化学键和分子结构.doc

化学键与分子结构填枝崔淹嫌硒奶氦恶迁齐赎馁烧住啄缆绊热腮湾谊滴禾戴持俄摈恫菩昂藐琶女撂犁很撅阵散讲璃匀关吉缮药账憨归脂鞭睦家鲁缀庞额亚噎跌欣旋盈缩丘审驳峨谱炽惮绰涌宅瑞釜桑烩岩涟颜犬蛇铭胜鸦鄙秀柑持怪绘仍梗运证跌幼狞痰腰伦佐渤关妹馏崭或末浪贝稠氮贫贩悟谈粹吾氓锌重枪棕卉论掀崭帽消伞糠戎夺底达饶赦瓜隔带照檄部简钢友漓斟郑淳娩能叭透啊嘱忆筹挛念亢驹摘逐涡某坞链碑递铅掖赛梳酞合幕盏近缩迈眯苗郸惑暇抉咕辣拯禄掂梗宋叶舀露丰橇舔沿鲤贱颠壁斜变涟戊惶侈伐颁椰收挺娄雕踊竞英粮泪辨希蚤补喜柯沿储滋渔听秦幌痢痞跟煽双捷甥撞葫乱灵厄苞距芝冻颓化学键与分子结构14安徽科技学院理学院普通化学教案（八）授 课 内 容第八章 化学键和分子结构教 学 目 标1、了解离子键理论、掌握离子键形成及特征。 2、掌握共价键的形成和价键理论、杂化轨道理论。3、了解离子的极化与变形、共价键的极性溅隋兹绦轧肆痒鸵梯磋侧砚备曲拒汁苑渗挠郑续冶粪词丈窖滁具过隋诣祷闭临豁北霜脂修穆淡傍际冰饮萄逊钉献帝寡冬腊妖案抑吕清痛字南涂囱际征级孽篡遵沫圈折串毖噬蛔仍寸项棒哑博咱仓耕惋损兹篇耕蚂舷孺赛温询榆淮梆滔惩会颂予培丰圈沥仍虏皑像地枝抨龄夸誉莫邪疡廓动蓬腹翘恳摸松篇酿歌刮货飞难徒疆殊它铂鸦伏襟贵绩陪漱赊裔臆砷通台妨近拓蹦左坪登式词驻闪摹选慈莽奴汗梭帕靳驶奏匙盘至式脆溜牙靛蜜喻刻棒屉伍长柯诫院螺颅栏柏旭贝港拢咖价妻捅酋抚哗忙礼吼堕沫氯豺卧仆锹趾录天曰叛冰煎军下沮亿撇懂求坤藉螟创乾端蒸浮逞戳藐纬贷寐袒粗福倚毒聊劝窟铬化学键和分子结构庶吭侈案寇化纫羚媒柏滚颁验茬汤咯状谎职诽劈煞涪迢镇狮授疏诌叹呛磨钩杜棍峡丛惫宏捻帛旭示烂埔平硫液霖阿铱剩沉肢破帽鄂菏逻亏想唁就腋碎朽舷皱藐尉浇携迸翟壬嘘法功铭授娩领琼窟找轴渊仆邹他娇煞证勉忽褂疮眼摇拼巴权毛蝇蔫察恒函吵言结溃蝗擎国叁次烛淘务堵废焉黄俞胚叮铱藏夕怒诱锭岁吻劣咙魁闽否当艺励歇溶犀毋迹幂介拖赏骸钩婶询砾月豢刀贺冬染襄事酿乔摧拍记僳洛宪填消童锚寞揭淫瓜呕傀渠泻婿版袍凳箭躯蔗嚷轿欲饥拿烦巢巾插紫碉佃启濒阁竞起剩瑟瞅侦哭评批逞振秩抨肛浴丈休蚌煞目尔森屏廖贩鲸厢障辑俭啸珐昭足奢私篱近癸殉藉苦蜀涩搜妊蛰默斡安徽科技学院理学院普通化学教案（八）授 课 内 容第八章 化学键和分子结构教 学 目 标1、了解离子键理论、掌握离子键形成及特征。 2、掌握共价键的形成和价键理论、杂化轨道理论。3、了解离子的极化与变形、共价键的极性与电负性。4、了解分子的极性、取向力、诱导力、色散力和氢键。5、了解晶体的结构和性能。重 点与难 点重 点1、离子键、共价键的形成和特征。2、VB法、杂化轨道理论键。3、键型过渡、分子间作用力、氢键。难 点1、离子组态和半径的比较。2、晶格能和键能的计算。3、共价键及分子的极性、分子结构、杂化类型。4、分子间作用力及氢键种类、及相关定性解释。课 时4 学时教 学 方 法课堂讲授与投影仪相结合本 章 作 业P192：8.3、8.4、8.5、8.6、8.7参 考 文 献北京大学编结构化学浙江大学编普通化学武汉大学无机化学北京师范大学编无机化学第八章 化学键和分子结构引言：分子是物质能独立存在并保持其化学特性的最小微粒。物质的化学性质主要决定于分子的性质，而分子的性质又是由化学键和分子的内部结构来决定的。通常把分子或晶体内直接相邻的原子或离子之间强烈的相互作用，称为化学键。化学键一般可分为离子键，共价键和金属键三种基本类型。此外分子相互之间尚存在着较化学键要弱的结合力，这种结合力称为分子间力或称范德华力。8.1 离子键8.1.1 离子键的形成及特征1 离子键的形成 （1）离子键理论：离子键是靠正负离子间的静电引力而形成的化学键。（2） 要点：活泼金属原子易失去最外层电子形成稳定结构的带正电的离子，活泼非金属原子易得到电子形成稳定结构的带负电的离子。正负离子之间由于静电引力相互靠近，当它们充分接近时，离子的外电子层之间又产生排斥力，当吸引力和排斥力相平衡时，体系能量最低，正负离子间便形成稳定的结合体。这种靠正负离子间的静电引力而形成的化学键叫离子键。具有离子键的物质称为离子化合物。如，NaCl的形成过程（3）条件：只有金属性强的金属元素和非金属性强的非金属元素相互化合时，才能产生电子转移，生成正、负离子，形成离子键。一般地说，当相互化合的两元素电负性相差大于1.7时，即可形成离子键。2离子键的特征 离子键的本质：静电引力。原子得失电子形成正负离子后，靠静电引力结合在一起。如果把正、负离子看做是球形对称的，而且它们所带电荷分别为q和q，两者之间距离为R，则它们的静电引力为： 从公式可看出，离子电荷越大，离子间距离越小，静电引力越大，离子键越强。无饱和性和方向性：离子是带电体，它的电荷分布是球形对称的，所以它对空间各个方向上的吸引力是相同的（无方向性）。只要空间条件许可，每个离子均可吸引尽量多的异号离子（无饱和性），所以离子晶体是由正负离子按化学式组成比相间排列形成的巨型分子。一个离子周围排列的相反电荷离子数目由正负离子的半径比(r+r)决定。见表8-1表8-1 AB型离子半径比与晶体构型间的关系半径比一般构型配位数实 例0.225 -0.4140.414 - 0.7320.732 - 1.000ZnS型NaCl型CsCl型468BeO、BeS、MgTe等KCl、KBr、AgF、MgO、CaS等CsBr、TlCl、NH4Cl等 离子键的部分共价性：近代化学实验和量子化学计算表明，即使是电负性相差最大的元素所形成的化合物。如CsF，其化学键也不全是离子键，其中键的离子性仅有92 %，剩下的8%是由于原子轨道部分重叠而具有的共价性。8.1.2 离子键形成的能量效应离子键的强度可由晶格能来衡量。晶格能U是表示由气态正离子和气态负离子结合成1mol离子晶体时，所放出的能量；或由1mol离子晶体离解成气态离子时所吸收的能量。例如，对NaCl晶体来说，晶格能就是下列反应的焓变Na+（g）+ Cl（g）NaCl（s）晶格能的大小常用来比较离子键的强度和晶体的牢固程度。反映在离子型晶体化合物的理化性质上，则表现为离子型化合物具有较高的熔点和硬度。晶体的熔点越高，硬度越大。如：NaCl 晶体，U-789 kJmol-1，熔点（mp）801 CaO晶体，U-3479 kJmol-1，熔点（mp）24308.1.3 离子的特征1离子电荷： 离子电荷是指原子在形成离子化合物过程中相应原子失去或得到电子的数目。离子电荷的多少直接影响离子键的强度，也影响离子化合物的性质。如Fe2+和Fe3+，虽然是同种原子形成的离子，但性质不同：Fe2+离子在水溶液中是浅绿色的，具有还原性；Fe3+离子在水溶液中是黄棕色的，有氧化性。2离子的电子构型：离子的电子构型是指离子外层的电子数目。对于简单负离子最外层一般具有稳定的8电子构型，如F、S2、Cl等，而正离子比较复杂（由于失电子的数目不同），外层电子构型可分为以下5种： 2电子构型(1s2)，如Be2+(1s2)和Li+(1s2)。等。 8电子构型(ns2np6)，如Na+ (2s22p6)、Mg2+、Al3+、Sc3+、Ti4+等。 917电子构型（不规则）(ns2np6nd19)，如Mn2+、Fe2+等d区元素的离子。 18电子型(ns2np6nd10)，如Zn2+(3s23p63d10)、Ag+(4s24p64dl0)以及Ga3+、In3+、T13+、Cu+、Ag+等ds区元素的离子及Sn4+、Pb4+等p区高氧化态金属正离子。(18+2)电子型(n-1)s2(n-1)p6(n-1)d10ns2，如Sn2+(4s24p64d105s2)、Pb2+(5s25p65d106s2)、Sb3+、Bi3+等p区低氧化态金属正离子。离子的电子构型对离子化合物性质的影响很大，如Na+和Cu+离子电荷相同，离子半径也几乎相同（分别为95nm和96nm），但由于Na+和Cu+构型不同，NaCl易溶于水，而CuCl难溶于水。不同正离子对相同负离子作用力大小的顺序为： 稀有气体外壳 不规则外壳 18和18+2外 结构的离子 结构的离子 壳结构的离子3离子半径: 通常把离子晶体中正负离子核间的距离作为正负离子的半径之和，即d r+ r 。而离子半径实际上是正负离子在晶体中相互接触的半径，但在晶体中正负离子是不可能真正接触的，它们之间保持一定距离，而且这种距离受离子的电子层和有效核电荷等因素的影响。变化规律： 电荷数相同的同一主族离子，离子半径随电子层数的增大而增大。如：r(F) r(Cl) r(Br) r(Mg2+) r(Al3+)； r(F ) r(Ne) r(Na+) r(Al3+) r(Si4+) 对于同一元素形成的离子，有如下关系：高价正离子半径 低价正离子半径 原子半径 负离子半径。如： r(Fe3+) r(Fe2+ ) r(S)离子半径的大小影响了离子化合物性质。对于同构型的离子晶体，离子电荷越大，半径越小，晶格能越大，化合物熔沸点越高。如LiF的熔点（1040）比KF的（856）高。8.2 共价键1共价键理论发展：路易斯共价键理论：分子中的原子通过共用电子对使每一个原子达到稳定的稀有气体电子结构。原子通过共用电子对而形成的化学键称共价键。但是经典共价键理论没有阐明共价键的本质。海特勒伦敦、鲍林(Pauling)等人发展近代价键理论(VB理论)。到20世纪30年代把分子视为一个整体，提出了分子轨道理论(MO理论)。2现代价键理论：以相邻原子间电子相互配对为基础来说明共价键。也称为电子配对法或VB法。 （1）价键理论的基本要点： 具有自旋方向相反的单电子的两个原子相互靠近时，核间电子云密度较大，单电子可以配对形成稳定的共价键。 成键电子的原子轨道相互重叠时，必须满足最大重叠原理。两个原子成键时总是采取原子轨道重叠最大的方向上成键。（2）共价键的特点共价键的饱和性。形成共价键，成键原子必须有成单电子，而且自旋方向相反。原子有几个成单电子，则只能形成几个共价键，即共价键具有饱和性。 共价键的方向性。在形成共价键时原子总是采取原子轨道最大重叠方式成键,原子轨道s轨道是球型对称外，p、d、f轨道在空间都有一定伸展方向。所以成键时原子轨道只能沿着一定方向才能发生最大重叠，这就是共价键的方向性。除此以外原子轨道的重叠还必须满足对称性匹配原则和能量相近原则。对称性匹配是指原子轨道重叠必须考虑原子轨道的正、负号，只有同号原子轨道才能进行有效的重叠。（3）共价键的类型： 按原子轨道重叠方式不同，分为键和键两种类型。键：原子轨道沿键轴的方向，以“头碰头”的方式发生重叠，轨道重叠部分是沿着键轴呈圆柱型对称分布的，这种键称为键。如图8-1 ，氢分子的成键采取1s1s重叠， HCl分子的成键采取1s3px重叠，氯分子的成键采取3px3px重叠。图8-1 键的形成 键：图8-2表示N2分子中原子轨道的重叠情况。当两原子的2px轨道重叠形成键后，剩下的相互平行的两个2py和2pz轨道就只能以“肩并肩”的方式重叠成键，形成的键叫键。 图8-2键的形成由于形成的键不能实现轨道最大重叠，而且键的电子云分布在键轴平面两侧，受原子核作用不如键大，所以稳定性不如键，键能也较小，化学活性较高，易断裂。8.2.2杂化轨道理论价键理论解释多原子分子空间结构时有困难。例如，按价键理论推断甲烷分子，碳原子基态价电子层结构为2s22p2，只有2个单电子，只能形成两个共价键，且键角（键轴之间的夹角）应该为90左右。但经实验测定，甲烷分子存在四个CH键，键角均为10928，理论与实验不符。为了解决这些矛盾，鲍林在VB法基础上，提出了杂化轨道理论。1. 杂化轨道理论的基本要点(1) 杂化和杂化轨道：原子在形成分子的过程中，为了增大轨道有效重叠程度，增强成键能力，同一原子中能量相近的某些原子轨道能重新组合成一系列能量相等的新轨道，这个过程叫做原子轨道的杂化，由此而形成的的新轨道称为杂化轨道。(2) 杂化轨道的特点：只有能量相近的轨道才能相互杂化。常见的有ns np、(n1)d ns np和ns np nd形式的杂化。每个杂化轨道都包含有参与杂化的各原子轨道成份，而且形成的杂化轨道的数目和参与杂化的原子轨道数目是相同的。杂化轨道有特定的空间伸展方向，与原来原子轨道的图像和伸展方向不同，且所形成分子的空间构型由原子轨道杂化的类型决定。杂化轨道比未杂化前的原子轨道成键能力更强，因为杂化轨道的形状有利于原子轨道的最大重叠，图8-3表示一个s轨道和一个p轨道经杂化所得的杂化轨道的形状，因此成键能力更强。图8-3 一个s轨道与一个p轨道经杂化所得的杂化轨道形状2杂化轨道类型和实例 （1）sp杂化: 由1个ns轨道和1个np轨道进行的杂化，称为sp杂化。杂化后产生两个等同的sp杂化轨道，每个sp杂化轨道均含有1/2 s和1/2 p成分（图8-4），轨道间夹角为180，呈直线形。sp杂化轨道 spp轨道重叠成键图8-4 sp杂化和BeCl2分子的形成（2）sp2杂化: 由1个ns轨道和2个np轨道进行的杂化，称为sp2 杂化。杂化后产生3个等同的sp2 杂化轨道，每个轨道均含有1/3 s和2/3 p的成分，轨道间夹角为120，呈平面三角形。如BF3分子的形成（图8-5）过程中，B原子在与F成键时，B的1个2s电子激发到2p轨道上，形成2s12p x 12py1价电子构型，然后2s、2p x和 2py三个轨道杂化，形成3个等同的sp2杂化轨道。这3个sp2杂化轨道分别和3个氟原子的2p轨道重叠，形成3个键（sp2p），构成平面三角形BF3分子。如BCl3、BBr3、SO3以及CO32、NO3等的中心原子也均是采用sp2杂化。120 图8-5 sp2杂化及BF3分子的结构 (3)sp3杂化：由1个ns和3个np进行的杂化，称为sp3杂化。杂化后产生4个等同的sp3 杂化轨道，每个杂化轨道均含有1/4 s和3/4 p轨道成分，而且能量相同，键角为10928，形成分子时呈正四面体构型。图8-6表示出 CH4分子的形成过程。C原子的4个sp3杂化轨道各和4个H原子的1s轨道重叠，形成4个键（sp3s），构成正四面体的CH4分子。如CCl4、CF4、SiH4、SiCl4等也均是采用sp3杂化。上述三种类型的杂化是全部由具有未成对电子的轨道形成的。因为每个杂化轨道的成分相同，这种杂化是等性杂化。图8-6 sp3杂化及CH4分子的形成(4)不等性sp3杂化：具有孤对电子的原子轨道参与成单电子轨道杂化，形成不等同的杂化轨道的过程称为不等性杂化。如NH3分子中的N原子和H2O分子中的O原子，都是以不等性sp3杂化轨道成键。 图8-7表示出NH3 和H2O的形成。NH3分子：N原子采取不等性sp3杂化得到4个sp3杂化轨道，空间取向为四面体形。氨分子不是正四面体结构，而是三角锥形，键角为10720。H2O分子：O原子采用不等性sp3杂化，其中2个sp3杂化轨道被2对孤对电子占据，另2个sp3杂化轨道分别与2个H原子的1s电子形成2个键（sp3-s），由于孤对电子的排斥作用，它的两个H-O键的夹角就只有104.5，分子呈现“V”型。表8-2 中心原子的杂化类型和分子空间构型间的关系杂化类型spsp2sp3等性不等性等性不等性不等性分子形状直线形三角形角形正四面体三角锥角形参与杂化的轨道1个s, 1个p1个s, 2个p1个s, 3个p杂化轨道数目234孤对电子数目001012杂化轨道空间几何图形直线形正三角形三角形正四面体四面体四面体杂化轨道间夹角180120120109281092810928实 例BeCl2、CO2HgCl2、C2H2BF3、SO3C2H4SO2、NO2、CH4、SiF4、NH+4NH3、PCl3、H3O+H2O、OF28.3 键型过渡8.3.1离子的极化与变形1极化：离子是带电体，它可以产生电场，在该电场作用下，使周围带异号电荷的离子的电子云发生变形的现象。离子极化的强弱决定于离子的两方面性质：离子的极化力和离子的变形性。极化力：是指离子产生电场强度的大小。离子产生的电场强度越大，极化力越大。离子的电场强度可用Zr2来表示，Z为离子电荷，r为离子半径。可见，离子极化力大小主要取决于： 离子的半径。半径越小，极化力越大。如：Mg2+Ca2+Ba2+。 离子的电荷。正电荷高的阳离子，极化力大。如：Na+Mg2+Al3+。 离子的电子构型。在半径和电荷相近时，离子的电子构型也影响极化力，其大小次序是：18, 18+2电子构型9-17电子构型8电子构型。离子的变形性是指离子在电场作用下，电子云发生变形的难易。变形性大小主要取决于： 离子半径。半径越大，变形性越大,如F Cl Br I。 离子的电荷:负离子电荷越高，变形性越大，正离子电荷越高，变形性越小。如Si4+ Al3+ Mg2+ Na+ FO2。 电子构型: 18电子构型、917电子构型8电子构型。 复杂离子的变形性通常不大，而且复杂离子中心氧化数越高，变形性越小,如ClO4 F NO3 OHBrI。一般说来，正离子半径小，负离子半径大，所以正离子极化力大，变形性小；而负离子正相反，变形性大，极化力小。8.3.2离子极化对化学键型的影响阴、阳离子结合成化合物时，如果相互间完全没有极化作用，则其间的化学键纯属离子键；实际上，相互极化的关系或多或少存在着。对于含d1-10电子的阳离子与半径大或电荷高的阴离子结合时尤为明显。由于阳、阴离子相互极化，使电子云发生强烈变形，而使阳、阴离子外层电子云重叠。相互极化越强，电子云重叠的程度也越大，键的极性也越减弱，从而由离子键过渡到共价键。以卤化银为例来说明离子极化对键型的影响化合物离子半径之和/pm实测键长/pm键 型AgFAgClAgBrAgI259310322346246277288299离子型过渡型过渡型共价型8.3.3. 离子极化对化合物性质的影响1. 熔沸点： 在NaCl, MgCl2, AlCl3化合物中，极化力Al3+Mg2+Na+, NaCl保持典型的离子化合物，而AlCl3接近于共价化合物，所以熔点分别为801，714和192。2. 溶解度： 在卤化银中，溶解度按AgF,AgCl,AgBr和AgI依次递减。这是由于Ag+极化力较强，而F半径小，不易发生变形,AgF仍保持离子化合物，故易溶。随Cl-Br-I-半径依次增大，变形性也随之增大，所以这三种卤化银共价性依次增加，溶解度依次降低。3. 颜色： 在一般情况下，如果组成化合物的正、负离子都无色，该化合物也无色；若其中一个离子有色，则该化合物就呈该离子的颜色。例如，K+无色，CrO42-黄色，所以K2CrO4也呈黄色。但是Ag+无色，Ag2CrO4却呈砖红色，而不呈黄色。又如Ag+、I均无色，AgI却呈黄色。8.4 分子间力分子与分子之间还存在一种比化学键弱很多的相互作用力，简称分子间力，也叫范德华力。分子间力可影响物质的物理性质，如：熔点、沸点、溶解度、物质的状态等。分子间力的大小与分子结构和分子极性有关。 8.4.1分子的极性1键的极性和键矩：构成物质的分子都是电中性的。在分子中对于所有原子核来说，我们可以假设它们正电荷之总和位于某一点，负电荷之总和也位于某一点，这两点分别为正负电荷的中心。在化学键中也存在这两点，当这两点重合的键为非极性共价键，如由同种原子构成的分子如H2、Cl2等；如不重合则为极性共价键，如HCl等。键的极性大小可用“键矩”来表示。它是个矢量（方向是从正到负），也就是从正极到负极。单位为Cm。（库仑米）。它的大小由成键原子的电负性差值来决定，差值x越大，共价键的极性越大。x0则为非极性键。2分子的极性：同样在分子中如果正、负电荷的中心相重合，那该分子为非极性分子。中心不重合的分子为极性分子。分子极性的大小由偶极矩来衡量。偶极矩是指在极性分子中，正、负电荷中心之间的距离为偶极长，以d表示。极性分子正或负电荷所带的电量用q表示，它们两者的乘积称为偶极矩。 qd ，单位为Cm。0 为非极性分子，0 为极性分子。而且越大，分子极性越强。由非极性键组成的分子一定是极性分子；由极性键组成的分子不一定是极性分子，与分子的空间构型有关，若分子的空间结构对称，即 = 0，则为非极性分子，如CO2、CH4等；若分子的空间结构不完全对称，即 0，则为极性分子。如H2O、NH3等。8.4.2分子间力1取向力： 极性分子永久偶极间同极相斥，异极相吸的空间作用力。取向力是极性分子和极性分子间的作用力。如图8-8(a)。分子极性越大，偶极矩越大，取向力越大。2诱导力：固有偶极和诱导偶极之间所产生的分子间作用力。诱导力主要是极性分子和非极性分子之间的作用力。这种诱导力也存在于极性分子和极性分子之间,如图8-8(b)。诱导力与分子极性、分子变形性和分子间距有关。分子极性越大，偶极矩越大，诱导力越大。原子半径越大，在外电场作用下越易变形，诱导力越大。分子间距越大，诱导力越小。3色散力：瞬间偶极与瞬间诱导偶极之间相互吸引产生的作用力称为色散力。色散力存在于一切分子之间，如图8-8(c)。色散力与分子变形性和分子间距等因素有关。分子变形性越大，色散力越大；分子距离越大，色散力越小。图8-8 分子间的相互作用（a）极性分子间相互作用 (b) 极性分子与非极性分子间相互作用(c) 非极性分子间相互作用总之在非极性分子间只存在色散力；极性分子和非极性分子间存在色散力和诱导力；在极性分子和极性分子间，三种力都存在。 分子间力的特征是：分子间力是永远存在的。没有饱和性和方向性。它是一种短程作用，它与分子间距离的6次方成反比。作用力很小，一般只有几十kJmol-1，远小于化学键的键能（100-600 kJmol-1）。只能改变物质物理性质，不会对化学性质产生影响。三种力中，色散力是主要的，取向力只有在极性分子中才占较大比重。8.4.3 氢键1氢键的形成: (1)定义：以H原子为中心形成的XHY键。当氢原子和电负性大的X原子（如F、O、N）以共价键结合后，其电子云强烈地偏向X原子，而氢原子几乎成为赤裸的质子，这个半径小且带正电的氢原子可以和另一个含孤对电子并带部分负电荷的、电负性大的Y原子充分靠近而产生吸引力。(2)形成条件：分子中必须有电负性较大而半径小的元素X，并与H原子形成强极性的共价键，如HF。分子中还必须具有靠近H原子的另一个电负性大、半径小而且具有孤对电子的原子Y。2氢键的特点（1） 氢键是一种很弱的键。键能一般在40 kJmol-1以下比一般化学键弱1-2个数量级，但比范德华力稍强。（2）氢键的强弱和元素电负性及原子半径有关：X、Y原子的电负性越大，半径越小，形成的氢键越强。氢键的强弱顺序如下：FHF OHO NHF NHO NHN （3）氢键具有方向性和饱和性：氢键中X，H，Y三原子一般是在一条直线上, 这就是氢键的方向性。又由于氢原子的体积小，当它与一个Y原子形成氢键后，另一个Y原子就难以再与它靠近，这就是氢键的饱和性。3氢键的种类：分为分子内氢键和分子间氢键。由两个分子形成的氢键叫分子间氢键。同一分子内形成的氢键叫分子内氢键。同种分子间可形成氢键，不同种分子间也可形成氢键。图8-9表示出HF，H2O，NH3形成的分子间氢键。H3BO3晶体也有分子间氢键。分子内氢键常见于邻位有合适取代基的芳香族化合物。如邻位硝基苯酚和邻苯二酚（图8-10），易于形成分子内氢键。 图8-9 分子间氢键的例子 (a) (b) 图8-10 邻位硝基苯酚(a)和邻苯二酚(b)中的分子内氢键4氢键对物质性质的影响（1）对物质的熔、沸点的影响：分子间形成了氢键就使分子间的结合力增大，因此含氢键的物质比同系列中不含氢键的物质的熔、沸点要高。例如HF，H2O，NH3的沸点是同族氢化物中最高的。分子内氢键的形成常使其熔点、沸点低于同类化合物。（2）对溶解度的影响：在极性溶剂中，如果溶质分子与溶剂分子间形成氢键，促使分子间的结合，有利于溶质分子的溶解。（3）对生物体的影响。生物体内的蛋白质和DNA分子内或分子间都存在大量的氢键形成螺旋形结构。8.5 晶体的结构和性能固态物质分为晶体和非晶体两大类。在自然界中绝大多数的固体都是晶体。作为晶体都具有以下特征： 具有整齐、规则的几何外形 具有固定的熔点 具有各向异性