化學(xué)鍵重點(diǎn)知識(shí)講義一、化學(xué)鍵的核心概念化學(xué)鍵是相鄰原子（或離子）之間強(qiáng)烈的相互作用，其本質(zhì)是原子核對(duì)核外電子的靜電作用（吸引與排斥的動(dòng)態(tài)平衡）。它是物質(zhì)結(jié)構(gòu)的核心紐帶，決定了物質(zhì)的化學(xué)性質(zhì)（如穩(wěn)定性、反應(yīng)活性）和物理性質(zhì)（如熔沸點(diǎn)、導(dǎo)電性、硬度）。需注意區(qū)分化學(xué)鍵與分子間作用力（范德華力、氫鍵）：化學(xué)鍵作用強(qiáng)度遠(yuǎn)大于分子間作用力（化學(xué)鍵能通常為100~600kJ/mol，分子間作用力一般<40kJ/mol），且化學(xué)鍵影響物質(zhì)的化學(xué)性質(zhì)，分子間作用力主要影響物理性質(zhì)（如熔沸點(diǎn)、溶解性）。二、離子鍵：陰陽離子的靜電吸引2.1形成條件與過程活潑金屬（如第ⅠA、ⅡA族的Na、Mg）與活潑非金屬（如第ⅥA、ⅦA族的O、Cl）之間，通過電子轉(zhuǎn)移形成陰陽離子（如$\ce{Na->Na++e-}$，$\ce{Cl+e-->Cl-}$），陰陽離子通過靜電作用（吸引為主，排斥為輔）結(jié)合成離子鍵。*特例*：銨鹽（如$\ce{NH4Cl}$）中，$\ce{NH4+}$與$\ce{Cl-}$也通過離子鍵結(jié)合，因$\ce{NH4+}$可視為“類金屬陽離子”。2.2離子鍵的特征無方向性：陽離子（或陰離子）的電荷分布呈球形對(duì)稱，可在空間各個(gè)方向吸引相反電荷的離子。無飽和性：只要空間允許，一個(gè)離子可吸引盡可能多的異號(hào)離子（如$\ce{NaCl}$晶體中，每個(gè)$\ce{Na+}$周圍吸引6個(gè)$\ce{Cl-}$，每個(gè)$\ce{Cl-}$周圍也吸引6個(gè)$\ce{Na+}$）。2.3離子晶體的性質(zhì)由離子鍵構(gòu)成的晶體（如$\ce{NaCl}$、$\ce{CaF2}$）具有：熔沸點(diǎn)較高（破壞離子鍵需大量能量）；硬度較大但脆（外力下離子錯(cuò)位，同號(hào)電荷排斥導(dǎo)致破碎）；熔融態(tài)或水溶液導(dǎo)電（離子可自由移動(dòng)）。三、共價(jià)鍵：共用電子對(duì)的“量子糾纏”3.1形成本質(zhì)與路易斯結(jié)構(gòu)原子間通過共用電子對(duì)結(jié)合（成鍵原子電負(fù)性相近，差值<1.7）。路易斯結(jié)構(gòu)式用“—”表示共用電子對(duì)（單鍵1對(duì)、雙鍵2對(duì)、三鍵3對(duì)），并滿足“八隅體規(guī)則”（H為2電子穩(wěn)定）。*例外*：$\ce{BF3}$（B為6電子）、$\ce{PCl5}$（P為10電子）等“缺電子”或“富電子”物質(zhì)，需結(jié)合雜化理論理解。3.2共價(jià)鍵的類型劃分（1）σ鍵與π鍵（按軌道重疊方式）σ鍵：原子軌道沿鍵軸方向“頭碰頭”重疊（如s-s、s-p?、p?-p?重疊），電子云呈圓柱形對(duì)稱，重疊程度大，鍵能高、穩(wěn)定性強(qiáng)。單鍵均為σ鍵。π鍵：原子軌道沿鍵軸方向“肩并肩”重疊（如p?-p?、pz-pz重疊），電子云呈鏡像對(duì)稱，重疊程度小，鍵能低、易斷裂。雙鍵含1個(gè)σ鍵+1個(gè)π鍵，三鍵含1個(gè)σ鍵+2個(gè)π鍵。*實(shí)例*：乙烯（$\ce{CH2=CH2}$）中，$\ce{C=C}$雙鍵含1個(gè)σ鍵（sp2-sp2重疊）和1個(gè)π鍵（p-p重疊）；乙炔（$\ce{CH≡CH}$）中，$\ce{C≡C}$三鍵含1個(gè)σ鍵（sp-sp重疊）和2個(gè)π鍵。（2）極性鍵與非極性鍵（按電子對(duì)偏移）非極性共價(jià)鍵：成鍵原子電負(fù)性相同（如$\ce{O2}$、$\ce{H2}$），電子對(duì)不偏移，鍵的極性為0。極性共價(jià)鍵：成鍵原子電負(fù)性不同（如$\ce{HCl}$、$\ce{H2O}$），電子對(duì)偏向電負(fù)性大的原子，鍵的極性隨電負(fù)性差增大而增強(qiáng)（如$\ce{H—F}$鍵極性強(qiáng)于$\ce{H—Cl}$鍵）。（3）配位鍵：“孤對(duì)電子+空軌道”的特殊共價(jià)鍵一方提供孤電子對(duì)（如$\ce{NH3}$中的N、$\ce{H2O}$中的O），另一方提供空軌道（如$\ce{H+}$的1s空軌道、$\ce{Cu^2+}$的3d空軌道），形成后與普通共價(jià)鍵無區(qū)別。*實(shí)例*：$\ce{NH4+}$（N提供孤對(duì)，$\ce{H+}$提供空軌道）、$\ce{[Cu(NH3)4]^2+}$（$\ce{Cu^2+}$提供空軌道，$\ce{NH3}$提供孤對(duì)）。3.3共價(jià)鍵參數(shù)：鍵長、鍵角、鍵能鍵長：成鍵原子核間距（如$\ce{C—C}$鍵長0.154nm，$\ce{C=C}$鍵長0.134nm）。鍵長越短，鍵能越大，分子越穩(wěn)定。鍵角：分子中相鄰化學(xué)鍵的夾角（如$\ce{H2O}$鍵角104.5°，決定分子為V形；$\ce{CO2}$鍵角180°，決定分子為直線形）。鍵能：斷裂1mol化學(xué)鍵所需的能量（或形成時(shí)釋放的能量）。鍵能越大，化學(xué)鍵越穩(wěn)定，分子越難發(fā)生化學(xué)反應(yīng)。3.4共價(jià)晶體（原子晶體）的特性由共價(jià)鍵構(gòu)成的空間網(wǎng)狀晶體（如金剛石、$\ce{SiO2}$），無分子存在，所有原子通過共價(jià)鍵連接。其性質(zhì)：熔沸點(diǎn)極高（破壞共價(jià)鍵需大量能量）；硬度極大（如金剛石是自然界最硬物質(zhì)）；一般不導(dǎo)電（無自由電子，$\ce{Si}$等半導(dǎo)體除外）。四、金屬鍵：電子海的“自由舞蹈”4.1電子海模型金屬原子失去價(jià)電子形成金屬陽離子，價(jià)電子脫離原子核束縛，在陽離子間自由移動(dòng)（形成“電子?！保?。金屬鍵是陽離子與自由電子之間的靜電作用。4.2金屬鍵的特征與性質(zhì)無方向性、無飽和性：陽離子可吸引任意方向的自由電子。物理性質(zhì)：導(dǎo)電性（自由電子定向移動(dòng)）、導(dǎo)熱性（電子傳遞能量）、延展性（陽離子層間滑動(dòng)時(shí)，電子海仍維持作用）。4.3金屬晶體的堆積方式金屬陽離子通過不同堆積方式形成晶體，如：面心立方最密堆積（如$\ce{Cu}$、$\ce{Ag}$）：配位數(shù)12，空間利用率74%；六方最密堆積（如$\ce{Mg}$、$\ce{Zn}$）：配位數(shù)12，空間利用率74%；體心立方堆積（如$\ce{Na}$、$\ce{Fe}$）：配位數(shù)8，空間利用率68%。五、化學(xué)鍵與物質(zhì)性質(zhì)的關(guān)聯(lián)5.1熔沸點(diǎn)規(guī)律離子晶體>分子晶體（分子晶體靠分子間作用力，能量低）；共價(jià)晶體>多數(shù)金屬晶體（如金剛石熔點(diǎn)>3500℃，遠(yuǎn)高于多數(shù)金屬）；金屬晶體熔沸點(diǎn)差異大（如$\ce{Hg}$常溫液態(tài)，$\ce{W}$熔點(diǎn)3410℃）。5.2導(dǎo)電性與溶解性導(dǎo)電性：離子晶體（熔融/水溶液導(dǎo)電）、金屬晶體（自由電子導(dǎo)電）、共價(jià)晶體（一般不導(dǎo)電，$\ce{Si}$等半導(dǎo)體除外）。溶解性：“相似相溶”——離子晶體（極性）易溶于極性溶劑（如水），非極性分子（如$\ce{I2}$）易溶于非極性溶劑（如$\ce{CCl4}$）。六、化學(xué)鍵的前沿應(yīng)用6.1化學(xué)反應(yīng)的本質(zhì)：鍵的斷裂與形成化學(xué)反應(yīng)的能量變化由舊鍵斷裂吸收的能量與新鍵形成釋放的能量的差值決定（$\DeltaH=$反應(yīng)物鍵能總和$-$生成物鍵能總和）。6.2配位化學(xué)的突破生物體內(nèi)，血紅蛋白通過$\ce{Fe^2+}$與卟啉環(huán)的配位鍵結(jié)合$\ce{O2}$；工業(yè)上，Wilkinson催化劑（Rh的配位化合物）實(shí)現(xiàn)了烯烴的選擇性加氫。6.3理論化學(xué)的發(fā)展從路易斯理論到分子軌道理論（MO）、密度泛函理論（DFT），人類對(duì)化學(xué)鍵的