08第八讲 微粒间的相互作用

第八讲微粒间的相互作用
一、路易斯结构理论
二十世纪初，在玻尔原子结构模型的基础上，路易斯（1916年，G．C．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‖。

几乎在提出共价键的同时，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‖，非共用电子叫做―孤对电子对‖。

[例题1] [2005年江苏省高中学生化学竞赛试题]
已知S2Cl2分子结构与H2O2相似，请写出S2Cl2的电子式。

二、价层电子对互斥理论（VSEPR）
现代化学的重要基础之一是分子的立体结构。

单写出路易斯结构式是不能得知分子的立体结构的。

分子的立体结构通常是指其σ—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，SO3分子是呈平面结构的，O—S—O的夹角等于120º，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
134
135 的三个原子不在一条直线上，而CO 2却是直线分子等等。

早在1940年，Sidgwick 和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。

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，是简单有效的。

作为一种不需要任何计算的简单模型，它应当说是很有价值的。

也正是由于其简单性，有时会出现例外。

1、球面点电荷模型 球面点电荷模型是价层电子对互斥理论的基础。

当球面上有若干个点电荷，它们在球面上分布必须相互保持最大距离使的排斥能最小，常见的情况有：
当有两个点电荷时，它们分布在球直径两个端点上：空间分布为直线型
当球面有三个点电荷时，它们在空间的分布为平面正三角形：
当球面有四个点电荷时，它们在空间的分布为正四面体
当球面有五个点电荷时，它们在空间的分布为三角双锥
当球面有六个点电荷时，它们在空间的分布为正八面体
2、价电子对互斥理论 一般分子组成可写成AB n 型，A 称为中心原子，B 称为配位体（可以是原子、分子或原子团）；n
是配位体个数；我们把中心原子周围的单键、双键、叁键及孤电子对看成
是分布在以中心原子周围球面上的点电荷，按照球面点电荷模型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。

点电荷数2、3、4、5、6，分子的空间结构为直线型、平面三角形、四面形、
三角双锥和八面体。

例如，BF3、CH4、SF6分Array别是三个、四个和六个点电荷，对应的分子立
体结构是平面正三角形、正四面体和正八面
体。

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。

点电荷排斥的从强到弱的顺序为：
孤对电子-孤对电子>孤对电子-双键>孤对电子-单键>双键-单键>单键-单键利用VSEPR推断分子或离子的空间构型的具体步骤如下：
①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：(ⅰ)氧族元素（ⅥA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。

(ⅱ)
如果讨论的是离子，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。

(ⅲ)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。

②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。

③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。

根据键对数和孤对数，可以
确定相应的较稳定的分子几何构型，如下表所示：
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3、孤电子对的存在如何影响
当价电子对中含有孤电子对时，价电子对排布不同于分子的实际形状。

下面着重讨论孤电子对的存在如何影响化合物的几何构型。

（1）价电子对数为４
如CH4分子，查表１得知价电子对排布为四面体．４个成键电子对分别占据四面体四个顶点位置，使其彼此远离，相互排斥力最小，键角109.5°，这种构型分子稳定．若中心原子中有一对未用电子对，这个孤电子对对邻近成键电子对产生斥力，如NH3分子，三个成键电子对，第四个是孤
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电子对，查表１它不再是四面体而是一个三角锥形分子，即三个氢原子在锥底而氮原子在锥顶，并且键角不是109.5°，而是107°。

若存在两个孤电子对，这两个孤电子对对相邻两个成键电子产生更大排斥力，如H2O分子，其键角变得更小，∠HOH=104.5°，H2S、SeH2都属于这种情况。

（2）价电子对数为５
若全部为成键电子，查表１价电子排布为三角锥，如分子．中心原子在三角形平面中心，三角形三个顶点上有三个原子，中心原子的上下方各有一个原子，这样共有七个面，分子结构图(1)
(1) (2) (3) (4)
当有一个孤电子对时，分子组成为AB4图形如SF4。

这个中心原子的孤电子对应在何处呢？若把分子看作球形，根据立体几何定理，可知在球面相互之间相距最远的五点是内接三角双锥的五个顶点，若５个顶点缺少一个配位体去占据，这样去掉三个面，SF4分子实际上是一个变形四面体见简图（２）．当有两个孤电子对存在时，只有三个配位体，５个点上缺少两个配位体，其电子排布可能有两种情况，简图（３）、（４）。

根据立体几何原理，在球面上相互之间相距最远的三点是通过球心的平面上内接三角形的三个顶点，这样两个孤电子对之间排斥力较小，所以（3）是稳定态；（4）是不稳定态。

因此，价电子对树为5，有两个孤电子对的分子构型呈T形如ClF4分子。

若价电子对数为5，查表1电子排布为三角双锥如I3-离子，在5对电子对中有2个成键电子对，3个孤电子对，有此可得到（a）、(b)、(c)三种结构：
I
a b c
在三角双锥结构中，电子对之间夹角有90°和120°两种。

夹角越小，斥力越大，因此只考虑90°互斥作用即可。

（a） (b) (c)
90°孤电子对—孤电子对 0 2 2
90°孤电子对—成键电子对 6 4 3
90°成键电子对—成键电子对 0 0 1
经分析，（a）中90°无孤对—孤对排斥，而（b）和（c）均存在孤对—孤对排斥作用，很明显排布（a）的静电排斥力最小，分子势能低，是理想的稳定结构直线型。

（3）价层电子对数为6
若有６个配位体与之组成分子如SF4，查表则电子排布为八面体，７个质点的分布见简图（５）。

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若有一个孤电子对时如IF5，此时分子结构见简图（６），像一把倒立的伞，即所谓的四方锥体。

(5) (6) (7) (8)
此时∠FIF不是90°而是84.5°（实测），这种结构比较对称，是一个稳定结构。

当有两个孤电子对时，这两对孤电子可能有两种排布情况，一种是位于水平方向四方平面相邻的两个角上见图（7）；另一种是位于四方平面的上部和下部见图（8）.（7）孤电子对—孤电子对之间排斥力远远大于（8），所以（8）是稳定结构，即分子的构型应为平面正方形，如ICl4-、XeF4、BrF4-等。

（4）对于含有双键或叁键的分子
对双键、叁键可作为一个电子对计算，其排斥力大小顺序是：三键＞双键＞单键。

因为叁键中含有三个电子对，需要与邻近轨道重叠的多，排斥力强。

双键中两个电子对重叠次之；单键中的一个电子对重叠程度最小的缘故。

例如CO2分子其结构式可写成
，把间的双键当作一对电子，C的结构为直线型。

又如甲醛CH2O、乙烯C2H4和光气COCl2，它们的结构分别为：
C O
H
H
C C
H
H
H
H
C O
Cl
Cl
虽然都是平面三角形，夹角为120°。

但由于双键斥力大于单键，所以含双键的角大于120°，不含双键的角小于120°，其键角分别测得如下：
O
C
H
H
117.4
Cl
（5）对键角的预测
孤电子对的存在影响分子基本构型中的键角，如在NH3和H2O分子中因有孤电子对存在，键角减小。

其主要原因是孤电子对只受一个原子核吸引，偏向中心原子，从而对周围的电子对有更强的排斥作用。

故使得NH３中∠HNH为107°；H２O中有两对孤对电子对排斥作用更强，键角更小为104.5°，同主族的H2S、SeH2的键角比H2O依次减小，即H2S为92°、SeH2为90.9°；同样PH3、AsH3和SbH3的键角比NH3键角仍小，分别为95.5°、92°和90°。

随中心原子半径增大，原子体积增大（Sb ＞As＞P），孤电子对的排斥作用减小，键角也变小；而OF2键角102°，H2O键角104.5°，NH3键角103.7°,NF3键角102°，这种情况是由于周围原子电负性增大，使成键电子对将偏离中心原子，从而减小成键电子对之间斥力，所以键角也相应地减小。

用VSEPRP法可定性地确定化合物分子的几何构型方面，确实简单、方便，但用此法判断少数含单电子分子（或离子）的构型时，有时与实验结果不符，因此仍需依赖价键理论和分子轨道理论。

139
140 三、杂化轨道理论
以电子配为基础的价键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CH 4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。

价键理论在解释H 2O 、NH 3、BF 3等分子结构时，都遇到类似的困难。

只要我们使用单纯的原子轨道来处理原子之间的共价键，在许多情况下，都无法得到与事实一致的结论。

因此，价键理论是不全面的，必需加以补充和发展。

杂化轨道概念是1931 年由泡令首先提出的。

它使陷于困境中的价键理论获得了新的生命，后来，许多学者将这一概念不断地深化和完善，使之成为当今化学键理论的重要内容。

★杂化轨道理论的实验基础
为了说明问题，我们从甲烷分子的结构谈起。

实验指出，甲烷是正四面体构型，四个C 一H 键是等价的，键角为109.28º，见下图：
图 甲烷分子结构模型
碳原子基组态为1s 22s 22p x 12p y 12p z 0，仅有两个未成对电子，依照价键理论电子配对法的思想，C 原子两个未成对的电子分别占居两个角度分布最大值互成90°的p 轨道，它只能和两个氢原子的1s 未成对电子配对成键，而且，两个氢原子的1s 轨道从2p x 、2p y 角度分布最大值方向发生重叠，形成键角位90°的CH 2分子，见下图
显然这是不符合实际的。

★sp 3杂化轨道
如何解释甲烷中碳的四价与甲烷的正四面体结构呢？必须假设在原子键合的过程中产生了四个成单电子，每一个电子占居了一个新的轨道，这四个新的轨道角度分布的最大值分别指向正四面体的四个顶点。

为此，我们作如下假设：碳原子的基态电子构型发生了变化，有一个2s 电子进入到空的2p z 轨道，
C(基态)：1s 22s 22p x 12p y 12p z 0 → C(价态)：1s 22s 12p x 12p y 12p z 1
141 2s2p2s2p
这样，碳原子具有四个单占据轨道，可以形成四个电子配对键，满足碳是四价的需要。

然而，三个互相垂直的p电子和一个球形的s电子直接与氢原子的1s电子配对成键仍不能说明四个C一H键的键角及其等价性。

克服这一困难的办法是消除s轨道和p轨道之间的明显差别，让四个原子轨道重新混合，组成四个新的等价轨道，并使其角度分布的最大值指向正四面体的四个顶点，这四个新的等价轨道就是sp3杂化轨道，再按照价键理论，实行电子配对成键，可完满地解释甲烷分子的构型。

2s2p sp3杂化轨道
从能量的角度来看，甲烷是一个相当稳定的分子。

对于碳原子，价态能量比基态能量高8.26eV(190kcal mol-1)，此能量相当于电子由2s激发到2p轨道上所需要的能量，通常被称为电子激发能(promotion energy)，在甲烷分子中，每个C一H键键能为98.7kcal mol-1, 很清楚、甲烷分子形成四个C—H键给体系所带来的稳定能远远超过电子激发能，这样，从能量的角度能够断言，杂化轨道的形成是可能的。

碳的sp3价态激发能和形成四个C—H键的CH4分子稳定能比较
一般在正四面体结构的分子或基团中，中心原子都采用sp3杂化轨道形成化学键。

例如，CCl4、NH4+、SO42-、ClO4-、[Zn(NH3)4]2+等，原子晶体金刚石中的碳原子和石英（SiO2）晶体中的硅原子也是采用sp3杂化轨道形成化学键。

在形成H2O、NH3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 原子最最外层电子数分别为5个和6个，四个sp3杂化轨道分别有1个和2个轨道排布了两个电子
（孤
142 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NH 3分子和H 2O 分子。

由于受孤对电子的排斥，NH 3分子中N －H 键间的夹角被压缩为107º，H 2O 分子中O —H 键间的夹角被压缩到104º40¹。

象这种键角偏离109º28¹的sp 3杂化被称为不等性sp 3杂化。

★sp 2杂化轨道
根据BF 3是平面正三角形结构的事实，硼原子必须有一个2s 电子进入到空的2p 轨道，产生三个单占据轨道，3个原子轨道重新组合成3个等价的sp 2杂化轨道，硼原子价层电子排布为：
3个sp 2杂化轨道指向平面正三角形的三个顶点：
在F 原子与硼原子之间形成了3个等价的σ键：
乙烯C 2H 4的分子结构，每个碳原子的2s 轨道与两个2p 轨道发生杂化，形成3个sp 2杂化轨道。

两个碳原子之间各用一个sp 2杂化轨道形成C ——C σ键，每个碳原子其它两个sp 2杂化轨道与氢原子的1s 轨道形成C ——H σ键，构成乙烯的σ骨架，如下图所示：
143
两个碳原子上都有一个与σ骨架平面垂直的未杂化的p 轨道，它们互相平行，彼此肩并肩重叠形成π键：
sp 2杂化轨道主要存在于以平面三角形的几何构型与周围原子成键的那些分子的中心原子，例如，BCl 3中的B 原子、NO 3-中的N 原子、CO 32-、HCHO 以及苯分子和平面石墨中的C 原子都是sp 2杂化。

★sp 杂化轨道
碳原子在形成乙炔（C 2H 2）时发生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π键。

所以乙炔分子中碳原子间以叁键相结合。

★杂化轨道的基本概念
①同一原子中能量相近的不同类型原子轨道，重新组合为一组新轨道。

这些新轨道称为杂化轨道。

②杂化轨道的数目等于参与杂化的原子轨道数目。

如1个2s 轨道与3个2p 轨道混合，可组合成4个sp 3杂化轨道；1个2s 轨道与2个2p 轨道混合，可得3个sp 2杂化轨道；1个2s 轨道与1个2p 轨道混合，可得2个sp 杂化轨道。

③杂化轨道增强了成键能力，从而形成更加稳定的化学键。

④杂化轨道可以分为等性杂化和不等性杂化。

等性杂化是杂化轨道的成分都相同的杂化。

如甲烷中的C 原子所生成的四个sp 3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。

不等性杂化是杂化轨道的成分不全相同的杂化。

判断不等性杂化的线索是分子的结构偏离理想结构。

★常见杂化轨道及其几何型式
①sp 3杂化——正四面体
②sp 2杂化——平面正三角形
③sp杂化——直线型
④d2sp3、sp3d2杂化轨道——正八面体型
⑤dsp2、sp2d杂化轨道——平面正方型
⑥sp3d杂化——三角双锥
除以上杂化方式外，还有其它的杂化，这里从略。

[例题1] [2002年全国化学竞赛题]
指出NO2的几何构型和氮原子的杂化轨道。

答案：根据VSEPR理论，可预言NO2为角型，夹角略小于120°，中心N取sp2杂化轨道。

四、分子对称性的应用
我们知道，原子轨道、分子轨道和分子的几何构型均具有对称性，这些对称性是分子结构特点的反映。

我们通过分子对称性的研究，既可以把握分子结构的特点及说明分子的有关性质；又可以借助于分子对称性，使许多问题大为简化，在竞赛题中经常出现分子被取代后异构体数目的判断，如果有对称性的常识，解答这类问题是十分方便的。

分子的对称性是通过对称元素和对称操作来描述的。

对称元素是几何的点、线和面。

对称操作是依靠对称元素进行的一种运动。

一个对称操作能使分子的几何图形（原子核骨架的空间几何图形）发生位移，或使图形各点（原子核的位置）发生置换，而不改变原子间的相对距离。

所以，每一次对称操作都能够产生一个和原来图形等价的图形，而等价的图形之间，如果不借助于人为的标记（原子的标号）是无法区分的。

对分子几何图形施行对称操作时，所依赖的几何要素（点、线、面及其组合）被称为对称元素。

例如BF3分子是平面结构，键角为120о，如下图所示
选取B原子为原点，现以垂直于分子平面的C3轴为依据，对分子几何图形（1）实行绕轴旋转120о（逆时针方向）的操作，即产生BF3的几何图形（2），和几何图形（1）比较，
144
145
仅有F 的位置发生置换，这里称（1）和（2）为等价图形；此处的C 3轴就是BF 3的对称元素；绕轴旋转120о就是对称操作。

可见，对称元素和对称操作是两个互相联系着的不同概念，对称操作依赖对称元素才能进行，对称元素依赖对称操作才能体现。

我们常用的几种对称元素及相应的对称操作：
（1）对称轴（C n ）和旋转操作（n
C ˆ）: 对称轴C n 是分子中一条特定的直线，相应的操作是把分子图形以直线为轴旋转某个角度θ就能产生分子的等价图形。

θ＝360о 称为单重旋转轴C1（n=1）；θ＝180о称为二重旋转轴C 2（n =2）；若旋转θ＝360о/n ,称为n 重旋转轴C n , 旋转的角度θ被称为基转角(即产生等价分子图形所需旋转的最小角度)。

常见分子中的对称轴
（2）对称面σ和反映操 ˆ：
对称面σ相当干一个镜面，它把分子图形分成两个完全相等的对称部分，两部分之间互为镜中映像；对称面所相应的对称操作是镜面的一个反映，在对称面的反映操作下，分子图形相等的两部分互相交换位置，相同性质的点（同类原子）彼此置换。

任何平面分子，至少有一个对称面，就是分子平面。

右图是水分子的结构图，包含两个对称面σ’、σ”。

（3）对称中心i 和反演操作 i
ˆ 一个分子图形具有一个中心点，对于这个分子中的某一个原子说
来，在中心点的另一侧，必能找到一个同它相对应的同类原子，互相对
146
应的两个原子和中心点同在一条直线上，且到中心点有相等距离。

这个中心点即是对称中心。

对称中心的反演操作，能使分子中各对互相对应的原子彼此交换位置，从而产生分子的等价图形。

如下图中的反式氯乙烯（CHCl=CHCl ）、完全交叉式乙烷、C 6H 6 都有对称中心，而BF 3、H 2O 、CH 4没有对称中心。

反式氯乙烯 完全交叉式乙烷 苯
[例题1]下列分子中的氢如果被一个氯原子取代异构体的有几种? 被两个氯原子取代异构体的有几种?
解：根据对称性可知，分子中不等价的氢原子有三种,一氯代物有3种异构体。

12
3
二氯代物在一氯代物基础上考虑, 和
上所有9个氢原子都在不等价的位置，这两种一氯代物异构体各有9种二氯代物异构体，去掉4个
重复的异构体，共有(18-4)种， 上共有5种不等价的氢 ：
Cl
Cl
Cl
147
Cl
123
因此有5种二氯代物异构体，与前面重复的有4种，所以有(5-4)种，合计二氯代物异构体=(18-4)+(5-4)=15种。

[例题2]（2004年上海东华杯化学竞赛试题）
17．SF 6是一种无色气体，具有很强的稳定性，可用于灭火。

SF 6的分子结构如下图所示，呈正八面体型。

如果F 元素有两种稳定的同位素，则SF 6的不同分子种数为 A 、6种 B 、7种 C 、10种 D 、12种 [参考答案] C
[例题3]（2004年上海东华杯化学竞赛试题）
已知化合物硼氮苯（B 3N 3H 6）的分子结构式如右图所示。

则硼氮苯
的二氯取代物（B 3N 3H 4Cl 2）的同分异构体的数目为（ ） A.2 B.3 C.4 D.6 [例题4]
CH 4分子为正四面体结构，若CH 4分子中的氢原子能被 F 、Cl 、Br 、I 四种卤原子取代，那么所得卤代烃有多 少种？
A 、68
B 、69
C 、70
D 、71 [参考答案] B [例题5]
最近有人用一种称为―超酸‖的化合物H(CB 11H 6Cl 6)和C 60反应，使C 60获得一个质子，得到一种新型离于化合物[HC 60]+[CB 11H 6Cl 6]-。

回答如下问题：
1．以上反应看起来很陌生，但反应类型上却可以跟中学化学课本中的一个化学反应相比拟，后者是： 。

2．上述阴离子[CB 11H 6C l6]-的结构可以跟图10－1的硼二十面体相比拟，也是一个闭合的纳米笼，而且，[CB 11H 6C l6]-离子有如下结构特征：它有一根轴穿过笼心，依据这根轴旋转360°/5的度数，不能察觉是否旋转过。

请在图10－1右边的图上添加原子（用元素符号表示）和短线（表示化学键）画出上述阴离子。

B N H N N B B
H H H
H H
148
图10—1 [参考答案]
1．NH 3+HCl=NH 4Cl(2分)
(注：答其他非质子转移的任何―化合反应‖得1分)。

（3分） 2．参考图形：
（注：硼上氢氯互换如参考图形仍按正确论，但上下的C 、B 分别连接H 和Cl ，不允许互换。

）
五、分子轨道理论简介
1、Ｈ2+ 两种状态和共价键本质
量子力学对最简单的分子氢分子离子H 2+处理结果告诉我们，当两个原子核相互靠近时，原子轨道发生相互作用而形成分子轨道，相互作用方式有两种：
（1）a 原子的1s 轨道1s a 与b 原子的1s 的轨道1s b 发生有效重叠，组合方式为1s a +1s b ，形成分子轨道，把这种有效重叠形成的分子轨道叫成键分子轨道，记为σ1s 。

（2）a 原子的1s 轨道1s a 与b 原子的1s 的轨道1s b 发生相互削弱的叠加，组合方式为1s a -1s b ，把这
种相互作用形成的分子轨道叫反键分子轨道，记为σ*1s 。