1、第四章 化学键与分子结构,4.1 化学键的一些参数4.2 离子键理论4.3 共价键理论4.4 分子晶体、原子晶体和金属晶体4.5 分子间作用力,本章内容：,本章重点：1.MO法处理第一、二周期中同核双原子分子的结构2.类化学键的本性3.分子轨道理论的基本要点4.杂化轨道理论基本要点,4.1 化学键的一些参数,1.键型:离子键，共价键 金属键,2.键级,B.O=1/2(8-4)=2,B.O=1/2(10-4)=3,意义：键级越大，键强度亦越大,一、键参数(表征化学键性质的物理量),3.键角:分子中键与键之间所形成夹角,键角和键长是反映分子空间构型的重要参数，它们均可通过实验测知。,4.键长：,分
2、子中两原子核间的平衡距离称为键长。例 如，H2分子，l=74pm。,由表数据可见，HF，HCl，H Br，HI 键长依次递增，而键能依次 递减；单键、双键及叁键的键长依次缩 短，键能依次增大，但与单键并非两倍、叁倍的关系。,小结,意义：键长越长，键能越小，分子越不稳定,在双原子分子中，于100kPa下将气态分子断裂成气态原子所需要的能量。,D(HCl)=432kJmol-1,D(ClCl)=243kJ mol-1,在多原子分子中，断裂气态分子中的某一个键，形成两个“碎片”时所需要的能量叫做此键的解离能。,5.键能,(1)键解离能D：,(2)键能 E：标准状态下气体分子拆开成气态 原子时，每种键
3、所需能量的平均值。例如：,E(H H)=436kJmol-1,E(H Cl)=432kJmol-1,(3)原子化能 Eatm：气态的多原子分子的键全部断 裂形成各组成元素的气态原子时所需要的能 量。例如：,H2O(g)=2H(g)+O(g),(4)键能、键解离能与原子化能的关系：双原子分子：键能=键解离能 E(H)=D(H)多原子分子：原子化能=全部键能之和atm(H2O)=2(OH)(5)键焓与键能：近似相等，实验测定中，常常 得到的是键焓数据。,键能是指断键时的热力学能变化。,DnRT很小,(6)键能变化规律,()叁键双键单键,C-C 348 kJmol-1 E(C=C)=612 kJmo
4、l-1 E(CC)=837 kJmol-1一个键 一个键 一个键 一个键 两个键,()同核：成键原子核间距离越大，键能越小 Cl2 Br2 I2 E(X-X)242193151 kJmol-1,异核：电负性差越大，键能越大 HF HG HBr HI X 从 大 到 小 E(H-X)562 431 366 299 kJmol-1,意义：键能越大，键越牢固，分子稳定性越高。,6.键的极性,（1）正负电荷重心 重合非极性键 H2、O2（2）不重合极性键 X-Y X越大，键的极性越大 X=0 非极性键 X不大 极性键 X很大离子键 X1.7 离子性%50%属离子键,键参数小结：,键的极性键矩(),4.
5、2 离子键理论,一、离子键理论,1.正、负离子间通过静电作用所形成的化学键称为离子键,八隅律,活泼金属原子通过得失电子而达到稳定电子构型即稀有气体的8电子稳定结构,违背八隅体规则的例子：BF3,PCl5,SF6等。,2.形成过程,(1)从电负性差的角度:X1.7 形成离子键,NaCl,电子构型:,NaNe3S1ClNe3S23P5,（XNa=0.9）(XCl=3.0),X=2.11.7,(2)从能量角度,V=V吸引+V排斥,当正、负离子靠近并抵达平衡距离r0，体系能量最低，形成离子键,二.离子键的特点,1.本质为正、负离子之间的静电作用力,离子所带电荷越高,则离子间吸引力越大,即离子键越强;而
6、正负离子之间的核间距越小,F就越大,则离子键越强.,q+和q-分别为正负离子所带的电荷数,d为离子核间距,d=r+r-。由上式可知:,2.特点,没有方向性没有饱和性,3、键的离子性与元素的电负性有关,X 1.7，发生电子转移，形成离子键；X 1.7，不发生电子转移，形成共价键。,但离子键和共价键之间，并非可以截然区分的。可将离子键视为极性共价键的一个极端，而另一极端则为非极性共价键。,三.离子的特征,1.离子电荷,正:简单阳离子的电荷数是其原子失去电子的数目，一 般有+1，+2，+3价正离子负:简单负离子的电荷数是其原子获得电子的数目。一 般有-1，-2，-3价负离子,在离子晶体中,将离子晶体
7、中的离子看成是相切的球体，正负离子的核间距 d 是 r+和 r 之和。d 值可由晶体的 X 射线衍射实验测定得到，例如 MgO d=210 pm,2.离子半径的定义,1926年，哥德希密特(Goldschmidt)用光学方法测得了 F 和 O 2 的半径，分别为 133 pm 和 132 pm。结合 X 射线衍射所得的 d 值，得到一系列离子半径。,这种半径为哥德希密特半径,1927 年，Pauling 把最外层电子到核的距离，定义为离子半径。并利用有效核电荷等数据，求出一套离子半径数值，被称为 Pauling 半径。,教材第130-131页表4-2上两套数据均列出。在比较半径大小和讨论变化规
8、律时，多采用 Pauling 半径。,1.主族元素:从上到下相同电荷数的离子的半径依次增大.如:Li+Na+K+Rb+Cs+2.同一周期:主族元素随着族数递增,正离子的电荷数 增大,离 子半径依次 减小.如：Na+Mg2+Al3+.3.同一元素:能形成几种不同电荷的正离子时,则高价离子的半径小于低价离子的半径.如:rFe3+(60pm)rFe2+(75pm)4.一般负离子的半径较大,约为130-250pm,正离子的半径较小,约为10-170pm,离子半径在周期表中的变化规律,3.周期表中处于相邻族的左上方和右下方斜对角线上的正离子半径近似相等.,由于离子半径是决定离子间引力大小的重要因素,因此
9、离子半径的大小对离子化合物性质有显著影响.离子半径越小离子间的引力越大,要打断它们所需的能量就越大,因此离子化合物的熔沸点也就越高.,例如:,4.离子的外电子层构型,(1)2电子构型:最外层有2个电子的离子.如Li+,Be2+,H-等.(2)8电子构型:最外层有8个电子的离子.如Na+,Cl-,O2-Ca2+等.(3)18电子构型:最外层有18个电子的离子.如 Zn2+,Cd2+,Hg2+,Cu+,Ag+等.(4)(18+2)电子构型:次外层为18个电子,最外层为2个电子 的离子.如Pb2+和Sn2+等.(5)9-17电子构型:最外层有9-17个电子的离子.如过渡金属 的离子,Fe2+,Cr3
10、+,Mn2+等.,8电子构型的离子9-17电子构型的离子(18+2)电子构型的离,在离子的电荷和半径大致相同的条件下，不同构型的正离子对同种负离子的结合力的大小可有如下经验规律,第4章 化学键与分子结构,这种关系对化合物的有关性质有一定影响。NaCl易容，而CuCl、AgCl则难溶。,四.离子晶体的空间结构,CsCl型离子晶体,ZnS型离子晶体,NaCl型离子晶体,离子晶体的五种空间构型的特点,第4章 化学键与分子结构,半径比规则,即r+/r-=0.414时(见图4-3中的b图),正负离子直接接触,负负离子也两两接触.如果r+/r-0.414(见图4-3中的c图),会出现如下情况：,图4-3
11、半径比与配位数关系,当r+/r-0.414时,负离子互相接触而排斥,正负离子接触不良,这样的构型不稳定,迫使晶体转入较少的配位数,例如4:4配位.,第4章 化学键与分子结构,当r+/r-0.414时,负离子接触不良,正负离子却能紧靠在一起.这样的构型可以较稳定.但当r+/r-0.732时,正离子表面就有可能接触上更多负离子,使配位数成为8.,根据上述考虑,可以归纳出如下的半径比规则表,第4章 化学键与分子结构,五.晶格能,由相互远离的气态正负离子结合成离子晶体时释放出的能量称为晶格能。用U表示，单位为kJ/mol.例如:,S,Hf(NaCl)=S+D/2+I+E+U,影响晶格能大小的因素:离子
12、半径，离子电荷 电子层构型，晶格类型,第4章 化学键与分子结构,D,U,例1：由实验测得下列数据HKJmol-1，试计算氟 的电子亲和能：,Rb(s)=Rb(g)78Rb(g)=Rb+(g)+e-402F2(q)=F(g)80F2(g)+Rb(s)=RbF(s)-552Rb+(q)+F-(q)=RbF(s)-762,解：F(g)+Rb(s)=RbF(s)H0=H10+H20+H30+H40+H50-552=80+78+H+402 762 H=-350 KJmol-1,第4章 化学键与分子结构,六.离子晶体的性质,1、导电性:熔融状态或在水溶液中导电，固态不导电,2、熔沸点高，硬度大,离子晶体的
13、晶格能均较大，所以须较高能量才能破坏阴、阳离子间的作用力,离子晶体的错动离子晶体比较脆,3、易溶于极性溶剂，难溶于非极性溶剂,离子晶体在极溶剂中易形式水合离子，正、负离子与水分子间吸引力较大，足以克服晶体内离子间引力，使离子脱离晶格进入溶液,第4章 化学键与分子结构,4.3 共价键理论,一.经典共价键理论：原子间通过共用电子对达到稳定的希有气体的 原子结构,缺点:,能稳定存在,二.现代价键理论,1.共价键的本质,以H2分子的形成为例来说明共价键的形成,H2形成过程能量的变化图,当具有自旋反平行的成单电子的原子相互接近时,其原子轨道重叠相加,核间产生电子云密度较大的区域,把两个核紧密地吸引在一起
14、使体系能量下降的这种结合力就是共价键。,第4章 化学键与分子结构,价键理论(VB)杂化轨道理论(HO)价电子对互斥理论(VSEPR)分子轨道理论(MO),2.价键理论成键原理,（a）电子配对原理若A、B两个原子各有一个单电子且自旋方向相反，则 这 两个成单电子可以互相配对形成稳定共价单键。这对电子为A、B两原子所共有。如果A、B各有两个或三个未成对的电子，则自旋相反的单电子可两两配对形成共价双键或叁键。,（b）能量最低原理 电子配对以后会放出能量从而使体系的能量降低（c）原子轨道最大重叠原理成键电子的原子轨道 重叠得越大，两核间几率密度最大形成的键 也就越牢固，这常被称为轨道最大重叠原理（或电
15、子云重大重叠 原理）,第4章 化学键与分子结构,详见教材第145页。,3、共价键的特点,（a）共价键结合力的本质是电性的，其大小（键能表示）决定于共用电子的数目和重叠方式.例：叁键，双键和单键键能依次减小。（b）共用电子对在两核间几率密度最大（c）具有饱和性（d）具有方向性,(c)共价键具有饱和性,一个原子有几个未成对电子，便可和几个自旋方向相反的电子配对成键,如PCl5 PNe3S23P3,(d)方向性：原子轨道要求尽量的最大重叠,共价键形成方向,非共价键形成方向,第4章 化学键与分子结构,4.共价键的类型,(1)键 由于原子轨道之间重叠的情况不同,可以形成不同类型的共价键.我们把原子轨道沿
16、着键轴方向以“头碰头”的方式进行重叠而形成的共价键称为键。常见的有s-s,px-s和px-px这三种类型的键,它们的轨道重叠图形如图4-7所示:,s-s,p-s,p-p,几种类型的键的轨道立体图形,第4章 化学键与分子结构,(2)键,原子轨道以“肩并肩”(或平行)的方式发生轨道重叠形成的共价键称为键。如py-py和pz-pz,采用这种重叠方式形成的键，通过键轴有一个镜面,上下两部分波函数符号相反,所以具有镜面反对称性.,Py-Py或Pz-Pz,键的波函数图形,键的轨道图形,第4章 化学键与分子结构,（3）共价配键(配位键),形成条件：一原子价电子层有孤对电子，另一原子价电子层有空轨道 C=O,
17、（3）键与键性质的比较,两个原子之间除可形成一个键外,还可形成一个或者两个键,如N2分子中就存在一个键和两个键.,例如：,第4章 化学键与分子结构,三.杂化轨道理论,1.杂化和杂化轨道的定义 原子在成键过程中,若干能量相近的原子轨道重新组合成新的轨道的过程叫杂化，所形成的新轨道就称为杂化轨道。新的杂化轨道的总数目是等于原来参与杂化的原子轨道总数,并包含原来原子轨道的成分.,第4章 化学键与分子结构,杂化轨道理论要点(课本P157),2.杂化轨道理论的基本要点（p158）,a)在形成分子时，由于原子的相互作用,若干不同类型的，能量相近的原子轨道混合起来，重新组合成一组新的轨道的过程叫杂化，所形成
18、的新轨道就称为杂化轨道。b)新的杂化轨道的总数目是等于原来参与杂化的原子轨道总数,并包含原来原子轨道的成分.,成键能力的大小次序如下：spspsp 2sp 3sp 3dsp 3d2 杂化轨道数目多的成键能力强，角量子数大的成分多，成键能力强,c)杂化轨道可分为等性 和不等性杂化两种,d)杂化轨道成键时，要满足原子轨道最大重叠原理,e)杂化轨道成键时，要满足化学键间最小排斥原理。,3.杂化轨道的类型,(1)sp杂化由一条ns轨道和一条np轨道组合而成的轨道称为sp杂 化轨道。特点:每条sp杂化轨道含有0.5s和0.5p成分.形成的两条sp杂化轨道之间夹角为1800,呈直线型.,+,第4章 化学键
19、与分子结构,例:BeCl2分子的形成,+,+,第4章 化学键与分子结构,(2)sp2杂化,由一条ns轨道和两条np轨道组合而成的轨道称为sp2杂化轨道。该轨道中含有1/3s和2/3p成分,形成的三条杂化轨道之间夹角为1200,呈平面三角形.,第4章 化学键与分子结构,例:BF3分子的形成：,+,3,第4章 化学键与分子结构,(3)sp3杂化,由一条ns轨道和三条np轨道组合而成的新轨道称为sp3杂化轨道。形成的四条新轨道在空间构成一个正四面体,轨道之间的夹角为109028.,第4章 化学键与分子结构,例1:CH4分子的形成,+,4,第4章 化学键与分子结构,(4)sp3d杂化,由一条ns轨道,
20、三条np轨道和一条nd轨道组合成的新轨道称为sp3d杂化轨道。新形成的五条杂化轨道组成三角双锥构型.如PCl5分子中就采用sp3d杂化,分子构型为三角双锥.,第4章 化学键与分子结构,(5)sp3d2杂化,SF6的几何构型为八面体。,S：3s23p4,第4章 化学键与分子结构,杂化轨道与分子空间构型,2-,第4章 化学键与分子结构,(6)等性与不等性杂化,杂化轨道可分为等性 和不等性杂化两种。凡是由不同类型的原子轨道混合起来，重新组合成一组完全等同（能量相等，成分相同）的杂化轨道。这种杂化叫等性杂化。例：CH4分子中的碳就是采取sp3等性杂化，凡是由于杂化轨道中有不参加成键的孤对电子的存在，而
21、造成不完全等同的杂化轨道，这种杂化叫不等性杂化。例如：有孤对电子参加的杂化 sp3不等性杂化：NH3,H2O。,第4章 化学键与分子结构,四.价层电子对互斥理论(Valence Shell Electron Pair Repulsion，简写为VSEPR）,1.该理论的基本要点(p160),(1)在AXm型分子中，中心原子A的周围配置的原子或原子团的几何构型，主要取决于中心原子的价电子层中的电子对（包括成键电子对和未成键电子对）相互排斥作用，分子的几何构型总是采取电子对相互排斥最小的那种结构。(2)对于AXm型共价分子中，其分子的几何构型主要取决于中心原子A的价层电子对的数目和类型（是成键电子
22、对还是孤电子对），根据电子对之间相互排斥最小原则，分子的几何构型同电子对的数目和类型的关系图见下表，（p162也有）,第4章 化学键与分子结构,（3)如果在AXm型分子中，A与X之间是通过两对电子或三对电子结合而成的，则价层电子对互斥理论仍然适用，这时可把双键或三键作为一个电子来对待。如氰（CN)2分子，其成键情况为:N C:C N:故氰（CN)2分子为直线型,（4）价层电子对相互排斥作用的大小，决定于电子 对之间的夹角和电子对的成键情况。一般规律是：,a)电子对之间的夹角越小排斥力越大；,b)电子对之间的排斥力大小顺序为：,孤电子对一孤电子对孤电子对一成键电子成键电子一成键电子。,c)由于重
23、键（叁键、双键)比单键包含的电子数多，所以斥力大小顺序为：叁键双键单键 例：,如：HCHO和COCl2中的夹角,价层电子对互斥理论预测的几何构型,第4章 化学键与分子结构,(1)分子或离子几何构型的推断步骤：,确定中心原子的价层电子对数,A的价电子数=A所在的族数 A,硼族,碳族,氮族,氧族,卤素,稀有气体 2,3,4,5,6,7,8X的价电子数（p161）H和卤素记为1，氧和硫记为0。,2.分子几何构型的预测,第4章 化学键与分子结构,确定价层电子对的排布方式,确定中心原子的孤对电子对数n，推断分子的 几何构型。,n=(A的价电子数A用于与X成键的电子数之和),例：SF4分子,n=(614)
24、=1,价层电子对尽可能远离，以使斥力最小。,n=0：分子的几何构型与电子对的几何构型 相同。,第4章 化学键与分子结构,3.影响键角的因素,(1)孤对电子的影响,孤对电子对 NH 对成键电对的排斥，使10928变小,成为107。,NH3,(2)配体电负性的影响 中心原子相同，配体电负性大时，电对距离中心远，键角可以小些,如:,第4章 化学键与分子结构,(3)中心原子电负性的影响,例如键角依次减小，如何解释？,第4章 化学键与分子结构,4、判断共价分子结构的实例,6 8 8 8 5 10 3 4 4 4 3 5 三角形 正四面体 正四面体 正四面体 三角形 三角双锥,分子构型 三角形 V字构型
25、三角锥 正四面体 V字形 T字形,五.分子轨道理论（MO法),(1)分子内电子在整个分子范围内运动，运动状态可以用 波函数（）来描述，称为分子轨道。,(2)分子轨道是由原子轨道线性组合而成，几个原子轨 道可以组合成几个分子轨道,第4章 化学键与分子结构,(3)每个分子轨道i都有一相应的能量Ei和图像，分子的能量E等于分子中电子的能量的综合，而电子的能量即为被它们占据的分子轨道能量。根据分子轨道的对称性不同，可分为键和键等，按分子轨道能量的大小，可排出分子轨道近似能级图。,(4)分子轨道中的电子排布也正从原子轨道电子排布的同样原则。即保里原理，能量最低原理，洪特规则。,1.分子轨道理论基本要点,
26、原子轨道 核间电子密度 能量成键轨道 同号叠加增加 低于原子轨道反键轨道 异号叠加稀疏高于原子轨道,2、原子轨道线性组合的类型,线性组合的类型主要有：s-s重叠，s-p重叠,p-p重叠,p-d重叠,d-d重叠,3.原子轨道线性组合（成键）原则,能量近似原则,轨道最大重叠原则,对称性匹配原则：只有对称性相同的原子轨道 才能组成分子轨道,对称性相符：原子轨道同号部分重叠，成键组合对称性不相符：原子轨道异号部分重叠，反键组合,除s-s,p-p 外还有:,第4章 化学键与分子结构,4.分子轨道的类型,键,正性重叠，组合起来的分子轨道，称为成键轨 道，用符号1s表示,负性重叠，组合起来，的分子轨道，称为
27、反键轨道，用符号1s*表示,第4章 化学键与分子结构,键,成键轨道在核间无节面：能量较底反键轨道有节面：能量较高,第4章 化学键与分子结构,5.同核双原子分子轨道能级图,适合O2，F2,2s,2s,2p,2p,a图,第4章 化学键与分子结构,1s,*1s,A 图,*2,*2,*2,2,2,2,1s,1s,2s,2s,AO,2p,2p,B 图,MO,AO,*2,*2,*2,2,2,2,2s,*2s,1s,*1s,2s,*2s,双原子分子轨道能级示意图,O,F,B,C,N,键级=1/2(10-4)=3,同核双原子分子轨道电子排布式：,键级=1,He2分子：(1s)2(1s*)2 稳定化能相抵消，不
28、能有效成键。He2分子不会存在。但He2+存在于氦放电管中，形成三电子键,键级=1/2(8-4)=2,例如：,如果O2+、O2-、O22-它的磁性如何？,6.异核双原子分子轨道能级顺序,以CO为例说明异核双原子分子轨道的形成,由于碳原子和氧原子的相应原子轨道能量相近（如2s或2p），可以相互重叠形成CO分子轨道。CO分子轨道的能级与N2分子轨道能级顺序类似，但是碳和氧的原子轨道能级高低不同，电负性高的氧要低与碳原子的相应能级。,把CO和 N2分子进行相比，我们发现它们的电子总数是相等的，占据着相同的轨道，这样的分子称之为等电子体。等电子体分子间的性质非常相似。,BO33-、CO32-、NO3-
29、为平面三角形构型ClO4-、SO42-、PO43-、SiO42-均为四面体结构,等电子体指两个或两个以上的分子或离子，它们的原子数目相同，电子数目也相同，常具有相似的电子结构，相似的几何构型，而且有时在性质上也有许多相似之处.,以,为例,第4章 化学键与分子结构,NO：15 与O2+等电子,NO+：14 与N2等电子,NO-：16 与O2等电子,键级=3；抗磁性；,键级=2.5；顺磁性；,键级=2；顺磁性；,问题：写出NO+、NO、NO-的分子轨道电子排布式？磁性？键级？键长？稳定性？,1,4.4 分子晶体、原子晶体和金属晶体,1、分子晶体,在晶体内,组成晶格的质点是分子(极性或非极性分子),
30、而质点之间的作用力为分子间力,则这种晶体称为分子晶体.(如图),分子晶体一般熔，沸点比较低，硬度也小,这类固体一般不导电，熔化时也不导电,而由极性分子组成的分子晶体易溶于极性溶剂中,而由非极性分子组成的分子晶体易溶于非极性溶剂中.,CO2分子晶体的空间构型,2、原子晶体,晶格结点：原子质点间结合力：共价键 通性：熔沸点高、硬度大、不传热，不导电,如：金刚石晶体,单质硅,SiO2等均为原子晶体,金刚石的晶胞立体构型,金刚石的三维网状构型,3、金属晶体,（1）金属键的改性共价键理论（p188）,自由电子在整个晶体中运动，为晶体中所有的原子共有,优缺点“自由电子”理论通俗易懂,可定性说明金属的许多性
31、质如导电性等，但难以定量。而对另一些现象如光电效应，导体，绝缘体等的区别是不能解释的.,第4章 化学键与分子结构,（2）能带理论,基本要点:,在金属晶体中,所有原子的能量相近的轨道组合成新的分子轨道.由于这些分子轨道之间能量差别小,则形成了一个能带.当然原子轨道之间的组合完全满足分子轨道理论的要求.,如金属Li的能带图,满带:形成的所有轨道均被电子填满的能带,导带:未充满电子的能带,空带:完全无电子填充的能带,禁带:导带与满带之间的区域,应用,导体，半导体和绝缘体的能带示意图,第4章 化学键与分子结构,(3)金属晶体的构型,晶格结点：金属原子或离子,金属晶体的三种紧密堆积,金属原子都是采用紧密
32、堆积的排列方式形成金属晶体.金属晶体的三种紧密堆积见图4-24所示。,金属晶体的六方紧密堆积,金属晶体的面心立方紧密堆积,金属晶体的体心立方紧密堆积,第4章 化学键与分子结构,4.5 分子间作用力,.分子的极性与偶极矩,共价键有非极性键与极性键之分。由共价键构建的分子有非极性分子与极性分子之分。“极性”是一个电学概念。度量极性的物理量叫做偶极矩(m)。偶极矩是偶极子两极(带相同电量的正电端和负电端)的电量，即电偶极子的电量q，和偶极子两极的距离偶极长l的乘积(m=qXl)。,偶极子与偶极矩(m=qXl),偶极矩m=0的共价键叫做非极性共价键；偶极矩m0的共价键叫做极性共价键。偶极矩m=0的分子
33、叫做极性分子;偶极矩m0的分子叫做非极性分子。,同核双原子分子的实测偶极矩都等于零，是非极性分子。,异核双原子分子HF、HCl、HBr、HI的极 性依次增大。,测定偶极矩可用来判别分子的几何构型。,化学键的偶极矩单位德拜，1D=1018esucm。,例题：下列分子哪些是非极性分子，哪些是极性分子？根据偶极矩数据，指出分子的极性和其空间构型的关系？,BeCl2 BCl3 H2S HCl CCl4 CHCl3=0=0=3.67=3.57=0=3.5,非 非 极 极 非 极,直线 平面三角 V型 直线 正四面体 变形四面体,分子的磁性,(1)抗（反）磁性物质：分子内电子均已成对,(2)顺磁性物质:有未成对电子,(3)铁磁性物质:有未成对电子，磁性强,根据磁天平测定各种物质的磁性，通过如下公式，可以算出未成对电子数的数目,=,为磁矩，单位为尔磁子（B、M），n为未成对电子数,第4章 化学键与分子结
