普通化学课件

第五章物质结构基础第五章物质结构基础5.1原子结构的近代概念5.2多电子原子的电子分布方式和周期系5.3化学键与分子间相互作用力5.4晶体结构5.1原子结构的近代概念1.了解电子的波粒的二象性。2.掌握量子数n、l、m的取值和合理组合及其意义。3.理解s、p、d原子轨道(Ψ)角度分布。4.理解s、p、d电子云(Ψ2)的角度分布。5.1原子结构的近代概念5.1.1微观粒子的波粒二象性5.1.2波函数和原子轨道5.1.3电子云氢原子光谱玻尔(N.Bohr)理论微观粒子的波粒二象性5.1原子结构的近代概念5.1.1微观粒子的波粒二象性1.太阳光谱连续光谱(Continuousspectrum)：太阳光或白炽灯发出的光是一种混合光，经三棱镜分光后，便可分成红、橙、黄、绿、青、蓝、紫等没有明显分界线的光谱。不连续光谱,即线状光谱(linespectrum)。其频率具有一定的规律。2.氢原子光谱特征:玻尔理论2.玻尔(Bohr)理论1913年，丹麦物理学家N.Bohr首次认识到氢原子光谱与其结构之间的内在联系,并提出了氢原子结构模型。他根据Planck的量子假设、Rutherford的有核原子模型和Einstein的光子概念，提出来关于原子结构的假设，后人称之为Bohr理论。玻尔假设:1.原子中的电子只能以固定半径r绕原子核作圆周运动，且不吸收或放出能量。电子所处能量状态称为能级，且能量是量子化的。2.通常，电子处在离核最近的轨道上，能量最低——基态。原子获得能量后，电子被激发到高能量的轨道上，原子处于激发态。3.从激发态回到基态释放光能，光的频率取决于轨道间的能量差。玻尔理论玻尔理论的贡献和局域性：贡献：成功的解释了氢原子光谱。提出了主量子数n和能级的重要概念，为近代原子结构的发展作出一定的贡献。局限性：不能说明多电子原子光谱和氢原子光谱的精细结构。不能说明化学键的本质。玻尔理论产生局限性的原因：

把宏观的牛顿经典力学用于微观粒子的运动，没有认识到电子等微观粒子的运动必须遵循其特有的运动规律和特征(即能量量子化、波粒二象性和统计性规律)。5.1.1微观粒子的波粒二象性3.微观粒子的波粒二象性光的波粒二象性光的波动性：(光的干涉、衍射）1）光的干涉：指同样波长的光束在传播时，光波相互重叠而形成明暗相间的条纹的现象。2）光的衍射：光束绕过障碍物弯曲传播的现象。微观粒子的波粒二象性光的粒子性：(光电效应、原子光谱)1905年，A．Einstein（爱因斯坦）应用Planck量子论成功解释了光电效应，并提出了光子学说。他认为光是具有粒子特征的光子所组成，每一个光子的能量与光的频率成正比，即光子的能量E＝hν。由此可见:具有特定频率ν的光的能量只能是光子能量E的整数倍nE（n为自然数)。而不能是1.1E，1.12E,2.3E……。这就是说，光的能量是量子化的。微观粒子的波粒二象性电子的波粒二象性1）德布罗依(DeBroglie)预言

1924年，法国物理学家LouisdeBroglie在光的波粒二象性的启发下，提出具有静止质量的微观粒子(如电子)具有波粒二象性特征，并预言：微观粒子的波长λ和质量m、运动速度v之间的关系为

：微观粒子的波粒二象性例：子弹：m=2.5×10-2kg,v=300m·s-1

=h/(mv)=6.6×10-34/(2.5×10-2

300)

=8.8

10-35(m)可忽略，主要表现为粒子性。不可忽略，波动性

=h/(mv)=6.6×10-34/(9.1×10-31

5.9×105)=12

10-10(m)=

1.2nm电子：me=9.1×10-31kg,v=5.9×105m·s-1微观粒子的波粒二象性

2）衍射实验：1927年，毕柏曼等人进行电子衍射实验，证实了德布罗依的预言。3）物质波的统计性规律：

在衍射实验中，就一个电子来说，不能确定它究竟会落在哪一点上（测不准原理），但若重复进行多次相同的实验，就能显示出电子在空间位置上出现具有衍射环纹的规律。这就是说，电子的波动性是电子无数次行为的统计结果。

电子等微观粒子的运动具有波粒二象性、能量量子化、统计性规律，因此，电子不能用牛顿经典力学来描述原子核外电子的运动状态，而应该用量子力学来描述。5.1原子结构的近代概念5.1.1微观粒子的波粒二象性5.1.2

波函数和原子轨道5.1.3电子云5.1.2波函数和原子轨道1.薛定谔方程

薛定谔方程是描写微观粒子运动状态的基本方程，量子力学的基本方程。它是一个偏微分方程（以直角坐标表示）：

波函数总能量势能质量普朗克常数空间直角坐标薛定谔方程

直角坐标(x,y,z)与球坐标(r,θ,φ)的转换：薛定谔方程以球坐标表示：径向部分角度部分5.1.2波函数和原子轨道2.波函数和量子数波函数

：电子的运动状态可由薛定谔方程解得的波函数

来描述。

薛定谔方程是不定方程，有无穷多的解。为得到合理解，在解薛定谔方程中，波函数中引入了四个量子数n、l、m、ms，一组量子数确定一种波函数，对应于电子的一种运动状态。

通常又把一种波函数称为一个原子轨道。但这里的轨道，不是经典力学意义上的轨道，而是服从统计规律的量子力学意义上的轨道。波函数和量子数(1)主量子数n：

n=1,2,3…正整数，它决定电子离核的远近和能级,n越大能量越高。相同n，称为层。n=1为基态，n=2,3…为激发态。(2)角量子数l：

l=0,1,2,3,…n-1，对应用s,p,d,f,…来表示，它决定了波函数(原子轨道)或电子云的形状。相同l，称为亚层。四个量子数的取值与意义：波函数和量子数(3)磁量子数m：m=0,1,2,3…l，共可取2l+1个数值。m值反应了波函数(原子轨道)或电子云在空间的伸展方向。相同n(同层)，总的原子轨道数为n2。(4)自旋量子数ms：

ms=1/2,表示同一轨道中电子的二种自旋状态。相同n(同层)，可容纳的电子总数为2n2。

两个电子处于不同的自旋状态称为自旋反平行，可用符号↑↓

或↓↑表示。处于相同的自旋状态称为自旋平行，符号为

↓↓或

↑↑。波函数和量子数四个量子数的名称与取值范围：主量子数：n=1,2,3,……

角量子数：

l=0,1,2,……n-1

共可取n个值

磁量子数：m=0,1,2,……

l

共可取

2l+1个值

自旋量子数：ms=1/2波函数和量子数n=1l=0m=01s1

2=2×12

四个量子数描述核外电子运动的可能状态n=2l=0m=02s

l=1m=0,12p4=22

8=2×22

n=3l=0m=03sl=1m=0,13pl=2m=0,1,2

3d

9=32

18=2×32

nlm

轨道名称轨道数可容纳电子

n22n2波函数和量子数轨道表示：轨道名称：(2,0,0)(2,1,0)(2,1,1)(2,1,-1)2s2pz,x,y(3,0,0)(3,1,0)(3,1,1)(3,1,-1)(3,2,0)(3,2,1)(3,2,-1)(3,2,2)(3,2,-2)3s3pz,x,y3dz2,x2-y2,xy,xz,yz1s(1,0,0)5.1.2波函数和原子轨道3.波函数(原子轨道)的角度分布图(1)s轨道(l=0)例：n=1,

l=0，轨道名称为1s，波函数Ψ1s：P206：3.波函数(原子轨道)的角度分布图

是与角度(θ,φ)无关的常数，所以角度分布图是以此常数为半径的球面。

角度分布图：是角度函数Yl,m(

,φ)随

,φ变化的图象。3.波函数(原子轨道)的角度分布图(2)p轨道(l=1)

例：n=2,l=1,m=0，轨道名称为2pz3.波函数的角度分布图

角度分布与φ无关，所以波函数Ψ2pz是两个相切的球面，其极大值在Z轴。cosθ有正负号，所以角度分布图有正负号。正负号以及Y的极大值空间取向将对原子之间能否成键及成键的方向性起着重要作用。3.波函数(原子轨道)的角度分布图(3)d轨道(l=2):n=3,l=2,m=0,

3.波函数(原子轨道)的角度分布图角度分布图的特征：除了s轨道外，其他轨道的角度分布图均有正、负值。角度分布图与n无关，主要取决于l的数值，如2p，3p，4p……均为相切双球面。当l相同时，角度分布图最大值取向与m有关，分别标在轨道符号右下脚，如：2px，3dx2-y2，4dxy……等。5.1原子结构的近代概念5.1.1微观粒子的波粒二象性5.1.2波函数和原子轨道5.1.3电子云5.1.3电子云1.电子云与几率密度

从光的波动性来说，光的强度与光波的振幅平方成正比；从光的粒子性来说，光的强度与光子的密度成正比；若把光的波动性与粒子性统一起来，则光子的密度与光波的振幅平方成正比。电子与光子一样具有波粒二象性，因此电子出现的几率密度。

所以，ψ2

可用来反映电子在空间某位置上的单位体积内出现的几率的大小（即几率密度）。

5.1.3电子云电子云：以小黑点的疏密表示几率密度分布的图形。氢原子1s电子云图

电子云是电子出现几率密度的形象化描述。小黑点：某个电子在瞬间可能出现的位置，小黑点越密集，电子出现的几率越大。例:氢原子5.1.3电子云2.电子云的角度分布图Y2(θ,φ)可用来表示电子云（几率密度）的角度分布，其图形的画法与波函数图形的画法相似,又有其自身的特征。这种图形反映了电子出现在核外各个方向上几率密度的分布规律。电子云角度分布图5.1.3电子云电子云角度分布图的特征:电子云角度分布图和波函数角度分布图都只与l，m有关，而与n无关。从外形上看，s，p，d电子云角度分布图的形状与波函数角度分布图的相似，但p，d电子云的角度分布图较“瘦”些。波函数角度(Y)分布图中有正负之分（cosθ有正负）。但cos2θ却无正负，故电子云角度(Y2)分布图无正负。第五章物质结构基础5.1原子结构的近代概念5.2多电子原子的电子分布方式和周期系5.3化学键与分子间相互作用力5.4晶体结构教学大纲掌握多电子原子轨道近似能级图，确定原子和正、负离子核外电子分布式、外层电子分布式(外层电子构型)，及其与周期系的对应关系。了解元素氧化值、电离能的周期性递变。了解原子半径，掌握电负性（Pauling标度）的周期性递变。自学原子光谱。5.2多电子原子的电子分布方式和周期系5.2.1多电子原子轨道的能级5.2.2核外电子分布原理和核外电子分布方式5.2.3原子的结构与性质的周期性规律5.2.1多电子原子轨道的能级

在已发现的112种元素中，H原子（类氢离子）核外只有一个电子，只存在电子与原子核的作用，电子的运动状态可以从薛定谔方程得到精确解。其他原子均是多电子原子，不仅存在电子与核的作用，且存在电子之间的相互排斥作用，难以用薛定谔方程得到精确解，只能用光谱实验的数据，经过理论分析得到。5.2.1多电子原子轨道的能级波函数(原子轨道)：与氢原子类似，其电子运动状态可描述为Ψ1s,Ψ2s,Ψ2px,Ψ2py,Ψ2pz,Ψ3s…能量：多电子原子中原子轨道的能量取决于核电荷对核外电子的吸引力及核外电子的排斥力。由电荷数Z，主量子数n，角量子数l

决定。在外加场的作用下，还与磁量子数m有关。5.2.1多电子原子轨道的能级Pauling近似能级图(1)l相同时,能级高低由n决定，n增大，E增大。如:E1s<E2s<E3s……；E2p<E3p<E4p……；E3d<E4d<E5d……(2)n相同，l不同时，随l增大，E增大。如：Ens<Enp<Enp<Enf.

(3)

n、l都相同的轨道，能量相同，称为等价轨道或简并轨道。如：同一层的p、d、f亚层各有3、5、7个等价轨道。(4)n

和l均不同时，可能出现能级交错。如：E4s<E3d<E4p…近似能级组周期7s,5f,6d,7p76s,4f,5d,6p65s,4d,5p54s,3d,4p43s,3p32s,2p21s1原子轨道能级近似能级图(4)全满、半满、全空规则：当轨道处于全满、半满或全空时，原子较稳定

(3)洪德(Hund)规则：在n和l相同的等价轨道上分布的电子,将尽可能分占m值不同的轨道,且自旋平行。5.2.2核外电子分布原理和核外电子分布方式1.核外电子分布的原理

(1)最低能量原理：核外电子应尽可能优先占据能级较低的轨道,以使整个原子系统能量处于最低。

(2)泡利(Pauli)不相容原理：每个原子轨道中最多容纳两个自旋方式相反的电子。各电子层最多可容纳电子数为2n2。p5.2.2核外电子分布原理和核外电子分布方式Z=26N:1s22s22p3Z=71s2s2p1s22s22p63s23p64s23d6Z=24Cr:1s22s22p63s23p63d54s12.原子的核外电子分布Fe:1s22s22p63s23p63d6

4s2

5.2.2核外电子分布原理和核外电子分布方式

对于主族元素即为最外层电子分布式。

对于副族元素即为最外层s电子和次外层d电子的分布形式。

对于镧系和锕系元素除最外层电子和次外层电子外，还需加外数第3层的f电子。3.外层电子分布式(外层电子构型)外层电子分布方式25Mn：1s22s22p63s23p64s23d5电子分布式：1s22s22p63s23p63d54s2

82Pb的电子分布式:外层电子分布式：6s26p21s22s22p63s23p63d104s24p64d104f145s25p65d106s26p2外层电子分布式：3d54s25.2.2核外电子分布原理和核外电子分布方式4.离子的核外电子分布式和外层电子分布式(离子的电子构型)电子构型类型8电子构型(2电子构型)9-17电子构型18电子构型18+2电子构型离子的电子分布式和外层电子分布式如:19K：1s22s22p63s23p64s1如：25Mn：1s22s22p63s23p63d54s2正离子：原子变成正离子时依次从最外层(能量较高、离核最远)先失去电子。其外层电子分布式一般为n最大的层。25Mn2＋：1s22s22p63s23p63d5外层电子分布式：3s23p63d5

电子构型：9－17电子构型外层电子分布式：3s23p6

电子构型：8电子构型19K＋：1s22s22p63s23p6负离子：原子变成负离子时得到电子，依次从能量最低的空轨道开始排列电子。外层电子分布式：3s23p6

电子构型：8电子构型如16S：1s22s22p63s23p4

S2－：1s22s22p63s23p6离子的电子分布式和外层电子分布式1.原子的核外电子分布和周期系

2.元素性质的周期性递变5.2.3原子的结构与性质的周期性规律

元素周期表：是周期律的表现形式。周期表有多种形式，现常用的是长式周期表。1.原子的核外电子分布和周期系

元素周期律：元素以及由它形成的单质和化合物的性质，随着元素的原子序数(核电荷数)的依次递增，呈现周期性的变化。

实质：电子排布的周期性决定了元素性质的周期性。1.原子的核外电子分布和周期系周期：周期号数=原子的电子层数各周期元素的数目等于相应能级组中原子轨道所能容纳的电子总数。族：主族和IB、ⅡB族：族号数=最外层电子数

主族元素的最高氧化态=最外层电子数ⅢB-ⅦB族:族号数=(n-1)d电子数＋ns2电子数Ⅷ族：(n－1)d电子数＋ns电子数=8～10零族：最外层电子数=8（He为2）1.原子的核外电子分布和周期系周期表分区：

区包含的族外层电子构型sIA、ⅡAns1~2pⅢA~ⅦA,0ns2np1~6dⅢB(除镧～锕系)~ⅦB,Ⅷ(n-1)d1~8ns2

(有例外)dsIB、IIB(n-1)d10ns1~2f镧系,锕系(n-1)f1~14ns2

(更多例外)2.元素性质的周期性递变1.氧化值主族ⅠA

ⅡAⅢAⅣAⅤAⅥAⅦA等于最高正氧化值+1+2+3+4+5+6O除外+7F除外族号数可变氧化值+2+3+2+4+4+3+5+1负氧化值-4-3-2-18－族号数(主族)2.原子半径2.元素性质的周期性递变1)共价半径：同种元素的两个原子以共价单键结合时，其核间距的一半，叫做该原子的共价半径。2)金属半径：4)范德华半径：3)离子半径：原子半径

同一族元素的原子半径

主族：自上而下，由于主量子数的增大，原子半径增大。

副族：自上而下变化幅度小，第五、六周期元素原子半径非常接近。原子半径的变化规律：

镧系收缩：镧系元素有14个，都处在IIIB族一个位置上，这使在其后面的各过渡元素的原子半径都相应缩小，致使同一副族的第五、六周期元素的原子半径非常接近。原子半径同一周期元素的原子半径

短周期：自左至右，原子半径逐渐减小，变化幅度较大。

长周期：自左至右，原子半径逐渐减小再略有增大，过渡元素变化幅度较小。

2.元素性质的周期性递变3.电负性

电负性：原子在分子中吸引电子的能力,用χ表示。

电负性的标度有多种，常见的有Mulliken标度(χM)，Pauling标度(χp)和Allred-Rochow标度(χAR)。电负性标度不同，数据不同，但在周期系中变化规律是一致的。电负性值越大，吸引电子的能力越强，非金属性超强。电负性同一主族，从上到下，电负性依次变小，元素的非金属性减弱，金属性增强。同一周期从左往右，电负性依次增大，元素的非金属性增强，金属性减弱。过渡元素的电负性递变不明显，它们都是金属，但金属性都不及第一、第二主族两族元素。电负性可以综合衡量各种元素的金属性和非金属性:

非金属元素＞电负性2.0＞金属元素2.元素性质的周期性递变

基态气体原子失去电子成为带一个正电荷的气态正离子所需要的能量称为第一电离能，用I

1表示。4.电离能电离能：I1<I2<I3<I4同一周期：从左至右，电离能增大，金属活泼性减弱。同一主族：从上至下，电离能减小。5.2多电子原子的电子分布方式和周期系作业：P2506(1)、8第五章物质结构基础5.1原子结构的近代概念5.2多电子原子的电子分布方式和周期系5.3化学键与分子间相互作用力5.4晶体结构5.3化学键与分子间相互作用力

教学大纲理解共价键的价键理论要点、共价键的形成，掌握共价键的类型和特点。了解键长、键角、键能等键参数。了解分子的极性及电偶极距，掌握杂化轨道理论，处理分子空间构型及其与分子的极性的关系。掌握分子间力和氢键的存在、特点及其对物质性质（熔点、沸点、硬度、溶解性等）的影响。5.3化学键与分子间相互作用力5.3.1化学键5.3.2分子的极性和分子的空间构型5.3.3分子间相互作用力5.3.4超分子化学(自学)5.3.5分子振动光谱(自学)

分子是由原子组成的，是保持物质基本化学性质的最小微粒，是参与化学反应的基本单元。5.3.1化学键

原子间的键合作用形成化学键，以及旧化学键的破坏和新化学键的形成(引起的原子重新组合)，是最基本的化学现象。分子的性质分子的化学组成分子的结构化学键分子空间构型相邻分子分子间力5.3.1化学键

除稀有气体的单质是以单原子存在外，其它单质或化合物都是由原子（或离子）相互结合成分子或晶体的形式存在。分子或晶体中相邻原子（或离子）之间强烈的相互吸引作用叫做化学键。化学键的理论有离子键理论、价键理论、杂化轨道理论（改进后的价键理论）等。本节主要运用价键理论讨论共价键的形成、特点和键型；应用杂化轨道理论讨论分子的空间构型。化学键主要类型有：金属键，离子键，共价键。5.3.1化学键化学键金属键：存在于金属晶体内部的化学键（见5.4节）。离子键：存在于电负性相差大的元素之间的化学键。共价键：存在于同种非金属元素，或者电负性相差较小的不同种元素之间的化学键。1.离子键1916年，德国化学家柯塞尔(W.Kossel)根据稀有气体具有稳定结构的事实提出了离子键理论。他认为不同原子之间相互化合时，都有达到稀有气体稳定状态的倾向，首先形成正负离子，而后通过静电吸引形成化合物。可以说明离子型化合物如NaCl等的形成。离子键：由原子间发生价电子的转移形成具有稀有气体原子结构的正、负离子，并通过静电作用而形成的化学键。1.离子键1)离子键的形成

条件：元素的电负性相差大

2)

离子键的特征

1)由正、负离子形成，本质是静电引力。

2)电负性差值越大，形成的键的离子性越强

3)没有方向性、没有饱和性。NaClNa(3s1)－e-Na+(2s22p6)

Cl(3s23p5)＋e-Cl-(3s23p6)(差值大于1.7)电负性为0.9电负性为3.0离子键理论能很好地说明离子型化合物的形成和特征，但不能说明H2、O2、Cl2、N2等由相同原子组成的分子的形成，也不能说明HCl、H2O等化合物的形成。

1927年德国科学家W.Heitler(海特勒)和美籍德国人F.Lodon(伦敦)首先应用量子力学的薛定谔方程来研究最简单的H2分子结构，从而发展了价键理论。2.共价键(价键理论)当两个H原子相互靠近时，由于其1s电子自旋状态的不同，可能有两种情况：自旋相反的1s电子相互配对时，两电子为两个原子所公用，两个原子轨道发生重叠，使两核间的电子几率密度增大，更增加了两核对电子的吸引，导致系统能量降低，形成稳定分子。自旋平行1s电子，其原子轨道不能重叠，两核间电子出现的几率密度减小，系统能量升高，不能成键。1)共价键的形成原子相互接近时，由于原子轨道的重叠，原子间通过共用自旋方向相反的电子对使体系能量降低，由此形成共价键。共价键形成的条件：成键原子必须有未成对电子，其原子轨道能量相近未成对电子必须是自旋反平行符合对称性匹配(同号轨道重叠)原则原子轨道最大重叠1)共价键的形成2.共价键(价键理论)2)共价键的特征饱和性：形成共价键时键合原子双方各提供自旋方式相反的未成对价电子。1个原子能形成共价单键的最大数目等于其未配对电子的数目。2)共价键的特征－饱和性原子核外电子分布未配对电子数共价键分子H1s11H－HH2Cl1s22s22p63s23p51Cl－ClCl2H、NN:1s22s22p3H:1N:3HH-N-HNH3

方向性：共价键是原子轨道重叠形成的，而原子轨道的角度分布上同号重叠（对称性匹配）才是有效重叠；并且原子轨道重叠时要满足最大重叠条件，轨道重叠越多，共价键也越牢固。因此，共价键具有方向性。2)共价键的特征2.共价键(价键理论)2.共价键(价键理论)3)共价键的类型σ键：两个原子轨道沿着核间连线方向以“头碰头”方式进行同号重叠而形成的共价键，轨道重叠部分沿核间连线呈圆柱型对称分布。

π键：两个原子轨道沿着核间连线方向以并“肩并肩”方式进行同号重叠所形成的共价键，重叠部分对于通过键轴的一个平面具有镜面反对称（形状相同，符号相反）。3)共价键的类型如：N:2s22p3(2px12py12pz1)

2Px～2px形成σ键，2py～2py和2pz～2pz形成π键，所形成的π键比σ键弱。σ键p-p

键

键5.3.2分子的极性和分子的空间构型1.共价键参数2.分子的极性和电偶极矩3.分子的空间构型和杂化轨道理论1.共价键参数1)键长键长：分子中成键的两原子核间的平衡距离。如：H-Cl分子(共价键)中H

Cl键长=rH+rCl(共价半径)键长与键的强度（或键能）有关。由不同种类的原子所形成的共价键的键长是不相同的。在原子种类确定时，键长较小则化合物较稳定。1.共价键参数2)键角键角：分子中相邻两键间的夹角。键角和键长是确定分子空间构型重要参数。1.共价键参数3)键能

原子间形成的共价键的强弱可用键能的大小来衡量。键能越大，键越强。3)键能3)键能

由表中的数据可见：键能习惯上取正值。一般，键长越短，则键能数值越大，共价键强度越大。单键、双键及叁键的键长依次缩短，键能依次增大，但与单键并非两倍、叁倍的关系。1.共价键参数①

同种原子形成的共价键，由于原子电负性的相同，两个原子核的共用电子对不发生偏离，称为非极性共价键。4)键的极性②

不同原子间形成的共价键，由于原子电负性的不同，两原子核的共用电子对偏向于电负性大的一方（即发生偏离），称为极性共价键。2.分子的极性和电偶极矩分子从整体上看是电中性的，但从内部的正、负电荷的分布上看，可分成极性分子和非极性分子。非极性分子：正、负电荷中心重合的分子。极性分子：正、负电荷中心不重合的分子。2.分子的极性和电偶极矩分子的极性可用电偶极矩来表示。若分子中正、负电荷中心所带的电量为q，两中心距离为l，则电偶极矩μ为：μ=q·

l

单位：C·m即库仑·米电偶极矩μ的数据可通过实验测得。分子电偶极矩的数值可用于判断分子极性的大小，电偶极矩越大表示分子的极性越大。μ值为零的分子即为非极性分子。2.分子的极性和电偶极矩双原子分子：N2：N－N键的极性是

N2

分子的极性是

非极性非极性极性极性对于双原子分子，分子极性和键的极性是一致的。HCl：H－Cl键的极性是

HCl分子的极性是

2.分子的极性和电偶极矩多原子分子：在多原子分子中，分子的极性和键的极性不一定是一致。例：H2OH－O键是极性键，H2O是极性分子。分子的极性不但与键的极性有关，还与分子的空间构型（对称性）有关。CH4:C－H键是极性键，但CH4是非极性分子。分子的极性不但与键的极性有关，还与分子的空间构型（对称性）有关。3.分子的空间构型和杂化轨道理论为了从理论上说明各种分子不同的空间构型，1931年Pauling等以价键理论为基础，提出化学键的杂化轨道理论(Hybridization)。杂化：形成分子时，由于原子相互影响，若干不同类型能量相近的原子轨道混合起来，重新组合成一组新轨道，这种重新组合的过程称为杂化。杂化轨道：杂化所形成的新轨道称为杂化轨道。分子的空间构型：共价型分子中的各原子在空间排列所构成的几何形状叫做分子的空间构型。3.分子的空间构型和杂化轨道理论杂化轨道理论的要点：①在形成分子时，中心原子中能级相近的若干不同类型的原子轨道要“混合”重组(杂化)，形成一组能级相同成键能力更强的杂化轨道。②

n个原子轨道杂化后，形成n个杂化轨道，即数目相等。③杂化轨道与其它原子成键时，共用电子对间要采取排斥力最小的位置，以使分子系统的能量最低，分子最稳定。1.sp杂化例：BeCl22s2pBe:2s2激发2s2psp杂化轨道2pClCl成键BeCl2直线型,非极性分子杂化3.分子的空间构型和杂化轨道理论2.sp2杂化轨道例：BF3B原子外层电子分布：2s22p1激发sp2杂化FFF成键BF3分子平面三角形，非极性分子C：2s2pH:1s1s1s1s2s2p激发杂化形成四个完全相同的共价键成键完全等同sp3杂化轨道(－s+－p)14343.sp3杂化轨道例：CH4正四面体，非极性分子3.分子的空间构型和杂化轨道理论5.等性杂化与不等性杂化等性杂化：形成性质完全相同的杂化轨道的杂化。如：BeCl2、CO2、BF3、CH4等。不等性杂化：由于孤对电子的存在，使各个杂化轨道中所的成分不同的杂化。如：H2O、NH3等。3.分子的空间构型和杂化轨道理论例：NH3N:2s22p32s2p不等性sp3杂化轨道杂化H:1s1s1s成键三角锥形，极性分子3.分子的空间构型和杂化轨道理论例：H2O不等性sp3杂化轨道H:1s1s成键O:2s22p42s2p杂化V字形，极性分子杂化类型

spsp2sp3sp3sp3dsp2sp3dsp3d2s成分

½1/3¼(不等性)¼1/51/6p成分

½2/3¾2/43/53/6d成分

¼1/52/6键角(°)

180120109.28’107104.40’90,180120,9090,180

180空间构型

直线平面△四面体三角锥V形平面正方三角双锥八面体成键能力

依次增强

BeCl2BF3CH4NH3H2ONi(H2O)42+PCl5SF6

实例CO2BCl3CCl4PCl3H2SNi(NH3)42+TeCl5SiF62-

HgCl2COCl2CHCl3Cu(NH3)42+

3.分子的空间构型和杂化轨道理论杂化轨道类型、空间构型及成键能力间的关系5.3.3分子间相互作用力5.3.3分子间相互作用力1.分子间力的种类1)色散力

非极性分子或极性分子由于