化学键理论概述
化学中的化学键理论
化学中的化学键理论化学键是指原子间的吸引力力，是分子形成的基础。
化学键的形成、性质和断裂是化学反应的重要环节，也是化学研究的核心内容。
化学键理论是化学学科中的重要分支之一，它揭示了化学键的性质和本质，为化学科学的发展和应用提供了理论基础。
1. 传统化学键理论在传统的化学中，原子间的化学键是指开尔文的“亲和力”理论。
它将原子的吸引力定义为原子核和共享了某些电荷的电子间的作用力，是一个纯经验的观点。
它不是一个特别准确的预测性理论，但是仍然在一些情况下被广泛使用。
2. 共价键理论共价键理论是指两个原子通过共享电子共同发展出的化学键。
这一理论揭示了共价键的本质，即原子间电子的共享。
共价键通常用杂化轨道理论来解释。
杂化轨道理论认为，原子的价电子空壳轨道中的电子可能会混合成新的、更稳定的轨道，称为杂化轨道。
杂化轨道提供了一个更准确的方法来描述共价键——如在氨分子中，氮原子价电子空壳轨道和氢原子的原子轨道混合，产生了四个杂化轨道，分别用于和四个氢原子组成共价键。
3. 离子键理论离子键理论是指形成离子键的原理。
它是一种典型的原子或分子排斥的现象。
当两种化学物质中含有带电离子时，离子间会产生电吸引力，因此导致它们结合到一起，而这些带电离子被称为离子。
离子键通常发生在化合物中，如氯化钠（NaCl）和硫酸二钾（K2SO4）。
4. 金属键理论金属键是指金属中的化学键，通常是由金属离子通过共享电子形成金属键。
金属离子在结晶中排列成空间有序的三维结构，形成晶格。
这种排列方式为金属提供了良好的机械性能和导电性能，在大规模制造工业用金属和合金方面有着重要的应用。
总之，化学键理论是化学学科的核心，它揭示了化学键的本质及其反应机理，为探索化学反应规律和推进实用化学技术发展提供了基础。
为了更好地掌握化学反应过程，我们需要深入了解化学键理论，并将其应用于实践中。
化学键理论
化学键理论1. 引言化学键理论是化学的基础理论之一，用于解释物质中原子如何通过共用、离子、金属等键形成化合物。
本文将介绍化学键的概念、类型、强度和特点，以及相关的分子轨道理论和晶体结构中的键。
2. 化学键的概念化学键是由原子之间的相互作用力形成的，用于稳定原子之间的连接，以形成化合物。
它是化学反应和化学转化的基础。
根据原子之间电子的共享或转移方式，化学键可分为共价键、离子键和金属键三种类型。
2.1 共价键共价键是由两个原子共用一对电子而形成的。
在共价键中，原子之间的电子密度共享，以形成一个稳定的化合物。
共价键的强度取决于原子间的电子云重叠程度。
2.2 离子键离子键是由正负电荷之间的相互作用力形成的。
离子键通常存在于由金属和非金属元素组成的化合物中，其中金属原子失去电子形成阳离子，非金属原子获得电子形成阴离子。
离子键的强度取决于产生的离子之间的吸引力。
2.3 金属键金属键是金属原子之间的强电子云相互作用力形成的。
金属键的特点是原子之间的电子云重叠形成一个导电的金属电子海，这种电子海使得金属具有良好的导电性和延展性。
3. 化学键的强度和特点化学键的强度决定了化合物的稳定性和性质。
共价键通常强于离子键和金属键。
化学键的强度可以通过键能来衡量，键能是在形成化学键时放出或吸收的能量。
化学键的特点还包括键长和键角。
键长是指两个原子之间的距离，它通过实验或计算得到。
键角是指连接三个原子的两个化学键之间的夹角，它决定了分子的形状和空间结构。
4. 分子轨道理论分子轨道理论是用于描述共价键形成和分子性质的理论。
根据分子轨道理论，原子中的原子轨道会线性组合形成分子轨道。
分子轨道存在于整个分子中，描述了共价键中电子的分布情况。
常见的分子轨道包括Sigma（σ）轨道和Pi（π）轨道。
Sigma轨道是由轴向重叠形成的，是共价键中电子密度最高的轨道。
Pi轨道则是通过平面上的侧向重叠形成的，通常存在于双键和三键中。
5. 晶体结构中的键除了在分子中形成化学键外，化学键也存在于晶体结构中。
无机化学7.3化学键理论
n
价轨道数
最大成键数
2
4（2s,2px,2py,2pz）
4
3 9 (3s,3px,3py,3pz,3dz2,3dx2-y2,3dxy,3dxz,3dyz) 6
（2） 方向性
除s 轨道（角度部分为球形）外，p 、 d、f 原子轨 道在空间只有沿着一定的方向与别的原子轨道重叠， 才会产生“最大重叠”；两轨道重叠面积↑，电子在两 核间出现的几率密度↑，共价键强度↑。
键级=
成键分子轨道电子数
反键分子轨道电子数
2
20 2
1
（相当于共价单键）
2键. 级H2=+（1 氢2 0分子0.离5单子电）子键（HV2B[(无1S此)1说] 法）
3.He2 He 2 [( 1S )2 (1*S )2 ]
键级= 2 2 0 （不成键） 2
不能稳定存在
4. He2+
He2
(
1S
7.3 化学键理论
化学键：各种原子结合为分子或晶体时，各个直接 相连的粒子间都有强烈的吸引作用。这种相互的吸引作 用成为化学键。
化学键
离子键 共价键（包含配位键） 金属键
化学键理论
离子键理论: 共价健理论:
金属键理论:
Na+Cl-
, Ca2+O2-
H-H , H-Cl,
NN , H3C-CH3 , H2C=CH2 , HCCH Na, Mg, Al, K, Ca,
O2 ， F2 ， Ne2 ：
E (2p) > E (2p)
第二周期元素分子轨道的形成
Li2 – N2
O2 – Ne2
第二周期同核双原子分子的分子轨道能级
Li２，Be２， B２， C２，N２ 分子轨道能级顺序为：
化学键的价电子对排斥理论
化学键的价电子对排斥理论化学键是不同元素之间的相互作用力，让原子能够形成稳定的分子。
在化学键的形成过程中，原子的价电子对的排列有着非常重要的影响。
本文将介绍化学键的价电子对排斥理论，并探讨其在化学反应和分子结构中的应用。
一、化学键的概念与价电子对化学键是原子之间由于电子重新分配而形成的相互作用力。
原子的外层电子数目直接决定了其化学性质，而形成化学键的主要是原子的外层价电子。
原子通过与其他原子共享或转让电子来达到稳定的电子构型。
原子中的价电子对是指参与化学键形成的电子对。
对于主族元素，它们的外层电子数等于它们的主族号，即它们的电子构型为ns^2np^6。
原子需要充满外层电子轨道的电子数等于该原子主族号。
比如氧原子（O）的主族号为16，因此氧原子中的价电子对数为6。
二、价电子对排斥理论的提出价电子对排斥理论是由盖伦-赛克斯（Gillespie）和纳伊伯（Nyholm）于1957年提出的。
该理论认为，在分子中，原子上的价电子对会相互排斥，使得它们尽可能地远离彼此，以减小排斥力的作用。
这种排斥力对分子的结构和化学反应产生了重要影响。
三、价电子对排斥理论对分子几何结构的影响根据价电子对排斥理论，分子中电子对的互相排斥会导致分子的几何结构发生调整，以最大程度地降低电子对之间的排斥力。
根据电子对的排布情况，常见的几何结构可以分为线性、三角形平面、四面体、五角形平面等。
以水分子（H2O）为例，氧原子中有2对非共享的孤对电子和2对与氢原子共享的电子对。
这些电子对的排列使得水分子呈现出角度为104.5度的V型结构。
这是因为两对孤对电子通过与两个氢原子的电子云产生静电斥力，使得氢原子之间的角度变成了近似109.5度而不是预期中的120度。
四、价电子对排斥理论在分子极性和化学反应中的应用价电子对排斥理论有助于解释分子的极性和化学反应的发生。
在分子中，如果化学键中的电子对较多，则分子呈极性。
例如，二氧化碳（CO2）分子由于氧气原子周围有两对非共享电子对，因此CO2是无极性分子。
分子结构-化学键理论概述
共价键的本质——从上面分析可知， 共价键依然是电性的，本质是轨道重 叠和电子共用，但这时是共用电子形 成的负电区域的引力，而不是库仑静 电引力。
11-2-3 现代价键理论（电子配对法） 的要点
1 共价键的形成
鲍林等人将海特勒－伦敦氢分子方法推 广到其他复杂分子系统中，认为共价键的形 成必须符合以下原理：
11-1 离子键理论
11-1-1 离子键的形成
1916年德国化学家柯塞尔（科塞尔） 根据稀有气体具有稳定结构的事实提 出了离子键理论。
离子键的形成机制
稳定倾向——活泼金属原子和活泼非金属原子接近 时，都有达到稳定稀有气体结构的倾向。
电子转移——这时活泼金属原子易失去价电子，成 为带正电荷的正离子 (阳离子)；活泼非金属原子易 得到相应电子，成为带负电荷的负离子 (阴离子)， 即电子转移。一旦形成正负离子，两者继续靠近时 电子结构变化不大。
d ＝ r+＋r就可以得到其他离子的半径。
离子半径（pm）
离子半径变化规律
同主族上下同电荷离子半径增加； 同周期中，正离子电荷越高越小， 负离子电荷越高越大。
同元素：正离子＜原子＜负离子。
对性质的影响——离子半径越小，引力 越大，熔点和沸点越高（限于典型的离 子晶体）。同时影响化学性质，如I-、 Br -、Cl -、 F-的还原性依次降低。
计算——晶格能难以直接测量，可应 用玻恩-哈勃循环间接测量得到（实际
得到的是ΔH，但和ΔU相差不大，因此忽略 了差别 ）。
玻恩-哈勃循环（重要） Q Na ( s ) + 1/2 F2 ( g )
S
D/2
Na ( g )
F (g)
I
E
NaF ( s ) U0
化学键理论概述
波恩－哈伯循环 Na ( s ) + 1/2Cl2 ( g )
Δ f HӨm NaCl ( s )
ΔH1＝ΔHvap ΔH2 ＝1/2 E Na ( g ) ΔH3＝I1 Cl ( g ) ΔH4 ＝-Eea,1 ΔH5＝ - U
Na＋( g ) + Cl－( g )
ΔfHӨm = ΔH1 + ΔH2 + ΔH3 +ΔH4 + ΔH5 = ΔHvap + 1/2E+ I1- Eea,1-U
V吸引 = -
q+ · q4 πε0 r
正、负离子之间的总势能与距离 r 关系的势能曲线。
Vp
NaCl 的势能曲线
0
Vp r0
r0
r
近距离相互排斥，远距离相互吸引， 在某一平衡距离时，吸引排斥处于动态平衡，体系势能最小，最稳定。 平衡距离 r0 —— 化学键
配位数 Na+ 6 Cl- 6 无方向性： 电荷球形对称分布 无饱和性： 空间条件允许的情况下，尽可能多的吸引相反的离子。 每个离子周围排列的异号离子的数目是一定的，实际数目与离子半 径及所带的电荷有关。
正离子和负离子之间通过静电引力结合在一起，形 成离子化合物。这种正、负离子间的静电吸引力就叫做 离子键。 当不同的原子通过离子键结合形成分子时，必然伴随 着体系能量的变化，而且新体系的能量大大低于旧体系。 根据库仑定律，两个距离为r，带有相反电荷 q+ 和 q- 的正、 负离子之间的势能 V吸引为：
缺电子体系
奇数电子体系 多电子体系
Be原子半径小，不能有大的形式电荷。
+1 -2 +1
F = Be = • F • •
•
第七章 化学键理论概述
3
BF CH BeCl 3 4 2 实例 HgCl2 BCl3 SiCl4 Be(ⅡA) B(ⅢA) C,Si 中心原子 Hg(ⅡB) (ⅣA)
PH3 N,P
(ⅤA)
NH 3
H2O H2S O,S
(ⅥA)
（5）sp3d2杂化
定义：同一原子内，由1个ns轨道与3个np轨道、 2个nd轨道间发生的杂化叫sp3d2杂化。杂化后形成 的6个新轨道叫sp3d2杂化轨道。 特点：每个sp3d2杂化轨道中含有1/6s成分和 3/6的p成分、2/6的d成分。
2.杂化轨道类型与分子的空间构型 ①sp杂化
由1个ns轨道和1个np轨道进行杂化，组成2个等同的sp杂化轨道。
每个sp杂化轨道中含1/2 s成分和1/2 p的成分。 两个sp杂化轨道之间夹角为180°，分子空间构型为直线型。
BeCl2分子形成过程
②sp2杂化
1个ns轨道和2个np轨道经杂化组成3个等同的sp2杂化轨道。
第七章
分子结构
离子键理论 化学键理论 共价键理论 金属键理论
§7 - 1 离子键理论
一、离子键的特点 1. 离子键的本质是库仑静电作用力 + f ∝ q q /r
q+、q-为离子所带电荷, R为离子间距离。
离子键强度是用晶格能来描述的。
2.离子键的特点：
既无方向性，也无饱和性。 离子化合物是由正负离子通过离子键相互交替连 结而成的晶体结构。
Na(s) + 1/2F2(g) S Na(g) I 1/2D F(g) A
ΔH
NaF(s)
U
Na+(g)
+ F－(g)
式中 S为 Na 的升华热 (108.8 kJ· mol － 1) ， I 为 Na 的电离势（ 495.8 kJ· mol － 1) ， D 为 F 的 键 能 (141.8 kJ· mol － 1 ） ， A 为 F 的 电 子 亲 合 势 (-328.0 2 kJ· mol－1)，ΔH为NaF的生成焓(-573.65 kJ· mol－1)，U为NaF的晶格能。
第七章化学键理论概述
化学键理论概述7－1 离子键理论1916 年德国科学家科塞尔（Kossel ）提出离子键理论。
7－1－1 离子键的形成电子转移形成离子，相应的电子构型变为稀有气体原子的电子层构型，形成稳定的离子。
正、负离子在静电引力的作用下结合在一起，形成离子化合物。
正、负离子之间的静电引力就是离子键。
r q q V 04ε -+∙-=吸引离子间距与势能V 的变化曲线7―1―2 离子键的性质离子键的本质是静电作用力。
离子的电荷越大，离子间的距离越小，离子间的静电引力越强。
静电引力的实质，决定了一个离子与任何方向的电性不同的离子相吸引而成键，所以离子键无方向性；而且只要是正负离子之间，则彼此吸引，即离子键无饱和性。
但是每个离子周围排列的相反电荷离子的数目是一定的，这个数目是与正负离子半径的大小和所带电荷多少等有关。
离子键形成的重要条件就是元素之间的电负性差值较大。
一般来说，元素的电负性差越大，形成的离子键越强。
化合物中不存在百分之百的离子键一般用离子性百分数来表示键的离子性的相对大小。
一般认为，∆χ> 1.7，发生电子转移，主要形成离子键。
∆χ< 1.7，不发生电子转移，主要形成共价键。
7―1―3 离子键的强度键能 1 mol 气态分子，离解成气态原子时，所吸收的能量，为离子键的键能，用E i表示。
键能E i越大，表示离子键越强。
晶格能在标准状态下，将1mol 离子型晶体分解成 1 mol 气态正、负离子时需要的能量，用U表示。
晶格能U越大，表示晶体分解成离子时吸收的能量越多，说明离子键越强。
离子键的强度通常用晶格能的大小来衡量。
所以，离子化合物中离子键力是晶体中吸引力和排斥力综合平衡的结果。
离子型化合物在通常状态下是以阴、阳离子聚集在一起形成的巨分子的形式存在。
所以离子化合物的化学结合力不是简单的两个阴、阳离子之间的结合，而是整块晶体之内的整个结合力。
因此，用晶格能描述离子键的强度经常比离子键的键能来得更好。
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在成键过程中，激发、杂化和重叠是同时发生的。
3）杂化轨道的数目, 成分 数目
杂化过程中形成的杂化轨道的数目 = 参加杂化的轨道的数目.
CH4 中参加杂化的有 2s, 2px, 2py, 2pz 4条原子 轨道, 形成的杂化轨道也是 4 条: 4 条完全相同sp3的杂化轨道.
成分
在sp杂化轨道中， s 和 p 的成份各 1/2， sp2杂化中， s 占1/3，p占2/3。
ss
s p
p p
重叠程度小于σ键，键能小于σ键，稳定性低，是化学 反应的积极参与者。
键
键
s p
键
Py Pz Px Pz
Py Px
2.2.3 杂化轨道理论
VB法成功的解释了共价键的形成过程和本质， 即共价键的方向性，饱和性。 缺点：不能解释分子的空间构型。
碳原子的价电子结构为 2s22px12py1，只有两个未成 对电子，所以它只能与两个氢原子形成两个共价单 键，形成CH2.
成键，电子云集中在氧原子周围，对成键电子对所占据的
杂化轨道有排斥作用，导致两个 O-H 键之间的夹角减小
为 104.5。
N
NH 3
H
H
H
HNH 107 18'
作业：BF3是平面三角形的几何构型 ，但NF3却是 三角锥形的几何构型，适用杂化轨道理论加以说明。
2.5 价层电子对互斥理论（VSEPR，valence-shell
2.2.2 价键理论 ( Valence Bond Theory )
价键理论也称为电子配对法 (VB法)。1927 年德国化 学家 W. Heitler 和 F. London 用量子力学处理 H2 分子结
构获得成功，后经 L. Pauling 等人发展建立了现代价键理
论 ( valence bond theory，VBT ) ——杂化轨道理论和价 层电子对互斥理论
价层电子对互斥理论要点 分子 ABm中, A 为中心原子, B 为配体, m为配体的个数， B均与A有键联关系. 本节讨论的 ABm 型分子中, A为主族元素的原子.
ABm 型分子的几何构型取决于中心 A 的价层中电子 对的排斥作用. 分子的构型总是采取电子对排斥力平 衡的形式.
1) 中心原子价层电子总数和对数
原子—原子之间作用力即化学键
化学键:离子键、共价键和金属键三种类型 2.1 离子键理论 离子键的形成与特点 定义：原子间发生电子得失，形成正、负离 子，通过静电作用而形成的化学键叫做离子键。
离子键的形成
nNa(3s1 ) 496mol1 nNa (2s 2 2p 6 ) kJ I
（2）共价键具有方向性 原子轨道的重叠程度越大，形成的共价键就越稳定。 即共价键的形成遵循原子轨道最大重叠原理。 原子轨道在空间有一定的形状和取向，只有沿着一 定的方向进行最大程度的重叠，以形成共价键，才能保证 成键原子轨道对称性的一致。
3. 共价键的类型
键：原子轨道沿键轴方向以
头碰头方式重叠形成的共价键
根据 VSEPR 理论预测 CH4 分子的结构是正四面体，
与实验测定结果一致，其中四个 C-H 键是完全等同的， H-C-H 之间的夹角均为 10928’。
为了从理论上解释多原子分子或离子的立体结 构，1931 年 Pauling 在量子力学的基础上提出了 杂化轨道理论(Hybrid Orbital Theory)
N H H
O H H B H B F
P F F
判断下列共价分子的几何构型：
NO2
解：分 子 价层电子对 孤对电子
SO2
成键电子对 价电子对构型 分子构型
NO2 （5+0）/2=2.5（3）1 SO2 (6+0)/2=3 1
2 2
平面三角形 平面三角形
V型 V型
键参数（bond parameters ）
1
- ne-
静电引力 nNaCl
nCl(3s 2 3p 5 ) 348.7mol1 nCl (3s 2 3p 6 ) kJ E
形成条件 XA – XB > 2.0 形成化学键 -450 kJ· -1 mol
ne-
形成过程：a 电负性小的活泼金属原子与电负性大的活 泼非金属原子相遇，由于电负性差较大，所以发生电子 得失，形成具有稳定结构的正负离子。 b 正负离子通过静电作用形成稳定的化学键。
2. 杂化轨道类型及在空间的几何分布
按参加杂化的轨道分：（1）s-p 型杂化 只有 s 轨道和 p 轨道参与的杂化称为 s-p 型杂化，主
要有以下三种类型：
sp 杂化
例：BeCl2， BeF2 ： 中心Be：2S2
2p
2s
SP杂化 激发
重叠成键
sp2 杂化
例2：BF3：中心B：2S2 2P1
electron-pair repulsion） 1940 年， N. V. Sidgwick 和 H. M. Powell 在总结实验
事实基础上，提出了一种在概念上比较简单又能比较准确
地判断分子几何构型的理论模型，后经 R. J. Gillespie 和 R. S. Nyholm 在 20 世纪 50 年代加以发展，现在称为价层 电子对互斥理论。 虽然这个理论只是定性地说明问题，但对判断共价分 子的构型非常简便实用。
2.2 共价键的价键理论（VB法）
2.2.1 1916年，Lewis经典价键理论：成键原子双方
各自提供外层电子组成公用电子对，成键原子达到 稀有气体原子的外层电子组态。 “八隅体”结构
H +
Cl
H Cl
但Lewis没有说明这种键的实质, 适应性不强. 在解释BCl3, PCl5 等未达到稀有气体结构的分子时, 遇到困难:
+
MO
(2). 如何判断分子的极性？ 共价键：电负性差= 0 非极性共价键 电负性差≠ 0 极性共价键
对双原子分子：化学键有极性，分子就有极性。 例:HCl，HF，极性分子 化学键无极性，分子无极性。 例 : H2，O2，N2，非极性分子 多原子分子 ：化学键无极性，分子无极性。 例 : S8，P4等（O3例外有微弱的极 性）。 化学键有极性：要看分子的空间构型， 分子具有对称中心则分子无极性。否则就有极性。
H2 分子中的化学键
1. 共价键的形成及本质
1 2
两个单电子
以
自旋相反
的方式相互接
3 ，两个电
近时， 电子所在的原子轨道发生重叠
子以自旋相反的方式结成电子对，这样会释放出 能量，体系能量就降低了，相当于在两原子间形
成稳定的共价单键。
例如：HF 分子 中, 形成一个共 价键.
如果 A、B 各有两个或三个未成对的电子，那么 自旋相反的单电子可以两两配对，形成共价双键 或叁键。
在计算价电子时，应减去相应的正电荷；如果是负离子， 在计算价电子时，则应加上相应的负电荷
如:
5 + 0×4 +3 = 8
NH4+ 5+1×4 –1 = 8 总数除以 2 ，得电子对数: 总数为奇数时， 对数进 1 例如：总数为 9，对数为 5
2) 电子对和电子对空间构型的关系
为了减少价电子对之间的斥力，电子对间应尽量 互相远离，尽可能减少电子对相互排斥， 在空间达到平衡取向.
解：分 子 BeCl2 BCl3 SO42价层电子对 (2+2)/2=2 (3+3)/2=3 (6+0+2)/2=4 成键电子对 2 3 4 价电子对构型 直线 平面三角形 正四面体 分子构型 直线 平面三角形 正四面体
解：分 子
价层电子对
成键电子
价电子对构型
分子构型
PCl5 SF6
（5+5）/2=5 （6+6）/2=6
1.杂化、杂化轨道的概念
1）杂化和杂化轨道： 原子在形成分子时，中心原子若干条能量相近的 不同类型轨道混合起来，重新组成一组数目相同的新 原子轨道，这种重新组合的过程叫杂化。
经杂化而形成的新的轨道叫杂化轨道。 下面以甲烷分子形成为例说明: 在形成分子过程中，通常存在激发、杂化、轨道重叠等 过程。
（1）激发
2s
2p
激发
2p
2s
SP2杂化
sp 2
BF3的形成
键角1200
sp3 杂化
（2）s-p-d 型杂化 ns 轨道、np 轨道和 nd 轨道一起参与的杂化称为 sp-d 型杂化，主要有以下几种类型： sp3d杂化 sp3d 杂化 sp3d 杂化轨道是由 1 个 ns 轨道、3 个 np
轨道和 1 个 nd 轨道组合而成的，它的特点是 5 个杂化轨
N2 分子怎样呢? 已知 N 原子的电子结构:
2. 共价键的特点：饱和性和方向性
（1） 共价键具有饱和性 共价键的总数是由其未成对的单电子数决定的。
例如，氯原子最外层有一个未成对的 3p 电子，它与 另一个氯原子 3p 轨道上的一个电子配对形成双原子分子 Cl2 后，每个氯原子就没有成单电子，即使再有第三个氯 原子与 Cl2 接近，也不能形成 Cl3 。
道在空间呈三角双锥形，杂化轨道间夹角为 90、 120 或
180。
sp3d 杂化和 PCl5 分子的形成示意图
sp3d2杂化 sp3d2 杂化 sp3d2 杂化轨道由 1 个 ns 轨道、3 个 np
轨道和 2 个 nd 轨道组合而成，它的特点是 6 个杂化轨道
指向正八面体的 6 个顶点，杂化轨道间夹角为 90 或180。
电子对数
2
180
120 3
4
10928 ’
180
5
120 90
5
180 90
6
3) 分子的几何构型与电子对构型的关系