《基础化学》课件-第8章 物质结构基础

第8章物质结构基础8.1原子结构和元素周期律8.1.1原子核外电子的运动特征8.1.2原子核外电子的排布8.1.3元素周期表8.1.4元素基本性质的周期性8.1.1.1微观粒子的波粒二象性8.1.1.2波函数和原子轨道8.1.1.3电子云8.1.1.4四个量子数8.1.1原子核外电子的运动特征8.1.1.1微观粒子的波粒二象性

通常我们把质量和体积都极其微小，运动速度等于或接近光速的例子称之为微观粒子。例如：光子、电子、中子、质子等，它们都属于微观粒子。爱因斯坦的“光子学说”——光的波粒二象性

光在空间传播过程中，发生干涉、衍射等现象，表现出光具有波动性；而光与实物相互作用，发生光的吸收、反射、光电效应等现象，表现出光具有粒子性。deBroglie式中：——波长p——微观粒子的动量

v——微观粒子的运动速度

m——微观粒子的质量

h——普朗克常数（6.626×10－34J.S)1924年，deBroglie提出：一切静止质量不为零的微观粒子具有波粒二象性的假设。并预言具有动量P的微观粒子，其物质波的波长为

，

1927年，美国科学家戴维逊（C．T．Dacisson）等人用电子衍射实验证实了德布罗意的假说。电子的衍射照片说明电子与光波相似，当电子通过极小的晶体光栅时，也能象光一样衍射成一圈圈的环纹（图8-1）。而且实验得到的电子波长与根据德布罗意关系式计算的波长完全一致，从而证实了电子具有波粒二象性。人们把这种波叫作德布罗意波，也叫物质波。后来人们用

粒子、中子、质子等微观粒子替代电子流做类似实验，都同样产生衍射现象。证实了微观粒子具有波粒二象性，即波粒二象性是微观粒子运动的特征。

微观粒子的运动没有确定的轨道，只有一定的空间几率分布，具有统计性的规律。

微观粒子的运动有着不同于宏观物体运动的能量量子化和波粒二象性的特征。它的运动不同于经典力学中的质点，不遵守牛顿力学规律，没有确定的运动轨迹。因此，不能用经典力学来描述微观粒子的运动状态和运动规律，而只能用能反映微观粒子运动特征的量子力学来描述。电子运动状态可以用一个相应的波函数来描述8.1.1.2波函数和原子轨道

波函数ψ●是描述微观粒子（电子）在核外三维空间的一种运动状态的数学函数式ψ(x,y,z)●波函数是描述微观粒子运动的波动方程(即薛定谔方程)的解。●每一个确定的波函数即表示电子的一种运动状态。SchrodingerE1926年，奥地利著名的物理学家薛定谔（）

首先提出描述了电子运动状态的波动方程，称为方程：

－量子力学中描述核外电子在空间运动的数学函数式，即原子轨道，

(x,y,z)是波函数。E－轨道总能量（动能与势能总和），V—轨道势能m—微粒质量h—普朗克常数x,y,z—为微粒的空间坐标

方程的每一个解

，就表示电子的一种运动状态，他是描述原子中核外电子运动状态的数学表达式。与

相应的E就是电子在这一运动状态下的能量。

波函数

是量子力学描述核外电子运动状态的数学函数式。波函数

（x，y，z）是空间坐标x，y，z函数，它的空间图象可以表示电子在原子中的运动范围或区域，借助经典物理学的概念，通常将这种空间图象称为“原子轨道”。原子轨道的数学表达式就是波函数，所以，在一些场合也把波函数

称为原子轨道。原子轨道与波函数是同义词。量子力学中的原子轨道与宏观物体的运动轨道具有本质的区别。原子轨道不是核外电子运动的固定轨迹，是指核外电子运动的空间范围或区域，两者不能混淆。s，p，d原子轨道的角度分布图形

波函数的角度分布图又称原子轨道的角度分布图，是Y（）随变化的图形。s、p、d原子轨道角度分布图（1）角度分布函数只与l，m有关，与n值无关。若原子轨道的l

，m相同，它们的角度分布图就完全相同，如1s、2s，3s的角度分布图相同。（2）图中正、负号反映了波函数的角度有关部分的正、负，这一点在讨论化学键形成时很有意义。（3）原子轨道角度分布图只表示波函数随角度的变化情况，并不反映电子离核的远近。（4）特别应当指出，波函数（原子轨道）的角度分布图只表示描述单个电子运动状态的波函数

在空间不同方向上的变化情况，绝对不可误解为是电子绕核运动的轨迹。8.1.1.3电子云

波函数

的物理意义曾引起科学家的长期争议，实际上与一般的物理量不同，它没有明确的、直观的物理意义，是一个描述核外电子运动的数学表达式。但波函数绝对值的平方

2有明确的物理意义，它代表电子在核外空间某处单位体积内出现的概率，即电子在空间出现的概率密度。

2的空间图像就是电子运动的空间分布图。

电子云是用小黑点分布的疏密程度来表示电子在核外空间各处出现的概率密度相对大小的图形，实际上是

2的形象化表示。小黑点密集处，

2较大，表示单位体积内电子出现的概率较大；小黑点稀疏处，

2较小，表示单位体积内电子出现的概率就较小。（1）1s电子云的黑点图电子云：用小黑点的疏密来表示电子在核外空间概率密度分布的具体图像。

这些量子数分别是：主量子数n、角量子数l、磁量子数m和自旋量子数

ms

。下面讨论这些量子数的取值和物理意义8.1.1.4四个量子数①描述电子层(能层)数②代表电子在核外空间出现概率最大区域离核的远近。

③n是决定电子能量的主要因素，n越大，电子离核越远，能量也越高。物理意义：光谱学符号：KLMNOPQ….

（1）主量子数n

：取值：1234567…n

取值范围:0，1，2，3···(n-1)共有n个取值（2）角量子数l

物理意义：①描述原子轨道或电子云的形状；②表示同一电子层中具有不同的亚层；③在多电子原子中，是确定能量的次要因素，与主量子数n一起决定电子的能量。

对于但电子体系（如H原子只有一个电子），能量完全由n决定，n相同，电子的能量相同。而在多电子原子中，电子的能量不仅决定于主量子数n，而且还决定于角量子数l的大小：当n，l相同时，电子的能量相同；而n或l不同的电子，其能量也不相同。当n相同时，l值越大，电子的能量越高，据此同一电子层中的电子又可分为若干不同的电子亚层，每个l值代表一个亚层。第n电子层中有n个亚层。l取值：0123…光谱学符号：spdf….

亚层可分别用相应的光谱符号来标记：球形哑铃形花瓣形

物理意义：用来描述在同一个亚层中的原子轨道（或电子云)在空间的伸展方向。

△

m与电子能量无关△

每一种m的取值，对应一种空间伸展方向的轨道。△

同一亚层中，有几个不同的m值,就有几条空间伸展方向不同的原子轨道。（3）磁量子数mm取值:0、±1、±2···±

即：－···0···+共2+1个值

当n=1，l=0时，m只能取0一个值，表示s亚层只有一个轨道，可记为1s；

n=2，l=1，m=－1、0、＋1,m共有3个取值，所以p轨道在空间有三种不同的取向（px、py、pz）。zyxpxpypz问题：这三条原子轨道的能量是否相同？

这三条轨道分别用2px、2py、2pz表示。由于2px、2py、2pz

轨道的n、l都相同，轨道的能量也就相同。简并轨道——处在同一亚层（即值相同），但伸展方向不同（m值不同）的原子轨道，称为简并轨道，也叫等价轨道。

由于自旋量子数只有2个取值，因此每个原子轨道最多能容纳2个电子。（4）自旋量子数ms

自旋量子数ms

决定了电子的自旋状态，只能取或两个值，分别代表两种不同的自旋状态，符号用“”和“”表示。

波函数可以用n、l、m三个量子数来描述，而每一个波函数表示电子的一种空间运动状态，用n、l、m三个量子数即可决定一个特定原子轨道的能量、形状和伸展方向。当n、l、m三个量子数确定之后，到底是哪一条原子轨道也就随之而确定了。

原子中任何一个电子的运动状态，都要用四个量子数来确定，四者缺一不可。四个量子数确定之后，电子在核外空间的运动状态也就确定了。

氢原子和类氢离子（如He+）的核外仅有1个电子，它只受到原子核的吸引作用，原子轨道的能量只决定于主量子数n。n值越大，能量越高；n

相同，原子轨道的能量相同，即：Ens=Enp=End

在多电子原子中，原子轨道的能量与主量子数n和角量子数l有关，其能量的相对高低通常是利用光谱数据确定的。8.1.2原子核外电子的排布8.1.2.1多电子原子轨道的能级1939年，美国化学家鲍林（L．Pauling）根据大量光谱实验结果，总结出多电子原子中原子轨道的近似能级图，如图8-4所示。图8-4原子轨道近似能级图

相邻能级组之间能量相差比较大。每个能级组（除第一能级组）都是从s能级开始，到p能级终止。原子轨道的近似能级图1)当主量子数n相同时：l值越大，原子轨道的能量越高，即：Ens<Enp<End<Enf2）当角量子数

l相同时：n值越大，原子轨道的能量越高，即：E1s<E2s<E3s<E4s….E2p<E3p<E4p….3)当n和l都不相同时：根据n+0.7l

计算轨道能量的高低4）能级交错：轨道能量的高低顺序为：ns<(n-2)f<(n-1)d<np几点结论：

能级组数等于核外电子层数且等于周期数。

必须指出，鲍林近似能级图反映了多电子原子中轨道能量的近似高低，不能认为所有元素原子中的能级高低都是一成不变的，更不能用它来比较不同元素原子轨道能级的相对高低。

根据光谱实验结果，并结合对周期表的分析，归纳、总结出核外电子排布的三个基本原理：（1）能量最低原理在不违背泡利不相容原理的前提下，核外电子总是尽先排布在能量最低的轨道上，当能量最低的轨道排满后，电子才依次排布在能量较高的轨道上。（2）泡利不相容原理在同一原子中，不能存在四个量子数完全相同的电子。即一个原子轨道最多只能容纳两个自旋方向相反的电子。8.1.2.2原子核外电子的排布原则（3）洪特规则：电子在简并轨道（即n和l

都相同的轨道）上排布时，总是以自旋相同的方式分占尽可能多的轨道。例7N1s2s2p电子排布式：1s2

2s22p31s2

2s22px12py12pz1洪特规则的特例：即全充满：p6

或d10

或f14

半充满：p3

或d5

或f7

全空：p0或d0或f0

简并轨道在全充满（p6，d10，f14）、半充满（p3，d5，f7）和全空（p0，d0，f0）时是比较稳定的。

核外电子排布三原则，只是一般规律。根据电子排布的三原则，可以确定元素周期表中绝大多数元素原子的电子排布情况。电子在原子轨道中的排布方式称为电子层结构，电子层结构有以下3种表示方式。（1）电子排布式（2）轨道表示式（3）价层电子构型8.1.2.3基态原子中的电子排布（1）电子排布式注意：将原子核外电子按上述顺序排布后，再整理成按轨道主量子数递增的顺序，将电子从内层到外层写出，即为原子的电子排布式或电子结构式（电子组态）。电子填充顺序为：1s，2s2p，3s3p,4s3d4p，5s4d5p，6s4f5d6p···

按照电子在原子核外各亚层的排布情况，在亚层符号的右上角注明排布的电子数。例17Cl1s22s22p63s23p5例19K1s22s22p63s23p64s1例24Cr1s22s22p63s23p63d44s2错误！1s22s22p63s23p63d54s1正确。例29Cu1s22s22p63s23p63d94s2错误！1s22s22p63s23p63d104s1正确。[Ne]3s23p5[Ar]3d54s1（2）轨道表示式

电子排不式可以清楚地表示电子在各个亚层的填充情况，但无法表明电子占有轨道的情况，因此可用轨道式表示。它是用圆圈或方框代表原子轨道，圆圈内用向上或向下的箭头表示电子的自旋状态，在圆圈的下方注明轨道名称。N1s2s2p（3）价电子层构型

价电子是指原子参加化学反应时，能用于成键的电子。价电子所在的亚层统称为价电子层。

价电子层构型：主族元素：ns1~2np1~6

副族元素（镧系、锕系除外）：(n-1)d1~10ns1~28.1.3.1元素的周期

除第一周期外，其余每一个周期的元素原子的最外电子排布都是由ns1

ns2

np6，呈现明显的周期性。各周期内所含元素与各能级组内原子轨道所能容纳的电子数相等。元素在周期表中所属周期数等于该元素原子的最外电子层的主量子数n，且与能级组的序号完全对应。

周期的划分与能级组的划分完全一致，每个能级组都独自对应一个周期。共有七个能级组，所以共有七个周期。8.1.3元素周期表周期能级组能级组内原子轨道

元素数目电子最大容量1Ⅰ1s222Ⅱ2s2p883Ⅲ3s3p884Ⅳ4s3d4p18185Ⅴ5s4d5p18186Ⅵ6s4f5d6p32327Ⅶ7s5f6d(未完)23(未完)

未满

各周期中元素的数目与相应能级组的原子轨道的关系8.1.3.2元素的族周期数＝原子最外电子层数＝最高能级组数周期中元素的数目＝最高能级组能容纳的电子总数族是根据价电子层结构（即价电子数）划分的ds区(n-1)d10ns1-2s区ns1-2d区(n-1)d1-10ns1-2p区ns2np1-6f区(n-2)f1-14(n-1)d0-2ns2镧系、锕系7654321ⅠAⅡBⅠBⅢB～ⅧBⅢA~ⅦAⅧAⅡA8.1.3.3元素的分区s区、p区为主族元素，s区全部是金属元素（H除外），p区有金属和非金属，d,ds,f区为副族元素，全部为金属元素。根据元素原子的电子构型，即可判断元素在周期表中的位置（所处的周期和族）。周期=最大n值主族族数=价电子数（ns+np电子数）ⅠB、ⅡB族数=ns电子数ⅢB～ⅧB族数=（n-1)d+ns电子数（ⅧB的电子数为8、9、10）8.1.4.1原子半径8.1.4.2电离能（I）8.1.4.3电子亲和能（Y）8.1.4.4电负性（X）8.1.4.5元素的金属性与非金属性8.1.4元素基本性质的周期性8.1.4.1原子半径

通常所说的原子半径，是指分子或晶体中相邻同种原子的核间距离的一半。是根据物质的聚集状态，人为规定的一种物理量。（1）原子半径的定义

共价半径同种元素的两个原子，以共价单键相连时，核间距的一半，为共价半径。

金属半径金属晶体中，金属原子被视为刚性球体，彼此相切，相邻两个原子的核间距的一半，为金属半径。

vandeWaals半径

在分子晶体中，分子之间只靠分子间的作用力相互接近，这种非键的两个同种原子核间距离的一半为该原子的范德华半径。（2）原子半径的变化规律：原子半径减小主族元素：ⅢBⅦBⅠBⅡB

副族元素的原子半径变化：原子半径在周期表中的变化规律:

（1）同一周期主族元素：从左到右，原子半径明显减小。（2）同一周期副族元素：从左到右，原子半径减小比较缓慢。但当次外层的d轨道全部充满形成18电子构型时，原子半径突然增大。（3）同一主族元素：从上到下，原子半径显著增大。（4）同一副族元素:

原子半径的变化趋势与主族元素相同，但原子半径增大的幅度较小。

一个基态的气态原子失去一个电子形成气态的一价正离子所需的能量，称为原子的第一电离能，记为I1；一价气态正离子再失去一个电子形成二价气态正离子所需的能量，称为原子的第二电离能，记为I2；••••••。Mg（g）-eMg+（g）I1=738kJ·mol-1

这是由于随着离子电荷增多，对电子的引力增强，因而外层电子更难失去。各级电离能的大小顺序：I1<I2<I3….

8.1.4.2电离能(I)

电离能越小，说明原子在气态时越容易失去电子，元素的金属性越强。反之，则反。

电离能的大小决定于原子核的核电荷数、原子半径、电子层结构。

小结：电离能在周期表中的递变规律：同一周期：主族元素从左到右,电离能增大，金属性减弱。具有半充满或全充满电子结构的元素电离能较大。

同一主族：从上到下，电离能减小，金属性增强。

原子结合电子的能力用电子亲合能（Y）来表示。与电离能相反，它是指一个基态的气态原子得到一个电子形成气态一价阴离子所释放出的能量。按结合电子的数目，有一、二、三••••••电子亲合能之分。8.1.4.3电子亲和能（Y）一般情况下，电子亲和能随原子半径的减小而增大。小结：电离能增大，金属性减弱电子亲和能增大，非金属性增强同一周期左右电离能减小，金属性增强电子亲和能减小，非金属性减弱同一族上下电子亲和能的变化

元素的电负性是指元素的原子在分子中吸引成键电子的能力。

元素的电负性越大，原子在分子中吸引电子的能力就越强，元素的非金属性也就越强；元素的电负性越小，原子在分子中吸引电子的能力就越弱，元素的金属性也就越强。同一周期：从左到右,元素的电负性增大，过渡元素变化不大。同一主族：从上到下,电负性减小。同一副族：从上到下，电负性逐渐增加。8.1.4.4电负性（x)电负性的变化

一般来说，金属元素的电负性一般小于2.0，非金属元素的电负性一般大于2.0。

8.2.1离子键8.2.2共价键理论8.2.3杂化轨道理论8.2.4分子间作用力8.2化学键理论概述

原子们是以什么样的相互作用力结合在一起形成分子的------化学键的问题

分子中各个原子相连接的顺序和空间排布是什么样的------分子构型的问题分子间力化学键------分子中相邻两原子间的强烈作用力离子键金属键共价键

共用的自由电子把许多金属原子或金属的正离子紧密结合在一起的作用——金属键

原子失去电子成为正离子，而原子得到电子成为负离子，正离子和负离子之间通过静电引力而形成的化学键称为离子键。由离子键形成的化合物称为离子化合物。

离子键大多存在于晶体中，也可以存在于气体分子中，因离子型气体较少，故一般所指的离子型化合物就是离子晶体。

离子的电荷分布是球形对称的，在空间任何方向都可以吸引异性离子，并且只要空间允许，就尽可能地吸引异性离子，所以离子键即无方向性又无饱和性。8.2.1离子键8.2.2.1共价键的形成和本质8.2.2.2价键理论的要点8.2.2.3共价键的特征8.2.2.4共价键的类型8.2.2.5共价键键参数8.2.2共价键理论

海特勒和伦敦用量子力学处理两个氢原子所组成的氢分子结构表明：如果两个氢原子中的电子的自旋相反，当它们从远处相互接近时，两个氢原子的原子轨道发生重叠，两核间的电子云的概率密度增大，使原子核间的正电排斥力降低，并使两核对负电荷区的吸引力增强，导致系统的能量降低，并低于两个H原子单独存在时的能量之和，两个氢原子之间形成了稳定的共价键˙˙˙˙8.2.2.1共价键的形成和本质˙˙˙˙

如果两个氢原子中的电子自旋相同，当它们从远处相互接近时，则两个氢原子间的作用是排斥的，两个氢原子的原子轨道不能发生有效地重叠，两核间的电子云密度几乎为零，在两核之间几乎出现了一个空白区，增大了两核间的排斥力，系统的能量高于两个H原子单独存在时的能量之和，不能形成共价键。

共价键的结合力是两个原子核对共用电子对形成的负电区的吸引力，所以共价键的本质也是电性的。但又不同于正、负离子之间的静电引力。现代价键理论的基本要点：（1）电子配对原理两个原子接近时，它们各自所带的成单电子自旋相反，则这两个单电子可以互相配对，使核间的电子云密度增大，系统的能量降低，形成稳定的共价键。并且这一对电子归两原子所共有。（2）最大重叠原理形成共价键时，将尽可能使成键电子的原子轨道按对称性匹配原则进行最大程度重叠，即发生最大程度的重叠。这样所形成共价键较牢固。8.2.2.2价键理论的要点（1）饱和性一个原子含有几个成单的电子，就能与其他原子的几个自旋相反的成单电子形成几个共价键。因此一个原子所形成的共价键的数目通常受单电子数目的限制，这就是共价键的饱和性。例如，Cl原子有1个单电子，H原子有1个单电子，则一个Cl原子可以与一个H原子形成一个共价键，形成了HCl分子。（2）方向性在形成共价键时，只有当成键的原子轨道沿着合适的方向相互靠近，才能达到最大程度的重叠，形成稳定的共价键，这就是共价键的方向性。8.2.2.3共价键的特征（1）σ键两个原子轨道沿键轴（两原子核间联线）方向以“头碰头”的方式重叠所形成的共价键称为σ键。形成σ键的电子称为σ电子。若以x轴为键轴s-s、s-px、px-px原子轨道重叠可形成σ键。8.2.2.4共价键的类型

若以x轴为键轴py-py、pz-pz

原子轨道重叠可形成π键。（2）π键

两个原子轨道沿键轴方向以“肩并肩”的方式进行重叠所形成的共价键称为π键。形成π键的电子称为π电子。8.2.2.5键参数（1）键长（l）

分子中成键的两个原子核间的平均距离（即核间距），称为键长，常用单位为pm（皮米）。（2）键角（

）（3）键能（E

）

在一定温度和标准压力下，断裂气体分子的单位物质的量的化学键（即6.022×1023个化学键），使它变成气态原子或原子团时所需要的能量，称为键能。单位为kJ/mol。分子中键与键之间的夹角称为键角。键角和键长是表征分子（几何）构型的重要参数。8.2.3.1杂化轨道理论的基本要点8.2.3.2杂化轨道类型8.2.3杂化轨道理论

现代价键理论的成功点：解释了分子形成的原因,共价键的方向性、饱和性。如甲烷的分子结构：

健角分子构型109°28′

正四面体型价健理论的局限性：无法解释分子的组成和空间构型杂化轨道理论认为：原子之间相互作用形成分子的过程中，同一个原子中能量相近的不同类型的原子轨道可以相互叠加，重新分配能量，重新调整空间的伸展方向，重新组合成轨道数目不变、能量完全相同而成键能力更强的新的原子轨道，这些新的原子轨道称为杂化轨道。杂化轨道形成的过程称为杂化。杂化轨道成键时有利于形成最大重叠，比原来未杂化的轨道成键能力强，形成的化学键更稳定。不同类型的杂化轨道有不同的空间取向，从而决定了共价型多原子分子或离子有不同的空间构型。8.2.3.1杂化轨道理论的基本要点

(1)

sp杂化sp杂化就是同一个原子的一条ns轨道和一条np轨道杂化，形成两条等同的杂化轨道，即为sp杂化。sp杂化轨道之间的夹角为180°，每条sp杂化轨道含有1/2的s成分和1/2的p充分，空间构型为：直线型。8.2.3.2杂化轨道类型空间构型为：直线型2个sp杂化轨道++=-+nsnp--例：BeCl2分子Be原子就是sp杂化Be:1s22s22p0BeCl2分子的结构：具有直线型结构BeCl2,HgCl2++180°直线型分子三条sp2

杂化轨道的夹角为120º

空间构型为：平面三角型＋＋＋120º（2）

sp2

杂化sp2

杂化就是同一个原子的一条ns轨道和二条np轨道杂化，形成三条等同的杂化轨道即为sp2杂化。Sp2杂化轨道之间的夹角为120°。每条sp2杂化轨道含有1/3的s成分和2/3的p充分，空间构型为平面三角型

。

例：BF3分子B原子就是sp2杂化B原子：价电子层结构：2s22p1B原子sp2杂化，sp2杂化轨道含有1/3的s轨道和2/3的p轨道BF3分子的空间结构键角：120°

分子构型：平面正三角形BF3以CH4分子为例：C原子采取的就是sp3杂化（3）

sp3

杂化C原子基态价电子层结构为：2s22p22p2s2s2p4sp3基态电子跃迁激发态杂化杂化态sp3

杂化就是同一个原子的一条ns轨道和三条np轨道杂化，形成四条等同的杂化轨道即为sp3杂化。sp3杂化轨道之间的夹角为109°28′，每条sp3

杂化轨道含有1/4的s成分和3/4的p充分，空间构型为：正四面体型

。sp3杂化轨道的形状：109º28′

空间构型正四面体型

csp直线型，夹角180°sp2

正三角型夹角120°sp3正四面体夹角109.5°

等性杂化:参与杂化的原子轨道都具有未成对的电子，形成的各个杂化轨道的成分、形状和能量完全相同。

不等性杂化:参与杂化的原子轨道中存在孤对电子，则形成的杂化轨道的成分、形状和能量不完全相同。（4）等性杂化和不等性杂化NH3

N原子为不等性sp3杂化参与杂化但不成键N的电子排布式:[He]2S22P3107.3ºN原子采取不等性的sp3杂化轨道

键角：107.3

分子构型：四面体107.3º参与杂化但不成键H2OO原子为不等性sp3杂化O:电子排布式:[He]

2s22p4键角:104.5

空间构型:V型H2O水分子的不等性sp3杂化

化学键是分子中原子与原子之间的一种较强的相互作用力，它是决定物质化学性质的主要因素。但对于处于一定聚集状态的物质来讲，单凭化学键还不能说明它整体的性质。分子与分子之间还存在着一种较弱的作用力，称为分子间力。早在1873年荷兰物理学家范德华（Vanderwalls）就指出这种力的存在，它是影响物质的沸点、熔点、气化热、熔化热、溶解度、表面张力、粘度等物理性质的主要因素。分子间力又分为范德华力和分子间氢键。范德华力又包括取向力、诱导力和色散力三种。为了更好地理解分子间力，先介绍分子的极性。8.2.4分子间作用力

任何以共价键结合的分子中，都存在带正电的原子核和带负电的电子，可以认为分子中存在一个正电荷重心和一个负电荷重心。正、负电荷重心重合的分子称为非极性分子；正、负电荷重心不重合，存在一个正极和一个负极，这样的分子称为极性分子。通常把极性分子存在的正、负两极称为固有偶极例如：HF，HCl例如：H2，O2，N28.2.4.1分子的极性非极性共价键：同种元素的原子形成共价键时，两个原子吸引共用电子对的能力相同，成键原子不显电性，这样的共价键称为非极性共价键。极性共价键：不同种元素的原子形成共价键时，由于两原子的电负性不同，共用电子对必然偏向电负性较大的原子一方，因而电负性较大的原子这边就带有部分负电荷，电负性较小的原子那边带有部分正电荷，这样的共价键称为极性共价键。

对于双原子分子来说，分子的极性和化学键的极性是一致的。对于多原子分子来说，分子有无极性，不仅与键的极性有关，还与分子的组成和空间构型有关。例如，CO2分子中的C－O键虽为极性键，但由于CO2分子是直线形，结构对称，两边键的极性相互抵消，整个分子的正、负电荷重心重合，故CO2分子是非极性分子。单位：C.m(库伦.米)分子极性大小的表征——偶极距µ判断下面几个分子是极性分子还是非极性分子?CH4、CO2、BCl3、CH3Cl、SO2、NH3

当两个极性分子相互接近时，极性分子的固有偶极发生同极相斥、异极相吸，使分子发生相对转动而取向，固有偶极处于异极相邻状态，在分子间产生静电作用力。这种由固有偶极之间的取向而产生的分子间作用力称为取向力。（1）取向力：8.2.4.2范德华力分子的极性越大，取向力越大。+-+-取向力+-+--++-取向异极相吸固有偶极

当极性分子与非极性分子相互接近时，在极性分子固有偶极的影响下，非极性分子的正、负电荷重心发生相对位移，产生诱导偶极，诱导偶极与极性分子固有偶极之间有作用力；同时，诱导偶极反过来又作用于极性分子，使其也产生诱导偶极，从而增强了分子之间的作用力。这种诱导偶极与极性分子固有偶极之间所产生的作用力称为诱导力。（2）诱导力++-+-+-诱导力诱导偶极+-极性分子非极性分子固有偶极诱导力与分子的极性、变形性成正比。

同理，当极性分子相互接近时，在固有偶极的相互影响下，每个极性分子也会产生诱导偶极因此诱导力也存在于极性分子之间。所以诱导力存在于极性分子与极性分子之间和极性分子与非极性分子之间。

非极性分子的偶极矩为零，似乎不存在相互作用。事实上分子中的电子和原子核都处在不断运动中，经常会发生正、负电荷重心的瞬间相互位移，从而产生偶极。这类偶极称为瞬时偶极。当两个或多个非极性分子在一定条件下充分靠近时，就会由于瞬时偶极而发生异性相吸的作用。这种由瞬时偶极之间所产生的分子间作用力