第2章 物质结构基础 Basic of Substance Structure Chapter 2

本章教学要求 1. 了解原子核外电子运动的基本特征，明确量子数的取值规律，了解原子轨道和电子云的空间分布。 2. 掌握核外电子排布的一般规律及其与元素周期表的关系。 3. 了解化学键的本质及键参数的意义。 4. 了解杂化轨道理论的要点，能应用该理论判断常见分子的空间构型、极性等。 5. 了解分子间作用力以及晶体结构与物质物理性质的关系。 制作:张思敬等

本 章 内 容 2.1 原子结构的近代概念 2.2 多电子原子的电子分布方式和周期系 2.3 化学键与分子间相互作用力 2.4 晶体结构 制作:张思敬等

2.1 原子结构 2.1.1 电子运动特征 2.1.2核外电子运动状态的描述 2.1.3原子核外电子分布 2.1.4元素周期系 2.1 原子结构 2.1.1 电子运动特征 2.1.2核外电子运动状态的描述 2.1.3原子核外电子分布 2.1.4元素周期系 可见：此处所谓原子结构实际上仅讨论原子核外电子 的运动规律和分布规律,不讨论原子核内部的情况。 制作:张思敬等

2.1.1 电子运动特征 1 能量量子化 （根据氢原子的线状光谱做出的假说。） 氢原子光谱特征: ①不连续的、线状的， ②是很有规律的. 原子核外的电子只能在一定的能量状态（能级）上运动，不同能级之间的能量变化是不连续的。 （根据氢原子的线状光谱做出的假说。） 图2-1 氢原子光谱示意图 氢原子光谱特征: ①不连续的、线状的， ②是很有规律的. 制作:张思敬等

2 波粒二象性 所谓波粒二象性是指电子等微观粒子具 有波动性和粒子性双重性能。 实验事实： 电子质量； 电子衍射实验。 制作:张思敬等

● 微粒波动性的直接证据 — 光的衍射 ● 德布罗依关系式 — 一个伟大思想的诞生 h 为Planck 常量 这就是著名的 德布罗依关系式. ● 微粒波动性的直接证据 — 光的衍射 灯光源 ● 德布罗依关系式 — 一个伟大思想的诞生 1924年，Louis de Broglie认为：质量为 m ,运动速度为v 的粒子,相应的波长为： 在光的波粒二象性的启发下，德布罗依提出一种假想.他于1924 年说： “过去，对光过分强调波性而忽视它的粒性；现在对电子是否存在另一种倾向，即过分强调它的粒性而忽视它的波性.” h 为Planck 常量 这就是著名的 德布罗依关系式. 制作:张思敬等

电子衍射实验示意图 1927年，粒子波的假设被电子衍射实验所证实。 晶片光栅 定向电子射线 衍射图象 电子衍射示意图 制作:张思敬等

电子波的特点： 电子波是具有统计意义的几率波：一个电子某一时刻到达什么地方是不能准确预言的，但若重复进行许多次相同的实验，则在衍射强度较大的区域电子出现的几率较大，衍射强度较小的地方电子出现的几率较小。在空间任一点波的强度与粒子出现的几率密度成正比。 制作:张思敬等

从电子衍射的明暗相间的环纹看，明纹就是电子出现机会多的区域，而暗纹就是电子出现机会少的区域。所以说电子的运动可以用统计性的规律去研究。 对微观粒子运动的特殊性的研究表明，具有波粒二象性的微观粒子的运动，遵循测不准原理，不能用牛顿力学去研究，而应该去研究电子运动的统计性规律。要研究电子出现的空间区域，则要去寻找一个函数，用该函数的图象与这个空间区域建立联系。 这种函数就是微观粒子运动的波函数。 制作:张思敬等

1926年，奥地利物理学家薛定谔（Schrödinger）提出了微观粒子运动的波动方程，即薛定谔方程： 其中，  为波动函数，是空间坐标x、y、z 的函数。 E 为核外电子总能量，V 为核外电子的势能，h 为普朗克常数，m 为电子的质量。 制作:张思敬等

z • y x 变换为球面坐标： x = r sinθ cos φ y = r sin θ sin φ  z = r cos θ  r2 = x2 + y2 + z2 • P(x,y,z) θ r z=rcosθ rsin x= rsinθcosφ φ y = rsinθsinφ 球面坐标变换 制作:张思敬等

 = n, l, m(r, , ) 在整个求解过程中，需要引入三个参数，n、l 和 m。结果可以得到一个含有三个参数和三个变量的函数 n的取值为非零正整数，l 的取值为0到(n – 1)之间的整数，而m的取值为0到± l 之间的整数。 由于上述参数的取值是非连续的,故被称为量子数。当n、l 和 m 的值确定时，波函数(原子轨道)便可确定。即：每一个由一组量子数确定的波函数表示电子的一种运动状态。 制作:张思敬等

The Schrodinger wave equation ★方程中既包含体现微粒性的物理量 m ,也包含体现波动性的物理量ψ; ★求解薛定锷方程, 就是求得波函数ψ和能量 E ; ★解得的ψ不是具体的数值, 而是包括三个常数 (n, l, m)和三个变量(r,θ,φ)的 波函数式Ψn, l, m (r,θ,φ)=…… ; ★数学上可以解得许多个Ψn, l, m (r,θ,φ) , 但其物理意义并非都合理; ★为了得到合理解, 三个常数项(n, l, m)只能按一定规则取值, 很自然地得到前 三个量子数. 波动力学的成功: 轨道能量的量子化不需在建立数学关系式时事先假定. 制作:张思敬等

波函数可以被分解为径向部分R(r)和角度部分Y(θ, φ) ，即：ψ(r, θ, φ) = R(r)·Y(θ, φ) 氢原子的波函数如下。 n,l,m 轨道 ψ(r, θ, φ) R(r) Y(θ, φ) 1,0,0 1s 2,0,0 2s 2,1,0 2pz 2px 2py 2,1,±1 制作:张思敬等

波函数是描述核外电子运动状态的函数，也称为原子轨道。 原子轨道与经典力学的轨道是完全不同的两个概念。之所以这样叫，只是沿用了“轨道”这个名称而已。 波函数角度部分Y(θ, φ)在三维坐标上的图像称为原子轨道的角度分布，图像中的正、负号是函数值的符号。 氢原子的1s轨道：角度部分为 ，是一个与角度无关的常数，其图像是一个半径为 的球面。 氢原子的2pz轨道：角度部分为 ，只与θ角度有关，由于θ是r与z轴的夹角，其图像是一个沿z轴分布的互切双球面。在z轴正向，函数值大于0， z轴反向，函数值小于0。 制作:张思敬等

2.1.2 核外电子运动状态的描述 1 四个量子数 (1)主量子数n 取值范围:1，2，3，……，即正整数。 意 义：决定电子平均离核远近和原子轨道能级高低。 (2)角量子量l 取值范围：0，1，2，……，（n – 1） 意 义：l与原子轨道的形状有关 。 当l=0、1、2、3时，原子轨道分别称为s、p、d、f轨道。 制作:张思敬等

意 义：对应两种电子自旋状态 “↑”和“↓”。 通常用“↑↑”和“↑↓”分别表示两个电子“自旋平行”和“自旋反平行”两种情况 。 (3）磁量子数m 取值范围：0，±1，±2，……, ±l 。 意 义：与原子轨道的空间伸展方向有关。 (4）自旋量子数ms 取值范围：1/2和 –1/2 意 义：对应两种电子自旋状态 “↑”和“↓”。 通常用“↑↑”和“↑↓”分别表示两个电子“自旋平行”和“自旋反平行”两种情况 。 制作:张思敬等

表2-1 氢原子轨道与三个量子数的关系 n l m 轨道名称 轨道数 1 1s 2 -1,0,+1 2s 2p 3 表2-1 氢原子轨道与三个量子数的关系 n l m 轨道名称 轨道数 1 1s 2 -1,0,+1 2s 2p 3 -2,-1,0,+1,+2 3s 3p 3d 5 4 -3,-2,-1,0,+1,+2,+3 4s 4p 4d 4f 7 制作:张思敬等

2 波函数、原子轨道和电子云 (1）波函数和原子轨道 波函数ψ是描述电子运动状态的函数，它服从 波动方程（Schrödinger方程)，解方程时，对应于一组量 子数n、l、m，就有一个波函数ψ(r,,),它代表一种电子运 动状态，也称为一个原子轨道。 例如，当n=1，l=0，m=0时，氢原子处在最低的能量运 动状态，称为基态。基态氢原子的波函数 ψ(1,0,0)= 这时称电子在1s轨道上运动。 制作:张思敬等

ψ在数学上均可表示成两个函数之积：ψ(r,,)= R(r)·Y(,)。其中R(r)是波函数的径向部分，Y(,)是波函数的角度部分。 图2-2 s,p,d原子轨道角度分布示意图 制作:张思敬等

(2）电子云 |ψ|2与电子在空间出现的几率密度（即在空间某点单位体积内电子出现的几率）成正比。 以黑点疏密程度来表示电子出现几率密度分布的图形叫电子云[动画]。 图2-3 电子云示意图 制作:张思敬等

电子云的统计概念（二维投影） a) 单张照片；b) 二张照片 c)大量照片 基态氢原子核外电子的运动 假定我们能用高速照相机摄取一个电子在某一瞬间的空间位置，然后对在不同瞬间拍摄的千百万张照片上电子的位置进行考察，则会发现明显的统计性规律。即：电子经常出现的区域是一个球形空间。叠加图形被形象地称为电子云。电子云是空间某单位体积内找到电子的概率分布的图形，故也称为概率密度。 y x b y x c y x a 电子云的统计概念（二维投影） a) 单张照片；b) 二张照片 c)大量照片 制作:张思敬等

2.1.3 原子核外电子分布 1 核外电子分布规则 (1）泡利（Pauli）不相容原理 各电子层的最大电子容量如下： 在一个原子中不可能存在四个量子数完全相同的两个电子。即在同一原子内的任一原子轨道中最多只能容纳两个自旋方向相反的电子。 各电子层的最大电子容量如下： 电子层（主量子数） 1 2 3 4 …… n 原子轨道数 1 4 9 16 …… n2 电子容量 2 8 18 32 …… 2n2 制作:张思敬等

(2）最低能量原理 整个原子的能量降低。 氢原子轨道的能量高低取决于主量子数n；多电子原子轨道的能 基态原子的核外电子尽可能优先占据能级较低的轨道，以便使 整个原子的能量降低。 氢原子轨道的能量高低取决于主量子数n；多电子原子轨道的能 量除了主要与n有关外，还与角量数l有关，具体有以下规律： ①l值相同时，n值越大的轨道能级越高。例如：E1s<E2s<E3s<……； ② n值相同时，l值越大的轨道能级越高。即Ens<Enp<End<Enf ； ③ n和l均不同时，多数情况下是n值较大的轨道的能级较高，但在有些情况下，n值较大、l值较小的轨道的能量小于某些n值较 小但l值较大的轨道，即出现能级交错现象。例如，有些元素的E4s<E3d、E5s<E4d等等。 制作:张思敬等

此图不是顺序图! 鲍林图上反映不出这种情况 ！ 原子轨道的能级关系示意图 它原子轨道均发生能级分裂. 随原子序数增大而下降. ◆ H 原子轨道能量只与 n 有关, 其 它原子轨道均发生能级分裂. ◆ 各种同名轨道的能量毫无例外地 随原子序数增大而下降. ◆ 从Sc 开始, 第4周期元素的 3d 轨 道能级低于4s. 这说明, 不但是Mn 原子,其余 3d 过渡金属被氧化时, 4s 轨道都先于3d 轨道失去电子. 鲍林图上反映不出这种情况 ！ 制作:张思敬等

(3）洪德（Hund）规则 电子在简并轨道中排布时，总是优先占据不同的轨 道而且采取自旋平行的状态。 简并轨道：同一原子中，n和l值均相同的原子轨 道，其能量亦相同，这种能量相同的轨道叫简并轨道。 例如：2p轨道有三个空间取向不同的轨道，若有三 个电子时，它们将填充在三个2p轨道上并且自旋方向相 同，其分布情况可表示为或↑ ↑↑ ；同理，若3d轨道 上有五个电子，它们的分布情况为↑ ↑ ↑ ↑ ↑。 制作:张思敬等

2 原子核外电子分布 鲍林近似能级图 的情况, 主量子数小的能级 可能高于主量子数大的能级, 即所谓的能级交错. 能级交 ◆ n 值相同时,轨道能级则由 l 值决定, 例: E(4s) < E(4p) < E(4d) < E(4f ). 这种 现象叫 能级分裂. ◆ l 值相同时, 轨道能级只由 n 值决 定, 例: E(1s) < E(2s) < E(3s) < E(4s ) ◆ n和l都不同时出现更为复杂 的情况, 主量子数小的能级 可能高于主量子数大的能级, 即所谓的能级交错. 能级交 错现象出现于第四能级组开 始的各能级组中, 例如第六 能级组的E(6s) ＜ E(4f ) ＜ E(5d). A qualitative energy-levels diagram for many-electron atoms 制作:张思敬等

对鲍林能级图的重要说明 计算得出多电子原子(Many-electron atoms)中轨道能量的高低 ◆ 1939年, 鲍林(Pauling L)从大量光谱实验数据出发, 通过理论 计算得出多电子原子(Many-electron atoms)中轨道能量的高低 顺序, 即所谓的顺序图。 图中一个小圆圈代表一个轨 道(同一水平线上的圆圈为等价轨道)；箭头所指则表示轨道能 量升高的方向。 ◆ 鲍林能级图只适用于多电子原子.即不适用于氢原子和类氢原子, 氢原子和类氢原子不存在能级分裂现象,自然也谈不上能级交错。 ◆ 鲍林能级图严格意义上只能叫“顺序图”,顺序是指轨道被填充 的顺序或 电子填入轨道的顺序. 换一种说法，填充顺序并不总是 能代表原子中电子的实际能级！ 例如Mn原子(Z=25), 最先的18 个电子填入 n = 1和 2 的9条轨道, 接下来2个电子填入4s 轨道, 最 后5个电子填入顺序图中能级最高的3d 轨道. 但是, 如果你由此得 “Mn原子中3d电子的能级高于4s电子”，那就错了. 金属锰与酸 反应生成Mn2+ ,失去的2个电子属于4s 而非 3d ！ 制作:张思敬等

原子轨道近似能级图 制作:张思敬等

(1）核外电子分布式 根据电子分布规则和鲍林（L.Pauling）近似能级 顺序，写出基态原子的电子分布式。 例如：7号元素N的电子分布式为1s22s22p3 对于许多长周期元素，按照近似能级顺序写出的电子分布式必须重排，即按主量子数由小到大的顺序排布。 例如，26号元素Fe，按照近似能级顺序直接写出的原子核外电子分布式为1s22s22p63s23p64s23d6，重排后为1s22s22p63s23p63d64s2（符合实际）。 制作:张思敬等

等价轨道在半充满、全充满或全空时，有利于原子系统能量降低。因此，填充电子时倾向于形成轨道半充满（如np3，nd5 ，nf7 ） 、全充满（如np6，nd10，nf14）或全空的状态。 例如，24号元素Cr，按近似能级顺序并重排后的电子分布式为1s22s22p63s23p63d44s2，实际结果是1s22s22p63s23p63d54s1。 有类似现象的有Mo（42号元素）、Cu（29号）、Ag（47号）和Au（79号）等。 （核外电子分布见教材表2-2） 制作:张思敬等

(2）外层电子分布式 主族元素：外层电子是指最外层轨道上的电子。 例如，O的外层电子分布式是2s22p4； 副族元素：外层电子是指最外层的ns轨道上的电子和次外 层的(n-1)d轨道上的电子。 例如，Zn的外层电子分布式为3d104s2； 镧系、锕系元素：外层电子一般是指最外层的ns电子和外数第三层的(n-2)f电子，有时还包括次外层的(n-1)d电子。 例如：U的外层电子分布式为5f36d17s2。 （化学反应一般只涉及外层电子，因此，搞清外层电子分布非常重要。别名：价电子构型、价电子分布。） 制作:张思敬等

(3）离子的外层电子分布式 ①2电子构型，例如Li+(1s2) ②8电子构型，例如Na+(2s22p6)，S2-(3s23p6)； ③9-17电子构型，例如Fe3+(3s23p63d5)， Cu2+(3s23p63d9)； ④18电子构型，例如Ag+(4s24p64d10)， Zn2+(3s23p63d10)； ⑤18+2电子构型，例如Pb2+(5s25p65d106s2)， Sn2+(4s24p64d105s2)。 制作:张思敬等

2.1.4 元素周期系 1 元素周期表及其分区 元素周期律：元素性质随原子序数的增加呈周期性变化 的规律。 元素周期表：（见书末附表） 周期数等于该元素原子的电子层数；族数等于外层 电子数（ⅠB、ⅡB、Ⅷ族及镧系锕系元素除外）。 周期性变化根源：外层电子分布的周期性变化。 例如：前三周期外层电子分布规律是先填充ns1-2， 然后填充np1-6；从第四周期开始，一般是先填充ns1-2， 然后填充(n-1)d1-10，最后填充np1-6电子。 制作:张思敬等

表2-3 原子外层电子构型与周期系分区 (n-2)f1-14ns2 f 区元素 ns 2np1-6 P区元素 ns 1-2 s区元素 表2-3 原子外层电子构型与周期系分区 1s2 ns 2np1-6 P区元素 ns 1-2 s区元素 (n-1)d1-8ns2 d区元素 (n-1)d10 ns1-2 ds 区 元素 (n-2)f1-14ns2 f 区元素 制作:张思敬等

2 元素性质的周期性变化 呈周期性变化的性质很多，例如第一章介绍的原子量 等。在此仅介绍原子半径、电负性和最高氧化数的周期性。 (1)原子半径 定义：原子半径包括共价半径或金属半径： 共价半径是指同种元素原子以共价单键结合形成的分子中相邻原子核间距的一半； 金属半径是指金属晶体中相邻原子核间距的一半。 制作:张思敬等

严格地讲，由于电子云没有边界，原子半径也就无一定数.但人总会有办法的.迄今所有的原子半径都是在结合状态下测定的. 金属半径(metallic radius) 共价半径(covalent radius) ◆ 适用金属元素 ◆ 固体中测定两个最邻近原子的 核间距一半 ◆ 适用非金属元素 ◆ 测定单质分子中两个相邻原子的 核间距一半 制作:张思敬等

Atomic radii (in pm) Li Be Mg Na Ca K Rb Sr Ba Cs B C N O F Al Si P S 157 Be 112 Mg 160 Na 191 Ca 197 K 235 Rb 250 Sr 215 Ba 224 Cs 272 B 88 C 77 N 74 O 66 F 64 Al 143 Si 118 P 110 S 104 Cl 99 Ge 122 Ga 153 Tl 171 In 167 Br 114 As 121 Se Sn 158 Sb 141 Te 137 I 133 Bi 182 Pb 175 Sc 164 Mo 140 Cr 129 Mn 137 Tc 135 Re Os Ru 134 Fe 126 Co 125 Rh Ir 136 Pt 139 Pd Ni Cu 128 Ag 144 Au Hg 155 Cd 152 Zn Ti 147 V Nb Y 182 Hf 159 Ta W 141 Lu 172 Zr 160 Source:Wells A F,Structural Inorganic Chemistry,5th edn.Clarendon Press,Oxford(1984). 制作:张思敬等

(2）电负性 概念：电负性反映在分子中原子吸引电子能力的相对大小。电负性越大，则原子吸引电子的能力越强，表现出的非金属性越强。反之，电负性越小，则原子吸引电子的能力越弱，表现出的金属性越强。 周期性：主族元素的电负性明显呈周期性变化，同周期从左向右电负性依次增大，同族自上而下电负性基本上依次减小；副族元素电负性变化的周期性不明显。 参见表2-5 Pauling 的电负性数据。 Pauling,L.C.(1901-1994) 制作:张思敬等

表2-5 元素的Pauling电负性 H 2.1 Li 1.0 Be 1.5 B 2.0 C 2.5 N 3.0 O 3.5 F 4.0 Na 0.9 Mg 1.2 Al 1.5 Si 1.8 P 2.1 S 2.5 Cl 3.0 K 0.8 Ca 1.0 Sc 1.3 Ti 1.5 V 1.6 Cr 1.6 Mn 1.5 Fe 1.8 Co 1.9 Ni 1.9 Cu 1.9 Zn 1.6 Ga 1.6 Ge 1.8 As 2.0 Se 2.4 Br 2.8 Rb 0.8 Sr 1.0 Y 1.2 Zr 1.4 Nb 1.6 Mo 1.8 Te 1.9 Ru 2.2 Rh 2.2 Pd 2.2 Ag 1.9 Cd 1.7 In 1.7 Sn 1.8 Sb 1.9 Te 2.1 I 2.5 Cs 0.7 Ba 0.9 La-Lu 1.0~1.2 Hf 1.3 Ta 1.5 W 1.7 Re 1.9 Os 2.2 Ir 2.2 Pt 2.2 Au 2.4 Hg 1.9 Tl 1.8 Pb 1.9 Bi 1.9 制作:张思敬等

图片来源：西北大学编普通化学电子课件插图。 电负性变化的形象表示 图片来源：西北大学编普通化学电子课件插图。 制作:张思敬等

例如，在HCl分子中，H的氧化值是+1，Cl的氧化值是-1；在Fe3O4晶体中，O的氧化值是-2，Fe的氧化值是 +（8/3）。 (3) 最高氧化值 概念：所谓氧化值是指某元素的一个原子的荷电数，该荷电数是假定把每一化学键中的电子指定给电负性更大的原子而求得的。具体地说，对离子化合物，某原子（或离子）的氧化值就是它所带的电荷数；对共价化合物，某原子的氧化值就是它形式上的电荷数。 例如，在HCl分子中，H的氧化值是+1，Cl的氧化值是-1；在Fe3O4晶体中，O的氧化值是-2，Fe的氧化值是 +（8/3）。 制作:张思敬等

周期性变化：主族元素同周期主族元素从左向右最高氧化数依次增高，其数值等于元素的族数（或外层电子数）；副族元素除最外层电子参加反应外，次外层的d电子也可能参加反应，因此，从ⅢB至ⅦB，最高氧化数依次升高，其数值等于元素所处的族数。 例如，第四周期从ⅢB到ⅦB的五个元素Sc、Ti、V、Cr、Mn的最高氧化值分别是+3、+4、+5、+6和+7。但第Ⅷ族和ⅠB、ⅡB族元素的最高氧化值明显减小。 制作:张思敬等

表2-6 元素的氧化值 变价元素中，下划线的较稳定。 IA +1 IIA IIIA IVA VA VIA VIIA +2 +3 -4 +4 -3 +5 -2 +6 -1 +7 IIIB IVB VB VIB VIIB VIII IB IIB +8 +3 +1 +4 +2 +5 +3 +6 +4 制作:张思敬等

2.2 分子结构 2.2.2 分子间作用力和氢键 2.2.1 共价键 (可见，分子结构实际上讨论共价分子内及分子间的作用力。） 2.2 分子结构 2.2.1 共价键 2.2.2 分子间作用力和氢键 (可见，分子结构实际上讨论共价分子内及分子间的作用力。） 制作:张思敬等

物质通常以分子或晶体形态存在。在分子或晶体中，原子（或离子）间有较强的结合力。在化学中，把分子（或晶体）中原子（或离子）间强烈的结合力叫化学键。分子与分子之间的结合力相对较弱，这种较弱的结合力叫分子间作用力。常见的化学键有共价键、离子键、金属键和配位键四种。 制作:张思敬等

组成化学键的两个原子间电负性差大于1.8 时，一般生成离子键，小于1.8 时一般生成共价键。而金属原子之间则生成金属键。 思考：NaCl晶体中钠离子与氯离子之间、金属铜中铜原子与铜原子之间，H2O中氢原子与氧原子之间各有什么键？ 答：NaCl晶体中钠离子与氯离子之间是离子键；金属铜中铜与铜之间是金属键，在水中， H2O分子中H原子与O原子之间存在共价键， H2O间存在分子间作用力和氢键。 制作:张思敬等

1 价键理论( Valence Bond Theory ) 2.2.1 共价键 共价键理论: 价键理论、杂化轨道理论和分子轨道理论。 1 价键理论( Valence Bond Theory ) 要点： （1）在分子中，原子间共用电子对而形成共价键。 (2)在成键分子（图2-7 ）中，密集在两个原子核间的电子云的作用可以看成是同时吸引两个核并把两个原子联系在一起的化学键（共价键）。 (3)只有自旋反平行的未成对电子相遇时，才能配对成键，即一个原子所能形成的共价键的数目受未配对电子数目的限制。因此，共价键具有饱和性。 制作:张思敬等

成键时，原子轨道总是取重叠最多的方向，重叠部分越多，形成的共价键越牢固。因此，共价键具有方向性(见图2-9）。 (4) 两个原子能形成共价键的先决条件是互相重叠的原子轨道的位相（即波函数的正负号）相同，这样才能保证两个原子轨道重叠后，重叠区域的电子云密度增加。 成键时，原子轨道总是取重叠最多的方向，重叠部分越多，形成的共价键越牢固。因此，共价键具有方向性(见图2-9）。 (5)共价键的类型：原子轨道沿两核连线方向以所谓“头碰头”的方式重叠形成的共价键叫σ键； 原子轨道沿两核连线方向以所谓“肩并肩”的方式重叠形成的共价键叫π键（见图2-10）。 （两个原子间若形成共价单键，一般优先形成键；若形成共价双键或共价三键，往往形成一个键和一个或两个键) 制作:张思敬等

同种非金属元素或电负性相差不大的元素之间可以形成共价键。当由两个原子共同提供一对电子时，这对电子的自旋方向必须相反，同时这两个电子的原子轨道发生最大程度的重叠，在两个原子核间形成密集的电子云。 + + + 成键 + + 不成键 图2-7 p轨道共价键形成示意图 制作:张思敬等

共价键的特性 + 共价键具有方向性 + + + + 共价键具有饱和性 + 除 s 轨道外，其它原子轨道均有方向性，要取得最大程度的重叠，成键的两个轨道必须在有利的方向上。 + + + 图2-8 共价键方向性 共价键具有饱和性 共价键的数目取决于成键原子所拥有的未成对电子的数目。 + 图2-9 共价键饱和性 制作:张思敬等

量子力学计算表明，两个具有 1s1 电子构型的 H 彼此靠近时， 两个 1s 电子以自旋相反的方式形成电子对，使体系的能量降低。 1927年，Heitler 和 London 用量子力学处理氢气分子 H2 ，解决了两个氢原子之间的化学键的本质问题，使共价键理论从经典的 Lewis 理论发展到今天的现代共价键理论。 (1)氢分子中的化学键 量子力学计算表明，两个具有 1s1 电子构型的 H 彼此靠近时， 两个 1s 电子以自旋相反的方式形成电子对，使体系的能量降低。 制作:张思敬等

ro r V 横坐标 H 原子间的距离， 纵坐标 体系的势能 V，  且以 r —  时的势能值为 纵坐标的势能零点。  －D r ro   横坐标 H 原子间的距离， 纵坐标 体系的势能 V， 且以 r —  时的势能值为 纵坐标的势能零点。 从图中可以看出，r= r 0时，V 值最小，V =－D ( D > 0 ，－D < 0 ) ， 表明此时两个 H 原子之间形成了化学键。 制作:张思敬等

计算还表明，若两个 1s 电子以相同自旋的方式靠近，则 r 越小，V 越大。此时，不形成化学键。 如图中上方红色曲线所示，能量不降低 。 －D r ro   从电子云的观点考虑，可认为 H 的 1s 轨道在两核间重叠，使电子在两核间出现的几率大，形成负电区。两核吸引核间负电区，使 2 个 H 结合在一起。 制作:张思敬等

形成共价键的两个原子轨道的对称性必须匹配； 将对H2的处理结果推广到其它分子中，形成了以量子力学为基础的价键理论 ( V. B. 法 ) 。两个原子轨道重叠后，使两核间电子密度增大，加强了对原子核的吸引，系统能量降低而形成稳定分子。形成共价键的条件为： 形成共价键的两个原子轨道的对称性必须匹配； 形成共价键的两个原子轨道获得最大程度的重叠。 一个原子可以与多个其它原子成键，一个原子可以形成的共价键的数目等于该原子的未成对电子数。 思考：H、O原子最多可以形成的价键数目是多少？ 答：H、O原子的未成对电子分别为1和2，因此最多可以形成的价键数目是1和2。 制作:张思敬等

键和键 根据原子轨道不同的叠合方式，共价键可以分为键和键等。 键——原子轨道重叠部分沿着键轴呈圆柱形对称，即原子轨道以“头碰头”方式重叠。s轨道总形成键，p轨道间只形成一个键[动画] 。 键——原子轨道重叠部分对于通过键轴的一个平面呈镜面反对称，即原子轨道以“肩并肩”方式重叠。 键[动画]中原子轨道的重叠程度较小，因此键的强度一般不及键。 键 键 图2-10 s键和p键重叠方式示意图 图2-11 氮分子中三键示意图 制作:张思敬等

*共价数 一个原子所能形成的共价单键的数目称为共价数，与该原子的未成对电子数目密切相关。 例. 分析H2中的H、 NH3中的N、H2O2中的O的成键情况以及共价数。 解：H2分子中的H只能形成一个键，共价数为1。 NH3中的H也一样, N则有三个共价单键，故共价数为3。 H2O2分子中的O原子有两个未成对电子的2p轨道，两个O原子之间形成一个键，每个O原子与H原子各形成一个键，因此O原子的共价数为2。 O H N H H H2、NH3、H2O2的成键情况 制作:张思敬等

(2)价键理论的局限 两个问题 问题1：C原子的共价数与其原子结构。 根据共价键理论，C原子的外层原子轨道上有4个电子，2个在2s轨道上，已成对，2个平行占据2p轨道的电子未成对，共价数应为2。然而事实上C原子的共价数常为4。 问题2：共价键的方向性与H2O分子中两个O—H键的键角。 O原子的3个两两垂直的2p轨道上有四个电子，其中两个轨道上各有一个未成对电子，它们可以与H原子生成键。根据共价键的方向性，这两个键的夹角是90º。但事实上两个O—H键的夹角是104.5º。 制作:张思敬等

在众多科学家的探索中，Pauling 利用“杂化概念”建立了新的化学键理论 杂化轨道理论. 新理论必须解决如下问题 ●原子轨道为什么可以杂化？ ●原子轨道为什么需要杂化？ ●如何求得杂化轨道的对称轴间的夹角？ 制作:张思敬等

杂化轨道(hybrid orbital)理论的要点 2 分子的空间构型和杂化轨道理论 1931年，鲍林等以价键理论为基础，提出化学键的杂化轨道理论。 杂化轨道(hybrid orbital)理论的要点 在形成多原子分子时，中心原子的外层轨道可被混杂，组合成新的原子轨道，即所谓杂化轨道，轨道重新组合的过程叫轨道杂化。中心原子用杂化轨道与周围其他原子的轨道重叠形成共价键。杂化前后轨道数目不变。 与未杂化轨道相比，杂化轨道在空间向外伸展得离核更远（见图2-12），成键时与其他原子的轨道重叠得更多。这样有利于分子系统的能量降低，这是轨道进行杂化的根源。 不同的原子轨道杂化后形成不同类型的杂化轨道。 制作:张思敬等

变了 总之，杂化后的轨道 ●轨道成分变了 结果，当然是更有利于成键喽！ ●轨道的能量变了 ●轨道的形状变了 制作:张思敬等

1) 杂化轨道的类型 按杂化轨道的成份分为 等性杂化和不等性杂化 （参与杂化的原子轨道可以是s轨道、p轨道或d轨道。） sp杂化轨道：由1个s轨道和1个p轨道混杂而成， s成份和p成份各占1/2。 sp2杂化轨道：由1个s轨道和2个p轨道混杂而成， s成份和p成份各占1/3和2/3。 sp3杂化轨道：由1个s轨道和3个p轨道混杂而成， s成份和p成份各占1/4和3/4。 等性杂化和不等性杂化 所有杂化轨道均等价时，称为等性杂化，否则为不等性杂化。 制作:张思敬等

2) 杂化轨道的应用 sp杂化 sp杂化轨道成键特征： 这些元素的特征电子构型为ns2，按照价键理论，它们不能形成共价键。杂化轨道理论认为，s轨道上的一个电子可以激发到p轨道上(所需的能量由成键后释放的能量补偿)，从而进行sp杂化形成2个等性sp杂化轨道。 [动画] 图2-12 sp杂化轨道 sp杂化轨道成键特征： 两个sp杂化轨道的夹角为180°，分子空间构型为直线型。例如 BeCl2, HgCl2, HC≡CH等。 制作:张思敬等

sp2杂化 sp2杂化轨道成键特征： sp2杂化轨道例子 在BCl3分子中，B原子的一个s轨道和两个p轨道可以进行sp2杂化，形成3个等性sp2杂化轨道[动画]。三个轨道间的夹角为120°。 sp2杂化轨道成键特征： 三个键处在同一个平面上，键角为120°。 图2-13 sp2杂化轨道 sp2杂化轨道例子 BX3, AlCl3, H2C=CH2 BCl3和CH2CH2的空间构型 制作:张思敬等

等性sp3杂化 sp3杂化轨道成键特征： 例如： 甲烷分子中C原子的一个s轨道和3个p轨道可以进行sp3杂化，形成4个等性sp3杂化轨道[动画]。4个轨道间的夹角为109º28'。每个键中，s成分占1/4，p成分占3/4。 sp3杂化轨道成键特征： 4个键指向正四面体的四个顶点，键角为109°28'。 例如： CH4, CX4, C(金刚石)等。 甲烷的空间构型 图2-14 sp3杂化轨道 制作:张思敬等

不等性sp3杂化 N原子不等性sp3杂化轨道成键特征： O原子和S原子也能进行不等性sp3杂化 氨分子中N原子可以进行sp3杂化形成不等性sp3杂化轨道。 N原子不等性sp3杂化轨道成键特征： 其中有一个杂化轨道含有一对电子(孤对电子)，含孤对电子的轨道因内部斥力较大，因此压迫另3个轨道使键角小于109°28'。 O原子和S原子也能进行不等性sp3杂化 图2-15 NH3和H2O分子的空间构型示意图 制作:张思敬等

杂化轨道与分子极性 分子 杂化形式 分子构型 分子极性 示例 AB2 sp等性 线形 非极性 BeCl2 AB3 sp2等性 平面三角 非极性 BF3 sp3不等性 AB2 角型 极性 H2O AB3 三角锥 极性 NH3 AB4 sp3等性 正四面体 非极性 CH4 制作:张思敬等

3. 分子轨道理论 要点： 当原子形成分子后，电子不再局限于原来的原子轨道，而是属于整个分子的分子轨道。 分子轨道由组成分子的原子轨道组合产生，组合前后轨道总数不变。 组合前后系统的总能量不变，如在H原子结合成氢分子时，成键 轨道的能量比原子轨道能量下降了E，则反键* 轨道的能量比原子轨道能量上升E。内层轨道组合前后都是全满的，能量不发生变化。因此可以不考虑它们的组合。 组合前原子轨道中所有的电子在组合分子轨道中重新分布，分布法则与电子在原子轨道中的排布类似。 制作:张思敬等

例 用分子轨道理论分析H2分子的成键情况。 两个H原子各有一个1s轨道，形成分子时组合成两个分子轨道，σ1s成键轨道和σ*1s 反键轨道，两个电子排布在成键轨道上，与两个H原子相比，H2的能量降低。 Relative energy levels of orbitals in H ＋ H → H2 reaction. 图2-15 氢分子轨道 制作:张思敬等

2.2.2 分子间作用力和氢键 1 分子的极性 极性分子与非极性分子：如果一个分子内的正、负电荷中心重合（不产生偶极），就称该分子是非极性分子；反之，若分子中的正、负电荷中心不重合（产生偶极），则称该分子是极性分子。 固有偶极与瞬时偶极：极性（非极性）分子的正、负电荷中心是否重合是平均意义而言的，这种偶极叫固有偶极；由于电子运动，分子在某一瞬时产生的偶极叫瞬时偶极。 例如：CO2（O=C=O），非极性分子，固有偶极为0，瞬时偶极不为0； H2O 呈“∨” 字形，极性分子，固有偶极不为0，瞬时偶极不为0。 制作:张思敬等

μ = q·l + - 分子极性大小可以用电偶极矩衡量。设正、负电荷中心所带的电量为q，距离为l，则电偶极矩为： μ的值越大，分子的极性就越大。μ是可以测定的。 思考：键的电偶极矩主要与哪些因素有关？ 答：主要与成键原子的电负性差有关。 制作:张思敬等

双原子分子 多原子分子 同种元素的双原子分子必然是非极性分子。异种元素的双原子分子必然是极性分子。 多原子分子的极性，取决于键的极性和分子的空间构型。空间结构对称的多原子分子μ = 0，是非极性分子。 图2-16 极性分子NH3(a)和非极性分子CH4(b) 制作:张思敬等

共价键参数 键长 键角 键能E 分子中成键原子的两核间的距离称为键长。 键长与键的强度有关，键长越小，键的强度越大。 分子中相邻两键间的夹角称为键角。 分子的空间构型与键长和键角有关。 键能E 298.15K，标准状态下单位物质量的气态物质的共价键断裂生成气态原子所需的能量称为键离解能 ( D)，键能的数值为同类键各级解离能的均值。 制作:张思敬等

2 分子间作用力 （1）色散力 概念：瞬时偶极之间趋向于按异极相吸的状态排列，在分子之间产生吸引力。这种由瞬时偶极产生的分子间作用力叫色散力。 范围：存在于各种分子之间，包括极性分子之间、非极性分子之间以及极性分子与非极性分子之间。 强弱：一般来说，对同类型的单质或化合物，物质的摩尔质量越大，则分子间的色散力越强。 制作:张思敬等

强弱：取决于分子固有偶极的大小，分子的极性越强，分子间的取向力越大。 （2）取向力 概念：当极性分子互相靠近时，由于同极相斥、异极相吸的作用，固有偶极趋向于排列成异极相吸的状态（见图2-17）。这种由于分子固有偶极取向之后而产生的分子间作用力叫取向力。 范围：取向力仅存在于极性分子之间。 强弱：取决于分子固有偶极的大小，分子的极性越强，分子间的取向力越大。 距离较远时 距离较近时 相互接近 图2-17 取向力示意图 制作:张思敬等

（3）诱导力 概念：当极性分子取向、靠近时，在相邻分子固有偶极的作用下，使极性分子的正、负电荷中心拉开得更远，产生诱导偶极。当非极性分子靠近极性分子时，由于受极性分子的电场作用，非极性分子也会产生诱导偶极（见图2-18）。由诱导偶极与极性分子的固有偶极之间产生的分子间力叫诱导力。 范围：存在于极性分子之间，也存在于极性分子与非极性分子之间。 强弱：与分子的极性大小以及分子的变形性大小有关。 ± + - + - 图2-18 诱导力产生的示意图 制作:张思敬等

3 氢键 概念：H原子和电负性较大的X原子（X代表F、O、N等原子）形成的共价键的极性很大，电子强烈偏向X原子一方，使H原子带有强的正电性。当与其他电负性较大的Y原子分子接近时，H原子会吸引Y原子的弧对电子，形成氢键（Y原子可以与X相同，也可以不同）。常用X—H---Y表示有氢键，其中的虚线代表氢键。 特点：氢键具有方向性和饱和性。 种类：分子间氢键 和分子内氢键。 图2-19 氢键示意图 制作:张思敬等

范围：存在于有机羧酸、醇、胺、蛋白质和某些高分子化合物中；无机物中含有氢键的有含氧酸、H2O、NH3、HF等分子。 强弱：氢键的强弱和分子间作用力的强弱接近或者稍大，但远小于共价键力。 制作:张思敬等

分子间作用力比较 分子间氢键： 范德华力：色散力 一个分子的X-H键中的H与另一个分子中的Y原子之间形成的氢键（X、Y包括O、F、N等原子）。 特点：有方向性和饱和性 强弱：氢键的强弱和分子间作用力的强弱接近或者稍大 ；分子间氢键通常使分子间作用力显著增强。 范德华力：色散力 取向力 诱导力 特点: 无方向性和饱和性 强弱：通常色散力最强；在少数强极性分子间，取向力为主；诱导力最小。 制作:张思敬等

①共价分子间作用力越大，相应物质的熔点、沸点越高。 ②分子间含有氢键的物质，其熔、沸点往往高于同类型不含氢键的物质。 4 共价分子间作用力与物性的关系 （1）熔点和沸点 ①共价分子间作用力越大，相应物质的熔点、沸点越高。 ②分子间含有氢键的物质，其熔、沸点往往高于同类型不含氢键的物质。 例如，HF、HCl、HBr、HI的沸点分别是20℃、-86℃、-57℃和-36℃。 ③不含氢键的物质，若是同类型分子，则物质的摩尔质量越大，分子间作用力就越大（主要取决于色散力），相应的物质的熔、沸点越高（参见教材表2-7）。 （2）溶解性 ①物质的溶解性一般服从“相似相溶”规则，即极性溶质易溶于极性溶剂，非极性溶质易溶于非极性溶剂。 ②溶质和溶剂的极性差别越小，则它们的互溶性越强。 ③常用溶剂 强极性溶剂：水、强极性有机溶剂如乙醇（酒精）、丙酮和低分子量的羧酸。这些有机物既含有极性基团。 非极性或弱极性溶剂：四氯化碳、三氯甲烷（氯仿）、苯、甲苯等，这种溶剂主要用于溶解油类物质（如机油、润滑油等）。 制作:张思敬等

2.3 晶体结构 固体物质可以分为晶体和非晶体两类。晶体中物质微粒(分子、原子或离子)在空间按一定的周期性和对称性排列。排列组成的几何形状叫晶格，晶格中排列着微粒的点叫格点。按格点上微粒间结合力的特点，把晶体分为基本类型晶体和过渡型晶体两种。在基本类型晶体中，格点上微粒间靠一种力结合；在过渡型晶体中，格点上微粒间有两种或两种以上的结合力。 图2-20 晶体的各向异性 晶体的特点 具有一定的几何外形 具有固定的熔点 各向异性 制作:张思敬等

2.3.1 晶体的基本类型 晶体的分类 根据晶体点阵点上粒子间的相互作用力，可以分为： 离子晶体 点阵点上的物质微粒是正、负离子，粒子之间作用力是离子键力。 原子晶体 点阵点上的物质微粒是原子，微粒之间的作用力是共价键。 金属晶体 点阵点上的物质微粒是金属离子，微粒之间作用力是金属键。 分子晶体 点阵点上的物质微粒是分子，微粒之间作用力是分子间力。 制作:张思敬等

1. 离子晶体 离子晶体的特点 负离子的半径比正离子的半径大得多，负离子采取紧密堆积，而较小的正离子则填充在负离子形成的孔穴内。 钠原子 氯原子 图2-21 NaCl晶体 熔点高，硬度大，质脆，延展性差。熔融状态可导电。 离子晶体的熔点、硬度等性质可以相差很大，主要与晶格能有关。 制作:张思敬等

答：离子F-、Cl-、Br-、I- 的电荷数相同，离子半径从氟到碘增加，因此晶格能下降，熔点依次降低 离子晶体的性质 晶体的晶格能 298.15K，标准状态下，由气态正、负离子形成单位物质的量的离子晶体所释放的能量称为晶体的晶格能。 离子晶体晶格能与离子电荷和离子半径有关。 晶格能越大，离子晶体越稳定。熔点和硬度就相应较高。 例： 试判断Na的卤化物的熔点高低。 答：离子F-、Cl-、Br-、I- 的电荷数相同，离子半径从氟到碘增加，因此晶格能下降，熔点依次降低 NaF：996℃；NaCl：801 ℃ ；NaBr：755 ℃ ；NaI：661 ℃ 制作:张思敬等

2. 原子晶体 原子晶体的特点 原子晶体中粒子的空间排列取决于共价键的方向和数量，如金刚石晶体，C原子采取sp3杂化。 一般具有低配位、硬度高，强度大与熔点高等特点。 除金刚石外，SiC，SiO2等都是原子晶体。 图2-23 方石英（SiO2 ）晶体结构 图2-22 金刚石晶体的结构 制作:张思敬等

导电导热性 在外电场存在下，金属中的自由电子可以定向移动而导电或导热。 3. 金属晶体 金属晶体中, 金属离子紧密堆积，依靠自由电子对金属离子的引力结合。由于自由电子可以在整个金属晶体的范围内运动，因此，金属晶体又具有独特的性质： 展延性 金属离子之间可以错位移动。 导电导热性 在外电场存在下，金属中的自由电子可以定向移动而导电或导热。 金属晶体的硬度、强度、熔点等相差很大 具有高的价电子/半径比的金属一般具有高的溶点、强度和硬度，如钨，反之，则熔点、硬度和强度都很低，如碱金属、碱土金属(Be除外)以及Hg和p区金属。 制作:张思敬等

对于不同的金属，金属键的强弱存在较大的差别，这与金属的原子半径、核对外层电子的作用力以及原子中参与成键的未成对的d电子数的多少有关。 每一周期开始的碱金属，其原子半径是同周期中最大的，价电子数又最少，核电荷是同周期中最少的，对外层电子的作用力较小，金属键较弱，故熔点较低。除锂外，钠、钾、铷、铯的熔点都在100℃以下。它们的硬度、密度也都较小。 制作:张思敬等

从第ⅡА的碱土金属开始向右进入d区的副族金属，由于原子半径逐渐减小，参与成键的价电子数增多（d区元素的次外层d电子也可作为价电子）以及原子核对外层电子的作用力逐渐增强，金属键也增强，熔点、沸点逐渐升高。 第ⅥΒ元素，原子未成对电子数目（包括最外层的s电子和次外层的d电子）最多，都可参与成键，又由于原子半径较小，所以这些金属单质的熔点、沸点最高。 第ⅥΒ以后，参与成键的未成对d电子数又逐渐减少，因而金属的熔点、沸点又逐渐降低。部分ds区及p区金属，其晶体类型由金属晶体向分子晶体过渡，这些金属的熔点较低。 制作:张思敬等

4. 分子晶体 分子晶体中，占据在点阵点上的物质粒子是分子。粒子之间的相互作用是分子间作用力。因此，分子晶体的熔点、硬度和强度都很差，如干冰、冰等晶体。许多分子晶体还具有挥发性。 图2-24 二氧化碳的分子晶体结构 例：判断分子晶体 1）SiF4、SiCl4、SiBr4、SiI4 2）H2O、H2S、H2Se、H2Te 的熔点高低。 解：分子晶体的熔点取决于粒子间的相互作用力。1）的顺序：从左到右依次升高。2）中由于H2O晶体中粒子间存在氢键熔点特高，其它分子晶体的熔点从左到右升高。 制作:张思敬等

2.3.2 过渡型晶体 有些固体物质，粒子与粒子之间存在着不止一种相互作用，如石墨晶体。C原子通过sp2杂化形成层状架构，每个C原子剩余的一个p轨道互相平行形成大π健。大π健中的电子可以在整个平面内离域运动。因此，石墨具有二维导电性质。层与层之间作用力很弱，相当于分子间力，因此，石墨硬度小，易滑动。 大多数硅酸盐中存在着链状或岛状的硅氧四面体晶相。 图2-26 石墨的层状结构 图2-25硅酸盐负离子单链结构 制作:张思敬等

以链状硅酸盐晶体结构为例，链状晶体的结构单元是硅氧四面体，每一个四面体两个顶角的氧原子分别与另两个四面体的硅原子相连，形成链状结构的硅酸盐负离子。其中链上的氧原子与相邻的两个硅原子形成两个共价单键，不在链上的氧原子与一个硅原子形成一个共价单键并且接受金属所失去的电子。 在链上，原子间靠较强的共价键结合，链与链之间靠链间金属正离子的静电引力结合，这种力相对较弱。因此，链状晶体容易沿平行于链的方向开裂成柱状或纤维状。 制作:张思敬等

本章小结 电子运动的特征：具有显著的波、粒二象性、量子化，服从微观统计性规律。 原子轨道ψ与四个量子数：核外电子有轨道运动和自旋运动。 ψ与|ψ|2的角度分布的区别与用途，四个量子数的取值规律与物理意义。 电子云概念：电子云是一个统计概念，表示在核外某空间找到电子的概率。可以用|ψ|2表示概率密度。 多电子原子的核外电子排布规律：遵守泡里原理、能量最低原理和洪德规则。等价轨道全充满或半充满时比较稳定。核外电子分布或特征电子构型与元素在周期表中的位置(周期、族、区)密切相关。 能级分组与元素电子排布的周期性：将能量相近的能级分为一组，每一组中电子排布有明显的周期性，并且使得元素性质也呈现相应的周期性。 制作:张思敬等

元素性质的变化规律：原子半径、电离能、最高氧化值及元素电负性在同一周期中或同一族中都按一定的规律变化。 化学键的分类和特征：化学键分为离子键、金属键和共价键，后者可分为σ键和π键，各有其形成的条件和特征。 价键理论和分子轨道理论：价键理论以两原子共用一对电子成键为基础，分子轨道理论将成键原子的所有原子轨道和核外电子作为整体来重新组合。 电偶极矩：可用来判断分子的极性，空间构型对称的多原子分子的电偶极矩为0，为非极性分子。 杂化轨道理论和分子空间构型：杂化轨道理论以原子中能量相近的轨道可以混杂成相同数量的等价轨道为基础。杂化轨道理论可以很好地说明分子的空间构型并解释分子极性。 制作:张思敬等

分子间作用力对物质凝聚态的影响：分子间作用力越大，物质的凝聚程度越大，沸点和熔点等较高。 分子间作用力的类型：分子间作用力包含范德华力(取向力、诱导力、色散力)、氢键和疏水作用等。分子间普遍存在范德华力，非极性分子间只存在色散力，色散力随相对分子质量增加而增大。氢键存在于特定分子中。 分子间作用力对物质凝聚态的影响：分子间作用力越大，物质的凝聚程度越大，沸点和熔点等较高。 晶体的分类与特征：晶体按照晶格点阵点上粒子间的相互作用可以分为离子晶体、原子晶体、金属晶体和分子晶体。过渡型晶体主要有层状和链状结构晶体，各有其明显特征。 制作:张思敬等

晶体的性质：离子晶体的物理化学性质与晶体的晶格能有很大的关联。分子晶体的熔点、沸点、硬度都很低。同类型分子晶体随相对分子质量增大，熔、沸点升高。 End 制作:张思敬等