无机化学化学键与分子结构.ppt

无机化学,第四章化学键与分子结构Chapter4Chemicalbondandmolecularstructure,基本内容和重点要求,4.1离子键理论4.2共价键理论4.3金属键理论4.4分子间作用力,掌握离子键、共价键和金属键的基本特性及其它们的区别,掌握价键理论、杂化轨道理论、价层电子对互斥理论、分子轨道理论,掌握金属键的改性共价键理论、了解能带理论,理解分子间作用力的概念、氢键的特性和形成条件。,为什么要讨论分子的内部结构？,分子的内部结构包含哪些内容？,分子中原子间的相互作用，即化学键问题；分子或晶体的空间构型；分子与分子之间的相互作用；分子结构与物质性质的关系。,什么是化学键？元素的原子之间为什么能化合？,化学键分子或晶体中原子间的强相互作用（40kJmol-1）,离子键理论1916,共价键理论1916,科塞尔(Kossel),路易斯(G.N.Lewis),海特勒,伦敦,价键理论1927,鲍林,杂化轨道理论1931,价层电子对互斥理论,西奇威克(sidgwick)1940吉来斯必(R.J.Gillrdpie),分子轨道轨道理论,密立根(RSMulliken)1928休克尔(E.Huckel)1931,4.1.1离子键的形成4.1.2离子键特点4.1.3离子特征4.1.4离子晶体4.1.5晶格能,4.1离子键理论,离子型化合物：活泼金属原子与活泼非金属原子所形成的化合物。如KCl，CaO等。,主要以晶体形式存在较高熔点和沸点熔融或水溶解后能导电？,4.1.1离子键的形成,（1）离子键理论1916年德国科学家Kossel(科塞尔)提出,当活泼金属的原子与活泼的非金属原子相互化合时，均有通过得失电子而达到稳定电子构型的倾向；对主族元素，稳定结构是指具有稀有气体的电子结构，如钠和氯；对过渡元素，d轨道一般处于半充满，例外较多。,原子间发生电子转移而形成具有稳定结构的正负离子，当正、负离子的吸引和排斥力达到平衡时形成离子键。,离子键:原子间发生电子的转移，形成正、负离子，并通过静电作用形成的化学键。,NaNa+2s22p63s12s22p6ClCl-2s22p52s22p6,首先形成稳定离子,然后由静电吸引形成化学键,以NaCl为例,(2)离子键的形成条件,1.元素的电负性差比较大1.7，发生电子转移，产生正、负离子，形成离子键；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，Cl3s23p6，只转移少数的电子就达到稀有气体式稳定结构。,3.形成离子键时释放能量多,Na(s)+1/2Cl2(g)=NaCl(s)H=410.9kJmol1在形成离子键时，以放热的形式，释放较多的能量。,4.1.2离子键特点,(1)离子键的本质是静电引力,q1，q2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。,（2）离子键没有方向性,与任何方向的电性不同的离子相吸引，所以无方向性。,（3）离子键没有饱和性,只要是正负离子之间，则彼此吸引，即无饱和性。,（4）键的离子性与元素的电负性有关,1.7，发生电子转移，形成离子键；1.7，实际上是指离子键的成分大于50%。,AB型化合物单键的离子性百分数与电负性差值之间的关系,简单负离子的电子层构型一般都具有稳定的8电子结构如F-,4.1.3离子的特征,（1）离子的电荷,（2）离子的电子层构型,电荷高，离子键强。+1,+2,+3,+4,相应原子的得失电子数,正离子的电子层构型大致有5种,8电子构型，如,2电子构型，如,18电子构型，如,9-17电子构型，如,(18+2)电子构型，如,8电子构型离子917电子构型离子18或18+2电子构型的离子NaClCuCl,离子的电子层构型同离子的作用力，即离子键的强度有密切关系。在离子的半径和电荷大致相同条件下，不同构型的正离子对同种负离子的结合力的大小规律：,（3）离子半径,1.概念:将离子晶体中的离子看成是相切的球体，正负离子的核间距d是r+和r之和。,d值可由晶体的X射线衍射实验测定得到。,1926年，哥德希密特(Goldschmidt)用光学方法测得了F和O2的半径，分别为133pm和132pm。结合X射线衍射所得的d值，得到一系列离子半径，称为哥德希密特半径。离子的作用半径,例：MgOd=210pm,1927年，Pauling把最外层电子到核的距离，定义为离子半径。并利用有效核电荷等数据，求出一套离子半径数值，被称为Pauling半径。,Z为核电数，为屏蔽常数，Cn为取决于最外电子层主量子数n的一个常数。,2.离子半径的变化规律,同主族从上到下，随电子层增加，具有相同电荷数的同族离子半径增加。Li+Na+K+Rb+Cs+FClBrI,1976年，Shanon通过归纳氧化物中正负离子核间距数据并考虑配位数、几何构型和电子自旋等因素，提出了一套新数据。,同一元素，不同价态的离子，电荷高的半径小。如Ti4+Al3+K+Ca2+,4.1.4离子晶体,（1）离子晶体的特性,正负离子间的静电作用力较强熔点、沸点较高,因离子键强度大硬度高受到外力冲击时，易发生位错导致破碎。,离子的定向迁移导电性,离子晶体中不存在单个分子巨型分子,（2）离子晶体的类型,（a）CsCl型晶体属简单立方晶格配位比88晶胞中离子的个数：Cs+:1个Cl:8(1/8)=1个,AB型离子化合物的三种主要的晶体结构类型,异号离子间的距离,（b）NaCl型晶体属立方面心晶格配位比66晶胞中离子的个数：Na+:12(1/4)+1=4个Cl:8(1/8)+6(1/2)=4个异号离子间距离,（c）立方ZnS型属立方面心晶格配位比44晶胞中离子的个数：Zn2+:4个S2:6(1/2)+8(1/8)=4个异号离子间距离,(3)离子半径比与配位数和晶体构型的关系,从六配位的介稳状态出发，探讨半径比与配位数之间的关系。,如果r+再大些,则阴离子同号相离,异号相切的稳定状态。,结论时，配位数为6,NaCl式晶体结构。,+,如果r+小些,则阴离子同号相切,异号相离的不稳定状态，使晶体中离子的配位数下降。,结论时，配位数为4,ZnS式晶体结构。,八配位的介稳状态的对角面图。,结论时，配位数为8,CsCl式晶体结构。,四配位的介稳状态图。,结论时，配位数为3。,AB型化合物离子半径比与配位数和晶体类型的关系,注意点：,对于离子化合物中离子的任一配位数来说，都有一相应的正负离子半径比值范围。例外，RbCl0.82当一个化合物的正、负离子半径比处于接近极限值时，则该化合物可能同时具有两种构型的晶体。GeO20.38离子晶体的构型除了与正、负离子的半径比有关外，还与离子的电子层构型、离子数目、外界条件等因素有关。CsCl离子型化合物的正、负离子半径比规则，只能应用于离子型晶体，而不能用它判断共价型化合物。,4.1.5晶格能,晶格能的数据是指在0K和100kPa条件下上述过程的能量变化。如果上述过程是在298K和101325Pa条件下进行时，则释放的能量为晶格焓。晶格能U越大，则形成离子键得到离子晶体时放出的能量越多，离子键越强。,(2)晶格能测定：玻恩哈伯循环,Born和Haber设计了一个热力学循环过程，从已知的热力学数据出发，利用Hess定律计算晶格能。P255,(1)定义：互相远离的气态正、负离子结合生成1mol离子晶体时所释放的能量，用U表示。Na+(g)+Cl(g)=NaCl(s)U=-rHm,以NaCl为例，Born-Haber循环,S：升华能I1：电离能D：解离能E1：电子亲合能U：晶格能,盖斯定律,(3)影响晶格能的因素,离子的电荷(晶体类型相同时),离子的半径(晶体类型相同时),晶体的结构类型,离子电子层结构类型,Z，U例：U(NaCl)U(CaO),born-Land公式无机化学（大连理工大编P302）,R0:核间距(pm)；A:Madelang常数，与晶体构型有关；n:Born指数，与离子电子层结构类型有关。,离子电荷数大,离子半径小的离子晶体晶格能大,相应表现为熔点高、硬度大等性能。P141,晶格能对离子晶体物理性质的影响,4.2.1价键理论4.2.2杂化轨道理论4.2.3价层电子对互斥理论4.2.4分子轨道理论4.2.5键参数与分子的性质4.2.6分子晶体与原子晶体,4.2共价键理论,1916年，美国科学家Lewis提出共价键理论：分子中的原子可以通过共用电子对来形成稀有气体的稳定电子结构。,成功地解释了由相同原子组成的分子（H2、O2等）以及性质相近的不同原子组成的分子（HCl、H2O等），并揭示了共价键和离子键的区别。,共价键：分子中原子间通过共用电子对结合而形成的化学键,但有局限：1）某些分子的中心原子最外层电子数不是稀有气体结构；但仍能稳定存在；如，BF3；SF6；PCl5；2）不能解释共价键的特性（方向性、饱和性等）；3）不能解释单电子键H2+和O2的磁性；4）不能阐明电子共用的本质。,4.2.1价键理论(VB),（1）共价键的本质,又称电子配对法，是1927年德国化学家W.Heitler和F.London用量子力学处理H2分子结构结果的推广，组成分子的两原子的未成对电子自旋相反，成对偶合形成共价键。与Lewis法不同,两个1s电子以自旋相同，r越小，E越大。不能形成化学键。自旋相反时，r=r0时，E值最小，为E=D(D0，D孤电子对成键电子成键电子成键电子，即LPLPLPBPBPBP；叁键双键单键。P161,一般规律,（2）判断共价分子结构的一般规则,1.确定中心原子(A)的价电子层中的总电子数和对数,以AXmn+为例(A中心原子,X配位原子),VP=1/2A的价电子数+X提供的价电子数离子电荷数,负正,A的价电子数=主族序数；,配体X：H和卤素每个原子各提供一个价电子,氧与硫不提供价电子；正离子应减去电荷数，负离子应加上电荷数。如果出现奇电子(有一个成单电子)，可把这个单电子当作电子对看待。,例：价层电子数价层电子对数,PO43-NH4+NO2ICl2-OCl2,N=5+3=84N=5+4-1=84N=53N=105N=84,根据中心原子A周围的电子对数，找出相应的理想几何结构图形，即价电子对的空间构型(p162,图4-23）。,VP=2直线形,VP=3平面三角形,VP=4正四面体,VP=5三角双锥,VP=6正八面体,画出结构图，确定中心原子的孤对电子对数，确定排斥力最小的稳定结构，推断分子的空间构型。,（3）判断共价分子结构的实例,1.LP=0，分子的空间构型=电子对的空间构型,VP=1/2(2+2)=2直线形,VP=1/2(3+3)=3平面三角形,VP=1/2(4+4)=4四面体,VP=1/2(5+5)=5三角双锥,VP=1/2(6+6)=6八面体,例,61八面体四方锥IF52八面体平面正方形XeF4,2.LP0：分子的空间构型不同于电子对的空间构型。,31平面三角形V形SnCl2,41四面体三角锥NH32四面体V形H2O,VP,LP,电子对的空间构型,分子的空间构型,例,51三角双锥变形四方体SF42三角双锥T形ClF33三角双锥直线形XeF2,例：ClF3VP=5LP=2,三种构型选择？,三种结构中最小角度(90)的三种电子之间排斥作用的数目,结构a的排斥作用最小，是一种较稳定的结构。,分子构型：T型,电子对构型与分子构型不一致,电子数为5时，孤对总是尽先处于三角双锥的腰部位置。,进一步讨论影响键角的因素,键的存在，相当于孤对电子排斥成键电子，使键角变小。,中心原子和配位原子的电负性大小也影响键角。同种类型的分子，中心原子电负性大者，键角较大；配位原子电负性大者，键角较小。,价层电子互斥理论的优缺点,预测一些分子（尤其是第一、二、三周期元素组成的分子）几何构型成功而简便，并与杂化轨道理论的预测一致。但预测第VA、VIA族形成的一些分子（离子）的几何构型时，常与实验结果有出入。不涉及成键过程及键的稳定性。严格来说并不是一种化学键理论。VSEPR与杂化轨道理论互为补充。,6888510344435三角形正四面体正四面体正四面体三角形三角双锥,分子构型三角形V字构型三角锥正四面体V字形T字形,例利用价层电子对互斥理论判断下列分子和离子的几何构型，写出价层电子总数、对数、电子对构型和分子构型。AlCl3H2SSO32-NH4+NO2IF3,解：总数对数电子对构型,4.2.4分子轨道理论,1930年，由美国R.S.Mulliken和德国的Hund提出强调分子中的电子在整个分子的势场中运动（非定域键），而VB法的共价键局限于成键两原子之间，是“定域键”。,（1）理论的基本要点,1.分子中电子不属于某些特定的原子，而在整个分子内运动。,2.MO由原子轨道AO线性组合而成。MO数=相互化合原子的AO数,每个电子的运动状态可用波函数描述，则称为分子轨道（MO）分子中电子在空间各处出现的几率密度；,H2中的两个H，有两个1s，可组合成两个分子轨道：MO=c11+c22，*MO=c11c22,3.每个分子轨道有相应的能量和图象,分子的能量=分子中电子能量的总和；按MO的对称性分为轨道和轨道；按MO的轨道能级大小可排列出分子轨道的近似能级图。,4.MO中电子的排布也遵循AO轨道中电子排布的三原则。,Pauli原理，能量最低原理及Hund规则,（2）原子轨道线性组合的类型,成键MO：同号波函数叠加，两核间几率密度;反键MO：异号波函数叠加，两核间几率密度。,节面,s-s重叠,s-p重叠,原子轨道与分子轨道的形状。,原子轨道与分子轨道的能量。,p-p重叠,“头碰头”,“肩并肩”,p-d重叠,d-d重叠,(3)原子轨道线性组合的原则,能量近似：只有能量相近的AO才能组合成有效的MO。,对称性匹配：只有对称性相同的AO才能组成MO。,最大重叠：,两AO重叠程度越大，成键轨道能量较AO降低愈多，成键效应愈强。,非键分子轨道：,AO组合后能量的升高与降低互相抵消，MO的能量AO相同。p173,（4）同核双原子分子的分子轨道能级图,O2，F2分子,B2，C2，N2等分子,能级相差较大,能级相差较小,原子轨道能量由原子的核电荷有关，而分子轨道能量受组成分子轨道的原子轨道能量的影响。,H2分子轨道图,分子轨道式:(1s)2,电子填充在成键轨道中，能量比在原子轨道中低。这个能量差就是分子轨道理论中化学键的本质。,N2分子轨道图,N2分子轨道式:(1s)2(*1s)2(2s)2(*2s)2(2py)2(2pz)2(2px)2,或简写为：KK(2s)2(*2s)2(2py)2(2pz)2(2px)2,三键:一个键，两个键,O2分子轨道图,O2分子轨道式:(1s)2(*1s)2(2s)2(*2s)2(2px)2(2py)2(2pz)2(*2py)1(*2pz)1,有1个键，2个三电子键，具有顺磁性。,（5）异核双原子分子的分子轨道能级图,2p,CO异核双原子分子CO和N2是等电子体。其分子轨道能级图与N2相似。值得注意的是C和O的相应的原子轨道能量并不相等。,CO分子轨道式:(1s)2(*1s)2(2s)2(*2s)2(2py)2(2pz)2(2px)2,三键:一个键，两个键，无单电子，显抗磁性。,HF分子轨道图,2px,2s,2snb,1snb,1s,1s,AOMOAO,*2px,2p,HF分子轨道式:非键轨道的符号用原子轨道符号表示。(1s)2(2s)2(2px)2(2py)2(2pz)2用上标nb表示非键轨道(1snb)2(2snb)2(2px)2(2pynb)2(2pznb)2,2pynb2pznb,价键理论(VB)简明扼要不能解释分子的几何构型,不能解释分子的磁性。杂化轨道理论(HO)可以解释分子的几何构型，但缺乏预见性。VSEPR可以预言分子的几何构型，不能说明成键原理及键的强度。分子轨道理论(MO)引入分子轨道概念，可以说明分子的成键情况，键的强弱和分子的磁性。不能解决构型问题。,共价键键理论,价键理论(VB)杂化轨道理论(HO)价电子对互斥理论(VSEPR)分子轨道理论(MO),优缺点,4.2.5键参数与分子的性质,（1）键级,键级（BO)=（成键电子数-反键电子数）/2,BO=(2-0)=1,BO=(10-4)=1/2(8-2)=3,BO=(10-6)=1/2(8-4)=2,AB(g)A(g)+B(g)H=EAB对于双原子分子，键能EAB等于解离能DAB。但对于多原子分子，则要注意键能与解离能的区别与联系。如NH3：,NH3(g)H(g)+NH2(g)D1=435.1kJmol1NH2(g)H(g)+NH(g)D2=397.5kJmol1NH(g)H(g)+N(g)D3=338.9kJmol1,三个D值不同，D1D2D3,ENH=390.5(kJmol1),（2）键能,AB分子的键离解能D(A-B)：绝对零度下，将处于基态的双原子分子AB拆开成也处于基态的A原子和B原子时所需要的能量。,AB分子的键离解焓：在标准气压和298K下，将理想气体AB拆开成为理想气态的A原子和B原子时所需要的能量。,键能(焓)越大，化学键愈牢固，分子越稳定。,（3）键长,分子中两原子核间的平衡距离叫键长。一般键长越小，键越强。,键长/pm键能/kJmol-1CC154345.6C=C133602.0CC120835.1,在不同化合物中，相同的键，键长和键能并不相等。,（4）键角,如H2S，HSH键角为92，决定构型为“V”字形。,CO2，OCO的键角为180，则CO2分子为直线形。,（5）键的极性,正电荷重心和负电荷重心不重合的键为极性键；反之为非极性键。,在分子中键与键之间的夹角。反应空间结构的重要因素。,成键两原子的电负性差越大，键的极性越大。(P185),键矩是表示键的极性的物理量，=qlq为电量，l为核间距。为矢量。,4.2.6分子晶体和原子晶体,（1）分子晶体,共价型非金属单质和化合物分子（卤素、氢、卤化氢、水、氨、二氧化碳等）,特点：晶格的质点是分子；质点间的作用力是分子与分子之间的作用力。,性质：熔点、沸点较低，硬度较小；一般不导电。,（2）原子晶体,一些共价型非金属单质和化合物分子（SiC、SiO2、BN等）。,特点：晶格的质点是原子；原子间是通过共价相互结合在一起的。,性质：熔点、沸点较高，硬度较大；一般不导电。硅、碳化硅等具有半导体的性质。,金刚石原子晶体,4.3.1金属键的改性共价键理论4.3.2金属键的能带理论4.3.3金属晶体,4.3金属键理论,4.3.1金属键的改性共价键理论,在固态或液态金属中，价电子可以自由地从一个原子跑向另一个原子，这些共用电子起到把许多原子(或离子)粘合在一起的作用，形成金属键。这种键可认为是改性的共价键，是由多个原子共用一些流动的电子组成。,金属键无方向性，无固定的键能，金属键的强弱和自由电子的多少有关，也和离子半径、电子层结构等其它许多因素有关，很复杂。,金属键的强弱可以用金属原子化热等来衡量。金属原子化热是指1mol金属变成气态原子所需要的热量。金属原子化热越小时，其熔点越低，质地软。,金属可以吸收波长范围极广的光，并重新反射出，故金属晶体不透明，且有金属光泽。,金属受外力发生变形时，金属键不被破坏，故金属有很好的延展性，与离子晶体的情况相反。,在外电压的作用下，金属中自由电子可以定向移动，故有导电性。受热时通过自由电子的碰撞及其与金属离子之间的碰撞，传递能量。故金属是热的良导体。,4.3.2金属键的能带理论,理论要点,（1）电子是离域的,（2）组成金属能带(EnergyBand）,所有电子属于金属晶体，或说为整个金属大分子所共有，不再属于哪个原子。我们称电子是离域的。,Li晶体中，n个2s轨道组成n条分子轨道。这n条分子轨道之间能量差小，电子跃迁所需能量小。这些能量相近的能级组成能带。能带的能量范围很宽，有时可达数百kJmol1。,Li晶体的n个2s轨道，形成n个Li金属的分子轨道2s能带。,能带如下图所示,（3）满带导带和空带,以Li为例，1s22s12p0,2s轨道电子半充满，组成的能带电子也半满，称为导带。,2p能带中无电子，称为空带。,从满带顶到导带底(或空带底)的能量间隔很大，电子跃迁困难。这个能量间隔称为禁带。,1s轨道充满电子，故组成的能带充满电子，称为满带。,（4）能带重叠,相邻近的能带，有时可以重叠，即能量范围有交叉。如Be的2s能带和2p能带，可以部分重叠。通过重叠电子可以跃迁到2p空带中去，2s和2p之间没有禁带。,3n个2p,n个2s,导体,半导体,绝缘体,4.3.3金属晶体,A1面心立方紧密堆积IB，Ni，Pd，PtA2立方体心堆积IA，VB，VIBA3六方紧密堆积IIIB，IVB,金属的堆积方式,六方紧堆晶格,面心立方紧堆晶格,体心立方晶格,为使电子的能级可以尽可能多的重叠，形成“少电子多中心”键，金属在形成晶体时倾向于组成极为紧密的结构。,金属晶体中离子/原子是以紧密堆积的形式存在的。下面用等径刚性球模型来讨论堆积方式。,在一个层中，最紧密的堆积方式，是一个球与周围6个球相切，在中心的周围形成6个凹位，将其算为第一层。,第二层对第一层来讲最紧密的堆积方式是将球对准1，3，5位。(或对准2，4，6位，其情形是一样的),关键是第三层，对第一、二层来说，第三层可以有两种最紧密的堆积方式。第一种是将球对准第一层的球。,上图是此种六方紧密堆积的前视图,A,于是每两层形成一个周期，即ABAB堆积方式，形成六方紧密堆积。,配位数12(同层6，上下层各3),第三层的另一种排列方式，是将球对准第一层的2，4，6位，不同于AB两层的位置，这是C层。,第四层再排A，于是形成ABCABC三层一个周期。得到面心立方堆积。,配位数12,此种立方紧密堆积的前视图,A,ABCABC形式的堆积，为什么是面心立方堆积？我们来加以说明。,这两种堆积都是最紧密堆积，空间利用率为74.05%。,还有一种空间利用率稍低的堆积方式，立方体心堆积：立方体8个顶点上的球互不相切，但均与体心位置上的球相切。配位数8，空间利用率为68.02%。,晶体类型小结,4.4.1极性分子与非极性分子4.4.2分子间作用力（范德华力）4.4.3离子的极化4.4.4氢键,4.4分子间作用力,4.4.1极性分子与非极性分子,双原子分子HCl的正负电重心不重合，是极性分子。若正电(或负电)重心上的电荷的电量为q，正负电重心之间的距离为d(称偶极长)，则偶极矩=qd。,分子的正电重心和负电重心不重合，则为极性分子，其极性的大小可以用偶极矩来度量。,偶极矩以德拜（D）为单位。一个电子的电荷q=1.6021019库仑，原子间距离的数量级为1010m，故的数量级在1030Cm范围。规定1D=3.331030Cm,（1）永久偶极,双原子分子的偶极矩就是极性键的键矩。,可以通过下列的数据体会偶极矩单位D的大小：HIHBrHClNH3H2O乙醚/D0.380.791.031.661.851.15,极性分子的偶极矩称为永久偶极。,非极性分子偶极矩为零，但各键矩不一定为零，如BCl3。,BCl3分子,H2O分子,多原子分子的偶极矩是各键矩的矢量和，如,非极性分子在外电场的作用下，可以变成具有一定偶极矩的极性分子。,诱导偶极矩用表示，其强度大小和电场强度成正比，和分子的变形性成正比。所谓分子的变形性，即分子正负电荷重心的可分程度，分子越大，电子越多，变形性越大。,（2）诱导偶极和瞬间偶极,而极性分子在外电场作用下，其偶极也可以增大。在电场的影响下产生的偶极称为诱导偶极。,非极性分子在无外电场作用时，由于运动、碰撞，原子核和电子的相对位置变化其正负电重心可有瞬间的不重合；极性分子也会由于上述原因改变正负电重心。这种由于分子在一瞬间正负电重心不重合而造成的偶极叫瞬间偶极。瞬间偶极和分子的变形性大小有关。,化学键的结合能一般在1.0102kJmol1数量级，而分子间力的能量只有几个kJmol1。,极性分子之间的永久偶极永久偶极作用称为取向力，它仅存在于极性分子之间。,4.4.2分子间作用力（范德华力）,(1)取向力,:偶极矩；T：绝对温度；d：分子间距离,极性分子作为电场，使非极性分子产生诱导偶极或使极性分子的偶极增大（也产生诱导偶极），这时诱导偶极与永久偶极之间产生诱导力。因此诱导力存在于极性分子与非极性分子之间，也存在于极性分子与极性分子之间。,(2)诱导力,诱导偶极同极性分子的永久偶极间的作用力称为诱导力。,:偶极矩；D：被诱导分子的变形性；d：分子间距离,诱导力F与温度T无关。,(3)色散力,由于各种分子均有瞬间偶极，故色散力存在于极性分和极性分子，极性分子和非极性分子及非极性分子和非极性分子之间。,色散力和相互作用的分子的变形性有关，与分子间距离的7次方成反比。一般来说，是最主要的范德华力。,kJmol1取向力诱导力色散力Ar008.49HCl3.3051.10416.82,瞬间偶极瞬间偶极之间有色散力。,取向力、诱导力和色散力统称范德华力，具有以下的共性：a)永远存在于分子之间；b)力的作用很小；c)无方向性和饱和性；d)是近程力，F1/r7；e)经常是以色散力为主。,He、Ne、Ar、Kr、Xe从左到右原子半径（分子半径）依次增大，变形性增大，色散力增强，分子间结合力增大，故b.p.依次增高。可见，范德华力的大小与物质的m.p.，b.p.等物理性质有关。,4.4.3离子极化,离子在电场中产生诱导偶极的现象称为离子极化现象。,离子具有变形性，所以可以被电场极化。离子作为带电微粒，自身又可以起电场作用，去使其它离子变形。离子这种能力称为极化能力。故离子有二重性：变形性和极化能力。,(1)离子极化的一般规律,电荷高的阳离子有强的极化作用。对于不同电子层的阳离子，18或182电子层以及氦型的离子如Ag+，Pb2，Li等9-17电子层的离子如Fe2+，Ni2+等8电子层离子如Na+，Mg2+。电子层相似电荷相等时，半径小的离子有较强的极化作用。如Mg2+Ba2+；Al3La3+；FCl等。复杂阴离子的极化作用通常很小，但电荷高的复杂阴离子有一定的极化作用。如SO42和PO43等。,对于阳离子来说，极化作用应占主要地位，而对阴离子来说，变形性应占主要地位。,(2)离子变形性的一般规律,18电子层和不规则电子层的离子，其变形性比相近半径的稀有气体型离子大得多。如Ag+K+；Hg2+Ca2+。对于电子层结构相同的离子来说，正电荷越高的阳离子变形性越小。O2-F-NeNa+Mg2+Al3+Si4+。对于电子层结构相似的离子来说，电子层数越多（或半径越大），变形性越大。Li+Na+K+Rb+Cs+；F-Cl-Br-I-。复杂阴离子的变形性通常不大，且复杂阴离子中心原子氧化数越高，变形性越小。ClO4-F-NO3-OH-CN-Cl-AgINaCl易溶于水，CuCl难溶于水。颜色加深,性质改变,白黄红,NO3中心的N(V)，极化作用很强，使氧的电子云变形。,