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2015年電氣工程師考試普通化學(xué)知識點分子間作用力

更新時間:2015-08-28 14:15:38 來源:環(huán)球網(wǎng)校 瀏覽508收藏203

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  分子內(nèi)原子間的結(jié)合靠化學(xué)鍵,物質(zhì)中分子間存在著分子間作用力。

  一、極性分子與非極性分子

  1、分子的極性

  分子的正電重心和負電重心不重合,則為極性分子,其極性的大小可以用偶極矩 μ來度量。

  雙原子分子 HCl 的正負電重心不重合,是極性分子。若正電( 和負電 )重心上的電荷的電量為q ,正負電重心之間的距離為d ( 稱偶極矩長 ),

  則偶極矩μ = q d

  偶極矩以德拜(D)為單位,當q = 1.62 10-19庫侖(電子的電量 ),

  d= 1.0 ×10-10 m ( Å ) 時, μ = 4.8D 。

  可以通過下列的數(shù)據(jù)體會偶極矩單位 D 的大。

  HI HBr HCl NH3 H2O 乙醚

  μ/ D 0.38 0.79 1.03 1.66 1.85 1.15

  雙原子分子的偶極矩就是極性鍵的鍵矩(鍵的極性大小)。

  多原子分子的偶極矩是各鍵矩的矢量和,如 H2O 分子 。

  非極性分子偶極矩為零,但各鍵矩不一定為零,如 BCl 3 ,

  極性分子的偶極矩稱為永久偶極。

  2、誘導(dǎo)偶極和瞬間偶極

  非極性分子在外電場的作用下,可以變成具有一定偶極矩的極性分子。

  而極性分子在外電場作用下,其偶極也可以增大。在電場的影響下產(chǎn)生的偶極稱為誘導(dǎo)偶極。

  誘導(dǎo)偶極用  µ 表示, 其強度大小和電場強度成正比,也和分子的變形性成正比。

  所謂分子的變形性,即分子的正負電重心的可分程度,分子體積越大,電子越多,變形性越大。

  非極性分子在無外電場作用時,由于運動、碰撞,原子核和電子的相對位置變化 … … 其正負電重心可有瞬間的不重合;極性分子也會由于上述原因改變正負電重心。

  這種由于分子在一瞬間正負電重心不重合而造成的偶極叫瞬間偶極。

  瞬間偶極和分子的變形性大小有關(guān)。

  二、 分子間作用力 (范德華力)

  化學(xué)鍵的結(jié)合能一般在1.0 ×10 2kJ · mol-1 數(shù)量級,而分子間力的能量只有幾個 kJ · mol-1 。

  1 、取向力

  極性分子之間永久偶極的定向作用稱為取向力,它僅存在于極性分子之間, F ∝ μ2 。

  2 、誘導(dǎo)力

  誘導(dǎo)偶極——永久偶極之間的作用稱為誘導(dǎo)力。

  極性分子作為電場,使非極性分子產(chǎn)生誘導(dǎo)偶極或使極性分子的偶極增大(也產(chǎn)生誘導(dǎo)偶極),這時誘導(dǎo)偶極與永久偶極之間產(chǎn)生誘導(dǎo)力。因此誘導(dǎo)力存在于極性分子與非極性分子之間,也存在于極性分子與極性分子之間。

  3 色散力

  瞬間偶極 —— 瞬間偶極之間有色散力。

  由于各種分子均有瞬間偶極,故色散力存在于極性分和極性分子,極性分子和非極性分子及非極性分子和非極性分子之間 。(所有分子間均有色散力)

  色散力不僅存在廣泛,而且在分子間力中,色散力經(jīng)常是重要的。下面的數(shù)據(jù)可以說明這一點。

  kJ∙mol-1 取向力 誘導(dǎo)力 色散力

  Ar 0 0 8.49

  HCl 3.305 1.104 16.82

  取向力、誘導(dǎo)力和色散力統(tǒng)稱范德華力。特性為:

  永遠存在于分子之間; 力的作用很小;無方向性和飽和性;

  是近程力,F(xiàn) ∝ 1 / r7;經(jīng)常是以色散力為主。

  He、Ne、Ar、Kr、Xe 從左到右原子半徑(分子半徑)依次增大,變形性增大,色散力增強,分子間結(jié)合力增大,故b. p. 依次增高?梢,范德華力的大小與物質(zhì)的 m. p. ,b. p. 等物理性質(zhì)有關(guān)。

  總結(jié):分子間作用力的存在

  1、極性與極性分子間——存在著三種力

  2、極性與非極性分子間—存在二種力

  3、非極性與非極性分子間—存在一種力

  三、 氫 鍵

  1、 氫鍵的形成

  以 HF為例,F(xiàn)的電負性相當大,r相當小,電子對偏向F,而H幾乎成了質(zhì)子。這種H與其它分子中電負性相當大、r小的原子相互接近時,產(chǎn)生一種特殊的分子間力 —— 氫鍵 。 表示為 · · · ·

  如 F - H · · · · F - H

  又如水分子之間的氫鍵

  又如水分子之間的氫鍵

  氫鍵的形成有兩個兩個條件:

  與電負性大且r小的原子 ( F,O, N ) 相連的H;

  在附近有電負性大,r小的原子 ( F,O,N ) 。

  (2 ) 氫鍵的特點

 、★柡托院头较蛐

  由于H的體積小,1 個H只能形成一個氫鍵;由于H的兩側(cè)電負性極大的原子的負電排斥,使兩個原子在H兩側(cè)呈直線排列。除非其它外力有較大影響時,才改變方向。

 、滏I的強度

  氫鍵的強度介于化學(xué)鍵和分子間作用力之間,其大小和 H兩側(cè)的原子的電負性有關(guān),見下列氫鍵的鍵能數(shù)據(jù):

  F-H····F O-H····O N-H····N

  E / kJ ·mol-1 28.0 18.8 5.4

 、7肿觾(nèi)氫鍵

  上面談的氫鍵均在分子間形成,若H兩側(cè)的電負性大的原子屬于同一分子,則為分子內(nèi)氫鍵。如 HNO3

  (3) 氫鍵對于化合物性質(zhì)的影響

  分子間存在氫鍵時,大大地影響了分子間的結(jié)合力,故物質(zhì)的熔點、沸點將升高。存在分子間氫鍵的,與分子量相同的無分子間氫鍵的分子相比 ,前者的b. p. 高 。

  HF、HCl、HBr、HI:半徑依次增大,色散力增加,b. p. 依次增高: HCl < HBr < HI ;但由于HF分子間有氫鍵,故HF的 b. p. 在這個序列中最高,破壞了從左到右 b. p. 升高的規(guī)律。

  H2O,NH3 由于分子間氫鍵的存在,在同族氫化物中 b. p. 亦是最高。

  H2O分子間,HF分子間氫鍵很強,以致于分子發(fā)生締合。 經(jīng)常以 ( H2O ) 2 ,( H2O ) 3 和 ( HF ) 2 ,( HF ) 3 形式存在。而其中 ( H2O ) 2 的排列最緊密,且4℃ 時 ( H2O ) 2 比例最大,故4℃ 時水的密度最大。

  可以形成分子內(nèi)氫鍵時,勢必削弱分子間氫鍵的形成。故有分子內(nèi)氫鍵的化合物的沸點,熔點不是很高。

  如果沒有氫鍵,水的沸點將是多少?如果沒有氫鍵存在.那么常溫下水將完全氣化,九不會出現(xiàn)生命世界,是一個死寂的世界。

  四、離子極化(了解)

  離子在電場中產(chǎn)生誘導(dǎo)偶極的現(xiàn)象稱為離子極化現(xiàn)象。離子具有變形性,所以可以被外電場極化。

  離子作為帶電微粒,自身又可以起電場作用,去使其它離子變形。離子這種能力稱為極化能力。

  故離子有二重性:變形性和極化能力。一般陽離子考慮極化性,陰離子考慮變形性。

  1、影響變形性的因素(了解)

  (1)簡單離子

  r 大則變形性大,故陰離子的變形性顯得主要。陽離子中只有r相當大的如 Hg 2 + ,Pb 2 + ,Ag + 等才考慮其變形性。

  電荷數(shù)的代數(shù)值越大,變形性越小,如

  Si 4 +< Al 3 + < Mg 2 + < Na+ < ( Ne ) < F- < O 2-

  電子構(gòu)型,外層(次外層)電子越多,變形性越大。

  Na+ < Cu+ ; Ca 2 + < Cd 2 +

  (2 ) 復(fù)雜陰離子變形性小

  SO4 2- ,ClO4- ,NO3- r雖大,但離子對稱性高,中心離子氧化數(shù)又高,拉電子能力強,不易變形。

  綜合考慮,變形性大的有: I-,S2-,Ag+,Hg2 +,Pb2 + ;

  變形性小的有 Be 2 +,Al 3 +,Si 4 +,SO4 2- 等。

  2、影響極化能力的因素(了解)

  極化能力的實質(zhì)是離子作為電場時電場強度的體現(xiàn)。

  r 小則極化能力強,因此 Na + > K + > Rb + > Cs + ,

  Li + 的極化能力很大,H+ 的體積和半徑均極小,故極化能力最強。

  r相近時,電荷數(shù)越高極化能力越強 。

  Mg 2 + ( 8e,65 pm ) < Ti 4 + ( 8e,68 pm )

  r相近,電荷相同時,外層電子數(shù)越多,極化能力越強。原因是外層電子對核的中和較小,故有效電荷高些。

  Pb 2 +,Zn 2 + ( 18,18 + 2 ) > > Fe 2 +,Ni 2 + (8~18) >> Ca 2 +,Mg 2 + (8 e)

  3、離子極化對化學(xué)鍵類型的影響(掌握)

  離子鍵是離子之間的作用。正離子的電子轉(zhuǎn)移給了負離子。當極化能力強的正離子和變形性大的負離子接近時,發(fā)生極化現(xiàn)象。負離子的電子云變形,即負離子的電子被拉向兩核之間,使兩核間的電子云密度增大。于是離子鍵成分的百分數(shù)減少,共價鍵成分的百分數(shù)增大,離子鍵向共價鍵過渡。

  離子極化的結(jié)果使離子晶體中出現(xiàn)離子對或分子單位 ,從而導(dǎo)致離子晶體向分子晶體過渡。這種過渡則使得物質(zhì)的熔點,沸點降低,在水中的溶解性降低。(鍵型的改變:離子鍵→共價鍵)

  從離子鍵強度考慮, Al 2 O3 離子電荷+ 3對-2應(yīng)比MgO 的+ 2 對-2 的離子鍵強 ,m. p. 高。但事實并非如此。

  這說明了 Al 2O 3 的共價成份比 Mg O大。

  從離子極化理論考慮,因為Al 3 + 的極化能力強,造成 Al 2O3 比 MgO更傾向于分子晶體 。

  4、相互極化

  Al2O3 中Al 3 + 對 O 2- 施加電場作用,使 O 2- 變形,當然 O 2- 對 Al 3 + 也有極化能力。但 Al 3 + 變形性極小,故這部分作用不必考慮;但正離子若不是 8 e 的 Al 3 +,而是 ( 18 + 2 ) e 、18 e 的正離子,不考慮自身的變形性則是不行的。

  既考慮陽離子對陰離子的極化,又考慮陰離子對陽離子的極化,總的結(jié)果稱相互極化

  在討論 Zn I2 、Cd I2 、Hg I2三者的離子極化問題時,若只考慮Zn 2 +,Cd 2 +,Hg 2 + 對I- 的極化作用,應(yīng)得出 Zn I2 的極化程度最大的結(jié)論。因為三者的電荷相等,電子層結(jié)構(gòu)相同,而Zn 2 +的 r 最小。即Zn I2 的熔點,沸點低,而Hg I2 的熔點,沸點高 。但這與實驗結(jié)果是不相符的。原因在于沒有考慮 Zn 2 +,Cd 2 +,Hg 2 + 的變形性,沒有考慮相互極化。Zn 2 + 的變形性最小, Hg 2 + 的變形性最大。故相互極化的總結(jié)果是Hg I2 最大。Zn I2,Cd I2,Hg I2 從左到右,熔點和溶解度依次降低 。

  結(jié)論: 在遇到陽離子為 Pb 2 +,Ag +,Hg 2 + 等時,要注意用相互極化解釋問題。

  反極化作用

  NO3- 中心的 N ( V ),極化作用很強,使氧的電子云變形。

  HNO3 分子中, H+ 對與其鄰近的氧原子的極化,與 N ( V ) 對這個氧原子的極化作用的效果相反。

  我們稱H+ 的極化作用為反極化作用,就是與N ( V ) 的極化作用相比較而言的。

  由于H+ 的極化能力極強,這種反極化作用導(dǎo)致O-N鍵結(jié)合力減弱,所以硝酸在較低的溫度下將分解,生成 NO2 。

  4 HNO3 —— 4 NO2 + 2 H2O + O2

  Li + 的極化能力次于H+ ,但強于Na + ,故穩(wěn)定性關(guān)系有

  HNO3 < LiNO3 < NaNO3

  結(jié)論:一般含氧酸的鹽比含氧酸穩(wěn)定,例如 H2SO3,H2S2O3 等得不到純品,但其鹽是比較穩(wěn)定的。

  以上是從陽離子的反極化能力考慮問題。若陽離子相同,則化合物的穩(wěn)定性將取決于中心離子的極化能力或說抵抗反極化作用的能力。

  硝酸的穩(wěn)定性遠高于亞硝酸 ;

  AgNO3 444 ℃ 分解 , AgNO2 140 ℃ 分解。

  其原因就是N ( V ) 的極化能力比N ( III ) 的極化能力強 ,或者說抵抗 Ag + ,H+ 等陽離子的反極化作用的能力強。

  結(jié)論:高價含氧酸及其鹽比(同一中心的)低價含氧酸及其鹽穩(wěn)定。

  5、離子極化使物質(zhì)溶解度降低、化合物的顏色加深

  如:AgF AgCl AgBr AgI

  因為極化,離子的價電子會遠離基態(tài)

  既然化合物的分子或離子之間中存在不同的作用,就會形成不同的晶體。

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