鍵時，原子得到或失去電子后所具有的電荷數(shù)。

工科化學多媒體課件主講人石建軍請注意離子鍵和離子型化合物的區(qū)別！類型外層電子構(gòu)型例元素所在區(qū)域稀有氣體電子構(gòu)型2電子ns2Li＋、Be2＋s區(qū)8電子ns2np6Na＋,Cl－,O2－F－,Sr2＋p區(qū)非稀有氣體的電子構(gòu)型18電子ns2np6nd10Zn2＋、Cu＋、Ag＋、Hg2＋ds區(qū)18＋2電子(n－1)s2(n－1)p6(n－1)d10ns2Sn2＋、Pb2＋、Sb3＋、Bi3＋P區(qū)9～17電子ns2np6nd1～9Cr3＋,Cu2＋,Fe2＋,Fe3＋,V3＋,Mn2＋d區(qū)、ds區(qū)工科化學多媒體課件主講人石建軍（3）離子半徑

依據(jù)：以r（F－）=133pm；r（O2－）=132pm為基礎(chǔ)，核間距d=r＋＋r－，

d由x射線衍射法測得，測得d后，其它離子半徑可求。

（1）同一周期從左至右，主族正離子半徑隨電荷數(shù)增加而減小。例：MgO：d=210pm，故Mg2+離子的半徑

r(Mg2＋)=210pm－132pm=78pm。

正負離子半徑的變化規(guī)律：

離子半徑示意圖

（2）同一主族離子半徑自上而下隨電子層數(shù)增加而增大。

（3）同一元素的正離子半徑<原子半徑<負離子半徑。

（4）同一元素原子能形成幾種不同電荷的正離子時，電荷數(shù)大的離子半徑小于電荷數(shù)小的離子半徑。工科化學多媒體課件主講人石建軍二、離子晶體

1、晶體(crystal)的基本概念

能自發(fā)地形成規(guī)則的多面體外形；（1）晶體的共同特性

有確定的熔點（如玻璃為非晶體，無確定的熔點）；

各向異性，即在晶體的不同的方向上有不同的物理性質(zhì)

均勻性，即同一塊晶體的各部分的宏觀性質(zhì)相同；

能對x射線產(chǎn)生衍射效應等。

晶體的結(jié)構(gòu)具有周期性。此條最重要。工科化學多媒體課件主講人石建軍二、離子晶體

1、晶體(crystal)的基本概念非晶體不具備晶體的以上特性，主要就是由于晶體結(jié)構(gòu)具有周期性而非晶態(tài)物質(zhì)不具有周期性所致。工科化學多媒體課件主講人石建軍（2）晶體的定義

晶體：凡是原子（或分子、離子）在空間按一定規(guī)律作周期性排列構(gòu)成的物質(zhì)?；蚍苍印⒎肿踊螂x子按點陣結(jié)構(gòu)作周期性地排列而成的物質(zhì)。晶格是由晶胞在三維空間無限重復而構(gòu)成。晶格：重復出現(xiàn)的空間構(gòu)型

(lattice)晶胞：能代表晶體一切特征的最小單位

(unitcell)。按照各種晶體中晶胞參數(shù)的不同，可分為7個晶系。

非晶體又稱無定形體，其內(nèi)部質(zhì)點排列不規(guī)則，沒有一定的結(jié)晶外形。工科化學多媒體課件主講人石建軍工科化學多媒體課件主講人石建軍晶系邊長夾角晶體實例立方四方正交三方六方單斜三斜a=b=ca=b≠ca≠b≠ca=b=ca=b≠ca≠b≠ca≠b≠c

=

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=90

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=

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,

=120

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,

120

90°Cu，NaClSn，SnO2I2，HgCl2Bi，Al2O3Mg，AgIS，KClO3CuSO4·5H2O

2、離子晶體及其特征結(jié)構(gòu)

離子晶體：由離子鍵化合物形成的晶體(ioncrystals)。（2）離子晶體中的正負離子按一定配位數(shù)在空間排列，因此晶體中不存在單個分子，而是一個巨大的分子

特點：（1）晶格結(jié)點上交替排列著正、負離子，依離子鍵結(jié)合。（3）離子晶體一般有較高的熔、沸點。離子的電荷越高，半徑越小，靜電引力越強，晶體的熔點、沸點也越高。（4）一般硬度較大，但延展性差，因而容易破碎。（5）熔融或其水溶液都是電的良導體，但在固態(tài)時晶格結(jié)點上的離子只能振動，因而不導電。工科化學多媒體課件主講人石建軍

最簡單的AB型離子晶體的空間構(gòu)型

離子晶體中，由于負離子一般比正離子大很多，使負離子的堆積成為離子晶體的主要框架，正離子可以看成是填充在負離子堆積形成空隙中。

粒子的配位數(shù)：與晶體內(nèi)某個粒子相鄰最近的其它粒子的數(shù)目。

離子的堆積方式與正負離子的半徑之比有一定關(guān)系。

離子晶體中，正負離子的半徑比（r＋/r－）不同，則正離子的配位數(shù)不同。

AB型離子晶體的三種空間構(gòu)型如圖，其特點如表3.4。

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最簡單的AB型離子晶體的空間構(gòu)型

離子晶體中，由于負離子一般比正離子大很多，使負離子的堆積成為離子晶體的主要框架，正離子可以看成是填充在負離子堆積形成空隙中。

粒子的配位數(shù)：與晶體內(nèi)某個粒子相鄰最近的其它粒子的數(shù)目。

離子的堆積方式與正負離子的半徑之比有一定關(guān)系。

離子晶體中，正負離子的半徑比（r＋/r－）不同，則正離子的配位數(shù)不同。

AB型離子晶體的三種空間構(gòu)型如圖，其特點如表3.4。

工科化學多媒體課件主講人石建軍3．晶格能在標準狀態(tài)下，由相互遠離的氣態(tài)正負離子生成1mol固態(tài)離子晶體時所釋放的能量，常用U表示，單位：kJ·mol－1。(1)正負離子的電荷多，晶格能大；

意義：可用晶格能來衡量離子鍵的強弱，從而度量離子晶體的穩(wěn)定性。晶格能一般為負值，其絕對值越大，離子晶體的正負離子間作用力越強，形成的離子鍵的強度越大，其離子晶體的硬度越大，熔沸點越高。（如表3.5）

影響因素：與離子電荷和離子半徑等有關(guān)。(2)離子半徑越小，離子間的相互吸引力越強，晶格能大。工科化學多媒體課件主講人石建軍編號12345678晶體NaFNaClNaBrNaIMgOCaOSrOBaO核間距d/pm231279294318210240257277晶格能U/kJ·mol－119337707326863916347732053042熔點/K1261107410139353073284327032196硬度（金剛石為10）3.22.0

6.54.53.53.3工科化學多媒體課件主講人石建軍§3.2共價鍵與原子晶體一、共價鍵的價鍵理論

成鍵的兩個原子必須具有自旋方向相反的未成對電子。

1、共價鍵的形成當兩個氫原子相互接近時，系統(tǒng)的能量E隨兩個原子的核間距R的變化而變化。如圖2.5所示。

形成共價鍵時，必須滿足原子軌道最大重疊的條件

2、價鍵理論基本要點

價鍵理論(valence-bondtheory)，又稱電子配對理論（簡稱VB法）。基本要點如下：

工科化學多媒體課件主講人石建軍工科化學多媒體課件主講人石建軍共價鍵成鍵過程中勢能變化情況工科化學多媒體課件主講人石建軍

3、共價鍵的特點（1）共價鍵具有飽和性（2）共價鍵具有方向性當一個氫原子的1s軌道與一個氯原子的3p軌道接近時，會產(chǎn)生如圖所示的四種重疊方式。

同號最大角度重疊最穩(wěn)定！如（a）4、共價鍵的鍵型

σ鍵：原子軌道沿核間聯(lián)線方向以“頭碰頭”的方式重疊，重疊部分對鍵軸（兩原子核間聯(lián)線）對稱呈圓柱形。

π鍵：兩原子軌道垂直核間聯(lián)線并互相平行稱“肩并肩”的方式進行同號重疊，重疊部分對鍵軸所在的平面呈鏡面反對稱性。工科化學多媒體課件主講人石建軍s，p，d電子云角度分布剖面圖4、共價鍵的鍵型

σ鍵：原子軌道沿核間聯(lián)線方向以“頭碰頭”的方式重疊，重疊部分對鍵軸（兩原子核間聯(lián)線）對稱呈圓柱形。

特點：

特點：重疊程度大，鍵牢固。

π鍵：兩原子軌道垂直核間聯(lián)線并互相平行稱“肩并肩”的方式進行同號重疊，重疊部分對鍵軸所在的平面呈鏡面反對稱性。（1）軌道重疊程度小于σ鍵，能量較高，鍵的活動性大，不穩(wěn)定，是化學反應的積極參加者。（2）π鍵不能單獨存在，總與σ鍵相伴，且當雙鍵或叁健化合物（如不飽和烴）參加化學反應時，一般首先斷裂π鍵。工科化學多媒體課件主講人石建軍圖2.7σ鍵與π鍵形成示意圖工科化學多媒體課件主講人石建軍

5、共價鍵的鍵參數(shù)(bondparameters)（1）鍵長（bondloength）

意義：知道鍵長和鍵角，可推斷分子的空間形狀。（2）鍵角（bondangle）

分子中相鄰兩個鍵之間的夾角稱為鍵角，通常在60

~180

之間。（3）鍵能(bondenergy)

在標準狀態(tài)下，將1mol理想氣態(tài)分子AB解離為氣態(tài)A、B原子時的鍵解離能D稱為這種鍵的鍵能。對于多原子分子，其鍵能可取為各鍵能的平均值。工科化學多媒體課件主講人石建軍

說明：（1）同樣的鍵在不同的多原子分子中其鍵能會有差異。1、雜化軌道理論的基本要點（2）鍵能越大，化學鍵越牢固，由該鍵所組成的分子越穩(wěn)定。二、共價分子的空間構(gòu)型與雜化軌道理論（1）原子軌道在成鍵過程中，同一原子中能量相近的不同類型的n個原子軌道（如s、p、d……）可以“混合”起來重新組成一組成鍵能力更強的新軌道（2）同一原子中由n個能量相近的原子軌道雜化，只能形成與之相同數(shù)目的雜化軌道。（3）通過雜化軌道與組成分子的其它原子的原子軌道重疊而形成共價鍵。工科化學多媒體課件主講人石建軍

雜化條件（1）相鄰的能量相近的原子軌道之間；原子軌道雜化的原因（2）對稱性要匹配；（3）生成分子過程中。增強成鍵能力。2、雜化軌道的類型與分子空間構(gòu)型的關(guān)系（1）等性雜化當n個能量相近不同類型的原子軌道雜化以后，形成的n個成分完全相同、能量相等的新軌道。

工科化學多媒體課件主講人石建軍（a）sp雜化：一個ns軌道和一個np軌道雜化組成兩個sp雜化軌道。

雜化軌道的空間構(gòu)型：直線，其夾角為180°。

雜化軌道形成過程：含有兩個σ鍵和兩個π鍵的C原子，可以且只能與其它原子以sp雜化形成兩個σ鍵。工科化學多媒體課件主講人石建軍（b）sp2雜化

一個ns軌道與兩個np軌道雜化，形成三個等同的sp2雜化軌道，每個雜化軌道含有1/3s和2/3p軌道成分。

雜化軌道形成過程：

雜化軌道的空間構(gòu)型：平面三角形，雜化軌道間夾角為120°。工科化學多媒體課件主講人石建軍（c）sp3雜化一個ns和三個np軌道雜化形成四個等同的sp3雜化軌道，每個雜化軌道含有1/4s和3/4p軌道成分

雜化軌道形成過程：

雜化軌道的空間構(gòu)型：正四面體，軌道互呈109

28

的夾角。工科化學多媒體課件主講人石建軍

等性spn雜化比較：雜化軌道類型spsp2sp3參與雜化的原子軌道1個s，1個p1個s，2個p1個s，3個p雜化軌道的數(shù)目234雜化軌道的成分s=1/(1+n)p=n/(1+n)1/2s、1/2p1/3s、2/3p1/4s、3/4p雜化軌道間的夾角180°120°109°28′空間構(gòu)型直線型平面三角形正四面體成鍵能力依次增強→實例BeX2、CO2、HgCl2、C2H2BX3、CO32-、C2H4CH4、CCl4、SiH4、SiCl4工科化學多媒體課件主講人石建軍

其它等性雜化類型：除spn型等性雜化外，還有nd或(n-1)d軌道參與雜化的情況。具體情況下一章再詳細介紹。

舉例：（2）不等性雜化中心原子有不參加成鍵的孤對電子占有的軌道參加雜化，使各雜化軌道的能量和成分不完全相同的雜化過程。NH3：N外層電子構(gòu)型：2s22p3；NH3分子的空間構(gòu)型為三角錐形。如下圖工科化學多媒體課件主講人石建軍H2O：O外層電子構(gòu)型：2s22p4；H2O分子的空間構(gòu)型為“V”字形。如圖:判斷等性雜化與非等性雜化的依據(jù)：（1）若參加雜化的原子軌道中電子總數(shù)小于或等于原子軌道總數(shù)，則可形成等性雜化。（2）若電子總數(shù)大于軌道總數(shù)，一定有孤對電子存在，而形成不等性雜化三、價層電子對互斥理論1、理論的基本要點：（1）在一個多原子分子ABn（或原子團）中，中心原子周圍各價電子對（指σ鍵電子對和孤對電子）之間的分布由于相互間的排斥作用，而盡可能采取彼此遠離的使靜電排斥力最小的位置而使分子趨于穩(wěn)定。

工科化學多媒體課件主講人石建軍價層電子對在球殼表面的理想排列

（2）一定數(shù)目的價電子對在空間盡可能采用對稱分布的結(jié)構(gòu)。如圖

影響價層電子對之間的排斥力大小的因素：（1）中心原子周圍的價電子對數(shù)目：越多，斥力越大；排斥力還與是否形成π鍵以及中心原子與配位原子之間的電負性有關(guān)，按形成重鍵的數(shù)目不同，斥力也不同。叁鍵>雙鍵>單鍵（2）電子對的類型：未共用電子對之間>未共用電子對和成鍵電子對>成鍵電子對之間；（3）電子對之間的夾角：夾角越小，排斥力越大，大于90°時，可不考慮。工科化學多媒體課件主講人石建軍三、價層電子對互斥理論2、推斷分子（或原子團）幾何構(gòu)型的規(guī)則（1）確定中心原子的價層電子對數(shù)目（ABn型分子）

配位原子提供的價電子數(shù)的計算原則VP=(中心原子A的價電子數(shù)+配位原子B提供的共用電子數(shù))/2

H與鹵素：1，O與S為0例如：CO2

VP=(4+0)/2=2

舉例

ClF3的電子對數(shù)為5，SO2的電子對數(shù)為3。

價電子：參與化學鍵形成的電子層上的電子。工科化學多媒體課件主講人石建軍

式中：中心原子的價電子數(shù)=主族序數(shù)例如：B：3，C：4，N：5，O：6，X：7，稀有氣體：8

多原子構(gòu)成的離子：價層電子對數(shù)目=(1/2)[中心原子價電子數(shù)+配位原子提供的價電子數(shù)

離子電荷數(shù)](負離子、正離子)

SO42-中S的價層電子對數(shù)VP=(6+0+2)/2=4

舉例

NH4+中N的價層電子對數(shù)VP=(5+4-1)/2=4；

NH3中N的價層電子對數(shù)VP=(5+3+0)/2=4;（2）確定電子對的空間構(gòu)型工科化學多媒體課件主講人石建軍價層電子對數(shù) 234 5 6 電子對空間構(gòu)型直線形平面三角形四面體三角雙錐八面體（2）確定電子對的空間構(gòu)型（a）價電子對均為成鍵電子對時，電子對的排布形式就是該分子的空間構(gòu)型。（LP=0）（b）若中心原子價電子層含有孤對電子，電子對的空間構(gòu)型與分子的空間構(gòu)型不同。（LP≠0）見表3.9工科化學多媒體課件主講人石建軍（1）確定中心原子的價層電子對數(shù)目（ABn型分子）（3）確定孤對電子數(shù)和分子的空間構(gòu)型

BeH2BF3CH4PCl5SF6VP

23456空間構(gòu)型直線型三角形四面體三角雙錐八面體工科化學多媒體課件主講人石建軍價層電子對數(shù)價層電子對幾何分布鍵電子對數(shù)孤電子對數(shù)分子類型分子幾何構(gòu)型實例2直線形20AB2直線形HgCl23平面三角形30AB3平面三角形BF321AB2E“V”形PbCl24四面體形40AB4四面體形CH431AB3E三角錐形NH322AB2E2“V”形H2O5三角雙錐50AB5三角雙錐PCl541AB4E變形四面體SF432AB3E2“T”形ClF323AB2E3直線形XeF26八面體形60AB6八面體形SF651AB5E四方錐形IF542AB4E2平面正方形ICl4-工科化學多媒體課件主講人石建軍電子對構(gòu)型分子構(gòu)型VP=2,LP=0VP=3,LP=0VP=3,LP=1BeCl2

SnCl2SO2舉例H2ONO2工科化學多媒體課件主講人石建軍VP=4,LP=0VP=4,LP=1VP=4,LP=2電子對構(gòu)型分子構(gòu)型舉例CCl4

NH3H2O工科化學多媒體課件主講人石建軍VP=5,LP=1VP=5,LP=2VP=5,LP=3←SF4ClF3→

←XeF2

電子對構(gòu)型分子構(gòu)型舉例工科化學多媒體課件主講人石建軍電子對構(gòu)型分子構(gòu)型VP=6,LP=0VP=6,LP=1VP=6,LP=2舉例←SF6BrF5→

←

XeF4

非鍵軌道：被孤對電子占據(jù)的軌道只參與雜化而不參與成鍵。

注意：電子對的空間結(jié)構(gòu)與分子的空間構(gòu)型的區(qū)別（c）對含有雙鍵或叁鍵的分子或離子的幾何構(gòu)型推測時，可把重鍵當作一個單鍵對待。如CO2和BeF2一樣都是直線型的空間構(gòu)型。

在有多重鍵的情況下，多重鍵同孤對電子相似，對其它電子對有較大的排斥力而使鍵角減小。如甲醛分子。

工科化學多媒體課件主講人石建軍

配位原子不同:

鍵角隨配位原子B的電負性增加而減?。ǔ涉I電子對之間的排斥力隨配位原子電負性增加而減?。?；

中心原子A不同:

鍵角隨中心原子電負性增大而增大（成鍵電子對間的斥力隨中心原子電負性增大而增大）。

如NH3和NF3分子，F(xiàn)原子的電負性比H原子大，吸引鍵電子對的能力強，NF3分子中鍵電子對離N原子較遠，NF3分子中成鍵電子對的排斥力小于NH3分子成鍵電子對的斥力,NF3分子的鍵角(1026)小于NH3分子的鍵角(10718)

。

例:

分子NH3PH3AsH3SbH3

A的電負性3.02.12.01.9

鍵角10718932091249118工科化學多媒體課件主講人石建軍（d）電負性對鍵角的影響(對ABn型分子)舉例：根據(jù)價層電子對互斥理論判斷下列化合物的空間構(gòu)型（1）XeF2；（2）SO2；（3）ClF3（b）原子A價層電子對理想分布；

推測ABn分子幾何構(gòu)型的步驟（a）確定中心原子A的價層電子對數(shù)；（c）推測ABn分子幾何構(gòu)型（1）XeF2價電子對數(shù)5；成鍵電子對數(shù)為2；孤對電子對數(shù)為3；電子對的空間結(jié)構(gòu)為三角雙錐；分子的空間構(gòu)型為直線型。（2）SO2價電子對數(shù)3；成鍵電子對數(shù)為2；孤對電子對數(shù)為1；電子對的空間結(jié)構(gòu)為三角形；分子的空間構(gòu)型為“V”字型。（3）ClF3價電子對數(shù)5；成鍵電子對數(shù)為3；孤對電子對數(shù)為2；電子對的空間結(jié)構(gòu)為三角形；分子的空間構(gòu)型為“T”字型。工科化學多媒體課件主講人石建軍3、對價層電子對互斥理論的評價

可以簡單直觀地判斷分子的空間構(gòu)型。如具有明顯極性的CaF2、SrF2、BaF2高溫氣態(tài)分子中的鍵角都小于108°

只能作定性描述而不能得到定量的結(jié)果，也不能告知成鍵的原理和鍵的相對穩(wěn)定性。

主要適用于討論中心原子A為主族元素的ABn型分子或原子團，對于副族元素作中心原子和一些復雜分子不適用。

對上述幾種價鍵理論的評價優(yōu)點：解釋共價分子的空間構(gòu)型，比較直觀、簡單。不足：未將分子看作一個整體，僅局限于研究配對電子在相鄰的成鍵原子之間運動，不能判斷和解釋有機化合物分子的結(jié)構(gòu)；對能穩(wěn)定存在的氫分子離子H2+中的單電子鍵以及自然界中的O2分子的磁性也都無法解釋。工科化學多媒體課件主講人石建軍四、分子軌道理論(molecularorbitaltheory)（簡稱MO法）

1、分子軌道理論的基本要點（2）分子軌道由能量相近的不同原子的原子軌道組合而成

（1）分子中電子的運動遍及整個分子范圍分子中每個電子運動狀態(tài)同樣可用相應波函數(shù)

來描述。常用σ，π，…等符號來表示各分子軌道的名稱。

形成分子軌道時，必須符合三個組合原則：(1)原子軌道能量相近原則A、同核雙原子分子，原子軌道的量子數(shù)n，l相同，能量亦相同;B、異核雙原子分子，即使原子軌道的量子數(shù)n，l相同，其能量亦不相同，必須考慮原子軌道能量相近；工科化學多媒體課件主講人石建軍

成鍵分子軌道：能量低于原子軌道的分子軌道。

反鍵分子軌道：能量高于原子軌道的分子軌道。所形成的分子軌道數(shù)目等于參與組合的原子軌道數(shù)目。每一個分子軌道具有相應的能量，其能量隨構(gòu)成分子軌道的原子軌道類型不同以及分子軌道的重疊方式不同而異。（2）最大重疊原理取決于原子核間距的大小和重疊的方向；（3）對稱性匹配的原則A、對鍵軸對稱的原子軌道形成的分子軌道叫分子軌道，分成鍵和反鍵*。B、對鍵軸呈反對稱的原子軌道形成的分子軌道叫分子軌道，分成鍵和反鍵*。工科化學多媒體課件主講人石建軍2、分子軌道的類型（1）形成σ分子軌道（2）形成π型分子軌道，如圖例：當兩個原子（A和B）的兩個原子軌道（ψa和ψb）線性組合形成兩個分子軌道（ψ1和ψ2），有如下兩種組合方式：

ψ1=C1(ψa+ψb)ψ2=C2(ψa-ψb)對同核雙原子分子，成鍵分子軌道降低的能量等于反鍵分子軌道升高的能量。3、同核雙原子分子的分子軌道的能量次序兩個原子軌道有效組合，形成一個成鍵分子軌道和一個反鍵分子軌道，這三個軌道之間的能量關(guān)系為：成鍵分子軌道<原子軌道<反鍵分子軌道工科化學多媒體課件主講人石建軍工科化學多媒體課件主講人石建軍

分子軌道能級圖：分子軌道的能量高低的排列順序，主要由光譜實驗測定。第二周期同核雙原子分子的分子軌道能級順序有兩種情況：

（1）F2和O2：原子的2s軌道和2p軌道能量相差較大，形成的分子軌道的能量高低次序為：

1s<

1s

*<

2s<

2s

*<

2Px<

2Py=

2Pz<

2Py

*=

2Pz

*<

2Px*

（2）N以前的元素：

2s軌道與2p軌道能量相差較小，使2s軌道與2p軌道能級很接近，形成同核雙原子分子時，不僅對應的2s軌道之間或2p軌道之間可發(fā)生組合，而且相鄰的2s軌道和2p軌道也會相應組合，使分子軌道的能量次序發(fā)生變化，其能級次序為：

1s<

1s

*<

2s<

2s

*<

2Py=

2Pz<

2Px<

2Py

*=

2Pz*

<

2Px

*工科化學多媒體課件主講人石建軍工科化學多媒體課件主講人石建軍電子若進入成鍵軌道，會使系統(tǒng)能量降低，有利于形成共價鍵最終能否成鍵還取決于進入成鍵軌道和反鍵軌道的電子數(shù)。若前者大于后者，則能夠成鍵，反之不能。如果二者相等，則降低的能量與升高的能量正好抵消，系統(tǒng)總能量不變，形成非鍵分子軌道。

能級圖的應用：電子在分子軌道上的分布規(guī)律和填充次序也須遵循鮑利不相容原理、能量最低原理和洪特規(guī)則，依照能量由低到高的順序排入相應的分子軌道。工科化學多媒體課件主講人石建軍

2O|1s22s22px22py12pz1O2[(1s)2(1s*)2(2s)2(2s*)2(2px)2(2py)2(2pz)2(*2py)1(*2pz)1]

對形成O2分子起作用的是(2px)2構(gòu)成一個σ鍵，(2py)2與(2py*)1、(2pz)2與(*2pz)1

，其空間方向一致，分別構(gòu)成三電子π鍵，如圖。O2分子的反鍵軌道上有兩個未成對電子，O2分子具有順磁性。

4、分子軌道理論的應用

O2分子：

N2分子：兩個N原子核外共有14個電子，組成的分子軌道式應為：

N2[(1s)2(1s*)2(2s)2