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主题：【转帖】内聚力，色散力，诱导力，极化力，电负性，共价键，离子势，晶格能

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liu8373

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发表于：2010/11/06 08:50:39 楼主管理分享倒序浏览只看楼主回复私聊

1 内聚力学说

　　通常用内聚力学说（cohesion theory ）来解释植物体内水分上运时水柱不断的问题。相同水分子间,具有相互吸引的力量,称为内聚力。(据测定,植物细胞中水分子的内聚力竟达20M以上)叶片蒸腾失水后,便从下部吸水，所以水柱一端总是受到压力，与此同时，水柱本身的重量又使水柱下降，这样上拉下堕使水柱产生张力。众所周知，水分子与水分子之间的内聚力很大，可达－300×105Pa，同时水分子与导管或管胞内纤维素分子之间还有强的附着力，它们远远大于水柱的张力（－5～－30×105Pa），故可使水柱不断，这种以水分具有较大的内聚力足以抵抗张力，保证由叶至根水柱不断来解释水分上升原因的学说，称为内聚力学说（cohesion theory），亦称蒸腾-内聚力-张力学说（transpiration-cohesion-tension theory），是爱尔兰人迪克松(H.H•Dixon)提出的。

2色散力

　　由于分子中电子和原子核不停地运动，非极性分子的电子云的分布呈现有涨有落的状态，从而使它与原子核之间出现瞬时相对位移，产生了瞬时偶极，分子也因而发生变形。分子中电子数愈多、原子数愈多、原子半径愈大，分子愈易变形。瞬时偶极可使其相邻的另一非极性分子产生瞬时诱导偶极，且两个瞬时偶极总采取异极相邻状态，这种随时产生的分子瞬时偶极间的作用力为色散力(因其作用能表达式与光的色散公式相似而得名)。虽然瞬时偶极存在暂短，但异极相邻状态却此起彼伏，不断重复，因此分子间始终存在着色散力。无疑，色散力不仅存在于非极性分子间，也存在于极性分子间以及极性与非极性分子间。

　　色散力存在于一切分子之间。色散力与分子的变形性有关，变形性越强越易被极化，色散力也越强。稀有气体分子间并不生成化学键，但当它们相互接近时，可以液化并放出能量，就是色散力存在的证明。

　　这3种分子间力统称为范德华力。它是在人们研究实际气体对理想气体的偏离时提出来的。分子间力有以下特点：①分子间力的大小与分子间距离的6次方成反比。因此分子稍远离时，分子间力骤然减弱。它们的作用距离大约在300～500pm范围内。分子间既保持一定接触距离又“无”电子云的重叠时，相邻两分子中相互接触的那两个原子的核间距之半称原子的范德华半径。氯原子的范德华半径为180pm，比其共价半径99pm大得多。②分子间力没有方向性和饱和性。③分子间力作用能一般在2～20kJ•mol-1，比化学键能(100～600kJ•mol-1)小约1～2数量级。

　　卤素分子物理性质很容易用分子间力作定性的说明：F2，Cl2，Br2，I2都是非极性分子。顺序分子量增大，原子半径增大，电子增多，因此色散力增加，分子变形性增加，分子间力增加。所以卤素分子顺序熔、沸点迅速增高，常温下F2，Cl2是气体，Br2是液体而I2则是固体。不过，HF，H2O，NH3 3种氢化物的分子量与相应同族氢化物比较明显地小，但它们的熔、沸点则反常地高，其原因在于这些分子间存在氢键。

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3诱导力

　　在极性分子和非极性分子之间以及极性分子和极性分子之间都存在诱导力。

　　在极性分子和非极性分子之间，由于极性分子偶极所产生的电场对非极性分子发生影响，使非极性分子电子云变形(即电子云被吸向极性分子偶极的正电的一极)，结果使非极性分子的电子云与原子核发生相对位移，本来非极性分子中的正、负电荷重心是重合的，相对位移后就不再重合，使非极性分子产生了偶极。这种电荷重心的相对位移叫做“变形”，因变形而产生的偶极，叫做诱导偶极，以区别于极性分子中原有的固有偶极。诱导偶极和固有偶极就相互吸引，这种由于诱导偶极而产生的作用力，叫做诱导力。

　　同样，在极性分子和极性分子之间，除了取向力外，由于极性分子的相互影响，每个分子也会发生变形，产生诱导偶极。其结果使分子的偶极矩增大，既具有取向力又具有诱导力。在阳离子和阴离子之间也会出现诱导力

4极化作用

　　极化作用

　　1）电荷: 阳离子电荷越高，极化力越强

　　（2）半径: 外壳相似电荷相等时，半径小，极化力强。

　　（3）离子构型（阳离子）:18e-,2e-，18+2e-，(Ag+、Li+、Pb2+等)>9~17e-(Fe2+、Ni2+、Cr3+)>8e-(Na+、Mg2+等)

　　（4）电荷高的复杂阴离子也具有一定极化作用，如SO42-、PO43- 等3、离子的变形性

　　（1）结构相同的阳离子，正电荷高变形性小O2->F->Ne>Na+>Mg2+>Al3+>Si4+

　　（2）对于外壳结构相同的离子，电子层数越多，变形性越大Li+<Na+<K+<Rb+<Cs+；F-<Cl-<Br-<I-

　　（3）电荷和半径相近时；18e-,18+2e-；9~17e->>8e-变形性:Ag+>K+；Hg2+>Ca2+等

　　（4）对于相同或类似的结构的离子，半径越大，变形性越大

　　（5）复杂阴离子变形性通常不大，中心离子氧化数越高，变形性越小ClO4-<F-<NO3-<CN-<Cl-<Br-<I-小结:最易变形是体积大阴离子和18e-，18+2e-，9~17e-的少电荷阳离子，如:Ag+、Pb2+、Hg2+等; 最不易变形是小半径高电荷稀有气体外壳阳离子，如Be2+、Al3+、Si4+等4、相互极化（附加极化）作用实际上，每一个离子一方面作为带电体，会使其他异号离子发生变形，另一方面，在周围离子作用下，本身也会产生变形，这种阴阳离子相互极化作用结果，使产生的诱导偶极矩加大，从而进一步加强了它们相互作用，这就是附加极化作用。显然，，每个离子的总极化作用应是它原有极化作用与附加极化作用之和。

　　离子极化理论的应用:

　　（1）晶体类型转变:离子晶体→分子晶体; 如AgF→AgI；NaF→SiF4→PCl5

　　（2）键型转变:离子型→共价型

　　（3）结构转变:共价性增强，配位数减小。如AgF(NaCl型)→AgI(ZnS型)（4）熔、沸点变化:降低

　　（5）溶解性变化: 减小

　　（6）颜色变化: 颜色加深

　　解释现象（1）MgO的熔点高于Mn2O7;（2）AgCl,AgBr,AgI颜色依次加深;（3）HgS在水中溶解度很小

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5离子势

　　ionic potential

　　离子电荷数(Z)和离子半径(r，pm)之比值(用φ表示)，即φ=Z/r。

　　离子势的大小影响着某些离子化合物的溶解性、水解性、某些氢氧化物的酸碱性及含氧酸盐的热稳定性等。当电子构型相同时，阳离子的离子势越大，其极化力也就越大，离子化合物的溶解性就变小，水解倾向变大，含氧酸盐的热稳定性就变差。

6电负性的定义

　　电负性综合考虑了电离能和电子亲合能，首先由莱纳斯•鲍林于1932年提出。它以一组数值的相对大小表示元素原子在分子中对成键电子的吸引能力，称为相对电负性，简称电负性。元素电负性数值越大，原子在形成化学键时对成键电子的吸引力越强。

[编辑本段]

电负性的计算方法

　　电负性的计算方法有多种，每一种方法的电负性数值都不同，比较有代表性的有3种：

　　① L.C.鲍林提出的标度。根据热化学数据和分子的键能，指定氟的电负性为3.98，计算其他元素的相对电负性。

　　②R.S.密立根从电离势和电子亲合能计算的绝对电负性。

　　③A.L.阿莱提出的建立在核和成键原子的电子静电作用基础上的电负性。利用电负性值时，必须是同一套数值进行比较。

　　同一周期从左至右，有效核电荷递增，原子半径递减，对电子的吸引能力渐强，因而电负性值递增；同族元素从上到下，随着原子半径的增大，元素电负性值递减。过渡元素的电负性值无明显规律。就总体而言，周期表右上方的典型非金属元素都有较大电负性数值，氟的电负性值数大（4.0）；周期表左下方的金属元素电负性值都较小，铯和钫是电负性最小的元素（0.7）。一般说来，非金属元素的电负性大于2.0，金属元素电负性小于2.0。

　　电负性概念还可以用来判断化合物中元素的正负化合价和化学键的类型。电负性值较大的元素在形成化合物时，由于对成键电子吸引较强，往往表现为负化合价；而电负性值较小者表现为正化合价。在形成共价键时，共用电子对偏移向电负性较强的原子而使键带有极性，电负性差越大，键的极性越强。当化学键两端元素的电负性相差很大时（例如大于1.7）所形成的键则以离子性为主。

[编辑本段]

常见元素电负性（鲍林标度）

　　氢 2.2 锂 0.98 铍 1.57 硼 2.04 碳 2.55 氮 3.04 氧 3.44 氟 3.98

　　钠 0.93 镁 1.31 铝 1.61 硅 1.90 磷 2.19 硫 2.58 氯 3.16

　　钾 0.82 钙 1.00 锰 1.55 铁 1.83 镍 1.91 铜 1.9 锌 1.65 镓 1.81 锗 2.01 砷 2.18 硒 2.48 溴 2.96

铷 0.82 锶 0.95 银 1.93 碘 2.66 钡 0.89 金 2.54 铅 2.33

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7共价键

　　共价键（covalent bonds)是化学键的一种，两个或多个原子共同使用它们的外层电子，在理想情况下达到电子饱和的状态，由此组成比较稳定和坚固的化学结构叫做共价键。所谓共价键是指原子间由于成键电子的原子轨道重叠而形成的化学键。与离子键不同的是进入共价键的原子向外不显示电性，因为它们并没有获得或损失电子。共价键的强度比氢键要强，与离子键差不太多或甚至比离子键强。

　　同一种元素的原子或不同元素的都可以通过共价键结合，一般共价键结合的产物是分子，在少数情况下也可以形成晶体。

　　吉尔伯特•列维斯于1916年最先提出共价键。

　　在简单的原子轨道模型中进入共价键的原子互相提供单一的电子形成电子对，这些电子对围绕进入共价键的原子而属它们共有。

　　在量子力学中，最早的共价键形成的解释是由电子的复合而构成完整的轨道来解释的。第一个量子力学的共价键模型是1927年提出的，当时人们还只能计算最简单的共价键：氢气分子的共价键。今天的计算表明，当原子相互之间的距离非常近时，它们的电子轨道会互相之间相互作用而形成整个分子共享的电子轨道。

　　原子间通过共用电子对（电子云重叠）所形成的化学键叫做共价键。共价键又称原子键。

　　同种原子间形成的共价键，共用电子对不偏向任何一个原子，成键原子都不显电性，这种键称为非极性键。例如H2、Cl2、N2等，在化合物分子中，不同原子间形成的共价键，由于不同原子的电负性不同，共用电子对偏向电负性大的原子，电负性大的原子就带部分负电荷，电负性小的原子就带部分正电荷，这样的键称为极性键。

　　同种非金属原子之间，或不同种非金属原子之间成键时，一般都是共价键。在形成共价键时，当自旋方向相反的未成对电子的原子相互接近时，两个核间电子云密度较大，即共用电子对属成键的两原子共有，围绕两个核运动，受两核吸引，在两核间电子云重叠。

　　要形成稳定的共价键，必须尽可能使电子云重叠程度大一些，我们知道，除了s电子以外，其它电子云都是有空间取向的，在成键时，要尽可能沿着电子云密度最大的方向发生重叠。例如H2O中，氢原子的1s电子云沿着氧原子的2Px、2Py电子云的空间伸展方向的重叠，才能达到电子云重叠程度最大，形成稳定的共价键，因此共价键具有方向性。元素的原子形成共价键时，当一个原子的所有未成对电子和另一些原子中自旋方向相反的未成对电子配对成键后，就不再跟其它原子的未成对电子配对成键。例如H2O分子中，O原子有两个未成对电子，它只能跟两个H原子的未成对电子配对，因此，共价键具有饱和性。

　　共价键是化学键中重要的一类，包括：极性键、非极性键、配位键、单键、双键、叁键、σ键、π键等类别。

　　共价键是两个或几个原子通过共用电子产生的吸引作用，典型的共价键是两个原子借吸引一对成键电子而形成的。例如，两个氢核同时吸引一对电子，形成稳定的氢分子

　　新理论：共价键形成时，成键电子所在的原子轨道发生重叠并分裂，成键电子填入能量较低的轨道即成键轨道。如果还有其他的原子参与成键的话，其所提供的电子将会填入能量较高的反键轨道，形成的分子也将不稳定。

　　共价键的断裂：共价键的断裂分为两种方式：

　　一种是成键的一对电子平均分给两个原子或原子团。这种断裂的方式称为均裂。均裂生成的带单电子的原子或原子团成为自由基或游离基。通常用R•表示。自由基反应一般在光和热的作用下进行。

　　另一种方式是异裂，异裂生成正离子和负离子，经过异裂生成离子的反应成为离子型反应。离子型反应一般在酸-碱或极性物质（包括极性溶剂）催化下进行。

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2010/11/6 8:53:24 地毯管理分享倒序浏览只看楼主回复私聊

8 晶格能

在标准状况下(101 325Pa和25℃)，由相互远离的气态离子或分子形成1mol化合物晶体时所释放出的能量。

晶格能是衡量晶体中离子间或分子间结合能力大小的一个量度，是阐明晶体物理、化学性质的重要物理量。晶格能越大，晶体的熔、沸点越高，硬度也越大。分子晶体的晶格能以分子间作用力为基础，比离子晶体的晶格能小得多。

晶格能

也称点阵能，是指由相互远离的气态离子或分子形成1mol化合物晶体时所释放出的能量（更严谨的定义还须指定温度），因晶体具有点阵式的周期性结构，故得名。如对由正、负离子M+和X-组成的离子晶体，下式中的U即形成1mol离子化合物MX的点阵能：

M+（气态）＋X-（气态）→MX（晶态）＋U

点阵能是衡量晶体中离子间或分子间键结合能大小的一个量度，是阐明晶体物理、化学性质的重要物理量。分子晶体的点阵能因以分子间作用力为基础，比离子晶体的点阵能要小得多。

晶格能又叫点阵能。它是在OK时1mol离子化合物中的正、负离子从相互分离的气态结合成离子晶体时所放出的能量。用化学反应式表示时，相当于下面反应式的内能改变量。

aMz+(气）+bXz-(气）→MaXb（晶体）+U（晶格能）

晶格能也可以说是破坏1mol晶体，使它变成完全分离的自由离子所需要消耗的能量。晶格能越大，表示离子键越强，晶体越稳定。晶格能的数值有两个来源。第一是理论计算值。它是根据离子晶体模型，考虑其中任一离子跟周围异号离子间的吸引作用，以及跟其他同号离子间的排斥作用推导出下列近似公式计算得到的。

式中Z是离子价数，R0是一对离子间的平均距离，A是跟一定的晶格类型有关的常数，NA是阿佛加德罗常数，m是跟离子的电子层构型有关的常数，它的值可取5～12，ε0是真空电容率（8.85419×10-12库-2•牛-1•米-2）。例如，氯化钠晶体的Z+=Z-=1，R0=2.814×10-10m，m=8，A=1.7476，代入上述公式可得U=755kJ/mol。第二是热化学实验值。设计一个热化学循环，然后根据实验测得的热化学量（如生成热、升华热、离解热、电离能、电子亲合势）进行计算。影响晶格能大小的因素主要是离子半径、离子电荷以及离子的电子层构型等。例如，随着卤离子半径增大，卤化物的晶格能降低；高价化合物的晶格能远大于低价离子化合物的晶格能，如UTiN＞UMgO＞UNaCl。此外，Cu+和Na+半径相近、离子电荷相同，但Cu+是18电子构型，对阴离子会产生极化作用，因此UCu2S＞UNa2S。离子化合物都有较高的熔点和沸点，这是和它们离子晶体有很大的晶格能有关。由于UMgO＞UNaF，MgO的熔点（2800℃）比NaF的熔点（988℃）高得多。晶格能的大小决定离子晶体的稳定性，用它可以解释和预言离子晶体的许多物理和化学性质。例如，根据晶格能大小可以求得难以从实验测出的电子亲和势，可以求得离子化合物的溶解热，并能预测溶解时的热效应。

参考资料：http://www.biox.cn/content/20050612/16756.htm

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2010/11/6 8:53:57 地板管理分享倒序浏览只看楼主回复私聊

9主量子数

　　主量子数n是用来描述原子中电子出现几率最大区域离核的远近，或者说它是决定电子层数的。n相同的电子为一个电子层，电子近乎在同样的空间范围内运动，故称主量子数。主量子数的n的取值为1，2，3...等正整数。例如，n=1代表电子离核的平均距离最近的一层，即第一电子层；n=2代表电子离核的平均距离比第一层稍远的一层，即第二电子层。余此类推。可见n愈大电子离核的平均距离愈远。

　　在光谱学上常用大写拉丁字母K，L，M，N，O，P，Q代表电子层数。

　　主量子数（n） 1 2 3 4 5 6 7

　　电子层符号 K L M N O P Q

　　主量子数n是决定电子能量高低的主要因素。对单电子原子来说，n值愈大，电子的能量愈高。例如氢原子中电子的能量完全由主量子数n决定：公式见右图；但是对多电子原子来说，核外电子的能量除了同主量子数n有关以外还同原子轨道（或电子云）的形状有关。因此，n值愈大，电子的能量愈高这名话，只有在原子轨道（或电子云）的形状相同的条件下，才是正确的。

为了描述原子中电子的运动规律，Schrödinger提出了一种波动方程，现在我们称为Schrödinger方程。这个偏微分方程的数学解很多，但从物理意义看，这些数学解不一定都是合理的。为了得到原子中电子运动状态合理的解，必须引用只能取某些整数值的三个参数，称它们为量子数（下面第四个也是，但不是从Schrödinger方程求出的）。

（1）主量子数n

n相同的电子为一个电子层，电子近乎在同样的空间范围内运动，故称主量子数。当n=1,2,3,4,5,6,7 电子层符号分别为K,L,M,N,O,P,Q。当主量子数增大，电子出现离核的平均距离也相应增大，电子的能量增加。例如氢原子中电子的能量完全由主量子数n决定：E=-13.6(eV)/n^2

（2）角量子数l

角量子数l确定原子轨道的形状并在多电子原子中和主量子数一起决定电子的能级。电子绕核运动，不仅具有一定的能量，而且也有一定的角动量M，它的大小同原子轨道的形状有密切关系。例如M=0时，即l=0时说明原子中电子运动情况同角度无关，即原子轨道的轨道是球形对称的；如l=1时，其原子轨道呈哑铃形分布；如l=2时，则呈花瓣形分布。

对于给定的n值，量子力学证明l只能取小于n的正整数：l=0,1,2,3……(n-1)

（3）磁量子数m

磁量子数m决定原子轨道在空间的取向。某种形状的原子轨道，可以在空间取不同方向的伸展方向，从而得到几个空间取向不同的原子轨道。这是根据线状光谱在磁场中还能发生分裂，显示出微小的能量差别的现象得出的结果。

磁量子数可以取值：m=0,+/-1,+/-2……+/-l

（4）自旋量子数ms

直接从Schrödinger方程得不到第四个量子数——自旋量子数ms，它是根据后来的理论和实验要求引入的。精密观察强磁场存在下的原子光谱，发现大多数谱线其实由靠得很近的两条谱线组成。这是因为电子在核外运动，还可以取数值相同，方向相反的两种运动状态，通常用↑和↓表示。

简易的说：

主量子数是电子层（n取值：1，2，3，4......或K L M N.....）

角量子数是电子亚层（l取值：0，1，2，3......l小于等于n-1）

磁量子数表示电子在轨道中的伸展方向（m取值：0，1，2，...+或-l）

自旋量子数是电子的自旋方向，只能去+1/2和 -1/2两个值。顺时针为+。

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