一、共價鍵
1．共價鍵的類型
(1)根據(jù)共用電子對是否偏移，共價鍵分為極性鍵和非極性鍵。
(2)根據(jù)共用電子對數(shù)，共價鍵分為單鍵、雙鍵、三鍵。
(3)根據(jù)原子軌道的重疊方式不同，可分為σ鍵(頭碰頭重疊)和π鍵(肩并肩重疊)。
(4)配位鍵是一種特殊的共價鍵。它是成鍵元素原子一方提供孤電子對，另一方提供空軌道。
2．共價鍵的特征
(1)共價鍵的飽和性：按照共價鍵的共用電子對理論，一個原子有幾個未成對電子，便可和幾個自旋方向相反的電子配對成鍵，這就是共價鍵的“飽和性”。H原子、Cl原子都只有一個未成對電子，因而只能形成H2、HCl、Cl2分子，不能形成H3、H2Cl、Cl3等分子。共價鍵的飽和性決定了共價化合物的分子組成。
(2)共價鍵的方向性：共價鍵形成時，兩個參與成鍵的原子軌道總是盡可能沿著電子出現(xiàn)概率最大的方向重疊，而且原子軌道重疊越多，電子在兩核間出現(xiàn)概率越大，形成的共價鍵越牢固。電子所在的原子軌道都有一定的形狀，所以要取得最大重疊，共價鍵必然有方向性。
共價鍵的方向性決定了分子的立體構(gòu)型。
3．共價鍵的參數(shù)
(1)鍵參數(shù)對分子性質(zhì)的影響
(2)鍵參數(shù)與分子穩(wěn)定性的關(guān)系：鍵長越短，鍵能越大，分子越穩(wěn)定。
4．共價鍵的存在
(1)非金屬單質(zhì)分子(稀有氣體除外)。如：O2、F2、H2、C60等。
(2)非金屬元素形成的化合物中。如：H2SO4、CO2、H2O2、有機物分子等。
(3)某些金屬與非金屬形成的化合物中。如：BeCl2、HgCl2、AlCl3等。
(4)部分離子化合物中。如：Na2O2、NaOH、Na2SO4、NH4Cl等。
5.共價鍵的強弱
(1)由原子半徑和共用電子對數(shù)判斷：成鍵原子的半徑越小，共用電子對數(shù)越多，則共價鍵越牢固，含有共價鍵的分子越穩(wěn)定。如原子半徑：FH—I，穩(wěn)定性：HF>HCl>HBr>HI。
(2)由鍵能判斷：共價鍵的鍵能越大，表示破壞共價鍵消耗的能量越多，則共價鍵越牢固。
(3)由鍵長判斷：共價鍵的鍵長越短，破壞共價鍵消耗的能量越多，則共價鍵越牢固。
6.配位化合物
（1）配位鍵：成鍵原子一方提供孤電子對，另一方提供空軌道形成的共價鍵。常用“→”來表示配位鍵，箭頭指向接受孤電子對的原子，如NHeq \\al(＋,4)可表示為[HNHHH]＋，在NHeq \\al(＋,4)中，雖然有一個N—H鍵形成過程與其他3個N—H鍵形成過程不同，但是一旦形成之后，4個共價鍵就完全相同。配位鍵是一種特殊的共價鍵。配位鍵中的共用電子對是由成鍵單方提供的，而其他的共價鍵的共用電子對是由成鍵雙方提供的。配位鍵同樣具有飽和性和方向性。一般來說，多數(shù)過渡金屬的原子或離子形成配位鍵的數(shù)目是基本不變的，如Ag＋形成2個配位鍵；Cu2＋形成4個配位鍵等。
（2）組成：把金屬離子(或原子)與某些分子或離子(稱為配體)以配位鍵結(jié)合形成的化合物稱為配位化合物，簡稱配合物。如[Cu(NH3)4]SO4、[Ag(NH3)2]OH、NH4Cl等均為配合物。中心離子是提供空軌道接受孤電子對的離子，一般都是帶正電荷的陽離子(此時又叫中心離子)，過渡金屬離子最常見的有Fe3＋、Ag＋、Cu2＋、Zn2＋等；配體是提供孤電子對的陰離子或分子，如Cl－、NH3、H2O等，配體中直接同中心原子配位的原子叫做配位原子，配位原子必須是含有孤電子對的原子，如NH3中的N原子，H2O中的O原子等；配位數(shù)是直接與中心原子形成的配位鍵的數(shù)目。如[Fe(CN)6]4－中Fe2＋的配位數(shù)為6。
（3）形成條件：成鍵原子一方能提供孤電子對，如分子有NH3、H2O、HF、CO等，離子有Cl－、OH－、CN－、SCN－等；成鍵原子另一方能提供空軌道，如H＋、Al3＋、B及過渡金屬的原子或離子。
7．8電子穩(wěn)定結(jié)構(gòu)
(1)分子中若含有氫元素，則氫原子不能滿足8電子穩(wěn)定結(jié)構(gòu)。
(2)某元素化合價絕對值與其原子最外層電子數(shù)之和等于8，則該元素的原子最外層滿足8電子穩(wěn)定結(jié)構(gòu)。如C原子最外層電子數(shù)為4，CO2中C為＋4價，二者之和為8；O原子最外層電子數(shù)為6，CO2中O為－2價(絕對值是2)，二者之和為8，則CO2分子中所有原子都滿足最外層8電子穩(wěn)定結(jié)構(gòu)；N原子最外層5個電子，NO2中，N為＋4價，二者之和為9，故N原子不滿足最外層8電子穩(wěn)定結(jié)構(gòu)；B原子最外層3個電子，BF3中，B為＋3價，二者之和為6，故B原子不滿足最外層8電子穩(wěn)定結(jié)構(gòu)。
二、分子的立體構(gòu)型
1.價層電子對互斥理論
(1)理論要點：價層電子對互斥模型認為，在一個共價分子中，中心原子周圍電子對排布的立體構(gòu)型主要決定于中心原子的價電子層中電子對的數(shù)目。所謂價層電子對包括成鍵的σ電子對和未成鍵的孤電子對。價層電子對各自占據(jù)的位置傾向于彼此分離得盡可能地遠些，這樣電子對彼此之間的排斥力最小，整個分子最為穩(wěn)定。
(2)判斷分子中的中心原子上的價層電子對數(shù)的方法：對ABx型分子或ABeq \\al(m±,x)型離子，其價層電子對數(shù)的判斷方法為n＝eq \f(1,2)(中心原子的價電子數(shù)＋每個配位原子提供的價電子數(shù)×x±m(xù))。注意氧族元素的原子作為中心原子A時提供6個價電子，作為配位原子B時不提供價電子；若為分子，電荷數(shù)為0；c.若為陽離子，則減去電荷數(shù)，如NHeq \\al(＋,4)的n＝eq \f(5＋1×4－1,2)＝4；d.若為陰離子，則加上電荷數(shù)，如SOeq \\al(2－,4)的n＝eq \f(6＋2,2)＝4。
中心原子上的孤電子對數(shù)＝eq \f(1,2)(a－xb)，其中a是中心原子的價電子數(shù)(陽離子要減去電荷數(shù)、陰離子要加上電荷數(shù))，b是與中心原子結(jié)合的原子最多能接受的電子數(shù)，x是與中心原子結(jié)合的原子數(shù)。如SO2的中心原子為S，S的價電子數(shù)為6(即S的最外層電子數(shù)為6)，則a＝6；與中心原子S結(jié)合的O的個數(shù)為2，則x＝2；與中心原子結(jié)合的O最多能接受的電子數(shù)為2，則b＝2，所以SO2中的中心原子S上的孤電子對數(shù)＝eq \f(1,2)×(6－2×2)＝1。
(3)價層電子對互斥理論與分子構(gòu)型：價層電子對互斥構(gòu)型是價層電子對的空間構(gòu)型，而分子的空間構(gòu)型指的是成鍵電子對的空間構(gòu)型，不包括孤電子對。兩者是否一致取決于中心原子上有無孤電子對(未用于形成共價鍵的電子對)，當中心原子上無孤電子對時，兩者的構(gòu)型一致；當中心原子上有孤電子對時，兩者的構(gòu)型不一致。常見的分子立體構(gòu)型有直線形、V形、平面三角形、三角錐形、四面體形等。
2.雜化軌道理論
(1)雜化軌道概念：在外界條件的影響下，原子內(nèi)部能量相近的原子軌道重新組合的過程叫原子軌道的雜化，組合后形成的一組新的原子軌道，叫雜化原子軌道，簡稱雜化軌道。
(2)雜化軌道的類型與分子立體構(gòu)型的關(guān)系：
(3)由雜化軌道數(shù)判斷中心原子的雜化類型：雜化軌道用來形成σ鍵和容納孤電子對，所以有公式：雜化軌道數(shù)＝中心原子的孤電子對數(shù)＋中心原子的σ鍵個數(shù)。
（4）中心原子雜化軌道類型和分子立體構(gòu)型的相互判斷：
3.等電子原理
原子總數(shù)、價電子總數(shù)均相同的分子或離子具有相似的化學鍵特征，等電子體具有相似的雜化類型，相同的立體構(gòu)型，等電子體物理性質(zhì)相似，化學性質(zhì)不同。常見等電子體如下：
三、分子的性質(zhì)
1.極性分子和非性分子
（1）只由非極性鍵構(gòu)成或不含共價鍵的分子(O3除外)一定是非極性分子；只含有極性鍵的分子可能是極性分子也可能是非極性分子；含有非極性鍵的分子也可能是極性分子；極性分子一定含有極性鍵，也可能含有非極性鍵等，這些說法應準確理解。
（2）以極性鍵結(jié)合的多原子分子中，有些屬于極性分子，有些屬于非極性分子，這取決于分子中各鍵的空間排列，而鍵角是決定分子立體構(gòu)型的因素之一。三原子分子CO2、CS2及四原子分子C2H2，雖然都含有極性鍵，但分子中鍵角均為180°，因電荷分布完全對稱，所以是非極性分子。而同樣是三原子分子的H2O、H2S、HCN等分子，由于電荷分布不對稱，都是極性分子。
（3）看分子的對稱性，如CH4分子的正四面體形和BF3分子的平面正三角形都是完全對稱的立體構(gòu)型，雖然分子中有極性鍵，鍵有極性，但分子立體構(gòu)型的對稱性從整體看，鍵的極性相互抵消，分子沒有極性。而CHCl3、NH3等分子因分子立體結(jié)構(gòu)不對稱而為極性分子。
（4）分子內(nèi)中心原子的化合價絕對值(或可理解為共價單鍵數(shù)目，一個雙鍵看作兩個單鍵)等于其主族序數(shù)(即最外層電子數(shù))時，分子為非極性分子，如BF3、CH4、CO2、PCl5、SiCl4、SO3、BeCl2等均為非極性分子，其他的如NO2、CO、SO2、NH3、NF3等為極性分子。
（5）分子內(nèi)中心原子的最外層無孤電子對(非共用電子對)時，分子為非極性分子，如CO2、CS2、BeCl2、CCl4、BCl3、PCl5等均為非極性分子。另外，上述分子中除了BeCl2、BCl3、PCl5分子外，其余的分子中所有成鍵原子的最外層均達8個電子的穩(wěn)定結(jié)構(gòu)。而BeCl2分子中的Be原子最外層只有4個電子，BCl3分子中的B原子最外層只有6個電子，PCl5分子中P原子的最外層電子肯定超過8個，但它們都能穩(wěn)定存在，說明原子通過得失電子或共用電子對而達到穩(wěn)定結(jié)構(gòu)時不一定都要滿足最外層2個電子或8個電子的飽和結(jié)構(gòu)。
2.范德華力和氫鍵
(1)范德華力：物質(zhì)分子間普遍存在的一種相互作用力稱為范德華力。范德華力比化學鍵的鍵能小約1～2個數(shù)量級。
(2)氫鍵：由已經(jīng)與電負性很強的原子形成共價鍵的氫原子(如水分子中的氫原子)與另一個電負性很強的原子(如水分子中的氧原子)之間的作用力。
3．分子的溶解性
(1)“相似相溶”的規(guī)律：非極性溶質(zhì)一般能溶于非極性溶劑，極性溶質(zhì)一般能溶于極性溶劑。若溶劑和溶質(zhì)分子之間可以形成氫鍵，則溶質(zhì)的溶解度增大。
(2)隨著溶質(zhì)分子中憎水基的增多，溶質(zhì)在水中的溶解度減小。如甲醇、乙醇和水以任意比互溶，而戊醇在水中的溶解度明顯減小。
4．分子的手性
(1)手性異構(gòu)：具有完全相同的組成和原子排列的一對分子，如同左手和右手一樣互為鏡像，在三維空間里不能重疊的現(xiàn)象。
(2)手性分子：具有手性異構(gòu)體的分子。
(3)手性碳原子：在有機物分子中，連有四個不同基團或原子的碳原子。含有手性碳原子的分子是手性分子，如CHCH3OHCOeq \(OH。,\s\up6(,* ))
5．無機含氧酸分子的酸性
無機含氧酸的通式可寫成(HO)mROn，如果成酸元素R相同，則n值越大，R的正電性越高，使R—O—H中O的電子向R偏移，在水分子的作用下越易電離出H＋，酸性越強，如酸性：HClOP,鍵長越長,鍵能越小,故B項錯誤;都為非極性分子,分子極性相同,故C項錯誤;形成的晶體都為分子晶體,相對分子質(zhì)量越大,分子間作用力越強,則熔點越高,故D項正確。
14.C【解析】原子序數(shù)依次增大的短周期元素W、X、Y、Z和M中,W的最外層電子數(shù)為其周期數(shù)的2倍,則W只能有2個電子層,最外層電子數(shù)為4,故W為碳元素;X和Z的A2B型氫化物均為V形分子,X為氧元素,Z為硫元素;Y的+1價離子比M的-1價離子少8個電子,Y為鈉元素,M為氯元素。同周期元素隨原子序數(shù)逐漸增大,原子半徑逐漸減小,同主族元素電子層數(shù)越多,原子半徑越大,故原子半徑:Na>S>Cl>C>O,即X

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