第13章分子結(jié)構(gòu)

第十三章分子結(jié)構(gòu)1.離子鍵2.價(jià)鍵理論3.雜化軌道理論4.價(jià)層電子對(duì)互斥理論5.金屬鍵6.分子間的力和氫鍵化合物中有一類物質(zhì)，它們的共同特征是：在通常情況下，大多數(shù)是結(jié)晶狀的固體，熔點(diǎn)和沸點(diǎn)高，熔融狀態(tài)時(shí)能導(dǎo)電。有些能溶于水，水溶液也能導(dǎo)電。導(dǎo)電性是這類物質(zhì)的重要特征。電化學(xué)的研究指出，這些化合物在熔融狀態(tài)或水溶液中能夠產(chǎn)生帶電荷的粒子——離子。第一節(jié)離子鍵理論第一節(jié)離子鍵理論1.離子鍵理論的基本要點(diǎn)2.離子鍵的基本特征3.晶格能4.決定離子化合物性質(zhì)的主要因素5.離子的極化（P595）當(dāng)活潑金屬原子和活潑非金屬原子相互接近時(shí)，由于原子間電負(fù)性相差較大，活潑金屬原子易失去最外層的價(jià)電子而成為帶正電荷的正離子（陽離子），而活潑非金屬原子易得到電子，使最外層電子層充滿而成為帶負(fù)電荷的負(fù)離子（陰離子）。正負(fù)離子由于靜電引力相互吸引而形成離子晶體。離子晶體中，正負(fù)離子形成離子鍵。離子鍵理論的基本要點(diǎn)例如：NaCl晶體離子鍵理論的基本要點(diǎn) ·

··

··Na·+:Cl·→Na++

[:Cl:]-→NaCl

··

··

離子鍵的本質(zhì)：正、負(fù)離子間的靜電引力。離子鍵的特點(diǎn)：沒有方向性和飽和性。沒有方向性：由于離子的電荷分布是球形對(duì)稱的，它可以在各個(gè)方向吸引帶有相反電荷的離子，并不存在某一方向上更有力的問題。沒有飽和性：只要空間條件許可，每一個(gè)離子可吸引盡可能多的帶相反電荷的離子。離子鍵的基本特征在離子晶體中無法辨認(rèn)出獨(dú)立的“分子”，只能認(rèn)為整個(gè)晶體就是一個(gè)大分子，即無限分子。例如，在NaCl晶體中，不存在一個(gè)個(gè)獨(dú)立的氯化鈉分子，我們書寫成“NaCl”，只是表示在整個(gè)晶體中Na+的數(shù)目和Cl-的數(shù)目之比為1:1。所以NaCl只是氯化鈉的化學(xué)式，而不是分子式。離子鍵的基本特征由離子鍵形成的化合物叫做離子型化合物。注意：即使是電負(fù)性最低的銫與電負(fù)性最高的氟所形成的氟化銫，也不純粹是靜電作用，仍有部分原子軌道的重疊，即仍有部分共價(jià)鍵的性質(zhì)。元素的電負(fù)性差別越大，它們之間形成的化學(xué)鍵的離子性也越大。一般用離子性百分?jǐn)?shù)來表示鍵的離子性相對(duì)于共價(jià)性的大小。

離子型化合物電負(fù)性差值<1.71.7>1.7離子性百分?jǐn)?shù)<50%50%>50%鍵的類型共價(jià)鍵成分居多離子鍵成分居多（電負(fù)性差值為1.7僅是參考數(shù)據(jù)，并不是離子型化合物和共價(jià)型化合物的截然界線）離子型化合物AB型化合物單鍵的離子性百分?jǐn)?shù)與電負(fù)性差值之間的關(guān)系嚴(yán)格定義：0K與標(biāo)準(zhǔn)壓力下氣態(tài)正離子和負(fù)離子結(jié)合成1mol離子晶體時(shí)內(nèi)能的變化。如：

Na+(g)+Cl-(g)→NaCl(s)△U實(shí)際使用中晶格能常取其絕對(duì)值。衡量表示離子鍵強(qiáng)度的一種標(biāo)志，綜合了離子半徑、電荷、電子構(gòu)型等各種因素。晶格能越大（形成過程中放熱越多），晶格越穩(wěn)定，離子鍵越強(qiáng)，晶體的熔沸點(diǎn)就越高，硬度越大。晶格能Na(s)+?Cl2(g)

NaCl(s)Na(g)升華能S電離能ICl(g)解離能?

D

電子親和能ECl-(g)Na+(g)生成焓?H

晶格能△U+Born-Haber循環(huán)：Hess定律：?H=S+I+?D+E+△U晶格能的計(jì)算方法一（p549）：晶格能的計(jì)算方法二（p548：公式13.3）：r0-------正負(fù)離子的平均核間距NA--------阿伏加德羅常數(shù)A--------馬德龍常數(shù)，與晶體類型有關(guān)n-------玻恩指數(shù)，與電子構(gòu)型有關(guān)Born-Lande方程：1.離子半徑2.離子電荷3.離子的電子構(gòu)型決定離子化合物性質(zhì)的主要因素離子半徑變化的規(guī)律同一主族具有相同電荷的離子的半徑從上到下遞增；同一周期中，正離子的電荷數(shù)越高，半徑越小；負(fù)離子的電荷數(shù)越高，半徑越大；離子半徑同一元素的正離子半徑小于原子半徑，且電荷越高半徑越?。缓?jiǎn)單負(fù)離子半徑大于原子半徑；正離子半徑一般較小，負(fù)離子半徑一般較大。離子半徑越小，離子化合物的熔沸點(diǎn)越高。離子半徑同一元素的正離子半徑小于原子半徑，且電荷越高半徑越小；簡(jiǎn)單負(fù)離子半徑大于原子半徑；正離子半徑一般較小，負(fù)離子半徑一般較大。離子半徑越小，離子化合物的熔沸點(diǎn)越高。離子半徑離子電荷高，正負(fù)離子之間的作用力增強(qiáng)，因而離子化合物的的熔沸點(diǎn)也高。離子電荷離子的電子構(gòu)型對(duì)離子型化合物的性質(zhì)也有影響。一般簡(jiǎn)單的負(fù)離子的最外層都為穩(wěn)定的稀有氣體結(jié)構(gòu)，即8電子構(gòu)型。離子的電子構(gòu)型正離子的構(gòu)型有多種：2電子構(gòu)型（最外層）：如Li+、Be2+等8電子構(gòu)型（最外層）：如Na+、K+、Cl-等18電子構(gòu)型（最外層）：如Cu+、Zn2+等18（次外層）+2（最外層）電子構(gòu)型，如Pb2+、Sn2+等離子的電子構(gòu)型9-17電子構(gòu)型(不飽和電子構(gòu)型)，如Fe3+、Cr3+等Na+半徑為97pm，Cu+半徑為96pm，但NaCl溶于水，而CuCl不溶于水。造成這種性質(zhì)上差異的原因在于它們離子的電子構(gòu)型的不同。離子的電子構(gòu)型帶電的離子可以產(chǎn)生電場(chǎng)，在該電場(chǎng)的作用下，使周圍帶異號(hào)電荷的離子的電子云發(fā)生變形，這一現(xiàn)象稱為離子的極化。某一種離子既可使其他離子極化，又可被其他離子所極化，其結(jié)果都是使電子云變形。離子的極化（P595）通常正離子帶有多余的正電荷（外殼上缺少電子），一般半徑較小，它對(duì)相鄰的負(fù)離子會(huì)發(fā)生誘導(dǎo)作用，而使之極化。負(fù)離子的半徑一般較大，外殼上有較多的電子，易于被誘導(dǎo)，變形性大。通?？紤]離子間的相互作用時(shí)，一般考慮正離子的極化作用和負(fù)離子的變形性。離子的極化離子的極化力（極化作用）是指離子產(chǎn)生電場(chǎng)強(qiáng)度的大小。離子產(chǎn)生的電場(chǎng)強(qiáng)度越大，極化力越大。離子的極化力大小主要取決于以下因素：離子的半徑半徑越小，極化力越大離子的電荷電荷越高，極化力越大離子的電子構(gòu)型18,18+2,2電子構(gòu)型>9~17電子構(gòu)型>8電子構(gòu)型離子的極化離子的變形性是指離子在電場(chǎng)作用下，電子云發(fā)生變形的難易。離子的變形性大小主要取決于以下因素：離子的半徑半徑越大，變形性越大離子的電子構(gòu)型

18電子構(gòu)型，9~17電子構(gòu)型>8電子構(gòu)型離子的極化離子極化對(duì)化合物性質(zhì)的影響：隨著離子極化的增強(qiáng)，離子間的核間距縮短，會(huì)引起化學(xué)鍵型的變化，鍵的性質(zhì)可能從離子鍵逐步過渡到共價(jià)鍵。1.熔、沸點(diǎn)降低極化力Be2+>Mg2+>Ca2+熔沸點(diǎn)BeCl2<MgCl2<CaCl2離子的極化2.水中溶解度降低變形性F-<Cl-<Br-<I-溶解度AgF>AgCl>AgBr>AgI3.影響化合物的顏色一般而言，若組成化合物的離子都是無色的，則化合物也是無色的；若其中一種離子無色，則另一種離子的顏色就是該化合物的顏色。Ag2CrO4呈棕紅色而非黃色，AgI呈黃色離子的極化離子鍵理論不能解釋相同原子組成的雙原子分子的形成（兩個(gè)原子的電負(fù)性相同）離子鍵理論不能說明電負(fù)性相近的原子相互結(jié)合形成的分子(如HCl、H2O)的價(jià)鍵本質(zhì)。共價(jià)鍵理論包括價(jià)鍵理論（電子配對(duì)法）、雜化軌道理論、價(jià)層電子對(duì)互斥理論、分子軌道理論。第二節(jié)價(jià)鍵理論1.共價(jià)鍵的形成及其本質(zhì)2.電子配對(duì)法的基本要點(diǎn)3.共價(jià)鍵的兩個(gè)基本特征4.共價(jià)鍵的類型第二節(jié)價(jià)鍵理論共價(jià)鍵的形成和本質(zhì)路易斯的經(jīng)典共價(jià)鍵理論認(rèn)為，分子中的每個(gè)原子都有達(dá)到穩(wěn)定的稀有氣體結(jié)構(gòu)的傾向，在H2、O2、Cl2、HCl等分子中，達(dá)到稀有氣體穩(wěn)定結(jié)構(gòu)不是靠電子的得失，而是通過電子對(duì)來實(shí)現(xiàn)的。分子中的原子通過共用電子對(duì)連接的化學(xué)鍵稱為共價(jià)鍵。共價(jià)鍵的形成和本質(zhì)自旋相反排斥態(tài)（自旋平行）E0RR0（形成化學(xué)鍵，基態(tài)）海特勒和倫敦用量子力學(xué)處理氫原子形成氫分子時(shí)，得到了H2分子的位能曲線，反映出氫分子的能量與核間距之間的關(guān)系以及電子狀態(tài)對(duì)成鍵的影響。量子力學(xué)的計(jì)算結(jié)果表明，基態(tài)分子中兩個(gè)核間的電子概率密度遠(yuǎn)遠(yuǎn)大于排斥態(tài)分子中核間的電子概率密度。由于自旋相反的2個(gè)電子的電子云密集在2個(gè)原子核之間（原子核之間為斥力，但電子對(duì)原子核為引力），使系統(tǒng)的能量降低，從而能形成穩(wěn)定的共價(jià)鍵。而排斥態(tài)2個(gè)電子的電子云在核間的概率密度幾乎為0，系統(tǒng)能量增大，所以不能成鍵。共價(jià)鍵的形成和本質(zhì)1.電子配對(duì)原理：如果A、B兩個(gè)原子各有一個(gè)未成對(duì)的電子，且它們的自旋相反，則可互相配對(duì)，這對(duì)電子為兩個(gè)原子所共有，而形成穩(wěn)定的共價(jià)單鍵。若2個(gè)原子都沒有成單電子，或者雖有成單電子，但自旋方向相同，則不能形成分子。2H·+·O·=H?O?H‥‥電子配對(duì)法的基本要點(diǎn)2.能量最低原理：自旋相反的單電子相互接近時(shí)，由于它們的波函數(shù)符號(hào)相同（用量子力學(xué)的術(shù)語講，就是原子軌道的對(duì)稱性匹配），核間的電子云密集，系統(tǒng)的能量降低，符合能量最低原理，可形成穩(wěn)定的化學(xué)鍵。電子配對(duì)法的基本要點(diǎn)3.對(duì)稱性匹配原則和最大重疊原理：

符號(hào)相同（對(duì)稱性匹配）、自旋相反的原子軌道疊加時(shí)，軌道重疊越多，電子在兩核間出現(xiàn)的機(jī)會(huì)越大，形成的共價(jià)鍵也越穩(wěn)定。電子配對(duì)法的基本要點(diǎn)++-++--1.飽和性共價(jià)鍵的本質(zhì)是原子軌道的重疊和共用電子對(duì)的形成。每個(gè)原子的未成對(duì)電子數(shù)是一定的，故每個(gè)原子能形成共用電子對(duì)的數(shù)目（成鍵的總數(shù)）是一定的。如H—ClH—O—HNN共價(jià)鍵的兩個(gè)基本特征2.方向性

根據(jù)最大重疊原理，在形成共價(jià)鍵時(shí)，原子間總是盡可能地沿著原子軌道最大重疊的方向成鍵。除了s軌道呈球形對(duì)稱外，其他原子軌道在空間都有一定的伸展方向。因此，除了s軌道和s軌道之間可以在任何方向都能達(dá)到最大程度的重疊外，其他原子軌道只有沿著它的固有方向重疊才能滿足最大重疊的條件。共價(jià)鍵的兩個(gè)基本特征1.正常共價(jià)鍵和配位共價(jià)鍵如果共價(jià)鍵的共用電子對(duì)是由成鍵的兩個(gè)原子各提供1個(gè)電子所組成，稱為正常共價(jià)鍵；如果共價(jià)鍵的共用電子對(duì)是由成鍵的兩個(gè)原子中的一個(gè)原子提供的，則稱為配位共價(jià)鍵，或簡(jiǎn)稱配位鍵。配位共價(jià)鍵形成條件：成鍵原子一方提供孤對(duì)電子，另一方提供空軌道。共價(jià)鍵的類型共價(jià)鍵的類型通常用“→”表示配位鍵，箭頭方向表示由給予體供給接受體電子對(duì)的方向。共價(jià)鍵的類型注意：1.必須是價(jià)電子層上的孤對(duì)電子或者空軌道才有可能形成配位鍵；2.正常共價(jià)鍵和配位鍵的差別，僅僅表現(xiàn)在鍵的形成過程中，雖然共用電子對(duì)的來源不同，但在鍵形成后，二者并無任何差別（前例中兩個(gè)分子中的4個(gè)鍵是完全等同的）。2.鍵和π鍵（原子軌道重疊的方式不同）鍵：原子軌道按“頭碰頭”的方式發(fā)生軌道重疊，軌道重疊部分沿著鍵軸（原子核連線）呈圓柱形對(duì)稱。共價(jià)鍵的類型共價(jià)鍵的類型2.鍵和π鍵（原子軌道重疊的方式不同）π鍵：原子軌道的對(duì)稱軸相平行，按“肩并肩”的方式發(fā)生軌道重疊，軌道重疊部分對(duì)通過鍵軸（原子核連線）的一個(gè)平面具有鏡面反對(duì)稱。N2：N原子的價(jià)電子構(gòu)型為2s22p3，成鍵時(shí)兩個(gè)N原子各自的3個(gè)p軌道相互重疊（未成對(duì)電子相互配對(duì)），設(shè)鍵軸為x軸，則如圖所示：2px～2px形成鍵，2py～2py和2pz～2pz形成π鍵。共價(jià)鍵的類型共價(jià)鍵的類型由于σ鍵電子云重疊程度較π鍵大，因而σ鍵比π鍵牢固。一般說來，

π鍵的鍵能比σ鍵的鍵能小，容易斷開，電子比化學(xué)活潑性較強(qiáng)。

π鍵不能單獨(dú)存在，只能與σ鍵共存于具有雙鍵或三鍵的分子中。σ鍵不易斷開，是構(gòu)成分子的骨架，可單獨(dú)存在于兩原子間。價(jià)鍵理論在闡明共價(jià)鍵的本質(zhì)和共價(jià)鍵的特征方面獲得了相當(dāng)?shù)某晒Α５⒉荒芙忉尨蠖鄶?shù)共價(jià)分子的空間構(gòu)型。例如，如果H2O分子中的O－H鍵是由H原子的1s軌道與O原子中單電子占據(jù)的2p軌道重疊形成的，則兩個(gè)O－H鍵間的夾角應(yīng)為90°；但事實(shí)上，該鍵角為104.75°。為了闡明共價(jià)分子的空間結(jié)構(gòu)，鮑林在電子配對(duì)假說的基礎(chǔ)上，提出了軌道雜化理論。第三節(jié)軌道雜化理論1.軌道雜化理論的基本要點(diǎn)2.雜化類型第三節(jié)軌道雜化理論原子形成分子的過程中，通常存在著激發(fā)、雜化、軌道重疊等幾個(gè)過程。成鍵時(shí)中心原子中能級(jí)相近的價(jià)電子軌道相互疊加，而重新組成同等數(shù)目的能量完全相同的價(jià)電子軌道——雜化原子軌道。雜化后軌道的形狀和伸展方向發(fā)生了改變，通常電子云分布更為集中，故有利于成鍵。軌道雜化理論的基本要點(diǎn)sp雜化：（以BeF2為例）Be:2s2F:2s22p52s2p2s2pexcitedhybridizationsp2ptwo

sp

hybridorbitalspsp雜化雜化類型sp2雜化：（以BF3為例）B:2s22p1F:2s22p5雜化類型2s2p2s2psp2threesp2hybridorbitalexcitedhybridization2psp3雜化：（以CH4為例）C:2s22p2H:1s1雜化類型2p2s2s2psp3foursp3hybridorbitalexcitedhybridizationsp3d2雜化：（以SF6為例）S:3s23p4

F:2s22p5雜化類型excitedhybridization3s3p3d3s3p3dsp3d2d成鍵2.等性雜化與不等性雜化等性雜化：參與軌道雜化的原子軌道均為具有不成對(duì)電子（單電子）的原子軌道。不等性雜化：參與軌道雜化的原子軌道中不僅包含具有不成對(duì)的電子的原子軌道，也包含具有成對(duì)電子（孤對(duì)電子）的原子軌道。雜化類型H2O中O原子采取sp3不等性雜化sp3雜化sp3NH3中N原子采取sp3不等性雜化sp3雜化sp3雜化類型2s2p2s2pHybridorbital2s軌道成分較多2p軌道成分較多在電子配對(duì)法的基礎(chǔ)上發(fā)展起來的軌道雜化理論，比較成功地說明了共價(jià)鍵的方向性，并可預(yù)言分子的空間構(gòu)型。然而卻不能預(yù)測(cè)某種分子具體成什么形狀。價(jià)層電子對(duì)互斥理論是一種較為簡(jiǎn)單又能比較準(zhǔn)確地判斷分子幾何構(gòu)型的理論。第四節(jié)價(jià)層電子對(duì)互斥理論1.價(jià)層電子對(duì)互斥理論的基本要點(diǎn)2.分子結(jié)構(gòu)的預(yù)言第四節(jié)價(jià)層電子對(duì)互斥理論分子中心原子周圍的價(jià)電子對(duì)（包括成鍵電子對(duì)和未成鍵的孤對(duì)電子）傾向于盡可能地遠(yuǎn)離，以期彼此之間相互排斥作用為最小（能量最低）。把分子的中心原子的價(jià)電子層視為一個(gè)球面，價(jià)電子對(duì)按能量最低遠(yuǎn)離排布在球面上。價(jià)層電子對(duì)互斥理論的基本要點(diǎn)180°價(jià)層電子對(duì)互斥理論的基本要點(diǎn)120°109°28′90°120°180°90°180°中心原子（主族）的價(jià)電子數(shù)=最外層電子數(shù)配位原子提供電子數(shù)：X（鹵素）為1；

O和S為0；

N為-1。價(jià)層電子對(duì)互斥理論的基本要點(diǎn)分子的幾何形狀決定于成鍵電子對(duì)的形狀，而在價(jià)電子對(duì)中除了成鍵的電子對(duì)外，還包括沒有成鍵的孤對(duì)電子，所以分子的幾何形狀與價(jià)電子對(duì)的的幾何形狀未必完全一樣。LP=0

分子的空間構(gòu)型=電子對(duì)的空間構(gòu)型LP≠0

分子的空間構(gòu)型≠電子對(duì)的空間構(gòu)型分子結(jié)構(gòu)的預(yù)言分子結(jié)構(gòu)的預(yù)言孤對(duì)電子應(yīng)該排布在使價(jià)層電子對(duì)斥力最小的位置上。不同價(jià)電子對(duì)間排斥作用的順序?yàn)椋篖P－LP>LP－BP>BP－BP90°>120°>180°分子結(jié)構(gòu)的預(yù)言AB3E三角錐分子結(jié)構(gòu)的預(yù)言分子結(jié)構(gòu)的預(yù)言分子結(jié)構(gòu)的預(yù)言注意：1.當(dāng)分子中有鍵時(shí)，鍵應(yīng)排在相當(dāng)于孤對(duì)電子的位置；S=OFFFF分子結(jié)構(gòu)的預(yù)言注意：2.孤對(duì)電子和鍵的極性（配位原子的電負(fù)性）可使分子構(gòu)型稍稍改變，例如影響鍵角.N:HHHN:FFF分子結(jié)構(gòu)的預(yù)言說明下列分子的電子對(duì)的空間構(gòu)型和分子的空間構(gòu)型。CS2NO2NO2-NO3-ClO2-PCl5BrF3BrF5PCl4+XeF4SF4I3-

O3分子結(jié)構(gòu)的預(yù)言總結(jié)分子空間構(gòu)型的判斷方法：1.計(jì)算價(jià)電子對(duì)，得到價(jià)電子對(duì)的空間構(gòu)型；2.計(jì)算孤對(duì)電子數(shù)，得到分子的空間構(gòu)型。優(yōu)點(diǎn)：簡(jiǎn)單、直觀；局限性：1.不適用于含有d電子的中心原子；2.不適用于中心原子體積較大的情況

。

第四節(jié)價(jià)層電子對(duì)互斥理論缺陷：1.不能說明成鍵原理和鍵的相對(duì)穩(wěn)定性；2.只能得到定性的結(jié)果，不能得到定量的結(jié)果。第四節(jié)價(jià)層電子對(duì)互斥理論在分子中，電子不再從屬于某些特定的原子，而是在遍及分子的整個(gè)范圍內(nèi)運(yùn)動(dòng)。分子中每個(gè)電子的運(yùn)動(dòng)狀態(tài)也可用相應(yīng)的波函數(shù)來描述。分子軌道：描述分子中電子運(yùn)動(dòng)的波函數(shù)。分子軌道由分子中原子的原子軌道線性組合而成。組合形成的分子軌道數(shù)與組合前的原子軌道數(shù)相等。分子軌道與雜化軌道不同，分子軌道是多中心的，即多核的。第五節(jié)分子軌道理論簡(jiǎn)介原子軌道組合成分子軌道時(shí)，要遵循能量相近原則、軌道最大重疊原則和對(duì)稱性匹配原則。原子軌道線性組合成分子軌道后，分子軌道中能量高于原來原子軌道者稱為反鍵分子軌道；能量低于原來原子軌道者稱為成鍵分子軌道。分子軌道中的電子排布和原子軌道中電子排布的規(guī)則相似，即遵循Pauli原理，能量最低原理及Hund規(guī)則。第五節(jié)分子軌道理論簡(jiǎn)介H2

和“He2”中的分子軌道(1s)2(*1s)2(1s)2第五節(jié)分子軌道理論簡(jiǎn)介1.自由電子氣模型2.金屬鍵的能帶理論第五節(jié)金屬鍵金屬中，元素的價(jià)電子并不固定于某個(gè)金屬原子或離子，它是公共化的，可以在整個(gè)金屬晶格的范圍內(nèi)自由運(yùn)動(dòng)，稱為自由電子。因此，在金屬晶格內(nèi)充滿了由自由電子組成的“氣”。這些電子氣減少了晶格中帶正電荷的金屬離子間的排斥力，起到把金屬原子或離子連接在一起的作用，這種“連接作用”就稱為金屬鍵。自由電子氣模型自由電子氣模型金屬光澤導(dǎo)電性導(dǎo)熱性延展性（機(jī)械加工性）++++++++++++自由電子氣模型金屬鍵沒有飽和性和方向性，因而金屬晶格的結(jié)構(gòu)是力求金屬原子采用密堆積。自由電子氣模型空帶滿帶導(dǎo)帶滿帶能量間隔（禁帶）空滿導(dǎo)帶滿帶能量間隔（禁帶）金屬鍵的能帶理論導(dǎo)體半導(dǎo)體絕緣體導(dǎo)帶禁帶滿帶Eg≤3eVBe，MgLi，NaEg≥5eVEg≤3eVSi、Ge金剛石金屬鍵的能帶理論1.鍵的極性和分子的極性2.分子間的力3.氫鍵4.分子間的力和氫鍵對(duì)物質(zhì)性質(zhì)的影響（補(bǔ)充）第七節(jié)分子間的力和氫鍵1.鍵的極性共價(jià)鍵中，若成鍵兩原子的電負(fù)性差值為零，則稱為非極性共價(jià)鍵；若成鍵兩原子的電負(fù)性差值不等于零，則稱為極性共價(jià)鍵。鍵的極性和分子的極性2.分子的極性若組成分子的化學(xué)鍵都是非極性鍵，則分子一定為非極性分子。若組成分子的化學(xué)鍵有極性，對(duì)雙原子分子而言，必定為極性分子，而對(duì)多原子分子而言，分子可能有極性，也可能沒有極性。這不僅取決于組成分子的元素的電負(fù)性，而且也與分子的空間構(gòu)型有關(guān)（NH3和BF3）。鍵的極性和分子的極性分子極性的大小常用偶極矩來衡量：＝qd

：偶極矩(向量)，單位C?m，1D(德拜)=3.336×10-36C?mq：正電或負(fù)電中心的電荷（分子為電中性）d：負(fù)電荷中心到正電荷中心的矢徑（負(fù)電荷指向正電荷）分子的偶極矩越大，極性越強(qiáng)分子的偶極矩可用來判斷分子的空間結(jié)構(gòu)，如H2O和CO2鍵的極性和分子的極性分子間的力（范德華力）1.分子的極化分子在外界電場(chǎng)的作用下發(fā)生結(jié)構(gòu)上的變化（核被引向負(fù)電極，電子云被引向正電極）稱為極化。在外電場(chǎng)的誘導(dǎo)下產(chǎn)生的偶極叫做誘導(dǎo)偶極，當(dāng)外界電場(chǎng)消失時(shí)，偶極也消失，分子恢復(fù)原狀。誘導(dǎo)偶極的大小決定于電場(chǎng)強(qiáng)度和分子的變形性。分子的變形性也成為極化度。+-+-+-+-+-+-分子間的力（范德華力）2.分子間的力（1）取向力（或定向力）兩個(gè)極性分子相互靠近時(shí)，由于同極相斥、異極相吸，極性分子按一定取向排列。在已取向的極性分子間，由于靜電引力而互相吸引，稱為取向力。由于分子的熱運(yùn)動(dòng)，分子不會(huì)完全定向排列。分子間的力（范德華力）2.分子間的力（2）誘導(dǎo)力由于誘導(dǎo)偶極而產(chǎn)生的吸引力，稱為誘導(dǎo)力。在極性分子和非極性分子間的誘導(dǎo)力如下圖所示。極性分子與極性分子相互接近時(shí)，除取向力外，在彼此偶極的相互影響下，每個(gè)分子也會(huì)發(fā)生變形而產(chǎn)生誘導(dǎo)偶極，因此也存在著誘導(dǎo)力。-