原子轨道理论
化学中的原子轨道理论与分子轨道理论
化学中的原子轨道理论与分子轨道理论化学是一门关于物质的科学，研究物质的性质、组成、结构和转化等方面。
其中，原子轨道理论和分子轨道理论是化学理论中不可或缺的部分。
一、原子轨道理论原子轨道理论（Atomic Orbital Theory）是描述电子在原子中运动的理论。
自然界中的所有元素都是由原子构成的，而每个原子内都包含原子核和电子。
原子轨道是用来描述电子在原子中的位置和能量的数学函数，因为电子存在波粒二象性，所以它的运动不能准确地描述。
然而，用数学函数描述电子的位置和能量是非常有用的。
原子轨道理论使用了量子力学，其中每个轨道都有一个确定的能量量子数，称为“n”值。
轨道的形状和分布也是非常重要的，其中最常见的是s，p，d和f轨道。
1. s轨道s轨道在原子中是球形的，直径约为0.1纳米，具有最低的能量。
因为电子近亲聚在原子核附近，所以s轨道也称为“居中轨道”。
2. p轨道p轨道是形状像3个圆环在一个平面内的三维图形，可以用矢量来表示。
它有三个不同方向（x，y，z轴），所以每个原子能够有三个p轨道。
这三个轨道的环平面处于彼此垂直的轴上，每个p 轨道有一个总的角动量量子数，即1。
3. d轨道和f轨道d轨道和f轨道相比，体积更大，形状更复杂。
在这些轨道中，原子轨道的形状比s轨道和p轨道更复杂，具有更高的能量。
二、分子轨道理论分子轨道理论是一种描述化合物形成的理论。
化学键是由两个原子的电子合并而成的，这些电子通过共价键共享。
分子轨道理论使用原子轨道的线性组合，形成新的分子轨道，从而描述分子中电子的分布。
1. σ键分子轨道中，电子最可能存在的轨道部位称为“σ键”，因为它们与化学键轴中心对称。
σ键形成分子中最强的化学键之一。
2. π键相较于ε轨道，π键中的电子呈笛卡尔积排列，因此π键的形状不能与轴对称。
π键由两个原子的p轨道线性组合而成，它们垂直于共价键。
3. δ电子对δ电子对是一类特殊的分子轨道，它们在正中间的两个原子之间存在一条化学键，但其空间构象作为一个电子对，排列在上下方向。
原子杂化轨道理论
• 鲍林在艰难的条件下，刻苦攻读。他对化学键的理论很感 兴趣，同时，认真学习了原子物理、数学、生物学等多门 学科。这些知识，为鲍林以后的研究工作打下了坚实的基 础。1922年，鲍林以优异的成绩大学毕业，同时，考取了 加州理工学院的研究生，导师是著名化学家诺伊斯。诺伊 斯擅长物理化学和分析化学，知识非常渊博。对学生循循 善诱，为人和蔼可亲，学生们评价他“极善于鼓动学生热 爱化学”。 诺伊斯告诉鲍林，不要只停留在书本知 识上，应当注重独立思考，同时要研究与化学有关的物理 知识。1923年，诺伊斯写了一部新书，名为《化学原理》， 此书在正式出版之前，他要求鲍林在一个假期中，把书上 的习题全部做一遍。鲍林用了一个假期的时间，把所有的 习题都准确地做完了，诺伊斯看了鲍林的作业，十分满意。 诺伊斯十分赏识鲍林，并把鲍林介绍给许多知名化学家， 使他很快地进入了学术界的社会环境中。这对鲍林以后的 发展十分有用。鲍林在诺伊斯的指导下，完成的第一个科 研课题是测定辉铝矿（mosz）的晶体结构，鲍林用调射 线衍射法，测定了大量的数据，最后确定了mosz的结构， 这一工作完成得很出色，不仅使他在化学界初露锋芒，同 时也增强了他进行科学研究的信心。
问题： 在CH4分子形成过程中，C原子的轨 道为什么要激发，杂化？激发过程所 需的能量从哪里来？
S轨道
p轨道
Sp杂化轨道
CH4分子的空间结构
2. sp2 杂化
同一个原子的一个ns轨道与两个np轨道进行杂化组合 为sp2杂化轨道.
sp2杂化:三个夹角为120°的平面三角形杂化轨道
。
120° z z z z
化学贡献 1927年，鲍林结束了两年的欧洲游学回到了美国，在帕莎迪那担 任了理论化学的助理教授，除讲授量子力学及其在化学中的应用外， 还讲授晶体化学及开设有关化学键本质的学术讲座。1930年，鲍林再 一次去欧洲，到布拉格实验室学习有关射线的技术，后来又到慕尼黑 学习电子衍射方面的技术，回国后，被加州理工学院聘为教授。 鲍林在探索化学键理论时，遇到了甲烷的正四面体结构的解释问题。 传统理论认为，原子在未化合前外层有未成对的电子，这些未成对电 子如果自旋反平行，则可两两结成电子对，在原子间形成共价键。一 个电子与另一电子配对以后，就不能再与第三个电子配对。在原子相 互结合成分子时，靠的是原子外层轨道重叠，重叠越多，形成的共价 键就越稳定一这种理论，无法解释甲烷的正四面体结构。 为了解 释甲烷的正四面体结构。说明碳原子四个键的等价性，鲍林在1928一 1931年，提出了杂化轨道的理论。该理论的根据是电子运动不仅具有 粒子性，同时还有波动性。而波又是可以叠加的。所以鲍林认为，碳 原子和周围四个氢原子成键时，所使用的轨道不是原来的s轨道或p轨 道，而是二者经混杂、叠加而成的“杂化轨道”，这种杂化轨道在能 量和方向上的分配是对称均衡的。杂化轨道理论，很好地解释了甲烷 的正四面体结构。
原子轨道理论
σ*2pz π*2pxπ*2py
3σu
(强反键) 强反键)
1πg 3σg(弱成键或非键) 弱成键或非键)
π2px π2py σ2pz σ*2s σ2s
1πu
2σu
(弱反键或非键) 弱反键或非键)
2σg(强成键) 强成键) O2 F2 B2 C2 N2
32
3
33
分 子 轨 道 式 与 键 级
分子轨道理论--MOT 分子轨道理论
A stream of liquid oxygen held between the poles of a magnet
1
3.2 分子轨道理论基本要点
电子在整个分子内中运动, 共有财产” 强调 电子在整个分子内中运动, “共有财产”
3.2 分子轨道理论基本要点
组态 电子排布的方式, 电子排布的方式 键级= 键级 例如： 例如： H2,
化学键的强度 化学键的强度
分子的稳定性 分子的稳定性
34
B2——N2的MO能级示意图 能级示意图
3σ u
2 pz 2 py 2 px
1π g 1π g
3σ g
1π u 1π u
2 px
2 py
2 pz
2σ u
2s
2σ g
2s
KK（2σg）2（2σu）2 (1πu) 2 (1πu) 2（3σg）2 （ σ σ π π σ 特点： 特点：σ+π+π，BO=3，反磁性。 π π ，反磁性 注意: 上述(1π 通常记作(1π 注意 上述 πu) 1 (1πu) 1 通常记作 πu) 2, 但电子分占 π 简并轨道; 通常记作(1π 简并轨道 而(1πu) 2 (1πu) 2 通常记作 πu) 4. 为使初学者更 π π 清楚地看出简并轨道, 暂且用了上述标记. 清楚地看出简并轨道 暂且用了上述标记
原子物理学中的轨道理论研究
原子物理学中的轨道理论研究原子物理学是研究原子及其内部结构与性质的学科，其发展推动了众多科学和技术领域的进步。
在原子物理学中，轨道理论是一项重要的研究内容，它提供了一种理解原子电子结构和相互作用的方法。
本文将从历史上的发展、定量描述和实验验证三个方面探讨原子物理学中的轨道理论研究。
轨道理论的起源可以追溯到19世纪末，当时科学家根据氢原子光谱的观测数据，提出了玻尔模型。
玻尔模型认为，电子绕原子核运动的轨道是固定的，且在特定能级上存在。
这一模型为后续的研究奠定了基础，同时也引发了对轨道理论更深层次探索的需求。
为了定量描述原子中电子的运动状态，量子力学的发展成为重要的里程碑。
根据量子力学的原理，轨道被描述为电子在原子周围的概率云。
这是由于电子的粒子性与波动性特点的相互作用导致的量子效应。
轨道函数通过波函数来描述电子的运动状态，波函数的平方模表示电子在空间中的分布概率。
轨道理论的发展使得科学家可以定量计算电子在不同能级上的分布情况，进而解释了很多原子光谱和物理性质的实验现象。
实验验证是轨道理论研究中不可或缺的一环。
科学家通过光谱实验和其他物理测量手段来验证轨道理论的结果。
例如，在光谱实验中，当原子吸收或发射特定频率的光子时，会出现特定的光谱线。
这些光谱线可以和量子力学计算得到的结果进行比对，从而验证轨道理论在描述原子光谱方面的准确性。
此外，一些物理性质（如反应速率、电子云的形状等）也可以通过实验来验证轨道理论的预测。
尽管轨道理论在解释原子物理现象方面取得了重要进展，但它仍然有一些局限性。
首先，轨道理论只适用于单电子体系，而对多电子原子而言，其相互作用复杂，难以通过简单的轨道理论进行描述。
其次，轨道理论忽略了电子的自旋效应，这对于某些物理性质的解释可能会带来误差。
因此，为了解决这些问题，科学家们不断致力于发展更为精确的理论模型，如多电子波函数方法和密度泛函理论等。
总结起来，原子物理学中的轨道理论研究是一个宏大且复杂的课题，历经了长期的发展和实验验证。
杂化轨道和分子轨道理论
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杂化轨道理论主要关注分子中的成键电子，而分子轨道理论则更全面地考虑了所有电子的运动状态。
杂化轨道理论是分子轨道理论的一个简化模型，用于解释分子的几何构型和成键性质。
杂化轨道理论中的杂化类型（如sp、sp2、sp3等）与分子轨道理论中的能级分裂和电子排布有关。
杂化轨道理论和分子轨道理论在解释分子的性质和反应机理方面相互补充，共同构成了现代化学键理论的基础。
分子轨道的能级顺序与原子轨道能级有关
分子轨道的形状和极性影响分子的物理和化学性质
成键轨道
非键轨道
反键轨道
半键轨道
分子磁学：研究分子的磁学性质，如磁性、顺磁性等
化学反应机理：解释和预测化学反应的过程和产物
分子光谱学：解释和预测分子的光谱性质
分子设计：基于分子轨道理论，设计和优化分子的性质和功能
PART FOUR
汇报人：XX
XX,a click to unlimited possibiliT ONE
PART TWO
1931年，鲍林提出了杂化轨道理论
该理论是为了解释共价键的形成机制
鲍林认为，原子在形成共价键时，会形成杂化轨道
杂化轨道理论为共价键的形成提供了更深入的理解
原子轨道：原子内部的电子运动形成的轨道
sp³d杂化：由一个s轨道、三个p轨道和一个d轨道杂化形成，生成五个sp³d杂化轨道，呈三角双锥形
解释化合物稳定性：杂化轨道理论可以解释不同元素之间的化合物稳定性，预测化合物的性质和反应活性。
预测分子几何结构：杂化轨道理论可以预测分子的几何结构，如键长、键角等，从而了解分子的物理和化学性质。
指导药物设计：杂化轨道理论在药物设计中具有指导作用，可以预测药物与生物大分子之间的相互作用，从而优化药物的设计和性能。
[自然科学]原子轨道与分子结构的轨道理论关系
![[自然科学]原子轨道与分子结构的轨道理论关系](https://img.taocdn.com/s3/m/da73009ed1d233d4b14e852458fb770bf78a3baf.png)
Linear Trigonal Tetrahedral TrigonalOctahedralBipyramidallinear LinearTrigonal planar Trigonal planar(AB3)Bent(AB E)TetrahedralBent (AB 2E 2)Tetrahedral (AB )Pyramidal (AB E)Trigonal BipyramidalTrigonal Bipyramidal(AB 5)Unsymmetrical Tetrahedron (AB 4E)T-shaped (AB 3E 2)Linear (AB 2E 3)Square planar(AB4E 2 )Octahedral(AB6)Squarepyramidal(AB5E)1.Determine the Lewis structure2.Determine the number of electron pairs (orclouds) around the CENTRAL ATOM –multiple bonds count as ONE CLOUD (seenext slide).3.Find out the appropriate VSEPR geometryfor the specified number of electron pairs,both bonding and lone pairs.e the positions of atoms to establishthe resulting molecular geometry.Multiple Bonds and Molecular GeometryMultiple bonds count as one -e.g. 4 bonding pairs aroundC, but trigonal planarinstead of tetrahedral.cysteineHF electron rich regionelectron poorregionGG10.2Cl2CONH3H2OThese types of molecules, where C = central atom and T = terminal atoms of the same type, are never polar.End to end overlap = sigma (109.5 o Lewis Structure Electron pairsaround CFig. 10.7Fig. 10.8BF3-trigonal planar according to VSEPR Theory (incomplete octet exception)Isolated S atom(upgraded –more will be added)1. Hybrid orbitals get 1 electron for a V-bond, 2 electrons for a lone pair.2. Remaining electrons go into unhybridized orbitals= S bondsDOUBLE BONDS: Ethylene, CH2CH2 Lewis Structure:sp2hybridization on each C atom -sp2hybrids and unhybridized p-orbitalV bond = end-to-end overlap of the sp 2hybridized orbitals••••••••••1 electron from the sp 2hybrid on C, the other from the hydrogen 1s orbital••S bond = side-by-side overlap of theunhybridized p-orbitalsElectron from the unhybridizedp-orbital on the C atomSigma (V) Bonding in EthylenePi (S) Bonding in EthyleneDOUBLE BONDS : Formaldehyde, CH 2O Lewis Structure:Apply VSEPR Theory and Determine HybridizationHC = O H ••••sp2 120 osp2hybridization on C -sp 2hybridization on O -Sigma (V ) Bonding in Formaldehyde••••••••••••sp hybrids and unhybridized p-orbitalsSigma (V) Bonding in AcetyleneUnhybridized p-orbitalsPi (S) Bonding in AcetyleneExplain the Bonding Using Valence Bond Theory CO2Sigma Bonding in CO2Pi Bonding in CO2Molecular Orbitals-Preliminary Ideas Don’t forget that electrons behave like WAVES, and there are WAVE FUNCTIONS (\)that describe the electron position in space = ATOMIC ORBITALS (\2)e'Waves (electrons) can interfere with each other, either CONSTRUCTIVELY or DESTRUCTIVELYSigma bond formation involving p-orbitalsV*2pV2pPi bond formation involving p-orbitalsS2pS*2pS2pPrinciples of Molecular Orbital Theory1. The total number of molecular orbitals= total number of atomic orbitals contributed by the bonding atoms2. Bonding MO’s are lower in energy (more stable) than antibonding MO’s3. Electrons occupy molecular orbitals following the Pauli Exclusion Principle (spins pair up) and Hund’s Rule (remain unpaired as long as an empty orbital isavailable of the same energy)Energy Levels of Molecular Orbitals for Homonuclear Diatomics -H 2, O 2, etcMolecular orbitalsAtomic orbitals Atomicorbitals 2p 2p 2s 2s1s1s V 1s V *1sV 2sV *2sS 2p V 2pS *2p V *2pMolecular Orbital Electron Configurations e.g. O 2Bond OrderOrder = ½[# electrons bonding MO’s -# electrons antibonding MO’s]1. The greater the bond order, the more stable the molecule2. A high bond order means higher bond energies and shorter bond lengths.3. Fractional bond orders are possibleV 1s V *1s1s 1sH 2+V 1sV *1s 1s 1s H 2Bond order =Bond order =sp2hybridization of theterminal oxygens-Sigma Bonding in O3Explain using Valence Bond TheoryPi Bonding in O 3Combine 3 p-orbitals = 3 molecular orbitalsPi Bonding in O 3Antibonding S orbital Nonbonding S orbital••••Bonding S orbitalBenzene -C6H6orbitals into molecular orbitals.。
氧原子最外层原子轨道-定义说明解析
氧原子最外层原子轨道-概述说明以及解释1.引言1.1 概述在原子物理学中，原子轨道是描述在某一能级上电子运动的区域。
每个原子由一组电子构成，这些电子围绕原子核以特定的方式分布在不同能级的轨道上。
其中，最外层原子轨道在原子的化学性质和反应中起到至关重要的作用。
氧原子作为化学元素中的一员，其最外层原子轨道也具有独特的特点。
氧原子具有8个电子，其中两个位于最内层的K壳层，剩余的6个电子分布在L壳层和M壳层上。
最外层的2个电子位于L壳层，这些电子参与与其他元素的化学键的形成和反应。
因此，对氧原子最外层原子轨道的研究具有重要的意义。
最外层原子轨道的结构和分布规律对于理解物质的化学性质、反应机制以及分子结构的形成都具有重要的启示作用。
通过深入研究最外层原子轨道的特点，可以揭示原子间的相互作用和化学键的形成过程。
而对氧原子最外层原子轨道的进一步研究不仅可以拓宽我们对氧元素化学行为的认识，还可以为解决一些实际应用领域中的问题提供思路和方法。
本文将通过对原子轨道的定义、最外层原子轨道的特点以及氧原子最外层原子轨道的结构的详细讨论，旨在深入了解最外层原子轨道的重要性，并展望原子轨道理论在未来的应用前景。
此外，通过总结本文的研究内容，可以对氧原子最外层原子轨道的研究成果进行综合评估和总结，为未来的相关研究提供参考和指导。
1.2 文章结构文章结构部分的内容可以如下所示：2. 文章结构本文将分为三个主要部分来探讨氧原子最外层原子轨道的特点和结构。
以下是对每个部分的详细描述：2.1 原子结构概述在这一部分，我们将简要回顾原子结构的基本概念。
我们将讨论原子的组成，包括质子、中子和电子，以及它们在原子中的分布。
此外，我们将探讨原子核和电子间的相互作用，以及这种相互作用对于原子轨道形成的重要性。
2.2 原子轨道的定义这一部分将详细讨论原子轨道的概念和定义。
我们将介绍量子力学理论中的波粒二象性，以及原子轨道在描述电子行为中的重要作用。
鲍林原子轨道能级
鲍林原子轨道能级1.引言1.1 概述鲍林原子轨道能级是描述原子中电子分布的一种模型。
鲍林原子轨道理论是量子力学的基础概念之一，它通过量子化的方式解释了电子在原子内的运动轨迹和能量分布。
根据鲍林原子轨道理论，电子围绕着原子核旋转，并且只能存在于特定的能级上。
这些能级被称为鲍林能级，每个能级对应着一定的能量值。
电子从低能级跃迁到高能级时，吸收能量；而从高能级跃迁到低能级时，释放出能量。
鲍林原子轨道的能级分布是由电子的量子数决定的。
每个原子都有一组特定的量子数，包括主量子数、角量子数和磁量子数。
这些量子数决定了电子的轨道形状、大小和能量。
主量子数越大，能级越高；角量子数越大，轨道越复杂；磁量子数的不同取值决定了同一角量子数下的不同轨道形态。
鲍林原子轨道能级的研究对于理解原子的结构和性质具有重要意义。
它不仅用于解释元素的光谱特性，还被广泛应用于化学反应、材料科学和能级转换等领域。
通过研究鲍林原子轨道能级，我们可以揭示物质的微观性质，深入探究原子中电子的行为规律。
在本文中，我们将介绍鲍林原子轨道的概念和能级分布。
通过全面理解和学习鲍林原子轨道的特点和规律，我们能够更好地理解原子的基本结构和性质。
同时，我们还将讨论鲍林原子轨道能级的意义和应用，以及它对于科学研究和实际应用的贡献。
通过阅读本文，读者将能够对鲍林原子轨道能级有一个清晰的认识，并进一步探索其在各个领域中的应用前景。
1.2 文章结构文章结构部分的内容可以包括以下内容：在本文中，我们将对鲍林原子轨道的能级进行详细的讨论。
文章将分为三个部分进行论述，分别是引言、正文和结论。
引言部分将首先概述鲍林原子轨道的基本概念和背景知识，介绍鲍林原子轨道的研究意义和应用价值。
其次，我们将对整篇文章的结构和内容进行简要介绍，使读者能够清晰地了解文章的框架和论述思路。
最后，我们将明确文章的目的，说明我们要通过本文所阐述的内容达到什么样的目标。
正文部分将分为两个小节，分别是鲍林原子轨道的概念和鲍林原子轨道的能级分布。
原子轨道
4）能量相近的轨道可以杂化 组成能量相等的杂化轨道，其成键能力更强，体 系能量也更低。
例如: C原子外层有4个电子，其中2s中的1个电子跃迁 到2pz轨道中，这样1个s轨道与3个p轨道 （4个轨道)杂化 形成4个sp3杂化轨道。 ——sp3杂化，
一个sp3轨道
（2p轨道的两瓣波函数符号不同，与2s杂化时，波函数符号相同 的一瓣增大，不同的一瓣缩小。）
2）共价键具有饱和性：
未成对电子已配对成键后不能再与其它原子的未成对
电子配对成键。
··+ 2 B·→ A 2 ··→A∶∶A A
共价键有： 单键 双键 叁键
B∶A∶B
B-A-B
A=A
C-C C=C C≡C
C-H C=O C≡N
3） 共价键具有方向性：
电子云重叠越大，形成的键越强。 两成键轨道的电子云必须最大程度的重叠，才能使 成键牢固、稳定。
主要内容如下：
1）分子中电子的各种运动状态——即分子轨道：用
波函数 表示。
波函数ψ可用原子轨道线性组合法近似求得。
例如:
氢分子轨道波函数ψ可用下式表示：
1 = φ1 +φ2 2 = φ1 -φ2
（2个原子轨道φ1 ， φ2 ） （2个分子轨道1 、2） 1 轨道 在核间的电子云密度较大，该轨道称为成键轨道； 2 轨道 在核间的电子云密度很小，该轨道称为反键轨道。
波函数φ——是在原子核周围的小体积内电子 出现的概率。
Φ——称为原子轨道，电子云的形状可看做轨 道的形状；
例如:
1s 轨道——是以原子核为中心的球体，界面内电 子出现总概率约为90%-95%； 2s 轨道——也是球形对称，但较1s轨道大，且有 一个“球面节” 节的两侧波函数符号相反，分别用深、浅或+、- 表 示。 （ +或- 不代表正电荷或负电荷）
高中杂化轨道理论(图解)
高中杂化轨道理论(图解）一、原子轨道角度分布图二、共价键理论和分子结构价键法（VB法）价键理论一：１、要点：⑴、共价键的形成条件：①、先决条件：原子具有未成对电子；②、配对电子参与成键的原子轨道要满足对称匹配、能量相近以及最大重叠的原则；③、两原子具有成单的自旋相反的电子配对，服从保里不相容原理。
⑵、共价键的本质：是由于原子相互接近时轨道重叠，原子间通过共用自旋相反的电子使能量降低而成键。
⑶、共价键的特征：①、饱和性，一个原子有几个未成对电子（包括激发后形成的未成对电子），便和几个自旋相反的电子配对成键；而未成对电子数是有限的，故形成化学键的数目是有限的。
②、根据原子轨道最大重叠原理，原子轨道沿其角度分布最大值方向重叠，即共价键具有一定的方向性。
⑷、共价键的类型：单键、双键和叁键。
①、σ键和π键。
ⅰ、σ键：沿键轴方向重叠，呈圆柱形对称，称为σ轨道，生成的键称为σ键σ是希腊字母，相当于英文的s，是对称Symmetry[`simitri]这个字的第一个字母）。
σ键形成的方式：ⅱ、π键：两个p 轨道彼此平行地重叠起来，轨道的对称面是通过键轴的平面，这个对称面就叫节面，这样的轨道称为π轨道，生成的键称为π键（π相当于英文的p ，是平行parallel[`p ?r ?lel]的第一个字母）。
π键的形成过程：，σ键和π键的比较 σ键（共价键中都存在σ键） π键 （只存在不饱和共价键中）重叠方式 （成建方向）沿两电子云（原子轨道）的键轴方向以“头碰头”的方式遵循原子轨道最大程度重叠原理进行重叠两互相平行的电子云（原子轨道）以“肩并肩”的方式遵循原子轨道最大程度重叠原理进行重叠 重叠程度重叠程度较大 重叠程度较小 电子云形状共价键电子云（重叠部分）呈轴对称 共价键电子云（重叠部分）呈镜像对称 牢固程度强度较大，键能大，较牢固，不易断裂 强度较小，键能较小，不很牢固，易断裂 化学活泼性不活泼，比π键稳定 活泼，易发生化学反应健 型项 目类型s-s、s-p、、p-p、s-SP杂化轨道、s-SP2杂化轨道、s-SP3杂化轨道、杂化轨道间p－pπ键，、p－p大π键是否能旋转可绕键轴旋转不可旋转，存在的规律共价单键是σ键，共价双键有一个σ键，有一个π键；共价叁键有一个σ键，有两个π键。
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只有对称性匹配的原子轨道才能组合成分子轨道，这称为对称性匹配原则。
原子轨道有s、p、d等各种类型，从它们的角度分布函数的几何图形可以看出，它们对于某些点、线、面等有着不同的空间对称性。
对称性是否匹配，可根据两个原子轨道的角度分布图中波瓣的正、负号对于键轴（设为x轴）或对于含键轴的某一平面的对称性决定。
例如图9-10中的(a)、(b)，进行线性组合的原子轨道分别对于x轴呈园柱形对称，均为对称性匹配；又如图 9-11(d)和(e) 中，参加组合的原子轨道分别对于xy平面呈反对称，它们也是对称性匹配的，均可组合成分子轨道；可是图9-11（f）、（g）中，参加组合的两个原子轨道对于xy平面一个呈对称而另一个呈反对称，则二者对称性不匹配，不能组合成分子轨道。
图9-10 原子轨道对称性匹配成键符合对称性匹配原则的几种简单的原子轨道组合是，(对 x轴) s-s、s-px 、px-px 组成σ分子轨道；（对 xy平面）py-py 、pz-pz 组成π分子轨道。
对称性匹配的两原子轨道组合成分子轨道时，因波瓣符号的异同，有两种组合方式：波瓣符号相同（即＋＋重叠或－－重叠）的两原子轨道组合成成键分子轨道；波瓣符号相反（即＋－重叠）的两原子轨道组合成反键分子轨道。
图9-11是对称性匹配的两个原子轨道组合成分子轨道的示意图。
对称性匹配的两个原子轨道组合成分子轨道示意图图(9-12)同核双原子分子的分子轨道的两种能级顺序（a）π2p>σ2p （b）σ2p >π2pO2、F2分子的分子轨道能级排列符合此顺序。
另一种是组成原子的2s和2p轨道的能量相差较小，在组合成分子轨道时，一个原子的2s轨道除能和另一个原子的2s轨道发生重叠外，还可与其2p轨道重叠，其结果是使σ2p x分子轨道的能量超过π2p y和π2p z分子轨道。
由这些原子组成的同核双原子分子的分子轨道能级顺序为图[9-12（b）]即是此能级顺序的分子轨道能级图。
第二周期元素组成的同核双原子分子中，除O2、F2外，其余Li2、Be2、B2、C2、N2等分子的分子轨道能级排列均符合此顺序。
实例分析1：试分析氢分子离子H2＋和He2分子能否存在。
解：氢分子离子是由1个H原子和1个H原子核组成的。
因为H2＋中只有1个1s电子，所以它的分子轨道式为（σ1s）1。
这表明1个H原子和1个H＋离子是通过1个单电子σ键结合在一起的，其键级为。
故H2＋可以存在，但不很稳定。
He原子的电子组态为1s2。
2个He原子共有4个电子，若它们可以结合，则He2分子的分子轨道式应为（σ1s）2（σ*1s）2，键级为零，这表明He2分子不能存在。
在这里，成键分子轨道σ1s 和反键分子轨道σ*1s各填满2个电子，使成键轨道降低的能量与反键轨道升高的能量相互抵消，因而净成键作用为零，或者说对成键没有贡献。
实例分析2：试用MO法说明N 2分子的结构。
解：N原子的电子组态为1s22s22p5。
N2分子中的14个电子按图[9-12（b）]的能级顺序依次填入相应的分子轨道，所以N2分子的分子轨道式为N2 [（σ1s）2（σ*1s）2（σ2s）2（σ*2s）2（π2p y）2（π2p z）2（σ2p x）2]根据计算，原子内层轨道上的电子在形成分子时基本上处于原来的原子轨道上，可以认为它们未参与成键。
所以N2分子的分子轨道式可写成N2 [ K K（σ2s）2（σ*2s）2（π2p y）2（π2p z）2（σ2p x）2 ]式中每一K字表示K层原子轨道上的2个电子。
此分子轨道式中（σ2s）2的成键作用与（σ*2s）2的反键作用相互抵消，对成键没有贡献；（σ2p x）2构成1个σ键；（π2p y）多重度为：2×0 + 1 ＝1，即形成了单线态氧（singlet oxygen），用1O2表示。
1O2分子π* 轨道上电子的排布为: π*2p y π*2p z π*2p yπ*2p z单线态氧1O2 :如何产生的？单线态氧的能量高于三线态氧，需要吸收一定的能量发生转变。
在生物体内，此过程是通过生物催化剂（酶）来实现的。
如在白细胞内，3O2可经由若干中间步骤形成1O2如下式所示：3O·O-2 O22- 1O22这个过程直接诱导了超氧离子·O2-，超氧离子·O2-因为它在π*轨道上有1个单电子，所以它是一个超氧阴离子自由基。
这个自由基由于具有夺取电子使单电子成对的趋向，因此具有很强的氧化能力。
自由基的存在可诱导产生对机体有利的反应，亦可导致对机体有害的反应。
在人体内，3O2在一定条件下与生物分子发生反应的过程中，可形成·O2-、H2O2及·OH（羟自由基）等活性氧，其中·O2-及·OH无论是得到还是失去1个电子，都会把与之反应的分子变成自由基。
例如：H2O2+ ·O2-—→O2+ ·OH + OH –·OH自由基与体内的生物分子RH发生进一步发生下列反应：·OH + RH —→H2O + R·所产生的有机自由基R·又可继续与其他物质反应，再产生新的自由基，所以·OH造成的细胞损伤是比较严重的。
自由基可通过这种方式传递，若细胞内的活性氧自由基过量，就会损伤细胞，引发各种疾病。
终止自由基传递的主要途径之一是歧化（disproportion），即两个相同的自由基相互传递电子，使其中之一得到 1个电子被还原，另一个失去单电子被氧化。
体内过量的自由基可通过机体内的超氧化物歧化酶（SOD）、过氧化氢酶（CAT）、谷胱甘肽过氧化物酶（GSH-Px）等来消除。
如体内的SOD消除·O2-的反应为而过氧化氢酶能消除H2O2：机体内过量的自由基除了通过机体内的有关酶自我保卫消除外，服用天然或人工合成的抗氧剂（亦称自由基抑制剂）也所谓价层电子对，指的是形成σ键的电子对和孤对电子。
孤对电子的存在，增加了电子对间的排斥力，影响了分子中的键角，会改变分子构型的基本类型。
根据此理论，只要知道分子或离子中的中心原子上的价层电子对数，就能比较容易而准确地判断 AB n 型共价分子或离子的空间构型。
1.确定中心原子中价层电子对数中心原子的价层电子数和配体所提供的共用电子数的总和除以2，即为中心原子的价层电子对数。
规定：(1)作为配体，卤素原子和H 原子提供1个电子，氧族元素的原子不提供电子；(2)作为中心原子，卤素原子按提供7个电子计算，氧族元素的原子按提供6个电子计算；(3)对于复杂离子，在计算价层电子对数时，还应加上负离子的电荷数或减去正离子的电荷数；(4)计算电子对数时，若剩余1个电子，亦当作 1对电子处理。
(5) 双键、叁键等多重键作为1对电子看待。
2．判断分子的空间构型根据中心原子的价层电子对数，从表9-4中找出相应的价层电子对构型后，再根据价层电子对中的孤对电子数，确定电子对的排布方式和分子的空间构型。
表9-4电子对数和空间构型实例分析：试判断PCl5离子的空间构型。
解：P离子的正电荷数为5，中心原子P有5个价电子，Cl原子各提供1个电子，所以P原子的价层电子对数为（5+5）/2 = 5，其排布方式为三角双锥。
因价层电子对中无孤对电子，所以PCl5为三角双锥构型。
实例分析：试判断H2O分子的空间构型。
解：O是H2O分子的中心原子，它有6个价电子，与O化合的2个H原子各提供1个电子，所以O原子价层电子对数为（6+2）/2 = 4，其排布方式为四面体，因价层电子对中有2对孤对电子，所以H2O分子的空间构型为V形。
表9-5理想的价层电子对构型和分子构型实例分析6：判断HCHO分子和HCN分子的空间构型解分子中有1个C=O双键，看作1对成键电子，2个C-H单键为2对成键电子，C原子的价层电子对数为3，且无孤对电子，所以HCHO分子的空间构型为平面三角形。
HCN分子的结构式为H—C≡N∶，含有1个C≡N叁键，看作1对成键电子，1个CH单键为1对成键电子，故C原子的价层电子对数为2，且无孤对电子，所以HCN分子的空间构型为直线。
分子是由原子组合而成的。
是保持物质基本化学性质的最小微粒，并且又是参与化学反应的基本单元，分子的性质除取决于分子的化学组成外，还取决于分子的结构。
分子的结构通常包括两方面内容：一是分子中直接相邻的原子间的强相互作用即化学键(chemical bond)，化学键的成键能量约为几十到几百千焦每摩；二是分子中的原子在空间的排列，即空间构型(geometry configuration)。
此外，在相邻的分子间还存在一种较弱的相互作用，其作用能约比化学键小一、二个数量级。
物质的性质决定于分子的性质及分子间的作用力，而分子的性质又是由分子的内部结构决定的，因此研究分子中的化学键及分子间的作用力对于了解物质的性质和变化规律具有重要意义。
化学键按成键时电子运动状态的不同，可分为离子键、共价键（包括配位键）和金属键三种基本类型。
在这三种类型化学键中，以共价键相结合的化合物占已知化合物的90%以上，本章将在原子结构的基础上着重讨论形成化学键的有关理论和对分子构型的初步认识，同时对分子间的作用力作适当介绍。
第一节现代价键理论现代价键理论的基础现代价键理论（valence bond theory，简称VB法，又称为电子配对法）量子力学对氢分子系统的处理表明，氢分子的形成是两个氢原1s轨道重叠的结果氢分子的形成曲线示意图只有两个氢原子的单电子自旋方向相反时，两个1s轨道才会有效重叠，形成共价键。
氢原子间形成的稳定共价键，是氢分子的基态。
共价键的本质是电性的，但因这种结合力是两核间的电子云密集区对两核的吸引力，成键的这对电子是围绕两个原子核运动的，出现在两核间的概率较大，而且不是正、负离子间的库仑引力，所以它不同于一般的静电作用。
现代价键理论的要点：1.两个原子接近时，只有自旋方向相反的单电子可以相互配对（两原子轨道重叠），使电子云密集于两核间，系统能量降低，形成稳定的共价键。
2.自旋方向相反的单电子配对形成共价键后，就不能再和其他原子中的单电子配对。
所以，每个原子所能形成共价键的数目取决于该原子中的单电子数目。
这就是共价键的饱和性。
3.成键时，两原子轨道重叠愈多，两核间电子云愈密集，形成的共价键愈牢固，这称为原子轨道最大重叠原理。
因此共价键具有方向性。
共价键特点：共价键具有饱和性和方向性如何理解共价键的饱和性和方向性？例如:在形成HCl分子时，H原子的1s轨道与Cl原子的3px 轨道是沿着x轴方向靠近，以实现它们之间的最大程度重叠，形成稳定的共价键 [ 图9-1]。
其他方向，因原子轨道没有重叠和很少重叠，故不能成键。
理论解释：共价键的形成将尽可能沿着原子轨道最大程度重叠的方向进行。