化学键理论概述

自然界里，通常所遇到的物质，多数不是以单原子存在，而是以原子间相互作用结合成分子或晶体的状态存在。如：O2(g)双原子分子金属铜金属晶体

NaCl(s)离子晶体第7章化学键与分子结构

物质的性质不仅与原子结构有关，还与分子的结构有关。性质决定用途。如：金刚石、石墨

化学键分子的几何构型分子在空间呈一定的几何形状(即几何构型)即分子或晶体内相邻原子(或离子)间强烈的相互吸引作用化学键类型：离子键共价键金属键分子结构第7章化学键与分子结构7.1离子键理论7.2共价键理论7.3金属键理论7.4分子间作用力NaCl和KCl等化合物在熔融状态或水溶液中能够产生带电荷的粒子，即离子。Kossel认为电离能小的活泼金属元素的原子和电子亲和能大的活泼非金属元素的原子相互接近时，金属原子上的电子转移到非金属原子上，分别形成具有稀有气体稳定电子结构的正负离子。正离子和负离子之间通过静电引力结合在一起，形成离子化合物。正负离子间的静电吸引力就叫做离子键。一、离子键的形成1916年德国科学家Kossel(科塞尔)提出离子键理论7.1离子键理论当不同的原子通过离子键结合形成分子时，必然伴随着体系能量的变化，而且新体系的能量大大低于旧体系。

当钠离子和氯离子相互接近时，在r较大时钠离子和氯离子之间的排斥作用可以忽略，主要表现为吸引作用，所以体系的能量随着r的减小而降低。当钠离子和氯离子非常接近时，r很小，此时排斥作用为主，体系能量迅速增大。当正负离子接近到平衡距离R0时，吸引作用与排斥作用达到平衡，此时体系的能量降到最低点。说明正负离子之间形成了稳定的化学键（离子键）。本质：静电作用力没有方向性没有饱和性离子性与元素的电负性有关7.1离子键理论二、离子键的性质由原子间发生电子的转移，形成正负离子，并通过静电作用而形成的化学键就叫离子键。离子键的本质：静电作用力根据库伦定律，离子的电荷越大，离子间的距离越小，离子间的静电引力越强。2.离子键的性质由于离子键是由正离子和负离子通过静电吸引作用相连接，因此决定了离子键的特点是没有方向性和饱和性。

没有方向性是指由于离子的电荷是球形对称分布的，它可以在空间任何方向吸引带相反电荷的离子，不存在在某一特定方向上吸引力更强的问题。没有饱和性是指在空间条件允许的情况下，每一个离子可吸引尽可能多的带相反电荷的离子。每个离子周围排列的相反电荷离子的数目是一定的，这个数目是与正负离子半径的大小和所带电荷多少等有关。键既有离子性也有共价性离子性：静电作用共价性：原子轨道重叠AB型化合物单键离子性百分数离子性=50％离子性>50％主要离子键离子性<50％主要共价键原子电负性差值χA-χB=1.7χA-χB>1.7χA-χB<1.7键的离子性与元素的电负性有关

离子键的强度可以用键能来表示。我们以NaCl为例说明离子键的键能：1mol气态NaCl分子，离解成气体原子时，所吸收的能量称为离子键的键能，用Ei

表示。

NaCl(g)=Na(g)+Cl(g)H=Ei

键能Ei越大，表示离子键越强。7.1离子键理论三、离子键的强度晶格能U：离子键的强度通常用晶格能的大小来衡量。标准状态下，将单位物质的量的离子晶体拆分为气态正负离子所需吸收的能量。或：标准状态下，气态正负离子结合成单位物质的量的离子晶体所放出的能量。玻恩-哈伯循环形成离子晶体时的能量变化

另外，Born和Lande从静电理论推导出计算晶格能的公式：

式中Z+、Z－分别为正、负离子的电荷数；r

为正、负离子半径之和(pm)；A为Madelung常数，它与晶格类型有关，CsCl、NaCl、ZnS(立方)晶格，A依次为1.763、1.748及1.638；n是与离子的电子构型有关的常数，称为Born指数，n与电子构型的关系为对晶体构型相同的离子化合物，离子电荷数越多，核间距越短，晶格能越大。晶格能越大，晶体的熔点越高、硬度越大；晶格能越大，晶体越稳定。晶格能值可衡量离子晶体的稳定性。四、离子的特征1、离子的电荷：离子失去或得到的电子数。熔点、沸点、颜色、溶解度。Fe2+&Fe3+；2、离子的电子构型：0电子、2电子、8电子、9-17电子、18电子、18+2电子。离子键的强弱、溶解度等等。NaCl&CuCl3、离子的半径：离子键的强弱、溶解度、熔点、沸点。7.1离子键理论离子的电荷离子的电荷对离子间的相互作用力影响很大，离子电荷越高，与相反电荷间的吸引力越大，晶格能越大，离子键越强，离子化合物的熔点和沸点越高。离子的电荷不仅影响离子化合物的物理性质如熔点、沸点、颜色、溶解度等，而且影响离子化合物的化学性质，如Fe2+和Fe3+

离子的相应化合物的性质就不同。2.离子的电子构型阳离子外电子层电子分布通式离子的电子构型阳离子实例1s22Li+、Be2+ns2np68Na+、Mg2+、Al3+、Sc3+、Ti4+ns2np6nd1~99~17Cr3+、Mn2+、Fe2+、Fe3+、Cu2+ns2np6nd1018Ag+、Zn2+、Cd2+、Hg2+(n-1)s2(n-1)p6(n-1)d10ns218+2Sn2+、Pb2+、Sb3+、Bi3+阴离子外电子层电子分布通式离子的电子构型阴离子实例ns2np68Cl-、F-、S2-、O2-离子的电子层构型同离子间的作用力，即同离子键的强度有密切的关系。不同构型的正离子对同种负离子的结合力大小的顺序8电子构型的离子8-17电子构型的离子18或18+2电子构型的离子>>d电子云比较分散，内层d电子比s,p电子对原子核正电荷的屏蔽作用小导致。3.离子半径

离子间的距离是用相邻两个离子的核间距来衡量的，也就是指正、负离子间的静电吸引作用、它们核外电子之间以及原子核之间的排斥作用达到平衡时，正、负离子间保持的平衡距离，用d

表示。离子半径与核间距关系

如果把正、负离子近似看成是两个相互接触的球体，如图所示，核间距d

可以看成是相邻两个离子半径r+

和r-

之和，即d=r++r-

核间距d可以用X射线衍射方法通过实验测定，如果已知一个离子的半径，就可以通过d值求出另一个离子半径。

但实际上核外电子没有固定的运动轨道，如何划分两个离子的半径非常复杂。按照把正、负离子近似看成是两个相互接触的球体的假设，离子半径是指离子晶体中正、负离子的接触半径，也就是有效离子半径。

1926年，Goldchmidt

用光学法测得F－离子半径为133pm和O2-

离子半径为132pm。以此为基础，他推出80多种离子的半径。1927年，Pauling

从核电荷数和屏蔽常数出发，推出计算离子半径的公式

式中Z为核电荷、为屏蔽常数，Z－为有效核电荷，Cn为由最外电子层的主量子数n决定的常数。教材上两套数据均列出。在比较半径大小和讨论变化规律时，多采用Pauling半径。a)同主族从上到下，电子层增加，具有相同电荷数的离子半径增加。

Li+<Na+<K+<Rb+<Cs+F－<Cl－<Br－<I－b)同周期的主族元素，从左至右离子电荷数升高，离子

半径减小。Na+>Mg2+>Al3+K+>Ca2+

c)同一元素，不同价态的离子，电荷高的半径小。如Ti4+<Ti3+；Fe3+<Fe2+。d)负离子半径一般较大；正离子半径一般较小。e)周期表中对角线上，左上的元素和右下的元素的离子半径相近。离子半径的变化规律7.1离子键理论五、离子晶体1.晶体

晶格（点阵）是晶体的数学抽象。组成晶体的质点（分子、原子、离子）以确定位置的点在空间作有规则的排列，这些点群具有一定的几何形状，称为结晶格子（简称晶格，有的资料中称为点阵）。每个质点在晶格中所占有的位置称为晶体的结点。所有结点的总和称为空间点阵。晶胞(cell)

晶格中含有晶体结构中具有代表性的最小重复单位，称为单元晶胞（简称晶胞）。NaCl的晶胞CsCl的晶胞ZnS的晶胞晶体的内部结构

简单立方面心立方晶胞参数：决定晶胞大小形状的独立参数。a,b,c,α,β,γ晶体的内部结构晶胞参数按晶胞参数的差异将晶体分成七种晶系。按带心型式分类，将七大晶系分为14种型式。例如，立方晶系分为简单立方、体心立方和面心立方三种型式。空间点阵可由晶胞中一组完全相同的点的排列方式确定。

7个晶系共有14种空间点阵排列方式，它们的晶胞示意图列于表7－3。这14种空间格子是由法国科学家Bravais首先论证的，也称为Bravais格子。布拉维格子7.1离子键理论2.离子晶体的特性离子化合物主要以晶体状态出现，如氯化钠、氟化钙、氧化镁晶体等。这些由正离子和负离子通过离子键结合而成的晶体，都称为离子晶体。

在离子晶体中，每个离子都被若干个带相反电荷的离子所包围，如氯化钠晶体中，每一个带正电荷的Na+

离子被周围6个带负电荷的Cl－离子包围，同时每一个Cl－离子被周围6个带正电荷的Na+离子包围，它的结构如下页图所示。在立方体的棱上，Na+

和Cl－交替排列，两个Na+

中心的距离是562.8pm。在整个晶体中，Na+

周围的几何环境和物质环境都是相同的，同样，对Cl－来说，其周围的几何环境和物质环境也都是相同的，周期性重复排列。离子晶体中，质点之间的作用力是静电作用力，即正、负离子通过离子键结合在一起，由于静电作用力较强，晶格能较大，所以离子晶体具有较高的熔点、沸点和硬度。2.离子晶体的特性离子晶体熔融后或溶解在水中都具有良好的导电性，这是通过离子的定向迁移导电,而不是通过电子流动而导电。

但在晶体状态，由于离子被限制在晶格的一定位置上振动，因此很难导电。离子晶体的硬度虽然很大，但比较脆，延展性较差。这是因为在离子晶体中，正、负离子有规则地交替排列。当晶体受到外力冲击时，发生错位，即各层离子位置发生错动，如图所示，正正离子相切,负负离子相切，彼此排斥，使吸引力大大减弱，离子键失去作用，所以无延展性。3.离子晶体的类型晶体的结构可用X-射线衍射法分析测定。AB型CsCl（配位数8:8）NaCl（配位数6:6）ZnS（闪锌矿）(配位数4:4）AB2型CaF2(萤石）（配位数8:4）TiO2(金红石）（配位数6:3）ABO3型(钙钛矿型)

4.离子半径比与配位数和晶体构型的关系——半径比定则r+/r－=0.414r+/r－>0.414r+/r－<0.414=0.414正、负离子直接接触，负离子相互接触；>0.414负离子相互不接触，较稳定，配位数为6；>0.732正离子可接触更多的负离子，配位数可能为8；<0.414正、负离子相互不接触，不较稳定，配位数为4。AB型化合物的离子半径比和配位数及晶体类型的关系半径比r+/r-配位数晶体构型实例0.225~0.4140.414~0.7320.732~1468ZnS型NaCl型CsCl型ZnS,ZnO,BeS,CuCl,CuBr等NaCl,KCl,NaBr,LiF,CaO,MgO,CaS,BaS等CsCl,CsBr,CsI,TlCl,NH4Cl,TlCN等一、路易斯理论二、价键理论三、价层电子对互斥理论四、杂化轨道理论五、分子轨道理论六、键参数与分子的性质七、分子晶体和原子晶体7.2共价键理论一、经典的Lewis学说(1914～1916年)

认为构成分子的同种或不同种原子以共用电子对吸引两个原子核，并使每个原子都达到稀有气体的稳定结构（即八隅体规则）。分子中的原子通过共用电子对所形成的化学键叫做共价键。仅由共价键结合而成的分子叫做共价型分子。例如，H2、N2、HCl、CO2等。在共价型分子中，没有离子，只有原子，因此共价键又叫做原子键。化学键理论的发展历程1.未能揭示共价键的本质和特性。2.八隅体规则不适合某些分子。例如BF3，PCl5，SF6等。3.难易解释某些分子的特性。例如SO2中两个S-O是完全等同的。NO，NO2中必然存在单电子，而N原子肯定未达到稳定的8电子构型。O2具有顺磁性。Lewis学说的局限性研究微观体系必须运用量子力学的理论。

1927年，英国物理学家海特勒（W.Heitler）和德国物理学家伦敦（F.London）首次用量子力学方法处理氢分子结构，在现代量子力学的基础上说明了共价键的本质，进而发展成现代化学键理论。用量子力学方法处理分子体系的薛定谔方程很复杂，严格求解经常遇到困难，必须采取某些近似假定以简化计算。由于近似处理方法不同，现代化学键理论产生了两种主要的共价键理论。现代化学键理论现代价键理论是建立在量子力学基础上，主要有：价键理论：认为成键电子在以化学键相连的两原子间的区域内运动。分子轨道理论：认为成键电子可以在整个分子的区域内运动。说明H2分子的形成：外层电子云发生了重叠，使核间形成了电子概率密度较大的区域，削弱了两核间的正电排斥，增强了核间电子云对核的吸引，使体系能量降低，形成共价键。1.H2分子的形成与共价键的本质实验测知:H2核间距＝74pmH玻尔半径＝53pm二、价键理论以氢分子的形成为例来说明共价键的形成。采用量子力学方法求解氢分子的薛定谔方程，可得到两个氢原子相互作用的能量（E）与核间距（d）之间的关系两个氢原子体系的能量变化曲线根据氢原子的薛定谔方程，两个自旋相反的电子互相靠近，能量最低.氢分子的形成：斥态

电子自旋相同的原子轨道重叠时，形成斥态。核间的电子密度概率低，故能量较高。HH电子自旋相反的两个原子轨道重叠，形成基态，核间的电子概率密度大增，能量最低。基态HH

鲍林等人把上述用量子力学方法处理氢分子的结果推广到一般共价键的成键过程，建立了价键理论。指出共价键的本质是由于成键原子的价层轨道发生了部分重叠，结果使核间电子云密度增大，导致体系的能量降低，这表示成键原子相互结合形成了稳定的新体系，即形成了分子。这就是共价键的本质。共价键本质上电性的。共价键的结合力是两个原子核对共用电子对形成负电区域的吸引力，而不是正、负离子之间的库仑作用力。2.价键理论(电子配对法)要点电子配对原理：两原子靠近时，自旋方向相反的未成对的价电子可以配对，形成共价键。一般来说，原子有几个成单电子，即能形成几个共价键。能量最低原理：电子配对后放出能量，体系能量降低；最大重叠原理：成键电子的原子轨道重叠越多，形成的共价键越牢固；对称性一致：成键的原子轨道重叠部分波函数的符号必须相同例

COCO2s2p2s2p:C—O:····σ键π配键→π键→价键结构式:CO:电子式分子结构式C=O配位共价键：共用电子对由一个原子单方面提供。形成条件：1.一个原子价层有孤电子对(电子给予体)

2.另一个原子价层有空轨道(电子接受体)

只有当原子轨道对称性相同（波函数“+”或“-”）的部分重叠，原子间的概率密度才会增大,形成化学键。原子轨道重叠的对称性一致原则当两原子轨道以对称性相同的部分(即”+”与”+”、”-”与”-”)重叠。原子间电子出现的几率密度增加，使原子间的结合力大于两核间的排斥力，致使体系能量降低，因此形成共价健－－称为有效重叠或正重叠。当两原子轨道以对称性不同的部分(即“+”与“-”)重叠.原子间电子出现的几率密度降低，使原子间的排斥力大于两核间的结合力，致使体系能量增加，因此难成键－－称为非有效重叠或负重叠。共价键特征3.共价键特征

饱和性:共价键的饱和性是指每个原子成键的总数或与其以单键相连的原子数目是一定的。共价键是电子对的共用，对于每个参与成键的原子来说，其未成对的单电子数是一定的，所以形成共用电子对的数目也是一定的。例2pNN2pN2

:N≡N:在特定的条件下，有的成对的价电子能被拆开为单电子参与成键。S3s3p3d3s3p3d[·S·]+6[·F:]→F–S–F¨¨¨¨FF\//\FF例

方向性:为满足最大重叠原理，成键时原子轨道只能沿着轨道伸展的方向重叠。注意：s与s轨道的重叠，无方向性所谓共价键的方向性，是指一个原子与周围原子形成共价键有一定的角度。其原因在于原子轨道（p，d，f）有一定的伸展方向，它和相邻原子的轨道重叠成键要满足最大重叠原理。思考题：原子轨道重叠越多，共价键越稳定。是不是核间距越小越稳定呢？当两个成键原子处于平衡位置(r0)时，轨道“最大”重叠，体系能量最低，共价键最稳定。两原子再进一步靠近，核间的斥力使体系能量急剧升高，化学键反而变得不稳定。由此可见，原子轨道的最大重叠有一定限度，只能在一定空间方向(电子云密度最大方向)和平衡位置(核间距＝r0)上达到最大限度的重叠。共价键的类型共价键极性共价键强极性键：如H-Cl

弱极性键：如H-I非极性共价键：如H-H、Cl-Cl按键是否有极性分：按原子轨道重叠部分的对称性分：σ键、π键、δ键4.共价键的类型

按对称性分类，常见共价键有σ键和π键。共价键的类型键特点：轨道“头碰头”在键轴连线上达到最大重叠，两核间有最大概率密度；++s–sx+px–sx–+–+–+px–pxxσ键：原子轨道沿核间联线方向进行同号重叠(头碰头)。键特点：轨道“肩并肩”在键轴连线上下方达到重叠，呈键轴反对称；键与键区分

键：

键轴转动180轨道符号不变；

键：

符号改变；电子云较分散，键能低+–z+–zpz–pzxpy–py+zy–+zy–xp-d键d-d键例N2:N—N:····价键结构式N≡N分子结构式化学键示意图价层电子排布式2s22p3σ键和π键同时存在于双键或三键原子间。πyπzσ孤电子对NzyxNNzxyδ键：两个原子相匹配的d轨道以“面对面”的方式重叠所形成的键zxxyydxydxy三、价层电子对互斥理论（VSEPR）

1940年，N.V.Sidgwick和H.M.Powell在总结实验事实基础上，提出了一种在概念上比较简单又能比较准确地判断分子几何构型的理论模型，后经R.J.Gillespie和R.S.Nyholm在20世纪50年代加以发展，现在称为价层电子对互斥理论（VSEPR，valence-shellelectron-pairrepulsion）。

虽然这个理论只是定性地说明问题，但对判断共价分子的构型非常简便实用。1.价层电子对互斥理论的基本要点：

(1)在ABn型分子中，分子的空间构型主要决定于中心原子A的价电子层中电子对（价层电子对，包括成键电子对与孤对电子)之间的排斥作用。分子的几何构型总是采取电子对相互排斥力作用最小的一种。

例如：在BeCl2分子中，属于Be原子的价电子共有两对(成键电子对)，这两对电子排斥作用最小的结构为直线形（2）ABn型分子的几何构型：为了减少价电子对之间的斥力，电子对间应尽量互相远离。采取球面的内接图形。VP=2直线形VP=3平面三角形VP=4正四面体VP=5三角双锥VP=6正八面体如果把孤电子对L也写入分子式，既把分子式改写成ABnLm，就可以根据VSEPR理论，把各种共价分子ABnLm的结构与价层电子对总数、成键电子对数及孤电子对数的关系，总结成下表。

对于只含共价单键的ABn

型分子，若中心原子的价层中有n个孤电子对（L），则其价层电子对总数是n+m对。（3）判断共价分子结构的实例就只含单键的ABnLm分子而言ABnLm分子的几何构型与价层电子对的排布方式VPNnmABnLmVP排布方式分子几何构型实例220AB2直线形BeCl2330AB3三角形BF321AB2LV形SnCl2VPNnmABnLmVP排布方式分子几何构型实例550AB5三角双锥PCl541AB4L变形四面体(跷跷板形)SF432AB3L2T形ClF323AB2L3直线形XeF2VPNnmABnLmVP排布方式分子几何构型实例660AB6八面体SF651AB5L四方锥ClF542AB4L2正方形XeF4（4）多重键的处理：双键三键作为一个电子对（5）电子对间的夹角和成键情况决定相互排斥作用的大小电子对之间夹角越小，排斥力越大。分子或离子结构中，各种电子对之间的相互排斥作用大小的顺序为：孤对电子－孤对电子＞孤对电子－成键电子＞成键电子－成键电子。

为了使分子或离子的总能量最低，孤对电子一般应处于不易受排斥的位置。相距越远越好。

在成键电子对之间，排斥作用大小的顺序为：叁键＞双键＞单键。所以，含有双键或叁键的分子，其结构都发生不同程度的变形，如：

(1)确定中心原子A的价电子层的总电子数

价电子总数＝中心原子A自身所具有的价电子数＋配位体供给的电子数(不包括O与S)＋整个结构所带的负电荷数(若为正电荷则减掉)

价电子对数＝价电子总数÷22.判断共价分子结构的一般规则如SO42：

(6+2)/2=4NH4+：(51+14)/2=4NO2：5/2=2.5≈3(LP不为整数时进成整数)

（2）根据中心原子周围的价电子对数，找出相对应的理想几何构型，可以参考图7-4，画出结构图。

（3）如果中心原子周围只有成键电子对，则每一个电子对连接一个配位原子，电子对在空间斥力最小的排布方式，就是分子稳定的几何构型。

（4）根据孤电子对，成键电子对之间相互排斥力的大小，确定排斥力最小的稳定结构，并估计对理想几何构型的偏离程度。

如NH3分子，N周围的价电子对中，有三个成键电子对和一个孤电子对，电子对的排布方式是正四面体，除去一对孤电子对所占的位置，NH3的几何构型为三角锥形。H2O分子中，O周围的价电子对也是正四面体构型，除去两对孤电子对占据的位置，H2O分子的几何构型为V字形。

如CH4

分子，C周围的四对电子都是成键电子对，价电子对的排布方式和分子的几何构型一致。因此，CH4

为正四面体形。中心原子I的VPN=(7+1×2+1)/2=5，价层电子对排布呈三角双锥构型，n=(7+1－2)/2=3（1）判断离子的几何构型

属于AB2L3型离子，几何构型为直线形。3

预测分子结构的实例（2）判断NO2分子的结构在NO2分子中，N周围的价电子数为5，中心氮原子的价电子总数为5，相当于3对电子对。其中有两对是成键电子对，一个成单电子当作一对孤电子对。氮原子价层电子对排布应为平面三角形。所以NO2分子的结构为V字形，O-N-O键角为120。（3）判断SF4

分子的结构在SF4分子中，中心S原子的价电子对数为(6+14)2=5，其中4对成键电子对，一对孤电子对。孤对电子的排布方式有两种，见图7－12。图7－12SF4分子的两种可能结构两种排布方式哪种更稳定，可根据三角双锥中成键电子对和孤电子对之间90

夹角的排斥作用数来判定。由于孤对电子有较大的排斥作用，挤压三角平面的键角使之小于120，同时挤压轴线方向的键角内弯，使之大于180。实验结果表明，前者为101.5，后者为187，SF4

分子的构型为变形四面体。

在ClF3分子中，中心Cl原子的价电子对数为(7+13)2=5，其中三对成键电子对，两对孤电子对。电子对的空间排布为三角双锥形，三角双锥的五个顶角中有两个顶角为孤对电子所占据，三个顶角为成键电子对所占据，因此，ClF3有三种可能的结构，见下图。（4）判断ClF3

分子的结构图ClF3分子的三种可能结构

为了确定三种结构中哪一种是最稳定的结构，根据价层电子对互相排斥作用的大小的规律，从三角双锥构型中电子对之间90夹角的排斥作用数来判断：ClF3分子的结构（a）（b）（c）90

孤电子对-孤电子对之间排斥作用数01090

孤电子对-成键电子对之间排斥作用数43690

成键电子对-成键电子对之间排斥作用数220

综上所述，用VSEPR理论可以预测分子的几何构型以及估计键角的变化趋势，特别是判断第一、二、三周期元素所形成的分子（或离子）的构型，简单方便。

但用来预测含有d电子的过渡元素以及长周期主族元素形成的分子与实验结果有出入。同时，VSEPR理论也不能说明共价键的形成和稳定性。四、杂化轨道理论如

CH4按价键理论

C激发2s2s2p2p形成四个C－H

键不完全相同。与实际不符。

实际测定→′正四面体形

为解决价键理论的局限性，鲍林在价键理论中引入了杂化轨道的概念。

1.杂化与杂化轨道

在形成分子时，由于原子的相互影响，中心原子的若干不同类型的能量相近的原子轨道(即波函数)重新组合成一组新轨道。这一过程称(轨道的)杂化，形成的新的原子轨道称为杂化轨道。参与杂化的轨道相互叠加、混杂，重新分配能量与轨道的空间伸展方向以满足成键的要求，组成数目相同、能量简并而成键能力更强的新的杂化原子轨道。二、杂化轨道理论sp3激发和杂化是同时发生的。杂化：只有能量相近的轨道才能发生杂化。杂化后，原子轨道形状和方向改变，轨道数目不变。2.杂化轨道类型：（1）s-p（2）s-p-d型sp杂化——１个s轨道＋１个p轨道杂化轨道数目杂化轨道含量轨道夹角杂化轨道构型成键类型分子构型实例２

s、

p180°直线形σ键直线形BeCl2、CO21212例

BeCl2

乙炔CH≡CH分子中，C原子采取sp杂化轨道成键，形成三个σ键和两个π键：乙炔CH≡CH

图3-17CH≡CHsp杂化形式与结构示意图sp2杂化——１个s轨道+2个p轨道2313+++___120°与sp杂化轨道类似，只是形状略瘦。杂化轨道数目杂化轨道含量轨道夹角杂化轨道构型成键类型分子构型3

s、

p120°正三角形σ键正三角形

乙烯CH2＝CH2分子中，两个C原子采取sp2杂化轨道成键，形成五个σ键和一个π键(图3-16)：乙烯CH2＝CH2

图3-16CH2＝CH2sp2杂化形式与结构示意图sp3杂化——１个s轨道+3个p轨道3414++++____10928’杂化轨道数目杂化轨道含量轨道夹角杂化轨道构型成键类型分子构型4

s、

p10928’正四面体σ键正四面体例

CH4C2s2s2p2p激发sp3杂化sp3CCl4,CF4,SiH4,CeCl4等性sp3杂化

乙烷CH3CH3中，两个C原子均采用sp3杂化轨道成键，共形成七个σ键：乙烷CH3CH3

图3-15CH3CH3sp3杂化形式与结构示意图sp3杂化杂化类型杂化轨道构型杂化轨道中孤电子对数分子几何构型实例键角分子极性sp直线形０直线形BeCl2CO2180无sp2三角形０三角形BF3SO3120无sp3四面体形０正四面体CH4、CCl4SiH410928’无１三角锥NH3、PH310718’有２V形H2O、H2S10445’有sp3d杂化

sp3d杂化轨道是由1个ns轨道、3个np轨道和1个nd轨道组合而成的，它的特点是5个杂化轨道在空间呈三角双锥形，杂化轨道间夹角为90或120。sp3d2杂化

sp3d2杂化轨道由1个ns轨道、3个np轨道和2个nd轨道组合而成，它的特点是6个杂化轨道指向正八面体的6个顶点，杂化轨道间夹角为90

或180。（3）等性杂化与不等性sp3杂化利用杂化轨道解释NH3的分子构型N不等性sp32s2psp3杂化例H2O2s2pO不等性sp3不等性sp3杂化10445’折线(V)形不等性sp3杂化(2)有几个原子轨道参与杂化，就形成几个杂化轨道。sp3杂化轨道理论的要点(1)原子成键时,参与成键的若干个能级相近的原子轨道相互“混杂”、叠加，组成一组新轨道(杂化轨道)，这一过程叫原子轨道的“杂化”。(3)杂化分等性杂化和不等性杂化。杂化轨道比原来未杂化的轨道成键能力强，形成化学键的键能大，生成的分子稳定。(4)杂化轨道成键时，要满足

原子轨道最大重叠原理。sp3d2>sp3d>sp3>sp2>sp

p，d成分越多，成键能力越强(5)杂化轨道成键时，要满足化学键（包括孤电子对）间最小排斥原理。

杂化轨道空间伸展方向会改变，轨道有更强的方向性和更强的成键能力。不同的杂化方式导致杂化轨道的空间分布不同，由此决定了分子的空间几何构型不同。物质的磁性磁性顺磁性：受磁场所吸引，0；抗(逆)磁性：被磁场所排斥，=0；顺磁性抗(逆)磁性磁性实验结果表明，氧分子有顺磁性，分子中存在两个自旋平行的单电子。O׃׃O¨¨¨¨O=O¨¨¨¨1个σ键、2个三电子键不能解释某些分子的结构和性质

价键理论的局限性不能解释H2+的稳定存在:(H·H)+

由莫立根（R.S.Mulliken）、洪特（F.Hund）和伦纳德·琼斯（J.E.LennardJones）在1932年前后提出分子轨道理论，简称MO法。价键理论的局限性五、分子轨道理论把分子作为一个整体，电子在整个分子中运动。分子中的电子的运动状态用分子轨道来描述。分子轨道由原子轨道线性组合而成，其数目不变。分子轨道：成键轨道和反键轨道每一个分子轨道具有相应的能量和图像。分子中电子的分布和在原子中分布相同：遵守泡利原理、能量最低原理和Hund规则。1.分子轨道理论要点分子轨道形成时要同时遵循三个原则对称性匹配原则能量相近原则最大重叠原则2.分子轨道线性组合的原则和类型（1）对称性匹配原则两个原子轨道形成分子轨道时，对核间轴必须具有相同的对称性。分子轨道π分子轨道Ψ1=c1(Ψa+

Ψb)Ψ2=c2(Ψa-Ψb)nsns能量上升*nsnss-s原子轨道的组合p-p原子轨道的组合npxnpx*npxnpx（2）能量相近原则

在对称性相同的条件下，只有能量相近的原子轨道才能有效地组成分子轨道，而且能量相差越小越好，叫做能量相近原则。H原子的1s轨道和F原子的2p轨道能量相近，两者能形成分子轨道，形成σ共价键（3）最大重叠原则组成分子轨道的两个原子轨道，在可能范围内，重叠程度越大，原子间的相互作用越强，所形成的共价键越牢，叫做最大重叠原则。原因：每个分子两个成键原子间都有一个最合适的距离，两个原子轨道重叠的程度越大，体系的能量最低，所形成的键越牢靠。3.分子轨道能级图每个分子轨道都有相应的能量。分子轨道的能量，目前主要是从光谱实验数据来确定的。把分子中各分子轨道按能量由低到高排列，可得分子轨道能级图。2s2s2p2p同核双原子：O2，F2分子的分子轨道能级2s2s2p2p第一、二周期同核双原子分子(除O2、F2外)的分子轨道能级1s1sσ*1sσ1sA.OM.OA.O能量例H2思考:为什么H2+能稳定存在?H2电离出一个电子得到H2+

，体系能量下降，可以稳定存在。1s1sσ*1sσ1sA.OM.OA.O能量2p2p׃O－O׃······价键结构式1个σ键、2个三电子键顺磁性

推测分子的存在和阐明分子的结构1s1sσ*1sσ1s1s1sσ*1sσ1sσ*2sσ2s2s2sH2+Li2分子轨道能级示意图分子轨道式H2+[(1s)1]Li2[KK(2s)2]价键结构式［H·H]+Li-Li键的名称单电子σ键σ键是否存在存在存在1s1sσ*1sσ1sσ*2sσ2s2s2sσ2p2s2sσ2sπ2pσ*2pπ*2pσ*2sBe2Ne2分子轨道能级示意图分子轨道式Be2[KK(1s)2(*1s)2]Ne2[KK(2s)2(*2s)2(2px)2(2py)2(2pz)2(*2py)2(*2pz)2*2px]是否存在不存在不存在1s1sσ*1sσ1s1s1sσ*1sσ1s···He2He2+分子轨道能级示意图分子轨道式He2[(1s)2(*1s)2]He2+[(2s)2(*1s)1]价键结构式－［HeHe]+键的名称－三电子σ键是否存在不存在存在不同种类原子组合成分子轨道，也遵循对称性匹配原则、能量相近原则和轨道最大重叠原则。异核双原子分子的分子轨道图

CO是第2周期元素形成的异核双原子分子。对于CO分子，其分子轨道能级图和N2分子的分子轨道能级图接近，由于O的电负性比C大，O的2s和2p轨道能量都比C的2s和2p轨道能量低，其分子轨道能级图具有下图的形式。CO分子轨道能级图

图7－33氟化氢分子轨道图六、键参数与分子的性质表征化学键性质的物理量如键能、键长、键角、键级、键的极性1.键级键级——分子中净成键电子数的一半净成键电子数成键轨道电子数－反键轨道电子数键级==22分子He2H2+H2N2键级键能(kJ·mol-1)02564369462-22=01-0122=2-02=110-42=3一般来说,键级越大,键能越大,分子越稳定。注意：键级只能粗略估计分子稳定性的相对大小，实际上键级相同的分子稳定性也有差别。2.键能：

不同温度下，打断化学键所需的能量不同。温度为0K时，将1mol基态双原子分子拆开，成为基态原子，所需要的能量，称之为该分子的解离能D，H2的解离能为423kJ·mol-1。对于双原子分子来说，键能就等于解离能。

对于多原子分子，每一个键的解离能并不相同，键能应为同种键离解能的平均值。

例如：NH3分子中，N-H键的解离能分别为：

3.键长：

键长指的是两个成键原子核之间的平均距离。通常键长越短，说明键的强度越大。键长一般是通过光谱或电子衍射等实验来测定的。4.键角：

同一原子形成的两个化学键之间的夹角，称之为键角。主要用于表示分子的空间结构。

5.键的极性

根据成键原子电负性的差异，可将共价键分为极性共价键和非极性共价键两类。

由同种原子组成的键为非极性键，而由不同原子形成的键为极性键。

键的极性大小，与成键原子间的电负性差值大小有关。差值越大，键的极性也就越大。

离子键与电负性的关系/键型过渡电负性是衡量元素的原子在形成化合物时，吸引对方电子能力的大小。两个原子之间的电负性差别越大，越容易形成离子键。但是，由于离子之间的强烈相互吸引，导致已失去或得到的电子，有回归的趋势。且吸引越强烈，回归的趋势也就越大。这造成了某些离子键中，会含有一定的共价键成份。其极端的结果，就是极性共价键的形成。

因此，大多数离子型化合物中，都包含有一定量的共价键成份。一般认为，当两个原子之间的电负性差别大于1.7时，形成的是离子键，小于1.7时，形成的则是极性共价键。在典型的离子键中，两种元素的电负性差值应在2.0以上。极性键含有少量离子键和大量共价键成分，大多数离子键只是离子键成分占优势而已。价键理论(VB)简明扼要不能解释分子的几何构型,不能解释分子的磁性杂化轨道理论(HO)可以解释分子的几何构型缺乏预见性分子轨道理论(MO)引入分子轨道概念，可以说明分子的成键情况，键的强弱和分子的磁性不能解决构型问题化学键理论价键理论(VB)杂化轨道理论(HO)价层电子对互斥理论（VSEPR）分子轨道理论(MO)价层电子对互斥理论预测分子的几何构型不能解释共价键的本质分子轨道理论解释了共价键的形成，并能较好地解释了分子的磁性、大π键、单电子键等共价键的一些特性。但分子轨道理论的数学处理较为复杂，且不像价键理论那样形象直观，也无法解释共价化合物的空间几何构型。VB法和MO法各有其成功和不足之外，并得到广泛的应用。思考题：解释CH4，C2H2，CO2，C2H4的分子构型。已知：C2H2，CO2均为直线型；CH4正四面体的构型为：C=CHHHH

C:2s22p2CO2成键过程：

O:2s22p4O:2s22p4CO2:2个键，2个34，(大键)34键级比单键强，比双键弱。∴C-O键长在单键和双键之间。sp(sp)1(sp)1pypz

苯C6H6分子中，C原子采用sp2杂化轨道成键，每个C生成三个定域σ键，并各剩余有一个p轨道。六个相互相邻的p轨道相互重叠，生成一个离域大π键：3.π键与大π键：苯C6H6

图

苯结构式的两种表达方式(左)及苯中的π66离域大π键(右)示意图苯C6H6大键的形成条件：（1）有相互平行的p轨道(或d轨道，或p,d轨道)（2）参与成键的电子数目小于轨道数目的2倍。（3）形成大键的原子轨道能量应相近。概念：成键电子不固定在两原子之间的大键，又称为离域键。含有离域键的分子或原子团常称为共扼系统。一般说来，共轭系统的能量较低，比较稳定。*大键（离域π键）反例：HgCl2的成键过程：

6s26p06s16px16py06pz0(sp)1(sp)1

6py06pz0Cl:3px13py23pz2Cl:3px1

3py23pz2HgCl2分子只有两个键,不存在34大键6p

与

3p轨道能量相差太大大π键表示为，其中n代表参与成键的原子轨道的数目（或成键原子数，也称为中心数），m代表大π键中的电子数。大π键的形成与原子轨道线性组合成分子轨道一样，其中一半是低能态的成键轨道，一半是高能态的反键轨道，成键轨道中电子数越多、反键轨道中电子数越少，体系能量越低，即n与m数值越接近，大π键的键能越大，分子的稳定性越高。119.5o用杂化轨道理论说明SO2分子的成键过程：S采取sp2

不等性杂化方式S:3s23p4→(sp2)2(sp2)1(sp2)1(pz)2O:2s22p42px12py22pz1O:2s22p42px12py22pz11.分子晶体

凡靠分子间力(范德华力和氢键)结合而成的晶体叫做分子晶体；占据晶格结点的是分子；结点间作用力为分子间力和氢键。例如干冰晶体和碘晶体。七.分子晶体和原子晶体分子晶体的性质分子晶体物质化学稳定性差；低熔、沸点；硬度小，易破碎；极性分子的分子晶体易溶于极性溶剂中，非极性分子的晶体易溶于非极性溶剂中。2.原子晶体以具有方向性、饱和性的共价键为骨架形成的晶体；占据晶格结点的是原子；结点间的作用力是共价键。金刚石和石英（SiO2）是最典型的原子晶体，其中的共价键形成三维骨架网络结构。后者可以看成是前者的C-C键改为Si-Si键而又在其间插入一个氧原子，构成以氧桥连接的硅氧四面体共价键骨架。原子晶体中不存在独立的小分子，晶体多大，分子就有多大；原子晶体的性质原子晶体物质化学稳定性高；高熔、沸点；硬度大，不导电（即使熔融态），延展性差，难于机械加工；在任何溶剂中都难溶。7.3金属键理论金属是由金属原子、金属离子和自由电子形成的。整个金属晶体中，所有原子和离子，共用能够流动的自由电子，就像共价键中成键原子共用电子对一样，因此称之为改性共价键。一、金属键的改性共价理论

(1)由于电子在金属晶体内部可以自由流动，所以使金属具有了导电和导热性；

(2)电子可以吸收可见光，并把吸收的部分光发射出来，使金属具有特定的金属光泽；

(3)紧密堆积在一起的金属原子在发生相对位置移动时，并不会破坏金属键，所以金属具有良好的机械加工性。金属改性共价键理论对金属特性的解释

金属改性共价键理论的不足之处，在于它无法确定金属原子可自由活动电子个数的多少，因此难以定量地描述金属的熔点、硬度等性质。

金属改性共价键理论没能清楚地说明金属键的本质。因此难以对导体、半导体和绝缘体之间的界线作出明确的判断。金属改性共价键理论的不足二、金属键的能带理论1.能带理论要点金属键的量子力学模型称为能带论，它是在分子轨道理论的基础上发展起来的。（1）金属晶体的大分子概念把整个金属晶体看成一个大分子，原子核位于金属晶体内晶格点上，构成一个联合核势场；电子按照Pauli不相容原理、能量最低原理、洪德规则分布于分子轨道内；价电子为自由电子(离域电子)。(1s带）(2s带）

金属锂的能带Li2分子轨道能级图（2）能带的概念（2）能带的概念固体中原子彼此比较接近，由于各原子轨道（外层轨道）的相互重叠，可以形成一系列能级相近的分子轨道（分子轨道数等于原子轨道数），其中一半是成键轨道，另一半是反键轨道。这些能级相近的分子轨道常连成片，延伸到整个金属晶体，称为能带。（3）

能带的种类

由充满电子的原子轨道形成的低能量的能带叫满带；满带中的电子不能自由移动。

按照组合成能带的AO能级及电子在能带中分布的不同，分为满带、空带、导带、禁带。

由未充满电子的原子轨道形成的能带叫导带，即电子在外来能量的作用下，可以在能带内相邻能级中自由移动。从满带顶到导带底之间的能量差很大，以致使能带中的电子向高能带跃迁几乎是不可能的，所以把满带和导带之间的能量间隔叫做禁带。金属能带理论中,成键的实质是,电子填充在低能量的能级中,使晶体的能量低于金属原子单独存在时的能量总和.

金属镁能带的重叠能带的重叠能带属于整个分子，每个能带可以包括许多相近的能级，可以发生相互重叠。2.能带理论应用解释其它晶体的导电性能导体半导体绝缘体解释金属的物理性质，如金属光泽、导电、导热性、延展性等

导体

绝缘体

E＞5ev

半导体

E≤3ev三、

金属晶体的密堆积结构金属晶体

占据晶格结点的是金属原子和金属阳离子。

把金属晶体看成是由直径相等的圆球状金属原子在三维空间堆积构建而成的模型叫做金属晶体的堆积模型。

体心立方密堆积、六方密堆积和面心立方密堆积。金属晶体的堆积模型六方密堆积将第一层球称为A球，第二层球称为B球。得到ABABAB……的垛积（配位数为12）。这是两层为一个周期的垛积。立方面心密堆积若上述三维垛积取……ABCABCABCABC…三层为一周期的垛积方式（配位数为12），这种三层为一周期的最密堆积被称为面心立方密堆积。体心立方密堆积金属原子分别占据立方晶胞的顶点位置和体心位置。每个金属原子周围原子数(配位数)是8。金属晶体的性质稳定性高；一般具有高的溶、沸点，硬度大；可导电、导热；延展性好，易与机械加工；有金属光泽。晶体的四种基本构型对比1.混合型晶体层状结构晶体，如石墨,云母，滑石等

晶体内可能同时存在着若干种不同的作用力，因而具有多种晶体的结构和性质，这类晶体称为混合型晶体。

石墨是原子晶体、金属晶体、分子晶体之间的一种混合型晶体。*混合晶体和晶体的缺陷石墨具有层状结构，称为层状晶体。层间为分子间力链状结构晶体，如纤维状石棉

石棉是原子晶体和离子晶体之间的一种混合型晶体。链内作用力：是强的共价键链间作用力：是小的正离子和大的负离子间的弱的静电引力主要成分:Ca2SiO4Ca2+-SiO42-静电引力（离子键），SiO42-四面体，Si-O共价健。2.实际晶体的缺陷及其影响理想晶体晶体内每一个粒子的排列完全符合某种规律的晶体。晶体缺陷一切偏离理想的晶格结构都称为晶体的缺陷，分为空穴缺陷、置换缺陷、间充（或填隙）缺陷。abca空穴缺陷b置换缺陷c间充缺陷杂质缺陷由于杂质进入晶体后所形成的缺陷。N型掺杂P型掺杂7.4分子间作用力化学键一般是指原子结合成分子和晶体的强作用力。离子键、共价键和金属键其键能约为100800kJmol-1。分子之间弱的相互作用称为分子间作用力或范德华力(VanderWaalsforce)，其结合能比化学键能约小一、二个数量级，大约为几到几十kJmol-1。7.4分子间作用力一、极性分子与非极性分子极性正负电荷中心不重合极性键用电负性量度极性分子用偶极矩量度极性分子

内正负电荷中心不重合。键的极性与电负性差有关。成键两原子电负性差值越大，键的极性越大。分子的极性不仅与键的极性有关，而且与分子结构有关。同核双原子分子χp相同，结构对称，均为非极性分子；异核双原子分子

χp不同，两个原子之间的化学键为极性键，均为极性分子；多原子分子若为同核分子，则通常为非极性分子，如P4、S8等。O3分子例外为极性分子：

OOOsp2杂化34

若为异核分子，那么分子的极性不仅与元素的电负性有关，还与分子的结构有关。例如，SO2和CO2都是三原子分子，都是由极性键组成，但CO2的分子结构为直线形，键的极性相互抵消，分子的正、负电荷中心重合在C原子上，分子为非极性分子。而SO2的分子构型为角型，正、负电荷重心不重合，分子为极性分子。所以，极性分子必含极性键，而含极性键的分子不一定是极性分子。SOOsp2杂化34CCl4，非极性CHCl3,极性

分子极性的大小用偶极矩

量度。在极性分子中，正、负电荷中心的距离称偶极长，用符号d表示，单位为m；正、负电荷所带电量为+q和q，单位C；

=qd

偶极矩是个矢量，它的方向规定为从正电荷中心指向负电荷中心。其SI单位是库仑米(Cm)，实验中常用德拜(D)来表示：

1D=3.3361030Cm例如

(H2O)=6.171030Cm=1.85D偶极矩通常由实验测得。偶极矩+q正电荷中心OHHdq负电荷中心+++极性键极性键偶极长

=qd

根据大小可以判断分子有无极性，比较分子极性的大小。

=0，为非极性分子；，分子的极性。双原子分子

直线形，大小与键的极性一致；如HX；多原子分子

结构对称，

=0，为非极性分子；结构不对称，

0，为极性分子；偶极矩可帮助判断分子可能的空间构型。例如NH3和BCl3都是由四个原子组成的分子，可能的空间构型有两种，一种是平面三角形，一种是三角锥形，根据

(NH3)=5.001030Cm(BCl3)=0.00Cm

可知，BCl3分子是平面三角形对称构型，而NH3分子是三角锥形构型。一些物质分子的偶极矩和分子的几何构型三角锥形4.9NH3直线型0.50NO角形5.4SO2直线型0.37CO角形3.1H2S正四面体0.0CCl4角形6.1H2O正四面体0.0CH4直线形1.3HI直线型0.0CS2直线形2.6HBr直线型0.0CO2直线形3.4HCl直线型0.0N2直线形6.4HF直线型0.0H2几何构型/1030Cm分子几何构型/1030Cm分子极性分子本身固有的偶极矩称为固有偶极或永久偶极。非极性分子在外电场作用下会产生偶极，称为诱导偶极。在分子运动的某一瞬间，分子的正负电荷中心发生不重合现象，产生的偶极叫瞬时偶极。诱导偶极的产生

=0非极性分子

0+

极性分子10

2

1

+无外电场有外电场永久偶极、诱导偶极、瞬时偶极

共价分子之间，依靠分子间的作用力相互吸引，在一定的条件下凝聚成液体或固体。

根据分子间作用力产生的原因不同，可将其分为三类：取向力、诱导力、色散力。二、分子间作用力1

取向力

取向力(orientationforce)又称定向力，是极性分子与极性分子之间的固有偶极与固有偶极之间的静电引力。因为两个极性分子相互接近时，同极相斥，异极相吸，使分子发生相对地转动，极性分子按一定方向排列，并由静电引力互相吸引。

取向力的本质是静电引力，取向力与分子偶极矩的平方成正比，与热力学温度成反比，与分子间距离的7次方成反比。2诱导力图7－37极性分子与非极性分子相互作用示意图

在极性分子和非极性分子之间以及极性分子之间都存在诱导力(inducedforce)。当极性分子和非极性分子充分接近时，在极性分子的固有偶极诱导下，邻近的非极性分子产生诱导偶极，于是诱导偶极与固有偶极之间产生静电引力。极性分子与非极性分子之间的这种相互作用称为诱导力。当极性分子与极性分子相互接近时，除取向力外，在彼此偶极的相互作用下，每个分子也会发生变形而产生诱导偶极，因此极性分子相互之间也存在诱导力。3色散力

任何一个分子，由于电子的运动和原子核的振动而产生瞬间偶极，这种瞬间偶极也会诱导邻近分子产生瞬间偶极，于是两个分子可以靠瞬间偶极相互吸引在一起。这种瞬间偶极产生的作用力称为色散力(dispersionforce)。

量子力学计算表明，色散力与分子的变形性有关，变形性越大，色散力越强。由于各种分子均有瞬间偶极，所以色散力存在于极性分子和极性分子、极性分子和非极性分子以及非极性分子和非极性分子之间。(1)分子间作用力属静电引力，其作用能约为2~20kJ

mol-1，约为分子键能的2%~4%。

(2)分子间作用力是一种短程作用力，只有当分子间的距离足够近时才能发生作用。

(3)无论何种分子之间，都存在色散力。而且在一般情况下，色散力的大小对分子间作用力的大小起主导作用。

(4)只有在强极性分子中，如H2O分子中，取向力起主导作用。分子间作用力的特点三、次级键和氢键当原子间距离小于或接近相应的离子半径、共价半径或金属半径之和时，可认为原子间形成了化学键；当不同分子中的原子间距离接近范德华半径之和时，可以认为分子间有范德华相互作用；当原子间距离位于化学键与范德华力范围之间时，可以认为原子间生成了次级键。氢键：氢原子参与的一种次级键。1氢键的形成：X—H---Y分子间氢键分子内氢键氢键给予体：极性X—H氢键接受体：具有孤电子对、电负性较大、

半径较小的Y原子2氢键的特点（1）氢键的方向性和饱和性X—H---Y位于一条直线上（2）氢键的强度X、Y的电负性和原子半径3氢键对化合物熔沸点的影响

在研究碳族、氮族、氧族及卤素氢化物的熔、沸点时发现一种特殊的现象。

从化学键类型看，其氢化物均含极性共价键，分子间作用力以范德华力为主，分子间作用力的大小应随分子量的增大而增大。也就是说，每一族元素氢化物的熔、沸点应该是依次升高的。四、

氢键

但实验测得的数据表明，只有碳族元素的氢化物符合这一规律。而其他族的第一个氢化物的