第七章-分子結(jié)構(gòu)

第七章-分子結(jié)構(gòu)第一頁(yè)，共90頁(yè)。7.1離子鍵(Ionicbond)一、離子鍵理論的基本要點(diǎn)二、決定離子型化合物性質(zhì)的因素三、晶格能第二頁(yè)，共90頁(yè)。離子鍵：正、負(fù)離子之間靜電引力作用而形成的化學(xué)鍵稱(chēng)為離子鍵nNa(3s1)-ne-Na＋(2s22p6)Cl-(3s23p6)靜電引力nCl(3s23p5)+ne-nNaCl以離子鍵結(jié)合的化合物都是以離子晶體的形式存在，所以NaCl、KCl均為化學(xué)式。一、離子鍵理論的基本要點(diǎn)第三頁(yè)，共90頁(yè)。

沒(méi)有方向性：正負(fù)離子可近似地看成一個(gè)彌漫著電子云的圓球體，電荷分布球形對(duì)稱(chēng)，離子能從任何方向吸引帶相反電荷的離子

沒(méi)有飽和性：只要空間許可，一個(gè)離子周?chē)赏瑫r(shí)和幾個(gè)電荷相反的離子相互吸引

離子鍵的離子性大小取決于電負(fù)性差值大小電負(fù)性差值越大，電子的偏向越明顯，相互作用越強(qiáng)。例如CsF：離子性：92%，共價(jià)性：8%離子鍵的特征：第四頁(yè)，共90頁(yè)。

NaCl晶體示意圖第五頁(yè)，共90頁(yè)。離子半徑：根據(jù)離子晶體中正、負(fù)離子的核間距測(cè)出的，并假定正、負(fù)離子的平衡核間距為陰、陽(yáng)離子的半徑之和。二、決定離子型化合物性質(zhì)的因素1、離子半徑離子半徑具有規(guī)律：

（1）同一種元素的負(fù)離子半徑大于原子半徑而正離子半徑小于原子半徑，且正電荷越多，半徑越小。例如：（2）同一周期電子層結(jié)構(gòu)相同的正離子的半徑，隨離子電荷增加而減??；而負(fù)離子的半徑隨離子電荷增加而增大。例如：第六頁(yè)，共90頁(yè)。（3）同一主族元素的電荷相同的離子的半徑，隨電子層數(shù)增加而增大。例如:

一般說(shuō)來(lái)，當(dāng)離子所帶電荷相同時(shí)，離子的半徑越小，正、負(fù)離子之間的吸引力就越大，相應(yīng)化合物的熔點(diǎn)也越高。

當(dāng)離子的半徑相近時(shí)，離子的電荷越高，對(duì)帶相反電荷的離子的吸引力越強(qiáng)，離子鍵的強(qiáng)度就越大，形成的離子型化合物的熔點(diǎn)也越高。2、離子的電荷第七頁(yè)，共90頁(yè)。3、離子的電子層構(gòu)型（1）2電子構(gòu)型：最外層電子構(gòu)型1s2，如Li+，Be2+等。（2）8電子構(gòu)型:最外層電子構(gòu)型ns2np6，如

Na+，Ca+，Al3+等。（3）18電子構(gòu)型：最外層電子構(gòu)型

ns2

np6nd10，如

Ag+，Zn2+等。

（4）18＋2電子構(gòu)型：次外層有18個(gè)電子，最外層有2個(gè)電子，電子構(gòu)型為(n-1)s2

(n-1)p6(n-1)d10ns2

，如等。

（5）9-17電子型構(gòu)：最外層有9~17個(gè)電子，電子構(gòu)型為ns2np6nd1~9，如等。第八頁(yè)，共90頁(yè)。定義：相互遠(yuǎn)離的氣態(tài)正離子和氣態(tài)負(fù)離子結(jié)合成離子晶體時(shí)所釋放出的能量。注意：物態(tài)和能量及參考體系；各過(guò)程的定義及在循環(huán)中的方向；狀態(tài)函數(shù)性質(zhì)的應(yīng)用。三、晶格能1、晶格能及玻恩—哈伯循環(huán)第九頁(yè)，共90頁(yè)。玻恩—哈伯循環(huán)第十頁(yè)，共90頁(yè)。一、價(jià)鍵理論的形成和本質(zhì)二、共價(jià)鍵的特性三、共價(jià)鍵的類(lèi)型7.2共價(jià)鍵(Valencebond)第十一頁(yè)，共90頁(yè)。

1、經(jīng)典共價(jià)學(xué)說(shuō)(1916年，Lewis提出）

Cl+

ClClCl????????????????????????????共價(jià)鍵：由共用電子對(duì)形成的化學(xué)鍵（分子中的原子通過(guò)共用電子對(duì)使每一個(gè)原子達(dá)到穩(wěn)定的稀有氣體電子結(jié)構(gòu)）7.2.1、價(jià)鍵理論理論缺陷：為什么兩個(gè)互斥的電子能結(jié)合在一起不能說(shuō)明共價(jià)鍵形成的本質(zhì)第十二頁(yè)，共90頁(yè)。E(kJ)R(pm)R0(74)D(-458)0.0

自旋相反的氫原子相互靠近：原子軌道重疊，兩核間電子云密度增大，體系能量降低，形成穩(wěn)定的化學(xué)鍵（基態(tài)）

自旋平行的氫原子相互靠近：兩核間電子云密度稀疏，體系能量升高，不發(fā)生原子軌道重疊，無(wú)法成鍵（排斥態(tài)）++

基態(tài)-+

排斥態(tài)

2、價(jià)鍵理論(1927年，海特勒－倫敦提出）（ValenceBondTheory，VB）

Heitler和London用量子力學(xué)處理氫分子形成的過(guò)程中得到氫分子的能量與核間距之間的關(guān)系曲線(xiàn)。第十三頁(yè)，共90頁(yè)。H2分子的形成過(guò)程：由H2分子的形成總結(jié)出共價(jià)鍵形成過(guò)程中的現(xiàn)象第十四頁(yè)，共90頁(yè)。

電子自旋方式相反的兩個(gè)氫原子互相接近時(shí)，兩個(gè)氫原子的1s軌道發(fā)生重疊，兩個(gè)原子核間形成一個(gè)電子出現(xiàn)的概率密度較大的區(qū)域，一方面降低了兩個(gè)原子核間的正電排斥，另一方面增加了兩個(gè)原子核對(duì)核間電子出現(xiàn)的概率密度較大區(qū)域的吸引。

而電子自旋方式相同的兩個(gè)氫原子相互接近時(shí)，兩個(gè)原子軌道異號(hào)疊加，兩核間電子出現(xiàn)的概率密度降低，增大了兩個(gè)原子核的排斥力，使系統(tǒng)能量升高，不能形成化學(xué)鍵。第十五頁(yè)，共90頁(yè)。（1）自旋方式相反的未成對(duì)電子配對(duì)形成共價(jià)鍵。（2）單電子數(shù)＝價(jià)鍵數(shù)，這是共價(jià)鍵的飽和性。（3）成鍵的原子軌道重疊越多，兩核間電子出現(xiàn)的概率密度就越大，形成的共價(jià)鍵就越牢固。這就是原子軌道最大重疊原理（方向性）。3、價(jià)鍵理論的要點(diǎn)第十六頁(yè)，共90頁(yè)。7.2.2共價(jià)鍵的特性1.飽和性：一個(gè)原子含有幾個(gè)未成對(duì)電子就只能與幾個(gè)自旋相反的電子配對(duì)成鍵單電子數(shù)＝價(jià)鍵數(shù)例：H·

一個(gè)未成對(duì)電子，H2一個(gè)共價(jià)鍵例：二個(gè)未成對(duì)電子，O2二個(gè)共價(jià)鍵·O·····例：三個(gè)未成對(duì)電子，NH3和N2三個(gè)共價(jià)鍵·N····第十七頁(yè)，共90頁(yè)。-++-+-+++零重疊(無(wú)效重疊)正重疊(有效重疊)負(fù)重疊(無(wú)效重疊)重疊類(lèi)型:同符號(hào)部分重疊.2.方向性：軌道必須滿(mǎn)足最大重疊——沿著原子軌道最大重疊的方向重疊才能成鍵第十八頁(yè)，共90頁(yè)。

σ鍵沿著鍵軸方向重疊（“頭碰頭”重疊）軌道重疊程度大，鍵較穩(wěn)定1、按原子軌道重疊方式分：σ和π鍵3.共價(jià)鍵的類(lèi)型

鍵沿著鍵軸垂直方向重疊（“肩碰肩”重疊）軌道重疊程度小于鍵，鍵穩(wěn)定性小于鍵

第十九頁(yè)，共90頁(yè)。第二十頁(yè)，共90頁(yè)。第二十一頁(yè)，共90頁(yè)。N2分子的結(jié)構(gòu)：2px-2px,2py-2py

,2pz-2pz

三重鍵xyyzzNN第二十二頁(yè)，共90頁(yè)。配位共價(jià)鍵：共用電子對(duì)由一方原子提供COCO分子的結(jié)構(gòu)：C:2s22px12py13pz

O:2s22px12py12pz24.按電子對(duì)提供方式分正常共價(jià)鍵和配位共價(jià)鍵正常共價(jià)鍵：共用電子對(duì)由成鍵原子雙方各提供一個(gè)形成條件：成鍵原子一方有孤對(duì)電子；另一方有空軌道。第二十三頁(yè)，共90頁(yè)。價(jià)鍵理論可以解釋大多數(shù)雙原子分子結(jié)構(gòu)和性質(zhì)，但不能解釋多原子分子空間構(gòu)型及某些分子的磁性，鮑林在VB法基礎(chǔ)上提出了雜化軌道理論。第二十四頁(yè)，共90頁(yè)。一、軌道雜化理論的基本要點(diǎn)二、雜化軌道的類(lèi)型7.3雜化軌道理論第二十五頁(yè)，共90頁(yè)。

1931年P(guān)auling和Slater提出雜化軌道理論，補(bǔ)充和發(fā)展了現(xiàn)代價(jià)鍵理論。雜化軌道概念：原子形成分子時(shí)，同一原子中能量相近的不同類(lèi)型的原子軌道在成鍵過(guò)程中混合組成新的原子軌道一、軌道雜化理論的基本要點(diǎn)雜化特征：能量相近：ns,npns,np,nd(n-1)d,ns,np

成鍵能力變大：軌道形狀發(fā)生了變化雜化軌道的數(shù)目=參加雜化的原子軌道數(shù)目不同類(lèi)型的雜化，雜化軌道空間取向不同第二十六頁(yè)，共90頁(yè)。二、雜化軌道的類(lèi)型1、sp

雜化

同一原子ns-np雜化；一個(gè)s軌道和一個(gè)p軌道雜化組合成兩個(gè)新的sp雜化軌道。（BeCl2）第二十七頁(yè)，共90頁(yè)。第二十八頁(yè)，共90頁(yè)。2、sp2

雜化

同一原子ns軌道與兩個(gè)np軌道雜化組合。sp2

雜化軌道夾角是120。，分子的幾何構(gòu)型為平面正三角形（BF3）第二十九頁(yè)，共90頁(yè)。第三十頁(yè)，共90頁(yè)。

同一個(gè)原子一個(gè)ns軌道與三個(gè)np軌道雜化組合為sp3

軌道。sp3

雜化軌道間夾角是10928’，分子的幾何構(gòu)型為正四面體形。3、sp3

雜化（CH4）第三十一頁(yè)，共90頁(yè)。第三十二頁(yè)，共90頁(yè)。4、sp3d,sp3d2雜化

sp3d：同一個(gè)原子的一個(gè)ns軌道與三個(gè)np，一個(gè)nd軌道雜化組合為sp3d雜化軌道。sp3d雜化軌道分子的幾何構(gòu)型為三角雙錐。PClClClClCl

sp3d2：同一個(gè)原子的一個(gè)ns軌道與三個(gè)np，兩個(gè)nd軌道雜化組合為sp3d2

雜化軌道。sp3d2

雜化軌道分子的幾何構(gòu)型為正八面體。SFFFFFF第三十三頁(yè)，共90頁(yè)。第三十四頁(yè)，共90頁(yè)。5、等性雜化與不等性雜化等性雜化：參加雜化的原子軌道中都含有一個(gè)未成對(duì)的電子，每個(gè)雜化軌道中含有的s成份和p成份的比例都相同。不等性雜化：在雜化中如果有孤電子對(duì)的軌道或空軌道參與雜化，則生成不完全等同的雜化軌道。HNHHOHH一對(duì)孤電子對(duì)參加雜化（NH3）軌道成鍵的鍵角為1070，分子構(gòu)型為三角錐形兩對(duì)孤電子對(duì)參加雜化（H2O）軌道成鍵的鍵角為1040，分子構(gòu)型為角形（V形）兩種sp3不等性雜化第三十五頁(yè)，共90頁(yè)。第三十六頁(yè)，共90頁(yè)。s-p型雜化軌道和分子的空間構(gòu)型雜化類(lèi)型

spsp2sp3雜化軌道排布

直線(xiàn)形

三角形四面體雜化軌道中孤對(duì)電子數(shù)分子空間構(gòu)型直線(xiàn)形三角形正四面體三角錐形角形實(shí)例 BeCl2BF3CCl4NH3H2O鍵角180°120°109.50°107.3°104.5°0 0 0 1 2第三十七頁(yè)，共90頁(yè)。7.4價(jià)層電子對(duì)互斥理論

1、問(wèn)題的提出及主要用途 雜化軌道理論成功地解釋了共價(jià)分子的空間構(gòu)型，但是，一個(gè)分子的中心原子究竟采取哪種類(lèi)型的軌道雜化，有時(shí)是難以預(yù)先確定的，因而就難以預(yù)測(cè)分子的空間構(gòu)型。

PbCl2Pb:5d106s26p2Pb2+→sp雜化？直線(xiàn)？

HgCl2Hg:5d106s2Hg2+→sp雜化？直線(xiàn)？第三十八頁(yè)，共90頁(yè)。2、價(jià)層電子對(duì)互斥理論要點(diǎn)

1.分子或離子的空間構(gòu)型決定于中心原子周?chē)某涉I電子對(duì)(σ)和孤對(duì)電子對(duì)數(shù)。2.價(jià)層電子對(duì)互相排斥，這些電子對(duì)互相處于盡可能遠(yuǎn)離的位置以達(dá)斥力最小。3.分子或離子的空間構(gòu)型就是以電子對(duì)的空間幾何構(gòu)型為依據(jù)而得的。第三十九頁(yè)，共90頁(yè)。4.電負(fù)性(x)越大，越遠(yuǎn)離中心原子，電子對(duì)間斥力減小，夾角變小。5.不同情況下，電子對(duì)的排斥力大小不同，孤電子對(duì)～孤電子對(duì)＞孤電子對(duì)～成鍵電子對(duì)＞成鍵電子對(duì)～成鍵電子對(duì)。第四十頁(yè)，共90頁(yè)。3、VSEPR法判斷ABn型共價(jià)分子或離子的空間構(gòu)型的步驟總體思路：中心原子→價(jià)電子對(duì)數(shù)→理想構(gòu)型(價(jià)電子對(duì)構(gòu)型)→雜化類(lèi)型→孤對(duì)電子數(shù)→分子空間構(gòu)型。第四十一頁(yè)，共90頁(yè)。1.確定中心原子中價(jià)層電子對(duì)數(shù)

中心原子的價(jià)層電子對(duì)數(shù)=(中心原子的價(jià)層電子數(shù)+配體所提供的電子數(shù)-離子電荷代數(shù)值)/2中心原子的價(jià)層電子數(shù)＝族數(shù)

作為配體，ⅦA和H提供1個(gè)電子，ⅥA不提供電子對(duì)于復(fù)雜離子，加上負(fù)電荷數(shù)或減去正電荷數(shù)計(jì)算電子對(duì)數(shù)時(shí)，若剩余1個(gè)電子，亦當(dāng)作1對(duì)處理第四十二頁(yè)，共90頁(yè)。價(jià)層電子對(duì)構(gòu)型第四十三頁(yè)，共90頁(yè)。價(jià)層電子對(duì)數(shù)價(jià)層電子對(duì)構(gòu)型分子類(lèi)型ABn與分子構(gòu)型

2（sp）直線(xiàn)AB23（sp2）平面三角形AB3AB24（sp3）四面體AB4AB3AB22.判斷分子的空間構(gòu)型第四十四頁(yè)，共90頁(yè)。價(jià)層電子對(duì)數(shù)價(jià)層電子對(duì)構(gòu)型分子類(lèi)型ABn與分子構(gòu)型

5（sp3d）三角雙錐AB5AB4AB3AB26(sp3d2)八面體AB6AB5AB4第四十五頁(yè)，共90頁(yè)。3．應(yīng)用判斷分子空間結(jié)構(gòu)。 判斷雜化類(lèi)型。 判斷分子極性。 判斷鍵角大小。舉例：BBr3第四十六頁(yè)，共90頁(yè)。7.5

分子軌道理論簡(jiǎn)介分子軌道理論的提出

VB法、雜化軌道理論著眼于原子，在原子形成分子時(shí)僅當(dāng)作是各自的價(jià)電子彼此進(jìn)入對(duì)方的原子軌道中去“共”“配”，似乎原子成鍵時(shí)，只與未成對(duì)電子有關(guān)，缺乏對(duì)分子作為一個(gè)整體的認(rèn)識(shí)，所以涉及分子整體的性質(zhì)→

分子的磁性（有未成對(duì)電子為順磁）及穩(wěn)定性無(wú)法說(shuō)明。第四十七頁(yè)，共90頁(yè)。

例如：O2O：1s22s22px22py12pz1按VB法：1個(gè)σ鍵和1個(gè)π，反磁性實(shí)驗(yàn)表明，O2分子是順磁性物質(zhì)，它有2個(gè)未配對(duì)的單電子,結(jié)構(gòu)為:

OO第四十八頁(yè)，共90頁(yè)。7.5.1分子軌道理論基本要點(diǎn)1.

著眼點(diǎn)：分子軌道波函數(shù)ψ描述電子在整個(gè)分子空間范圍內(nèi)運(yùn)動(dòng)，與原子軌道的主要區(qū)別在于：原子軌道用s、p、d…表示，而分子軌道用σ、π、δ…符號(hào)表示。第四十九頁(yè)，共90頁(yè)。2.

組成：幾個(gè)原子軌道可組合成幾個(gè)分子軌道，其中有一半能量降低為成鍵分子軌道（bondingmolecularorbital），如σ、π軌道；另一半能量升高為反鍵分子軌道（antibondingmolecularorbital），如

σ*、π*

軌道。第五十頁(yè)，共90頁(yè)。3.

為有效地組合成分子軌道，成鍵各原子必須符合：

對(duì)稱(chēng)性匹配能量近似原子軌道最大重疊s-ss-pxpx-pxpy-pypz-pz第五十一頁(yè)，共90頁(yè)。對(duì)稱(chēng)性匹配① 對(duì)稱(chēng)性不匹配則不能組成分子軌道。對(duì)稱(chēng)性匹配的幾種簡(jiǎn)單原子軌道組合x(chóng)軸：s-ss-pxpx-px→σ分子軌道

py-pypz-pz→π分子軌道xz+-+s-pz第五十二頁(yè)，共90頁(yè)。②對(duì)稱(chēng)性匹配的兩原子軌道組合成分子軌道有二種可能組合方式★波瓣符號(hào)相同(++)→成鍵軌道。★波瓣符號(hào)相反(+-)→反鍵軌道。第五十三頁(yè)，共90頁(yè)。第五十四頁(yè)，共90頁(yè)。能量近似

①同核雙原子分子：1s-1s、2s-2s、2p-2p②異核雙原子分子：原子軌道最大重疊4.電子在分子軌道中的排布也遵守Pauli不相容原理、能量最低原理和Hund規(guī)則第五十五頁(yè)，共90頁(yè)。5.在分子軌道理論中，用鍵級(jí)（bondorder）表示鍵的牢固程度。鍵級(jí)＝（成鍵軌道上的電子數(shù)-反鍵軌道上的電子數(shù)）／2

鍵級(jí)愈高，鍵愈穩(wěn)定；鍵級(jí)為零，則表明原子不可能結(jié)合成分子。第五十六頁(yè)，共90頁(yè)。分子軌道理論要點(diǎn)：1.原子形成分子后，電子不再局限于個(gè)別原子，而是屬于整個(gè)分子。2.兩個(gè)原子中的能量相近的原子軌道通過(guò)適當(dāng)組合,形成數(shù)目相等的分子軌道。3.分子軌道有成鍵軌道和反鍵軌道之分。4.電子在分子軌道中分布服從泡利不相容原理、能量最低原理和洪特規(guī)則。第五十七頁(yè)，共90頁(yè)。O2中12個(gè)外層電子在分子軌道中的排布。順磁性：兩個(gè)三電子鍵。強(qiáng)調(diào)了分子的整體性。鍵級(jí)=（8-4）/2=2鍵級(jí)=（成鍵電子數(shù)-反鍵電子數(shù)）/2第五十八頁(yè)，共90頁(yè)。7.5.2同核雙原子分子的分子軌道能級(jí)圖兩種分子軌道能級(jí)圖：

2s~2p能差較大(＞1500KJ·mol-1)

不發(fā)生2s～2p相互作用（s-s,p-p）(a)—O2(F)

2s~2p能差較小(＜1500KJ·mol-1)發(fā)生2s~2p相互作用(b)—N2(N、C、B、Be、Li)第五十九頁(yè)，共90頁(yè)。三、同核雙原子分子的分子軌道能級(jí)圖(a)—O2(F)(b)—N2(C、B、Be、Li)2p2p2s2s*2s2p2p*2p*2p2s1s*1s1s1s2p2p2s2s*2s2p2p*2p*2p2s1s*1s1s1s第六十頁(yè)，共90頁(yè)。O2N2第六十一頁(yè)，共90頁(yè)。四、分子軌道理論應(yīng)用實(shí)例試分析氫分子離子H2＋和He2分子能否存在。試用MO法說(shuō)明N2分子的結(jié)構(gòu)。O2分子為什么有順磁性?其化學(xué)活潑性及鍵級(jí)如何?第六十二頁(yè)，共90頁(yè)。7.6金屬鍵金屬晶體離子晶體分子晶體原子晶體混合晶體根據(jù)粒子種類(lèi)和粒子間作用力晶體第六十三頁(yè)，共90頁(yè)。7.6.1金屬晶格（1）簡(jiǎn)單立方堆積第六十四頁(yè)，共90頁(yè)。（2）體心立方堆積（K,Rb,Cs,Na,Cr,Mo,W,Fe）第六十五頁(yè)，共90頁(yè)。（3）面心立方堆積(Sr,Ca,Pb,Ag,Au,Al,Cu,Ni)第六十六頁(yè)，共90頁(yè)。（4）六方密堆積(La,Y,Mg,Zr,Hg,Cd,Ti,Co)第六十七頁(yè)，共90頁(yè)。7.6.2金屬鍵(Metallicbond)(1)改性共價(jià)鍵理論

在金屬晶體中，金屬元素的價(jià)電子為所有原子（或離子）所共有，可以在整個(gè)金屬晶格的范圍內(nèi)自由運(yùn)動(dòng)，稱(chēng)為自由電子(freeElectrons)。金屬借助這些自由電子與金屬離子之間的作用力而結(jié)合成晶體，此作用力則稱(chēng)為金屬鍵。第六十八頁(yè)，共90頁(yè)。一、分子的極性二、分子間力7.7分子的極性和分子間力分子間力：分子之間弱的相互作用第六十九頁(yè)，共90頁(yè)。7.1.1分子的極性分子極性鍵極性分子幾何構(gòu)型電負(fù)性相同——非極性鍵——非極性分子電負(fù)性不同——極性鍵正電荷與負(fù)電荷中心重合——非極性分子正電荷與負(fù)電荷中心不重合——極性分子第七十頁(yè)，共90頁(yè)。偶極矩q：正電(或負(fù)電)中心上的電荷的電量d：正負(fù)電中心之間的距離，偶極矩長(zhǎng)μ＝qd的單位為庫(kù)·米μ越大，分子極性越強(qiáng)非極性分子極性分子第七十一頁(yè)，共90頁(yè)。角形四面體直線(xiàn)形角形直線(xiàn)形直線(xiàn)形直線(xiàn)形直線(xiàn)形平面正三角形

5.283.630.331.676.473.602.601.270SO2CHCl3COO3HFHClHBrHIBF3直線(xiàn)形直線(xiàn)形直線(xiàn)形直線(xiàn)形正四面體正四面體角形角形三角錐形

0000003.636.174.29H2N2CO2CS2CCl4CH4H2SH2ONH3一些分子的分子電偶極矩與分子空間構(gòu)型分子分子分子空間構(gòu)型分子空間構(gòu)型第七十二頁(yè)，共90頁(yè)。(1)定向力：產(chǎn)生于極性分子之間。當(dāng)兩個(gè)極性分子充分接近時(shí)，同極相斥，異級(jí)相吸，使分子偶極定向排列而產(chǎn)生的靜電作用力。7.7.2分子間力—范德華力μ越大定向力越大。只存在極性分子之間。第七十三頁(yè)，共90頁(yè)。當(dāng)極性分子與非極性分子充分接近時(shí)，極性分子可使非極性分子變形而產(chǎn)生偶極稱(chēng)為誘導(dǎo)偶極，誘導(dǎo)偶極與固有偶極間的作用力叫誘導(dǎo)力。(2)誘導(dǎo)力μ越大，變形性越大，誘導(dǎo)力越大。存在極性分子與極性分子，極性分子與非極性分子之間。第七十四頁(yè)，共90頁(yè)。分子間由于瞬時(shí)偶極而產(chǎn)生的作用力叫色散力。瞬時(shí)偶極(3)色散力分子變形性越大，色散力越大。所有分子間均存在色散力。第七十五頁(yè)，共90頁(yè)。定向力、誘導(dǎo)力和色散力統(tǒng)稱(chēng)范德華力。一般色散力是分子間的主要作用力，三種力相對(duì)大小為：色散力?定向力>誘導(dǎo)力kJ/mol定向力誘導(dǎo)力色散力

Ar008.49

HCl3.3051.10416.82(4)分子間力的特點(diǎn)第七十六頁(yè)，共90頁(yè)。(5)分子間力對(duì)物質(zhì)物理性質(zhì)的影響HeNeArKeXe分子量色散作用分子間力沸點(diǎn)熔點(diǎn)水中溶解度小大小大小大低高小大第七十七頁(yè)，共90頁(yè)。例題：室溫下F2和Cl2為氣體，Br2為液體，而I2為固體，為什么？

因?yàn)镕2、Cl2、Br2和I2都是非極性分子存在色散力的作用，色散力隨分子量增大而增強(qiáng)，所以F2、Cl2、Br2、I2分子間色散力逐漸增大，溶沸點(diǎn)隨分子量增大而依次升高，因此室溫下F2和Cl2為氣體，Br2為液體，而I2為固體。第七十八頁(yè)，共90頁(yè)。7.8離子極化離子的極化(polarizationofions)

在外電場(chǎng)的作用下，離子最外層的電子云發(fā)生變形，稱(chēng)為離子的極化。當(dāng)帶相反電荷的離子相互接近時(shí)，會(huì)互相引起極化作用，但一般正離子的極化能力大于負(fù)離子，而負(fù)離子由于極化而產(chǎn)生的電子云的變形大于正離子。第七十九頁(yè)，共90頁(yè)。影響離子極化能力的因素離子半徑越小，所帶電荷數(shù)越多，極化能力越強(qiáng)；(2)與最外層電子構(gòu)性有關(guān)極化能力：18，18+2，2>9～17>8影響離子變形性的因素(1)離子半徑越大，變形性越大(2)負(fù)離子價(jià)數(shù)越高，變形性越大；正離子價(jià)數(shù)越高，變形性越小。(3)電子構(gòu)型18，9-17＞8第八十頁(yè)，共90頁(yè)。離子極化對(duì)晶體結(jié)構(gòu)和性質(zhì)的影響離子的極化使離子鍵向共價(jià)鍵轉(zhuǎn)化，使晶體的結(jié)構(gòu)和性質(zhì)向共價(jià)化合物轉(zhuǎn)變（如熔點(diǎn)和沸點(diǎn)降低，在水中的溶解度減小，顏色發(fā)生變化等）。第八十一頁(yè)，共90頁(yè)。一、氫鍵的概念二、氫鍵的種類(lèi)三、氫鍵的特點(diǎn)7.9氫鍵第八十二頁(yè)，共90頁(yè)。定義：H原子與電負(fù)性很大、半徑很小的原子X(jué)（F、O、N）以共價(jià)鍵結(jié)合為分子時(shí)，