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(qiáng)烈的相互作用?；瘜W(xué)鍵一般分為金屬鍵、離子鍵和共價(jià)鍵。
(1) 金屬鍵：金屬原子外層價(jià)電子游離成為自由電子后，靠自由電子的運(yùn)動(dòng)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(fù)性很小的金屬原子和電負(fù)性很大的非金屬離原子相互靠近時(shí)，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(fù)離子，由正、負(fù)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(jià)鍵：分子內(nèi)原子間通過共用電子對(duì)(電子云重疊)所形成的化學(xué)鍵。
可用價(jià)鍵理論來說明共價(jià)鍵的形成:
1)價(jià)鍵理論：價(jià)鍵理論認(rèn)為典型的共價(jià)鍵是在非金屬單質(zhì)或電負(fù)性相差不大的原子之間通過電子的相互配對(duì)而形成。原子中一個(gè)未成對(duì)電子只能和另一個(gè)原子中自旋相反的一個(gè)電子配對(duì)成鍵，且成鍵時(shí)原子軌道要對(duì)稱性匹配,并實(shí)現(xiàn)程度的重疊。
共價(jià)鍵的特性：
1）共價(jià)鍵具有飽和性：共價(jià)鍵的數(shù)目取決于成鍵原子所擁有的未成對(duì)電子的數(shù)目。
2）共價(jià)鍵具有方向性：對(duì)稱性匹配；重疊。
2)根據(jù)重疊的方式不同,共價(jià)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(jìn)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(fù)電荷中心所帶電量；ι：正負(fù)電荷中心之間的距離。
（2）極性分子：正負(fù)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(fù)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(duì)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(qiáng),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(duì)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(duì)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(duì)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(diǎn):
1)原子在形成分子時(shí),能級(jí)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(gè)軌道參加雜化,便形成幾個(gè)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(qiáng),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(qiáng)烈的相互作用?；瘜W(xué)鍵一般分為金屬鍵、離子鍵和共價(jià)鍵。
(1) 金屬鍵：金屬原子外層價(jià)電子游離成為自由電子后，靠自由電子的運(yùn)動(dòng)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(fù)性很小的金屬原子和電負(fù)性很大的非金屬離原子相互靠近時(shí)，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(fù)離子，由正、負(fù)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(jià)鍵：分子內(nèi)原子間通過共用電子對(duì)(電子云重疊)所形成的化學(xué)鍵。
可用價(jià)鍵理論來說明共價(jià)鍵的形成:
1)價(jià)鍵理論：價(jià)鍵理論認(rèn)為典型的共價(jià)鍵是在非金屬單質(zhì)或電負(fù)性相差不大的原子之間通過電子的相互配對(duì)而形成。原子中一個(gè)未成對(duì)電子只能和另一個(gè)原子中自旋相反的一個(gè)電子配對(duì)成鍵，且成鍵時(shí)原子軌道要對(duì)稱性匹配,并實(shí)現(xiàn)程度的重疊。
共價(jià)鍵的特性：
1）共價(jià)鍵具有飽和性：共價(jià)鍵的數(shù)目取決于成鍵原子所擁有的未成對(duì)電子的數(shù)目。
2）共價(jià)鍵具有方向性：對(duì)稱性匹配；重疊。
2)根據(jù)重疊的方式不同,共價(jià)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(jìn)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(fù)電荷中心所帶電量；ι：正負(fù)電荷中心之間的距離。
（2）極性分子：正負(fù)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(fù)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(duì)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(qiáng),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(duì)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(duì)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(duì)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(diǎn):
1)原子在形成分子時(shí),能級(jí)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(gè)軌道參加雜化,便形成幾個(gè)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(qiáng),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。