高一化學(xué)常見化學(xué)鍵

高一化學(xué)常見化學(xué)鍵

　　小編在此整理了高一化學(xué)差量法，希望能幫助到您。

　　1.化學(xué)鍵主要有離子鍵和共價鍵。

　　離子鍵和共價鍵的比較

　　2.化學(xué)鍵與化學(xué)反應(yīng)

　　舊化學(xué)鍵的斷裂和新化學(xué)鍵的形成是化學(xué)反應(yīng)的本質(zhì)，是反應(yīng)中能量變化的根本。

　　3.物質(zhì)的溶解或熔化與化學(xué)鍵變化

　　(1)離子化合物的溶解或熔化過程

　　離子化合物溶于水或熔化后均電離成自由移動的陰、陽離子，離子鍵被破壞。

　　(2)共價化合物的溶解過程

　　①有些共價化合物溶于水后，能與水反應(yīng)，其分子內(nèi)共價鍵被破壞，如CO2和SO2等。

　　②有些共價化合物溶于水后，與水分子作用形成水合離子，從而發(fā)生電離，形成陰、陽離子，其分子內(nèi)的共價鍵被破壞，如HCl、H2SO4等。

　　③某些共價化合物溶于水后，其分子內(nèi)的共價鍵不被破壞，如蔗糖(C12H22O11)、酒精(C2H5OH)等。

　　(3)單質(zhì)的溶解過程

　　某些活潑的非金屬單質(zhì)溶于水后，能與水反應(yīng)，其分子內(nèi)的共價鍵被破壞，如Cl2、F2等。

　　4.化學(xué)鍵對物質(zhì)性質(zhì)的影響

　　(1)對物理性質(zhì)的影響

　　金剛石、晶體硅、石英、金剛砂等物質(zhì)硬度大、熔點高，就是因為其中的共價鍵很強，破壞時需消耗很多的能量。

　　NaCl等部分離子化合物，也有很強的離子鍵，故熔點也較高。

　　(2)對化學(xué)性質(zhì)的影響

　　N2分子中有很強的共價鍵，故在通常狀況下，N2很穩(wěn)定，H2S、HI等分子中的共價鍵較弱，故它們受熱時易分解。

　　5.化學(xué)鍵與物質(zhì)類別

　　(1)化學(xué)鍵的存在

　　(2)化學(xué)鍵與物質(zhì)的類別

　　除稀有氣體內(nèi)部無化學(xué)鍵外，其他物質(zhì)內(nèi)部都存在化學(xué)鍵。

　　相關(guān)閱讀：化學(xué)鍵的分類

　　離子鍵帶相反電荷離子之間的互相作用叫做離子鍵(Ionic Bond)，成鍵的本質(zhì)是陰陽離子間的靜電作用。兩個原子間的電負性相差極大時，一般是金屬與非金屬。例如氯和鈉以離子鍵結(jié)合成氯化鈉。電負性大的氯會從電負性小的鈉搶走一個電子，以符合八隅體。之后氯會以-1價的方式存在，而鈉則以+1價的方式存在，兩者再以庫侖靜電力因正負相吸而結(jié)合在一起，因此也有人說離子鍵是金屬與非金屬結(jié)合用的鍵結(jié)方式。而離子鍵可以延伸，所以并無分子結(jié)構(gòu)。

　　原子相互得失電子，形成離子鍵的過程離子鍵亦有強弱之分。其強弱影響該離子化合物的熔點、沸點和溶解性等性質(zhì)。離子鍵越強，其熔點越高。離子半徑越小或所帶電荷越多，陰、陽離子間的作用就越強。例如鈉離子的微粒半徑比鉀離子的微粒半徑小，則氯化鈉NaCl中的離子鍵較氯化鉀KCl中的離子鍵強，所以氯化鈉的熔點比氯化鉀的高。定義：離子鍵是由正負離子之間通過靜電作用而形成的，正負離子為球形或者近似球形，電荷球形對稱分布，那么離子鍵就可以在各個方向上發(fā)生靜電作用，因此是沒有方向性的。離子鍵概念：帶相反電荷離子之間的相互作用稱為離子鍵。成鍵微粒：陰離子、陽離子。成鍵本質(zhì)：靜電作用。靜電作用包括陰、陽離子間的靜電吸引作用和電子與電子之間、原子核與原子核之間的靜電排斥作用。(一吸，兩斥)成鍵原因：①原子相互得失電子形成穩(wěn)定的陰、陽離子。②離子間吸引與排斥處于平衡狀態(tài)。③體系的總能量降低。存在范圍：離子鍵存在于大多數(shù)強堿、鹽及金屬氧化物中。一個離子可以同時與多個帶相反電荷的離子互相吸引成鍵，雖然在離子晶體中，一個離子只能與幾個帶相反電荷的離子直接作用(如NaCl中Na+可以與6個Cl-直接作用)，但是這是由于空間因素造成的。在距離較遠的地方，同樣有比較弱的作用存在，因此是沒有飽和性的?；瘜W(xué)鍵的概念是在總結(jié)長期實踐經(jīng)驗的基礎(chǔ)上建立和發(fā)展起來的，用來概括觀察到的大量化學(xué)事實，特別是用來說明原子為何以一定的比例結(jié)合成具有確定幾何形狀的、相對穩(wěn)定和相對獨立的、性質(zhì)與其組成原子完全不同的分子。開始時，人們在相互結(jié)合的兩個原子之間畫一根短線作為化學(xué)鍵的符號 ;電子發(fā)現(xiàn)以后 ，1916年G.N.路易斯提出通過填滿電子穩(wěn)定殼層形成離子和離子鍵或者通過兩個原子共有一對電子形成共價鍵的概念，建立化學(xué)鍵的電子理論。

　　量子理論建立以后，1927年 W.H.海特勒和F.W.倫敦通過氫分子的量子力學(xué)處理，說明了氫分子穩(wěn)定存在的原因 ，原則上闡明了化學(xué)鍵的本質(zhì)。通過以后許多人 ，特別是L.C.鮑林和R.S.馬利肯的工作，化學(xué)鍵的理論解釋已日趨完善?；瘜W(xué)鍵在本質(zhì)上是電性的，原子在形成分子時，外層電子發(fā)生了重新分布(轉(zhuǎn)移、共用、偏移等)，從而產(chǎn)生了正、負電性間的強烈作用力。但這種電性作用的方式和程度有所不同，所以又可將化學(xué)鍵分為離子鍵、共價鍵和金屬鍵等。離子鍵是原子得失電子后生成的陰陽離子之間靠靜電作用而形成的化學(xué)鍵。離子鍵的本質(zhì)是靜電作用。由于靜電引力沒有方向性，陰陽離子之間的作用可在任何方向上，離子鍵沒有方向性。只要條件允許，陽離子周圍可以盡可能多的吸引陰離子，反之亦然，離子鍵沒有飽和性。不同的陰離子和陽離子的半徑、電性不同，所形成的晶體空間點陣并不相同。共價鍵1.共價鍵(Covalent Bond)是原子間通過共用電子對(電子云重疊)而形成的相互作用。形成重疊電子云的電子在所有成鍵的原子周圍運動。一個原子有幾個未成對電子，便可以和幾個自旋方向相反的電子配對成鍵，共價鍵飽和性的產(chǎn)生是由于電子云重疊(電子配對)時仍然遵循泡利不相容原理。電子云重疊只能在一定的方向上發(fā)生重疊，而不能隨意發(fā)生重疊。共價鍵方向性的產(chǎn)生是由于形成共價鍵時，電子云重疊的區(qū)域越大，形成的共價鍵越穩(wěn)定，所以，形成共價鍵時總是沿著電子云重疊程度最大的方向形成(這就是最大重疊原理)。共價鍵有飽和性和方向性。2.原子通過共用電子對形成共價鍵后，體系總能量降低。共價鍵的形成是成鍵電子的原子軌道發(fā)生重疊，并且要使共價鍵穩(wěn)定，必須重疊部分最大。由于除了s軌道之外，其他軌道都有一定伸展方向，因此成鍵時除了s-s的σ鍵(如H2)在任何方向都能最大重疊外，其他軌道所成的鍵都只有沿著一定方向才能達到最大重疊。 共價鍵的分類共價鍵有不同的分類方法。(1) 按共用電子對的數(shù)目分，有單鍵(Cl—Cl)、雙鍵(C=C)、三鍵(N≡N，C≡C)等。(2) 按共用電子對是否偏移分類，有極性鍵(H—Cl)和非極性鍵(Cl—Cl)。(3) 按提供電子對的方式分類，有正常的共價鍵和配位鍵(共用電子對由一方提供，另一方提供空軌道。如銨根離子中的N—H鍵中有一個屬于配位鍵)。(4) 按電子云重疊方式分，有σ鍵(電子云沿鍵軸方向，以“頭碰頭”方式成鍵。如C—C。)和π鍵(電子云沿鍵軸兩側(cè)方向，以“肩并肩”方向成鍵。如C=C中鍵能較小的鍵.C=C

　　中有一個σ鍵與一個π鍵。)等3.舊理論：共價鍵形成的條件是原子中必須有成單電子，自旋方向必須相反，由于一個原子的一個成單電子只能與另一個成單電子配對，因此共價鍵有飽和性。如H原子與Cl原子形成HCl分子后，不能再與另外一個Cl形成HCl2了。4.新理論：共價鍵形成時，成鍵電子所在的原子軌道發(fā)生重疊并分裂，成鍵電子填入能量較低的軌道即成鍵軌道。如果還有其他的原子參與成鍵的話，其所提供的電子將會填入能量較高的反鍵軌道，形成的分子也將不穩(wěn)定。 像HCl這樣的共用電子對形成分子的化合物叫做共價化合物?；衔锓诸?.離子化合物：由陽離子和陰離子構(gòu)成的化合物

　　原子之間依靠化學(xué)鍵組成有機小分子。大部分鹽(包括所有銨鹽)，強堿，大部分金屬氧化物，金屬氫化物。 活潑的金屬元素與活潑非金屬元素形成的化合物中不一定都是以離子鍵結(jié)合的，如AICI3、FeCl3、BeCl2等不是通過離子鍵結(jié)合的。非金屬元素之間也可形成離子化合物，如銨鹽都是離子化合物。2.共價化合物：主要以共價鍵結(jié)合形成的化合物，叫做共價化合物。非金屬氧化物，酸，弱堿，少部分鹽，非金屬氫化物。3.在離子化合物中一定含有離子鍵，可能含有共價鍵。在共價化合物中一定不存在離子鍵。

　　金屬鍵1.概述：化學(xué)鍵的一種，主要在金屬中存在。由自由電子及排列成晶格狀的金屬離子之間的靜電吸引力組合而成。由于電子的自由運動，金屬鍵沒有固定的方向，因而是非極性鍵。金屬鍵有金屬的很多特性。例如一般金屬的熔點、沸點隨金屬鍵的強度而升高。其強弱通常與金屬離子半徑成逆相關(guān)，與金屬內(nèi)部自由電子密度成正相關(guān)(便可粗略看成與原子外圍電子數(shù)成正相關(guān))。2.改性共價鍵理論：在金屬晶體中，自由電子作穿梭運動，它不專屬于某個金屬離子而為整個金屬晶體所共有。這些自由電子與全部金屬離子相互作用，從而形成某種結(jié)合，這種作用稱為金屬鍵。由于金屬只有少數(shù)價電子能用于成鍵，金屬在形成晶體時，傾向于構(gòu)成極為緊密的結(jié)構(gòu)，使每個原子都有盡可能多的相鄰原子(金屬晶體一般都具有高配位數(shù)和緊密堆積結(jié)構(gòu))，這樣，電子能級可以得到盡可能多的重疊，從而形成金屬鍵。上述假設(shè)模型叫做金屬的自由電子模型，稱為改性共價鍵理論。這一理論是1900年德魯?shù)?drude)等人為解釋金屬的導(dǎo)電、導(dǎo)熱性能所提出的一種假設(shè)。這種理論先后經(jīng)過洛倫茨(Lorentz,1904)和佐默費爾德(Sommerfeld,1928)等人的改進和發(fā)展，對金屬的許多重要性質(zhì)都給予了一定的解釋。但是，由于金屬的自由電子模型過于簡單化，不能解釋金屬晶體為什么有結(jié)合力，也不能解釋金屬晶體為什么有導(dǎo)體、絕緣體和半導(dǎo)體之分。隨著科學(xué)和生產(chǎn)的發(fā)展，主要是量子理論的發(fā)展，建立了能帶理論。

　　定域鍵只存在于兩個原子之間的共價鍵。只包含定域鍵的多原子分子可以看成是由相對獨立的兩個原子之間的化學(xué)鍵把原子連接起來形成的，這是忽略了相鄰化學(xué)鍵的影響，而把描述雙原子分子中化學(xué)鍵的方法用到多原子分子的定域鍵上。如乙烯中有一個C-C和四個C-H σ鍵、一個C-C π鍵。定域鍵具有比較恒定的鍵性質(zhì)。例如一定類型定域鍵的鍵長、鍵偶極矩、鍵極化度、鍵力常數(shù)、鍵能等在不同分子中近似保持不變。因此，分子的有關(guān)廣延性質(zhì)可近似表示為相應(yīng)的鍵性質(zhì)之和。定域鍵的這種特點在化學(xué)中得到廣泛的應(yīng)用，例如從鍵能計算分子的原子化能近似值。這種模型較好地反映了由鍵上電子云所確定的分子性質(zhì)如鍵能、鍵長、鍵角、鍵偶極、鍵極化度等。 　這種圍繞兩個原子的分子軌道成為定域軌道。

　　極性鍵在化合物分子中，不同種原子形成的共價鍵，由于兩個原子吸引電子的能力不同，共用電子對必然偏向吸引電子能力較強的原子一方，因而吸引電子能力較弱的原子一方相對的顯正電性。這樣的共價鍵叫做極性共價鍵，簡稱極性鍵。

　　舉例：HCl分子中的H-Cl鍵屬于極性鍵有一個簡單的判斷極性鍵與非極性鍵的方法，比較形成該化合物中各原子的原子量，一般來說，相對原子質(zhì)量越大的原子吸引電子能力更強。但是要注意，有極性鍵構(gòu)成的化合物，不一定是極性化合物，例如甲烷，它就是有極性鍵的非極性分子(原因是正負電荷中心重合)。

　　非極性鍵由同種元素的原子間形成的共價鍵，叫做非極性共價鍵。同種原子吸引共用電子對的能力相等，成鍵電子對勻稱地分布在兩核之間，不偏向任何一個原子，成鍵的原子都不顯電性。非極性鍵可存在于單質(zhì)分子中(如H2中H—H鍵、O2中O=O鍵、N2中N≡N鍵)，也可以存在于化合物分子中(如C2H2中的C—C鍵)。非極性鍵的鍵偶極矩為0。以非極性鍵結(jié)合形成的分子都是非極性分子。存在于非極性分子中的鍵并非都是非極性鍵，如果一個多原子分子在空間結(jié)構(gòu)上的正電荷幾何中心和負電荷幾何中心重合，那么即使它由極性鍵組成，那么它也是非極性分子。由非極性鍵結(jié)合形成的晶體可以是原子晶體，也可以是混合型晶體或分子晶體。例如，碳單質(zhì)有三類同素異形體：依靠C—C非極性鍵可以形成正四面體骨架型金剛石(原子晶體)、層型石墨(混合型晶體)，也可以形成球型碳分子富勒烯C60(分子晶體)。舉例：Cl2分子中的Cl-Cl鍵屬于非極性鍵

　　配位鍵又稱配位共價鍵，是一種特殊的共價鍵。當共價鍵中共用的電子對是由其中一原子獨自供應(yīng)時，就稱配位鍵。配位鍵形成后，就與一般共價鍵無異。成鍵的兩原子間共享的兩個電子不是由兩原子各提供一個，而是來自一個原子。例如氨和三氟化硼可以形成配位化合物：圖片式中→表示配位鍵。在F和B之間的一對電子來自N原子上的孤對電子。