第4章 化學(xué)鍵與分子結(jié)構(gòu)

第四章化學(xué)鍵與分子結(jié)構(gòu)§4-1離子鍵理論一、離子鍵的形成

離子鍵理論認(rèn)為：(1)當(dāng)電負(fù)性小的活潑金屬原子與電負(fù)性大的活潑非金屬原子相遇時(shí)，它們都有達(dá)到穩(wěn)定結(jié)構(gòu)的傾向，由于兩個(gè)原子的電負(fù)性相差較大，因此它們之間容易發(fā)生電子的得失而產(chǎn)生正、負(fù)離子。(2)所謂穩(wěn)定結(jié)構(gòu)，對于主族元素來講這它們所生成的離子多數(shù)都具有稀有氣體結(jié)構(gòu)，即p軌道全充滿狀態(tài)（如NaCl中的Na+和Cl-）。對于過渡元素來講，它們所生成的離子d軌道一般都處于半充滿（3d5）狀態(tài)。但是過渡元素的s和d軌道能量相近例外者很多。(3)原子間發(fā)生電子的轉(zhuǎn)移而形成具有穩(wěn)定結(jié)構(gòu)的正、負(fù)離子時(shí)，從能量的角度上看，一定會(huì)有能量的吸收和放出，而且新體系的能量一般也是最低的。如：NaCl的形成：

Na(g)→Na+(g)I1=496KJ.mol-1

Cl(g)→Cl-(g)E=348.7KJ.mol-1

Na+(g)+Cl-(g)=NaCl(g)△H＝-450KJ.mol-1

根據(jù)庫侖定律：波恩與梅爾從量子力學(xué)觀點(diǎn)指出這種排斥作用的勢能可表示為：

V排斥＝Ae-R/ρ

式中A、ρ為常數(shù)以NaCl為例，離子鍵的形成過程可簡單表示如下：

nNa(3s1)-ne-nNa+(2s22p6)

nNaClnCl(3s23p5)+ne-nCl-(3s23p6)離子鍵：由原子間發(fā)生電子的轉(zhuǎn)移，形成正、負(fù)離子，并通過靜電作用而形成的化學(xué)鍵。生成離子鍵的條件：原子間的電負(fù)性相差較大，一般Δχ＞2.0由離子鍵形成的化合物叫離子型化合物。二、離子鍵的特點(diǎn)

1.離子鍵的本質(zhì)是靜電作用力

離子鍵的強(qiáng)度一般用晶格能（U）來表示2.離子鍵無方向性3.離子鍵無飽和性鍵的離子性與元素的電負(fù)性有關(guān)當(dāng)兩個(gè)原子的電負(fù)性差值為1.7時(shí)，單鍵約具有50％的離子性，因此△χ＞1.7為離子型化合物△χ＜1.7為共價(jià)型化合物三、離子的特征（1）離子的電荷（2）離子的電子層構(gòu)型一般簡單的負(fù)離子（如F－、Cl－、O2－等）其最外層均具有穩(wěn)定的8電子結(jié)構(gòu)；正離子的電子層構(gòu)型可分為：2電子構(gòu)型：最外層為2個(gè)電子的離子，如Li+,Be2+等。8電子構(gòu)型：最外層為8個(gè)電子的離子，如Na+,Cl-,O2-等。18電子構(gòu)型：最外層為18個(gè)電子的離子，如Zn2+,Hg2+,Ag+等。（18＋2）電子構(gòu)型：次外層為18電子，最外層為2個(gè)電子的離子，如Pb2+和Sn2+等。8－18電子構(gòu)型：最外層的電子為8－18之間的不飽和結(jié)構(gòu)和離子，如Fe2+,Cr3+,Mn2+等。離子的電子層構(gòu)型同離子間的作用力，即同離子鍵的強(qiáng)度有密切的關(guān)系。一般來講，在離子的電荷和半徑大致相同的條件下，不同構(gòu)型的正離子對同種負(fù)離子的結(jié)合力的大小可有如下經(jīng)驗(yàn)規(guī)律：8電子構(gòu)型的離子＜8－18電子層構(gòu)型的離子＜18或18＋2電子層構(gòu)型的離子3.離子半徑

正負(fù)離子在相互作用時(shí)所表現(xiàn)的半徑，通常簡稱為離子半徑。d=r1+r2離子半徑大致有如下的變化規(guī)律：(a)主族元素，從上到下，具有相同電荷數(shù)的同族離子的半徑依次增大。例：離子半徑大小順序：Li+＜Na+＜K+＜Rb+＜Cs+(b)在同一周期中主族元素隨著族數(shù)遞增，正離子的電荷數(shù)增大，離子半徑依次減小。如：Na+＞Mg2+＞Al3+(c)若同一元素能形成幾種不同電荷的正離子時(shí)，則高價(jià)離子的半徑小于低價(jià)離子的半徑。例：rFe3+(60pm)＜rFe2+(75pm)(d)負(fù)離子的半徑較大，約為130－250pm，正離子的半徑較小，約為10－170pm。(e)周期表中處于相鄰族的左上方和右下方斜對角線上的正離子半徑近似相等。例如：Li+(60pm)~Mg2+(65pm)Sc3+(81pm)~Zr4+(80pm)Na+(95pm)~Ca2+(99pm)四、離子晶體1.離子晶體的特性由正負(fù)離子通過離子鍵結(jié)合而成的晶體，統(tǒng)稱為離子晶體。2.離子晶體的類型對于最簡單的AB型離子化合物來說，它有如下幾種典型的晶體結(jié)構(gòu)類型：

(a)CsCl型晶體（簡單立方晶格）－8配位正負(fù)離子間距d＝0.5a√3

如：CsCl、CsBr、CsI等(b)NaCl型晶體（立方面心晶格）－6配位正負(fù)離子間距d=0.5a

如：NaCl、LiF、CsF、NaI等(c)立方ZnS型（閃鋅礦型）－4配位正負(fù)離子間距d＝0.433a

如：ZnS、ZnO、HgS等AB型的離子晶體除以上三種類型外，還有六方ZnS型

AB2型的離子晶體有CaF2型和金紅石（TiO2）型等。離子半徑比與配位數(shù)和晶體構(gòu)型的關(guān)系

PPT超鏈接例題\例4.1.doc五、晶格能（U）

離子鍵的強(qiáng)度通常用晶格能U的大小來衡量。晶格能：指相互遠(yuǎn)離的氣態(tài)正離子和負(fù)離子結(jié)合成離子晶體時(shí)所釋放的能量。嚴(yán)格地講，晶格能是指在0K和1atm條件下相互遠(yuǎn)離的氣態(tài)正離子和負(fù)離子結(jié)合成離子晶體時(shí)所釋放的能量，如發(fā)生在298K和1atm下，為晶格焓。但兩者相差不多，常忽略不計(jì)。晶格能常以釋放能量的絕對值表示。

mMn+(g)+nXm-(g)=MmXn(s)－△H＝U

U可用玻恩－哈伯（Born-Haber）循環(huán)法通過熱化學(xué)計(jì)算求得：PPT超鏈接例題\例4.2.doc§4－2共價(jià)鍵理論分子中原子間通過共用電子對結(jié)合而成的化學(xué)鍵稱為共價(jià)鍵。一、價(jià)鍵理論（電子配對法，簡稱VB法）基本論點(diǎn)如下：1.共價(jià)鍵的本質(zhì)共價(jià)鍵的本質(zhì)是電性的。2.成鍵的原理

根據(jù)量子力學(xué)理論處理氫分子成鍵的方法，1930年鮑林和斯萊脫等人又加以發(fā)展從而建立了近代價(jià)鍵理論。（a）電子配對原理

（b）能量最低原理

如：形成一個(gè)C－H鍵放出能量411KJ.mol-1

形成一個(gè)H－H鍵放出能量432KJ.mol-1（c）原子軌道最大重疊原理

總之，價(jià)鍵理論認(rèn)為共價(jià)鍵是通過自旋相反的電子配對和原子軌道的最大重疊而形成的，使體系達(dá)到能量最低狀態(tài)。3.共價(jià)鍵的特點(diǎn)共價(jià)鍵又稱原子鍵（a）共價(jià)鍵結(jié)合力的本質(zhì)是電性的，但不能認(rèn)為純粹是靜電的。（b）形成共價(jià)鍵時(shí)，組成原子的電子云發(fā)生了很大的變化。（c）共價(jià)鍵具有飽和性。（d）共價(jià)鍵有方向性如：共價(jià)鍵的方向性決定著分子的空間構(gòu)型，因而影響分子的性質(zhì)（如極性等）。（e）共價(jià)鍵的鍵型

根據(jù)原子軌道重疊情況的不同可將共價(jià)鍵分為：σ鍵和π鍵還有一類共價(jià)鍵―共價(jià)配鍵或配位鍵，是由一個(gè)原子提供電子對為兩個(gè)原子共用而形成的共價(jià)鍵。配位鍵通常以一個(gè)指向接受電子對的原子的箭頭“→”來表示。如CO的分子結(jié)構(gòu)式可寫成：C＝O。配位鍵的形成條件：其中一個(gè)原子的價(jià)電子層有孤電子對（即未共用的電子對）；另一個(gè)原子的價(jià)電子層有可接受孤電子對的空軌道。

二、雜化軌道理論1.雜化與雜化軌道的概念雜化是指形成分子時(shí)，由于原子的相互影響，若干不同類型能量相近的原子軌道混合起來，重新組合成一組新軌道。這種軌道重新組合的過程叫做雜化，所形成的新軌道就稱為雜化軌道。2.雜化軌道的類型（a）sp雜化（b）sp2雜化

sp2雜化軌道是由1個(gè)ns和2個(gè)np軌道組合而成的，每個(gè)sp2雜化軌道中含有s和p的成分，雜化軌道間的夾角為120°，呈平面三角形。（c）sp3雜化

（d）sp3d2雜化

sp3d2雜化軌道是由一個(gè)ns、三個(gè)np和二個(gè)nd軌道組合而成。六個(gè)sp3d2雜化軌道指向正八面體的六個(gè)頂點(diǎn)，雜化軌道間的夾角為90°或180°。3.等性雜化和不等性雜化

同種類型的雜化軌道又分為等性雜化和不等性雜化等性雜化：每個(gè)雜化軌道都是等同的（能量相等，成分相同）雜化稱為等性雜化。不等性雜化：由于孤電子對存在而造成不完全等同的雜化叫不等性雜化。4.雜化軌道理論的基本要點(diǎn)（a）在形成分子時(shí)，由于原子間的相互作用，若干不同類型的、能量相近的原子軌道混合起來，重新組成一組新的軌道，這種重新組合的過程叫雜化，所形成的新軌道稱為雜化軌道。（b）雜化軌道的數(shù)目與組成雜化軌道的各原子軌道的數(shù)目相等。（c）雜化軌道又分為等性雜化和不等性雜化。（d）雜化軌道成鍵時(shí)，要滿足原子軌道的最大重疊原理。由于雜化軌道電子云分布更集中，因此一般雜化軌道成鍵能力比原子軌道的成鍵能力強(qiáng)，因而形成的分子也更穩(wěn)定。對不同類型的雜化軌道來說，其成鍵能力的大小次序如下：

sp＜sp2＜sp3＜dsp2＜sp3d＜sp3d2（e）雜化軌道成鍵時(shí)，要滿足化學(xué)鍵間最小排斥原理。雜化軌道類型、空間構(gòu)型以及成鍵能力之間的關(guān)系PPT超鏈接例題\例4.3.doc三、價(jià)層電子對互斥理論（簡稱VSEPR法）1.價(jià)層電子對互斥理論的基本要點(diǎn)：（a）在AXm型分子中，中心原子A的周圍配置的原子或原了團(tuán)的幾何構(gòu)型，主要決定于中心原子價(jià)電子層中電子對（包括成鍵電子對和未成鍵的孤電子對）的互相排斥作用，分子的幾何構(gòu)型總是采取電子對相互排斥最小的那種結(jié)構(gòu)。例：BeH2分子:–Be–:直線型（b）對于AXm型共價(jià)分子來說，其分子的幾何構(gòu)型主要決定于中心原子A的價(jià)層電子對的數(shù)目和類型（是成鍵電子對還是孤電子對），根據(jù)電子對之間相互排斥最小的原則，分子的幾何構(gòu)型同電子對的數(shù)目和類型的關(guān)系P162表所示。(c)如果在AXm型分子中，A與X之間是通過兩對電子或三以電子（即通過雙鍵或叁鍵）結(jié)合而成的，則價(jià)層電子對互斥理論仍適用，這時(shí)可把雙鍵或叁鍵作為一個(gè)電子對來對待。例：氰分子（CN）2：

(d)價(jià)層電子對相互排斥作用的大小，決定于電子對之間的夾角和電子對的成鍵情況。一般規(guī)律為：①電子對之間的夾角越小，排斥力越大。②電子對之間斥力大小的順序如下：孤電子對－孤電子對＞孤電子對－成鍵電子＞成鍵電子－成鍵電子③由于重鍵（叁鍵、雙鍵）比單鍵包含的電子數(shù)目較多，所以其斥力大小的次序?yàn)椋喝I＞雙鍵＞單鍵例：2.判斷共價(jià)分子結(jié)構(gòu)的一般規(guī)則（a）確定在中心原子A的價(jià)電子層中的總電子數(shù)（總電子數(shù)＝中心原子A的價(jià)電子數(shù)＋配位體X提供的電子數(shù)），總電子數(shù)除以2等于中心原子A的價(jià)電子層的電子對數(shù)。

注意：*在正規(guī)的共價(jià)鍵中，H與鹵素每個(gè)原子提供一個(gè)共用電子；*形成共價(jià)鍵時(shí)，作為配體的氧族元素可認(rèn)為不提供共用電子，當(dāng)氧族元素的原子作為分子的中心原子時(shí)，可認(rèn)為提供6個(gè)價(jià)電子；*鹵族原子作為分子的中心原子時(shí)，將提供7個(gè)價(jià)電子；*如討論的物種是一個(gè)離子的話，則應(yīng)加上或減去與電荷相應(yīng)的電子數(shù)。例：PO43-中P的價(jià)層電子數(shù)＝5＋3＝8NH4＋中N的價(jià)層電子數(shù)＝5＋4-1＝8（b）根據(jù)中心原子A周圍的電子對數(shù)，找出相對應(yīng)的理想幾何結(jié)構(gòu)圖形，如出現(xiàn)奇電子（有一個(gè)成單電子）將其當(dāng)作電子對看待。（c）畫出結(jié)構(gòu)圖，把配位原子排布在中心原子A周圍，每一對電子聯(lián)結(jié)一個(gè)配位原子，剩下的未結(jié)合的電子對便是孤電子對。（d）根據(jù)孤電子對，成鍵電子對之間相互排斥力的大小，確定排斥力最小的穩(wěn)定結(jié)構(gòu)，并估計(jì)這種結(jié)構(gòu)對理想幾何構(gòu)型的偏離程度。判斷共價(jià)分子結(jié)構(gòu)的實(shí)例

PPT超鏈接例題\例4.4.doc四、分子軌道理論1.分子軌道理論的基本要點(diǎn)（a）在分子中電子不從屬于某些特定的原子，而是在遍及整個(gè)分子的范圍內(nèi)運(yùn)動(dòng)，每個(gè)電子的運(yùn)動(dòng)狀態(tài)可以用波函數(shù)Ψ來描述，這個(gè)Ψ稱為分子軌道。｜Ψ｜2為分子中的電子在空間各處出現(xiàn)的幾率密度或電子云。（b）分子軌道是由原子軌道線性組合而成，而且組成的分子軌道的數(shù)目同互相化合的原子的原子軌道的數(shù)目相同。（c）每一個(gè)分子軌道Ψi都有一相應(yīng)的能量Ei和圖象，分子的能量E等于分子中電子的能量的總和，而電子的能量即為被它們占據(jù)的分子軌道的能量。根據(jù)分子軌道的對稱性不同，可分為σ鍵和π鍵等，按著分子軌道的能量高低可排出分子軌道的近似能級圖。（d）分子軌道中電子的排布也遵從原子軌道電子排布的同樣原則。即：保里不相容原理、能量最低原理和洪特規(guī)則。2.原子軌道線性組合的類型兩個(gè)原子軌道Ψa和Ψb組合成兩個(gè)分子軌道時(shí)可能采取兩種方式：

Ψ1＝C1(Ψa＋Ψb)――成鍵分子軌道

Ψ2＝C2(Ψa－Ψb)――反鍵分子軌道原子軌道線性組合主要有以下幾種類型：（a）s-s重疊3.原子軌道線性組合的原則（a）能量相近原則：如果有兩個(gè)原子軌道能量相差很大，則不能組合成有效的分子軌道，只有能量相近的原子軌道才能組合成有效的分子軌道，而且原子軌道的能量越相近越好。如：1s(H)=-1318KJ.mol-13p(Cl)=-1259KJ.mol-12p(O)=-1322KJ.mol-13s(Na)=-502KJ.mol-1Na的3s與Cl的3p和O的2p能量相差大，無法組合成分子軌道，只會(huì)發(fā)生電了的轉(zhuǎn)移，形成離子鍵。（b）最大重疊原則：原子軌道發(fā)生重疊時(shí)，在可能的范圍內(nèi)重疊程度越大，成鍵軌道能量相對于組成的原子軌道的能量降低得越多，成鍵效應(yīng)越強(qiáng)，即形成的化學(xué)鍵越牢固。如：py與pz軌道沿x軸方向相互靠近時(shí)，兩者無重疊區(qū)域，不能組合成分子軌道。（c）對稱性原則：只有對稱性相同（即重疊部分的原子軌道的正、負(fù)號相同）的原子軌道才能組成分子軌道。由于原子軌道均有一定的對稱性，因此為了有效組成分子軌道，原子軌道的類型、重疊方向必須對稱性合適，使成鍵軌道都是由原子軌道的同號區(qū)域互相重疊形成的。若原子軌道組合后不能使體系的能量發(fā)生任何變化，這種組合叫原子軌道的非鍵組合，所產(chǎn)生的分子軌道叫非鍵分子軌道。如：

在上述三原則中，對稱性原則是首要的，它決定原子軌道能否組成分子軌道的問題，而其它兩原則只是決定的組合的效率問題。4.同核雙原子分子的分子軌道能級圖PPT超鏈接例題\例4.5.doc異核雙原子分子的軌道能級圖例：CO分子的結(jié)構(gòu)

CO的分子軌道式為：(σ1s)2(σ*1s)2(σ2s)2(σ*2s)2(π2Py)2(π2Pz)2(σ2Px)2

CO分子中對成鍵有貢獻(xiàn)的是：(π2Py)2(π2Pz)2(σ2Px)2

CO分子與N2分子都有14個(gè)電子，他們是等電子體，等電子體間的性質(zhì)很相似。五、鍵參數(shù)與分子的性質(zhì)鍵級一般在同一周期同一區(qū)內(nèi)（如s區(qū)或p區(qū)）的元素組成的雙原子分子，鍵級越大，鍵越牢固，分子也越穩(wěn)定。2.鍵能

在絕對零度下，將處于基態(tài)的雙原子分子AB拆開成也處于基態(tài)的A原子和B原子時(shí)，所需要的能量叫AB分子的鍵離解能，用D（A－B）表示。如：H2：D（H－H）＝432KJ.mol-1E（H－H）＝432KJ.mol-1

對雙原子分子來說，離解能就是鍵能E。如在標(biāo)準(zhǔn)氣壓和298K下，將理想氣態(tài)分子AB拆開成為理想氣態(tài)的A原子和B原子，所需要的能量叫做AB分子的鍵離解焓。如:H2的鍵離解焓為436KJ.mol-1。

對多原子分子來說，鍵能和離解能在概念上是有區(qū)別的。如NH3：

NH3（g）＝NH2（g）＋H（g）D1＝427KJ.mol-1NH2（g）＝NH（g）＋H（g）D2＝375KJ.mol-1NH（g）＝N（g）＋H（g）D3＝356KJ.mol-1

NH3（g）＝N（g）＋3H（g）D總＝D1＋D2＋D3＝1158KJ.mol-1

在NH3分子中N－H鍵的鍵能就是三個(gè)等價(jià)鍵的平均離解能，因此3.鍵長分子中兩個(gè)原子核間的平衡距離叫鍵長（或核間距）。

一般來說，兩個(gè)原子之間形成的鍵越短，表示鍵越強(qiáng)，越牢固。4.鍵角在分子中鍵和鍵之間的夾角叫做鍵角。5.鍵的極性根據(jù)鍵的極性可將共價(jià)鍵分為極性共價(jià)鍵和非極性共價(jià)鍵。非極性共價(jià)鍵中兩個(gè)原子核正、負(fù)電荷重心恰好重合.

成鍵原子的電負(fù)性差值大越大，鍵的極性越大。如：鍵的極性大小順序：F－H＞Cl－H＞Br－H＞I－H

當(dāng)兩個(gè)原子的電負(fù)性相差很大時(shí)，可以認(rèn)為生成的電子對完全轉(zhuǎn)移到電負(fù)性大的原子上，這就形成了離子鍵?？梢哉J(rèn)為離子鍵是最強(qiáng)的極性鍵。許多化合物中既存在離子鍵，又存在極性共價(jià)鍵，如NaOH，BaSO4等。六、分子晶體、原子晶體和金屬晶體

在共價(jià)化合物和單質(zhì)中，就晶體的類型來說，可分為分子晶體和原子晶體。1.分子晶體主要特點(diǎn)：在晶體中組成晶格的質(zhì)點(diǎn)是分子，晶體中存在單個(gè)分子，如CO2、HCl、I2等；質(zhì)點(diǎn)間的作用力為分子間力；每個(gè)分子中原子間通過共價(jià)鍵結(jié)合。由于分子間力較弱，因此分子晶體一般具有較低的熔點(diǎn)、沸點(diǎn)和較小的硬度，固體一般不導(dǎo)電，熔化時(shí)也不導(dǎo)電，只有那些極性很強(qiáng)的分子型晶體（如HCl）溶解在極性溶劑（如H2O）中，由于發(fā)生電離而導(dǎo)電。2.原子晶體主要特點(diǎn)：在晶體中占據(jù)在晶格結(jié)點(diǎn)上的質(zhì)點(diǎn)是原子，原子間通過共價(jià)鍵相互結(jié)合在一起。晶體中不存在獨(dú)立的小分子，整個(gè)晶體是個(gè)大分子，無確定的分子量。原子晶體一般有較高的熔點(diǎn)、沸點(diǎn)和硬度，通過不導(dǎo)電，也是熱的不良導(dǎo)體，熔化時(shí)也不導(dǎo)電。但硅、碳化硅等具有半導(dǎo)體的性質(zhì)，可以有條件地導(dǎo)電。例：金剛石、硅、硼、碳化硅、二氧化硅、氮化硼等。3.金屬晶體主要特點(diǎn)：在晶體中占據(jù)在晶格結(jié)點(diǎn)上的質(zhì)點(diǎn)是金屬離子（原子），作用力為金屬鍵，晶體中不存在獨(dú)立的小分子，整個(gè)晶體是個(gè)大分子。有較大的密度、有金屬光澤、良好的導(dǎo)電性、導(dǎo)熱性和機(jī)械加工性等。金屬原子的不成對價(jià)電子數(shù)越多，金屬鍵越強(qiáng)，熔、沸點(diǎn)越高，密度和硬度越大。§4-4分子間作用力一、極性分子與非極性分子分子中正負(fù)電荷重心不互相重合的分子為極性分子，互相重合的為非極性分子。

簡單雙原子分子中，鍵的極性與分子的極性相一致。多原子分子中，鍵的極性與分子的極性不一定一致。因?yàn)槎嘣臃肿拥臉O性除與鍵的極性有關(guān)外，還跟分子的空間構(gòu)型有關(guān)。極性分子中，正電荷重心同負(fù)電荷重心的距離稱為偶極長，用d表示。極性分子的極性強(qiáng)弱用偶極矩μ來衡量：

μ＝q.d

（q為正或負(fù)電荷重心所帶的電量）

μ的單位為“德拜”，以D表示，1D＝3.33×10-30C.m偶極矩μ的應(yīng)用：（1）判斷一個(gè)分子的空間結(jié)構(gòu)。（2）在假定q或d中的任何一值時(shí)，求出另一值例：測得NH3的μ＝1.66D，BCl3的μ＝0，可知，NH3為極性分子，三角錐形，BCl3為非極性分子，平面三角形。例：已知HCl的μ＝1.03D，若假定偶極上電荷q為一個(gè)電子電荷（q＝1.602×10-19C）時(shí)，則根據(jù)μ＝q.d，可得：

1.03×3.33×10-30＝d×1.602×10-19d＝21×10-12m＝21pm

注意：偶極矩是一個(gè)矢量，既有數(shù)量又有方向性，在化學(xué)上規(guī)定其方向是從正到負(fù)（物理學(xué)上恰好相反）。永久偶極：由于極性分子的正、負(fù)電荷重心不重合，因此分子中始終存在著一個(gè)正極和一個(gè)負(fù)極，極性分子的這種固有的偶極叫做永久偶極。誘導(dǎo)偶極：非極性分子在外電場的影響下可以變成具有一定偶極的極性分子，而極性分子在外電場的影響下其偶極增大，這種在外電場下所產(chǎn)生的偶極叫誘導(dǎo)偶極。其偶極矩叫誘導(dǎo)偶極矩，通常用△μ表示?！鳓痰拇笮∨c外界電場的強(qiáng)度成正比，也與分子的變形性有關(guān)。瞬間偶極：在某一瞬間，分子的正電荷重心和負(fù)電荷重心會(huì)發(fā)生不重合現(xiàn)象，這時(shí)所產(chǎn)生的偶極叫瞬間偶極，其偶極矩為瞬間偶極矩。瞬間偶極的大小同分子的變形性有關(guān)，分子越大，越容易變形，瞬間偶極也越大。二、分子間的作用力（范德華力）范德華力包括：取向力、誘導(dǎo)力和色散力。1.取向力靠永久偶極而產(chǎn)生的相互作用力叫取向力，取向力發(fā)生在極性分子和極性分子之間。取向力的本質(zhì)是靜電引力2.

誘導(dǎo)力誘導(dǎo)偶極同極性分子的永久偶極間的作用力叫誘導(dǎo)力。

誘導(dǎo)力存在于極性分子和非極性分子之間以及極性分子與極性分子之間。也會(huì)出現(xiàn)在離子和分子以及離子和離子之間。誘導(dǎo)力的本質(zhì)是靜電引力極性分子偶極矩的平方誘導(dǎo)力∝被誘導(dǎo)分子的變形性

誘導(dǎo)力與溫度無關(guān)。3.色散力

由于存在“瞬間偶極”而產(chǎn)生的相互作用力稱為色散力。色散力存在于極性分子與極性分子之間、極性分子與非極性分子之間以及非極性分子與非極性分子之間。色散力和相互作用分子的變形性有關(guān)，變形性越大，色散力越大；色散力和分子間距離的7次方成反比；還與相互作用分子的電離勢有關(guān)。

同類型的物質(zhì)中，分子的變形程度一般隨摩爾質(zhì)量的增加而增大，從而使分子間的色散力也隨摩爾質(zhì)量的增大而增強(qiáng)?？傊肿娱g的范德華引力有如下一些特點(diǎn)：①它是永遠(yuǎn)存在于分子或原子間的一種作用力；②它是吸引力，其作用能比化學(xué)鍵能小1至2個(gè)數(shù)量級；③無飽和性和方向性；④作用范圍只有幾pm；⑤范德華力有三種：取向力、誘導(dǎo)力和色散力。對大多數(shù)分子來說，色散力是主要的。例：HI與HCl分子間存在：取向力、誘導(dǎo)力、色散力。SO2與CO2分子間存在：誘導(dǎo)力和色散力。CO2與CH4分子間存在：色散力。三、離子的極化

離子間除了靜電引力外，誘導(dǎo)力起著很重要的作用，因?yàn)殛栯x子具有多余的正電荷，一般半徑較小，而且在外殼上缺少電子，它對相鄰的陰離子會(huì)起誘導(dǎo)作用，這種作用通常稱為離子的極化作用；陰離子半徑一般較大，在外殼上有較多的電子，容量變形，在被誘導(dǎo)過程中能產(chǎn)生臨時(shí)的誘導(dǎo)偶極，這種性質(zhì)通常稱為離子的變形性。

易變形的陽離子：18電子層、18＋2電子層或不飽和半徑大的離子對陽離子來說，極化作用占主要地位，對陰離子來說，變形性占主要地位。1.離子的極化作用①電荷高的陽離子有強(qiáng)的極化作用。②對不同電子層結(jié)構(gòu)的陽離子來說，它們的極化作用大小如下：18或18＋2電子層以及氦型的離子如：Ag+、Pb2+、Li+等＞8－18電子層的離子如：Fe2+、Ni2+、Cr3+等＞8電子層離子如：Na+、Mg2+等③電子層相似電荷相等時(shí)，半徑小的離子有較強(qiáng)的極化作用。如極化作用大小順序如下：Mg2+＞Ba2+，Al3+＞La3+，F(xiàn)－＞Cl－等④復(fù)雜陰離子的極化作用通常是較小的，但電荷高的復(fù)雜陰離子也有一定的極化作用，如SO42-，PO43-。2.離子的變形性

①18電子層和不規(guī)則電子層的離子，其變形性比相近半徑的稀有氣體型離子大得多（指陽離子）。如變形性：Ag+＞K＋，Hg2+＞Ca2+②對于結(jié)構(gòu)相同的離子來說，正電荷越高的陽離子變形性越小。如變形性順序：O2-＞F－＞Ne＞Na+＞Mg2+＞Al3+＞Si4+③對于電子層結(jié)構(gòu)相同的離子來說，電子層數(shù)越多（或半徑越大），變形性越大。如變形性：Li+＜Na+＜K+＜Rb+＜Cs+；F－＜Cl－＜Br－＜I－④復(fù)雜陰離子的變形性通常不大，而且復(fù)雜陰離子中心原子氧化數(shù)越高，變形性越小。如變形性：ClO4－＜F－＜NO3－＜OH－＜CN－＜Br－＜I－總之，最易變形的是體積大的陰離子和18電子層或不規(guī)則電