本文发表于《高中数理化》，也是即将由山东科技出版社出版的《用原子的眼睛看世界——中学化学重点知识解读》内的一篇。该书将于2021年底出版。
1. 为什么O2分子结构不可写作O=O？
在探寻物质微观结构的过程中，人们首先发现了原子的“最外层8电子稳定结构学说”。
此学说可以很好地解释稀有气体原子、NaCl等离子化合物、HCl、H2O等小分子化合物以及卤素单质X2、N2等常见气体单质具有稳定结构。
那时，人们以为O2分子中两个原子间通过2个共用电子对结合，以满足彼此的最外层8电子结构，用如下电子式表示。
科学总是在不断发展的。后续的深入研究中，人们发现，O2分子内存在成单电子——因为O2具有磁性（也叫“顺磁性”，具有顺磁性的物质在磁场内会受到磁场作用而产生磁极）。
如下图所示：
现代物质结构理论指出，物质的磁性跟其内部含有的单电子有关。
如果一种物质内部的所有电子都是以电子对的形式存在，该物质就不可能具有磁性，它在磁场中不会受到影响。
比如，上图所示的实验中，液氮可以依靠自身重力顺利穿过强磁场而流下，而液氧则不然，它囤积在N、S两磁极间的缝隙上方。
对此，“8电子学说”关于O2的分子结构的结论显然不能给出合理解释，因为上述电子式表达的意思是O2分子内所有原子均已成对。
为解释O2 含有单电子的结构问题，科学家提出了分子轨道理论——在分子内，原子轨道相互作用形成不同能量的分子轨道，分子中的所有电子在所有分子轨道内依据泡利原理、能量最低原理、洪特规则进行填充。
氧原子价层的3个p轨道相互作用、组合成的新轨道为4组——按照能量由低到高依次为σ2p（1个轨道，能量低，称为“成键轨道”）、π2p（2个等价的成键轨道）、π*2p（2个等价轨道，能量高，称为反键轨道）、σ*2p（1个反键轨道）。
两个氧原子共8个2p电子在分子轨道内填充的结果是：σ2p2（满）、π2p4（2个等价轨道全满）、π*2p2（2个等价轨道均半满）、σ*2p0（1个轨道未填充电子）。
O2分子中的单电子正是处于π*2p反键轨道上的2个单电子（依据洪特规则，它们应该分占不同轨道且自旋相同）。
那么，O2的电子式到底应该如何写呢？
有的教科书根据原子轨道最大重叠原理，结合分子轨道理论研究的结果，给出了如下结构示意图：
两个氧原子之间的1个电子对是通过p轨道“头碰头”重叠形成的σ键，虚线框内的3个电子通过相互平行的p轨道“肩并肩”重叠形成π键，同样的π键有2个。
这个结构不是基于传统价键理论写出的，当然也就不能满足每个氧原子最外层的8电子结构。
2. 臭氧（O3）分子中的化学键是极性键还是非极性键？
现代科学方法已经证实，臭氧分子（O3）是一个极性分子，那么其中的两个共价键当然是极性键。
如果一个分子内的所有化学键均无极性，分子是不会显示极性的，因为分子极性（用偶极矩表示）实际上是分子内各键极性的矢量和。
有人在研究极性键、非极性键概念时，简单地给出这样的判断依据“同种元素原子间形成的键为非极性键”。
这种以偏概全的总结是不合理的。
首先从臭氧分子来看：现代科学实验已经表明，O3 分子具有V型结构（右图所示），键长：128 pm，键角：116.8°，分子偶极矩μ= 0.50 Cm。
让我们从分子内化学键的角度对此加以理解：
O原子取sp2杂化，中间氧原子的2个单电子均位于sp2杂化轨道，其未参与杂化的2p轨道上有1对电子；而两侧的O原子的单电子则只有1个在杂化轨道上，另外的两个杂化轨道均被电子对占用，其另一个单电子位于未杂化的2p轨道上。
中心氧原子分别用单电子跟两侧氧原子的单电子形成σ键后，三个氧原子未杂化的2p轨道相互平行，从侧面发生电子云重叠，形成一个三中心、四电子的大π键（右图中虚线所示）。
理论上讲，π键上的电子云是均匀分布的，但是三个原子对此π键的贡献不同，中间氧原子提供了2个电子，两侧的氧原子分别只提供了1个电子，最终电子云均匀化的结果是，中间氧原子的电子云向两侧偏移了，所以导致臭氧分子中键具有极性。
说“同种元素原子间形成的键为非极性键”不正确，除臭氧分子外，还可以举出一些例子。
比如乙醇CH3-CH2-OH分子内的C-C单键，它受到-OH氧原子的吸电子作用影响，其电子对偏离左侧碳原子、偏向右侧碳原子，使得同是碳原子形成的键呈现一定极性。
3. 如何理解H2O2分子结构与性质的关系？
H2O2 分子具有如右图所示的“二面型”结构，其正负电荷中心不能重合，所以属于极性分子。
在H2O2分子中，因O-O键无极性，其电子对不偏向任何一方，所以氧元素的氧化数（化合价）为-1。
这个介于氧元素稳定氧化数-2和单质0价之间的氧化数，决定了H2O2 既具有氧化性，又具有还原性的双重性质特征。如：
使酸性KMnO4溶液褪色：
2MnO4- + 5H2O2+ 6H+ = 2Mn2+ + 5O2↑+ 8H2O（H2O2显还原性）
使酸性KI溶液显棕黄色：
2I- + H2O2+ 2H+ = I2 + 2H2O （H2O2显氧化性）
自身分解：
2H2O2催化剂 2H2O + O2↑（H2O2同时显氧化性和还原性）
从微观结构看，H2O2分子结构不稳定的原因，主要是两个电负性都很大的氧原子相互“争夺”中间的电子对，导致“内部紧张”，遇到“外力介入”则发生相应的变化。
换句话说，H2O2中两个氧原子间通过共用电子对结合在一起只是“权宜之计”，一旦外界条件具备，还是要“各奔东西”。
另外，两个-OH基团连接在一起，彼此对对方具有一定的吸电子诱导效应的影响，可以使对方的O-H键极性略有增强（与H2O中的O-H键相比），故而H2O2 具有微弱的酸性——比H2O 稍稍容易电离出H+。
值得一提的是，在很多化合物中也存在-O-O-这样的结构，称为“过氧链”，含有过氧链结构的化合物都具有跟H2O2相似的化学性质——不稳定、既具有氧化性又具有还原性。
如过氧乙酸CH3COOOH、过（氧）二硫酸钠Na2S2O8等，生产、生活、科学实验中常常利用这些物质的氧化性。
请思考，过二硫酸钠Na2S2O8中硫元素的化合价是+7还是+6？为什么？