共價(jià)鍵
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共價(jià)鍵（covalent bond）是化學(xué)鍵的一種，兩個(gè)或多個(gè)原子共同使用它們的外層電子，在理想情況下達(dá)到電子飽和的狀態(tài)，由此組成比較穩(wěn)定的化學(xué)結(jié)構(gòu)叫做共價(jià)鍵。其本質(zhì)是原子軌道重疊后，高概率地出現(xiàn)在兩個(gè)原子核之間的電子與兩個(gè)原子核之間的電性作用。需要指出：氫鍵雖然存在軌道重疊，但通常不算作共價(jià)鍵，而屬于分子間力。共價(jià)鍵與離子鍵之間沒有嚴(yán)格的界限，通常認(rèn)為，兩元素電負(fù)性差值遠(yuǎn)大于1.7時(shí)，成離子鍵；遠(yuǎn)小于1.7時(shí)，成共價(jià)鍵；在1.7附近時(shí)，它們的成鍵具有離子鍵和共價(jià)鍵的雙重特性，離子極化理論可以很好的解釋這種現(xiàn)象。
目錄 |
歷史
早期歷史
在古希臘，化學(xué)還沒有從自然哲學(xué)中分離的時(shí)代，原子論者對化學(xué)鍵有了最原始的設(shè)想，恩培多克勒（Empedocles）認(rèn)為，世界由“氣、水、土、火”這四種元素組成，這四種元素在“愛”和“恨”的作用下分裂并以新的排列重新組合時(shí)，物質(zhì)就發(fā)生了質(zhì)的變化。這種作用力可以被看成是最早的化學(xué)鍵思想。
隨后，原子論者德謨克利特設(shè)想，原子與原子間，存在著一種“鉤子”，也可以說是粗糙的表面，以致它們在相互碰撞時(shí)黏在一起，構(gòu)成了一個(gè)穩(wěn)定的聚集體。德謨克利特對化學(xué)鍵的設(shè)想相比于之前的自然哲學(xué)家，是更加先進(jìn)的，他剔除了此類設(shè)想中的唯心主義因素。
中世紀(jì)的J.R.格勞伯則提出了物質(zhì)同類相親、異類相斥的思想。其后還出現(xiàn)了關(guān)于物質(zhì)結(jié)合的親和力說，認(rèn)為物質(zhì)的微粒具有親和力，由此互相吸引而結(jié)合在一起?？傊藗冴P(guān)于化學(xué)鍵朦朧的認(rèn)識，啟發(fā)了后來的化學(xué)家?！ ?/p>
近代史
18世紀(jì)，燃素（phologiston）的概念進(jìn)入了化學(xué)，并為恩斯特.施塔爾（Ernst Stahl）、亨利.卡文迪許（Henry Cavendish）和約瑟夫.普利斯特里（Joseph Priestley）等先進(jìn)的化學(xué)家所接受。當(dāng)時(shí)，牛頓力學(xué)已經(jīng)提出，他們希望把原子間的作用力和牛頓力學(xué)結(jié)合起來，給出經(jīng)典物理學(xué)的解釋，但限于當(dāng)時(shí)的條件，這無疑是無法完成的。
1916年，德國化學(xué)家阿爾布雷西特.柯塞爾（A.Kossel）在考察大量事實(shí)后得出結(jié)論：任何元素的原子都要使最外層滿足8電子穩(wěn)定結(jié)構(gòu)，但柯塞爾只解釋了離子化合物的形成過程，并沒有解釋共價(jià)鍵的形成。
1919年，化學(xué)家歐文.朗繆爾首次使用“共價(jià)”來描述原子間的成健過程
“（原文）we shall denote by the term covalence the number of pairs of electrons which a given atom shares with its neighbors”（我們應(yīng)該用“共價(jià)”一詞表示原子間通過共用電子對形成的作用力）
1922年，尼爾斯.玻爾（N.Bohr）從量子化的角度重新審視了盧瑟福的核式模型，這為化學(xué)家對化學(xué)鍵的認(rèn)識，提供了全新的平臺，他認(rèn)為電子應(yīng)該位于確定的軌道之中，并且能夠在不同軌道之間躍遷，定態(tài)躍遷可以很好的解釋氫原子光譜的各個(gè)譜線。
1923年，美國化學(xué)家吉爾伯特.路易斯（G.N.Lewis）發(fā)展了柯塞爾的理論，提出共價(jià)鍵的電子對理論。路易斯假設(shè)：在分子中來自于一個(gè)原子的一個(gè)電子與另一個(gè)原子的一個(gè)電子以“電子對”的形式形成原子間的化學(xué)鍵。這在當(dāng)時(shí)是一個(gè)有悖于正統(tǒng)理論的假設(shè)，因?yàn)閹靵龆杀砻?，兩個(gè)電子間是相互排斥的，但路易斯這種設(shè)想很快就為化學(xué)界所接受，并導(dǎo)致原子間電子自旋相反假設(shè)的提出。
1924年，路易斯.德布羅意（Louis de Broglie）提出波粒二象性的假說，建立了一個(gè)原子的數(shù)學(xué)模型，用來將電子描述為一個(gè)維波形。在數(shù)學(xué)上不能夠同時(shí)得到位置和動(dòng)量的精確值。
1926年，薛定諤提出量子力學(xué)的波動(dòng)方程，它可以直接用來解釋化學(xué)鍵的“形成”和“斷裂”，這成為量子化學(xué)最初的開端。
1927年，沃爾特.海特勒（W.H.Heitler）和弗里茨.倫敦（F.London）用量子力學(xué)處理氫分子，用近似方法算出了氫分子體系的波函數(shù)，首次用量子力學(xué)方法解決共價(jià)鍵問題。價(jià)鍵理論在這一方法的推廣中誕生，他們研究共價(jià)鍵的方法就被稱為HL法。
1928年，恩利克.費(fèi)米（Enrica Fermi）提出了一個(gè)基于泊松分布的單電子密度模型試圖解決原子結(jié)構(gòu)問題。之后，道格拉斯.哈特里（Douglas Rayner Hartree）運(yùn)用迭代法，將體系電子的哈密頓算子分解為若干個(gè)單電子哈密頓算子的簡單加和，進(jìn)而將體系多電子波函數(shù)表示為單電子波函數(shù)的積，改進(jìn)這一模型，提出哈特里方程。
1930年，哈特里的學(xué)生?？耍?i>Fock）與約翰.斯萊特（John Clarke Slater）完善了哈特里方程，稱為哈特里-?？朔匠蹋?i>HF）。50年代初，斯萊特得到了HF的近似波函數(shù)：哈特里-?？?斯萊特方程（HFS）。1963年，赫爾曼（F.Hermann）和斯基爾曼（S.Skillman）把HFS應(yīng)用于基態(tài)原子函數(shù)。
1950年，克萊蒙斯.羅瑟恩(C. C. J. Roothaan）進(jìn)一步提出將方程中的分子軌道用組成分子的原子軌道線性展開，發(fā)展出了著名的RHF方程，1964年，計(jì)算機(jī)化學(xué)家恩里克.克萊門蒂（E.Clementi）發(fā)表了大量的RHF波函數(shù)，該方程以及后續(xù)的改進(jìn)版已經(jīng)成為現(xiàn)代處理量子化學(xué)問題的主要方法。
1929年，貝特等提出配位場理論，最先用于討論過渡金屬離子在晶體場中的能級分裂，后來又與分子軌道理論結(jié)合，發(fā)展成為現(xiàn)代的配位場理論。
1930年，美國化學(xué)家萊納斯.鮑林（L.C.Pauling）在研究碳的正四面體構(gòu)形時(shí)提出軌道雜化理論，認(rèn)為：能級相近的軌道在受激時(shí)可以發(fā)生雜化，形成新的簡并軌道，其理論依據(jù)就是電子的波粒二象性，而波是可以疊加的。他計(jì)算出了多種雜化軌道的形狀，并因在價(jià)鍵理論方面的突出貢獻(xiàn)而獲得諾貝爾化學(xué)獎(jiǎng)。
1932年，弗里德里希.洪德（F.Hund）將共價(jià)鍵分為σ鍵、π鍵、δ鍵三種，使價(jià)鍵理論進(jìn)一步系統(tǒng)化，與經(jīng)典的化合價(jià)理論有機(jī)地結(jié)合起來。
同年，美國化學(xué)家羅伯特.馬利肯（Robert S.Mulliken）提出分子軌道理論。認(rèn)為化合物中的電子不屬于某個(gè)原子，而是在整個(gè)分子內(nèi)運(yùn)動(dòng)。他的方法和經(jīng)典化學(xué)相距太遠(yuǎn)，計(jì)算又很繁瑣，一時(shí)不被化學(xué)界所接受。后經(jīng)過羅伯特.密立根（Robert A.Millikan）、菲利普.倫納德（Philipp Lenard）、埃里希.休克爾（Erich Hückel）等人的完善，在化學(xué)界逐漸得到認(rèn)可。
1940年，亨利.希吉維克（H.Sidgwick）和托馬斯.坡維爾（Thomas A.Powell）在總結(jié)實(shí)驗(yàn)事實(shí)的基礎(chǔ)上提出了一種簡單的理論模型，用以預(yù)測簡單分子或離子的立體結(jié)構(gòu)。這種理論模型后經(jīng)羅納德.吉列斯比（R.J.Gillespie）和羅納德.尼霍爾姆（R.S.Nyholm）在20世紀(jì)50年代加以發(fā)展，定名為價(jià)層電子對互斥理論，簡稱VSEPR。VSEPR與軌道雜化理論相結(jié)合，可以半定量地推測分子的成鍵方式與分子結(jié)構(gòu)。
1951年，福井謙一提出前線軌道理論，認(rèn)為，分子中能量最高的分子軌道（HOMO）和沒有被電子占據(jù)的，能量最低的分子軌道（LUMO）是決定一個(gè)體系發(fā)生化學(xué)反應(yīng)的關(guān)鍵，其他能量的分子軌道對于化學(xué)反應(yīng)雖然有影響但是影響很小，可以暫時(shí)忽略。HOMO和LUMO便是所謂前線軌道。
1965年，美國化學(xué)家羅伯.伍德沃德（Rober B.Woodward）與霍夫曼參照福井謙一的前線軌道理論，提出了分子軌道對稱守恒原理。分子軌道理論得到了新的發(fā)展。
由于計(jì)算機(jī)技術(shù)的迅猛發(fā)展，和蒙特卡羅方法的應(yīng)用，量子化學(xué)與計(jì)算機(jī)化學(xué)日新月異，對分子結(jié)構(gòu)的推算變得愈發(fā)精確期間也誕生了一大批優(yōu)秀的化學(xué)家，據(jù)估計(jì)，20世紀(jì)中期，量子化學(xué)還將有新的突破?！ ?/p>
主要特點(diǎn)
飽和性
在共價(jià)鍵的形成過程中，因?yàn)槊總€(gè)原子所能提供的未成對電子數(shù)是一定的，一個(gè)原子的一個(gè)未成對電子與其他原子的未成對電子配對后，就不能再與其它電子配對，即，每個(gè)原子能形成的共價(jià)鍵總數(shù)是一定的，這就是共價(jià)鍵的飽和性。
共價(jià)鍵的飽和性決定了各種原子形成分子時(shí)相互結(jié)合的數(shù)量關(guān)系，是定比定律（law of definite proportion）的內(nèi)在原因之一。
方向性
除s軌道是球形的以外，其它原子軌道都有其固定的延展方向，所以共價(jià)鍵在形成時(shí)，軌道重疊也有固定的方向，共價(jià)鍵也有它的方向性，共價(jià)鍵的方向決定著分子的構(gòu)形。
影響共價(jià)鍵的方向性的因素為軌道伸展方向
化學(xué)性質(zhì)
化學(xué)變化的本質(zhì)是舊鍵的斷裂和新鍵的形成，化學(xué)反應(yīng)中，共價(jià)鍵存在兩種斷裂方式，在化學(xué)反應(yīng)尤其是有機(jī)化學(xué)中有重要影響?！ ?/p>
均裂與自由基反應(yīng)
共價(jià)鍵在發(fā)生均裂時(shí)，成健電子平均分給兩個(gè)原子（團(tuán)），均裂產(chǎn)生的帶單電子的原子（團(tuán)）稱為自由基，用“R.”表示，自由基具有反應(yīng)活性，能參與化學(xué)反應(yīng)，自由基反應(yīng)一般在光或熱的作用下進(jìn)行。
異裂與離子型反應(yīng)
共價(jià)鍵發(fā)生異裂時(shí)生成正、負(fù)離子，例如氯化氫在水中電離成氫離子和氯離子。有機(jī)物共價(jià)鍵異裂生成的碳正離子和負(fù)離子是有機(jī)反應(yīng)的活潑物種，往往在生成的一瞬間就參加反應(yīng)，但可以證明其存在。
由共價(jià)鍵異裂引發(fā)的反應(yīng)稱離子型反應(yīng)，其下又可分為兩種
.親電反應(yīng)（electrophilic reaction）
.親核反應(yīng)（nucleophilic reaction）
離子型反應(yīng)一般在酸堿或極性物質(zhì)的催化下進(jìn)行?！ ?/p>
理論模型
路易斯理論
主條目：路易斯理論
路易斯理論，又稱“八隅體規(guī)則”、“電子配對理論”是最早提出的，具有劃時(shí)代意義的共價(jià)鍵理論，它沒有量子力學(xué)基礎(chǔ)，但因?yàn)楹唵我锥?，也能解釋大部分共價(jià)鍵的形成，至今依然出現(xiàn)在中學(xué)課本里。
共用電子對理論有以下幾點(diǎn)
.原子最外層達(dá)到8電子時(shí)是穩(wěn)定結(jié)構(gòu)，化合物中的所有原子的最外層價(jià)電子數(shù)必須為8（氫為2）；
.原子間形成共價(jià)鍵時(shí)，可通過共用電子的方式使最外層達(dá)到8（2）電子穩(wěn)定結(jié)構(gòu)。
路易斯理論的電子配對思想為價(jià)鍵理論的發(fā)展奠定了基礎(chǔ)。值得注意的是，路易斯理論尚不完善，它無法說明電子配對的原因和實(shí)質(zhì)；此外，不符合“八隅體規(guī)則”的化合物也有很多，例如：三氟化硼（6電子）、五氯化磷（10電子）、六氟化硫（12電子）?！ ?/p>
價(jià)鍵理論
價(jià)鍵理論是基于路易斯理論電子配對思想發(fā)展起來的共價(jià)鍵理論。價(jià)鍵理論將應(yīng)用量子力學(xué)解決氫分子問題的成果推廣到其他共價(jià)化合物中，成功解釋了許多分子的結(jié)構(gòu)問題。
海特勒-倫敦法
沃爾特.海特勒（W.H.Heitler）和弗里茨.倫敦（F.London）在運(yùn)用量子力學(xué)方法處理氫氣分子的過程中，得到了分子能量E和核間距R之間的關(guān)系曲線，發(fā)現(xiàn)：若兩個(gè)氫原子自旋方向相反，隨著軌道的重疊（波函數(shù)相加）會(huì)出現(xiàn)一個(gè)概率密度較大的區(qū)域，氫原子將在系統(tǒng)能量最低核間距處成?。蝗魞蓚€(gè)氫原子自旋方向相同，則相減的波函數(shù)單調(diào)遞減，系統(tǒng)能量無限趨近E=0，沒有最低點(diǎn)，無法成健。因此，價(jià)鍵理論通過對氫分子的研究闡明了電子配對的內(nèi)在原因和共價(jià)鍵的本質(zhì)，價(jià)鍵理論就在HL的推廣中誕生。
軌道雜化理論
價(jià)鍵理論在解釋分子中各原子分布情況時(shí)，萊納斯.鮑林（L.Pauling）提出了軌道雜化理論。
理論要點(diǎn)有
.中心原子能量相近的不同軌道在外界的影響下會(huì)發(fā)生雜化，形成新的軌道，稱雜化原子軌道，簡稱雜化軌道；
.雜化軌道在角度分布上，比單純的原子軌道更為集中，因而重疊程度也更大，更加利于成鍵；
.參加雜化的原子軌道數(shù)目與形成的雜化軌道數(shù)目相等，不同類型的雜化軌道，其空間取向不同。
| 雜化類型 | 雜化軌道夾角 | 空間取向 |
| sp^1 | 180 | 直線型 |
| sp^2 | 120 | 平面正三角形 |
| sp^3 | 109.28 | 正四面體 |
| sp^3d (dsp^3) | 90 120 | 三角雙錐 |
| sp^3d^2 (d^2sp^3) | 90 | 正八面體 |
注：此為雜化軌道的空間取向，不是化合物的結(jié)構(gòu)，在化合物中，這些軌道可能被孤對電子填充，例如，N原子進(jìn)行sp^2雜化形成的NO?分子中，有一對孤對電子，那么NO?的空間結(jié)構(gòu)是折線形（正三角形的一個(gè)頂點(diǎn)是孤對電子，電子是“看不見”的）。
價(jià)層電子對互斥理論（VSEPR theory）
價(jià)層電子對互斥理論是一個(gè)用來預(yù)測單個(gè)共價(jià)分子形態(tài)的化學(xué)模型。理論通過計(jì)算中心原子的價(jià)層電子數(shù)和配位數(shù)來預(yù)測分子的幾何構(gòu)型，其理論要點(diǎn)有
.共價(jià)分子中，中心原子周圍電子對排布的幾何形狀，主要決定于中心原子的價(jià)電子層中的電子對數(shù)（包括成鍵電子對和孤對電子）。這些電子的位置傾向于分離的盡可能遠(yuǎn)一些，使彼此受到的排斥力最??；
.電子層中電子對相互排斥作用的大小，取決于電子對間的相互角度和電子對的成鍵情況。相距角度小，排斥力大。成鍵電子對因受兩個(gè)原子吸引，電子云較為緊縮，對其相鄰電子對的斥力小于僅受一個(gè)原子核吸引的孤對電子對其相鄰電子對的斥力。即，電子對間斥力大小順序?yàn)椋汗聦﹄娮?孤對電子>孤對電子-成鍵電子對>成鍵電子對-成鍵電子對；
.分子中的雙鍵、三鍵當(dāng)作單鍵處理；
推測分子構(gòu)形
①確定中心原子的價(jià)電子層中的電子總數(shù)和電子對數(shù)，計(jì)算公式：
中心原子價(jià)電子總數(shù)=中心原子價(jià)電子數(shù)+ 配位體提供電子數(shù)±離子電荷數(shù)
②確定中心原子價(jià)電子對數(shù)（價(jià)電子總數(shù)/2），依下表判斷分子構(gòu)形，并確定最穩(wěn)定的構(gòu)形。
| 電子對數(shù) | 結(jié)構(gòu)形式 |
| 2 | 直線型 |
| 3 | 正三角形 |
| 4 | 四面體 |
| 5 | 三角雙錐 |
| 6 | 八面體 |
注：更詳細(xì)的表參見wikipedia,VSEPR theory（擴(kuò)展閱讀）
分子軌道理論
分子軌道理論是比價(jià)鍵理論更精確的方法，其理論要點(diǎn)有
.分子中的電子不屬于某個(gè)原子軌道，而屬于整個(gè)分子；
.分子軌道由原子軌道線性組合而成，分子軌道數(shù)目等于組成分子軌道的原子軌道數(shù)目，其中些軌道能量降低，成為“成鍵軌道”另一些能量升高，成為“反鍵軌道”，還有一些能量不變，稱“非鍵軌道”；
.原子軌道在線性組合時(shí)，遵守“對稱性匹配原則”、“能量相近原則”、“最大重疊原則”；
.電子在分子軌道中排布時(shí)，遵守“能量最低原理”、“泡利不相容原理”、“洪德規(guī)則”；
分子軌道理論能解釋一些價(jià)鍵理論無法解釋的現(xiàn)象，比如氧分子的順磁性?！ ?/p>
分類
共價(jià)鍵從不同的角度可以進(jìn)行不同的分類，每一種分類都包括了所有的共價(jià)鍵（只是分類角度不同）?！ ?/p>
按成鍵方式
σ鍵（sigma bond）
由兩個(gè)原子軌道沿軌道對稱軸方向相互重疊導(dǎo)致電子在核間出現(xiàn)概率增大而形成的共價(jià)鍵，叫做σ鍵，可以簡記為“頭碰頭”（見右圖）。
σ鍵屬于定域鍵，它可以是一般共價(jià)鍵，也可以是配位共價(jià)鍵。一般的單鍵都是σ鍵。原子軌道發(fā)生雜化后形成的共價(jià)鍵也是σ鍵。由于σ鍵是沿軌道對稱軸方向形成的，軌道間重疊程度大，所以，通常σ鍵的鍵能比較大，不易斷裂，而且，由于有效重疊只有一次，所以兩個(gè)原子間至多只能形成一條σ鍵。
π鍵（pi bond）
成鍵原子的未雜化p軌道，通過平行、側(cè)面重疊而形成的共價(jià)鍵，叫做π鍵，可簡記為“肩并肩”（見右圖）。
π鍵與σ鍵不同，它的成鍵軌道必須是未成對的p軌道。π鍵性質(zhì)各異，有兩中心，兩電子的定域鍵，也可以是共軛Π鍵和反饋Π鍵。兩個(gè)原子間可以形成最多2條π鍵，例如，碳碳雙鍵中，存在一條σ鍵，一條π鍵，而碳碳三鍵中，存在一條σ鍵，兩條π鍵。
π鍵中的π電子可以吸收紫外線并被激發(fā)，所以，含有π鍵的化合物有抵御紫外線的功能，防曬霜正是利用了這個(gè)原理防護(hù)紫外線對人的傷害。
共軛π鍵具有特殊的穩(wěn)定性，例如苯環(huán)中存在6中心6電子的大Π鍵，顯現(xiàn)出芳香性，不易發(fā)生加成和氧化反應(yīng)，而易發(fā)生親電取代，與苯環(huán)有類似鍵型的化合物包括部分雜環(huán)化合物、稠環(huán)烴和其他烴類，化學(xué)家埃里希.休克爾通過分子軌道計(jì)算得出了環(huán)烯烴芳香性判定的休克爾規(guī)則（亦名4n+2規(guī)則），其它常見的非苯芳烴包括薁、[18]輪烯等；而石墨的每一層都有一個(gè)無窮大的π鍵，電子在這個(gè)超大π鍵中可以自由移動(dòng)，類似于金屬鍵，這也是石墨可以橫向?qū)щ姷脑颉?/p>
δ鍵（delta bond）
由兩個(gè)d軌道四重交蓋而形成的共價(jià)鍵稱為δ鍵，可簡記為“面對面”（見下圖）。
δ鍵只有兩個(gè)節(jié)面（電子云密度為零的平面）。從鍵軸看去，δ鍵的軌道對稱性與d軌道的沒有區(qū)別，而希臘字母δ也正來源于d軌道。
δ鍵常出現(xiàn)在有機(jī)金屬化合物中，尤其是釕、鉬和錸所形成的化合物。通常所說的“四重鍵”指的就是一個(gè)σ鍵、兩個(gè)π鍵和一個(gè)δ鍵。
其他
以上三種化學(xué)鍵經(jīng)過組合，可以形成各種不同的鍵型，例如，一個(gè)σ鍵和兩個(gè)π鍵可以組成一個(gè)鍵，但，有證據(jù)表明雙原子間的共價(jià)鍵最多不能超過六條?！ ?/p>
按成鍵過程
一般共價(jià)鍵
一般共價(jià)鍵有時(shí)也稱“正常共價(jià)鍵”，是為了和“配位共價(jià)鍵”進(jìn)行區(qū)分時(shí)使用的概念，指成鍵時(shí)兩個(gè)原子各自提供一個(gè)未成對電子形成的共價(jià)鍵。
配位共價(jià)鍵（coordinate covalent bond）
配位共價(jià)鍵簡稱“配位鍵”是指兩原子的成鍵電子全部由一個(gè)原子提供所形成的共價(jià)鍵，其中，提供所有成鍵電子的稱“配位體（簡稱配體）”、提供空軌道接納電子的稱“受體”。常見的配體有：氨氣（氮原子）、一氧化碳（碳原子）、氰根離子（碳原子）、水（氧原子）、氫氧根（氧原子）；受體是多種多樣的：有氫離子、以三氟化硼（硼原子）為代表的缺電子化合物、還有大量過渡金屬元素。對配位化合物的研究已經(jīng)發(fā)展為一門專門的學(xué)科，配位化學(xué)。
路易斯酸堿對
主條目：路易斯酸、路易斯堿
從上面的內(nèi)容可以看出，“氫氧根”屬于配體、而“氫離子”屬于受體，這表明，氫離子與氫氧根發(fā)生的酸堿中和反應(yīng)可以看成是氫離子與氫氧根形成配位鍵的過程?；瘜W(xué)家路易斯從這一點(diǎn)出發(fā)，提出了“路易斯酸”與“路易斯堿”的概念，認(rèn)為凡是在配位鍵成鍵過程中，能給出電子的，都稱為“堿”；能接納電子的，都稱為“酸”。路易斯的酸堿理論把酸和堿的范圍擴(kuò)大了，路易斯酸堿對不僅包括所有的的阿倫尼烏斯酸堿對，還包括一些中性甚至是根本不溶于水的物質(zhì)。
其實(shí)，路易斯酸的本質(zhì)是配位鍵中的“受體”；路易斯堿的本質(zhì)是配位鍵中的“配體”，二者是等同的。
配位共價(jià)鍵與一般共價(jià)鍵的異同
配位共價(jià)鍵與一般共價(jià)鍵的區(qū)別只體現(xiàn)在成鍵過程上，它們的鍵參數(shù)是相同的，例如，銨根離子的氮?dú)滏I中，有三條是一般共價(jià)鍵，一條是配位共價(jià)鍵，但這四條鍵完全等價(jià)，銨根離子也是完全對稱的正四面體形。在書寫時(shí)，一般共價(jià)鍵使用符號“—”；配位共價(jià)鍵使用符號“→”箭頭從配體指向受體。
按成鍵電子偏向
極性共價(jià)鍵（polar bond）
在化合物分子中，不同種原子形成的共價(jià)鍵，由于兩個(gè)原子吸引電子的能力不同，電子云偏向吸引電子能力較強(qiáng)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(jià)鍵叫做極性共價(jià)鍵，簡稱極性鍵。形成共價(jià)鍵時(shí)，由于電子云的偏離程度不同，極性鍵又有“強(qiáng)極性鍵”和“弱極性鍵”之分，但通常兩個(gè)不同原子間的成鍵就是極性鍵。
共價(jià)鍵的極性可用鍵矩進(jìn)行判斷。共價(jià)分子的極性等于分子中所有共價(jià)鍵偶極矩的矢量和，所以，由極性共價(jià)鍵組成的分子可以是極性分子（氯化氫）也可以是非極性分子（二氧化碳）。
非極性共價(jià)鍵（non-polar bond）
由同種元素的原子間形成的共價(jià)鍵，叫做非極性共價(jià)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(gè)原子，成鍵的原子都不顯電性。非極性共價(jià)鍵存在于單質(zhì)中，也存在于某些化合物中，完全由非極性鍵構(gòu)成的分子一定是非極性分子（但有的非極性分子中含有極性鍵）。
描述
鍵參數(shù)
鍵長（bond length）
鍵長指兩個(gè)成鍵原子的平衡核間距離，是了解分子結(jié)構(gòu)的基本構(gòu)型參數(shù)，也是了解化學(xué)鍵強(qiáng)弱和性質(zhì)的參數(shù)。 對于由相同的A和B兩個(gè)原子組成的化學(xué)鍵，鍵長值小，鍵強(qiáng)； 鍵的數(shù)目多，鍵長值小。 在實(shí)際的分子中，由于受共軛效應(yīng)、空間阻礙效應(yīng)和相鄰基團(tuán)電負(fù)性的影響，同一種化學(xué)鍵鍵長還有一定差異。 鍵長的測定主要是通過分子光譜和熱化學(xué)手段。
下表給出常見共價(jià)鍵的鍵長（pm）數(shù)據(jù)取自《化學(xué)-物質(zhì)結(jié)構(gòu)與性質(zhì)（選修）》（2007年）。
| 共價(jià)鍵 | 鍵長 | 共價(jià)鍵 | 鍵長 | 共價(jià)鍵 | 鍵長 | 共價(jià)鍵 | 鍵長 |
| H-H | 74 | H-F | 92 | H-Cl | 127 | H-Br | 141 |
| H-I | 161 | C-H | 109 | C-C | 154 | C-Si | 186 |
| C-N | 147 | C-O | 143 | C-P | 187 | C-S | 181 |
| C-F | 133 | C-Cl | 177 | C-Br | 194 | C-I | 213 |
| N-H | 101 | N-N | 146 | N-P | 177 | N-O | 144 |
| N-F | 139 | N-Cl | 191 | N-Br | 214 | N-I | 222 |
| O-H | 101 | O-P | 160 | O-S | 151 | O-F | 142 |
| O-Cl | 164 | O-Br | 172 | O-I | 194 | Si-H | 148 |
| Si-Si | 234 | Si-O | 161 | SI-S | 210 | Si-F | 156 |
| Si-Cl | 204 | Si-Br | 216 | Si-I | 240 | P-H | 142 |
| P-Si | 227 | P-P | 221 | P-F | 156 | P-Br | 222 |
| P-I | 243 | S-H | 134 | S-F | 158 | S-Cl | 201 |
| S-Br | 225 | S-I | 234 | F-F | 143 | Cl-Cl | 199 |
| Br-Br | 228 | I-I | 266 | C=C | 134 | C=N | 127 |
| C=O | 123 | N=N | 122 | N=O | 120 | O=O | 121 |
| C≡C | 121 | C≡N | 115 | N≡N | 110 |
鍵能（bond energy）
通常指在標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)下氣態(tài)分子拆開成氣態(tài)原子時(shí)，每種鍵所需能量的平均值。對雙原子分子來說，鍵能就是鍵的解離能。鍵能與鍵焓近似相等，氣態(tài)分子的原子化能等于全部鍵能之和。
下表給出常見共價(jià)鍵的鍵能（kJ/mol）數(shù)據(jù)取自《化學(xué)-物質(zhì)結(jié)構(gòu)與性質(zhì)（選修）》（2007年）。
| 共價(jià)鍵 | 鍵能 | 共價(jià)鍵 | 鍵能 | 共價(jià)鍵 | 鍵能 | 共價(jià)鍵 | 鍵能 |
| H-H | 436 | H-F | 565 | H-Cl | 431 | H-Br | 363 |
| H-I | 297 | C-H | 413 | C-C | 347 | C-Si | 301 |
| C-N | 305 | C-O | 358 | C-P | 264 | C-S | 259 |
| C-F | 453 | C-Cl | 339 | C-Br | 276 | C-I | 216 |
| N-H | 391 | N-N | 160 | N-P | 209 | N-O | 201 |
| N-F | 272 | N-Cl | 200 | N-Br | 243 | N-I | 159 |
| O-H | 467 | O-P | 351 | O-S | 265 | O-F | 190 |
| O-Cl | 203 | O-Br | 不詳 | O-I | 不詳 | Si-H | 323 |
| Si-Si | 226 | Si-O | 368 | Si-S | 226 | Si-F | 565 |
| Si-Cl | 381 | Si-Br | 213 | Si-I | 不詳 | P-H | 320 |
| P-Si | 310 | P-P | 200 | P-F | 490 | P-Br | 272 |
| P-I | 184 | S-H | 347 | S-F | 327 | S-Cl | 271 |
| S-Br | 218 | S-I | 170 | F-F | 159 | Cl-Cl | 243 |
| Br-Br | 193 | I-I | 151 | C=C | 614 | C=N | 615 |
| C=O | 745(799) | N=N | 418 | N=O | 607 | O=O | 498 |
| C≡C | 839 | C≡N | 891 | N≡N | 945 |
鍵角（bond angle）
鍵角即兩共價(jià)鍵的夾角，由于共價(jià)鍵的方向性，共價(jià)化合物的鍵角是一定的，但組成相似的化合物未必有相同的鍵角，孤對電子對成鍵電子有較大的排斥作用，可導(dǎo)致鍵角變小。
鍵級（bond order）
鍵級是分子軌道提出的一個(gè)概念，其定義是成健電子與反鍵電子之差的一半，鍵級可以描述共價(jià)鍵的穩(wěn)定性，鍵級越大，共價(jià)鍵越穩(wěn)定。
鍵偶極矩（bond dipole moment）
鍵偶極距簡稱“鍵矩”，概念與力矩類似，可以描述共價(jià)鍵的極性。鍵矩的定義為：
μ=q.l
式中μ為鍵矩（C.m），l為鍵長，q為電荷量
鍵矩是矢量，方向由正到負(fù)，鍵矩也可以由實(shí)驗(yàn)測得
分子模型
相比于鍵參數(shù)對共價(jià)鍵的描述，各種模型的描述顯得更加直觀。
下表給出在分子模型中常用的顏色和對應(yīng)元素。
| 元素 | 用色 |
| 氧 | 紅色 |
| 碳 | 灰色（青色） |
| 氮 | 藍(lán)色 |
| 氫 | 白色 |
| 硫 | 黃色 |
| 碘 | 紫色 |
| 氟 | 黃綠色 |
| 氯 | 綠色 |
| 溴 | 橙色 |
注：上表只是給出了常用的元素和對應(yīng)顏色，與實(shí)際情況存在著一定的出入。
球棍模型（Ball-and-stick models）
球棍模型又稱“空間填充模型”，是一種用來表現(xiàn)化學(xué)分子的三維空間分布的分子模型。在球棍模型中，“棍”代表共價(jià)鍵，“球”代表成鍵原子。球棍模型能表示分子的鍵角以及成鍵原子的半徑。
比例填充模型（Space-filling models）
比例填充模型與球棍模型類似，用來表現(xiàn)分子三維空間分布的分子模型。是球棒模型的進(jìn)一步發(fā)展，可顯示更為真實(shí)的分子外型。但很難從模型中看見化合物的鍵角。
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