高中化學競賽講解大全

1、 一 晶體結構【競賽要求】晶胞。原子坐標。晶格能。晶胞中原子數(shù)或分子數(shù)的計算及化學式的關系。分子晶體、原子晶體、離子晶體和金屬晶體。配位數(shù)。晶體的堆積與填隙模型。常見的晶體結構類型，如NaCl、CsCl、閃鋅礦（ZnS）、螢石（CaF2）、金剛石、石墨、硒、冰、干冰、尿素、金紅石、鈣鈦礦、鉀、鎂、銅等。點陣的基本概念。晶系。宏觀對稱元素。十四種空間點陣類型。分子的極性。相似相溶規(guī)律。分子間作用力。范德華力。氫鍵。其他分子間作用力的一般概念。【知識梳理】一、離子鍵理論1916 年德國科學家Kossel(科塞爾)提出離子鍵理論。（一）離子鍵的形成1、形成過程以 NaCl 為例：（1）電子轉移形成離

2、子Nae= Na+ Cl + e= Cl相應的電子構型變化：2s22p63s1 2s22p6 ；3s23p5 3s23p6分別達到 Ne 和 Ar 的稀有氣體原子的結構，形成穩(wěn)定離子。（2）靠靜電吸引，形成化學鍵，體系的勢能與核間距之間的關系如圖所示：注：橫坐標核間距r ?？v坐標體系的勢能 V 。縱坐標的零點當 r 無窮大時，即兩核之間無限遠時，勢能為零。下面來考察 Na+ 和 Cl彼此接近時，勢能V的變化。圖中可見：r >r0時，隨著 r 的不斷減小，正負離子靠靜電相互吸引，V減小，體系趨于穩(wěn)定。r = r0 時，V有極小值，此時體系最穩(wěn)定，表明形成了離子鍵。r < r0 時，V

3、 急劇上升，因為 Na+ 和 Cl彼此再接近時，相互之間電子斥力急劇增加, 導致勢能驟然上升。因此，離子相互吸引，保持一定距離時，體系最穩(wěn)定，即為離子鍵。2、離子鍵的形成條件（1）元素的電負性差要比較大 X > 1.7，發(fā)生電子轉移，形成離子鍵；X < 1.7，不發(fā)生電子轉移，形成共價鍵。極性增大非極性共價鍵 極性共價鍵 離子鍵但離子鍵和共價鍵之間，并非嚴格截然可以區(qū)分的?？蓪㈦x子鍵視為極性共價鍵的一個極端，而另一極端為非極性共價鍵。如圖所示： 化合物中不存在百分之百的離子鍵，即使是 NaF 的化學鍵之中，也有共價鍵的成分，即除離子間靠靜電相互吸引外，尚有共用電子對的作用。 X &

4、gt; 1.7，實際上是指離子鍵的成分(百分數(shù))大于50%。（2）易形成穩(wěn)定離子Na+（2s22p6），Cl（3s23p6），達到稀有氣體穩(wěn)定結構，Ag+（4d10）d軌道全充滿的穩(wěn)定結構。所以，NaCl、AgCl均為離子化合物；而C和Si 原子的電子結構為ns2np2，要失去全部價電子形成穩(wěn)定離子，比較困難，所以一般不形成離子鍵。如CCl4、SiF4 等，均為共價化合物。（3）形成離子鍵，釋放能量大Na +1/2 Cl= NaCl H = 410.9 kJ·mol 1在形成離子鍵時，以放熱的形式，釋放較大的能量。（二）離子鍵的特征1、作用力的實質是靜電引力 F （q1q2）/ r2

5、 （q1、q2分別為正負離子所帶電量）2、離子鍵無方向性、無飽和性因為是靜電吸引，所以無方向性；且只要是正負離子之間，則彼此吸引，即無飽和性。（三）離子鍵的強度1、鍵能和晶格能以 NaCl 為例：鍵能：1mol 氣態(tài) NaCl 分子，離解成氣體原子時，所吸收的能量。用E i 表示。NaCl= Na+ Cl H = 鍵能E i越大，表示離子鍵越強。晶格能：氣態(tài)的正負離子，結合成 1mol NaCl 晶體時，放出的能量。用 U 表示。Na+ Cl= NaCl H = U（U為正值）晶格能 U 越大，則形成離子鍵時放出的能量越多，離子鍵越強。鍵能和晶格能，均能表示離子鍵的強度，而且大小關系一致。通常

6、，晶格能比較常用。如何求得晶格能?2、玻恩-哈伯循環(huán) ( Born-Haber Circulation) Born 和 Haber 設計了一個熱力學循環(huán)過程，從已知的熱力學數(shù)據(jù)出發(fā)，計算晶格能。具體如下：H1等于Na的升華熱（S），即H1= S = 108.8 kJ·mol 1H2等于Cl2的離解能（D）的一半，即H2=（1/2）D = 119.7 kJ·mol 1H3等于Na的第一電離能（I1），即H3= I1 = 496 kJ·mol 1H4等于Cl的電子親和能（E）的相反數(shù)，即H4= E = 348.7 kJ·mol 1H5等于NaCl的晶格能（U

7、）的相反數(shù)，即H5= U = ？H6等于NaCl的標準生成熱（f H），即H6= f H = 410.9 kJ·mol 1由蓋斯定律：H6= H1 +H2+H3+H4+H5所以：H5=H6（H1 +H2+H3+H4）即：U = H1 +H2+H3+H4H6 =108.8+119.7+496348.7+410.9 = 186.7 kJ·mol 1以上關系稱為Born-Haber循環(huán) 利用蓋斯定律，通過熱力學也可以計算 NaCl 的離子鍵的鍵能。H1 Na的第一電離能I1；H2 Cl的電子親合能 E 的相反數(shù) E；H3 NaCl的晶格能 U 的相反數(shù) U ；H4 NaCl的升華

8、熱 S；而 H5 = Ei。所以，通過 I1、E、U 和S 可求出鍵能 Ei。3、影響離子鍵強度的因素從離子鍵的實質是靜電引力 F (q1q2) / r2出發(fā)，影響 F 大小的因素有：離子的電荷數(shù)q 和離子之間的距離 r（與離子半徑的大小相關）。（1）離子電荷數(shù)的影響電荷高，離子鍵強。如：（2）離子半徑的影響半徑大，導致離子間距大，所以作用力??；相反，半徑小，則作用力大。如：（3）離子半徑概念將離子晶體中的離子看成是相切的球體，正負離子的核間距 d 是r+ 和r 之和。 d = r+ + r （d值可由晶體的X射線衍射實驗測定得到）。1926年，哥德希密特（Goldschmidt）用光學方法測

9、定，得到了F 和O2 的半徑，分別為133 pm 和132 pm，結合X射線衍射數(shù)據(jù)得到一系列離子半徑：Mg2+ 的半徑 r = = 320 pm 132 pm =78 pm這種半徑為哥德希密特半徑。1927年，Pauling 用最外層電子到核的距離，定義為離子半徑，并利用有效核電荷等關系，求出一套離子半徑數(shù)據(jù)，稱為 Pauling 半徑。教材上兩套數(shù)據(jù)均列出。一般在比較半徑大小和討論規(guī)律變化時，多采用Pauling 半徑。（3）離子半徑的變化規(guī)律同主族，從上到下，電子層增加，具有相同電荷數(shù)的離子半徑增加。如：Li+ Na+ K+ Cs+；F Cl Br I同周期主族元素，從左至右，離子電荷數(shù)

10、升高，最高價離子，半徑最小。如：Na+ Mg2+ Al3+ ；K+ Ca2+過渡元素，離子半徑變化規(guī)律不明顯。同一元素，不同價態(tài)的離子，電荷高的半徑小。如： Ti4+ Ti3+；Fe3+ Fe2+一般負離子半徑較大；正離子半徑較小。如：可見，雖然F與K相差兩個周期，但F 的半徑仍比K+ 的半徑大。周期表對角線上，左上元素和右下元素的離子半徑相似。如：Li+ 和 Mg2+， Sc3+ 和 Zr4+ 的半徑相似。（四）離子晶體的特點1、無確定的分子量NaCl 晶體是個大分子，無單獨的NaCl分子存在于分子中。NaCl是化學式，因而 58.5 是式量，不是分子量。2、導電性水溶液或熔融態(tài)導電，是通過

11、離子的定向遷移導電，而不是通過電子流動而導電。 3、熔點沸點較高4、硬度高，延展性差因離子鍵強度大，所以硬度高。如果發(fā)生位錯： 發(fā)生錯位，正正離子相切，負負離子相切，彼此排斥，離子鍵失去作用，故無延展性。如CaCO3可用于雕刻，而不可用于鍛造，即不具有延展性。（五）離子晶體的空間結構1、對稱性（1）旋轉和對稱軸 n重軸，360度旋轉，可以重復n次。（2）反映和對稱面晶體中可以找到對稱面。（3）反映和對稱中心晶體中可以找到對稱中心。2、晶胞晶胞是晶體的代表，是晶體中的最小單位，晶胞并置起來，則得到晶體。晶胞的代表性體現(xiàn)在以下兩個方面：一是代表晶體的化學組成；二是代表晶體的對稱性，即具有相同的對稱

12、元素（對稱軸，對稱面和對稱中心）。晶胞是晶體中具有上述代表性的體積最小，直角最多的平行六面體。3、離子晶體的空間結構（1）離子晶體的堆積填隙模型在離子晶體中，占據(jù)晶格結點的是正離子和負離子，負離子半徑一般比正離子大，因此負離子在占據(jù)空間方面起著主導作用。在簡單的二元離子晶體中，負離子只有一種，可以認為負離子按一定的方式堆積，而正離子填充在其間的空隙中。常見的負離子堆積方式有三種：立方密堆積或稱面心立方密堆積，六方密堆積和簡單立方堆積。最后一種不是密堆積，它的晶胞是立方體，八個角頂上各有一個負離子。在立方密堆積和六方密堆積中有兩種空隙：一種是四個相鄰的負離子所包圍的空隙，稱為四面體空隙；一種是由

13、六個相鄰的負離子所包圍的空隙，稱為八面體空隙。這兩種密堆積結構中，負離子數(shù)八面體空隙數(shù)四面體空隙數(shù) = 112。在簡單立方堆積中，只有一種空隙，即由八個相鄰的負離子 所包圍的立方體空隙，而負離子數(shù)立方體空隙數(shù)= 11。正負離子配位數(shù)（CN+）一般可由正負離子半徑比規(guī)則確定：r+ /r = 0.225 0.414時，CN+為4；r+ /r = 0.414 0.732時，CN+為6；r+ / r = 0.732 1時，CN+為8。負離子配位數(shù)（CN）可由下式確定：CN / CN+ = 正離子數(shù) / 負離子數(shù) = 負離子電荷 / 正離子電荷例如金紅石TiO2晶體中，r（Ti4+ / r（O2） =

14、68 pm / 140 pm = 0.486，CN+為6，正負離子Ti4+ 占據(jù)八面體空隙；CN為3；金紅石晶體中，負離子數(shù)八面體空隙數(shù) = 11，Ti4+ 數(shù)只有O2 數(shù)的一半，因此Ti4+ 離子只占據(jù)八面體空隙數(shù)的1/2。在描述簡單離子晶體結構型式時，一般只要著重指出負離子的堆積方式以及正負離子所占空隙的種類與分數(shù)，基本上就抓住了離子晶體結構的主要特征。對于簡單的二元離子晶體來說，正負離子在空間的排列方式（即結構形式）主要取決于正負離子的數(shù)量比（或稱組成比）和半徑比。常見的六種二元離子晶體典型結構型式如表1所示。表1 二元離子晶體典型結構型式結構形式組成比負離子堆積方式正離子占據(jù)空隙種類正

15、離子占據(jù)空隙分數(shù)NaCl型11立方密堆積66八面體空隙1CsCl型11簡單立方堆積88立方體空隙1立方ZnS型11立方密堆積44四面體空隙1/2六方ZnS型11六方密堆積44四面體空隙1/2CaF2型12簡單立方堆積84立方體空隙1/2金紅石型12（假）六方密堆積63八面體空隙1/2（2）立方晶系AB型離子晶體的空間結構晶胞的平行六面體是正六面體時，我們稱它屬于立方晶系，用來表示平行六面體的三度的三個軸，稱為晶軸，三個晶軸的長度分別用a、b、c表示，三個晶軸之間的夾角分別用、表示。 立方晶系的正六面體晶胞的特點是：按a、b、c以及、之間的關系不同，工分為7大晶系，我們討論的AB型晶體指正負離子

16、數(shù)目相同，包括NaCl、CsCl、 ZnS。首先看NaCl的晶胞：組成具有代表性，對稱性（軸、面、中心）也與晶體相同，所以乙為NaCl的晶胞。觀察配位數(shù)：最近層的異號離子有4個，故配位數(shù)為6；觀察晶胞類型：看空心圓點，正六面體的八個頂點及六個面的面心各有一個，所以為面心立方晶系。再看CsCl的晶胞：組成和對稱性均有代表性?？纯招膱A點，除了立方體的頂點的8個，無其它，稱為簡單立方晶胞，配位數(shù)為8。金屬K的晶胞：看實心圓點，除了在立方體的八個頂點地有一個外，在立方體的體心位置還有一個，所以為體心立方晶胞。ZnS的晶胞： 組成和對稱性均有代表性。看空心圓點，除了立方體的頂點的8個，面中心6個，也為面

17、心立方，配位數(shù)為4。總之，立方晶系有 3 種類型晶胞，面心立方、簡單立方、體心立方。四方晶系，2 種，正交晶系，4 種等，共有14種類型的晶胞。4、配位數(shù)與 r+/r 的關系NaCl 六配體，CsCl八配體， ZnS 四配體，均為AB型晶體，為何配位數(shù)不同?（1）離子晶體穩(wěn)定存在的條件（2）r+/r 與配位數(shù)從六配位的介穩(wěn)狀態(tài)出發(fā)，進行半徑比與配位數(shù)之間關系的探討。 此時，為介穩(wěn)狀態(tài)。如果r+ 再大些，則出現(xiàn)上述 b) 種情況，即陰離子同號相離，異號相切的穩(wěn)定狀態(tài)。亦即：0.414當 r+ 繼續(xù)增加，達到并超過0.732時，即陽離子離子周圍可容納更多陰離子，為8配位，CsCl型。若r+ 變小，

18、 當0.414時，則出現(xiàn)上述 a）種情況，陰離子相切，陰離子陽離子相離的不穩(wěn)定狀態(tài)，配位數(shù)減少，4配位，ZnS型?？傊湮粩?shù)與 r+/ r 之比相關：0.2250.414 4配位 ZnS式晶體結構0.4140.732 6配位 NaCl式晶體結構0.7321.000 8配位 CsCl式晶體結構且r+ 再增大，則達到12 配位；r- 再減小，則達到3配位。注意：討論中將離子視為剛性球體，這與實際情況有出入，但仍不失為一組重要的參考數(shù)據(jù)。因而，我們可以用離子間的半徑比值去判斷配位數(shù)。二、金屬鍵理論（一）金屬鍵的改性共價鍵理論金屬鍵的形象說法：“失去電子的金屬離子浸在自由電子的海洋中”。金屬離子通過

19、吸引自由電子聯(lián)系在一起，形成金屬晶體，這就是金屬鍵。金屬鍵無方向性，無固定的鍵能，金屬鍵的強弱和自由電子的多少有關，也和離子半徑、電子層結構等其它許多因素有關，很復雜。金屬鍵的強弱可以用金屬原子化熱等來衡量。金屬原子化熱是指 1mol 金屬變成氣態(tài)原子所需要的熱量。金屬原子化熱數(shù)值小時，其熔點低，質地軟；反之，則熔點高，硬度大。例如：金屬可以吸收波長范圍極廣的光，并重新反射出，故金屬晶體不透明，且有金屬光澤。在外電壓的作用下，自由電子可以定向移動，故有導電性。受熱時通過自由電子的碰撞及其與金屬離子之間的碰撞，傳遞能量，故金屬是熱的良導體。金屬受外力發(fā)生變形時，金屬鍵不被破壞，故金屬有很好的延展

20、性，與離子晶體的情況相反。（二）金屬晶體的密堆積結構金屬晶體中離子是以緊密堆積的形式存在的，下面的剛性球模型來討論堆積方式。在一個層中，最緊密的堆積方式是，一個球與周圍 6 個球相切，在中心的周圍形成 6 個凹位，將其算為第一層。第二層對第一層來講最緊密的堆積方式是將球對準1、3、5 位（若對準2、4、6 位，其情形是一樣的）。關鍵是第三層，對第一、二層來說，可以有兩種最緊密的堆積方式。第一種是將球對準第一層的球，于是每兩層形成一個周期，即 ABAB 堆積方式，形成六方緊密堆積，配位數(shù)12（同層 6，上下各 3）。此種六方緊密堆積的前視圖：另一種是將球對準第一層的 2、4、6 位，不同于 AB

21、 兩層的位置，這是 C 層。第四層再排 A，于是形成 ABCABC 三層一個周期。得到面心立方堆積，配位數(shù) 12。 這兩種堆積都是最緊密堆積，空間利用率為 74.05 %。還有一種空間利用率稍低的堆積方式，立方體心堆積。立方體 8 個頂點上的球互不相切， 但均與體心位置上的球相切，配位數(shù) 8，空間利用率為 68.02 %。（三）金屬鍵的能帶理論. 1、理論要點：（1）電子是離域的所有電子屬于金屬晶體，或說為整個金屬大分子所共有，不再屬于哪個原子。我們稱電子是離域的。（2）組成金屬能帶（Energy Band）Na2 有分子軌道：Na 晶體中，n個3s 軌道組成 n條分子軌道，這n 條分子軌道之

22、間能量差小，由于躍遷所需能量小，這些能量相近的能級組成能帶。能帶的能量范圍很寬,有時可達數(shù)百 kJ·mol 1。能帶如下圖：（3）滿帶、導帶和空帶（4）能帶重疊2、金屬的物理性質（1）導電性導電的能帶有兩種情形，一種是有導帶，另一種是滿帶和空帶有部分重疊。如 Be，也有滿帶電子躍遷，進入空帶中，形成導帶，使金屬晶體導電。沒有導帶，且滿帶和空帶之間的禁帶 E > 5eV，電子難以躍遷，則為絕緣帶；若禁帶的 E < 3eV ，在外界能量激發(fā)下，看作可以穿越禁帶進入空帶，以至于能導電，則為半導體。（2）其它物理性質金屬光澤：電子在能帶中躍遷，能量變化的覆蓋范圍相當廣泛，放出各種

23、波長的光，故大多數(shù)金屬呈銀白色。延展性：受外力時，金屬能帶不受破壞。熔點和硬度：一般說金屬單電子多時，金屬鍵強，熔點高，硬度大。如 W和Re，m.p. 達 3500K， K 和 Na 單電子少，金屬鍵弱，熔點低，硬度小。金屬能帶理論中，成鍵的實質是，電子填充在低能量的能級中，使晶體的能量低于金屬原子單獨存在時的能量總和。金屬能帶理論屬于分子軌道理論的范疇。二、分子間作用力（一）極性分子和非極性分子1、極性分子和非極性分子由兩個相同原子形成的單質分子，分子中只有非極性共價鍵，共用電子對不發(fā)生偏移，這種分子稱為非極性分子。由兩個不同原子形成的分子，如HCl，由于氯原子對電子的吸引力大于氫原子，使共

24、用電子對偏向氯原子一邊，使氯原子一端顯正電，氫原子一端顯負電，在分子中形成正負兩極，這種分子稱為極性分子，雙原子分子的極性大小可由鍵矩決定。在多原子分子中，分子的極性和鍵的極性有時并不一致，如果組成分子的化學鍵都是非極性鍵，分子也沒有極性，但在組成分子的化學鍵為極性鍵時，分子的極性就要取決于它的空間構型。如在CO2分子中，氧的電負性大于碳，在CO鍵中，共用電子對偏向氧，CO是極性鍵，但由于CO2分子的空間結構是直線型對稱的（O=C=O），兩個CO鍵的極性相互抵消，其正負電荷中心重合，因此CO2是非極性分子。同樣，在CCl4中雖然CCl鍵有極性，但分子為對稱的四面體空間構型，分子沒有極性，我們可

25、把鍵矩看成一個矢量，分子的極性取決于各鍵矢量加合的結果。分子的偶極矩是衡量分子極性大小的物理量，分子偶極矩的數(shù)據(jù)可由實驗測定。2、永久偶極、誘導偶極和瞬時偶極（1）永久偶極極性分子的固有偶極稱永久偶極。（2）誘導偶極和瞬時偶極非極性分子在外電場的作用下，可以變成具有一定偶極的極性分子，而極性分子在外電場作用下，其偶極也可以增大。在電場的影響下產(chǎn)生的偶極稱為誘導偶極。誘導偶極用表示，其強度大小和電場強度成正比，也和分子的變形性成正比。所謂分子的變形性，即為分子的正負電重心的可分程度，分子體積越大，電子越多，變形性越大。非極性分子無外電場時，由于運動、碰撞，原子核和電子的相對位置變化，其正負電重心

26、可有瞬間的不重合；極性分子也會由于上述原因改變正負電重心。這種由于分子在一瞬間正負電重心不重合而造成的偶極叫瞬間偶極。瞬間偶極和分子的變形性大小有關。3、分子間作用力（范德華力）分子間存在的一種較弱的相互作用。其結合力大約只有幾個到幾十個kJ·mol-1。比化學鍵的鍵能小12個數(shù)量級。氣體分子能凝聚成液體或固體，主要就是靠這種分子間作用力。范德華力包括：（1）取向力極性分子之間靠永久偶極與永久偶極作用稱為取向力。僅存在于極性分子之間，且F 2 。（2）誘導力誘導偶極與永久偶極作用稱為誘導力。極性分子作用為電場，使非極性分子產(chǎn)生誘導偶極或使極性分子的偶極增大(也產(chǎn)生誘導偶極)，這時誘導

27、偶極與永久偶極之間形成誘導力，因此誘導力存在于極性分子與非極性分子之間，也存在于極性分子與極性分子之間。（3）色散力瞬間偶極與瞬間偶極之間有色散力。由于各種分子均有瞬間偶極，故色散力存在于極性分子與極性分子、極性分子與非極性分子及非極性分子與非極性分子之間。色散力不僅存在廣泛，而且在分子間力中，色散力經(jīng)常是重要的。取向力、誘導力和色散力統(tǒng)稱范德華力, 它具有以下的共性:（1）它是永遠存在于分子之間的一種作用力。（2）它是弱的作用力（幾個幾十個kJ·mol-1）。（3）它沒有方向性和飽和性。（4）范德華力的作用范圍約只有幾個pm。（5）分子間的三種作用力。其中對大多數(shù)分子來說色散力是主

28、要的，水分子除外。表2 幾種分子間作用力的分配（kJ·mol-1）分子取向力誘導力色散力總和Ar0.0000.0008.498.49CO0.00290.00848.748.75HI0.0250.113025.8625.98HBr0.6860.50221.9223.09HCl3.3051.00416.8221.13NH313.311.54814.9429.58H2O36.381.9298.99647.28（二）氫鍵1、氫鍵的形成氫鍵的生成，主要是由偶極與偶極之間的靜電吸引作用。當氫原子與電負性甚強的原子（如A）結合時，因極化效應，其鍵間的電荷分布不均，氫原子變成近乎氫正離子狀態(tài)。此時再

29、與另一電負性甚強的原子（如B）相遇時，即發(fā)生靜電吸引。因此結合可視為以H離子為橋梁而形成的，故稱為氫鍵。如下式中虛線所示。AH-B其中A、B是氧、氮或氟等電負性大且原子半徑比較小的原子。生成氫鍵時，給出氫原子的AH基叫做氫給予基，與氫原子配位的電負性較大的原子B或基叫氫接受基，具有氫給予基的分子叫氫給予體。把氫鍵看作是由B給出電子向H配對，電子給予體B是氫接受體，電子接受體AH是氫給予體。氫鍵的形成，既可以是一個分子在其分子內(nèi)形成，也可以是兩個或多個分子在其分子間形成。例如：水揚醛在其分子內(nèi)形成了氫鍵，而氟化氫和甲醇則是在其分子之間形成氫鍵。 分子內(nèi)氫鍵和分子間氫鍵雖然生成本質相同，但前者是一

30、個分子的締合，后者是兩個或多個分子的締合體。因此，兩者在相同條件下生成的難易程度不一定相同。一般來說，分子內(nèi)氫鍵在非極性溶劑的稀溶液里也能存在，而分子間氫鍵幾乎不能存在。因為在很稀的溶液里，兩個或兩個以上分子靠近是比較困難的，溶液越稀越困難，所以很難形成分子間氫鍵。氫鍵并不限于在同類分子之間形成。不同類分子之間亦可形成氫鍵，如醇、醚、酮、胺等相混時，都能生成類似O一H-O狀的氫鍵。例如，醇與胺相混合即形成下列形式的氫鍵：ROHNRRR一般認為，在氫鍵AH-B中，AH鍵基本上是共價鍵，而H-B鍵則是一種較弱的有方向性的范德華引力。因為原子A的電負性較大，所以AH的偶極距比較大，使氫原子帶有部分正電荷，而氫原于又沒有內(nèi)層電子，同時原子半徑（約30pm）又很小，因而可以允許另一個帶有部分負電何的原子B來充分接近它，從而產(chǎn)生強烈的靜電吸引作用，形成氫鍵。2、氫鍵的飽和性和方向性氫鍵不同于范德華引力，它具有飽和性和方向性。由于氫原子特別小而原子A和B比較大，所以AH中的