5-4-分子間作用力與晶體結(jié)構(gòu)課件

上節(jié)回顧1元素周期律概述

元素周期表與元素周期律2元素在周期表中的位置與電子層結(jié)構(gòu)（1）元素的分區(qū)與原子的電子層結(jié)構(gòu)；（2）電子層結(jié)構(gòu)與周期；（3）電子層結(jié)構(gòu)與族。3元素性質(zhì)的周期性變化（1）原子半徑；（2）電離能；（3）電負性(χ)。項目5-3電子層結(jié)構(gòu)與元素周期律1、元素在周期表中的位置與元素原子電子層結(jié)構(gòu)有什么關(guān)系？2、元素性質(zhì)的周期性變化有什么規(guī)律？作業(yè)講解1元素在周期表中的位置與元素原子電子層結(jié)構(gòu)有什么關(guān)系？答:（1）元素分區(qū)：可以根據(jù)元素的最后一個電子填入的亞層進行元素分區(qū)（spddsf）；（2）元素周期：可以根據(jù)元素具有的電子層數(shù)劃分元素的周期；（3）元素的族：可以根據(jù)根據(jù)元素的分區(qū)區(qū)和最外層、次外層電子數(shù)確定元素的族。2元素性質(zhì)的周期性變化有什么規(guī)律。答:（1）原子半徑:同一周期中，從左到右隨著原子序數(shù)的增加，

原子半徑在逐漸減小，在主族元素區(qū)內(nèi)，從上往下，原子半

徑顯著增大，副族元素區(qū)內(nèi)，從上到下，原子半徑稍有增大。

（2）電離能:電離能越小，原子在氣態(tài)時越易失去電子，元素

的電離能隨元素序數(shù)的變化而呈現(xiàn)周期性的變化；

（3）電負性(χ):在同一周期中，從左到右，隨著原子序數(shù)增

大，電負性遞增，在同一主族中，從上到下,電負性遞減，副

族元素的電負性沒有明顯的變化規(guī)律。作業(yè)講解新課講授項目5-4分子間作用力與晶體結(jié)構(gòu)1化學鍵2分子的極性和分子間作用力3晶體結(jié)構(gòu)

當電負性很小的金屬原子與電負性很大的活潑非金屬原子相遇時，活潑的金屬原子會失去電子形成陽離子，活潑的非金屬原子會得到電子形成陰離子，這種陰、陽離子間通過靜電引力作用形成的化學鍵叫離子鍵。由離子鍵形成的化合物叫離子化合物。（1）

離子鍵化學上把分子或晶體中直接相鄰的原子（或離子）間的強烈相互作用稱為化學鍵。化學鍵：1化學鍵

離子鍵的特征：（1）離子鍵的本質(zhì)是陰、陽離子間的靜電引力；（2）離子鍵沒有飽和性；（3）離子鍵沒有方向性。

NaCl的晶胞

1916年，美國科學家Lewis提出共價鍵理論。

共價鍵是由成鍵原子雙方各自提供最外層單電子組成共用電子對所形成的，形成共價鍵后，成鍵原子達到稀有氣體原子的最外層電子結(jié)構(gòu)，因此比較穩(wěn)定。

例如

H·+H=HH通過共用一對電子，每個H均成為He的電子構(gòu)型，形成一個共價鍵。（2）共價鍵Lewis

如：＋ClClHH

NH3H2OLewis理論的貢獻，在于提出了一種不同于離子鍵的新的鍵型，解釋了Χ

比較小的元素之間原子的成鍵事實。1）現(xiàn)代價鍵理論的要點電子配對原理：兩個原子接近時，只有自旋相反的兩個單電子可以互相配對，使原子核間電子云密度增大，系統(tǒng)的能量降低，形成穩(wěn)定的共價鍵。最大重疊原理：成鍵電子的原子軌道發(fā)生重疊時，總是按照重疊最多的方向進行，重疊越多，兩核間電子的概率密度越大，這樣形成的共價鍵越牢固。HCl分子的成鍵示意圖

2)共價鍵的特征共價鍵有飽和性：一個原子有幾個未成對的電子，便可和幾個自旋相反的電子配對成鍵。未成對電子數(shù)＝原子的化合價

H2、F2：共價單鍵；O2：共價雙鍵；N2：共價三鍵。共價鍵有方向性：沿軌道方向重疊可產(chǎn)生最大重疊，形成的鍵最穩(wěn)定。3)共價鍵的類型

“頭碰頭”重疊(σ)

“肩并肩”重疊(π)

s-sPx-sPx-pxPz-pzPy-pyσ鍵和π鍵的特征鍵的類型σ鍵π鍵存在方式可以單獨存在必須與鍵共存原子軌道重疊方式沿鍵軸方向在直線方向相互重疊沿鍵軸方向平行，從側(cè)面重疊原子軌道重疊部分兩原子核之間，在鍵軸處在鍵軸的上方和下方，鍵軸處為0原子軌道重疊程度大小鍵的強度較牢固較差化學活潑性不活潑活潑4)鍵參數(shù)

經(jīng)常用幾個物理量簡單地描述化學鍵的狀況，這些物理量稱為鍵參數(shù)。鍵能

AB(g)→A(g)+B(g)H=EAB

對于雙原子分子，鍵能EAB等于解離能DAB。但對于多原子分子，則要注意鍵能與解離能的區(qū)別與聯(lián)系。NH3(g)══H(g)+NH2(g)D1=435.1（kJ/mol）

NH2(g)══H(g)+NH(g)

D2=397.5（kJ/mol）

NH(g)══H(g)+N(g)D3=338.9（kJ/mol）

D1>D2>D3

E

N－H==390.5(kJ/mol)如NH3

：為什么？3DDD321++鍵長分子中成鍵兩原子核之間的距離叫鍵長。

一般鍵長越小，鍵越強。

鍵長/pm鍵能/（kJ/mol）

C—C154345.6C—C133602.0C

C120835.1

在不同化合物，相同的鍵，鍵長和鍵能并不相等。例如，CH3OH和C2H6

均有C－H鍵，而它們的鍵長和鍵能不同。

鍵角

鍵角是分子中鍵與鍵之間的夾角，在多原子分子中才涉及鍵角。

如H2S，H－S－H鍵角為92°，決定了H2S分子的構(gòu)型為“V”字形。

如

CO2，

O－C－O的鍵角為180°，則CO2分子為直線形。

鍵角是決定分子幾何構(gòu)型的重要因素。

研究氫化物的熔沸點變化規(guī)律發(fā)現(xiàn)：氫化物中NH3

、H2O、HF具有反常的性質(zhì)（特別高的熔沸點）（3）

氫鍵

進一步的研究表明，HF、H2O、NH3

分子間除了正常的分子間力外，還存在另外一種作用力，這就是氫鍵。為什么？

氧原子以sp3不等性軌道分別與2個氫原子的1s軌道成鍵，形成H2O分子，但由于氧的電負性（3.44）比氫的電負性（2.2）大得多，分子中O：H共用電子對強烈地偏向氧原子一邊，使氫原子幾乎變?yōu)椤奥懵丁钡臍浜恕百|(zhì)子”，這個半徑很小（10－3pm）且?guī)д娦缘臍湓优c另一個水分子中含有孤對電子且?guī)Р糠重撾娦缘难踉映浞纸咏鼤r，會發(fā)生較強烈的靜電吸引，結(jié)果水分子間構(gòu)成O—HO氫鍵而締合起來。氫鍵的形成與本質(zhì)表示方法：X—H…Y…1）形成條件·含有氫原子的分子·X、Y的電負性要大，體積要小，且有孤電子對，通常是F、O、N?！、Y可以相同，也可以不同。2）氫鍵的強弱氫鍵的強度介于化學鍵和分子間作用力之間，其大小和

H兩側(cè)的原子的電負性有關(guān)。

FH…FOH…ONH…N

E/（kJ/mol）

28.018.85.4氫鍵：由于半徑小又帶正電性的氫原子充分靠近時所產(chǎn)生的吸引力

）———3）氫鍵的特征：氫鍵具有方向性和飽和性

方向性

:Y與X—H鍵成鍵時，Y的孤電子對的對稱軸總是盡可能保持和X—H鍵軸的方向一致，即使X—H…Y在同一直線上，這樣使Y的電子云密度最大限度地接近氫原子，X與Y的距離最遠，兩原子的電子云之間的排斥力最小，形成的氫鍵最牢固，體系最穩(wěn)定。飽和性

:

因“裸露”的氫原子非常小，實際上是鑲嵌在Y的孤電子對的電子云中，如果與另一個Y結(jié)合，要受到電子云之間的排斥，不能再形成氫鍵，因而有飽和性。

鄰硝基苯酚的分子內(nèi)氫鍵

對硝基苯酚的分子間氫鍵分子內(nèi)氫鍵和分子間氫鍵NOOOH氫鍵對于化合物性質(zhì)的影響

分子間存在氫鍵時，大大地影響了分子間的結(jié)合力，故物質(zhì)的熔點、沸點將升高。HFHClHBrHI半徑依次增大，色散力增加，沸點（bp）依次增高，HCl<HBr<HI；但由于HF分子間有氫鍵，故HF的bp在這個序列中最高，破壞了從左到右bp升高的規(guī)律。H2O、NH3

由于分子間氫鍵的存在，在同族氫化物中bp亦是最高。蛋白質(zhì)的α-螺旋結(jié)構(gòu)示意圖氫鍵存在于許多有機化合物中，如醇、酚、羧酸、胺、蛋白質(zhì)等。蛋白質(zhì)是由許多氨基酸分子通過肽鍵縮合而成，蛋白質(zhì)長鏈由于存在許多氫鍵，使蛋白質(zhì)分子呈現(xiàn)螺旋形構(gòu)象。雖然氫鍵鍵能不大，但數(shù)量較多，對維持蛋白質(zhì)的構(gòu)象發(fā)揮著重要作用。

由相同原子組成的雙原子分子，分子中正、負電荷中心互相重合，這些分子都是非極性分子，如H2、O2、Cl2等。2分子的極性和分子間作用力（1）非極性分子——正負電荷中心重合的分子。

由不同原子組成的多原子分子，分子的極性不僅與鍵的極性（電負性）有關(guān)，也與分子構(gòu)型有關(guān)，若分子的空間構(gòu)型對稱，雖然分子由極性鍵組成，鍵的極性相互抵消，整個分子的正、負電荷中心重合，也是非極性分子。例如CO2、CH4。（2）極性分子——正負電荷中心不重合的分子。

由不同原子組成的雙原子分子，由于電負性不同，共用電子對偏向電負性較大的原子一方。兩原子之間的化學鍵是極性鍵，這種分子就是極性分子，如HCl、HF、HBr、CO等。

對于不同原子組成的多原子分子，化學鍵是極性鍵，當分子的空間構(gòu)型不對稱時，鍵的極性不能抵消，分子正、負電荷中心不重合，這樣的分子是極性分子。如SO2、NH3、H2O、CH3Cl等分子都是極性分子。（3）偶極矩（DipoleMoment）

若分子中正、負電荷中心所帶的電量為q，正、負電荷中心距離（稱偶極長）為l，分子的偶極矩μ用兩者的乘積表示，即

μ＝q·l

用偶極矩判斷分子的空間構(gòu)型：μ≠0的分子為極性分子，μ越大，分子極性越大。μ=0的分子為非極性分子。如由三個原子組成的CO2，由于μ=0，所以可以斷定CO2分子為直線形分子。H2O分子偶極矩不為0，是極性分子，故構(gòu)型不對稱，分子為V字形。BCl3和NH3的偶極矩分別為0和4.29，所以BCl3為非極性分子，一定是平面三角形構(gòu)型，而NH3是極性分子，是三角錐形構(gòu)型。（4）分子的極化分子的極化：由于外電場作用，使分子的正、負電荷中心相對位移，從而產(chǎn)生偶極或增大偶極的過程稱為分子的極化?！锓菢O性分子，在外電場作用下，電子云與原子核發(fā)生相對位移，正、負電荷中心位移，從而產(chǎn)生偶極，這樣形成的偶極稱為誘導偶極。外電場消失時，誘導偶極也隨之消失，分子恢復為原來的非極性分子?！飿O性分子本身具有固有偶極，若在外電場作用下，正、負電荷中心距離會增大，分子偶極矩增大，極性增加，產(chǎn)生誘導偶極。外電場消失時，誘導偶極會消失，但永久偶極不變。三種偶極永久偶極：極性分子本身所具有的偶極，又稱固有偶極；誘導偶極：在外電場作用下或者在極性分子影響下產(chǎn)生的偶極；瞬間偶極：某一瞬間，分子的正、負電荷中心發(fā)生不重合現(xiàn)象，這時所產(chǎn)生的偶極（原子核和電子都在不停地運動）。（1）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\非極性分子及非極性分子和非極性分子之間。

非極性分子之間的相互作用

(5)分子間力（2）取向力

由極性分子固有偶極的取向而產(chǎn)生的力稱為取向力，它僅存在于極性分子之間。極性分子的相互作用（3）誘導力

當極性分子與非極性分子相互靠近時，除了色散力的作用外，還存在著誘導力。極性分子作為電場，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），這時誘導偶極與永久偶極之間產(chǎn)生誘導力。因此，誘導力存在于極性分子與非極性分子之間，也存在于