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共價鍵理論[1]圖片來源優酷網

用量子力學處理氫氣分子H2，解決了兩個氫原子之間化學鍵的本質問題，並將對 H2 的處理結果推廣到其它分子中，形成了以量子力學為基礎的共價鍵理論(V. B. 法)。

中文名:共價鍵理論

提出時間:1927年

提出者:Heitler 和 London

所屬學科:化學

共價鍵的形成

A、B 兩原子各有一個成單電子，當 A、B 相互接近時，兩電子以自旋相反的方式結成電子對，即兩個電子所在的原子軌道能相互重疊，則體系能量降低，形成化學鍵，亦即一對電子則形成一個共價鍵。

形成的共價鍵越多，則體系能量越低，形成的分子越穩定。因此，各原子中的未成對電子儘可能多地形成共價鍵。

配位鍵形成條件：一種原子中有孤對電子，而另一原子中有可與孤對電子所在軌道相互重疊的空軌道。在配位化合物中，經常見到配位鍵。

共價鍵的特徵

飽和性：幾個未成對電子（包括原有的和激發而生成的），最多形成幾個共價鍵。例如：O有兩個單電子，H有一個單電子，所以結合成水分子，只能形成2個共價鍵；C最多能與H 形成4個共價鍵。 方向性：各原子軌道在空間分布是固定的，為了滿足軌道的最大重疊，原子間成共價鍵時，當然要具有方向性。

1940年 Sidgwick 提出價層電子對互斥理論，用以判斷分子的幾何構型. 分子 ABn 中，A 為中心，B 為配體，B均與A有鍵聯關係. 本節討論的 ABn 型分子中，A為主族元素的原子.

共價鍵理論原圖鏈接圖片來源優酷網

理論要點

ABn 型分子的幾何構型取決於中心 A 的價層中電子對的排斥作用. 分子的構型總是採取電子對排斥力平衡的形式.

1） 中心價層電子對總數和對數

a）中心原子價層電子 總數等於中心 A 的價電子數（s + p）加上配體在成鍵過程中提供的電子數，如 CCl4 4 + 1×4 = 8

b）氧族元素的氧族做中心時： 價電子數為 6，如 H2O,H2S;

做配體時：提供電子數為 0，如在 CO2中.

c）處理離子體系時，要加減離子價

d）總數除以 2 ，得電子對數： 總數為奇數時，對數進 1，例如：總數為 9，對數為 5

2） 電子對和電子對空間構型的關係

電子對相互排斥，在空間達到平衡取向. 3） 分子的幾何構型與電子對構型的關係

若配體數和電子對數相一致，各電子對均為成鍵電對，則分子構型和電子對構型一致。配體數不可能大於電子對數. 當配體數少於電子對數時，一部分電子對成為成鍵電對，另一部分電子成為孤對電子，確定出孤對電子的位置，分子構型才能確定。考慮分子構型時，只考慮原子 A，B 的位置，不考慮電子、對電子等。以上三種情況中，孤對電子只有一種位置考慮。

孤對電子的位置若有兩種或兩種以上的位置可供考慮，則要選擇斥力易於平衡位置，而斥力大小和兩種因素有關：

a）角度小，電對距離近，斥力大；

b）角度相同時，孤對——孤對的斥力最大。因為負電集中，孤對－成鍵斥力次之，而成鍵電對－成鍵電對之間斥力最小，因有配體原子核去分散電對的負電性。於是，要避免的是斥力大的情況在 90°的方向上。多重鍵的處理

某配體（非ⅥA族）與中心之間有雙鍵和三鍵時，價層電子對數減 1 或 2。

如乙烯 H2C=CH2 以左碳為中心

電子總數 4 + x + 2 = 8 ， 4對， 減 1，3 對，為三配體，呈平面三角形。不提供共用電子，是因為O,S 等可通過鍵，反饋鍵或大鍵，將提供的電子又重新得回; 另外，端基氧或硫，形成的雙鍵，要求減去一對價電子，也得到同樣結果.

非端基氧或硫，要將O或S的價電子計入其中，如在H2CO3中，C為中心，價電子為 4(C) + 2X1(O) = 6，價電對= 3，電子對構型和分子構型一致，為三面體。