3.1.2化學鍵和分子結構1．化學鍵化學鍵：分子或晶體中相鄰的原子（離子）之間的強烈的相互作用。化學鍵一般分為金屬鍵、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後，靠自由電子的運動將金屬離子或原子聯繫在一起的作用，稱為金屬鍵。金屬鍵的本質：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鍵。離子鍵的特徵：1）沒有方向性2） 沒有飽和性 離子的外層電子構型大致有：8電子構型——ns2np6,如na+, al3+, sc3+,ti4+等；18電子構型——ns2np6nd10；，如ga3+、sn4+、sb5+、ag+, zn2+等；9－17電子構型——ns2np6nd1－9,如fe3+, mn2+, ni2+、cu2+，au3+等；18 + 2 電子構型——(n-1)s2p6d10 ns2，，如pb2+, bi3+等；2電子構型——1s2，如li+, be2+。（3）共價鍵：分子內原子間通過共用電子對(電子云重疊)所形成的化學鍵。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鏇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,並實現最大程度的重疊。共價鍵的特性：1）共價鍵具有飽和性：共價鍵的數目取決於成鍵原子所擁有的未成對電子的數目。2）共價鍵具有方向性：對稱性匹配；最大重疊。2)根據重疊的方式不同,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“ 肩並肩”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來區別。（1）電偶極矩µ: μ = q·ιq：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.其電偶極矩大於零,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. 其電偶極矩等於零,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係1)對於雙原子分子：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)對於多原子分子：分子的極性與鍵的極性不一定一致,分子的極性不僅取決於鍵的極性,而且與分子的空間構型有關.結構對稱的分子,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，由於分子空間結構對稱，其分子為非極性分子。3．分子空間構型和雜化軌道理論（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,雜化後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目等於參加雜化的軌道數目；3) 雜化軌道比未雜化的軌道成鍵能力更強,形成的分子更穩定。雜化軌道理論可用來解釋分子的空間構型。
（2）雜化軌道類型雜化軌道類型sp雜化sp2雜化（等性）sp3雜化（不等性）sp3雜化參加雜化的軌道一個s + 一個p一個s+兩個p一個s+三個p一個s+三個p空間構型直線型平面正三角形正四面體三角錐型v字型實例becl2,hgcl2,zncl2co2，cs2，c2h2bcl3,bf3（b，al ， ga等iii a元素的鹵化物）c2h4 ch4,sih4,ccl4,sicl4nh3nf3ph3, pcl3ash3sbh3 h2o h2sof2分子的極性非極性非極性非極性極性極性等性雜化：各個雜化軌道所含成分完全相同。不等性雜化：各個雜化軌道所含成分不完全相同。 4．分子間力與氫鍵（1）分子間力：分子與分子之間的作用力。分子間力的類型：1）色散力：瞬時偶極和瞬時偶極之間產生的吸引力。瞬時偶極：由於分子在某瞬間正負電荷中心不重合所產生的一種偶極。色散力普遍存在於一切分子之間。2）誘導力：由固有偶極和誘導偶極之間所產生的吸引力。誘導偶極：由於分子受外界電場包括極性分子固有偶極場的影響所產生的一種偶極。3）.取向力：由固有偶極之間所產生的吸引力。分子間力是色散力、誘導力和取向力的總稱,即分子間力=色散力＋誘導力＋取向力非極性分子與非極性分子間之間：只有色散力； 非極性分子與極性分子之間：具有色散力和誘導力. ；極性分子與極性分子之間：具有色散力、誘導力和取向力。分子間力也叫范德華力。其中色散力最普遍，也最重要。同類型分子中，色散力與摩爾質量成正比，故可近似認為分子間力與摩爾質量成正比。例如,分子間力： i2﹥br2 ﹥cl2﹥f2分子間力比一般化學鍵弱得多，沒有方向性和飽和性。（2）氫鍵1)氫鍵:氫原子除能和電負性較大,半徑較小的x原子（如：f、o、n）形成強的極性共價鍵外，還能吸引另一個電負性較大,半徑較小的y原子（如：f、o、n）中的孤電子云對形成氫鍵。 x—h……y, x、y—電負性較大的原子如(f、o、n)2)氫鍵和分子間力的強度、數量級相同，也具有方向性和飽和性。3)分子中有f－h鍵、o－h鍵或n－h鍵的分子能形成氫鍵。如： hf、h2o、nh3、無機含氧酸(hno3、h2so4、h3bo3等) 、有機羧酸（－cooh）、醇(－oh)、胺(nh2)、蛋白質等分子之間都存在氫鍵。而乙醛（ch3 cho）和丙酮（ch3－co－ch3）等醛、酮及醚等分子之間則不能形成氫鍵,但與水分子之間可形成氫鍵.（3）分子間力對物質性質的影響1)物質的熔點和沸點：同類型的單質和化合物，其熔點和沸點一般隨摩爾質量的增加而增大。因為分子間的色散力隨摩而質量的增加而增大。因氫鍵的形成能加強分子間的作用力，因此含有氫鍵的物質比不含氫鍵的物質熔點和沸點要高。例如， hf、 hcl、 hbr、 hi沸點（。ｃ）： ２０、 －85 、－57、 －36因hf分子間存在氫鍵，其熔點和沸點比同類型的氫化物要高，出現反常現象。同理h2o、nh3在同族氫化物中，沸點也出現反常現象。2)物質的溶解性：（極性）“相似者相溶” 即極性溶質易溶於極性溶劑；非極性（或弱極性）溶質易溶於非極性（或弱極性）溶劑。溶質和溶劑的極性越相近，越易互溶。例如，碘易溶於苯或四氯化碳，而難溶於水。