第十章 化学键与分子结构

1. 第十章 化学键与分子结构 §1 离子键理论 1916 年德国科学家 Kossel ( 科塞尔 ) 提出离子键理论。 一 离子键的形成 1 形成过程 以 NaCl 为例 。 第一步 电子转移形成离子： Na － e —— Na+， Cl + e —— Cl － 相应的电子构型变化： 2s 2 2p 6 3s 1 —— 2s 2 2p 6 ， 3s 2 3p 5 —— 3s 2 3p 6 形成 Ne 和 Ar 的稀有气体原子的结构，形成稳定离子。 第二步 靠静电吸引， 形成化学键 。

2. V 0 Vr0 r0 r 体系的势能与核间距之间的关系如图所示： 横坐标 核间距 r ；纵坐标 体系的势能 V。 纵坐标的零点 当 r 无穷大时，即两核之间无限远时的势能。 下面来考察 Na+和 Cl － 彼此接近的过程中，势能 V 的变化。 图中可见：r > r0，当 r 减小时，正负离子靠静电相互吸引，势能 V 减小，体系趋于稳定。

3. V 0 V 因此，离子相互吸引，保持一定距离时，体系最稳定。这就意味着形成了离子键。 r0和键长有关，而 V和键能有关。 r = r0 ，V 有极小值，此时体系最稳定，表明形成离子键。 r < r0，当 r 减小时，V 急剧上升。因为 Na+和 Cl－ 彼此再接近时，电子云 之间的斥力急剧增加，导致势能骤然上升。 2 离子键的形成条件 1°元素的电负性差比较大 X > 1.7，发生电子转移，形成离子键； X < 1.7，不发生电子转移，形成共价键。 但离子键和共价键之间，并非可以截然区分的。可将离子键视为极性共价键的一个极端，而另一极端则为非极性共价键。

4. 极性增大 非极性共价键 极性共价键 离子键 化合物中不存在百分之百的离子键，即使是 NaF 的化学键，其中也有共价键的成分。即除离子间靠静电相互吸引外，尚有共用电子对的作用。 X > 1.7 ，实际上是指离子键的成分大于 50 %。 2° 易形成稳定离子 Na + 2s 2 2p 6，Cl－3s 2 3p 6，达到稀有气体式稳定结构。 Ag + 4d10， Zn 2 + 3d10， d 轨道全充满的稳定结构。 只转移少数的电子，就达到稳定结构。 而 C 和 Si 原子的电子结构为 s 2 p 2，要失去或得到 4 e，才能形成稳定离子，比较困难。所以一般不形成离子键。如

5. 二 离子键的特征 1 作用力的实质是静电引力 q1 ，q2分别为正负离子所带电量 ， r 为正负离子的核间距离。 CCl 4、SiF4 等，均为共价化合物 。 3°形成离子键时释放能量多 Na ( s ) + 1/2 Cl 2 ( g ) = NaCl ( s )  H = －410.9 kJ·mol－1 在形成离子键时，以放热的形式，释放较多的能量。 2 离子键无方向性和饱和性 与任何方向的电性不同的离子相吸引，所以无方向性； 且只要是正负离子之间，则彼此吸引，即无饱和性。 学习了共价键以后，会加深对这个问题的理解。

6. 三 离子键的强度 1 键能和晶格能 键能 （ 以 NaCl 为例 ）1 mol 气态 NaCl 分子，离解成气体原子时，所吸收的能量，用 Ei 表示。 NaCl ( g ) = Na ( g ) + Cl ( g ) H = Ei 键能 Ei越大，表示离子键越强。 晶格能 气态的正负离子，结合成 1 mol NaCl 晶体时，放出的能量，用 U 表示。 Na + ( g ) + Cl－ ( g ) = NaCl ( s ) H = －U 晶格能 U 越大，则形成离子键得到离子晶体时放出的能量越多，离子键越强。 键能和晶格能，均能表示离子键的强度，而且大小关系一致。晶格能比较常用。

7. Na ( s ) + 1/2 Cl2 ( g ) NaCl ( s ) H 2 H 1 Cl ( g ) Na ( g ) H 5 H 3 H 4 Na + ( g ) + Cl－( g ) 2 玻恩 －哈伯循环 ( Born －Haber Circulation ) Born 和 Haber 设计了一个热力学循环过程，从已知的热力学数据出发，计算晶格能。具体如下： H 6 H 1 = S = 108.8 kJ·mol－1， Na ( s )的升华热 S ； H 2 = 1/2 D = 119.7 kJ·mol－1，Cl 2 ( g )的离解能 D 的一半；

8. H 6 Na ( s ) + 1/2 Cl2 ( g ) NaCl ( s ) H 2 H 1 Cl ( g ) Na ( g ) H 5 H 3 H 4 Na + ( g ) + Cl－( g ) H 3 = I1 = 496 kJ·mol－1， Na 的第一电离能 I 1 ； H 4 = －E = －348.7 kJ·mol－1 ， Cl 的电子亲合能 E 的相反数； H 5 = －U = ? ， NaCl 的晶格能 U 的相反数；

9. H 6 Na ( s ) + 1/2 Cl2 ( g ) NaCl ( s ) H 2 H 1 Cl ( g ) Na ( g ) H 5 H 3 H 4 Na + ( g ) + Cl－( g ) H 6 =  f HmӨ = － 410.9 kJ·mol－1 ， NaCl 的标准生成热。 由盖斯定律 H 6 = H 1 + H2 + H 3 + H 4 + H 5 所以 H 5 = H 6 － ( H1 + H 2 + H 3 + H 4 ) 即 U = H1 + H 2 + H 3 + H 4 － H 6 = S + 1/2 D + I1－ E －  f HmӨ

10. H = E i NaCl ( g ) Na ( g ) + Cl ( g ) Na ( g ) + Cl ( g ) NaCl ( g ) H2 H1 H4 H3 Cl－( g ) Na+ ( g ) + NaCl ( s ) H5 = － E i U = 108.8 + 119.7 + 496 － 348.7 + 410.9 = 786.7 ( kJ·mol－1 ) 以上关系称为 Born － Haber 循环 。 利用盖斯定律，也可以计算 NaCl 的离子键的键能。

11. H = E i NaCl ( g ) Na ( g ) + Cl ( g ) H5 = － E i Na ( g ) + Cl ( g ) NaCl ( g ) H2 H1 H4 H3 Cl－( g ) Na+ ( g ) + NaCl ( s ) H 1 Na 的第一电离能 I 1 ； H 2 Cl 的电子亲合能E 的相反数 － E ； H 3 NaCl 的晶格能 U 的相反数 －U ； H 4 NaCl 的升华热 S ； 而 H 5 = － E i， 所以通过 I1，E ，U 和 S 可求出键能 Ei。

12. 3 影响离子键强度的因素 从离子键的实质是静电引力 F  q1 q2 / r 2 出发，影响 F 大小的因素有：离子的电荷 q 和离子之间的距离r 。 1°离子电荷数的影响 电荷高，离子键强 。 NaCl + 1 —— －1 MgO + 2 —— －2 m. p. 801C 2800C U 786.7 kJ·mol－1 3916.2 kJ·mol－1 2°离子半径的影响 半径大，离子间距大，作用力小；相反，半径小，作用力大。 NaCl Cl－ 半径小 NaI I－ 半径大 m. p. 801C 660C  U 786.7 kJ·mol－1 686.2 kJ·mol－1

13. 1°离子半径概念 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 是 r + 和 r－ 之和 。 r+ r - d 4 离子半径 d 值可由晶体的 X 射线衍射实验测定得到，例如 MgO d = 210 pm 。 1926 年，哥德希密特 ( Goldschmidt ) 用光学方法测得了 F－ 和 O 2－ 的半径，分别为 133 pm 和 132 pm。 结合 X 射线衍 射所得的 d 值，得到一系列离子半径。

14. = d MgO－ = 210 － 132 = 78 ( pm ) 这种半径为哥德希密特半径 。 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Pauling 半径 。 教材上两套数据均列出。在比较半径大小和讨论变化规律时，多采用 Pauling 半径 。 2°离子半径的变化规律 a ) 同主族从上到下，电子层增加，具有相同电荷数的离子 半径增加。 Li + < Na + < K + < Rb + < Cs + F－< Cl－< Br－< I－ b ) 同周期的主族元素，从左至右离子电荷数升高，

15. 最高价离子半径减小。 Na + > Mg 2 + > Al 3 + K + > Ca 2 + 过渡元素，离子半径变化规律不明显 。 c ) 同一元素，不同价态的离子，电荷高的半径小。 如 Ti 4 + < Ti 3 + ； Fe 3 + < Fe 2 + 。 d ) 负离子半径一般较大；正离子半径一般较小 。 第二周期 F－136 pm ； Li + 60 pm 。 第四周期 Br－195 pm ； K+ 133 pm 。 虽然差了两个周期 ， F－ 仍比 K+的半径大 。 e ) 周期表中对角线上，左上的元素和右下的元素的离子半径 相近 。 如 Li +和 Mg 2 + ； Sc 3 +和 Zr 4 +半径相似 。

16. 四 离子晶体的特点 1 无确定的分子量 NaCl 晶体是个大分子，晶体中无单独的 NaCl 分子存在。NaCl 是化学式，因而 58.5 可以认为是式量，不是分子量 。 2 导电性 水溶液或熔融态导电，是通过离子的定向迁移完成的，而不是通过电子流动导电 。 3 熔点沸点较高 NaCl MgO m. p. 801 C° 2800 C° b. p. 1413 C° 3600 C°

17. F + + + + + + + + － － － － － － － － + + + + + + + + － － － － － － － － 位错 4 硬度高 延展性差 因离子键强度大，所以硬度高 。 但受到外力冲击时，易发生位错，导致破碎 。 受力时发生错位，使正正离子相切，负负离子相切，彼此排 斥，离子键失去作用，故离子晶体无延展性 。如 CaCO3 可 用于 雕刻，而不可用于锻造，即不具有延展性 。

18. 五 离子晶体的空间结构 1 对称性 认为一个几何图形有对称性，是指这个图形凭借某个几何元素进行某种操作之后能恢复原状。如，等腰三角形绕着底边上的高旋转 180 °后，图形复原。我们说等腰三角形有对称性；凭借底边上的高所进行的操作称为对称操作 —— 旋转；借以进行旋转操作的底边上的高称为对称元素 —— 对称轴。 1°旋转和对称轴 正方形绕着经过对角线交点且垂直于正方形所在平面的直线 旋转，每 90°图形复原一次。即每旋转 360°/ 4 图形复原一次，或者说旋转 360 °将复原 4 次。我们说这条直线是正方形的四重对称轴，或四重轴。 若图形绕对称轴旋转，每旋转 360°/ n 图形复原一次，或者

19. 2°反映和对称面 注意正六面体（ 正立方体 ） 中，通过一组（4 条）互相平行 的棱的中点的平面 —— 红色的面。 说旋转 360 °图形将复原 n 次。我们说是该对称轴是该图形的 n 重对称轴，或 n 重轴。 思考题 正方形的四重轴有几条？有没有二重轴？有几种二重轴，每种各有几条？ 正六面体的各部分凭借这个平面进行 平面镜成像操作后，图形复原。 平面镜成像这种对称操作称为反映， 反映操作所凭借的平面称为对称面。 思考题 正六面体中有几个这样的对称面？ 其它种类的对称面还有吗？有几个？

20. 3°反演和对称中心 注意矩形的对角线交点 O。矩形上的所有的点沿着其与 O 点的连线按等距离移到 O 点的另一方后，图形复原。 正四面体 正三棱柱 正八面体 o 上述操作称为反演，反演操作所凭借的 O点称为对称中心。 思考题 下列几何图形哪些有对称中心？ 只能有一个吗？ 平行四边形 正三角形 五角星形 找出正六面体的所有对称元素，并与正八面体相比较。

21. 2 晶 胞 晶胞是晶体的代表，是晶体中的最小单位。晶胞并置起来，则得到晶体。 晶胞的代表性体现在以下两个方面： 一是代表晶体的化学组成；二是代表晶体的对称性，即与晶体具有相同的对称元素 —— 对称轴，对称面和对称中心 ) 。 晶胞是具有上述代表性的体积最小、直角最多的平行六面体。 3 晶 系 平行六面体晶胞中，表示三度的三个边长，称为三个晶轴，三个晶轴的长度分别用 a、b、c 表示；三个晶轴之间的夹角分别用 、、 表示。 a、b的夹角为  ； a、c 的夹角为  ；b、c 的夹角为  。

22. 按 a、b、c 之间的关系，以及 、、 之间的关系，晶体可以分成 7 种不同的晶系，称为七大晶系。立方晶系、四方晶系、正交晶系是这七类中的三类。 a = b = c ，  =  =  = 90° 立方晶系 ； a = b ≠ c ，  =  =  = 90° 四方晶系 ； a ≠ b ≠ c ， =  =  = 90° 正交晶系 。 此外还有六方晶系，三方晶系，单斜晶系和三斜晶系。 4 立方晶系 AB 型离子晶体的空间结构 我们讨论的立方晶系 AB 型离子晶体，其中 AB 型是指正负 子数目之比为 1：1 。如 NaCl，CsCl，ZnS 等均属于此类晶体。 首先讨论 NaCl 的晶胞。甲和乙孰为 NaCl 的晶胞 ？

23. 甲 乙 Cl－ ( 1/8 )  4 = 1/2 Na+ ( 1/8 )  4 = 1/2 Cl－ 顶点 ( 1/8 )  8 = 1， 面中心 ( 1/2 )  6 = 3 ， 共 4 个 Na+ 棱上 ( 1/4 )  12 = 3 ， 体中心 1 共 4 个 1：1 组成有代表性。 1：1 组成有代表性。

24. 甲 乙 乙 有 4 重轴； 有与边垂直的对称面 —— 黄色的面； 有对称中心 … … 对称性与晶体相同。 甲 没有 4 重轴； 没有与边垂直的对称面； 没有对称中心 … … 对称性不能代表晶体。 晶胞是具有上述两种代表性的体 积最小、直角最多的平行六面体。 所以乙为 NaCl 的晶胞 。

25. 配位数 最近层的异号离子有 6 个，则配位数为 6 。 晶胞类型 观察同一种点，如观察空心圆点 Cl－，正六面体的 8 个顶点和各面的中心，均有一个。所以为面心立方晶胞。

26. 右图是一个 CsCl 的晶胞 ( 1/8 )  8 = 1 1  1 = 1 右图所示为 ZnS 晶胞，它属于 立方晶系 AB 型离子晶体。面心立方晶胞。配位数为 4 。 组成和对称性均有代表性 。 配位数为 8 。 观察空心圆点，只存在于立方体顶点的 8 个位置上，无其它位置。称为简单立方晶胞，也叫做立方素格。 注意 判断晶胞的类型时， 必须只观察同一种点。

28. 再看金属钾的晶胞，右图 。必须说明的是，它属于立方晶系，但既不是 AB 型，也不属 于离子晶体。 观察实心圆点 K，除了 立方体顶点的 8 个 K 外，体 心位置有 1 个 K 。所以称为体心立方晶胞。 总之，立方晶系有 3 种类型晶胞 ： 面心立方、简单立方、体心立方 。 四方 2 种 ； 正交 4 种 ；六方 1 种 ； 三方 1 种 ； 单斜 2 种 ； 三斜 1 种 。共有 14 种类型的晶胞。

29. + + + + + 5 配位数与 r +/ r－ 的关系 NaCl 六配位，CsCl 八配位，ZnS 四配位。均为立方晶系 AB 型晶体，为何配位数不同 ? 1°离子晶体稳定存在的条件 a ) 同号阴离子相切， 异号离子相离。 红球 不稳定平衡 蓝球 稳定平衡 不稳定

30. － － + + + + － － － － + + － － + + + + b ) 同号离子相离， 异号离子相切。 稳定 c ) 同号阴离子相切， 异号离子相切。 介稳状态

31. 2°r + / r－ 与配位数 从六配位的介稳状态出发，探讨半径比与配位数之间的关系。 下图所示，六配位的介稳状态的中间一层的俯视图。ADBC 是正方形。 A D C B A + + D C + + B

32. 此时，为介稳状态，见下面左图。 如果 r +再大些 ： － 则出现 b) 种情况，见下面右图，即离子同号相离，异号相切的稳定状态。 + + － － 结论 时 ，配位数为 6 。 + － － + + + + － － + － + + 从八配位的介稳状态出发，探讨半径比与配位数之间的关系。

33. 下图所示，八配位的介稳状态的对角面图。ABCD 是矩形。 C D D C B A 可以求得 结论 为 0.414 —— 0.732，6 配位 NaCl 式晶体结构。 A B 当 r +继续增加，达到并超过 时，即阳离子周围可容纳更多阴离子时，为 8 配位。

34. 若 r + 变小，当 ， 则出现 a ) 种情况，如右图。阴离子相切，阴离子阳离子相离的不稳定状态。配位数将变成 4 。 + + + + + 总之，配位数与 r +/ r－ 之比相关： 0.225 —— 0.414 4 配位 ZnS 式晶体结构 0.414 —— 0.732 6 配位 NaCl 式晶体结构 0.732 —— 1.000 8 配位 CsCl 式晶体结构 若 r +再增大，可达到 12 配位；r +再减小，则形成 3 配位。 注意 讨论中将离子视为刚性球体，这与实际情况有出入。但这些计算结果仍不失为一组重要的参考数据。因而，我们可以用离子间的半径比值作为判断配位数的参考。

35. ＋ 又如 H H Cl Cl • • • 例如 H + H = H H 通过共用一对电子，每个 H 均成 为 He 的电子构型，形成一个共价键。 • NH3 H2O §2 共价键理论 一 路易斯理论 1916 年，美国科学家 Lewis 提出共价键理论。认为分子中的原子都有形成稀有气体电子结构的趋势，求得本身的稳定。 而达到这种结构，可以不通过电子转移形成离子和离子键来完成，而是通过共用电子对来实现。 Lewis 的贡献，在于提出了一种不同于离子键的新的键型，解释了 X 比较小的元素之间原子的成键事实。

36. 但 Lewis 没有说明这种键的实质，所以适应性不强 。 在解释 BCl 3 ， PCl 5 等其中的原子未全部达到稀有气体结构的分子时，遇到困难。 二 价键理论 ( Valence Bond Theory ) 1927年，Heitler 和 London 用量子力学处理氢气分子 H2 ，解决了两个氢原子之间的化学键的本质问题，使共价键理论从经典的 Lewis 理论发展到今天的现代共价键理论。 1 氢分子中的化学键 量子力学计算表明，两个具有 1s1电子构型的 H 彼此靠近时， 两个 1s 电子以自旋相反的方式形成电子对，使体系的能量降低。

37. V  0 从图中可以看出，r = r 0时， V 值最小，为 V = －D ( D > 0 ， － D < 0 ) ，  －D ro r 表明此时两个 H 原子之间形成了化学键。 横坐标 H 原子间的距离， 纵坐标 体系的势能 V， 且以 r —  时的势能值为 纵坐标的势能零点。 2 H — H 2 H = E ( H2 ) － E ( 2H ) = －D － 0 = －D < 0 ， 即  H < 0 ，这表示由 2 个 H 形成 H2 时，放出热量。 其相反过程 H 2 — 2 H H = E ( 2 H )－ E ( H2 ) = 0 － ( － D ) = D > 0， H > 0

38. V 计算还表明，若两个 1s 电子以相同自旋的方式靠近，则 r 越小，V 越大。此时，不形成化学键。 如图中上方红色曲线所示，能量不降低 。  0  从电子云的观点考虑，可认为 H 的 1s 轨道在两核间重叠，使电子在两核间出现的几率大，形成负电区。两核吸引核间负电区，使 2 个 H 结合在一起。 －D r ro 这说明破坏 H2 的化学键要吸热 ( 吸收能量 )，此热量 D 的大小与 H2分子中的键能有关。 H2中的化学键，可以认为是电子自旋相反成对，结果使体系的能量降低 。

39. 2 价键理论 将对 H2的处理结果推广到其它分子中，形成了以量子力学 为基础的价键理论 ( V. B. 法 ) 。 1°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，若两个电子所在的原子轨道能量相近，对称性相同，则可以相互重 叠，两电子以自旋相反的方式结成电子对。于是体系能量降低，形成化学键。一对电子形成一个共价键。 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 。 例如，H2中，可形成一个共价键； HCl 分子中，也形成一个 共价键。 N2分子怎样呢 ?

40. 已知 N 原子的电子结构 2s 2 2p 3    每个 N 原子有三个单电子， 所以形成 N2分子时，N 原子与 N 原子 2p  之间可形成三个共价键。 写成 或 2s   考察 CO 分子 C 2 s2 2 p2    O 2 s2 2 p4 形成 CO 分子时，与 N2相仿，同样用了三对电子，形成三个共价键。与 N2 不同之处是，其中有一个共价键具有特殊性 —— C 原子和 O 原子各提供一个 2p 轨道，互相重叠 ，但是其中的电子是由 O 原子独自提供的。 这样的共价键称为共价配位键，经常简称为配位键。

41. 于是， CO 可表示成 ： 在形成共价键时，单电子也可以由对电子分开而得到。如 CH4 分子， C 原子 2s2 2p2 ，只有 2 个单电子。    电子激发   2s  2p 2s  2p 配位键形成条件： 一个原子中有对电子；而另一原子中有可与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。 2s 中一个电子，跃迁到空的2p 轨道中，称为激发。激发后 C 原子有 4 个单电子。 注意，激发需要吸收能量，从能量角度考虑是不利的 。

42. 3d     3p 3s 激发  3d     3p 3s 于是形成 CH4分子时，C 与 4 个 H 成键。这将比形成 2个共价键释放更多的能量，足以补偿激发时吸收的能量。 同样，也可以解释 PCl 5分子的成键。 激发后，有 5 个单电子，与 5 个 Cl 形成共价键 。

43. 3pz 1s 以 HCl 为例。 + + z z + + 2°共价键的方向性和饱和性 共价键的数目由原子中单电子数决定，包括原有的和激发而生成的。例如氧有两个单电子，H 有一个单电子，所以结合成水分子时，只能形成 2 个共价键。C 最多能与 4 个 H 形成共价键。 原子中单电子数决定了共价键的数目。即为共价键的饱和性。 各原子轨道在空间分布方向是固定的，为了满足轨道的最大 程度重叠，原子间成的共价键，当然要具有方向性。

44. + + z z pz pz + + Cl 的 3pz和 H 的 1s 轨道重叠，只有沿着 z 轴重叠，才能保证最大程度的重叠，而且不改变原有的对称性。 Cl 2分子中成键的原子轨道，也要保持对称性和最大程度的重叠。

45. z + pz pz + + － + － p s + + + + 如下图所示的重叠，将破坏原子轨道的对称性。 X X

46. + + + + 3°共价键的键型 成键的两个原子核间的连线称为键轴。 按成键轨道与键轴之间的关系，共价键的键型主要分为两种。  键 将成键轨道沿着键轴旋转任意角度，图形及符号均保持不变。 即  键的键轴是成键轨道的任意多重轴。 一种形象化描述：  键是成键轨道的“头碰头” 重叠。 如 HCl 分子中的 3p 和 1s 的成键，和 Cl 2中的 3p 和 3p 的成键 。

47. x x px + + 绕键轴旋转 z 180° + +  键 成键轨道绕键轴旋转 180°时，图形复原，但符号变为相反。 例如两个 px沿 z 轴方向重叠的情况。 YOZ 平面是成键轨道的通过键轴的节面。则  键的对称性可以描述为：对通过键轴的节面呈反对称，即图形相同，但符号 相反。

48. N2分子中两个原子各有三个单电子 ， px py pz 沿 z 轴成键时，pz与 pz “ 头碰头” 形成一个  键 。此时， px和 px ， py和 py以 “ 肩并肩 ” 形式重叠，形成两个  键。 所以 N2 分子的 3 键中，有 1 个  键， 2 个  键 。    形象化的描述，  键是成键轨道的 “肩并肩”重叠 。 4°键参数 化学键的状况，完全可由量子力学的计算结果进行定量描述。但经常用几个物理量简单地描述之，这些物理量称为键参数。 键能 AB ( g ) —— A ( g ) + B ( g )  H = EAB 对于双原子分子，键能 EAB 等于解离能 DAB 。但对于多原子分子，则要注意键能与解离能的区别与联系。如 NH3 ：

49. E N－H = = 390.5 ( kJ·mol－1 ) NH3 ( g ) —— H ( g ) + NH2 ( g ) D1 = 435.1 kJ·mol－1 NH2 ( g ) —— H ( g ) + NH ( g ) D2 = 397.5 kJ·mol－1 NH ( g ) —— H ( g ) + N ( g ) D3 = 338.9 kJ·mol－1 三个 D 值不同。 D1 > D2 > D3，为什么？ 键长 分子中成键两原子核之间的距离叫键长。 一般键长越小，键越强。 键长 / pm 键能 / kJ·mol-1 C － C 154 345.6 C = C 133 602.0 C  C 120 835.1

50. 在不同化合物中，相同的键，键长和键能并不相等。 例如，CH3OH 中和 C2H6中均有 C －H 键，而它们的键长和键能不同。 键角 键角是分子中键与键之间的夹角，在多原子分子中才涉及键角。 如 H2S ， H－S－H 键角为 92 °，决定了 H2S 分子的构型 为 “ V ” 字形。 又如CO2 ，O－C－O 的键角为 180°，则 CO2 分子为直 线形 。 键角是决定分子几何构型的重要因素。