（二）离子的电荷
离子所带的电荷也是影响离子键强度的重要 因素，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。
（三）离子的电子层构型
（1）2 电子构型：最外层电子构型为 1s2，如 Li+，Be2+ 等。
（2）8 电子构型: 最外层电子构型为 ns2np6， 如 Na+，Ca+，Al3+ 等。
晶格能是衡量离子键强度的标志。晶格能 越大，离子键强度就越大，熔化或破坏离子晶 体时消耗的能量也就越大，离子晶体的熔点越 高，硬度也越大。
三、影响离子型化合物性质的主要因素
由离子键形成的化合物称为离子型化合物。 离子化合物的性质在很大程度上决定于离子键的 强度，而离子键的强度又与离子的半径、离子的 电荷和电子的构型密切相关。
subHm (Na)
Ed (Cl2 )/2
N a(g)
C l(g)
Байду номын сангаас
Ei(Na)
E ea (C l)
N a + (g ) + C l(g )
E1a(NaCl)
根据 Hess 定律，NaCl 的晶格能为： 1
Ela(NaCl) subHm(Na) Ei(Na) 2 Ed(Cl2) Eea(Cl)f Hm (NaCl)
第
第 第第第 第 第 九
六 五四三 二 一 节 节节节 节 节
章
分 分价轨 共 离 分
子 子层道 价 子 子
作 轨电杂 键 键 用 道子化 的
结
力 理对理 价
构
和 论互论 键
氢 简斥
理
键 介理
论
论
第一节 离 子 键
一、离子键理论的基本要点 二、晶格能 三、影响离子型化合物性质的主要因素
一、离子键理论的基本要点
（3）18 电子构型：最外层电子构型为 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 (n1)s2(n1)p6
(n1)d10ns2，如 Sn2+,Pb2+,Bi3+等。
（5）9~17电子型构：最外层有9~17个电子，
离子键主要特征是没有方向性和饱和性。
由于离子的电荷分布是球形对称的，它在空间 各个方向与带相反电荷的离子的静电作用是相 同的，并不存在某一方向吸引力更大的问题， 因此离子键没有方向性。只要空间条件允许， 每一个离子可以吸引尽可能多的带相反电荷的 离子，并不受离子本身所带电荷的限制，因此 离子键也没有饱和性。当然，这并不意味着一 个阴、阳离子周围排列的带相反电荷离子的数 目可以是任意的。实际上，在离子晶体中，每 一个阴、阳离子中周围排列的带相反电荷离子 的数目都是固定的。
Heitler 和 London 用量子力学处理氢分子形 成的过程中，得到氢分子的能量与核间距之间的 关系曲线。
如果两个氢原子的电子自旋方式相反。当它 们相互接近时，随着核间距减小，系统能量逐渐 降低，当核间距减小到平衡距离时，能量降低到 最低值；如果两个氢原子的电子自旋方式相同， 随着核间距的减小，系统能量逐渐升高。由此可 见，电子自旋方式相反的两个氢原子以核间距R0 相结合，比两个远离的氢原子能量低，可以形成 稳定的分子。而电子自旋相同的两个氢原子接近 时，系统能量升高，且比两个远离的氢原子能量 高，不能形成稳定的分子。
（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:
r(L i)r(N a)r(K )r(R b)r(C s)
r(F)r(C l)r(B r)r(I)
离子半径对离子的强度有较大的影响，一 般说来，当离子所带电荷相同时，离子的半径 越小，阴、阳离子之间的吸引力就越大，离子 键的强度也越大。
r ( F ) r ( F )r ( F e 3 ) r ( F e 2 ) r ( F e )
（2）同一周期电子层结构相同的阳离子的 半径，随离子电荷增加而减小；而阴离子的半 径随离子电荷增加而增大。例如:
r ( N a + ) > r ( M g + ) > r ( A l 3 + )r ( F ) < r ( O 2 )
当电负性较小的活泼金属元素的原子与电负性
较大的活泼非金属元素的原子在一定条件下相互接 近时，它们都有达到稳定的稀有气体结构的倾向， 活泼金属原子失去最外层电子，形成具有稳定电子 层结构的带正电荷的阳离子；而活泼非金属原子得 到电子，形成具有稳定电子层结构的带负电荷的阴 离子。阴、阳离子之间由于静电引力相互吸引，当 它们充分接近时，原子核之间及电子之间的排斥作 用增大，当阴、阳离子之间吸引作用和排斥作用达 到平衡时，系统的能量降到最低，阴、阳离子间形 成稳定的化学键。这种通过阴、阳离子间的静电作 用而形成的化学键称为离子键 。
NaCl 晶体示意图
二、晶格能
离子键的强度通常用晶格能来度量。在 标准状态下使单位物质的量离子晶体变为气
态阳离子和气态阴离子时所吸收的能量称为
晶格能，用符号
E
表示。
la
晶格能可利用 Born‐Haber 循环计算得
到。现以NaCl为例，可以设想反应分为以下
几个步骤进行：
N a ( s )+1 / 2 C l2f Hm (NaCl) N a C l ( s )
电子构型为 ns2np6nd1~9，如
等。
离子的电子构型对离子键的强度有一定的
影响，因此对离子化合物的性质也有一定的影
响。
第二节 共价键的价键理论
一、共价键的本质 二、价键理论的基本要点 三、共价键的类型
一、共价键的本质
1916 年，美国化学家Lewis 提出了经典共价 键理论。Lewis 认为：分子中的每个原子都有达 到稳定的稀有气体结构的倾向，在非金属原子组 成的分子中，原子达到稀有气体稳定结构不是通 过电子的得失，而是通过共用一对或几对电子来 实现的。这种由共用电子对所形成的化学键称为 共价键。
(一）离子半径
与原子一样，单个离子也不存在明确界面。 所谓离子半径，是根据离子晶体中阴、阳离子的 核间距测出的，并假定阴、阳离子的平衡核间距 为阴、阳离子的半径之和。离子半径可用X 射线 衍射法测定，如果已知一个离子的半径，就可求 出另一个离子的半径。
离子半径具有如下规律： （1）同一种元素的阴离子半径大于原子半径； 而阳离子半径小于原子半径，且正电荷越多，半 径越小。例如：