1.2分子結構：
分子結構包含兩個方麵的內容：分子中直接相鄰的原子間的強相互作用力，即化學鍵問題和分子的空間構型（幾何形狀）問題。
1.2.1化學鍵：
在自然界中，除了稀有氣體元素的原子能以單原子形式穩定出現外，其他元素的原子則以一定的方式結合成分子或以晶體的形式存在。例如：氧分子由兩個氧原子結合而成；幹冰是眾多的CO2分子按一定規律組合形成的分子晶體；而純銅以眾多銅原子結合形成的金屬晶體形式存在。
由於參與化學反應的基本單元是分子，而分子的性質是由其內部結構決定的，所以研究化學鍵理論是當代化學的一個中心問題。
按照化學鍵形成方式與性質的不同，化學鍵可分為3種基本類型：離子鍵、共價鍵和金屬鍵。
離子鍵：
離子鍵理論是1916年德國化學家柯塞爾提出的。他認為當活潑金屬原子與活潑非金屬原子接近時，它們在反應中有得到或失去電子以達到成為稀有氣體穩定結構的趨勢，由此形成的正離子和負離子以靜電引力相互吸引在一起。因而離子鍵的本質就是正負離子間的靜電吸引作用。
（1）離子鍵的形成：
離子鍵是原子間發生電子的轉移形成陰陽離子並通過靜電引力而形成的化學鍵。
例如氯和鈉以離子鍵結合成氯化鈉。兩個原子間的電負性相差極大，電負性大的氯會從電負性小的鈉搶走一個電子，以符合最外層8電子穩定結構。之後氯會以-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合在一起，因此也有人說離子鍵是金屬與非金屬結合用的鍵結方式。而離子鍵可以延伸，所以並無分子結構。即：
（2）離子鍵的特點：
由於離子鍵是正負離子通過靜電引力作用相連接的，從而決定了離子鍵的特點是沒有方向性和飽和性。正負離子近似看作點電荷，所以其作用不存在方向問題。沒有飽和性是指在空間條件許可的情況下，每個離子可吸引盡可能多的相反離子。由於離子鍵的這兩個特點，所以在離子晶體中不存在獨立的“分子”，整個離子晶體就是一個大分子，即無限分子。例如NaCl晶體，其化學式僅表示Na離子與Cl離子的離子數目之比為1∶1，並不是其分子式，整個NaCl晶體就是一個大分子。
由離子鍵形成的化合物叫離子型化合物，相應的晶體為離子晶體。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。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。
共價鍵：
離子鍵理論很好地說明了CsF、NaBr、NaCl等電負性差值較大的離子型化合物的成鍵與性質，但無法解釋同種元素間形成的單質分子如H2、N2等，以及電負性接近的非金屬元素間形成的大量化合物如HCl、CO2、NH3和大量的有機化合物。
美國化學家路易斯提出了共價鍵的電子理論。他認為原子結合成分子時，原子間可共用一對或幾對電子，形成穩定的分子。
（1）共價鍵的形成：
共價鍵是常見化學鍵的一種，兩個或多個原子共同使用它們的外層電子，在理想情況下達到電子飽和的狀態，由此組成比較穩定和堅固的化學結構稱為共價鍵。與離子鍵不同的是進入共價鍵的原子向外不顯示電荷，因為它們並沒有獲得或損失電子。共價鍵的強度比氫鍵要強，與離子鍵差不太多或有些時候甚至比離子鍵強。本質是在原子之間形成共用電子對。同一種元素的原子或不同元素的原子都可以通過共價鍵結合。
例如：A與B兩原子各有一個未成對電子，並自旋反平行，則互相配對構成共價單鍵，如H—H單鍵。H—Cl也是以單鍵結合的，因為H原子上有1個1s電子，而Cl原子有1個未成對的3p電子。如果A與B兩原子各有2個或3個未成對電子，則在兩個原子間可以形成共價雙鍵或共價叁鍵。如N≡N分子以叁鍵結合，因為每個N原子有3個未成對的2p電子。He原子則因為沒有未成對電子而不能形成雙原子分子。如果A原子有2個未成對電子，B原子隻有1個未成對電子，則A原子可同時與2個B原子形成2個共價單鍵，則形成AB2分子，如H2O分子。
（2）共價鍵的特征：
①共價鍵的飽和性。在形成共價鍵時，成鍵的原子需要共用未成對電子，一個原子有幾個未成對電子，就隻能和幾個自旋相反的電子配對成鍵。所謂共價鍵的飽和性是指每個原子的成鍵總數或以單鍵相連的原子數目是一定的。因為共價鍵的本質是原子軌道的重疊和共用電子對的形成，而每個原子的未成對電子數是一定的，所以形成共用電子對的數目也就一定。
例如兩個H原子的未成對電子配對形成H2分子後，如有第3個H原子接近該H2分子，則不能形成H3分子。又如N原子有3個未成對電子，可與3個H原子結合，生成3個共價鍵，形成NH3分子。這就是共價鍵的飽和性。