物質(zhì)結(jié)構(gòu)和性質(zhì)講解

1、物質(zhì)結(jié)構(gòu)和性質(zhì)講解學(xué)習(xí)目標(biāo)1. 理解原子核外電子運(yùn)動的特性，掌握四個(gè)量子數(shù)的符號和表示的意義及其取值規(guī)律；2. 掌握核外電子排布原則及方法；掌握常見元素的電子排布式和價(jià)電子構(gòu)型；3. 了解核外電子排布和元素周期系之間的關(guān)系；4. 了解離子鍵與共價(jià)鍵的特征及它們的區(qū)別；6. 掌握雜化軌道理論要點(diǎn)、雜化軌道類型與分子幾何構(gòu)型；理解雜化軌道和分子幾何構(gòu)型的關(guān)系；7. 了解分子間作用力的特征與性質(zhì)；理解氫鍵的形成及對物質(zhì)性質(zhì)的影響。一、電子的波粒二象性 31 原子核外電子的運(yùn)動狀態(tài)測不準(zhǔn)原理 在經(jīng)典力學(xué)中，宏觀物體在任一瞬間的位置和動量都可以用牛頓定律正確測定。如太空中的衛(wèi)星，換言之，它的運(yùn)動軌道是可

2、測知的，即可以描繪出物體的運(yùn)動軌跡(軌道)。 而對具有波粒二象性的微粒，它們的運(yùn)動并不服從牛頓定律，不能同時(shí)準(zhǔn)確測定它們的速度和位置。二、波函數(shù)與原子軌道1. 薛定諤方程 1926年，奧地利物理學(xué)家薛定諤，根據(jù)波粒二象性概念提出了描述微觀粒子運(yùn)動狀態(tài)的方程式，稱為薛定諤方程。 波函數(shù) ， 解方程可求得 和E 波函數(shù)：是描述核外電子空間運(yùn)動狀態(tài)的數(shù)學(xué)函數(shù)式，它是空間坐標(biāo)的函數(shù)。電子在核外運(yùn)動，有一系列的空間運(yùn)動狀態(tài)，一個(gè)波函數(shù)表示電子的一種運(yùn)動狀態(tài)，每一個(gè)特定狀態(tài)就有一個(gè)相應(yīng)的波函數(shù)。 原子軌道：即電子運(yùn)動的區(qū)域，這個(gè)區(qū)域稱為原子軌道。原子軌道是電子在核外空間運(yùn)動的區(qū)域，沒有確定的軌跡，這與經(jīng)典

3、力學(xué)中的軌道（如火車軌道、衛(wèi)星軌道）有本質(zhì)區(qū)別。 波函數(shù)與原子軌道常作同義詞混用。 概率：電子在核外空間某一區(qū)域內(nèi)出現(xiàn)的機(jī)會稱為概率。出現(xiàn)的機(jī)會多，概率大，反之，概率小。 概率密度：電子在核外空間某處單位微體積內(nèi)出現(xiàn)的概率叫概率密度。 電子云：為了形象的表示核外電子運(yùn)動的概率分布情況，化學(xué)上慣用小黑點(diǎn)分布的疏密來表示電子出現(xiàn)幾率的相對大小。小黑點(diǎn)較密的地方，電子在該點(diǎn)概率密度較大，單位體積內(nèi)電子出現(xiàn)的機(jī)會就多。這種概率密度分布形象化表示的圖形稱為電子云。 三、概率密度和電子云氫原子1s電子云 S、p、d軌道的角度分布圖（剖面圖） s、p、d軌道的電子云角度分布圖 電子的運(yùn)動狀態(tài)可用波函數(shù)或原子

4、軌道來描述，對給定的電子來說，它在一定的原子軌道上運(yùn)動，這個(gè)原子軌道離核有多遠(yuǎn)，能量有多大？形狀怎樣？它在空間的伸展方向如何？以上三個(gè)問題即原子軌道的能量、形狀、取向可用三個(gè)參數(shù)來表示，這些參數(shù)都是量子化的，叫做量子數(shù)。 當(dāng)三個(gè)量子數(shù)（n, m, l）取值一定時(shí)，就確定了一個(gè)波函數(shù) 或一條原子軌道，也就確定了核外電子的一種空間運(yùn)動狀態(tài)。因此，人們常用這三個(gè)量子數(shù)來描述核外電子運(yùn)動。后來人們用更精密的分光鏡發(fā)現(xiàn)核外電子除空間運(yùn)動之外還有一種“自旋運(yùn)動”，用自旋量子數(shù)ms表示。四、四個(gè)量子數(shù)四個(gè)量子數(shù) 如： n = 3, l = 0 (3s亞層，s亞層只有一個(gè)球形的s軌道)，m=0， 一種取向；為

5、3s軌道。 n = 3, l = 1 (3p亞層，p亞層有三個(gè)p軌道)，m = 0, 1，三種取向。 n = 3, l = 2（3d亞層，d亞層有五個(gè)d軌道），m = 0, 1, 2，五種取向。 n = 3, l = 3 （不存在，是錯(cuò)誤的。）等價(jià)軌道(簡并軌道)：指n, l相同，m不同的原子軌道，或能量相同的各原子軌道。如3p亞層的三個(gè)p軌道就是等價(jià)軌道。32 原子核外電子排布與元素周期律 1. 多電子原子的能級32 原子核外電子排布與元素周期律 1. 多電子原子的能級Pauling近似能級圖 鮑林近似能級圖中圓圈表示原子軌道，按軌道能量高低順序依次排列。一個(gè)能級組(在鮑林近似能級圖的同一方

6、框中)，是一組能量相近的原子軌道。相鄰能級組之間能量差較大。能級組的劃分與元素周期表中劃分的七個(gè)周期一致，體現(xiàn)了元素周期系中元素劃分為周期的本質(zhì)原因是原子軌道的能量關(guān)系。由圖可知： l 相同時(shí)，n越大能級越高，如E1sE2sE3s，E2pE3pE4p； n 相同時(shí)，l 越大能級越高，如EnsEnpEndEnf； n和l均不同時(shí)，用（n）判斷，如E4sE3d，E5sE4d，E6sE4fE5d，這就是“能級交錯(cuò)”。 （1）泡利不相容原理：在一個(gè)原子中不可能有4個(gè)量子數(shù)完全相同的電子存在。所以同一原子軌道（n,l,m一定）中最多可容納兩個(gè)電子，而且自旋必須相反。從泡利原理可確定每個(gè)電子層（n相同）可

7、允許的軌道數(shù)為2n2。列表如下：2. 核外電子排布規(guī)則（2）能量最低原理：在不違背泡利原理的條件下，電子的排布總是優(yōu)先占據(jù)能量最低的軌道。（3）洪特規(guī)則：電子在等價(jià)軌道（n與l相同,m不同）上排布時(shí)盡可能以自旋平行的方向分占不同的軌道。 例如：N原子的2p軌道上有3個(gè)電子，則必分占px，py和pz軌道，且自旋平行。等價(jià)軌道在全空（p0, d0, f0）、全滿(p6, d6, f14 )、半滿(p3, d5, f7 )時(shí)是穩(wěn)定的。 例如：3個(gè)p軌道上有6個(gè)、3個(gè)或沒有電子時(shí)是穩(wěn)定結(jié)構(gòu)?；鶓B(tài)原子：原子中的電子按電子排布三原則并結(jié)合鮑林近似能級圖排布，此時(shí)該原子處于最低能量狀態(tài)。任何原子基態(tài)結(jié)構(gòu)只有

8、一種。激發(fā)態(tài)原子：比基態(tài)能量更高的結(jié)構(gòu)狀態(tài)。激發(fā)態(tài)結(jié)構(gòu)可以有很多種。元素原子的電子結(jié)構(gòu)有三種表示方式： 電子排布式、軌道表示式、量子數(shù)表示3.元素原子的電子排布式（電子結(jié)構(gòu)） 按電子在各亞層中分布情況表示。如Mn（24號元素）原子的電子排布式為1s22s22p33s23p63d54s2，其中劃線部分為稀有氣體原子Ar電子結(jié)構(gòu)，化學(xué)中一般只是價(jià)電子發(fā)生變化，故為簡潔可寫成Ar3d54s2， 價(jià)層電子構(gòu)型為3d54s2 107種元素基態(tài)原子電子排布情況后表已給出。見P44表3-2。（1）電子排布式雖然電子排布的先后順序4s先于3d，但寫電子排布時(shí)，要把3d寫在4s前同3s，3p一起寫；由于原子在化

9、學(xué)反應(yīng)時(shí)，通常只價(jià)層電子發(fā)生變化，故不必寫出完整的電子排布式，只需寫出原子的價(jià)層電子排布即可。即最高能級組中價(jià)電子（能用于成鍵的電子）能級上的電子排布式。把價(jià)電子層以內(nèi)已達(dá)稀有氣體電子結(jié)構(gòu)的部分稱為“原子實(shí)”，用該稀有氣體符號加方括號表示。如：24Cr是在18號Ar基礎(chǔ)上加6個(gè)e，故24Cr電子排布式簡寫為Ar3d54s1。注意 按電子在核外原子軌道中的分布情況，用用一個(gè)圓圈或方格表示一個(gè)原子軌道（等價(jià)軌道的圓圈或方格連在一起），用向上或向下的箭頭表示電子的自旋狀態(tài)。 例如：N原子 （2）軌道表示式 按電子所處的狀態(tài)用整套量子數(shù)表示。 如15P(Ne3s23p3)，則 3s2的這2個(gè)電子用整套

10、量子數(shù)表示為：3,0,0,+1/2；3,0,0,-1/2； 3p3的這3個(gè)電子用整套量子數(shù)表示為：3,1,-1,+1/2；3,1,0,+1/2； 3,1, 1,+1/2；（3）量子數(shù)表示 元素周期表： 元素周期表是原子核外排布周期性規(guī)律的表現(xiàn)形式。周期表按原子序數(shù)（亦即核電荷數(shù)）排列。4. 原子的電子層結(jié)構(gòu)與元素周期表(1)周期共7個(gè)周期：與周期表的行對應(yīng)。第1周期只有2個(gè)元素為特短周期；第2,3周期各有8個(gè)為短周期；第4,5周期各有18個(gè)為長周期；第6周期有32個(gè)為特長周期；第7周期預(yù)測有32個(gè)，現(xiàn)有26個(gè)為不完全周期；周期數(shù) = 能級組數(shù) = 電子層數(shù) = 原子最外層電子的主量子數(shù)周期表中

11、各周期總是從ns軌道開始，到np軌道結(jié)束，最外層(n層)電子數(shù)最多不超過8個(gè)(ns2np6) ，次外層 (n-1)層最多不超過18個(gè)(n-1)s2(n-1)p6(n-1)d10 。(2)族共16個(gè)族：與周期表的列對應(yīng)。 7個(gè)主族(A族)，7個(gè)副族(B 族) ， 1個(gè)0族(稀有氣體)，1個(gè) 族(三個(gè)縱行)。 主族元素： IAVIIA，族數(shù)=價(jià)電子數(shù)，價(jià)電子構(gòu)型為ns12或ns2 np15。副族元素： IB,IIB族數(shù)=ns電子數(shù)；IIIBVIIB族數(shù)=(n-1)d+ns電子數(shù)(鑭系,錒系除外)，VIII族(n-1)d+ns電子數(shù)等于8、9、10；價(jià)電子構(gòu)型為(n-1)d110 ns02。0族元素

12、：稀有氣體族。最外層電子已填滿，價(jià)電子構(gòu)型為ns2或ns2 np6。元素除了按周期和族分類外還可根據(jù)原子的價(jià)電子構(gòu)型把周期表分為五個(gè)區(qū)。s區(qū),p區(qū)元素為主族元素，s區(qū)全是金屬元素，p區(qū)有金屬和非金屬元素，d、ds、f區(qū)元素，為副族元素，并均為金屬元素。(3) 區(qū)1. 原子半徑(r)把晶體（或分子）中相鄰兩個(gè)原子核間距離的一半稱為原子半徑。（1）金屬半徑：是指金屬晶體中相鄰的兩個(gè)原子核間距的一半。（2）共價(jià)半徑：是指某一元素的兩個(gè)原子以共價(jià)鍵結(jié)合時(shí)，兩核間距的一半。（3）范德華半徑：是指兩個(gè)原子只靠范德華力（分子間作用力）互相吸引時(shí)，它們原子間距的一半。 33 元素性質(zhì)的周期性共價(jià)半徑(a)和金

13、屬半徑(b)示意圖 ab同周期：在短周期中，原子半徑逐漸減小。到稀有氣體半徑突然增大，因它們是范德華半徑之故；在長周期中，主族元素原子半徑的遞變規(guī)律和短周期相似。副族元素原子半徑遞變緩慢。同 族：從上至下增大（電子層數(shù)增大 ）原子半徑的變化規(guī)律 原子在化合物中吸引成鍵電子能力的相對強(qiáng)弱以電負(fù)性來表示，電負(fù)性越大，其原子吸引成鍵電子能力越強(qiáng)，非金屬性越強(qiáng)，反之金屬性越強(qiáng)。常用=2近似的標(biāo)志金屬和非金屬性。2. 電負(fù)性()同周期：從左至右增大，稀有氣體是同周期中最高的。同 族：A族從上至下減小，B族從上至下增加。常用 來判斷化學(xué)鍵性質(zhì)。 大的元素之間的化學(xué)鍵以離子鍵為主， 相近的金屬元素之間的化學(xué)

14、鍵以金屬鍵為主， 相近的非金屬元素之間的化學(xué)鍵以共價(jià)鍵為主。電負(fù)性變化規(guī)律3. 元素的氧化值 定義：當(dāng)分子中原子之間的共用電子對被指定屬于電負(fù)性較大的原子后，各原子所帶的形式電荷數(shù)就是氧化值。 元素的氧化值與其價(jià)電子構(gòu)型有關(guān)。由于元素價(jià)電子構(gòu)型是周期性地重復(fù)，所以元素的最高氧化值也是周期性地重復(fù)。 元素參加化學(xué)反應(yīng)時(shí)，可達(dá)到的最高氧化值等于價(jià)電子總數(shù)，也等于所屬族數(shù) 。3.4 化學(xué)鍵一、離子鍵1. 離子鍵的形成1）電負(fù)性小的活潑金屬和電負(fù)性大的活潑非金屬相遇，發(fā)生電子轉(zhuǎn)移，形成正、負(fù)離子，均達(dá)到稀有氣體結(jié)構(gòu)。2）正、負(fù)離子借靜電引力相互靠近，當(dāng)正、負(fù)離子靠近到吸引力和排斥力相等時(shí)，整個(gè)體系的能

15、量降到最低，于是就形成了離子鍵。以NaCl的形成為例：正負(fù)離子靠近時(shí)的勢能曲線 離子鍵：這種原子間發(fā)生電子轉(zhuǎn)移，形成正、負(fù)離子，然后正、負(fù)離子間由靜電引力形成的化學(xué)鍵稱為離子鍵。離子化合物：由離子鍵形成的化合物。離子鍵的特征離子鍵的本質(zhì)是陰、陽離子間的靜電引力；離子鍵無飽和性、無方向性；離子鍵具有部分共價(jià)性。 離子鍵不能說明H2, O2, HCl 等分子的形成，為了說明這些分子的形成，1916年Lewis 提出了共價(jià)鍵理論。 Lewis 認(rèn)為：分子中原子通過共用電子對結(jié)合在一起，從而使分子中每個(gè)原子達(dá)到稀有氣體的穩(wěn)定結(jié)構(gòu)。 如ClClHH二、共價(jià)鍵共價(jià)鍵：原子間靠共用電子對而形成的化學(xué)鍵。1.

16、 共價(jià)鍵的形成：以H2的形成為例 E0DRro 當(dāng)兩個(gè)電子自旋相同H原子中彼此接近時(shí)，兩個(gè)原子軌道異號疊加，核間電子概率密度減小，增加了兩核間的斥力，系統(tǒng)能量升高，處于不穩(wěn)定態(tài)，為排斥態(tài)； 當(dāng)兩個(gè)電子自旋相反H原子中彼此接近時(shí)，兩個(gè)原子軌道發(fā)生重疊，核間電子概率密度增大，兩個(gè)氫原子核都被核間概率密度較大的電子云所吸引，系統(tǒng)能量降低。當(dāng)核間距 r074 pm時(shí)，能量達(dá)到最低點(diǎn)，形成穩(wěn)定分子。 E0DRro2. 價(jià)鍵理論的要點(diǎn)能量最低原理電子配對原理：自旋方向相反的成單電子的原子相互靠近，通過原子軌道重疊使體系能量降低，電子相互配對形成共價(jià)鍵；原子軌道最大重疊原理：成鍵電子的原子軌道發(fā)生重疊時(shí)，總

17、是盡可能的最大程度重疊，以盡量降低體系能量。3. 共價(jià)鍵的特征具有飽和性具有方向性共價(jià)鍵的方向性和飽和性 共價(jià)鍵的數(shù)目由原子中單電子數(shù)決定，包括原有的和激發(fā)而生成的。 例如氧有兩個(gè)單電子，H 有一個(gè)單電子，所以結(jié)合成水分子時(shí)，只能形成 2 個(gè)共價(jià)鍵。C 最多能與 4 個(gè) H 形成共價(jià)鍵。原子中單電子數(shù)決定了共價(jià)鍵的數(shù)目。即為共價(jià)鍵的飽和性。 各原子軌道在空間分布方向是固定的，為了滿足軌道的最大程度重疊，原子間成的共價(jià)鍵，當(dāng)然要具有方向性。HCl、F2分子形成過程中的軌道重疊與取向 以 HCl 為例:+1sz+3pzzCl 的 3pz 和 H 的 1s 軌道重疊，只有沿著 z 軸重疊，才能保證最

18、大程度的重疊，而且不改變原有的對稱性。Cl 2 分子中成鍵的原子軌道，也要保持對稱性和最大程度的重疊。pzz pz+z +4. 共價(jià)鍵的類型 （1）按成鍵軌道與鍵軸（成鍵的兩個(gè)原子核間的連線）之間的關(guān)系，分為鍵和鍵： 鍵：成鍵軌道的“頭碰頭” 重疊，將成鍵軌道沿著鍵軸旋轉(zhuǎn)任意角度，圖形及符號均保持不變。 +如 HCl 分子中的 3p 和 1s 的成鍵，和 Cl 2 中的 3p 和 3p 的成鍵 。+鍵的3種構(gòu)成方式 鍵：成鍵軌道的 “肩并肩” 重疊，成鍵軌道繞鍵軸旋轉(zhuǎn) 180時(shí)，圖形復(fù)原，但符號變?yōu)橄喾础?例如兩個(gè) px 沿 z 軸方向重疊的情況。xx+px z繞鍵軸旋轉(zhuǎn)180+ 兩個(gè)p軌道“

19、肩并肩”形成鍵 N2 分子中兩個(gè)原子各有三個(gè)單電子 ， px py pz 沿 z 軸成鍵時(shí)， pz 與 pz “ 頭碰頭” 形成一個(gè) 鍵 。此時(shí)， px 和 px ， py 和 py 以 “ 肩并肩 ” 形式重疊，形成兩個(gè) 鍵。 所以 N2 分子的 3 鍵中，有 1 個(gè) 鍵， 2 個(gè) 鍵 。（2）按鍵的極性分為非極性共價(jià)鍵和極性共價(jià)鍵非極性共價(jià)鍵： 化學(xué)鍵中正、負(fù)電荷中心重合，則鍵無極性。如單質(zhì)分子H2 、O2 、N2等分子中的共價(jià)鍵 極性共價(jià)鍵：化學(xué)鍵中正、負(fù)電荷中心不重合，則鍵有極性。如HCl、CO、H2O、NH3等分子中的共價(jià)鍵 鍵的極性大小取決于成鍵兩元素原子的電負(fù)性差。電負(fù)性差越大，

20、鍵的極性就越強(qiáng)。 （3）按共用電子對來源分一般共價(jià)鍵與配位鍵 配位鍵其共用電子對是由成鍵原子中的某個(gè)原子單方提供，另一個(gè)原子只提供空軌道，但為成鍵原子雙方所共用 。用“”表示，箭頭從提供共用電子對的原子指向接受共用電子對的原子。 配位鍵的形成方式和共價(jià)鍵有所不同，但成鍵后兩者是無本質(zhì)區(qū)別。 配位鍵的形成 5鍵參數(shù)（1）鍵能（E） 衡量化學(xué)鍵強(qiáng)弱的物理量，它表示拆開一個(gè)鍵或形成一個(gè)鍵的難易程度。由于形成共價(jià)鍵必須放出能量，那么拆開共價(jià)鍵時(shí)，就需要供給能量。鍵能越大，相應(yīng)的共價(jià)鍵越牢固，組成的分子越穩(wěn)定。 （2）鍵長（l） 分子中兩成鍵原子核之間的平衡距離（即核間距)。 在不同的分子中，兩原子間形

21、成相同類型的化學(xué)鍵時(shí)，其鍵長基本相同。相同原子形成的共價(jià)鍵的鍵長，單鍵雙鍵三鍵。鍵長越短，鍵能越大，鍵越牢固。（3）鍵角（） 分子中鍵與鍵的夾角。它是反映分子空間結(jié)構(gòu)的重要指標(biāo)之一。一般知道一個(gè)分子的鍵長和鍵角，就可以推知分子的空間構(gòu)型。 電子激發(fā)2p2s2p2s 以CH4 形成的過程為例：在 CH4 形成的過程中， C 原子的電子曾有過如下的激發(fā)步驟，以得到 4 個(gè)單電子。 顯然，這 4 個(gè)單電子所在原子軌道不一致。利用這些原子軌道與 4 個(gè) H 原子形成的化學(xué)鍵，應(yīng)該不完全相同，也不應(yīng)該指向正四面體的四個(gè)頂點(diǎn)。CH4 為什么是正四面體結(jié)構(gòu) ？ 而AlCl 3 鍵角 120，NH4+ 鍵角1

22、0928 。在成鍵過程中，軌道之間的夾角是怎樣形成的 ？3.5 雜化軌道理論與分子的幾何構(gòu)型 這些問題用一般價(jià)鍵理論難以解釋。 Pauling在1931年提出雜化軌道理論，非常成功地解釋了構(gòu)型方面的這類問題 。 雜化軌道理論發(fā)展了價(jià)鍵理論，可以對已知的構(gòu)型進(jìn)行解釋。1. 雜化與雜化軌道的概念 在形成多原子分子的過程中，中心原子的若干能量相近的原子軌道重新組合，形成一組新的原子軌道。這個(gè)過程叫做軌道的雜化，產(chǎn)生的新軌道叫做雜化軌道。 形成 CH4 分子時(shí)，中心碳原子的 2s 和 2px、2py、2pz 等四條原子軌道發(fā)生雜化，形成一組（四條）新的雜化軌道，即 4 條sp3 雜化軌道，這些 sp3

23、 雜化軌道不同于 s 軌道，也不同于 p 軌道。雜化軌道有自己的波函數(shù)、能量、形狀和空間取向。2.雜化軌道的類型+=在 sp 雜化軌道中，s 和 p 的成份各 ，兩條雜化軌道呈直線形分布互成 180角。BeCl2 分子直線形，用雜化軌道理論分析其成鍵情況，說明直線形構(gòu)型的原因。 Be sp 雜化 2s 2 2p0 2 條 sp 雜化軌道呈直線形分布，分別與 2 個(gè) Cl 的 3p 軌道成鍵，故分子為直線形。（a） sp 雜化Be原子軌道雜化過程 sp雜化過程及sp雜化軌道的形狀 BF3 平面三角形構(gòu)型 B sp2雜化（b） sp2 雜化3 個(gè) sp2 雜化軌道呈三角形分布，分別與 3 個(gè) F

24、的 3p 成鍵，故 BF3 分子構(gòu)型為三角形。B原子軌道雜化過程 sp2雜化及其雜化軌道的空間取向示意圖 （c） sp3 雜化sp3雜化軌道由一條ns軌道和三條np軌道雜化而成，形成四條性質(zhì)相同、能量相等的sp3雜化軌道。每條sp3雜化軌道含1/4s和3/4p成分，軌道間夾角為109028，sp3雜化的分子或離子其空間構(gòu)型為正四面體。如：CH4CCl4, SiH4, NH4+, SO42-的中心原子都是 sp3 雜化C原子軌道雜化過程 CCl4分子的空間構(gòu)型 sp3雜化軌道示意圖 3 . 等性雜化與不等性雜化等性雜化如C 的 sp3 雜化 ，4 條 sp3 雜化軌道能量一致不等性雜化H2O V

25、 形結(jié)構(gòu) ， O sp3 不等性雜化 。判斷是否等性雜化，要看各條雜化軌道的能量是否相等，不看未參加雜化的軌道的能量。氨分子構(gòu)型為三角錐形NO2, SO2 的構(gòu)型為 V 型，N, S 原子為 不等性sp2 雜化。一、分子的極性雙原子分子：分子的極性與鍵的極性一致。如： ClCl ， 非極性分子 ； HCl ，極性分子。多原子分子： 鍵無極性( 如S8 )， 則分子無極性。 鍵有極性，分子空間構(gòu)型對稱（如CH4 ,BF3 )，分子無極性；分子空間構(gòu)型不對稱（如H2O )，則分子有極性。 分子極性的大小常用偶極矩來衡量。3.6 分子間力和氫鍵偶極矩（） q d 單位：C m 0，極性分子；如：（N

26、H3)4.331030 C m 0，非極性分子；如： (BCl3)=0 C m 越大，分子極性越強(qiáng)。 由實(shí)驗(yàn)測定，是矢量，方向從正到負(fù)，如 HCl。 根據(jù)值判斷分子的空間構(gòu)型。如： NH3, 0，三角錐型； BCl3， =0，平面三角形； CO2, =0，直線形；SO2，0，V型。二 、分子間力1. 取向力 固有偶極之間的作用力叫取向力。取向力發(fā)生在極性分子之間。2. 誘導(dǎo)力 非極性分子受到極性分子的影響，可以使正、負(fù)電荷重心發(fā)生相對位移，從而產(chǎn)生誘導(dǎo)偶極。 誘導(dǎo)力：誘導(dǎo)偶極與固有偶極之間的作用力叫誘導(dǎo)力。 誘導(dǎo)力存在于極性分子與非極性分子之間，也存在于極性分子之間。 3.色散力分子內(nèi)部電子不斷運(yùn)