化学键与分子结构
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根据原子轨道的最大重叠原理，共价键的形成将沿 着原子轨道（或者说电子云）最大重叠的方向进行， 这样两核间的电子云越密集，形成的共价键就越牢 固，这就是共价键的方向性
★ S轨道的角度分布图形是球形，所以s-s原子轨道的重叠无方向性
H原子1s轨道和Cl原子3Px轨道重叠示意图
4、共价键的类型
根据原子轨道重叠部分所具有的对称性
2 C原子一般位于中心， 3 H 原子位于中心原子周围
错误
正确
5．路易斯结构式的应用 （Application of Lewis structures）： （1）判断路易斯结构式的稳定性
(2) 可以计算多原子共价分子的键级 键级—分子中两原子间共享电子对的对数
(3) 可以判断原子之间键长的长短。 键级越大，键能越大，键长越短
应为 90°；事实上, 上述两个键角各自都远大于 90°.
Pauling 求助“杂化概念”建立了新的化学键理
论 -------杂化轨道理论.
（1）杂化理论的基本要点
原子在形成分子时，若干不同类型，能量相近的 原子轨道混合起来，重新组合成一组新轨道，这 种重新组合的过程称为杂化，所形成的新的原子 轨道称为杂化轨道 基本要点： ●只有能量相近的原子轨道才能进行杂化，通 常存在激发、杂化、轨道重叠等过程。
头碰头 圆柱型对称
大 不活泼
π键 侧向重叠 通过键的 小
肩并肩 平面对称
小 活泼 易反应
价键理论VBT的优点：抓住了形成共价键的主要因素，
模型直观，与人们熟悉的经典价键理论一致，易发展应 用。其杂化理论在解释分子空间构型方面十分成功。
形成共价键的条件
①要有单电子
②原子轨道能量相近
③电子云最大重叠
④必须相对于键轴具有相同对称性的原子轨道 （即波函数角度分布图中的 +、+ 重叠， 、 重叠，称为对称性一致的重叠）
杂化轨道理论（Hybrid orbital theory）
前面介绍的 s 轨道与 p 轨道重叠方式并不能解释
大多数多原子分子中的键长和键角. 例如, 如果 H2O 和 NH3 分子中的 O－H 键和 N－
H 键是由 H 原子的 1s 轨道与 O 原子和 N 原子中单 电子占据的2p 轨道重叠形成的，HOH 和 HNH 键角
U = ΔH（焓变的负值）
晶格能(U)越大，该离子晶体越稳定
2．晶格能的实验测定： 玻恩 哈伯循环（The Born-Haber cycle）
U
sHm
I (M)
1 2
D(X2 )
A(X)
f H m,MX
Hess定律
式中 sHm 为固态碱金属的升华热，
D为卤素分子的离解能，I为碱金属的 电离能，A为卤原子的电子亲和能，U
晶格能的应用： 比较离子键的强度和晶体的稳定性。
晶体的熔点越高， 硬度越大，
晶格能越大热膨胀系数越小。
压缩系数越小。
共价键与分子几何Байду номын сангаас型
Covalent Bonds and Molecular Geometric Structure
一：经典价键理论 （Classical Covalent Bond Theory）
令 c-为所有原子之间共享电子总数。 则 c=ab，
c/2 = 成键数,即共享电子对数
令d为存在的孤电子数-除了成键电子之外，剩余的电子
d= b-c d/2 = 孤对电子对数
P4S3
HN3
H2CN2
a
八电子构型所需电子总数
b
价电子数总和
c/ 2 成键数 d/ 2 孤对电子对数
7×8 = 56
2 + 3×8 = 26
●
本质是静电引力（库仑引力）
f
q q R2
● 没有方向性和饱和性（库仑引力的性质所决定）
● 键的极性与元素的电负性有关
NaCl
CsCl
Arrangement of ions in crystalline sodium chloride and Cesium chloride
三、离子的特征（Ionic characterization） 离子电荷 离子的电子层构型 离子半径
基态分子和推斥态分子中的电子云分布
由共用电子对所形成的化学键称为共价键
这种方法经鲍林等人发展建立了现代价键理论
2、价键理论的基本要点
（1）电子自旋相反平行配对。
（2）两个原子形成共价键时，其成键轨道对称性 要一致。
（3）原子轨道能量要相近,轨道最大重叠
3、共价键的特点
（1）饱和性: 一个原子含有几个单电子，就能与几个自旋相反 的单电子配对形成共价键 （2）方向性:
重点
共价键 Lewis结构, VB法―杂化理论(VSEPR THEORY) MO法, 键参数,离子键,金属键 分子之间的作用力与分子性质
离子键（Ionic Bond）
一、离子键的形成
离子键是由原子得失电子后，生成的正、负离 子之间靠静电作用而形成的化学键。
nNa(g)
nI1 － ne
nCl(g)
3、离子半径（ionic radii）
(1)离子半径，是根据离子晶体中正、负离子的核间距测出 的，并假定正、负离子的核间距为正、负离子的半径之和
将离子晶体中的离子看成是相 切的球体，正负离子的核间距 d 是 r + 和 r－ 之和 。
r+ r d
（3）离子半径大致有如下的变化规律
a．主族元素自上而下电子层数依次增多，所以具有相同 电荷数的同族离子的半径依次增大
1916年美国化学家路易斯 1、基本思想
（1）形成:通过共用电子对形成共价键
（2）成键规则
在共价分子中，每个原子都应具有稳定的稀有 气体原子的8电子构型（H原子为2电子构型）
“8隅体规则”(Octet Rule)。
2、路易斯结构式的书写
点线式 最常见 点---小黑点表示价电子-（即最外层S，P轨道上 的电子）
ne-
nCl(3s2 3P5 ) E348.7kJmol1 nCl (3s2 3p6 )
形成条件 XA-XB>2.0
80
NaCl的晶体形成时显然有能量
V
0 80
变化，右图为其形成时的势能曲线.
0 250
静电引力 nNaCl
形成化学键 -450 kJ·mol-1
当到达最低点时，引力与斥力达到
0
平衡状态.
HF的生成
（2）π键：两原子轨道垂直核间连线并相互平行 进行同号重叠, 即“肩并肩”（或平行）的方式发 生轨道重叠,称为π键。p-p、p-d、d-d原子轨道 的“肩并肩”重叠都可以形成π键
p键：p轨道（肩并肩）
N2分子结构:三个未成对电子形成一个σ键， 两个π键，（肩并肩）且方向垂直。
σ键和π键示意图
1、离子电荷（ionic charge）
离子电荷是影响离子键强度的重要因素。离子电荷越 多，对相反电荷的离子的吸引力越强，形成的离子化 合物的熔点也越高
2、离子的电子构型（ionic electron configurations）
原子形成离子时，所失去或者得到的电子数和原子 的电子层结构有关。
简单负离子电子构型:最外电子层都是8个电子的 稀有气体结构.
BF3
● 杂化前后轨道数目不变,杂化轨道的数目等 于参加杂化的原子轨道的总数
化学键与分子结构
Chemical Bond And Molecular Structures
主要内容
1. 原子间强相互作用 ― 化学键
离
子键, 共价键, 金属键
2. 原子间弱相互作用
3. 化学键的类型及理论要点
4. 化学键与分子结构, 分子性质 5. 物质性质 ― 化学性质
化学键是分子结构的核心
分子或晶体中相邻原子(或离子)之间强烈的吸 引作用
I(Na) 496kJ mol-1
s
H m,Na
107.7
kJ
mol 1
求UNaCl
解： U 107.7 496 121.7 349 (410.9) 787.3 kJ mol-1
注意正负号！电子亲合能等于电子亲和反应焓变的负值， A(Cl)=- ΔH
Born-Haber循环也往往用来计算实验难以获 得的热力学数据
Li+＜Na+＜K+＜Rb+＜Cs+；F-＜Cl-＜Br-＜Ib．同一周期中主族元素随着族数递增，正电荷的电荷 数增大，离子半径依次减小。
Na+＞Mg2+＞Al3+ c．同一种元素高价离子半径小于低价离子半径
rFe3+(60pm)＜rFe2+(75pm)
d．负离子的半径较大，正离子的半径较小。
e．周期表中处于相邻族的左上方和右下方斜对角线上的 正离子半径近似相等 (对角线规则）
正离子的电子构型比较复杂
2电子构型Li +, Be2+ 8电子构型 Na+、K+、Ca2+
9-17电子构型(最外层不饱和结构离子)：Mn2+、Cr3+、
Co2+
18电子构型：Cu+、Ag+、Zn2+； 18+2电子构型： Pb2+、Bi3+、Sn2+
离子的外层电子构型对于离子之间的 相互作用有影响
Vr0
250 500
2 R0 4 6 8 10 12 14 R/102pm
500
2 R0 4 6 8 10 12 14 R/102pm
r0
r
二、离子键的特点 没有饱和性和方向性
不意味着一个正、负离子的数目可以是任意的。在 离子晶体中，每一个正、负离子周围排列的相反电 荷离子的数目都是固定的
离子键的特点
路易斯的电子对成键： 现代共价键理论奠定了基础
局限性： 共价键的本质 分子的几何构型 共价键的方向性和饱和性
共价键的键能
量子力学理论
价键理论 分子轨道理论
二：近代价键理论（valence bond theory） 1、共价键的形成 1927年海特勒-伦敦
自旋方向相同 排斥态或激发态
自旋方向相反 吸引态或基态表明 了共价键的形成
成键的两个原子间的连线称为键轴，按成键原子 轨道与键轴之间的关系，共价键的键型主要有σ 键、π键等
（1）σ键:重叠轨道的电子云密度沿键轴方向的 投影为圆形，表明电子云密度饶键轴对称. 称为 “头碰头”. s-s、s-p、p-p、d-d原子轨道重叠都可以形成σ键
轨道重叠部分是沿着键轴呈圆柱
σ键
状而分布的。
π键的重叠程度小于σ键，因此π键的键能也小 于σ键，π键的稳定性也小于σ键，π键电子的 能量较高，易活动，是化学反应的积极参与者
两个原子间形成共价单键时，通常是σ键；形 成共键双键或叁键时，其中有一个σ键，其余 的是π键
σ键与π键的对比：
重叠方式 对称情况 重叠程度 键能 化学活泼性
σ键 端向重叠 沿链轴呈 大
nA1 +ne
nNa+ (g) nCl－(g)
核与电子的吸引、核与核的排斥
n[Na+Cl－](s)
电子与电子的排斥达到平衡
形成离子键的必要条件：电离能低的活泼金属元 素与电子亲合能高的活泼非金属元素, 原子间电负 性相差较大，一般要大于2.0左右
离子键的形成
- ne -
nNa(3s1) I1496kJmol1 nNa (2s2 2p6 )
4×5 + 1 + 3×5 = 3×6 = 38 16
(56
(26 16)/2
38)/2 = 9 = 5
10
3
2×2 + 8×3 = 28 1×2 + 4 + 5×2 = 16
(28 16)/2 = 6
2
书写规则: 1 电负性较小的原子常处于中心
电负性较小的原子 ，由于其价电子被原子束缚的力较 小，而易与其他原子所共用，所以在它周围排列的原 子数一般比电负性较大元素原子周围的原子数多，故 电负性较小的原子常处于分子中，电负性较大的原子 一般排列在分子的终端。
为碱金属卤化物的晶格能。
M(s) + Δ s Hm
M(g)
1 2
X2
Δ f Hm,MX
12D(X2)
X(g)
I (M)
A (X)
M+(g)
X (g)
MX(s) U
例题：已知
H f m,NaCl
410.9 kJ mol-1
1 2
D(Cl2 )
121.7
kJ mol-1
A(Cl) 349kJ mol-1
Li+(60pm)≈Mg2+(65pm)
四、晶格能 –离子键强度的表示方法 晶格能(lattice energy)(点阵能U)
➢ 相互远离的气态正离子和负离子结合成1mol离 子晶体时所释放的能量
➢ 1mol离子晶体解离成自由气态离子时所吸收的 能量
U =能量变化的绝对值 如：
晶体生成反应： mMx+(g) + xXm−(g) = MmXx(s)
线----共用一对电子通常用一短线代表 二根短线表示二对电子对共享， 三根短线表示三对电子对共享 未参加成键的电子成为孤对电子
H—H
O = C= O
:Cl : :Cl C Cl :
:Cl :
点式：H N H
H
H
线式
:N N:
NH H
3、共价分子中成键数和孤电子对数的计算：
令 a-为 所有原子形成八电子构型（H为2电子 构型）所需要的电子总数 令 b-为所有原子的价电子数总和
★ S轨道的角度分布图形是球形，所以s-s原子轨道的重叠无方向性
H原子1s轨道和Cl原子3Px轨道重叠示意图
4、共价键的类型
根据原子轨道重叠部分所具有的对称性
2 C原子一般位于中心， 3 H 原子位于中心原子周围
错误
正确
5．路易斯结构式的应用 （Application of Lewis structures）： （1）判断路易斯结构式的稳定性
(2) 可以计算多原子共价分子的键级 键级—分子中两原子间共享电子对的对数
(3) 可以判断原子之间键长的长短。 键级越大，键能越大，键长越短
应为 90°；事实上, 上述两个键角各自都远大于 90°.
Pauling 求助“杂化概念”建立了新的化学键理
论 -------杂化轨道理论.
（1）杂化理论的基本要点
原子在形成分子时，若干不同类型，能量相近的 原子轨道混合起来，重新组合成一组新轨道，这 种重新组合的过程称为杂化，所形成的新的原子 轨道称为杂化轨道 基本要点： ●只有能量相近的原子轨道才能进行杂化，通 常存在激发、杂化、轨道重叠等过程。
头碰头 圆柱型对称
大 不活泼
π键 侧向重叠 通过键的 小
肩并肩 平面对称
小 活泼 易反应
价键理论VBT的优点：抓住了形成共价键的主要因素，
模型直观，与人们熟悉的经典价键理论一致，易发展应 用。其杂化理论在解释分子空间构型方面十分成功。
形成共价键的条件
①要有单电子
②原子轨道能量相近
③电子云最大重叠
④必须相对于键轴具有相同对称性的原子轨道 （即波函数角度分布图中的 +、+ 重叠， 、 重叠，称为对称性一致的重叠）
杂化轨道理论（Hybrid orbital theory）
前面介绍的 s 轨道与 p 轨道重叠方式并不能解释
大多数多原子分子中的键长和键角. 例如, 如果 H2O 和 NH3 分子中的 O－H 键和 N－
H 键是由 H 原子的 1s 轨道与 O 原子和 N 原子中单 电子占据的2p 轨道重叠形成的，HOH 和 HNH 键角
U = ΔH（焓变的负值）
晶格能(U)越大，该离子晶体越稳定
2．晶格能的实验测定： 玻恩 哈伯循环（The Born-Haber cycle）
U
sHm
I (M)
1 2
D(X2 )
A(X)
f H m,MX
Hess定律
式中 sHm 为固态碱金属的升华热，
D为卤素分子的离解能，I为碱金属的 电离能，A为卤原子的电子亲和能，U
晶格能的应用： 比较离子键的强度和晶体的稳定性。
晶体的熔点越高， 硬度越大，
晶格能越大热膨胀系数越小。
压缩系数越小。
共价键与分子几何Байду номын сангаас型
Covalent Bonds and Molecular Geometric Structure
一：经典价键理论 （Classical Covalent Bond Theory）
令 c-为所有原子之间共享电子总数。 则 c=ab，
c/2 = 成键数,即共享电子对数
令d为存在的孤电子数-除了成键电子之外，剩余的电子
d= b-c d/2 = 孤对电子对数
P4S3
HN3
H2CN2
a
八电子构型所需电子总数
b
价电子数总和
c/ 2 成键数 d/ 2 孤对电子对数
7×8 = 56
2 + 3×8 = 26
●
本质是静电引力（库仑引力）
f
q q R2
● 没有方向性和饱和性（库仑引力的性质所决定）
● 键的极性与元素的电负性有关
NaCl
CsCl
Arrangement of ions in crystalline sodium chloride and Cesium chloride
三、离子的特征（Ionic characterization） 离子电荷 离子的电子层构型 离子半径
基态分子和推斥态分子中的电子云分布
由共用电子对所形成的化学键称为共价键
这种方法经鲍林等人发展建立了现代价键理论
2、价键理论的基本要点
（1）电子自旋相反平行配对。
（2）两个原子形成共价键时，其成键轨道对称性 要一致。
（3）原子轨道能量要相近,轨道最大重叠
3、共价键的特点
（1）饱和性: 一个原子含有几个单电子，就能与几个自旋相反 的单电子配对形成共价键 （2）方向性:
重点
共价键 Lewis结构, VB法―杂化理论(VSEPR THEORY) MO法, 键参数,离子键,金属键 分子之间的作用力与分子性质
离子键（Ionic Bond）
一、离子键的形成
离子键是由原子得失电子后，生成的正、负离 子之间靠静电作用而形成的化学键。
nNa(g)
nI1 － ne
nCl(g)
3、离子半径（ionic radii）
(1)离子半径，是根据离子晶体中正、负离子的核间距测出 的，并假定正、负离子的核间距为正、负离子的半径之和
将离子晶体中的离子看成是相 切的球体，正负离子的核间距 d 是 r + 和 r－ 之和 。
r+ r d
（3）离子半径大致有如下的变化规律
a．主族元素自上而下电子层数依次增多，所以具有相同 电荷数的同族离子的半径依次增大
1916年美国化学家路易斯 1、基本思想
（1）形成:通过共用电子对形成共价键
（2）成键规则
在共价分子中，每个原子都应具有稳定的稀有 气体原子的8电子构型（H原子为2电子构型）
“8隅体规则”(Octet Rule)。
2、路易斯结构式的书写
点线式 最常见 点---小黑点表示价电子-（即最外层S，P轨道上 的电子）
ne-
nCl(3s2 3P5 ) E348.7kJmol1 nCl (3s2 3p6 )
形成条件 XA-XB>2.0
80
NaCl的晶体形成时显然有能量
V
0 80
变化，右图为其形成时的势能曲线.
0 250
静电引力 nNaCl
形成化学键 -450 kJ·mol-1
当到达最低点时，引力与斥力达到
0
平衡状态.
HF的生成
（2）π键：两原子轨道垂直核间连线并相互平行 进行同号重叠, 即“肩并肩”（或平行）的方式发 生轨道重叠,称为π键。p-p、p-d、d-d原子轨道 的“肩并肩”重叠都可以形成π键
p键：p轨道（肩并肩）
N2分子结构:三个未成对电子形成一个σ键， 两个π键，（肩并肩）且方向垂直。
σ键和π键示意图
1、离子电荷（ionic charge）
离子电荷是影响离子键强度的重要因素。离子电荷越 多，对相反电荷的离子的吸引力越强，形成的离子化 合物的熔点也越高
2、离子的电子构型（ionic electron configurations）
原子形成离子时，所失去或者得到的电子数和原子 的电子层结构有关。
简单负离子电子构型:最外电子层都是8个电子的 稀有气体结构.
BF3
● 杂化前后轨道数目不变,杂化轨道的数目等 于参加杂化的原子轨道的总数
化学键与分子结构
Chemical Bond And Molecular Structures
主要内容
1. 原子间强相互作用 ― 化学键
离
子键, 共价键, 金属键
2. 原子间弱相互作用
3. 化学键的类型及理论要点
4. 化学键与分子结构, 分子性质 5. 物质性质 ― 化学性质
化学键是分子结构的核心
分子或晶体中相邻原子(或离子)之间强烈的吸 引作用
I(Na) 496kJ mol-1
s
H m,Na
107.7
kJ
mol 1
求UNaCl
解： U 107.7 496 121.7 349 (410.9) 787.3 kJ mol-1
注意正负号！电子亲合能等于电子亲和反应焓变的负值， A(Cl)=- ΔH
Born-Haber循环也往往用来计算实验难以获 得的热力学数据
Li+＜Na+＜K+＜Rb+＜Cs+；F-＜Cl-＜Br-＜Ib．同一周期中主族元素随着族数递增，正电荷的电荷 数增大，离子半径依次减小。
Na+＞Mg2+＞Al3+ c．同一种元素高价离子半径小于低价离子半径
rFe3+(60pm)＜rFe2+(75pm)
d．负离子的半径较大，正离子的半径较小。
e．周期表中处于相邻族的左上方和右下方斜对角线上的 正离子半径近似相等 (对角线规则）
正离子的电子构型比较复杂
2电子构型Li +, Be2+ 8电子构型 Na+、K+、Ca2+
9-17电子构型(最外层不饱和结构离子)：Mn2+、Cr3+、
Co2+
18电子构型：Cu+、Ag+、Zn2+； 18+2电子构型： Pb2+、Bi3+、Sn2+
离子的外层电子构型对于离子之间的 相互作用有影响
Vr0
250 500
2 R0 4 6 8 10 12 14 R/102pm
500
2 R0 4 6 8 10 12 14 R/102pm
r0
r
二、离子键的特点 没有饱和性和方向性
不意味着一个正、负离子的数目可以是任意的。在 离子晶体中，每一个正、负离子周围排列的相反电 荷离子的数目都是固定的
离子键的特点
路易斯的电子对成键： 现代共价键理论奠定了基础
局限性： 共价键的本质 分子的几何构型 共价键的方向性和饱和性
共价键的键能
量子力学理论
价键理论 分子轨道理论
二：近代价键理论（valence bond theory） 1、共价键的形成 1927年海特勒-伦敦
自旋方向相同 排斥态或激发态
自旋方向相反 吸引态或基态表明 了共价键的形成
成键的两个原子间的连线称为键轴，按成键原子 轨道与键轴之间的关系，共价键的键型主要有σ 键、π键等
（1）σ键:重叠轨道的电子云密度沿键轴方向的 投影为圆形，表明电子云密度饶键轴对称. 称为 “头碰头”. s-s、s-p、p-p、d-d原子轨道重叠都可以形成σ键
轨道重叠部分是沿着键轴呈圆柱
σ键
状而分布的。
π键的重叠程度小于σ键，因此π键的键能也小 于σ键，π键的稳定性也小于σ键，π键电子的 能量较高，易活动，是化学反应的积极参与者
两个原子间形成共价单键时，通常是σ键；形 成共键双键或叁键时，其中有一个σ键，其余 的是π键
σ键与π键的对比：
重叠方式 对称情况 重叠程度 键能 化学活泼性
σ键 端向重叠 沿链轴呈 大
nA1 +ne
nNa+ (g) nCl－(g)
核与电子的吸引、核与核的排斥
n[Na+Cl－](s)
电子与电子的排斥达到平衡
形成离子键的必要条件：电离能低的活泼金属元 素与电子亲合能高的活泼非金属元素, 原子间电负 性相差较大，一般要大于2.0左右
离子键的形成
- ne -
nNa(3s1) I1496kJmol1 nNa (2s2 2p6 )
4×5 + 1 + 3×5 = 3×6 = 38 16
(56
(26 16)/2
38)/2 = 9 = 5
10
3
2×2 + 8×3 = 28 1×2 + 4 + 5×2 = 16
(28 16)/2 = 6
2
书写规则: 1 电负性较小的原子常处于中心
电负性较小的原子 ，由于其价电子被原子束缚的力较 小，而易与其他原子所共用，所以在它周围排列的原 子数一般比电负性较大元素原子周围的原子数多，故 电负性较小的原子常处于分子中，电负性较大的原子 一般排列在分子的终端。
为碱金属卤化物的晶格能。
M(s) + Δ s Hm
M(g)
1 2
X2
Δ f Hm,MX
12D(X2)
X(g)
I (M)
A (X)
M+(g)
X (g)
MX(s) U
例题：已知
H f m,NaCl
410.9 kJ mol-1
1 2
D(Cl2 )
121.7
kJ mol-1
A(Cl) 349kJ mol-1
Li+(60pm)≈Mg2+(65pm)
四、晶格能 –离子键强度的表示方法 晶格能(lattice energy)(点阵能U)
➢ 相互远离的气态正离子和负离子结合成1mol离 子晶体时所释放的能量
➢ 1mol离子晶体解离成自由气态离子时所吸收的 能量
U =能量变化的绝对值 如：
晶体生成反应： mMx+(g) + xXm−(g) = MmXx(s)
线----共用一对电子通常用一短线代表 二根短线表示二对电子对共享， 三根短线表示三对电子对共享 未参加成键的电子成为孤对电子
H—H
O = C= O
:Cl : :Cl C Cl :
:Cl :
点式：H N H
H
H
线式
:N N:
NH H
3、共价分子中成键数和孤电子对数的计算：
令 a-为 所有原子形成八电子构型（H为2电子 构型）所需要的电子总数 令 b-为所有原子的价电子数总和