普通化學(xué)第五章-物質(zhì)結(jié)構(gòu)基礎(chǔ)

第5章物質(zhì)結(jié)構(gòu)基礎(chǔ)本章主要內(nèi)容

氫原子結(jié)構(gòu)的近代概念

多電子原子結(jié)構(gòu)和周期系

化學(xué)鍵與分子間作用力

晶體結(jié)構(gòu)

配位化合物5.1原子結(jié)構(gòu)的近代概念經(jīng)典物理學(xué)概念下的原子結(jié)構(gòu):Rutherford根據(jù)

粒子散射實(shí)驗(yàn)，創(chuàng)立了關(guān)于原子結(jié)構(gòu)的“太陽(yáng)-行星模型”.其要點(diǎn)是：1.所有原子都有一個(gè)核即原子核(nucleus)；2.核的體積只占整個(gè)原子體積極小的一部分；3.原子的正電荷和絕大部分質(zhì)量集中在核上；4.電子像行星繞著太陽(yáng)那樣繞核運(yùn)動(dòng).

在對(duì)粒子散射實(shí)驗(yàn)結(jié)果的解釋上,新模型的成功是顯而易見的,至少要點(diǎn)中的前三點(diǎn)是如此.問題出在第4點(diǎn),盡管盧瑟夫正確地認(rèn)識(shí)到核外電子必須處于運(yùn)動(dòng)狀態(tài),但將電子與核的關(guān)系比作行星與太陽(yáng)的關(guān)系,卻是一幅令人生疑的圖像.

根據(jù)當(dāng)時(shí)的物理學(xué)概念,帶電微粒在力場(chǎng)中運(yùn)動(dòng)時(shí)總要產(chǎn)生電磁輻射并逐漸失去能量,運(yùn)動(dòng)著的電子軌道會(huì)越來越小,最終將與原子核相撞并導(dǎo)致原子毀滅.由于原子毀滅的事實(shí)從未發(fā)生,將經(jīng)典物理學(xué)概念推到前所未有的尷尬境地.盧瑟夫原子結(jié)構(gòu)模型的成功之處和存在的問題

1913年,丹麥科學(xué)家玻爾提出的氫原子結(jié)構(gòu)的量子力學(xué)模型

假設(shè)原子中電子只能以一固定半徑r繞原子核作圓周運(yùn)動(dòng)，同時(shí)不輻射能量，只有當(dāng)電子在不同軌道上發(fā)生躍遷時(shí)才能放出或吸收能量。氫原子的軌道半徑r、能量E以及電子從高能態(tài)躍遷至低能態(tài)時(shí)輻射光的頻率ν之間的關(guān)系如下：式中α0=0.053nm，稱為玻爾半徑，n=1，2，3，4…，成稱為主量子數(shù)，n1<n2r=α0n2E=-kJ?mol-1ν

=3.29X1015（-）波爾理論的成功之處●解釋了H及He+、Li2+、B3+的原子光譜●說明了原子的穩(wěn)定性●對(duì)其他發(fā)光現(xiàn)象（如Ｘ光的形成）也能解釋●計(jì)算氫原子的電離能波爾理論的不足之處●不能解釋氫原子光譜的精細(xì)結(jié)構(gòu)●不能解釋氫原子光譜在磁場(chǎng)中的分裂●不能解釋多電子原子的光譜

1924年，德?布羅意提出：微觀粒子（如電子、原子等）也具有波-粒二象性。這個(gè)假說隨后也得到了實(shí)驗(yàn)驗(yàn)證：電子的波-粒二象性電子通過A1箔和石墨的衍射圖微粒性—陰極射線的有關(guān)實(shí)驗(yàn)波動(dòng)性—電子衍射實(shí)驗(yàn)概率—統(tǒng)計(jì)性量子力學(xué)認(rèn)為，原子中個(gè)別電子運(yùn)動(dòng)的軌道是無法確定的，即沒有確定的軌道。但原子中電子在原子核外的分布是有規(guī)律的：核外空間某些區(qū)域電子出現(xiàn)的概率較大，而另一些區(qū)域電子出現(xiàn)的概率較小。也就是說，電子運(yùn)動(dòng)的規(guī)律具有統(tǒng)計(jì)性。電子在原子核外空間某處單位體積內(nèi)出現(xiàn)的概率，稱為概率密度。電子運(yùn)動(dòng)的統(tǒng)計(jì)性個(gè)別電子的運(yùn)動(dòng)大量電子的運(yùn)動(dòng)

1926年，薛定諤根據(jù)波、粒二象性的概念提出了一個(gè)描述微觀粒子運(yùn)動(dòng)狀態(tài)的基本方程——薛定諤方程。5.1.1

波函數(shù)

Ψ稱為波函數(shù)，是薛定諤方程的解。它不是一個(gè)具體的數(shù)，而是用空間坐標(biāo)描述波的數(shù)學(xué)函數(shù)式。

在量子力學(xué)中，波函數(shù)和原子軌道含義相同。在求解薛定諤方程過程中，可以自然導(dǎo)出主量子數(shù)n、角量子數(shù)l和磁量子數(shù)m。這三個(gè)量子數(shù)的組合可以表達(dá)出波函數(shù)（或原子軌道）的狀態(tài)。波函數(shù)和量子數(shù)（1）主量子數(shù)nn是確定電子離核遠(yuǎn)近和能級(jí)的主要參數(shù)。

n=1、2、3、4、…正整數(shù)。

n值越大，電子離核越遠(yuǎn)，所處狀態(tài)的能級(jí)越高。角量子數(shù)確定原子軌道的形狀。

l

=0、1、2…（n-1）

當(dāng)l=0，1，2，3

對(duì)應(yīng)原子軌道為s，p，d，f

多電子原子中電子的能量決定于n和l

。（2）角量子數(shù)l磁量子數(shù)決定原子軌道的空間取向。

m=0，±1，±2，…±

l。

一個(gè)l可以有（2l+1）個(gè)m數(shù)值，

l

=0，m=0有一種空間取向，S軌道

l

=1，m=0，±1，有三種空間取向，即

Px軌道、

Py軌道、Pz軌道。

l

=2，m=0，±1，±2，有五種空間取向。

dxy、dyz、dxz、dx2-y2、dz2（3）磁量子數(shù)m（4）自旋量子數(shù)msms=±，表示電子的兩種自旋狀態(tài)，常用“↑”或“↓”表示。自旋反平行——“↑↓”或“↓↑”自旋平行——“↑↑”或“↓↓”2.波函數(shù)（原子軌道）的角度分布圖原子中電子運(yùn)動(dòng)狀態(tài)的波函數(shù)常以球坐標(biāo)表示。式中R（r）表示波函數(shù)的徑向部分，

Y（θ

，?）表示波函數(shù)的角度部分

x=rSinθCon?

y=rSinθSin?

z=rConθΨ（r,θ,?）=R(r)?Y(θ,?)

若將波函數(shù)的角度部分Y(θ,?)隨θ、?角而變化的規(guī)律以球坐標(biāo)作圖，可以得到波函數(shù)或原子軌道的角度分布圖。5.1.2電子云電子云和概率密度波函數(shù)平方（Ψ2）可反映電子在空間某位置上單位體積內(nèi)出現(xiàn)的幾率大小，即概率密度。Ψ2∝ρ

用小點(diǎn)的疏密程度表示幾率密度分布的圖形叫做電子云。氫原子1S電子云電子云角度分布圖電子云示意圖BACKPy軌道Px軌道Pz軌道P軌道dzy

軌道dyz

軌道dxz

軌道dx2-dy2軌道dz2軌道f軌道四個(gè)量子數(shù)與原子結(jié)構(gòu)的關(guān)系（1）主量子數(shù)n

主量子數(shù)n決定電子層能級(jí)高低和核外電子運(yùn)動(dòng)離核的遠(yuǎn)近。

n值與電子層符號(hào)有如下對(duì)應(yīng)關(guān)系：n值1234567電子層KLMNOPQ（2）副量子數(shù)l

（又稱角量子數(shù)）

l也表示電子亞層，每一個(gè)l值表示一個(gè)亞層，它與亞層符號(hào)有如下對(duì)應(yīng)關(guān)系：l值0123亞層spdf軌道形狀球形啞鈴花瓣復(fù)雜圖形

l值越大，原子軌道越復(fù)雜，能量越高。（3）磁量子數(shù)m

一個(gè)亞層中，m有幾個(gè)取值，該亞層就只能有幾個(gè)不同伸展方向的能級(jí)相同的原子軌道或電子云。亞層spdfm值0-1,0,1-2,-1,0,1,2-3,-2,-1,0,1,2,3軌道數(shù)1357

在沒有外加磁場(chǎng)的情況下，同一亞層的原子軌道(n,l

相同)能量是相等，這些軌道叫等價(jià)軌道或簡(jiǎn)并軌道。

5.2多電子原子的電子分布方式和周期系5.2.1多電子原子軌道的能級(jí)當(dāng)角量子數(shù)l相同時(shí)，隨著主量子數(shù)n值的增大，軌道能量升高。例如：E1S<E2S<E3S等。當(dāng)主量子數(shù)n相同時(shí)，隨著角量子數(shù)l值的增大軌道能量升高。例如：Ens<Enp<End<Enf

當(dāng)主量子數(shù)和角量子數(shù)都不同時(shí)，有時(shí)出現(xiàn)能級(jí)交錯(cuò)現(xiàn)象。例如：在某些元素中，

E4s<E3d，E5s<E4d原子軌道的能級(jí)與原子序數(shù)的關(guān)系

1939年，鮑林（L.Pauling）總結(jié)出核外電子的近似能級(jí)圖（見P.161圖7-14）。

LinusCarlPauling（USA，1901-1994），wontheNobelPrizein1954“forhisresearchintothenatureofthechemicalbondandandhisapplicationtotheelucidationofthestructureofcomplexsubstances.”原子軌道能級(jí)由低到高的順序?yàn)椋?s；2s，2p；3s，3p；4s，3d，4p；5s，4d，5p，6s，4f，5d，6p；7s，5f，6d，7p；……核外電子填充順序5.2.2核外電子分布原理和核外電子分布方式1.核外電子分布的三個(gè)原理泡利不相容原理：一個(gè)原子中不可能有四個(gè)量子數(shù)完全相同的兩個(gè)電子。最低能量原理：核外電子分布將盡可能占據(jù)能級(jí)較低的軌道，以使系統(tǒng)能量處于最低。洪德規(guī)則：處于主量子數(shù)和角量子數(shù)都相同的軌道中的電子，總是盡先占據(jù)磁量子數(shù)不同的軌道，而且自旋量子數(shù)相同，即自旋平行。洪德規(guī)則（洪特規(guī)則）原子在同一亞層的等價(jià)軌道上分布電子時(shí)，將盡可能單獨(dú)分布在不同的軌道上，而且自旋方向相同（或稱自旋平行）。例如，對(duì)于氮原子，其軌道表示式為：

7N：

1s2s2p

洪特規(guī)則特例：對(duì)于同一電子亞層，當(dāng)電子分布為全充滿（p6、d10、f14）、半充滿（p3、d5、f7）或者全空（p0、d0、f0）時(shí)原子結(jié)構(gòu)較穩(wěn)定。3d44s2

不穩(wěn)定3d54s1

穩(wěn)定

3d

4s

基態(tài)原子的核外電子分布式

按照核外電子分布三原則，就可以寫出原子的核外電子分布式。例如：1H：1s19F：1s22s22p513Al：1s22s22p63s23p122Ti：1s22s22p63s23p63d24s226Fe：1s22s22p63s23p63d64s233As：1s22s22p63s23p63d104s24p3

注意：出現(xiàn)能級(jí)交錯(cuò)時(shí)，電子分布式的書寫順序?yàn)橛蓛?nèi)層到外層。24Cr：1s22s22p63s23p63d44s2錯(cuò)誤！違反洪特規(guī)則特例24Cr：1s22s22p63s23p63d54s1正確29Cu：1s22s22p63s23p63d94s2錯(cuò)誤！違反洪特規(guī)則特例29Cu：1s22s22p63s23p63d104s1正確基態(tài)原子的價(jià)層電子構(gòu)型（外層電子構(gòu)型）價(jià)電子所在的亞層統(tǒng)稱價(jià)層。元素的價(jià)層電子為：主族元素：最外層s電子+p電子副族元素：次外層d電子+最外層s電子

例如：

33As：1s22s22p63s23p63d104s24p3

其價(jià)層電子構(gòu)型為：4s24p324Cr：1s22s22p63s23p63d54s1

其價(jià)層電子構(gòu)型為：3d54s1簡(jiǎn)單基態(tài)陽(yáng)離子的電子分布

研究表明，原子的失電子順序與電子填充順序不完全一致：基態(tài)原子填充順序：→ns→(n-2)f→(n-1)d→np

價(jià)電子失電子順序：→np→ns→(n-1)d→(n-2)f

或：原子按照三原則填充電子，而按由外到內(nèi)的順序失電子。例如：

Fe2+：1s22s22p63s23p63d6

Fe3+：1s22s22p63s23p63d5As3+：1s22s22p63s23p63d104s23.核外電子分布和周期系根據(jù)原子的外層電子構(gòu)型可將周期系分成5個(gè)區(qū)，即：

s區(qū)、p區(qū)、d區(qū)、ds區(qū)、f區(qū)。原子的電子層結(jié)構(gòu)與元素周期系1、周期元素根據(jù)核外電子的分層排布分為7個(gè)周期。核外電子分布式中最大的主量子數(shù)就是該元素所在的周期數(shù)。例如：

24Cr：1s22s22p63s23p63d54s1第四周期

9F：1s22s22p5第二周期

13Al：1s22s22p63s23p1第三周期2、族

根據(jù)元素原子最后一個(gè)電子填充的亞層軌道的不同，將元素分為不同的族。族類最后一個(gè)電子的填充位置族數(shù)與價(jià)層電子數(shù)的關(guān)系主族（A）s軌道、p軌道族數(shù)=最外層s+p數(shù)副族（B）d軌道族數(shù)=最外層s+次外層d電子數(shù)零族p軌道8第8族d軌道8~103、區(qū)根據(jù)元素原子價(jià)層電子構(gòu)型的不同，可把元素分為s、p、d、ds

和f五個(gè)區(qū)。區(qū)原子的價(jià)層電子構(gòu)型包括的元素sns1~2ⅠA、ⅡA族pns2np1~6ⅢA~ⅦA族，零族d(n-1)d1~9ns1~2ⅢB~ⅦB族，Ⅷ族ds(n-1)d1~9ns2ⅠB、ⅡB族f(n-2)f0~14(n-1)d0~2ns2鑭系、錒系元素

例：寫出第17、26、29和33號(hào)元素的核外電子分布式，標(biāo)明價(jià)層電子構(gòu)型，并指出它們?cè)谥芷诒碇械奈恢茫ㄖ芷?、族、區(qū)），元素符號(hào)和元素名稱。解：17號(hào)：1s22s22p63s23p5

第三周期、ⅦA族

p區(qū)、Cl、氯26號(hào)：1s22s22p63s23p63d64s2

第四周期、

Ⅷ族

d區(qū)、Fe、鐵29號(hào)：1s22s22p63s23p63d104s1

第四周期、ⅠB族

ds

區(qū)、Cu、銅33號(hào)：1s22s22p63s23p63d104s24p3

第四周期、ⅤA族

p區(qū)、As、砷7.3元素基本性質(zhì)的周期性本節(jié)內(nèi)容為自學(xué)，要求掌握如下知識(shí)：（1）元素的原子半徑、電離能、電子親合能、電負(fù)性、氧化數(shù)、金屬性和非金屬性的周期性變化規(guī)律；（2）三種原子半徑的意義；（3）電離能、電子親合能及電負(fù)性的概念。元素的電負(fù)性數(shù)值化學(xué)鍵與分子結(jié)構(gòu)基本概念1

：分子的空間結(jié)構(gòu)分子中的原子是按照一定的規(guī)律結(jié)合成整體的，使分子在空間呈現(xiàn)出一定的幾何形狀（即幾何構(gòu)型）?；靖拍?：化學(xué)鍵化學(xué)上將分子或晶體中原子（或離子）之間強(qiáng)烈的作用力叫做化學(xué)鍵。化學(xué)鍵主要有：金屬鍵、離子鍵和共價(jià)鍵。此外，在分子之間還存在著一種較弱的相互吸引作用——分子間力（范德華力）及氫鍵。5.3化學(xué)鍵和分子間相互作用力5.3.1化學(xué)鍵1.金屬鍵—存在于金屬晶體內(nèi)部的化學(xué)鍵。2.離子鍵—由正、負(fù)離子之間的靜電引力形成的化學(xué)鍵叫做離子鍵。3.共價(jià)鍵—由于成鍵原子之間共用電子對(duì)（或稱為電子云重疊）而形成的化學(xué)鍵。價(jià)鍵理論要點(diǎn)：（1）原子所能形成的共價(jià)鍵數(shù)目受到未成對(duì)電子數(shù)的限制。（2）原子軌道相互重疊時(shí)，必須考慮描述原子軌道的波函數(shù)的正、負(fù)號(hào)，只有同號(hào)軌道才能實(shí)行有效的重疊。（最大重疊原理）共價(jià)鍵的形成：

按照價(jià)鍵理論，只有當(dāng)原子軌道對(duì)稱性相同的部分重疊，兩原子間電子出現(xiàn)的概率密度才會(huì)增大，才能形成化學(xué)鍵?！獙?duì)稱性原則即：原子軌道圖形中（+）、（-）相同的部分重疊時(shí)可以成鍵，不相同時(shí)不能成鍵。原子軌道對(duì)稱性相同時(shí)原子軌道對(duì)稱性不相同時(shí)共價(jià)鍵的特點(diǎn)：

（1）飽和性：一個(gè)原子形成共價(jià)鍵的數(shù)目是有限的。（受未成對(duì)電子數(shù)限制）（2）方向性：共價(jià)鍵具有方向性。（受最大重疊原理限制）共價(jià)鍵的類型（1）按是否有極性分強(qiáng)極性鍵：如H2O、HCl中的共價(jià)鍵弱極性鍵：如H2S、HI中的共價(jià)鍵極性共價(jià)鍵非極性共價(jià)鍵如H2、P4、金剛石中的共價(jià)鍵共價(jià)鍵

σ鍵：若原子軌道的重疊部分，對(duì)鍵軸（兩原子的核間連線）具有圓柱性對(duì)稱性的，所成的鍵就稱為σ鍵。

（2）按對(duì)稱性分：σ鍵、π鍵S-SS-PP-Pσ鍵的形成σ鍵以“頭碰頭”的方式成鍵。σ鍵的形成原子軌道采用“頭碰頭”的方式形成的共價(jià)鍵為σ鍵

π鍵：若原子軌道的重疊部分，對(duì)鍵軸所在的某一特定平面具有反對(duì)稱性，所成的鍵就稱為π鍵。π鍵的形成原子軌道采用“肩并肩”的方式形成的共價(jià)鍵為σ鍵

5.3.2分子的極性和分子的空間構(gòu)型共價(jià)鍵參數(shù)要了解以下知識(shí)：①鍵能、鍵長(zhǎng)、鍵角的概念；②鍵能、鍵長(zhǎng)與分子穩(wěn)定性的關(guān)系；③鍵長(zhǎng)、鍵角與分子空間構(gòu)型的關(guān)系。2、分子的極性與電偶極3、分子的空間構(gòu)型和雜化軌道理論共價(jià)型分子中各原子在空間排列構(gòu)成的幾何形狀叫做分子的空間構(gòu)型。共價(jià)分子的空間構(gòu)型可以用雜化軌道理論來解釋。。

（1）雜化軌道理論要點(diǎn)：

①某原子成鍵時(shí)，價(jià)層中若干能級(jí)近似的原子軌道有可能改變?cè)械臓顟B(tài)，“混雜”起來并重新組合成一組有利于成鍵的新軌道（稱雜化軌道），這一過程稱為原子軌道的雜化；

②同一原子中能級(jí)相近的n個(gè)原子軌道，組合后只能得到n個(gè)雜化軌道。

③雜化軌道比原來未雜化的軌道有更強(qiáng)的成鍵能力，形成的化學(xué)鍵鍵能大，使生成的分子更穩(wěn)定。（2）雜化軌道的類型雜化后的原子軌道具有特定的空間取向，利用雜化軌道形成的分子就有一定的空間幾何構(gòu)型。雜化軌道的常見類型有：s-p類：sp、sp2、sp3等s-p-d類：dsp2、d2sp3、sp3d2等①

sp雜化軌道由一個(gè)

ns軌道和一個(gè)np

軌道發(fā)生的雜化，稱為sp雜化。雜化后組成的軌道稱為sp雜化軌道。

以BeCl2分子的形成為例：實(shí)驗(yàn)測(cè)定，BeCl2為直線型的共價(jià)分子，Be原子位于2個(gè)Cl中間，鍵角180°，分子的空間構(gòu)型為：

Cl—Be—Cl

而當(dāng)Be為基態(tài)時(shí)，其電子構(gòu)型為Be：1s22s2

，此構(gòu)型中，由于沒有成單電子，按價(jià)鍵理論是無法形成共價(jià)鍵的。該分子的形成要用雜化軌道理論解釋。

每個(gè)sp雜化軌道含有?s和?p軌道成分，軌道夾角180°，沿直線兩端伸展。

中心原子以sp雜化軌道成鍵形成分子時(shí)，分子的空間幾何構(gòu)型為直線型。

②

sp2雜化軌道

由一個(gè)

ns軌道和兩個(gè)np

軌道發(fā)生的雜化，稱為sp2雜化。雜化后組成的軌道稱為sp2雜化軌道。以BF3分子的形成為例：

BF3為平面三角形分子，B原子位于三角形中心，鍵角120°。

B原子基態(tài)的價(jià)電子構(gòu)型為：2s22p1

B原子通過形成sp2雜化軌道后與Cl

原子成鍵：每個(gè)sp2雜化軌道含有1/3S和2/3P軌道成分，軌道夾角120o，成正三角形。③

sp3雜化軌道

由一個(gè)

ns軌道和三個(gè)np

軌道發(fā)生的雜化，稱為sp3雜化。雜化后組成的軌道稱為sp3雜化軌道。以CH4分子的形成為例：

CH4為正四面體分子，C原子位于正四面體中心，鍵角109°28′。

C原子基態(tài)的價(jià)電子構(gòu)型為：2s22p2

C原子通過形成sp3雜化軌道后與H原子成鍵：每個(gè)sp3雜化軌道含有1/4s和3/4p軌道成分，軌道夾角109o28’，成正四面體。(3)不等性sp3雜化—NH3分子

NH3為三角錐形分子，N原子位于頂點(diǎn)，鍵角107°18′。N原子通過形成不等性

sp3雜化軌道后與H原子成鍵。(4)不等性sp3雜化—H2O分子

H2O為V字型分子，O原子位于頂點(diǎn)，鍵角104°45′。O原子通過形成不等性

sp3雜化軌道后與H原子成鍵。不等性sp3雜化氨分子結(jié)構(gòu)水分子結(jié)構(gòu)s-p

型雜化的總結(jié)見P.229表5.75.3.3分子間相互作用力

1.分子間力（1）分子的極性和變形性每個(gè)分子從整體上看是電中性的。但其內(nèi)部的正、負(fù)電荷中心可能是不重合的。H2分子—正、負(fù)電荷中心重合HCl分子—正、負(fù)電荷中心不重合分子極性的定義：

極性分子：正、負(fù)電荷中心不重合的分子。

非極性分子：正、負(fù)電荷中心重合的分子。分子極性的判斷方法：①雙原子分子：同種原子構(gòu)成的為非極性，不同種原子構(gòu)成的為極性；②多原子分子：同種原子構(gòu)成的為非極性，不同種原子構(gòu)成的；若結(jié)構(gòu)為中心對(duì)稱，則為非極性；若結(jié)構(gòu)不為中心對(duì)稱，則為極性。

常見非極性分子和極性分子：非極性分子：所有單質(zhì)、CH4、CCl4、BCl3、BF3、

BeCl2、HgCl2、CO2、CS2等極性分子：所有異核雙原子分子、H2O、H2S、

NH3、PH3、PCl3極性大小的衡量—偶極矩μ

μ=q·dμ越大，分子的極性越強(qiáng)。（2）分子的變形性在電場(chǎng)作用下，分子內(nèi)部電荷分布發(fā)生變化，電子云與核發(fā)相對(duì)位移的現(xiàn)象，稱為分子的變形性。不在電場(chǎng)中在電場(chǎng)中分子的變形性，對(duì)分子間力的產(chǎn)生有重要的影響。分子間力是存在于分子與分子之間的一種微弱的相互作用力。分子間力有三種：①取向力：存在于極性分子與極性分子之間；②誘導(dǎo)力：存在于極性分子與極性分子、極性分子與非極性分子之間；③色散力：存在于任何分子之間。取向力、誘導(dǎo)力和色散力通常被稱為范德華力。

換一種說法：

在非極性分子之間只有色散力；在非極性分子和極性分子之間有色散力和誘導(dǎo)力；在極性分子之間有色散力、誘導(dǎo)力和取向力。分子間力的特點(diǎn)和影響分子間力大小的因素

（1）特點(diǎn)①屬電性作用力，沒有飽和性和方向性；②作用距離很短，作用力比化學(xué)鍵小1~2個(gè)數(shù)量級(jí)；③一般地，色散力是分子間力中主要的作用力；色散力?取向力>誘導(dǎo)力

（2）影響因素：①距離、②溫度、③極性、④變形性。分子間力對(duì)物質(zhì)物理性質(zhì)的影響（1）熔、沸點(diǎn)分子間力越大，物質(zhì)的熔、沸點(diǎn)就越高。一般來說，結(jié)構(gòu)相似的同系列物質(zhì)，相對(duì)分子質(zhì)量越大，分子變形性也越大，分子間力也越強(qiáng)，物質(zhì)的熔、沸點(diǎn)也就越高。

問題：為什么常溫下F2、Cl2是氣體，Br2是液體，I2是固體？（2）溶解度溶質(zhì)或溶劑的極化率越大，分子的變形性和分子間力越大，溶解度也越大。相似相溶原理：若溶質(zhì)與溶劑結(jié)構(gòu)相似，則該溶質(zhì)易溶于這種溶劑中。通常：極性物質(zhì)易溶于極性溶劑中，非極性物質(zhì)易溶于非極性溶劑中。

2氫鍵（1）氫鍵的形成當(dāng)氫原子與一個(gè)半徑很小而電負(fù)性很大的X原子形成共價(jià)鍵時(shí)，共用電子對(duì)強(qiáng)烈偏向X原子一邊，使氫原子幾乎呈質(zhì)子狀態(tài)，帶有部分的正電荷，能夠?qū)Ω浇霃胶苄《娯?fù)性很大的Y原子產(chǎn)生靜電吸引作用，形成氫鍵。氫鍵可用如下的通式表示：

X—H……Y能充當(dāng)X、Y原子的只有F、O、N三種原子。常形成氫鍵的物質(zhì)是：HF、H2O、NH3、含氧酸、醇、羧酸、胺、氨基酸等氫鍵的特點(diǎn)：（1）具有飽和性和方向性；（2）鍵能比共價(jià)鍵小得多，比范德華力稍大。

分子間氫鍵和分子內(nèi)氫鍵氫鍵形成對(duì)物質(zhì)性質(zhì)的影響（1）熔、沸點(diǎn)