第六講共價鍵

1、第六講共價鍵理論一、經(jīng)典共價鍵理論¾ Lewis Structure（八電子規(guī)則）1基本思想：當(dāng)ns、np原子軌道充滿電子，成為八電子構(gòu)型，該電子構(gòu)型穩(wěn)定，所以在共價分子中，每個原子都希望成為八電子構(gòu)型（H原子為2電子構(gòu)型）。2共價分子中成鍵數(shù)和孤電子對數(shù)的計算：計算步驟： a令no ¾ 共價分子中，所有原子形成八電子構(gòu)型（H為2電子構(gòu)型）所需要的電子總數(shù)b令n v ¾ 共價分子中，所有原子的價電子數(shù)總和陰離子的價電子總數(shù)：各原子的價電子數(shù)之和加負(fù)電荷數(shù)陽離子的價電子總數(shù)：各原子的價電子數(shù)之和減正電荷數(shù) c令ns ¾ 共價分子中，所有原子之間共用電子總數(shù)

2、 ns = no - nv ，ns/2 = (no - nv) / 2 = 成鍵電子對數(shù)（成鍵數(shù)）d令nl ¾ 共價分子中，存在的孤電子數(shù)。（或稱未成鍵電子數(shù)） nl = nv - ns ，nl/2 = (nv - ns)/2 = 孤對電子對數(shù)例如：P4S3、HN3、N、H2CN2（重氮甲烷）、NOP4S3HN3NH2CN2NOno7×8 = 562 + 3×8 = 265×8 = 402×2 + 8×3 = 284×8 = 32nv4×5 + 3×6 = 381 + 3×5 = 165

3、5;5 - 1 = 241×2 + 4 + 5×2 = 165 + 6×3 + 1 = 24ns /2(56 - 38)/2 = 9(26 - 16)/2 = 5(40 - 24) / 2 = 8(28 - 16)/2 = 6(32 - 24)/2 = 4nl/2(38-18)/2=10(16-10)/2=3(24-16)/2=4(16-12)/2=2(24-8)/2=83Lewis 結(jié)構(gòu)式的書寫例如： CH2N2（重氮甲烷） （有時，孤對電子省略不寫。）練習(xí)：下列各Lewis結(jié)構(gòu)式中，能正確表示出NO3-離子的Lewis結(jié)構(gòu)式是A. B. C. D. 當(dāng)Lewi

4、s結(jié)構(gòu)式不只一種形式時，如何來判斷這些Lewis結(jié)構(gòu)式的穩(wěn)定性呢？ 4Lewis 結(jié)構(gòu)式穩(wěn)定性的判據(jù) ¾¾ 形式電荷QF (1) QF的由來：以CO為例 no = 2 ´ 8 = 16 nv = 4 + 6 =10 ns / 2 = (16 - 10) / 2 = 3 nl / 2 = (10 - 6) / 2 = 2為了形成三對平等的共價鍵，可以看作O原子上的一個價電子轉(zhuǎn)移給C原子，即： ，所以氧原子的QF為+1，碳原子的QF為-1。從這個實例中可以看出：形式電荷與元素性質(zhì)沒有任何直接聯(lián)系，它是共價鍵形成的平等與否的標(biāo)志。 (2) QF的計算： QF = 原子的

5、價電子數(shù) - 鍵數(shù) - 孤電子數(shù) 在CO中， QF(C) = 4 - 3 - 2 = -1 QF(O) = 6 - 3 - 2 = +1 對于HN3： 形式(I)、(III)中形式電荷小，相對穩(wěn)定，而形式(II)中形式電荷高，而且相鄰兩原子之間的形式電荷為同號，相對不穩(wěn)定，應(yīng)舍去。 QF可以用另一個計算公式來求得：QF = 鍵數(shù) - 特征數(shù)(特征數(shù) = 8 - 價電子數(shù))對于缺電子化合物或富電子化合物，由于中心原子的價電子總數(shù)可以為6 (BF3)、10 (OPCl3)、12 (SF6)等，則中心原子的特征數(shù)應(yīng)該用實際價電子總數(shù)（修正數(shù)）減去其價電子數(shù)來計算。例如SF6中S的特征數(shù)不是2，而應(yīng)該

6、是6（12 - 6 = 6）。練習(xí)：試寫出N2O4中N、N連接的一種Lewis結(jié)構(gòu)式并標(biāo)出形式電荷。（答案：） (3) 穩(wěn)定性的判據(jù)： a在Lewis結(jié)構(gòu)式中，QF應(yīng)盡可能小，若共價分子中所有原子的形式電荷均為零，則是最穩(wěn)定的Lewis結(jié)構(gòu)式； b兩相鄰原子之間的形式電荷盡可能避免同號。 (4) 如果一個共價分子有幾種可能的Lewis結(jié)構(gòu)式，那么通過QF的判斷，應(yīng)保留最穩(wěn)定和次穩(wěn)定的幾種Lewis結(jié)構(gòu)式，它們互稱為共振結(jié)構(gòu)。例如：HNNNHNNN, 互稱為HN3的共振結(jié)構(gòu)式。5特殊情況 (1) 對于奇電子化合物，如NO2，只能用特殊的方法表示： (2) 對于缺電子化合物，如BF3：no = 4

7、 ´ 8 = 32，nv = 3 + 7 ´ 3 = 24，ns / 2 = (32 - 24) / 2 = 4BF3的Lewis結(jié)構(gòu)式為： BF的鍵級為 (1+ 1 + 2) / 3 = 4 / 3 而中所有原子的形式電荷為0，BF的鍵級為1。 這是由于B原子周圍是6電子構(gòu)型，所以稱BF3為缺電子化合物。 我們用修正no的方法重新計算no¢： no¢ = 6 + 3 ´ 8 = 30 ，ns¢ / 2 = (30 - 24) / 2 = 3 這樣就畫出了BF3的最穩(wěn)定的Lewis結(jié)構(gòu)式。所以BF3共有4種共振結(jié)構(gòu)，BF鍵級為14 /

8、 3。 (3) 對于富電子化合物，如OPCl3、SF6等 顯然也是采取修正no的辦法來計算成鍵數(shù)； SF6：若當(dāng)作8電子構(gòu)型，則no = 7 ´ 8 = 56，nv = 6 + 6 ´ 7 = 48ns / 2 = (56 - 48) / 2 = 4，四根鍵是不能連接6個F原子的， no¢ = 12 + 6 ´ 8 = 60 ，ns¢ / 2 = (60 - 48) / 2 = 6，SF6為正八面體的幾何構(gòu)型。 POCl3：no = 5 ´ 8 = 40，nv = 5 + 6 + 3 ´ 7 = 32，ns / 2 = (4

9、0 - 32) / 2 = 4 Lewis結(jié)構(gòu)式為：，這種Lewis結(jié)構(gòu)式中P原子周圍有8個價電子。 但P原子周圍可以有10個價電子， no¢ = 10 + 4 ´ 8 = 42 ns¢/ 2 = (42 - 32) / 2 = 5 Lewis結(jié)構(gòu)式為： ，每個原子QF都為零 PCl鍵級 = 1，PO鍵級 = 3 / 22 如何確定中心原子的價電子“富”到什么程度呢？ 顯然中心原子周圍的總的價電子數(shù)等于中心原子本身的價電子與所有配位原子缺少的電子數(shù)之和。 例如：XeF2、XeF4、XeOF2、XeO4等化合物，它們都是富電子化合物 XeF2：8 + 1 ´

10、; 2 = 10 XeF4：8 + 1 ´ 4 = 12 XeOF2：8 + 2 + 1 ´ 2 = 12 XeO4：8 + 2 ´ 4 = 16所以中心原子價電子超過8的情況，要根據(jù)具體的配位原子種類與多少來確定。 有些富電子化合物為什么可以不修正呢？當(dāng)配位原子數(shù)小于或等于鍵數(shù)時，可以不修正，因為連接配位原子的單鍵已夠了。但中心原子周圍的配位原子數(shù)目超過4，必須要修正no。練習(xí)：試畫出S4N2的最穩(wěn)定的Lewis結(jié)構(gòu)式。并說明它是最穩(wěn)定Lewis結(jié)構(gòu)式的理由。（答案：此結(jié)構(gòu)式中所有原子的形式電荷為零）經(jīng)典價鍵理論遇到許多困難： 兩個電子配對后，為什么不相互排斥？

11、 在有些共價化合物中，中心原子周圍的價電子總數(shù)超過8, 為什么仍然穩(wěn)定存在？ 根據(jù)靜電理論，原子核對成鍵電子對的吸引只具有共價鍵鍵能的5%，那么大部分共價鍵的鍵能從何而來？ 經(jīng)典共價鍵理論不能解釋共價鍵的方向性和飽和性！1927年海特勒和倫敦把量子力學(xué)應(yīng)用于分子結(jié)構(gòu)，獲得成功；后由鮑林等人發(fā)展形成了近代價鍵理論、雜化軌道理論、價層電子對互斥理論；1932年美密立根和德洪特提出MO理論。二、近代價鍵理論（電子配對法，簡稱 VB法）共價健本質(zhì)原子軌道重疊，核間電子幾率密度大吸引原子核而成健，本質(zhì)上是電性的。成鍵的原理電子配對原理：兩原子接近時，能量相近的軌道中自旋相反的未成對電子配對形成共價鍵。能

12、量最低原理：成鍵過程中，電子配對后會放出能量，使體系能量降低。電子配對時放出能量越多，形成的化學(xué)鍵越穩(wěn)定。原子軌道最大重疊原理：盡可能采取在電子云密度最大方向上的重疊（即獲得最大的鍵能，使分子處于最穩(wěn)定的狀態(tài)）即：價鍵理論認(rèn)為，共價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)。共價鍵的特點共價鍵的結(jié)合力是兩個原子核對共用電子對形成的負(fù)電區(qū)域的吸收力。共用電子對并非僅在兩核之間，而是繞兩個原子核運動，只是這對電子在兩核之間出現(xiàn)的幾率較大。飽和性： 每個原子成鍵的總數(shù)是一定的。這是因為共價鍵是由原子間軌道重疊和共用電子形成的，而每個原子能提供的軌道和成單電子數(shù)目是

13、一定的。一個原子有幾個未成對電子，就可以和幾個自旋相反的電子配對，形成共價鍵。方向性：一個原子與周圍原子形成共價鍵有一定的角度。根據(jù)原子軌道最大重疊原理，在形成共價鍵時，原子間總是盡可能沿著原子軌道最大重疊方向成鍵。由于原子軌道在空間有一定取向，除了s軌道呈球形對稱外，p、d、f軌道都有一定的伸展方向。sp、pp、pd原子軌道的重疊都有方向性。共價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)。共價鍵的類型鍵：沿著鍵軸的方向，發(fā)生“頭碰頭”原子軌道的重疊而形成的共價鍵，稱為鍵。鍵：原子軌道以“肩碰肩”的方式發(fā)生重疊而形成的共價鍵，稱為鍵。綜上所述，形成共價鍵的條件：要有單電子，原子軌道能量

14、相近， 電子云最大重疊，必須相對于鍵軸具有相同對稱性原子軌道（即波函數(shù)角度分布圖中的 +、+ 重疊，- 、- 重疊，稱為對稱性一致的重疊）。配位鍵：由一個原子提供電子對為兩個原子共用而形成的共價鍵，稱為配位鍵。配位鍵形成條件：其中一個原子的價電子層有孤電子對（即未共用的電子對）；另一個原子的價電子層有可接受孤電子對的空軌道。三、雜化軌道理論P(yáng)auling 的雜化軌道理論¾¾ 解決共價鍵的飽和性和方向性內(nèi)容：在形成分子時，由于原子之間的相互作用，由不同類型、能量相近的原子軌道混合起來，重新組成一組新的軌道的過程，稱為原子軌道雜化。所形成的新軌道稱為雜化軌道。雜化軌道的數(shù)目與組

15、成雜化軌道的各原子軌道的數(shù)目相等。雜化軌道分為等性和不等性雜化軌道兩種。等性雜化軌道：各新軌道能量相等，成分相同。不等性雜化軌道：由于雜化軌道中有不參加成鍵的孤電子對的存在，而造成不完全等同的雜化軌道。一般雜化軌道成鍵能力比各原子軌道的成鍵能力強(qiáng)（因為雜化軌道電子云分布更集中），因而形成的分子更穩(wěn)定。雜化軌道成鍵時，要滿足化學(xué)鍵間最小排斥原理。例如：在CH4中C原子采取等性sp3雜化，在能量相等的四個sp3雜化軌道排著自旋平行的四個單電子，所以可以與四個H原子成鍵，解決了飽和性；sp3雜化軌道的幾何構(gòu)型為正四面體，又解決了方向性。 C原子：對H2O分子而言，HOH = 104.5°，

16、接近109°28¢，所以水分子中的O原子也應(yīng)采取sp3雜化。由于雜化軌道上有兩對孤電子對，這種雜化稱為不等性sp3雜化。由于孤對電子對對成鍵電子對排斥力大，使鍵角變小。雜化軌道的類型雜化方式雜化軌道幾何構(gòu)型雜化軌道間夾角實例sp直線型 180°BeCl2CO2HgCl2Ag(NH3)2+sp2平面三角形 120°BF3 BCl3 NO3-CO32-sp3四面體 等性：109°28¢CH4CCl4SO42-ClO4-PO43-dsp2平面正方形90°，180°CuCl42-Cu(NH3)42+sp3d三角雙錐 90&

17、#176;（軸與平面）120°（平面內(nèi)）180°（軸向）PCl5sp3d2正八面體 90°（軸與平面、平面內(nèi)）180°（軸向）SF6 成鍵能力：sp<sp2<sp3<dsp2<sp3d<sp3d2雜化軌道理論的引入解決了共價鍵的飽和性和方向性。實際上只有已知分子幾何構(gòu)型，才能確定中心原子的雜化類型。例如：BF3和NF3，前者為平面三角形，后者為三角錐型，我們就可以推斷BF3中的B原子采取sp2雜化，NF3中的原子采取sp3雜化。在不同的分子或原子團(tuán)中，同一種中心原子在不同共價分子中可以采取不同的雜化類型。 例如：P原子：PC

18、l3（sp3）、PCl5（sp3d）、PCl（sp3）、PCl（sp3d2）， C原子：C2H6（sp3）、C2H4（sp2）、C2H2（sp）。那么如何來推測共價分子的幾何構(gòu)型呢？四、價層電子對互斥理論基本思想：在共價分子或共價型離子中，中心原子周圍的電子對所占的空間（成鍵電子對和孤對電子對）盡可能采用使之本身受到的靜電排斥最小的理想的幾何構(gòu)型，即盡可能使中心原子周圍的各電子對的距離達(dá)到最大。判斷分子幾何構(gòu)型的步驟：確定中心原子的雜化類型¾¾ 計算中心原子周圍的成對電子對數(shù)目和孤對電子對數(shù)目。計算共價分子或共價型離子的價電子總數(shù)(n v)； n v = 5 + 4

19、80; 7 - 1 = 32 PCl5 n v = 5 + 5´ 7 = 40 n v = 5 + 6 ´ 7 + 1 = 48 XeF4 n v = 8 + 4´ 7 = 36 n v ¸ 8 = 商(1) -余數(shù)(1) ， 商(1) = 成鍵電子對數(shù)； 余數(shù)(1) ¸ 2 = 商(2) - 余數(shù)=1或0 ， 商(2) = 孤對電子對數(shù)；商(1) + 商(2) = 中心原子的雜化軌道數(shù)（若余數(shù)還有1，則也當(dāng)作一對孤對電子對來處理）；實例：XeF2XeOF4XeO3成鍵電子對數(shù)22/8 = 2642/8 = 5226/8 = 3222/8 =

20、26孤對電子對數(shù)6/2 = 32/2 = 12/2 = 16/2 = 3中心原子雜化類型sp3dsp3d2sp3sp3d按照理想的幾何構(gòu)型，畫出分子幾何構(gòu)型圖。例如：（正四面體） （三角雙錐） （正八面體） 對于ClF3 (4 ´ 7) ¸ 8 = 34 4 ¸ 2 = 2 Cl原子采取sp3d雜化，ClF3分子可以畫出三種不同的空間幾何構(gòu)型 (I) (II) (III)如果遇到存在幾種可能的空間幾何構(gòu)型時，要選擇最穩(wěn)定的結(jié)構(gòu)式，即各電子對間的排斥力最小。對于三角雙錐而言，抓住90°鍵角之間的排斥力，因為最小角之間的排斥力最大。各電子對之間排斥力的大小順

21、序為：孤對電子對 ¾¾ 孤對電子對 孤對電子對雙鍵 孤對電子對單鍵 雙鍵雙鍵 雙鍵 ¾¾ 單鍵 單鍵單鍵90°(I)(II)(III)孤對電子對 ¾¾ 孤對電子對010孤對電子對 ¾¾ 成鍵電子對634成鍵電子對 ¾¾ 成鍵電子對022所以構(gòu)型(III)是最穩(wěn)定，即孤對電子對放在平面內(nèi)，ClF3的幾何構(gòu)型為T型。分子的雜化類型和幾何構(gòu)型：雜 化 類 型spsp2sp3分 子 類 型AB2AB3AB2EAB4AB3EAB2E2分子幾何構(gòu)型直線型平面三角形V型正四面體三角錐型V型實 例CO

22、2CS2BF3NPCl2SO2ONClXeO4CCl4NCl3AsH3H2OOF2雜 化 類 型sp3dsp3d2分 子 類 型AB5AB4EAB3E2AB2E3AB6AB5EAB4E2分子幾何構(gòu)型三角雙錐歪四面體T型直線正八面體四方錐平面四方實 例PCl5AsCl5TeCl4SCl4ClF3XeOF2XeF2SF6XeOF4IF5XeF4鍵角的討論：不同的雜化類型，鍵角不同。在相同的雜化類型條件下，孤對電子對越多，成鍵電子對之間的鍵角越小。例如：CH4、NH3、H2O，鍵角越來越小。在相同的雜化類型和孤對電子對條件下：中心原子的電負(fù)性越大,成鍵電子對離中心原子越近，成鍵電子對之間距離變小，排

23、斥力增大，鍵角變大。例如：NH3、PH3、AsH3，中心原子電負(fù)性減小，鍵角越來越小。配位原子的電負(fù)性越大，鍵角越小。例如NH3中的HNH大于NF3中的 FNF。雙鍵、叁鍵的影響：叁鍵叁鍵之間的斥力 雙鍵雙鍵之間的斥力 雙鍵單鍵之間的斥力 單鍵單鍵之間的排斥力dp鍵的討論以H3PO4為例，說明dp鍵的形成在(HO)3PO中P原子采取sp3雜化，P原子中3個sp3雜化軌道中的3個單電子與OH基團(tuán)形成三個鍵，第四個sp3雜化軌道上的孤對電子對必須占有O原子的空的2p軌道。而基態(tài)氧原子2p軌道上的電子排布為 ，沒有空軌道，但為了容納P原子上的孤對電子對，O原子只好重排2p軌道上電子而空出一個2p軌道

24、 ，來容納P原子的孤對電子對，形成PO的配鍵。氧原子2p軌道上的孤對電子對反過來又可以占有P原子的3d空軌道，這兩個pd軌道只能“肩并肩”重疊，形成鍵，稱為dp鍵。所以P、O之間的成鍵為 （一個配鍵，兩個dp配鍵），相當(dāng)于PO。許多教科書上把H3PO4的結(jié)構(gòu)式表示為： dp 鍵的應(yīng)用 (a) 可以解釋共價分子幾何構(gòu)型 (SiH3)3N與(CH3)3N有不同的幾何構(gòu)型，前者為平面三角形，后者為三角錐型。這是由于在(SiH3)3N中N原子可以采取sp2雜化，未雜化的2p軌道（有一對孤對電子對）可以“肩并肩”地與Si原子的3d空軌道重疊而形成dp鍵，使平面三角形結(jié)構(gòu)得以穩(wěn)定。(CH3)3N中的C原子

25、不存在d價軌道，所以原子必須采取sp3雜化，留給孤對電子對以合適的空間。 (b) 可以解釋Lewis堿性的強(qiáng)弱 比較H3COCH3與H3SiOCH3的堿性，前者的堿性強(qiáng)于后者的堿性。這也是由于在H3SiOCH3中O原子上的孤對電子對可以占有Si原子的3d空軌道，形成dp鍵，從而減弱了O原子的給出電子對能力，使得后者的Lewis堿性減弱。 (c) 可以解釋鍵角的變化 對于NH3與NF3，HNHFNF，而對于PH3與PF3，HPHFPF。兩者是反序的，這是因為后者是由于F原子上的孤對電子對占有P原子上的3d空軌道，增強(qiáng)了P原子上的電子云密度，使成鍵電子對之間的排斥力增大，所以鍵角變大。離域鍵 (1

26、) 離域鍵的形成條件 a所有參與離域鍵的原子都必須在同一平面內(nèi)，即連接這些原子的中心原子只能采取sp或sp2雜化。 b所有參與離域鍵的原子都必須提供一個或兩個相互平行的p軌道 c參與離域鍵的p軌道上的電子數(shù)必須小于2倍的p軌道數(shù) (2) 實例 1, 3 -丁二烯 H2CCHCHCH2 (m - 電子數(shù)，n - p軌道數(shù)) SO3中S原子采取sp2雜化，未參與雜化的3p軌道上存在一對電子，由于在sp2雜化軌道上有一對電子： （sp2雜化），所以SO3中氧原子的2p軌道上的電子發(fā)生重排而空出了一個2p軌道來容納S原子的2p2雜化軌道上的電子對，則該氧原子提供的平行的2p軌道上也是一對電子，所以SO

27、3中S原子的一個3p軌道和3個O原子的2p軌道（共四個相互平行的p軌道）提供的p電子數(shù)為：2 + 2 + 1 + 1 = 6。 實際上和是等電子體，SO3與它們也是廣義的等電子體，所以它們有相同的離域p鍵（）。 3個 五、鍵參數(shù)1鍵能 共價鍵強(qiáng)弱的標(biāo)志 (1) 定義：在298.15k和100kPa下，1mol理想氣體分子拆成氣態(tài)原子所吸收的能量稱為鍵的離解能，以符號D表示。例如：Cl2(g)2Cl(g) D(ClCl) = 239.7kJ·mol-1。對于雙原子分子來說，其離解能就是該氣態(tài)分子中共價鍵的鍵能E，例如E(ClCl) = D(ClCl)，而對于兩種元素組成的多原子分子來說

28、，可取離解能的平均值作為鍵能。在NH3分子中NH鍵的離解能就是三個等價鍵的平均離解能。所以鍵能也稱為平均離解能。 (2) 通常鍵能越大，鍵越牢固，由這樣的鍵構(gòu)成的分子也就越穩(wěn)定。2鍵長：分子中兩個相鄰的原子核之間的平均距離，稱為鍵長（或核間距） 鍵長與鍵的強(qiáng)度（即鍵能）有關(guān)，即鍵能越大，鍵長越短。3鍵角： 鍵長和鍵角確定了，分子的幾何構(gòu)型就確定了。 4鍵的極性 (1) 我們可以用兩個原子電負(fù)性的差值來表示的鍵的極性。 (2) 成鍵原子的電負(fù)性差值越大，鍵的極性越大。 (3) 鍵的極性是有方向的，如NH或NF，是從正電荷指向負(fù)電荷。六、分子之間的作用力1由共價鍵組成的分子，其分子之間是靠分子間的

29、相互作用力連接的。2共價分子的分類 (1) 非極性分子：由非極性鍵組成的共價分子稱為非極性分子，例如同核雙原子分子；或者由極性鍵構(gòu)成但幾何構(gòu)型對稱的共價分子也稱為非極性分。 (2) 極性分子：由極性鍵構(gòu)成的，且鍵的極性不能抵消的共價分子稱為極性分子。3分子極性大小的量度 偶極矩 ( ) (1) 是一個矢量，既有大小，又有方向。大小 = q d，單位為德拜(Debye)。 方向 從正指向負(fù)。 1 Debye = 3.336×10-30 Cm (2) 對于雙原子分子，鍵的極性越大，分子的極性越大。 H2： = 0 CO： = 0.112 NO： = 0.159 HI： = 0.448 H

30、Br： = 0.828 HCl： = 1.09 (3) 對于多原子分子，特別是中心原子上存在孤對電子對的分子，其極性要通過分析討論來確定。例如：CO2： = 0 ， SCO：4分子間的相互作用力（van der Waals forces） (1) 取向力 a永久偶極：極性分子的正、負(fù)電荷重心本來就不重合，始終存在著一個正極和一個負(fù)極，極性分子的這種固有的偶極，稱為永久偶極。 b當(dāng)兩個極性分子相互接近時，一個分子帶負(fù)電荷的一端要與另一個分子帶正電荷的一端接近，這樣就使得極性分子有按一定方向排列的趨勢，因而產(chǎn)生分子間引力，稱為取向力。 c極性分子之間，離子與極性分子之間的相互作用力就是取向力，即取向力存在于永久偶極之間或離子與永久偶極之間。 (2) 誘導(dǎo)力 a誘導(dǎo)偶極：本來分子中正、負(fù)電荷的重心重合在一起，由于帶正電荷的核被引向負(fù)電極而使電子云被引向正電極，結(jié)果電子云和核發(fā)生相對的位移，分子發(fā)生了變形，電荷重心分離，導(dǎo)致非極性分子在外電場（或在極性分子、離子）中產(chǎn)生偶極，這種偶極稱為誘導(dǎo)偶極。 b當(dāng)外電場消失時，誘導(dǎo)偶極就消失，分子又重新變成非極性分子。 c由誘導(dǎo)偶極產(chǎn)生的分子間作用力，稱為誘導(dǎo)力。 d誘導(dǎo)力不僅存在于非極性分子與極性分子之間，也存在于極性分子之間。 (3) 色散力 a瞬時偶極：由于每個分子中的電子不斷運動和原子核的不斷振動，可以發(fā)生瞬時的