离子键价键理论
《无机化学》第7章.化学键理论与分子结构
(2)方向性
①根据原子轨道最大重叠原理，形成共价键时，原 子间总是尽可能沿着原子轨道最大重叠的方向成 键，原子轨道重叠越多，两核间电子概率密度越 大，形成的键越牢固。
②在形成共价键时，除s轨道能在任何方向最大重叠 外，其它p、d、f 轨道只能沿一定方向才能最大重 叠成键。所以，当一个 A原子与其它一个或几个 B 原子形成共价分子时，B原子在A原子周围的成键 方位是一定的，这就是共价键的方向性。
激发
2p
2s
（激发态）
杂 化
p （杂化态）
sp2
3个sp2杂化轨道
杂化轨道理论
+
σ 2 sp -p
F
F
σ 2 sp -p
+
- + - +
B
F
120° F
-
F +
B
+F
-
平面三角形
图9-8 sp2杂化轨道的空间取向和BF3分子构型
sp2杂化
BF3分子形成时中心B原子的轨道杂化情况 和分子的空间构型。
对于同核双原子分子和多原子分子，如 H2 ， O2，P4，S8等，由于成键原子的电负性相同， 共用电子对不发生偏移，核间的电子云密集区 域在两核的中间位置，两原子核正电荷所形成 的正电荷重心和成键电子对的负电荷重心恰好 重合，这种键叫非极性共价键。
极性共价键
NH3 等，成键原子的电负性不同，共用电子对 发生偏移，核间的电子云密集区域偏向电负性 较大的原子一端，使之带部分负电荷，电负性 较小的原子一端则带部分正电荷，键的正负电 荷重心不重合，这种键叫极性共价键。
BF3分子的空间构型
(3) sp3杂化: 杂化轨道间夹角109.5 º ，正四面体结构。
无机化学7.3化学键理论
n
价轨道数
最大成键数
2
4（2s,2px,2py,2pz）
4
3 9 (3s,3px,3py,3pz,3dz2,3dx2-y2,3dxy,3dxz,3dyz) 6
（2） 方向性
除s 轨道（角度部分为球形）外，p 、 d、f 原子轨 道在空间只有沿着一定的方向与别的原子轨道重叠， 才会产生“最大重叠”；两轨道重叠面积↑，电子在两 核间出现的几率密度↑，共价键强度↑。
键级=
成键分子轨道电子数
反键分子轨道电子数
2
20 2
1
（相当于共价单键）
2键. 级H2=+（1 氢2 0分子0.离5单子电）子键（HV2B[(无1S此)1说] 法）
3.He2 He 2 [( 1S )2 (1*S )2 ]
键级= 2 2 0 （不成键） 2
不能稳定存在
4. He2+
He2
(
1S
7.3 化学键理论
化学键：各种原子结合为分子或晶体时，各个直接 相连的粒子间都有强烈的吸引作用。这种相互的吸引作 用成为化学键。
化学键
离子键 共价键（包含配位键） 金属键
化学键理论
离子键理论: 共价健理论:
金属键理论:
Na+Cl-
, Ca2+O2-
H-H , H-Cl,
NN , H3C-CH3 , H2C=CH2 , HCCH Na, Mg, Al, K, Ca,
O2 ， F2 ， Ne2 ：
E (2p) > E (2p)
第二周期元素分子轨道的形成
Li2 – N2
O2 – Ne2
第二周期同核双原子分子的分子轨道能级
Li２，Be２， B２， C２，N２ 分子轨道能级顺序为：
化学键与分子结构(1)
头碰头
p－p
肩并肩
s－s s－p p－p
―头碰头”σ键
p－p
―肩并肩” π 键
共价键的特征
1、具有饱和性
2、具有方向性
共价键的方向性是指一个原子与周围原子形成 共价键有一定的角度。共价键具有方向性的原 因是因为原子轨道(p、d、f)有一定的方向性， 它和相邻原子的轨道重叠成键要满足最大重叠 条件。
心键等。
σ键的特点是重叠的电子在两核连线上，受原子核束 缚力较大，重叠程度也大，比较牢固，σ键绕轴旋转 时，电子云重叠程度不受影响。
π键的特点是重叠的电子云分布在两核连线的两方， 受原子核束缚力小，电子云重叠程要比σ键小得多， 所以π键不如σ键牢固。π键绕键轴(两轴连线)旋转后 会发生破裂。 所以π键电子的能量较高，易活动，其化学性质较σ 键活泼。 一般来说，π健不能独立存在，总是和σ键一起形成 双键或叁键。
二、σ键和π键——价键理论(一)
又称电子配对法：共价键是由不同原子的电子 云重叠形成的，是1927年海特勒(Heitler)和伦 敦(London)用量子力学处理H2问题所得结果的 推广。
两个核外电子自旋方向相反的氢原子靠近
V势能
0
r核间距
r0
v势能
0
r0
r核间距
r0
v势能
0
r0
r核间距
两个核外电子自旋方向相同的氢原子靠近
激发
↑ 2s
↑
↑ 2p
↑
sp3杂化
↑
↑
↑
↑
4个sp3轨道 重叠
↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓
形成4个(sp3-s) σ键
sp3杂化轨道的形成过程
BF3
化学竞赛-价键理论
价键理论强调了电子在形成化学 键中的重要作用，并解释了分子 中的键合类型、键合强度和分子 几何结构等方面的信息。
价键理论的发展历程
19世纪初，价键理论的基本概念开始萌芽，当时科学 家们开始认识到电子在化学键中的作用。
20世纪初，价键理论得到了进一步的发展和完善，其 中最为著名的科学家是英国化学家莫里斯·威廉·皮尔兹
洪特规则
洪特规则是描述电子排布和化学键形成的规则之一，它指 出在相同能级的不同轨道中，电子优先以自旋方向相同的 方式占据轨道。
在形成化学键时，洪特规则可以预测电子在轨道中的排布 方式，从而影响化学键的类型和稳定性。
洪特规则可以解释许多化合物的电子构型和几何构型，是 理解和预测化学反应的重要工具。
03 价键理论的实际应用
分子的几何构型
分子构型的确定
价键理论不仅解释了共价键的形成，还为确定分子几何构型提供了理论基础。根 据电子对的排斥作用和最小化能量原则，可以预测分子的几何构型。
分子构型的稳定性
分子的几何构型不仅决定了分子的物理和化学性质，还影响了分子的稳定性。根 据价键理论，电子对的最大重叠和最小排斥原则有助于理解分子构型的稳定性。
以及金属与配体的相互作用。
无机化学
价键理论可以用来描述无机化合物的分子 结构和性质，如氢化物、氧化物和含金属 的化合物等。
生物化学
虽然价键理论在生物化学中的应用相对较 少，但它仍然可以用来描述某些生物分子 的结构和性质，如蛋白质和核酸等。
02 价键理论的基本原理
电子配对原理
01
电子配对原理是价键理论的核心，它指出原子在形成化学键时， 倾向于将未成对的电子配对成键，以使系统能量最低。
共价键的形成与断裂
共价键的形成
第七章 化学键理论概述
3
BF CH BeCl 3 4 2 实例 HgCl2 BCl3 SiCl4 Be(ⅡA) B(ⅢA) C,Si 中心原子 Hg(ⅡB) (ⅣA)
PH3 N,P
(ⅤA)
NH 3
H2O H2S O,S
(ⅥA)
（5）sp3d2杂化
定义：同一原子内，由1个ns轨道与3个np轨道、 2个nd轨道间发生的杂化叫sp3d2杂化。杂化后形成 的6个新轨道叫sp3d2杂化轨道。 特点：每个sp3d2杂化轨道中含有1/6s成分和 3/6的p成分、2/6的d成分。
2.杂化轨道类型与分子的空间构型 ①sp杂化
由1个ns轨道和1个np轨道进行杂化，组成2个等同的sp杂化轨道。
每个sp杂化轨道中含1/2 s成分和1/2 p的成分。 两个sp杂化轨道之间夹角为180°，分子空间构型为直线型。
BeCl2分子形成过程
②sp2杂化
1个ns轨道和2个np轨道经杂化组成3个等同的sp2杂化轨道。
第七章
分子结构
离子键理论 化学键理论 共价键理论 金属键理论
§7 - 1 离子键理论
一、离子键的特点 1. 离子键的本质是库仑静电作用力 + f ∝ q q /r
q+、q-为离子所带电荷, R为离子间距离。
离子键强度是用晶格能来描述的。
2.离子键的特点：
既无方向性，也无饱和性。 离子化合物是由正负离子通过离子键相互交替连 结而成的晶体结构。
Na(s) + 1/2F2(g) S Na(g) I 1/2D F(g) A
ΔH
NaF(s)
U
Na+(g)
+ F－(g)
式中 S为 Na 的升华热 (108.8 kJ· mol － 1) ， I 为 Na 的电离势（ 495.8 kJ· mol － 1) ， D 为 F 的 键 能 (141.8 kJ· mol － 1 ） ， A 为 F 的 电 子 亲 合 势 (-328.0 2 kJ· mol－1)，ΔH为NaF的生成焓(-573.65 kJ· mol－1)，U为NaF的晶格能。
化学键：
共轭效应
共轭效应：
形成离域π 键的分子，其物理和化学性质会产生某些特殊的变化，称为 共轭效应或离域效应。 ★影响分子的性质： •电性：离域π 键的形成增加物质的电导性能； •颜色：离域π 键的形成，增大π 电子的活动范围，使体系能量降低，能 级间隔变小，其光谱由σ 键的紫外光区移至离域π 键的可见光区。
2s
激发
2p
2s
3
sp 杂化
sp3
形成四个sp3杂化轨道。杂化后轨道伸 展方向，形状发生改变。
2.sp2杂化
F
BF3的空间构型 为平面三角形
B
F
F
2p
B： 2s22p1
2s
2p
2s
激发
2p
2s
sp2
sp2杂化
三个sp2杂化轨道
3.sp杂化 Be：2s2
2s
2p
BH2的空间构型为直线形 H Be H
BF3
CH 4
四面体
三角双锥 八面体
PCl5
SF 6
②LP≠0 ：分子的空间构型不同于电子对的 VP=3原应是三角形，而一个顶点是 空间构型。 孤对电子，而不是原子，所以只有 VP LP 3
电子对的 空间构型
“三角形”的中心和两个顶多，成了 分子的 V型
空间构型
例
1 1
2
平面三角形 四面体 四面体 八面体
§2.3价键理论（二）杂化轨道
基本要点： •成键时能级相近的价电子轨道混合杂 化，形成新的价电子轨道——杂化轨道。 •杂化前后轨道数目不变。 •杂化后轨道伸展方向，形状发生改变。
1.sp3杂化
C如何与4个氢形成化 学键？
CH4的空间构型 为正四面体
第二章 价键理论、晶体场理论
第二章配合物的化学键理论内容：研究中心原子和配体之间结合力的本性。
目标：解释性质，如配位数、几何结构、磁学性质、光谱、热力学稳定性、动力学反应性等。
三种理论：①价键理论、②晶体场理论、③分子轨道理论第一节价键理论（Valence bond theory）由L.Pauling提出一、理论要点：①配体的孤对电子可以进入中心原子的空轨道；中心原子总是用空轨道杂化，然后用杂化轨道接收配体提供的孤对电子。
②中心原子用于成键的轨道是杂化轨道（用于说明构型）。
中心原子的价层电子结构与配体的种类和数目共同决定杂化类型。
③杂化类型决定配合物的空间构型，磁距和相对稳定性。
二、轨道杂化及对配合物构型的解释能量相差不大的原子轨道可通过线性组合构成相同数目的杂化轨道。
对构型的解释（依据电子云最大重叠原理：杂化轨道极大值应指向配体）指向实例sp3、sd3杂化四面体顶点Ni(CO)4sp2、sd2、dp2、d3杂化三角形顶点[AgCl3]2-dsp2、d2p2 杂化正方形顶点[PtCl4]2-d2sp3杂化八面体顶点[ Fe(CN)6]4-sp杂化直线型[AgCl2]-三、内轨型和外轨型若要形成ML6型配合物（L为单齿配体），则需要6个空杂化轨道接收6个L提供的孤电子对，满足该条件的杂化类型有d2sp3和sp3 d2。
尽管这两种杂化都导致八面体型配合物，但前者是次外层（n-1）d轨道，而后者是最外层nd轨道，因此与这两种杂化相应的配合物分别称内轨型和外轨型配合物。
中心原子的价层电子数和配体的性质都是影响配合物内轨型和外轨型的因素。
当d电子数≤3时，该层空d轨道≥2，总是生成内轨型配合物。
当中心原子价层d电子数为7~10时，即使强制d轨道中的电子配对，所能得到的该层空d轨道数也小于2，因此只能用最外层d轨道参与杂化，总是生成外轨型配合物。
当中心原子价层d电子数为4~6时，对于配位能力较强的配体，即配位原子电负性较小，容易给出孤电子对，对中心原子价层d电子排布影响较大，强制d电子配对，空出2个价层d轨道参与d2sp3杂化,生成内轨型配合物.若配体的配位能力较弱，即配位原子电负性较大，则不易给出孤电子对，对中心原子价层d电子排布影响较小，只能用最外层d轨道参与杂化，生成外轨型配合物。
1.离子键与价键理论 (1)
3、按共用电子对提供的方式分为： 普通共价键：成键原子双方各提供一个电子 配位键：共用电子对由一方单独提供
H
NH : [ H N H ]
H
4
+
形成条件：一方具有孤电子对， 另一方具有空轨道。
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价键理论的优势与局限性
把共价键的本质由共用电子对上升到AO重叠
成功地解释共价键的饱合性和方向性
轨道对称轴方向进行重叠，只有这样才能
实现最大限度的重叠，形成的共价键才最 为牢固. 最大重叠原则
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（二）共价键的特点
1、有饱和性 决定着共价化合物具有一定的组成。
2、有方向性 决定着共价化合物键与键间有一定夹角。 （三）共价键的类型 1、按共价键是否有极性分为：
极性共价键 强极性键：HCl、H2O 弱极性键：H2S、HI
θ 2, N H
398KJ mol
1
θ 1 NH(g) N(g) H(g) D3, 339KJ mol N H 1 θ θ θ θ 1 E N H (D1, N H D2, N H D3, N H ) 391KJ mol 3
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HCl(g) →H(g) + Cl(g) E D 431KJ mol
θ θ
1
多原子分子：若有多个相同的键 ，则该键键 能为同种键逐级解离能的平均值。
θ 1 NH3 (g) NH2 (g) H(g) D1, 435KJ mol N H
NH2 (g) NH(g) H(g) D
分子间的作用力主要有范德华引力、氢键、超分子作用力等。
O2
H2SO4
SO42-
化学键知识点归纳总结
化学键知识点归纳总结一、化学键的基本概念1.1 化学键的定义化学键是原子或离子之间通过电子的相互作用形成的强烈吸引力，它将原子或离子结合成分子或晶体。
化学键的存在是物质稳定性的基础。
1.2 化学键的分类化学键主要分为以下几类：离子键：由正负离子之间的静电吸引力形成。
共价键：由原子间共享电子对形成。
金属键：金属原子之间的自由电子形成的键。
分子间作用力：包括范德华力和氢键，虽然不属于传统意义上的化学键，但对分子间相互作用有重要影响。
二、离子键2.1 离子键的形成离子键通常形成于金属和非金属之间。
金属原子失去电子形成阳离子，非金属原子获得电子形成阴离子，阳离子和阴离子通过静电吸引力结合在一起。
2.2 离子键的特点高熔点和沸点：由于离子键的强度较大，离子化合物通常具有高熔点和沸点。
导电性：在熔融状态或水溶液中，离子可以自由移动，因此离子化合物具有导电性。
易溶于水：许多离子化合物易溶于水，因为水分子可以有效地分离和稳定离子。
2.3 离子键的实例NaCl（氯化钠）：钠失去一个电子形成Na⁺，氯获得一个电子形成Cl⁻，两者通过离子键结合。
CaCO₃（碳酸钙）：钙失去两个电子形成Ca²⁺，碳酸根离子（CO₃²⁻）通过离子键与钙离子结合。
三、共价键3.1 共价键的形成共价键通常形成于非金属原子之间，通过共享电子对来实现电子的稳定配置。
3.2 共价键的类型单键：共享一对电子，如H₂（氢气）。
双键：共享两对电子，如O₂（氧气）。
三键：共享三对电子，如N₂（氮气）。
3.3 共价键的特点方向性：共价键具有明确的方向性，决定了分子的几何结构。
饱和性：每个原子能形成的共价键数量有限，取决于其未成对电子的数量。
极性：根据共享电子对的偏移情况，共价键可分为极性共价键和非极性共价键。
3.4 共价键的实例H₂O（水）：氧原子与两个氢原子通过极性共价键结合。
CO₂（二氧化碳）：碳原子与两个氧原子通过双键结合，形成线性分子。
化学键理论
化学键理论简介化学键是指将两个或多个原子结合在一起的力，是构成分子和化合物的基本单位。
化学键理论旨在解释化学键形成的原因以及化学键的类型和性质。
本文将介绍几个常见的化学键理论。
1. 价键理论价键理论也称为路易斯理论，是由美国化学家吉尔伯特·路易斯于1916年提出的。
根据这个理论，化学键形成是由于原子之间的电子共享或电子转移。
在化学键中，原子通过共享或转移电子以实现稳定状态。
共价键的形成是通过电子共享形成的，而离子键的形成是通过电子转移形成的。
2. 电子云理论电子云理论也称为量子力学理论，是由奥地利物理学家艾尔温·薛定谔等人在20世纪初提出的。
根据这个理论，电子不能被简单地看作是粒子，而是存在于原子周围的一种云状结构，称为电子云。
在化学键中，电子云之间的重叠是化学键的形成基础。
共价键形成是由于两个原子的电子云的重叠，而离子键形成是由于正负电荷之间的吸引力。
3. 分子轨道理论分子轨道理论是由德国化学家恩斯特·赫尔曼·福克和罗伯特·桥·休伊特于20世纪初提出的。
根据这个理论，分子中的电子不再局限于原子轨道，而是存在于整个分子的分子轨道中。
分子轨道可以是成键轨道（高能级）或反键轨道（低能级）。
共价键的形成是通过成键轨道的重叠，而离子键的形成是通过成键轨道和反键轨道之间的重叠。
4. 杂化轨道理论杂化轨道理论是由美国化学家林纳斯·鲍林在20世纪初提出的。
根据这个理论，原子轨道在形成化学键时会重新组合成一组新的杂化轨道。
杂化轨道具有介于原子轨道之间的性质，可以更好地解释一些分子的形状和键角。
杂化轨道的形成是为了最大限度地重叠，以实现更强的化学键。
5. 价电子对斥力理论价电子对斥力理论也称为VSEPR理论，是由英国化学家罗纳德·吉尔斯彭尼克在1940年代提出的。
根据这个理论，化学键的形成是为了最小化价电子对之间的斥力。
分子的几何形状取决于周围的原子和非键电子对的排列方式。
第三章化学键
第三章化学键教学目的：认识化学键的涵义；掌握离子键和共价键的形成，能根据离子化合物的结构特征解释其物理性质；认识共价分子结构的多样性和复杂性；能说明简单配合物的成键情况；知道金属键的涵义，能用金属键理论解释金属的一些物理性质。
教学重点：离子键、共价键的概念；价键理论和杂化轨道理论。
教学难点：价键理论和杂化轨道理论。
第一节离子键和离子化合物化学键是指两个相邻原子之间强烈的相互作用力。
最基本的化学键类型有3种：离子键、共价键和金属键。
一、离子键氯化钠(NaCl)是最典型的离子化合物，它是食盐的主要成分。
它易溶于水，熔点较高(801℃)，熔融状态的氯化钠能导电，电解产物是金属钠和氯气：2NaCl2Na+Cl2反之，金属钠在氯气中燃烧，Na和Cl2就化合生成NaCl。
钠原子和氯原子之间是靠什么样的作用力相结合的呢？从原子核外电子结构看，化学性质很稳定的稀有气体如氦(He)、氖(Ne)、氩(Ar)等亦称惰性气体，它们的外层电子结构都是s2p6，也可以说s2p6(八电子)是一种稳定的电子结构。
钠原子和氯原子的核外电子排布分别是：11Na 1s22s22p63s117Cl 1s22s22p63s23p5钠原子失去3s1电子而成钠离子Na+(1s22s2sp6)，这是稳定的s2p6全充满状态。
而氯原子获得1个电子则成氯离子Cl-(1s22s22p63s23p6)，这也是稳定的s2p6状态。
带正电的Na+和带负电的Cl-借静电作用力相结合，这种强烈的静电作用力称为离子键，由离子键结合成的化合物叫离子化合物，得电子或失电子的数目叫电价数。
氯化钠晶体实际上就是这些Na+和C l-相间配置而成，见图3-1(a)。
可以将正负离子近似看成球形，每个离子都尽可能多地吸引异号离子而紧密堆积，见图3-1(b)。
二、晶格能离子键的强度可用晶格能(U)的大小来衡量，晶格能是指1mol离子晶体解离成自由气态离子所吸收的能量。
如NaCl的晶格能为786 kJ·mol-1，即CsCl的晶格能为657kJ·mol-1，CaF2则是2609kJ·mol-1。
固体化学(第七章) 固体中的化学键
另外，可见光的能量不足以使离子 的外层电子激发，因此，纯的离子晶 体对紫外—可见光是无色透明的。
7
由于离子键的键能较大，正负离子之间的
结合比较牢固，离子键能约为200kcal/mol，因
而，离子晶体熔点比较高、硬度比较大。
8
但是，当离子晶体受到机械力的作用时，离
子之间的位置一旦发生滑动，位移1/2晶胞的长
2
(红球－Zn2+ , 绿球－S2-)
46
练习 石墨晶体的层内结构如图所示： 每一层由无数个正六边形构
成，则平均每一个正六边形 2 所占的碳原子数为---------每个碳原子为三个正六边形共用，分属于每个正 六边形的碳原子数为1/3个。每个正六边形的碳原子 数为6×1/3 = 2
47
练习
已知晶体硼中的结构单元是由硼原子组成的正二十面
O原子 Ti原子 Ba原子
42
例题解析：
O原子 Ti原子 Ba原子
Ba：1x1 Ti：8x(1/8) O：12x(1/4) 化学式为：BaTiO3
43
NaCl离子晶体
晶格：面心立方 配位比：6:6 晶胞中离子的个数：
1 1 Cl ： 6 4个 8 8 2
1 Na ： 1 4个 12 4
(红球－Na+ , 绿球－Cl-)
44
CsCl 离子晶体
晶格：简单立方 配位比： 8:8 晶胞中离子的个数：
Cs ：个 1
(红球－Cs+ , 绿球－Cl-)
1 Cl ： 1个 8 8
45
ZnS 离子晶体(立方型)
晶格：面心立方 配位比：4:4 晶胞中离子的个数：
Zn ： 个 4 1 1 2S ： 8 4个 6 2 8
高一化学键知识点大全
高一化学键知识点大全一、化学键的概念化学键是指原子之间的相互作用力，是构成分子和晶体的基础。
常见的化学键有离子键、共价键和金属键。
二、离子键离子键是指由正负电荷吸引力所形成的键。
在化学反应中，金属元素倾向于失去电子，形成正离子；非金属元素倾向于获得电子，形成负离子。
正负离子之间的吸引力使得它们结合在一起，形成离子晶体。
三、共价键共价键是指原子间通过共用电子对而形成的键。
共价键的形成需要原子之间具有足够的电负性差异才能形成极性共价键。
共价键有两种类型：纯共价键和极性共价键。
1. 纯共价键纯共价键是指两个原子之间电负性没有明显差异，共用的电子对均平分的情况。
例如氢气(H2)和氮气(N2)分子都是由纯共价键连接的。
2. 极性共价键极性共价键是指两个原子之间电负性具有一定差异，共用的电子对倾向于位于电负性较大的原子周围。
例如氨气(NH3)分子的氮原子比氢原子更电负，因此共用的电子对倾向于位于氮原子周围。
四、共有键和孤对电子在共价键中，一个原子的电子对与另一个原子形成共有键，而没有与其他原子形成共有键的电子则被称为孤对电子。
孤对电子通常使分子形状发生改变，因为它们与周围的原子之间存在斥力。
五、双键和三键有些元素之间形成的共价键不仅有一个电子对共享，还有两个或三个电子对共享。
这样的共价键被称为双键和三键。
双键通常比单键强，三键强于双键。
六、分子极性分子极性是指分子中正负电荷分布不均匀的现象。
当一个分子中的原子具有不同的电负性时，共价键就会发生极性。
极性分子通常在电负性较大的一侧具有部分正电荷，而较小的一侧则具有部分负电荷。
七、金属键金属键是指金属中的离子通过电子云相互吸引形成的键。
金属的电子云是自由移动的，因此金属键并不形成具有明确定向的化学键。
金属键使金属具有良好的导电性和导热性。
八、键能和键长键能是指在形成化学键过程中，释放或吸收的能量。
有些键能很大，例如离子键和金属键；有些则很小，例如共价键。
键长则是指两个原子之间的距离，通常与键能成正比。
第七章 化学键理论概述
Bond Type
C-C
C=C
C≡C
C-N
C=N
Bond Lengths
ห้องสมุดไป่ตู้C≡N
Triple bond < Double Bond < Single Bond
Bond Length (pm)
154 133 120 143 138 116
键的极性
SO2
NO3
SO3
上述分子虽然含有单键和双键，但实验测得的键长 相等，且介于单、双键之间。
共振体的概念
为解释NO2, NO3, SO2, SO3等分子或离子中的 单键和双键的键长相等而且键长数值一般介于单、 双键键长之间的实验事实，19311933年Pauling提 出了共振体(resonance form) 的概念，即这些分子 或离子的真实结构实际上是两种或两种以上结构 式的共振体。
r0
n
NA--- 阿佛伽德罗常数
A --- 马德隆常数（与晶体中原子空间排列有关）
CsCl型晶体 A = 1.76267；NaCl型晶体 A = 1.74756
ZnS型晶体 A = 1.63806
n：波恩指数；0：真空介电常数 e：1个电子所带的电量；r：正负离子间距离
Z+, Z：电荷数
（b）由热化学数据进行计算
的半径，分别为133 pm 和132 pm。以此为基础，推算出一系列 的离子半径。rMg2+=dMgO-rO2-= 210-132 = 78 pm
1927 年，Pauling 把最外层电子到核的距离，定义为离子半径。并
利用有效核电荷等数据，求出一套离子半径数值，被称为
化学键的价键理论与键级解析
化学键的价键理论与键级解析化学键是指原子之间由电子云的相互作用形成的强力，它是化学反应和化学物质性质的基础。
在化学键的形成过程中，存在着不同类型的键和不同的键级解析。
本文将着重介绍一些重要的化学键的价键理论以及其键级解析。
首先，我们要了解价键理论。
最早的价键理论是由路易斯于1916年提出的，即氢原子与卤素原子可以通过共用电子对形成化学键。
这一理论被称为路易斯电子轻点法。
在该理论中，原子的价电子以点的方式表示，原子通过电子的共用将原子结合在一起。
然而，这种理论只适用于描述一些简单的共价键。
接下来，我们介绍了瓦伦斯键理论。
瓦伦斯是在1938年提出的，他的理论弥补了路易斯理论的不足之处。
瓦伦斯认为共价键是由两个原子的原子轨道之间的重叠所形成的。
根据他的理论，电子密度最高的区域是共价键轴上的电子云。
瓦伦斯键理论解释了许多键型，如σ键和π键。
在瓦伦斯的理论基础上，有一种重要的化学键叫做极性共价键。
它是由于共价键中原子的电负性不同引起的。
电负性较大的原子吸引共用电子对的位置更强，导致电子云偏离中心。
因此，分子中会有部分正电荷和部分负电荷出现。
这种极性共价键将对分子的化学性质产生深远的影响。
另一种重要的化学键是离子键。
离子键形成于电子转移的过程中，其中一个原子会失去一个或多个电子，另一个原子则会获得所失去的电子。
这种电子转移会导致一个带正电荷的离子和一个带负电荷的离子形成。
离子键通常出现在金属和非金属之间，如金属离子和非金属原子之间的化合物。
另外，我们还要了解一种特殊的键，即氢键。
氢键相较于其他键有更弱的键能，但却具有很重要的作用。
氢键通常是由氢原子与带有高电负性的原子（如氮、氧或氟）形成的。
由于氢原子的正电荷和高电负性原子的负电荷相互作用，氢键在分子的稳定性和化学性质中起着重要的作用。
在分子化学中，有一个重要的概念叫做键级解析。
键级解析是用来描述化学键的强度的一个指标。
它是基于化学键中电子的分布和电子的紧密程度来定义的。
化学反应的价键
化学反应的价键化学反应是指化学物质之间发生化学变化的过程。
在化学反应中，化学键的形成与断裂是至关重要的步骤。
化学键是指由原子之间共享或转移电子而形成的化学连接。
根据化学键的种类和性质，在化学反应中涉及到的主要有离子键、共价键和金属键。
本文将围绕化学反应的价键进行探讨。
一、离子键离子键是指由正离子和负离子之间的电荷吸引作用形成的化学键。
正离子由失去一个或多个电子而带正电荷，负离子由得到一个或多个电子而带负电荷。
当正离子和负离子相互靠近时，它们之间的静电吸引力将它们牢固地连接在一起，形成离子结晶。
这种结晶通常以晶格的形式存在，如盐类晶体。
离子键的形成和断裂是化学反应中的重要过程。
例如，当氯化钠溶于水中时，离子键会断裂，形成钠离子(Na+)和氯离子(Cl-)。
而在化学反应中，离子键的形成也是常见的，如氯化钠与硫酸银溶液发生反应时，会形成氯化银沉淀。
二、共价键共价键是指由两个非金属原子之间的电子共享而形成的化学键。
共价键的形成是以原子间的电子云重叠为基础的。
在共价键中，原子核与共享电子云之间的引力将原子连接在一起。
共价键可以细分为单键、双键和三键，这取决于原子间共享的电子对数目。
单键由两个电子构成，双键由四个电子构成，三键由六个电子构成。
例如，在氧气分子中，两个氧原子通过共享两对电子形成一个双键。
共价键也是化学反应中的重要角色。
化学反应通常涉及共价键的形成和断裂。
例如，燃烧反应中，燃料与氧气发生反应，形成新的化学物质，其中共价键的形成和断裂起到关键作用。
三、金属键金属键是固体金属中金属原子之间的化学键。
金属键的形成是通过金属原子间的正电荷与移动自由电子云之间的吸引力。
金属原子往往会失去几个外层电子，形成正电荷。
这些正电荷被自由电子云所包围，从而形成金属键。
金属键的特点是具有良好的导电性和导热性，以及高的延展性和变形性。
这是由于金属键的特殊性质所决定的。
金属键在化学反应中也起到重要的作用。
例如，金属元素与非金属元素发生反应，形成金属的阳离子和非金属的阴离子，其中金属键的形成和断裂是必不可少的。
原子键与价键理论
（1）导电性
通常情况下金属晶体内部电子的运动是自 由流动的，但在外加电场的作用下会定向 移动形成电流,所以金属具有导电性。
金属
Na
Cs
79
Cu
Zn
原子化热/kJmol-1 109
339 131
2. 电子气理论
• 把金属键形象地描绘成从金属原子上“脱落”下来的
大量自由电子形成可与气体相比拟的带负电的“电子 气”，金属原子则“浸泡”在“电子气”的“海洋”之
中。即依靠正离子与构成“电子气”的之间的静电引力
而使诸原子结合到一起。
禁带宽度：金属：0～1eV 半导体：< 3eV 绝缘体：>5 eV
(a)
(b)
ቤተ መጻሕፍቲ ባይዱ
Formation of electron energy bands by lithium(a) and magnesium(b)
张鹏， pengzhang2010@
能带理论中的一些重要概念：
能带(energy band)： n个原子轨道可以组合成n个分子轨 道，能量相近分子轨道的集合称为能 带；即 一组连续状态的分子轨道。 禁带(forbidden energy gap)： 相邻两能带间的能量范围称为“能 隙”或“禁带”，在能隙或禁带中电 子不能占据。
价带(valence band)： 金属中被价电子占据的能带称为 价带。价带可以是满带也可以是导带， 但能量比价带低的各能带一般都是满 带，满带中的电子在满带中无法移动， 不会导电；部分被电子占据的能带称 “导带” (conduction band)，电子在 其中能自由运动。
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no =8+8+2×8=32
nv=4+6+2×7=24
ns = no - nv=32-24=8
成鍵数=8/2=4
nl = nv – ns=24-8=16
孤电子对数=16/2=8
画出结பைடு நூலகம்式：
Cl CO
Cl
离子键价键理论
画出CO32-的路易斯结构式
no =8+3×8=32
nv=4+3×6＋2=24
ns = no - nv=32-24=8
离子键价键理论
•离子半径：离子晶体中，正负离子之间吸引和排斥保持 平衡时的距离为正负离子半径之和
A.同主族比较 B.电子层结构相同的离子比较 •离子键强弱判断：
A.NaCl NaBr NaI 8010 C 、7470 C、6600 C B. NaCl MgCl2 AlCl3 熔点比较
8010 C、7140 C、1940 C
NaCl晶体，其化学式仅表示Na离子与Cl离子的 离子数目之比为1∶1，并不是其分子式，整个 NaCl晶体就是一个大分子。
离子键价键理论
NaCl的晶胞结构
离子键价键理论
3.键的离子性与元素的电负性有关 用两元素的电负性差 x判断键的性质
离子键的形成：与元素的电负性差有关。实验表明， 即使是电负性差值最大的氟与铯形成化合物，离子 性也只有92%，仍有8%的共价性。当两个原子的电 负性差为1.7时，单间具50%的离子性，这是参考数 据。如果两个原子的电负性大于1.7。可判断它们之 间形成了离子键，是离子化合物，两个原子的电负 性小于1.7，可判断它们形成共价键，形成共价化合 物。 形成条件：两原子的电负性差值较大，电负性差值＞1.7， 离子性大于50%，形成离子键。
离子键价键理论
离子键的要点
1.离子键的本质就是正、负离子间的静电作用。 2.既无方向性， 也无饱和性 由于离子键是正负离子通过静电引力作用相连
接的，从而决定了离子键的特点是既无方向 性， 也无饱和性。正负离子近似看作点电
荷，所以其作用不存在方向问题。没有饱和性 是指在空间条件许可的情况下，每个离子可吸
◢
离子键价键理论
● 路易斯价鍵理论的缺陷： 路易斯结构式可表示分子中的成鍵情况，但： 不能说明分子的空间几何构型； 八隅规则例外较多； 无法解释共价鍵的方向性； 无法解释单电子、叁电子鍵等。
的趋势（8电子稳定构型，又称八隅律） ，求得本 身的稳定。 而达到这种结构，可以不通过电子转 移形成离子和离子键来完成，而是通过共用电子对 来实现。
例如 • H + •H = H ••H
H2O
HOH H ＋ Cl
H
离子键价键理论
NH3 Cl
HNH H
Lewis
1875年10月25日路易斯出生于美 国麻萨诸塞州的西牛顿市。他 从小聪明过人，在三岁时，父 母就开始在家里让他接受教育。 1893年进入著名的哈佛大学学 习，1896年获理学士学位，以 后在T．W．理查兹指导下继 续研究化学，于1899年24岁时 获哲学博士学位。
离子键价键理论
●路易斯结构式的写法： ① 画出分子或离子的骨架结构 (选择合理的、与实验事实相符的，一般氢原子、卤原子
在末端) 在每两个成鍵原子之间画上短线(其数目等于成鍵数)
② 计算成鍵数：成鍵数为成鍵电子数ns的1／2
ns = no - nv
no：各原子按相应周期稀有气体结构计算的最外层电子数之和
成鍵数 = ns／2 = 3 未参与成鍵的电子数 nl = nv – ns = 10-6 = 4 孤电子对数= 4／2 = 2
画出结构式：
CO
C原子应有5个价电子，比实际有的4个价电子多1个， 形式电荷为-1；
O原子应有5个价电子，比实际有的6个价电子少1个， 形式电荷为+1
离子键价键理论
●多电子结构：
nv ：各原子的价电子数之和 ③ 计算孤对电子数：孤电子对数为未参与成鍵电子数(nl )
的1／2
nl = nv – ns
④ 将孤对电子分配到各原子，使其周围电子数达到8个
(H为2)，不足时，可画成重鍵 (短线数目应等于成鍵数)
画出H2O、CO2的路易斯结构式
离子键价键理论
［例］COCl2(光气)的路易斯结构式
物质结构
离子键价键理论
原子结构
离子键
价键理论（电子配 对法VB)
物质结构 分子结构和
化学键
共价键理 论
杂化轨道理论
价层电子对互斥 理论（VSEPR)
晶体结构
金属键
分子轨道理论
离子键价键理论
第四章 化学键与分子结构
一．离子鍵理论 二．共价鍵理论
(1) 路易斯价鍵理论 (2) 电子配对法 (3) 杂化轨道理论 (4) 价层电子对互斥理论 三．金属鍵理论 四.分子间作用力和氢键
离子键价键理论
晶格能（Ｕ）
离子键的强度常用晶格能表示。 １mol气体阳离子和气态阴离子结合生成１mol固 态离子化合物所放出的能量称为晶格能
离子电荷越大，离子半径越小，则晶格能越大, 离子键越强,离子化合物的熔沸点、硬度越高
离子键价键理论
二．共价鍵理论
1 路易斯结构式（ Lewis） 认为分子中的原子都有形成稀有气体电子结构
为达到稳定结构，成鍵原子价电子数比八隅体多
如：POCl3的稳定结构中，P原子周围有10个价电子， 多于8
● 缺电子结构：
为达到稳定结构，成鍵原子价电子数比八隅体少
如：BF3的稳定结构中，B原子周围只有6个价电子，
少于8
Cl
F
Cl P O
FBF
Cl
离子键价键理论
练习： 画NO2-、 NO2+路易斯结构式：
离子键价键理论
一、离子键理论
离子键(ionic bond)理论是1916年德国化 学家柯塞尔(W.Kossel)提出的，他认为原 子在反应中失去或得到电子以达到稀有 气体的稳定结构，由此形成的正离子 (positive ion)和负离子(negative ion)以静 电引力相互吸引在一起。
离子键的形成：与元素的电负性差有关。
成鍵数=8/2=4
nl = nv – ns=24-8=16
孤电子对数=16/2=8
画出结构式：
离子键价键理论
●形式电荷：原子满足八隅体时多余或缺少的电子数 QF = nv – ns– nl
形式电荷为0时最稳定 相邻原子的形式电荷为同号时，最不稳定 书写时形式电荷应尽可能地小
离子键价键理论
［例］写出CO的路易斯结构式，并标出形式电荷。 解： no= 8 + 8 =16； nv = 4 + 6 = 10 ns = no - nv = 16-10 = 6