第九章 化学键理论

第九章化学键理论1习题P2162、5、6、8、11、12、13、15、19、22、232本章是化学的核心！分子是化学反应的基本单元，分子结构决定物质化学性质白磷、红磷石墨、金刚石和C60结构与物性的关系3概述：化学键化学键定义Pauling：如果两个原子（或原子团）之间的作用力强得足以形成足够稳定的、可被化学家看作独立分子物种的聚集体，它们之间就存在化学键简单地说，化学键是指分子内部原子之间的强相互作用力化学键理论可以解释化学键的本质与特性分子的形成、稳定性与空间构型化学键与分子的物化性质间的关系4化学键理论框架化学键离子键共价键金属键Kossel理论自由电子气理论能带理论离子极化理论Lewis理论现代共价键理论VSEPR模型价键理论（VB）分子轨道理论（MO）59.1离子键理论离子键的形成与特点离子的特征离子晶体的结构6概述离子化合物NaCl、MgO等活泼金属和活泼非金属形成的化合物熔沸点较高，硬而脆，熔融状态或水溶液能导电离子键理论1916，Kossel1.原子发生电荷转移，形成正负离子2.离子间通过静电引力结合71.离子键形成过程离子键形成条件原子易得失电子。

一般要求|A-B|>1.7活泼金属的氧化物、

卤化物等nNanNa+nClnCl-ne-nNaClI1E1静电引力NaClVrNa++Cl−82.离子键的特点本质上为静电引力q，r，则离子键强度没有方向性和饱和性，只要空间允许，每个离子周围会排列尽量多的异号电荷离子键的离子性与元素的电负性有关现代实验表明，所有的离子键都有共价成分键的离子性可由元素的电负性差确定即使对于离子性最强的CsF，离子键也仅占有92%9离子性与元素电负性的关系离子性百分数%离子性百分数%0.211.8550.442.0630.692.2700.8152.4761.0222.6821.2302.8861.4393.0891.6473.292103.晶格能定义：1mol的离子晶体解离为自由气态离子时所吸收的能量，符号UMX(s)=Mn+(g)+Xn-(g),UrHmө作用：度量离子键的强度晶体类型相同时，U与离子电荷q乘积成正比，与离子间距r成反比U大，正负离子间结合力强，相应晶体的熔点高、硬度大NaINaBrNaClNaFBaOSrOCaOMgOBeO电荷111122222r(pm)318294279231277257240210165U(kJmol-1)7047477859233054322334013791-熔点(K)9341020107412662191270328873125283311晶格能的测定Born-Haber循环实验值U=787kJ·mol-1Born-Lander公式计算结果U=762kJmol-1

Na(s)+½Cl2(g)NaCl(s)Na(g)Cl(g)Na+(g)Cl-(g)+H1H4H3H5=-UH2H0124.离子的特征离子的特征电荷电子层结构离子半径离子化合物的性质离子键的强度正负离子的性质13离子特征I：离子电荷等于中性原子（原子团）在形成离子过程中得到或失去的电子数正离子通常由金属原子形成，常为+1、+2，最高为+3、+4，没有更高的负离子通常由非金属原子或原子团组成，常为-1和-2，更高的多为含氧酸根离子或配离子(PO43-、[Fe(CN)6]4-)14离子特征II：电子层结构简单负离子F-、O2-都具有稀有气体电子构型正离子构型比较复杂稀有气体构型1：2电子：Li+稀有气体构型2：8电子：Na+、K+拟稀有气体构型：18电子：Cu+、Tl3+含惰性电子对构型：18+2电子：Sn2+、Bi3+不规则构型：9~17电子：Fe2+、Cu2+直接影响离子间的相互作用力8电子构型<9~17电子构型<18、18+2电子构型15离子的特征III：离子半径严格讲，离子半径无法确定实用定义d可用X射线衍射法测定结果是有效离子半径，即离子的作用范围有三套数据，使用时必须自洽GoldschmidtPaulingShanon（推荐使用）dr+r-16离子半径的变化规律同主族相同电荷的离子的半径自上而下增大Li+<Na+<K+<Rb+<Cs+F-<Cl-<Br-<I-同一元素的正离子随离子电荷升高而减小Fe3+<Fe2+等电子体半径随负电荷的降低（正电荷的升高）而减小N3->O2->F->Na+>Mg2+>Al3+同周期内相同电荷的离子的半径自左到右依次减小Mn2+>Fe2+>Co2+>Cu2+175.离子晶体的特征正负离子通过离子键结合每个离子周围都有若干个异电荷离子，形如NaCl的是化学式，不是分子式内部格点间作用力大，一般具有较高的熔沸点和硬度，但延展性差熔融状态或水溶液中存在自由离子，能够导电，但固态基本上不导电（并非全部如此）18离子晶体的类型I：CsCl型AB型离子化合物晶胞为立方体，Cl-占据顶点，Cs+占据体心

每个晶胞中含有Cs+和Cl-各1个Cs+和Cl-配位数都为8CsBr、CsIad19离子晶体的类型II：NaCl型AB型最常见的类型晶胞为立方体，Cl-占据顶点和面心，Na+占据棱心和体心，d=0.5a每个晶胞中含有Na+和Cl-各4个Na+和Cl-的配位数都为6LiF、CsF、NaI20AB型晶胞为立方体，S2-占据顶点和面心，Zn2+在立方体内部

每个晶胞中含有S2-和Zn2+各4个S2-和Zn2+配位数为4ZnO、HgS离子晶体的类型III：立方ZnS型216.离子半径与晶体构型的关系离子半径是决定晶体构型的主要因素负离子相对来说较大，正离子可看成是填充在负离子的空隙中如果正离子太小，则正负离子不能很好接触；而如果正离子太大，则会在负离子的空隙中暴露出来对于各种构型，存在最佳的离子半径比范围，过大或过小都因不稳定而转换构型22离子半径与晶体构型的关系NaCl构型平面图r+/r->0.414r+/r-<0.414能稳定存在不能稳定存在r+/r->0.414时，NaCl构型能稳定存在23其他晶体构型24离子半径与晶体构型的关系r+/r-配位数晶体构型实例0.225~0.4144ZnS型ZnO、BeO、CuCl、CuBr0.414~0.7326NaCl型KCl、NaBr、CaO、BaS0.732~18CsCl型CsBr、NH4Cl半径比规则对于确定离子晶体构型很有帮助，但注意此规则并不是绝对可靠的259.2共价键理论Kossel理论不能解释电负性相近的元素原子形成的化合物26共价键理论基础知识：键参数基本共价键理论Lewis共用电子对理论价键理论分子的空间构型理论杂化轨道理论、VSEPR模型分子轨道理论27i)键参数描述化学键性质的量常用键参数键级键能键长键角键的极性28键级定义：两个原子之间形成的化学键数目分类单键：H-H重键（双键、三键）：O=O，NN特殊键：单电子键、三电子键等一般用于定性推断分子的稳定性29键能：键解离能D定义：断开指定共价键需要的能量HCl(g)=H(g)+Cl(g)D(H-Cl)=rHmө可通过光谱实验或热化学循环测量键解离能D越大，化学键越牢固HFHClHBrHI解离能D/kJ·mol-15694313692971273K的分解率/%-0.0140.53330键能：键能E定义：分子中同种类型键的平均解离能对双原子分子，键能E=键解离能DE(H-Cl)=D(H-Cl)=431kJ∙mol-1对多原子分子，E=逐级解离能的平均值H2O(g)=OH(g)+H(g)D1=498kJ·mol-1OH(g)=O(g)+H(g)D2=428kJ·mol-1H2O中O-H键能E=(D1+D2)/2=463kJ·mol-131键长定义：两个成键原子间的距离可用光谱或X射线衍射法测量，简单分子也可理论计算同种键在不同分子中，键长基本是个定值相同原子共价单键键长的一半，即为该原子的原子半径分子共价单键键长可用原子半径之和估算32几个键参数之间的关系键级、键能、键长的关系同样的两个原子形成化学键，一般键级，则键长，同时键能，键牢固度键级键能E/kJmol-1键长/pmCC1345.6154C=C2602134CC3835.1120CO1357.7148C=O2798.9124CO(CO)31070.3113NN1167145N=N2418125NN3941.711033键角定义：两个相邻化学键的夹角可用光谱或X射线衍射法测量，简单分子也可理论计算反映分子空间构型的重要因素。键长键角确定，则分子空间结构确定OHH104o45'95.8pm107o18'100.8pmNHHHOCO180o34键的极性不同原子形成化学键，电荷分布不对称，电负性大的原子端带部分负电荷，电负性小的原子端带部分正电荷，这样的共价键有极性可根据成键原子的电负性判断键级性的强弱 H-H H-I H-Br H-Cl H-F电负性差 0 0.46 0.76 0.96 1.78极性大小 无极性增强离子键可以看作极性共价键的极端情况35ii)价键理论Lewis共用电子对理论（1916）原子间共用电子对，使得每个原子达到稳定的稀有气体原子的电子层结构（8电子），称为“8隅（yu）体规则”Lewis结构式电子用小黑点表示，成键电子对也可用短横表示36ClO3-价电子总数等于26，扣除3个单键的6个电子，余下的20个电子以孤对方式分配给四个原子，使它们均达到8电子构型NO+价电子总数等于10，只有形成三键，才能使得余下的电子以孤对方式分配给两个原子后，两个原子同时达到8电子构型BF4-价电子总数等于32，必须在5个原子周围画上16对电子的32个圆点复杂体系的Lewis结构式37Lewis结构式的局限不能解释NO、NO2等含单电子的化合物不能解释PCl5、SF6等富电子化合物没有解释共价键的成键原理，不能说明共价键的特征有的化合物结构有多种写法

38ii)价键理论1927年，Heitler-London量子力学对H2的计算，揭示了共价键的本质1930年以来，经Pauling、Slater等推广发展，形成现代价键理论（电子配对法、VB）39共价键的本质两个H接近过程中，两个电子同时受到两个原子核的吸引作用，同时电子间和原子核间存在排斥作用（可用库仑力描述）当两个H电子云开始重叠时，发生两种情况两个电子自旋相同。由于Pauli不相容原理，两个电子不能处于同一状态两个电子会相互回避，仿佛它们之间存在一种额外斥力（纯量子力学效应）两个电子自旋相反。上述额外斥力不存在40共价键的本质：势能曲线电子自旋相同，体系能量始终高于两个单独存在的H，不能形成化学键。称为推斥态电子自旋相反，随着H原子接近，体系能量下降，存在最低点，能够形成稳定的化学键。称为基态H2Vr41共价键的本质：电子云分布基态推斥态两个原子核之间出现了一个密度较大的区域降低两核间的正电排斥增添了两个原子核对核间概率密度较大的负电荷区域的吸引体系的能量降低共价键的本质也是电性的，但不能用经典理论解释42价键理论要点电子配对原理双方各提供自旋方向相反的未成对电子，俩俩耦合构成“电子对”能量最低原理电子配对之后放出能量，形成稳定共价键最大重叠原理双方原子轨道应尽可能最大程度地重叠价键理论认为共价键是通过自旋相反的电子配对和原子轨道的最大重叠而形成的，使体系达到能量最低状态43共价键的特征i：饱和性对每个原子而言，只能形成一定数量的共价键每种元素的原子能提供用于形成共价键的未成对电子是一定的注意：形成共价键时，原子的已成对电子在一定条件下可以被激发而拆对参与成键类似的，可以解释SF6、XeF2的成键44共价键的特征ii：方向性原子轨道只有沿着一定方向重叠，才能满足最大重叠原理原子轨道重叠部分，波函数的符号必须相同共价键的方向性决定了分子的空间构型45键原子轨道“头碰头”方式沿键轴方向重叠共价键的类型s-s重叠，H2p-p重叠，Cl2s-p重叠，HCl键轴为旋转对称轴，圆柱形对称

46键原子轨道“肩并肩”方式重叠共价键的类型p-p重叠p-d重叠d-d重叠通过键轴存在节面，镜面反对称

47键和键的比较键键重叠方式头碰头肩并肩对称性绕键轴

旋转对称以节面为镜面反对称重叠程度较大较小稳定性较强较弱两个原子成键时，优先成键，但只能形成一个，多重成键时其他的都为键48N2分子的成键情况NN分子，共价三键1个键，2个键键键1键2xyzyz49共价键的类型键两个原子轨道d轨道“面对面”方式重叠50成键原子一方提供孤对电子，另一方仅提供空轨道特殊的共价键：配位键2s2pC2s2pO键键配位键

虽然配位键的形成机制与普通共价键不同，但成键之后则无法区分51配位键的形成配位键的形成条件一个原子价层有孤电子对(电子给予体)另一个原子价层有空轨道(电子接受体)2s2pNHHHNH3H+配键52不局限在两个原子之间的键，称为离域键，或大键形成离域键的要求分子中多个原子有相互平行或接近平行的p或d轨道这些轨道的能量接近参与成键的电子数小于轨道数的2倍一般记作nm，n中心m电子离域键特殊的共价键：离域键53离域键离域键的形成可使体系的能量降低，键长缩短。例如上述几种化合物，其N-O键长均约为120pm，接近N=O键长(117pm)54特殊的共价键：弯曲键有的时候，轨道的最大值方向与键轴方向不一致，就是说，原子轨道重叠时没有达到最大重叠环丙烷C3H655价键理论小结价键理论解释共价键的本质、特征等方面很成功原始价键理论在解释分子空间结构发生困难H2O和NH3分子键角不是90ºCH4的正四面体空间构型分子的空间结构理论56iii)杂化轨道理论Pauling杂化轨道理论价键理论的补充原子轨道为什么需要杂化？什么叫做杂化？杂化对空间结构有什么影响？理论必须解决：57原子成键时，能级相近的原子轨道相互影响，重新组合形成新的轨道——杂化轨道。这个过程叫杂化杂化轨道的成键能力强杂化轨道的伸展方向发生改变杂化轨道理论要点58杂化轨道理论要点只有能量相近的原子轨道才能发生杂化可以杂化：2s与2p，3s与3p，3s、3p与3d不可以杂化：1s与2s，2s与3p杂化轨道数目与杂化前的原子轨道数目相同几个原子轨道参与杂化，必定形成几个杂化轨道杂化只发生在形成分子的过程中杂化轨道能量之和高于杂化前原子轨道能量之和形成分子时，杂化轨道生成更强的共价键59sp杂化：1个ns+1个np两个sp杂化轨道成180º(直线形)形状一头大一头小，用大头成键杂化轨道的类型60sp杂化成键Be+Cl2=BeCl2类似的例子还有HgCl2、BeH2直线形分子Cl—Be—Cl61杂化轨道的类型sp2杂化：1个ns+2个np形成正三角形结构BF362杂化轨道的类型sp3杂化：1个ns+3个np正四面体结构CH4、SiF4、GeCl4等arccos(-1/3)63杂化轨道的类型sp3d杂化1个ns+3个np+1个ndPCl5激发杂化三角双锥构型90º120º64杂化轨道的类型sp3d2杂化1个ns+3个np+2个ndSF6正八面体构型90º65等性杂化和不等性杂化等性杂化各杂化轨道成分相同，能量相等不等性杂化各杂化轨道成分不相同，能量不相等1.中心原子包含孤对电子。NH3、H2O2.多个不同的原子参与成键。CHCl3此时键角会偏离等性杂化的预期值66不等性杂化：H2O2s2psp3不等性杂化孤电子对占据参与成键的电子占据孤对电子对成键电子存在排斥作用，使得键角减小109º28’

104º45’67杂化轨道理论的优缺点能够很好的解释分子的空间构型非专门研究人员很难直接使用哪些轨道能杂化？如何杂化？发展简单有效的方法，判断和预测分子的空间构型68iv)VSEPR模型1940年，Sidgwich和Powell提出，用于判断形如AXn共价小分子空间结构理论：Lewis思路的简单延伸核心：分子空间构型取决于中心原子A的价电子层中电子对的排斥作用，分子构型总是采取电子对之间斥力最小的结构69电子对的理想空间分布VP电子对的几何分布空间构型2直线3平面三角形4四面体5三角双锥6八面体注意将这些结构与杂化轨道理论的结果比较70价层电子对的确定价层电子对VP=成键电子对BP+孤电子对LPBP=与中心原子A成键的原子数对于AXn型分子，BP=nLP=(A的价电子数-X未成对电子数之和)/2VP=(A的价电子数+X提供的价电子数之和)/2若X=H或卤素，每个X提供1个电子若X=O、S，每个X不提供电子。但如果O、S上还连有其他的原子，则提供1个电子71价层电子对的确定：补充说明中心原子的价电子数=族数，稀有气体按8计算如果体系为离子团，则计算LP和VP时须加上或减去相应的电荷（正离子减，负离子加）若LP和VP计算结果出现0.5（有成单电子），则按进1处理（单电子视为一个电子对）72价层电子对的确定：举例SO2BP=2。LP=(6-22)/2=1，VP=2+1=3或直接计算VP=6/2=3HNO3BP=3，LP=(5-22-1)/2=0，VP=3直接计算VP=(5+1)/2=3XeF2BP=2。LP=3，VP=5H2OBP=2，LP=2，VP=473价层电子对的确定：举例POCl3BP=4。LP=(5-2-31)/2=0，VP=4直接计算VP=(5+31)/2=4SO32-BP=3。LP=(6-32+2)/2=1，VP=4直接计算VP=(6+2)/2=4NH4+BP=4，LP=0，VP=4NO2BP=2，LP=0.5=1，VP=2.5=374分子的空间构型iLP=0的分子，空间构型=电子对的空间构型BeCl2VP=2，LP=0Cl—Be—ClBF3VP=3，LP=0CH4VP=4，LP=0PCl5VP=5，LP=0SF6VP=6，LP=075分子空间构型的确定：练习CO2 BP=VP=2 直线形CO32-、SO3 BP=VP=3 正三角形PO43-、NH4+ BP=VP=4 正四面体形AsF5 BP=VP=5 三角双锥形PBr6-、SiF62- BP=VP=6 正八面体形76分子的空间构型iiLP0的分子确定排斥力最小的结构从中去除孤电子对的位置斥力判断规则VP之间夹角越小，斥力越大LP-LP>LP-BP>BP-BP重键>单键77分子的空间构型iiNH3BP=3，VP=4，LP=1确定基本构型：四面体形确定孤电子对占据的位置：任意一个顶点最终结果：三角锥形SnCl2BP=2，VP=3，LP=1基本构型：三角形，孤电子对占据一个顶点最终结果：V形78分子的空间构型iiSF4BP=4，VP=5，LP=1基本构型：三角双锥确定孤电子对位置：最终结果：变形四面体提示：对于三角双锥形而言，平伏位受推斥作用较小，优先被孤对电子占据79分子的空间构型：结果汇总VPBPLP电子对的分布空间构型实例220直线形CO2、BeCl2330平面三角形BCl3、SO3、NO32-、CO32-21V形PbCl2、SO2、O3、NO280分子的空间构型：结果汇总VPBPLP电子对的分布空间构型实例440四面体形SiCl4、PO43-、SO42-、NH4+31三角锥形NH3、PF3、H3O+、SO32-22V形H2O、SCl281分子的空间构型：结果汇总VPBPLP电子对的分布空间构型实例550三角双锥形PCl5、AsF541变形四面体形SF4、TeCl432T形ClF323直线形XeF2、I3-82分子的空间构型：结果汇总VPBPLP电子对的分布空间构型实例660八面体形SF6、H5IO6、SiF64-51四角锥形四方锥形ClF542正方形XeF483分子的空间构型判断的补充键不改变分子的基本构型分子中有键时，键应排在相当于孤对电子的位置VSEPR模型只能定性预测分子的基本构型，不能给出定量结果若中心原子是过渡金属，VSEPR模型不适用XeO2F284预测键角的相对大小孤对电子越多，键角越小：H2O~NH3~CH4分子中有键则相应键角增大。CH2O、COCl2若A相同，X电负性越大，相应键角越小 PF3 PCl3 PBr3键角º 97.8 100.3 101.5若X相同，A电负性越大，键角越大 NH3 PH3 AsH3键角º 107.3 93.3 91.8请大家自己思考85价键理论杂化轨道理论VSEPR模型86v)分子轨道理论（MO）价键理论的困境抓住了形成共价键的主要因素，模型直观只能处理基态的情况，对激发态无能为力只能定性、半定量，不能定量计算对复杂分子，特别是有机分子结构不能说明不能解释有些简单分子的形成O2、H2+、He2+新的理论！Millikan-Hund87分子轨道理论要点电子属于整个分子，在整个分子范围内运动，其运动状态称为分子轨道共价键形成是因为电子获得更大运动空间，导致能量下降分子轨道由原子轨道线性组合而成成键三原则能量相近原则最大重叠原则对称性匹配原则决定能否成键决定成键的效果1=c1A

+c2B2=c1A

-c2B88分子轨道的类型：s-s注意：原子轨道组合成分子轨道，不要与杂化轨道理论中的杂化混淆！89分子轨道的类型：s-p90分子轨道的类型：p-p91分子轨道的处理方法确定分子轨道的数目和能级，以及可用电子数按规则将电子填入分子轨道，像写原子的电子组态那样写出分子的电子组态Pauli不相容原理能量最低原理Hund规则92同核双原子分子轨道能级图93分子轨道法的应用H2形成分子后，电子填入1s分子轨道，能量低于原1s轨道，从而形成化学键分子轨道式(1s)294分子轨道法的应用N2(1s)2(*1s)2

(2s)2(*2s)2

(2py)2(2pz)2(2px)2KK(2s)2(*2s)2

(2py)2(2pz)2(2px)2对成键不起作用实际对成键起作用，2个键和1个键内层电子，对成键事实上不起作用，可以KK代表95分子轨道理论的威力：O2O2的困惑按价键理论，O=O。所有电子都已配对实验证实，O2分子具有顺磁性，分子中存在2个未成对电子分子轨道处理法三电子键96分子轨道理论中的特殊键型H2+：单电子键，[H·H]+He2+：三电子键，[He···He]+97分子轨道理论中的特殊键型B2：2个单电子键BB98分子轨道理论中的键级N2 3O2 2H2 1H2+ 0.5He2+ 0.5He2 099异核双原子分子CO：能级次序类似于N2NO：能级次序类似于O2HF请大家自行完成100多原子分子体系XeF2101分子轨道理论与价键理论的比较+102分子轨道理论与价键理论的比较价键理论简明直观，价键概念突出在描述分子的几何构型方面有独到之处，容易掌握认为只有配对才能成键，应用范围窄对许多分子的结构和性能不能给予确切解释分子轨道理论把电子分布统筹安排，使分子具有整体性成键条件放宽，有单电子键，应用范围宽概念不明确，计算方法复杂，不易运用和掌握在描述分子几何构型方面不够直观1039.3金属晶体与

金属键理论104金属晶体周期表中4/5的元素为金属元素，除Hg外，其它金属室温下均为晶体观测表明，金属晶体中每个原子被8~12个相邻原子包围它们中间的化学键是什么呢？电子数量太少，不足以形成足够的共价键不可能形成离子键金属键105金属键理论：改性共价键理论自由电子在金属中，价电子脱离原子束缚，可以自由地从一个原子跑向另一个原子失去电子的金属正离子构成晶格骨架所有的自由电子形成运动范围广阔的电子气金属键自由运动的电子气把金属离子“胶合”在一起“金属离子沉浸在自由电子的海洋中”106金属一般性质金属的一般性质与自由电子的存在密切相关金属光泽，导电、导热，延展性好但有的性质变化范围很大熔点：Hg234K，W3683K硬度：Cs0.2，Cr9金属键的特点没有方向性和饱和性107金属键的强度金属键的强度主要取决于自由电子数量金属升华能S（原子气化热、原子化热）M(s)=M(g)，SrHmөIA和IIB金属S值较小，VB~VIII金属S很大S小的其熔点低，质地软；反之则熔点高，硬度大108金属键理论：能带理论分子轨道理论方法电子属于整个晶体，成为离域电子能量接近的原子轨道组合成分子轨道电子填充在分子轨道中，形成稳定的化学键分子轨道形成能带金属晶体中分子轨道密集，相邻的分子轨道间的能量差极小，形成连片的“能带”109能带的形成Li2s原

子轨道2Li4Li8Li2nLi…2s能带n个满轨道n个空轨道2s分

子轨道110能带的特点和分类能带包含的能量范围较大，能带内各相邻轨道能级差很小分类：满带、导带、空带、禁带能带可以发生交叠满带不满，空带不空能带结构决定固体的性质Li能带1s2s2pBe能带2s2p111固体根据能带理论分类能隙较大（>5eV）能隙较小

（<3eV）金属绝缘体半导体112金属晶体金属原子(正离子)通过金属键结合而成的晶体通常可看作等径圆球的紧密堆积，每个金属原子配位数较大(8~12)堆积方式空间利用率金属配位数体心立方68%IA、Cr、W、Fe8面心立方密堆积74%IB、Ni、Pd、Pt12六方密堆积74%IIIB、Cd、Co121139.4分子间相互作用分子间力氢键离子极化理论114分子内原子的强烈相互作用化学键分子间的相互作用？分子间作用力vanderWaals力宏观晶体建筑物原子砖块沙石分子预制件分子间作用力一般比化学键小1~2个量级，但对物质的宏观物性有着举足轻重的影响分子间作用力115分子间作用力vanderWaals研究实际气体状态方程时提出，物质分子间还存在的相互作用力分子间力作用力是决定物质的沸点、熔点气化热，熔化热溶解度、表面张力、粘度等性质的主要因素分子间作用力产生的根源？1161.分子的极性共价键的极性：成键原子电负性不同极性的量度：偶极矩定义：正负电荷中心间距与电荷量的乘积

=ql，单位Cm或D(1D=3.3310-30Cm)是矢量，由正电荷中心指向负电荷中心分子的等于各极性键的之矢量和注意：分子的极性除了与共价键的极性有关以外，还与分子的构型有关可据此推断分子构型++2-NHHH=1.66DBFFF=0CO2：=0，直线形分子SO2：=1.6D，V形分子-+极性分子固有偶极(永久偶极)非极性分子117电场下作用下的分子极化非极性分子正负电荷分离，分子出现极性（诱导）诱导作用，诱导偶极矩电场一旦撤销，诱导偶极矩立即消失极性分子在电场作用下发生转动，排列整齐（取向）同样发生诱导作用，产生诱导偶极矩，极性增大电场撤销，诱导偶极矩消失，但固有偶极不变分子极化作用对分子间力的产生至关重要−+−+−+−+−+−+−+−+−+−+−+−+−+−+−+−+−+−+−+−+−+−+−+−+−+−+−+−+−+−+−+−+−+−+−+−+−+−+−+−+−+−+−+−+−+−+−+−+−+−+−+−+−+1182.分子间作用力统称vanderWaals力取向力诱导力色散力总的特点永远存在于分子或离子间的吸引力没有方向性和饱和性作用范围只有几百个pm作用能比化学键小1~2个数量级119取向力极性分子接近时，因各自的电场相互作用而取向，进而发生静电吸引取向力影响因素分子固有偶极矩： 2温度T： T-1分子间距r： r-6取向力只发生在极性分子-极性分子之间−+−+−+−+−+−+−+−+−+−+−+−+−+−+120诱导力非极性分子接近极性分子时，受其电场作用而被极化，产生诱导偶极矩，进而与极性分子发生静电吸引作用诱导力影响因素极性分子固有偶极矩： 2被诱导分子变形性 正比温度T： 与温度无关分子间距r： r-6诱导力可发生在极性分子-非极性分子和极性分子-极性分子之间−+−+121色散力瞬间偶极非极性分子中，由于电子和原子核不停运动，在某一瞬间的相对位移造成分子正负电荷中心分离，从而引起的偶极非极性分子由于瞬间偶极而相互吸引，产生作用力色散力影响因素分子变形性 正比分子间距r： r-6色散力可发生在任何分子之间122分子间力的讨论起主要作用的是色散力一般色散力>>取向力>诱导力同系物分子，一般分子量越大，分子变形性越大，分子间力越大分子量相差不大的分子，偶极矩越大，对称性越小，分子间力越大123分子间力对物质性质的影响分子间力越大，相应的熔沸点越高，同时汽化热/熔解热也较大一般而言，分子间力较大的物质，粘度、表面张力也较大若物质与溶剂之间有较大的分子间力，则其溶解度也较大124例题为何从熔沸点看HCl<HBr<HI？同系物分子量越大，色散力越强，分子间力越大SiH4<PH3<H2S分子量接近，分子极性大，取向/诱导力越大，分子间力越大He的熔沸点极低125按沸点由低到高次序排列以下各组分子H2、He、Cl2、O2CO、N21263.氢键氢化物熔沸点的异常氢键学说HF、H2O和NH3中存在着分子缔合现象——氢键由于氢键的形成，分子间结合力增强，使得相应物质的熔沸点显著升高，其他物理性质也有反常IVA族满足一般规律显著异常127氢键的形成和结构X—H…Y键能：X—H…Y断裂成X—H和Y所需的能量键长：没有统一的定义。可定义成H…Y的距离d或X—Y的距离R，现一般采取后者键角：多数情况下为180o，但也不尽然128一个分子中，没有化学键作用的H和其他原子也可能发生氢键作用，称为分子内氢键由于空间环状结构限制，分子内氢键X—H…Y往往不在同一直线上分子内氢键129氢键的强度氢键键能一般在42kJ·mol-1以下，远小于共价键能，而与分子