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2、1803年，英国科学家道尔顿提出近代原子学说，他认为原子是微小的不可分割的实心球体。 4、卢瑟福原子模型（1911年）：在原子的中心有一个带正电的核，它的质量几乎等于原子的全部质量，电子在它周围沿着不同的轨道运转，就像行星环绕太阳一样运转。 （空心球） 5、波尔原子模型（1913年）:电子在固定的轨道上分层运动。 6.电子云模型： 现代物质结构学说 杂化轨道理论 （一）价键理论的局限性。 用价键理论能较好地说明不少双原子分子价键的形成，但不能很好说明多原子分子价键的形成和分子构型，如CH4就遇到困难。 （二）杂化轨道理论 鲍林在价键理论中引入杂化轨道概念，并发展成为杂化轨道理论。 SP2杂化：同一原子内一个S和2个P轨道混杂，称SP2杂化。 实测：气态BF3，具有三角形结构，3个B-F键等同，键角120°。 除BF3外，其余气态卤化硼分子中B也是SP2杂化。 SP杂化：以BeCl2为例说明。 实验结果，气态BeCl2是一个直线型共价分子，键角180°，键长、键能均相等。 杂化轨道理论的说明：①中心Be原子价层构型2S2，成键时，Be原子在键合Cl原子作用下，运动状态改变。 i电子激发2S22p0→2S12p1，与此同时，Be原子的2S轨道与一个刚跃进电子的2P轨道发生SP杂化，形成两个等价SP轨道。 ii成键时，Cl原子以具有未成对电子的3P轨道与Be原子的2个SP轨道进行轨道重叠，电子配对，形成两个（P－SP）σ键，由于SP轨道S、P成份相同，所以与P轨道重叠后，重叠部分应相同，故BeCl2中两个键键能相同，键长相等。 iii根据理论计算，这两个杂化轨道正好成180°夹角，即在同一直线上为最大限度重叠，Cl原子只能从直线两端进行重叠，故Cl原子只能位于Be原子为中心的直线两端，故BeCl2为直线型分子。 此外，周期表中ⅡB的某些共价化合物,如HgCl2也采取SP杂化。 NH3分子,实测:键角107°18′，比120°差得远，接近109°28′。 H2O分子,实测:键角104°45′也与109°28′接近。 这里N、O均取SP3杂化，如N原子 有一对电子未成键，因更靠近N原子，其电子云在N原子外占据较大空间，对三个N-H键的电子云有较大排斥作用，使键角被压缩到107°18′，故NH3为三角锥型。H2O为两对孤电子对，对成键电子对的排斥，键角被压得更小，故为104°45′。 由于孤电子对的电子云比较集中于N原子附近，即它们有更多的S轨道成分，所以四个SP3杂化轨道不完全等同。这种产生不完全等同轨道的杂化，称不等性杂化。 部分杂化 以CO2为例，C原子的价层轨道不完全参与杂化，它采取SP杂化。又如C2H4、C2H2中C分别取SP2和SP杂化。 第三周期及其后的元素原子，还可能有d轨道参与的杂化，后再介绍。 SP3杂化：同一原子由一个S和3个P轨道混杂，称SP3杂化。实测：CH4分子，正四面体构型，键角109°28′，四个C-H键等同。 除CH4分子外，CCl4、CF4、SiH4、 SiCl4、GeCl4等分子也是SP3杂化。 2p 2s 2s 2p sp3 ● sp3杂化 excited hybridization ● sp2杂化 2s2p轨道 2s 2p 2s 2p sp2 ● sp杂化 2s 2p 2s 2p sp 2p excited hybridization H－Be－H V形 sp3 2+2 H2O 三角锥形 sp3 1+3 NH3 V形 sp2 1+2 SO2 正四面体形 sp3 0+4 CH4 平面三角形 sp2 0+3 CH2O 直线形 sp 0+2 CO2 分子结构 杂化轨道类型 杂化轨道数 代表物 杂化轨道理论要点总结： 1.杂化的前提是电子的跃迁，且参与杂化的原子轨道必须能量相近。 2.杂化轨道的数目与组成杂化轨道的各原子轨道的数目相等 3.杂化轨道成键能力比各原子轨道的成键能力强（因为电子云的分布更集中）形成的分子稳定性也强。不同类型杂化轨道成键能力大小如下： sp ＜sp2 ＜sp3 4.杂化轨道成键时，要满足化学键间的最小排斥原理。 5.杂化轨道可分为等性杂化何不等性杂化 等性杂化：原子轨道杂化以后，新的轨道完全等同（能量相等、成分相等）如CH4 不等性杂化：孤电子对占据其中的杂化轨道，造成轨道不完全等同 如：H2O 试用杂化轨道理论解释下面问题： ● NH3、H2O 的键角为什么比 CH4 小？CO2 的键角为何是180°？ 乙烯为何取120 °的键角？ ● 在 BCl3 和 NC