分子间力和氢键

分子间力和氢键
在自然界中，人们所遇到的物质，除稀有气体外，都不是以单原子分子的形式存在，而是以原子之间相互结合而成的分子或者晶体的稳定形式存在的。

思考：NaCl晶体中钠离子与氯离子之间、金属铜中铜原子与铜原子之间，H2O中氢原子与氧原子之间各有什么键？
答：NaCl晶体中钠离子与氯离子之间是离子键；金属铜中铜与铜之间是金属键，在水中，H2O分子中H原子与O原子之间存在共价键，H2O间存在分子间作用力和氢键。

一、化学键
化学上把这种分子或晶体中直接相邻原子之间的主要的强烈的相互作用力叫做化学键。

电负性：为了说明元素在形成分子时，原子吸引电子的能力，鲍林(L.Pauling) 于1932年提出了电负性的概念，它表示一个原子在分子中吸引成键电子的能力，并规定F的电负性为4.0，以此为标准求出其它元素电负性的相对值。

元素的电负性越大，元素原子在分子吸引成键电子的能力越强；相反，则吸引电子的能力越弱。

一般说来，非金属元素的电负性大于金属元素，非金属元素的电负性大于2.0，金属元素的电负性小于2.0。

组成化学键的两个原子间电负性差大于1.8 时，一般生成离子键，小于1.8 时一般生成共价键。

而金属原子之间则生成金属键。

电负性的变化规律：同一周期元素，从左至右电负性递增，元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强；同一主族元素，从上至下电负性递减，元素的金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。

在周期表中，右上方氟F的电负性最大(电负性为4.0)，非金属性最强；左下方铯Cs的电负性最小(电负性为0.7)，金属性最强。

1、离子键：
1916年德国化学家克塞尔提出离子键的概念。

他认为离子键的本质是阴阳离子之间的静电引力。

即当电负性很小的金属原子与电负性很大的的活泼非金属原子相遇时，活泼的金属原子会失去电子形成阳离子，活泼的非金属原子会得到电子形成阴离子，这种阴、阳离子间通过静电引力作用形成的化学键叫离子键。

由离子键形成的化合物叫离子化合物。

1)定义：阴、阳离子间通过静电引力作用形成的化学键
2)成键原因：电子的得失，成键后体系的能量降低。

3)成键粒子：阴、阳离子
4)成键过程：阴阳离子接近到某一定距离时，吸引和排斥达到平衡，就形成了离子键。

5)成键条件：活泼金属和活泼非金属化合时可以形成离子键
6)存在范围：强碱、盐、金属氧化物、金属卤化物等离子化合物中。

2、共价键
以H 2为例
实验测知: H 2 核间距＝74pm
H 玻尔半径＝53pm
H2分子形成时： 成键电子的轨道发生了重叠，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）定义：原子之间通过共用电子对（电子云重叠）所形成的相互作用，叫共价键。

2）成键粒子：一般为非金属原子
3）成键性质：原子间通过共用电子对（电子云重叠）产生的强烈相互作用。

4）成键粒子：同种或不同种非金属元素之间。

5）成键原因：成键原子的原子核共同吸引共用电子对从而使体系能量降低。

6）共价键的类型：σ键和π键
“头碰头” 重叠 “肩并肩” 重叠
74pm d
3、金属键
1）定义：金属的电离能较小，最外层的价电子容易脱离原子的束缚而形成自由电子。

金属离子紧密堆积。

所有自由电子在整个堆积体间自由运动，形成金属键。

2）成键粒子：金属阳离子和自由电子
二、键的极性
标准：共用电子对是否发生偏移
1、非极性共价键：共用电子对不发生偏移
成因：原子核对共用电子对的吸引力相同
范围：同种非金属元素的原子间形成的共价键
2、极性共价键：共用电子对发生偏移
成因：原子核对共用电子对的吸引力不同
范围：不同种非金属元素的原子间形成的共价键。

3、极性分子与非极性分子
1）、分子的极性
非极性分子：分子中的正、负电荷中心重合
极性分子：分子中的正、负电荷中心不重合
2）、分子极性与键极性的关系
双原子分子键有极性，分子有极性。

HX
键无极性，分子无极性。

X2
多原子分子的极性主要取决于分子的组成和分子的几何构型。

组成原子相同:为非极性分子
组成原子不同:
几何构型对称的为非极性分子，如：BF3
几何构型不对称的为极性分子，如：H2O,NH3
三、分子间力和氢键
1、分子间力
除化学键(共价键、离子键、金属键)外，分子与分子之间，某些较大分子的基团之间，或小分子与大分子内的基团之间，存在着各种各样的作用力，总称分子间力。

相对于化学键，分子间力是一类弱作用力
相对于化学键，分子间力是短程作用力，只有当分子或基团距离很近时才显现出来。

范德华力和氢键是两类最常见的分子间力。

由范德华研究实际气体对理想气体状态方程的偏差而提出；理想气体是假设分子没有体积也没有任何作用力为基础确立的概念，当气体密度很小(体积很大、压力很小)、温度不低时，实际气体的行为相当于理想气体。

事实上，实际气体分子有相互作用力。

这种分子间的作用力称为范德华力。

范德华力普遍存在于固、液、气态任何微粒之间。

微粒距离稍远，可忽略；范德华力没有方向性和饱和性，不受微粒之间的方向与个数的限制。

将范德华力分解为三种不同来源的作用力——色散力、诱导力和取向力。

2、氢键
研究氢化物的熔沸点变化规律发现：氢化物中NH3、H2O、HF具有反常的性质（特别高的熔沸点），进一步的研究表明，HF、H2O、NH3 分子间除了正常的分子间力外，还存在另外一种作用力，这就是氢键。

1）氢键的形成与本质：氧原子分别与2个氢原子的1s轨道成键，形成H2O分子，但由于氧的电负性（3.44）比氢的电负性（2.2）大得多，分子中O：H共用电子对强烈地偏向氧原子一边，使氢原子几乎变为“裸露”的氢核“质子”，这个半径很小（10－3pm）且带正电性的氢原子与另一个水分子中含有孤对电子且带部分负电性的氧原子充分接近时，会发生较强烈的静电吸引，结果水分子间构
成O—H …O氢键而缔合起来。

表示方法：X—H…Y
2）氢键：由于半径小又带正电性的氢原子充分靠近时所产生的吸引力
3）形成条件
（1）含有氢原子的分子
（2）X、Y的电负性要大，体积要小，且有孤电子对，通常是F、O、N。

（3）X、Y可以相同，也可以不同。