普通化学--大学化学第五章课件.ppt

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1、学习基本要求,1.联系原子核外电子运动的特征，了解波函数、四个量 子数和电子云的基本概念，了解波函数和电子云的角 度分布示意图。2.掌握周期系元素的原子的核外电子分布的一般规律及 其与周期表的关系，明确原子（及离子）的外层电子 分布和元素分区的情况。联系原子结构了解元素的某 些性质的一般递变情况。3.了解共价键的价键理论的基本要点以及键长、键角和 键能的概念。了解分子电偶极矩的概念及其应用于区 分极性分子与非极性分子。能联系杂化轨道理论说明 一些典型分子的空间构型。4.在明确化学键、分子间力（以及氢键）的本质及特性 的基础上，了解晶体结构及其对物质性质的影响。,主要内容,（一）原子结构的近代概

2、念 波函数 电子云（二）多电子原子的电子分布方式和周期系 多电子原子轨道的能级 核外电子分布原理和核外电子分布方式 原子的结构与性质的周期性规律（三）化学键与分子间相互作用力 化学键 分子的极性和分子的空间构型 分子间相互作用力 超分子化学 分子振动光谱（四）晶体结构,1 核外电子运动的特殊性,质量极小，速度极大的电子，其运动完全不同于宏观物体,不遵守经典力学规律,(2)波-粒二象性。德布罗意提出：,“半径”量子化。,即:r=a0n2,实物粒子具有波性。,(1)量子化特征。包括能量量子化；,5.1 原子结构的近代概念,他给出了一个德布罗意关系式：,这种实物粒子的波称物质波又称德布罗意波。,例如

3、：一个电子 m=9.1110-31g,=106m.s-1,按德布罗意关系此电子=0.727nm,此值与x-射线的相同。电子衍射实验证实了德布罗意波的存在。,(3)统计性。电子的波性是大量 电子(或少量电子的大量)行为的统计结果。,所以:物质波是统计波。,电子衍射实验示意图,定向电子射线,晶片光栅,衍射图象,底片,物理学的研究表明，电子（微观粒子）的运动规律不符合牛顿定律，而应该用量子力学来描述，量子力学与牛顿力学的最显著区别在于，粒子可以处于不同级别的能级上，当粒子从一个能级跃迁到另一个能级时，粒子能量的改变是跳跃式的，不是连续的。,2 波函数与原子轨道,对于电子波，薛定谔给出一个波动方程:,

4、解此方程可得：系统的能量E；波函数。是描述电子运动状态的数学函数式。,其中，为波动函数，是空间坐标x、y、z 的函数。E 为核外电子总能量，V 为核外电子的势能，h 为普朗克常数，m 为电子的质量。,因为波函数与原子核外电子出现在原子周围某位置的概率有关，所以又形象的称为“原子轨道”。,波函数,变换为球面坐标：x=r sin cos y=r sin sin z=r cos r2=x2+y2+z2,球面坐标变换,在整个求解过程中，需要引入三个参数，n、l 和 m。结果可以得到一个含有三个参数和三个变量的函数=n,l,m(r,),由于上述参数的取值是非连续的,故被称为量子数。当n、l 和 m 的值

5、确定时，波函数(原子轨道)便可确定。即：每一个由一组量子数确定的波函数表示电子的一种运动状态。由波函数的单值性可知，在一个原子中，电子的某种运动状态是唯一的，即不能有两个波函数具有相同的量子数。,n,l 和m的取值必须使波函数合理(单值并且归一)。结果如下：n的取值为非零正整数，l 的取值为0到(n 1)之间的整数，而m的取值为0到 l 之间的整数。,解此方程时自然引入三个量子数：n、l、m.只有它们经合理组合,nlm才有合理解。,3 量子数的物理意义,量子数的取值和符号 n l m(主量子数)(角量子数)(磁量子数）1.2.3.0.1.2.(n-1)012.l K.L.M.N s.p.d.f

6、,nlm称原子轨道(不是轨迹!)。波函数与原子核外电子出现在原子周围某位置的概率有关,量子数的意义 n 电子的能量；n的值越大，电子能级就越高;电子离核的平均距离越远。电子层的概念 l 原子轨道的形状:s球形；p双球形，等 在多电子原子中影响能量 电子亚层的概念,m 原子各形状轨道（电子云）在空间的伸展方向数（每一个m值，对应一个方向）.除s轨道外,都是各向异性的.,m值不影响能量。n、l相同,m不同 的原子轨道称简并轨道。,此外，还有自旋量子数ms：,取值：,符号：,表示：顺、逆时针自旋。,如：m为0、+1、-1时，原子轨道有3个方向。,(3)电子运动状态的描述,S轨道是l=0时的原子轨道，

7、此时主量子数n可以取1,2,3等数值。对应于n=1,2,3的s轨道分别称为1s,2s,3s轨道。各s轨道的角度部分都和1s轨道相同。p轨道是角量子数l=1时的原子轨道，对应于此时不同的主量子数，有2p,3p等不同的轨道，从轨道的角度分布图可见，p轨道是有方向的，按其方向，可分为px,py,pz三种不同的轨道。,用四个量子数描述电子的运动状态,如:n=2 第二电子层。l=1 2p 能级，其电子云呈亚铃形。m=0 2pz 轨道，沿z轴取向。ms=+1/2 顺时针自旋。,*电子云图若用小黑点的疏密表示,的大小，可得一黑点图，称电子云。,右图为1s电子云图。也可用界面图表示.“界面”指几率为90-95

8、%的等密度面。,*按四个量子数间的关系，可以确定每一电子层中可能存在的电子运动状态数即每一电子层中的电子数目。,5 原子轨道和电子云的图象,作为函数式也可以做图。为做图方便，做如下处理：,(xyz)(r)R(r)Y(),对R做图，称原子轨道的径向分布图；对Y做图，称原子轨道的角度分布图；对R2做图，称电子云的径向分布图；对Y2做图，称电子云的角度分布图。,4 电子云,无直观明确的物理意义,它的物理意义是通过,来体现的。,表示：电子在空间某 位置上单位体积中出现的几率几率密度。,注意：这些图象仅是函数的图形，不表 示原子轨道或电子云的实际形状。,电子云的角度分布,电子云的角度分布与原子轨道的角度

9、分布之间的区别：,电子云角度分布立体示意图,形状较瘦没有正、负号,1s、2s、2p电子云 径向分布图,5.2 多电子原子的电子分布方式与周期系,在已发现的112种元素中，除氢以外，都属于多电子原子。多电子原子除电子与核的作用势能外，还存在电子之间的作用势能，因此使得多电子原子体系的势能部分的表达非常复杂，现有的数学方法还只能精确求解氢原子和类氢离子体系（核外只有一个电子，如He+等）的薛定谔方程。,多电子原子体系可以得到薛定谔方程的近似解，过程十分复杂，本节只介绍其结果的应用。,氢原子轨道的能量仅决定于主量子数n，各轨道能量关系为 E1SE2S=E2PE3S=E3P=E3d 在多电子原子中，轨

10、道能量不仅与主量子数n有关，还与角量子数l有关。一.多电子原子轨道的能级 光谱实验结果归纳出的多电子原子轨道能级高低规律如下:角量子数 l 相同时，随着主量子数 n 值的增 大，轨道能量升高。,l=0 时，E1SE2SE3S等。l=1 时，E2PE3PE4P,主量子数 n 相同时，随着角量子数l值的增大，轨道能量也升高。例如，n=2,E2SE2P;n=3,E3SE3PE3d 一般形式 EnsEnpEndEnf。当主量子数和角量子数都不同时，有时出现能级交错现象。例如，在某些元素中 E4sE3d，E5sE4d E6sE4f等。能级交错的原因：随原子序数增加，原子核对电子的引力都增强，各电子亚层的

11、能级都有下降.,能量最低原理 在不违背泡利原理的条件下，核外电子分布将尽可能优先占据能级较低的轨道，使系统能量处于最低。,多电子原子轨道能级：多电子原子中各轨道能量的高低除与 n 和 l 值有关外，还与电子之间的相互作用能有关，鲍林(LPauling)根据他对原子结构的研究结果，提出了多电子原子轨道的能级高低顺序为：1s；2s，2p；3s，3p；4s，3d，4p；5s，4d，5p；6s，4f，5d，6p；7s，5f,。,1 近似能级图,近似能级图,*l相同时，轨道能级随n而增。,*n相同时，轨道能级随l而增。,如：E1sE2sE3s；,如：E3sE3pE3d；,*n、l皆不同时，出现“能级交错

12、”现象如：,E4sE3d E6sE4fE5dE6p,核外电子分布和核外电子分布式 1核外电子分布的三个原理 根据光谱数据，找出多电子原子中电子的分布遵循三个原理：泡利(Pauli)不相容原理、最低能量原理以及洪特(Hund)规则。泡利不相容原理 在同一原子中不可能有四个量子数完全相同的 两个电子。由泡利原理可知，在每一个原子轨道（n,l,m 相同的轨道）中最多允许容纳两个自旋反平行的电子。思考；第n层最多可以排布几个电子？,洪特（Hund）规则 当电子在n,l 相同的数个等价轨道上分布时，每个电子尽可能占据磁量子数不同的轨道且自旋平行。,例1 碳原子(1s22s22p2)的两个p电子在三个能量

13、相同的2p轨道上如何分布？,I II III,共有以下三种排列方法：,两个电子在p轨道上的分布,此外，电子处于全满(s2,p6,d10,f14)、半满(s1p3,d5,f7)、全空(s0,p0,d0,f0)时系统较稳定。,2核外电子分布式和外层电子分布式(1)电子分布式 多电子原子核外电子分布的表达式叫做电子分布式。例如，钛(Ti)原子有22个电子，按上述三个原理和近似能级顺序，电子的分布情况应为 22Ti 1s22s22p63s23p64s23d2 但在书写电子分布式时,要将3d轨道放在4s前面，即钛原子的电子分布式正确的写法为 22Ti 1s22s22p63s23p63d24s2 第四周期

14、，有两个未成对电子 26Fe 1s22s22p63s23p63d64s2 第四周期，有几个未成对电子？24Cr 1s22s22p63s23p63d54s1 第四周期，有几个未成对电子 25Mn 1s22s22p63s23p63d54s2 第四周期，有几个未成对电子,(2)外层电子分布式 化学反应只涉及外层电子的得失，只需写出外层电子分布式即可。外层电子分布式又称为价电子构型.主族元素 价电子构型为 ns电子+np 电子，例如 17Cl的价电子构型：3s23p5；34Se的价电子构型：4s24p4。副族元素 价电子构型为 ns电子+(n-1)d电子 Ti的价电子构型：3d24s2；Mn的价电子构

15、型：3d54s2；Cu的价电子构型：3d104s1。,镧系和锕系元素 价电子构型 ns电子+(n-2)f电子。,(3)离子的外层电子分布式 原子失去电子而成为正离子时，首先失去最外层的电子，其先后顺序一般为 np，ns，(n-1)d，(n-2)f，例如，Mn2+的外层电子构型是 3s23p63d5不是3s23p63d34s2或3d34s2，也不能只写成3d5。又如，Ti4+的外层电子构型是 3s23p6。原子成为负离子时，原子所得的电子总是分布在它的最外电子层上。例如，C1-的外层电子分布式是 3s23p6。,写出所给元素的电子分布(按能级)状况：22Ti,1s,2s,2p,3s,3p,4s,

16、3d,26Fe,1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2,50Sn,1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2,3d10,4p6,5s2,4d10,5p2,2,2,6,2,6,3d,2,2,3d,6,课堂练习：,1原子结构与元素周期律 将核外电子分布与周期表对照能清楚的看出元素的周期性与原子结构的关系，揭示周期律的实质。(1)元素的分区 根据原子的价电子构型，将周期系分成5个区，即s 区、p 区、d 区、ds 区和f 区。s 区 ns1 ns2 p 区 ns2np1 ns2np6 d 区(n-1)d1ns2(n-1)d8ns2 ds 区(n-1)d10ns1(n-1)d10ns2 f

17、 区(n-2)f1ns2(n-2)f14ns2,三、原子结构与元素性质的周期性,原子的外层电子构型呈现明显地周期性变化，导致元素的性质也表现出周期性的变化规律。周期表清楚的反映了原子外层电子构型与周期系的关系：,(2)元素在周期表中的位置与结构的关系 周期号数原子的电子层数。主族元素:族号数最外层电子数。副族元素：BB 族号数最外层电子数；BB 族序数最外层电子数+次外层d电数 ns电子+(n-1)d电子数810 零族 最外层电子数为8(或2)同族元素具有相同的价电子构型，因而具有相似的化学性质。,元素在周期表中的分区,s 区 ns1-2A、Ap 区 ns2np1-6AA、0d 区（n-1）d

18、1-8ns2BB、ds 区（n-1）d10ns1-2B、Bf 区（n-2）f1-14ns2镧系、锕系,2.元素的氧化值 同周期的主族元素 最高氧化值族序数d 区元素 最高氧化值ns电子+(n-1)d电子(不超过8)。例如，第B至第B族元素(与主族相似)最高氧化值=族序数ds区 B族 最高氧化值为+2。B族 Cu、Ag、Au最高氧化值分别为+2.+1,+3。除钌(Ru)和锇(Os)外，第族中其他元素未发现有氧化值为+8的化合物。,注意：副族元素大都具有可变的氧化值。下表中列出了第4周期副族元素的主要氧化值。,3.电离能 金属性与非金属性 金属元素易失电子变成正离子，可用金属性表征原子失去电子的能

19、力，元素的原子愈容易失去电子，它的金属性就愈强；非金属元素易得电子变成负离子，可用非金属性表征原子得电子的能力，原子获得电子的能力愈强，它的非金属性就愈强。电离能 是表征元素失去电子难易程度的物理量,定义为：气态的原子失去一个电子变成+1价的离子所需吸收的能量叫做该元素的第一电离能。,气态一价阳离子再失去一个电子成为气态二价阳离子所需的能量称为第二电离能.以此类推。电离能数据可由光谱数据精确求得。,思考1：第一电离能与原子半径之间的关系如何？,答：原子半径r大时，电子离核远，受核的引力小，较易电离，从而电离能较小。,思考2：电离能与金属活泼性之间的关系如何？,答：电离能越小，金属的活泼性越强。

20、,*电离能I:气态基态原子失电子所需之能量。有I1、I2、I3之分。,规律：主族：左右，增大；但有一些波动。当电子结构为全充满或半充满时，其第一电离能相应较大.上下，减小。副族：规律不明显。,第一电离能的周期性,4.电负性（electronegativity)鲍林在1932年引入“电负性”表征原子吸引电子的能力的强弱。电负性数值越大，原子在分子中吸引电子的能力越强；电负性值越小，原子在分子中吸引电子的能力越弱。鲍林根据化学键离解时耗能的高低，确定了周期表中各元素的电负性的值（鲍林用离解能数据计算电负性时指定F 的电负性为4.0）。各元素的电负性的数值见下图.,原子吸引电子的趋势较强,则在化合物

21、中显示电负性,反之显电正性。,*电负性：分子中原子吸引电子的能力。以(F)=4.0为基准计算其它元素的电负性。,规律：左右，由小大；上下，由大小。金属元素(除钌、铑、钯、锇、铱、铂以及金外)的电负性数值小于2.0，非金属元素(除Si外)则大于2.0 一般以2.0作为金属性的分界。,5.原子半径 人为规定的参数,有三种：,金属半径金属晶体中，相邻原子 核间距半;,范德华半径单原子分子晶体中，相邻原子核间距之半。,共价半径共价键形成的单 质，相邻原子核间距之半；,原子半径(相对大小）,短周期元素：左右，半径由大小；上下，半径由小大；过渡元素：同周期：两头大，中间小。同 族：半径变化缓慢。,6.元素

22、的金属和非金属性 决定于电荷z，半径d等。总的情况是：左右，非金属性增强；上下，主族,金属性增强；副族,金属性减弱(B族例外),规律：,小结：,多电子原子的能级由 n、l 决定，并随着 n、l 值的增加而升高。一些元素的某些轨道的能量可出现能级交错。多电子原子核外电子分布遵从泡利原理、最低能量原理、洪特规则。元素外层电子的构型按周期表可分为5个区域：s 区、d 区、ds 区、p 区、f 区。原子结构的周期性变化导致元素性质呈现周期性变化。主族元素性质周期性变化的规律性明显，副族元素性质变化的周期性规律一般不明显。,5.3 化学键与分子间相互作用力,一.化学键(chemical bonding)

23、分子或晶体中原子(或离子)之间强烈的作用力叫做化学键。,化学键主要有金属键、离子键和共价键等三类。组成化学键的两个原子间电负性差大于1.8 时，一般生成离子键，小于1.8 时一般生成共价键。而金属原子之间则生成金属键。1.离子键(Ionic bond)(1)定义 由正、负离子间的静电引力形成的化学键 叫做离子键。由离子键形成的化合物叫离子化合物.,(2)离子键的形成 原子得ne-成负离子，原子失ne-成正离子；正负离子以静电引力结合，成离子化合物；离子键强度，正比于电荷q，反比于半径r。,(3)离子键的特征 离子键有极性；离子键无饱和性、方向性。,(4)离子的特征 离子的电荷原子得、失电子数。

24、离子的电子层结构,原子得电子，填于最外层,成稀有气体结构；原子失电子时，按(n+0.4l)计算能级高低。,26Fe3+为 Ar3d5 4s0,而不是 Ar3d3 4s2正离子的电子构型可分为：2、8、18、9-17 电子型 s区 ds区 d区如：Li+Ag+Fe2+、Fe3+,离子的半径离子在晶体中的接触半径。,即：d=r+r-,如:,通常以 r(O2-)=132pm r(F-)=133pm推算其他离子的半径。,例题:下列离子所属的类型:Br-Ba2+Zn2+Bi3+Ti4+解:35Br-:Ar3d10 4s2 4p68电子型；56Ba2+:Xe6s0=Kr5s25p68电子型；30Zn2+:

25、Ar4s0=Ne3s23p63d1018电子型;22Ti2+Ar3d24s0=Ne3s23p63d29-17电子型,2.共价键(Covalent bond),早期共价键理论是路易斯的公用电子对理论。即:原子间靠公用电子对结合起来的化学键是共价键。如：,各原子满足稀有气体的稳定结构。但是：,像PCl5：,和SF6：,是没有稀有气体的稳定结构的。,1927年，海特勒、伦敦解H2分子的薛定谔方程，共价键的本质才得以解释。,(1)价键理论VB法,解氢分子的薛定谔方程时得知:两个氢原子的未成对电子靠近时，系统能量的变化如图:,目前共价键理论有价键理论(VB法)和分子轨道理论(MO法)。,氢分子的形成：,

26、自旋平行，出现斥态，系统能量高；,自旋相反，出现基态，引力增强，能量降低。,此时，d=74pm，Es=-436kJmol-1。,74pm 2a0=106pm 说明原子轨道发生了重叠。,成键原子的未成对电子自旋相反；最大重叠原理：成键原子的原子轨道重叠程度（面积）越大，键越牢。对称性匹配原理：原子轨道的重叠，必须发生于 角度分布图中正负号相同的轨道之间。,价键理论要点：,对称性匹配成键,对称性不匹配,共价键的特征,饱和性电子配对后不再与第三个电子成键；,方向性除s轨道，最大重叠必有方向,+,共价键的类型,键:原子轨道沿键轴方向“头碰头”式重叠;,键:原子轨道沿键轴方向“肩并肩”式重叠,由一个原子

27、（给予体）提供电子对，另一个原子（接受体）提供空轨道，形成的共价键叫配位键。,如：H3NH+,O=NN,配 位 键,键与键的识别 共价单键为键 共价双键（及三键）中，有一个键，其余为键。键，重叠程度大，较稳定；键，重叠程度小，较活泼。,思考题 NH3、N2、CO、C2H2中各有几个键及键？,（2）分子轨道理论（M O）分子轨道理论强调分子的整体性。认为原子形 成分子后，电子不再局限于个别原子的原子轨道，而是从属于整个分子的分子轨道。分子轨道可以近似地通过原子轨道的线性组合而得到。例如，H2分子中，两个原子轨道可以组成两个分子轨道。11s+1s(1为成键分子轨道）21s-1s(2为反键分子轨道)

28、与原来两个原子轨道比较，成键分子轨道中两核间电子云密度增大，能量降低；反键分子轨道中两核间电子云密度减小，能量升高。,图氢原子轨道与分子轨道能量示意,原子轨道线性组合成为分子轨道必须遵从的原则：对称性匹配原则；轨道能量相近原则；最大重叠原则。,轨道,同核双原子分子轨道的形成图示,键长成键原子核间距。键长与键的强度(或键能)有关：键长愈短，键的强度愈大，所形 成的分子也愈稳定。,键角多原子分子中，相邻二化学键间夹角(即，相 邻二核联线间夹角)。分子的空间构型与键长和键角有关。,键能气态分子每断裂1mol化学键(成气态原子）所需 之能量Eb。,1共价键参数 表征共价健特性的物理量如键长、键 角、键

29、能称为共价键参数。共价键参数可用于预测共价型分子的空间构型、分子的极性以及稳定性等性质。,二.分子的极性和分子的空间构型,10928,2分子的极性和电偶极矩(1)极性分子与非极性分子 设想在分子中正、负电荷都有一个“电荷中心”。正、负电荷中心重合的分子叫做非极性分子；不重合的分子叫做极性分子。,(2)偶极矩 分子的极性可以用电偶极矩表征。,定义=q.L 单位为 Cm(库米)电偶极矩愈大，分子的极性也愈大。0时为非极性分子。,(3)分子的极性与键的极性的关系 双原子分子 分子的极性与键的极性一致。三原子以上的分子 分子的极性，不仅与键的极性有关，还与键的空间取向有关。例如:水分子为“v”形，正负

30、电荷中心不重合，为极性分子。二氧化碳为直线型，正负电荷中心重合，为非极性分子。,如：,H-H,O-O,H-Cl,O-C-O,H2O,CH4,分子的空间构型：共价键分子中各原子在空间排列构成的几何形状，叫做分子的空间构型。如：甲烷分子为正四面体形，二氧化碳为直线形等。,杂化轨道理论的要点,杂化轨道:同一原子中，能量相近的原子轨道混合起来，形成成键能力更强的新轨道。杂化：上述过程叫杂化。由杂化轨道形成的共价键更牢固。杂化轨道数：等于参加杂化的原子轨道数目之和。如：sp杂化s+p 杂化轨道数=2 sp2杂化s+2p 杂化轨道数=3 sp3杂化s+3p 杂化轨道数=4,3 分子的空间构型与杂化轨道理论

31、,杂化轨道的组成：参加杂化的原子轨道平均化。,杂化轨道的特征角度分布图有大、小头，有利于成键（提高重叠程度）。1、杂化轨道理论应用举例1）sp杂化（如BeCl2及HgCl2分子）,Sp杂化轨道的形成,杂化轨道的类型,(1)sp 杂化：180，直线型,sp杂化轨道:,BeF2 的立体结构为线性,激发,杂化,2）sp2杂化(BF3、BCl3、BBr3等),3)sp3杂化（CH4、CCl4、CBr4等）,(2)sp2 杂化：120，平面三角形,sp2杂化：乙烯,(3)sp3 杂化：10928，四面体型,CH4 分子的形成过程示意图,3.6 杂化轨道理论,请大家注意：在各种杂化轨道中，还存在着“不等性

32、杂化”，即杂化后的轨道中填充的有中心原子的孤电子对.这样我们就可以解释象水和氨这样的分子结构了.,1）H2O、H2S中O、S原子采取 sp3 不等性杂化,2）NH3、PH3中N、P原子采取 sp3 不等性杂化,分子杂化形式分子构型分子极性示例AB2sp等性线形非极性CO2,BeCl2AB3sp2等性平面三角非极性BF3,SO3,(3)杂化轨道与分子极性,在电场中，极性分子的固有偶极取向，发生取向极化。,固有偶极极性分子具有的极性,与电场 无关。,分子间力实质是分子极性间的电引力，源于分子的极化。,1 分子的极化,在电场作用下，分子极性的变化有三种情况:,分子间存在着一种较弱作用力，叫分子间力.

33、分子间力源于分子的极性。,三.分子间相互作用力,由固有偶极之间的作用而产生的分子间力为取向力。,诱导偶极外电场作用下，分子发生变形极化，产生诱导偶极，使分子的极性增加。电场撤去，诱导偶极消失。,诱导偶极和固有偶极之间产生的分子间作用力叫诱导力。,瞬时偶极分子中原子的电子和核的相对运动会使分子发生瞬时的变形而产生瞬时偶极.,瞬时偶极总是以异极相邻状态存在。存在时间极短，却反复发生。,诱导偶极之间的异极相吸产生的分子间力为色散力,2分子间的范德华力 色散力非极性分子间,分子间作用包括范德华力、氢键、疏水作用等,比化学键要弱得多.范德华力存在于所有分子中.,非极性分子可以产生瞬时偶极，瞬时偶极必定采

34、取异极相邻状态，此状态不断重复而产生的吸引力就是色散力。,色散力存在于所有分子之间，同类型分子，相对分子质量越大，其色散力越大。,例：下列两组物质的色散力大小 1）卤素单质；2）卤化氢,解：卤素单质按色散力从大到小：I2,Br2,Cl2,F2;卤化氢按色散力从大到小：HI,HBr,HCl,HF,思考：实际上卤化氢中HF的沸点高于HCl,说明在HF分子中还存在其它的相互作用？可能是什么？,色散力,取向力 极性分子之间存在固有偶极的相互作用.由固有偶极之间的取向而产生的分子间力叫做取向力。,取向力,诱导力 极性分子中，在相邻分子的固有偶极作用下，每个分子的正、负电荷中心更加分开，新增加的偶极叫诱导

35、偶极。诱导偶极与固有偶极之间产生的分子间力叫做诱导力。,不仅极性分子之间存在着诱导力，非极性分子与极性分子之间同样存在诱导力。,诱导力,解：C6H6-CCl4色散力；CH3OH-H2O色散力、诱导力、取向力、氢键；He-H2O 色散力、诱导力；H2S-H2O 取向力、诱导力、色散力。,例题：下列每组物质中，不同物质间分子之间存在着何种成分分子间力。,分子间力的特征,是弱作用力。比化学键小1-2个数量级。如：H2O中，分子间力47.28kJ.mol-1 而E(OH)=463kJ.mol-1,无方向性和饱和性。,是近距离力。在300pm-500pm间有效，而且与r7成反比。,分子的极性不同，三种力

36、的比例也不同，但色散力是主要的，存在于一切分子之间。其强度与分子的大小有关，随分子量的增大而增大。,3 氢 键,在X-HY中，H与电负性大、半径小的元素(X)成强极性共价键的氢；Y有孤对电子、电负性大、半径小的元素(F、O、N)。,(1)氢键的形成条件,于是在H与Y间以静电引力结合，成第二键，称氢键，较弱。氢键也可在分子内形成。,(2)氢键的特征 弱作用力，与分子间力相当；小于40kJ.mol-1.,有方向性（Y的孤对电子有方向）；有饱和性（H+排斥可能与Y电子云相吸引的 其它H+）。,4 分子间力和氢键对物质性质的影响,主要是对熔点、沸点、溶解度、汽化热、熔化热、表面张力、黏度、分子缔合等，

37、有明显影响。,如：CH4 SiH4 GeH4 SnH4 HFTfp/-164-112-90-52 20,熔点和沸点分子间氢键使物质的熔点和沸点大幅升高，无氢键时，同类单质和化合物的熔点和沸点随分子摩尔质量的增加而升高。(请思考为什么？)解释：在同类型的物质中，分子的变形程度随摩尔质量的增加而增大，使分子间的色散力随摩尔质量的增大而增强。,氢键对化合物性质的影响,物质的溶解性 影响物质在溶剂中溶解程度的因素较复杂。“相似者相溶”是一个简单而较有用的经验规律。即：极性溶质易溶于极性溶剂，非极性(或弱极性)溶质易溶于非极性(或弱极性)溶剂。溶质与溶剂的极性越相近，越易互溶。水是极性较强的溶剂，它既能

38、溶解多数强电解质，如HCl、NaOH、K2SO4等，又能与某些极性有机物如丙酮、乙醚、乙酸等相溶。非极性和弱极性溶剂，如苯、甲苯、汽油以及四氯化碳、三氯甲烷、卤代烃等。极性较强的有机溶剂，如乙醇、丙酮以及低分子量的羧酸等。,一 晶体与非晶体,1 晶体 晶体的特征 有规则的几何外形；,有固定的熔点；,各向异性热、光、电、力、溶等，不同方向有不同值。,5.4 晶 体 结 构,非晶体：既无固定熔点，又无规则外形,而且各向同性。如石蜡、玻璃、沥青树脂等。,2、离子晶体 离子晶体有较高的熔点和较大的硬度，而延展性差，较脆。离子晶体的熔点、硬度等物理性质与晶体的晶格能大小有关，晶格能指在标准状态下，由气态

39、正、负离子形成单位物质的量的离子晶体所释放的能量可近似认为晶格能与正负离子所带的电荷和正负离子的半径有关,表1 离子半径对一些氧化物熔点的影响,可见，当离子的电荷数相同的时候，晶体的熔点和硬度随正、负离子间距离的增大而降低。,离子的电荷对晶体的熔点和硬度的影响,可见、当正、负离子间的距离相近时，则晶体的熔点和硬度取决于离子的电荷数。,思考：比较NaF、NaBr、NaI、NaCl的熔点？,3、原子晶体 原子晶体中对称排列的物质微粒是原子，在原子晶体中，原子之间以共价键的形式结合成一个整体，常见的原子晶体有金刚石和单晶硅、锗等。原子晶体也可由不同类型的原子构成，如碳化硅、方英石等，SiC和GaAs

40、晶体的结构与金刚石类似，相邻的原子以共价键的形式结合成一个整体。,4、分子晶体 在分子晶体中对称地排列的物质微粒是分子，在分子晶体中分子之间通常存在分子间力（范德华力和氢键）的相互作用，而分子内的原子则通过共价键相结合。因分子间力较弱，所以分子晶体硬度较小，熔点较低，有些分子晶体还具有较大的挥发性，如碘晶体和萘晶体。分子晶体的熔点通常随分子量的增大而升高。注意：二氧化碳是分子晶体，二氧化硅是原子晶体。5、金属晶体 在金属晶体中对称、周期地排列的物质微粒是金属原子或金属正离子，它们之间依靠金属键相互结合。绝大多数金属单质和合金都是金属晶体。金属键：金属中自由电子和原子间的相互作用力。金属单质的熔

41、点、硬度等差异较大。,晶体的基本类型 离子晶体 原子晶体 晶格结点上的粒子 阴、阳离子 中性原子 结点上粒子间作用力 离子键 共价键 熔、沸点 高 很高 硬 度 大 很大 机 加 性 差 差 溶 解 性 溶于水 差 导 电 性 溶、熔可导电 溶、熔皆不导电 物 例 活泼金属的 A、A的单质 盐和氧化物 如：C、Si、Ge SiC、B4C、BN、AlN、SiO2,NaCl,金刚石,晶体的基本类型 分子晶体 金属晶体 晶格结点上的粒子 中性分子 金属原子阳离子 粒子间作用力 分子间力(氢键)金属键 熔、沸点 很低 较高 硬 度 较大 机 加 性 延展性好 溶 解 性 极性分子可溶(金属光泽)导 电 性 极性分子溶熔可导 良好 物 例 常温下液、气态 金属单质 物质和易升华 和合金。固体。,CO2,石墨,精品课件！,精品课件！,例题：下列两类化合物熔点()如下：NaF NaCl NaBr NaI SiF4 SiCl4 SiBr4 SiI4993 801 747 661-90.2-70 5.4 120.5,说明:为什么钠的卤化物的熔点总是比硅的卤化物的熔点高?,为什么钠的卤化物的熔点的递变规律与硅的卤化物不一致?,钠的卤化物是离子晶体,硅的卤化物是分子晶体。所以钠的卤化物的熔点总是比硅的卤化物的熔点高。,离子晶体的熔点随离子半径的增大而降低；分子晶体的熔点随分子量的增大而升高。,解:,