当正负离子核间的距离达到某一个特定值R0时，正负离子间的引力和斥力达到平衡，整个体系的总能量降至最低。这时体系处于一种相对稳定状态，正负离子间形成一种稳定牢固的结合，也就是说在正负离子间形成了化学键。
NaCl的势能曲线
2．离子键的特征
离子键的本质是静电引力，没有方向性也没有饱和性。
3．离子键的离子性及与元素的电负性关系
相互成键的原子之间电负性差值（一般大于1.7）越大，形成的离子键的离子性成分也就越大。
4.离子的特征
（1）离子的电荷:离子的电荷数是形成离子键时原子得失的电子数。 正离子电荷一般为＋1、＋2，最高为＋3、＋4；
负离子电荷较高的如－3、－4的多数为含氧酸根或配离子。 （2）离子的电子层构型：
＋＋
a． 2电子构型：最外层为2个电子的离子，如Li，Be2等。
＋－－
b． 8电子构型：最外层有8个电子的离子，如Na，Cl，O2等。
＋＋＋＋
c． 18电子构型：最外层有18个电子的离子，如Zn2，Hg2，Cu，Ag等。
＋
d． （18＋2）电子构型：次外层有18电子，最外层有2个电子的离子，如Pb2等。
＋＋＋
e． (9~17)电子构型：最外层电子为9~17的不饱和结构的离子，如Fe2，Cr3，Mn2等。 不同正离子对同种负离子的结合力的大小有如下的经验规律：
8电子层构型的离子<9~17电子层构型的离子< 18或18＋2电子层构型的离子
（3）离子半径：在离子晶体中正负离子的接触半径。把正负离子看作是相互接触的两个球，两个原子核之间的平均距离，即核间距就可看作是正负离子的半径之和，即d＝r＋+r－。 离子半径的变化规律：
a．在周期表各主族元素中，由于自上而下电子层数依次增多，所以具有相同电荷数的同族离子的半径依次增大。例如： ＋＋＋＋＋Li b．在同一周期中主族元素随着族数递增，正离子的电荷数增大，离子半径依次减小。例如： ＋＋＋ Na>Mg2>Al 3 c．若同一种元素能形成几种不同电荷的正离子时，则高价离子的半径小于低价离子的半径。如： ＋＋ rFe3(60pm) d．负离子的半径较大，约为130pm ~ 250pm，正离子的半径较小，约为10pm ~ 170pm。 e．周期表中处于相邻族的左上方和右下方斜对角线上的正离子半径接近。例如： ＋＋ Li(60pm)≈Mg2(65pm) ＋＋ Sc3(81pm)≈Zr4(80pm) ＋＋ Na(95pm)≈Ca2(99pm) 2.4.2 共价键及分子构型 同种原子或两个电负性相差较小的原子如何形成分子？1916年路易斯提出了原子间共用电子对的共价键理论。 根据共价键理论，成键原子间可以通过共享一对或几对电子，达到稳定的稀有气体的原子结构，从而形成稳定的分子。 这种原子间靠共用电子对结合起来的化学键叫做共价键。由共价键形成的化合物叫共价化合物。例如，H2、H2O、HCl、N2分子用电子式表示为： 近代共价键理论：价键理论（VB法）、杂化轨道理论、价层电子对互斥理论（VSEPR法）和分子轨道理论（MO法）。 1．价键理论 （1）共价键的形成： 用量子力学处理氢分子结构得到的结果表明：当两个氢原子相互靠近时，可能形成两种状态：“基态”和“排斥态”。从能量的角度来看，当两个核外电子自旋相反的氢原子相互靠近时，两原子相互吸引，随着核间距离变小，体系的能量下降。当两个氢原子的核间距离达到d＝74pm 时（实验值）体系能量最低（H－H键的键能）。形成了稳定的共价键，结合成为氢分子，即为氢原子的基态。此后，两个氢原子进一步靠近，两核之间的斥力增大从而使体系的能量迅速升高。 (a)基态 (b)排斥态 氢分子的两种状态 氢分子基态能量与核间距的关系曲线 （2）价键理论的基本要点： a）原子中自旋方向相反的未成对电子相互接近时，可相互配对形成稳定的化学键。共价键具有饱和性。例如：H－H、Cl－Cl、H－O－H、N≡N等。 b）原子轨道的最大重叠原理，原子轨道相互重叠，且总是沿着重叠最多的方向进行，这样形成的共价键最牢固。因为电子运动具有波动性，原子轨道重叠时必须考虑到原子轨道的“＋”、“－”号，只有同号的两个原子轨道才能发生有效重叠。共价键具有方向性。 （3）共价键的特点：方向性和饱和性。 （4）共价键的类型： a)根据原子轨道重叠方式的不同，共价键可分为σ键和π键。 σ键：原子轨道沿键轴方向“头碰头‖重叠。例如H2s-s、s-p、px-px、py-py、pz-pz 分子中的s－s重叠，HCl分子中的s－p重叠，Cl2 轨道最大重叠示意图 分子中的px－px重叠。 π键：原子轨道沿键轴方向“肩并肩”重叠，如CH2＝CH2中的 py-py。 一般来说π键的轨道重叠程度比σ键的重叠程度要小，因而能量要高，不如σ键稳定。 共价单键一般为σ键，在共价双键和叁键中除了一个 σ键外，其余的为π键。 b)根据共用电子对提供的原子不同，共价键可分为两 N2分子的结构 种：普通的共价键，由参与成键的两个原子各自贡献一个自旋相反的电子，通过轨道的重叠而形成的；配位键，形成配位键的共用电子对是由成键原子中的一个原子单方面提供的，另一个原子必须提供空的原子轨道接受电子对。 例如，在CO分子中，C原子与O原子之间形成一个σ、一个π键和一个配位键。因此CO的分子结构可以表示为CO。 价键理论的局限性：不能解释多原子分子的空间构型。 2．分子的空间构型 （1）杂化轨道理论 1931年，鲍林在价键理论的基础上提出。 形成分子时由于原子之间存在互相影响，使若干不同类型能量相近的原子轨道混合起来，重新组合成一组新的轨道的过程叫杂化，所形成的新轨道叫做杂化轨道。具有了杂化轨道的中心原子的单电子与其他原子自旋相反的单电子形成共价键。 杂化轨道的类型： ①sp杂化。一个s轨道和一个p轨道进行sp杂化，组合成两个sp杂化轨道，每个杂化轨道含有个杂化轨道间的夹角为180°，呈直线型。如BeCl2分子。 s和 p的成分，两 BeCl2分子形成过程示意图 ②sp2杂化。一个s轨道和两个p轨道杂化，每个杂化轨道都含有s和三角形。如BF3分子。 p的成分，杂化轨道间的夹角为120°，呈平面 BF3分子形成过程示意图 ③sp3杂化。由一个s轨道和三个p轨道组合而成，每个杂化轨道含有空间构型为四面体型。如CH4分子。 s 和 p的成分。杂化轨道间的夹角为109°28’， CH4分子的形成过程示意图 除s-p杂化以外，还有d轨道参加的sp3d和sp3d2杂化轨道等（如PCl5分子和SF6分子）。 PCl5分子和SF6分子的空间构型 ④等性杂化与不等性杂化。 等性杂化：CH4分子中C原子采取sp3杂化，四个sp3杂化轨道全部用来与氢的1s轨道成键，每个杂化轨道都是等同的，具有完全相同的特性。 不等性杂化：由于孤对电子的存在而造成的各个杂化轨道不等同。如，形成H2O分子时，O原子也采取sp3 杂化，在四个sp3杂化轨道中，有两个杂化轨道被两对孤对电子所占据，剩下的两个杂化轨道为两个成单电子占据，与两个H原子的1s轨道形成两个共价单键。因此，H2O分子的空间构型为V型结构，同时由于占据两个sp3杂化轨道的两对孤对电子之间排斥作用较大，使两个O－H键间的夹角不是109°28’而是104.5°。同样，NH3分子形成过程中，N原子也采取sp3不等性杂化，由于N原子的一对孤对电子占据了一个sp3 杂化轨道， NH3分子的空间构型为三角锥型，N－H键之间的夹角为107°18。 H2O分子和NH3的空间构型 杂化轨道理论小结： l 原子在成键时状态变化——价电子激发——成键原子轨道 ―混杂‖——重新组合成——形成杂化轨道。 l 杂化条件——轨道能级相近。 l 杂化前原子轨道数＝组合后杂化轨道数。形状葫芦形，一头大，一头小。 l 杂化轨道成键能力>原未杂化轨道的成键能力，形成的化学键键能大，生成的分子更稳定。 中心原子杂化——杂化轨道形成σ键 杂化轨道的类型与分子空间构型 杂化类型 参与杂化的原子轨道数 杂化轨道的数目 杂化轨道间的夹角 空间构型 杂化轨道的成键能力 实例 sp 2 2 180° 直线 BeCl2 CO2 HgCl2 Ag(NH3)2+ sp2 3 3 120° sp3 4 4 109.5° dsp2 4 4 90°,180° 平面正方 Ni(H2O)42+ Ni(NH3)42+ Cu(NH3)42+ CuCl42- sp3d2 6 6 90°,180° 八面体 SF6 SiF62- 平面三角 四面体 BF3 BCl3 COCl2 NO32- CO32- CH4 CCl4 CHCl3 SO42- ClO4- PO43- 轨道成键能力 ——————> （2）价层电子对互斥理论 1940年首先由西奇威克（Sidgwick）提出，并由吉来斯必（R.J. Gillespie）发展起来。 l 归纳了许多已知分子的构型，可预测多原子分子的几何构型。 适用于AXm类型的共价型分子。 a)价层电子对互斥理论要点： 在AMm型分子中，中心原子核外的最外层电子或次外层电子所处的能级称为价电子层或价层。中心原子A周围分布的原子或原子团的几何构型主要取决于中心原子价电子层中电子对的互相排斥作用。 l 电子对包括成键电子对和未成键的孤电子对，也包括单个的电子称单电子对。 l 电子对之间的夹角越小排斥力越大，分子的构型总是倾向于互相排斥作用最小的那种稳定结构，而此时也必定为能量最低的状态。 l 各种电子对的斥力大小排列如下： 孤对-孤对电子＞＞孤对-成键电子＞＞成键-成键电子＞＞成键-单电子 l 在推测分子构型时，只考虑σ键，因为σ键决定分子的骨架。如果分子中有双键或叁键，则只算一对成键电子对，但它们的斥力大小的顺序为：叁键＞双键>单键。 b）判断共价分子结构的一般规则 I）确定中心原子A的价电子层中的电子总数： A本身的价电子数与配位原子提供的电子数的总和，计算规则： 元素 氧族(O,S) N族 卤素 H