物质结构简介II.ppt

Template copyright 2005 1. 尽量先占据能量最低的轨道, 低能级轨道填满 后才进入能级较高的轨道; 2. 每条分子轨道最多只能填入 2 个自旋相反的 电子; 3. 分布到等价分子轨道时总是尽可能分占轨道。 电子填入分子轨道时服从以下规则 对称性一致原则 对核间连线呈相同的对称性的轨道可以进行线性组合。 除上述的 s － s ，p － p 之外 ，还有 s － px 沿 x 方向的组合， 两者的对称性一致。组成 σ 分子轨道。 d xy py + + + + py － dxy 沿 x 方向，也可以组合成有效的 π 分子轨道。 s px + + H2 和 “He2 ” 中的分子轨道 两个H原子相互接近时, 由两条 1s 轨道组合得到能级不同、在空间占据的区域亦不同的两条分子轨道。能级较低的一条叫成键分子轨道(bonding molecular orbital), 能级较高的一条叫反键分子轨道(antibonding molecular orbital)。 H2 分子轨道图 AO AO 1s 1s ? ? ?*1s ? 1s MO 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 H2 分子中，键级 = ( 2 － 0 ) / 2 = 1 （单键 ） 两个 He 原子(电子组态为1s2 )相互接近时: 两个1s 原子轨道组合得到一条 和一条 轨道，4 个电子恰好填满 和 轨道, 分子的电子组态应为 。成键电子数与反键电子数相等, 净结果是产生的吸引力与排斥力相抵消, 即两个 He 原子间不形成共价键。 1s 1s 能 量 He “He2” He 第 2 周期元素双原子分子的分子轨道 5 条原子轨道中，1s 原子轨道基本保持原子特征, 组合为分子轨道时可不予考虑（有时叫做非键轨道）。 由于 p 轨道参与组合, 导致了 键(“肩并肩”重叠)形成的可能。 for B2, C2 and N2 for O2 and F2 当2s和2p原子轨道能级相差较小（一般 10 eV 左右）时，必须考虑 2s 和 2p 轨道之间的相互作用,以致造成 能级高于 能级的颠倒现象。 Li Be B C N O F 2p 2s 5 10 15 20 30 25 40 35 0 能量和能及的依赖关系 Li Be B C N O F ?E/eV 1.85 2.73 4.60 5.3 5.8 14.9 20.4 ?E/kJ?mol–-1 178 263 444 511 560 1438 1968 ?E = E(2p) – E(2s) 键长： 指构成共价键的两原子之间的核间距。 键长越小，键愈强，键愈牢固。 键长： 三键＜双键＜单键 键能： 三键＞双键＞单键 键角： 分子中键与键之间的夹角称为键角。 CO2分子的键角 CH4分子的键角 二、杂化轨道理论 －－－为了解释分子的空间结构（键长，键角），Pauling提出 了杂化轨道的概念，他认为：在同一个原子中能量相近的不同 组类型(s, p, d…)的几个原子轨道波函数可以相互叠加而成同等 数目的能量完全相同的杂化原子轨道。 例： CH4的结构 C: 2s22px12py13pz 2s 2p H: 1s1 1s CH2 or CH4? C－H的键角多大？ C: 2s22px12py13pz