根据分子轨道理论说明为什么N2分子很稳定,且具有反磁性.

1s可不考虑且假设两原子连线方向为z,则两原子的px,py各自肩并肩形成两个成键轨道π1和π2,反键轨道π3和π4,两原子的2s,2pz共同形成四个轨道其Σ1Σ2Σ3Σ4,且有能量上Σ1

1是SP杂化,2中硅SP3杂化,故为正四面体3中应该是BCL3吧,其中的中心原子BSP2杂化,排斥为平面三角型.4同2,不过N有孤对电子,所以除去此对电子后是三角锥形.5也同上,但有俩对孤对电子,除去

在水分子中,氧原子2s、2px、2py、2pz4个原子轨道是sp3杂化的,但在其中有2对未共用的电子对（称之为孤电子对）占据在两个sp3杂化轨道中.孤电子对所占用的杂化轨道电子云比较密集,对成键电子对

N2“前沿”占据轨道是：sigma^2,pi^4.故为三键.N2＋“前沿”占据轨道是：sigma^2,pi^3.故为2.5键所以,N2的键长比N2＋小同理,可得CO的键长比CO＋小.

分子轨道理论（MO理论）是处理双原子分子及多原子分子结构的一种有效的近似方法,是化学键理论的重要内容.它与价键理论不同,后者着重于用原子轨道的重组杂化成键来理解化学,而前者则注重于分子轨道的认知,即认

原子在成键时受到其他原子的作用,原有一些能量较近的原子轨道重新组合成新的原子轨道,使轨道发挥更高的成键效能,这叫做轨道杂化.形成的新原子轨道叫做杂化轨道.轨道杂化概念,是由美国化学家鲍林在1931年首

电子云是一个形象的概念,是电子在某一区域内出现的概率,不是一个“由电子形成的云”.如此,电子云如何叠加?电子云是电子在原子核外空间概率密度分布的形象描述,电子在原子核外空间的某区域内出现,好像带负电荷

*代表反键轨道,比如σ*就是σ反键轨道.这时两核间电子的概率密度很小,其能量较原来的原子轨道能量高,不利于成键.

从HOMO的能级来看,CO比N2高,电子容易流出,对sigma配键形成有利；从LUMO的能级来看,CO比N2低,电子容易流入,对反馈pai配键形成有利；综上,从FMO可以解释CO和N2互为等电子体,但

N2的分子轨道是[KK](1σg)2(1σu)2(1πu)2(2σg)2,键级=（成键电子-反键电子)/2=3而N2+的分子轨道是[KK](1σg)2(1σu)2(1πu)2(2σg)1,键级略小于3

在分子轨道理论中没有杂化这一说.用分子轨道理论来计算,也可以得到甲烷的最低基态结构为正四面体这一结论.但是,在分子轨道理论中甲烷的八个成键电子分布在两个不同的能级上.较低能级上只有一个“分子轨道”（容

He已经是稳定结构如果成键He2：反键轨道能量使得整个系统能量上升,不利于成键.

特殊情况特殊对待

氧原子的分子轨道写作： (σ1s)2(σ1s*)2(σ2s)2(σ2s*)2     (σ2px)2(π2py)2(π2pz)2(π*2py

因为氧分子和氮分子存在的巨大差异就是就是在形成分子轨道的时候σ键成键轨道的能量和π键成键轨道的能量有差异.第二周期元素在氮和氮之前的元素,2σ的成键轨道的能量比2π成键轨道要高,所以先填入2π成键轨道

根据分子轨道理论,N2分子的键级为3,失去的电子在成键轨道上,如果失去一个电子变成正离子,则键级减少为2.5而O2分子的键级为2,失去的那个电子在反键轨道上,失去后键级变为2.5,所以更稳定在这上面不

N2的分子轨道是[KK](1σg)2(1σu)2(1πu)2(2σg)2,键级=(成键电子-反键电子)/2=3而N2+的分子轨道是[KK](1σg)2(1σu)2(1πu)2(2σg)1,键级略小于3

分子轨道理论（MO理论）是处理双原子分子[1]及多原子分子结构的一种有效的近似方法,是化学键理论的重要内容.它与价键理论不同,后者着重于用原子轨道的重组杂化成键来理解化学,而前者则注重于分子轨道的认知

都是sp3杂化,电子对都是4对,都是四面体结构（电子对电负性不一样不可能是正四面体）,但是,水你只能看到两个H-O键,氨气能看到三个N-H键,所以水是V形,氨气是三角锥形.另外他们的键角都接近109°

(1)直线形；(2)正四面体；(3)平面三角形；(4)三角锥形；(5)V形