第二章-物质结构基础知识

第二章物质结构基础第一节原子核外电子的运动状态第二节原子核外电子的排布第三节元素基本性质的周期性第四节化学键第五节第六节杂化轨道理论与分子空间构型分子间力和氢键

第一节原子核外电子的运动状态一、微观粒子的波粒二象性光的波粒二象性20世纪初，爱因斯坦提出了质能转换关系：E=mc2光具有动量和波长，也即光具有波粒二象性。由于E=hv

c=

v

∴hv=mc2=mcv

=h/mc=h/p式中，c为光速,h为普朗克常数，h=6.626

10-34J·sˉ1

，p为光子的动量。

1924年法国物理学家德布罗意提出电子等微粒也具有波粒二象性，并预言其波长入和质量m存在关系式：h：普朗克常数v：微观粒子的速度

1927年德布罗意的假设被电子衍射实验证实。电子束窄缝光栅物理学的研究表明：微观粒子和经典力学中的质点不同，它不遵守牛顿力学定律，没有固定的运动轨迹，应用量子力学描述微观粒子的运动状态。量子力学认为微观粒子的能量是量子化的，粒子可处于不同能级上，当粒子从一个能级跃迁到另一个能级时，能量变化是跳跃式、不连续的。结论：二、波函数和原子轨道描述核外电子运动的波动方程。薛定谔方程Ψ：电子的波函数，是空间坐标x、y、z的函数m：电子的质量E：电子的总能量V：电子的势能由薛定谔方程解出来的描述电子运动状态的波函数（有时是波函数的线性组合），在量子力学上叫做原子轨道。它可以表示核外电子的运动状态。

解出每一个原子轨道，都同时解得一个特定的能量E与之相对应。式中:z是原子序数，n是参数，eV是能量单位。在此，并不要求我们去解薛定谔方程，只要了解薛定谔方程的一般思路即可。三、概率密度和电子云概率：电子在某一区域出现的机会。

概率与电子出现区域的体积有关，也与所在研究区域单位体积内出现的次数有关。概率密度：电子在单位体积内出现的概率。概率与概率密度之间的关系：概率（W）=概率密度

体积（V）

相当于质量，密度和体积三者之间的关系。电子云图是概率密度|

|2的形象化说明，用点的疏密表示概率密度分布。

黑点密集的地方，|

|2的值大，概率密度大；反之概率密度小。当某空间区域中概率密度一致时，我们可用乘法求得概率。量子力学理论证明，概率密度=|

|2，于是有

w=|

|2

V例如，氢原子1s电子云：四、四个量子数及其对核外电子运动状态的描述1、主量子数（n）取值：1，2，3，4……n为正整数光谱符号：K，L，M，N……意义：表示核外电子离核的远近，或者说是电子所在的电子层数，是决定电子能量的重要因素。n=1表示第一层(K层)，离核最近。n越大离核越远。E：电子能量，Z：原子序数，eV：电子伏特，能量单位，1eV=1.60310－19J2、角量子数（l）取值：受n限制,对于确定的主量子数n，角量子数

l可以为0，1，2，3，4……(n－1)，共n个取值。光谱符号：

s，p，d，f，g……表示

。例如：n=3，角量子数

l

可取0，1，2共三个值，依次表示为

s，p，d意义：角量子数l决定原子轨道的形状l=0表示s轨道，形状为球形对称状

l=1表示p轨道，形状为哑铃状

l=2表示d轨道，形状为花瓣状

l=3表示f轨道，形状为复杂的花瓣形同层中(即n相同)不同形状的轨道称为亚层，也叫分层。对多电子原子，由于电子之间的相互作用，当n相同，l不同时，各分层电子的能力也不同。当主量子数相同，轨道的能量高低顺序为：ns<

np<

nd<nf3、磁量子数（m）取值：受角量子数l

的影响，对于给定的l

，m可取：0，1，2，3，……，l；共（2l

+1）个值。例如：l=3，则m=0，1，2，3，共7个值。意义:m决定原子轨道的空间取向。每一种m的取值，对应一种空间取向。

m的不同取值，或者说原子轨道的不同空间取向，一般不影响能量。在没有外加磁场的情况下，l相同而m不同的原子轨道其能量是相同的。n，l，m一组量子数可以决定一个原子轨道的离核远近，形状和伸展方向4、自旋量子数（ms）

电子既有围绕原子核的旋转运动，也有自身的旋转，称为电子的自旋。 取值：只有两个，+1/2和－1/2。电子的自旋方式只有两种，可示意为顺时针方向和逆时针方向，通常用“”和“”表示。所以，描述一个电子的运动状态，要用四个量子数：n，l，m，ms

同一原子中，没有四个量子数完全相同的两个电子存在。四个量子数的基本概念量子数符号名称取值主要意义n

主量子数1,2,3···l

角量子数0,1,2···n-1m

磁量子数

0,±1···±lms

自旋量子数电子离核远近轨道能级高低轨道形状轨道伸展方向电子的自旋一、核外电子排布的规律1、保里(Pauli)不相容原理三种表达方式：（1）在同一原子中，不可能存在所处状态完全相同的电子（2）在同一原子中，不可能存在四个量子数完全相同电子（3）每一轨道只能容纳自旋方向相反的两个电子

第二节原子核外电子的排布２、能量最低原理在不违背保里不相容原理的前提下，电子在各轨道上的排布方式应使整个原子能量处于最低状态。３、洪特规则能量相同的轨道（如3条p轨道，5条d轨道，7条f轨道）叫等价轨道或简并轨道。电子分布到等价轨道时，总是优先占据不同轨道，且平行自旋。特例：等价轨道处于全满、半满或全空状态时能量较低，比较稳定。如全满：p6，d10，f14，半满：p3，d5，f7，全空：p0，d0，f0。(Z=6)C:1s22s22p22p有三个轨道，两个电子如何填充?提问二、原子轨道近似能级图Pauling，美国著名结构化学家，根据大量光谱实验数据和理论计算，提出了多电子原子的原子轨道近似能级图。所有的原子轨道，共分成七个能级组第一组1s

第二组2s2p

第三组3s3p

第四组4s3d4p

第五组5s4d5p

第六组6s4f5d6p

第七组7s5f6d7p其中除第一能级组只有一个能级外，其余各能级组均以ns开始，以np

结束。各能级组之间的能量高低次序，以及能级组中各能级之间的能量高低次序，在下页的图示中说明。

Pauling

近似能级图能量6s6p5d4f6p5d4f6s5s5p4d4s4p3d3s3p2s2p1s654321能级组5p4d5s4p3d4s3p3s2p2s1s1sPauling近似能级图表示的顺序（1）意义：

反映了原子轨道能级高低，电子填充的顺序。2s2p3s3p4s3d4p5s4d5p6s4f5d6p7s5f6d7p（2）特点其一，按能级高低而不是按电子层的顺序排列。原子轨道1s2s2p3s3p4s3d4p5s4d5p6s4f5d6p7s5f6d7p能级组一二三四五六七周期1234567电子最大容量288181832未满其二，原子轨道与能级组、周期、电子最大容量的关系：l

相同，n不相同；n越大，能量越高；n,l

都不同：出现能级交错。其四，各原子轨道的能级由n，l

共同决定。其三，对n，l

相同的轨道(等价轨道)，其能量相同。E1s<E2s<E3sE2p<E3p<E4pE6s<E4f<E5d<E6pE4s<E3d<E4pn相同，l

不同：l越大，能量越高；（除氢原子外）

E3s<E3p<E3dEns<Enp<End<Enf

我国化学家徐光宪教授，根据光谱实验数据，对基态多电子原子轨道的能级高低提出一种定量的依据，即n+0.7l值愈大，轨道能级愈高，并把

n+0.7l值的第一位数字相同的各能级组合为一组，称为某能级组。

根据徐光宪公式计算可以明确原子能级由低到高依次为

1s，(2s，2p)，(3s，3p)，(4s，3d，4p)，(5s，4d，5p)，(6s，4f，5d，6p)…括号表示能级组。此顺序与鲍林近似能级顺序吻合。能级1s2s2p3s3p4s3d4p5s4d5p6s4f5d6pn+0.7l1.02.02.73.03.74.04.44.75.05.45.76.06.16.46.7能级组ⅠⅡⅢⅣⅤⅥ组内电子数288181832多电子原子能级组1、电子排布式依据：原子核外电子排布三原则，近似能级图。举例：Z=24Cr：1s22s22p63s23p63d54s1

[Ar]3d54s1[Ar]称为原子实Z=29Cu：1s22s22p63s23p63d104s1

[Ar]3d104s1三、核外电子的排布和元素周期系0IIAIAIIBIVBIIIBVBVIBVIIBVIIIIBVIIAIIIAIVAVAVIAH

氢He氦Li

锂Be铍B硼C碳N氮O氧F氟Ne氖Na钠Mg镁Al铝Si硅P磷S硫Cl氯Ar氩K钾Ca钙Sc钪Ti钛V钒Cr铬Mn锰Fe铁Co钴Ni镍Cu铜Zn锌Ga镓Ge锗As砷Se硒Br溴Kr氪Rb铷Sr锶Y钇Zr锆Nb铌Mo钼Tc锝Ru钌Rh铑Pd钯Ag银Cd镉In铟Sn锡Sb锑Te碲I碘Xe氙Cs铯Ba钡Lu镥Hf铪Ta钽W钨Re铼Os锇

Ir铱Pt铂Au金Hg汞Tl铊Pb铅Bi铋Po钋At砹Rn氡Fr钫Ra镭Lr铹RfDbSgBhHsMtUunUunUun镧系La镧Ce铈Pr镨Nd钕Pm钷Sm钐Eu铕Gd钆Tb铽Dy镝Ho钬Er铒Tm铥Yb镱锕系Ac锕Th钍Pa镤U铀Np镎Pu钚Am镅Cm锔Bk锫Cf锎Es锿Fm镄Md钔No锘族周期1234567元素周期表p区s区d区f区2、元素的周期周期的划分与能级组的划分完全一致，每个能级组都独对应一个周期。共有七个能级组，所以共有七个周期。HHe1第一周期：2种元素第一能级组：2个电子1个能级1s1个轨道BeLiBCNOFNe2第二周期：8种元素第二能级组：8个电子2个能级2s2p4个轨道

MgNaAlSiPSClAr3第三周期：8种元素第三能级组：8个电子2个能级3s3p4个轨道

KCaScTiVCrMnFeCoNiCuZnGaGeAsSeBrKr4YZrNbMoTcRhPdRuAgCdSrRbInSnSbTeIXe5第五周期：18种元素第五能级组：18个电子3个能级5s4d5p9个轨道

第四周期：18种元素第四能级组：18个电子3个能级4s3d4p9个轨道

第七周期：32种元素第七能级组：32个电子4个能级7s5f6d7p16个轨道

BaCs6sCePrNdPmSmEuGdTbDyHoErTmYbLu4fLaHfTaWReIrPtOsAuHg5dTlPbBiPoAtRn6p第六周期：32种元素第六能级组：32个电子4个能级6s4f5d6p16个轨道

RaFr7sThPaUNpPuAmCmBkCfEsFmMdNoLr5fAcRfDbSgBhHsMtUunUuuUub6d7p

3、元素的区和族

s区元素

最后一个电子填充到s能级上的元素。包括IA族，IIA族，价电子组态为ns1~2，属于活泼金属。

p区元素

最后一个电子填充到p能级上的元素。包括IIIA族，IVA族，VA族，VIA族，VIIA族，0族（VIIIA族），价电子组态为ns2np

1~6，右上方为非金属元素，左下方为金属元素。

s区和p区元素的族数，等于价层电子中s电子数与p电子数之和。若和数为8，则为0族元素，也称为VIIIA族。价电子是指排在稀有气体原子实后面的电子，在化学反应中能发生变化的基本是价电子。

d区元素最后一个电子填充到d能级上的元素。包括IIIB族，IVB族，VB族，VIB族，VIIB族，VIII族。价电子组态一般为(n－1)d1~8ns2，为过渡金属。(n－1)d中的电子由不充满向充满过渡。第4，5，6周期的过渡元素分别称为第一，第二，第三过渡系列元素。

d区元素的族数，等于价层电子中(n－1)d的电子数与

ns的电子数之和；若和数大于或等于8，则为VIII族元素。

ds

区元素价层电子组态为(n－1)d10ns1~2。

有时将d区和ds

区定义为过渡金属。

ds

区元素的族数，等于价层电子中ns的电子数。

f区元素最后一个电子填充到f能级上的元素。价电子组态为

(n－2)f0~14(n－1)d0~2ns2，包括镧系和锕系元素，称为内过渡元素。(n－2)f中的电子由不充满向充满过渡。有时认为f区元素属于IIIB族。01234567镧系锕系长式周期表元素分区示意图ⅠAⅦBⅡAⅢBⅣBBBBⅤⅥⅧⅠⅡⅢⅣⅤⅥⅦBAAAAA(n-2)f1-14(n-1)d0-1ns2f区d区s区p区ns1-ns2(n-1)d1-10

ns1-2ns2

np1-6

第三节元素基本性质的周期性一、原子半径（AtomicRadius，用r

表示）（１）共价半径(rc)：两种或同种元素的两个原子以共价单键结合时，其核间距的一半；（２）金属半径(rm)：金属晶格中，金属原子核间距的一半；（３）范德华半径(rv)：在单质中，两个相邻原子在没有键合的情况下，仅借范德华引力联系在一起核间距离的一半。dddrｃ>d/2rｍ

=d/2r

ｖ<d/2１、定义同一主族元素从上到下，随电子层数增大，半径增大；

（2）规律原子半径在同族中的变化同一副族元素半径增加的幅度减小，镧系收缩所致。短周期：增加的电子在最外层，屏蔽作用小，有效电荷增加较大，半径减小较明显。原子半径在同周期中的变化镧系收缩：镧系元素从镧到镥整个系列的原子半径减小不明显的现象。导致结果：ⅢB族后第五、六周期各对元素分离困难；金属活泼性减弱。２、规律同一周期，从左到右，电子层数不变，核电荷依次增加，半径变化的总趋势是逐渐减小。稀有气体半径突然增大。长周期：增加的电子在次外层或倒数第三层，屏蔽作用大，有效电荷增加缓慢，半径减小也很缓慢。二、电离能(IonizationEnergy，用I

表示)１、定义基态的气态原子失去一个电子成为带一个正电荷的气态正离子所需要的能量称第一电离能（I1）。Na(g)-e-→Na+(g)I1=495kJ·mol-1气态＋1价离子失去一个电子成为＋2价离子所需的能量称第二电离能（I2）。元素的第一电离能越小表示越容易失去电子，即该元素的金属性越强。电离能的大小，反映了原子失去电子的难易。从上到下，r

增大，I

依次减小。２、规律同一周期主族元素:从左到右，核电荷依次增加，r减小，核对外层电子引力增大，I依次增大；同一主族副族元素，不管是族还是周期，变化都不规则。１、定义：分子中原子吸引电子的能力。三、电负性(Electron

egativity，用X表示)

X越大，原子容易吸收电子形成负离子；X越小，原子容易失去电子形成正离子。X反映原子得失电子的倾向，是金属元素和非金属元素界定的标准，但不是绝对标准。X>2为非金属元素，X<2为金属元素。２、规律同一周期同一主族从左到右，电负性增大(F=4.0）从上到下，电负性减小(Cs=0.79)副族元素没有明显的变化规律H2.18Li0.98Na0.93K0.82Rb0.82Cs0.79Be1.57Mg1.31Ca1.00Sr0.95Ba0.89Sc1.36Y1.22Lu1.2Ti1.54Zr1.33Hf1.3V1.63Nb1.60Ta1.5Cr1.66Mo2.16W2.36Mn1.55Tc1.9Re1.9Fe1.8Ru2.28Os2.2Co1.88Rh2.2Ir2.2Ni1.91Pd2.20Pt2.28Cu1.90Ag1.93Au2.54Zn1.65Cd1.69Hg2.00B2.04AI1.61Ga1.81In1.78TI2.04C2.55Si1.90Ge2.01Sn1.96Pb2.33N3.04P2.19As2.18Sb2.05Bi2.02O3.44S2.58Se2.55Te2.10Po2.0F3.98Cl3.16Br2.96I2.66At2.2元素的电负性1、了解波函数的概念2、掌握量子数的物理意义及表示方法3、理解近似能级图4、掌握核外电子排布规律5、掌握元素性质的周期性

小结第四节化学键化学键：分子中直接相连的两个或多个原子之间的强烈的相互作用力。化学键离子键共价键金属键离子键：由原子间发生电子的转移，形成正负离子，并通过静电

作用而形成的化学键

离子型化合物：由离子键形成的化合物。

碱金属和碱土金属（Be除外）的卤化物是典型的离子型化合物一、离子键及特性

1、离子键的形成条件（1）元素的电负性差比较大

X>1.7，发生电子转移，产生正、负离子，形成离子键；

X<1.7，不发生电子转移，形成共价键。（X>1.7，实际上是指离子键的成分大于50%）（2）易形成稳定离子Na+2s22p6；Cl－3s23p6只转移少数的电子就达到稀有气体式稳定结构。2、离子键的本质正负离子之间的静电引力q+，q-分别为正负离子所带电量r为正负离子的核间距离,f为静电引力。由此可见，离子电荷越大，离子间距越小，则引力越大。当r小到平衡距离时，斥力会迅速增大。3、离子键的特征没有方向性可与任何方向的电性不同的离子相吸引没有饱和性只要是正负离子之间，即可彼此吸引二、共价键及特性

1、共价键理论经典理论——路易斯理论1916年，美国科学家Lewis提出共价学说。认为分子中的原子都有形成稀有气体电子结构的趋势，求得本身的稳定。而达到这种结构，可以不通过电子转移形成离子和离子键来完成，而是通过共用电子对来实现。在分子中，原子间通过共用电子对结合而形成的化学键，称为共价键。如＋ClClHHLewis的贡献：提出了一种不同于离子键的新的键型，解释了

X比较小的元素之间原子的成键事实。但Lewis没有说明这种键的实质，所以适应性不强。在解释BCl

3、PCl

5等其中的原子未全部达到稀有气体结构的分子时，遇到困难。

现代价键理论1927年，Heitler

和London用量子力学处理氢气分子H2，解决了两个氢原子之间的化学键的本质问题，使共价键理论从经典的Lewis理论发展到今天的现代共价键理论。成键原理：（a）电子配对原理（b）能量最低原理（c）原子轨道最大重叠原理2、共价键的特征饱和性共价键的数目取决于成键原子所拥有的未成对电子的数目方向性除s

轨道外，其它原子轨道均有方向性，要取得最大程度的重叠，成键的两个轨道必须在有利的方向上。例如:氧有两个单电子，H有一个单电子，所以结合成水分子时，只能形成2个共价键。C最多能与4个H形成共价键。2、共价键的类型

键成键的两个原子核间的连线称为键轴。按成键轨道与键轴之间的关系，共价键的键型主要分为两种。将成键轨道沿着键轴旋转任意角度，图形及符号均保持不变。即键的键轴是成键轨道的任意多重轴。一种形象化描述：

键是成键轨道的“头碰头”重叠。如：HCl

分子中的3p和1s的成键++

π键成键轨道绕键轴旋转180°时，图形复原，但符号变为相反。例如：两个px

沿z轴方向重叠的情况。xx++px

z绕键轴旋转180°++形象化的描述，

键是成键轨道的“肩并肩”

重叠。

N2

分子中两个原子各有三个单电子，

px

py

pz

沿z轴成键时，

pz

与pz

“头碰头”形成一个键。此时，px

和px

，py

和py

以“肩并肩”形式重叠，形成两个键。所以N2

分子的3键中，有1个键，2个键。

配位键：共用电子对由一方提供，另一方提供空轨道。共价键和配位键仅表现在键的形成过程，键形成之后，它们之间就没有差别。4、键参数键能298K，标准状态下1mol气态物质的共价键断裂生成气态原子所需的能量称为键能(EB)，键能的数值为同类键各级解离能的均值，但习惯上取正值。对于双原子分子，键能EAB

等于解离能DABH2(g)——2H(g)DH-H=EH-H=436kJ·mol－1对于多原子分子，键能等于全部离解能的平均值

NH3(g)——

H(g)+NH2(g)D1=435.1kJ·mol－1NH2(g)——H(g)+NH(g)

D2=397.5kJ·mol－1NH(g)——H(g)+N(g)D3=338.9kJ·mol－1三个D值不同。D1>D2>D3，为什么？

EN－H==390.5(kJ·mol－1)键长分子中成键两原子核之间的距离一般键长越小，键越强。在不同化合物中，相同的键，键长和键能并不相等。

例如，CH3OH中和C2H6

中均有C－H键，而它们的键长和键能不同。键角分子中键与键之间的夹角，在多原子分子中才涉及键角如H2S，H－S－H键角为92°，决定了H2S分子的构型为“V”字形又如

CO2，O－C－O的键角为180°，则CO2分子为直线形。键角是决定分子几何构型的重要因素。键的极性取决于成键原子电负性的差值非极性共价键：相同原子形成的共价键，

X=0。如H2、O2

电负性差值越大，共价键极性越强。极性共价键：不同原子形成的共价键，

X>0。金属的电离能较小，最外层的价电子容易脱离原子的束缚而形成自由电子。金属离子紧密堆积。所有自由电子在整个堆积体间自由运动，形成金属键。金属键的本质：金属离子与自由电子之间的库仑引力。三、金属键及特性

金属键的特点：没有方向性和饱和性第五节杂化轨道理论CH4形成的过程中，C原子的电子曾有过如下的激发步骤，以得到4个单电子。

电子激发2p2s

2p2s

显然，这4个单电子所在原子轨道不一致。利用这些原子轨道与4个H原子形成的化学键，应该不完全相同，也不应该指向正四面体的四个顶点。CH4

为什么是正四面体结构？

AlCl

3

键角120°，NH4+键角109°28′。在成键过程中，轨道之间的夹角是怎样形成的？Pauling1931年提出杂化轨道理论，非常成功地解释了构型方面的这类问题。一、杂化与杂化轨道的概念在形成多原子分子的过程中，中心原子的若干能量相近的原子轨道重新组合，形成一组新的原子轨道。这个过程叫做轨道的杂化，产生的新轨道叫做杂化轨道。形成CH4分子时，中心碳原子的2s和2px、2py、2pz等四条原子轨道发生杂化，形成一组（四条）新的杂化轨道，即4条sp3杂化轨道，这些sp3杂化轨道不同于s轨道，也不同于p轨道。杂化轨道有自己的波函数、能量、形状和空间取向。杂化轨道理论的基本要点

1、在成键过程中，由于原子的相互作用，若干不同类型能量相近的原子轨道混合起来重新组合，形成一组新的原子轨道。这个过程叫做轨道的杂化，产生的新轨道叫做杂化轨道。

2、杂化前后轨道数目不变。

3、杂化轨道电子云分布集中，故杂化轨道的成键能力比参加杂化的各原子轨道的成键能力强，形成的分子更稳定。

4、杂化轨道在空间的伸展方向对称，故杂化轨道成键形成的分子也对称。键之间的排斥力小，分子的稳定性增强。二、杂化轨道类型1、sp杂化+++=+1个ns轨道和1个np轨道杂化，组成两个同等的sp杂化轨道在sp杂化轨道中，s和p的成份各1/2两条杂化轨道呈直线形分布互成180°角。BeCl2

分子直线形，用杂化轨道理论分析其成键情况，说明直线形构型的原因。

Besp杂化

2s22p0

2条sp杂化轨道呈直线形分布，分别与2个Cl

的3p轨道成键，故分子为直线形。2、sp2

杂化

BCl

3

平面三角形构型

Bsp2杂化

3个sp2杂化轨道呈三角形分布，分别与3个Cl

的3p成σ键，故BCl

3分子构型为三角形。1个ns轨道和2个np轨道杂化，组成3个同等的sp2杂化轨道在sp2

杂化轨道中，含有1/3s和2/3

p的成份杂化轨道夹角为120°角，分子空间构型为平面三角形。3、sp3杂化

CH4

是正四面体结构，Csp3杂化，4个轨道

呈正四面体分布，分别与4个H的1s成σ键。

没有未杂化的电子，故CH4无双键。1个ns轨道和3个np轨道杂化，组成4个同等的sp3杂化轨道在sp3

杂化轨道中，含有1/4s和3/4

p的成份杂化轨道夹角为109o28‘，分子空间构型为正四面体。4、等性杂化和不等性杂化等性杂化：由不同类型的原子轨道混合起来，重新组合成一组完全等同（能量相同，成分相同）的杂化轨道。不等性杂化：杂化轨道中有不参加成键的孤对电子存在，使杂化轨道不完全等同。基态7N：1s22s22p32s22px12py12pz1杂化1个2s+3个2p→4个sp3杂化轨道NH3，H2O中心原子

的轨道数中心原子

的杂化轨道中心原子的

杂化轨道数杂化轨道

形状实例s,p,ps,pspsp223BeCl2BF3重要的杂化轨道及其形状(1)中心原子

的轨道数中心原子

的杂化轨道中心原子的

杂化轨道数杂化轨道

形状实例s,p,p,p,ds,p,p,psp3sp3d45CCl4

NH4+PCl5重要的杂化轨道及其形状(2)第六节分子间力和氢键一、分子的极性多原子分子：分子极性与键的极性、分子空间构型有关。

H2O，O-H为极性键，分子为极性分子。例如：

CH4，C-H为极性键，分子为非极性分子；双原子分子：若键有极性，则分子为极性分子；若键无极性，则分子为非极性分子。极性分子：化学键有极性，分子空间构型不对称是个矢量，其方向由正到负。

越大，分子的极性越大；

=0，非极性分子；

=q·d（单位：Cm）非极性分子：（1）化学键均无极性（2）化学键有极性，但分子空间构型对称，键的极性抵消偶极长（d）：极性分子中，正电荷重心和负电荷重心之间的距离（d）。偶极距（

）：偶极长和电荷重心带电量q的乘积，常用偶极矩定义分子的极性。二、分子间力极性分子与极性分子之间；异极为邻；极性分子固有偶极与极性分子固有偶极之间的作用力；1、取向力极性分子本身存在的偶极叫固有偶极，有电性；本质为静电引力。2、诱导力非极性分子受极性分子偶极电场的作用，正、负电荷重心发生位移，产生诱导偶极；异极为邻；极性分子固有偶极与诱导偶极之间的作用力。极性分子有偶极，非极性分子无偶极；极性分子与极性分子之间；极性分子与非极性分子之间；本质为静电引力。非极性分子无偶极，

=0，某一瞬间，有瞬时偶极；两非极性分子靠近，瞬时偶极的电场使另一个非极性分子正负电荷位移，产生诱导偶极；3、色散力异极为邻；非极性分子瞬时偶极和瞬时偶极之间的作用力。各种分子之间均存在；分子极性色散力诱导力取向力非极性—非极性√非极性—极性√√极性—极性√√√三种力中色散力为主要吸引力

取向力、诱导力和色散力统称范德华力，具有以下的共性：

a)永存于分子间的近距离作用力，F∝1/r7

；

b)力的作用范围小，约为几个pm；

c)无方向性和饱和性；e)色散力为主，诱导力次要，取向力只在较大极性分子中占一定比例。

三、氢键高电负性原子X和H原子之间可形成共价