普通化学无机化学2013化学键与分子结构

11、离子键理论的要点和离子晶体晶格能概念；同类型离子晶体中离子理论、离子电荷对晶体晶格能及离子晶体重要物理性质的影响。8化学键与分子结构2、共价键理论和杂化轨道理论要点，杂化轨道与分子之间构型的关系，能正确判断简单分子的空间构型。3、分子间力、氢键及其对物质主要性质的影响；分子结构与物质性质的关系。2分子结构包括化学键和分子的空间构型两方面内容。分子是保持物质化学性质的最小微粒，是物质参与化学反应的基本单元，其性质决定于分子的内部结构。3化学键：分子或晶体中直接相邻的原子间的强烈相互作用。根据成键方式不同，化学键可分为离子键、共价键和金属键等三种基本类型。41913年德国化学家柯塞尔提出了离子键理论：8.1离子键和离子晶体8.1.1离子键的形成5（1）在一定条件下，具有较小电离能的活泼金属原子（主要为ⅠA、ⅡA）与具有较大电子亲合能的活泼非金属原子（主要为ⅦA）及O、S等原子之间可发生电子的转移。金属原子失去电子形成带正电荷的阳离子，非金属原子得到金属原子失去的电子形成带负电荷的阴离子。I1=496kJ·mol-1E1=348·7kJ·mol-16(2)阴、阳离子在静电作用下，相互吸引、靠近，紧密堆积过程中放出能量，形成离子晶体：U=-786·5kJ·mol-1气态阳离子与气态阴离子结合成一摩尔固体离子化合物时所放出的能量称为离子晶体的晶格能（U）单位kJ·mol-1。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叫离子键。78.1.2离子键的特点一、没有方向性（球形电场）8由于离子键是由正负离子通过静电吸引作用结合而成，而离子是带电体，它的电荷分布是球形对称的。因此，只要条件许可，它可以在空间各个方向上施展其电性作用。也就是说，它可以在空间任何方向上与带相反电荷的离子相互吸引。例如：Na+周围等距离地排列着6个Cl-，每个Cl-周围同样等距离地排列着6个Na+。这说明离子并非只在某一方向上而是在所有方向上都可与带相反电荷的离子发生电性吸引作用。9二、没有饱和性(决定于离子体积大小)10在氯化钠晶体中，在Na+(或Cl-)周围只排列着6个相反的Cl-(或Na+)是否意味着它们的电性作用达到饱和了呢？11实际上在氯化钠晶体中，Na+(或Cl-)周围只排列着6个最接近的带相反电荷的Cl-(或Na+)，这是正负离子半径的相对大小，电荷多少等因素决定的。但这并不说明，每个被6个Cl-(或Na+)包围的Na+(或Cl-)的电场已经达到饱和。因为在这6个Cl-(或Na+)之外，无论是什么方向上或什么距离处，如果再排列有Cl-(或Na+)，则它们同样还会受到该相反电荷Na+(或Cl-)的电场作用，只不过是距离较远，相互作用较弱罢了，所以说离子键是没有饱和性的。12三、没有绝对的离子键（△x≥1.7）13即使是在典型的离子化合物中，离子间的作用力也不完全是静电作用，仍有原子轨道重叠的成分，即离子键也有共价键成分。如CsF中也有8%的共价性。两个离子间的电负性差值越大，键的离子性成分越高。活泼金属原子的电负性较小，活泼非金属原子的电负性较大，一般认为△x≥1.7的典型的金属和非金属原子间才能形成离子键。例如，钠的电负性为1.01，氯的电负性为2.83，△x=1.82。148.1.3离子的特性离子的性质决定着离子化合物的性质。离子电荷、离子电子构型、离子半径。15例如：铁能形成Fe2+和Fe3+，这两种离子和它们的化合物在性质上有很大的差异。Fe3+离子具有氧化性，Fe2+离子具有还原性；Fe3+离子遇SCN-离子会产生血红色沉淀，而Fe2+离子不发生这种反应。FeCl3是棕色粉未，而FeCl2是白色固体。Fe2+

水溶液是浅绿色，具有还原性；Fe3+离子在水溶液呈黄棕色，具有氧化性。（1）离子电荷16(2)离子的电子构型离子的电子构型大致有如下几种：17（1）2电子构型ns2最外层为两个电子的离子Li+、Be2+等。（2）8电子构型ns2np6最外层为8个电子的离子Na+、Mg2+等。18（3）9～17电子构型(不饱和电子构型)最外层为9～17个电子的离子如：Fe2+(3s23p63d6)Fe3+(3s23p63d5)Mn2+(3s23p63d5)Cr3+(3s23p63d3)一般为d区元素。ns2np6nd1-919（4）18电子构型：ns2np6nd10如：Cu+(3s23p63d10)Ag+(4s24p64d10)Zn2+(3s23p63d10)Cd2+(4s24p64d10)一般为ds区元素及p区高氧化态的金属正离子Sn4+(4s24p64d10)Pb4+(5s25p65d10)20（5）18+2电子构型：

(n-1)s2(n-1)p6(n-1)d10ns2Sn2+(4s24p64d105s2)Pb2+(5s25p65d106s2)Sb3+(4s24p64d105s2)Bi3+(5s25p65d106s2)一般为p区低氧化态的金属正离子：21离子电子构型的不同对离子化合物性质的影响较大，例如NaCl和AgCl都是由Cl-与+1价正离子形成的化合物，但由于Na+和Ag+电子构型不同，NaCl易溶于水，而AgCl难溶于水。22(3)离子半径离子半径是离子的重要特征之一离子与原子的情况一样：原子核外电子不是沿固定的轨道运动，电子分布范围从理论上讲是无穷的。原子和离子的半径难于确定的。但由于离子化合物在常温都是晶体，一般把晶体中的正负离子看成相互接触的球形.23核间距d有效半径接触半径如何划分核间距d确定两个离子的半径是一个很复杂的问题。24离子半径的变化规律：（1）正离子的半径比该元素的原子半径小,负离子的半径比该元素的原子半径大。这是因为原子失去电子变成正离子时，核电荷相对多了，核对外层电子的引力增强，半径要缩小：Na:156pm;Na+:95pmFe3+(64pm)<Fe2+(76pm)<r(Fe)Pb4+(84pm)<Pb2+(120pm)25（2）同一周期的电子层结构相同的正离子的半径随核电荷的增大而减小：Na+>Mg2+>Al3+K+>Ca2+26（3）同主族的元素电荷相同的离子，半径自上而下随电子层数的增加而依次增大：Li+<Na+<K+<Rb+<Cs+F-<Cl-<Br-<I-27(4)周期表中处于相邻的左上方和右下方斜对角线上的正离子半径近似相等。例如：Li+(60pm)～Mg2+(65pm)Sc3+(81pm)～Zr4+(80pm)Na+(95pm)～Ca2+(99pm)28离子半径的大小对离子化合物的性质具有一定的影响，是因为离子半径是决定离子间引力大小的重要因素，离子半径越小，离子间引力越大，要拆开它们所需的能量就越大，因此化合物的熔点、沸点也就越高。例如：Na+(95pm)>Li+(60pm)NaF的熔点（1143K）<LiF(1313K)298.2共价健理论H2、N2、Cl2的形成？HCl、H2O、NH3、PCl3的形成?1916年，美国化学家路易斯（G.Nlewis）提出的经典的共价键理论。分子中每个原子都应具有稳定的稀有气体原子的电子层结构，但这种稳定结构不是靠电子的转移，而是通过原子间共用一对或若干对电子来实现。分子中原子间通过共用电子对结合而成的化学键称为共价键。30BF3中心原子最外层电子数少于8?BF?PCl5多于8?PCl3?CH4？CH2？对于为什么“共用电子对”就能使两个原子结合成分子的本质原因也不能阐明，究其原因就是把电子看成静止不动的负电荷，依然停留在经典力学的基础上。311927年海特勒和伦敦解释了共价键的本质，后来鲍林等人发展了这一成果，建立了现代价键理论。简称VB法即电子配对理论。32海特勒和伦敦运用量子力学方法处理H2分子的形成，研究两个氢原子自无限远处开始相互逐渐接近过程中系统的能量E与核间距离R的关系以及两原子核外电子云的变化，结果如图所示33若两个氢原子中的电子自旋相反，则两氢原子相互靠近时，系统的能量变化曲线如b，在核间距87pm时有一最低点，能量比两个氢原子单独存在时低，且二核间电子密度增大，即二核原子的电子轨道发生重叠，如此形成了稳定的H2分子。若两个氢原子中的电子自旋相同，则两氢原子相互靠近时，系统的能量变化曲线如a，即二原子越靠近，系统的能量比两个氢原子单独存在时越高，且二原子间的电子云密度减小，即不能形成H2分子。据此提出价健理论的基本要点：34（1）形成共价键时，仅成键原子的外层轨道及其中的电子参加反应。（2）原子相互接近时，外层能量相近，且含有自旋相反的未成对电子的轨道发生重叠，核间电子几率密度增大，系统能量降低形成共价键。共价键的本质是原子轨道的叠加，或沿用路易斯形象的说法，成键原子靠共用电子对结合。8.2.1现代价键理论的基本要点35由于每种元素的原子能提供的成键轨道的数目以及在形成分子所能提供的未成对电子数目是确定的，所以原子能够形成共价键的数目也是确定的。此即为共价键的饱和性。36若A原子外电子层有空的可利用的轨道，则A原子中的成对电子可拆开成为单电子，再与B原子中的成单电子配对形成共价键。如Be、B、CBe（2s2中一个2s电子激发到2p轨道上，故可形成两个共价键）。B(2s22p1)、C(2s22p2)分别形成3个、4个共价键。多价结合的分子例如：CH4、BF3、SF6

、PCl5、AlF63-37第三周期元素原子，价轨道为3s、3p、3d共9条轨道，故理论上最多可形成9条共价键，实际最高为6，如SF6、AlF63-等。所以第二周期元素的原子所能形成的共价键数比同族其它元素原子低。如氧只能形成2个共价单键，而同族的硫则有6个共价单键。38H2、Cl2、HCl、Li2如果A和B各有两个或三个未成对电子，则能形成双键或三键，如N2、O2如果A有两个、三个、四个未成对电子，而B只有一个未成对电子，则能形成AB2、AB3、AB4，例：H2O、NH339(3)电子云的最大重叠原理（方向性）在形成共价键时，原子间总是尽可能沿着原子轨道最大重叠方向成键，电子在两核间几率密度才最大，形成的共价键也就越稳定。除s轨道外，p、d、f等轨道均非球形对称，而在空间有一定的取向，所以，成键时这些轨道总是尽量沿着电子几率密度最大的方向重叠。共价键的方向性。40按其共用电子对数不同，可分为单键、双键、参键：HCl、O2

、N2、H2C-?CH28.2.2共价键的类型按原子轨道重叠方式不同，可分为σ键和π键。按原子提供共用电子的方式不同，可分为共价键和配位键。41原子轨道沿两核联线，以“头碰头”方式重叠形成的键，称为σ键，σ键的电子云密集在轴上，沿轴呈圆柱形对称。如图：（一）σ键和π键。42原子轨道沿两核联线，以“肩并肩”方式重叠形成的键，称为π键，π键的电子云密集在通过键轴的一个平面（这个平面的上几率密度几乎为零）的上面和下面，呈镜面对称。43两个原子间形成单键时，则必须为σ键，形成双键或参键时受原子轨道方向性的限制，其中一原子轨道以“头碰头”方式重叠形成σ键，其它轨道只能以“肩并肩”方式重叠形成π键。44在N2分子有一个σ键和两个π键。当两个N原子相化合时，若两个氮原子的2px轨道沿x轴方向以“头碰头”重叠形成一个σ键，那么两个氮原子的2py与2py，2pz与2pz就只能以“肩并肩”方式重叠，形成两个π键。氮原子的电子层结构为：45由于p轨道在空间有三个伸展方向，所以简单分子中的重键最多只能是参键，原子间形成的σ键和π键情况总结如下：单键一个σ键重键双键σ+π参键σ+π+π46（二）配位键上述共价键，共用电子对都是由两个相互结合的原子各提供一个电子组成的，为正常共价键。但有时两个原子间的共用电子对是由一个原子单方面提供。由一个原子提供电子对为两个原子共用而形成的共价键称为共价配键，即配位键。例如：NH3是一个N原子和3个H原子以3个σ键结合而成：47这是N原子上还有未成键的孤对电子，当遇到H+时，在一定条件下，便可将孤对电子“投入”H+的空轨道中，形成核间电子密集区，使NH3与H+间形成一个配位键，从而结合成NH4+。48为了表明形成配位键时电子对的授受方向，习惯上在原子间用箭头表示，箭头指向接受电子对的原子。配位键形成后，实际上和正常键并无区别，也具有饱和性和方向性.49对CO来说，若按形成共价键的一般条件处理，C和O原子各有两个未成对电子，偶合成双键（σ键和π键）50然而实验发现，CO分子中原子间的键长为113pm，比CO2中C与O双键键长121pm还短，与三键键长相仿。为此，人们认为，CO分子中，C原子的两个成单的2p电子与O原子的两个成单2p电子形成一个σ键和一个π键，另外O原子的一对已经成对的2p电子还可与C原子一个2p空轨道形成一个配位键，其结构式：形成与N2分子相似的参键结构。51由此可见，配位键形成的条件：其中一个原子的价电子层有孤电子对（即未共用的电子对），另一个原子的价电子层有可接受孤电子对的空轨道。含有配位键的离子或化合物很普遍。研究配合物的配位化学已经成为化学的重要分支。528.2.3杂化轨道理论价键理论成功地解释了共价键的形成、特征及类型问题。但是在解释分子的空间构型时，理论推测和实验数据往往不相符合。例如按价键理论，形成H2O时，氧原子中的2个相互垂直的2p轨道可分别与2个氢原子中的1s轨道重叠，形成2个σ键，故两个O—H键之间的键角为90°，而实测结果键角为104.5°53碳原子的电子层结构为:只有两个未成对的电子，所以它只能与两氢原子形成两个共价键单键，如果再考虑一个2s电子激发到2p轨道上去则有四个单电子（1个s电子和3个p电子）可与四个氢原子的1s电子配对形成四个C—Hσ键。不过由于2s电子和2p电子能量是不同的，那么这四个C—H键应当是不等同的。但是近代实验测定结果表明：CH4分子结构是四面体的空间结构，键角为109°28ˊ,四个C—H键的强度是相同，键能为413.4kJ·mol-1。541931年，美国化学家鲍林和斯莱特提出杂化轨道理论，补充和发展了现代价键理论，合理地解释分子的空间构型。558.2.2.1杂化轨道理论的基本要点（1）在形成分子的成键过程中，同一原子中若不同类型、能量相近的原子轨道进行混杂，重新组合成一组新的原子轨道。这一原子轨道重新组合的过程叫做杂化，杂化后组成的新轨道称为杂化轨道。56（2）几个原子轨道参与杂化则必形成几个杂化轨道，杂化轨道比原来未杂化的轨道成键能力强，能满足原子轨道最大重叠。成键原子轨道在形成杂化轨道后，轨道的角度分布图形状发生了变化，使得一端电子云特别集中，更有利于与别的原子的电子云发生最大重叠。sp2个sp杂化轨道57S轨道和p轨道重叠电子云重叠程度小Sp杂化轨道与s轨道成键电子云重叠程度大（3）原子间成键时，通常存在着电子激发（有时不必激发）、轨道杂化、重叠成键过程，这些过程瞬间完成的，实际上没有先后之分。588.2.2.2杂化轨道的类型由于参加杂化的原子轨道的种类和数量不同，杂化轨道可有多种类型：sp杂化、sp2杂化、sp3杂化、（n-1）dsp2、(n-1)dsp3、sp3d、sp3d2。59（一）sp杂化sp杂化轨道是由一个ns轨道和一个np轨道组合而成的。Sp轨道间的夹角为180°，呈直线.例如气态二氯化铍BeCl2分子结构为直线型。Be原子似乎不能与Cl原子形成共价键。但在激发状态下，Be的一个2s电子可以进入2p轨道，使Be原子的电子层结构为:602s2p激发sp杂化2个sp杂化轨道61Be原子中两个sp杂化轨道分别与氯原子的3p轨道重叠，形成两个等同的sp_p的σ键，键角为180°，BeCl2分子的空间构型为直线型。杂化轨道理论认为：ZnCl2、CdCl2、HgCl2、Hg(CH3)2

都是中心原子以sp杂化轨道成键形成的直线型分子。Zn:3d104s2Cd:4d105s2Hg:5d106s2622s2p激发sp杂化2个sp杂化轨道2个2p轨道2个sp杂化轨道在一条直线上，py、pz轨道分别与sp杂化轨道垂直。C2H263CpypzspspCpypzspsp64Cpypzs-spspCpypzspσ

键Hs-spHσ

键σ

键πyπzHH65（二）sp2杂化Sp2杂化轨道是由一个ns轨道和两个np轨道组合而成的。三条sp2轨道在一个平面上，夹角为120°，未参加杂化的np轨道与该平面垂直。乙烯2s2p激发sp2杂化3个sp2杂化轨道1个2p轨道66sp2sp2sp22p两个碳原子间各出1条sp2-sp2

形成σ键，两个C原子的垂直于三条sp2轨道所在平面的2p轨道形成一条p-pπ键；C原子的另外两个sp2轨道分别与两个H原子的s轨道形成一共4个sp2-sσ键，所以分子中6个原子共平面，呈对三角形结构。67sp2sp2sp22psp2sp2sp22p68s-sp2s-sp2sp22psp2s-sp2s-sp22pσ

键p-pπ键HHHH69sp2sp2sp22psp2sp2sp2702psp2sp2sp22psp2sp2sp2C—CHHHH71(3)sp3杂化及有关分子的结构sp3杂化：1条ns轨道，3条np轨道的杂化。所形成的4条sp3杂化轨道间夹角为109°28ˊ,即由正面四面体的中心指向四个顶点。72以甲烷为例2s2p激发sp3杂化4个sp3杂化轨道73每个杂化轨道分别与4个H原子的1s轨道形成sp3-sσ键，构成甲烷的正四面体骨架结构。CCl4、SiCl4、SO42-、ClO4-等均sp3杂化74(4)不等性杂化和等性杂化在CH4分子中，C原子采用sp3杂化，每个杂化轨道都是等同的，这种杂化称为等性杂化。在NH3分子中，N原子价电子层结构为:其中2s电子已成对（称孤对电子），不参加成键，但参与杂化。75107°20ˊ76由于孤对电子的存在而造成不完全相等的杂化叫不等性杂化。不等性杂化所形成的四个轨道性质并不相同。孤对电子占据的杂化轨道含有较多s成分，其它三个sp3杂化轨道含有较多的p成分。2s2p不等性sp3杂化比原来能量有所降低三个含有单电子的sp3杂化轨道性质相同77两个含有孤对电子的杂化轨道性质相同，另外两个sp3杂化轨道性质相同2s2p不等性sp3杂化比原来能量有所降低78H2OO原子采用不等性sp3杂化2s2p79OHH104°45ˊ形成4个sp3杂化轨道中有两条轨道被孤对电子占据，另外2条各含1个电子。两条含有一个电子的杂化轨道分别与2个H原子的1s轨道重叠成2个sp3-sσ键.由于孤对电子的排斥作用，使H2O分子中H-O键夹角被压缩至104°45ˊ呈“V”字形。80SO2S原子采用不等性sp2杂化3s3p3个不等性sp2杂化3psp2杂化轨道成平面三角形，3p垂直平面三角形。81sp2sp2sp23p3p轨道上有两个电子S原子以不等性sp2杂化成键，其中1个杂化轨道被孤对电子占据，其余2个各含1个电子的杂化轨道。822个各含1个电子的杂化轨道分别与2个O原子的1个2p轨道重叠形成2个sp2-pσ键。每个O原子还剩余1个2p轨道，这两个2p轨道也垂直于s原子的三个不等性sp2杂化轨道所在的平面.sp2Sp2-Pσ键2s23pOOS2p2pSp2-Pσ键2p22s22p283两个O原子的2p轨道上各有1个电子，S原子未参与杂化的3p轨道上有2个电子。O原子的2p轨道与S原子的3p轨道互相平行。所以又形成了一个3中心4电子离域π键，或称大π键。sp2Sp2-Pσ键2s23pOOS2p2pSp2-Pσ键2p22s22p284杂化轨道理论只是能解释分子的空间构型，而不是去推测分子构型。“价层电子对互斥理论”可帮助我们判断分子的空间构型（但这部分不作要求）。85对于中心原子是主族元素的分子，由于不可能有次外层d轨道参加杂化，一般可简单地根据杂化轨道的数目来确定杂化类型，进而对分子空间构型做出判断。杂化轨道数目=σ键数+孤对电子对数为什么是σ键数？例如H2O、NH3等。86例OF2杂化轨道数目=σ键数+孤对电子对数=2+2=4中心原子以不等性sp3方式杂化。同H2O相类似，呈“V”字型。2s2pOFF87CO2分子中含2两条σ键，2条π键，中心原子C周围无孤对电子，推测C为sp杂化。2s2p激发sp杂化2个sp杂化轨道2个2p轨道88两个sp杂化轨道成直线，C原子上其余2个2p轨道分别与sp杂化轨道垂直，并且这2个2p轨道也相互垂直。89CpypzPy-spspOOSp-PzpzpyC原子的每个杂化轨道,分别与氧原子的一个2p轨道形成sp-pσ键,每个O原子还剩余一个2p轨道分别与C原子的一个2p轨道以“肩并肩”形式形成p-pπ键。908.4分子的极性、分子间力和氢键8.4.1分子的极性按化学键中正负电荷中心是否重合，化学键可分为非极性共价键和极性共价键：键的极性大小用“键矩”来表示。键矩是矢量，规定其方向由正到负，其单位为C·m。91对双原子分子来说，键有（无）极性，分子就有（无）极性；对多原子分子来说，若键均为无极性，则分子就无极性，若键有极性，分子是否有极性以及极性大小不仅决定于键的极性而且要看分子的组成和空间结构。92分子的极性对分子的性质有明显影响。分子极性大小用“偶极矩”μ来表示。分子的偶极矩为各键矩的矢量和。共价分子可分为极性和非极性两种。极性共价分子正、负电荷中心不重合；非极性共价分子正、负电荷中心重合。93根据分子的几何构型可以判断分子的极性，反之，也可根据分子的极性来判断分子中原子的排布是否对称，从而获得有关分子构型的启示。例如在CO2、CH4、CCl4等分子中，键是极性的，但分子呈直线性或正四面体中心对称，故无极性。而在H2O、NH3、CHCl3等分子中，键是极性的，而分子是“V”字型、“三角椎形”及变形的四面体结构，无中心对称成分，所以分子是极性的。948.4.2分子的极化与分子间力分子的极化在外电场的作用下，分子内部结构会发生一定的变化，这种变化称为分子的极化。非极性分子在外电场的作用下，分子中核与电子发生相对位移而使分子变形，结果是正负电荷重心分开，产生偶极：μ=l×qL:分子中正负电荷中心的距离q:电量例如：95+-+--+这种在外电场的作用下所产生的偶极叫诱导偶极，其偶极矩叫诱导偶极矩。诱导偶极矩的大小与外电场的强度成正比，取消外电场，诱导偶极随即消失。分子越容易变形，它在外电场作用下所产生的诱导偶极矩越大。96极性分子的正负电荷重心不重合，已经存在偶极，这种固有的偶极叫永久偶极。极性分子在外电场作用下，其偶极会依照电场的方向而取一定的方向，如下图：97这种现象叫取向，同时由于外电场的作用正负电荷的重心也会发生相对位移，在固有偶极的基础上产生附加的诱导偶极，使分子变形增大，增大极性分子的极性。可见，极性分子的极性与非极性分子的极化（只是变形）不同，包括分子的取向和变形。98分子间力（一）取向力发生在极性分子之间，极性分子具有永久偶极，偶极是电性的，两个极性分子互相接近时，同极排斥，异极相吸，使分子发生相对转动，称为取向。由于偶极的取向，分子间将相互吸引，达到一定距离后，排斥与吸引达相对平衡。这种由于偶极的取向而引起的分子间的作用称为取向力。取向力与分子的偶极矩(分子的极性)平方成正比，取向力与分子间距离的3次方成反比。即随分子间距离变大，取向力将迅速减小。99在极性分子+非极性分子以及极性分子之间都存在诱导力。当极性分子与非极性分子靠近时，非极性分子由于受到极性分子偶极电场的影响，正负电荷重心发生位移，从而产生诱导偶极，诱导偶极同极性分子的永久偶极间的作用力叫作诱导力。（二）诱导力100在极性分子和极性分子之间，除了取向力之外，由于极性分子之间的相互作用，每个分子也会发生变形，产生诱导偶极，结果是使极性分子偶极矩增大，从而使极性分子之间出现了除取向力之外的额外引力——诱导力。诱导力与极性分子偶极矩的平方正比，与被诱导分子的变形性成正比，与分子之间距离的7次方成反比，诱导力与温度无关。101（三）色散力稀有气体或非极性分子，它们之间既无取向力又无诱导力，但是它们的电子和核都在不停地运动，原子核比电子重得多，二者的运动往往不同步，在一瞬间，电子云偏离了原来的平衡位置，使正负电荷不均匀分配，结果出现瞬时偶极，两个瞬时偶极经常采取异极相邻的状态，于是两个分子便相互吸引在一起。由于“瞬时偶极”产生的相互作用力称为色散力。色散力存在于一切分子和原子之间。色散力和分子的变形性有关，变形性越大，色散力越大；色散力和分子间距离的7次方成反比。102（一）与熔点、沸点的关系分子间力越小，该物质的沸点、熔点起低。例如：CH4分子与HCl分子的变形性相仿，但HCl的沸点是（188.9K）高于CH4的沸点（111K）。这是由于CH4是非极性分子，分子之间只有色散力，而HCl为极性分子，分子之间除色散力外，还有取向力和诱导力，因而总的分子间力增大，故沸点升高。103卤素单质沸点：F2：239K;Br2:332k；I2：457K.卤素单质分子的变形性随分子量增大而增大，从而色散力依次增大，从F2到I2沸点依次升高。104从变形性考虑，HI最大，HBr次之，HCl最小。色散力表现为HI最大、HBr次之，HCl最小。沸点：HCl188.25K;HBr206.4k；HI237.8K.从分子极性考虑（偶极矩、电负性），HCl最大，故其取向力和诱导力均最大，HBr和HI依次减小。而色散力在总的分子间力中占的比重又是第一位，故分子间的作用力的总和以HI为最大，HBr次之，HCl最小。沸点从HCl到HI依次升高。105（二）与溶解度的关系物质溶解度的大小首先决定于溶质和溶剂的本性，到目前为止，还没有找到一条普遍规律。唯一能在某种度上遵循的一条经验规律为“相似相溶”原理，即极性分子溶于极性溶剂，非极性溶质易溶于非极性溶剂，相似相溶。可用分子间作用力加以说明。106溶质和溶剂都为极性分子，则可借助强的取向力而溶解。溶质和溶剂都为非极性分子，则靠色散力而溶解。107若溶液和溶剂一个为极性分子，另一个为非极性分子，它们之间只能靠诱导力(极性和非极性分子之间)和色散力(所有分子之间都有)相互作用，然而通常诱导力小于取向力(极性分子之间)，所以极性溶质不溶于非极性溶剂。例如水很难溶于四氯化碳。1088.4.3氢键8.4.3.1氢键的形成和特点一、氢键的提出1920年，有人注意到氧族元素的氢化物中H2O的沸点反常地高，它在正常气压下达373.2K，而同族其他元素的氢化物如H2S、H2Se、H2Te在同一条件下都是气体，现比较沸点如下：H2OH2SH2SeH2Te373.2K212.9K231.9K270.9K109氮族和卤族氢化物也有类似现象NH3PH3AsH3SbH3239.8K185.5K210.7K256.2KHFHClHBrHI293.2K188.2K206.5K237.8K而碳族氢化物正常CH4SiH4GeH4SnH4111.7K161.3K184.7K221.4K？氢原子与电负性较大的原子成共价键时，分子之间除了三种吸引力之外，还有一种叫氢键的吸引力.110二、形成条件氢键通常用X—H…Y的形式表示。其中X、Y代表F、O、N等电负性大，而且原子半径小的原子。X和Y可以相同,也可以不同。111（1）分子中必须有一个与电负性很强的元素结合的氢原子。

因为氢原子的特点是原子半径小，结构简单，核外只有一个电子，无内层电子，与电负性大的元素形成共价键后，电子对强烈偏向电负性大的元素一边，使氢几乎成“裸露”质子，呈现相当强的正电性。因此易与另一分子中电负性大的元素接近，产生静电吸引作用，形成氢键。112（2）分子中必须有带有孤电子对、电负性大，而且原子半径小的元素（如F、O、N）才能形成氢键。如：

F—H…F1s22s22p53对

O—H…O1s22s22p42对

N—H…N1s22s22p31对C电负性不大，CH4分子之间不形成氢键。Cl、S电负性大，但原子半径也大，无明显生成氢键的现象。113三、