1、化 学 竞 赛 辅 导 资 料（ 全 国 初 赛 专 辑 ）3第一节原子结构与化学键一原子核外电子的排布现代原子结构理论认为，电子在原子核外高速运动，而且没有一定的轨道，所以，电子在核外运动时就像一团带负电荷的云雾笼罩着带正电荷的原子核，因此，通常把核外电子的运动比喻为电子云。原子结构理论进一步指出，核外电子是在不同层上运动，这些层叫做电子层；电子层又分为若干亚层；亚层还有不同的轨道；而在每个轨道中运动的电子还有两种不同的自旋。电子层、亚层、轨道、自旋四个方面决定了一个核外电子的运动状态。不同元素的原子核外有不同数目的电子，这些电子是怎样在原子核外不同的电子层、亚层和轨道中排布的？原子结构理论
2、指出，电子在原子核外的排布遵循三条规律，即泡利不相容原理、能量最低原理和洪特规则三条规律可以写出不同元素的电子排布式。以上是对核外电子运动和排布的概括叙述。这一部分内容还应着重了解以下几点：1关于电子云的含义电子云是一个形象的比喻，是用宏观的现象去想象微观世界的情景，电扇通常只有三个叶片，但高速转起来，看到的却是一团云雾，像是叶片化成了云雾；电子在核外运动速度极高，而且没有一定的轨迹，因而可以在想象中“看”到电子的运动“化”成了云雾，一团带负电荷的云雾。因此电子云不是实质性的云雾，不能理解为由无数电子组成的云雾。应该指出，氢原子核外只有一个电子，也仍可以用电子云来描述。电子云常用由许多小黑点组
3、成的图形表示。小黑点密集的地方表示在该处的单位体积内，电子出现机会较多（或称为几率密度较大） 。电子云图中单独一个小黑点没有任何意义。2关于电子层、亚层、轨道的意义电子层表示两方面意义：一方面表示电子到原子核的平均距离不同，另一方面表示电子能量不同。K、L、 M、N 、O、P 电子到原子核的平均距离依次增大，电子的能量依次增高。亚层也表示两方面意义：一方面表示电子云形状不同，s 电子云是以原子核为中心的球形，p 电子云是以原子核为中心的无柄哑铃形，d 和 f 电子云形状更复杂一些；另一方面，表示能量不同，s、p、d、f 电子能量依次增高。轨道在一定的电子层上，具有一定的形状和伸展方向的电子云所
4、占据的空间，称为一个轨道。关于轨道的含义可以这样理解。轨道是指一个立体的空间；是原子核外电子云所占据的特定的空间；这个空间的大小、形状分别由电子层、亚层决定。除了 s 电子云是球形外，其余亚层的电子云都有方向，有几个方向就有几个特定空间，即有几个轨道。所以，轨道可以说是原子核外每个 s 亚层和其余亚层的每个方向上的电子云所占据的特定的空间。每一个原子核外都有许多电子层、亚层，因此，每个原子核外都有许多轨道。p、d、f 亚层的电子云分别有 3 个、5 个和 7 个伸展方向。因而分别有 3、5、7 个轨道：3 个 p 轨道 、5 个 d 轨道和 7 个 f 轨道。它们的能量完全相同；电子云形状也基
5、本相同。3能级的概念4在电子层、亚层、轨道和自旋这四个方面中，与电子能量有关的是电子层和亚层。因此，将电子层和亚层结合起来，就可以表示核外电子的能量。核外电子的能量是不连续的，而是由低到高象阶梯一样，每一个能量台阶称为一个能级。因此，1s、2s、2p分别表示一个能级。4氢原子和多电子原子核外的能级有同学认为，氢原子只有一个电子，因而只能有一个电子层。其实，正确的说法是，氢原子像其它所有原子一样，可以有许多电子层，电子层又分为若干亚层和轨道。只是在通常条件下，氢原子的这一个电子处于能量是低的 1s 轨道，这种状态叫基态；当电子从外界吸收能量以后，氢原子的这一个电子可以跃迁到能量较高的能级。氢原子
6、核外能级由低到高的顺序是：1s2s2p3s3p3d 4s4p4d4f5s 但是，对核外有多个电子的原子来说，核外能级的顺序就与氢原子不同了。一般来说，多电子原子核外能级由低到高的顺序是：1s2s2p3s3p4s3d4p5s4d5p这种现象叫做能级交错现象。5电子排布式和轨道表示式根据原子核外排布电子的三条规律，可以写出各种元素核外电子的排布情况。核外电子排布情况有两种表示方法：电子排布式和轨道表示式。写电子排布式时，先按由低到高的顺序排列出核外电子的能级，然后根据泡利不相容原理和能量最低原理向各个能级填充电子。错误的电子排布式不是违背了泡利不相容原理，就是违背了能量还低原理。例如将某元素原子的
7、电子排布式写为 1s22s22p33s1 就是违背了能量最低原理，写成 1s22s32p3 就是违背了泡利不相容原理。电子排布式中最有意义的是外层电子的排布，内层可以用所谓“原子实”代替。原子实是该元素电子排布式中相当于上周期惰性气体原子的部分。例如：Cl 元素的电子排布式的略写式为Ne3s 23p5。连原子实也不写的电子排布式叫做原子的特征电子排布或价电子排布。对个副族元素来说，特征电子排布就是最外层电子排布加上外层 d 电子（或 f 电子）排布。中学课本上称为外围电子排布。轨道表示式是用方框或圆圈表示轨道，在每个轨道内用向上、向下的箭头表示自旋不同的电子。写轨道表示式要特别注意不要违背洪待
8、规则。6关于洪特规则的特例洪待规则是电子在等能量轨道上排布时遵循的规律。它指出电子在等能量轨道（如三个 p 轨道）上排布时，将尽可能占满所有轨道，并且自旋方向相同。这样排布的原因是这种排布使整个原子的能量最低。将洪特规则推广开来，人们总结出，当等能量轨道半满（p 3、d 5、f 7） 、全满（p 6、d 10、f 14）以及全空（p 0、d 0、 f0）时，都可使原子整体能量处于相对较低的状态。这是洪特规则的特例。正因为如此，铬的特征电子排布变为 3d54s1（而不是 3d44s2） 。二周期表中元素性质的递变规律中学化学课本中对元素的金属性和非金属性，元素的化合价，原子半径等的递变规律作了较
9、为详细的说明，这里再补充几个元素的性质。1电离势对于多电子原子，使处于基态的气态原子变成1 价气态阳离子所需要的能量，称为第一电离势，常用符号 I1 表示。以 1 价的气态阳离子再失去一个电子变成2 价的气态阳离子所需要的能量称为第电离势，用 I2 表示，依次类推，有第电离势 I3 等等。5电离势特别是第一电离势反映了单个原子失去电子能力的大小。元素的原子电离势越小，说明它越容易失去电子，其金属性越强。对于多电子原子来说，各级电离势的大小顺序是 I1I2I3，这是因为离子的电荷正值越大，离子半径越小，失去电子越困难，需要的能量越高。电离势数值的大小，主要取决于原子的核电荷数、原子半径以及原子的
10、电子层结构。因此在周期表中，各元素的电离势，特别是第一电离势 I1 必然也呈周期性变化。一般说来，同一周期的元素电子层数相同，从左到右核电荷数增大，原子半径减小，核对外层电子的引力增大，因此越靠右的元素，越不易失去电子，电离势也就越大。对于同一族来说，最外层的电子数相同，但自上而下，电子层数增多，原子半径增大起主要作用，半径越大，核对外层电子的引力越小，越容易失去电子，电离势就越小。因此元素第一电离能的周期性变化也是元素原子结构周期性变化的必然结果。在同一周期里，从左到右元素的第一电离势虽然从总体上讲是增大趋势，但却不是直线增大的。例如，第三周期的镁、磷、氮的第一电离势就显得“反常”的高，这分
11、别与3p0、3p 3、3P 6 的稳定结构相联系。2一个基态的气态原子获得一个电子成为负一价气态阴离子时所放出的能量称为该元素的电子亲核势（即第一电子亲核势） 。用符号 E 表示。一般的说，在同一周期中，从左到右电子亲核势增大；在同一族中，从上到下电子亲核势减小。3电负性电离能可表达中性原子对外层电子的控制能力，电子亲和势可表达中性原子对外加电子的吸引能力。有些化学家结合分子的性质来研究这两个值，而导出一种用来表明原子对它和其它原子间形成化学键的共用电子的引力大小的标度，称它为电负性。电负性高表明此原子对共用电子的吸引力强；电负性低表明这种引力弱。运用电负性的观点可以看出：金属的电负性低，电负
12、性越低金属越活泼。由此可见最低电负性的元素在周期表的左下角。周期表向左，向下则元素的电负性渐低。非金属的电负性高，最高电负性的元素应出现在周期表的右上方（未计稀有气体） ，氟的电负性最高。在主族元素中同族元素越向下电负性越低。在副族元素中电负性的变动不大。在同周期内，电负性按由左至有渐高。在长周期的过渡元素的中部有升高趋势，其后反有降低（但至 p 区的A 升至很高） 。电负性差与成键两元素原子间单键的离子性百分率有关，电负性差越大成键时离子性越强，反之越弱。因此周期表里左下与右上的元素间化合物一般是离子化合物。非金属间电负性差不大而形成共价化合物。非金属元素的化合物中，电负性也可表明元素氧化值
13、的正、负。电负性大的元素氧化值为负；电负性小的元素氧化值为正。这给判断价态的正、负也带来了便利。三路易斯结构与共振理论早在 19 世纪 50 年代，Frankland 在考察元素相互化合的原子比时就提出了最原始的化合价的概念。把氢的化合价定为 1，则和氢形成 HCl，H 2O，NH 3，CH 4 的氯，氧，氮，碳的化合价便为 1，2，3，4。它们彼此相互化合时，也会呈现这种化合价的相互关系，例如，碳和氯的化合物（CCl 4）里的原子比为 1:4，因为氯和氢化合价相同，所以 CH4 和 CCl4 符合同一个通式 AB4；而碳和氧的化合物（CO 2）里的原子比为 1:2；因为氧的化合价是 2，一个
14、氧原子可以相当 2 个氢原子等等。当时的化学家们并不清楚化合价的实质，解释不了6为什么不同的元素有不同的化合价，也解释不了为什么有变价。但却发现，化合价是元素性质的异同性以及分类的重要依据之一。例如，碱金属都表现 1 价，碱土金属都表现 2 价等等。以化合价等概念为基础的对元素的分类考察后来形成了门捷列夫发现元素周期律的出发点。原始的化学键概念是为了形象地表达原始的化合价的概念提出的，没有任何结构上的实在含义。例如，为了表达化合价，可以用一根线段表示一价，把相互化合的原子连接起来，并把“” 、 “”和“”分别称为单键、双健和叁键。到本世纪初，在原子结构模型的基础上，路易斯（1916 年，G C
15、Lewis，美国化学家）提出了化学键的电子对理论。他认为，原子相互化合形成化学键的过程可以简单地归结为未成对电子的配对活动。当 A原子的一个未成对电子和 B 原子的一个未成对电子配成一对被双方共用的电子对，就形成一个化学健，这种化学键称为“共价键” 。这样，就可以把表示化学健的“” 。改成“:” ，以表示一对电子。这种化学符号就是所谓共价键的“电子结构式” 。路易斯的共用电子对理论阐明了化学键的实质。至今仍有重要的意义。几乎与提出共价键的同时；人们还建立了配价键和电价键（即离子键）的概念。当 A 原子和 B 原子化合，A 原子供出一对电子对而 B 原子接受这对电子对，形成一对共用电子对，所形成
16、的化学键就称为“配价键” 。当 A 原子和 B 原子形成化学键时，A 原子的未成对电子和 B 原子的未成对电子配成对，但这对电子并不是共用电子对而是为一方所独有，这样，一方失去电子，变成正离子，另一方得到电子，变成负离子，正负离子以静电引力相互吸引，形成的化学键称为“电价键”或称为“离子键” 。所谓“路易斯结构式” ，通常是指如下所示的化学符号：在路易斯结构式中，线段的意义，如前所述，代表共用电子对，仍称“单键” 、 “双键”和“叁键” （代表 1，2，3 对共用电子对） 。成对的小黑点则代表未用来形成化学键的“价层电子对” ，叫做“孤对电子对” （有时分子里有单个的非共用电子，如 NO2）
17、。对于大多数有机化合物，通过观察便可写出他们的路易斯结构式。这是因为，在大多数有机化合物里，C、H、O、 N、S、卤素等元素的化合价是稳定的，只要掌握它们的化合价，注意到在化合物里每个原子周围的价层电子的总数等于 8（所谓“八偶律” ） ，就可以写出它们的路易斯结构式。对于无机物，写路易所结构式就要困难得多。但大多数情况下， “八偶律”仍是起作用的。从上面已经写出的路易斯结构式里我们很容易发现这一点。但有时八偶律不起作用。主要有两种例外。缺电子结构价电子，包括形成共价键的共用电子对之内，少于 8 电子的，称为缺电子结构。例如，第 3 主族的硼和铝，中性原子只有 3 个价电子，若一个硼原子和其它
18、原予形成 3 个共用电子对，也只有 6 个电子，这就是缺电子结构。典型的例子有BCl3、AlCl 3（这些化学式是分子式，即代表一个分子的结构） 。缺电子结构的分子有接受其它原子的孤对电予形成配价键的能力。例如：BCl3:NH 3Cl 3BNH 3能够接受电子对的分子称为“路易斯酸” ，能够给出电子对的分子称为“路易斯碱” 。路易斯酸和路易斯碱以配价键相互结合形成的化合物叫做“路易斯酸碱对” 。7多电子结构例如，PCl 5 里的磷呈 5 价，氯呈 1 价。中性磷原予的价电子数为 5。在PCl5 磷原子的周围的电子数为 10，超过 8。这种例外只有第 3 周期或更高周期的元素的原子才有可能出现。
19、有时，一个分子在不改变其中的原子的排列的情况下，可以写出一个以上合理的路易斯结构式，为解决这一问题，鲍林提出所谓的“共振”的概念，认为该分予的结构是所有该些正确的路易斯结构式的总和，真实的分子结构是这些结构式的“共振混合体” 。四杂化轨道理论电子配对法阐明了共价键的本质、特征和类型，但在解释多原子分子的几何形状（或空间构型）方面遇到了困难。例如 C 原子只有两个成单电子，但能形成稳定的 CH4 分子，所以电子配对法不能说明甲烷分子为什么是正四面体构型的分子。1931 年鲍林提出杂化轨道理论，满意地解释了许多多原子分子的空间构型。杂化轨道理论认为：形成分子时，由于原子间的相互作用，使同一原子中能
20、量相近的不同类型原子轨道，例如 ns 轨道与 np 轨道，发生混合，重新组合为一组新轨道这些新轨道称为杂化轨道。杂化轨道的数目等于参与杂化的原子轨道数目。如一个 2s 轨道与三个 2p 轨道混合，可组合成四个 sp3 杂化轨道；一个 2s 轨道与二个 2p 轨道混合，可得三个 sp2 杂化轨道；一个 2s 轨道与一个 2p 轨道混合，可得二个 sp 杂化轨道。杂化轨道的电子云一头大，一头小，成键时利用大的一头，可以使电子云重叠程度更大，从而形成稳定的化学键。即杂化轨道增强了成键能力。杂化轨道可以分为等性杂化和不等性杂化。等性杂化是所组合的一组杂化轨道的成分都相同的杂化。如甲烷中的 C 原子所生
21、成的四个 sp3 杂化轨道，每个杂化轨道各含 1/4 的s 轨道成分，3/4 的 p 轨道成分。不等性杂化是所组合的一组杂化轨道的成分不全相同的杂化，如氨分子中的 N 原子所生成的四个 sp3 杂化轨道中，一个杂化轨道含 0.3274 的 s 轨道成分，0.6726 的 p 轨道成分；其余三个杂化轨道各含 0.2242 的 s 轨道成分，0.7758 的 p 轨道成分。杂化有多种方式，视参加杂化的原子以及形成的分子不同而不同。sp 3 杂化这是原子最外层的 1 个 s 轨道和 3 个 p 轨道发生的杂化。杂化以后形成四个等价的 sp3 杂化轨道。碳原子在与氢原子形成甲烷分子时就发生了 sp3
22、杂化。发生杂化时，碳原子的 2s 轨道和 3 个 2p 轨道发生混杂，形成 4 个能量相等的杂化轨道，碳原子最外层的 4 个电子分别占据 1 个杂化轨道。每一个 sp3 杂化轨道的能量高于 2s 轨道能量而低于 2p 轨道能量；杂化轨道的形状也可以说介于 s 轨道和 p 轨道之间。四个 sp3 杂化轨道在空间均匀对称地分布以碳原子核为中心，伸向正四面体的四个顶点。这四个杂化轨道的未成对电子分别与氢原子的 1s 电子配对成键，这就形成了甲烷分子。8杂化轨道理论不仅说明了碳原子最外层虽然只有 2 个未成对电子却可以与 4 个氢原子形成共价键，而且很好地说明了甲烷分子的正四面体结构。在形成 H2O、
23、NH 3 分子时，O 、N 原子实际上也发生了 sp3 杂化。与 C 原子杂化不同的是 N、O 原子最外层电子数分别为 5 个和 6 个，因而四个 sp3 杂化轨道里必然分别有 1 个和2 个轨道排布了两个电子。这种已经自配对的电子被称为孤对电子。N 和 O 的未成对电子分别与 H 原子的 1s 电子结合就形成了 NH3 分子和 H2O 分子。孤对电子相对来说带有较多的负电荷。受孤对电子云的排斥，NH 3 分子中 NH 键间的夹角被压缩为 107，H 2O 分子中 OH 键间的夹角被压缩到 10440。含有孤对电子的杂化被称为不等性杂化。NH 3 和 H2O 分子中 N 和 O 都发生了不等性
24、sp3 杂化。sp 2 杂化碳原子在形成乙烯（C 2H4）分子时，每个碳原子的 2S 轨道与两个 2p 轨道发生杂化，称为 sp2 杂化。杂化后形成 3 个杂化轨道。它们的形状与 sp3 杂化轨道相似，在空间以碳原子梭为中心指向平面正三角形的三个顶点。未杂化的 l 个 2p 轨道则垂直于杂化轨道所在的平面。3 个 sp2 杂化轨道与未杂化的 1 个 2p 轨道各有 1 个未成对电子。两个碳原子分别以 1 个 sp2 杂化轨道互相重叠形成 键，两个碳原子的另外 4 个 sp2 杂化轨道分别与氢原子结合。所有碳原子和氢原子处于同一平面上，而两个碳原子未杂化的 2p 轨道垂直于这个平面。它们互相平行
25、，彼此肩并肩重叠形成 键。所以，在乙烯分子中两个碳原子是以双键相结合，双键由一个 和一个 键构成。此外，BF 3 分子中的 B 原子， SO3 分子中的 S 原子都是发生 sp2 杂化的。这些分子都呈平面三角形。sp 杂化形成 CO2 分子时，碳原子 1 个 2s 轨道与 1 个 2p 轨道发生杂化，形成两个 sp 杂化轨道。两个 sp 杂化轨道在 X 轴方向上呈直线排列，未杂化的两个即轨道分别在Y 轴方向和 Z 铀方向垂直于杂化轨道。两个氧原子各以一个 2p 轨道与碳原子的 sp 杂化轨道重叠形成 键。而两个氧原子的另一个未配对的 2p 轨道分别在 Y 周 轴方向和 Z 轴方向与碳原子的未杂
26、化的 2p 轨道“肩并肩”重叠形成 键。所以 CO2 分子中碳、氧之间以双9键相结合。碳原子在形成乙炔（C 2H2）时也发生 sp 杂化，两个碳原子以 sp 杂化轨道与氢原子结合。两个碳原子的未杂化 2p 轨道分别 在 Y 轴和 Z 轴方向重叠形成 键。所以乙炔分子中碳原子间以叁挺相结 合。sp 3d 杂化磷原子在形成 PCl5 分子时，除最外层 s、p 轨道参与杂化外，其 3d 轨道也有 1 个参加了杂化，称为 sp3d 杂化。杂化后形成 5 个杂化轨道，其中各有 1 个未成对电子。5 个杂化轨道指向三角双锥的 5 个顶点，并与氯原子配对成键。除以上杂化方式外，还有其它的杂化，这里从略。可以
27、看出，杂化方式与分子的空间结构形状有关。一般地说，发生 sp3 杂化时，形成的分子是正四面体，杂化原子处于中心；发生不等性 sp3 杂化时，如有一对孤对电子，则分子呈三角锥形，杂化原子处于锥顶。如果有2 对孤对电子，则分子呈 V 型；发生 sp2 杂化时，分子呈平面三角型，杂化原子处于正三角形中心，未杂化的 p 电子通常形成 键（构成双键） ；发生 sp 杂化时，分子呈直线型，未杂化的 p 电子通常也参与形成 键（构成双键或叁键） ；发生 sp3d 杂化时，分子是三角双锥形。杂化原子处于双三角雄的中心。五价层电子对互斥理论（VSEPR）现代化学的重要基础之一是分子（包括带电荷的离子）的立体结构
28、。单写出路易斯结构式是不能得知分子或离子的立体结构的。分子的立体结构通常是指其 键骨架在空间的排布。现代实验手段可以测定一个具体的分子或离子的立体结构。例如，我们可以根据分子或离子的振动光谱（红外光谱或拉曼光谱）来确定分子或离子的振动模式，进而确定分子的立体结构：也可以通过 X衍射、电子衍射、中子衍射等技术测定结构。例如，实验测出，SO 3 分子是呈平面结构的，OSO 的夹角等于 120，而 SO32 离子却是呈三角锥体，硫是锥项，三个氧原子是三个锥角，象一架撑开的照相用的三角架。又例如 SO2 的三个原子不在一条直线上，而 CO2 却是直线分子等等。早在 1940 年，Sidgwick 和
29、Powell 就在总结测定结果的基础上提出了一种简单的理论（更确切地说，是一种模型） ，用以预测简单分子或离子的立体结构。这种理论后经 Giliespie 和 Nyholm 在 50 年代加以发展，并称之为VSEPR（Valence Shell Electron Pair Repulsion） ，即价层电子对互斥理论。我们不难学会用这种理论来预测和理解分子或离子的立体结构，并用来进一步确定分子或离子的结构。当然我们不应忘记，这一理论绝不可能代替实验测定，也不可能没有例外。不过统计表明，对于我们经常遇到的分子或离子，用这一理论来预言其结构，很少发现例外。作为一种不需要任何计算的简单模型，它应当说
30、是很有价值的。价层电子对互斥理论认为，在一个共价分子中，中心原子周围电子对排布的几何构型主要决定于中心原子的价电子层中电子对的数目。所谓价层电子对包括成键的 电子对和孤电子对。价层电子对各自占据的位置倾向于彼此分离得尽可能地远些，这样电子对彼此之10间的排斥力最小，整个分子最为稳定。这样也就决定了分子的空间结构。也正因此，我们才可以用价层电子对很方便地判断分子的空间结构。例如：甲烷分子（CH 4） ，中心原子为碳原子，碳有 4 个价电子，4 个氢原子各有一个电子，这样在中心原子周围有 8 个电子，4个电子对，所以这 4 个电子对互相排斥，为了使排斥力最小，分子最稳定，它们只能按正四面体的方式排
31、布。这样就决定了 CH4 的正四面体结构。利用 VSEPR 推断分子或离子的空间构型的具体步骤如下：确定中心原子 A 价层电子对数目。中心原子 A 的价电子数与配位体 X 提供共用的电子数之和的一半，就是中心原子 A 价层电子对的数目。例如 BF3 分子，B 原子有 3 个价电子，三个 F 原子各提供一个电子，共 6 个电子，所以 B 原子价层电子对数为 3。计算时注意：( )氧族元素（ A 族）原子作为配位原子时，可认为不提供电子（如氧原子有 6 个价电子，作为配位原子时，可认为它从中心原子接受一对电子达到 8 电子结构） ，但作为中心原子时，认为它提供所有的 6 个价电子。() 如果讨论的
32、是离子，则应加上或减去与离子电荷相应的电子数。如 PO43 离子中 P 原子的价层电子数应加上 3，而 NH4 离子中 N 原子的价层电子数则应减去 1。()如果价层电子数出现奇数电子，可把这个单电子当作电子对看待。如 NO2 分子中 N 原子有 5 个价电子，O 原子不提供电子。因此中心原子 N 价层电子总数为 5，当作 3 对电子看待。确定价层电子对的空间构型。由于价层电子对之间的相互排斥作用，它们趋向于尽可能的相互远离。于是价层电子对的空间构型与价层电子对数目的关系如下表所示：这样已知价层电子对的数目，就可及确定它们的空间构型。分子空间构型的确定。价层电子对有成键电子对和孤电子对之分。中
33、心原子周围配位原子（或原子团）数，就是健对数，价层电子对的总数减去键对数，得孤对数。根据键对数和孤对敌，可以确定相应的较稳定的分子几何构型，如下表所示：电子对数 目电子对的空间构型成键电子对数孤电子对 数电子对的排列方式分子的空间构型 实 例2 直 线 2 0 直 线 BeCl2CO23 0 三角形 BF3SO33 三角形2 1 V形 SnBr2PbCl24 0 四面体 CH4CCl44 四面体3 1 三角锥 NH3PCl3112 2 V形 H2O5 0 三角双锥 PCl54 1 变形四面体 SF43 2 T形 BrF35 三角双锥2 3 直线形 XeF26 0 八面体 SF65 1 四角锥
34、IF56 八面体4 2 正方形 XeF4利用上表判断分子几何构型时应注意，如果在价层电对中出现孤电子对时，价层电子对空间构型还与下列斥力顺序有关：孤对孤对孤对键对键对键对因此，价层电子对空间构型为正三角形和正四面体时，孤电子对的存在会改变键对电子的分布方向。所以 SnBr2 的键角应小于 120，NH 3、H 2O 分子的键角应小于 10928。对于分子中有双键、叁键等多重键时，使用价层电子对理论判断其分子构型时，双键的两对电子和叁键的三对电子只能作为一对电子来处理。或者说在确定中心原子的价电子层电子对总数时，不包括 键电子。使用价层电子对互斥理论我们可以判断在杂化理论中提到的所有只含一个中心原子的分子的结构，当然用这一理论也可以判断我们常遇到的所有单中心分子或离子的结构。六 键、 键和大 键从电子云重叠的方式来看，共价键可分为 键和 键。当原子之间只有一对电子时，这对电子形成的化学键为单键。单键是 键， 键是成键的两个原子的轨道沿着两核连线方向“头碰头”进行重叠而形成的共价键。s 与 s 轨道，s 与 p 轨道，p 与 p 轨道以及 s、p 与杂化轨道，杂化轨道和杂化轨道之间都可以形成 键。 键的特点是重叠的 电子一在两核连线上，受原子核束缚力较大，重叠程度也大， 比较牢固， 键绕轴旋转时，电子云重
