共价键理论

Heitler和London提出的理论

共价键理论是化学键理论之一，描述原子间通过共享电子对形成的强烈相互作用，是分子结构稳定性的基础。

共价键的形成

A、B 两原子各有一个成单电子，当 A、B 相互接近时，两电子以自旋相反的方式结成电子对，即两个电子所在的原子轨道能相互重叠，则体系能量降低，形成化学键，亦即一对电子则形成一个共价键。

形成的共价键越多，则体系能量越低，形成的分子越稳定。因此，各原子中的未成对电子尽可能多地形成共价键。

配位键形成条件：一种原子中有孤对电子，而另一原子中有可与孤对电子所在轨道相互重叠的空轨道。在配位化合物中，经常见到配位键。

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共价键的特征

饱和性：几个未成对电子（包括原有的和激发而生成的），最多形成几个共价键。例如：O有两个单电子，H有一个单电子，所以结合成水分子，只能形成2个共价键；C最多能与H 形成4个共价键。

方向性：各原子轨道在空间分布是固定的，为了满足轨道的最大重叠，原子间成共价键时，当然要具有方向性。

1940年 Sidgwick 提出价层电子对互斥理论，用以判断分子的几何构型. 分子 ABn 中，A 为中心，B 为配体，B均与A有键联关系. 本节讨论的 ABn 型分子中，A为主族元素的原子.

理论要点

ABn 型分子的几何构型取决于中心 A 的价层中电子对的排斥作用. 分子的构型总是采取电子对排斥力平衡的形式.

1、中心价层电子对总数和对数

（a）中心原子价层电子总数等于中心 A 的价电子数（s + p）加上配体在成键过程中提供的电子数，如 CCl4 4 + 1×4 = 8

（b）氧族元素的氧族做中心时：价电子数为 6，如 H2O,H2S;

做配体时：提供电子数为 0，如在 CO2中.

（c）处理离子体系时，要加减离子价

（d）总数除以 2 ，得电子对数：总数为奇数时，对数进 1，例如：总数为 9，对数为 5

2、电子对和电子对空间构型的关系

电子对相互排斥，在空间达到平衡取向.

3、分子的几何构型与电子对构型的关系

若配体数和电子对数相一致，各电子对均为成键电对，则分子构型和电子对构型一致。配体数不可能大于电子对数. 当配体数少于电子对数时，一部分电子对成为成键电对，另一部分电子成为孤对电子，确定出孤对电子的位置，分子构型才能确定。考虑分子构型时，只考虑原子 A，B 的位置，不考虑电子、对电子等。以上三种情况中，孤对电子只有一种位置考虑。

孤对电子的位置若有两种或两种以上的位置可供考虑，则要选择斥力易于平衡位置，而斥力大小和两种因素有关：

（a）角度小，电对距离近，斥力大；

（b）角度相同时，孤对——孤对的斥力最大。因为负电集中，孤对－成键斥力次之，而成键电对－成键电对之间斥力最小，因有配体原子核去分散电对的负电性。于是，要避免的是斥力大的情况在 90°的方向上。多重键的处理

某配体（非ⅥA族）与中心之间有双键和三键时，价层电子对数减 1 或 2。

如乙烯 H2C=CH2 以左碳为中心

电子总数 4 + x + 2 = 8 ， 4对，减 1，3 对，为三配体，呈平面三角形。不提供共用电子，是因为O,S 等可通过键，反馈键或大键，将提供的电子又重新得回; 另外，端基氧或硫，形成的双键，要求减去一对价电子，也得到同样结果.

非端基氧或硫，要将O或S的价电子计入其中，如在H2CO3中，C为中心，价电子为 4(C) + 2X1(O) = 6，价电对= 3，电子对构型和分子构型一致，为三面体。

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