0.0 D(-458)
++
-+
R0(74)
R (pm)
基态
排斥态
❖ 自旋相反的氢原子相互靠近：原子轨道重叠，两核间电子云密度
增大，体系能量降低，形成稳定的化学键（基态）
❖ 自旋平行的氢原子相互靠近：两核间电子云密度稀疏，体系能量 升高，不发生原子轨道重叠，无法成键（排斥态）
H2分子的形成过程：
由H2 分子的形成总结出共价键形成过程中的现象
（5）9-17电子型构：最外层有9~17个电子，电子构型为
ns2np6nd1~9，如
等。
三、晶格能
1、晶格能及玻恩—哈伯循环
定义：相互远离的气态正离子和气态负离子结合 成离子晶体时所释放出的能量。
注意：物态和能量及参考体系； 各过程的定义及在循环中的方向； 状态函数性质的应用。
玻恩—哈伯循环
7.2 共价键(Valence bond )
一、离子键理论的基本要点 二、决定离子型化合物性质的因素 三、晶格能
一、离子键理论的基本要点
离子键：正、 负离子之间静电引力作用而形成的化学 键称为离子键
-ne-
nNa(3s1)
+ne-
nCl(3s23p5)
Na＋(2s22p6)
静电引力
Cl- (3s23p6)
nNaCl
以离子键结合的化合物都是以离子晶体的形式存在， 所以NaCl、KCl均为化学式。
r(F) r(F) r(Fe3) r(Fe2) r(Fe)
（2）同一周期电子层结构相同的正离子的半径，随离子
电荷增加而减小；而负离子的半径随离子电荷增加而增大。
例如：
r(Na+ )>r(Mg+ )>r(Al3+ ) r(F )<r(O2)
（3）同一主族元素的电荷相同的离子的半径， 随电子层数增加而增大。例如:
一、价键理论的形成和本质 二、共价键的特性 三、共价键的类型
7.2.1、价键理论
1、经典共价学说 (1916年，Lewis提出）
共价键：由共用电子对形成的化学键 （分子中的原
子通过共用电子对使每一个原子达到稳定的稀有气体
电子结构）
••
•• Cl ••
•
+
•
•• Cl ••
••
••
••
•• Cl
••
+ - + 负重叠(无效重叠)
+
+
零重叠(无效重叠)
-
3.共价键的类型
1、按原子轨道重叠方式分： σ和π键
σ键 ❖ 沿着键轴方向重叠 （“头碰头”重叠） ❖ 轨道重叠程度大，键较稳定
键 ❖ 沿着键轴垂直方向重叠 （“肩碰肩” 重叠） ❖ 轨道重叠程度小于 键，
键稳定性小于 键
2Np2x分-2子px,的2结py构-2：py , 2pz- 2pz 三重键
3、价键理论的要点
（1）自旋方式相反的未成对电子配对形成共价键。 （2）单电子数＝价键数，这是共价键的饱和性。 （3）成键的原子轨道重叠越多，两核间电子出现 的概率密度就越大，形成的共价键就越牢固。这 就是原子轨道最大重叠原理（方向性）。
7.2.2共价键的特性
1.饱和性：一个原子含有几个未成对电子就只能 与几个自旋相反的电子配对成键
离子键的特征：
❖ 没有方向性：正负离子可近似地看成一个弥漫着电 子云的圆球体，电荷分布球形对称，离子能从任何方 向吸引带相反电荷的离子 ❖ 没有饱和性：只要空间许可，一个离子周围可同时 和几个电荷相反的离子相互吸引 ❖ 离子键的离子性大小取决于电负性差值大小
电负性差值越大，电子的偏向越明显，相互作 用越强。
•• Cl ••
••
理论缺陷：
为什么两个互斥的电子能结合在一起
不能说明共价键形成的本质
2、价键理论 (1927年，海特勒－伦敦提出） （Valence Bond Theory，VB）
E
Heitler 和 London 用量子力学处
பைடு நூலகம்
(kJ)
理氢分子形成的过程中得到氢分子的
能量与核间距之间的关系曲线。
y z
y z
N
x
N
4.按电子对提供方式分正常共价键和配位共价键
正常共价键：共用电子对由成键原子双方各提供一个 配位共价键：共用电子对由一方原子提供
形成条件：成键原子一方有孤对电子；另一方有空轨道。 CO分子的结构： CO
C: 2s22px12py13pz O: 2s2 2px12py1 2pz2
3、离子的电子层构型
（1）2 电子构型：最外层电子构型1s2，如Li+，Be2+ 等。 （2）8 电子构型: 最外层电子构型ns2np6，如 Na+，Ca+， Al3+ 等。
（3）18 电子构型：最外层电子构型 ns2 np6nd10 ，如 Ag+ ， Zn2+ 等 。
（4）18＋2 电子构型：次外层有18 个电子，最外层有2 个 电子，电子构型为 (n-1) s2 (n-1) p 6(n-1) d10 ns2 ，如 Sn2+ , Pb2+ , Bi3+ 等。
例如 CsF：离子性： 92%，共价性：8%
NaCl 晶体示意图
二、决定离子型化合物性质的因素
1、离子半径
离子半径：根据离子晶体中正、负离子的核间距测出的，并 假定正、负离子的平衡核间距为阴、阳离子的半径之和。 离子半径具有规律：
（1）同一种元素的负离子半径大于原子半径而正离子半 径小于原子半径，且正电荷越多，半径越小。例如：
单电子数＝价键数
例：H·一个未成对电子， H2一个共价键 例：·O·····二个未成对电子， O2二个共价键 例：··N···三个未成对电子， NH3和N2三个共价键
2.方向性：轨道必须满足最大重叠——沿着原子轨 道最大重叠的方向重叠才能成键
重叠类型: 同符号部分重叠.
- + + 正重叠(有效重叠)
r(Li ) r(Na ) r(K) r(Rb) r(Cs) r(F ) r(Cl) r(Br) r(I)
一般说来，当离子所带电荷相同时，离子的半 径越小，正、负离子之间的吸引力就越大，相应化 合物的熔点也越高。
2、离子的电荷
当离子的半径相近时，离子的电荷越高，对带相反电荷 的离子的吸引力越强，离子键的强度就越大，形成的离 子型化合物的熔点也越高。
第七章分子结构
化学键：分子中直接相邻原子间强烈的相互作用 （离子键、共价键、金属键）
AB电负性差>1.7，离子化合物 AB电负性差<1.7，共价化合物 AB电负性差＝1.7，单键为离子化合物
HF例外，电负性差1.78，共价化合物
范德华力：分子间弱相互作用
分子空间构型：几何形状
7.1 离子键(Ionic bond)