一、分子間作用力總覽

分子間作用力主要分為凡得瓦力與氫鍵：

二、凡得瓦力

1. 偶極－偶極力：
   極性分子因本身電子密度分布不均勻，形成部分正電荷與部分負電荷。相鄰極性分子間，正負電荷互相吸引產生的作用力，稱為偶極－偶極力。
   例：HCl 與 HCl 之間。
2. 偶極－誘發偶極力：
   極性分子靠近非極性分子時，會誘使非極性分子的電子雲暫時偏移而產生瞬時偶極，兩者間的吸引力稱為偶極－誘發偶極力。
   例：HCl 與 H₂ 之間。
3. 分散力（倫敦力）：
   由電子瞬間不均勻運動造成的暫時偶極，以及所誘發之偶極間的吸引力，稱為分散力；存在於所有分子間，對非極性分子尤為重要。
   例：H₂ 與 H₂、Cl₂ 與 Cl₂ 之間。

【註】非極性分子間僅具有分散力；極性分子間同時具有分散力與其他凡得瓦力。

三、影響凡得瓦力大小的因素

1. 凡得瓦力種類：
   在分子量相近時，凡得瓦力大致比較為：
   偶極－偶極力 > 偶極－誘發偶極力 > 分散力。
   因此極性分子通常比非極性分子沸點高。
2. 分子內電子數量（分子量）：
   分子量愈大，電子愈多，暫時極化愈明顯，分散力愈強，沸點愈高。
   例：8A 族氣體沸點：He < Ne < Ar < Kr < Xe；
   鹵素雙原子分子：F₂ < Cl₂ < Br₂ < I₂。

四、氫鍵

1. 定義：
   含有強極性鍵 X–H（X 為 F、O、N 等高電負度元素）的分子中，H 原子與鄰近分子中帶孤電子對的 F、O、N 原子之間所形成的較強分子間作用力，稱為氫鍵。
2. 分子間氫鍵：
   存在於不同分子之間，使物質熔點、沸點、黏度等顯著升高。
   例：H₂O、HF、NH₃ 分子間的氫鍵。
3. 分子內氫鍵：
   產生於同一分子內，常見於順式異構物或鄰位取代芳香族化合物，可形成環狀結構，一般環內頂點數約為 5、6、7。
4. 生物分子中的氫鍵：
   多股或折疊結構（如蛋白質、DNA 雙股螺旋）穩定的重要原因之一是鏈內與鏈間的氫鍵。
5. 特殊例子：
   如 KHF₂ 中的 [F–H–F]⁻ 結構，同時具有離子鍵、共價鍵與氫鍵的特性。