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(2)离子半径变化规律
1) 对同一主族具有相同电荷的离子而言，半径自上而下
增大。例如： Li+＜Na+＜K+＜Rb+＜Cs+；F-＜Cl-＜Br-＜I2) 对同一元素的正离子而言, 半径随离子电荷升高而减 小。例如: Fe3+＜Fe2+ 3) 对等电子离子而言，半径随负电荷的降低和正电荷的 升高而减小。例如： O2-＞F-＞Na+＞Mg2+＞Al3+ 4) 相同电荷的过渡元素和内过渡元素正离子的半径均随 原子序数的增加而减小，
1.杂化轨道理论：
1)同一原子中能量相近的原子轨道之间可以通过叠加混杂 ，形成成键能力更强的新轨道，即杂化轨道。 2)原子轨道杂化时，一般成对电子激发到空轨道而形成单 电子，这个过程所需要的能量完全由成键时放出的能量予 以补偿。 3)一定数目的原子轨道杂化后可得到数目相同，能量相等 的各类杂化轨道。
FBF
H
F
2s 2p
2 2
π CO π
2s 2 2p 4
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5. 键参数（bond parameters ）
化学键的性质在理论上可以由量子力学计算作定量
讨论，也可以通过表征键的性质的某些物理量来描述，
如：电负性、键能、键长、键角和键级。 ■ 键长(bond length)： 分子中两个原子核间的平均距离 键长愈长，化学键的强度愈弱；键长愈短，化学键愈强。 所以单键一般比双键长；双键一般比三键长。 ■ 键角(bond angle)： 分子中键与键之间的夹角 这两个参数可以通过X射 线单晶衍射等实验手段测量得
H2O中O原子采取 sp3 不等性杂化
2p
sp3
2s
基态氧原 子的 结 构
sp3 杂化
杂化轨道
HOH 104ο30'
H2O中共价键形成
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NH3中N 原子采取 sp3 不等性杂化
基态氮原 子的 结 构
sp3杂化
杂化轨道
HNH 107ο 18'
NH3中共价键形成
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ne-
形成条件 XA – XB > 2.0
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形成化学键 -450 kJ· mol-1
12.1.2离子键的特点
q q ● 本质是静电引力（库仑引力）f 2 R
● 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
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12.1 离子键和离子晶体
12.1.1离子键理论
形成 正负 离子 成 键 Na Cl Cle + e Na+
- ne-
+ Na
+ e Cle
2 6 nNa(3s1 ) n Na (2s 2p ) I 496kJmol1
1
静电引力 nNaCl
2 6 nCl(3s 2 3p 5 ) n Cl (3s 3p ) E 348.7kJmol1
● sp3杂化
2p 2s 2s 2p
sp3
激发
杂化
四个 sp3 杂化轨道
杂化轨道
基态碳原 子的结构 CH4中共价 键形成
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● sp2杂化
2p 2s 2s2p轨道 2p 2s sp2
激发
杂化 三个 sp2 杂化轨道
基 态 硼 原 子 的 结 构
杂化轨道
BCl3 中共 价键的形成
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1. 基本要点
● 成键时能级相近的价电子轨道相混杂，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，形状和能量发生改变
总之，杂化后的轨道
●轨道成分变了 ●轨道的能量变了 ●轨道的形状变了
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变了
结果当然是更有利于成 键！
2. 杂化形式
● ● 结合力的本质是电性的
具有饱和性（是指每种元素的原子能提供用于
形成共价键的轨道数是一定的）
Cl H O H N N
例如：H
●
具有方向性（是因为每种元素
的原子能提供用于形成共价键的轨道 是具有一定的方向）
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3. 共价键的键型
◆σ键：原子轨道沿核间联线方向进行同号重叠,
形象的称为“头碰头”。 ◆ π键：两原子轨道垂直核间联线并相互平行进行
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12.3分子间力、氢键与分子晶体
12.3.1分子间力 •化学键是决定物质化学性质的主要因素。另外，气体在一 •定条件下凝聚成液体，甚至凝结成固体都不是由化学键引 •起的。这说明分子之间还存在着相互作用力，就是分子间 •力。由于这种力是荷兰物理学家范德华提出，所以也叫 •范德华力。 •范德华力相当弱一般在几至几十kJ·mol-1，而通常化学 •键的键能为 150-500 kJ ·mol-1，然而分子间的这种微 •弱的作用力对物质的熔点、沸点、表面张力、稳定性都 •有较大的影响。 •1、分子的极性和偶极矩
12.1.3离子特征
1. 离子的电荷：原子在形成离子化合物过程中，失去或得 到的电子数 2. 离子的电子构型 简单负离子一般最外层具有稳定的8电子构型。 正离子：2电子构型 Li+ Be2+ 8电子构型 Na+ K+ Ca2+ 18电子构型 Cu+、 Ag+、 Zn2+ 、 Cd2+、 Hg2+ 18+2电子构型 Pb2+ 、 Sn2+ 、 Bi3+ 9-17电子构型 Fe2+ 、Fe3+、 Cr3+、 Mn2+ 3. 离子半径： (1) 离子半径：根据晶体中相邻正负离子间的核间 距(d)测出的。d = r+ + r- （有效离子半径）
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◆极化力和变形性 ●极化力 影响极化力因素决定于离子的半径、电荷和电
子构型。离子电荷愈高、半径愈小，极化力愈强。正离子
的电荷相同，半径相近，电子层结构对极化力的影响为。 18e(18+2)e>(917)e>8e ● 变形性 离子的半径愈大，变形性愈大。变形性也与电
子构型有关，半径相近的负离子电子层结构对变形性的影
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Question 1
●为什么下列各物质溶解度依次减小，
颜色逐渐加深？ AgF（白色） AgCl（白色） AgBr（淡黄色） AgI（黄色） ●为什么Na2S易溶于水，ZnS难溶于水？
Solution
可用离子极化观点解释。
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12.2 共价键和原子晶体
12.2.1 价键理论(valence bond theory)基本观点
例如 NH3
D1 D2 D3 427 375 356 E (N - H) 3 3 -1 386 (kJ mol )
键能愈大，化学键愈牢固，由这种键构成的分子也就愈稳定。 另外，双键的键能比单键的键能要大；三键的键能比双键的键能大。 键的键能比键的键能大。
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3. 分子的杂化形式和形状的确定方法
● 首先先确定中心原子A的价层电子对数VP
VP = 1/2[A的价电子数+X提供的价电子数 ±离子电荷 数( 负 )] 正
例: VP( SO2 4 )=
1 (6+4×0+2)=4 2
● 确定中心原子A的杂化形式 由A的价层电子对数VP和配位原子X的数目确定 ● 确定分子形状 由A的价层电子对数VP和孤对电子数确 定
氢分子的形成
H2分子的形成
当两个氢原子相互靠近时，若它们的两个电子自旋相反， 随着它们核间距离的减小，1s轨道发生重叠，按照波的叠
加原理可以同相位叠加，核间形成一个电子密度较大的区
域，两核都被电子密度大的区域吸引，体系的能量降低。 当核间距降到R=R0时，体系的能量处于最低值，达到稳 定状态，这种状态称为基态。
到.
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■ 键能(bond energy):
表示在通常外界条件下物质原子间相互作用的
强弱。定义为：在298 K和100 kPa下将1mol气态双
原子分子断裂成2 mol气态原子所需要的能量。
D (H — Cl) = 431 kJ· mol-1 D (Cl — Cl) = 244 kJ·mol-1 对双原子分子：离解能 = 键能 对多原子分子：键能指平均键能
同号重叠,。形象的称为 “肩并肩”。
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Z
πz
X
Y = N 原子
N2分子中的叁键是： 一个σ键、两个π 键！表示为：N
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πy
NHale Waihona Puke 4. 配位键（共价键里的一种特殊形式）
形成条件：成键原子一方提供孤对电子，另一方 提 供空轨道。
NH
H
4
BF4
F

CO
HNH
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12.1.5 离子极化 (ionic polarization)
◆极化和变形
●分子中原子的核外电子受电场的作用，电子云发生变
形，这种现象称为极化。 ●离子自身也受其他离子电场的作用，也可以发
生极化，其结果都是使电子云变形，并使正离子和负离
子之间产生了额外的吸引力。
●负离子的半径一般较大，外壳上有较多的电子，易 于被诱导，变形性大。通常研究离子间的相互作用时， 一般考虑正离子的极化作用和负离子的变形性。
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