第四章-物質(zhì)結(jié)構(gòu)簡(jiǎn)介詳解課件

第四章物質(zhì)結(jié)構(gòu)簡(jiǎn)介一、四個(gè)量子數(shù)二、核外電子的排布

1、核外電子排布2、原子核外電子構(gòu)型與周期表三、元素周期律

1、元素周期表的劃分2、原子半徑、電離能、電負(fù)性的周期變化四、化學(xué)鍵理論與雜化軌道

1、離子鍵2、共價(jià)鍵五、分子間的作用力一、四個(gè)量子數(shù)<1>主量子數(shù)(n)取值范圍：n＝1,2,3,…（只能是正整數(shù)）物理意義：描述電子運(yùn)動(dòng)的范圍，即通常所說(shuō)的電子層，決定電子能量的高低。常用符號(hào)：K,L,M,N,O,P,Q

n：1,2,3,4,5,6,71）主量子數(shù)確定電子運(yùn)動(dòng)的能量。n值越大電子所具有的能量越大。2）電子出現(xiàn)概率最大的離核的平均距離。3）代表電子層或能層。在一個(gè)原子內(nèi)，具有相同量子數(shù)的電子，幾乎在同樣的空間范圍運(yùn)動(dòng)，故稱為主量子數(shù)。n相同的電子為一個(gè)電子層。SchrodingerE<2>角量子數(shù)(l)取值范圍：l＝0,1,2,3,...（n-1）物理意義：表示電子軌道的形狀和在多電子原子中和主量子數(shù)一起決定電子的能量。它的取值受n的限制。常用符號(hào)：

s，p，d,fl:0,1,2,3…(n-1)

1)l對(duì)應(yīng)的能級(jí)表示亞層，決定原子軌道形狀2)在多電子原子中l(wèi)和主量子數(shù)一起決定電子的能級(jí)。s＜p＜d＜f＜g…s

軌道球形p

軌道啞鈴形d軌道的兩種形狀

如：當(dāng)n=2,l=0的狀態(tài)就為2s電子；處在n=2,l=1的狀態(tài)為2p電子。<3>磁量子數(shù)(m)磁量子數(shù)m取值受角量子數(shù)的限制。

m=（2l+1）或者0,±1,±2,±3…,…l。1）m決定原子軌道在空間的取向。軌道軌道數(shù)目。2）磁量子數(shù)與電子能量無(wú)關(guān)。取值范圍：m=0,±1,±2……±l

物理意義：表示電子軌道在空間的伸展方向當(dāng)l=0時(shí):

m=0,即只有一種運(yùn)動(dòng)狀態(tài)，s軌道一種。當(dāng)l=1時(shí):

m=0,1-1,即有三種運(yùn)動(dòng)狀態(tài)，p軌道三種。當(dāng)l=2時(shí)，

m=-2,-1,0,1,2,即有五種運(yùn)動(dòng)狀態(tài),d軌道五種。當(dāng)指明了電子運(yùn)動(dòng)的三個(gè)量子數(shù)n,l,m,電子運(yùn)動(dòng)的軌道也就確定了，所以說(shuō)，波函數(shù)n,l,m和原子軌道是同義詞例2當(dāng)n＝1，l=1時(shí)，m的取值可以是-1、0、+1，表示有三個(gè)簡(jiǎn)并(能量相同的)原子軌道:2,1,0；2,1,-1；2,1,1。稱為P軌道符號(hào)為：2Px，2Py，2Pz，P軌道的形狀呈8字形對(duì)稱例1當(dāng)n＝2，l=0時(shí)，m的取值只能是m=0，寫出其所表示的原子軌道2,0,0稱S軌道符號(hào)：2sS軌道的形狀呈球形對(duì)稱

<4>自旋量子數(shù)(ms)自旋量子數(shù)不是由氫原子波動(dòng)方程解出，而是根據(jù)氫原子光譜的精細(xì)結(jié)構(gòu)實(shí)驗(yàn)而引入的。因?yàn)殡娮釉诤?jiǎn)并軌道中運(yùn)動(dòng)時(shí)，如果在磁場(chǎng)的作用下，也會(huì)發(fā)生能量的微小變化，致使線狀光譜在磁碭中發(fā)生分裂取值范圍：+——，-——1221通常用符號(hào)“↑”或“↓”表示物理意義：表示電子在原子軌道中運(yùn)動(dòng)的空間自旋方向。在一個(gè)原子中，不可能存在四個(gè)量子數(shù)完全相同的電子，因此電子的運(yùn)動(dòng)狀態(tài)可以用四個(gè)量子數(shù)來(lái)描述(n,l,m,ms)n,l,m

一定,軌道也確定

0123……軌道

spdf……例如:n=2,l=0,m=0,2s

n=3,l=1,m=0,3pz

n=3,l=2,m=0,3dz2核外電子運(yùn)動(dòng)軌道運(yùn)動(dòng)自旋運(yùn)動(dòng)與一套量子數(shù)相對(duì)應(yīng)（自然也有1個(gè)能量Ei)nlmms練習(xí)1、寫出與軌道量子數(shù)n=4,l=2,m=0的原子軌道名稱。2、下面那些量子數(shù)不合理的？

I.n=2,l=1,m=-1；II.n=3,l=0,m=0；

III.n=2,l=2,m=-1；IV.n=2,l=1,m=0；V.n=2,l=0,m=-1；VI.n=2,l=3,m=2.

3、某原子中有5個(gè)電子，分別具有如下所列的量子數(shù)，其中對(duì)應(yīng)于能量最高的電子的量子數(shù)是A.n=2,l=1,m=1.m2=-1/2

B.n=2,l=1,m=0,ms=-1/2C.n=3,l=1,m=1,ms=1/2

D.n=3,l=2,m=-2,ms=-1/2

4、請(qǐng)寫出Cl原子的最外層電子的量子數(shù)。電子云分布圖：－－－綜合了角度部分和徑向部分ns電子云空間分布圖氫原子的幾種徑向分布圖：

峰表示幾率出現(xiàn)大的半徑位置峰的個(gè)數(shù)：n-l

n越大，離核越遠(yuǎn)；n相同，平均距離相近52.9pm氫原子基態(tài)Bohr半徑處ns電子云空間分布圖np電子云空間分布圖二、核外電子排布1、三大原則：

保里(Pauli)不相容原理

每個(gè)原子軌道最多只能容納兩個(gè)電子，且自旋方向必須相反。

能量最低原理

在不違背保里不相容原理的前提下，電子總是盡可能占據(jù)能量最低的原子軌道，然后才依次進(jìn)入能量較高的原子軌道。洪特(Hund)規(guī)則①電子在同一亞層的等價(jià)軌道上排布時(shí)，總是盡可能分占不同的軌道，并且自旋方向相同。②等價(jià)軌道全滿(p6

,

d10,f14)、半充滿(p3,d5,f7)和全空(p0,d0,f0)，能量最低，原子結(jié)構(gòu)穩(wěn)定。例：7N的核外電子排布式為：1s22s22p3N:1s2s2p

洪特規(guī)則是一個(gè)經(jīng)驗(yàn)規(guī)則，后經(jīng)量子力學(xué)證明，電子按洪特規(guī)則排布可以使體系的能量最低。作為洪特規(guī)則的特例，等價(jià)軌道在全充滿(p6，d10，f14)、半充滿(p3，d5，f7)、全空(p0，d0，f0)狀態(tài)下比較穩(wěn)定。原子核外電子的排布方法示意圖多電子原子中軌道填充順序1、例：寫出下列元素的電子排布式：2、寫出下列原子和離子的電子結(jié)構(gòu)式。(1)Cu(z=29)和Cu+(2)Fe(z=26)和Fe3+(3)Ag(z=47)和Ag+(4)I(z=35)和I-解：（1）Cu(z=29)：[Ar]3d104s1和Cu+：[Ar]3d10（2）Fe(z=26)：[Ar]3d64s2和Fe3+：[Ar]3d5（3）Ag(z=47)：[Kr]4d104s1和Ag+：[Kr]4d10（4）I(z=35)：[Ar]3d104s24p5和I-：[Ar]3d104s24p62、原子的電子排布和電子構(gòu)型H1S1He1S2Li1S22S1Be1S22S2B1S22S22P1C1S22S22P2N1S22S22P3O1S2S22

2P4F1S22S22P5Ne1S22S22P6Na1S22S22P63S1Mg1S22S22P63S2Al1S22S22P63S23P1Si1S22S22P63S23P2P1S22S22P63S23P3S1S22S22P63S23P4Cl1S22S22P63S23P5Ar1S22S22P63S23P6原子核外電子排布式按照原子軌道能量由低到高的順序填寫表：基態(tài)電中性原子的電子組態(tài)1氫H1s12氦He1s23鋰Li[He]2s14鈹Be[He]2s25硼B(yǎng)[He]2s22p16碳C[He]2s22p27氮N[He]2s22p38氧O[He]2s22p49氟F[He]2s22p510

氖Ne

1s22s22p611鈉Na[Ne]3s112鎂Mg[Ne]3s213鋁Al[Ne]3s23p114硅Si[Ne]3s23p2

15磷P[Ne]3s23p3

16硫S [Ne]3s23p4

17氯Cl[Ne]3s23p5

18氬Ar1s22s22p63s23p6

19鉀K[Ar]4s120鈣Ca[Ar]4s221鈧Sc[Ar]3d14s222鈦Ti[Ar]3d24s223釩V[Ar]3d34s224鉻Cr*[Ar]3d54s125錳Mn[Ar]3d54s226鐵Fe[Ar]3d64s227鈷Co[Ar]3d74s228鎳Ni[Ar]3d84s2不符合構(gòu)造原理價(jià)層電子價(jià)電子層“電子仁”或“電子實(shí)”三、原子結(jié)構(gòu)與元素周期系的關(guān)系2、原子的電子層構(gòu)型和周期的劃分

1．周期數(shù)＝最外電子層的主量子數(shù)n2．第n周期元素的數(shù)目＝第n能級(jí)組能容納的電子數(shù)3．元素原子的最外層電子數(shù)不超過(guò)8個(gè)，次外層不超過(guò)18個(gè)，這是由于多電子原子中原子軌道發(fā)生能級(jí)交錯(cuò)的結(jié)果。

1、元素性質(zhì)呈現(xiàn)周期性的內(nèi)在原因元素的性質(zhì)主要取決于原子的外電子層結(jié)構(gòu)，而元素外電子層結(jié)構(gòu)的排列又是隨核電荷的增加而進(jìn)行周期性的重復(fù)，所以元素性質(zhì)的周期性來(lái)源于原子外電子層構(gòu)型的周期性。（一）元素周期表的劃分3、原子的電子構(gòu)型和族的劃分

s區(qū)元素(ns1-2)：ⅠＡ，ⅡＡ族元素

P區(qū)元素(ns2np1-6)：ⅢＡ──ⅧＡ族元素

d區(qū)元素((n-1)d1-10ns1-2)：ⅢＢ──ⅧＢ族元素

ds區(qū)元素((n-1)d10ns1-2)：ⅠＢ，ⅡＢ族元素

f區(qū)元素(n-2)f1-14(n-1)d0-1ns2：鑭系和錒系元素主族元素的族數(shù)＝原子最外電子層的電子數(shù)（ns+np）＝主族元素的最高氧化數(shù)。副族元素的族數(shù)＝ns電子數(shù)＋(n-1)d電子數(shù)（ⅠB,ⅡB族和Ⅷ族例外）3．同族元素的外層電子構(gòu)型相似，化學(xué)性質(zhì)也相似。4、原子的電子構(gòu)型和元素的分區(qū)1、某一元素的原子序數(shù)為24，試問(wèn)：(1)核外電子總數(shù)是多少？(2)它的電子排布式？

(3)價(jià)電子層結(jié)構(gòu)；

(4)元素所處的周期、族、區(qū)？解：(1)核外電子總數(shù)是24

(2)它的電子排布式：1s22s22p63s23p63d54s1

(3)價(jià)電子層結(jié)構(gòu)：3d54s1

(4)元素所處的四周期、ⅥB族、d區(qū)練習(xí)：2、有第四周期的A、B、C、D四種元素，它們的價(jià)電子數(shù)依次為1、2、2、7，且原子序數(shù)A、B、C、D依次增大，已知A與B的次外層電子數(shù)為８，C與D次外層電子數(shù)為18，試問(wèn)：

(1)那些是金屬元素？

(2)A、B、C、D的原子序數(shù)及電子結(jié)構(gòu)式是什么？

(3)B、D兩元素，問(wèn)能否形成化合物？寫出分子式。

解：(1)A、B、C是金屬元素。

(2)A：原子序數(shù)19，[Ar]4s1；

B：原子序數(shù)20，[Ar]4s2；

C：原子序數(shù)30，[Ar]3d104s2；

D：原子序數(shù)35，[Ar]4s24p5

（二）元素的基本性質(zhì)的周期性變化1、核外電子排布與周期表的關(guān)系

橫行：一個(gè)周期

周期數(shù)＝電子層數(shù)＝n豎列：一個(gè)族主族元素：族數(shù)＝最外層電子數(shù)副族元素：族數(shù)＝最外層電子數(shù)＋次外層d電子（IB,IIB,VIIIB例外）1、原子半徑變化的周期性同一短周期自左至右原子半徑逐漸減小，稀有氣體突然增大同一主族自上至下原子半徑逐漸增大副族元素：同一周期自左至右半徑減小幅度較主族元素小副族元素：同一族自上至下半徑增大幅度也較小2、電離能變化的周期性同一主族自上至下電離能逐漸減小，（Cs的I1最?。┩恢芷谧宰笾劣译婋x能逐漸增大，（He的電離能最大）具有全滿、半滿和全空結(jié)構(gòu)的元素都有較大的電離能。，（即Be比Li和B的電離能高，N比C和O的電離能高。）基態(tài)氣體原子失去最外層一個(gè)電子成為氣態(tài)+1價(jià)離子所需的最小能量叫第一電離能用符號(hào)I1表示，從正離子相繼逐個(gè)失去所需的最小電子能量則叫第二、第三、電離能.

3、電子親和能變化的周期性同一周期自左至右電子親和能逐漸增大同一主族自上至下電子親和能逐漸減小例外：第二周期的電子親合能大于第三周期NOFE小PSClE大基態(tài)氣態(tài)原子獲得一個(gè)電子成為氣態(tài)負(fù)一價(jià)陰離子時(shí)所放出來(lái)的能量稱該元素的第一電子親合勢(shì)，也叫親合能。用EA表示，通常用單位kJ·mol-14、電負(fù)性：指元素的原子在分子中對(duì)電子吸引能力的大小。電負(fù)性愈小，金屬性愈強(qiáng)，非金屬性愈弱。（綜合了電離能和電子親合能的影響）同一周期自左至右電負(fù)性逐漸增大，同一主族自上至下電負(fù)性逐漸減小，電負(fù)性的應(yīng)用1．判斷元素的金屬性和非金屬性金屬性元素的電負(fù)性一般在2.0以下，非金屬性性元素一般在2.0以上。電負(fù)性最大的元素是位于右上方的F，電負(fù)性最小的元素是位于左下方的Fr（Fr是放射性元素）2．估計(jì)化學(xué)鍵的類型在化合物中，可以根據(jù)電負(fù)性的差值大小，估計(jì)化學(xué)鍵的類型。電負(fù)性差越大，離子性越強(qiáng)，一般說(shuō)來(lái)，電負(fù)性差大于1.7時(shí)，可認(rèn)為是離子鍵，小于1.7時(shí)為共價(jià)鍵。1、離子鍵的形成第一步電子轉(zhuǎn)移形成離子：

（一）離子鍵四、化學(xué)鍵理論與雜化軌道第二步靠靜電吸引，形成化學(xué)鍵。2、離子鍵的形成條件X>1.7，發(fā)生電子轉(zhuǎn)移，產(chǎn)生正、負(fù)離子，形成離子鍵3、離子鍵的特征(1)作用力的實(shí)質(zhì)是靜電引力

（2）離子鍵沒(méi)有方向性

（3）離子鍵沒(méi)有飽和性

NaClCsCl（二）共價(jià)鍵（a）電子配對(duì)原理（b）能量最低原理（c）原子軌道對(duì)大重疊原理共價(jià)鍵的類型：

σ鍵：成鍵原子軌道沿兩核的連線方向，以“頭碰頭”的方式重疊形成的共價(jià)鍵，稱為σ鍵。特點(diǎn)是呈圓柱形對(duì)稱。s-ss-pp-pσ軌道可由各種方式組成

π鍵：成鍵原子軌道沿兩核軸線方向，以“肩并肩”的方式發(fā)生重疊形成的共價(jià)鍵稱為π鍵。特點(diǎn)是通過(guò)一個(gè)鍵軸的平面成鏡面反對(duì)稱。py-pyyxyxzxzxpz-pzHF的生成例1：例2：N2的生成

N2

分子中兩個(gè)原子各有三個(gè)單電子，

pxpypz

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。F2

9F2s22p5鍵長(zhǎng)：指構(gòu)成共價(jià)鍵的兩原子之間的核間距。

鍵長(zhǎng)越小，鍵愈強(qiáng)，鍵愈牢固。鍵長(zhǎng)：三鍵＜雙鍵＜單鍵鍵能：三鍵＞雙鍵＞單鍵鍵角：分子中鍵與鍵之間的夾角稱為鍵角。CO2分子的鍵角CH4分子的鍵角6C核外電子排布2.有幾個(gè)單電子？3.在形成共價(jià)鍵時(shí)可以和幾個(gè)單電子配對(duì)？4.和H形成的C-H化合物中，應(yīng)該形成CH2,但實(shí)際上是形成了CH4，怎樣解釋？2s22p2→2s2

2px12py12pz0

問(wèn)題1：CH4的分子結(jié)構(gòu)C原子的基態(tài)為1s22s22px12py12pz0H2O的分子結(jié)構(gòu)O原子的基態(tài)為1s22s22px12py12pz2o問(wèn)題2：在H2O分子中兩個(gè)O-H鍵的夾角為什么是90o而不是104.5o,CH4夾角為109.5o

？（三）雜化軌道理論－－－為了解釋分子的空間結(jié)構(gòu)（鍵長(zhǎng)，鍵角），Pauling提出了雜化軌道的概念，他認(rèn)為：在同一個(gè)原子中能量相近的不同組類型(s,p,d…)的幾個(gè)原子軌道波函數(shù)可以相互疊加而成同等數(shù)目的能量完全相同的雜化原子軌道。例：CH4的結(jié)構(gòu)C:2s22px12py13pz2s2pH:1s11s

CH2orCH4?C－H的鍵角多大？C:2s22px12py13pz2s2p1ssp32s2p激發(fā)雜化H:1s1sp3-s鍵合CH4結(jié)構(gòu)的形成：p軌道S軌道Sp雜化軌道雜化雜化軌道的類型：sp

雜化：同一原子中

ns-np

雜化成新軌道；一個(gè)

s

軌道和一個(gè)

p軌道雜化組合成兩個(gè)新的

sp

雜化軌道。

sp

雜化軌道間的夾角是180o，分子的幾何構(gòu)型為直線型。

BeF2分子形成激發(fā)2s2pBe基態(tài)2s2p激發(fā)態(tài)雜化鍵合直線形sp雜化態(tài)直線形化合態(tài)例：F

BeF180sp2

雜化：同一個(gè)原子的一個(gè)

ns

軌道與兩個(gè)

np

軌道進(jìn)行雜化組合為

sp2雜化軌道。sp2雜化軌道間的夾角是120o，分子的幾何構(gòu)型為平面正三角形2s2pB的基態(tài)2s2p激發(fā)態(tài)正三角形sp2雜化態(tài)BF3分子形成例：正三角形化合態(tài)BFFF1200sp3

雜化：同一個(gè)原子的一個(gè)

ns

軌道與三個(gè)

np

軌道進(jìn)行雜化組合為

sp3雜化軌道。sp3雜化軌道間的夾角是109o28’，分子的幾何構(gòu)型為正四面體CH4分子形成2s2pC的基態(tài)2s2p激發(fā)態(tài)正四面體形sp3雜化態(tài)CHHHH109o28’例：正四面體形化合態(tài)不等性雜化：雜化后的軌道中填充的有中心原子的孤電子對(duì)，此時(shí)，形成的雜化軌道成分和能量不完全相同NH3分子形成例：等性雜化：

各雜化軌道的成分和能量相同。H2O分子形成ValencebondpicturesofH2O孤電子對(duì)數(shù)：012夾角：109.5o107.3o104.5o空間結(jié)構(gòu)：正四面體三角錐V形結(jié)論：在CH4、NH3和H2O分子中，中心原子都取sp3雜化，其夾角隨孤電子對(duì)數(shù)的增加而減少。sp3d,sp3d2雜化:

sp3d：同一個(gè)原子的一個(gè)

ns

軌道與三個(gè)np，一個(gè)(n+1)d

軌道進(jìn)行雜化組合為sp3d

雜化軌道。sp3d

雜化軌道分子的幾何構(gòu)型為三角雙錐。PClClClClCl

sp3d2：同一個(gè)原子的一個(gè)

ns

軌道與三個(gè)np，兩個(gè)(n+1)d

軌道進(jìn)行雜化組合為sp3d2雜化軌道。sp3d2雜化軌道分子的幾何構(gòu)型為正八面體。SFFFFFF雜化軌道的類型與空間結(jié)構(gòu)的關(guān)系雜化類型spsp2sp3sp3d2用于雜化的原子軌道數(shù)2346雜化軌道數(shù)2346空間構(gòu)型直線型平面三角形四面體八面體實(shí)例BeCl2BF3CH4SF6CO2BCl3CCl4SiF62-1、NO2、CO2、SO2的鍵角分別為130°、180°、120°，試判斷其中心原子的雜化類型。解：sp2雜化，sp雜化，sp2雜化練習(xí)：2、根據(jù)鍵的極性和分子幾何構(gòu)型，推斷下列分子哪些是極性分子？哪些是非極性分子？NeBr2HFNOH2S(V字型)CS2(直線型)CHCl3(四面體)CCl4(正四面體)BF3(平面三角形)NH3(三角錐形)

解：極性分子：HFNOH2S(V字型)CHCl3(四面體)

NH3(三角錐形)

非極性分子：NeBr2

CS2(直線型)CCl4(正四面體)BF3(平面三角形)3、分析下列各分子的中心原子的雜化軌道類型和指出各化學(xué)鍵的鍵型(σ鍵或π鍵)。(1)HCN中三個(gè)原子在一條直線上；(2)H2S中三個(gè)原子不在一條直線上。解：（1）是sp雜化，σ鍵和π鍵

（2）是sp3雜化，σ鍵第七節(jié)分子間力和氫鍵（一）鍵的極性和分子的極性非極性共價(jià)鍵:

成鍵的兩原子電負(fù)性相同極性共價(jià)鍵:成鍵的兩原子電負(fù)性不相同四、

分子間力極性分子:

分子中，正負(fù)電荷的分布重心不

重合，存在正、負(fù)兩極（偶極）非極性分子:

分子中，正負(fù)電荷的分布重心

相互重合，不存在偶極雙原子分子:鍵有極性，分子有極性；否則無(wú)極性

多原子分子:既要考慮分子中鍵的極性，還要考慮分子的構(gòu)型是否對(duì)稱。H2O偶極矩μ：－－－分子極性大小的表示法μ=q·dq:正電荷中心的電量d:正負(fù)電荷中心間的距離單位：雙原子分子:原子電負(fù)性差值大小決定偶極矩大小多原子分子:偶極矩是分子中所有化學(xué)鍵鍵矩的矢量和練習(xí)1、指出下列各組化合物中，哪個(gè)化合物的價(jià)鍵極性最大？哪個(gè)的極性最??？(1)NaClMgCl2AlCl3SiCl4PCl5

(2)LiFNaFRbFCsF(3)HFHClHBrHI

(4)CH3FCH3ClCH3BrCH3I解：（1）NaCl極性最大，PCl5極性最??；

（2）CsF極性最大，LiF極性最小；

（3）HF極性最大，HI極性最??；

（4）CH3F極性最大，CH3I極性最??；2、判斷下列分子的偶極矩是否為零？

(1)Ne

(2)Br2

(3))HF

(4)NO

(5)H2S

(6)SiH4

(7)CH3Cl

解：(1)Ne

(2)Br2

(6)SiH4的偶極矩為零，

其余不為零。色散力大小與分子的形態(tài)

分子量愈大，色散力愈大；相同組成時(shí)，線性分子的色散力較大總結(jié)：

對(duì)于分子量接近而極性不同的分子，極性分子的熔沸點(diǎn)往往比非極性分子高。

大小：幾十，幾kJ·mol-1;

沒(méi)有方向性和飽和性

非極性分子－－非極性分子：只存在色散力極性分子－－非極性分子：誘導(dǎo)力、色散力極性分子－－極性分子：取向力、誘導(dǎo)力、色散力

除少數(shù)強(qiáng)極性分子外，大多數(shù)分子間作用力以色散力為主

分子間力是決定同類物質(zhì)物理性質(zhì)遞變規(guī)律的主要因素1、說(shuō)明下列每組分子之間存在著什么形式的分子間力。

(1)乙烷和CCl4(2)乙醇和水(3)苯和甲苯(4)CO2和水解：（1）色散力

（2）取向力、誘導(dǎo)力、色散力、氫鍵

（3）色散力

（4）色散力，誘導(dǎo)力練習(xí)：

●

隨分子體積的增大而增大,導(dǎo)致沸點(diǎn)同樣升高

CH3CH2CH3CH3CH2CH2CH3CH3CH2CH2CH2CH3

b.p.-44.5℃b.p.-0.5℃b.p.36℃

●

隨分子結(jié)構(gòu)密實(shí)程度的增大而減小,導(dǎo)致沸點(diǎn)同樣下降

CH3∣

CH3CH2CH2CH2CH3CH3CH2CHCH3CH3－C－CH3∣∣CH3CH3

b.p.36℃b.p.28℃b.p.9.5℃●除極少數(shù)強(qiáng)極性分子(如HF，H2O)外，大多數(shù)分子間力都以色散力為主2、▲

永遠(yuǎn)存在于分子或原子間的吸引力▲

作用能比化學(xué)鍵小1~2個(gè)數(shù)量級(jí)▲沒(méi)有方向性和飽和性▲

作用范圍只有幾個(gè)pm