化學鍵同電負性：由共用電子對到離子晶格

化學鍵點解會形成：能量對距離

兩個相距好遠嘅氫原子唔會相互作用。佢哋接近時，每個電子都被兩個原子核吸引，能量下降。再接近啲，兩個原子核強烈互相排斥，能量上升。鍵長係呢個能量阱底部嘅距離，H₂ 係 74 pm，而阱嘅深度就係鍵能，OpenStax Chemistry 2e 表 7.2 中 H–H 係 436 kJ/mol。

每條化學鍵都係吸引同排斥之間嘅平衡，所以斷開一條鍵永遠要消耗能量，形成一條鍵永遠會釋放能量。當形成嘅鍵整體上比斷開嘅鍵強，反應就係放熱。

電負性同共價到離子嘅標度

電負性量度一個原子對鍵中共用電子嘅吸引力有幾強。鮑林標度最常用。佢係一個無量綱嘅計算數值，而唔係實測性質。喺 OpenStax 圖 7.6 中，氟最高，係 4.0，其次係氧 3.5，氮同氯 3.0，而第 1 族金屬最低，例如鈉係 0.9。數值沿週期向右上升，沿族向下下降。

兩個成鍵原子之間嘅差值 ΔEN 大致給出鍵嘅類型。OpenStax 使用以下參考分界：低於 0.4 係非極性共價；0.4 至 1.8 係極性共價；高於 1.8 係離子。電負性較高嘅原子帶部分負電荷 δ−。

呢啲分界只係參考，確實有例外。HF 嘅 ΔEN = 1.9，但係共價分子；而 SiF₄ 每條 Si–F 鍵嘅 ΔEN = 2.2，卻係分子氣體。用 ΔEN 比較化學鍵，而唔好用嚟肯定咁分類化合物。

實例：按極性為六條鍵排序

使用 OpenStax 圖 7.6 中較舊嘅鮑林數值：H 2.1、B 2.0、C 2.5、N 3.0、O 3.5、Al 1.5、P 2.1、Cl 3.0、Br 2.8 同 K 0.8，將 B–H、C–Br、N–O、P–Cl、Al–Cl 同 K–Br 由極性最小排到最大。

差值係 B–H 0.1、C–Br 0.3、N–O 0.5、P–Cl 0.9、Al–Cl 1.5 同 K–Br 2.0，呢個就係排序。有兩個結果令好多學生意外。喺 B–H 中，氫係負端，因為硼嘅電負性低於氫。而 K–Br 落喺離子範圍，同溴化鉀係離子固體一致；Al–Cl 則接近極性共價範圍嘅上限，氯化鋁喺某啲相中被描述為離子性，喺其他相中則係分子性。

偶極矩同離子性百分比

極性鍵有偶極矩 μ = Qr，即分離電荷嘅大小乘以電荷之間嘅距離。偶極矩通常以德拜表示：1 D = 3.336 × 10⁻³⁰ C·m。如果將一個電子嘅全部電荷 1.602 × 10⁻¹⁹ C 移過 1 Å，偶極矩就係 4.803 D。將實測 μ 同呢個完全離子值比較，就得到近似嘅離子性百分比：(μ 實測 / μ 完全離子) × 100。

實例 1。NIST Chemistry WebBook 列出氣相 H³⁵Cl 嘅 μ = 1.1085 D，平衡鍵長係 1.27455 Å。喺該距離下，完全離子嘅 H⁺Cl⁻ 會有 μ = 4.803 D/Å × 1.27455 Å = 6.122 D。離子性百分比係 1.1085/6.122 × 100 = 18.1%。對於 HF，WebBook 數值係 μ = 1.82618 D 同 r = 0.91680 Å，完全離子值係 4.404 D，離子性係 41.5%。

呢個排序同 ΔEN（HCl 係 0.9，HF 係 1.9）一致，但數字顯示即使 ΔEN 好大，距離電荷完全轉移仍然好遠。HF 比單憑佢嘅 ΔEN 所暗示嘅更接近共價一端。

晶格能同庫侖定律

離子固體靠晶體中每個陽離子同每個陰離子之間嘅吸引力維繫。佢嘅晶格能係將一摩爾固體分離成氣態離子所需嘅能量。OpenStax 將佢定義為正值，但有啲教科書使用相反嘅過程，給出負值，所以要先檢查符號慣例。

根據庫侖定律，吸引力隨離子電荷嘅乘積增大，並隨離子之間距離增大而減弱。電荷通常起主導作用。OpenStax 第 7.5 節列出 LiF 為 1023 kJ/mol，而離子帶 2+ 同 2− 電荷嘅 MgO 為 3900 kJ/mol，大咗差唔多四倍。其次係大小：MgF₂ 係 2957 kJ/mol，MgI₂ 係 2327 kJ/mol，因為較大嘅碘離子令電荷相距更遠。

實例：氯化鈉嘅玻恩–哈伯循環

晶格能無法直接量度，所以要用赫斯定律循環求出。由元素經一條間接路線建立 NaCl(s)，路線中每一步都可以量度，然後要求呢條路線嘅總和同直接生成反應相同。

實例 2。使用以下步驟。昇華鈉，Na(s) → Na(g)：+107.5 kJ/mol，即 OpenStax 附錄 G 中 Na(g) 嘅 ΔH°f。產生氯原子，½ Cl₂(g) → Cl(g)：+121.3 kJ/mol，即 Cl(g) 嘅 ΔH°f。電離鈉，Na(g) → Na⁺(g) + e⁻：+495.8 kJ/mol，來自 NIST 數值 5.1391 eV。為氯加一個電子，Cl(g) + e⁻ → Cl⁻(g)：−348.6 kJ/mol，來自 NIST Chemistry WebBook 中 3.6131 eV 嘅電子親和能。最後，Na⁺(g) + Cl⁻(g) → NaCl(s) 釋放晶格能 U。

總反應係 Na(s) + ½ Cl₂(g) → NaCl(s)，ΔH°f = −411.2 kJ/mol。所以 107.5 + 121.3 + 495.8 − 348.6 − U = −411.2，得出 U = 787.2 kJ/mol。留意電離消耗嘅能量多過電子親和能返還嘅能量。如果冇巨大嘅晶格能，由元素生成 NaCl 就唔會係放熱。已公佈嘅 NaCl 晶格能會因所用數據同方法而相差幾個百分點（OpenStax 引用 769 kJ），所以要比較趨勢，而唔係最後幾位數字。

由鍵能估算反應焓

對於氣相反應，你可以透過數鍵估算 ΔH：ΔH ≈ Σ(斷開嘅鍵嘅能量) − Σ(形成嘅鍵嘅能量)。表列鍵能係好多分子嘅平均值，所以結果只係估算，同由生成焓得出嘅數值可能相差幾十千焦。

實例 3。估算 C₂H₄(g) + H₂(g) → C₂H₆(g) 嘅 ΔH。乙烯嘅四條 C–H 鍵保留落嚟，所以忽略佢哋。斷開：一條 C=C（611 kJ/mol）同一條 H–H（436 kJ/mol），總共 1047 kJ。形成：一條 C–C（345 kJ/mol）同兩條新 C–H（2 × 415 kJ/mol），總共 1175 kJ。ΔH ≈ 1047 − 1175 = −128 kJ。由附錄 G 生成焓得出嘅數值係 −84.0 − 52.4 = −136.4 kJ。估算值符號正確，誤差喺大約 6% 以內。

要避免嘅化學鍵錯誤觀念

大部分錯誤來自將粗略嘅參考當成精確規則，或者混用符號慣例。以下係最常見嘅錯誤。

• 將 ΔEN = 1.8 當成共價同離子之間嘅明確界線。呢個標度係連續嘅，而 HF 同 SiF₄ 等化合物打破咗呢條規則。
• 混淆電負性同電子親和能。電子親和能係氣態原子嘅實測能量；電負性描述嘅係鍵中嘅原子。
• 假設電負性較高嘅原子一定係你預期嘅非金屬。要查表：喺 B–H 同 Si–H 鍵中，氫係負端。
• 將鍵能公式倒轉。佢係斷開嘅鍵減形成嘅鍵，同生成焓公式嘅次序相反。
• 喺同一個玻恩–哈伯循環內混用晶格能符號慣例。
• 將一條雙鍵當成兩條單鍵。一條 C=C 鍵（611 kJ/mol）比兩條 C–C 鍵（690 kJ/mol）弱。