化学键和分子结构课件.ppt

§9.1 离子键理论离子键理论§9.2 共价键理论共价键理论§9.3 金属键理论金属键理论§9.4 分子间作用力分子间作用力第九章第九章 化学键和分子结构化学键和分子结构为什么要讨论分子的内部结构？分子的内部结构包含哪些内容？1）分子中原子间的相互作用，即化学键问题；2）分子或晶体的空间构型；3）分子与分子之间的相互作用；4）分子结构与物质性质的关系什么是化学键？元素的原子之间为什么能化合？化学键——分子或晶体中原子间的强相互作用 （>40kJ·mol-1）离子键共价键金属键离子键§9.1 离子键理论离子键理论§9.1.1 离子键的形成离子键的形成§9.1.2 离子键的特点离子键的特点§9.1.3 离子的特征离子的特征§9.1.4 离子晶体离子晶体§9.1.5 晶格能晶格能§9.1.1 离子键的形成离子键的形成离子键理论：(1916年柯塞尔提出)1）当活泼金属的原子与活泼的非金属原子相互化合 时，均有通过得失电子而达到稳定电子构型的倾向；2）原子间发生电子转移而形成具有稳定结构的正负 离子，正负离子之间依靠静电作用相互吸引，形 成离子键。

例如，NaCl的形成离子键结论：★原子间发生电子转移形成的正负离子依靠静电 作用而形成的化学键叫做离子键； ★由离子键形成的化合物叫做离子型化合物； ★离子键形成的条件：电负性差较大1、离子键的本质是静电作用；2、离子键没有方向性；3、离子键没有饱和性；4、键的离子性与元素的电负性有关通常两原子间电负性差时，形成离子键时，形成共价键§9.1.2 离子键的特点离子键的特点离子的特征◆离子的电荷　——相应原子的得失电子数ⅠAⅡAⅦA◆离子的电子层构型①2电子构型：最外层为2个电子；如②8电子构型：最外层为8个电子；如③ 18电子构型：最外层为18个电子；如§9.1.3 离子的特征离子的特征END④ 9-17电子构型：最外层为9—17个电子；⑤（18+2）电子构型：次外层18个电子，最外层2个电子；◆离子半径核间距：离子半径的变化规律：1）同一周期的主族元素 正离子电荷数越大，半径越小， 负离子电荷数越小，半径越小，2）同一主族，上→下，相同电荷离子半径随周期数↑而↑END3）同一元素形成多种不同电荷离子时4）负离子半径 >原子半径；正离子半径< 原子半径5）周期表中相邻族左上方与右下方对角线上的正离子 半径相似离子晶体 ●离子晶体——正、负离子通过离子键结合而成的晶体 ●有关术语：结点 、晶格、晶胞（1）离子晶体的特性： 1）晶格结点上的粒子：正离子、负离子 2）粒子间的作用力：静电引力即离子键 3）晶体的一般性质：溶、熔时能导电；熔、沸点较高， 硬度 较大； 比较脆、延展性差。

2）离子晶体的类型 AB型离子化合物的典型晶体结构类型 CsCl型 NaCl型 ZnS型 晶胞形状 立方体 立方体 立方体 晶格类型 简单立方晶格 面心立方晶格 面心立方晶格 配位数 8 6 4 实 例 CsBr，CsI NaCl、KCl、KI BeO、BeS TlCl 等 LiF、CsF、MgO ZnS、ZnO、HgO NaBr、NaI等 §9.1.4 离子晶体离子晶体图三种典型的离子晶体NaCl型晶胞中离子的个数：晶格：面心立方配位比：6:6(红球－Na+ , 绿球－Cl-)ENDCsCl型晶胞中离子的个数：(红球－Cs+ , 绿球－Cl-)晶格：简单立方配位比： 8:8END晶胞中离子的个数：ZnS型(立方型)晶格：面心立方(红球－Zn2+ , 绿球－S2-)配位比：4:4晶格能（1）晶格能 相互远离的气态正离子和气态负离子结合成 1mol离子晶体时所释放的能量。

以“U”表示单位：kJ·moL-1§9.1.5 晶格能晶格能实验测定（（2 2））实验测定实验测定 （间接法） 以NaCl（S）为例说 明离子晶体形成过程 的能量关系 玻恩—哈伯循环如下 Born-Haber据盖斯定律：写出KBr（s）的Born-Haber循环图及U计算式？ENDBorn-Haber循环K(g)Br (g)U-+KBr(s)+升华焓电离能气化热电子亲和能影响因素影响晶格能的因素：① 离子的电荷(晶体类型相同时)② 离子的半径(晶体类型相同时)③ 晶体的结构类型④ 离子电子层结构类型Z↑，U↑ 例：U(NaCl)U(CaO)表晶格能对物理性质的影响？born-Landé公式（理论计算公式）　　请查阅《无机化学》（大连理工大编P302） 离子电荷数大,离子半径小的离子晶体晶格能大,相应表现为熔点高、硬度大等性能晶格能对离子晶体物理性质的影响：（3）U与离子晶体的性质离子电荷高，正、负离子核间距小→离子键强→ U高→熔、沸点高、硬度大如： BaO SrO CaO MgO BeO核间距小↓ U↑ 熔点↑ 硬度↑NaI NaBr NaCl NaF核间距小↓ U↑ 熔点↑ 共价键§9.2 共价键理论共价键理论§9.2.1 价键理论价键理论§9.2.5 键参数与分子的性质键参数与分子的性质§9.2.4 分子轨道理论＊分子轨道理论＊§9.2.3 价层电子对互斥理论价层电子对互斥理论§9.2.2 杂化轨道理论杂化轨道理论§9.2.6 分子晶体和原子晶体分子晶体和原子晶体9.2.1.1 共价键的形成与本质共价键的形成与本质§9.2.1 价键理论价键理论（（VB法）法）END[引言] 1916年，[美]化学家路易斯提出共价键理论，说明 分子的形成。

如，H2；HCl；但有局限：1）某些分子的中心原子最外层电子数不是稀有气体结构； 但仍能稳定存在；如，BF3；SF6；PCl5；2）不能解释共价键的特性（方向性、饱和性等）；3）不能解释单电子键H2+和O2的磁性；4）不能阐明电子共用的本质1927年海特勒和伦敦把量子力学应用于分子结构，获得成功；后由鲍林等人发展形成了现代价键理论、杂化轨道理论、价层电子对互斥理论；1932年[美]密立根和[德]洪特提出MO理论1.量子力学处理H2分子的结果 两个氢原子电子自旋方式相反，靠近、重叠，核间形成一个电子几率密度较大的区域系统能量降低，形成氢分子 核间距 R0为74 pm﹤2×53 pm 共价键的本质共价键的本质——原子轨道重叠，核间电子几率密度大吸引原子核而成健，本质上是电性的为什么自旋相反的单电子能 配对成键？？基态分子中核间电子云能密集？（P144）VB法要点2.价键理论基本要点与共价键的特点价键理论基本要点：（P145）●能量最低原理：　　　自旋相反的未成对电子配对成键后放出能量，使　体系量降低放出能量越多，键越稳定●电子配对原理：　　两原子接近时，自旋相反的未成对电子可以配对形成共价键（形成条件）●原子轨道最大重叠原理：　　　原子轨道尽可能按最大程度重叠，轨道重叠越多，电子在核间的几率密度越大，健越牢，分子越稳定。

共价键的特点共价键的特点：◆方向性：原子间总是尽可能沿原子轨道的最大重叠方向成键◆饱和性：一个原子有几个未成对电子就只能与几个自旋相　反的未成对电子配对成键H ClH O HN N键型◆共价键的本质是电性的　　　两核对共用电子对形成的负电区域的吸引◆共用电子对并非仅存在于两个核之间1.σ键： 原子轨道沿核间联线方向进行同号重叠(头碰头)9.2.1.2 共价键的键型共价键的键型如，N2分子 重叠部分沿键轴呈圆柱形对称，具有σ对称性图+－+－xx++--zz头碰头肩并肩2.π键： 两原子轨道垂直核间联线并相互平行进行同号重叠(肩并肩) 重叠部分对通过键轴的平面具镜面反对称性，具π对称性NNππσ对比σ键 π键轨道重叠方式 “头碰头” “肩并肩”轨道重叠程度 大 小键能 大 小稳定性 高 低试分析下列分子中的键型配位键3.配位键形成条件：成键原子一方有孤电子对， 另一方有空轨道。

例：OC配位键普遍存在于离子和化合物中杂化轨道§9.2.2 杂化轨道理论杂化轨道理论杂化轨道理论的提出：VB法法不能解释分子的空间构型；如，实验测定为四面体型激发2s2p2p2s1931年，鲍林提出轨化轨道理论，解释了分子的空间构型要点基本要点： （P157）•成键时能级相近的价电子轨道混合杂 化， 形成新的价电子轨道——杂化轨道•杂化轨道数目 ＝ 参加杂化的原子轨道数•杂化后轨道伸展方向，形状发生改变9.2.2 杂化轨道杂化轨道形成分子时，通常存在激发、杂化、轨道重叠等过程SP杂化Be：2s21.sp杂化BeCl2的空间构型为直线形直线形Cl ClBespsp杂化Be采用sp杂化生BeCl2BeH2类似1个ns和1 个np轨道组合SP轨道图两个sp杂化轨道CO2例如 CO22s2p2p2s激发sp2p杂化σππσOCOOCOSP2B： 2s22p12.sp2杂化BF3的空间构型为平面三角形120° 由1个ns轨道和2 个np轨道组合而成END轨道夹角：120°sp2sp2杂化其它如，图三个sp2杂化轨道SP3CH4的空间构型为正四面体C：2s22p23.sp3杂化轨道夹角：109°28′ 由1个ns轨道和3个np轨道组合而成ENDsp3其它如，图四个sp3杂化轨道等性与不等性等性与不等性杂化：等性与不等性杂化：等性杂化：若干个原子轨道组合形成完全 等 同（能量、成份） 轨道的杂化。

不等性杂化：由于孤电子对的存在，使原子轨道 组合形成不完全等同轨道的杂化4.不等性sp3杂化分子空间构型三角锥形NHHH‥其它如，H2O ‥OHH‥分子构型为“V”型其它如，sp3dsp3d杂化（1个ns+3个np+1个nd）sp3d2sp3d2杂化 （1个ns+3个np+1个nd）小结小结：杂化轨道的类型与分子的空间构型中心原子Be(ⅡA)B(ⅢA)C,Si(ⅣA)N,P(ⅤA)O,S(ⅥA)Hg(ⅡB)直线形 三角形 四面体 三角锥 V型杂化轨道类型s+ps+(3)ps+(2)ps+(3)p参加杂化的轨道24 43杂化轨道数成键轨道夹角分子空间构型实 例推断思考题：解释CCl4，C2H2，CO2，NH4+，H3O+的分子构型已知： C2H2，CO2均为直线型；的构型为：C = CHHHH 分子的空间构型与杂化轨道的空间构型一致为等性杂化不一致为不等性杂化VSEPR基本要点：•分子或离子的空间构型与中心原子的 价层电子对数目有关•价层电子对尽可能远离,以使斥力最小LP-LP > LP-BP > BP-BP价层电子对=σ键电子对+孤对电子对 (VP) (σBP) (LP)§9.2.3 价层电子对互斥理论价层电子对互斥理论（VSEPR法）孤—孤孤—成 成—成推断步骤推断分子或离子的空间构型的具体步骤：•确定中心原子的价层电子对数，以AXm为例 (A—中心原子,X—配位原子) ：原则：①A的价电子数=主族序数；②配体： H和卤素每个原子各提供一个价 电子, 氧与硫不提供价电子；③正离子应减去电荷数,负离子应加上电荷数。

例：VP( ) = (6+4×0+2)=4VP=1/2[A的价电子数+X提供的价电子数 ±离子电荷数( )]负 正电子对与构型•确定电子对的空间构型：VP=2 直线形VP=3 平面三角形VP=4 正四面体VP=5 三角双锥VP=6 正八面体分子构型•确定中心原子的孤对电子对数，推断分子的空间构型① LP=0:分子的空间构型=电子对的空间构型VP= (2+2)=2 直线形VP= (3+3)=3 平面三角形VP= (4+4)=4 四面体VP= (5+5)=5 三角双锥VP= (6+6)=6 八面体例如：LP≠0②LP≠0 ：分子的空间构型不同于电子对的空间构型34611 21 2SnCl2平面三角形 V形NH3四面体 三角锥H2O四面体 V形IF5八面体 四方锥XeF4八面体 平面正方形VPLP电子对的空间构型分子的空间构型例VP＝5VP = 5，电子对空间构型为三角双锥，LP占据轴向还是水平方向三角形的某个顶点？原则：斥力最小。

例如：SF4 VP=5 LP=1 S FF FFLP－BP(90o) 3 2 结论：LP占据水平方向三角形, 稳定分子构型为变形四面体(跷跷板形)SFFF FF其它（孤－成）515253VP LP电子对的空间构型分子的空间构型例三角双锥 变形四方体 SF4三角双锥 T形 ClF3三角双锥 直线形 XeF2健角进一步讨论影响键角的因素： ①π键的存在，相当于孤对电子排斥成键电子，使键角变小例如： ②中心原子和配位原子的电负性大小也影响键角例如：N:FFF 中心原子电负性大者，键角较大；配位原子电负性大者，键角较小C = CHHHHN:HHHP:HHHH思考思考题： 解释NO2+, O3, SnCl3-, OF2, ICl3, I3-, XeF5+, ICl4- 等离子或分子的空间构型, 并指出其中心原子的轨道杂化方式。

MO 9.2.4.1 分子轨道分子轨道§9.2.4 分子轨道理论分子轨道理论*9.2.4.3 关于原子轨道和关于原子轨道和 分子轨道的对称性分子轨道的对称性 9.2.4.2 同核双原子分子同核双原子分子9.2.4.1 分子轨道分子轨道分子轨道理论要点：1)分子中电子不属于某些特定的原子，而是在整个分子内运动；每个电子的运动状态可用波函数ψ描述，则ψ——称为分子轨道（MO） ——分子中电子在空间各处出现的几率密度；2)MO由原子轨道AO线性组合而成； MO数 = 相互化合原子的AO数3)每个原子轨道有相应的能量和图象分子的能量=分子中电子能量的总和按MO的对称性分为σ 轨道和 π 轨道按MO的轨道能级大小可排列出分子轨道的近似能级图4)MO中电子的排布也遵循AO轨道中电子排布的三原则组合类型例如： A+B→ABⅡⅡⅠ原子轨道线性组合的类型：成键MO：同号波函数叠加，两核间几率密度↑， E(MO) ﹤ E(AO)反键MO：异号波函数叠加，两核间几率密度↓， E(MO) ﹥E(AO)S－S反键分子轨道成键分子轨道 原子轨道 原子轨道 1s 1sσ*1sσ1s节面原子轨道与分子轨道的形状。

原子轨道与分子轨道的能量s-s 重叠P－P原子轨道与分子轨道的形状2px,A2px,A2px,B2px,B原子轨道分子轨道反键成键p-p 重叠“头碰头”平行2pZ,A2pZ,B原子轨道分子轨道反键成键原子轨道与分子轨道的形状肩并肩”组合原则(成键三原则)原子轨道线性组合的原则：①①能量相近能量相近——只有能量相近的只有能量相近的AO才能组合才能组合 成有效的成有效的MO③③对称性匹配对称性匹配——只有对称性相同的只有对称性相同的AO才能才能 组成组成MO②②最大重叠最大重叠——两两AO重叠程度越大，成键轨道重叠程度越大，成键轨道 能量较能量较AO降低愈多，成键效应降低愈多，成键效应 愈强非键分子轨道——AO组合后，能量的升高与降低（P173） 互相抵消，MO的能量AO相同同核双原子O2 (O,F)9.2.4.2 同核双原子分子同核双原子分子第二周期同核双原子分子N2N2 （B,C,N)第二周期同核双原子分子MO电子排布式分子轨道电子排布式：或或有两个三电子π键，具有顺磁性。

O O:键级B.O =1/2 ( 8 - 4 ) = 2B.O = 1/2( 10 - 4 ) = 3练习键级 写出下列分子或离子的分子轨道表示式，计算它们的键级，并预测分子的稳定性，判断有无顺磁性分子关于对称性*9.2.4 .3 关于原子轨道和关于原子轨道和 分子轨道的对称性分子轨道的对称性σπ π对称：绕 x 轴旋转180°，形状不变，符号改变例如：原子轨道pz，py，dxy，dxz，dyz为π对称键参数9.2.5.1 键级键级§9.2.5 键参数键参数9.2.5.5 键的极性键的极性9.2.5.4 键角键角9.2.5.3 键长键长9.2.5.2 键能键能键级B.O =1/2 ( 8 - 4 ) = 2B.O = 1/2( 10 - 4 ) = 39.2.5.1 键级键级键能 在双原子分子中，于100kPa下将气态分子断裂成气态原子所需要的能量D(H—Cl)=432kJ·mol-1, D(Cl—Cl)=243kJ· mol-1 在多原子分子中，断裂气态分子中的某一个键，形成两个“碎片”时所需要的能量叫做此键的解离能。

9.2.5.2 键能键能键解离能（D）END双原子分子：键能 = 键解离能 E(H－Ｈ) =D(H－Ｈ)多原子分子：键能 = 各个键的D的平均值 键长通常，键能越大，键愈牢固，分子越稳定 分子中两原子核间的平衡距离称为键长例如，H2分子，l = 74pm－－－－－－－－9.2.5.3 键长键长 由表数据可见，H－F， H－Cl， H－Br， H－I 键长依次递增，而键能依次递减；单键、双键及叁键的键长依次缩短，键能依次增大，但与单键并非两倍、叁倍的关系键角键长越短，键越强，键越牢固  键角和键长是反映分子空间构型的重要参数，它们均可通过实验测知9.2.5.4 键角键角N:FFFC = CHHHHN:HHHP:HHHH——分子中两相邻化学键的夹角分子中两相邻化学键的夹角键的极性 键矩是表示键的极性的物理量记作μ μ= q ·l 式中 q 为电量，l 为核间距μ为矢量，例如，实验测得H－Cl9.2.5.5 键的极性键的极性非极性共价键：由于成键两原子电负性相同，共用电子对均匀出现在两原子之间，两原子核正电荷重心与负电荷重心重合的共价键。

极性共价键：由于成键两原子电负性不相同，共用电子对偏向电负性大的原子，使电荷分布不对称，正电荷重心与负电荷重心不重合的共价键小结键参数小结：键的极性——键矩(μ)键的强度键级(B·O)键能(E)分子的空间构型键角( )键长(l)分子晶体与原子晶体分子晶体：由共价型非金属的单质和化合物分子组成的晶体如分子晶体的特点：1）组成晶体的质点是分子；2）质点间的作用力是分子间作用力；3）分子晶体的一般性质：熔、沸点低，硬度小，通常不导电§9.2.6 分子晶体和原子晶体分子晶体和原子晶体原子晶体原子晶体：由共价型非金属的单质和化合物组成的晶体原子晶体的特点：1）组成晶体的质点是原子；2）质点间的作用力是共价键；3）原子晶体的一般性质：较高熔、沸点，硬度大，通常不导电、不导热如金属键§9.3 金属键理论金属键理论（自学）（自学）3-1 金属键的改性共价键理论1、什么是金属键？为什么称之为改性共价键理论？2、金属的通性有哪些？3、用该理论如何解释这些通性？3-2 金属键的能带理论1、金属能带的形成？2、什么是满带？导带？禁带？3、金属导体、半导体、绝缘体的能带结构有何区别？4、用该理论如何解释金属的通性？3-1 金属晶体1、特点：组成晶体的质点？质点间的作用力？晶体的 一般性质？2、金属晶体的晶格类型：体心立方、六方紧堆、面心立方晶体类型晶体类型小结晶体类型小结分子间力9.4.1 极性极性分子与非极性分子分子与非极性分子§9.4 分子间作用力分子间作用力9.4.3 离子的极化离子的极化9.4.2 分子间作用力分子间作用力9.4.4 氢键氢键1.分子的偶极矩(μ)：用于定量地表示极性 分子的极性大小。

极性分子正负电荷“重心”重合在一起的分子 μ≠0非极性分子正负电荷“重心”不重合在一起的分子μ=0双原子分子：多原子分子：同核：O3（V字形）q 为极上所带电量，l 为偶极长度9.4.1 极性极性分子与非极性分子分子与非极性分子异核：HX+ －l推断非极性分子由非极性键组成的分子由极性键组成但分子空间构型对称极性分子由极性键组成且分子空间构型不对称偶极矩表键的极性的分子的构型决定分子的极性分子的偶极矩μ(×10－30 C·m)2、分子的偶极永久偶极——极性分子中固有的偶极 μ诱导偶极——在外电场作用下所产生的偶极瞬间偶极——在某一瞬间分子的正负电荷“重心” 不重合时所产生的偶极分子变形性：分子中电子云与核发生相对位移使分子外形发生变化的性质分子的极化：在外电场作用下产生诱导偶极的过程极化率分子的极化率： 用于定量地表示分子的变形性大小分子的变形性大小指的是正电中心与负电中心发生位移(由重合变不重合，由偶极长度小变偶极长度大) 外因：外加电场愈强，分子变形愈厉害；内因：分子愈大，分子变形愈厉害影响分子变形性大小的因素：极化率分子的极化率α(×10－40C·m2 ·V－1) 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。

9.4.2 分子间作用（范德华力）分子间作用（范德华力）1.取向力（趋向力)： 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力分子离得较远趋向诱导影响因素？诱导力◆分子的极性越大，则取向力越大；◆温度越高，则取向力越小；◆分子间距离越大，则取向力越小存在于极性分子与极性分子间2.诱导作用(诱导力)：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• 非极性分子的变形性： 变形性愈大，诱导作用愈强·分子间距离↓，诱导力↑诱导偶极与极性分子永久偶极间的作用力分子离得较远分子靠近时色散力存在于：极性分子与非极性分子之间； 极性分子与极性分子之间；非极性分子的瞬时偶极之间的相互作用由于瞬时偶极而产生的分子间相互作用3.色散作用(色散力)：一大段时间内的大体情况色散力与分子变形性有关变形性大,色散力大分子间距离越小，色散力越大每一瞬间思考存在于一切原子、离子、分子之间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？力的大小 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(×10－22 J)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；极性分子之间： 有三种力，并以色散力为主，仅仅极性很大的H2O 分子例外极性分子与非极性分子之间：诱导力和色散力• 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仅为几~几十kJ·mol-1对物理性质的影响分子量色散作用分子间力沸点熔点水中溶解度HeNeAr Kr Xe小大小大小大小大低高小大 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间力的意义：离子极化变形性描述一个离子对其他离子变形的影响能力离子的极化力(f )：描述离子本身变形性的物理量离子的极化率(α)：9.4.3 离子极化离子极化未极化的负离子极化的负离子离子极化：离子在电场作用下，正负离子电荷重心偏离，产生诱导偶极的现象离子变形性：离子受极化而使外层电子云变形的作用变形性1.离子的变形性① 离子半径 r ： r 愈大， α愈大　如，Li+

③ 离子电荷：离子正电荷高的 变形性小 如：O2- > F- >Ne > Na+ > Mg2+ >Al3+ >Si4+④ 离子电荷：负离子电荷多的变形性大 如：S2－ > Cl－ ⑤ 离子的电子层构型:(18+2)e-,18e-> 9－17e->8e- 如：Cd2+ > Ca2+； Cu+ > Na+ r/pm 97 99 96 95 一般规律：极化力2.离子极化力(f ) ①离子半径 r ：r 小者，极化力大②离子电荷：电荷多者，极化力大③离子的外层电子构型： f ：(18+2)e-,18e- > 9－17e- >8e- 当正负离子混合在一起时，着重考虑正离子的极化力，负离子的极化率，但是18e构型的正离子(Ag+, Cd2+ 等)也要考虑其变形性一般规律：附加极化离子的附加极化+－- ++- +- +- +- +未极化使负离子变形使正离子变形负离子变形加剧 负离子被正离子极化产生的诱导偶极反过来诱导变形性大的正离子产生诱导偶极，正离子的诱导偶极又加强了对负离子的极化，使负离子的诱导偶极增大，这种效应叫附加极化。

极化结果3.离子极化的结果① 键型过渡( (离子键向共价键过渡离子键向共价键过渡) ) Ag+ I－r/pm　　　　　　126+216 (= 342)R0/pm 299如：AgF AgCl AgBr AgI核间距缩短离子键共价键END未极化弱极化强极化② 晶型改变 AgCl AgBr AgIr+/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 4③ 性质改变例如；溶解度 AgCl > AgBr > AgINaCl 易溶于水，CuCl 难溶于水颜色加深 AgF AgCl AgBr AgI白 白 淡黄 黄白 黄 红氢键9.4.4 氢键氢键反常 HF HCl HBr HI　　　　　　　　　　　　　沸点/0C －85.0 －66.7 －35.4　19.9极化率 小 大色散作用 弱 强沸点 低 高HF为何反常的高？原因——存在氢键。

HF 分子中，共用电子对强烈偏向电负性大的 F 原子一侧在几乎裸露的 H 原子核与另一个 HF 分子中 F 原子的某一孤对电子之间产生的吸引作用称为氢键定义氢键的形成条件：氢键的形成条件：分子中有H和电负性大、半径小且有孤对电子的元素(F ，O，N)形成氢键① 键长特殊：F－H F 270pm② 键能小 E(F－H F) 28kJ·mol－1③ 具有饱和性和方向性氢键的特点：类型氢键氢键：强极性键上的氢核与电负性大、半径小含 孤电子对并带有部分负电荷的原子间的静电引力 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HCOOHHOOHC 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、沸点较低层状晶体石墨具有层状结构，称为层状晶体§9.5 层状晶体层状晶体层间为分子间力END 同一层：C－C 键长为142pm，C 原子采用 sp2 杂化轨道，与周围三个 C 原子形成三个σ键，键角为 1200，每个 C 原子还有一个 2p 轨道，垂直于sp2 杂化轨道平面，2p 电子参与形成了π键，这种包含着很多原子的π键称为大π键。

层与层间：距离为 340pm，靠分子间力结合起来 石墨晶体既有共价键，又有分子间力，是混合键型的晶体思考思考： 石墨具有良好的导电传热性，又常用作润滑剂，各与什么结构有关？END。