σ键和π键

分子是由原子组合而成的。

是保持物质基本化学性质的最小微粒，并且又是参与化学反应的基本单元，分子的性质除取决于分子的化学组成外，还取决于分子的结构。

分子的结构通常包括两方面内容：一是分子中直接相邻的原子间的强相互作用即化学键(chemical bond)，化学键的成键能量约为几十到几百千焦每摩；二是分子中的原子在空间的排列，即空间构型(geometry configuration)。

此外，在相邻的分子间还存在一种较弱的相互作用，其作用能约比化学键小一、二个数量级。

物质的性质决定于分子的性质及分子间的作用力，而分子的性质又是由分子的内部结构决定的，因此研究分子中的化学键及分子间的作用力对于了解物质的性质和变化规律具有重要意义。

化学键按成键时电子运动状态的不同，可分为离子键、共价键（包括配位键）和金属键三种基本类型。

在这三种类型化学键中，以共价键相结合的化合物占已知化合物的90%以上，本章将在原子结构的基础上着重讨论形成化学键的有关理论和对分子构型的初步认识，同时对分子间的作用力作适当介绍。

第一节现代价键理论现代价键理论的基础现代价键理论（valence bond theory，简称VB法，又称为电子配对法）量子力学对氢分子系统的处理表明，氢分子的形成是两个氢原1s轨道重叠的结果氢分子的形成曲线示意图只有两个氢原子的单电子自旋方向相反时，两个1s轨道才会有效重叠，形成共价键。

氢原子间形成的稳定共价键，是氢分子的基态。

共价键的本质是电性的，但因这种结合力是两核间的电子云密集区对两核的吸引力，成键的这对电子是围绕两个原子核运动的，出现在两核间的概率较大，而且不是正、负离子间的库仑引力，所以它不同于一般的静电作用。

现代价键理论的要点：1.两个原子接近时，只有自旋方向相反的单电子可以相互配对（两原子轨道重叠），使电子云密集于两核间，系统能量降低，形成稳定的共价键。

2.自旋方向相反的单电子配对形成共价键后，就不能再和其他原子中的单电子配对。

所以，每个原子所能形成共价键的数目取决于该原子中的单电子数目。

这就是共价键的饱和性。

3.成键时，两原子轨道重叠愈多，两核间电子云愈密集，形成的共价键愈牢固，这称为原子轨道最大重叠原理。

因此共价键具有方向性。

共价键具有饱和性和方向性如何理解共价键的饱和性和方向性？例如:在形成HCl分子时，H原子的1s轨道与Cl原子的3p x轨道是沿着x轴方向靠近，以实现它们之间的最大程度重叠，形成稳定的共价键 [ 图9-1]。

其他方向，因原子轨道没有重叠和很少重叠，故不能成键。

理论解释：共价键的形成将尽可能沿着原子轨道最大程度重叠的方向进行。

原子轨道中，除s轨道呈球形对称外，p、d等轨道都有一定的空间取向，它们在成键时只有沿一定的方向靠近达到最大程度的重叠，才能形成稳定的共价键，这就是共价键的方向性。

根据要点1，只有自旋方向相反的单电子可以相互配对（两原子轨道重叠），形成稳定的共价键，因此共价键具有饱和性。

根据原子轨道最大重叠原理，成键时轨道之间可有两种不同的重叠方式，从而形成两种类型的共价键——σ键和π键。

σ键--以“头碰头”方式进行重叠，轨道的重叠部分沿键轴呈圆柱形对称分布，原子轨道间以重叠方式形成的共价键，π键--原子轨道中两个互相平行的轨道如p y或p z 以“肩并肩”方式进行重叠，轨道的重叠部分垂直于键轴并呈镜面反对称分布（原子轨道在镜面两边波的瓣符号相反），而形成的共价键。

成键分析：对于含有单的s电子或单的p电子的原子，它们可以通过s-s、s-p x、p x-p x、p y-p y、p z-p z 等轨道重叠形成共价键。

为了达到原子轨道最大程度重叠，其中s-s、s-p x和p x-p x轨道沿着键轴即成键两原子核间的连线，如图9-4(a) 所示，形成的共价键，这种共价键为σ键σ键示意图,(图9-1 σ键成键方式),当p y-p y、p z-p z以“肩并肩”方式进行重叠时，如图9-4(b)所示，也可形成共价键，这种共价键为π键π键成键方式(图9-2 π键成键方式)，此时xy平面为对称镜面。

实例分析：分析N2分子中化学键成分N原子的电子组态为1s22s22p x12p y12p z1，其中3个单电子分别占据3个互相垂直的p轨道。

当两个N原子结合成N2分子时，各以1个p x轨道沿键轴以“头碰头”方式重叠形成1个σ键后，余下的 2个2p y和2个2p z轨道只能以“肩并肩”方式进行重叠，形成2个π键。

所以，N2分子中有1个σ键和2个π键，其分子结构式可用N≡N表示。

由于σ键的轨道重叠程度比π键的轨道重叠程度大，因而σ键比π键牢固。

π键较易断开，化学活泼性强，一般它是与σ键共存于具有双键或叁键的分子中。

σ键是构成分子的骨架，可单独存在于两原子间，以共价键结合的两原子间只可能有1个σ键。

共价单键一般是σ键，双键中有1个σ键和1个π键，叁键中有1个σ键和2个π键。

因在主量子数相同的原子轨道中，p轨道沿键轴方向的重叠程度较s轨道的大，所以一般地说，p-p重叠形成的σ键（可记为σp-p）比s-s重叠形成的σ键（可记为σs-s）牢固。

正常共价键和配位共价键根据成键原子提供电子形成共用电子对方式的不同，共价键可分为正常共价键和配位共价键。

正常共价键--如果共价键是由成键两原子各提供1个电子配对成键的，称为正常共价键，如H2、O2、HCl等分子中的共价键。

配位共价键--如果共价键的形成是由成键两原子中的一个原子单独提供电子对进入另一个原子的空轨道共用而成键，这种共价键称为配位共价键（coordinate covalent bond），简称配位键（coordination bond）。

通常为区别于正常共价键，配位键用“→”表示，箭头从提供电子对的原子指向接受电子对的原子。

实例分析：分析CO 分子中化学键成分在CO分子中，O原子除了以2个单的2p电子与C原子的2个单的2p电子形成1个σ键和1个π键外，还单独提供一孤对电子（ lone pair electron）进入C原子的1个2p空轨道共用，形成1个配位键，这可表示为( CO 图）配位键必须同时具备两个条件：一个成键原子的价电子层有孤对电子；另一个成键原子的价电子层有空轨道。

配位键的形成方式虽和正常共价键不同，但形成以后，两者是没有区别的。

关于配位键理论将在第十章配位化合物中作进一步介绍。

杂化轨道理论（hybrid orbital theory）是1931年由Pauling L等人在价键理论的基础上提出，它实质上仍属于现代价键理论，但它在成键能力、分子的空间构型等方面丰富和发展了现代价键理论。

1.在成键过程中，由于原子间的相互影响，同一原子中几个能量相近的不同类型的原子轨道（即波函数），可以进行线性组合，重新分配能量和确定空间方向，组成数目相等的新的原子轨道，这种轨道重新组合的过程称为杂化（hybridization），杂化后形成的新轨道称为杂化轨道（hybrid orbital）。

2.杂化轨道的角度波函数在某个方向的值比杂化前的大得多，更有利于原子轨道间最大程度地重叠，因而杂化轨道比原来轨道的成键能力强。

3.杂化轨道之间力图在空间取最大夹角分布，使相互间的排斥能最小，故形成的键较稳定。

不同类型的杂化轨道之间的夹角不同，成键后所形成的分子就具有不同的空间构型。

按参加杂化的原子轨道种类，轨道的杂化有sp和spd两种主要类型。

按杂化后形成的几个杂化轨道的能量是否相同，轨道的杂化可分为等性杂化和不等性杂化。

sp型和spd型杂化能量相近的n s轨道和n p轨道之间的杂化称为sp型杂化。

按参加杂化的s轨道、p轨道数目的不同，sp型杂化又可分为sp、sp2、sp3三种杂化。

（1）sp杂化由1个s轨道和1个p轨道组合成2个sp杂化轨道的过程称为sp杂化，所形成的轨道称为sp杂化轨道。

每个sp杂化轨道均含有的s轨道成分和的p轨道成分。

为使相互间的排斥能最小，轨道间的夹角为1800。

当2个sp杂化轨道与其他原子轨道重叠成键后就形成直线型分子。

图9-3 sp杂化过程及sp杂化轨道的形状（2）sp2杂化sp2杂化轨道的空间取向示意图(图9-4 BF3的平面三角形构型和sp2杂化轨道的空间取向)由1个s轨道与2个p轨道组合成3个sp2杂化轨道的过程称为sp2杂化。

每个sp2杂化轨道含有的s轨道成分和的p轨道成分，为使轨道间的排斥能最小，3个sp2杂化轨道呈正三角形分布，夹角为1200[图9-4]。

当3个sp2杂化轨道分别与其他3个相同原子的轨道重叠成键后，就形成正三角形构型的分子。

>>>>一个分子的中心原子究竟采取哪种类型的轨道杂化，直接可以预测整个分子的空间构型。

杂化轨道理论成功地解释了部分共价分子杂化与空间构型关系，但是，仅用杂化轨道理论预测有时是难以确定的。

1940年美国的Sidgwick NV等人相继提出了价层电子对互斥理论（valence shellelectron pair repulsion theory），简称VSEPR法，该法适用于主族元素间形成的AB n型分子或离子。

该理论认为，一个共价分子或离子中，中心原子A周围所配置的原子B（配位原子）的几何构型，主要决定于中心原子的价电子层中各电子对间的相互排斥作用。

这些电子对在中心原子周围按尽可能互相远离的位置排布，以使彼此间的排斥能最小。

所谓价层电子对，指的是形成σ键的电子对和孤对电子。

孤对电子的存在，增加了电子对间的排斥力，影响了分子中的键角，会改变分子构型的基本类型。

根据此理论，只要知道分子或离子中的中心原子上的价层电子对数，就能比较容易而准确地判断 AB n 型共价分子或离子的空间构型。

价层电子对理论预测分子空间构型步骤为：1.确定中心原子中价层电子对数中心原子的价层电子数和配体所提供的共用电子数的总和除以2，即为中心原子的价层电子对数。

规定：(1)作为配体，卤素原子和H 原子提供1个电子，氧族元素的原子不提供电子；(2)作为中心原子，卤素原子按提供7个电子计算，氧族元素的原子按提供6个电子计算；(3)对于复杂离子，在计算价层电子对数时，还应加上负离子的电荷数或减去正离子的电荷数；(4)计算电子对数时，若剩余1个电子，亦当作 1对电子处理。

(5) 双键、叁键等多重键作为1对电子看待。

2．判断分子的空间构型根据中心原子的价层电子对数，从表9-4中找出相应的价层电子对构型后，再根据价层电子对中的孤对电子数，确定电子对的排布方式和分子的空间构型。

表9-4电子对数和空间构型实例分析：试判断PCl5离子的空间构型。

解：P离子的正电荷数为5，中心原子P有5个价电子，Cl原子各提供1个电子，所以P原子的价层电子对数为（5+5）/2 = 5，其排布方式为三角双锥。