大学无机化学公开课一等奖省优质课大赛获奖课件

Chapter2

MolecularStructure第

2章

分子结构本章教学要求4．认识分子间作用力和氢键本质，会用其解释对物质性质影响.1．认识化学键本质；2．掌握价键理论内容；会用价键理论解释共价键特征，会用价电子对互斥理论和杂化轨道理论解释简单分子结构；3．初步认识分子轨道，掌握第二周期元素分子轨道特点；2.1化学键定义Definitionofchemicalbonding2.2共价键概念与路易斯结构式ConceptofthecovalentbondtheoryandLewis’structureformula2.8共价分子性质Metallicbondtheory2.9分子间作用力和氢键

Intermolecularforcesandhydrogenbonding本章教学内容2.3用以判断共价分子几何形状价层电子对互斥理论VSEPRforjudgingtheconfigurationofthecovalencemolecular2.4原子轨道重合—价键理论Superpositionofatomicorbital—valencebondtheory2.7分子轨道理论Molecularorbitaltheory2.5共轭大π键Molecularorbitaltheory2.6等电子体原理Molecularorbitaltheory2.1化学键定义

(definitionofchemicalbond)2.1.1什么是化学键？2Na(s)+Cl2(g)2NaCl(s)ColorStateElectricalconductivityElective银灰色

黄绿色无色固体

气体晶体极强极弱极弱熔融导电无改变

无改变熔融下反应逆转上边三种物质性质不一样是由什么引发？反应出什么问题？sodiumsodiumchloride

PaulingL

在<<TheNatureofTheChemicalBond>>中提出了用得最广泛化学键定义：假如两个原子（或原子团）之间作用力强得足以形成足够稳定、可被化学家看作独立分子物种聚集体，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强相互作用力.化学键理论能够解释:●分子形成与稳定性●共价键本质及饱和性●分子几何构型和共价键方向性●化学键与分子物化性质间关系不一样外在性质反应了不一样内部结构各自内部结协力不一样化学键共价键金属键离子配键离子偶极配键离子键电价配键配键双原子共价键多原子共价键电子对键（单、双、叁键）单电子键三电子键共轭π

键多中心键极性键共价配键非极性键2.1.2已明确了化学键类型电价键2.2.1共价键相关概念2.2共价键概念与路易斯结构式(covalentbondtheory）

LewisG.N.

在19假定化学键所包括每一对电子处于两个相邻原子之间为其共享，用A—B表示.双键和叁键对应于两对或三对共享电子.分子稳定性是因为共享电子对服从“八隅律”(octetrule).配位共价键coordinationcovalentbond非极性共价键nonpolarcovalentbond极性共价键polarcovalentbond电负性原子electronegativeatom电正性原子electropositiveatom共享电子对——共价键singlecovalentbonddoublecovalentbondtriplecovalentbondThebondpolarityinthehydrogenhalideChemicalbondH–IH–BrH–ClH–FElectronicgrativity0.460.760.961.78differenceBondingpolarity

Increasinginturn记住相关术语和概念！2.2.2路易斯结构式路易斯用元素符号之间小黑点表示分子中各原子键合关系，代表一对键电子一对小黑点亦可用“－”代替。路易斯结构式能够简练地表示单质和化合物成键情况，其基本书写步骤以下：按原子键合关系写出元素符号并将相邻原子用单键连接.在大多数情况下,原子间键合关系是已知,比如,NO2中键合关系不是N—O—O,而是O—N—O.有时还可作出一些有依据猜测.将各原子价电子数相加,算出可供利用价电子总数.假如被表示物种带有正电荷,价电子总数应减去正电荷数;假如被表示物种带有负电荷,价电子总数应加上负电荷数.3.扣除与共价单键对应电子数(单键数×2)后，将剩下价电子分配给每个原子,使其占有适当数目标非键合电子。对第2周期元素而言,非键合电子数与键合电子数之和往往能使每个原子满足八隅律.4.假如剩下电子不够安排，可将一些单键改为双键或叁键.Question写出氯酸根离子ClO3-路易斯结构式.

Cl原子电负性小于O原子，意味着不存在O－O之间键合.合理排布应该以下所表示：

ClO3-离子中价电子总数等于26(四个原子价电子数相加再加1),扣除3个单键6个电子，余下20个电子以孤对方式分配给四个原子,使它们均满足八隅律要求.ClOOOClOOOQuestion写出NO+离子路易斯结构式.

NO+离子只可能有一个排布方式，见下列图最左边一个：

NO+离子中价电子总数等于10(两个原子价电子数相加后减1)，扣除1个单键2个电子，余下8个电子不论按上图中第二个那样以孤对方式分配给两个原子，还是按上图中第三或第四个那样将N－O单键改为双键，都不能使两个原子同时满足八隅律要求.这一要求只有将单键改为叁键才能满足.NONO++NO+NO+NO各原子共提供3+4×7=31个价电子；离子一价负电荷表明还应加一个电子.所以必须在5个原子周围画上16对电子32个圆点负电荷属于整个离子而不是个别原子！写出BF4-离子Lewis

结构.QuestionFBFFFFBFFF路易斯结构式即使能说明一些问题，不过它还是有一些不足：对作为中心原子第3周期及其以下周期元素而言,价层电子数能够大于8.比如，[SiF6]2-，PCl5和SF6中中心原子价层电子数分别为12，10和12(超价化合物).对于氧分子结构，第一个表示即使符合路易斯结构式，但它不能表示氧分子显示磁性，后两种表示方法对.有些物种合理结构能写出不止一个.比如对NO3-离子而言，能够写出能量相同三个式子（但3个式子都不代表NO3-离子实际结构），此时鲍林共振论此时应运而生.NOOO+NOOONOOO2.3用以判断共价分子几何形状价层电子对互斥理论（VSEPRforjudgingtheconfigurationofthecovalencemolecular）

1940年由SidgwichN.

和PowellH.提出理论.它在预言多原子分子形状时取得成功是令人惊奇，但理论本身却不过是Lewis思绪简单延伸.●分子或离子空间构型与中心原子价层电子对数目相关VP=BP+LP价层成键

孤对●价层电子对尽可能远离,以使斥力最小LP-LP>LP-BP>BP-BP●依据

VP

和LP

数目,能够推测出分子空间构型（1）VSEPR(valenceshellelectronpairrepulsion)基本关键点（2）分子形状确定方法●首先先确定中心原子A价层电子对数VP标准: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“-”电荷数,负离子“+”电荷数例:VP()=(6+4×0+2)=4VP=1/2[A价电子数+X提供价电子数±离子电荷数()]负正另一个更为简便方法VP=BP+LP=与中心原子成键原子数+（中心原子价电子数-配位原子未成对电子数之和)2例：XeF22+(8-2×1)/2=5XeF44+(8-4×1)/2=6XeOF45+(8-1×2-4×1)/2=6XeO2F24+(8-2×2-2×1)/2=5A价电子数=主族序数●确定电子对空间排布方式FormulatypeSharedelectronpairArrangementofBatomsrelativetoAatoms(idealBABbondangle)StructuresGeometryofcovalentmoleculeswithnounsharedelectronpairsonthecentralatom2Linear(180°)B—A—BAB2AB33Triangularplanar(120°)ABBBAB44Tetrahedral(109°28’)BABBBAB55Triangularbipyramidal*(BaABa,180°)(BeABe,120°)(BeABa,90°BBBBBAAB66Octahedral(90°,180°)ABBBBBB●确定孤对电子数和分子空间构型LP=0

分子空间构型=电子正确空间构型BeH2BF3CH4PC15SF6VP=(2+2)=2LP=0VP=(3+3)=3LP=0VP=(4+4)=4LP=0VP=(5+5)=5LP=0VP=(6+6)=6LP=0ExampleH–Be–HLP≠0分子空间构型≠电子正确空间构型使价层电子对斥力最小孤对电子优先代替平伏位置上原子和相关键对电子第二对孤对电子优先代替第一对孤对电子反位原子和相关键对电子Example21当分子中有键时,键应排在相当于孤对电子位置！键极性和中心原子电负性会使键角改变VP=(4+0+2)=3VP=(6+4)=5S=OFFFFC=OClClN:HHHN:FFF这两个问题你还是要注意！Question判断OF2分子基本形状.

写出路易斯结构式,并读出中心原子周围价电子对总数:中心原子价层有4对电子.4对价电子理想排布方式为正四面体,但考虑到其中包含两个孤对,所以分子实际几何形状为角形,相当于AB2E2型分子.F—O—FQuestion判断XeF4分子基本形状.

中心原子价层有6对电子.理想排布方式为正八面体,但考虑到其中包含两个孤对,所以分子实际几何形状为平面四方形,相当于AB4E2型分子.中心原子Xe价电子数为8，F原子未成对电子数为1.能够算得中心原子价电子正确总数和孤对数分别为:(价层电子对总数)=4＋(8－4)/2=6(孤电子对数目)=(8－4)/2=22.4原子轨道重合—价键理论(superpositionofatomicorbital—valencebondtheory)●怎样解释形成双键和叁键原子间共享2对、3对电子？前面我们对共价键讨论都是在路易斯学说基础上进行，给了我们一些有价值概念.但相关共价键许多疑问都无法得到回答：●电子正确享用与提供电子原子轨道间存在什么关系？●能否用原子轨道在空间取向解释分子几何形状？处理了这些问题才能揭示成键本质（1）价键理论(valencebondtheory)基本观点2.4.1共价作用力本质和共价键特点

带有相反电荷两个离子(比如A+和B-)彼引靠近过程中,系统能量改变可表示为两核之间距离函数.距离无限大时两个质点间不存在作用力,系统势能定为0；伴随距离逐步减小,相互间开始产生吸引力和排斥力.质点相距较远时,离子正、负电荷间吸引力是这一靠近过程中势能改变主要作用力，系统势能总效果表现为随距离R减小而下降.与之同时伴伴随排斥力增大,增大至成为主要影响原因时，系统势能总效果表现为随距离减小而上升.曲线最低点对应于吸引力等于排斥力状态,该状态下两核间平衡距离R0

叫做核间距(符号为d)，与核间距d对应势能(Ed)则是由气态正、负离子形成离子键过程中放出能量.显而易见，势能越低(曲线“井”越深)，表明形成化合物越稳定.Energy-distancerelationshipinbondformation.显然，上面图形反应出两原子间经过共用电子对相连形成份子，是基于电子定域于两原子之间，形成了一个密度相对大电子云（负电性），这就是价键理论基础.

H2分子形成◆

能量最低原理所以，共价键形成条件为：◆

键合双方各提供自旋方向相反未成对电子（想一想自旋方向相同呢？）◆

键合双方原子轨道应尽可能最大程度地重合

两个中性原子相互靠近形成共价键时,离子正、负电荷间强吸引力不复存在，其它作用力则依然如故.这暗示曲线上依然会有“井”，但会比相反电荷离子“井”浅得多.

（2）共价键特征●

含有饱和性（是指每种元素原子能提供用于形成共价键轨道数是一定）●

结协力本质是电性●

含有方向性（是因为每种元素原子能提供用于形成共价键轨道是含有一定方向）HCl比如：HOHNN◆σ键：重合轨道电子云密度沿键轴方向投影为圆形，表明电子云密度饶键轴（原子核之间连线）对称.形象称为“头碰头”.s－ss－pp－p◆

π键：重合轨道电子云密度饶键轴不完全对称.形象称为“肩并肩”.p－p(3)共价键键型因为共价键在形成时各个原子提供轨道类型不一样，所以形成共价键键型也有不一样.比如：有σ键，π键和键等.本章只要求熟知前两种.形成条件：成键原子一方提供孤对电子，另一方提供空轨道.(4)配位键（共价键里一个特殊形式）Example2.4.2

杂化轨道（hybridorbital）●原子轨道为何需要杂化？●原子轨道为何能够杂化？●怎样求得杂化轨道对称轴间夹角？新理论必须处理以下问题在众多科学家追求中，Pauling

再次求援“杂化概念”建立了新化学键理论杂化轨道理论.

上面介绍s轨道与p轨道重合方式并不能解释大多数多原子分子中键长和键角.比如,假如H2O和NH3分子中O－H键和N－H键是由H原子1s轨道与O原子和N原子中单电子占据2p轨道重合形成，HOH和HNH键角应为90°；实际上,上述两个键角各自都远大于90°.

●成键时能级相近价电子轨道相混杂，形成新价电子轨道——杂化轨道（1）基本关键点●轨道成份变了总之，杂化后轨道●轨道能量变了●轨道形状变了结果，当然是更有利于成键罗！变了●杂化后轨道伸展方向，形状和能量发生改变●杂化前后轨道数目不变(2)杂化形式2p2s2s2psp3foursp3hybridorbital●sp3杂化excitedhybridizationFormationofthecovalentbondsinCH4HybridorbitalConfigurationofCingroundstate

●sp2杂化2s2p轨道2s2p2s2psp2threesp2hybridorbitalexcitedhybridizationFormationofthecovalentbondsinBCl3HybridorbitalConfigurationofBingroundstate

●sp杂化2s2p2s2psp2ptwo

sphybridorbitalexcitedhybridizationH－Be－HConfigurationofBeingroundstateHybridorbitalFormationofthecovalentbondsinBeH2请大家注意：在各种杂化轨道中，还存在着“不等性杂化”，即杂化后轨道中填充有中心原子孤电子对.这么我们就能够解释象水和氨这么分子结构了.H2O中O原子采取sp3不等性杂化sp3杂化ValencebondpicturesofH2OFormationofthecovalentbondsinH2Osp3HybridorbitalConfigurationofOingroundstateNH3中N原子采取sp3不等性杂化sp3杂化ValencebondpicturesofNH3FormationofthecovalentbondsinNH3ConfigurationofNingroundstateHybridorbital试用杂化轨道理论解释下面问题：●NH3、H2O键角为何比CH4小？CO2键角为何是180°？乙烯为何取120°键角？●在BCl3

和NCl3分子中，中心原子氧化数和配体数都相同，为何二者空间分子结构却不一样？Question还是杂化形式不一样●在sp2和sp杂化轨道中，是否也存在不等性杂化？各举一例！比如SO2

和CO杂化形式不一样另外还存在d

轨道参加s-p-d

杂化轨道.我们将在第8章讲述.SideviemTopviemThesixsp3d2hybridorbitalsandtheiroctahedralgeometrySideviemTopviemsp3dThesixsp3dhybridorbitalsandtheirtrigonalbipyramidalgeometrysp3d2若以fs=1，fp=表示成键能力，则另外，Pauling两个杂化轨道之间夹角注意这些都是量子化学内容，本课程不作要求.

P

sp3

sp2

sp

s3p

s

a01/41/31/23/41

f=1.7322(最大)1.9911.9931.7321Hybridorbital假设理论NumberofeffectivepairsArrangementofpairsHybridizationrequiredLinearsp2Trigonalplanarsp23Tetrahedralsp34Trigonalbipyramidaldsp35Octahedrald2sp36Summaryof

hybridorbitaltheory定义：多个原子上相互平行p轨道连贯重合在一起组成一个整体，而

p电子在这个整体内运动所形成键.表示符号：形成条件：

●参加成键原子应在一个平面上，而且每个原子都能提供1个相互平行p轨道

●

n<2m作用：“离域能”会增加分子稳定性；影响物质理化性质价电子总数键类型分子或离子表示式19171816ClO2O3NO2CO22个...又一个在分子结构中值得注意问题离域键（大

键）2.5共轭大π键2.7分子轨道理论（molecularorbitaltheory）即使价键理论抓住了形成共价键主要原因，模型直观.但在解释有些分子形成时依然碰到了困难.于是新理论又诞生了！这里只作简单介绍.●

O2有磁矩，为2.62×10-23

A·m2问题提出●

NO等含奇数电子分子结构●预言“He2”、“Be2”、“Ne2”等不存在●

O3中O-O键优点于单键与双键之间●存在和物种键长/pm键能/kJ·mol-11062681082992.6等电子体原理（自学，搞清概念）什么是分子轨道？▲能量相近原理▲最大重合原理▲对称性匹配成键三标准：决定成键效率决定是否能成键分子轨道(molecularorbital):描述分子中电子运动波函数，指含有特定能量某电子在相互键合两个或多个原子核附近空间出现概率最大区域，它是多电子、多中心,电子属于整个分子.分子轨道是基于电子离域（delocalization

）于整个分子概念所提出化学键理论,共价键形成被归因于电子取得更大运动空间而造成能量下降.分子轨道由原子轨道线性组合而成.比如:A+B→AB（结构化学再讲！）处理分子轨道方法1.尽先占据能量最低轨道,低能级轨道填满后才进入能级较高轨道;2.每条分子轨道最多只能填入2个自旋相反电子;3.分布到等价分子轨道时总是尽可能分占轨道.首先搞清分子轨道数目和能级;再由原子算出可用来填充这些轨道电子数;最终,按一定规则将电子填入分子轨道,像写原子电子组态那样写出分子电子组态.电子填入分子轨道时服从以下规则：2.7.1H2和“He2”中分子轨道尽管分子轨道理论标准上不认可原子轨道个性，但其处理方法往往以原子轨道作为出发点.比如,分子轨道数目等于键合原子原子轨道数之和.两个H原子相互靠近时,由两条1s轨道组合得到能级不一样、在空间占据区域亦不一样两条分子轨道.能级较低一条叫成键分子轨道(bondingmolecularorbital),能级较高一条叫反键分子轨道(antibondingmolecularorbital).RelativeenergylevelsoforbitalsinH＋H→H2reaction.两个He原子(电子组态为1s2)相互靠近时发生类似情况:两个1s原子轨道组合得到一条和一条轨道.不一样是有4个电子而不是有2个电子待分配;4个电子恰好填满和轨道,分子电子组态应为.成键电子数与反键电子数相等,净结果是产生吸引力与排斥力相抵消,即两个He原子间不形成共价键.分子轨道理论这一判断与He在气态以单原子分子存在事实相一致.1s1sIncreasingenergyLi“Li2”LiRelativeenergylevelsoforbitalsinLi＋Li→“Li2”reaction.2.7.2第2周期元素双原子分子分子轨道第2周期元素原子共5条原子轨道，1s原子轨道是内层轨道，基本保持原子特征,组合为分子轨道时可不予考虑（有时叫做非键轨道）.另外因为p轨道参加组合,造成了键(“肩并肓”重合)形成可能.

MolecularorbitalsfrompatomicorbitalsmolecularorbitalatomicorbitalmolecularorbitalatomicorbitalRelativeenergylevelsforatomicandmolecularorbitalsofsecond-periodelements.forO2andF2forB2,C2andN2造成上面同是第二周期元素但形成同核双原子分子轨道却不一样现象.可由它们2p

和2s

轨道能量差得到解释.对N,C,B等原子来说，因为2s和2p原子轨道能级相差较小（普通10eV左右），必须考虑2s和2p轨道之间相互作用（也可称为杂化），以致造成能级高于能级颠倒现象.LiBeBCNOF2p2s5101520302540350RelativeenergylevelsoforbitalsE=E(2p)–E(2s)LiBeBCNOFE/eV1.852.734.605.35.814.920.4E/kJ•mol–-1178263444511560143819682.7.3第2周期元素双原子分子电子组态形成份子轨道后，按填充原理（与原子轨道中电子填充类似）填充电子就得到分子轨道排布式.第2周期元素同核双原子分子包含Li2，Be2，B2，C2，N2，O2，F2和Ne2分子.它们电子组态以下：Li2

Be2B2C2N2O2F2Ne21s21s21s21s21s21s21s21s21s21s21s21s21s21s21s21s2写出

N2

和O2分子轨道电子排布式并求算其键级.或键级BO=(10-4)/2=3或,当然含有顺磁性键级BO=(8-4)/2=2:OO:显然，O2

分子中还有两个键，即Question总之，这些例子表明,分子轨道理论用来解释键能、键长、分子磁性以及用来判断原子间是否成键是多么成功！

Somepropertiesofdiatomicmoleculesoffirst-andsecond-periodelementsSpeciesTotalnumberofelectronsBondorderBondlength/pmBonddissociationenergy/kJ·mol-1H2“He2”Li2“Be2”B2C2N2O2+O2O2-F2“Ne2”CONO246810121415161718201415436－111－295593946641498398158－107563174－267－159124109112121130141－11311510101232.521.51032.5分子轨道理论问题一：异核双原子分子轨道形成图示NonbondingBondingHF[(1s)2(2s)2(2px)2(2py)2s2]Question为何在HF形成份子时用是H原子1s

轨道和F原子2p轨道形成成键分子轨道？在形成份子轨道时，两轨道能量相差越小，越有利于形成MO.比如，下面一些原子轨道能量是：1s(H)=-1318kJ·mol-13p(Cl)=-1259kJ·mol-12p(O)=-1332kJ·mol-13s(Na)=-502kJ·mol-1所以，HX分子中，只能由H

原子1s

轨道和X（F、Cl、Br、I）原子np轨道形成成键分子轨道，X原子其它轨道为分子非键轨道，对成键贡献不大.Li原子

LiH分子

H原子LiH[(1s)2(2s)2]

非键成键Question画出LiH

分子轨道图.2s1s1s3σ2σ1σ指两个或两个以上分子或离子，它们原子数目相同，电子数目也相同，常含有相同电子结构，相同几何构型，而且有时在性质上也有许多相同之处.CO2，N2O，，，等都是直线形构型，，，等均为三角形构型，，，均为四面体构型分子结构中值得注意问题二：等电子体原理比如：MolecularE/kJ•mol-1

μ/10-30A•cmm.p./℃b.p./℃d/g•ml-1M.WCO1071.90.40–200–1900.79328N2941.70–210–1960.76628分子结构中值得注意问题三:O3分子结构能量氧原子轨道分子轨道E3反键分子轨道E0y3y2y1E2非键分子轨道E1成键分子轨道O原子O3中中心氧原子Sp3杂化OOOO3分子结构2.7.4分子轨道理论与价键理论比较花表两枝，各有千秋.（1）价键理论将键形成解释为原子轨道重合，重合越大,形成键越强.分子轨道也以原子轨道作为考虑问题出发点，也可以不考虑内层电子，所不一样是在原子轨道组合而成分子轨道中，原子轨道失去了自己个性。分子轨道理论把分子看做一个整体，参加成键电子不再隶属于某一个原子而是在整个分子势场中运动

Comparisonofvalencebondandmolecularorbitalapproaches:(a)bondduetooverlapofatomicorbitals;(b)bondduetoformationofmolecularorbital.+(a)VBMO(b)（2）不论是价键理论还是分子轨道理论，实现有效成键都必须满足

能量近似标准、最大重合标准和对称性匹配标准.（3）价键理论能够很好地说明分子结构与分子几何形状之间关系.其图形清楚地表示出原子中哪些轨道参加成键，可惜不能表示出轨道相对能级.分子轨道法缺点是不能给出轨道空间图像，但却能相当成功地预言某一特定化学键能否形成.例如,分子轨道理论预言不可能存在Be2分子,价键理论做不到这一点.你能从两种理论对氧分子形成中悟出点什么？

键参数（bondparameters）分子中两个原子核间平均距离

化学键性质在理论上能够由量子力学计算作定量讨论，也能够经过表征键性质一些物理量来描述，如：电负性、键能、键长、键角和键级.分子中键与键之间夹角这两个参数能够经过X-射线单晶衍射等试验伎俩测量得到.■键长(bondlength)：■键角(bondangle)：二甲基嘧啶胺与ZnCl2在无水乙醇中形成配合物三斜晶系P-1空间群a=0.73280nmb=0.97584nmc=1.41329nm=95.638°=98.919°=95.751°2.8共价分子性质表示在通常外界条件下物质原子间相互作用强弱.定义为：在298K

和100kPa下将1mol气态双原子分子断裂成2mol气态原子所需要能量.对双原子分子：离解能=键能对多原子分子：键能指平均键能■键能(bondenergy):D(H—Cl)=431kJ·mol-1D(Cl—Cl)=244kJ·mol-1比如NH3)HO(4)OO()HH(2--+-=EEEmrDHLK4H(g)+2O(g)4E(O-H)LK2H2O(g)O2(g)+2H2(g)E(OO)2E(H–H)键能E与反应焓变关系■偶极矩bonddipolemoment(m)m=q•d用什么物理量来衡量分子是否有极性？大小相等，符号相反彼此相距为d

两个电荷（+q和-q）组成体系称为偶极子，其电量与距离之积，就是分子偶极矩.Thebonddipolemoment

ofsome

compoundsMoleculem/10-30C•mMoleculem/10-30C•mH20H2O6.16N20HCl3.43CO20HBr2.63CS20HI1.27H2S3.66CO0.40SO25.33HCN6.99比如：2.键能(E)3.键角4.键长1.键级(BO)BO=1/2(成键轨道中电子数-反键轨道中电子数）键强度分子空间构型键极性5.键矩(m):m=q·l键参数小结2.9.1分子间作用力(vanderWealsforces)2.9分子间作用力和氢键

(intermolecularforcesandhydrogenbonding)●

偶极矩(dipolemoment,µ)表示分子中电荷分布情况物理量，定义为正、负电重心间距离与电荷量乘积.分子电偶极矩是个矢量.对双原子分子而言，分子偶极矩等于键偶极矩；对多原子分子而言，分子偶极矩则等于各个键偶极矩矢量和.

共价作用力是一个普遍存在作用力.除少数形成原子晶体(如金刚石、石英等)外，大多数以共价结合物质形成份立分子(如HCl分子、H2O分子等).分立共价分子原子间以共价键结合，但形成晶体(分子晶体)时则靠分子间作用力.假如将原子晶体、离子晶体和金属晶体中质点(原子或离子)比作组成建筑物砖块，分子晶体中分立分子则可比作建筑物“预制件”.分子间作用力就是指预制件之间结协力.●多原子分子极性不但取决于键极性，而且取决于分子几何形状.●多原子分子极性不但取决于键极性，而且取决于分子几何形状.OOONHHHOCOCClClClCl+–H2ONH3CO2CCl4+–(μ=6.17×10-30C·m)(μ=4.90×10-30C·m)(μ=0)(μ=0)●极性分子固有偶极叫永久偶极(permanentdipole)，非极性分子在极性分子诱导下产生偶极叫诱导偶极(induceddipole).由不停运动电子和不停振动原子核在某一瞬间相对位移造成份子正、负电荷重心分离引发偶极叫瞬间偶极

(instanteneousdipole).(1)偶极-偶极作用力(dipole-dipoleforce)极性分子是一个偶极子，两个极性分子相互靠近时，依据同极相斥、异极相吸原理使分子按一定取向排列，造成系统处于一个比较稳定状态.偶极-偶极作用力是指极性分子与极性分子永久偶极间静电引力.这种作用力大小与分子偶极矩直接相关.

Relativemolecularmasst(m.p.)/℃t(b.p.)/℃/10-30C·m32.092－185.0－111.2033.998－133.81－87.781.8334.076－85.60－60.753.67PropertySiH4PH3H2STheeffectofdipole-dipoleforceonphysicalproperties

三种物质熔点和沸点按列出次序依次升高，被认为偶极-偶极作用力按同一次序增大而引发.

(2)色散力(dispersionforce)指分子瞬间偶极与瞬间诱导偶极之间作用力，也叫伦敦力(Londonforce).通常情况下非极性分子正电荷重心与负电荷重心重合，但原子核和电子运动可造成电荷重心瞬间分离，从而产生瞬间偶极.瞬间偶极又使邻近另一非极性分子产生瞬间诱导偶极，不难想像，两种偶极处于异极相邻状态.Intermolecularforces:(a)dipole-dipoleforce;(b)dispersionforce.(a)(b)▲永远存在于分子或原子间▲吸引力，作用能比化学键小1~2个数量级▲没有方向性和饱和性▲作用范围只有几个pm▲三种力中主要是色散力(3)范德华力本质Distributionofinter-molecularforce(kJ·mol-1)MolecularOrientationforceInductionforceDispersionforceTotalforceAr0.0000.0008.58.5CO0.0030.0088.758.75HI0.0250.11325.8726.00HBr0.690.50221.9423.11HCl3.31