共价键和分子间力.ppt

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1、第八章第八章 共价键和分子间力共价键和分子间力 第一节第一节 价键理论价键理论 第二节第二节 杂化轨道理论杂化轨道理论 第三节第三节 分子的极性、分子间力和氢键分子的极性、分子间力和氢键1.掌握现代价键理论的要点、共价键的特征、共价键的类型。2.掌握杂化轨道理论的要点，杂化轨道的类型和空间构型。3.能判断极性键和极性分子并能初步确定分子的空间构型。4.熟悉分子间力的种类和氢键，能判断物质间存在的分子间力的类型。5.了解氢键对物质性质的影响。目的和要求目的和要求回回 顾顾l化学键(chemical bond)：分子或晶体中相邻两原子或离子间的强烈作用力。化学键共价键(配位键)离子键金属键回回 顾

2、顾本章本章着重解决三个问题着重解决三个问题l分子中相邻原子间强烈作用力-价键理论(valence bond theory,VB法)l分子的几何构型-杂化轨道理论(hybrid orbital theory)l分子与分子之间较弱的作用力-分子间力第一节第一节 价键理论价键理论 一、一、经经典共价典共价键键理理论论现现代共价代共价键键理理论论 1.要点：共价键是由成键原子双方各自提供外层单电子组成共用电子对而形成，形成共价键后，成键原子一般都达到稀有气体原子最外层的电子组态，稳定。2.局限性局限性：e均带负电，同性相斥，为什么能形成电子对？有些最外层e数或8 BF3 B：2s22p1+3F-，共3

3、对e8 二、现代价键理论二、现代价键理论（valence bond theory，简称简称VB法法）1927年英国物理学家海特勒(W Heitler)和德国物理学家伦敦(F London)成功地用量子力学处理用量子力学处理H2分子的分子的结构结构。1931年美国化学家鲍林和斯莱特将其处理H2分子的方法推广应用于其他分子系统而发展成为价键理论价键理论(valence bond theory)，简称VB法法或电子配对法电子配对法。1.氢分子的形成氢分子的形成l当具有自旋状态相反的未成对相反的未成对电子的两个氢原子相互靠近时，它们之间产生了强烈的吸引作用，形成了共价键,从而形成了稳定的氢分子。ABA

4、B 基态推斥态 基态推斥态核间几率密度分布核间几率密度分布|2比较比较基态基态：电子自旋方向相反两原子靠近，r 轨道发生重叠波函数相加=1+2 波加强电子出现机会多电子云密度增大最大重叠核对电子吸引，核之斥力系统能量降低当两个氢原子的核间距L=74 pm时，其能量达到最低点，Es=436 kJmol-1，两个氢原子之间形成了稳定的共价键，形成了氢分子。量子力学从理论上解释了共价键形成原因量子力学从理论上解释了共价键形成原因 推斥态推斥态：电子自旋方向相同两原子靠近，r 轨道发生重叠波函数相减=1-2 波抵消电子出现机会少核间几率密度减小，几乎为零重叠部分空白区核之斥力，核对电子吸引系统能量不稳

5、定不能形成H2分子。2.共价键的本质共价键的本质l量子力学对氢分子结构的处理阐明了共价键的本质是电性共价键的本质是电性的的。l由于两个氢原子的1s原子轨道互相叠加，两个1s 都是正值，叠加后使核间的电子云密度加大，这叫做原子轨道的重叠，在两个原子之间出现了一个电子云密度较大的区域。l一方面降低了两核间的正电排斥，另一方面又增强了两核对电子云密度大的区域的吸引，这都有利于体系势能的降低，有利于形成稳定的化学键。l自旋方向相反的两个未成对电子相互配对时，因其波函数符号相同，此时系统的能量最低，可以形成稳定的共价键。l若A，B两原子各有一个未成对电子且自旋方向相反，则互相配对构成共价单键，如HH单键

6、。l如果A、B两原子各有两个或三个自旋方向相反的未成对电子，则在两个原子间可以形成共价双键或共价三键。如NN分子以三键结合，因为每个N原子有3个未成对的2p电子。三、现代价键理论的基本要点三、现代价键理论的基本要点 价键理论成键的基本要点价键理论成键的基本要点1.电子配对原理：电子配对原理：一对一，成单键；多对多，成多键；0对0，不成键。2.能量最低原理：能量最低原理：在成键的过程中，自旋相反的单电子之所以要配对或偶合，主要是因为配对以后会放出能量，从而使体系的能量降低。放出的能量越多，化学键越稳定。3.原子轨道最大重叠原理：原子轨道最大重叠原理：a.成键时，原子轨道一定要发生重叠；b.重叠部

7、分越大，两核间电子几率密度越大，共价键越牢固，分子越稳定；c.根据量子力学原理，成键的原子轨道重叠部分波函数的符号（正或负）必须相同。共价键的特征共价键的特征1.共价键的饱和性：共价键的饱和性：是指每个原子成键的总数或以单键联接的原子数目是一定的。解释：解释：因为共价键是由原子间轨道重叠和共用电子形成的，而每个原子能提供的原子轨道和成单电子数是一定的。如：两个H原子配对形成H2分子后，如有第三个H原子接近该H2分子，则不能形成H3分子。2.共价键的方向性共价键的方向性 指一个原子与周围原子形成的共价键有一定的方向解释：解释：共价键具有方向性是因为原子轨道（s,p,d,f）有一定的方向性，它和相

8、邻的原子的轨道重叠成键时，要满足最大重叠条件，原子间总是尽可能沿着原子轨道最大重叠的方向成键。成键电子的原子轨道重叠程度愈高，电子在两核间出现的概率密度也愈大，形成的共价键就越稳固。电子云最大重叠的方向即共价键的方向。电子云最大重叠的方向即共价键的方向。3.形成共价键时，原子的电子云发生了很大的变化。由于两个原子轨道发生最大重叠，使两核间的几率密度最大，但这并不意味着共用电子对仅存在于两核之间，事实上共用电子是绕两个原子核运动的，只不过这对电子在两核之间出现的几率较大罢了。例如：例如：HCl分子的成键示意图分子的成键示意图Cl 1s22s22p6 3s23p5H 1s11.成键重叠方式：键、键

9、 2.成键数目：单键、双键、叁键 3.键的极性：极性、非极性 4.按电子对来源：正常共价键，配位共价键 四、共价键的类型四、共价键的类型 1.键和键和键的特点键的特点1)头碰头头碰头键，肩并肩肩并肩键；2)键重叠程度大，键能大，稳定性高；键的重叠程度不及键，键能较小，键的活泼性较大，化学反应的积极参与者；3)所有共价单键均为键，共价双键中有一个键和一个键。键键 键键 键键(成键轨道）头碰头成键轨道）头碰头原子核连线为对称轴原子核连线为对称轴 键键，肩并肩肩并肩穿过原子核连线有一节面穿过原子核连线有一节面共价键形成实例共价键形成实例1)HF的形成的形成2)N2的形成的形成 键键 键键N2分子中两

10、个原子各有三个单电子，分别占据px、py、pz轨道，沿z轴成键时，pz 与pz“头碰头”形成一个 键。则px 和px，py和py“肩并肩”形成两个键。N2分子：1个键，2 个键。NN xy 3)乙烯分子的成键情况乙烯分子的成键情况 2.配位键配位键l配位键：配位键：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，或配位键。如：NH4+,CO,Cu(NH3)42+,Ag(NH3)2+,Fe(CN)64-,Fe(CO)5等离子或化合物中均含有配位键。l形成配位键的条件：接受电子对的原子（或离子）的价电子层必须有空轨道。提供电子对的原子（或离子）的价电子层必须有未成键的电子对（又称为孤

11、电子对）。六、键参数六、键参数 键的极性键的极性 极性极性：由成键原子吸引共用电子对的能力不同而引起共用电子对发生偏移的性质，称为键的极性。a.非极性共价键：由同种元素原子形成的共价键。如：H2,O2,N2,Cl2b.极性共价键：由不同元素原子形成的共价键。如：HCl,HBr,NH3共价键极性大小的判断共价键极性大小的判断:从成键原子的电负性差值判断，差值越大，键的极性越大。离子键是最强的极性共价键，如NaCl，2.23 键能键能EA-B和键离解能和键离解能DA-B：两者都是从能量上来衡量化学键强弱的物理量。键离解能：键离解能：在101.3kPa和298K下，断裂1mol理想气体分子AB为理想

12、气态的A原子和B原子所需的能量。AB(g)A(g)+B(g)DA-Ba.对于双原子分子：键能=键离解能E(H-H)=D(H-H)=432kJmol-1b.对于多原子分子：如果分子中只含有等价的单键，键能键解离能的平均值 键长（键长（l）键键长长：两原子间形成稳定的共价键时所保持的一定的平衡距离，单位m或pm。键长，表明两原子间的平衡距离越远，原子间相互结合的能力越弱。如：H-F，H-Cl，H-Br，H-I 键长依次，键的强度依次，热稳定性逐个。某些键能和键长的数据某些键能和键长的数据(298.15K)键角键角 键角：键角：分子中键和键之间的夹角称为键角。键角是反映结构的重要因素。如：NH3，H

13、-N-H 键角为10718，NH3分子的构型为三角锥形。又如：CO2，O-C-O的键角为180，则CO2分子为直线形。知道了某分子内全部化学键的键长和键角的数据，便可确定这些分子的几何构型。一些分子的化学键的键长、键角和几何构型一些分子的化学键的键长、键角和几何构型分子键长l/pm 键角分子构型NO2 120 134 V型(或角型)CO2 116.2 180 直线型NH3 100.8 107.3 三角锥型CCl4 177 109.5 正四面体型l键能：键能，键越牢固，分子越稳定l键长：键长，键越牢固，分子越稳定l键角：反映分了空间结构l键的极性：成键两原子的电负性差值，键的极性。总总 结结1.

14、贡献：解释了共价键的形成本质（电性、波性）解释了共价键的饱和与方向性。2.局限性 无法预测分子中原子的排序空间构形 分子中成键数多于原子的单电子数BF3价键理论的优点与局限性价键理论的优点与局限性第二节第二节 杂化轨道理论杂化轨道理论 用价键理论无法解释的分子空间结构问题：用价键理论无法解释的分子空间结构问题：1.如H2O分子的空间构型，根据价键理论两个H-O键的夹角应该是90，但实测结果是104.5。2.又如C原子，其价电子构型为2s22p2，按电子配对法，只能形成两个共价键，且键角应为90，而CH4分子的夹角为109.5，与实验事实不符。l为了解释多原子分子的空间结构，鲍林（L.Pauli

15、ng）和斯莱特(J.C.Slater)于1931年提出了杂化轨道理论。杂化轨道理论。l杂杂化化：在形成分子时，由于原子间相互影响，同一原子中若干不同类型且能量相近的的原子轨道混合起来，重新组成一组新轨道。这种新轨道重新组合的过程叫杂化。这些新的原子轨道称为杂杂化轨道化轨道。l杂化轨道再与其他原子的原子轨道重叠形成化学键。1.杂化轨道形成条件杂化轨道形成条件1.在形成分子形成分子时，通常存在激发激发杂化杂化轨道重轨道重叠叠等过程。但应注意，原子轨道的杂化，只有在形成分子的过程才会发生，而孤立的原子是不可能发生杂化的。2.同时，只有能量相近能量相近的原子轨道（如2s，2p等）才能发生杂化，而1s轨

16、道与2p轨道由于能量相差较大，它是不能发生杂化的。在成键过程中，由于原子间的相互影响，同一原子中几个能量相近的不同类型的原子轨道（即波函数），可以进行线性组合，重新分配能量和确定空间方向，组成新的原子轨道。杂化轨道的数目组成原子杂化轨道的各原子轨道数目2.杂化轨道理论基本要点杂化轨道理论基本要点l能量相近的轨道，如：ns,np(n-1)d,ns,np 或 ns,np,nd sp杂化sp3杂化sp2杂化 杂化轨道的角度波函数在某个方向的值比杂化前的大得多，更有利于原子轨道最大程度地重叠，因而杂化轨道比原来轨道的成键能力强。所以力图用杂化轨道成键。对spn型的杂化，杂化后轨道的成键能力可通过下列公

17、式计算：同种类型的杂化轨道可分为：等性杂化和同种类型的杂化轨道可分为：等性杂化和不等性杂化不等性杂化 n等性杂化(equivalent hybridization)：杂化后轨道所含成分、能量完全相同。n不等性杂化(nonequivalent hybridization)：杂化后轨道有孤对电子孤对电子对对占据而形成所含成分不等、能量不完全相同。杂化轨道之间力图在空间取最大夹角分布，使相互间排斥能最小，故形成的键较稳定。不同类型的杂化轨道之间的夹角不同，成键后所形成的分子就具有不同的空间构型。7.杂化轨道的类型杂化轨道的类型 根据参与杂化的轨道分类：sp型(ns,np)：sp，sp2，sp3 sp

18、d型：(n-1)d ns np；ns np nd 根据杂化轨道的能量分类等性杂化不等性杂化(1)sp杂化：杂化：由1个ns轨道和1个np轨道线性组合而成。特特点点：每个sp杂化轨道含有1/2的s成分和1/2的p成分；两个杂化轨道的夹角为180，成直线型。例如：实验测得BeCl2是直线型共价分子，Be原子位于分子的中心位置，可见Be原子应以两个能量相等成键方向相反的轨道与Cl原子成键，这两个轨道就是sp杂化轨道。sp杂化轨道及杂化轨道及BeCl2分子分子形成过程形成过程重叠重叠重叠重叠激发激发激发激发spsp杂化杂化杂化杂化BeClBeCl2 2分子形成过程分子形成过程分子形成过程分子形成过程

19、形成形成形成形成2 2个个个个(sp-p)(sp-p)键键键键sp杂化轨道BeCl2分子结构示意图(2)sp2杂化：杂化：由一个ns轨道与两个np轨道杂化而成特特点点：每个杂化轨道都含1/3的s成分和2/3的p成分；杂化轨道之间的夹角为120；轨道的伸展方向指向平平面面三三角角形形的三个顶点。BF3为典型例子。sp2杂化轨道和杂化轨道和BF3分子的形成过程分子的形成过程激发激发激发激发spsp2 2杂化杂化杂化杂化形成形成形成形成3 3个个个个(sp(sp2 2-p)-p)键键键键BFBF3 3分子形成过程分子形成过程分子形成过程分子形成过程重叠重叠重叠重叠1个s轨道和2个p轨道杂化，产生3个

20、等同的sp2杂化轨道，sp2杂化轨道间夹角120，呈平面三角形。sp2杂化轨道示意图杂化轨道示意图BF3分子的结构示意图分子的结构示意图(3)sp3杂化：杂化：由一个ns轨道和三个np轨道组合而成。特点：特点：每个杂化轨道含有1/4的s成分和3/4的p成分；杂化轨道之间夹角为109.5；杂化轨道伸展方向指向正四面体的四个顶点。以CH4分子的形成为例：sp3杂化杂化形成形成4个个(sp3-s)键键激发激发重叠重叠 sp3d2杂化：杂化：由1个s轨道、3个p轨道和2个d轨道组合而成 激发激发激发激发杂化杂化杂化杂化重叠重叠重叠重叠特点：特点：是6个sp3d2杂化轨道指向正八面体的六个顶点，相邻的夹

21、角为90或180。以SF6分子为例：sp3d2杂化轨道示意图SF6分子的空间结构 等性杂化与不等性杂化等性杂化与不等性杂化 n等性杂化等性杂化形成能量相等、空间分布对称的杂化轨道的过程，相应的轨道为等性杂化轨道等性杂化轨道。参与杂化的每个原子轨道均有未成对的单电子的体系一般进行等性杂化，如C原子。n不等性杂化不等性杂化形成能量不相等、空间分布不完全对称的杂化轨道的过程，对应轨道为不等性杂化轨不等性杂化轨道道。参与杂化的原子轨道除有未成对的单电子原子轨道外还有孤对电子的原子轨道的体系进行不等性杂化。如N，O等原子。+-sp 杂化轨道+-+-+-120osp2 杂化轨道sp3 杂化轨道 C的杂化轨

22、道示意图(a)(b)(c)等性等性杂化杂化总结等性杂化的特点总结等性杂化的特点l等性杂化轨道全部参与成键；l所成键也完全等同；l分子结构与杂化轨道空间构型相同。不等性杂化不等性杂化H2O和和 NH3分子空间构型示意图分子空间构型示意图如H2O分子：O 2s22p4，在形成H2O分子时，O的2s和2p轨道首先进行sp3杂化，4个sp3杂化轨道能量不等，有2个被两对孤电子对占据，其余2个sp3杂化轨道被2个单电子占据，与2个H形成两个sp3-s共价键。O氧子基态氧子基态sp3杂化态杂化态H2O分子分子杂化杂化杂化杂化水分子的空间结构水分子的空间结构如NH3分子：N 2s22p3，在形成NH3分子时

23、，N的2s和2p轨道首先进行sp3杂化。其中1个杂化轨道上有一对孤电子对，由于含孤电子对的杂化轨道对成键轨道的斥力较大，使成键轨道受到挤压，成键后键角小于109.5，分子呈三角锥形。N N氧子基态氧子基态spsp3 3杂化态杂化态NHNH3 3分子分子杂化杂化杂化杂化NH3分子空间结构分子空间结构不等性杂化特点不等性杂化特点l杂化轨道部分参与成键；l杂化轨道不完全等同，但所成键完全等同；l分子结构与杂化轨道空间构型略有不同。孤电子对数：孤电子对数：0 1 2夹夹 角：角：109.5 107.3 104.5 空空 间间 结结 构：构：正四面体正四面体 三角锥三角锥 V形形结论：在结论：在CH4、

24、NH3和和H2O分子中，中心原子都取分子中，中心原子都取sp3杂化，杂化，其夹角随孤电子对数的增加而减少。其夹角随孤电子对数的增加而减少。等性等性sp3杂化与不等性杂化与不等性sp3杂化比较杂化比较不同杂化轨道键长比较不同杂化轨道键长比较小小 结结举例说明举例说明C：sp2杂化C-C 1个 sp2-sp2 键 C-H 4个 sp2-s 键 未杂化的p轨道之间形成键，故有C=C存在1.乙烯乙烯CH2=CH22.乙炔分子（CHCH）问：杂化轨道与原轨道的区别与联系？问：杂化轨道与原轨道的区别与联系？相同之处：相同之处：1.杂化轨道数目与参与杂化的各原子轨道总数相同。2.杂化轨道成键时仍需满足最大重

25、叠原理。3.具有方向性和饱和性。4.没有参与杂化的轨道仍保持原有的形状。不同之处不同之处1.杂化轨道在某些方向上的角度分布更集中，因而杂化轨道比未杂化的原子轨道成键能力强，使形成的共价键更加稳定。2.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的不同的空间构型。3.能量不同。总结杂化轨道理论基本要点总结杂化轨道理论基本要点1.形成分子时，能量相近的轨道杂化；2.杂化时，轨道的数目不变，轨道在空间的分布方向和分布情况发生改变。3.杂化分等性和不等性两种；4.杂化轨道一般均和其他原子形成键或安排孤对电子，而不会以空的杂化轨道的形式存在；5.杂化轨道成键，满足原子轨道最大重叠

26、原理，成键能力大小：spsp2 孤-成 成-成 c.重键比单键包含的电子数目多，其斥力大小 顺序为：叁键双键单键n因此，对于含有双键或三键的分子来说，虽然其键电子云不能改变分子的基本形状，但对键角有一定的影响，一般单键的键角较小，而含双键的键角较大。n如HCHO和COCl2分子中的HCHO和ClCO都大于120推断共价分子或离子空间构型一般规则推断共价分子或离子空间构型一般规则1.计算计算A的价层电子对数（对于的价层电子对数（对于AXm型分子或离子）型分子或离子）m中心原子A的成键电子对数 n 中心原子A的价电子层中的孤电子对数 m+n A的价电子对数（成键电子对数+孤电子对数）m+n=(A的

27、价电子数+m个X原子提供的共用电子数离子电荷代数值)/22.确定确定m，n值后，根据表中找出相应的理想几何结构值后，根据表中找出相应的理想几何结构图形，即价电子对的空间排布方式；图形，即价电子对的空间排布方式；3.画出结构图，将配位原子排布在中心原子画出结构图，将配位原子排布在中心原子A的周围，的周围，每一对电子联结每一对电子联结1个配位原子，剩下的未结合的电子个配位原子，剩下的未结合的电子对便是孤电子对。对便是孤电子对。4.根据孤对电子，成键电子对之间的相互排斥力的大小，根据孤对电子，成键电子对之间的相互排斥力的大小，确定排斥力最小的稳定结构，并估计这种结构对理想确定排斥力最小的稳定结构，并

28、估计这种结构对理想几何构型的偏离程度。几何构型的偏离程度。此处应注意的情况此处应注意的情况a.中心原子中心原子：提供所有价电子b.配位原子：配位原子：H和卤素各提供1个共用电子；而氧族元素作为配体时：可认为提供电子数为 0,（如在 CO2中的O）c.若是离子团，则应加上或减去相应的电荷数。如PO43-中的P的价电子数应加上3个电子。NH4+中的N价电子数应减去1个电子，然后总数再除以 2，得电子对数；d.当m+n为奇数时，所得价电子对数进 1，可把这个单电子当作孤电子对来看待。电子对和电子对空间构型的关系电子对相互排斥，电子对和电子对空间构型的关系电子对相互排斥，在空间达到平衡取向在空间达到平

29、衡取向spsp2sp3sp3dsp3d2例1.求H3O+和SO42-的孤电子对数n和价电子对数m+n，并推测其分子空间构型。解：H3O+m+n=(6+31-1)/2=4 4对价电子对 sp3杂化 m=3 3对成键电子对 n=1 1对孤电子对 价电子对几何构型：正四面体形。因为其中一对为孤电子对，分子空间构型：三角锥形。O为不等性 sp3杂化。SO42-m+n=(6+2-42)/2=4 sp3杂化 m=4 n=0价电子对的排布：正四面体形，无孤电子对，分子空间构型：正四面体形。S为等性sp3杂化。例2.用VSEPR法预测CH4,H2O,NH3分子的空间构型，并判断它们键角的相对大小解：CH4 m

30、+n=(4+41)/2=4，m=4，n=0 正四面体形H2O m+n=(6+21)/2=4，m=2，n=2 价电子对排布：正四面体，其中两对为孤电 子对，所以分子构型应为V形。NH3 m+n=(5+31)/2=4，m=3，n=1 价电子对排布：正四面体，其中一对为孤电 子对，所以分子构型应为三角锥形。三种分子的价电子对排布均为正四面体形，价电子对的夹角应为109.5，由于NH3有一对孤电子对，H2O 有两对孤电子对，孤电子对对键电子对有较大的斥力，使键电子对的夹角减小。所以键角大小的顺序是CH4NH3H2O影响键角的因素影响键角的因素 1)孤对电子的影响孤对电子的负电集中，可以排斥其余成键电子

31、对，使键角变小 2)中心电负性的影响例：键角依次减小，如何解释？3)配体电负性的影响中心相同，配体电负性大时，电对距离中心远，键角可以小些，故有：1.分子的极性及其来源2.分子的极化与变形性3.分子间作用力及其类型4.氢键及其对分子性质的影响第三节第三节 分子的极性、分子间力和氢键分子的极性、分子间力和氢键一、分子的极性（来源）一、分子的极性（来源）1.1.极性分子与非极性分子极性分子与非极性分子 根据分子中正、负电荷重心是否重合，可以把分子分为极性分子和非极性分子。判断标准：判断标准：非极性分子：非极性分子：正、负电荷重心重合的分子；极性分子：极性分子：正、负电荷重心不重合的分子。2.分子极

32、性的大小分子极性的大小分子的偶极矩分子的偶极矩 l分子极性的大小用偶极矩来度量，偶极矩的概念是得拜在1912年提出来的。=q d 为矢量，规定其方向为从正电荷重心负电荷重心d 正、负电荷重心间距(偶极长)，q 电量 单位：德拜（Debye，D）1D=3.33610-30Cm(库仑米)分子的偶极矩是分子中所有键矩的总和分子的偶极矩是分子中所有键矩的总和键矩和分子偶极矩键矩和分子偶极矩3.判断分子极性的方法判断分子极性的方法a.根据值来判断，如果存在则为极性分子，如=0，非极性分子，如：H2,Cl2,CO2,CS2 =0，非极性分子 HCl,CO,NO,HF 0，极性分子b.从分子的组成和空间结构

33、来看 双原子分子 多原子分子双原子分子双原子分子 同核双原子分子同核双原子分子H2：两原子同 电负性同 化学键H-H非极性键 分子的正电荷和负电荷重心重合 非极性分子 单质分子属于这一类型，如O2,Cl2 电负性不同 化学键H-Cl极性键，键矩 极性分子 分子的键矩HCl极性分子极性分子 异核双原子分子异核双原子分子HCl：是不是由极性共价键组成的分子就是极性分子呢？请先分析实例CCl4,CHCl3；CO2,H2O；NH3,BF3问：多原子分子如何来判断呢？问：多原子分子如何来判断呢？键的极性和分子极性键的极性和分子极性CHCl3：三角锥形，键矩不能抵消，极性分子：三角锥形，键矩不能抵消，极性

34、分子CCl4：正四面体，键矩互相抵消，非极性分子；：正四面体，键矩互相抵消，非极性分子；键的极性和分子极性键的极性和分子极性CO2 非极性分子；非极性分子；H2O极性分子极性分子键的极性和分子极性键的极性和分子极性NH3 极性分子；极性分子；BF3非极性分子非极性分子 多原子分子多原子分子l原子不相同，那么分子的极性不仅与元素的电负性有关，还与分子的空间结构有关。若分子有对称型几何构型，则 =0；若分子有不对称型几何构型（V型，四面体型，三角锥形），则 =0。例如：例如：SO2和和CO2都是三原子分子，都是由极性键都是三原子分子，都是由极性键组成。组成。1.CO2的空间结构是直线型，键的极性相

35、互抵消，分子的正、负电荷中心重合，分子为非极性分子。2.而SO2的空间构型是V型，正、负电荷重心不重合，分子为极性分子。4.由此总结偶极矩由此总结偶极矩 的应用的应用1.可根据 的大小，判断分子有无极性，并可比较分子极性的大小：=0，非极性分子，但各键矩不一定为0；，分子的极性2.常用来判断一个分子的空间结构：如：NH3和BCl3都是四原子分子，判断其构型 这类分子的空间结构一般有两种：平面三角形和三角锥形(NH3)=5.001030 Cm，(BCl3)=0.00 Cm 所以，NH3为极性分子，三角锥形 BCl3为非极性分子，平面三角形p问：分子的偶极矩是一定的吗？二、分子的极化与变形性二、分

36、子的极化与变形性1.永久偶极永久偶极：对于极性分子，正、负电荷重心不重合，因此分子中始终存在着一个正极，一个负极。极性分子的这种固有的偶极叫做永久偶极（或固有偶极）。l但是一个分子有没有极性或者极性的大小，并不是固定不变的。在外电场的作用下，分子中的正、负电荷重心会发生变化，如下图所示：分子在外电场中的变形分子在外电场中的变形n由上图可见，在外电场作用下：非极性分子可变成具有一定偶极的极性分子极性分子的偶极会增大，极性进一步增大体现了分子的变形性体现了分子的变形性(deformability)n所谓分子的变形性，即为分子的正负电荷重心的可分程度,分子体积越大,电子越多,变形性越大。2.诱导偶极

37、：诱导偶极：这种在外电场作用下，正负电荷重心距离增大的现象，成为变形极化，所形成的偶极成为诱导偶极。此时分子的偶极=固有偶极+诱导偶极诱导偶极的特点诱导偶极的特点l电场愈强，分子变形性愈大，诱导偶极愈大；l若取消外电场，诱导偶极随即消失。3.3.瞬间偶极瞬间偶极 非极性分子在无外电场时，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。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.极性分子也会由于上述原因改变正负电荷重心。瞬间偶极和分子的变形性大小有关。分子的变形不仅在电场中发生，在相邻分子间也会发生。分子的极性和变形性，是产生分子间作用力的根本原因。三、

38、分子间作用力（范得华力）分子间作用力（范得华力）除了原子间较强的作用之外，在分子间还存在着一种较弱的相互作用，其结合能比化学键能约小1-2个数量级。气体分子能凝聚成液体和固体，主要就靠这种分子间作用力，因范得华第一个提出这种相互作用，通常把分子间作用力叫做范得华力。范得华力是决定物质物理性质的一个重要因素。范德华力的种类范德华力的种类l色散力l诱导力l取向力 色散力色散力 疑问引发：疑问引发：非极性分子，0，似乎应无相互作用力，但Br2为液体，I2为固体，Cl2，N2，CO2为气体，低温为液或固体，这些物质能维持某种聚集态，非极性分子间同样存在一种相互作用力。非极性分子间的相互作用非极性分子间

39、的相互作用a.瞬间偶极的产生：瞬间偶极的产生：任何分子由于其电子和原子核的不断运动，常发生电子云和原子核之间的瞬间相对位移，从而产生瞬间偶极。b.瞬间偶极的诱导与相互作用：瞬间偶极的诱导与相互作用：这种瞬间偶极也会诱导邻近的分子产生瞬间偶极，于是两个分子可以靠瞬间偶极相互吸引在一起。色散力：色散力：这种由于存在瞬间偶极而产生的作用力称为色散力(dispersion force)。色散力的形成色散力的形成瞬时偶极产生瞬时偶极产生瞬时偶极作用瞬时偶极作用色散力特点色散力特点l分子的变形性愈大，色散力愈大。l分子间距离越远，色散力越小存在范围：存在范围：不仅在非极性分子中会产生瞬间偶极，极性分子中也

40、会产生瞬间偶极。因此色散力不仅存在于非极性分子间，同时也存在于非极性分子与极性分子之间和极性分子与极性分子之间。所以色散力是分子间普遍存在的作用力。所以色散力是分子间普遍存在的作用力。诱导力诱导力a.诱导偶极的产生：诱导偶极的产生：当极性分子与非极性分子相邻时，极性分子就如同一个外电场，使非极性分子发生变形极化，产生诱导偶极。b.诱导力：诱导力：极性分子的固有偶极同诱导偶极之间的作用力称为诱导力。诱导力特点诱导力特点l极性分子的偶极矩，非极性分子的变形性，诱导力；l分子间距离，诱导力存在范围：存在范围：极性分子不仅能对非极性分子产生诱导，对极性分子也能使其产生诱导偶极，使其分子的偶极矩，所以诱

41、导力存在于极性分子之间和极性分子与非极性分子之间。取向力取向力a.起因：起因：由于极性分子具有偶极，而偶极是电性的，因此，两个极性分子相互靠近时，同极相斥，异极相吸，使分子按一定的方向排列后由于静电引力而相互吸引。b.取向力：取向力：这种靠固有偶极的取向而产生的相互作用力叫取向力。取向力的形成取向力的形成极性分子的永久偶极之间的吸引作用。极性分子的永久偶极之间的吸引作用。极性分子间的相互作用力极性分子间的相互作用力取向力的特点取向力的特点l极性分子的极性，偶极矩，取向力；l分子间距离，取向力；l温度，取向力。取向力 诱导力 色散力 orientation force Induction for

42、ce dispersion force所有所有分子分子 极性分子极性分子间间极性分子和非极性分子极性分子和非极性分子间间三种力图示三种力图示非极性分子与非极性分子间：色散力极性分子与非极性分子间：诱导力，色散力；极性分子与极性分子间：取向力，诱导力，色散力；多数情况下，色散力占分子间力的绝大部分总结分子间作用力的特点总结分子间作用力的特点1.它是永远存在于分子或原子间的一种作用力；2.它是吸引力，其作用能约比化学键能小1-2个数量级；3.与共价键不同，它一般无方向性和饱和性；4.他的作用范围只有几个pm；5.由三种力，大多数分子以色散力为主。分子间作用力的组成分子间作用力的组成范德华力对物质性

43、质的影响及应用范德华力对物质性质的影响及应用1.熔沸点：熔沸点：结构相似的同系列物质，相对分子量，分子变形性，熔沸点。如稀有气体、卤素和HX的相对分子量依次，则分子间作用力，故其熔沸点。2.溶解度：溶解度：“相似相溶”现象；溶质和溶剂之间的分子间作用力，溶解度。3.分子间作用力，越容易被吸附。例如防毒面具中活性炭吸附毒气COCl2,Cl2等气，活性炭与毒气之间的分子间作用力活性炭与氧气。四、氢键四、氢键（hydrogen bond）表表1.p区同族元素氢化物沸点区同族元素氢化物沸点p区同族元素氢化物沸点区同族元素氢化物沸点现象2：有些分子不仅在液相，甚至在气相都处于紧密的缔合状态，如(HF)2

44、，(HCOOH)2问题提出：问题提出：反常现象说明，除了分子间作用力，似乎还存在着另外一种力？氢键的形成过程氢键的形成过程 XHY1.X和Y：代表F，O，N等电负性大，且原子半径小的原子；2.X和Y可以相同，如（O-HO），也可以不同（如N-HO）氢键的形成条件氢键的形成条件1.分子中必须有一个与电负性较大，且 r 小元素形成强极性键的 H原子；2.分子中必须有带孤对电子，电负性大，r 小的元素Y存在。一般在XH Y中，把“”称作氢键。n易形成氢键的元素有F、O、N，及Cl、S；n氢键的强弱与这些元素的电负性大小、原子半径大小有关；电负性愈大，氢键愈强；原子半径愈小，氢键也愈强。氢键的强弱顺序

45、为：FHF OHO NHN O,N,F等电负性强的等电负性强的原子之间通过原子之间通过H原子原子连接而成；连接而成；氢键是最强的分子间氢键是最强的分子间力。力。氢键的键能和键长氢键的键能和键长键能：指X-HY-R分解成X-H和Y-R所需的能量键长：指在X-HY中，由X原子中心到Y原子中心的距离。一些常见氢键的键能和键长一些常见氢键的键能和键长 氢键的特点氢键的特点1.氢键具有方向性：XHY尽可能在同一直线上。使X和Y距离最远，电子云之间斥力最小，氢键最强。2.氢键具有饱和性：每个XH只能与一个Y原子形成氢键。3.氢键的强弱与元素的电负性有关，也与X和Y的原子半径有关：（见前面）4.键能一般在4

46、0kJmol1以下，比化学键的键能小得多，与范德华力同一数量级。氢键的分类：氢键的分类：分子间氢键和分子内氢键分子间氢键和分子内氢键 HNO3分子，以及在苯酚的邻位上有NO2,COOH,CHO,CONH3等基团时都可以形成分子内氢键。分子内氢键由于分子结构原因通常不能保持直线形状。对熔沸点的影响 分子间氢键：沸点和熔点升高 分子内氢键：沸点和熔点降低 对溶解度的影响 溶质与溶剂形成氢键，使溶质的溶解度增大。溶质分子间氢键或分子内氢键，在极性溶剂中溶解度，在非极性溶剂中；例如邻硝基苯酚，在水中溶解度更小，在苯中较大。氢键对化合物物理性质的影响氢键对化合物物理性质的影响氢键在人类和动植物的生理、生

47、化过程中氢键在人类和动植物的生理、生化过程中的作用的作用 氢键在生物大分子如蛋白质、DNA、RNA及糖类等中有重要作用。如：蛋白质分子的-螺旋结构就是靠羰基(C=O)上的O原子和氨基(-NH)上的H原子以氢键(C=OH)结合而成。DNA的双螺旋结构也是靠碱基之间的氢键连接在一起的。冰的结构冰的结构化学键能约为：化学键能约为：100600(kJ/mol)总总 结结1.判断下列化合物的分子能否形成氢键，哪些形成分子内氢键？H2CO3,HNO3,CH3COOH,C2H5OC2H5,HCl,NH3判断下列各组分子之间存在何种形式的分子间作用力？CS2和CCl4 H2O和N2 CH3Cl H2O和NH3