一、共價鍵
1、化學鍵——相鄰兩個/多個原子/離子之間強烈的相互作用
2、化學鍵分類：離子鍵（離子化合物），共價鍵，金屬鍵（金屬單質&合金）
3、共價鍵：分子中相鄰原子間通過共用電子對所形成的化學鍵
——原子間通過電子雲重疊所形成的化學鍵
電子雲在成鍵的兩個原子核間重疊，意味着成鍵電子在兩核間出現的概率增大，並不說明存在於重疊處
注意：
1、泡利不相容原理：只有自旋狀態相反的未成對電子（單電子）的電子雲纔可能發生重疊（飽和性）
2、重疊程度越大，化學鍵越穩定，含有該鍵的分子越穩定
3、電子雲重疊總是沿電子雲密度最大的方向重疊（方向性）
實質：電子雲重疊 特徵：飽和性，方向性
飽和性——一個原子有幾個未成對電子就只能與幾個自旋狀態相反的未成對電子配對
方向性——在成鍵時,要儘可能沿着電子雲密度最大的方向發生重疊；達到電子雲重疊程度最大，才能形成穩定的共價鍵
！核間距離一定小於半徑
①σ鍵：以“頭碰頭”的方式重疊而成的化學鍵（在水平面上， O<)(>O ）
以形成化學鍵的兩個原子核的連線爲軸作旋轉操作，共價鍵的電子雲形狀不變
這種特徵稱爲軸對稱
特徵二：形成sigma鍵的軌道重疊程度較大，較牢固（比如單原子簡單化合物
②Π鍵：以“肩並肩”的方式重疊形成的化學鍵（在豎直面上， 8=8）
以形成化學鍵的兩個原子核的構成的平面的兩側的電子雲互爲鏡像（hamburger）
鏡面對稱
特點二：重疊程度比σ鍵小，沒有σ鍵牢固（乙烯，乙炔等）
共價單鍵是σ，雙/三都只有一個σ，剩下的都是Π
CH4鍵角=109°28′
H2O鍵角=105°（104.5°）
NH3鍵角=107°（107.3°）
二、價層電子互斥原理：
內容：
在一個共價分子中，中心原子周圍電子對排布的幾何構型主要決定於中心原子的價電子層中電子對的數目。
所謂價層電子對包括成鍵的σ電子對和孤電子對。價層電子對各自佔據的位置傾向於彼此分離得儘可能地遠些，這樣電子對彼此之間的排斥力最小，整個分子最爲穩定。這樣也就決定了分子的空間結構。
用法：
計數所有的電子對，可以得到VSPER模型，再去掉孤電子對（未參與構成鍵的電子對），得到分子立體構型。
根據VSPER模型得出：
直線形，180°
平面三角形，120°
正四面體，109°28′
再以此爲基礎減去孤電子對對數，從而得到真正的分子構型
求中心原子孤電子對數的公式：，a爲中心原子的價電子數目，b爲與中心原子相連的原子個數，x爲每個與中心原子相連的原子達到八電子穩定態所需要的電子數目
當然簡單的時候，也可以通過直接數的方式。
注意：當中心原子存在孤電子對時，對其他電子對將存在排斥作用，所以鍵角會發生相應變化，比如NH3,H2O,SnBr2的鍵角都小於標準值
三、軌道雜化理論
重點：軌道雜化理論是一種用於解釋物質結構的方式，而非既定事實，因此存在漏洞
https://www.bilibili.com/video/av51278997?t=734
起因：正常的方式難以解釋的正四面體結構
於是爲了解釋，我們認爲CH4的s軌道和3個p軌道混到一起，平分了能量之後又分開成四個軌道
特點：能量均分，軌道數目相同
常見的雜化類型是sp，sp2，sp3，計算方式仍是中心原子的價電子對數
未參與雜化的電子大多做了Π鍵（？），垂直於雜化軌道所在平面
爲了更好的理解可以觀看上面地址的視頻，解釋了雜化之後的原子構型
四、配合物理論：
配合鍵實質：一個粒子給出孤對電子，另一個用空軌道容納
配合物內層是配合鍵連接中心原子，外層是離子鍵連接中心原子
配位鍵是共價鍵，所以具有方向性和飽和性
計算Π鍵和σ鍵方法與之前類似，不多提
常見的配位體：NH3,H2O,CO,CN-,SCN-,X-
常見的中心離子：過渡金屬原子/離子
需要注意在計算中心原子價電子對數時要找準誰是配位體誰是外層離子，以方便計算sp雜化啊分子構型啊之類的
P.S：Fe算是個奇葩，之所以能Fe+6SCN-是因爲3d軌道的5個電子在SCN-來的時候，全跑到前三個裏面擠着了，所以加上4s4p可以空六個軌道出來……