化学键理论概述

第四章 化学键理论概述

§4-1 价层电子对互斥理论简介(Valence Shell-Electron Pair Repulsion model, VSEPR)

化学价理论的主要目标是说明分子结构，更重要的是预见分子结构。价键理论和分子

轨道理论在此方面是很有用的工具，近年来，又发展起来了一种概念上比较简单，能较好地

判断和解释许多共价分子的空间构型的价层电子对互斥理论。

4-1-1 基本要点

⑴共价分子中，中心原子与周围配置的原子或原子团（称之为配体）所形成的几何结构（空间构型），主要决定于中心原子价电子层中电子对的互相排斥作用，排斥力最小的结构

最稳定。

例如BeF2分子中，提供的价电子为： Be2s2 F 2p x1(2p5)

形成两条共价键，故中心原子价电子层中有两队电子，这两对电子只有彼此处在Be原子核相

对的两侧，才能使排斥力最小。因此BeF2 应该是直线形的 F—Be—F。 又如CH4 中 C 2s22p2 H1s1.

C原子出四个电子，四个H原子各出一个电子，共8个价电子，形成四条共价键，因此，在C

原子的价电子层中有四对电子，这四对电子按四面体伸向四面体的顶角排布，才能使斥力最小，因此 CH4 是四面体形的。

⑵价层中相邻电子对之间斥力大小决定于电子对之间的夹角和电子对的成键情况。

①电子对之间夹角越小斥力越大。因此考虑排斥力时首先考虑夹角最小时电子对之间的

斥力。

②考虑电子对的成键情况，有：

孤电子对-孤电子对斥力>孤电子对-成键电子对>成键电子对-成键电子对。

LP-LP>LP-BP>Bp-BP.

孤电子对（Lone Pair electron,LP） 成键电子对(Bond Pair electron,BP)

③由于重键比单键所含电子数多，故有：叁键>双键>单键.

⑶共价分子(含离子)的几何构型主要决定于中心原子的价层电子对的数目和类型(LP或BP). 中心原子价层电子对数与电子对几何结构的关系见p66表4.12。

中心原子价层电子对数与几何结构的关系

⑷当分子中有双键、叁键等重键时，可将双键的两对电子和叁键的三对电子看作为一个

单键的一对电子来处理。例如CO2 分子中，碳原子和两个氧原子之间各有一个双键，将此双键作为一个单键处理，即把碳原子价层电子数看作两对，故应采取直线形结构 O＝ C＝O。4-1-2 判断共价分子构型的一般规则

⑴确定中心原子价电子层中的电子对数

①中心原子价电子层中的电子对数=（中心原子价电子数+配体提供的电子数）/2

例如：BF3 B：2s22p1 F：2p x1(2p5)

电子对数=（3+3×1）/2=3

三对电子，电子对三顶点连线为三角形，因此，BF3 的几何构型为平面三角形。

②当被考虑对象为离子时，则有

电子对数=（中心原子价电子数+配体提供的电子数-离子电荷数（带符号））/2

例如：NH4+ N 2s22p3 H 1s1

电子对数=（5+4×1-(+1))/2=4

四对电子，顶点连线为四面体，因此，NH4+ 的几何结构为四面体。

对于AsO43-，属于无机含氧酸根，其结构较为复杂，将在下期介绍。这里规定当氧族元素的原子作配体时，可以认为它们不提供电子。因As：4s24p3，故

电子对数=（5+4×0-（-3））/2=4

即AsO43- 也呈四面体构型。

③出现奇数电子时，将此单电子也当作电子对对待

如NO2，电子对数看作3，呈平面三角形分布。

电子对数=（5+2×0）/2=2.5≈3

⑵根据中心原子价电子层中的电子对数，确定中心原子周围电子对分布的几何构型。

⑶绘出分子构型图 包括配体和孤电子对。

注意：若无孤电子对，电子对分布的几何构型与分子构型一致；若有孤电子对，电子对分布的几何构型则与分子构型不一致。

⑷根据成键电子对，孤电子对之间互相排斥作用的大小，确定排斥力最小的分子的稳定结构。

当有几种可能结构时，确定稳定结构的原则是电子对排斥作用最小。确定稳定结构的步骤是：⑴绘出几种可能的构型图；⑵选出电子对之间的最小夹角，分析对比图中的各种排斥作用的种类和数目；⑶将排斥力最小的结构确定为稳定结构。首先考虑孤电子对-孤电子对数目最少，如无法确定唯一结构，再考虑孤电子对-成键电子对数目最少,...。

例：推出ClF3 的空间构型

提供的价电子数 Cl： 3s23p5 F：2p x1(2p5)

①电子对数=（7+3×1）/2=5

②电子空间排布构型为三角双锥

③分子构型可能有三种：

④90°夹角为最小夹角。

比较 a b c

90°孤电子对-孤电子对 0 1 0

90°孤电子对-成键电子对 6 3 4√

90°成键电子对-成键电子对 0 2 2

由此确定(c)，即T型的ClF 3 为稳定结构。

注意：由第一、二步推出的电子对数确定的只是电子对的空间排布构型，对于没有孤电

子对的分子，这种构型与分子的空间构型一致；对于存在孤电子对的分子，这种构型与分子

的空间构型不一致。如NH 3，电子排布四面体，而分子呈角锥型。电子对排布的空间构型与分子的空间构型是两个不同的概念。

4-1-3 小结

⑴比较价层电子对互斥理论和杂化轨道理论，可见它们的结果很相符。但价层电子对互

斥理论只是一种定性的理论，它可以帮助我们很快确定分子的空间结构。杂化轨道理论则还

可以进一步说明化学键的形成原理，并可以计算键的相对稳定性。

⑵将中心原子价层电子对数和分子空间构型的关系总结如下：

化学式 举例 分子构型 AB 3BF 3平面三角形 ①三对电子

sp 2杂化

AB 2SO 2角形或V形 AB 4CH 4四面体 AB 3

NH 3三角锥 ②四对电子

sp 3杂化 AB 2

H 2O V形 AB 5

PCl 5三角双锥 AB 4

XeO 2F 2变形四面体,O与孤电子对斥力较小 AB 3

ClF 3T形,∠FClF=87°40',孤电子对对Cl-F电子对排斥的影响. ③五对电子

sp 3d杂化 AB 2

XeF 2直线形,孤电子对总是处于三角形平面上. ④六对电子 AB 6SF 6八面体

AB5XeOF4四方锥

sp3d2杂化

目前仅知此三种

AB4XeF4正方形

类型。

§4-2 分子间的作用力

4-2-1分子的极化

分子的极化是指分子在外电场的作用下，其量子轨道发生变形的过程。例如，非极性分子在一般条件下，分子中正、负电荷的重心重合，μ=0，分子没有极性。但是如果加上一外电场( 如放在电容器的两个平板之间)，则分子受到电场影响， 核与电子云发生相对位移而使分子变形，此时两种电荷的重心分开，变成具有偶极的分子。如左下图

这就是非极性分子的极化过程，所形成的偶极叫做诱导偶极，电场愈强分子变形越厉害，诱导偶极的长度也愈长。外电场一经除去诱导偶极也立即消失。

极性分子中已经存在着偶极，这种偶极叫做永久偶极。但极性分子也会极化。若将极性分子放在电场中，将有如下过程：

⑴)分子将首先按电场方向排列起来，这个过程称为取向(极化)；

⑵另外，外电场对分子的核和电子云还会发生影响，使它们产生相对位移，使分子内正、负电荷重心更加分离(即分子变形)而产生诱导偶极，这样就增加了分子的偶极长度(如右上图)。因此，极性分子的极化包括分子的取向与变形两步，与非极性分子的极化不同。

不仅外加电场对分子、原子、离子能产生极化作用，因极性分子和离子本身即是电场，当分子间或分子和离子间非常靠近时，也以产生极化作用。分子极化是分子间产生作用力的重要原因。

4-2-2 分子间的作用力

一般的共价化合物，除了分子内的原子间存在着强大的化学键力－共价键外，当分子和分子接近时，由于极化等原因，分子和分子之间还存在着一种较弱的作用力，称为分子间的作用力(或范德华引力)。分子间作用力的大小，数量级约在几千焦．摩尔-1(40KJ.mol-1以下)，约比化学键能小1-2个数量级，作用力的范围约3-5埃。

气体能凝聚成液体，液体结晶为固体，固体表面有吸附现象，粉末可压成片等，这些现象都证明分子间有作用力存在。当液体汽化时需要克服液体分子间的引力，引力愈大，汽化热也愈大，液体的沸点就愈高。例如酒精比水容易挥发，沸点较低(78℃)，就是由于酒精分子间的引力小于水分子间的引力。当固体共价化合物熔化为液体时，也需要克服分子间的引力，所以分子间作用力较大的共价化合物，将具有较高的熔点和熔化热。因此分子间作用力是决定分子型物质的熔、沸点、汽化热、熔化热以及溶解度、表面张力、粘度等物理性质的主要因素。分子间作用力主要包括以下几个部分：

⑴ 取向力

前已谈到，当极性分子互相靠近时，由于分子具有固有偶极，因此能产生取向极化。此时，分子发生相对转动，使一个分子的正极吸引另一个偶极分子的负极，并使它们相同的极互相排斥。这种由于永久偶极的取向而使偶极分子间互相吸引在一起的力称为取向力。取向力其实质是微弱的静电引力的作用。极性分子在较大距离时是杂乱无章的运动的，当十分靠近时就要发生分子的取向，使分子异极间相互吸引而成为较有规则的排列。由此可见，由于

固有偶极的存在，而有取向力的存在；固有偶极(即偶极矩μ)越大，取向力也越大。取向力存在于极性分子之间。

⑵ 诱导力

非极性分子在极性分子(或离子)的作用下可以产生诱导极化，因而产生诱导偶极。这种诱导偶极与极性分子固有偶极之间产生的作用力称为诱导力。例如，O2、N2等能溶于水，即包含着诱导力的作用。

当极性分子和极性分子靠近时，除了有取向力以外，分子间也可以互相极化，进一步引起彼此异极间的吸引和同极间的排斥，这样将使分子中的正电重心和负电重心再进一步远离，使固有偶极长度加大。这种由于诱导力作用而使极性分子中偶极增加的部分也叫做诱导偶极。因诱导作用的产生可使分子间的作用力更为加强，所以极性分子间也有诱导力存在。诱导力的大小取决于极性分子的极性和被诱导分子的体积(即分子量)或变形性，体积越大的分子，越易发生变形。

⑶ 色散力

对于非极性分子而言，由于每个分子中的核外电子和原子核都处在不停的运动之中，其核外电子和原子核常常会发生瞬间相对位移，由此在某一瞬间内可能引起正、负电荷重心的不重合，从而产生瞬时偶极。瞬时偶极之间微弱的静电作用力叫做色散力。由于瞬时偶极在不断地变换，因此色散力没有方向性。注意：极性分子也存在着核外电子和原子核的瞬间相对位移，也会产生瞬时偶极。故不仅在非极性分子之间有色散力的作用，在极性分子和非极性分子之间、在极性分子间也有色散力存在。

虽然瞬时偶极存在的时间极短，但是瞬时偶极的出现却是不断在重复，相邻的分子不断地以方向相反的瞬时偶极相互吸引，因此在它们之间始终有色散力在起作用。(如N2、O2、H2、CO2、希有气体的液化，即是对存在色散力的证明)。色散力是非极性分子间唯一存在的分子间作用力，但其它分子间也有这种作用力的存在。分子的体积越大或分子量越大，则色散力越强。

小结：①在非极性分子之间，只有色散力的作用；②在极性分子和非极性分子之间有诱导力和色散力；③在极性分子间，除诱导力和色散力外，还有取向力，它们总称为分子间作用力或范德华力。

⑷ 分子间力的特性

分子间力具有下述特性：

①它是存在于分子间的一种吸引力(注意不要与分子内的共价键搞混淆)。

②作用能量一般是每摩几千焦，比化学键能小1-2个数量级1(40KJ.mol-1以下)。

③分子间力是没有方向性和饱和性的静电作用力。

④是近距离的作用力，作用距离约为几埃。

⑤对于一般分子来说，上述三种力中，色散力是主要的力，它的大小与分子的变形有关。诱导力一般都很小，取向力只有在偶极矩很大的分子中才是主要的。分子间力的分配情况见P77表5.3。

⑸ 分子间作用力与物质性质间的关系

①熔、沸点的规律性

由于分子间的作用力一般以色散力为主，随分子量或分子体积的增大，分子间的作用力也增大。对于同族元素组成的单质分子来说，由于同族从上到下元素的原子半径增大，因而分子的体积增大，故同族从上到下熔、沸点增高。

例如，惰性气体He、Ne、Ar、Kr、Xe、Rn，其分子间的作用力随原子量（分子量）的增加而增加，故其熔、沸点依次增高。又如卤素单质分子F2、Cl2、Br2、I2，当原子半径加大时色散力也加大，因此卤素单质的聚集状态由气→固。

卤素单质的熔、沸点、存在状态

熔点（K）沸点（K）常温下状态 F 2

53.38 84.86 气 Cl 2

172 238.4 气 Br 2

265.8 331.8 液 I 2 分 子 量 增 大 386.5 m.p 升 高 457.4 b.p 升 高 固

四卤化碳的熔、沸点、存在状态

熔点（K）沸点（K）常温下状态 CF 4

-18.4 -12.8 气 CCl 4

-22.9 76.5 液 CBr 4

90.1 189.5 固 CI 4分 子 量 增 大 171分解 m.p 升 高 － b.p 升 高 固

②分子化合物相互溶解情况

分子化合物能否相互溶解，与分子间的作用力有关。根据相似相溶这一经验规律，通常

的溶剂水是极性很强的物质，故一般极性化合物易溶于水，如NH 3和酒精等均易溶于水中；

而非极性分子如苯则不溶于水，但易溶于甲苯。由此可知，所谓“相似相溶”是指物质之间

若相互作用力相近，则易于互溶。这可以从热力学原理加以说明。

根据公式

ΔG ＝ΔH －T ΔS

通常溶解过程是吸热的，ΔH >0。当溶质和溶剂混合时，一般总是熵增的，故TΔS>0。因此，

只要|ΔH|不太大，满足|ΔH|< TΔS时，即可溶解。当极性相近的化合物相互混合时，由于

相互作用力相差不大，此时ΔH 值不大，所以易于互溶。反之，当极性相差很大时，一个无

极性，色散力强；另一个极性大，静电力强；若强令其混合时，它们各自原有的分子间力被

破坏，代之以微弱的相互作用力如诱导力，ΔH 就很大，所以不易互溶。

相似相溶也可以说明为什么离子化合物通常易溶于水，而不溶于有机溶剂。离子化合物

可以看作是极性很强的物质。离子化合物和极性共价键化合物易溶于极性溶剂，难溶于非极

性溶剂；而非极性物质则不易溶于极性溶剂，易溶于非极性溶剂。如有机物常易溶于苯、

CCl 4等。

§4-3 离子的极化作用

离子在异号离子电场的作用下，产生诱导偶极，使正、负电荷重心不再重合的现象称为

离子的极化。

4-3-1离子极化作用和变形性

因离子本身带有电荷，所以电荷相反的离子互相靠近时都有可能产生离子极化，使电子

云发生变形。

离子极化包含离子极化作用和变形性两个方面：一种离子使异号离子发生变形的作用，

称为该离子的“极化作用”；离子被异号离子极化而发生电子云变形的性能，称为该离子的

“变形性”或“可极化性”。

虽然阳离子或阴离子都有极化作用和变形性两个方面，但是阳离子半径比阴离子小，形

成的电场强，所以阳离子主要表现为极化作用；而阴离子半径较大，电子云较疏松，故主要表现为变形性。

下面分别讨论离子的极化作用和变形性的一些规律。

4-3-1-1 离子的极化作用：

⑴离子电荷 离子电荷越高，极化作用越强。包括阳离子和简单阴离子。

阳离子正电荷数越高，极化作用越强；简单阴离子的负电荷越多，极化作用越强。

⑵离子半径 离子半径越小，极化作用越强。

⑶阳离子价电子构型 如半径相近，电荷相同，阳离子极化作用还与离子外层结构有关。一般而言，极化作用与阳离子价电子构型的关系为：

8e<9～17e<18e和18+2e，2e的氦型结构离子（可从半径特别小理解） 这是因为离子最外层电子层中的d电子对原子核有较小的屏蔽作用。

⑷复杂的阴离子(如SO42-)极化作用小。但负电荷高的复杂的阴离子有一定的极化作用。

这是因为复杂阴离子的中心原子氧化数高、半径小，与周围配位原子的联结很紧密，它们作为一个整体紧密结合，而其半径又较大，所带负电荷又分散于整个复杂阴离子的各个原子上，因此其极化作用较小。

定量衡量极化作用的大小，可用Z*/r判断。

4-3-1-2 变形性

⑴阳离子价电子构型 18e和18+2e型结构的离子变形性最大，9～17e型结构的离子次之，2e 、8e型结构的离子最小。

⑵相同外壳结构的离子，离子的负电荷越高，变形性越大。如

O2->F->Na+>Mg2+>Al3+>Si4+

⑶离子半径 离子半径越大，电子层数越多，变形性越大，包括阳离子和简单阴离子。如

Li＋

⑷复杂的阴离子变形性通常很小。

这是因为复杂阴离子的中心原子氧化数高、半径小，与周围配位原子的联结很紧密，它们作为一个整体紧密结合，故变形性小。

阴离子的变形性大小顺序如下（以H2O为参照）：

对于一价阴离子有

ClO4-

对于二价阴离子有

SO42-

4-3-1-3 附加极化作用

阴阳离子相互极化使彼此的变形性增大，产生的诱导偶极加大，从而加强了它们的极化能力，这种加强的极化作用叫做附加极化。与附加极化作用相关的因素主要有：

①一般价电子层含有d电子的阳离子附加极化作用较大，且d电子数越多，附加极化作用越大，即具有18e、18+2e电子构型的阳离子附加极化作用大于具有9～17e电子构型的阳离子。这是因为这类阳离子具有一定的变形性

②电子层数越多、半径越大的离子附加极化作用越大

一个化合物中总极化效应（作用）的大小，既与阳离子的极化作用的大小有关，又与阴离子的变形性有关。如果阳离子的极化作用大，阴离子的变形性也大，则总极化效应大；反之，则总极化效应小；如果有时阴离子极化作用大，阳离子又有较大的变形性时，就有可能阴、阳离子都能使邻近的离子发生变形。此时的总极化效应=原极化效应＋附加极化效应。 4-3-2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，则其化学键应属于典型的离子键。但由于阴、阳离子之间总是或多或少存在着相互之间的极化作用，随着它们相互间极化作用的增强，使电子云发生的变形逐渐加大，导致它们之间的电子云的重叠程度增加，引起化合物的键型由离子键逐渐向共价键过渡。如下图所示。

通常极化作用大的阳离子（电荷高，价电子构型18e、18+2e，9～17e）与变形性大的阴离子形成化合物时，键的共价性就很明显。

可用卤化银的键型变化来说明。Ag＋ 18e，AgCl→AgBr→AgI 由离子键向共价键过渡。4-3-3离子极化对化合物性质的影响

⑴ 可使化合物的溶解度降低

根据相似相溶的原则，水是一种极性溶剂，化合物的极性越强越易溶于水，因此离子化合物一般易溶于水，而共价型的无机晶体在水中溶解度较小甚至难溶于水。离子极化是决定离子化合物溶解度大小的重要因素，离子极化可使化合物溶解度减小，例如：

AgF 1.4×10-1mol.L-1

AgCl 2.0×10-4mol.L-1

AgBr 2.9×10-5mol.L-1

AgI 2.7×10-7mol.L-1

对于AgX来说，由于X-的变形性按F-、C-l-、Br-、I-依次增大，故Ag+与X-之间的化学键由离子键向共价键变化，因而引起溶解度按AgF、AgCl、AgBr、AgI依次减小。

又如NaCl、KCl易溶于水，而CuCl、AgCl均难溶于水，而Na+与Cu+、K+与Ag+均属于同一周期，且均为+1价离子，但由于Na+、K+为8e电子构型，而Cu+、Ag+为18e电子构型，后者的极化作用大，故其化合物中键的共价成分明显，因有此结果。

再如过渡金属元素的硫化物多不溶于水，这是因为过渡金属离子具有较大的极化作用，并且S2-电荷较高，半径较大，因此不但具有较大的变形性，还具有较大的极化作用， 因此大多数过渡金属元素的硫化物中键的共价成分明显。

⑵ 晶格类型的转变

在阳离子极化作用较强，阴离子的变形性又较大时，阳、阴离子极化的结果，可以认为阳离子钻入阴离子的电子云中，而使其半径比r+/r-减小，结果会导致化合物的晶格类型的转变。

如：CdS：按计算r+/r-=0.53 ，应属于六配位数的NaCl型，但CdS实际上属于四配位的 ZnS 型。

⑶ 导致化合物的颜色加深

如：AgF、AgCl 白 AgBr 淡黄 AgI 黄

────────────────────→

极化作用增大，颜色加深

离子极化使离子电子能级发生改变，基态和激发态之间的能级差变小，因此能吸收部分可见光而显色。

离子极化除引起离子化合物的上述性质变化之外，还可引起如熔、沸点降低等。

§4-4 氢键

4-4-1 缔合分子与氢键的概念

教材P81图5.9列出了ⅣA-ⅦA族氢化物的沸点。分析图中数据可以看出，从分子间作用

力分析，ⅤA-ⅦA族氢化物的沸点按理应该同ⅣA氢化物的沸点一样从上到下递增，但NH3、

H2O和HF却出现了反常：不但不低，反而特别高。究其原因， 是因为这些物质的分子发生

了缔合，形成了缔合分子，而之所以缔合，则是由于氢键的形成。认真研究一下就可以发现，

在NH3、H2O和HF中的N、O、F都是电负性很大的元素， 它们与氢原子都以共价单键相连，类

似地，在其它存在缔合的化合物中也有电负性很大的元素（F4.0,O3.5,N3.0)，与氢原子以

共价单键相连，于是人们分析，在这些分子之间存在着一种较一般分子间力更大的作用力，

并得出如下结论：

在分子中与电负性很大的原子X以共价键相联的氢原子，还可以和另一个电负性大的原

子Y之间生成一种弱的键

X─H...Y

其中X、Y可以是F、O、N等电负性大，半径小的原子，这种键称为氢键。

例如，在水分子中H与O以共价键结合，由于O的电负性较大，电子对被强烈地吸引向O

的一方而使H带正电性。同时，H原子用自己唯一的电子形成共价键后，已无内层电子，它不

被其它原子的电子云所排斥，而能被邻近的另一水分子中的一个O原子上孤对电子强烈吸引，

结果水分子间形成O-H...O，而使水分子缔合在一起。H与原来水分子中的O以共价键结合，

相距较近(99pm) ；而与另一水分子中的O则以氢键相合，相距较远(177pm)。所以，O-H... O

之间的距离共 276pm。

4-4-2 形成氢键的条件

从上述讨论可知，形成氢键的条件是：

(1)在分子中有一个电负性很大、半径较小的元素的原子与H原子形成共价键，此共价键

的极性相当大；

(2)另外在分子中要有一个电负性很大，并具有孤对电子的原子。

4-4-3 氢键的本质和特点

氢键的本质基本上还是属于静电吸引作用。有关键能见p81表5.4。氢键的键能是指 X-H...YR－→X-H＋YR

所需的能量。它比化学键的键能要小得多，但和分子间作用力的数量级相近, 所以通常说氢

键是较强的有方向性的分子间作用力。

氢键与一般分子间作用力不同点主要有两点：

⑴氢键具有饱和性

因为X电负性很大，故X-H的偶极矩很大；H带部分正电荷，又没有内层电子，且半径特

别小(30pm)，可以把另一个强电负性原子Y吸引到很近的距离而形成氢键。由于H特别小，而

X、Y 比较大，H和X、Y结合后，第三个电负性大的原子Y'，就难于再接近H，如下图所示。

这就是氢键有饱和性的原因。

⑵氢键具有方向性

一般分子间形成氢键是直线形的，这是因为为了减少X、Y之间的斥力，需要键角尽可能

接受180°，这就是氢键有方向性的根据。

⑶氢键的强度与X、Y的电负性有关，而且与X、Y的半径大小也有关。

氢键的键能和键长

氢键 键能/ kJ﹒mol-1键长 /pm化合物

F—H…F 28.0 255 (HF)n

O—H…O 18.8 276 冰

N—H…F 20.9 266 NH3·HF

CH2CONH2 N—H…O — 286

N—H…N 5.4 358 NH3

因此F-H...F>O-H...O>O-H...N>N-H...N。Cl的电负性和N相同，但因半径比N大得多，只能形成很弱的氢键O-H...Cl，同理O-H...S氢键更样弱，Br、I等一般不能形成氢键了。NH3、HF、水、醇、胺、羧酸、无机酸、水合物、氨合物等均可形成氢键。

4-4-4 氢键的类型

实验证明存在着两种类型的氢键。

⑴分子间氢键

一个分子中的X-H键与另一分子中的原子Y相结合而成的氢键，称为分子间氢键。例如，由于强的分子间氢键的生成，可使得甲酸、醋酸等缔合成二聚物，(HF)n可以缔合成链状多聚体：

在水中的H2O水分子通过氢键成为四面体的结构等都属于分子间氢键。

⑵分子内氢键

一个分子中的X-H键与同一分子内部的原子Y相结合而成的氢键称为分子内氢键。分子内氢键的例子，如在苯酚的邻位上有-CHO、-COOH、-NO2等时都可以形成氢键的螯合环， 如水杨醛分子内可形成氢键：

又如HNO3的分子内也存着分子内氢键。分子内氢键不可能在一直线上。分子内氢键的生成，一般会使化合物的熔、沸点降低，汽化热、升华热减小。也常影响化合物的溶解度，如邻位硝基苯酚比其间位、对位更不易溶解于水，而更易溶于非极性溶剂中。

总之，有氢键的液体常有反常的性质，例如卤族、氧族、氮族元素氢化物的一些物理性质所出现的异常情况，又如通常酸式盐较正盐易溶于水，但碱金属碳酸氢盐反而较碳酸盐溶解度小，也是因为碳酸氢根形成氢键缔合（苏尔维制碱法，见教材 P82），因此氢键的形成对化合物的物理、化学性质有各种不同的影响。在很多实际问题中都会遇到氢键的存在。 4-4-5 氢键的应用

⑴解释水的特殊物理性质

与同周期元素氢化物相比，冰的密度小、4℃时水的密度最大、水的沸点(b.p.)高、比热大、蒸汽压小，均与H2O分子之间形成氢键有关。

⑵解释氢氟酸是弱酸

HF的酸性明显较弱，而HCl、HBr、HI均为强酸，可从HF与H2O分子之间形成氢键，使其离解出F-变得困难来理解。

⑶解释对同主族元素氢化物融、沸点递变的影响。

其它：

DNA的双螺旋结构形成，蛋白质形成蜷曲、折叠结构； 结晶水合物中的类冰结构：可燃冰组成 8CH4.46H2O