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化学键理论概述(作业)

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化学中的化学键理论

化学中的化学键理论

化学中的化学键理论化学键是指原子间的吸引力力，是分子形成的基础。

化学键的形成、性质和断裂是化学反应的重要环节，也是化学研究的核心内容。

化学键理论是化学学科中的重要分支之一，它揭示了化学键的性质和本质，为化学科学的发展和应用提供了理论基础。

1. 传统化学键理论在传统的化学中，原子间的化学键是指开尔文的“亲和力”理论。

它将原子的吸引力定义为原子核和共享了某些电荷的电子间的作用力，是一个纯经验的观点。

它不是一个特别准确的预测性理论，但是仍然在一些情况下被广泛使用。

2. 共价键理论共价键理论是指两个原子通过共享电子共同发展出的化学键。

这一理论揭示了共价键的本质，即原子间电子的共享。

共价键通常用杂化轨道理论来解释。

杂化轨道理论认为，原子的价电子空壳轨道中的电子可能会混合成新的、更稳定的轨道，称为杂化轨道。

杂化轨道提供了一个更准确的方法来描述共价键——如在氨分子中，氮原子价电子空壳轨道和氢原子的原子轨道混合，产生了四个杂化轨道，分别用于和四个氢原子组成共价键。

3. 离子键理论离子键理论是指形成离子键的原理。

它是一种典型的原子或分子排斥的现象。

当两种化学物质中含有带电离子时，离子间会产生电吸引力，因此导致它们结合到一起，而这些带电离子被称为离子。

离子键通常发生在化合物中，如氯化钠（NaCl）和硫酸二钾（K2SO4）。

4. 金属键理论金属键是指金属中的化学键，通常是由金属离子通过共享电子形成金属键。

金属离子在结晶中排列成空间有序的三维结构，形成晶格。

这种排列方式为金属提供了良好的机械性能和导电性能，在大规模制造工业用金属和合金方面有着重要的应用。

总之，化学键理论是化学学科的核心，它揭示了化学键的本质及其反应机理，为探索化学反应规律和推进实用化学技术发展提供了基础。

为了更好地掌握化学反应过程，我们需要深入了解化学键理论，并将其应用于实践中。

化学键理论

化学键理论

化学键理论1. 引言化学键理论是化学的基础理论之一，用于解释物质中原子如何通过共用、离子、金属等键形成化合物。

本文将介绍化学键的概念、类型、强度和特点，以及相关的分子轨道理论和晶体结构中的键。

2. 化学键的概念化学键是由原子之间的相互作用力形成的，用于稳定原子之间的连接，以形成化合物。

它是化学反应和化学转化的基础。

根据原子之间电子的共享或转移方式，化学键可分为共价键、离子键和金属键三种类型。

2.1 共价键共价键是由两个原子共用一对电子而形成的。

在共价键中，原子之间的电子密度共享，以形成一个稳定的化合物。

共价键的强度取决于原子间的电子云重叠程度。

2.2 离子键离子键是由正负电荷之间的相互作用力形成的。

离子键通常存在于由金属和非金属元素组成的化合物中，其中金属原子失去电子形成阳离子，非金属原子获得电子形成阴离子。

离子键的强度取决于产生的离子之间的吸引力。

2.3 金属键金属键是金属原子之间的强电子云相互作用力形成的。

金属键的特点是原子之间的电子云重叠形成一个导电的金属电子海，这种电子海使得金属具有良好的导电性和延展性。

3. 化学键的强度和特点化学键的强度决定了化合物的稳定性和性质。

共价键通常强于离子键和金属键。

化学键的强度可以通过键能来衡量，键能是在形成化学键时放出或吸收的能量。

化学键的特点还包括键长和键角。

键长是指两个原子之间的距离，它通过实验或计算得到。

键角是指连接三个原子的两个化学键之间的夹角，它决定了分子的形状和空间结构。

4. 分子轨道理论分子轨道理论是用于描述共价键形成和分子性质的理论。

根据分子轨道理论，原子中的原子轨道会线性组合形成分子轨道。

分子轨道存在于整个分子中，描述了共价键中电子的分布情况。

常见的分子轨道包括Sigma（σ）轨道和Pi（π）轨道。

Sigma轨道是由轴向重叠形成的，是共价键中电子密度最高的轨道。

Pi轨道则是通过平面上的侧向重叠形成的，通常存在于双键和三键中。

5. 晶体结构中的键除了在分子中形成化学键外，化学键也存在于晶体结构中。

第六章 1节离子键理论

第六章 1节离子键理论
• （1）玻恩 －哈伯循环，以NaCl为例：
NaCl (s) U E I Na+ (g) + Cl (g) + eNa (g) + Cl (g) ∆fH0 Na (s) + 1/2 Cl2 (g) S Na (g) +1/2 Cl2 (g) 1/2D
Na+ (g）+
Cl- (g)
U = -∆fH0 + S +1/2 D + I - E = [-(-411)+109+121+496-349] ∆ = 788 kJ· mol-1
半径比、晶型、配位数关系表
半径比（r+/r-） 配位数 晶体构型 0.225 ~ 0.414 4 0.414 ~ 0.732 6 0.732 ~ 1.0 8 立方ZnS型 NaCl型 CsCl型 实例 ZnO、ZnS NaCl CsCl
注意：构型还与物质的存在条件有关。
(2)理论推导
• 方法很多，如 Bron-Lande公式：
138490Z + Z − A 1 U = (1 − ) r n
Z+、Z-：离子电荷； A：Madelung常数； n：Bron指数； r：正负离子半径之和。
一些离子晶体的晶格能表
晶体 NaCl 晶格能 晶体 晶格能
四.离子的特征
• 1.离子的电荷 1.离子的电荷 离子是一种带电微粒，所带电荷数=在反应时 得到或失去的电子数。 对于主族元素最高电荷数=其族数。 2.离子的电子构型 2.离子的电子构型
三.离子键的强度
• 在实际中常用晶格能衡量离子键的强度。 • 晶格能越大，键越强。 1.定义：
晶格能：互相远离的气态正、负离子结合生 成1 mol 离子晶体时所释放的能量，用 U 表示。 如：Na + ( g ) + Cl－ ( g ) = NaCl ( s ) U = -△rHm

分子结构-化学键理论概述

分子结构-化学键理论概述

共价键的本质——从上面分析可知， 共价键依然是电性的，本质是轨道重 叠和电子共用，但这时是共用电子形 成的负电区域的引力，而不是库仑静 电引力。
11-2-3 现代价键理论（电子配对法） 的要点
1 共价键的形成
鲍林等人将海特勒－伦敦氢分子方法推 广到其他复杂分子系统中，认为共价键的形 成必须符合以下原理：
11-1 离子键理论
11-1-1 离子键的形成
1916年德国化学家柯塞尔（科塞尔） 根据稀有气体具有稳定结构的事实提 出了离子键理论。
离子键的形成机制
稳定倾向——活泼金属原子和活泼非金属原子接近 时，都有达到稳定稀有气体结构的倾向。
电子转移——这时活泼金属原子易失去价电子，成 为带正电荷的正离子 (阳离子)；活泼非金属原子易 得到相应电子，成为带负电荷的负离子 (阴离子)， 即电子转移。一旦形成正负离子，两者继续靠近时 电子结构变化不大。
d ＝ r+＋r就可以得到其他离子的半径。
离子半径（pm）
离子半径变化规律
同主族上下同电荷离子半径增加； 同周期中，正离子电荷越高越小， 负离子电荷越高越大。
同元素：正离子＜原子＜负离子。
对性质的影响——离子半径越小，引力 越大，熔点和沸点越高（限于典型的离 子晶体）。同时影响化学性质，如I-、 Br -、Cl -、 F-的还原性依次降低。
计算——晶格能难以直接测量，可应 用玻恩-哈勃循环间接测量得到（实际
得到的是ΔH，但和ΔU相差不大，因此忽略 了差别 ）。
玻恩-哈勃循环（重要） Q Na ( s ) + 1/2 F2 ( g )
S
D/2
Na ( g )
F (g)
I
E
NaF ( s ) U0

化学键理论

化学键理论

偶联剂分子应至少含有两种官能团，第一种官能团在理论上可于增强材料起化学反应，第二种官能团在理论上应能参与树脂的固化反应，与树脂分子链形成化学键结合，于是，偶联剂分子像“桥”一样，将增强材料与基体通过共价键牢固地连接在一起了。

1简介1949年，Bjorksten和Lyaeger共同提出化学键理论。

关于分子（或晶体）内相邻原子（或离子）间相互结合的理论。

按照这种理论，原子（或离子）是以化学键的形式结合成分子（或晶体）的。

形成化学键的物理机制是电磁相互作用。

2重要意义分子中元素原子的电子从一个原子转移到另一个原子而形成正负离子，由电荷相反的正负离子通过其过剩电荷的库伦力彼此吸引形成分子，这种静电库伦力称为离子键；原子间以共享电子对的方式形成分子，这种化学键称为共价键；在通常情况下，共价键共享的电子对分别由两个原子提供，有时共享的电子对则是由一个原子提供的，这样的共价键称为配位共价键；联结金属原子的键称为金属键，金属键的最显著特点是成键电子的流动性，它使金属表现出高度的导电性和导热性；由极性很强的化合物H-X键上的氢原子与另一个键中电负性很大的原子X上的孤立电子相互吸引而形成的分子之间的一种结合力叫氢键。

氢键不是化学键，氢键属于分子间作用力。

氢键的作用力比范德华力强而比化学键弱。

氢键在生理学和蛋白质结构化学上具有重要的意义。

3人类认识人类对物质结合方式的认识源远流长。

在古希腊，恩培多克勒用爱和恨说明物质间的结合和分离，德谟克利特则用原子的漩涡运动说明原子的聚集和分散。

中世纪的J.R.格劳伯（1604～1670）提出了物质同类相亲、异类相斥的思想。

其后还出现了关于物质结合的亲和力说，认为物质的微粒具有亲和力，由此互相吸引而结合在一起。

19世纪初，瑞典化学家J.J.贝采利乌斯（1779～1848）提出了一种建立在正负电相互吸引的观念基础上的电化二元说，从而使亲和力说更加系统化。

阐明分子中原子相互作用的经典价键理论是在原子概念基础上形成的。

化学键理论概述

化学键理论概述

波恩－哈伯循环 Na ( s ) + 1/2Cl2 ( g )
Δ f HӨm NaCl ( s )
ΔH1＝ΔHvap ΔH2 ＝1/2 E Na ( g ) ΔH3＝I1 Cl ( g ) ΔH4 ＝-Eea,1 ΔH5＝ - U
Na＋( g ) + Cl－( g )
ΔfHӨm = ΔH1 + ΔH2 + ΔH3 +ΔH4 + ΔH5 = ΔHvap + 1/2E+ I1- Eea,1-U
V吸引 = -
q+ · q4 πε0 r
正、负离子之间的总势能与距离 r 关系的势能曲线。
Vp
NaCl 的势能曲线
0
Vp r0
r0
r
近距离相互排斥，远距离相互吸引， 在某一平衡距离时，吸引排斥处于动态平衡，体系势能最小，最稳定。 平衡距离 r0 —— 化学键
配位数 Na+ 6 Cl- 6 无方向性： 电荷球形对称分布 无饱和性： 空间条件允许的情况下，尽可能多的吸引相反的离子。 每个离子周围排列的异号离子的数目是一定的，实际数目与离子半 径及所带的电荷有关。
正离子和负离子之间通过静电引力结合在一起，形 成离子化合物。这种正、负离子间的静电吸引力就叫做 离子键。 当不同的原子通过离子键结合形成分子时，必然伴随 着体系能量的变化，而且新体系的能量大大低于旧体系。 根据库仑定律，两个距离为r，带有相反电荷 q+ 和 q- 的正、 负离子之间的势能 V吸引为：
缺电子体系
奇数电子体系 多电子体系
Be原子半径小，不能有大的形式电荷。
+1 -2 +1
F = Be = • F • •
•

第七章 化学键理论概述

第七章 化学键理论概述

3
BF CH BeCl 3 4 2 实例 HgCl2 BCl3 SiCl4 Be(ⅡA) B(ⅢA) C,Si 中心原子 Hg(ⅡB) (ⅣA)
PH3 N,P
(ⅤA)
NH 3
H2O H2S O,S
(ⅥA)
（5）sp3d2杂化

定义：同一原子内，由1个ns轨道与3个np轨道、 2个nd轨道间发生的杂化叫sp3d2杂化。杂化后形成 的6个新轨道叫sp3d2杂化轨道。 特点：每个sp3d2杂化轨道中含有1/6s成分和 3/6的p成分、2/6的d成分。
2.杂化轨道类型与分子的空间构型 ①sp杂化
由1个ns轨道和1个np轨道进行杂化，组成2个等同的sp杂化轨道。
每个sp杂化轨道中含1/2 s成分和1/2 p的成分。 两个sp杂化轨道之间夹角为180°，分子空间构型为直线型。
BeCl2分子形成过程
②sp2杂化
1个ns轨道和2个np轨道经杂化组成3个等同的sp2杂化轨道。
第七章
分子结构
离子键理论 化学键理论 共价键理论 金属键理论
§7 - 1 离子键理论
一、离子键的特点 1. 离子键的本质是库仑静电作用力 + f ∝ q q /r
q+、q-为离子所带电荷, R为离子间距离。
离子键强度是用晶格能来描述的。
2.离子键的特点：
既无方向性，也无饱和性。 离子化合物是由正负离子通过离子键相互交替连 结而成的晶体结构。
Na(s) + 1/2F2(g) S Na(g) I 1/2D F(g) A
ΔH
NaF(s)
U
Na+(g)
+ F－(g)
式中 S为 Na 的升华热 (108.8 kJ· mol － 1) ， I 为 Na 的电离势（ 495.8 kJ· mol － 1) ， D 为 F 的 键 能 (141.8 kJ· mol － 1 ） ， A 为 F 的 电 子 亲 合 势 (-328.0 2 kJ· mol－1)，ΔH为NaF的生成焓(-573.65 kJ· mol－1)，U为NaF的晶格能。

化学键理论概述

化学键理论概述

F
sp杂化轨道
激 发
杂 化
SP3d2杂化（以SF6的分子结构为例）
激发
杂化
重叠 SF6的分子形成过程
sp3d2杂化轨道是由一个s轨道、三个p轨道和两个d轨道组合而成，其特点是6 个sp3d杂化轨道指向正八面体的六个顶点，相邻的夹角为90º 。
F
SF6分子的空间结构
F
F S F
F
sp3d2杂化轨道示意图
NH
3
H2 O
杂化轨道总结
(1)轨道杂化是指同一个原子中相关轨道的混合由此产生的 杂化轨道也是原子轨道。
(2)参与杂化的轨道中电子所处的能级略有不同，而杂化后 的电子则处于相同能级。杂化后能级相当于杂化前有关 电子能级的中间值。 (3) 杂化只能发生在能级接近的轨道之间，如能层数相同的 s、p、d轨道之间，或(n-1)d与ns、np之间，能量也是相 近的。亚层符号按能层、能级升高的顺序排列，例如 d2sp3和sp3d2代表不同杂化轨道。
⑷ 周期表中相邻族左上与右下斜对角线上的正离 子半径近似相等； 如：r（Mg 2+ )=65pm ≈ r（Li + )= 60pm ⑸ 负离子半径一般较大，约130-250pm 正离子半径一般较小，约10-170pm.
四、离子晶体
1、离子晶体的特征和性质 类型：活泼金属的氧化物和盐类 特征: 晶格结点上的质点—正、负离子； 质点间作用力—离子键； 配位数 — 6、8、4等；
Na(s)+1/2Cl 2 (g) 298K，标准态 NaCl(s) △f Hm°
S↓ ↓ 1/2D
Na(g)
I↓
+
Cl(g)
↓E
-
-U ° △ f Hm =S+I+1/2D+( - E)-U U=109+496+121- 34பைடு நூலகம்+411 =788( KJ · mol

配合物中的化学键理论

配合物中的化学键理论
7
3-
3-
3、 外轨型配合物和内轨型配合物 外轨型配合物： ①、外轨型配合物：
A、定义：指形成配合物时，中心离子全部采用 定义：指形成配合物时， 外层空轨道（ nd）进行杂化， 外层空轨道（ns, np, nd）进行杂化，并与配体结 合而形成的配合物。 合而形成的配合物。
B、特点： 特点：
a 、 中心离子仅采用外层空轨道 （ ns, np, nd） 中心离子仅采用外层空轨道（ nd） 进行杂化成键。 进行杂化成键。 b、杂化类型为：sp3和sp3d2杂化。 杂化类型为： 杂化。 c、配合物有较多的未成对电子。 配合物有较多的未成对电子。
4d
d2sp3
返回6 返回6
26
16
④、成键过程： 成键过程：
17
[Ag(NH3)2]+的形成过程 Ag+的价电子构型为 解：Ag+的价电子构型为 4d10 5s0
5p 5s 4d
↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓
SP杂化 杂化 5p
4d
↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓
sp
:NH3 :NH3
↑↓ ↑↓ ↑↓
5p
2NH3
↑↓ ↑↓
4d
↑↓ ↑↓
3
2、 配离子的空间构型 ①、配位数为2的配离子 配位数为2 中心离子sp杂化 空间构型为直线型。 杂化， 中心离子sp杂化，空间构型为直线型。 [Ag(CN)2]－等。 如 例： 配位数为4 ②、配位数为4的配离子 有两种成键方式 A、以sp3杂化轨道成键 ： 中心离子sp 杂化， 中心离子sp3杂化，配离子的空间构型为 四面体。 正 四面体。 如： [Zn(NH3)4]2+、[HgI4]2－等。 例：
见例5 例：（见例5、例7、）

配合物的化学键理论

配合物的化学键理论

配体场理论
配位场理论是晶体场理论的发展，分别 取其晶体场理论和分子轨道理论的优点 结合而成。对中心离子与配体静电作用 部分用晶体场理论来处理，而共价作用 部分用分子轨道理论来处理。
遵循成键三原则：能量近似、最大重叠 和对称性匹配原则。
在理论上比晶体场理论等方法更为严谨， 所得的结果常用来补充晶体场理论的不 足。
一．判断配合物的空间构型 二．判断配合物的成键类型 三．判断配合物的磁性 四．价键理论的特殊应用
（一） 判断配合物的空间构型
杂化类型决定配离子的空间构型；杂化轨道数 等于中心原子的配位数。
价键理论顺利地解释了配合物的分子构型：
配位数
2
3
4
杂化轨道
sp
sp2
sp3
4 dsp2
分子构型 直线 三角形 正四面体 正方形
配位数
5
杂化轨道 sp3d d2sp2,
分子构型 三角双锥
5 d4s 四方锥
6 sp3d2, d2 正八面体
➢ 2配位的配合物 [Ag(NH3)2]+
Ag+(d10)的电子结构:
4d
5s
5p
[Ag(NH3)2]+的结构 4d :
sp杂化 5p
H3N NH3
结果： [Ag(NH3)2]+形成前后, 中心原子的d电子
单击此处添加标题
第4讲 配合物的化学键理论
单击此处添加标题
配合物的化学键理论，主要研究中心原子和 配体之间结合力的本性；
并用来说明配合物的物理和化学性质：如配 位数、几何构型、磁学性质、光学性质、热 力学稳定性、动力学反应性等。
单击此处添加标题
静电理论 体场理论
分子轨道理论

无机课-04 化学键理论概述 2-考研试题文档资料系列

无机课-04 化学键理论概述 2-考研试题文档资料系列
1
电子对构型
分子构型
4
3
1
举例
SO2
NH3
4
2
2
H2O
电子对斥力大小：成对-成对 <成对-孤对 <孤对- 孤对
电子对数 配体数
m
n
5
4
孤电子 对数
m-n 1
电子对构型
5
3
2
分子构型
变形四面体
举例
SF4
ClF3
5
2
3
I3-
6
5
1
6
4
2
四方锥
BrF5 XeF4
价层电子对互斥理论的局限性：
以中心原子为中心构筑分子结构 1）经验规定，不能说明键的形成原理和相对稳定性，
减去所带的电荷。
N2 ： 2*5 = 10
H2O 1*2 + 6 = 8
N2O： 5*2 + 6 = 16 NO3- 5+6*3+1=24
2. 计算分子或离子中所有原子形成惰性电子结构所需的电子总数n2。
N2 ：2*8 =16
H2O： 2*2+8 =12
N2O：3*8 =24
NO3- ： 8*4 = 32
画Lewis式的基本步骤： 方法1
1. 计算价电子数总数和成键电子对数 2. 画骨架结构，多重键确定，标出孤对电子 3. 形式电荷的计算 4. 检查，共振结构
画Lewis式的基本步骤： 方法2
1. 画出骨架，每个原子单键相连。 2. 计算价电子总数； 3. 计算孤电子个数： 总价电子数 - 成键电子数 4. 用孤电子使周边原子达到八电子结构，从电负性最大开始。 5. 如果还剩余孤电子则放在中心原子上。 6. 如果中心原子总电子数少于8，则从周边原子中移动一对

第7章 化学键理论概述

第7章 化学键理论概述

2
离子的电子构型
简单负离子一般为 8 电子构型
如 F―，O2―，Cl― 简单正离子 ① 0 电子构型 如 H+
② 2 电子构型（ns2） 如 Li+，Be2+ ③ 8 电子构型（ns2 np6） 如 Na+， Ca2+
④ 9~17 电子构型（ns2 np6 nd1―9） 如 Fe2+，Cr3+ ⑤ 18 电子构型 （ns2 np6 nd10） 如 Ag+，Cd2+ ⑥ （18 + 2） 电子构型 （n―1）s2（n―1）p6（n―1）d10 ns2
H5
H3
Na+（g） +
H6 是 NaCl 的标准生成热 fHm 由盖斯定律得：
H6 = H1 + H2 + H3 + H4 + H5
由 得
H6 ＝ H1 + H2 + H3 + H4 + H5 H5 ＝ H6－（H1 + H2 + H3 + H4）
所以 －H5 ＝（H1 + H2 + H3 + H4）－ H6 即 U ＝ H1 + H2 + H3 + H4 － H6 ＝ A + 1 D + I1－ E － f Hm 2
如 Sn2+，Bi3+
离子的电子构型与离子键的强度有关， 对离子化合物的性质有影响。 例如，Na+ 与 Ag+ 的离子半径分别是 99 和 100 pm，但是 NaCl 易溶于水，而
AgCl 难溶于水。
3 离子半径
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 则是 r + 和 r－ 之和 r+ d r－

化学键理论

化学键理论

化学键理论简介化学键是指将两个或多个原子结合在一起的力，是构成分子和化合物的基本单位。

化学键理论旨在解释化学键形成的原因以及化学键的类型和性质。

本文将介绍几个常见的化学键理论。

1. 价键理论价键理论也称为路易斯理论，是由美国化学家吉尔伯特·路易斯于1916年提出的。

根据这个理论，化学键形成是由于原子之间的电子共享或电子转移。

在化学键中，原子通过共享或转移电子以实现稳定状态。

共价键的形成是通过电子共享形成的，而离子键的形成是通过电子转移形成的。

2. 电子云理论电子云理论也称为量子力学理论，是由奥地利物理学家艾尔温·薛定谔等人在20世纪初提出的。

根据这个理论，电子不能被简单地看作是粒子，而是存在于原子周围的一种云状结构，称为电子云。

在化学键中，电子云之间的重叠是化学键的形成基础。

共价键形成是由于两个原子的电子云的重叠，而离子键形成是由于正负电荷之间的吸引力。

3. 分子轨道理论分子轨道理论是由德国化学家恩斯特·赫尔曼·福克和罗伯特·桥·休伊特于20世纪初提出的。

根据这个理论，分子中的电子不再局限于原子轨道，而是存在于整个分子的分子轨道中。

分子轨道可以是成键轨道（高能级）或反键轨道（低能级）。

共价键的形成是通过成键轨道的重叠，而离子键的形成是通过成键轨道和反键轨道之间的重叠。

4. 杂化轨道理论杂化轨道理论是由美国化学家林纳斯·鲍林在20世纪初提出的。

根据这个理论，原子轨道在形成化学键时会重新组合成一组新的杂化轨道。

杂化轨道具有介于原子轨道之间的性质，可以更好地解释一些分子的形状和键角。

杂化轨道的形成是为了最大限度地重叠，以实现更强的化学键。

5. 价电子对斥力理论价电子对斥力理论也称为VSEPR理论，是由英国化学家罗纳德·吉尔斯彭尼克在1940年代提出的。

根据这个理论，化学键的形成是为了最小化价电子对之间的斥力。

分子的几何形状取决于周围的原子和非键电子对的排列方式。

化学键理论概述

化学键理论概述
pm + 181 pm = 279 pm。钠离子具有 Ne 的电子构型，氯
离子具有 Ar 的电子构型，二者的平均波恩指数为 n = ( 7
+ 9 ) 2 = 8，NaCl 的 Madelung 常数为1.748，将这些数 据代入式（7－4）可以计算出 NaCl 的晶格能为 760
kJ· mol-1，与通过波恩－哈伯循环得到的计算值非常接近。
4 -1
离子键理论
4 -1 -1 离子键的形成
由活泼金属元素和活泼非金属元素组成的化合物如
NaCl，KCl，NaOH，CaO 等，在通常情况下，大多数是
结晶状的固体，具有较高的熔点和沸点，熔融状态时能够 为了说明这类化合物的原子之间相互作用的本质，1916 年，德国化学家 W. Kossel 根据大多数化合物具有稀有气 体稳定结构的事实，提出了离子键的概念。
晶格能不能用实验的方法直接测得，但是可以通过热
化学计算从有关的实验数据间接计算得出。第 3 章 3－2
节中的盖斯定律指出：一个化学反应可以分几步进行，反 应的热效应等于各分步反应热效应的总和。
根据这个定律，德国化学家 Born 和 Haber 建立了著 名的波恩－哈伯循环，用计算的方法来解决热化学问题。
还存在外层电子之间以及原子核之间的相互排斥作用。这 种排斥作用当 r 较大时可以忽略。
但当正负离子充分接近，r 极小时，这种排斥作用的 势能迅速增加。量子力学研究表明，这种排斥作用的势能
V排斥 是用指数形式表示的
V排斥＝Ae
与距离 r 的关系为 V = V吸引 + V排斥

r
(7－2)
式中 A 和ρ为常数。因此，正、负离子之间的总势能
型有关，CsCl、NaCl、ZnS (立方)晶格，A 依次为 1.763、

第七章 化学键理论概述

第七章 化学键理论概述
分子中两个相邻的原子核之间的平均距 离，称为键长（或核间距）
Bond Type
C-C
C=C
C≡C
C-N
C=N
Bond Lengths
ห้องสมุดไป่ตู้C≡N
Triple bond < Double Bond < Single Bond
Bond Length (pm)
154 133 120 143 138 116
键的极性
SO2
NO3
SO3
上述分子虽然含有单键和双键，但实验测得的键长 相等，且介于单、双键之间。
共振体的概念
为解释NO2, NO3, SO2, SO3等分子或离子中的 单键和双键的键长相等而且键长数值一般介于单、 双键键长之间的实验事实，19311933年Pauling提 出了共振体(resonance form) 的概念，即这些分子 或离子的真实结构实际上是两种或两种以上结构 式的共振体。
r0
n
NA--- 阿佛伽德罗常数
A --- 马德隆常数（与晶体中原子空间排列有关）
CsCl型晶体 A = 1.76267；NaCl型晶体 A = 1.74756
ZnS型晶体 A = 1.63806
n：波恩指数；0：真空介电常数 e：1个电子所带的电量；r：正负离子间距离
Z+, Z：电荷数
（b）由热化学数据进行计算
的半径，分别为133 pm 和132 pm。以此为基础，推算出一系列 的离子半径。rMg2+=dMgO-rO2-= 210-132 = 78 pm
1927 年，Pauling 把最外层电子到核的距离，定义为离子半径。并
利用有效核电荷等数据，求出一套离子半径数值，被称为

化学中的化学键原理

化学中的化学键原理

化学中的化学键原理化学是一门揭示物质本质及其变化规律的科学，而化学键则是连接原子的关键所在。

从化学键的分类，到其构成原理、电荷特性等方面，都是化学研究的核心内容之一。

因此，本篇文将着重探讨化学键原理的相关内容，以加深各位读者对化学这门学科的理解和认识。

一、化学键概述化学键简单来说是原子间通过共享或者转移电子(共价键或离子键)、晶格力作用或物理吸引力等方式而形成的化学力，化学键的有关结构决定了物质的化学和生理性质，而化学键的种类决定了化学反应的种类，所以化学键是珍贵的构建分子结构的手段之一。

二、共价键的形成原理共价键的形成原理是原子间的电子共享。

共价键由一个或多个电子对共用，是原子间通过零到多电子配对的方式在化合物中结合在一起。

共价键基本有分子轨道、极性和杂化三个方面。

1.分子轨道简单理解为在原子的电子轨道重叠时，电子从一个轨道跃入到另一个时所形成的共同空间。

越是小分子，分子轨道理论就越好发挥。

例如，甲烷(CH4)中，每个氢原子都提供了一个1s的轨道。

碳原子通过hybridization形成一个sp3杂化轨道，并提供了四个sp3杂化轨道的电子对。

这些电子对重叠，形成一个四角锥形的共享结构，其中每个碳-氢键都被描述为由一个所有成员共享的电子对组成。

2.极性与电负性的影响一些原子更有倾向性吸引电子，因而使分子轨道对分子轨道的叠加发生了变化。

当分子是极性分子时，分子轨道中的电子从一个原子到另一个原子相当常见。

电子由电负性较低的原子流向较高的原子，这种传递形成了一个偏离平行线的分子轨道，这种偏离暗示了一个极性共价键的存在。

例如，在氯气分子中，共价键是由每个氯原子的2p轨道贡献的。

但当氯气分子运动时，每个负电性较大的氯原子占据电子对的相对频率可能比因为性质而被称为还极性的氯气分子中低的氯原子更高。

因此，在具有臭味的氯气分子中这种极性电子对会集中在作为气味感受器的鼻子周围的地方。

3.杂化与混合化化学键的第三个原则和共价键的特殊类型有关，这种键称为杂化键。

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化学键理论概述（作业）7-1从电负性数据判断下列化合物中哪些是离子化合物？哪些是共价化合物？ NaF ； AgBr ； RbF ； HI ； CuI ； HBr ； CsCl ； 答：题设元素的鲍林电负性为：根据化学键理论，如果要生成离子键，成键原子的元素电负性差异必须大于1.7（即：离子百分数大于50%），反之只能形成共价键。

而离子化合物是由离子键形成的化合物，共价化合物是由共价键形成的化合物，故可以通过判断化合物中化学键的类型判断化合物是离子护额合物还是共价化合物。

其判断结果如下：物质类型判断表7-2.试证明立方晶系AB 型离子晶体配位数为4和配位数为8的介稳定状态中r +/r -分别为0.225和0.732。

证明：如果晶体处于介稳定状态，则离子间全接触（同号和异号之间皆接触）；（1）在配位数为4的立方晶体中, ∠ACB= cos109.5°5.109cos ))((2)()()2(5.109cos )()(2)()()(2;222222-+-+-+-+---+++++++=⨯++=⨯=+==r r r r r r r r r BC AC AC BC AB r AB r r AC BC 根据余弦定律：225.015.109cos 11=-+=-+r r7-4.根据已知的下列数据，由伯恩－哈伯循环计算BaCl 2的Δf H m 0；氯分子的解离能：242kJ·mol-1；钡的升华热：193kJ·mol-1；钡的第一电离能：503kJ·mol-1；钡的第二电离能：965kJ·mol-1；氯的电子亲和能：349kJ·mol-1；氯化钡的晶格能：2027kJ·mol-1；解：根据化学热力学理论，物质的生成焓是指：在标准态下，由稳定单质生成1mol纯化合物的热效应。

对于BaCl2的ΔfHm0对于的反应为：Ba（s）＋ Cl2（g）＝BaCl2（s）根据离子键理论，晶格能的定义为：在标准状态下，将1mol离子晶体拆散为气态阳离子和气态阳离子所需要的能量.对于BaCl2为：BaCl2（s）＝Ba2＋（g）＋ 2Cl－（g）根据化学热力学由原理设计如下伯恩－哈伯循环。

f H0 = -U + (S + D + I + 2E) = -2027 +[193+242+503+965+2×(-)349]= -822.00 kJ· mol-1；答：由伯恩－哈伯循环计算BaCl2的ΔfHm0为-822.00 kJ·mol-1；7-8.简述价层电子对互斥理论的主要内容,试用价层电子对互斥理论判断下列分子或离子的空间构型。

BeCl2；BCl3；NH4+；H2O；ClF3；PCl5；I3-；ICl4－；ClO2－；PO43-；CO2；SO2；NOCl；POCl3；解：价层电子对互斥理论的主要内容有：对于ABm型分子，分子的几何构型与中心原子A 的价层电子对构型有关。

其中，中心原子的价层电子对数、电子对的性质（成键电子、孤对电子）、电子对之间的夹角等决定其几何构型。

分子的稳定构型是价层电子对构型中斥力最小的构型。

根据价层电子对互斥理论，题设分子或离子的空间构型为：(1)对于BeCl2分子；中心Be的价层电子对数＝（2＋2×1）/2＝2，其中成键电子对数＝2；故孤对电子对数＝2－2＝0所以分子的空间构型为直线型。

（2）对于BCl3分子；中心B的价层电子对数＝（3＋3×1）/2＝3，其中成键电子对数＝3；故孤对电＝0所以分子的空间构型为平面正三角形；（3）对于NH4+分子；其中成键电子对数＝4；故孤对电子对数＝4－4＝0所以离子的空间构型为正四面体。

（4）对于H2O分子；中心O的价层电子对数＝（6＋2×1－1）/2＝4，其中成键电子对数＝2；故孤对电子对数＝4－2＝2所以水分子的空间构型为“V”形。

（5）对于ClF3分子；中心Cl的价层电子对数＝（7＋3×1－0）/2＝5，其中成键电子对数＝3；故孤对电子对数＝5－3＝2所以ClF3分子的空间构型为“T”形。

（6）对于PCl5分子；中心P的价层电子对数＝（5＋5×1－0）/2＝5，其中成键电子对数＝5；故孤对电子对数＝5－5＝0所以PCl5分子的空间构型为三角双锥。

（7）对于I3-离子；中心I的价层电子对数＝[7＋2×1-(－1)]/2＝5，其中成键电子对数＝2；故孤对电子对数＝5－2＝3所以I3-离子的空间构型为直线形。

（8）对于ICl4－离子；中心I的价层电子对数＝{7＋4×1－（－1）}/2＝6，其中成键电子对数＝4；故孤对电子对数＝6－2＝2所以ICl4－离子的空间构型为平面正方形。

（9）对于ClO2分子；中心Cl的价层电子对数＝{7＋2×0－0}/2＝3.5，其中成键电子对数＝2；故孤对电子对数＝3.5－2＝1.4 所以ClO2分子的空间构型为“V”形。

（9）对于PO43离子；中心P的价层电子对数＝{5＋4×0－(-3)}/2＝4，其中成键电子对数＝4；故孤对电子对数＝4－4＝0所以离子的空间构型为四面体。

（10）对于CO2分子；中心C的价层电子对数＝{4＋2×0－0}/2＝2，其中成键电子对数＝2；故孤对电子对数＝2－2＝2所以CO2分子的空间构型为直线形。

（11）对于SO2分子；中心S的价层电子对数＝（6＋2×0}/2＝3.0，其中成键电子对数＝2；故孤对电子对数＝3.－2＝1 ；所以SO2分子的空间构型为“V”形。

（12）对于NOCl分子；中心O的价层电子对数＝(6＋2×1)/2＝4，其中成键电子对数＝2；故孤对电子对数＝2－2＝2所以NOCl分子的空间构型为直线形。

（13）对于POCl3分子；其中成键电子对数＝4；故孤对电子对数＝4－4＝0所以POCl3分子的空间构型为四面体形。

7-10.简述杂化轨道理论的主要内容。

试用杂化轨道理论解释为什么BF3是平面三角形分子，而NF3却是三角锥形分子。

答：(1)主要轨道理论的主要内容有：a.原子成键时原子轨道要重新组合，形成能量相同的一组新轨道即杂化轨道，轨道组合的过程称为杂化。

b.杂化轨道的数目与参与杂化的原子轨道数目相同，电子在杂化轨道上的分布规则与原子中电子的分布规则相同。

c.杂化轨道的类型、数目与分子的几何构型有关。

如果杂化轨道中占有孤对电子，则不等性杂化，如果杂化轨道全为成键电子占据则为等性杂化。

d.采用等性杂化的分子几何构型与杂化轨道的几何构型一致，采用不等性杂化的分子几何构型等于杂化轨道几何构型中减去孤对电子占据顶点后的几何构型。

(2)对BF3和NF3分子几何构型的解释。

在BF3分子中，成键时B采用等性sp2杂化，故分子的几何构型与杂化轨道的几何构型一致，即为平面三角形。

在NF3分子中，成键时N采用不等性sp3杂化，分子中具有一对孤对电子占据杂化轨道，分子的几何构型为杂化轨道的几何构型减去一个顶点后的构型。

即正四面体减去一个顶点，由于N原子处于原正四面体的中心，减去顶点后N原子成为新的四面体顶点，但六条棱不再相等，几何构型由正四面体转变为三角锥（四面体）。

即NF3是三角锥形分子。

由此可见，BF3分子与NF3分子的化学式虽然相似，但由于成键时中心原子采用的杂化轨道类型不同，产生了分子几何构型上的巨大差异。

7-14.画出下列同核双原子分子的分子轨道能级图，写出分子轨道式，并计算键级。

指出其中哪个最稳定？哪个最不稳定？判断哪些具有顺磁性哪些具有反磁性。

H2；He2；Li2；Be2；B2；C2；N2；O2；F2;解：7-15.写出O22-、O2-、O2、O2+分子或离子的分子轨道式，并指出它们的稳定性顺序。

解：根据分子轨道理论，O2分子的分子轨道能级图为：故O2分子的分子轨道式为：O2：KK( σ2s ) 2 ( σ*2s ) 2 ( σ2p )2 (π2p ) 4 (π * 2p ) 2 ( σ*2p ) 0由于电子在分子轨道中的分布（填充）规律与电子在原子轨道中的规律相同，即电子填充时优先填充最低能量的空轨道，电子失去时先失去能量最高的电子；故O22-、O2-、O2+或离子的分子轨道式分别为：O22－：KK( σ2s ) 2 ( σ*2s ) 2 ( σ2p )2 (π2p ) 4 (π * 2p ) 4 ( σ*2p ) 0O2－：KK( σ2s ) 2 ( σ*2s ) 2 ( σ2p )2 (π2p ) 4 (π * 2p ) 3 ( σ*2p ) 0O2＋：KK( σ2s ) 2 ( σ*2s ) 2 ( σ2p )2 (π2p ) 4 (π * 2p ) 1 ( σ*2p ) 0由于2子总数成键电子总数－反键电分子键级＝给定分子或离子的键级为：O2：键级＝2；O22－键级＝1；O2－键级＝1.5；O2＋键级＝2.5；根据分子轨道理论，分子的键级越大，稳定性越好，故给定分子与离子的稳定性顺序为：O2＋> O2> O2－>O22－7-19.指出下列分子中哪些是极性分子，哪些是非极性分子？NO2；CHCl3；NCl3；SO3；COCl2；BCl3；解：分子的极性来源于分子中正、负电荷重心的不重合；由题设条件可以看出，给出的分子皆由极性化学键形成，所以，分子的极性由分子的几何构型决定。

根据价层电子对互斥理论可以知道：NO2分子为“V”分子，O原子与N原子分属于分子两端，不可能实现正、负重心重合，故为极性分子。

CHCl3分子为三角锥分子，N原子占据其中一个顶点，不可能实现正、负重心重合，故为极性分子。

NCl3分子为“T”分子，Cl原子占三个顶点，分子内还有两对孤电子占据其它两个顶点，不可能实现正、负重心重合，故为极性分子。

SO3分子为平面正三角形分子，S原子占据中心，O原子占据三个顶点，分子内正、负重心重合，故为非极性分子。

COCl2分子为三角形分子，C原子占据中心，O原子占据一个顶点，Cl占据另外两个顶点，分子内正、负重心不重合，故为极性分子。

BF3分子为平面正三角形分子，B原子占据中心，F原子占据三个顶点，分子内正、负重心重合，故为非极性分子。

7-22.判断下列各组分子间存在什么形式的分子间作用力。

（1）苯和CCl4；(2)氦和水；（3）CO2气体；（4）HBr气体；（5）甲醇和水；解：（1）苯和CCl4皆为非极性分子，故只存在色散力；（2）氦为非极性分子而水为极性分子，故氦和水之间存在色散力和诱导力；（3）CO2为非极性分子，故分子间只存在色散力；（4）HBr分子为极性分子，故分子间存在色散力、取向力和诱导力；（5）甲醇和水分子皆为极性分子，且具有氢键生成的条件，故分子间存在色散力、取向力、诱导力和氢键；7-24.用离子极化理论解释AgF易溶解于水，而AgCl、AgBr、AgI难溶于水，且由AgF到AgBr在到AgI依次减小。