§7-3 分子中的作用力和氢键

1. §7-3 分子中的作用力和氢键 分子间具有吸引作用的根本原因： 任何分子都有正、负电中心； 任何分子都有变形的性能。 一.色散作用(色散力) 由于瞬时偶极而产生的分子间相互作用。 一大段时间内的大体情况 非极性分子的瞬时偶极之间的相互作用 每一瞬间 色散力与分子极化率α有关。 α大,色散力大。

2. 二.诱导作用(诱导力) 由于诱导偶极而产生的分子间相互作用。 分子靠近时 分子离得较远 决定诱导作用强弱的因素： 极性分子的偶极矩： μ愈大，诱导作用愈强 非极性分子的极化率： α愈大，诱导作用愈强

3. 三.取向作用(取向力) 两个固有偶极间存在的同极相斥、 异极相吸的定向作用 称为取向作用。 两个极性分子相互靠近时， 由于同极相斥、 异极相吸， 分子发生转动， 并按异极相邻状态取向， 分子进一步相互靠近。 取向 分子离得较远 诱导

4. 思考： 1.取向作用的大小取决于什么因素？ 2.极性分子之间除了有取向作用以外， 还有什么作用？ 分子 取向力 诱导力 色散力 非---非 √ 非---极 √ √ 极---极 √ √ √

5. 分子间力是三种吸引力的总称， 其大小一般为几 kJ·mol－1， 比化学键小 1－2 个数量级. 分子间的吸引作用(×10－22J)

6. 分子间力的特点： 不同情况下，分子间力的组成不同。 非极性分子之间只有色散力； 并以色散力为主， 极性分子之间有三种力， 仅仅极性很大的H2O 分子例外 • 分子间力作用的范围很小 • (一般是300－500pm) • 分子间作用力较弱，既无方向性又无饱和性。

7. He Ne Ar Kr Xe 小 大 小 小 小 小 大 大 大 大 低 高 分子间力的意义： 决定物质的熔、沸点、 气化热、熔化热、 蒸气压、溶解度及表面张力 等物理性质的重要因素 分子量 色散作用 分子间力 沸点熔点 水中溶解度

8. 3-2 氢键

9. O H O H C C H H O O ① 键长特殊：F－H F 255pm ② 键能小 E(F－H F) 28kJ·mol－1 ③ 具有饱和性和方向性 除了HF、H2O、NH3 有分子间氢键外， 在有机羧酸、醇、酚、胺、氨基酸和蛋白质中 也有氢键的存在 例如：甲酸靠氢键形成二聚体。

10. 除了分子间氢键外， 还有分子内氢键。 例如，硝酸的分子内氢键 使其熔、沸点较低。 4、氢键的应用 （1）解释分子特殊高的熔沸点 H2O,NH3,HF是各主族 熔沸点最高的氢化物 分子间的氢键使熔沸点升高， 分子 内的氢键使熔沸点降低.

11. （2）解释分子的酸性 HF的酸性低于HCl（HBr orHI）. （3）解释物质的溶解度 极性溶剂中， 分子间形成氢键， 溶解度增大， 如CH3OH , C2H5OH与H2O混溶. 分子内形成氢键， 在极性溶剂中的溶解度降低 —COOH HO- -COOH < —OH

12. —COOH —COOH —OH | OH -COOH HO- NaHCO3﹤Na2CO3(溶解度) 试比较： 的熔、沸点高低， 溶解度大小.

13. §7-4离子的极化理论 离子间主要存在静电引力，但也存在范氏力，如诱导力、色散力及取向力.这样分子间的作用力的概念可以推广到离子体系.离子间除了主要的静电吸引外，诱导力起着很重要的作用，由于阳离子的正电性往往很高，离子半径又较小，外壳上缺少电子，它必然对与其作用的阴离子会起到诱导作用，这种作用——离子的极化作用. 阴离子半径一般较大，外壳上有较多的电子，这样电子云必然较肥胖，容易变形，在与阳离子极化作用的过程，被阳离子极化，产生诱导偶极，从而使离子的电子云变形——离子的变形性.Core：阳离子极化，诱导阴离子变形.（注：阳离子极化作用占主导地位，阴离子变形性占主导地位，二者是相互统一的.） 离子的极化率： 描述离子本身变形性的物理量。 离子的极化力： 描述一个离子对其他离子变形的影响能力。

14. 一、离子的极化率(α)---变形性 1.离子半径 r： r 愈大， α愈大。 Li+ < Na+ < K+ < Rb+ < Cs+ F－ < Cl－< Br－< I－ 2.离子电荷 负离子极化率大于正离子的极化率。 负离子电荷多的极化率大，变形性大 如：α(S2－) >α(Cl－) 3.离子的电子构型

15. (18+2) e- ～ 18 e- > 9－17 e- > 8 e- α(Cu+) >>α(Na+) α(Cd2+) >α(Ca2+)； 最易变形的离子是： Cu+, Ag+ , Cd2+ , Hg2+ , Pt2+ etc S2- , I- , CN- , CO32- etc 二、.离子极化力(f ) 1.离子半径 r r小者，极化力大 Li+ > Na+ Be2+ > Mg2+ > Ca2+ > Sr2+ > Ba2+ 2.离子电荷 电荷多者，极化力大 Ti(IV) > Ti3+ Fe3+ > Fe2+

16. 3. 离子的外层电子构型 (18+2) e- ～ 18 e- > 9－17 e- > 8 e- Cu+ >>Na+ Ag+ >Fe2+ >K+ 三、 离子的相互极化作用 当正负离子混合在一起时， 着重考虑正离子的极化力， 负离子的变形性， 但是18e构型的正离子(Ag+, Cd2+ 等) 也要考虑其变形性. 当变形性较大的负离子如S2- 遇到一个极化作用大， 变形性也大的正离子如Hg2+ 就会发生相互极化作用， 发生电子云的重叠，

17. 形成共价性为主的化合物， 使物质的性质发生改变. 四、离子极化的结果 1. 键型过渡 -------离子键向共价键过渡 如：AgF AgCl AgBr AgI 离子键 共价键 核间距缩短 Ag+ I－ r/pm126+216 (= 342) R0/pm 299

18. 2.晶型改变 AgCl AgBr AgI r+/r- 0.695 0.63 0.58 理论上晶型 NaCl NaCl NaCl 实际上晶型 NaCl NaCl ZnS 配位数 6 6 4 3. 性质改变 例如；溶解度 AgCl > AgBr > AgI NaCl 易溶于水，CuCl 难溶于水.

19. 解释碱土金属氯化物的熔点变化规律： 熔点/℃ 405 714 782 876 962 五、 离子极化作用对化合物性质的影响 ——解释物质性质的变化规律 1. 极化作用对化合物键型的影响 离子的极化作用越强， 形成化学键的离子性越小， 共价性越强， 由离子键向共价键过渡. AgF——AgCl——AgBr——AgI 离子型 过渡型 过渡型 共价型

20. LiCl BeCl2 FeCl2 FeCl3 部分共价型 共价型 离子型 共价型 AlCl3 SnCl2 SnCl4 部分离子性 典型的共价分子 共价化合物 Al2O3 SiO2 P4O10 SO3 Cl2O7 Na2 MgO 原子晶体 过渡型 离子晶体 分子晶体

21. 对化合物溶解度的影响 2. 离子极化作用 离子极化作用越大， 化合物的共价成分越多 水中的溶解度越小. AgF ——AgCl—— AgBr—— AgI ZnS ——CdS ——HgS CuF——CuCl—— CuBr—— CuI 3.对化合物熔点的影响 离子极化作用越强， 化合物的熔点越低.

22. NaCl ＞CaCl2＞AlCl3＞SiCl4 NaCl ＞CaCl2＞MnCl2＞ZnCl2 SnCl2＞SnCl4 FeCl2＞FeCl3 4.对化合物热稳定性的影响 离子极化作用越大， 热稳定性越差. BeCO3＜MgCO3＜CaCO3＜SrCO3＜BaCO3 Li2CO3＞Ag2CO3 H2CO3＜NaHCO3＜Na2CO3 Ag2CO3＜MnCO3＜CaCO3

23. 5.离子极化作用 使化合物颜色加深 离子相互极化作用越强， 正负离子的电子云重叠部分越多， 越易产生电荷迁移， 吸收光由紫外段移至可见光， 因此化合物的颜色加深。 AgF(无色) AgCl（白色） AgBr（浅黄）AgI（黄色） ZnI2（白色） CdI2（黄绿色） HgI2（桔红） PbCl2（白色）PbI2（黄色） ZnS(白色) CdS（亮黄色）HgS（红或黑） CuCl2（棕黄色） CuBr2（深棕色） CuI2（不存在，强烈极化作用，发生氧化还原反应）

25. 第七章 分子结构与晶体结构---小结 • 1. 化学键的种类与特点. • 离子键、共价键、金属键的特点及它们的形成过程 • 2. 晶格能的意义及应用Bom—Haber循环进行计 • 算，晶格能对离子化合物熔点、硬度的影响 • 3. 共价键的主要理论与特点. • Lewis结构，价键理论、杂化轨道理论、VSEPR理论 • 和分子轨道理论的基本要点及应用。 • 4. 价层电子对互斥理论讨论一些常见分子的 • 空间几何构型，并由此推出中心原子的杂化态， • 5. 应用分子轨道理论第二周期同核或异核双原 • 子分子的分子轨道表达式，分析键参数；

26. 第七章 分子结构与晶体结构---小结 6.分子间力及氢键对物质的物理性质的影响。 7.晶体结构的类型、特点 晶体结构：晶格、晶胞、结点、几何构型； 晶体类型：离子晶体、原子晶体、分子晶体、金属晶体 晶体性质：熔点、硬度、溶解性 、机械性能、导电性； 离子极化：阳离子极化能力的变化规律、阴离子变形性规 律、极化对化合物溶解度，颜色，晶型等的影响