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共价键和配位键有什么区别和联系呢？？？
因为配位键是共价键的一种，只不过是一种特殊的共价键首先说一下，这种问法不太合理。不同点是，一般的共价键是两个原子各提供一个电子形成一对共用电子。两者的共同点是都是通过共用电子对而形成的键，也就是一根共价键。而配位键是其中一个原子单方面提供两个电子形成共用电子对，也就是一根共价键
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一般的共价键是两个原子都拿出电子来形成共价键，如H20赞同楼上，另一方坐享其成，NH4+，其中有一个就是配位键，其中有两个共价键；而配位键是一方提供电子来共享，如铵根，配位键也属于共价键
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价电子和自由电子有啥区别啊外加电场时,共价键外的自由电子逆电场方向移动形成了电子电流,而共价键中的价电子逆电场方向依次填补空位,形成了相当于顺电场方向的空穴的相对运动,从而形成了空穴电流.理解不了第二句话,空穴电流的形成到底是怎么回事?还有就是价电子和自由电子有啥不一样啊?为啥不是自由电子补充空穴.望用自己的话帮我解释一下,形象一些.
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这是说的价电子是可以成键的电子,自由电子是可以在整个物体内移动的电子.
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自由电子存在于导体中。价电子一般存在于半导体中。
扫描下载二维码第2章 分子结构 [教学要求]
1．掌握离子键和共价键的基本特征和它们的区别。
2．掌握价键理论，杂化轨道理论。
3．掌握分子轨道理论的基本内容。
4．了解分子间作用力及氢键的性质和特点。
[教学重点] 1．VSEPR
3．MO法 [教学难点]
[教学时数]
6学时 [主要内容]
1．共价键：价键理论－电子配对法（本质，要点，饱和性，方向性，类型σ键、π键）。 2． VSEPR：价电子互斥理论的提出，价电子互斥理论的基本要点以及用价电子互斥理论分析各类分子和原子团的空间构型。 3．杂化轨道理论：杂化轨道理论的提出，杂化轨道理论的基本要点，杂化轨道的类型-sp、spd等各种类型及举例。 4．分子轨道理论：分子轨道理论的基本要点，分子轨道的能级图，实例-同核：H2、He、O2、F2、N2；异核：NO、HF。 5．共价键的属性：键长，键角，键能，键级。 6．分子间的作用力和氢键。 [教学内容]
上一章主要研究的是原子的结构与性质，本章进一步讨论原子同原子之间和分子之间靠什么力结合在一起？分子有什么性质？
具体的讲 2-1
路易斯结构式
1、原子是如何形成分子的？主要介绍几种类型的化学键及其理论？
2、分子的几何形状和空间构型？ 3、分子间力和氢键以及对物质一些物理性质的影响？
一、弗兰克兰结构式
到19世纪时，化学家们已经知道了许多分子的成分，如氯化氢HCl、水H2O、二氧化碳CO2、氨NH3等，并用短棍线“―”的形式来描述分子中原子之间的相互结合“1价”，还总结出一些规律。其中英国化学家弗兰克兰和瑞典化学家贝采尼乌斯贡献较大。这些表达方式，在我们中学化学课本中还在沿用。
1 二、路易斯结构式 1916年美国的著名化学家（加里福尼亚大学教授）路易斯利用原子结构知识对弗兰克兰结构式的短棍线“―”进行了解释，即“―”代表一对共用电子对，= 代表两对共用电子对，≡代表三对共用电子对，并进一步提出了键合电子和孤对电子的概念以及分子结构稳定性的“八隅律”―原子倾向于通过共用电子对使它们的最外层达到稀有气体的8电子稳定构型。1923年路易斯进一步将化合物分子中两个原子在一起的共享电子对称为共价键，从而建立了路易斯共价键理论。 后来人们把这种用短棍表示共价键，同时用小黑点表示非键合的孤对电子的结构式称为Lewis 结构式，也叫电子结构式。路易斯结构式给出了分子的价电子总数以及电子在分子中的分配，至今对理解分子结构仍有重要意义。 Example：水、氨、乙酸、氮气、P68例1 路易斯价键理论的局限性： （1）它不能解释为什么有些分子的中心原子最外层电子数虽然少于8 个（如BF3）或多于8 个（如PCl5、SF6），但仍能稳定存在。 （2）不能解释共价键的特性（如方向性、饱和性）。 （3）不能说明为什么共用电子对就能使两个原子结合成分子的本质原因。因为根据经典的静电理论，同性电荷相斥，两个电子为何不相斥，反而互相配对？ 三、共振论 对于可以写出几个相对合理的路易斯结构式的分子，泡林提出了共振论和共振杂化体的概念。认为分子的真实结构是这些合理路易斯结构式的共振杂化体，例如C6H6、NO- O3、NO- 3 、2
2-2 现代价键理论 一、基本原理
1、自旋相反的成单电子相互接近时，单电子可以配对，核间电子密度较大，可形成稳定的化学键（单、双、叁）。 2、成键电子的原子轨道重叠越多，其核间几率密度就越大，形成的共价键越牢固，分子越稳定，可推知共价键的形成在可能范围内将沿着原子轨道最大重叠的方向―最大重叠原理。 共价键形成的条件：①两原子中有成单电子，且自旋相反； ②两原子轨道要发生最大程度的重叠。 3、 共价键的本质： 原子相互接近时，由于原子轨道的重叠，原子间通过共用自旋方向相反的电子对使体系能量降低，由此形成共价键
共价键形成的原理 (1) 电子配对原理 (2) 能量最低原理 (3) 原子轨道最大重叠原理 三、共价键的特征
1、共价键具有饱和性
所谓饱和性是指每个成键原子成键的总数是一定的。这是因为每个成键原子所提供的轨道和成单电子数目是一定的，故也决定着分子中原子化合的数量关系。 H
H2O 2、共价键的方向性
根据原子轨道最大重叠原理，在形成共价键时，原子间总是沿着原子轨道最大重叠方向成键。而除S轨道呈球形对称外，p、d、f轨道在空间都有一定的伸展方向，因此p、d、f轨道的重叠，只有沿着特定的方向才能达到最大程度的重叠，故共价键是有方向性的。 由上可知，所谓方向性是指一个原子与周围原子形成共价键有一定的角度，其原因是原子轨道(p、d、f)有一定的方向性，它和相邻原子的轨道重叠成键要满足最大重叠条件。 轨道方向性→共价键方向性→空间构型(键角等)→性质 四、共价键的类型
按照成键原子轨道的重叠方式来分，共价键有不同的类型，最常见的是σ键和π键。 1、重叠方式 （1）σ键―轨道重叠部分是沿着键轴呈圆柱型的对称分布，形成σ键的电子叫做σ电子。 参与成键的轨道： S、Px
成键方式：S C S 、 S C P x、 Px C Px
（2）π键――重叠部分是镜面反对称地垂直于键轴的
参与成键的轨道：Py、Py
成键方式：Py C Py
* 通过镜面、原子轨道的形状、大小相同，符号相反。 + +
3 2、特征： σbond：两个原子的成键轨道沿键方向以“头碰头”的方式重叠，原子轨道重叠部分沿键轴呈圆柱型对称，原子轨道重叠程度达到最大，故σ键的键能大，稳定性高。 π bond：两原子轨道以平行或“肩并肩”方式重叠，原子轨道重叠部分对通过一个键轴的平面具有镜面反对称性，由于π键重叠程度比σ键要小，故π键的键能要小于σ键，稳定性低于σ键。 列表如下
肩并肩 重叠方向
沿键轴方向
原子轨道对称轴相平行
轨道重叠部分
圆柱形对称
在节面上,象两块“冬瓜”形状
电子云密度分布
集中两核之间
分散在节面的上、下
成键电子能量
3、与重叠的关系
从成键原子间的成键情况看，共价键有单键和重叠之分，它们与σ键、π键的关系为：
σ键 +π键
σ键+2π键 2―3
价层电子对互斥模型 前面所介绍的弗兰克兰结构式和路易斯结构式在解释分子的立体结构方面还有很大的缺陷，而分子的立体结构对决定分子的许多物理、化学性质又起着非常重要的作用。 二十世纪四十年代化学家们提出了一种预测分子几何构型的新模型――价层电子对互斥模型，简称VSEPR模型。这个理论最初是1940年由英国的西奇威克和鲍威尔提出的，20世纪50年代吉莱斯和尼霍姆进一步发展了这个理论。 一、基本要点 一个共价分子的空间几何构型取决于中心原子周围价层电子对排布的几何构型，这又主要取决于中心原子的价层电子对数。 1、中心原子的电对包括：
4 ①形成σ键的电子对(键对)；②未参入成键的孤电子对 2、价层电子对彼此排斥，趋向于尽可能远离，但同时又都受中心原子有效核电荷的吸引，当这两种作用达到平衡时，电对处于空间的最佳位置，从而决定了电对的空间排布。 3、根据中心原子电对的数目、种类（键对or孤对），最小排斥原则，可确定共价型多原子分子的空间几何构型（P72）。 （1）如果中心原子电对全部都是键对，则分子的空间几何构型与中心原子电对的空间排布一致。 （2）如果中心原子电对中包含部分孤对，由于孤对和键对对相邻电对的排斥作用，使键对的排布和分子几何构型有差别，此时需根据最小斥力原则来确定。 4、最小斥力原则的一般规律为： （1）电子对之间的夹角越大，排斥力越小。 （2）由于键对电子云较紧缩，孤对电子云较“肥大”，故前者对邻近电子云的斥力较小，后者较大，顺序如下： 孤对 - 孤对 ＞ 孤对 - 键对 ＞ 键对 - 键对
(3)如果分子中有重键，重键中电子数多，所占空间较大，因此排斥力也较大，次序为：叁键―叁键＞叁键―双键＞双键―双键＞双―单键＞单键―单键 因此，对于含有多重键的分子来说，π键电子不会改变分子的基本形状，但对键角有一定的影响，一般单键键角较小，含双键的键角较大。 （4）电负性，Xw-Xw 〉Xw-Xs 〉Xs-Xs
3和4影响键角大小 （5）处与中心原子的全满价层里的键合电子之间斥力大小大于处与中心原子的未充满夹层里键合电子之间的斥力 *5、中心原子和键合原子的电负性也会影响键角的大小。P74，例3
①对同一中心原子，键合原子的电负性↑吸引键对的能力↑，键对由中心原子向键合原子移动，电对间的斥力↓，使键角减小。NF3(＜FNF = 102.1° NH3(＜HNH = 107.3° ②配位原子相同，中心原子不相同时，中心原子电负性↓键对向键合(配位)原子移动,键对斥力↓键角减小。 例
＜ 104.5°
89.5° 二、判断共价分子几何构型的原则和步骤 1、计算中心原子价电子层中的总电子数和电子对数 电子对数=（中心原子价电子数+配位原子提供的电子数）/2 ①卤素原子：作中心原子（7），作配位原子（1），ClF3=（7+13133）/2=5 ②氧族原子：作中心原子（6），作配位原子（2），SO3=（6+033）/2 = 3}