3.1.2化學(xué)鍵和分子結(jié)構(gòu)
1．化學(xué)鍵
化學(xué)鍵：分子或晶體中相鄰的原子（離子）之間的強烈的相互作用?；瘜W(xué)鍵一般分為金屬鍵、離子鍵和共價鍵。
(1) 金屬鍵：金屬原子外層價電子游離成為自由電子后，靠自由電子的運動將金屬離子或原子聯(lián)系在一起的作用，稱為金屬鍵。
金屬鍵的本質(zhì)：金屬離子與自由電子之間的庫侖引力
(2) 離子鍵：電負性很小的金屬原子和電負性很大的非金屬離原子相互靠近時，金屬原子失電子形成正離子，非金屬離原子得到原子形成負離子，由正、負離子靠靜電引力形成的化學(xué)鍵。
離子鍵的特征：
1）沒有方向性
2） 沒有飽和性
離子的外層電子構(gòu)型大致有：
8電子構(gòu)型——ns2np6,如Na+, Al3+, Sc3+,Ti4+等；
18電子構(gòu)型——ns2np6nd10；，如Ga3+、Sn4+、Sb5+、Ag+, Zn2+等；
9－17電子構(gòu)型——ns2np6nd1－9,如Fe3+, Mn2+, Ni2+、Cu2+，Au3+等；
18 + 2 電子構(gòu)型——(n-1)s2p6d10 ns2，，如Pb2+, Bi3+等；
2電子構(gòu)型——1s2，如Li+, Be2+。
（3）共價鍵：分子內(nèi)原子間通過共用電子對(電子云重疊)所形成的化學(xué)鍵。
可用價鍵理論來說明共價鍵的形成:
1)價鍵理論：價鍵理論認為典型的共價鍵是在非金屬單質(zhì)或電負性相差不大的原子之間通過電子的相互配對而形成。原子中一個未成對電子只能和另一個原子中自旋相反的一個電子配對成鍵，且成鍵時原子軌道要對稱性匹配,并實現(xiàn)程度的重疊。
共價鍵的特性：
1）共價鍵具有飽和性：共價鍵的數(shù)目取決于成鍵原子所擁有的未成對電子的數(shù)目。
2）共價鍵具有方向性：對稱性匹配；重疊。
2)根據(jù)重疊的方式不同,共價鍵分為：
σ鍵：原子軌道沿兩核連線，以“頭碰頭”方式重疊,例如:
H2: H-H,S-Sσ鍵, HCl: H-Cl, S-Pxσ鍵, Cl2: Cl-Cl, Px-Pxσ鍵
鍵：原子沿兩核連線以“ 肩并肩”方式進行重疊。
例如: 單鍵 ：σ Cl2: Px-Pxσ鍵.
雙鍵 ：σ+Л -C=C- : Px-Pxσ鍵, Py-PyЛ鍵.
三鍵：σ+Л+Л N2 中N≡N: Px-Pxσ鍵, Py-PyЛ鍵; PZ-PZЛ鍵.
圖3－2
2.分子的極性與電偶極矩
極性分子和非極性分子用電偶極矩µ來區(qū)別。
（1）電偶極矩µ: μ = q·ι
q：正負電荷中心所帶電量；ι：正負電荷中心之間的距離。
（2）極性分子：正負電荷中心不重合的分子.其電偶極矩大于零,即µ >0
如：H2O,HX,SO2,H2S,HCN等其µ >0，為極性分子。
（3）非極性分子：正負電荷中心重合的分子. 其電偶極矩等于零,即µ=0。
如：CH4、 CCl4、CO2、CS2、N2、H2 等µ=0，為非極性分子。
（4）分子極性與鍵的極性的關(guān)系
1)對于雙原子分子：分子的極性與鍵的極性一致,即鍵是極性的,其分子也是極性的,且鍵的極性越大,分子的極性越強,如極性HF﹥HCl﹥HBr﹥HI;若鍵是非極性的,其分子也是非極性的,如. N2、H2、O2等.
2)對于多原子分子：分子的極性與鍵的極性不一定一致,分子的極性不僅取決于鍵的極性,而且與分子的空間構(gòu)型有關(guān).結(jié)構(gòu)對稱的分子,鍵的極性可相互抵消,分子為非極性分子。
如：CH4、 CCl4、CO2、CS2等分子，由于分子空間結(jié)構(gòu)對稱，其分子為非極性分子。
3．分子空間構(gòu)型和雜化軌道理論
（1）雜化軌道理論要點:
1)原子在形成分子時,能級相近的原子軌道可相互混雜即雜化,雜化后的軌道稱為雜化軌道;
2)有幾個軌道參加雜化,便形成幾個雜化軌道即雜化軌道數(shù)目等于參加雜化的軌道數(shù)目；
3) 雜化軌道比未雜化的軌道成鍵能力更強,形成的分子更穩(wěn)定。
雜化軌道理論可用來解釋分子的空間構(gòu)型。
1．化學(xué)鍵
化學(xué)鍵：分子或晶體中相鄰的原子（離子）之間的強烈的相互作用?；瘜W(xué)鍵一般分為金屬鍵、離子鍵和共價鍵。
(1) 金屬鍵：金屬原子外層價電子游離成為自由電子后，靠自由電子的運動將金屬離子或原子聯(lián)系在一起的作用，稱為金屬鍵。
金屬鍵的本質(zhì)：金屬離子與自由電子之間的庫侖引力
(2) 離子鍵：電負性很小的金屬原子和電負性很大的非金屬離原子相互靠近時，金屬原子失電子形成正離子，非金屬離原子得到原子形成負離子，由正、負離子靠靜電引力形成的化學(xué)鍵。
離子鍵的特征：
1）沒有方向性
2） 沒有飽和性
離子的外層電子構(gòu)型大致有：
8電子構(gòu)型——ns2np6,如Na+, Al3+, Sc3+,Ti4+等；
18電子構(gòu)型——ns2np6nd10；，如Ga3+、Sn4+、Sb5+、Ag+, Zn2+等；
9－17電子構(gòu)型——ns2np6nd1－9,如Fe3+, Mn2+, Ni2+、Cu2+，Au3+等；
18 + 2 電子構(gòu)型——(n-1)s2p6d10 ns2，，如Pb2+, Bi3+等；
2電子構(gòu)型——1s2，如Li+, Be2+。
（3）共價鍵：分子內(nèi)原子間通過共用電子對(電子云重疊)所形成的化學(xué)鍵。
可用價鍵理論來說明共價鍵的形成:
1)價鍵理論：價鍵理論認為典型的共價鍵是在非金屬單質(zhì)或電負性相差不大的原子之間通過電子的相互配對而形成。原子中一個未成對電子只能和另一個原子中自旋相反的一個電子配對成鍵，且成鍵時原子軌道要對稱性匹配,并實現(xiàn)程度的重疊。
共價鍵的特性：
1）共價鍵具有飽和性：共價鍵的數(shù)目取決于成鍵原子所擁有的未成對電子的數(shù)目。
2）共價鍵具有方向性：對稱性匹配；重疊。
2)根據(jù)重疊的方式不同,共價鍵分為：
σ鍵：原子軌道沿兩核連線，以“頭碰頭”方式重疊,例如:
H2: H-H,S-Sσ鍵, HCl: H-Cl, S-Pxσ鍵, Cl2: Cl-Cl, Px-Pxσ鍵
鍵：原子沿兩核連線以“ 肩并肩”方式進行重疊。
例如: 單鍵 ：σ Cl2: Px-Pxσ鍵.
雙鍵 ：σ+Л -C=C- : Px-Pxσ鍵, Py-PyЛ鍵.
三鍵：σ+Л+Л N2 中N≡N: Px-Pxσ鍵, Py-PyЛ鍵; PZ-PZЛ鍵.
圖3－2
2.分子的極性與電偶極矩
極性分子和非極性分子用電偶極矩µ來區(qū)別。
（1）電偶極矩µ: μ = q·ι
q：正負電荷中心所帶電量；ι：正負電荷中心之間的距離。
（2）極性分子：正負電荷中心不重合的分子.其電偶極矩大于零,即µ >0
如：H2O,HX,SO2,H2S,HCN等其µ >0，為極性分子。
（3）非極性分子：正負電荷中心重合的分子. 其電偶極矩等于零,即µ=0。
如：CH4、 CCl4、CO2、CS2、N2、H2 等µ=0，為非極性分子。
（4）分子極性與鍵的極性的關(guān)系
1)對于雙原子分子：分子的極性與鍵的極性一致,即鍵是極性的,其分子也是極性的,且鍵的極性越大,分子的極性越強,如極性HF﹥HCl﹥HBr﹥HI;若鍵是非極性的,其分子也是非極性的,如. N2、H2、O2等.
2)對于多原子分子：分子的極性與鍵的極性不一定一致,分子的極性不僅取決于鍵的極性,而且與分子的空間構(gòu)型有關(guān).結(jié)構(gòu)對稱的分子,鍵的極性可相互抵消,分子為非極性分子。
如：CH4、 CCl4、CO2、CS2等分子，由于分子空間結(jié)構(gòu)對稱，其分子為非極性分子。
3．分子空間構(gòu)型和雜化軌道理論
（1）雜化軌道理論要點:
1)原子在形成分子時,能級相近的原子軌道可相互混雜即雜化,雜化后的軌道稱為雜化軌道;
2)有幾個軌道參加雜化,便形成幾個雜化軌道即雜化軌道數(shù)目等于參加雜化的軌道數(shù)目；
3) 雜化軌道比未雜化的軌道成鍵能力更強,形成的分子更穩(wěn)定。
雜化軌道理論可用來解釋分子的空間構(gòu)型。