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四面體、八面體、正方形晶體場中

中心金屬離子5個d軌道能級分裂情況二、晶體場理論(續(xù))3.

晶體場穩(wěn)定化能（CrystalFieldStabilizationEnergy,CFSE）

中心離子的d電子按Pauli不相容原理，能量最低原理和Hund規(guī)則三原則排布.

由于電子進入分裂后能量較低的軌道而產(chǎn)生的配合物體系能量降低值，稱為晶體場穩(wěn)定化能（CFSE）。（二）應用晶體場理論說明配合物的穩(wěn)定性，磁性和顏色例1.FeF63-和

Fe(CN)63-F-弱場配體，△o=13700cm-1CN-強場配體，△o=34250cm-1Fe3+電子成對能

P=30000cm-1

（1

cm-1=1.24010-4

eV=1.986

10-23J)FeF63-:△o

<P,電子寧可躍上eg

軌道，分占不同軌道，采用(t2g)3(eg)2排布:

晶體場穩(wěn)定化能（CrystalFieldStabilizationEnergy,CFSE）

CFSE=nt2g

E

t2g+neg

Eeg=3(-4Dq)+2(+6Dq)=0Dq（二）應用晶體場理論說明

配合物的穩(wěn)定性，磁性和顏色(續(xù))Fe(CN6)3-:△o

>

P，電子優(yōu)先占據(jù)t2g軌道，采用(t2g)5(eg)0排布:

CFSE=nt2g

E

t2g+neg

Eeg

=5(-4Dq)+0(+6Dq)=-20Dq穩(wěn)定性

Fe(CN6)3-

>FeF63-順磁性

Fe(CN6)3-

<

FeF63-在八面體場中中心離子

d電子排布

（參閱教材p.248表10-9和表10-10）FeF63-

△o<P

,弱場高自旋排列

(t2g)3(eg)2

E

Fe(CN6)3-

△o

>

P

,強場低自旋排列(t2g)5(eg)0

E

FeF63-

與Fe(H2O)63+相同:

△o<P

,

弱場高自旋排列

(t2g)3(eg)2(左);

Fe(CN6)3-

△o

>

P

,強場低自旋排列(t2g)5(eg)0(右)d4

–

d7

構(gòu)型中心離子在

八面體強場和弱場中d電子的排布

弱場（△o<P

）強場（△o

>

P

）d4

d5

d6

d7

（請自行計算CFSE，并思考：中心離子d1–d3,d8–d10構(gòu)型,

電子在強場和弱場中的排布有區(qū)別嗎？）

物質(zhì)為什么會有顏色？

可見光的互補關(guān)系(下圖).E光子

=h=hc

/物質(zhì)對可見光全吸收—黑色；完全不吸收—白色；各種波長均吸收部分—灰色；吸收特定波長的光—顯示互補色能量高例2.

[Ti(H2O)6]3+的顏色

h

吸收光

500nm，發(fā)生d–d躍遷(t2g1eg1)

，顯示互補色（紫紅色）.E光子

=h=hc

/=o

h

E

[Ti(H2O)6]3+吸收光500nm

，發(fā)生

d–d躍遷(t2g1

eg1)

，顯示互補色(紫紅色)(左).

[Ti(H2O)6]3+電子吸收光譜配合物的顏色：發(fā)生d–d躍遷引起

左：Co(H2O)x

2+,Ni(H2O)x

2+,Cu(H2O)x

2+,Zn(H2O)x

2+

.

右：Ni(H2O)62+,Ni(NH3)6

2+,Ni(en)32+,Zn(H2O)x

2+

無d–d躍遷

(Zn2+

d10),無色MnSO4(aq)為什么顏色淺?[Mn(H2O)6]2+（肉色）d–d躍遷(t2g3eg2t2g2eg3)

受“自旋禁阻”（電子躍遷過程必須改變自旋態(tài)）影響，躍遷幾效率降低。即：吸收光強度小，故互補色淺。

h

E

電荷遷移躍遷:KMnO4,K2CrO4,

HgO

等

(見于中心離子為d0或d10的化合物)

KMnO4

深紫色離子晶體

K2CrO4黃色離子晶體

HgO

紅色晶體

Mn(VII)：d0

Cr(VI)：d0

Hg(II)：d10

無d–d躍遷,化合物顏色由荷移躍遷引起。由于中心離子高電荷，與陰離子（如O2-離子）強烈互相極化，鍵的共價成分增加，核間距離縮短，而且中心離子的最低空軌道與陰離子的最高占有軌道的能級差落入可見光范圍內(nèi)，在一定波長的可見光激發(fā)下，陰離子吸收這些可見光，其電子從陰離子的最高占有軌道躍遷到中心離子的最低空軌道，稱為“荷移躍遷”，從而使化合物顯示出所吸收光的互補顏色。

互相極化

e（荷移躍遷）

Mn+———O2-———→Mn+

h→顯示互補色影響分裂能大小的因素1.

配體性質(zhì):

光譜化學序列

由光譜實驗結(jié)果得到配位場強弱順序：I-<Br-<Cl-<F-<OH-<C2O42-

弱場

<H2O<SCN-<NH3

中等強場

<en<SO32-<o-phen<NO2-<CN-,CO

強場

>P，強場，d電子低自旋排列；

<P，弱場，d電子高自旋排列.影響分裂能大小的因素(續(xù))2.

中心離子：電荷↑，半徑↑，△

↑

同一幾何構(gòu)型配合物的△:八面體場△o第二過渡系列中心離子>第一過渡系列(40-50%)第三過渡系列中心離子>第二過渡系列(20-25%)（三）晶體場理論缺陷靜電模型，未考慮M-L鍵的共價成分（軌道重疊）.不能完全解釋光譜化學序列本身。為什么分裂能

X-

<NH3NO2-<CO

離子中性分子離子中性分子

晶體場理論本身不能解釋.總反應的平衡常數(shù)稱“累積穩(wěn)定常數(shù)”

(K穩(wěn))

4=K穩(wěn)1K穩(wěn)2K穩(wěn)3K穩(wěn)4=2.11013

由于各級K穩(wěn)差異不很大，若加入的Cu2+和NH3濃度相近，則各級配離子的濃度均不可忽略。只有[L]>>[Mn+],且n很大的情況下，

總反應式Cu2++4NH3=[Cu(NH3)4]2+

才成立。

相反的過程，稱為配合物（配離子）的逐級離解

:

[Cu(NH3)4]2+=[Cu(NH3)3]2++NH3

K不穩(wěn)1=1/K穩(wěn)4

[Cu(NH3)3]2+=[Cu(NH3)2]2++NH3K不穩(wěn)2=1/K穩(wěn)3

[Cu(NH3)2]2+=[Cu(NH3)]2++NH3

K不穩(wěn)3=1/K穩(wěn)2

[Cu(NH3)]2+=Cu2++NH3

K不穩(wěn)4=1/K穩(wěn)1

總的離解反應：[Cu(NH3)4]2+=Cu2++4NH3

K不穩(wěn)

=1/K穩(wěn)

K穩(wěn)()，表示生成的配合物穩(wěn)定性

根據(jù)配合物生成（或離解）反應式及K穩(wěn)()

值，可計算配合物體系中各物種的濃度。

本章小結(jié)(續(xù))

雜化軌道理論、晶體場理論、VSEPR比較(續(xù))本章小結(jié)(續(xù))

雜化軌道理論、晶體場理論比較(續(xù))例性質(zhì)雜化軌道理論晶體場理論

[FeF6]3-

穩(wěn)定性低,外軌sp3d2雜化低,|CFSE|小

磁性*外軌,n=5

弱場高自旋,n=5

3d5(每個d軌道各1電子)

(t2g)3(eg)2

分子幾何構(gòu)型sp3d2雜化正八面體本身不預言[Fe(CN)6]3-穩(wěn)定性高,內(nèi)軌d2sp3雜化高,|CFSE|大

磁性內(nèi)軌,n=1

強場低自旋,n=1

3d5:(dxy)2(dxz)2(dyz)1

(t2g)5(eg)0

分子幾何構(gòu)型d2sp3雜化正八面體本身不預言

磁性*:m=B.M.本章小結(jié)(續(xù))

熟記:

原子和離子的價電子構(gòu)型ⅢBⅣBⅤBⅥBⅦBⅧScTiVCr

Mn

FeCoNi

3d14s23d24s23d34s23d44s2

3d54s2

3d64s23d74s23d84s2Cr2+

Mn2+

Fe2+Co2+Ni2+3d4

3d5

3d63d73d8

Cr3+Fe3+Co3+3d33d53d6二、離子晶體（一）離子晶體的基本特征1.占據(jù)晶格結(jié)點的質(zhì)點：正、負離子；質(zhì)點間互相作用力：靜電引力（離子鍵）

2.整個晶體的無限分子：

NaCl、CaF2、

KNO3…為最簡式。

3.晶格能U↑，熔、沸點↑

U＝[NAAZ+Z–e2(1–1/n)]/40r0U

Z+Z–／r0

（掌握玻恩-哈伯計算）4.熔融或溶于水導電。（二）

5種最常見類型離子晶體的空間結(jié)構(gòu)特征(教材p.218圖9-15)類型負離子晶格正離子占據(jù)空隙C.N.每個晶胞含有CsCl簡單立方

八面體（也是簡單立方晶格）

Cs+8Cl-88:8Cs+:Cl-=1:1NaCl面心立方八面體（也是面心立方晶格）

6:6Na+:Cl-=4:4立方ZnS（閃鋅礦）面心立方1/2的四面體空隙

（也是面心立方晶格）4:4Zn2+:S2-=4:4（二）5種最常見類型離子晶體的空間結(jié)構(gòu)特征(續(xù))(教材p.218圖9-15)類型負離子晶格正離子占據(jù)空隙C.N.每個晶胞含有CaF2螢石簡單立方?的立方體空隙（Ca2+呈面心立方晶格）

Ca2+8F-4(8:4)Ca2+:F-=4:8TiO2金紅石四方體心八面體（Ti4+呈壓縮的體心立方晶格）

Ti4+6O2-3Ti4+:O2-=2:45種最常見類型離子晶體（教材p.218,圖9-15）

NaCl型：Cl-面心立方晶格,

Na+占據(jù)八面體空隙CsCl型：

Cl-簡單立方晶格,Na+占據(jù)八面體空隙5種最常見類型離子晶體（續(xù)）ZnS型：CaF2型：S2-面心立方晶格,Zn2+占據(jù)1/2的四面體空隙F-簡單立方晶格,Ca2+占據(jù)1/2的立方體空隙5種最常見類型離子晶體（續(xù)）TiO2型：

O2-近似六方密堆積排列晶格（假六方密堆積）,

Ti4+占據(jù)1/2八面體空隙。

（O2-藍色，C.N.=3;Ti4+

淺灰色，C.N.=6）(三)半徑比規(guī)則離子晶體為什么會有

C.N.不同的空間構(gòu)型？這主要由正、負離子的半徑比（r+/r

-）決定。r+/r

-↑,則C.N.↑；

r+/r

-↓,則C.N.↓例：NaCl（面心立方）晶體(教材p.219圖9-16)令r

-=1，則據(jù)勾股定理：，得：(三)半徑比規(guī)則（續(xù)）即r+/r

-=0.414/1=0.414

時：

①正、負離子互相接觸

②負離子兩兩接觸1.若

r+/r

-=0.414-0.732,

6:6配位(NaCl型面心立方)2.若r+/r

-

<0.414,則負離子互相接觸（排斥力↑），而正、負離子接觸不良，迫使晶體轉(zhuǎn)為較小的配位數(shù)，

4:4配位(立方ZnS型)(右上)；3.

若r+/r

-

>0.732,

正離子周圍可以接觸上更多的負離子，使配位數(shù)轉(zhuǎn)為8：8(CsCl型簡單立方)(右下)。(三)半徑比規(guī)則說明：

1.“半徑比規(guī)則”把離子視為剛性球，適用于離子性很強的化合物，如NaCl、CsCl等。否則，誤差大。

例：AgI(c)r+/r-=0.583.

按半徑比規(guī)則預言為NaCl型，實際為立方ZnS型。原因：Ag+與I-強烈互相極化，鍵共價性↑，晶型轉(zhuǎn)為立方ZnS（C.N.變小，為4：4，而不是NaCl中的6：6）

2.經(jīng)驗規(guī)則，例外不少。例：RbCl(c)，預言CsCl型，實為NaCl型。半徑比規(guī)則說明:

3.半徑比值位于“邊界”位置附近時，相應化合物有2種構(gòu)型。例:GeO2

r+/r-=53pm/132pm=0.40.

立方ZnS

NaCl

兩種晶體空間構(gòu)型均存在.4.離子晶體空間構(gòu)型除了與r+/r-有關(guān)外，還與離子的電子構(gòu)型、離子互相極化作用（如AgI）以至外部條件（如溫度）等有關(guān)。

例1R.T.CsCl

屬于CsCl類型；高溫CsCl

轉(zhuǎn)化NaCl型。四、原子晶體（共價晶體）（一）占據(jù)晶格結(jié)點的質(zhì)點：原子（二）質(zhì)點間互相作用力：共價健

熔沸點高，硬度大，延展性差。（三）整個晶體為一大分子（四）空間利用率低（共價健有方向性、飽和性）

金剛石（C的C.N.=4），空間利用率僅34%.C用sp3雜化，與另4個C形成共價單鍵，鍵能達400kJ?mol-1（教材p.222圖9-20）其他例子：GaN，InGaN（半導體），金剛砂（SiC），石英（SiO2）金剛石本章小結(jié)晶體劃分為7個晶系、14種晶格（點陣）。一.金屬晶體1．堆積方式

簡單立方

A·A

體心立方

AB·AB（A正方形，B1個原子）

面心立方

ABC·ABC

六方密堆

AB·AB（A六角形，B三角形）（但不同于體心立方堆積的正方形）2．空間利用率計算本章小結(jié)(續(xù))二.離子晶體

1．常見類型：

CsCl、NaCl、立方ZnS、熒石CaF2、金紅石TiO2型。

要求掌握NaCl、CsCl

型。本章小結(jié)(續(xù))

2．半徑比規(guī)則：（經(jīng)驗規(guī)則）r+/r-<0.414

→立方ZnS型晶體（C.N.4:4）r+/r-=0.414~0.732

→NaCl

面心立方型晶體（C.N.6:6）r+/r->0.732

→CsCl

簡單立方型晶體（C.N.8:8）例外：離子互相極化

→鍵共價性↗

AgI(c)r+/r-=0.583

預言：NaCl型

實際：立方ZnS型（C.N.↘）本章小結(jié)(續(xù))三．分子晶體

H2O,CO2,N2,O2,F2四．原子晶體：金剛石（C）、硅晶體、金剛砂(SiC)、石英(SiO2)五．過渡型晶體石墨（C）石棉（Ca2SiO4主要成分）三．價層電子對排斥模型（續(xù)）４．中心原子A的價層電子數(shù)的計算方法：

A原子價層電子總數(shù)

=

A原子價電子數(shù)+

配位原子提供的共用電子數(shù)（但氧族元素原子作為配位原子時，不提供電子）+

陰離子帶電荷數(shù)（或：陽離子帶電荷數(shù)）

氫和鹵素為配位原子，提供電子數(shù)為1；

氧族原子為配位原子，提供電子數(shù)為0。三．價層電子對排斥模型（續(xù)）例1:CH4,CCl4,NH4+,SO42-,PO43-CH4:C價層電子總數(shù)=4+1×4=8→4對

價電子幾何構(gòu)型：正四面體分子幾何構(gòu)型：正四面體NH4+:

5+1×4–1=8→4對SO42-:

6+2=8

→

4對PO43-

:

5+3=8

→

4對三．價層電子對排斥模型（續(xù)）例2：NH3（AＸ3E型分子）

N價層電子總數(shù)=5+1×3=8→4對價電子幾何構(gòu)型：四面體（計算孤電子對）；分子幾何構(gòu)型：三角錐（不計算孤電子對）→中心原子有孤電子對，二者不一致。三．價層電子對排斥模型（續(xù)）例３：H2O（AX2E2型分子）

O價層電子總數(shù)=6+1×2=8→4對價電子幾何構(gòu)型：四面體（計算孤電子對）；分子幾何構(gòu)型：V型（不計算孤電子對）三．價層電子對排斥模型（續(xù)）

價層8電子(4對)的3種情況(對應sp3雜化)三．價層電子對排斥模型（續(xù)）三．價層電子對排斥模型（續(xù)）例４：PCl5

(PF5，AsF5)

P價層電子幾何總數(shù)=5+1×5=10→5對

價電子幾何構(gòu)型與分子幾何構(gòu)型都是三角雙錐體（tbp）例5：ClF3

(ICl3)（重鹵素原子為中心原子）

ClF3：Cl價層電子總數(shù)

7+1×3=10→5對

價層電子幾何構(gòu)型：三角雙錐體（tbp）

分子幾何構(gòu)型：Ｔ型

ClF3分子可能的幾何排列:a,b,cClF3分子各種幾何構(gòu)型的電子對互斥作用分析電子對互斥作用幾何構(gòu)型構(gòu)型abc90°L-L01否定090°L-B6否定3490°B-B022c構(gòu)型是電子互斥作用最小的構(gòu)型，即最穩(wěn)定的構(gòu)型。在三角雙錐價電子構(gòu)型中，若有孤電子對，它（們）總是占據(jù)赤道平面。三．價層電子對排斥模型（續(xù)）思考：SF4的價電子和分子幾何構(gòu)型。

S價層電子總數(shù)：6+1×4=10→5對

價電子幾何構(gòu)型：tbp

分子幾何構(gòu)型：變形四面體（或SeeSaw板）例6：

I3-

(或XeF2)三．價層電子對排斥模型（續(xù)）

價層10電子(5對)的4種情況(對應sp3d雜化)AX6,AX5E,AX4E2

價層12電子(6對)的3種情況(對應sp3d2雜化)價電子幾何形狀：四面體價電子幾何形狀：三角雙錐體價電子幾何形狀：八面體XeF4價層電子對數(shù)目：6C.N.(Xe)=4AX4E2型價電子幾何構(gòu)型：八面體分子幾何構(gòu)型：正方形鍵角：90o,180oXeF4晶體(下)(二)VSEPR的優(yōu)缺點

1.預測一些分子（尤其是第一、二、三周期元素組成的分子）幾何構(gòu)型成功而簡便，并與雜化軌道理論的預測一致。

2.但預測第VA、VIA族形成的一些分子（離子）的幾何構(gòu)型時，常與實驗結(jié)果有出入。3.不涉及成鍵過程及鍵的穩(wěn)定性。嚴格來說并不是一種化學鍵理論。

VSEPR與雜化軌道理論互為補充.四．分子軌道法

（MeleeularOrbitalTheory,MO法）

O2的Lewis結(jié)構(gòu)式：:O=O:

....VB法表示O2的成鍵過程:

O2s22px12py12pz2||

O2s22px12py12pz2均顯示O2的所有電子已成對,應為“逆磁”分子，實際是“順磁”分子。H2+

單電子鍵?He2+

三電子鍵?1930年，由美國R.S.Mulliken和德國的Hund提出“分子軌道法”（MO）。MO法強調(diào)分子中的電子在整個分子的勢場中運動，是“非定域鍵”

。而Lewis理論和VB法的共價鍵局限于成鍵兩原子之間，是“定域鍵”。詳述“成鍵三原則”（1）對稱性匹配，決定能否成鍵。設x軸為鍵軸：s、px

和dz2、

dx2-y2

對于鍵軸所在平面呈對稱分布(右上);而py、

pz

和dxy

、

dyz

、

dxz對于鍵軸所在平面呈反對稱分布(右下);s與s(H-H),

s與px

(H-Cl),

px

與px

(Cl-Cl)對稱性匹配，能形成分子軌道；py

與py

(N-N),

pz與pz

(N-N)對稱性匹配，能形成分子軌道；px

和py(或pz

)對稱性不匹配，不能形成分子軌道。波函數(shù)（原子軌道）的角度分布圖(剖面圖)（1）對稱性匹配（續(xù)）

s和px對于鍵軸所在平面呈對稱分布，

而py對于鍵軸所在平面呈反對稱分布。

px

和px

對稱性匹配，py

和py

對稱性匹配；

但是，

px

和py

(或pz

)對稱性不匹配，不能形成分子軌道。（2）能量相近原則：決定成鍵效率高低原子軌道能量／kJ.mol-1：HE1s-1318Cl

E3p-1259NaE3s-502OE2p-1322H與Cl或O形成分子軌道：

H-Cl

H-O-H而Na與H、Cl或O不形成共價鍵，只形成離子鍵。（二）第二周期元素

同核雙原子分子的分子軌道能量

2s與2p原子軌道的能量差E=E2p

-E2s

Li~N

：E<15eV

考慮2s與2p互相作用形成分子軌道，即2s與2px組成分子軌道。Li2~N2：2s與2px原子軌道互相作用的結(jié)果，

E(2p)和E(*2p)

以致

E(2p)

<E(2p)

（二）第二周期元素

同核雙原子分子的分子軌道能量（續(xù)）O~Ne

：E>15eV

不考慮2s與2p互相作用,即2s不與2p組成分子軌道。O2，

F2，Ne2：E(2p)

>E(2p)第二周期元素2套分子軌道的形成

Li2–N2O2–Ne2第二周期元素2套分子軌道的形成

Li2–N2O2–Ne2第二周期同核雙原子分子的分子軌道能級Li２，Be２，B２，C２，N２

分子軌道能級順序為：

(2py)(*2py)(1s)(*1s)(2s)(*2s)(2px)(2px)(2pz)(*2pz)O２，F(xiàn)２，Ne２分子軌道能級順序為：

(2py)(*2py)(1s)(*1s)(2s)(*2s)(2px)(*2

px)(2pz)(*2pz)用MO法處理

第一、二周期同核雙原子分子結(jié)構(gòu)

1.H22H1s1→H2H2[(1s)2]（分子軌道式）鍵級BO=

(相當于共價單鍵)(BO—bondorder)

2.H2+（氫分子離子）：H2+

[(1s)1]

鍵級BO=,單電子鍵（VB法和Lewis理論無此說法）用MO法處理

第一、二周期同核雙原子分子結(jié)構(gòu)（續(xù)）3.He2

[(1s)2(*1s)2]鍵級=（不成鍵），He2不能穩(wěn)定存在。

4.He+2

[(1s)2(*1s)1]

鍵級=，He2+可以存在。分子,離子鍵型鍵級鍵能/kJ?mol-1

鍵長/pmH2

σ鍵1453.074H2+

單電子σ鍵0.5269.0106He2+

三電子σ鍵

0.5300108He2,He2+,He22+分子軌道中電子的排布He22+[(1s)2

]BO=1He2+[(1s)2(*1s)1

]BO=0.5(三電子σ鍵)He2[(1s)2(*1s)2

]BO=0(不形成穩(wěn)定分子)He2分子不能穩(wěn)定存在，

但是He2+或H2-可以穩(wěn)定存在用MO法處理

第一、二周期同核雙原子分子結(jié)構(gòu)(續(xù))5.Li2

[KK

(2s)2

]

鍵級=

KK表示2個Li原子的K電子層(1s2)基本上未參與成鍵，而保留Li原子軌道性質(zhì)。6.Be2

[KK

(2s)2(*2s)2]

鍵級=，Be2不能穩(wěn)定存在。用MO法處理

第一、二周期同核雙原子分子結(jié)構(gòu)(續(xù))

7.B2

[KK

(2s)2(*2s)2(2py)1(2pz)1

]

有2個成單電子→B2分子呈順磁性。鍵級=（復習：）8.

C2

[KK

(2s)2(*2s)2(2py)2(2pz)2

]

鍵級=用MO法處理

第一、二周期同核雙原子分子結(jié)構(gòu)(續(xù))

9.N2[KK

(2s)2(*2s)2(2py)2(2pz)2

((2px)2

]

鍵級=(8–2)/2=310.O2

[KK

(2s)2(*2s)2(2px)2

(2py)2(2pz)2(*

2py)1

(*

2pz)1

]有2個成單電子→順磁性有2個“三電子鍵”

鍵級=(8–4)/2=2用MO法處理

第一、二周期同核雙原子分子結(jié)構(gòu)(續(xù))

11.F2

[KK

(2s)2(*2s)2(2px)2

(2py)2(2pz)2

(*

2py)2(*

2pz)2

]

鍵級=(8-6)/2=1

12.

Ne2

[KK

(2s)2(*2s)2(2px)2

(2py)2(2pz)2

(*

2py)2(*

2pz)2

(*

2px)2

]

鍵級

=(8-8)/2=0

Ne2不能穩(wěn)定存在(三)異核雙原子分子的結(jié)構(gòu)分子軌道符號不再用下標1s、2s、2p等。

例：CO與N2互為等電子體(14e)，分子軌道能級相近。

CO

(1)2(2)2(3)2(4)2(1)4(5)2

鍵級=相當于價鍵法：C0

對比：N2

(2py)(*2py)(1s)(*1s)(2s)(*2s)(2px)(2px)(2pz)(*2pz)(四)離域鍵

VB：定域