第八章物質結構簡介1．了解化學鍵的定義和分類；2．掌握離子鍵的本質及其特點；3．掌握價鍵理論、雜化軌道理論；了解分子軌道理論、價層電子對互斥理論；4、掌握共價鍵的特點、鍵型，會用雜化軌道理論解釋簡單的分子結構；5．掌握分子間作用力和氫鍵的本質，會解釋其對物質性質的影響；掌握分子間作用力的分類及存在范圍第八章物質結構簡介§8-5離子鍵§8-6共價鍵§8-7分子間力和氫鍵§8-8晶體知識簡介§8-5離子鍵通常情況下，大部分物質都是以化合物的形式存在的，分子或晶體中的原子決不是簡單地堆砌在一起的，而是存在著強烈的相互作用力，這種分子或晶體中原子（離子）之間強烈的作用力，就叫做化學鍵化學鍵理論：離子鍵理論共價鍵理論：金屬鍵理論價鍵理論、雜化軌道理論分子軌道理論一、離子鍵的形成和性質1916年德國化學家科塞爾根據稀有氣體具有穩定結構的事實，提出了離子鍵理論。電負性小的活潑金屬原子與電負性大的活潑非金屬原子，在一定反應條件下互相接近時，它們都有達到穩定結構的傾向，因而原子間發生電子的轉移而生成正、負離子。正負離子之間靠庫侖靜電引力結合在一起而生成離子化合物。這種正、負離子之間的靜電吸引力叫做離子鍵。

NaCl的勢能曲線圖動畫2.離子鍵的性質無方向性和飽和性離子的電荷球形對稱分布，在空間各方向都同等程度地盡量多吸引異性電荷的離子。離子鍵的本質是靜電作用力;鍵的離子性與元素的電負性有關，元素電負性差別越大，鍵的離子性也越大。對于AB型化合物，Δχ=1.7，作為判斷離子鍵和共價鍵的依據。一、離子鍵的形成和性質二、離子的結構1.離子電荷離子電荷越高，半徑越小，離子鍵越強；同一原子形成的不同離子，性質有很大差異，如顏色、氧化還原性等。2.離子半徑指正、負離子相互作用形成離子鍵時所表現出來的有效半徑。

主族元素具有相同電荷的同族離子，半徑依次增大，如Li+<Na+<K+<Rb+<Cs+

同周期，主族元素隨族數遞增正離子電荷增大，離子半徑依次減小，如Na+>Mg2+>Al3+

同一元素形成的不同正離子，高價離子半徑小于低價離子半徑，如Fe3+<Fe2+

負離子半徑一般較大，正離子半徑一般較小周期表中處于相鄰的左上方和右下方的正離子半徑相似，如Li+~Mg2+離子半徑遞變規律3.離子的電子構型單原子負離子一般具有8電子構型2電子構型，Li+(1S2)，Be2+(1S2)8電子構型(ns2np6)，Al3+，Mg2+18電子構型（ns2np6nd10），Cu+,Ag+(18+2)電子構型（（n-1）s2(n-1)p6(n-1)d10ns2），Pb2+,Sn2+,Bi3+9-17電子構型(ns2np6nd1-9)，Cu2+,Fe2+二、離子的結構三、離子鍵強度晶格能：在標準狀態下，按下列化學反應計量式使離子晶體變為氣體正離子和氣態負離子時所吸收的能量稱為晶格能，用U

表示。MaXb(s)==aMb+(g)+bXa-(g)Na+(g)+Cl-(g)=NaCl(s)U=786kJ/mol晶格能越大，離子鍵越強，晶體越穩定，熔、沸點越高，硬度越大返回§8-6共價鍵離子鍵理論雖然能很好地說明離子型化合物的形成和特性，但它不能說明由相同原子組成的單質分子如H2、Cl2、N2等的形成，也不能說明由電負性相近的非金屬元素所組成的化合物分子如HCl、H2O等的形成。1916年美國化學家路易斯為了說明分子的形成，提出了共價鍵學說，建立了經典的共價鍵理論。1927年，德國化學家海特勒和倫敦把量子力學的成果應用到最簡單的H2分子結構上，才使共價鍵的本質得到初步的解釋。后來鮑林等人發展了這一成果，建立了現代價鍵理論（即電子配對理論）、雜化軌道理論、價層電子對互斥理論。1932年美國化學家米利肯和德國化學家洪特從不同于價鍵理論的另外的角度，提出了分子軌道理論。這些都屬于共價鍵理論。§8-6共價鍵一、價鍵理論二、分子軌道理論三、雜化軌道理論四、價層電子對互斥理論五、鍵參數返回§8-6共價鍵我們以H2分子為例來說明共價鍵形成的本質。海特勒和倫敦用量子力學處理氫原子形成氫分子時，得到了如下的H2分子的能量E與核間距離R的關系曲線圖：氫分子的能量與核間距的關系曲線

一、價鍵理論1、共價鍵的本質根據量子力學原理，氫分子的基態所以能成鍵，是由于兩個氫原子軌道ψ1s都是正值，互相疊加后可以使兩個原子核間的電子云密度增加，在兩核間形成一個概率密度最大的區域。這種現象叫做原子軌道的重疊。重疊的結果，一方面降低了兩個核間的正電排斥，另一方面又增大了兩個核對電子云密度最大區域的吸引，這都有利于體系勢能降低，有利于形成穩定的化學鍵。一、價鍵理論核間距

R0為74pm。共價鍵的本質——原子軌道重疊，核間電子概率密度大吸引原子核而成健。價鍵理論基本要點：未成對價電子自旋方式相反；原子軌道最大程度地重疊。一、價鍵理論2.共價鍵的特點飽和性方向性飽和性：共價鍵不是能在任意方向形成任何多個鍵的。在原子間形成共價鍵時，必須有成單電子，而且成單電子的自旋方向必須相反。由于1個原子的1個成單電子只能與另一個原子的成單電子配對，形成1個共價單鍵，因此1個原子有幾個成單電子（包括激發后形成的單電子），才可與幾個自旋相反的成單電子配對成鍵。HClHOHNN一、價鍵理論方向性：由于原子軌道在空間有一定取向，除了S軌道成球形對稱外，p、d、f軌道在空間都有一定的伸展方向。在形成共價鍵時，除了S軌道和S軌道之間可以在任何方向上達到最大程度的重疊外，p、d、f原子軌道的重疊都只有沿著一定的方向才能發生最大程度的重疊，因此共價鍵是有方向性的。一、價鍵理論3.共價鍵的鍵型1.σ鍵：

原子軌道沿核間聯線方向進行同號重疊(頭碰頭)。如s—s(H2)、s—px(HCl)、px—px(Cl2)等。σ鍵的軌道重疊部分是沿鍵軸呈圓柱形分布的（兩個原子核的連線即是鍵軸）。σ鍵示意圖

一、價鍵理論2.π鍵：兩原子軌道垂直核間聯線并相互平行進行同號重疊(肩并肩)。π鍵的軌道重疊部分對通過鍵軸的平面是反對稱的，其電子云分布的界面圖好像是兩個長圓形的冬瓜。

π鍵示意圖共價單鍵一般是σ鍵，共價雙鍵或叁鍵一般包含一個σ鍵，其它為π鍵。

氮分子成鍵示意圖

一、價鍵理論2分子軌道二、分子軌道理論5關于原子軌道和分子軌道的對稱性4異核雙原子分子3同核雙原子分子1物質的磁性1、物質的磁性大部分物質在磁場中具有順磁性或抗磁性，物質的磁性強弱可以有磁矩表示，而分子磁矩的大小與分子中未成對電子數有關。按照價鍵理論，O2分子內有雙鍵，應該沒有磁性，但事實上O2是順磁性物質，成單電子數012345μ01.732.833.874.905.92分子軌道：是以多個原子核為中心構成的多中心軌道，分子軌道波函數也是Schrodinger方程的解。可以采取原子軌道線性組合的方法求得分子軌道的波函數。例如：A+B→ABⅡⅡⅠ2分子軌道成鍵三原則：①能量相近②對稱性匹配③最大重疊2分子軌道反鍵分子軌道成鍵分子軌道原子軌道原子軌道1s1sσ*1sσ1s節面原子軌道與分子軌道的形狀。原子軌道與分子軌道的能量。原子軌道與分子軌道的形狀。2pZ,A2pZ,A2pZ,B2pZ,B原子軌道分子軌道反鍵成鍵2pZ,A2pZ,B原子軌道分子軌道反鍵成鍵原子軌道與分子軌道的形狀。O2(O,F)3同核雙原子分子第二周期同核雙原子分子N2（B,C,N)第二周期同核雙原子分子分子軌道電子排布式：或或有兩個三電子π鍵，具有順磁性。:OO:鍵級B.O=1/2(8-4)=2B.O=1/2(10-4)=3HF分子的電子構型：4異核雙原子分子5關于原子軌道和分子軌道的對稱性π對稱：繞x軸旋轉180°，形狀不變，符號改變。例如：原子軌道pz，py，dxy，dxz，dyz為π對稱。三、雜化軌道理論電子配對法比較簡明地闡述了共價鍵的形成過程和本質，并成功地解釋了共價鍵的方向性、飽和性的特點，但在解釋分子的空間結構時卻遇到了困難。例如，通過近代實驗測定表明，甲烷CH4分子是一個正四面體的空間結構，C原子位于四面體的中心，四個H原子占據四面體的四個頂點。在CH4分子中，形成了四個穩定的、強度相同的C—H鍵，鍵能為413.4kJ·mol-1，鍵角∠HCH為109°28′。甲烷分子的結構

根據電子配對法理論，C原子的電子層結構中1s22s22px12py1，只有2個成單電子，所以它只能與2個H原子形成兩個共價單鍵,顯然這與實驗測得結果不符，這是電子配對法不能解釋的。為了解釋多原子分子的空間結構，鮑林于1931年在價鍵理論的基礎上，提出了雜化軌道理論。下面我們就雜化的概念、雜化軌道的類型、等性與不等性雜化以及雜化軌道理論的基本論點進行介紹。三、雜化軌道理論

雜化是指在形成分子時，由于原子的相互影響，若干能量相近、但類型不同的原子軌道混合起來，重新組成一組新軌道，這種軌道重新組合的過程就叫雜化，所形成的新軌道叫雜化軌道。軌道和電子之所以發生激發、雜化就是為了更好的與其它原子軌道發生重疊，形成化學鍵。1、雜化的概念1）sp雜化2）sp2雜化3）sp3雜化2、雜化的類型sp雜化軌道是由1個ns軌道和1個np軌道組合而成的。它的特點是每個sp雜化軌道都含有1/2s軌道的成分和1/2p軌道的成分。sp雜化軌道間的夾角為180°，呈直線型的構型。1）sp雜化1）sp雜化1）sp雜化2）sp2雜化sp2雜化軌道是由1個ns軌道和2個np軌道組合而成的，它的特點是每個sp2雜化軌道都含有1/3s和2/3p軌道的成分，雜化軌道間的夾角為120°，呈平面三角形。例如BF3，B原子的電子層結構為1s22s22px1，當B原子與F原子反應時，B原子的一個2s電子被激發到1個空的2p軌道中，B原子的1個2s軌道和2個2p軌道進行雜化，組合成3個sp2雜化軌道。這3個sp2雜化軌道分別與3個F原子的一個2p軌道重疊形成3個sp2—p的σ共價鍵。3個sp2雜化軌道在同一平面上，雜化軌道間夾角為120°，所以BF3分子具有平面三角形的結構。BF3的成鍵過程

2）sp2雜化sp3雜化軌道是由1個ns軌道和3個np軌道組合而成的，每個sp3雜化軌道的能量相等、成分相同，它的特點是每個sp3雜化軌道都含有1/4s和3/4p軌道的成分，sp3雜化軌道間夾角為109°28′，空間構型為正四面體。3）sp3雜化例如C原子的電子層結構為1s22s22px12py1，在形成CH4分子時，C原子2s軌道中的1個電子可以被激發到空的2p軌道上去，組成4個新的能量相等、成分相同的雜化軌道。4個sp3雜化軌道再與4個H原子的1s軌道重疊，形成4個sp3—s的σ鍵。由于sp3雜化軌道間的夾角為109°28′，所以CH4分子具有正四面體的空間結構，且四個C—H鍵是完全等同的，這些與實驗測定的結果完全相同。CH4成鍵過程

3）sp3雜化雜化軌道類型參加雜化的軌道數目雜化軌道數目雜化軌道中鍵角空間結構sps含量p含量sp1121/21/2180°直線形sp2

1231/32/3120°平面三角形sp3

1341/43/4109°28'四面體成鍵時能級相近的價電子軌道混合雜化，形成新的價電子軌道——雜化軌道。雜化前后軌道數目不變。雜化后軌道伸展方向，形狀發生改變。基本要點：4）不等性sp3雜化在前面介紹的幾種雜化軌道中,若雜化后每個軌道里含有相同數目的電子，則這種雜化叫做等性雜化。除了等性雜化外，還有不等性雜化，現在我們就以NH3和H2O分子的結構來說明什么是不等性雜化的問題。

NH3分子中N原子的電子層結構為1s22s22p3，2個2s電子雖已成對，但它仍能和2px、2py、2pz軌道雜化而得到4個sp3雜化軌道，其中3個sp3雜化軌道用于和3個H原子成鍵，另一個sp3雜化軌道為2s的未成鍵的電子對所占有。這對原來已有的成對電子，因為不參加成鍵作用，故稱之為孤對電子。孤對電子因不參加成鍵作用，所以它的電子云較密集地吸附在N原子的周圍，這樣才更有利于能量的降低。4）不等性sp3雜化由于孤對電子和成鍵電子對之間會有排斥作用，因此孤電子對的存在就會影響到N—H共價鍵的空間排布，使N—H共價鍵之間的夾角不是正規四面體的109°28′，而是被壓縮到107.3°。這種由于孤電子對的存在（孤對電子參加了雜化）而使得雜化后軌道性質不完全等同的現象叫不等性雜化。

NH3成鍵過程

4）不等性sp3雜化4）不等性sp3雜化配合物分子或離子的空間構型與配位數的多少密切相關。直線形四面體平面正方形八面體配位數246例

3、配合物的價鍵理論（雜化）空間構型例三角形四方錐三角雙錐配位數35空間構型1）形成體(M)：有空軌道配位體(L)：有孤對電子二者形成配位鍵ML2）形成體(中心離子)采用雜化軌道成鍵3）雜化方式與空間構型有關配合物的軌道雜化理論要點NH3NH3[Ag(NH3)2]+的空間構型為直線形，μ=0。5p4d5s例：[AgCl2]-，[CuCl2]-4d5s5pAg+[Ag(NH3)2]+sp雜化1）配位數為2的配合物（sp雜化）[BeX4]2-的空間構型為四面體。1s2s2p1s2s2pX-X-X-X-sp3雜化[BeX4]2-Be2+2）配位數為4的配合物（sp3、dsp2）[Ni(CN)4]2-的空間構型為平面正方形，μ=0[NiCl4]2-的空間構型為四面體，μ=2.83B.M.[Ni(CN)4]2-Ni2+3d4s4p3d4s4p[NiCl4]2-Cl-Cl-Cl-Cl-dsp2雜化sp3雜化CN-CN-CN-CN-這類配合物絕大多數是八面體構型，形成體可能采取d2sp3或sp3d2雜化軌道成鍵。[Fe(CN)6]3-，μ=2.4B.M.；內軌配鍵。以內軌配鍵形成的配合物叫內軌形配合物。3）配位數為6的配合物（sp3d2、d2sp3）Fe3+3d4s4p[Fe(CN)6]3-d2sp3雜化CN-CN-CN-CN-CN-CN-[FeF6]3-，μ=5.90B.M.

外軌配鍵。以外軌配鍵形成的配合物叫外軌形配合物。

同一中心離子的內軌形配合物比外軌形配合物穩定。[FeF6]3-sp3d2雜化F-F-F-F-F-F-Fe3+3d4s4p4d···([Fe(CN)6]3-)

=52.6，([FeF6]3-)

=14.3對價鍵理論的評價:很好地解釋了配合物的空間構型、磁性、穩定性。直觀明了，使用方便。1．某元素原子的最外層有2個電子，其主量子數n=4，在次外層l=2的原子軌道中電子已完全充滿。試推斷該元素的原子序數，寫出原子核外電子的排布式，指出其位于周期表中哪一族？哪一周期？是什么元素？2.寫出O22-、N2+的分子軌道式，計算它們的鍵級，比較穩定性。基本要點：分子或離子的空間構型與中心原子的價層電子對數目有關。價層電子對盡可能遠離,以使斥力最小。LP-LP>LP-BP>BP-BP價層電子對=σ鍵電子對+孤對電子對(VP)(σBP)(LP)四、價層電子對互斥理論推斷分子或離子的空間構型的具體步驟：確定中心原子的價層電子對數，以AXm為例(A—中心原子,X—配位原子)：正離子應減去電荷數,負離子應加上電荷數例：VP()=(6-4×2+2)+m=4n=1/2[A的價電子總數-m個基態配位原子的未成對電子數±離子電荷數()]負正VP=m+n確定電子對的空間構型：VP=2直線形VP=3平面三角形VP=4正四面體VP=5三角雙錐VP=6正八面體確定中心原子的孤對電子對數，推斷分子的空間構型。①LP=0:分子的空間構型=電子對的空間構型VP=(2-2×1)+2=2直線形VP=(3-3×1)+3=3平面三角形VP=(4-4×1)+4=4四面體VP=(5-5×1)+5=5三角雙錐VP=(6-6×1)+6=6八面體例如：②LP≠0：分子的空間構型不同于電子對的空間構型。34611212SnCl2平面三角形V形NH3四面體三角錐H2O四面體V形IF5八面體四方錐XeF4八面體平面正方形VPLP電子對的空間構型分子的空間構型例515253VPLP電子對的空間構型分子的空間構型例三角雙錐變形四方體SF4三角雙錐T形ClF3三角雙錐直線形XeF2五、鍵參數化學鍵的性質可以通過鍵參數的某些物理量來描述，如鍵能、鍵長、鍵角和鍵矩等。

1、鍵能：在標準壓力、298K下，將1mol氣態AB鍵斷開為A、B原子時所吸收的能量，稱為AB鍵的鍵能，也叫鍵離解能，通常用E表示。雙鍵的鍵能比單鍵大很多，但并不等于單鍵鍵能的2倍，如：C-C：346kJ/mol；C=C：611kJ/mol。一般化學鍵的鍵能在125~630kJ/mol范圍之間，如H-H：432kJ/mol。鍵能越大，鍵越穩定。三、鍵參數分子中兩原子核間的平衡距離稱為鍵長。－－－－－－－－2、鍵長：三、鍵參數由表數據可見，H－F，H－Cl，H－Br，H－I鍵長依次遞增，而鍵能依次遞減；單鍵、雙鍵及叁鍵的鍵長依次縮短；鍵長越短，鍵的穩定性越高。三、鍵參數在分子中鍵和鍵之間的夾角叫做鍵角。3、鍵角鍵角和鍵長是反映分子空間構型的重要參數，它們均可通過實驗測知。N:HHHN:FFF三、鍵參數4、鍵矩在共價鍵中，若成鍵兩原子的電負性差值為零，這種鍵稱為非極性共價鍵，如H-H，Cl-Cl；若成鍵兩原子的電負性差值不為零，這種鍵稱為極性共價鍵，如H-Cl。當分子中共用電子對偏離成鍵兩原子的一方時，鍵具有極性，鍵的極性大小可以用鍵矩衡量。三、鍵參數鍵矩記作μ

μ=q·l

式中q為電量，l為核間距。μ為矢量，方向從正指向負。例如，實驗測得H－Cl返回三、鍵參數§8-7分子間力和氫鍵

分子間力是指存在于分子與分子之間的一種較弱的作用力，其作用范圍很小，作用的力度也比化學鍵小1-2個數量級。因為范德華第一個提出這種作用力，所以這種分子間力又稱為范德華力。氣體分子能凝聚成液體或固體，主要就是靠這種作用力。范德華力是決定物質熔點、沸點和溶解度等物理性質的一個重要因素。一、分子的極性和偶極矩二、分子的變形性三、分子間力四、氫鍵§8-7分子間力和氫鍵由同種原子形成的共價鍵，原子雙方吸引電子的本領（即電負性）相同，電子對在鍵中央出現的概率最大，兩個原子核正電荷重心和分子中負電荷重心恰好重合，這種鍵便是非極性共價鍵。例如：H2、O2、F2、Cl2、N2分子中和巨分子單質金剛石、晶態硅、晶態硼等的共價鍵都是非極性共價鍵。一、分子的極性和偶極矩1.非極性共價鍵由不同原子間形成的共價鍵，原子雙方吸引電子的本領不一樣，使共用電子對偏向電負性較大的原子一邊。由于分子中正電荷重心和負電荷重心不重合，即在鍵的兩端出現了電的正極和負級，這種鍵叫做極性共價鍵。例如HF分子，HF的物理性質表明，在H和F原子上分別有少部分的異號電荷，在外加電場中，HF的分子會發生取向運動。2.極性共價鍵正、負電荷中心不重合的分子叫做極性分子，如：HClHFNH3H2O+-正、負電荷中心重合的分子叫做非極性分子，如：H2Cl2CO2BCl3等等。3.極性分子和非極性分子有電場情況下的極性分子

沒有電場情況下的極性分子對于雙原子分子，分子的極性和鍵的極性一致，如H2、N2，非極性共價鍵，所以是非極性分子；HCl、HF是極性共價鍵，所以是極性分子。對多原子分子，分子的極性和鍵的極性不一定一致，如CO2中，C=O鍵是極性共價鍵，但由于CO2分子的空間構型是直線型，正、負電荷中心仍在碳原子核上，所以CO2是非極性分子。3.極性分子和非極性分子4.偶極矩分子的極性強弱，通常用偶極矩μ來衡量。偶極矩的定義：在極性分子中，正電荷重心與負電荷重心之間的距離稱為偶極長，用d表示。分子的偶極矩μ等于分子的偶極長d和偶極上一端電荷q的乘積：

μ＝q·d偶極矩μ是可以用實驗方法測定的。偶極矩是一個矢量，既有數量又有方向性，在化學上規定其方向是從正電荷指向負電荷。一些分子的偶極矩分子

μ（D）

分子

μ（D）H2

0H2O1.85N2

0HCl1.03O3

0.54HBr0.79BCl3

0HI0.38CO2

0NH3

1.66CS2

0CO0.12H2S1.1HCN2.1SO2

1.6偶極矩μ常被用來判斷一個分子的空間結構。例如NH3和BCl3都是四原子分子，這類分子的空間構型一般有兩種——平面三角形和三角錐形，實驗測得這兩個分子的偶極矩分別為μNH3=1.66和μBCl3=0，這說明NH3分子是極性分子，而BCl3是個非極性分子，由此可以判定BCl3分子一定是平面三角形的構型，而NH3分子為三角錐型的構型。4.偶極矩偶極矩越大，表示分子的極性越大對于非極性分子μ=0；對于極性分子μ≠04.偶極矩5、偶極的分類誘導偶極：非極性分子在外加電場、固有偶極或離子的影響下，可以變成具有一定偶極的極性分子，而極性分子在外加電場、固有偶極或離子的影響下其偶極增大，這種受外界影響所產生的偶極叫誘導偶極。固有偶極：由于極性分子的正、負電荷重心不重合，因此在極性分子中始終存在著一個正極和一個負極，極性分子的這種固有的偶極叫做固有偶極，也叫永久偶極。

5、偶極的分類瞬間偶極：非極性分子中的正、負電荷重心在沒有外加電場存在下也可能發生變化，因為分子內部的原子核和電子都在不停地運動著，不斷地改變它們的相對位置。在某一瞬間，分子的正電荷重心和負電荷重心會發生不重合現象，這時所產生的偶極叫做瞬間偶極。瞬間偶極的大小與分子的變形性有關，分子越大，越容易變形，瞬間偶極也越大。5、偶極的分類二、分子的變形性分子極化：在外加電場的作用下，分子的電荷重心可發生相對的位移，即分子發生變形，這個過程叫做分子的極化；極性分子和非極性分子，在外加電場作用下，都可以發生極化作用。加去+++———外電場對非極性分子的作用加去++++—————————+++++外電場對極性分子的作用+++++____分子的極化三、分子間力1.色散力2.誘導力3.取向力以上三種力稱為分子間力，也叫范德華力

1.取向力

取向力發生在極性分子和極性分子之間，是靠永久偶極而產生的相互作用力。當兩個極性分子相互接近時同極相斥，異極相吸，分子會發生相對的轉動，這種轉動就叫做取向。

取向力的本質是靜電引力，它與分子偶極矩的平方成正比，即分子的極性越大，取向力越大。取向力與絕對溫度成反比，溫度越高，取向力越弱。取向力與分子間距的7次方成反比，隨分子間距的增大，取向力遞減得非常快。2.誘導力在極性分子和非極性分子之間、極性分子和極性分子之間以及離子與共價分子之間都存在著誘導力。

當極性分子與非極性分子靠近時，極性分子的偶極使非極性分子變形，使正負電荷重心發生位移而產生誘導偶極。誘導偶極與極性分子的永久偶極相互吸引產生的作用力，稱為誘導力。同樣，極性分子與極性分子相互接近時，彼此之間的相互作用，除了取向力外，由于極性分子的相互影響，每個分子也會發生變形，產生誘導偶極，誘導力也存在于極性分子之間。誘導力的本質是靜電引力。誘導力與極性分子偶極矩的平方、被誘導分子的變形性成正比。通常分子中各組成原子的半徑越大，它在外來靜電力作用下越容易變形；誘導力與分子間距的7次方成反比，隨距離的增大，誘導力減弱得很快；誘導力與溫度無關。2.誘導力3.色散力非極性分子之間也存在著相互作用力。例如：室溫下苯是液體不是氣體，碘、萘是固體，在低溫下Cl2、N2、O2甚至稀有氣體也能液化。此外對于極性分子來說，由取向力和誘導力計算出的分子間作用力比實驗值小的多。這些都說明還存在著第三種分子間作用力，這種力必須根據近代量子力學原理才能正確理解它的來源和本質，由于從量子力學導出的這種力的理論公式與光色散公式相似，因此把這種力叫做色散力。任何一個分子，由于電子的運動和原子核的振動都可以發生瞬間的相對位移，從而產生“瞬間偶極”，這種瞬間偶極也會誘導鄰近的分子產生瞬間偶極。于是兩個分子可以靠瞬間偶極相互吸引在一起，這種由于存在“瞬間偶極”而產生的相互作用力稱為色散力。分子變形性越大，色散力越大；色散力和分子間距的7次方成反比。它廣泛存在于各種分子之間3.色散力分子之間的范德華力有如下特點：（1）范德華力是永遠存在于分子或原子間的一種作用力。（2）它是吸引力，其作用能相當小，只有幾個到幾十個kJ·mol-1，比化學鍵鍵能小1~2個數量級。（3）與共價鍵不同，范德華力一般沒有方向性和飽和性。（4）范德華力的作用范圍只有幾十個pm。（5）范德華力有三種，其中色散力存在于任何分子之間，對大多數分子來說，色散力是最主要的。4.分子間力特點及對物理性質的影響4.分子間力特點及對物理性質的影響分子取向力誘導力色散力總分子間力Ar

0.00

0.00

8.49

8.49

CO

0.0029

0.0084

8.745

8.755

HI

0.0024

1.113

25.857

25.983

HBr

0.686

0.502

21.924

23.112

HCl

3.305

1.004

16.820

29.826

NH3

13.305

1.548

14.937

29.826

H2O

36.259

1.925

8.996

47.280

4.分子間力特點及對物理性質的影響

分子間力：決定物質的熔、沸點、氣化熱、熔化熱、蒸氣壓、溶解度及表面張力等物理性質的重要因素。4.分子間力特點及對物理性質的影響四、氫鍵由這張圖可以看出VA、VⅠA和VⅡA族的氫化物沸點按分子量的增大而增大，但HF、H2O、NH3卻比較特殊。此外，氫氟酸的酸性比其他氫鹵酸也顯著地減小。HF、H2O和NH3性質的反常現象，說明了氟化氫分子之間，水分子之間和氨分子之間有很大的作用力，以致使這些簡單的分子形成了締合的分子。人們為了說明分子締合的原因，提出了氫鍵學說。四、氫鍵分子締合的原因是由于分子間形成了氫鍵。我們知道，水分子是強極性分子，O的電負性（3.44）比氫的電負性（2.2）大得多，因此在H2O分子中，O—H鍵的共用電子對強烈地偏向O原子的一方，而使H原子帶了部分正電荷，O原子帶了部分負電荷。同時，由于H原子核外只有一個電子，無內層電子，所以H原子電子云偏移O原子的結果是使它幾乎成為赤裸的質子。這個半徑很小，又帶正電性的H原子與另一個水分子中含有孤電子對的并帶部分負電荷的O原子充分靠近，相互吸引，形成的鍵就叫做氫鍵。四、氫鍵1.氫鍵的形成條件分子形成氫鍵必備的兩個條件是：（1）分子中必須有一個與電負性很強的元素形成強極性鍵的H原子。（2）分子中必須有帶孤電子對、電負性大，而且原子半徑小的元素如F、O、N等。①鍵長特殊：F－HF270pm②鍵能小E(F－HF)28kJ·mol－1③具有飽和性和方向性2.氫鍵的特點：除了分子間氫鍵外，還有分子內氫鍵。例如，硝酸的分子內氫鍵使其熔、沸點較低。2.氫鍵的特點：關于氫鍵的本質，目前還沒有統一的認識。一般認為氫鍵主要是靜電吸引力，但又不能認為氫鍵完全是由靜電吸引力產生的，因為氫鍵具有方向性和飽和性，這是靜電作用的觀點不能解釋的。那么，氫鍵是否屬于共價鍵呢？氫鍵也不同于共價鍵，因為從量子力學觀點看，H原子只有一個電子，它與一個電負性大的原子形成共價鍵后，就不能再與其他原子形成新的共價鍵了。另外，從鍵能看，氫鍵的鍵能比共價鍵的鍵能小得多，例如在H2O分子中，O—H共價鍵的鍵能為462.8kJ·mol-1，而在O—H…O中氫鍵的鍵能為18.8kJ·mol-1。由于氫鍵的鍵能與分子間作用力的大小較為接近，因此有人認為氫鍵屬于分子間力的范疇，但氫鍵有方向性，這又是有別于分子間力的，故可把氫鍵看作為是有方向性的分子間力。3.氫鍵的本質4.氫鍵對物質性質的影響對物質溶、沸點的影響對物質溶解度、酸度的影響從氫化物沸點圖可以看出，在分子間沒有形成氫鍵的情況下，如ⅣA族元素的氫化物的沸點是隨分子量的增加而升高的，這是由于隨分子量的增大，分子間力(主要是色散力)依次增大。但在分子間有較強的氫鍵時，分子發生締合現象，使物質的熔沸點升高。如HF、H2O和NH3的沸點和熔點與同族同類氫化物相比就明顯升高。而分子內氫鍵的生成，一般卻會使化合物的熔、沸點降低，汽化熱、升華熱減小。對物質溶、沸點的影響在極性溶劑中如果溶質與溶劑分子之間形成氫鍵，則溶質的溶解性增大。如：NH3在H2O中的溶解。但如果溶質分子可以形成分子