x
■特点：重叠程度小，易断开，与σ共存。
现代价键理论
■ 例：N2分子形成示意图
2s 2px 2py 2pz
π
— +
+
—
N
σ键 π键
π
π
N
Z
π
N
Y
N
2s 2px 2py 2pz
σ
σ键
π键
重叠方式
重叠部分 重叠程度
头碰头
肩并肩
沿键轴呈圆柱形 在节面上,象两块 对称分布 “冬瓜”形状 较大 较小
存在方式
子转移，变成正、负离子。 ②正、负离子间由于静电引力而相互吸引， 形成稳定的化学键，即离子键。
两原子的电负性相差大于1.7，方可形 成离子键。离子键的强度常用晶格能表 示。
10.1.2 晶格能
晶格能：是指气态正、负离子结合成 1mol晶体时所放出的能量，用U 表示，单 位kJ· -1。 mol 晶格能是负值，其代数值越小，晶体 越稳定。
10.2.2
1.基本要点：
杂化轨道理论
•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。 •轨道的形状和空间伸展方向发生变化，在 空间分布采取最大夹角。 •杂化轨道成键同样满足最大重叠原理。
2. 杂化轨道类型 2s ①sp杂化 Be：2s2 BeH2的空间构型为直线 2p激发 形
D1 499kJ mol1 D 2 429kJ mol1
-1
E(H - O) ( D1 D2) / 2 464kJ mol
②键长
分子中两原子核间的平衡距离称为键长。 键长越短，键越牢固，形成的分子越稳定。
如：H－F， H－Cl， H－Br，H－I 键长依 次递增，而键能依次递减；单键、双键及叁 键的键长依次缩短，键能依次增大，但与单 键并非两倍、叁倍的关系。
CH4为正四面体结构
在此基础 1931年 Pauling 等人 提出了杂化轨道理论
1928 年鲍林(Linus Pauling, 1901-1994) 把海特勒-伦敦方法应用于化学键。
1934年鲍林发表了关于化学键的工作 证明了这些键的稳定性。
美国化学家。因其在研究化学键性质的成就获 1954年度诺贝尔奖，1962年又因其在裁军方面 所付出的努力而获诺贝尔和平奖。
①键能 在标准状态下， 1mol气态AB分子拆 开成气态原子所需要的能量，叫AB的离解 能（D）。 对双原子分子而言，离解能就是键能。 D(H—Cl)=432kJ· -1, D(Cl—Cl)=243kJ· -1 mol mol 在多原子分子中，离解能和键能是不同的。 键能愈大，键愈牢固。
H 2 O(g) H(g) OH(g) HO(g) H(g) O(g)
杂化轨道理论
现代价键理论 说明了 共价键的形成
解释了 无法解释
共价键的方向性和饱和性 CH4结构
价键理论认为自旋方向相反的单电 子相互配对成键。 BeCl2、CH4无法解释。 Be：2s2
C：2s22p2
杂化轨道理论
价键理论 说明了 共价键的形成 解释了 无法解释
二
、杂化轨道理论
共价键的方向性和饱和性
10.1.3 离子键的特征
⑴离子键的本质是静电引力 ⑵离子键没有方向性 ⑶离子键没有饱和性 ⑷键的离子性与元素的电负性有关。 （100%的离子键是不存在的）
10.1. 4 离子的特征
（1）离子电荷（k+ ，F-） （2）离子的电子构型 2；8；18；18+2；9-17电子构型。 （3）离子半径 主族元素同一周期，随族数递增，正离子电荷 增大，半径减小。Na+>Mg 2+ > Al 3+；从上到 下，离子半径依次增大。
■ 定义：分子或晶体中相邻原子或
离子间的强烈吸引作用力
■
类型：
化学键
( chemical bond )
离子键
(ionic bond) ◆ ● ■
共价键
(covalent bond)
金属键
(metallic bond)
正、负离子间靠静电作用形成的化学键 原子间通过共用电子对形成的化学键 通过自由电子将金属原子和金属离子联
2.价键理论基本要点与共价键的特点
价键理论基本要点： •自旋方向相反的未成对价电子相互配对； •原子轨道重叠最大。 共价键的特点： •饱和性 H Cl H O H N N
•方向性
(2)原子轨道最大重叠原理 成键电子的电子云重叠的越多，核间电子云 密度越大，形成的共价键越牢固
3.共价键的类型
①σ键： 原子轨道沿核间 联线方向进行同号重 叠(头碰头)。
2p
H Be H
2p
sp
2s
2s
sp杂化
Be采用sp杂化 生成BeH2
两个sp杂化轨道
②sp2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
BF3的形成
三个sp2杂化轨道
③ sp3杂化
CH4空间几何构 型: 正四面体
键角: 109°28
1.Born-Haber循环
1 K (s) + 2 Br2 (l)
△ fHm
KBr(s)
U △ rHm,6
1 升 Br2 (g) 华 △ rHm,1 2 1 能 键能 △ rHm,4 2
气化热 △ rHm,3
Br (g)
K(g)
△ rHm,2
电离能
△ rHm,5
电子亲和能
Br (g) + + K (g)
共价键是通过共用电子对结合而成的化学键。
现代价键理论
■ 1916年路易斯（Lewis)提出经典共价键理论
共价键是由成键原子双方提供电子组成 共用电子对所形成的。
成功
初步揭示共价键 与离子键的区别
缺陷
无法解释电子配对成键的原因 及共价键的方向性等
海特勒(Walter Heitler, 1904-1981) 美籍德国物理学家。海特勒(Walter Heitler, 1904-) 和伦敦(Fritz London， 1900-1954) 将海森堡德共振理论应用于氢分子的共价键。 结果证明了电子自旋函数的稳定性，并否定 了相同氦键的稳定性。
系在一起的作用力
化学键：
离子键
价键理论 共价键 分子轨道理论
金属键
§10.1
离子键
10.1.1 离子键理论的主要论点
10.1.2
晶格能
10.1.3 离子键的特征 10.1.4 离子键的特征
10.1.1 离子键理论的主要论点
①当活泼金属原子和活泼非金属原子相遇
时，由于电负性相差很大，发生原子间电
晶格能对离子晶体物理性质的影响： 离子电荷数大,离子半径小的离子晶体晶 格能大,相应表现为熔点高、硬度大等性能。
NaCl 型 离子晶体 NaF NaCl NaBr NaI MgO CaO SrO BaO Z1 1 1 1 1 2 2 2 2 Z2 1 1 1 1 2 2 2 2 r+ /pm 95 95 95 95 65 99 113 135 rU /pm /kJ²mol-1 136 920 181 770 195 733 216 683 140 4147 140 3557 140 3360 140 3091 熔点 /o C 992 801 747 662 2800 2576 2430 1923 硬度 3.2 2.5 <2.5 <2.5 5.5 4.5 3.5 3.3
**
sp3d2杂化
H3COH 为sp3不等性 CH2O 为sp2 不等性
小结:杂化轨道的类型与分子的空间构型 杂化轨道类型 参加杂化的轨道 杂化轨道数
成键轨道夹角 分子空间构型
s+p s+(2)p s+(3)p 2 3 4
不等性
s+(3)p 4
三角锥 V型
直线形 三角形 四面体
实例
中心原子
共价键 H－F H－Cl H－Br H－I F－F Cl－Cl Br－Br I－I
键长 键 能 共价键 l/pm E/(kJ²mol-1) 92 570 H－H 127 432 C－C 141 366 C－C － 161 298 C－C － － 141 159 N－N 199 243 N－N － － 228 193 C－H 267 151 O－H
伦敦(Fritz London， 1900-1954) 美籍波兰物理学家。
1.量子力学处理H2分子的结果 两个氢原子电 子自旋方向相反， 靠近、重叠，核间 形成一个电子概率 密度较大的区域。 系统能量降低，形 成氢分子。 核间距 R0为74 pm。 共价键的本质——原子轨道重叠，核间 电子概率密度大吸引原子核而成健。
NH3 BeCl2 BF3 CH 4 HgCl2 BCl3 SiCl 4 PH3 Be(ⅡA) B(ⅢA) C,Si N,P Hg(ⅡB) (ⅣA)
H 2O H 2S
O,S
(ⅥA)
(ⅤA)
主族 S—P型为主， S—P—d型为辅
SP杂化 1个S轨道和1个P轨道间的杂化 （n相同）,直线型 SP2杂化 1个S轨道和2个P轨道间的杂化 （n相同）,正三角形 SP3杂化 1个S轨道和3个P轨道间的杂化 （n相同）,正四面体 SP3d2 1个n S轨道，3个n P轨道，2个nd轨道, 正八面体 d2SP3 1个n S轨道，3个n P轨道，2个(n-1)d轨道, 正八面体 SP3d 1个n S轨道，3个n P轨道，1个nd轨道, 三角双锥体 dSP2 1个n S轨道，2个n P轨道，1个(n-1)d轨道, 正四边形 过渡元素S—P—d型为主，S—P型为为辅（以及s-p- d - f ）