化学分子杂化轨道及构型
化学分子杂化的判断方法
化学分子杂化的判断方法化学分子杂化是指原子轨道相互作用产生一个新的杂化轨道的过程。
通过分子杂化，分子的化学性质可以发生显著改变，从而影响其物理性质和反应性质。
判断化学分子的杂化方法有很多种，下面将介绍其中几种常见的方法。
1. 原子轨道形状和排布：判断分子是否发生杂化可以通过观察原子轨道形状和排布来确定。
一般来说，如果分子中的原子存在杂化，则它们的轨道形状和排布会发生变化。
常见的杂化形式有sp、sp2、sp3和dsp3等。
2. 分子几何构型：分子杂化还可以通过观察分子的几何构型来判断。
杂化的原子轨道将以最佳方式组合，使得分子达到最稳定的几何构型。
因此，通过观察分子的几何形状，可以推断出分子中原子的杂化形式。
3. 分子的键合：化学键的形成与分子的杂化密切相关。
通过观察分子中的化学键，特别是双键和三键，可以推断出原子之间是否发生了杂化。
双键通常表明存在sp2杂化，而三键通常表明存在sp杂化。
4. 分子的反应性质：分子的反应性质也可以提供一些关于杂化的线索。
不同杂化形式的原子在化学反应中表现出不同的反应行为。
通过分析分子的反应性质，可以推断出分子中原子的杂化状态。
5. 分子的光谱性质：分子杂化还可以通过分析分子的光谱性质来判断。
分子吸收和发射的光谱特征可以提供关于分子杂化的信息。
通过测量分子的UV/Vis、紫外可见光谱或者荧光光谱等，可以确定分子中原子的杂化状态。
综上所述，化学分子的杂化状态可以通过多种方法进行判断。
观察原子轨道形状和排布、分子的几何构型、分子的键合、分子的反应性质以及分子的光谱性质等都可以提供关于分子杂化的线索。
通过这些方法的综合运用，可以有效地确定化学分子的杂化状态，从而深入了解分子的化学性质和反应行为。
杂化轨道与分子的空间构型基本要点
4 2 3 4
正四面体 直线
平面三角形
0
正四面体
SP3
0
0
直线
SP
平面三角形 SP2
正四面体
正四面体
1
2
三角锥
V形
SP3
SP3
4
3
平面三角形
1
V形
SP2
NH3
PCl3
2 2 3 4 4 4 4 4
直线形 sp 直线形 180° sp 直线形 180° 直线形 sp2 平面三角形 120°平面三 角形 3 sp 正四
180° 180°
面体
120° 正四 109.5° 面体 109.5° 109.5° V形 104.5°
三角 107.3° 锥形 107.3°
思考、讨论
3、下列分子中哪一个分子的空间构型为正 四面体（ Ｄ ） A、CHCl3 B、CH3Cl C、BBr3 D、SnCl4 4、下列分子和离子中，中心原子的价电子 对几何构型为四面体，且分子(离子)空间 构型为V形的是（ A、NH4+
Ｄ）
D、OF2
B、SO2 C、H3O+
课堂小结
杂化类型 杂化轨道间 夹角 空间构型 SP
N：2s22p3 2p 2s
sp3杂化
H 2O
HOH = 104 30
ο
'
O：2s22p4
2p 2s
sp 杂化
3
sp
3
课堂练习
分
子 SiCl4 CS2 BF3 PCl3 OF2 SO2
中心原 子的价 电子对 数
电子对的空 间排布
中心原 子的孤 对电子 对
分子的空 间构型
中心原子 的杂化轨 道类型
化学分子杂化轨道及构型
化学分子杂化轨道及构型work Information Technology Company.2020YEAR1、现代价键理论要点：(1)自旋相反的成单电子相互接近时，核间电子密度较大，可形成稳定的共价键(2)共价键有饱和性。
一个原子有几个未成对电子，便可和几个自旋相反的电子配对成键。
例如：H-H N≡ N(3)共价键有方向性。
这是因为，共价键尽可能沿着原子轨道最大重叠的方向形成，叫做最大重叠原理。
2.按原子轨道的重叠方式分:键和键键:原子轨道“头碰头”重叠键:原子轨道“肩并肩”重叠杂化轨道理论的基本要点原子轨道在成键的过程中并不是一成不变的。
同一原子中能量相近的某些轨道，在成键过程中重新组合成一系列能量相等的新轨道而改变了原有的状态。
这一过程称为“杂化”。
所形成的新轨道叫做“杂化轨道”。
杂化轨道的要点：原子形成分子时，是先杂化后成键同一原子中不同类型、能量相近的原子轨道参与杂化杂化前后原子轨道数不变杂化后形成的杂化轨道的能量相同杂化后轨道的形状、伸展方向发生改变杂化轨道参与形成σ键，未参与杂化的轨道形成π键sp3一个s轨道与三个p轨道杂化后，得四个sp3杂化轨道，每个杂化轨道的s成分为1/4，p成分为3/4，它们的空间取向是四面体结构，相互的键角θ=109º28′ CH4,CCl4 C原子与H原子结合形成的分子为什么是CH4，而不是CH2或CH3？CH4分子为什么具有正四面体的空间构型（键长、键能相同，键角相同为109°28′）它的要点是：当碳原子与4个氢原子形成甲烷分子时，碳原子的2s轨道和3个2p轨道会发生混杂，混杂时保持轨道总数不变，得到4个能量相等、成分相同的sp3杂化轨道，夹角109°28 ′，表示这4个轨道是由1个s轨道和3个p轨道杂化形成的如下图所示：H2O中O也是采取sp3杂化 O的电子构型:1s22s22p4NH3中N也是采取sp3杂化 N的电子构型:1s22s22p3等性杂化和不等性sp3杂化与中心原子键合的是同一种原子，分子呈高度对称的正四面体构型，其中的4个sp3杂化轨道自然没有差别，这种杂化类型叫做等性杂化。
杂化轨道理论解释部分分子的结构
1.BF3分子的结构：硼原子的电子层结构为1s22s22p x1，当硼与氟反应时，硼原子的一个2s电子激发到一个空的2P轨道中，使硼原子的电子层结构变为1s22s22p x12p y1。
硼原子的2s轨道和两个2p轨道杂化组合成sp2杂化轨道，硼原子的三个sp2杂化轨道分别与三个F原子的各一个2P轨道重叠形成三个sp2-p的σ键，由于三个sp2杂化轨道在同一平面上，而且夹角为120°，所以BF3分子具有平面三角形结构。
2.气态的BeCl2分子的结构：Be原子的电子结构1s22s2，从表面上看Be原子似乎不能形成共价键，但是在激发状态下，Be的一个2s 电子可以进入2p轨道，经过杂化形成2个sp杂化轨道，与氯原子中的3p轨道重叠形成两个sp-pσ键。
由于杂化轨道间的夹角为180°，所以形成的BeCl2分子的空间结构是直线型。
BeCl2分子杂化态3.乙烯、乙炔分子的结构：乙烯分子中碳原子的原子轨道采用SP2杂化。
形成乙烯分子时，两个碳原子各用一个sp2杂化轨道上的电子相互配对，形成一个σ键;每个碳原子的另外两个sp2杂化轨道上的电子分别与两个氢原子的1s轨道的电子配对形成共价键;每个碳原子的一个未参与杂化的2P轨道（均含有一个未成对电子）能够以“肩并肩”的方式重叠，该轨道上的电子配对形成一个π键。
三个sp2杂化轨道的对称轴在同一平面上,对称轴夹角为1200，这样，在乙烯分子中的碳原子间，存在一个σ键和一个π键。
类似地，乙炔分子中的碳原子采取sp1杂化，两个sp杂化轨道的对称轴在同一直线上，夹角为180o，两个碳原子间存在一个σ键和两个π键。
注意：杂化轨道只能形成σ键，不能形成π键。
例1.有关甲醛分子的说法正确的是()A.C原子采取sp杂化B.甲醛分子为三角锥形结构C.C原子采取sp2杂化D.甲醛分子为平面三角形结构4.氨分子的结构：在形成氨分子时，氮原子中的原子轨道也发生了sp3杂化，生成四个SP3杂化轨道，但所生成的四个sp3杂化轨道中，只有三个轨道各含有一个未成对电子，可分别与一个氢原子的1s电子形成一个σ键，另一个sp3杂化轨道中已有两个电子，属于孤对电子，不能再与氢原子形成σ键了。
杂化轨道的类型与分子空间构型
杂化轨道的类型与分子空间构型一、杂化类型有1）sp杂化同一原子内由一个ns轨道和一个np轨道发生的杂化，称为sp杂化。
杂化后组成的轨道称为sp杂化轨道。
sp杂化可以而且只能得到两个sp杂化轨道。
实验测知，气态BeCl2中的铍原子就是发生sp杂化，它是一个直线型的共价分子。
Be 原子位于两个Cl原子的中间，键角180°，两个Be－Cl键的键长和键能都相等2）sp2杂化同一原子内由一个ns轨道和二个np轨道发生的杂化，称为sp2杂化。
杂化后组成的轨道称为sp2杂化轨道。
气态氟化硼（BF3）中的硼原子就是sp2杂化，具有平面三角形的结构。
B原子位于三角形的中心，三个B－F键是等同的，键角为120°3）sp3杂化可以而且只能得到四个sp3杂化轨道。
CH4分子中的碳原子就是发生sp3杂化，它的结构经实验测知为正四面体结构，四个C－H键均等同，键角为109°28′。
这样的实验结果，是电子配对法所难以解释的，但杂化轨道理论认为，激发态C原子（2s12p3）的2s轨道与三个2p轨道可以发生sp3杂化，从而形成四个能量等同的sp3杂化轨道sp型的三种杂化二、σ键和π键σ键属于定域键，它可以是一般共价键，也可以是配位共价键。
一般的单键都是σ键。
原子轨道发生杂化后形成的共价键也是σ键。
由于σ键是沿轨道对称轴方向形成的，轨道间重叠程度大，所以，通常σ键的键能比较大，不易断裂，而且，由于有效重叠只有一次，所以两个原子间至多只能形成一条σ键。
π键（pi bond）成键原子的未杂化p轨道，通过平行、侧面重叠而形成的共价键，叫做π键，可简记为“肩并肩”。
π键与σ键不同，它的成键轨道必须是未成对的p轨道。
π键可以是两中心，两电子的定域键，也可以是多中心，多电子的大Π键；同时，π键既可以是一般共价键，也可以是配位共价键。
两个原子间可以形成最多2条π键，例如，碳碳双键中，存在一条σ键，一条π键，而碳碳三键中，存在一条σ键，两条π键。
高中化学 常见杂化方式分子的构型与杂化类型的关系
常见杂化方式(1)sp杂化：直线型如：CO2、CS2(2)sp2杂化：平面三角形（等性杂化为平面正三角形）如：BCl3C2H4不等性杂化为V字型如：H2O H2S OF2(3)sp3杂化：空间四面体（等性杂化为正四面体）如：CH4、CCl4不等性杂化为三角锥如：NH3PCl3H3O+sp3d杂化：三角双锥sp3d2杂化：八面体（等性杂化为正八面体）杂化轨道理论的基本要点1．只有能量相近的原子轨道才能进行杂化，同时只有在形成分子的过程中才会发生，而孤立的原子是不可能发生杂化的。
在形成分子时，通常存在激发、杂化、轨道重叠等过程。
2．杂化轨道的成键能力比原来未杂化的轨道的成键能力强，形成的化学键的键能大。
因为杂化后原子轨道的形状发生变化，电子云分布集中在某一方向上，比未杂化的s、p、d轨道的电子云分布更为集中，重叠程度增大，成键能力增强。
3．杂化轨道的数目等于参加杂化的原子轨道的总数。
4．杂化轨道成键时，要满足化学键间最小排斥原理。
键与键间排斥力的大小决定于键的方向，即决定于杂化轨道间的夹角。
故杂化轨道的类型与分子的空间构型有关。
杂化轨道理论：是鲍林为了解释分子的立体结构提出的。
中心原子杂化轨道、孤电子对数及与之相连的原子数间的关系是：杂化轨道数=孤电子对数+与之相连的原子数。
杂化前后轨道总数比变，杂化轨道用来形成σ键或容纳孤对电子，未杂化的轨道与杂化轨道所在平面垂直，可用来形成π键。
分子的构型与杂化类型的关系：杂化轨道理论的基本要点及类型什么叫杂化？同一原子的能量相近的原有的原子轨道“混杂”起来，重新组合形成新轨道的过程，叫做杂化。
什么叫杂化轨道？新组合的原子轨道叫做杂化轨道。
为什么要杂化？杂化轨道形成的化学键的强度更大，体系的能量更低。
杂化的动力：受周围原子的影响。
为什么杂化后成键，体系的能量降低？杂化轨道在一个方向上更集中，便于轨道最大重叠。
杂化轨道的构型决定了分子的几何构型：杂化轨道有利于形成σ键，但不能形成π键。
2-2.4杂化类型及分子构型的判断
第4课时 杂化类型及分子构型的判断一、杂化类型的判断方法杂化轨道只能用于形成σ键或者用来容纳孤电子对，而两个原子之间只能形成一个σ键，故有下列关系：杂化轨道数＝中心原子孤电子对数＋中心原子结合的原子数，再由杂化轨道数判断杂化类型。
(1)利用价层电子对互斥理论、杂化轨道理论判断分子构型的思路： 价层电子对――→判断杂化轨道数――→判断杂化类型――→判断杂化轨道构型。
(2)根据杂化轨道之间的夹角判断：若杂化轨道之间的夹角为109°28′，则中心原子发生sp 3杂化；若杂化轨道之间的夹角为120°，则中心原子发生sp 2杂化；若杂化轨道之间的夹角为180°，则中心原子发生sp 杂化。
(3)有机物中碳原子杂化类型的判断：饱和碳原子采取sp 3杂化，连接双键的碳原子采取sp 2杂化，连接三键的碳原子采取sp 杂化。
二、杂化轨道的立体构型与微粒的立体构型VSEPR 模型可以体现分子的空间构型，能够预判出分子的立体结构，而杂化轨道理论可以用于解释能成为该立体结构的原因。
代表物 项目 CO 2 CH 2O CH 4 SO 2 NH 3 H 2O 价层电子对数 2 3 4 3 4 4 杂化轨道数 2 3 4 3 4 4 杂化类型 sp sp 2 sp 3 sp 2 sp 3 sp 3 杂化轨道 立体构型 直线形平面 三角形 正四 面体形 平面 三角形 四面 体形 四面 体形 VSEPR 模型直线形平面 三角形 正四 面体形 平面 三角形 四面 体形 四面 体形 分子构型 直线形平面 三角形正四 面体形V 形三角 锥形V 形三、杂化轨道类型与分子的立体构型关系价层电子数VSEPR（理想模型）杂化类型理想键角分子立体构型2直线型sp180°直线型3平面（正）三角形sp2120°视有无孤电子对4（正）四面体型sp3109°28′视有无孤电子对注意：1.孤电子对的排斥能力比σ电子对排斥能力强，因此含有孤电子对的键角小于理想键角。
杂化轨道与分子的电子结构
杂化轨道与分子的电子结构杂化轨道和分子的电子结构之间存在着紧密的联系。
杂化轨道是一种由原子轨道混合形成的轨道，用于描述分子中的化学键。
在分子形成的过程中，原子间的原子轨道相互作用会引发电子重新组合，产生新的杂化轨道。
杂化轨道的形成对于分子的化学性质和结构有着重要影响。
1. 杂化轨道的概念杂化轨道是一种由不同类型的原子轨道混合形成的轨道。
原子轨道的混合可以是s轨道与p轨道的混合，也可以是s轨道与d轨道的混合，甚至是三个或多个不同类型的原子轨道的混合。
通过混合原子轨道，形成的杂化轨道能够更好地适应分子的几何构型。
2. sp杂化轨道sp杂化轨道是最常见的一种杂化轨道。
它是由一个s轨道和一个p轨道混合而成。
例如，碳原子在形成四个共价键的时候，会将2个s轨道和2个p轨道混合形成4个sp3杂化轨道。
这使得碳原子能够形成四个等价的共价键，如在甲烷分子中。
3. 电子结构与杂化轨道杂化轨道的形成是为了使得分子的电子结构更加稳定。
通过混合原子轨道，杂化轨道能够提供更多的轨道叠加，使得电子能够更好地分布在分子中。
这种重新分布电子的方式能够提高分子的稳定性，并影响分子的形状和化学性质。
4. 杂化轨道与化学键杂化轨道的形成是化学键的基础。
共价键是由两个原子之间电子的共享形成的。
通过杂化轨道，原子能够将其原子轨道重新组合，形成与其他原子轨道相互重叠的区域，从而实现电子共享。
这种电子共享形成了分子的化学键，用以连接分子中的各个原子。
5. 杂化轨道与分子几何构型杂化轨道的形成对于分子的几何构型有着重要的影响。
杂化轨道的类型决定了分子中原子的排列方式。
例如，sp3杂化轨道形成四个等价的共价键，使得分子呈现出四面体的构型，如甲烷分子。
而sp2杂化轨道形成三个等价的共价键，分子则呈现平面三角形的构型，如乙烯分子。
总结：杂化轨道是由原子轨道混合形成的轨道，用于描述分子中的化学键。
杂化轨道的形成使得分子的电子结构更加稳定，并且对于分子的几何构型和化学性质有着重要影响。
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1、现代价键理论要点:
(１)自旋相反的成单电子相互接近时，核间电子密度较大,可形成稳定的共价键
(2)共价键有饱和性。
一个原子有几个未成对电子，便可和几个自旋相反的电子配对成键。
例如：H-H N≡N
(3)共价键有方向性。
这是因为,共价键尽可能沿着原子轨道最大重叠的方向形成,叫做最大重叠原理。
2.按原子轨道的重叠方式分:键和键
键:原子轨道“头碰头”重叠
键：原子轨道“肩并肩”重叠
杂化轨道理论的基本要点
原子轨道在成键的过程中并不是一成
不变的。
同一原子中能量相近的某些轨道，
在成键过程中重新组合成一系列能量相等
的新轨道而改变了原有的状态。
这一过程称
为“杂化”。
所形成的新轨道叫做“杂化轨道”。
杂化轨道的要点：
原子形成分子时,是先杂化后成键
同一原子中不同类型、能量相近的原子轨道参与杂化
杂化前后原子轨道数不变
杂化后形成的杂化轨道的能量相同
杂化后轨道的形状、伸展方向发生改变
杂化轨道参与形成σ键,未参与杂化的轨道形成π键
sp3
一个s轨道与三个p轨道杂化后，得四个sp３杂化轨道,每个杂化轨道的s成分为1／4，ｐ成分为3/４，它们的空间取向是四面体结构，相互的键角θ=10９º28′ＣH４,CCl４C原子与Ｈ原子结合形成的分子为什么是ＣH4，而不是ＣＨ２或CH３?CH4分子为什么具有正四面体的空间构型(键长、键能相同，键角相同为109°28′)?
它的要点是:当碳原子与4个氢原子形成甲烷分子时,碳原子的2s轨道和3个2p轨道会发生混杂，混杂时保持轨道总数不变，得到4个能量相等、成分相同的sp3杂化轨道,夹角109°２8 ′，表示这4个轨道是由1个ｓ轨道和3个ｐ轨道杂化形成的如下图所示:
Ｈ2O中O也是采取sp3杂化O的电子构型:1ｓ22s2２p4ＮＨ3中N也是采取sp3杂化N的电子构型:１s22ｓ22ｐ3
等性杂化和不等性ｓｐ３杂化
与中心原子键合的是同一种原子，分子呈高度对称的正四面体构型，其中的4个sp3杂化轨道自然没有差别，这种杂化类型叫做等性杂化。
中心原子的4个sp3杂化轨道用于构建不同的σ轨道,如Ｈ２O的中心原子的4个杂化轨道分别用于σ键和孤对电子对，这样的4个杂化轨道显然有差别,叫做不等性杂化。
sp2
一个s轨道与两个ｐ轨道杂化，得三个sp2杂化轨道，每个杂化轨道的ｓ成分为1/3,p 成分为２/３，三个杂化轨道在空间分布是在同一平面上,互成１２0º
BF3分子形成
石墨、苯中碳原子也是以sｐ２杂化的：
sp
一个s轨道与一个p轨道杂化后,得两个sp杂化轨道,每个杂化轨道的s成分为１/2，ｐ成分为1/2,杂化轨道之间的夹角为1８０度。
CO2HC≡CH
BeCl２分子形成
杂化轨道类型
sp 杂化ｓp２杂化ｓp3 杂化杂化轨道夹角18０º120º109.5º
杂化轨道空间取向直线平面三角形正四面体
(1)看中心原子有没有形成双键或叁键，如果有1个叁键，则其中有2个π键，用去了2个ｐ轨道,形成的是sｐ杂化；如果有1个双键则其中有1个π键，形成的是ｓp2杂化；如果全部是单键,则形成的是sｐ３杂化。
（2）没有填充电子的空轨道一般不参与杂化。
分子ＣO２H2ＯＮＨ3CH2O ＣH4电子式
结构式
中心有无孤
对电子
无有有无无
空间结构直线形角（V）形三角锥形平面三角形正四面体分子结构
价层电子对互斥理论
价层电子数价层电子
对排布
成键电
子对数
孤对电
子数
分析类
型
电子对的
排布方式
分子构型实例
2 直线形２0 AB2直线形CＯ2、ＨgＣｌ２、BeCｌ２
3 平面三角
形3 0 AB3
平面三角
形
ＢF３、Ａl3、
ＣH２O
２ 1 AB2
角形或V
型
NＯ2、PｂC
ｌ2、ＳnCｌ
2
４四面体２ 2 AB4正四面体CH4、NH4＋3 1 AB3三角锥形
NH３、ＰCl3、
SＯ32-
4 ０AＢ2
角形或V
型
Ｈ2Ｏ、H2Ｓ
化学式中心原子价层电子对
数
中心原子结合的原子
数
空间构型
CＯ2２ 2 直线形
SO2 3 ２角形
NH2-４ 2 角形
PCl３ 4 3 三角锥形
Ｈ3O+ 4 ３三角锥形
SiCl4 4 ４正四面体形ＮＯ3-３ 3 平面正三角形NH4+ 4 4 正四面体形SＯ42- 4 4 正四面体形
等电子体原理
具有相同的通式——AB m,而且价电子总数相等的分子或离子具有相同的结构特征,这个
原理称为“等电子体原理”。
这里的“结构特征”的概念既包括分子的立体结构,又包括化学键的类型，但键角并不一定相等,除非键角为１80或９0等特定的角度。
(１)CO2、CNＳ–、NＯ2+、N3–具有相同的通式—AX2，价电子总数16,具有相同的结构—直线型分子，中心原子上没有孤对电子而取sp杂化轨道，形成直线形s-骨架，键角为180°。
(2）CO3２–、NＯ3–、SＯ3等离子或分子具有相同的通式—AX3，总价电子数2４，有相同的结构—平面三角形分子,中心原子上没有孤对电子而取sp2杂化轨道形成分子的s-骨架。
（3)SO2、O3、NＯ2–等离子或分子，ＡX２，1８ｅ，中心原子取sp2杂化形式，VSEＰR 理想模型为平面三角形,中心原子上有1对孤对电子(处于分子平面上),分子立体结构为Ｖ型(或角型、折线型）。
(4）ＳO4２–、ＰＯ４３–等离子具有AX4的通式，总价电子数32，中心原子有4个s-键,故取sp３杂化形式,呈正四面体立体结构;
（5）PO３3–、ＳO32–、CｌO3–等离子具有ＡX3的通式,总价电子数26,中心原子有４个s-轨道（3个s-键和１对占据s-轨道的孤对电子)，VSEPR理想模型为四面体,(不计孤对电子的）分子立体结构为三角锥体，中心原子取sp３杂化形式。
正电荷重心和负电荷重心不相重合的分子（极性分子）
正电荷重心和负电荷重心相重合的分子（非极性分子)
分子极性的判断:分子的极性由共价键的极性及分子的空间构型两个方面共同决定。
双原子分子:取决于成键原子之间的共价键是否有极性
多原子分子(AＢm型)：取决于分子的空间构型和共价键的极性
双原子分子的极性与非极性
①以极性键结合而形成的异核双原子分子都是极性分子,如HＣl
②以非极性键结合而形成的同核双原子分子是非极性分子,如Cl2。
还有某些同核多原子分子也是非极性分子，如:P４,应该注意,Ｏ３（V型）是极性分子。
ABｍ分子极性的判断方法
将分子中的共价键看作作用力，不同的共价键看作不相等的作用力,运用物理上力的合成与分解,看中心原子受力是否平衡,如平衡则为非极性分子;否则为极性
分子。
CO2极性判断
C=O键是极性键，但从分子总体而言CO２是直线型分子,两个C=O
键是对称排列的，两键的极性互相抵消( F合=0)，∴整个分子没有极性,
电荷分布均匀,是非极性分子
O-H键是极性键，共用
电子对偏O原子，由于分
子是折线型构型,两个O-H
键的极性不能抵消(F合
≠0）,∴整个分子电荷分布
不均匀,是极性分子
NH３：
BF3:
CH4:
常见的分子构型及分子的极性
常见分子键的极性键角分子构型分子类型
分子：HF、Ｈ２Ｏ、NＨ3、CH4、Ne
阳离子：Nａ+、Mg２+、Al3+、NH４+、H３O＋
阴离子:OH-、NH2－、N３-、O2-、F-
１8电子微粒:
Ar、SｉＨ4、ＰＨ3、H2S、HCｌ、F2、
C２H６、CＨ3OＨ、N2H４、Ｈ2Ｏ２、ＣＨ3Ｆ、P3－、HＳ-、S2-、Cｌ-、Ｋ+、Ca２+等。