1、新课标人教版选修三物质结构与性质,第一章原子结构与性质第一节原子结构,化学 选修三,原子结构与性质,分子结构与性质,晶体结构与性质,原子结构,原子结构与元素的性质,共价键,分子的立体结构,分子的性质,晶体的常识,分子晶体与原子晶体,金属晶体,离子晶体,第一章 原子的结构与性质,第一节 原子结构,一、开天辟地原子的诞生,1、原子的诞生,宇宙大爆炸2小时：大量氢原子、少量氦原子 极少量锂原子,140亿年后的今天：氢原子占88.6%氦原子为氢原子数1/8 其他原子总数不到1%,99.7%,2、地球中的元素,绝大多数为金属元素,包括稀有气体在内的非金属仅22种,地壳中含量在前五位：O、Si、Al、Fe
2、、Ca,3、原子的认识过程,古希腊哲学家留基伯和德谟克立特,思辨精神,原子：源自古希腊语Atom，不可再分的微粒,1803年 道尔顿（英）,原子是微小的不可分割的实心球体,1897年，英国科学家汤姆生,枣糕模型,1911年，英国物理学家卢瑟福,电子绕核旋转的原子结构模型,1913年，丹麦科学家玻尔行星轨道的原子结构模型,1926年，奥地利物理学家薛定谔等以量子力学为基础提出电子云模型,原子,原子核,核外电子,质子,中子,（正电）,不显电性,（负电）,（正电）,（不带电）,分层排布,与物质化学性质密切相关,核外电子是怎样排布的？,二、能层与能级,1、能层,电子层,能层名称,能层符号,一 二 三
3、四 五 六 七,K L M N O P Q,从K至Q，能层离核越远，能层能量越大,每层最多容纳电子的数量：2n2,2、能级,同一个能层中电子的能量相同的电子亚层,能级名称：s、p、d、f、g、h,能级符号：ns、np、nd、nf,n代表能层,能层:一 二 三 四,K L M N,1s,2s 2p,3s 3p 3d,4s 4p 4d 4f,能级：,最多容纳电子的数量 s:2 p:6 d:10 f:14,3、注意问题,能层与能级的关系,每一能层的能级从s开始，s,p,d,f,能层中能级的数量不超过能层的序数,能量关系,EKEL EM EN,EnsEnp End Enf,EnsE(n+1)s E(n
4、+2)s E(n+3)s,EnpE(n+1)p E(n+2)p E(n+3)p,任一能层的能级数等于该能层的序数，依次用ns、np、nd、nf等表示,不同能层中，能级的能量高低是 1s2s3s4s.,2p3p4p,不同能层中，符号相同的能级中容纳的最多电子数相同,以s、p、d、f排序的各能级可容纳的的最多电子数 依次为2、6、10、14,1、3、5、7的二倍。,在同一能层中，能级的能量高低是 nsnpndnf,能级分裂,K L M N O,+,能级,1s,2s 2p,3s 3p 3d,4s 4p 4d 4f,能级（电子亚层）,在多电子原子中，同一能层的电子，能量可以不同，可以把它们分成能级。,
5、最多容纳电子数,2,2,6,2,6,10,2,6,10,14,1s,2s,2p,3s,3p,3d,4s,4p,4d,4f,2,2,2,2,6,6,6,10,10,14,2,2n2,8,18,32,2n2,2n2,2n2,三、构造原理与电子排布式,1、构造原理,多电子基态原子的电子按能级交错的形式排布,电子排布顺序,1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p,2、电子排布式,例：写出Zn的电子排布式,Zn为30号元素，电子共30个,依据构造原理,1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10,书写时：1s2 2s2 2p6 3s2 3p6
6、3d10 4s2,写出K Ca Ti Co Ga Kr Br的电子排布式,电子排布式,Zn：1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2,Ar,简化,Zn：Ar 3d10 4s2,简化电子排布式,写出K Ca Ti Co Ga Kr Br的简化电子排布式,价层电子：主族、0族元素最外层 副族、族最外层和次外层,电子排布式,表示该能级填充的电子数目,能级,虽先排4s后排3d，但电子排布式中先写3d，后写4s。26Fe（铁）电子排布式中最后2个能级应写为3d64s2，而不能写成4s23d6。,在书写电子排布式时，能层低的能级要写在左边，不能按填充顺序写。,失电子的顺序：,从外层到内层逐
7、渐失去,能层,Fe：1s22s22p63s23p63d64s2,Fe2+：1s22s22p63s23p63d6,Fe3+：1s22s22p63s23p63d5,1s1,1s2 2s1,1s2,1s2 2s2,1s2 2s22p1,1s2 2s22p2,1s2 2s22p3,1s2 2s22p4,1s2 2s22p5,1s2 2s22p6,要求熟练书写136号元素原子的电子排布式,1s2 2s22p6 3s1,1s2 2s22p6 3s2,1s2 2s22p6 3s23p1,1s2 2s22p6 3s23p2,1s2 2s22p6 3s23p3,1s2 2s22p6 3s23p4,1s2 2s2
8、2p6 3s23p5,1s2 2s22p6 3s23p6,1s2 2s22p6 3s23p6 4s1,1s2 2s22p6 3s23p6 4s2,1s2 2s22p6 3s23p63d1 4s2,1s2 2s22p6 3s23p63d2 4s2,1s2 2s22p6 3s23p63d3 4s2,1s2 2s22p6 3s23p63d5 4s1,1s2 2s22p6 3s23p63d5 4s2,1s2 2s22p6 3s23p63d6 4s2,1s2 2s22p6 3s23p63d7 4s2,1s2 2s22p6 3s23p63d8 4s2,1s2 2s22p6 3s23p63d10 4s24p
9、1,1s2 2s22p6 3s23p63d10 4s24p2,1s2 2s22p6 3s23p63d10 4s24p3,1s2 2s22p6 3s23p63d10 4s24p4,1s2 2s22p6 3s23p63d10 4s24p5,1s2 2s22p6 3s23p63d10 4s24p6,1s2 2s22p6 3s23p63d10 4s1,1s2 2s22p6 3s23p63d10 4s2,【思考】是否所有元素的基态原子的电子排布都遵循构造 原理？,铬、铜、银、金等,【练习】请写出K+、S2-、Cu2+离子的电子排布式？,K+：1s22s22p63s23p6,S2-：1s22s22p63s
10、23p6,Cu2+：1s22s22p63s23p63d9,特殊规则,例：写出Cr和Cu的电子排布式,全满规则,半满规则,四、电子云与原子轨道,1、电子云,以量子力学为基础,处于一定空间运动状态的电子在原子核外空间的概率密度分布的形象化描述,小黑点：概率密度,单位体积内出现的概率,小黑点越密概率密度越大,电子云,小黑点不是电子！,电子云轮廓图,电子出现的概率约为90%的空间,即精简版电子云,电子云轮廓图特点,a.形状,nd能级的电子云轮廓图：多纺锤形,ns能级的电子云轮廓图：球形,np能级的电子云轮廓图：双纺锤形,b.电子云扩展程度,同类电子云能层序数n越大，电子能量越 大，活动范围越大电子云越
11、向外扩张,2、原子轨道,电子在原子核外的一个空间运动状态,定义,原子轨道与能级,ns能级,ns轨道,np能级,npx轨道,npy轨道,npz轨道,nd能级,ndz2轨道,ndx2y2轨道,ndxy轨道,ndxz轨道,ndyz轨道,同一能级中的轨道能量相等，称为简并轨道,简并轨道,原子轨道：,50%,90%,绘制电子云的轮廓图的方法：,等密度面,电子云轮廓图：表示电子在核外空间经常出现的区域。,常把电子出现的概率约为90%的空间圈出来，把这种电子云轮廓图称为原子轨道,原子轨道的电子云轮廓图,s轨道的电子云轮廓图,npx轨道电子云轮廓图,npy轨道电子云轮廓图,npz轨道电子云轮廓图,s能级的原子
12、轨道图（球形）,ns能级只有一个原子轨道，球形,n越大，原子轨道半径越大,p能级的原子轨道图（纺锤形）,np能级有三个能量相等的原子轨道，px、py、pz，纺锤形，相互垂直。,n越大，原子轨道半径越大,nd轨道电子云轮廓图,d能级的原子轨道图,nd能级有5个能量相等的原子轨道,五、泡利原理和洪特规则,核外电子的基本特征,能层,能级,轨道,自旋,公转,自转,大范围,小范围,1、泡利原理,每个轨道最多只能容纳2个电子,且它们的自旋方向相反,2、洪特规则,电子总是优先单独地占据简并轨道,且它们的自旋方向相同,怎么填,填多少,洪特规则,当电子排布在同一能级的不同轨道时，总是优先单独占据一个轨道，而且自
13、旋状态相同。,总能量最低,能量最低原理的特例,推论：当轨道被电子半充满或全充满时最稳定。,【思考】从洪特规则解释Cr和Cu的核外电子排布？,即p3、d5、f7半充满和p6、d10、f14全充满稳定,3、电子排布图,例：写出O原子的电子排布图,O原子的电子排布式：,1s2 2s2 2p4,1s2 2s2 2p4,Li,Be,B,C,1s,2s,1s,2s,2p,1s,2s,2p,1s,2s,N,O,1s,2s,2p,1s,2s,2p,F,Ne,1s,2s,2p,1s,2s,2p,【思考】请写出第二周期元素原子的电子排布图（即轨 道表示式）？,【练习】某元素原子的最外层2p轨道上有2个未成对电 子
14、。请写出该元素原子的价层电子的轨道表示式？,【练习】请写出第四周期元素的电子排布的轨道表示式,O,2s,2p,F,2s,2p,【练习】某元素原子的L层上有3对成对电子。请写出该 元素原子的价层电子的轨道表示式？,C,2s,2p,原子结构的表示方法,原子结构示意图,电子排布式,O原子：1s2 2s2 2p4,电子排布图,O原子,六、能量最低原理、基态与激发态、光谱,1、能量最低原理,能量最低原理：原子电子排布遵循构造原理 能使整个原子的能量处于最低,基态原子：遵循泡利原理、洪特规则、能量 最低原理的原子,2、基态原子,基态原子吸收能量后，电子发生跃迁变为激发态原子,基态,激发态,吸收能量,释放能
15、量,光（辐射）是电子释放能量的重要形式之一,吸收光谱,发射光谱,原子光谱,不同元素的原子发生跃迁时会吸收或释放不同的光，可以用光谱仪摄取各种元素的电子的吸收光谱或发射光谱，总称原子光谱。,核外电子的跃迁,节日燃放的焰火与金属内层的电子跃迁有关,激光的产生与电子受激跃迁有关,3、光谱,吸收光谱,发射光谱,光亮普带上的孤立暗线,电子吸收能量跃迁时产生,暗背景下的孤立亮线,电子释放能量跃迁时产生,同种原子的两种光谱是可以互补的,【思考】下面是部分元素的发射光谱和吸收光谱：,（2）为什么不同元素原子具有不同的特征光谱？,不同原子的能级结构不同，发出的谱线的特征不同,（1）同一元素发射光谱和吸收光谱有什
16、么差异？,四、能量最低原理、基态与激发态、光谱,1、能量最低原理,原子的电子排布遵循构造原理能使整个原子的能量处于最低状态，简称能量最低原理。,2、基态原子与激发态原子,处于最低能量的原子叫做基态原子，当基态原子的电子吸收能量后，电子会跃迁到较高能级，变成激发态原子。,归纳总结,3、基态、激发态相互转化与能量的关系,基态原子 激发态原子,光（辐射）是电子释放能量的重要形式之一；,在日常生活中，我们看到的许多可见光，如灯光、霓虹灯光、激光、焰火等都与原子核外电子发生跃迁释放能量有关。,课堂练习,1_,简称能量最低原理。_叫做基态原子,1、当基态原子的电子吸收能量后，电子会_，变成激发态原子。电子
17、从较高能量的激发态跃迁到较低能量的激发态乃至基态时，将_能量。光（辐射）是电子_能量的重要形式之一。,原子的电子排布遵循构造原理能使整个原子的能量处于最低状态,处于最低能量的原子,跃迁到较高能级,释放,释放,3、不同元素的原子发生跃迁时会吸收或释放不同的光，可以用光谱仪摄取各种元素的电子的_光谱或_光谱，总称_光谱。许多元素是通过原子光谱发现的。在现代化学中，常利用原子光谱上的特征谱线来鉴定元素，称为_。,吸收,发射,原子,光谱分析,第一章 原子的结构与性质,第二节 原子结构与元素性质,元素：具有相同核电荷数的一类原子的总称,核素：含有一定数目质子和中子的一种原子,同位素：质子数相同中子数不同
18、的 同一种元素的不同原子,核电荷数=核内质子数=核外电子数=原子序数,质量数A=质子数Z+中子数N,一、原子结构与元素周期表,1、周期,元素周期表的横行,特点,同周期元素电子层数相同,同周期元素从左至右原子依次序数递增,镧系：5771 锕系：89103,第七周期也称为不完全周期,周期的组成,2、族,元素周期表的纵行,族,主族：,A结尾,，AA,副族：,B结尾,，BB，B，B,族：,0族：,主族元素族序数原子最外层电子数,特点：,副族、族通称过渡元素，过渡金属,一些族的别名,7,7,1,1,16,3、分区,s区,p区,d区,ds区,f区,按最后填入电子所属能级符号ds区除外,A、A,1、2 两列
19、,BB、,3 7、8 10 八列,B、B,11、12两列,AA、O,13 17、18 六列,3、原子的电子构型和元素的分区,s,d,ds,p,f,分区依据：最后一个电子排入的能级不同（除ds区）,s区元素：最外层构型是ns1和ns2。IA和 IIA族元素。除H外，其余为活泼金属。,d区元素：包含第IIIB族到VIII族元素，电子构型是(n-1)d19ns12最外层电子数皆为12个，均为金属元素，性质相似。,ds区元素：包括IB族和IIB族元素，价电子构型是(n-1)d10ns12，均为金属元素。,f区元素：最后一个电子排入(n-2)f能级，包括镧系和锕系元素，均为金属。,【思考】为什么s区、d
20、区、ds区和f区的元素都是金属（氢元素除外）？,p区元素：最外层电子构型从ns2np1ns2np6的元素。即IIIAVIIA族、零族元素。除H外，所有非金属元素都在p区。,二、元素周期律,1、原子半径,元素周期律：元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性的变化,同周期主族元素：从左至右原子半径递减,同主族元素：从上至下原子半径递增,决定因素,层数,层数多半径大,电子间斥力大,核电荷数,核电荷数大半径小,正负电荷间引力大,电子层结构相同的离子原子序数小的半径大！,1、原子半径,同种元素的原子以共价键连接时核间距离的一半,共价半径：,相邻原子的平均核间距,元素的性质随核电荷数增加发生周期性的递变,【
21、思考】原子半径由哪些因素决定？,电子层数,核电荷数,电子的能层越多，电子之间的负电排斥将使原子的半径增大,核电荷数越大，核对电子的引力也就越大，将使原子的半径缩小,【思考】元素周期表中的同周期主族元素从左到右，原子半径的变化趋势如何？同主族元素从上到下，原子半径的变化趋势又如何？应如何理解这种趋势？,同一纵行元素的原子与相应离子的半径变化。,原子半径 相应阴离子半径,原子半径 相应阳离子离子半径,电子排布相同的离子，离子半径随着核电荷数的递增而减小。,【思考】试比较 O、F、Na、Mg、Al 的半径大小？,NaMgAlOF,【思考】试比较O2-、F-、Na+、Mg2+、Al3+的半径大小？,O
22、2-F-Na+Mg2+Al3+,【思考】试比较Na+、Mg2+、S2-、Cl-的半径大小？,S2-Cl-Na+Mg2+,2、电离能,第一电离能,气态电中性基态原子失去一个电子转化为气态基态正离子所需最低能量,同周期主族元素第一电离能从左至右逐渐升高,A、A反常！比下一主族的高,逐级电离能,利用逐级电离能判断化合价,电离能,第一电离能（I1）：气态电中性基态原子失去一个电子转化为气态基态正离子所需要的最低能量。,第二电离能（I2）：从气态基态一价正离子失去一个电子转化为气态基态二价正离子所需要的最低能量。,第三电离能（I3）？,电离能的大小反映了原子失去电子的难易。,决定电离能大小的因素：,核电
23、荷数,原子半径,（1）概念：,kJ/mol,第一电离能越小，越易失电子，金属越活泼。,3、电负性,原子的价电子,键合电子：参与化学键形成,孤对电子：未参与化学键形成,不同元素的原子对键合电子吸引能力,电负性越大，对键合电子吸引能力越大,同周期主族元素从左至右电负性逐渐变大,同主族元素从上至下电负性逐渐变小,电负性,电负性应用,一般而言金属1.81.8左右的既有金属性，又有非金属性,对角线规则：元素周期表中的某些主族元素 其某些性质与右下角元素相似,H2.1,Li1.0,Na0.9,K0.8,Rb0.8,Cs0.7,Be1.5,Mg1.2,Ca1.0,Sr1.0,Ba0.9,B2.0,Al1.5
24、,Ga1.6,In1.7,Tl1.8,C2.5,Si1.8,Ge1.8,Sn1.8,Pb1.9,N3.0,P2.1,As2.0,Sb1.9,Bi1.9,O3.5,S2.5,Se2.4,Te2.1,Po2.0,F4.0,Cl3.0,Br2.8,I2.5,At2.2,【思考】观察主族元素的电负性数据（以F=4.0和Li=1.0作为相对标准，稀有气体未计），元素的电负性有何变化趋势？,Na Mg Al Si P S Cl,主族电负性的周期性变化,Li Na K Rb Cs,F Cl Br I At,同一周期，从左到右电负性递增。,同一主族，从上到下，电负性递减。,（2）电负性的变化规律,4、金属性与
25、非金属性,金属性：金属单质的还原性 非金属性：非金属单质的氧化性,同周期的主族元素从左至右,同主族元素从上至下,金属性减弱，非金属性增强,金属性增强，非金属性减弱,非金属性逐渐增强,非金属性逐渐增强,金属性逐渐增强,金属性逐渐增强,【思考】元素周期表中，同周期的主族元素、同主族元素的金属性和非金属性如何变化？,3、金属性和非金属性,最高价氧化物对应水化物最高价氢氧化物 碱性强弱 最高价氢氧化物碱性越强，金属性越强,金属性强弱的判断依据,跟水（酸）反应置换出氢的难易程度 越容易发生，金属性越强,金属活动性顺序,普通原电池正负极,单质与盐溶液的置换反应,气态氢化物的稳定性 越稳定，非金属性越强,非
26、金属性强弱的判断依据,最高价氧化物对应水化物最高价含氧酸酸性强弱 酸性越强，非金属性越强,跟氢气化合生成气态氢化物的难易程度 越易反应，非金属性越强,5、化合价,同周期的主族元素从左至右,化合价由17，4 0递增,主族元素族序数最高正价价电子数,非金属最低负化合价主族元素族序数8,F、O,【科学探究】对角线规则,某些主族元素与右下方的主族元素的某些性质是相似的，称为对角线规则。,第二章 分子的结构与性质,第一节 共价键,一、共价键,1、化学键及其分类,相邻原子或离子之间强烈的相互作用,按成键方式分为：,金属键,共价键,离子键,金属晶体,分子晶体,离子晶体,共用电子对（两单个电子形成一对电子）,
27、2、共价键,共价键：分子内原子间通过共用电子对形成的相互作用,作用本质：,分子内原子之间,发生：,于绝大多数物质中酸、碱、盐、非金属氧化物氢化物、有机物、非金属单质,存在：,3、共价键分类,按共用电子对的偏移,极性共价键,非极性共价键,不同原子 成键,同种原子 成键,按成键方式,键,键,按电子云重叠方式,4、键,两个原子轨道沿键轴方向以“头碰头”的方式重叠,定义：,类型,特点,s-s 键,s-p 键,p-p 键,例：H2,例：HCl,例：Cl2,可绕键轴旋转,重叠程度大，稳定性高,头碰头,轴对称,5、键,两个原子轨道以平行即“肩并肩”方式重叠,定义：,类型,特点,d-p 键,p-p 键,例：金
28、属配合物,不能旋转,重叠程度较小，稳定性较差,肩并肩,镜面对称,例：CH2=CH2,沿轴方向“头碰头”,平行方向“肩并肩”,轴对称,镜像对称,强度大，不易断,强度较小，易断,单键是键，双键中一个 键，另一个是键，共价三键中一个是键，另两个为键。,复习回忆,共价键特征,饱和性,共价键类型（按电子云重叠方式分）,键,键,s-s,s-p,p-p,方向性,p-p,d-p,头碰头,轴对称,肩并肩,镜面对称,二、键参数键能、键长与键角,1、键能,失去电子,吸引电子,断键,成键,吸收能量,释放能量,气态基态原子形成1mol 化学键释放的最低能量,定义：,单位：,kJmol-1,释放能量，取正值,键能越大，键
29、越牢固，分子越稳定,意义：,观察表2-1 某些共价键的键能,结论：,同种元素形成的共价键的键能：单键 键键能,2、键长,形成共价键的两个原子间的核间距,定义：,共价半径：,同种原子的共价键键长的一半,稀有气体为单原子分子，无共价半径,意义：,键长越短，键能越大，分子越稳定,观察表2-2 某些共价键的键能,结论：,同种元素间形成的共价键的键长：单键双键叁键,3、键角,定义：,两个共价键之间的夹角,CH4 CCl4 10928,NH310718,H2O 105,CO2 180,常见键角：,共价键的方向性,总结：,键能,键长,键角,衡量共价键的稳定性,描述分子的立体结构,三、等电子原理,1、定义：,
30、注意：有时将原子总数、价电子总数相同的 离子也认为是等电子体,原子总数相同、价电子总数相同的分子,2、特点：,具有相似的化学键特征许多性质是相近的,3、常见等电子微粒：,10e、18e,第二章 分子的结构与性质,第二节 分子的立体结构,一、形形色色的分子,1、三原子分子的空间结构,2、四原子分子的空间结构,3、五原子分子的空间结构,直线型：,V型：,CO2、HCN,H2O、SO2,平面三角型：,三角锥型：,SO3、HCHO,NH3,四面体：,CCl4、CH4,其它等,二、价层电子对互斥（VSEPR）理论,（Valence Shell Electron Pair Repulsion）,共价分子中
31、，中心原子周围电子对排布的几何构型主要取决于中心原子的价层电子对的数目。价层电子对各自占据的位置倾向于彼此分离得尽可能的远，此时电子对之间的斥力最小，整个分子最稳定。,1、理论要点,价层电子对包括成键的电子对和孤电子对,不包括成键的电子对！,2、价层电子对数计算,确定中心原子价层电子对数目,价电子数出现奇数时，单电子当作电子对看待,价层电子对数,(中心原子价电子数结合原子数)/2,配位原子数孤电子对数,键电子对数孤电子对数,O、S为结合原子时，按“0”计算,N为结合原子时，按“-1”计算,离子计算价电子对数目时，阴离子加上所带电荷数，阳离子减去所带电荷数,孤电子对数价层电子对数 结合原子数,0
32、,1,2,0,1,0,0,0,2,2,2,3,3,4,4,4,0,4,2,3,4,3,4,4,4,4,4,2,0,1,0,1,0,0,1,2,3,3,2,4,6,5,3,0,4,4,3,4,2,5,6,5,4,4,确定价层电子对构型,注意：孤对电子的存在会改变键合电子对 的分布方向，从而改变化合物的键角,电子间斥力大小：孤对间孤对与键合间键合间,3、确定分子构型,在价层电子对构型的基础上，去掉孤电子对由真实原子形成的构型,1.下列物质中分子立体结构与水分子相似的是 ACO2 BH2S CPCl3 DSiCl42.下列分子立体结构其中属于直线型分子的是 AH2O BCO2 CC2H2 DP43.
33、下列分子立体结构其中属正八面体型分子的 AH3O+BCO32 CPCl5 DSF6,B,BC,D,本节重点：,会利用VSEPR理论得出孤电子对数价层电子对构型分子构型,三、杂化轨道理论,1、理论要点,同一原子中能量相近的不同种原子轨道 在成键过程中重新组合，形成一系列能量相等的新轨道的过程叫杂化。形成的新轨道叫杂化轨道,用于形成键或容纳孤对电子,杂化轨道数目等于各参与杂化的原子轨道 数目之和,杂化轨道成键能力强，有利于成键,杂化轨道成键时，满足化学键间最小排斥原理，不同的杂化方式，键角大小不同,杂化轨道又分为等性和不等性杂化两种,2、杂化类型,sp3杂化,基态,激发态,以C原子为例,1个s轨道和3个p轨道杂化形成4个sp3杂化轨道,构型 10928 正四面体型,4个sp3杂化轨可形成4个键,价层电子对数为4的中心原子采用sp3杂化方式,sp2杂化,基态,激发态,以C原子为例,1个s轨道和2
