Transcript ch2.分子结构
第二章 分子结构 化学键：分子或晶体中相邻原子(或离子)之间强烈的吸引作用 化学键 1.共价键 2.金属键 3.离子键 共价键理论 1.路易斯理论 2.价键理论 3.分子轨道理论 4..晶体场理论 §2.1路易斯结构式 路易斯认为：稀有气体最外层电子构型是一种稳定 构型，其他原子倾向于共用电子，而使它们的最 外层转化为稀有气体的8电子构型（八隅律），他 把“共用电子对”维系的化学作用称为共价键。 用一个短棍表示表示共用一对电子，如H--H, O=C=O,表示共用两对 分子中出来用于形成共价键的成键电子外，还经常 存在非键合的亦可形成共价键的电子，称为孤对 电子，用小黑点对表示 如:N N: 缺点：复杂的结构无法 用路易斯理论解释 §2.2价键理论（一） 共价键的本质——原子轨道重叠，核间电子 概率密度大吸引原子核而成健。 2.2.2.价键理论基本要点与共价键的特点 价键理论基本要点： •电子自旋方式相反； •原子轨道最大程度地重叠。 共价键的特点： •饱和性 H Cl H O H N N •方向性 1. σ键： 原子轨道沿核间 联线方向进行同号重 叠(头碰头)。 2.π键： 两原子轨道垂直核间联线并相互平行 进行同号重叠(肩并肩)。 一般而言，如果原子之间只有一对电子，形成 的共价键是单键，通常是σ键，如果原子间共 价键是双键，则一个是σ键一个是π键，如果 叁键，则一个是σ键两个π键。 σ键可以是s电子与s电子叠加形成（s-sσ键）， 也可以由s电子和p电子（s-pσ键),或p电子对p 电子（p-pσ键）而π键可由p电子与p电子叠加 形成（p-pπ）键，它是在一对p电子形成p-pσ 键后由另一对p电子形成的 s电子可以形成π键么？ 以σ键结合还是以π键结合更 “牢固”? §2.3价键理论（二）杂化轨道 基本要点： •成键时能级相近的价电子轨道混合杂 化，形成新的价电子轨道——杂化轨道。 •杂化前后轨道数目不变。 •杂化后轨道伸展方向，形状发生改变。 1.sp3杂化 C如何与4个氢形成化 学键？ CH4的空间构型 为正四面体 2p C：2s22p2 2s 若4个H的4个s电子填入C原子的px，py， pz轨道，则，这三个键的夹角应该是90度， 但，实验测定其夹角是109度28分 2p 2s 激发 2p 2s sp 杂化 3 sp3 形成四个sp3杂化轨道。杂化后轨道伸 展方向，形状发生改变。 2.sp2杂化 F BF3的空间构型 为平面三角形 B： 2s22p1 B F 2s F 2p 2p 2s 激发 2p 2s sp2杂化 三个sp2杂化轨道 sp2 3.sp杂化 2p 2s Be：2s2 BH2的空间构型为直线形 H Be H 2p 2s 激发 2p 2s sp sp杂化 Be采用sp杂化 生成BeH2 4.不等性sp3杂化 NH3 HNH 107 18' ο 2p 2s sp3杂化 HOH 104 30 ο H 2O sp 杂化 3 2p 2s sp 3 ' 小结：杂化轨道的类型与分子的空间构型 杂化轨道类型 sp sp2 sp3 参加杂化的轨道 s+p s+(2)p s+(3)p 杂化轨道数 2 3 4 不等性 sp3 s+(3)p 4 ' ' 180 120 109 28 90 109 28 成键轨道夹角 分子空间构型 实际上，讨论中心原子 的杂化轨道类型是预先 知道它的立体结构，下 实例 面介绍一种简单的判断 分子立体结构的理论 直线形 三角形 四面体 三角锥 V型 NH3 H 2O BeCl2 BF3 CH 4 HgCl 2 BCl 3 SiCl 4 PH3 H 2S Be(ⅡA) B(ⅢA) C,Si N,P O,S 中心原子 Hg(ⅡB) (ⅣA) (ⅤA) (ⅥA) §2.4 价层电子对互斥(VSEPR)理论 分子的立体结构决定了分子许多重要性质，例如分 子中化学键的类型，分子的极性，分子间作用力大 小，分子在晶体中的排列方式等，而路易斯结构式 未能描述分子的立体结构 VSEPR理论认为价层电子对尽可能互斥，均匀的分布在分子中 （远离,以使斥力最小）。 基本要点： 1.在AXm型分子中，中心原子A的周围配置的原子或原子团 的几何构型，主要决定于中心原子价电子层中电子对（包括 成键电子对与未成键的孤电子对）的互相排斥作用，分子的 几何结构总是采用互相排斥最小的那种。 如BeH2分子中Be的价电子层只有两对成键的电子对，这两 对成键电子将倾向远离，使彼此间排斥力最小，因此只有这 二者处于Be的两端。所以BeH2是直线型的。 根据中心原子的价层电子对（VP）数目，根据电子对之间 排斥最小原则，分子的几何构型为 •确定电子对的空间构型： VP=2 直线形 VP=3 平面三角形 VP=4 正四面体 VP=5 三角双锥 VP=6 正八面体 构型怎么记？ 数数顶点个数！ 2.若在AXm型共价分子中，A与X是通过两对或三对电 子（双键或叁键）结合而成，VSEPR理论仍然实用， 这时，把双键或叁键看成一个电子对来看待（所以 许多书本，例如课本，定义价层电子对数目为σ键 电子对+孤对电子） 3.价层电子对互相排斥作用的大小，决定于电子对之 间的夹角和电子对的成键情况，一般规律 原则: 孤对-孤对的排斥力 >>孤对-成键电子对的 排斥力 > 成键 - 成键电子对的排斥力 在包括有多重键的分子中,多重键作单键处理, 多重键对成键电子对的排斥力大小次序为: 叁键 > 双键 > 单键 中心原子相同时,配体电负性变大,键角变小。 (由于对成键电子对吸引力较大，使共用电子对 离中心原子较远,占据空间角度较小). NF3和 NH3 SCl2 和 SF2 配位原子相同时,随中心原子电负性变小,键角 减小. NH3 > PH3 OH2 > SH2 Cl 110o18' Cl 124 o 21' C=O 推断分子或离子的空间构型的具体步骤： 1.确定中心原子的价层电子对数， 以AXm为例 (A—中心原子,X—配位原子) ： VP=1/2[A的价电子数+X提供的价电子数 负 ±离子电荷数( 正 )] 原则： ①A的价电子数=主族序数； ②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；约定俗成 ③正离子应减去电荷数,负离子应加上电荷数。 1 2 例：VP(SO 4 ) = (6+4×0+2)=4 2 H2O呢 2.确定中心原子的孤对电子对数，推断分 子的空间构型。 ① LP=0:分子的空间构型=电子对的空间构型 例如： BeH2 BF3 CH 4 PCl5 SF 6 1 VP= 2 (2+2)=2 1 VP= 2 (3+3)=3 1 VP= 2 (4+4)=4 1 VP= 2 (5+5)=5 1 VP= 2 (6+6)=6 直线形 平面三角形 四面体 三角双锥 八面体 ②LP≠0 ：分子的空间构型不同于电子对的 VP=3原应是三角形，而一个顶点是 空间构型。 孤对电子，而不是原子，所以只有 VP LP 电子对的 空间构型 “三角形”的中心和两个顶多，成了 分子的 V型 空间构型 例 3 1 平面三角形 V形 SnCl2 4 1 四面体 三角锥 NH3 2 四面体 V形 H2O 1 八面体 四方锥 IF5 2 八面体 平面正方形 XeF4 6 VP = 5，电子对空间构型为三角双锥， LP占据轴向还是水平方向三角形的某个 顶点？原则：斥力最小。 例如：SF4 VP=5 LP=1 F F F 因为斥力中孤对电子 的排斥力是最大的， S F S 我们主要考虑的是孤 对电子与成对电子的互 F F 斥要最小 F F LP－BP(90o) 3 2 结论：LP占据水平方向三角形, 稳定 分子构型为变形四面体(跷跷板形)。 VP LP 电子对的 空间构型 分子的 空间构型 例 5 1 三角双锥 变形四方体 SF4 5 2 三角双锥 T形 ClF3 5 3 三角双锥 直线形 XeF2 §2.5共轭大π键 2.5.1概念 回顾：键是如何形成的？ 邻位的原子两个互相平行的能量相近p轨道(能否是 一个s轨道，一个p轨道?)，以“肩并肩”形式靠 近，电子云重叠，形成π键——两个轨道两个电 子。 有些情况下，分子中相邻的多个原子上都有可以形 成π键的p轨道，这是就要形成比简单的双轨道双 电子π键复杂许多的多电子大π键 2.5.2苯分子中的大π键 由VSEPR理论推出苯分子中每个C采取sp2杂化，所以，键 角120度，形成平面六边形。在这六边形中，任一的C与 其他五个C有无区别？ C原子还剩一未参与杂化的p轨道（上有一个电子），该轨道 于杂化轨道所在分子平面垂直 六个C原子的6个未参 与杂化的p轨道都垂直于分子平面，且互相平行。 因为六边形中任一C原子是等价的，如果认为它未参与杂化 的p轨道上的电子，只跟左边相邻C原子上的未参与杂化p 轨道上电子形成π键而不跟右边形成键，是不符合逻辑的。 所以，不如认为所有六个肩并肩平行的未参与杂化的p轨 道上6个电子共同形成了弥散于整个苯环的p－p大π键 •大键的形成条件： • 有相互平行的p轨道(或d轨道，) • 参与成键的电子数目小于轨道数目的2倍。 • 形成大 键的原子轨道能量应相近。 所以，对于苯分子，它的化学键是：3个σ键 （sp2杂化形成）1个大π键。 我们记这个大π键为 Π66 。 通式 Πba 表示大π键，下标a为原子数，上标b 为电子数（本教材：a表示平行p轨道的数目。 二者实质一样，前者更好记一些）注意： b<2a 同理，请同学们自行处理丁二烯 4 （3个σ键，一个 Π4 ） 丁二烯中的大π键 C 4 H6 根据VSEPR推断构型:1/2(4+1.5)3 SP2杂化,每个C都剩余一个相互平行的p轨道, 于是四个C就有4个p轨道,该轨道上各有一 个电子,所以形成4中心4电子的 4 4 2.5.3 CO2分子中的大π键 由VSEPR推出CO2分子是直线型，所以中心原子采用 sp杂化，剩余两个未参与杂化的p轨道于杂化轨道 的轴互相垂直。 其中每个p轨道都可以与左右O原子与之平行的p轨道 上单电子形成π键，即这两个未参与杂化的p轨道与 相邻O原子各形成一个大π键，即CO2分子中，有两 4 个大π键，2个 Π3 这里的b值如何确定？ 总价电子数：4+6*2＝16，扣去每个O的2s上的孤对 电子，以及sp杂化成σ键的4个电子16-4-4＝8，两 个大π键，8/2＝4 以上我们可以看出，形成化学键的π电子不局限于 两个原子的区域，而是在由多个原子形成的分子 骨架中运动，这种由多个原子形成的π型化学键 称为也称为离域π键。 2.5.4 CO32-分子中的大π键 同理，由VSEPR推出中心C原子sp2杂化，剩余 一个与分子平面垂直的p轨道，3个O原子各有 一个与上述p轨道平行的p轨道。 价电子总数：4+6*3+2＝24 形成σ键电子数3*2＝6 每个O原子孤对电子数2*2，总数为2*2*3＝12 b＝24-6-12＝6 6 2Π CO3 分子中，有3个σ键，一个 4 5.5.5O3分子中大π键 同理，3个σ键，一个 Π34 2.5.5等电子体 电子数目相同，互为等电子体。 二个或二个以上的分子(或离子), 它们的原 子数相同，电子数也相同—— 等电子体 等电子体结构相似，性质有一定的相似性 质,例如SO3和CO32-有相同的价电子数24,他 们都有一套 Π6 4 例如：CO2 、N2O、 N3-、 NO2+ 22e 中心原子以键与配原子相连，整个分子或离 子中还有2个34键。 BO33- 、 CO32- 、 NO3- 为平面三角形构型 ClO4- 、SO42- 、PO43- 、SiO42-均为四面体结构 Xe和I-，XeF2和 IF2- ，XeF4 和IF4- 为等电子体 XeO3 和 IO3-是等电子化合物，具有相同的构型 BN和 C2 共轭效应 共轭效应： 形成离域π键的分子，其物理和化学性质会产生某些特殊的变化，称为 共轭效应或离域效应。 ★影响分子的性质： •电性：离域π键的形成增加物质的电导性能； •颜色：离域π键的形成，增大π电子的活动范围，使体系能量降低，能 级间隔变小，其光谱由σ键的紫外光区移至离域π键的可见光区。 •酸碱性：苯酚和羧酸电离后，酸根形成离域π键而稳定存在，显酸性。 苯胺、酰胺已形成离域π键不易电离，呈弱碱性。 •化学反应性：芳香性，游离基的稳定性，丁二烯类的1,4加成反应性等 都和离域π键有关。 1. 电性 •石墨具有金属光泽和很好的导电性能； •四氰基奎诺二甲烷TCNQ等类的分子能和合适的其他分子 （如四硫代富瓦烯TTF分子等）组成有机半导体或导体。 CN NC TCNQ C C NC CN S S S S TTF 2. 颜色 • 酚酞在碱液中变成红色是因为发生如下反应，扩大了离域范围： HO OH C HO +NaOH C O C COONa O 无色 红色 O HgCl2分子也是直线型，分子中有无大π键呢？ HgCl2 6s2 6p0 6s1 6px1 6py0 6pz0 (sp)1 (sp)1 6py0 6pz0 Cl: 3px1 3py2 3pz2 Cl: 3px1 3py2 3pz2 HgCl2分子的成键过程： 不存在大键。6p 与 3p轨道能量相差太大 §2.6分子轨道理论(MO) 问题： 液态O2具有磁性 ？(液态氧可以被磁铁吸起) 1932年，R. S. Mulliken F. Hund 1. 理论要点： (1) 分子中电子在整个分子范围内运动。分子中电子的 运动状态称为分子轨道。分子轨道是由原子轨道组 合成的。 I Ca A Cb B II C 'a A C 'b B (2) 分子轨道数目与组成的原子轨道数目相等。 (3) 分子总能量为电子所具有能量之和 (4) 原子按一定空间位置排列后，电子逐个填 入，构成整个分子。 (5) 电子在分子轨道中的排布遵守电子在原子轨道中 排布需遵循的三个原理一个规则。 (6)原子轨道线性组合应符合： 能量相近/最大重叠/对称性原则 (7) 分子轨道有轨道和轨道。 2. 不同原子轨道的线性组合 (1) s-s重叠：形成一个成键轨道 s-s， 一个反键轨道 s-s* (2) s-p重叠：形成一个成键轨道 s-p， 一个反键轨道 s-p* (3) p-p 重叠： 头碰头形成轨道 p-p, p-p* 肩并肩形成轨道 p-p , p-p* p-d 重叠： 肩并肩形成轨道 p-d ， p-d* (3) p-p 重叠： 头碰头形成轨道，肩并肩形成轨道 分别 记作： p-p， p-p* 和 p-p ， p-p* (4) p-d 重叠： 肩并肩形成轨道 (5) d-d 重叠： 肩并肩形成轨道 p-d ， p-d* d-d ， d-d* 3. 分子轨道理论的应用 (1) H2分子的形成 电子排布：( 1s) 2 (2) H2+ ：(1s)1 H2电离出一个电子得到H2+ 体系能量下降1，可以稳定存在。 (3) He2分子： ( 1s) 2 ( 1s*) 2 稳定化能相抵 消，不能有效成键。 He2分子不会存在。 (He2+存在于氦放电管中，形成三电子键) ②第二周期，同核双原子分子的分子轨道 Li，Be， B， C， N 分子轨道为： 2 py 2 py ( 1s )( 1s )( 2 s )( 2 s ) ( 2 px ) ( 2 px ) 2 pz 2 pz O， F， Ne的分子轨道为： 2 py 2 py ( 1s )( 1s )( 2 s )( 2 s )( 2 px ) ( 2 px ) 2 pz 2 pz 第二周期元素形成的同核双原子分子的能级顺序出 现两种情况原因在于: 当组成原子的2s和2p轨道能量差较大时,不会发生2s 和2p轨道的相互作用.形成分子轨道时π2p能量大于 2s.而原子序数较小时,2s和2p能级差小,两个相同 原子互相靠近时,不仅发生s-s和p-p重叠,也会发生 s-p重叠,以至改变了能级顺序. 注意! 2p*总是能量比π2p *高 ③ 同核双原子分子的分子轨道表达式： 2 2 2 2 KK ( ) Li2 6e ( 1s ) ( 1s ) ( 2s ) 2s KK: 内层电子不成键, Li2中一个键，键级为1 键级 = （成键电子数-反键电子数）/ 2 Be2 8e B2 10e ( 1s ) 2 ( 1s ) 2 ( 2s ) 2 ( 2s ) 2 KK ( 2s ) 2 ( 2s ) 2 键级为0，不存在Be2 1 2 2 2 2 2 py ( 1s ) ( 1s ) ( 2 s ) ( 2 s ) 1 2 pz 键级为1， 1 2 py 2 2 KK ( 2 s ) ( 2 s ) 1 2 pz 2个单电子 键，分子有单电子，有顺磁性。 C2 12e 键级为2 逆（抗） 磁性 N2 14e 键级为3 二个 键 一个键 逆（抗） 磁性 2 2 2 2 py KK ( 2 s ) ( 2 s ) 2 2 pz 2 2 2 2 2 2 py 2 ( 1s ) ( 1s ) ( 2 s ) ( 2 s ) ( ) 2 px 2 2 pz 2 2 2 2 py 2 KK ( 2 s ) ( 2 s ) ( ) 2 px 2 2 pz 2 1 2 py 2 py 2 2 2 2 2 O2 16e ( ) ( ) ( ) ( ) ( ) ( ) 1s 1s 2s 2s 2 px 2 px 2 1 2 pz 2 pz 实际对成键有贡献的是2px,上面两个电子,即一个键,和 1 2 py 2 2 py 2 1 2 pz 2 pz 两套三电子π键 顺磁性 键级为2 : 1个键 2个3电子键 3电子键的键能为正常键键能的一半 2 2 2 py F2 18e 2 2 2 2 2 2 py ( 1s ) ( 1s ) ( 2 s ) ( 2 s ) ( 2 px ) ( 2 px ) 2 2 2 pz 2 pz 2 2 py 2 2 2 2 py KK ( 2 s ) ( 2 s ) ( 2 px ) ( ) 2 px 2 2 2 pz 2 pz 2 键级为1 1 个键， 逆磁性 Ne2 20e 2 2 KK ( 2 s ) 2 ( 2s ) 2 ( 2 px ) 2 2 py 2 2 py 2 ( 2 px ) 2 2 pz 2 pz 键级为0，氖以单原子分子存在。 (5) 第二周期异核双 原子分子轨道能级图 遵循能量近似、最大 重叠、对称性原则 CO：14 N2 ： 14 2 2 py 2 2 2 2 2 ( 1s ) ( 1s ) ( 2 s ) ( 2 s ) ( ) 2 px 2 2 pz 有三重键，二个键一个键，逆磁性 (4) 第二周期，同核双原子分子的分子轨道 第二周期同核双原子分子的分子轨道 能级图 价键理论(VB) 化学键理论 杂化轨道理论(HO) 价电子对互斥理论(VSEPR) 优 缺 分子轨道理论(MO) 点 价键理论 (VB) 简明扼要 不能解释 分子的几 何构型,不 能解释分 子的磁性 杂化轨道理论 (HO) 可以解释分子 的几何构型， 但缺乏预见性 VSEPR 可以预言分子 的几何构型， 对d0,d5, d10的 中心原子有效 但不能说明成 键原理及键的 强度 分子轨道理 论(MO) 引入分子轨 道概念，可 以说明分子 的成键情况， 键的强弱和 分子的磁性。 不能解决构 型问题 §2.7共价分子的性质 （键参数） 2.7.1键长 分子中成键的原子核的平均核间的平衡距离称为键长。 同一种键长在不同分子中有所差异，通常的数据都是统计平 均值。 键长的大小与原子大小，核电荷数，以及单键多重键有关。 单键，双键和参键的键长依次缩减，但是双键，三键的键长 与单键的相比并非两倍，三倍的关系，主要由实验确定。 2.7.2共价半径 在4.5.1中我们曾经讨论了原子半径，原子半径分为 (1)共价半径 （2）金属半径 （3）范德华半径 影响原子半径的因素 电子的斥力 原子核的吸引力 共价键的键长可以分解为成键原子的共价半径之和，但是： 1.共价半径的通用数据是经校正的平均值，不同方法得到的数 据并不一定相等。 2.C2H6与C2H4 中C－C键键长显然不相等，C原子的共价半径到 底以前者还是后者键长折算？ 因此建立了单键共价半径的概念 这样比较才 有意义 P94可见数据。 明显：从上到下，半径增大，从左到右，减小 2.7.3键能 键能： 在298.15K，断裂基态化学键形成基态气态原子时所 吸收的能量叫做键能 （1）对双原子分子来说，键能就是键的解离能 （2）对于多原子分子来说，键能和键的解离能是不 同的，如水分子，断开第一个H-O键和第二个H-O 键需要能量不相等。 所谓键能，也是一种统计平均能量，近似值。（键解 离能是指的是解离分子中某一种特定键所需要的能 量，而键能指的是某种键的平均能量。） 键能的大小体现了共价键的强弱， 明显，多重键的键 能要高于单键（N2作保护气原因就是三重键，在化 学反应中比较惰性，拆解它需要耗费很大能量） eg. 有机物中常见的羰基化合物，其C=O的键能平均值要 比CO2中的C=O键能小7％,原因在于CO2中的C－O不仅有 羰基的C=O所有两个σ键还有离域的 Π4 3 2.7.4键角 键角是指多原子分子中原子核的连线的夹角。 它也是描述共价键的重要参数。然而，键角不 像键长和键能，一个分子一个样儿，不可能形成 通用数据。 利用分子的振动光谱可以获得键角的实验值。 键角的大小严重影响分子的许多性质，例如分子 的极性，从而影响其溶解性、熔沸点等。 2.7.5键的极性与分子的极性 共价键有非极性键与极性键之分。由共价键构建的 分子有非极性分子与极性分子之分。 “极性”是一个电学概念。度量极性的物理量 叫做偶极矩(m)。偶极矩是偶极子两极(带相同电 量的正电端和负电端)的电量，即电偶极子的电量 q，和偶极子两极的距离—偶极长l—的乘积(m=ql)。 偶极矩为0就是非极性的，不为0就是极性的。偶极 矩的数值要通过实验或者复杂的量子力学计算得 到，我们一般可简单认为可借助两个原子吸引共 用电子对的 能力（电负性)来判断 显然不同元素原子形成的化学键都是极性键， 而极性键组成的分子不一定是极性分子， 例如CO2是非极性分子（分子/电子结构都 对称，使得正负电荷中心重合，偶极矩为0） 同元素原子形成化学键是非极性健，形成的 分子一定是非极性分子吗？ 双原子分子是，多原子分子不一定 O3,P4情况就不一样，前者由于电子不对称是 极性分子，后者是非极性分子 eg. CCl4 CH3OCH3 BCl3 PH3 哪些是极性分子？ §2.8分子间力 除化学键(共价键、离子键、金属键)外，分子与 分子之间，某些较大分子的基团之间，或小分子与大 分子内的基团之间，还存在着各种各样的作用力，总 称分子间力。相对于化学键，分子间力是一类弱作用 力。 化学键的键能数量级达102，甚至103kJ/mol，而 分子间力的能量只达n~n·10kJ/mol的数量级，比化学 键弱得多。相对于化学键，大多数分子间力又是短程 作用力，只有当分子或基团(为简捷起见下面统称 “分子”)距离很近时才显现出来。范德华力和氢键 是两类最常见的分子间力。 2.8.1范德华力 范德华力最早是由范德华研究实际气体对理想气 体状态方程的偏差提出来的，大家知道，理想气体是 假设分子没有体积也没有任何作用力为基础确立的概 念，当气体密度很小(体积很大、压力很小)、温度不 低时，实际气体的行为相当于理想气体。事实上，实 际气体分子有相互作用力。 范德华力普遍地存在于固、液、气态任何微粒之 间。微粒相离稍远，就可忽略；范德华力没有方向性 和饱和性，不受微粒之间的方向与个数的限制。后来 又有人将范德华力分解为三种不同来源的作用力—— 色散力、诱导力和取向力。 1、色散力 所有单一原子或多个原子键合而成的分子、离子或者 分子中的基团(统称分子)都是在不断运动的。相对于电子， 分子中原子的位置相对固定，而分子中的电子却围绕整个分 子快速运动着。 于是，分子的正电荷重心与负电荷重心时时刻刻不重 合，产生瞬时偶极。分子相互靠拢时，它们的瞬时偶极矩之 间会产生电性引力，这就是色散力。色散力不仅是所有分子 都有的最普遍存在的范德华力，而且经常是范德华力的主要 构成。 色散力没有方向，分子的瞬时偶极矩的矢量方向时刻在 变动之中，瞬时偶极矩的大小也始终在变动之中，然而，可 以想见，分子越大、分子内电子越多，分子刚性越差，分子 里的电子云越松散，越容易变形，色散力就越大。 2、取向力 取向力，又叫定向力，是极性分子与极性分子之间的 固有偶极与固有偶极之间的静电引力。 取向力只有极性分子与极性分子之间才存在。分子偶 极矩越大，取向力越大。 3、诱导力 在极性分子的固有偶极诱导下，临近它的分子会产生诱 导偶极，分子间的诱导偶极与固有偶极之间的电性引力称为 诱导力。 诱导偶极矩的大小由—固有偶极的偶极矩(m)大小和分 子变形性的大小（可用极化率衡量）决定。极化率越大,分 子越容易变形,在同一固有偶极作用下产生的诱导偶极矩就 越大。 色散力 的比重 最大 4、范德华力构成对比 某些分子的范德华力构成对比 分子 分子偶极 矩m/D 分子极化率 a/10–24cm3 取向力 kJ/mol 诱导力 kJ/mol 色散力 kJ/mol 范德华力 Ar 0 1.63 0 0 8.50 8.50 CO 0.10 1.99 0.003 0.008 8.75 8.75 HI 0.38 5.40 0.025 0.113 25.87 26.00 HBr 0.78 3.58 0.69 0.502 21.94 23.11 HCl 1.03 2.65 3.31 1.00 16.83 21.14 NH3 1.47 2.24 13.31 1.55 14.95 29.60 H2 O 1.94 1.48 36.39 1.93 9.00 47.31 kJ/mol 范德华力大小影响了分子的许多化学性质， 比如熔沸点，Br2与Cl2的沸点孰高？ 沸腾的过程是分子挣脱范德华力（无关化学 键），而范德华力主要是色散力为主，色 散力又主要与分子量有关，所以，前者的 沸点高 那么,以O族元素为例，应有熔沸点 H2O<H2S<H2Se<H2Te 然而，水分子反常 2.8.2氢键 以H2O为例，是极性很强的分子（O的电负性很大），分子中共用 电子对强烈偏向于O原子那边，因而氢原子带了部分的正电荷， 氧原子带有部分的负电荷。 H核外仅有一个电子，其电子云强烈偏移O原子的结果使得它几 乎成为一个裸露的质子。 这个半径很小，又带正电性的氢原子 与另一个水分子中含有孤对电子并部分带负电荷的氧原子充分 靠近产生吸引力，这种吸引力称为氢键。 这种缔合的结果使得大量水分子水分子间聚合了起来。 氢键是已经以共价键与其他原子键合的氢原子与另一个原子之 间产生的分子间作用力，是除范德华力外的另一种常见分子间 作用力。通常，发生氢键作用的氢原子两边的原子必须是强电 负性原子（一般指N,O,F)。 氢键对某些物质的熔沸点差异的解释 例如邻硝基苯酚的熔点45℃，对硝基苯酚 114℃，原因就是前者分子内氢键,而后者是 分子间氢键。 一般范德华力较小，几-几十kJ/mol，氢键稍 大，但也不超过40 kJ/mol，而共价键大， 约在几百kJ/mol。