《基礎(chǔ)化學(xué)》課件-第一章

《基礎(chǔ)化學(xué)》第一章1.1核外電子的運動狀態(tài)一、原子核外電子運動的

特征和規(guī)律引言1927年戴維遜和革末將一束高速電子流通過鎳晶體(作為光柵)投射到熒光屏上，得到了與光衍射現(xiàn)象相似的一系列明暗交替的衍射環(huán)紋，這種現(xiàn)象稱為電子衍射。電子束窄縫晶體（光柵）底片湯姆孫的電子衍射實驗電子衍射實驗化學(xué)熱力學(xué)實驗表明：電子束運動（相當(dāng)于一個電子的多次行為）像光（如X射線）一樣，也能發(fā)生衍射，從而證實了具有粒子性特征（有質(zhì)量、動量）的電子也具有波的性質(zhì)，即有波動性。電子衍射實驗化學(xué)熱力學(xué)核外電子運動特征：①

具有波粒二象性。②具有統(tǒng)計學(xué)規(guī)律。白光散射的時候可以觀察到可見光區(qū)的連續(xù)光譜，但通過實驗發(fā)現(xiàn)，氫原子激發(fā)得到的光譜，卻是不連續(xù)的線狀光譜。引言在三棱鏡色散作用下，氫原子受激發(fā)而產(chǎn)生的發(fā)射光譜在可見光區(qū)（波長為400～750nm）出現(xiàn)紅（Hα）、青（Hβ）、藍(lán)（Hγ）、紫（Hδ）四條線狀光譜。實驗表明氫原子能量變化是不連續(xù)的(具有有量子化特征)。紫藍(lán)青紅量子力學(xué)研究原子、分子、原子核和電子等粒子運動規(guī)律的科學(xué)。量子化輻射能的吸收和放出是不連續(xù)的，而是按照一個基本量或基本量的整數(shù)倍來進(jìn)行。這個基本量就稱為量子或光子。量子力學(xué)化學(xué)熱力學(xué)研究特點二、四個量子數(shù)2．角量子數(shù)（l）體系的分類又稱電子層，表示電子離核平均距離遠(yuǎn)近，及電子能量高低的量子數(shù)。1．主量子數(shù)（n）n=1、2、3、4、5、6、7等正整數(shù)，用K、L、M、N、O、P、Q等光譜符號表示。n越大，電子離核平均距離越遠(yuǎn)，電子的能量越高。狀態(tài)函數(shù)的基本特征2．角量子數(shù)（l）又稱電子亞層，描述核外電子運動所處原子軌道（或電子云）形狀的，也是決定電子能量的次要因素。l≤n－1，常用s、p、d、f

等光譜符號表示。角量子數(shù)（l）0123...光譜符號spdf...能量變化從左到右能量依次升高當(dāng)n＝2時，l可以取0，1，表明第二電子層包含2個亞層，即s亞層、p亞層，分別表示為2s、2p，依此類推。狀態(tài)函數(shù)的基本特征2．角量子數(shù)（l）相同電子層，l值越大，電子能量越高。s,p,d亞層的原子軌道圖s,p,d亞層的電子云圖不同亞層，其原子軌道（或電子云）的形狀不同。s亞層→球形p亞層→無柄啞鈴形d亞層→四瓣花形3．磁量子數(shù)（m）狀態(tài)函數(shù)的基本特征3．磁量子數(shù)（m）描述原子軌道（或電子云）在空間伸展方向的量子數(shù)。m

取值是從＋l

到－l包括0在內(nèi)的任何整數(shù)值。即│m│≤l當(dāng)l＝0時，m＝0，即s亞層只有1個伸展方向。當(dāng)l＝1時，m＝＋1，0，－1，即p亞層有3個伸展方向?；瘜W(xué)熱力學(xué)當(dāng)l=2時，m=+2，+1，0，-1，-2，即d亞層有5個伸展方向。3．磁量子數(shù)（m）f

亞層有7個伸展方向。將n、l、m有確定值的核外電子運動狀態(tài)稱為一個原子軌道。當(dāng)n、l都相同時，原子軌道的能量也相同，故稱其為等價軌道。4．自旋量子數(shù)（ms）狀態(tài)函數(shù)的基本特征4．自旋量子數(shù)（ms）描述電子自旋方式的量子數(shù)。電子自旋有兩種方式，即ms

取值僅有兩個。即:＋1/2或－1/2，用“↑”或“↓”表示。主量子數(shù)角量子數(shù)磁量子數(shù)自旋量子數(shù)核外電子的運動狀態(tài)思考題某原子核外電子的運動狀態(tài)，用下列一套量子數(shù)表示，是否正確，為什么？n＝3，l＝3，m＝－1，ms＝＋1/21.2多電子原子核外的排布規(guī)則泡利不相容原理能量最低原理洪特規(guī)則狀態(tài)函數(shù)的基本特征1.泡利不相容原理同一原子中不允許有四個量子數(shù)完全相同的電子存在。奧地利物理學(xué)家泡利一個原子軌道中，最多可容納兩個自旋相反的電子。主量子數(shù)n=角量子數(shù)l=磁量子數(shù)m

→自旋量子數(shù)相反例：Ca原子有兩個4s電子，運動狀態(tài)為（4,0,0,1/2）和（4,0,0,-1/2）。若用小“○”或“□”表示一個原子軌道，則或

。

2.能量最低原理2.能量最低原理化學(xué)熱力學(xué)又稱構(gòu)造原理，指基態(tài)也就是處于能量最低的穩(wěn)定態(tài)原子核外電子排布，總是盡先占據(jù)能級最低的軌道，使系統(tǒng)能量處于最低狀態(tài)的規(guī)律。化學(xué)熱力學(xué)核外電子的能量取決于主量子數(shù)(n)和角量量子數(shù)(l)，即各電子層的不同亞層，都有一個對應(yīng)的能量狀態(tài)，這個能量狀態(tài)就叫做能級。2.能量最低原理鮑林的原子軌道近似能級圖處在同一能級的電子能量相等，那么能量相等的軌道稱為等價軌道。能級組數(shù)周期數(shù)電子層數(shù)個別特例除外，如46Pd。根據(jù)鮑林的原子軌道近似能級圖，總結(jié)不同電子層的同類亞層能級變化順序；同一電子層的不同亞層能級變化順序。查一查體系的分類①不同電子層的同類亞層，其能級隨電子層序數(shù)增大而升高。鮑林的原子軌道近似能級圖2.能量最低原理E1s＜E2s＜E3s＜E4sE2p＜E3p＜E4p＜E5p體系的分類②相同電子層的不同亞層，其能級隨亞層序數(shù)增大而升高。鮑林的原子軌道近似能級圖2.能量最低原理E3s＜E3p＜E3dE4s＜E4p＜E4d＜E4f狀態(tài)函數(shù)的基本特征2.能量最低原理能級交錯：在多電子原子中，由于電子間的相互作用，引起某些電子層較大的亞層，其能級反而低于某些電子層較小的亞層的現(xiàn)象。E4s＜E3dE5s＜E4dE6s＜E4f＜E5dE7s＜E5f＜E6d根據(jù)能量最低原理和近似能級圖，確定基態(tài)多電子原子核外電子的分布順序如下：1s→2s，2p→3s，3p→4s，3d，4p→5s，4d，5p→6s，4f，5d，6p→7s，5f，6d，7p電子結(jié)構(gòu)式將核外電子排布按電子層序數(shù)依次排列，電子數(shù)標(biāo)注在能級符號右上角的式子。電子結(jié)構(gòu)式狀態(tài)函數(shù)的基本特征7N↓1s22s22p3

17Cl↓1s22s22p63s23p5

20Ca↓1s22s22p63s23p64s2

25Mn↓1s22s22p63s23p63d54s2①可以清楚地表示基態(tài)多電子原子核外電子分布。②可以用原子實表示式來簡化表示核外電子分布。7N↓[He]2s22p317Cl↓[Ne]3s23p520Ca↓[Ar]4s225Mn↓[Ar]3d54s2狀態(tài)函數(shù)的基本特征2.能量最低原理價電子（原子中能參與反應(yīng)形成化學(xué)鍵的電子）分布稱為價電子構(gòu)型（或價層電子構(gòu)型、價電子層結(jié)構(gòu)）。主族元素的價電子為：

ns1~2np1~6副族元素的價電子為：（n-1）d1~10ns1~27N↓2s22p335Br↓4s24p520Ca↓4s226Fe↓3d64s2

（鑭系和錒系元素除外）3.洪特規(guī)則過程與途徑在等價軌道上排布的電子，將盡可能分占不同的軌道，且自旋相同。3.洪特規(guī)則7N→1s22s22p3→三個2p電子的運動狀態(tài)1s2s2p

7N（2,1,0,1/2）（2,1,1,1/2）（2,1,-1,1/2）原子軌道圖表示式：寫出基態(tài)8O原子核外電子分布的軌道表示式。狀態(tài)函數(shù)的基本特征3.洪特規(guī)則洪德規(guī)則的特例：等價軌道處于全充滿（p6、d10、f14）、半充滿（p3、d5、f7）和全空（p0、d0、f0）狀態(tài)時，具有較低的能量，比較穩(wěn)定。29Cu1s22s22p63s23p63d104s1

1s22s22p63s23p63d94s2??想一想：24Cr的核外電子分布式是［Ar］3d54s1，而不是［Ar］3d44s2，為什么？引言周期原子序數(shù)元素符號元素名稱電子層1231s2s2p3s3p3d112HHe氫氦12

2345678910LiBeBCNOFNe鋰鈹硼碳氮氧氟氖222222221222222212345631112131415161718NaMgAlSiPSClAr鈉鎂鋁硅磷硫氯氬22222222222222226666666612222222123456引言原子序數(shù)為1~18的基態(tài)原子核外電子排布1.3.1元素性質(zhì)的周期性變化核外電子結(jié)構(gòu)的周期性變化原子性質(zhì)周期性變化原子半徑電離能電子親和能電負(fù)性狀態(tài)與狀態(tài)函數(shù)原子的理論半徑：利用最外層原子軌道的有效半徑近似的代表孤立原子的半徑。原子半徑的周期性原子半徑：根據(jù)原子與原子之間作用力的性質(zhì)來定義。共價半徑金屬半徑范德華半徑原子半徑：一般指原子的單鍵共價半徑。最外亞層的電子影響原子半徑的主要因素有效核電荷數(shù)主量子數(shù)同周期元素原子半徑的變化規(guī)律同族元素原子半徑的變化規(guī)律狀態(tài)函數(shù)的基本特征主族元素過渡元素同周期從左到右r

↓從左到右r緩慢↓同族從上到下r

↑從上到下r略有↑電離能的周期性化學(xué)熱力學(xué)化學(xué)熱力學(xué)A(g)A+(g)A2+(g)A3+(g)···電子電離能I1

I2

I3

I1<I2<I3<I4相同元素各級電離能比較原子光譜光電子能譜、電子沖擊質(zhì)譜等實驗方法得到電離能的數(shù)據(jù)從理論上通過近似的方法計算得到狀態(tài)函數(shù)的基本特征電子電離能同族元素電離能變化規(guī)律規(guī)律：同一族中，電離能一般是隨著電子層數(shù)的增加而遞減。原因：外層電子半徑越大，能量越高，越容易被電離。狀態(tài)函數(shù)的基本特征電子電離能同周期元素電離能變化規(guī)律規(guī)律：同一周期中，電離能一般是隨著原子序數(shù)的增加而遞增。狀態(tài)函數(shù)的基本特征電子電離能電離能變化的“反?！爆F(xiàn)象元素LiBeBCNOI1/kJ·mol-1520.3899.5800.61086.41402.31314.0結(jié)構(gòu)2s12s22s22p12s22p22s22p32s22p4電子電離能化學(xué)熱力學(xué)如果電離的結(jié)果導(dǎo)致穩(wěn)定結(jié)構(gòu)的破壞，那么電離能就會反常的增大，反之，電離能的結(jié)果如果達(dá)到穩(wěn)定結(jié)構(gòu)，電離能就會反常的減小。理解元素性質(zhì)的周期性變化規(guī)律；查一查體會到自然界的有序性、規(guī)律性以及人與自然的和諧共生之道。體系的分類元素性質(zhì)的周期性變化揭示了自然界的秩序與和諧。課程思政元素性質(zhì)的周期性變化引導(dǎo)我們思考人類社會的發(fā)展與進(jìn)步。材料科學(xué)能源科學(xué)環(huán)境科學(xué)1.3.2元素性質(zhì)的周期性變化狀態(tài)與狀態(tài)函數(shù)一個基態(tài)的氣態(tài)原子，獲得一個電子成為氣態(tài)陰離子時所放出的能量。電子親和能F(g)+e→F-(g)A1(F)=–327.9kJ·mol-1狀態(tài)函數(shù)的基本特征電子親和能親和能周期變化規(guī)律：電子親和能會受到級數(shù)的影響。第一個電子形成負(fù)一價陰離子放熱。元素的-1價陰離子再獲得一個電子而形成-2價陰離子，要克服陰離子和電子間的斥力，吸熱。O+e→O-A1=–141kJ·mol-1O-+e→O2-A2=844kJ·mol-1體系的分類對于同一周期的主族元素，隨原子序數(shù)遞增，原子半徑減少，電子親和能的絕對值逐漸增大。元素的電子親和能/kJ·mol-1電子親和能H-72.7He

+48.2LiBeBCNOFNe-59.6+48.2-26.7-121.9+6.75-141.0(844.2)-328.0+115.8NaMgAlSiPSClAr-52.9+38.6-42.5-133.6-72.1-200.4(531.6)-349.0+96.5KCaGaGeAsSeBrKr-48.4+28.9-28.9-115.8-78.2-195.0-324.7+96.5RbSrInSnSbTeIXe-46.9+28.9-28.9-115.8-103.2-190.2-295.1+77.2體系的分類反常現(xiàn)象：當(dāng)原子的電子殼層為全充滿或半充滿時，它們較難獲得電子，其值變正。元素的電子親和能/kJ·mol-1電子親和能H-72.7He

+48.2LiBeBCNOFNe-59.6+48.2-26.7-121.9+6.75-141.0(844.2)-328.0+115.8NaMgAlSiPSClAr-52.9+38.6-42.5-133.6-72.1-200.4(531.6)-349.0+96.5KCaGaGeAsSeBrKr-48.4+28.9-28.9-115.8-78.2-195.0-324.7+96.5RbSrInSnSbTeIXe-46.9+28.9-28.9-115.8-103.2-190.2-295.1+77.2同族元素電子親和能的變化規(guī)律：一般隨原子半徑減小而增大。原因：原子半徑減小，核電荷對電子的吸引力就增強，原子則易結(jié)合外來電子而放出能量。反常：每一族開頭的元素，電子親和能的絕對值并非都是最大的。同族元素電子親和能的變化原因：第二周期原子的半徑比第三周期小得多，電子云密度大，電子間斥力強，反而不利于接受電子。A1(O)<A1(S)、A1(F)<A1(Cl)、A1(B)<A1(Al)元素電負(fù)性電負(fù)性化學(xué)熱力學(xué)指分子中各原子吸引電子的能力。原子在周圍原子影響下，表現(xiàn)出來的吸引成鍵電子的能力。電負(fù)性值越大，表示元素的原子在分子中吸引成鍵電子的能力越大。電負(fù)性的數(shù)值對比法測定由于選擇的標(biāo)準(zhǔn)不同、計算方法不同，得到的電負(fù)性數(shù)值也會不一樣。使用最廣泛的是鮑林的電負(fù)性，在使用電負(fù)性數(shù)據(jù)時，要注意使用同一套數(shù)據(jù)。電負(fù)性與電離能和電子親和能有關(guān)狀態(tài)函數(shù)的基本特征元素電負(fù)性的周期性H2.18Li0.98Be1.57B2.04C2.55N3.04O3.44F3.98Na0.93Mg1.31Al1.61Si1.90P2.19S2.58Cl3.16K0.82Ca1.00Sc1.36Ti1.54V1.63Cr1.66Mn1.55Fe1.8Co1.88Ni1.91Cu1.90Zn1.65Ga1.80Ge2.01As2.18Se2.55Br2.96Rb0.82Sr0.95Y1.22Zr1.33Nb1.60Mo2.16Tc1.9Ru2.28Rh2.2Pd2.20Ag1.93Cd1.69In1.78Sn1.96Sb2.05Te2.10I2.66Cs0.79Ba0.89Lu1.2Hf1.3Ta1.5W2.36Re1.9Os2.2Ir2.2Pt2.28Au2.54Hg2.00Tl2.04Pb2.33Bi2.02Pu2.0At2.2元素的Pauling電負(fù)性同族副族元素電負(fù)性：（第一過渡系）>（第二過渡系）>（第三過渡系）由于同一元素所處的氧化態(tài)不同，電負(fù)性數(shù)值是不同的。氧化值為正2的鐵→電負(fù)性:1.7氧化值為正3的鐵→電負(fù)性:1.8第4周期元素的電負(fù)性＞第3周期元素的電負(fù)性判斷元素的金屬性和非金屬性指原子失電子能力。元素的金屬性指原子得電子能力。元素的非金屬性化學(xué)熱力學(xué)元素電負(fù)性的應(yīng)用判斷元素的金屬性和非金屬性金屬元素非金屬元素2.01.52.5活潑金屬元素活潑非金屬元素電負(fù)性元素電負(fù)性的應(yīng)用判斷元素的金屬性和非金屬性狀態(tài)與狀態(tài)函數(shù)元素的金屬性及非金屬性強弱，主要表現(xiàn)在元素性質(zhì)上。主族元素金屬性越強，其單質(zhì)越易從水或酸中置換出氫氣，對應(yīng)氫氧化物的堿性越強；狀態(tài)與狀態(tài)函數(shù)非金屬性越強，其單質(zhì)越易與氫氣化合，氣態(tài)氫化物越穩(wěn)定，且高價含氧酸的酸性越強。元素電負(fù)性的應(yīng)用判斷元素的金屬性和非金屬性金屬元素的電負(fù)性小于2.0非金屬元素的電負(fù)性大于2.0判斷分子的極性和鍵型狀態(tài)函數(shù)的基本特征元素電負(fù)性的應(yīng)用根據(jù)組成分子的原子的電負(fù)性差值(Δ)判斷。判斷分子的極性和鍵型Δ>1.7Δ<1.7Δ=0離子鍵-離子型化合物(離子晶體)：NaCl極性共價鍵-異核雙原子分子：HCl非極性共價鍵-同核雙原子分子：H21.4化學(xué)鍵化學(xué)鍵化學(xué)熱力學(xué)分子：保持物質(zhì)化學(xué)性質(zhì)的最小微粒，是參加化學(xué)反應(yīng)的基本單元。化學(xué)鍵：分子或晶體中直接相鄰的原子之間強的相互作用。金屬鍵離子鍵共價鍵在已知的全部化合物中，以共價鍵結(jié)合的化合物約占90%。離子鍵共價鍵離子鍵：陰、陽離子間通過靜電作用而形成的化學(xué)鍵。離子鍵的形成和特點離子鍵的本質(zhì)：靜電作用。離子鍵的形成和特點離子鍵特征無方向性無飽和性陰、陽離子可以在任意方向結(jié)合；空間允許時，將盡可能多地吸引異電荷離子。氯化鈉晶體狀態(tài)函數(shù)的基本特征共價鍵的形成概述：通過共用電子對而形成的化學(xué)鍵。本質(zhì)：原子軌道重疊。自旋相反的兩個H原子1s軌道發(fā)生重疊，核間電子云密度增大，可形成穩(wěn)定的H2分子。H2分子的能量曲線圖說明：當(dāng)核間達(dá)到平衡距離（74pm）時，系統(tǒng)能量降到最低點，此狀態(tài)稱為H2分子的基態(tài)。若兩電子自旋相同，核間排斥增大，系統(tǒng)能量升高，則處于不穩(wěn)定狀態(tài)，稱為排斥態(tài)。狀態(tài)函數(shù)的基本特征（1）電子配對成鍵原理具有自旋相反未成對電子的兩個原子相互靠近時，才能形成穩(wěn)定的共價鍵。1s22s22p51s1FHHF分子的形成電子配對成鍵原理決定了共價鍵具有飽和性狀態(tài)函數(shù)的基本特征（2）軌道最大重疊原理成鍵時原子軌道將盡可能達(dá)到最大重疊，以使系統(tǒng)能量最低。軌道最大重疊原理決定了共價鍵具有方向性共價鍵方向性+++++++-不滿足軌道最大重疊原理共價鍵特點由軌道最大重疊原理決定的；方向性飽和性不僅決定了分子的幾何構(gòu)性，還影響分子的極性和對稱性等分子性質(zhì)。狀態(tài)函數(shù)的基本特征①方向性

HCl的s-px

重疊示意圖zpxs(a)++-xxzpxs(b)++-zxpxs(c)++-√共價鍵的特點狀態(tài)函數(shù)的基本特征②飽和性共價鍵的特點一個原子所能形成共價鍵的數(shù)目等于該原子中未成對電子的數(shù)目。1s22s22p4OOHHH2O共價鍵的類型狀態(tài)函數(shù)的基本特征共價鍵的類型共價鍵按重疊方式分按共用電子對來源分σ鍵（頭碰頭）（強）π鍵（肩并肩）（弱）普通共價鍵配位共價鍵共價鍵的類型①

σ鍵狀態(tài)與狀態(tài)函數(shù)當(dāng)原子軌道沿鍵軸方向“頭碰頭”重疊，重疊部分沿鍵軸呈圓柱形分布，所形成的共價鍵。S-Sσ鍵S-Px

σ鍵Px-Px

σ鍵狀態(tài)函數(shù)的基本特征②π鍵共價鍵的類型兩個原子軌道以“肩并肩”的形式重疊時，所形成的共價鍵。zzyyxxzzxpz－pz

π鍵σ鍵和π鍵的特點①

σ鍵比π鍵更穩(wěn)定。②

單鍵都是σ鍵。③

雙鍵中其中一個是σ鍵，另一個是π鍵。④

三鍵中一個是σ鍵，兩個是π鍵。狀態(tài)函數(shù)的基本特征③配位共價鍵共價鍵的類型概述：共價鍵中共用的兩個電子，通常由兩個原子分別提供，但也可以由一個原子單獨提供，一對電子由兩個原子共用，凡共用的一對電子，由一個原子單獨提供的共價鍵，叫做配位共價鍵，簡稱配位鍵。以“→”表示，方向是從提供電子對的原子指向接受電子對的原子。[H3N→

Ag←NH3]2+很多無機化合物的分子或離子都有配位鍵。NH4+NHHHH共價鍵的參數(shù)狀態(tài)函數(shù)的基本特征共價鍵的參數(shù)概述：表征共價鍵性質(zhì)的物理量。共價鍵參數(shù)鍵長鍵能鍵角利用鍵參數(shù)可以判斷分子空間構(gòu)型，分子的極性熱穩(wěn)定性和成鍵的類型等。成鍵的兩個原子核之間的平均距離。原子形成共價鍵所放出的能量。兩個共價鍵在空間形成的夾角。鍵長越短，鍵越穩(wěn)定單鍵鍵長＞雙鍵鍵長＞叁鍵鍵長鍵能越大，鍵越穩(wěn)定相同原子形成的共價鍵：單鍵鍵能<雙鍵鍵能<叁健鍵能狀態(tài)函數(shù)的基本特征雙原子分子多原子分子只有一個共價鍵，沒有鍵角，分子總是直線型。分子中原子的空間排布情況不同，鍵角就不等，就有不同構(gòu)型。BCl3：平面三角形鍵角120oNH3：三角錐形鍵角107o18'1.5雜化軌道與分子構(gòu)型LinusCarlPauling（1901-1994）甲烷的結(jié)構(gòu)∠HCH=109°28′C:2s22px12py1C2s2p甲烷分子的空間構(gòu)型雜化軌道與分子構(gòu)型為了解釋甲烷分子的空間構(gòu)型，鮑林在價鍵理論的基礎(chǔ)上，引入了雜化軌道的概念，并將此發(fā)展成為雜化軌道理論。從理論上解釋了為什么多原子分子，具有不同的空間構(gòu)型的原因。雜化和雜化軌道雜化在形成共價鍵的過程中，同一原子能級相近的某些原子軌道，可以“混合”起來，重新組成相同數(shù)目的新軌道的過程。雜化軌道雜化后所形成的新軌道。等性雜化：CH4不等性雜化：NH3、H2O同一原子的n個原子軌道，雜化后會形成同等數(shù)目的n個雜化軌道。注意雜化軌道與雜化前的原子軌道相比，形狀和方向都會發(fā)生改變，使得軌道的成鍵能力增強，形成的分子更穩(wěn)定。甲烷分子是如何形成正四面體結(jié)構(gòu)的雜化和雜化軌道CH4的形成sp3雜化軌道伸展方向CH4分子構(gòu)型雜化和雜化軌道雜化軌道SP雜化SPD雜化按照參與雜化的原子軌道種類分類sp3雜化由1個ns軌道和3個np軌道發(fā)生的雜化。sp3雜化s-p型雜化與分子構(gòu)型sp2雜化sp2雜化由1個ns軌道和2個np軌道發(fā)生的雜化。s-p型雜化與分子構(gòu)型sp2雜化的演示視頻sp2雜化規(guī)律：第ⅢA族元素與第ⅦA族元素所形成的MX3型共價化合物，中心原子采取sp2雜化。BF3s-p型雜化與分子構(gòu)型sp雜化sp雜化由1個ns軌道和1個np軌道發(fā)生的雜化。規(guī)律：第ⅡA族、ⅡB族元素與第ⅦA族元素所形成的MX2型共價化合物，中心原子采取sp雜化。BeCl2HgCl2s-p型雜化與分子構(gòu)型雜化后形成的幾個雜化軌道所含原來軌道成分的比例相等，能量完全相同。等性雜化雜化后所形成的幾個雜化軌道所含原來軌道成分的比例不相等，能量不完全相同。不等性雜化不等性sp3雜化NH3的形成N(2s22px12py12pz1)不等性雜化(產(chǎn)生不完全等同軌道的雜化)2s2psp3雜化sp3NH3s-p型雜化與分子構(gòu)型PH3PCl3NF3(CH3)3N中心原子P、N均采取sp3不等性雜化s-p型雜化與分子構(gòu)型原子軌道的雜化只發(fā)生在分子的形成過程中，是原子的外層軌道在原子核及鍵合原子的共同作用下發(fā)生的，孤立的原子不可能發(fā)生雜化；注意激發(fā)、雜化及軌道重疊成鍵是同時進(jìn)行的。雜化軌道的形成體現(xiàn)了自然界的多樣性和適應(yīng)性。課程思政分子構(gòu)型的研究和應(yīng)用體現(xiàn)了人類社會中的合作與共贏。1.6分子間力與氫鍵共價鍵的極性分子的極性分子間作用力氫鍵共價鍵的極性非極性鍵HH非極性鍵氫氣（H2）HH同種元素的原子之間形成的共價鍵一定是非極性鍵。極性鍵HCl氯化氫（HCl）不同種元素的原子之間形成的共價鍵一定是極性鍵。極性鍵HCl共價鍵有非極性和極性之分根據(jù)電荷分布是否均勻共價鍵的極性分子的極性非極性分子分子中正、負(fù)電荷中心重復(fù)的，稱為非極性分子。CO2分子是直線形分子，兩根C=O鍵是對稱排列的，正負(fù)電荷的重心重合，整個分子的電荷分布均勻，屬于非極性分子。OOC180o分子的極性極性分子分子中正、負(fù)電荷中心偏離的，稱為極性分子。NH3HOH104o30’H2O分子中，O-H鍵是極性鍵，共用電子對偏向O原子，由于分子是折線形，整個分子的正負(fù)電荷重心不重合，電荷分布不均勻，屬于極性分子。H2O非極性分子和極性分子的判斷方法判斷分子的極性一般規(guī)律