无机及分析化学第2章
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一个原子的价电子层有孤对电子，另一个原子有空轨道。
:NH3 +
+
孤对电子
H+
NH4+
空轨道
第3节 杂化轨道理论
——发展了VB理论
价键理论（VB）比较简明地阐明共价键的形成和本质；
【但是】许多分子的空间构型如用价键理论解释时， 则会遇到困难。如H2O，NH3。
【另外】 VB不能说明一些分子的成键数目，如CH4。
范德华力：几~几十 kJ
第1节
一、离子键的定义
离子键理论
1916 年德国科学家 Kossel ( 科塞尔 ) 提出离子键理论
原子间发生电子的转移，形成正负离子，并通过 静电作用而形成的化学键。
NaCl 晶体
二、 离子键的形成(NaCl为例)
11Na 17Cl
(X=1.01) 1s2 2s2 2p6 3s1
4条sp3
【注】 sp3 杂化轨道不同于 s 轨道，也不同于 p 轨道。
杂化轨道有自己的波函数、能量、形状和空间取向。
二、 杂化轨道的特点
1、只有能量相近的轨道才能杂化
ns, np杂化； ns, np,nd杂化; (n-1)d, ns, np杂化
2、轨道数目守恒（杂化前后轨道数目不变）
3、杂化后轨道伸展方向、形状发生改变
吸引力越大
熔点(mp)越高
3、离子的电子层构型（离子极化影响） 不同电子构型的正离子对同种负离子的作用力： 8e构型 < 9~17 e构型 < 2e，18 e，(18+2e)构型
(1)离子半径概念
将离子晶体中的离子看成是相切的球，正负离子 的核间距 d 是 r+和 r- 之和 。
r+
r
-
d
(2) 离子半径的变化规律
2、现代共价键理论
1927年，海特勒(Heitler) 和 伦敦(London)
用量子力学处理氢分子 ，解决了两个氢原子 之间的化学键的本质问题，使共价键理论从 经典的 Lewis 理论发展到现代共价键理论。
(1) 共价键的形成
以H2分子的形成为例说明
当电子自旋方向相反的两个H原子 逐渐靠近时，会发生相互作用： 每个氢核除吸引自己的1s电子外， 还吸引另一个氢原子的1s电子;
② 键：两个原子轨道沿键轴方向以“平行”或“肩 并肩”方式重叠形成的键；
【特点】 “肩并肩”； 受核吸引力小，不牢固，所以 键电子易参加反应；
共价键的类型
键( 成键轨道），头碰头
原子核连线为对称轴
键，肩并肩 穿过原子核连线有一节面
【比较σ键与π键】
π键重叠程度小于σ键，键能：π键＜σ键；
6
，只转移少数
3、形成离子键时释放能量多
Na (s) + 1/2 Cl 2 (g) = NaCl (s) H =410.9 kJ· -1在形成离子键时，释放较多的能量。 mol
四、离子键的性质
1、 其作用力的实质是静电引力
F q1 q 2 r2
q1 ，q2 分别为正负离子所带电量 ，r 核间距离，F为静电引力。
+
+
+
+
+
=
+
+
BeCl2 分子：
Be：1s2 2s2
2s
按VB法，好像不能键。
为了形成BeCl2，Be应该有两个单电子。
【因此】采用sp杂化！
2p 2p 2p 2s
化学键。
(2) 现代价键理论的要点
① 自旋方向相反的成单电子相互靠近，通过原子轨道 重叠使体系能量降低，相互配对形成共价键；
② 共价键的特性：具有方向性和饱和性。
(3) 共价键的特征
方向性:为满足最大重叠原理，成键时原子轨道只能沿着 轨道伸展的方向重叠，且同号重叠。
Cl2：如何成键？
[Cl]: 1s22s22p63s23p5 17
微粒。物质的化学性质主要决定于分子的性质，而分子
的性质又是由分子的内部结构所决定的。
H
O O2 O3 H2O H2O2
H2
分子的内部结构包含哪些内容？
1）分子中原子间的相互作用，即化学键问题； 2）分子或晶体的空间构型； 3）分子与分子之间的相互作用； 4）分子结构与物质性质的关系。
什么是化学键？ 化学键——分子或晶体中原子间的强相互作用 化学键 离子键 共价键 金属键 化学键： 120~800 kJ 氢键：几十 kJ
第一步
电子转移形成具有稳定结构的离子；
第二步
靠静电吸引， 形成化学键.
三、离子键的形成条件
1、元素的电负性差别比较大
X > 1.7，发生电子转移，产生正、负离子，形成离子键； X < 1.7，不发生电子转移，形成共价键。
2、 易形成稳定离子
Na + 2s 2 2p 6，Cl3s 2 3p 的电子就达到稀有气体式的稳定结构。
H ＋
Cl
H Cl 小黑点
价电子
【Lewis 经典理论的贡献】提出了一种不同于离子键
的新键型，解释了 X 比较小的元素之间原子如何成键。
但 Lewis 没有说明这种键的本质，所以适应性不强 。
Cl B Cl Cl
BCl 3 中：B原子未全部达到稀有气体结构， Lewis 经典理论无法解释。 氧分子的顺磁性。
这些问题用一般价键理论难以解释。
为了解释多原子分子的空间构型 ，1931年，Pauling 提出杂化轨道理论。
杂化轨道理论发展了价键理论，可对已知的分子构型 进行解释。
一、 杂化与杂化轨道的概念
在形成多原子分子的过程中，中心原子的若干
能量相近的原子轨道重新组合，形成一组新的原子
轨道。这个过程叫做轨道的杂化，产生的新轨道叫 做杂化轨道。
核间距 R0为74 pm
两个原子距离较远时，电子之间虽 有排斥，但氢核对另一个氢原子的电 子云的引力是主要的；
随着核间距的缩小，电子间排斥逐渐增强，直到吸引力与排 斥力相等，此时核间距离将保持为平衡距离d ，且体系的总能 量降到最低，此时在两个H原子之间经形成稳定的共价键。
实验测得，H2分子中的核间距 d为74 pm; 理论推测，氢原子的玻尔半径 为53 pm;
稳定 结构
Na+ 1s2 2s2 2p6 Cl- 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6
(X=3.16) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 惰性
气体
二者由静电引力相互接近，同时两离子的外层电子 之间及原子核之间产生排斥力。 当引力与斥力达到平衡时正负离子间靠静电引力结合 成离子化合物。
【可见，离子键的形成包含两步】
【CH4】 C原子的电子构型是1s22s22p1x2p1y ； 按VB法：只有两个未成对的电子，只能形成两个共 价键，且键角约为90o ； 事实上CH4分子为正四面体，C为中心，四个H占据四 个顶角，有四个相等的C-H共价键，其键角为109o28’。
AlCl 3 键角 120o，而 NH3键角为107o18 ；NH4+ 键角 109o28；为什么？
4 +
<
Ti
3 +
；
Fe
3 +
<
Fe
2 +
负离子半径一般较大；正离子半径一般较小 。
周期表中对角线上，左上的元素和右下的元 素的离子半径相近 。Li－Mg，Be－Al，B－Si。
第2节 共价键理论
离子键理论 离子化合物的形成
相同原子如何形成单质 分子(H2, O2)
电负性相近的原子如何 形成化合物(HCl, H2O)
第二章 化学键和分子结构
在了解原子结构的基础上，需进一步了解原子如何 构成分子，分子与分子之间如何作用等问题。
现实中的现象
H2O中的H和O是怎样连接的？ 为什么O2比N2活泼？ 为什么H2O的沸点比H2S的沸点高？ 涉及分子结构和分子间作用力；
需要明确：为什么研究分子结构呢？
分子是物质能独立存在并保持其化学性质的最小
ቤተ መጻሕፍቲ ባይዱ
共 价 键 理 论
价键理论
分子轨道 理论
一、价键理论
电子配对法；Valence Bond Theory (VB)
1、路易斯的经典共价键理论
2、现代共价键理论
1、路易斯的经典共价键理论
1916 年，美国科学家 Lewis 提出； 2 2[He]: 1s 认为分子中的原子都 2 2 6 10[Ne]: 1s 2s 2p 有形成稀有气体电子结构 [Ar]: 1s22s22p63s23p6 的趋势，求得本身的稳定。 18 而达到这种结构，可以不 [Kr]: 1s22s22p63s23p63d104s24p6 36 通过电子转移形成离子和 [Xe]: [Kr]4d105s25p6 54 离子键来完成，而是通过 共用电子对来实现。 [Rn]: [Xe]4f145d106s26p6 86 [H]: 1s1 1 [Cl]: 1s22s22p63s23p5 17
核对π键电子的束缚小，故电子流动性大，稳定性差， 易受外电场作用而变形，在化学反应中易断裂，易参加化学 反应。 如：烯烃、炔烃中有π键所以化学性质活泼。 具有双键或三键的两原子之间，常常既有σ键又有 π键。
共价键形成实例
HF的生成
N2的生成
键
键
配位键（NH4+）
共用电子对由成键原子中的一方单独提供形成的化学键。
注意：原子轨道的杂化，只 有在形成分子的过程中才会 发生，而孤立的原子是不可 能发生杂化的。 为什么会发生原子轨道的杂化？
波的叠加和干涉
形成 CH4 时，中心C的 2s 和 2px、2py、2pz 四条原 子轨道发生杂化，形成一组新的杂化轨道，即 4 条sp3 杂化轨道；
C 2s22p2 6
激发 杂化
核间距 R0为74 pm
可见，H2分子的核间距比两 氢原子玻尔半径之和要小，说 明什么？
【表明】H2分子中两个H原子的1s轨道发生了重叠;
【因此，现代价键理论认为】
成键电子的轨道重叠 两核间形成了一个电子 几率密度较大的区域 使体系能量降低，形成 了共价键 从而形成了稳定的H2分子，此状态为H2分子的基态。
为正负离子的
2、离子键没有方向性
离子的电荷是球形对称的，对各个方向的吸引都一样。
3、离子键没有饱和性
只要空间允许，一个离子可以同时吸引几个电荷相反的离子。
4、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;
五、影响离子键的因素
+
+ pz
z
z pz
+
+
Cl 的 3pz 和 Cl 的 3pz 轨道重叠，且满足对称性匹配 和最大重叠。
HCl：
3pz +
1s z + z
+ +
Cl 的 3pz 和 H 的 1s 轨道重叠，且满足对称性匹配 和最大重叠。
饱和性：一个未成对电子跟一个自旋方向相反的电子配 对成键后，就不能再跟其它电子配对，因而具有饱和性。 一个原子有几个成单电子，一般就只能和几个自旋相反 的电子配对成键。 H(1s1)1; O(1s22s2p4)2;
同主族从上到下
电子层 ，具有相同电荷数的离子半径
Li
+
< Na
+
< K
+
< Rb
+
< Cs +;
F- < Cl-< Br- < I-
同周期主族元素
从左至右离子电荷数，最高价离子半径 。
Na
+
> Mg
2 +
> Al
3 +;
K
+
> Ca
2+
过渡元素，离子半径变化规律不明显
同一元素，不同价态的离子，电荷高的半径小。 Ti
4、成键能力：杂化轨道> 未杂化轨道
三、杂化轨道的类型
1、 sp 杂化
一条ns轨道和一条np杂化，形成两条性质相同、能量 相等的sp杂化轨道。
_
_
两条sp杂化轨道间夹角为180o，呈直线型；每条sp杂化轨 道含1/2s和1/2p成分。 分子的空间构型主要由σ键决定，杂化轨道主要形成σ键。 未参加杂化的两条np轨道与它们垂直。
N(1s22s2p3) 3
【因此】 原子构成共价分子时，所形成的共价键数目，
取决于它所具有的未成对电子数。
(4) 共价键的类型
键：两个原子轨道沿着键轴的方向以“头碰头”方式重叠；
s-s
＋
· · ＋
p-s
－
＋
＋
p-p
－
＋
＋
－
【特点】 “头碰头”；重叠程度大；
受核吸引力大，牢固；
键能大，稳定性高；
配对成键电子自旋状态对成键的影响
当电子自旋方向相反的两个H原子相互靠近，成键 ！ 基态、 能量降低、 成键 当电子自旋方向相同的两个H原子相互靠近，会怎样？ 排斥态、 能量升高、 不成键
【什么是共价键】
对氢分子处理结果的推广：
两原子互相接近时，由于原子轨道重叠，两原子
共用自旋相反的电子对，使体系能量降低，而形成的
离子键的实质是静电引力 Fq1q2/r2，因此影响离子键 强度的因素有：
离子的电荷 q 离子半径 r 离子的电子层构型 离子三个重要特征
q1 q 2 F 2 r
1、离子的电荷
离子电荷越高 静电引力越强， 则离子键越强 熔点越高
2、离子的半径
决定离子化合物中正、负离子之间吸引力的重要因素。
离子半径越小
:NH3 +
+
孤对电子
H+
NH4+
空轨道
第3节 杂化轨道理论
——发展了VB理论
价键理论（VB）比较简明地阐明共价键的形成和本质；
【但是】许多分子的空间构型如用价键理论解释时， 则会遇到困难。如H2O，NH3。
【另外】 VB不能说明一些分子的成键数目，如CH4。
范德华力：几~几十 kJ
第1节
一、离子键的定义
离子键理论
1916 年德国科学家 Kossel ( 科塞尔 ) 提出离子键理论
原子间发生电子的转移，形成正负离子，并通过 静电作用而形成的化学键。
NaCl 晶体
二、 离子键的形成(NaCl为例)
11Na 17Cl
(X=1.01) 1s2 2s2 2p6 3s1
4条sp3
【注】 sp3 杂化轨道不同于 s 轨道，也不同于 p 轨道。
杂化轨道有自己的波函数、能量、形状和空间取向。
二、 杂化轨道的特点
1、只有能量相近的轨道才能杂化
ns, np杂化； ns, np,nd杂化; (n-1)d, ns, np杂化
2、轨道数目守恒（杂化前后轨道数目不变）
3、杂化后轨道伸展方向、形状发生改变
吸引力越大
熔点(mp)越高
3、离子的电子层构型（离子极化影响） 不同电子构型的正离子对同种负离子的作用力： 8e构型 < 9~17 e构型 < 2e，18 e，(18+2e)构型
(1)离子半径概念
将离子晶体中的离子看成是相切的球，正负离子 的核间距 d 是 r+和 r- 之和 。
r+
r
-
d
(2) 离子半径的变化规律
2、现代共价键理论
1927年，海特勒(Heitler) 和 伦敦(London)
用量子力学处理氢分子 ，解决了两个氢原子 之间的化学键的本质问题，使共价键理论从 经典的 Lewis 理论发展到现代共价键理论。
(1) 共价键的形成
以H2分子的形成为例说明
当电子自旋方向相反的两个H原子 逐渐靠近时，会发生相互作用： 每个氢核除吸引自己的1s电子外， 还吸引另一个氢原子的1s电子;
② 键：两个原子轨道沿键轴方向以“平行”或“肩 并肩”方式重叠形成的键；
【特点】 “肩并肩”； 受核吸引力小，不牢固，所以 键电子易参加反应；
共价键的类型
键( 成键轨道），头碰头
原子核连线为对称轴
键，肩并肩 穿过原子核连线有一节面
【比较σ键与π键】
π键重叠程度小于σ键，键能：π键＜σ键；
6
，只转移少数
3、形成离子键时释放能量多
Na (s) + 1/2 Cl 2 (g) = NaCl (s) H =410.9 kJ· -1在形成离子键时，释放较多的能量。 mol
四、离子键的性质
1、 其作用力的实质是静电引力
F q1 q 2 r2
q1 ，q2 分别为正负离子所带电量 ，r 核间距离，F为静电引力。
+
+
+
+
+
=
+
+
BeCl2 分子：
Be：1s2 2s2
2s
按VB法，好像不能键。
为了形成BeCl2，Be应该有两个单电子。
【因此】采用sp杂化！
2p 2p 2p 2s
化学键。
(2) 现代价键理论的要点
① 自旋方向相反的成单电子相互靠近，通过原子轨道 重叠使体系能量降低，相互配对形成共价键；
② 共价键的特性：具有方向性和饱和性。
(3) 共价键的特征
方向性:为满足最大重叠原理，成键时原子轨道只能沿着 轨道伸展的方向重叠，且同号重叠。
Cl2：如何成键？
[Cl]: 1s22s22p63s23p5 17
微粒。物质的化学性质主要决定于分子的性质，而分子
的性质又是由分子的内部结构所决定的。
H
O O2 O3 H2O H2O2
H2
分子的内部结构包含哪些内容？
1）分子中原子间的相互作用，即化学键问题； 2）分子或晶体的空间构型； 3）分子与分子之间的相互作用； 4）分子结构与物质性质的关系。
什么是化学键？ 化学键——分子或晶体中原子间的强相互作用 化学键 离子键 共价键 金属键 化学键： 120~800 kJ 氢键：几十 kJ
第一步
电子转移形成具有稳定结构的离子；
第二步
靠静电吸引， 形成化学键.
三、离子键的形成条件
1、元素的电负性差别比较大
X > 1.7，发生电子转移，产生正、负离子，形成离子键； X < 1.7，不发生电子转移，形成共价键。
2、 易形成稳定离子
Na + 2s 2 2p 6，Cl3s 2 3p 的电子就达到稀有气体式的稳定结构。
H ＋
Cl
H Cl 小黑点
价电子
【Lewis 经典理论的贡献】提出了一种不同于离子键
的新键型，解释了 X 比较小的元素之间原子如何成键。
但 Lewis 没有说明这种键的本质，所以适应性不强 。
Cl B Cl Cl
BCl 3 中：B原子未全部达到稀有气体结构， Lewis 经典理论无法解释。 氧分子的顺磁性。
这些问题用一般价键理论难以解释。
为了解释多原子分子的空间构型 ，1931年，Pauling 提出杂化轨道理论。
杂化轨道理论发展了价键理论，可对已知的分子构型 进行解释。
一、 杂化与杂化轨道的概念
在形成多原子分子的过程中，中心原子的若干
能量相近的原子轨道重新组合，形成一组新的原子
轨道。这个过程叫做轨道的杂化，产生的新轨道叫 做杂化轨道。
核间距 R0为74 pm
两个原子距离较远时，电子之间虽 有排斥，但氢核对另一个氢原子的电 子云的引力是主要的；
随着核间距的缩小，电子间排斥逐渐增强，直到吸引力与排 斥力相等，此时核间距离将保持为平衡距离d ，且体系的总能 量降到最低，此时在两个H原子之间经形成稳定的共价键。
实验测得，H2分子中的核间距 d为74 pm; 理论推测，氢原子的玻尔半径 为53 pm;
稳定 结构
Na+ 1s2 2s2 2p6 Cl- 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6
(X=3.16) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 惰性
气体
二者由静电引力相互接近，同时两离子的外层电子 之间及原子核之间产生排斥力。 当引力与斥力达到平衡时正负离子间靠静电引力结合 成离子化合物。
【可见，离子键的形成包含两步】
【CH4】 C原子的电子构型是1s22s22p1x2p1y ； 按VB法：只有两个未成对的电子，只能形成两个共 价键，且键角约为90o ； 事实上CH4分子为正四面体，C为中心，四个H占据四 个顶角，有四个相等的C-H共价键，其键角为109o28’。
AlCl 3 键角 120o，而 NH3键角为107o18 ；NH4+ 键角 109o28；为什么？
4 +
<
Ti
3 +
；
Fe
3 +
<
Fe
2 +
负离子半径一般较大；正离子半径一般较小 。
周期表中对角线上，左上的元素和右下的元 素的离子半径相近 。Li－Mg，Be－Al，B－Si。
第2节 共价键理论
离子键理论 离子化合物的形成
相同原子如何形成单质 分子(H2, O2)
电负性相近的原子如何 形成化合物(HCl, H2O)
第二章 化学键和分子结构
在了解原子结构的基础上，需进一步了解原子如何 构成分子，分子与分子之间如何作用等问题。
现实中的现象
H2O中的H和O是怎样连接的？ 为什么O2比N2活泼？ 为什么H2O的沸点比H2S的沸点高？ 涉及分子结构和分子间作用力；
需要明确：为什么研究分子结构呢？
分子是物质能独立存在并保持其化学性质的最小
ቤተ መጻሕፍቲ ባይዱ
共 价 键 理 论
价键理论
分子轨道 理论
一、价键理论
电子配对法；Valence Bond Theory (VB)
1、路易斯的经典共价键理论
2、现代共价键理论
1、路易斯的经典共价键理论
1916 年，美国科学家 Lewis 提出； 2 2[He]: 1s 认为分子中的原子都 2 2 6 10[Ne]: 1s 2s 2p 有形成稀有气体电子结构 [Ar]: 1s22s22p63s23p6 的趋势，求得本身的稳定。 18 而达到这种结构，可以不 [Kr]: 1s22s22p63s23p63d104s24p6 36 通过电子转移形成离子和 [Xe]: [Kr]4d105s25p6 54 离子键来完成，而是通过 共用电子对来实现。 [Rn]: [Xe]4f145d106s26p6 86 [H]: 1s1 1 [Cl]: 1s22s22p63s23p5 17
核对π键电子的束缚小，故电子流动性大，稳定性差， 易受外电场作用而变形，在化学反应中易断裂，易参加化学 反应。 如：烯烃、炔烃中有π键所以化学性质活泼。 具有双键或三键的两原子之间，常常既有σ键又有 π键。
共价键形成实例
HF的生成
N2的生成
键
键
配位键（NH4+）
共用电子对由成键原子中的一方单独提供形成的化学键。
注意：原子轨道的杂化，只 有在形成分子的过程中才会 发生，而孤立的原子是不可 能发生杂化的。 为什么会发生原子轨道的杂化？
波的叠加和干涉
形成 CH4 时，中心C的 2s 和 2px、2py、2pz 四条原 子轨道发生杂化，形成一组新的杂化轨道，即 4 条sp3 杂化轨道；
C 2s22p2 6
激发 杂化
核间距 R0为74 pm
可见，H2分子的核间距比两 氢原子玻尔半径之和要小，说 明什么？
【表明】H2分子中两个H原子的1s轨道发生了重叠;
【因此，现代价键理论认为】
成键电子的轨道重叠 两核间形成了一个电子 几率密度较大的区域 使体系能量降低，形成 了共价键 从而形成了稳定的H2分子，此状态为H2分子的基态。
为正负离子的
2、离子键没有方向性
离子的电荷是球形对称的，对各个方向的吸引都一样。
3、离子键没有饱和性
只要空间允许，一个离子可以同时吸引几个电荷相反的离子。
4、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;
五、影响离子键的因素
+
+ pz
z
z pz
+
+
Cl 的 3pz 和 Cl 的 3pz 轨道重叠，且满足对称性匹配 和最大重叠。
HCl：
3pz +
1s z + z
+ +
Cl 的 3pz 和 H 的 1s 轨道重叠，且满足对称性匹配 和最大重叠。
饱和性：一个未成对电子跟一个自旋方向相反的电子配 对成键后，就不能再跟其它电子配对，因而具有饱和性。 一个原子有几个成单电子，一般就只能和几个自旋相反 的电子配对成键。 H(1s1)1; O(1s22s2p4)2;
同主族从上到下
电子层 ，具有相同电荷数的离子半径
Li
+
< Na
+
< K
+
< Rb
+
< Cs +;
F- < Cl-< Br- < I-
同周期主族元素
从左至右离子电荷数，最高价离子半径 。
Na
+
> Mg
2 +
> Al
3 +;
K
+
> Ca
2+
过渡元素，离子半径变化规律不明显
同一元素，不同价态的离子，电荷高的半径小。 Ti
4、成键能力：杂化轨道> 未杂化轨道
三、杂化轨道的类型
1、 sp 杂化
一条ns轨道和一条np杂化，形成两条性质相同、能量 相等的sp杂化轨道。
_
_
两条sp杂化轨道间夹角为180o，呈直线型；每条sp杂化轨 道含1/2s和1/2p成分。 分子的空间构型主要由σ键决定，杂化轨道主要形成σ键。 未参加杂化的两条np轨道与它们垂直。
N(1s22s2p3) 3
【因此】 原子构成共价分子时，所形成的共价键数目，
取决于它所具有的未成对电子数。
(4) 共价键的类型
键：两个原子轨道沿着键轴的方向以“头碰头”方式重叠；
s-s
＋
· · ＋
p-s
－
＋
＋
p-p
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【特点】 “头碰头”；重叠程度大；
受核吸引力大，牢固；
键能大，稳定性高；
配对成键电子自旋状态对成键的影响
当电子自旋方向相反的两个H原子相互靠近，成键 ！ 基态、 能量降低、 成键 当电子自旋方向相同的两个H原子相互靠近，会怎样？ 排斥态、 能量升高、 不成键
【什么是共价键】
对氢分子处理结果的推广：
两原子互相接近时，由于原子轨道重叠，两原子
共用自旋相反的电子对，使体系能量降低，而形成的
离子键的实质是静电引力 Fq1q2/r2，因此影响离子键 强度的因素有：
离子的电荷 q 离子半径 r 离子的电子层构型 离子三个重要特征
q1 q 2 F 2 r
1、离子的电荷
离子电荷越高 静电引力越强， 则离子键越强 熔点越高
2、离子的半径
决定离子化合物中正、负离子之间吸引力的重要因素。
离子半径越小