宋天佑版无机化学-第7章化学键理论概述

1、第7章 化学键理论概述,7-1 离子键理论 7-2 共价键理论 7-3 金属键理论 7-4 分子间作用力,7-1 离子键理论,一、离子键的形成 二、离子和离子键的特点 三、离子晶体,一、离子键的形成,电负性相差较大（x1.7）的两个元素的原子相遇时，就会发生电子的转移而形成正、负离子。,离子键：正、负离子间通过静电作用而形成的化学键。由离子键形成的化合物为离子型化合物。,二、离子键的特点,1 离子键的本质是静电作用,2 离子键没有方向性（电荷球形对称分布） 3 离子键没有饱和性（空间许可） 4 键的离子性与元素电负性有关,一般说来，正负离子所带的电荷越高，半径越小，形成的离子键越强。,三、离子

2、的特征,1 离子的电荷 正离子的电荷数就是相应原子失去的电子数。+1，+2，最高+3，+4。 负离子的电荷数就是相应原子获得的电子数。一般-1，-2；-3、-4多为含氧酸根或配离子的电荷。 2 离子的电子层构型 负离子：简单负离子的最外电子层都是8电子构型。,* 正离子： 2电子构型： 1s2 Li+,Be2+ 8电子构型： ns2np6 Na+,Mg2+,AI3+等 18电子构型： ns2np6nd10 Ag+,Zn2+,Cd2+等 18+2电子构型:(n-1)s2(n-1)p6(n-1)d10ns2 Pb2+,Sn2+,Bi3+等 9-17电子构型：ns2np6nd1-9 Cr3+,Mn2

3、+ 等,在离子电荷和半径大致相同的条件下，不同构型的正离子对同种负离子的结合力的大小是： 18或18+2电子构型的离子9-17电子构型的离子8电子构型的离子 CuCl NaCl r+ /pm 96 95 溶解性 难 易,3 离子半径 各主族元素，自上而下，电荷数相同的离子半径依次增大； Li+Na+K+Rb+Cs+ 同一周期的主族元素，自左而右，正离子电荷增大半径减小；r(Na+)r（Mg2+) 同一元素，高价离子的半径低价离子的半径；r（Fe3+)(60pm)r（Fe2+)(75pm), 周期表中相邻族左上与右下斜对角线上的正离子半径近似相等； 如：r（Mg2+)=65pm r（Li+)=

4、60pm 负离子半径一般较大，约130-250pm 正离子半径一般较小，约10-170pm.,四.离子晶体,1 离子晶体的特征和性质 类型：活泼金属的氧化物和盐类 特征：晶格结点上的质点正、负离子； 质点间作用力离子键； 配位数 6、8、4等； 晶体中不存在独立的简单分子。,一般的性质： 较高的熔沸点和硬度与静电力有关，而后者与电荷、离子半径相关。库仑力越大，熔、沸点越高； 受机械力作用，结点离子位移，由异性相吸变为同性相斥； 水溶性差别很大，水溶液及熔融态发生电离；,3 离子半径与配位数的关系,ac=4r- ab=bc=2r-+2r+ 令r- = 1， 则：(ab)2+(bc)2=(ac)2

5、 2(2r-+2r+)2=16 r+=0.414,正负离子半径比与配位数的关系,半 径 比 r+/r-0.414 r+/r-=0.414 r+/r-0.414 配 位 数 4 ：4 6 ：6 8 ：8 晶体构型 立方ZnS型 NaCl型 CsCl型 参考p173 表7-3,4 晶格能(U),定义：指相互远离的气态正离子和负离子结合成离子晶体时所释放的能量。 另定义：标准态下，拆开1 mol离子晶体，使其变为气态组分离子时所需能量。 例：NaCl(s)Na+(g)+Cl-(g) U=786 kJmol-1 晶格能多以波恩-哈伯循环法通过热化学计算求得。,同类型晶体，离子电荷越高，核间距越短，离子

6、键越牢固，晶体的熔、沸点、硬度越高。,玻恩朗德公式:,其中r0为正负离子半径和,A为玛德隆常数, n为玻恩指数.,经验公式,5.影响离子晶体性质的因素:,晶格能: 因素:离子电荷,离子半径,配位数,(极化作用) 性质:硬度,熔点,化合物的稳定性 离子晶体的空间构型: 因素:离子半径,离子的电子构型,组成元素的比例,外界条件 性质：稳定性,溶解度等,从离子半径的角度解释下列现象:,1.Mg(ClO4)2是一种很强的吸水剂,Li(H2O)3ClO4很稳定. 2.溶解度顺序: LiClO4NaClO4KClO4 MgSO4BaSO4 3.Li2CO3受热容易分解,7-2 共价键理论,一、现代价键理论

7、(重点） 二、杂化轨道理论(重点） 三、价层电子对互斥理论 四、分子轨道理论（难点） 五、键参数与分子的性质,一、现代价键理论(VB法）,1 H2共价键的形成和本质 2 现代价键理论要点 3 共价键的特征 4 共价键的类型 5 配位键 6 离域大键,现代价键理论(电子配对法)要点：,Lewis (1)电子配对原理：两原子接近时，自旋相反的未成对价电子可以两两配对形成共价键。,(2)能量最低原理：自旋相反的单电子配对后会放出能量，使体系能量降低。放出的能量越多，形成的共价键越稳定。,(3)轨道最大重叠原理：成键电子的原子轨道，在可能的范围内重叠越多，形成的共价键越牢固，分子越稳定。 综上所述，价

8、键理论认为共价键是通过自旋相反的单电子配对和原子轨道的最大重叠而形成的，使体系达到能量最低状态。,量子力学的处理方式： H2共价键的形成和本质,R0=74pm,H2共价键的形成和本质,+,+,2最大 基态:自旋相反的两个电子， 对称性匹配,+,-,2=0 排斥态:自旋相同的两个电子，对称性不匹配,3 共价键的特征,(1) 共价键结合力的本质是电性的 两个原子核对共用电子对形成的负电区域的吸引力，而不是正负离子间的库仑引力。 共价键结合力的大小原子轨道重叠程度的多少共用电子数目及重叠方式。 结合力：共价叁键共价双键共价单键。,(2) 共价键的饱和性 一个原子有几个未成对电子便可与几个自旋相反的单

9、电子配对成键。 稀有气体无单电子，原子间难成键，所以主以单原子分子的形式存在。 另外，原子中有些本来已成对的电子，在特定条件下（外层有空轨道，与之结合的原子x大），也可被激发成单电子而参与成键。,SF6,SF6,（3）共价键的方向性共价键将尽可能沿着原子轨道最大重叠的方向形成,共价键的方向性的示例:,H2S: 16S:Ne3s23p4,其中px2py1pz1,N2:7N:He2s22p3,4.共价键的类型,键：成键原子轨道沿着键轴（两原子核间的连线）方向以“头碰头”的方式发生轨道重叠。 特点：轨道重叠部分对键轴呈圆柱形对称 键是构成共价分子的骨架 形成键的电子称电子 键的键能高，稳定性大,s-

10、s 、s-p 键的形成如:H2,H2S,etc.,p-p 键的形成如N2,键：成键轨道以“肩并肩”（相互平行）的方式重叠形成的键。 特点：轨道的重叠部分对通过键轴的平面呈反对称（分布在对称面的上下两侧，形状相同，符号相反）。,p-p键及键的对称性如N2,5 配位键,由一个原子提供电子对,为2个原子共用而形成的共价键，称共价配键或配位键。,CO分子结构式:,配位键的形成条件： (1)一个原子的价电子层有孤电子对 (2)另一个原子的价电子层有可接受孤电子对的空轨道。 NH4+,Cu(NH3)42+,Fe(CN)64-,Fe(CO)5等,练 习 题,根据电子配对法，写出下列各物质的分子结构式。并指明

11、键是键还是键？ H2S HOCl SiH4 CO2 BBr3 PCl5,练 习 题 答案,HOCl:O的py与H的s,pz与Cl的pz形成键; SiH4:Si的电子激发后形成4个单电子与H形成键; CO2:C电子激发成4个单电子,s和p分别与O原子的p形成键,另2个p与每个O原子的1个p肩并肩形成键; BBr3 PCl5用价键法均无法写出8电子稳定的电子式.,二 价层电子对互斥理论（VSEPR理论）,1 理论要点： (1)在AXm型分子中，X在A周围的排布主要取决于A的价电子层中电子对的相互排斥作用。分子的几何构型,总是采取电子对相互排斥作用最小的那种结构。 (2)A的价电子层中电子对相互排斥

12、作用的大小取决于电子对间的夹角和电子对的成键情况。,电子对相距角度越小，排斥力越大； 孤-孤斥力孤-成斥力成-成斥力； 叁键斥力双键斥力单键斥力。 (3)如分子中含双键或叁键，则把它做单键(1个电子对)来处理。,2 判断共价键结构的一般规则,(1)确定中心原子A的价电子层中的电子总数和电子对数。 电子总数=中心原子价电子数+配体提供的电子数。 正规共价键中配体H、X各提供1个共用电子； X做中心原子提供7个价电子； 氧族原子作配体不提供共用电子（PO43-）； 氧族原子作中心原子提供6个价电子（SO2）； 离子应加上或减去与电荷相应的电子数。,（2）根据中心原子周围的电子对数从表中找出理想的几

13、何构型，出现单电子可作为电子对看待。 （3）画出结构图，把配位原子排在中心原子周围，每对电子连一个配位原子，剩下的电子对便是孤电子对。 （4）根据各电子对间排斥力的大小，确定排斥力最小的稳定结构。,电子对符号： 价层电子对数：VP 成键电子对数：BP 孤 电子对 数：LP BeH2 VP=(2+2)/2=2 LP=0 直线形 BF3 VP=(3+3)/2=3 LP=0 平面三角形 SO42- VP=(6+2)/2=4 LP=0 四面体 NH3 VP=(5+3)/2=4 LP=1 三角锥 SF6 VP=(6+6)/2=6 LP=0 正八面体,ClF3 VP=(7+3)/2=5,用价层电子对互斥理

14、论解释:NO2+, O3, OF2, SnCl3-, ICl3, I3-, XeF5+, ICl4- 等离子或分子的空间构型。 想象一下乙烯分子和水分子在空间的构型？,C2H4,C:2s22p2,90 o,HOH=10430,O:2s22p4,三 杂化轨道理论,1 杂化与杂化轨道 2 杂化类型与分子的几何构型 3 等性杂化与不等性杂化,C2H2的分子结构图,1 杂化与杂化轨道,同一原子中能量相近的某些原子轨道，在成键过程中，重新组合成一组新的轨道，这一轨道重新组合的过程称为“杂化”。所形成的新轨道叫“杂化轨道”。,说明： 原子轨道的杂化，只有在形成分子的过程中才会发生，孤立原子不发生杂化。 同

15、一原子内有n个原子轨道参与杂化，就可得到n个杂化轨道。 杂化轨道比原未杂化轨道成键能力强，形成的化学键键能大，分子更稳定。,2 杂化类型与分子的几何构型,（1）sp杂化 定义：同一原子内，由1个ns轨道与1个np轨道发生的杂化叫sp杂化。杂化后形成的2个新轨道叫sp杂化轨道。 特点：每个sp杂化轨道中含有1/2s成分和1/2的p成分。 形状：一头大，一头小。 两个sp杂化轨道间的夹角为180，几何构型为直线形。,sp杂化轨道的形成,BeH2 (BeCl2)形成过程中Be原子轨道的杂化,Be的基态,Be的激发态,Be的杂化态,C2H4,（2）sp2 杂化,定义：同一原子内，由1个ns轨道与2个n

16、p轨道发生的杂化叫sp2杂化。杂化后形成的3个新轨道叫sp2杂化轨道。 特点：每个sp2杂化轨道中含有1/3s成分和2/3的p成分。 形状：一头大，一头小。 两个sp2杂化轨道间的夹角为120，几何构型为平面三角形。,3个sp2杂化轨道,Sp2杂化轨道与BH3的形成,B的基态,C2H4的分子结构图,（3）sp3杂化,定义：同一原子内，由1个ns轨道和3个np轨道发生的杂化叫sp3杂化。杂化后形成的4个新轨道叫sp3杂化轨道。 特点：每个sp杂化轨道中含有1/4s成分和3/4的p成分。 形状：一头大，一头小。 每两个sp3杂化轨道间的夹角为10928，杂化轨道的几何构型为四面体。,4 个 sp3

17、 杂 化 轨 道,甲烷的形成过程及构型,乙烷的空间构型,sp sp2 sp3杂化轨道比较,（4）sp3d2杂化,定义：同一原子内，由1个ns轨道与3个np轨道、2个nd轨道间发生的杂化叫sp3d2杂化。杂化后形成的6个新轨道叫sp3d2杂化轨道。 特点：每个sp3d2杂化轨道中含有1/6s成分和3/6的p成分、2/6的d成分。 每两个sp3d2杂化轨道间的夹角为90或180，杂化轨道的几何构型为八面体。,sp3d 杂 化,SF6,PCl5,sp3,HOH=10430,HNH=10718,2s 2p,:,NH3和H2O的不等性sp3杂化,3 等性杂化与不等性杂化,等性杂化：由不同类型的原子轨道混

18、合起来，重新组合成一组完全等同（能量相等，所含的s、p或d轨道成分完全相同）的杂化轨道。 不等性杂化：杂化轨道中有不参加成键的孤电子对存在，而形成不完全等同的杂化轨道。,用价层电子对互斥理论处理的NO2+, O3, OF2, SnCl3-, ICl3, I3-, XeF5+, ICl4- 等离子或分子的空间构型，如果用杂化轨道理论解释这些微粒的构型，请分析其中心原子的轨道杂化方式。,如何解释CO2分子是直线型分子？,C:2s22p2,O:2s22p4,键,O = C = O,离域键,(1)形成条件: 在三个或三个以上用键联起 来的原子之间，如满足下列条件则可形成离域大键。 A 这些原子都在同一

19、个平面上； B 每一原子有一相互平行的p轨道； C p电子数2倍p轨道数。,b 电子数 a 原子数,如何解释CO2分子中C=O之间是完全等同的？,如何解释O2分子具有顺磁性？,例:O3,NO2分子：实验测定键角约为120,（2）离域大键的类型,AB2型分子或离子：价电子总数在1619之间的均可形成离域大键，而且价电子总数相同，生成的离域大键的类型也相同。,AB3型无机分子或离子：CO32-，NO3-，SO3 ，BF3 ，BCI3 ，BBr3 等，价电子数均为24，含46。,四、分子轨道理论（MO法）,1 分子轨道理论要点 分子轨道的概念。在分子中每个电子的运动状态也可用波函数来描述，称为分子轨

20、道,2为分子中的电子在空间各处出现的几率密度或电子云。 分子轨道由原子轨道线性组合而成，组合后的分子轨道数=组合前的原子轨道数。 1= C1（a+b ) 2= C2（a-b ),分子轨道是多中心（核），分子轨道用、等符号表示，且每一分子轨道都有一相应的能量E和图象。 成键轨道和反键轨道。原子轨道线性组合成的分子轨道，其中一半为成键轨道（E低于原子轨道），另一半为反键轨道（E高于原子轨道）。,分子轨道中电子的排布遵从原子轨道电子排布的三原则。 每个分子轨道上最多排布2个电子,且自旋相反; 分子中的电子尽先占据能量最低的轨道; 分子中的电子以自旋相同的方式占据能量相同的分子轨道(简并轨道).,2

21、原子轨道线性组合原则,原子轨道组合成分子轨道时，遵循对称性匹配、能量相近和轨道最大重叠原则； A 对称性匹配原则：只有对称性相同（重叠部分的原子轨道的正负号相同）的原子轨道才能组成分子轨道。,对称性：(a)(b)不匹配；（c)(d)(e)匹配,B 能量近似原则：只有能量相近的原子轨道，才能组成有效的分子轨道。如果2个原子轨道能量相差很大，则只能发生电子迁移形成离子键。 E1s(H)=-1318KJmol-1, E3P(Cl)=-1259KJmol-1 E2P(O)=-1322KJmol-1, E3s(Na)=-502KJmol-1 共价化合物：H2O，HCl； 离子化合物：NaH,NaCl,N

22、a2O,C 最大重叠原则：在对称性匹配的条件下，原子轨道重叠程度越大，成键轨道能量降低越多，成键效应越强，形成的化学键越牢固。,3 原子轨道线性组合的类型,1= C1（a+b )，两个符号相同的波函数叠加（+ +或- -）（或两原子轨道相加），形成成键分子轨道。 2= C2（a-b )，两个符号相反的波函数叠加（+ -）（或两原子轨道相减），形成反键分子轨道。, s-s重叠, s-s重叠, Px-Px,PY-PY,PZ-PZ重叠, Px-Px,PY-PY,PZ-PZ重叠,p-d成键与反键*分子轨道,d-d成键与反键*分子轨道,4 同核双原子分子的分子轨道能级图,以第二周期元素为例,O2的分子轨

23、道电子排布式:,O2的价键结构式,具有顺磁性,(1s)2(1s*)2(2s)2(2s*)2(2px)2(2py)2(2pz)2(2py*)1(2pz*)1(2px*)0,Li2 Be2 B2 C2 N2,2s 与 2p 能 级 相 差 较 小,B2的原子轨道与分子轨道,分子轨道电子排布式:,CO,CN- ,NO+与N2为等电子体，性质相似, 分子轨道能级图同.,5 异核双原子分子的分子轨道能级图,CO的分子轨道电子排布式：,HF的分子轨道能级图,五 键参数与分子的性质,同周期或同区的元素组成的双原子分子，键级越大，键越牢固，分子越稳定。键级=0，表示不能形成稳定分子。,键参数:表征化学键性质的

24、物理量 1 键级：价键理论中，键级指键的数目；分子轨道理论中，,2 键能E与键焓D,0K下，AB（基态）A（基态）+B（基态） D（A-B） AB分子的键的离解能 双原子分子：键离解能D（A-B）= 键能E（A-B） D（H-H）=E（H-H）=432 kJmol-1 多原子分子：D与E有区别,NH2-H D1=427 NH-H D2=375 N-H D3=356,298K,p时的理想气体 AB（g)A（g）+B（g） 键的离解焓HE（H-H）=436kJmol-1 E或HE越大，化学键越牢固，含该键的分子越稳定.,某些键的键能D与键焓HE,3 键长,键长：分子中两个原子核间的平衡距离 两原子

25、间形成的键越短，表示键越强、越牢固。,4 键角,键角：分子中键与键之间的夹角。 键角是反映分子空间结构的重要因素。知道了分子中所有键长和键角，就可确定分子的几何构型。 CO2 ，键长116.2pm,键角180，直线型。,NH3：键长101.9pm，键角10718，三角锥型。,分子的键角首先取决于中心原子的杂化类型。轨道最大重叠原理指出，最有利的成键方向，就是杂化轨道的空间取向。,受多种因素的影响,实际分子中键角与杂化轨道的夹角并不完全一致。,影响分子键角大小的因素,A 中心原子的孤电子对数目,中心原子的孤电子对只受中心原子一个核的吸引，它的电子云比成键电子对肥胖，且集中在中心原子核的周围，这样

26、它对邻近电子对就会产生较大的斥力，迫使键角变小。,NO2+ NO2 NO2- 价层电子对数 2 2.5 3 成键电子对数 2 2 2 未成键电子数 0 1 2 键角 180 132 115.4 分子构型 直线 角型 角型 N杂化类型 sp sp2 sp2 离域大键 2个34 1个33 1个34,B 多重键(双键,叁键等),多重键是由键和键共同组成的. 键由s-s,s-p,p-p等轨道头头相碰形成; 键由p-p肩并肩,或p-d形成.多重键所包含的电子较多，斥力比单键大，结果使分子内包含多重键的夹角增大，单键夹角变小。,例如:COF2中的C：sp2杂化,C 原子的电负性, 在ABn型分子中，若中心

27、原子A相同，则当B的电负性增加时，A-B间的成键电子对将偏向B，从而减小了成键电子对之间的斥力，键角相应减小。 PI3 PBr3 PCl3 PF3 102 101 100.1 97.8 NH3 NF3 H2O OF2 10718 1026 104.5 101.5,特例:除第二周期元素的氟化物外,其它氟化物的键角相应的氢化物. NF3(102.4) PH3 (9318) AsF3(96.2) AsH3 (9150) SbF3 (95) SbH3 (9118),解释： 所有氢化物都不能形成多重键，第二周期的氟化物也不能形成多重键（无空d轨道）。所以，影响第2周期氢化物和氟化物键角的主要因素是电负性

28、。 第3周期元素具有d分层,中心原子空的d轨道与F原子充满电子的p轨道间生成的d-p键,结果在氟化物形成多重键(和)，此多重键的形成，成为影响键角的主要因素,导致氟化物键角大于氢化物., 若配体B相同，中心原子A的电负性增大时，A-B间成键电子对偏向A，从而增加了成键电子对之间的斥力，则键角将增大。 分子 SbH3 AsH3 PH3 NH3 A电负性 1.9 2.0 2.1 3.0 键角 9118 9150 9318 10718 分子 SbF3 AsF3 PF3 NF3 键角 95 96.2 97.8 102.4,原子的电负性对键角的影响示意图,电负性较小的配体原子B成键后键角较大;,电负性较

29、大的配体原子B成键后键角较小.,5 键的极性,非极性共价键：成键原子的正、负电荷中心重合。H2，CI2，金刚石，晶态硅等。 极性共价键：成键原子的正负电荷中心不重合。HCI，H2O等。 判断依据：电负性 成键原子的电负性差越大，键的极性越大。 H2 HI HBr HCI HF NaCI x 0 0.46 0.76 0.96 1.78 2.23 非极性键极性共价键极性增大离子键,Q1.对比哪一种化合物的键角大？说明其原因。 CH4和NH3； OF2和CI2O； NH3和NF3； PH3和NH3 Q2.NO2，CO2，SO2分子键角分别为132,180,120,试判断它们的中心原子的杂化类型。,7

30、-3 金属键理论,1. 金属键 （1）改性共价键理论 解释： 电、热的良导体自由电子 良好的延展性离域键 密度大金属密堆积 金属光泽电子吸收可见光后再发射出来 熔、沸点、硬度差别较大金属结构复杂,（2） 能带理论,Li2分子轨道形成示意图,n个Li2分子轨道发生能级分裂形成能带,1s,2s,满带,导带,禁带,（2） 能带理论,导体存在电子部分填充的导带（如Li)或存在相互交盖的满带和空带（Be,Mg)。,导带,满带和空带,2s,2p,/wiki/Electronic_band_structure#Why_bands_occur_in_material

31、s,半导体禁带(band gap)较窄Eg3eV，光照或在外电场作用下，满带上的电子很容易跃迁至空带，使满带产生少数空穴，空带有了少数电子，二者均未充满电子，故能导电。 绝缘体只有满带和空带，且二者间的禁带宽度Eg5eV。,解释： 导电性导带中的电子向高能级跃迁 金属光泽价电子吸收光子后再放出光子 导热性电子传输热量 延展性、可塑性电子离域，一个地方的键破坏了，另一个地方又生成新键。,金属晶体和离子晶体中原子的密堆积方式,（1）六方密堆积 hcp ABAB堆积，空间利用率74.05%，配位数为12,La,Mg,Co,Ti,Y,Zr,Hf,Cd等,（2）立方面心密堆积 ccp,ABCABC堆积，

32、空间利用率74.05%，配位数为12,Sr,Ca,Pb,Ag,Au,AI,Cu,Ni,（3）体心立方堆积,配位数为8，空间利用率68.02%,Li,Na,K,Rb,Cs,Mo,W,Fe,135,7-4 分子间作用力和氢键,一、极性分子与非极性分子 1 分子的极性 非极性分子：分子中的正、负电荷中心重合 极性分子：分子中的正、负电荷中心不重合 2 分子极性与键极性的关系 双原子分子 键有极性，分子有极性。HX 键无极性，分子无极性。X2,多原子分子的极性主要取决于分子的组成和分子的几何构型。 组成原子相同:（P4，S8等）为非极性分子 组成原子不同: 几何构型对称的为非极性分子，如：BF3 几何

33、构型不对称的为极性分子，如：H2O,NH3,3.偶极矩 偶极子：是指大小相等，符号相反，彼此相距为d的两个点电荷（+q,-q)所组成的系统。 偶极矩：=qd，方向: +- 单位：德拜D 1D=3.3310-30Cm（库米） =0，为非极性分子 0，为极性分子。越大，分子极性越强。,HF HCl HBr HI /D 1.92 1.03 0.79 0.38,偶极矩方向一致 =1.5D，较大,三个N-F键的偶极矩加合与孤对电子的偶极矩方向相反，抵消一部分，所以U较小。=0.2D,偶极矩常用来判断一个分子的空间结构。 NF3：极性分子，三角锥形,采取sp3杂化； BF3：=0；非极性分子，平面三角形。

34、 采取sp2杂化。,4 三种常见的偶极,永久偶极：极性分子中固有的偶极。 诱导偶极：在外电场影响下所产生的偶极。 瞬间偶极：某一瞬间，分子的正、负电荷重心发生不重合现象时所产生的偶极。,二 分子间作用力,1 范氏力的类型 取向力:极性分子中永久偶极间的相互作用力。,诱导力：诱导偶极与永久偶极间的作用力。,色散力： 瞬间偶极间的作用力。色散力存在于所有类型分子中，对大多数分子来说，色散力是主要的（水除外）。,1.极性分子 与 极性分子 偶极：永久偶极、诱导偶极、瞬间偶极 作用力：取向力、诱导力、色散力 2.极性分子与非极性分子 偶极：诱导偶极、瞬间偶极 作用力：诱导力、色散力 3.非极性分子 与

35、 非极性分子 瞬时偶极 色散力,分子间作用力与分子的极性,2 范氏力的特点 存在于分子或原子(稀有气体)间的一种电性作用力; 作用能小，约几几十kJmol-1; 一般没有方向性和饱和性； 作用范围小(一般几个pm),d增大,力速减。,3 范氏力对物质物理性质的影响 结构相似的同系列物质（如：卤素、稀有气体等），分子量越大，分子的变形性越大，分子间作用力越强，物质的熔沸点越高。 F2 Cl2 Br2 I2 聚集态 气 气 液 固 熔点/K 53.38 172.02 265.92 386.5 沸点/K 84.86 238.95 331.76 457.35,三、离子的极化,（1）离子极化的概念 离子

36、（或分子中的原子）核外电子受电场的作用，电子云发生变形，这种现象称为极化。 离子本身带有电荷，也是一个电场。它能对周围的异电荷离子产生极化作用，而使异电荷离子最外层的电子云发生变形，则称该离子具有极化作用。 离子自身也受到其它异电荷离子电场的作用而发生电子云的变形，则称该离子具有变形性。,通常正离子带有多余的正电荷,（外壳上缺少电子）,一般半径较小,它对相邻的负离子会发生诱导作用,而使负离子发生极化。 负离子的半径一般较大，外壳上有较多的电子，易于被诱导，变形性大。,（2）影响极化作用强弱的因素： 离子的半径、电荷和电子构型。 A 正离子电荷越高，半径越小，极化作用越强； Al3+Mg2+ N

37、a+ B 外层电子构型相似，电荷相等时，半径越小时极化作用越强； Li+Na+ K+ ; Mg2+Ba2+ ; Al3+ Ga3+ C 电荷相同，半径相近时（Na+,Cu+)，极化力大小主要取决于电子构型。 (18+2)、18、2电子构型9-17电子构型8电子构型,（3）离子的变形性 离子的变形性主要决定于离子半径的大小。半径大，外层电子距核远，联系不牢固，在外电场作用下，外层电子与核容易产生相对位移，一般变形性大。,A 构型相同时，一般阴离子比阳离子易变形 O2-F-NeNa+Mg2+Al3+Si4+ B 电荷相同的同族离子,半径越大,变形性越大 I- Br- Cl- F- C 18和9-1

38、7电子构型的阳离子变形性半径相近电荷相同的8电子构型的阳离子 Ag+ K+ ; Cu+ Na+ ; Hg2+ Ca2+,常见的复杂阴离子和简单阴离子变形性顺序如下： ClO4-F-NO3-H2OOH-CN-CI-Br- I- SO42-H2OCO32-O2-S2- 综上所述，最易变形的是体积大的阴离子和18电子及9-17不饱和电子构型的少电荷阳离子；最不易变形的是半径小，电荷高的稀有气体型阳离子。,（4）相互极化或附加极化,当阳离子也容易变形时，除要考虑阳离子对阴离子的极化作用外，还必须考虑阴离子对阳离子的极化作用，这种极化作用使阳离子产生的诱导偶极又会加强阳离子对阴离子的极化，这种加强了的极

39、化作用称为附加极化。 18电子构型的阳离子容易变形，相互极化作用较大，且在同族中，自上而下极化作用递增。如Zn2+ Cd2+ Hg2+,(5)离子极化对物质结构和性质的影响,A 极化作用对键型的影响 离子极化作用越强，形成的化学键中离子性成分越小，共价键成分越多。 AgF AgCl AgBr AgI 键型 离子键 过渡键 过渡键 共价键 半径和/pm 262 307 321 342 实测键长 246 277 288 281 差值 16 30 33 61,B 离子极化对晶体构型的影响,对AB型离子晶体，在极化作用不显著的条件下，可根据半径比定则来判断离子晶体的构型；但当离子极化作用显著时，离子相互靠近，导致配位数减小。 AgX:理论上为NaCl型，实际AgI为ZnS型。,C 离子极化导致化合物溶解度（S）降低 离子的相互极化作用较强时，导致离子间距离缩短、轨道重叠，由离子键共价键，溶解度降低。 AgF AgCl AgBr AgI