第4章 化學(xué)鍵與分子結(jié)構(gòu)

第四章化學(xué)鍵與分子結(jié)構(gòu)§4-1離子鍵理論一、離子鍵的形成

離子鍵理論認(rèn)為：(1)當(dāng)電負(fù)性小的活潑金屬原子與電負(fù)性大的活潑非金屬原子相遇時(shí)，它們都有達(dá)到穩(wěn)定結(jié)構(gòu)的傾向，由于兩個(gè)原子的電負(fù)性相差較大，因此它們之間容易發(fā)生電子的得失而產(chǎn)生正、負(fù)離子。(2)所謂穩(wěn)定結(jié)構(gòu)，對(duì)于主族元素來講這它們所生成的離子多數(shù)都具有稀有氣體結(jié)構(gòu)，即p軌道全充滿狀態(tài)（如NaCl中的Na+和Cl-）。對(duì)于過渡元素來講，它們所生成的離子d軌道一般都處于半充滿（3d5）狀態(tài)。但是過渡元素的s和d軌道能量相近例外者很多。(3)原子間發(fā)生電子的轉(zhuǎn)移而形成具有穩(wěn)定結(jié)構(gòu)的正、負(fù)離子時(shí)，從能量的角度上看，一定會(huì)有能量的吸收和放出，而且新體系的能量一般也是最低的。如：NaCl的形成：

Na(g)→Na+(g)I1=496KJ.mol-1

Cl(g)→Cl-(g)E=348.7KJ.mol-1

Na+(g)+Cl-(g)=NaCl(g)△H＝-450KJ.mol-1

根據(jù)庫侖定律：波恩與梅爾從量子力學(xué)觀點(diǎn)指出這種排斥作用的勢(shì)能可表示為：

V排斥＝Ae-R/ρ

式中A、ρ為常數(shù)以NaCl為例，離子鍵的形成過程可簡(jiǎn)單表示如下：

nNa(3s1)-ne-nNa+(2s22p6)

nNaClnCl(3s23p5)+ne-nCl-(3s23p6)離子鍵：由原子間發(fā)生電子的轉(zhuǎn)移，形成正、負(fù)離子，并通過靜電作用而形成的化學(xué)鍵。生成離子鍵的條件：原子間的電負(fù)性相差較大，一般Δχ＞2.0由離子鍵形成的化合物叫離子型化合物。二、離子鍵的特點(diǎn)

1.離子鍵的本質(zhì)是靜電作用力

離子鍵的強(qiáng)度一般用晶格能（U）來表示2.離子鍵無方向性3.離子鍵無飽和性鍵的離子性與元素的電負(fù)性有關(guān)當(dāng)兩個(gè)原子的電負(fù)性差值為1.7時(shí)，單鍵約具有50％的離子性，因此△χ＞1.7為離子型化合物△χ＜1.7為共價(jià)型化合物三、離子的特征（1）離子的電荷（2）離子的電子層構(gòu)型一般簡(jiǎn)單的負(fù)離子（如F－、Cl－、O2－等）其最外層均具有穩(wěn)定的8電子結(jié)構(gòu)；正離子的電子層構(gòu)型可分為：2電子構(gòu)型：最外層為2個(gè)電子的離子，如Li+,Be2+等。8電子構(gòu)型：最外層為8個(gè)電子的離子，如Na+,Cl-,O2-等。18電子構(gòu)型：最外層為18個(gè)電子的離子，如Zn2+,Hg2+,Ag+等。（18＋2）電子構(gòu)型：次外層為18電子，最外層為2個(gè)電子的離子，如Pb2+和Sn2+等。8－18電子構(gòu)型：最外層的電子為8－18之間的不飽和結(jié)構(gòu)和離子，如Fe2+,Cr3+,Mn2+等。離子的電子層構(gòu)型同離子間的作用力，即同離子鍵的強(qiáng)度有密切的關(guān)系。一般來講，在離子的電荷和半徑大致相同的條件下，不同構(gòu)型的正離子對(duì)同種負(fù)離子的結(jié)合力的大小可有如下經(jīng)驗(yàn)規(guī)律：8電子構(gòu)型的離子＜8－18電子層構(gòu)型的離子＜18或18＋2電子層構(gòu)型的離子3.離子半徑

正負(fù)離子在相互作用時(shí)所表現(xiàn)的半徑，通常簡(jiǎn)稱為離子半徑。d=r1+r2離子半徑大致有如下的變化規(guī)律：(a)主族元素，從上到下，具有相同電荷數(shù)的同族離子的半徑依次增大。例：離子半徑大小順序：Li+＜Na+＜K+＜Rb+＜Cs+(b)在同一周期中主族元素隨著族數(shù)遞增，正離子的電荷數(shù)增大，離子半徑依次減小。如：Na+＞Mg2+＞Al3+(c)若同一元素能形成幾種不同電荷的正離子時(shí)，則高價(jià)離子的半徑小于低價(jià)離子的半徑。例：rFe3+(60pm)＜rFe2+(75pm)(d)負(fù)離子的半徑較大，約為130－250pm，正離子的半徑較小，約為10－170pm。(e)周期表中處于相鄰族的左上方和右下方斜對(duì)角線上的正離子半徑近似相等。例如：Li+(60pm)~Mg2+(65pm)Sc3+(81pm)~Zr4+(80pm)Na+(95pm)~Ca2+(99pm)四、離子晶體1.離子晶體的特性由正負(fù)離子通過離子鍵結(jié)合而成的晶體，統(tǒng)稱為離子晶體。2.離子晶體的類型對(duì)于最簡(jiǎn)單的AB型離子化合物來說，它有如下幾種典型的晶體結(jié)構(gòu)類型：

(a)CsCl型晶體（簡(jiǎn)單立方晶格）－8配位正負(fù)離子間距d＝0.5a√3

如：CsCl、CsBr、CsI等(b)NaCl型晶體（立方面心晶格）－6配位正負(fù)離子間距d=0.5a

如：NaCl、LiF、CsF、NaI等(c)立方ZnS型（閃鋅礦型）－4配位正負(fù)離子間距d＝0.433a

如：ZnS、ZnO、HgS等AB型的離子晶體除以上三種類型外，還有六方ZnS型

AB2型的離子晶體有CaF2型和金紅石（TiO2）型等。離子半徑比與配位數(shù)和晶體構(gòu)型的關(guān)系

PPT超鏈接例題\例4.1.doc五、晶格能（U）

離子鍵的強(qiáng)度通常用晶格能U的大小來衡量。晶格能：指相互遠(yuǎn)離的氣態(tài)正離子和負(fù)離子結(jié)合成離子晶體時(shí)所釋放的能量。嚴(yán)格地講，晶格能是指在0K和1atm條件下相互遠(yuǎn)離的氣態(tài)正離子和負(fù)離子結(jié)合成離子晶體時(shí)所釋放的能量，如發(fā)生在298K和1atm下，為晶格焓。但兩者相差不多，常忽略不計(jì)。晶格能常以釋放能量的絕對(duì)值表示。

mMn+(g)+nXm-(g)=MmXn(s)－△H＝U

U可用玻恩－哈伯（Born-Haber）循環(huán)法通過熱化學(xué)計(jì)算求得：PPT超鏈接例題\例4.2.doc§4－2共價(jià)鍵理論分子中原子間通過共用電子對(duì)結(jié)合而成的化學(xué)鍵稱為共價(jià)鍵。一、價(jià)鍵理論（電子配對(duì)法，簡(jiǎn)稱VB法）基本論點(diǎn)如下：1.共價(jià)鍵的本質(zhì)共價(jià)鍵的本質(zhì)是電性的。2.成鍵的原理

根據(jù)量子力學(xué)理論處理氫分子成鍵的方法，1930年鮑林和斯萊脫等人又加以發(fā)展從而建立了近代價(jià)鍵理論。（a）電子配對(duì)原理

（b）能量最低原理

如：形成一個(gè)C－H鍵放出能量411KJ.mol-1

形成一個(gè)H－H鍵放出能量432KJ.mol-1（c）原子軌道最大重疊原理

總之，價(jià)鍵理論認(rèn)為共價(jià)鍵是通過自旋相反的電子配對(duì)和原子軌道的最大重疊而形成的，使體系達(dá)到能量最低狀態(tài)。3.共價(jià)鍵的特點(diǎn)共價(jià)鍵又稱原子鍵（a）共價(jià)鍵結(jié)合力的本質(zhì)是電性的，但不能認(rèn)為純粹是靜電的。（b）形成共價(jià)鍵時(shí)，組成原子的電子云發(fā)生了很大的變化。（c）共價(jià)鍵具有飽和性。（d）共價(jià)鍵有方向性如：共價(jià)鍵的方向性決定著分子的空間構(gòu)型，因而影響分子的性質(zhì)（如極性等）。（e）共價(jià)鍵的鍵型

根據(jù)原子軌道重疊情況的不同可將共價(jià)鍵分為：σ鍵和π鍵還有一類共價(jià)鍵―共價(jià)配鍵或配位鍵，是由一個(gè)原子提供電子對(duì)為兩個(gè)原子共用而形成的共價(jià)鍵。配位鍵通常以一個(gè)指向接受電子對(duì)的原子的箭頭“→”來表示。如CO的分子結(jié)構(gòu)式可寫成：C＝O。配位鍵的形成條件：其中一個(gè)原子的價(jià)電子層有孤電子對(duì)（即未共用的電子對(duì)）；另一個(gè)原子的價(jià)電子層有可接受孤電子對(duì)的空軌道。

二、雜化軌道理論1.雜化與雜化軌道的概念雜化是指形成分子時(shí)，由于原子的相互影響，若干不同類型能量相近的原子軌道混合起來，重新組合成一組新軌道。這種軌道重新組合的過程叫做雜化，所形成的新軌道就稱為雜化軌道。2.雜化軌道的類型（a）sp雜化（b）sp2雜化

sp2雜化軌道是由1個(gè)ns和2個(gè)np軌道組合而成的，每個(gè)sp2雜化軌道中含有s和p的成分，雜化軌道間的夾角為120°，呈平面三角形。（c）sp3雜化

（d）sp3d2雜化

sp3d2雜化軌道是由一個(gè)ns、三個(gè)np和二個(gè)nd軌道組合而成。六個(gè)sp3d2雜化軌道指向正八面體的六個(gè)頂點(diǎn)，雜化軌道間的夾角為90°或180°。3.等性雜化和不等性雜化

同種類型的雜化軌道又分為等性雜化和不等性雜化等性雜化：每個(gè)雜化軌道都是等同的（能量相等，成分相同）雜化稱為等性雜化。不等性雜化：由于孤電子對(duì)存在而造成不完全等同的雜化叫不等性雜化。4.雜化軌道理論的基本要點(diǎn)（a）在形成分子時(shí)，由于原子間的相互作用，若干不同類型的、能量相近的原子軌道混合起來，重新組成一組新的軌道，這種重新組合的過程叫雜化，所形成的新軌道稱為雜化軌道。（b）雜化軌道的數(shù)目與組成雜化軌道的各原子軌道的數(shù)目相等。（c）雜化軌道又分為等性雜化和不等性雜化。（d）雜化軌道成鍵時(shí)，要滿足原子軌道的最大重疊原理。由于雜化軌道電子云分布更集中，因此一般雜化軌道成鍵能力比原子軌道的成鍵能力強(qiáng)，因而形成的分子也更穩(wěn)定。對(duì)不同類型的雜化軌道來說，其成鍵能力的大小次序如下：

sp＜sp2＜sp3＜dsp2＜sp3d＜sp3d2（e）雜化軌道成鍵時(shí)，要滿足化學(xué)鍵間最小排斥原理。雜化軌道類型、空間構(gòu)型以及成鍵能力之間的關(guān)系PPT超鏈接例題\例4.3.doc三、價(jià)層電子對(duì)互斥理論（簡(jiǎn)稱VSEPR法）1.價(jià)層電子對(duì)互斥理論的基本要點(diǎn)：（a）在AXm型分子中，中心原子A的周圍配置的原子或原了團(tuán)的幾何構(gòu)型，主要決定于中心原子價(jià)電子層中電子對(duì)（包括成鍵電子對(duì)和未成鍵的孤電子對(duì)）的互相排斥作用，分子的幾何構(gòu)型總是采取電子對(duì)相互排斥最小的那種結(jié)構(gòu)。例：BeH2分子:–Be–:直線型（b）對(duì)于AXm型共價(jià)分子來說，其分子的幾何構(gòu)型主要決定于中心原子A的價(jià)層電子對(duì)的數(shù)目和類型（是成鍵電子對(duì)還是孤電子對(duì)），根據(jù)電子對(duì)之間相互排斥最小的原則，分子的幾何構(gòu)型同電子對(duì)的數(shù)目和類型的關(guān)系P162表所示。(c)如果在AXm型分子中，A與X之間是通過兩對(duì)電子或三以電子（即通過雙鍵或叁鍵）結(jié)合而成的，則價(jià)層電子對(duì)互斥理論仍適用，這時(shí)可把雙鍵或叁鍵作為一個(gè)電子對(duì)來對(duì)待。例：氰分子（CN）2：

(d)價(jià)層電子對(duì)相互排斥作用的大小，決定于電子對(duì)之間的夾角和電子對(duì)的成鍵情況。一般規(guī)律為：①電子對(duì)之間的夾角越小，排斥力越大。②電子對(duì)之間斥力大小的順序如下：孤電子對(duì)－孤電子對(duì)＞孤電子對(duì)－成鍵電子＞成鍵電子－成鍵電子③由于重鍵（叁鍵、雙鍵）比單鍵包含的電子數(shù)目較多，所以其斥力大小的次序?yàn)椋喝I＞雙鍵＞單鍵例：2.判斷共價(jià)分子結(jié)構(gòu)的一般規(guī)則（a）確定在中心原子A的價(jià)電子層中的總電子數(shù)（總電子數(shù)＝中心原子A的價(jià)電子數(shù)＋配位體X提供的電子數(shù)），總電子數(shù)除以2等于中心原子A的價(jià)電子層的電子對(duì)數(shù)。

注意：*在正規(guī)的共價(jià)鍵中，H與鹵素每個(gè)原子提供一個(gè)共用電子；*形成共價(jià)鍵時(shí)，作為配體的氧族元素可認(rèn)為不提供共用電子，當(dāng)氧族元素的原子作為分子的中心原子時(shí)，可認(rèn)為提供6個(gè)價(jià)電子；*鹵族原子作為分子的中心原子時(shí)，將提供7個(gè)價(jià)電子；*如討論的物種是一個(gè)離子的話，則應(yīng)加上或減去與電荷相應(yīng)的電子數(shù)。例：PO43-中P的價(jià)層電子數(shù)＝5＋3＝8NH4＋中N的價(jià)層電子數(shù)＝5＋4-1＝8（b）根據(jù)中心原子A周圍的電子對(duì)數(shù)，找出相對(duì)應(yīng)的理想幾何結(jié)構(gòu)圖形，如出現(xiàn)奇電子（有一個(gè)成單電子）將其當(dāng)作電子對(duì)看待。（c）畫出結(jié)構(gòu)圖，把配位原子排布在中心原子A周圍，每一對(duì)電子聯(lián)結(jié)一個(gè)配位原子，剩下的未結(jié)合的電子對(duì)便是孤電子對(duì)。（d）根據(jù)孤電子對(duì)，成鍵電子對(duì)之間相互排斥力的大小，確定排斥力最小的穩(wěn)定結(jié)構(gòu)，并估計(jì)這種結(jié)構(gòu)對(duì)理想幾何構(gòu)型的偏離程度。判斷共價(jià)分子結(jié)構(gòu)的實(shí)例

PPT超鏈接例題\例4.4.doc四、分子軌道理論1.分子軌道理論的基本要點(diǎn)（a）在分子中電子不從屬于某些特定的原子，而是在遍及整個(gè)分子的范圍內(nèi)運(yùn)動(dòng)，每個(gè)電子的運(yùn)動(dòng)狀態(tài)可以用波函數(shù)Ψ來描述，這個(gè)Ψ稱為分子軌道。｜Ψ｜2為分子中的電子在空間各處出現(xiàn)的幾率密度或電子云。（b）分子軌道是由原子軌道線性組合而成，而且組成的分子軌道的數(shù)目同互相化合的原子的原子軌道的數(shù)目相同。（c）每一個(gè)分子軌道Ψi都有一相應(yīng)的能量Ei和圖象，分子的能量E等于分子中電子的能量的總和，而電子的能量即為被它們占據(jù)的分子軌道的能量。根據(jù)分子軌道的對(duì)稱性不同，可分為σ鍵和π鍵等，按著分子軌道的能量高低可排出分子軌道的近似能級(jí)圖。（d）分子軌道中電子的排布也遵從原子軌道電子排布的同樣原則。即：保里不相容原理、能量最低原理和洪特規(guī)則。2.原子軌道線性組合的類型兩個(gè)原子軌道Ψa和Ψb組合成兩個(gè)分子軌道時(shí)可能采取兩種方式：

Ψ1＝C1(Ψa＋Ψb)――成鍵分子軌道

Ψ2＝C2(Ψa－Ψb)――反鍵分子軌道原子軌道線性組合主要有以下幾種類型：（a）s-s重疊3.原子軌道線性組合的原則（a）能量相近原則：如果有兩個(gè)原子軌道能量相差很大，則不能組合成有效的分子軌道，只有能量相近的原子軌道才能組合成有效的分子軌道，而且原子軌道的能量越相近越好。如：1s(H)=-1318KJ.mol-13p(Cl)=-1259KJ.mol-12p(O)=-1322KJ.mol-13s(Na)=-502KJ.mol-1Na的3s與Cl的3p和O的2p能量相差大，無法組合成分子軌道，只會(huì)發(fā)生電了的轉(zhuǎn)移，形成離子鍵。（b）最大重疊原則：原子軌道發(fā)生重疊時(shí)，在可能的范圍內(nèi)重疊程度越大，成鍵軌道能量相對(duì)于組成的原子軌道的能量降低得越多，成鍵效應(yīng)越強(qiáng)，即形成的化學(xué)鍵越牢固。如：py與pz軌道沿x軸方向相互靠近時(shí)，兩者無重疊區(qū)域，不能組合成分子軌道。（c）對(duì)稱性原則：只有對(duì)稱性相同（即重疊部分的原子軌道的正、負(fù)號(hào)相同）的原子軌道才能組成分子軌道。由于原子軌道均有一定的對(duì)稱性，因此為了有效組成分子軌道，原子軌道的類型、重疊方向必須對(duì)稱性合適，使成鍵軌道都是由原子軌道的同號(hào)區(qū)域互相重疊形成的。若原子軌道組合后不能使體系的能量發(fā)生任何變化，這種組合叫原子軌道的非鍵組合，所產(chǎn)生的分子軌道叫非鍵分子軌道。如：

在上述三原則中，對(duì)稱性原則是首要的，它決定原子軌道能否組成分子軌道的問題，而其它兩原則只是決定的組合的效率問題。4.同核雙原子分子的分子軌道能級(jí)圖PPT超鏈接例題\例4.5.doc異核雙原子分子的軌道能級(jí)圖例：CO分子的結(jié)構(gòu)

CO的分子軌道式為：(σ1s)2(σ*1s)2(σ2s)2(σ*2s)2(π2Py)2(π2Pz)2(σ2Px)2

CO分子中對(duì)成鍵有貢獻(xiàn)的是：(π2Py)2(π2Pz)2(σ2Px)2

CO分子與N2分子都有14個(gè)電子，他們是等電子體，等電子體間的性質(zhì)很相似。五、鍵參數(shù)與分子的性質(zhì)鍵級(jí)一般在同一周期同一區(qū)內(nèi)（如s區(qū)或p區(qū)）的元素組成的雙原子分子，鍵級(jí)越大，鍵越牢固，分子也越穩(wěn)定。2.鍵能

在絕對(duì)零度下，將處于基態(tài)的雙原子分子AB拆開成也處于基態(tài)的A原子和B原子時(shí)，所需要的能量叫AB分子的鍵離解能，用D（A－B）表示。如：H2：D（H－H）＝432KJ.mol-1E（H－H）＝432KJ.mol-1

對(duì)雙原子分子來說，離解能就是鍵能E。如在標(biāo)準(zhǔn)氣壓和298K下，將理想氣態(tài)分子AB拆開成為理想氣態(tài)的A原子和B原子，所需要的能量叫做AB分子的鍵離解焓。如:H2的鍵離解焓為436KJ.mol-1。

對(duì)多原子分子來說，鍵能和離解能在概念上是有區(qū)別的。如NH3：

NH3（g）＝NH2（g）＋H（g）D1＝427KJ.mol-1NH2（g）＝NH（g）＋H（g）D2＝375KJ.mol-1NH（g）＝N（g）＋H（g）D3＝356KJ.mol-1

NH3（g）＝N（g）＋3H（g）D總＝D1＋D2＋D3＝1158KJ.mol-1

在NH3分子中N－H鍵的鍵能就是三個(gè)等價(jià)鍵的平均離解能，因此3.鍵長分子中兩個(gè)原子核間的平衡距離叫鍵長（或核間距）。

一般來說，兩個(gè)原子之間形成的鍵越短，表示鍵越強(qiáng)，越牢固。4.鍵角在分子中鍵和鍵之間的夾角叫做鍵角。5.鍵的極性根據(jù)鍵的極性可將共價(jià)鍵分為極性共價(jià)鍵和非極性共價(jià)鍵。非極性共價(jià)鍵中兩個(gè)原子核正、負(fù)電荷重心恰好重合.

成鍵原子的電負(fù)性差值大越大，鍵的極性越大。如：鍵的極性大小順序：F－H＞Cl－H＞Br－H＞I－H

當(dāng)兩個(gè)原子的電負(fù)性相差很大時(shí)，可以認(rèn)為生成的電子對(duì)完全轉(zhuǎn)移到電負(fù)性大的原子上，這就形成了離子鍵。可以認(rèn)為離子鍵是最強(qiáng)的極性鍵。許多化合物中既存在離子鍵，又存在極性共價(jià)鍵，如NaOH，BaSO4等。六、分子晶體、原子晶體和金屬晶體

在共價(jià)化合物和單質(zhì)中，就晶體的類型來說，可分為分子晶體和原子晶體。1.分子晶體主要特點(diǎn)：在晶體中組成晶格的質(zhì)點(diǎn)是分子，晶體中存在單個(gè)分子，如CO2、HCl、I2等；質(zhì)點(diǎn)間的作用力為分子間力；每個(gè)分子中原子間通過共價(jià)鍵結(jié)合。由于分子間力較弱，因此分子晶體一般具有較低的熔點(diǎn)、沸點(diǎn)和較小的硬度，固體一般不導(dǎo)電，熔化時(shí)也不導(dǎo)電，只有那些極性很強(qiáng)的分子型晶體（如HCl）溶解在極性溶劑（如H2O）中，由于發(fā)生電離而導(dǎo)電。2.原子晶體主要特點(diǎn)：在晶體中占據(jù)在晶格結(jié)點(diǎn)上的質(zhì)點(diǎn)是原子，原子間通過共價(jià)鍵相互結(jié)合在一起。晶體中不存在獨(dú)立的小分子，整個(gè)晶體是個(gè)大分子，無確定的分子量。原子晶體一般有較高的熔點(diǎn)、沸點(diǎn)和硬度，通過不導(dǎo)電，也是熱的不良導(dǎo)體，熔化時(shí)也不導(dǎo)電。但硅、碳化硅等具有半導(dǎo)體的性質(zhì)，可以有條件地導(dǎo)電。例：金剛石、硅、硼、碳化硅、二氧化硅、氮化硼等。3.金屬晶體主要特點(diǎn)：在晶體中占據(jù)在晶格結(jié)點(diǎn)上的質(zhì)點(diǎn)是金屬離子（原子），作用力為金屬鍵，晶體中不存在獨(dú)立的小分子，整個(gè)晶體是個(gè)大分子。有較大的密度、有金屬光澤、良好的導(dǎo)電性、導(dǎo)熱性和機(jī)械加工性等。金屬原子的不成對(duì)價(jià)電子數(shù)越多，金屬鍵越強(qiáng)，熔、沸點(diǎn)越高，密度和硬度越大?！?-4分子間作用力一、極性分子與非極性分子分子中正負(fù)電荷重心不互相重合的分子為極性分子，互相重合的為非極性分子。

簡(jiǎn)單雙原子分子中，鍵的極性與分子的極性相一致。多原子分子中，鍵的極性與分子的極性不一定一致。因?yàn)槎嘣臃肿拥臉O性除與鍵的極性有關(guān)外，還跟分子的空間構(gòu)型有關(guān)。極性分子中，正電荷重心同負(fù)電荷重心的距離稱為偶極長，用d表示。極性分子的極性強(qiáng)弱用偶極矩μ來衡量：

μ＝q.d

（q為正或負(fù)電荷重心所帶的電量）

μ的單位為“德拜”，以D表示，1D＝3.33×10-30C.m偶極矩μ的應(yīng)用：（1）判斷一個(gè)分子的空間結(jié)構(gòu)。（2）在假定q或d中的任何一值時(shí)，求出另一值例：測(cè)得NH3的μ＝1.66D，BCl3的μ＝0，可知，NH3為極性分子，三角錐形，BCl3為非極性分子，平面三角形。例：已知HCl的μ＝1.03D，若假定偶極上電荷q為一個(gè)電子電荷（q＝1.602×10-19C）時(shí)，則根據(jù)μ＝q.d，可得：

1.03×3.33×10-30＝d×1.602×10-19d＝21×10-12m＝21pm

注意：偶極矩是一個(gè)矢量，既有數(shù)量又有方向性，在化學(xué)上規(guī)定其方向是從正到負(fù)（物理學(xué)上恰好相反）。永久偶極：由于極性分子的正、負(fù)電荷重心不重合，因此分子中始終存在著一個(gè)正極和一個(gè)負(fù)極，極性分子的這種固有的偶極叫做永久偶極。誘導(dǎo)偶極：非極性分子在外電場(chǎng)的影響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(chǎng)的影響下其偶極增大，這種在外電場(chǎng)下所產(chǎn)生的偶極叫誘導(dǎo)偶極。其偶極矩叫誘導(dǎo)偶極矩，通常用△μ表示?！鳓痰拇笮∨c外界電場(chǎng)的強(qiáng)度成正比，也與分子的變形性有關(guān)。瞬間偶極：在某一瞬間，分子的正電荷重心和負(fù)電荷重心會(huì)發(fā)生不重合現(xiàn)象，這時(shí)所產(chǎn)生的偶極叫瞬間偶極，其偶極矩為瞬間偶極矩。瞬間偶極的大小同分子的變形性有關(guān)，分子越大，越容易變形，瞬間偶極也越大。二、分子間的作用力（范德華力）范德華力包括：取向力、誘導(dǎo)力和色散力。1.取向力靠永久偶極而產(chǎn)生的相互作用力叫取向力，取向力發(fā)生在極性分子和極性分子之間。取向力的本質(zhì)是靜電引力2.

誘導(dǎo)力誘導(dǎo)偶極同極性分子的永久偶極間的作用力叫誘導(dǎo)力。

誘導(dǎo)力存在于極性分子和非極性分子之間以及極性分子與極性分子之間。也會(huì)出現(xiàn)在離子和分子以及離子和離子之間。誘導(dǎo)力的本質(zhì)是靜電引力極性分子偶極矩的平方誘導(dǎo)力∝被誘導(dǎo)分子的變形性

誘導(dǎo)力與溫度無關(guān)。3.色散力

由于存在“瞬間偶極”而產(chǎn)生的相互作用力稱為色散力。色散力存在于極性分子與極性分子之間、極性分子與非極性分子之間以及非極性分子與非極性分子之間。色散力和相互作用分子的變形性有關(guān)，變形性越大，色散力越大；色散力和分子間距離的7次方成反比；還與相互作用分子的電離勢(shì)有關(guān)。

同類型的物質(zhì)中，分子的變形程度一般隨摩爾質(zhì)量的增加而增大，從而使分子間的色散力也隨摩爾質(zhì)量的增大而增強(qiáng)?？傊?，分子間的范德華引力有如下一些特點(diǎn)：①它是永遠(yuǎn)存在于分子或原子間的一種作用力；②它是吸引力，其作用能比化學(xué)鍵能小1至2個(gè)數(shù)量級(jí)；③無飽和性和方向性；④作用范圍只有幾pm；⑤范德華力有三種：取向力、誘導(dǎo)力和色散力。對(duì)大多數(shù)分子來說，色散力是主要的。例：HI與HCl分子間存在：取向力、誘導(dǎo)力、色散力。SO2與CO2分子間存在：誘導(dǎo)力和色散力。CO2與CH4分子間存在：色散力。三、離子的極化

離子間除了靜電引力外，誘導(dǎo)力起著很重要的作用，因?yàn)殛栯x子具有多余的正電荷，一般半徑較小，而且在外殼上缺少電子，它對(duì)相鄰的陰離子會(huì)起誘導(dǎo)作用，這種作用通常稱為離子的極化作用；陰離子半徑一般較大，在外殼上有較多的電子，容量變形，在被誘導(dǎo)過程中能產(chǎn)生臨時(shí)的誘導(dǎo)偶極，這種性質(zhì)通常稱為離子的變形性。

易變形的陽離子：18電子層、18＋2電子層或不飽和半徑大的離子對(duì)陽離子來說，極化作用占主要地位，對(duì)陰離子來說，變形性占主要地位。1.離子的極化作用①電荷高的陽離子有強(qiáng)的極化作用。②對(duì)不同電子層結(jié)構(gòu)的陽離子來說，它們的極化作用大小如下：18或18＋2電子層以及氦型的離子如：Ag+、Pb2+、Li+等＞8－18電子層的離子如：Fe2+、Ni2+、Cr3+等＞8電子層離子如：Na+、Mg2+等③電子層相似電荷相等時(shí)，半徑小的離子有較強(qiáng)的極化作用。如極化作用大小順序如下：Mg2+＞Ba2+，Al3+＞La3+，F(xiàn)－＞Cl－等④復(fù)雜陰離子的極化作用通常是較小的，但電荷高的復(fù)雜陰離子也有一定的極化作用，如SO42-，PO43-。2.離子的變形性

①18電子層和不規(guī)則電子層的離子，其變形性比相近半徑的稀有氣體型離子大得多（指陽離子）。如變形性：Ag+＞K＋，Hg2+＞Ca2+②對(duì)于結(jié)構(gòu)相同的離子來說，正電荷越高的陽離子變形性越小。如變形性順序：O2-＞F－＞Ne＞Na+＞Mg2+＞Al3+＞Si4+③對(duì)于電子層結(jié)構(gòu)相同的離子來說，電子層數(shù)越多（或半徑越大），變形性越大。如變形性：Li+＜Na+＜K+＜Rb+＜Cs+；F－＜Cl－＜Br－＜I－④復(fù)雜陰離子的變形性通常不大，而且復(fù)雜陰離子中心原子氧化數(shù)越高，變形性越小。如變形性：ClO4－＜F－＜NO3－＜OH－＜CN－＜Br－＜I－總之，最易變形的是體積大的陰離子和18電子層或不規(guī)則電