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结构化学第三节 分子的极性、分子间的作用力和氢键第四节 晶体结构
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第三节 分子的极性、分子间的作用力和氢键离子键、共价键、配位键和金属键，这几种化学键都是原子间较强的相互作用，键能约为 100～
800kJ·mol-1。此外,在分子间还存在着一种较弱的相互作用，其结合能大约只有几个到几十个 kJ·mol-1，这种分子间的作用力叫做范德华力,是由范德华首先提出的。气体分子能凝聚成液体和固体，主要就靠这种分子间作用力。分子间的范德华力是决定物质熔点、
沸点、溶解度等物理化学性质的一个重要因素。而分子间作用力又是与分子的极性密切相关。
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一、分子的极性和偶极矩
1．分子的极性任何一个分子都是由带电的核和带负电的电子所组成的体系。
分子中正、负电荷可认为各集中于一点，形成正电荷重心和负电荷重心。 若正电荷重心和负电荷重心不互相重合，就形成了一个小的电偶极子，具有了极性。这样的分子称为极性分子。若两个电荷重心互相重合的分子则称为非极性分子。
+
n o n - p o l a r
+?
p o l a r
4
对于多原子分子而言，分子是否有极性，不仅取决于所形成的键是否有极性，而且还与分子的空间构型有关。 例如,CO2分子中 C=O键虽为极性键,CO2是非极性分子； SO2分子中 S=O键为极性键,SO2是极性分子。
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如：
H-H O-O H-Cl
O-C-O H2O CH4
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2．偶极矩
分子极性的强弱，可由实验方法测得的偶极矩来量度。偶极矩等于正负电荷重心间的距离 d和偶极上一端所带电量 q的乘积，用符号 μ表示，单位为 C·m（库仑 ·米）。
μ = q·d
偶极矩是一个矢量，其方向是从正电荷指向负电荷。
非极性分子的偶极矩等于零。偶极矩不等于零的分子是极性分子，偶极矩越大，分子的极性越强。
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二、分子间力分子间作用力 是分子与分子之间的 一种弱的相互作用力，是一种短程吸引力,与分子间距离的 6次方成反比，且随分子间距离的增大将很迅速减小。根据力产生的特点，分子间力可分为 色散力、诱导力和取向力三种类型。
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(1) 取向力 （ orientation force）,当极性分子相互靠近时,除存在色散力和诱导力作用外,由于它们固有偶极之间同性相斥、异性相吸的静电作用，而使它们在空间按异极相邻形式定向排列 。这种在极性分子 固有偶极间产生的吸引力称为取向力。 取向力与分子的偶极矩的平方成正比，即分子的极性越大，取向力越大。
但与绝对温度成反比，温度越高，取向力越弱。
极性分子间的相互作用
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由此可知：分子的极性愈大，取向力也愈大。
取向力源自极性分子间固有偶极 。
极性分子的固有偶极间因取向而产生的引力叫取向力。
+
+?
+
+?
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(2) 诱导力 （ induced force）,当极性分子和非极性分子相互靠近时,除存在色散力外,非极性分子在极性分子的固有偶极的电场影响下也会产生诱导偶极
（ induced dipole）。在诱导偶极和极性分子的固有偶极之间产生的吸引力称为诱导力 。诱导力也会出现在离子和分子、离子和离子之间。
非极性分子与极性分子间的相互作用
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极性分子或非极性分子发生 变形极化,产生诱导偶极，使分子的极性增加。电场撤去，诱导偶极消失。
诱导力
+? +?
+
+
+?
+
极性分子与非极性分子、极性分子之间的作用力固有偶极和诱导偶极间的吸引力也是诱导力。
极性分子可作为电场使非极性分子变形而产生诱导偶极。
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(3) 色散力 （ dispersion force）：对任何一个分子，，
原子核与电子云间的相对位移是经常发生的，这使得分子中的正、负电荷中心会不断出现暂时的偏移,分子产生了瞬时偶极（ instantaneous dipole） 。分子中原子数越多、原子半径越大或原子中电子数越多，则分子变形越显著。 当两个分子相互接近时，一个分子产生的瞬时偶极会诱导邻近分子的瞬时偶极采取异极相邻的状态。这种瞬时偶极与瞬时偶极间产生的作用力称为色散力。 虽然每种瞬时偶极状态存在的时间极短，
但任何分子或原子中，这种由于电子运动造成的正负电荷重心的相互分离的状态却是时刻存在的。因而分子间始终存在着色散力。 任何二分子，不管是极性分子或非极性分子，相互接近时都会产生色散力 。
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+? +? +? +?+
+?
变形变形发生在：
非极性分子和非极性分子之间极性分子和非极性分子之间极性分子和极性分子之间瞬时偶极 之间产生的相互作用力
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取向力只存在于极性分子之间，而诱导力存在于极性分子间或极性分子与非极性分子之间，而色散力则在所有分子中，包括极性分子、非极性分子中都存在。
对大多数分子而言，色散力是主要的分子间力。
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三、氢键
在许多分子间还存在着与分子间力大小相当的另一种作用力 —— 氢键（ hydrogen bond）。
与某一电负性大的原子 X以共价键相结合的氢原子，
可与另一个电负性大的原子 Y之间形成一种弱键，
这种键称为氢键。 氢键通常可用 X— H…Y 表示，其中 X,Y代表 F,O,N等电负性大、原子半径较小的原子。 X和 Y可以是同一种元素 （如 O— H…O,F— H…F
等）,也可以是两种不同元素（ 如 N— H…O 等）。
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在 X-H…… Y中,H—与电负性大、半径小的元素 (X)成强极性共价键的氢； Y——有孤对电子、电负性大、半径小的元素 (F,O,N)。
于是在 H与 Y间以静电引力结合，形成 氢键,较弱。氢键也可在分子内形成。分子内氢键往往不在同一直线上，多见于有机化合物 H
O
H H
O
H
H
O
H
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H
F
H
F
H
F
H
F
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只有与电负性大、半径小、且有孤对电子的元素的原子化合的氢才能形成氢键。例如,H2O,NH3、
HF等分子都可在同类分子间或异类分子间形成氢键 。
氢键在生物体系中是普遍存在的。对生物分子的性质及生化反应的特性有重大的影响。因而是一种十分重要的分子间作用。
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氢键的主要特点
(1) 氢键的键能一般在 40 kJ·mol-1以下，比化学键弱，
与分子间力具有相同的数量级，属分子间力的范畴，
故把氢键划入分子间作用力，而不看作化学键。
(2) 氢键具有饱和性和方向性 。
氢键具有饱和性和方向性的示意图
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四、分子间力和氢键对物质性质的影响
1．物质的熔点和沸点
对于同类型的单质和化合物，其熔点和沸点一般随相对分子质量的增加而升高。这是由于物质分子间的色散力随相对分子质量的增加而增强的缘故。
对于含氢键的物质，其熔点、沸点较同类型无氢键的物质要高。
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第 Ⅳ ～ Ⅶ 主族氢化物的沸点变化规律
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2．物质的溶解性物质的溶解性也与分子间作用力有关，主要表现为：
(1) 相似相溶：分子极性相似的物质易于互相溶解 。
如 I2易溶于 CCl4、苯等非极性溶剂，但难溶于水。这是由于 I2为非极性分子，与苯,CCl4等非极性溶剂有着相似的分子间力（色散力）。而水为极性分子，分子间除色散力外，还有取向力、诱导力以及氢键。要使非极性分子能溶于水，必须克服水的分子间力和氢键，
需要消耗能量，因而较为困难。
(2) 分子间能形成氢键的物质易互相溶解。 例如乙醇、
羧酸等有机物都易于溶于水，因为它们与 H2O分子之间能形成氢键，使分子间互相缔合而溶解。
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解,⑴ C6H6-CCl4—色散力；
⑵ CH3OH-H2O—色散力、诱导力、
取向力、氢键；
⑶ He-H2O —色散力、诱导力；
⑷ H2S-H2O—取向力、诱导力、
色散力。
例题,下列每组物质中，不同物质间分子之间存在着何种成分分子间力。
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第四节 晶体结构一、晶体的特征
1,规整的几何外形和周期性的晶格结构规整的几何外形是晶体内部原子、分子或离子等微观粒子有规则排列的宏观表现 。若把晶体内部的微观粒子抽象成几何学上的点，它们在空间有规则的排列所成的点群称为 晶格,或称为 点阵（ lattice）。
2．具有确定的熔点
3．具有各向异性的特征。 例如云母，特别容易裂成薄片，石墨不仅容易分层裂开，而且其导电率在平行于石墨层的方向比垂直于石墨层的方向要大得多。晶体在不同方向上具有不同的物理、化学性质，这种特性称为各向异性（ anisotropy）。非晶体则是各向同性的。
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晶格
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4．单晶和多晶晶体可分为单晶和多晶。 单晶（ single crystal）是由一个晶核沿各个方向均匀生长形成的，其晶体内部粒子基本上按单一规则整齐排列。如单晶硅、单晶锗等 。
单晶必须在特定条件下才能形成，自然界较为少见。
通常天然晶体是由很多单晶颗粒无序聚集而成，尽管每一晶粒是各向异性的，但由于晶粒排列杂乱，各向异性互相抵消,使整个晶体失去了各向异性的特征，
这种晶体叫做多晶体（ polycrystal）。 金属及其合金大多为多晶体。
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二、晶体的基本类型按照晶格结点上粒子的种类及其作用力的不同，从结构上可把晶体分为 离子晶体、原子晶体、分子晶体和金属晶体四种基本类型。
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1．离子晶体（ ionic crystal）
在离子晶体的晶格结点上交替排列着正离子和负离子，正、负离子通过离子键相互结合。 由于离子键没有饱和性和方向性。因此，在空间因素允许的条件下，
正离子将与尽可能多的负离子接触，负离子与尽可能多的正离子接触，形成不等径圆球的紧密堆积，此时体系处于能量最低、结构最稳定的状态。
活泼金属的盐类和氧化物的晶体都属离子晶体。 例如，
氯化钠、溴化钾，氧化镁，碳酸钙晶体等等。
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（ a）晶体中离子的密堆积 （ b）晶格氯化钠离子晶体结构
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Rock salt and ZnS structure
NaCl structure
ZnS structure
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离子晶体 常表现出以下一些共性,具有较高的熔点、
沸点和硬度，但比较脆，延展性差；在熔融状态或在水溶液中 时，由于离子被限制在晶格的一定位置上振动，因此 具有优良的导电性，但在固体状态几乎不导电，导热性也差 。
由于组成离子晶体的离子电荷、离子半径和离子的价层电子结构的不同，晶体的性质也有明显的差别。
例如,MgO和 CaO这两种典型的离子晶体，离子的电荷数相等，但 镁离子的离子半径（ 66pm）比钙离子的半径（ 99pm）小,Mg2+离子对 O2－ 离子的作用比 Ca2＋ 离子强，因而氧化镁的晶格更加牢固，具有更高的熔点和更大的硬度（熔点,MgO 2852℃,
CaO 2614 ℃ ）。
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2．原子晶体（ atomic crystal）
以中性原子作为组成晶体的基本微粒，占据晶格的结点位置，彼此间以共价键相互结合成晶体，就称为原子晶体。
以典型的金刚石晶体为例，每个碳原子能形成 4个
sp3杂化轨道，最多可与 4个碳原子形成共价键，组成正四面体，每个碳的配位数为 4。碳原子构成的四面体在空间上重复排列，即组成了金刚石晶体结构。
属于原子晶体的物质并不多。 C,Si,Ge 等单质是原子晶体，周期系的第 Ⅳ A,Ⅴ A,Ⅵ A族元素之间形成的化合物也常形成原子晶体，如 SiC,GaAs、
SiO2,BN等。
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金刚石的晶体结构
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原子晶体一般具有很高的熔点和很大的硬度,在工业上常被选为磨料或耐火材料。
金刚石的熔点可高达 3550℃,是所有单质中最高的，
硬度也很大，是所有物质中最硬的。
无论固态或熔融态都不能导电,所以一般是电绝缘体。 但某些原子晶体如 Si,Ge等，在高温下可表现出一定的导电性，是优良的半导体材料 。
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3．分子晶体（ molecular crystal）
在分子晶体的晶格结点上排列着分子（极性分子或非极性分子），分子之间以范德华力或氢键相结合
（分子内的原子之间则以共价键结合）。由于范德华力没有方向性和饱和性。分子组成晶体时可作紧密堆积。但共价键分子本身具有一定的几何构型，所以分子晶体一般不如离子晶体堆积得紧密。
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2CO
CO2的晶体结构
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由于分子间力比共价键、离子键弱得多,分子晶体一般具有较低的熔点、沸点和较低的硬度； 这类晶体 无论在固态或是在熔化时都不导电。 只有当极性很强的分子所组成的晶体，如 HCl晶体等，溶解在水中，才会因电离而导电。
大部有机化合物和 CO2,SO2,HCl,H2,Cl2,N2等绝大多数共价化合物以及稀有气体元素 Ne,Ar,Kr，
Xe等在低温下形成的晶体都是 分子晶体 。
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4．金属晶体（ metallic crystal）
金属原子只有少数的价电子能用于成键，价电子的数量不足以使金属晶体中原子间形成正常的共价键或离子键。因此,金属在形成晶体时倾向于组成极为紧密的结构，即密堆积,使每个原子拥有尽可能多的相邻原子（通常是 8或 12个原子），从而形成,少电子多中心”键。
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金属原子密堆积的结构形式，已为 X射线衍射结果所证实。在金属中最常见的紧密堆积方式有三种。
① 立方最密堆积,这种堆积方式中可找出面心立方晶胞，每个原子配位数为 12。
② 六方最密堆积,这种堆积方式可划出六方晶格，每个原子配位数也为 12。
③ 体心立方密堆积,这种堆积方式中可找出体心立方晶胞。
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（ a）六方最密堆积 （ b）立方最密堆积
（ c）体心立方密堆积金属晶体中的紧密堆积方式
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金属键和金属的共性由于金属元素的电负性小，电离能也较小，外层价电子易脱离金属原子的约束，形成,自由电子,或
,离域电子,,在金属晶体中,由于金属原子（或正离子）紧密堆积在一起，它们的价层电子并不固定在个别金属原子（或离子）的附近，而是为整个晶体中的全部原子（或离子）所共有，因而称为自由电子或离域电子。这些共用电子起到把许多原子或离子,粘合,在一起的作用，形成了所谓的金属键 。这种键可以看作是改性的共价键，即是由多个原子共用在整个金属晶体内流动的自由电子所组成的共价键。
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在 金属晶体 中，由于自由电子的存在和晶体的紧密堆积结构，使金属 具有以下一些共同性质,
① 金属光泽,金属中的自由电子很容易吸收可见光，
使金属晶体不透明，当被激发的电子跳回低轨道时又可发射出各种不同波长的光，因而具有金属光泽。
② 良好的导电性,金属的导电性与自由电子的流动有关。在外加电场的影响下，自由电子将在晶体中定向流动，形成电流。不过，在晶格内的原子和离子不是静止的，而是在晶格结点上作一定幅度的热振动，这种振动对电子的流动起着阻碍的作用，同时，正离子对电子具有吸引力，这些因素产生了金属特有的电阻。
受热时原子和离子的振动加强，电子的运动受到更多的阻力，因此,一般随着温度升高，金属的电阻增大。
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③ 良好的导热性,金属的导热性也与自由电子的运动密切相关。电子在金属中运动，会不断地与原子或离子碰撞而交换能量。因此，当金属的某一部分受热时，
原子或离子的振动得到加强，并通过自由电子的运动把热能传递到邻近的原子和离子，很快使金属整体的温度均一化。因此，金属具有良好的导热性。
④ 良好的机械性能,金属的紧密堆积结构，允许在外力下使一层原子相对于相邻的一层原子滑动而不破坏金属键，这使金属显示良好的延展性等机械性能的原因。
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固体能带理论
现代金属键理论之一是在分子轨道理论基础上发展起来的能带理论。
在金属晶体中，金属原子靠得很近，它们的部分原子轨道可组合成分子轨道。一块金属中包含数量极多的原子，这些原子的原子轨道可组成极多的分子轨道。 例如,1g钠中约有 3× 1022个原子，每个钠原子用一个 3s轨道参与组合，可得到约 3× 1022个分子轨道,其中一半为成键轨道，一半为反键轨道。 因此,分子轨道的数目巨大，使得各相邻分子轨道间的能级非常接近 。它们实际上连成一片,构成了一个具有一定能量界限（即一定宽度）的能带。
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按能量最低原理,金属的价层电子将优先排入晶体的成键分子轨道，即将优先在能带下半部的低能轨道中排布，使整个体系能量降低。这就形成了金属键 。
这样解释即为金属键的能带理论。 能带的下半部充满电子，叫做满带,其中的电子无法自由流动、跃迁；
而能带上半部分子轨道能量较高，可部分埴充电子或是全空的能带，称做导带或空带 。通常有两种情况，
一种情形是金属的价电子能带是半满的，另一半空着
（如金属钠）；另一种情形是金属的价电子能带虽满，
但与上面一个能级的空带部分重叠，形成了一个未满的导带（如在金属镁中 3s能带与 3p能带的部分重叠）。
导带中的电子在外电场作用下，可在整个晶体范围内运动而形成电流，这就是自由电子。因此，金属是电、
热的良导体。
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在半导体和绝缘体中，满带与空带并不直接相联，其间还隔有一段空隙，被称为禁带 。半导体的禁带能量宽度小于 3eV，电子容易获得能量从满带越过禁带而被激发进入导带，造成导电条件。 温度越高，半导体受到的热激发越强，电子跃迁到空带中的几率越大，电导率也随之增大。绝缘体禁带能量宽度通常 ≥ 5eV，满带中的电子难以被激发跃迁到空带，因此,通常不能导电
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Na和 Mg的能带结构导体、半导体和绝缘体的能带结构特征
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5．混合键型晶体还有相当多的晶体是由不同的键型混合组成的，称为混合键型晶体，或混合型晶体。
混合型晶体的典型例子是石墨晶体 。
石墨晶体中既有共价键又有金属键的作用，而层间结合又是靠范德华力，因此石墨是混合键型晶体。因此，石墨既有金属光泽，在层平面方向又有很好的导电性和导热性。且由于层间结合力较弱，容易滑动，
兼有金属晶体和分子晶体的特性。 石墨的层状结构
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石墨
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晶体的基本类型 离子晶体 原子晶体 分子晶体 金属晶体晶格结点上的粒子 阴、阳离子 中性原子 中性分子 金属原子阳离子结点上粒子间作用力 离子键 共价键 分子间力 (氢键 ) 金属键有无独立分子 无 无 有 无熔、沸点 高 很高 很低 较高硬 度 大 很大 小 较大机 加 性 差 差 差 延展性好溶 解 性 溶于水 不溶 极性分子可溶 差导 电 性 溶、熔可导电 绝缘，半导 差 良好物 例 活泼金属的 C,Si,Ge 常温液、气态 金属单质盐和氧化物 SiC,B4C,物质和易升华 和合金。
BN,SiO2 固体。
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三、晶体缺陷和晶体材料晶体中一切偏离理想的点阵结构都称为晶体的缺陷。
,缺陷,一词是贬词，晶体的缺陷确实影响到晶体的性质，使晶体的某些优良性能下降。例如金属晶体中存在位错，原子间的结合力减弱，使金属的机械强度降低。但是，缺陷可以改变晶体的性质，在晶体中存在种种缺陷，就可以使晶体的性质有着各种各样的变化，这一点也可以为人类所利用。晶体的许多重要应用正是人们有意识的利用晶体缺陷产生的。 改变晶体缺陷的种类和数量，可制得某些特殊性能的晶体。 所以，晶体缺陷正是人们改造晶体使之具有特定性能材料的用武之地。
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① 晶体缺陷的种类晶体缺陷的种类繁多,若按几何形式分类有：点缺陷
（如杂原子置换、空位、填隙原子）,线缺陷 （如位错）,面缺陷 （如堆垛层错、晶粒边界等）和体缺陷
（如包裹杂质、空洞等）等。若 按缺陷的形成和结构分类有：本征缺陷 —— 指不是由外来杂质原子形成而是晶体结构本身偏离点阵结构造成的；杂质缺陷 ——
指杂原子进入基质晶体中所形成的缺陷。
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② 晶体缺陷造成晶体性质的变化晶体缺陷使得晶体在光、电、磁、声、热学上出现新的特性。 例如，单晶硅、锗都是优良半导体材料，
而人为地在硅、锗中掺入微量砷、镓形成的有控制的晶体缺陷，便成为晶体管材料，是集成电路的基础。
离子晶体的缺陷有时可使绝缘性发生变化，如在 AgI
中掺杂 +1价阳离子后，室温下就有了较强的导电性，
这类固体电解质能在高温下工作，可用于制造燃料电池、离子选择电极等。杂质缺陷还可使离子型晶体具有绚丽的色彩。如 α-Al2O3中掺入 CrO3呈现鲜艳的红色，常称“红宝石”，而且可用于激光器中作晶体材料。
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离子极化的本质离子的极化本质是由于分子内正、负离子相互接近时发生的诱导作用，由于阴离子的极化力不强，阳离子的变形性又较小，所以通常考虑离子极化时,一般总是考虑阳离子对阴离子的极化力和考虑阴离子被极化的程度 。但当阳离子也容易变形时（例如 Ag+,Hg2+,Pb2+等），则要考虑两种离子的相互极化作用或称为附加极化作用。
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离子极化作用,可使分子内正,负离子之间发生一种额外的吸引力,使两个离子更靠近,甚至有可能使正,负离子之间发生电子云相互重叠,即可能使两个离子结合成共价键,形成极性共价分子 。
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离子极化对物质结构和性质的影响对化学键型的影响例第三周期元素 Na,Mg,Al,Si,P的相应氯化物 NaCl,MgCl2,AlCl3、
SiCl4,PCl5中可见,NaCl是典型的离子型的化合物，而 SiCl4和 PCl5为典型的共价型化合物，其中 MgCl2,AlCl3则为过渡性化合物（含有部分共价键成份的离子型化合物），而且共价成份 AlCl3多于 MgCl2 。
用离子极化来解释：由于 这些氯化物中的阳离子极化力从
Na+→Mg 2+→Al 3+→,Si4+”→,P5+”逐渐增大,是由于阳离子的电荷增大所致。 故分子中，阴阳离子之间电子云重叠程度增大，使化学键从典型的离子键向共价键过渡
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对晶体结构类型的影响例如 NaCl是典型的离子型晶体，而 SiCl4,PCl5却是典型的分子型晶体，而 AlCl3为过渡型晶体。
由于 离子极化作用的增强，可使分子化学键的键型发生由离子键逐渐向共价键过渡,那么 物质的晶体结构也可由离子晶体逐渐转变为过渡型晶体结构 （混合型晶体结构）,最后转变为分子晶体 。
晶体的结构类型发生改变,从而导致物质的性质，如熔点、
沸点、硬度等发生相应的变化
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对化合物溶解度及颜色的影响例如从 AgF→AgCl→AgBr→AgI 可见,由于分子中 阴离子从
F-→I -离子半径是逐渐增大,故阴离子的变形性也增大,导致被极化的程度加大 。 所以 AgF分子中离子极化最弱,是典型的离子型化合物,AgF是无色,易溶于水 。 而其余三种从
AgCl→AgI 。 其分子中共价键成份不断增多,溶解性下降,
颜色也加深 。 AgCl为白色难溶物,AgBr是淡黄色更难溶物,
而 AgI是深黄色的极难溶物 。
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离子极化对金属硫化物溶解性、颜色的影响见下表：
硫化物 Na2S MnS SnS HgS
阳离子 Na+ Mn2+ Sn2+ Hg2+
阳离子半径
（ pm） 95 80 112 110
阳离子外层电子结构 8电子 9-17电子 18+2电子 18电子
Ksp 2.5× 10-13 1.0× 10-25 4.0× 10-53
溶解性 易溶于水 不溶于水溶于稀酸不溶于稀酸溶于浓酸不溶于浓酸溶于王水
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固体 AgF AgCl AgBr AgI
离子半径总和 /pm 262 307 322 342
键长 /pm 246 277 288 299
键型 离子型 过渡型 过渡型 共价型晶体结构类型 NaCl NaCl NaCl ZnS
溶解性 易溶 1.34?10–5 7.07?10–7 9.11?10–9
颜色 白 白 浅黄 深黄
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① 钠的卤化物是离子晶体,硅的卤化物是分子晶体。
所以钠的卤化物的 熔点总是比硅的卤化物的熔点高。
② 离子晶体的熔点随离子半径的增大而降低，分子晶体的熔点随分子量的增大而升高。
Solution:
Explain,① 为什么钠的卤化物的熔点总是比硅的卤化物的熔点高?
② 为什么钠的卤化物 的熔点的递变规律与硅的卤化物不一致?
Example,下列物质的熔点 (℃ )为：
NaF NaCl NaBr NaI
993 801 747 661
SiF4 SiCl4 SiBr4 SiI4
-90.2 -70 5.4 120.5
结构化学第三节 分子的极性、分子间的作用力和氢键第四节 晶体结构
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第三节 分子的极性、分子间的作用力和氢键离子键、共价键、配位键和金属键，这几种化学键都是原子间较强的相互作用，键能约为 100～
800kJ·mol-1。此外,在分子间还存在着一种较弱的相互作用，其结合能大约只有几个到几十个 kJ·mol-1，这种分子间的作用力叫做范德华力,是由范德华首先提出的。气体分子能凝聚成液体和固体，主要就靠这种分子间作用力。分子间的范德华力是决定物质熔点、
沸点、溶解度等物理化学性质的一个重要因素。而分子间作用力又是与分子的极性密切相关。
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一、分子的极性和偶极矩
1．分子的极性任何一个分子都是由带电的核和带负电的电子所组成的体系。
分子中正、负电荷可认为各集中于一点，形成正电荷重心和负电荷重心。 若正电荷重心和负电荷重心不互相重合，就形成了一个小的电偶极子，具有了极性。这样的分子称为极性分子。若两个电荷重心互相重合的分子则称为非极性分子。
+
n o n - p o l a r
+?
p o l a r
4
对于多原子分子而言，分子是否有极性，不仅取决于所形成的键是否有极性，而且还与分子的空间构型有关。 例如,CO2分子中 C=O键虽为极性键,CO2是非极性分子； SO2分子中 S=O键为极性键,SO2是极性分子。
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如：
H-H O-O H-Cl
O-C-O H2O CH4
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2．偶极矩
分子极性的强弱，可由实验方法测得的偶极矩来量度。偶极矩等于正负电荷重心间的距离 d和偶极上一端所带电量 q的乘积，用符号 μ表示，单位为 C·m（库仑 ·米）。
μ = q·d
偶极矩是一个矢量，其方向是从正电荷指向负电荷。
非极性分子的偶极矩等于零。偶极矩不等于零的分子是极性分子，偶极矩越大，分子的极性越强。
7
二、分子间力分子间作用力 是分子与分子之间的 一种弱的相互作用力，是一种短程吸引力,与分子间距离的 6次方成反比，且随分子间距离的增大将很迅速减小。根据力产生的特点，分子间力可分为 色散力、诱导力和取向力三种类型。
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(1) 取向力 （ orientation force）,当极性分子相互靠近时,除存在色散力和诱导力作用外,由于它们固有偶极之间同性相斥、异性相吸的静电作用，而使它们在空间按异极相邻形式定向排列 。这种在极性分子 固有偶极间产生的吸引力称为取向力。 取向力与分子的偶极矩的平方成正比，即分子的极性越大，取向力越大。
但与绝对温度成反比，温度越高，取向力越弱。
极性分子间的相互作用
9
由此可知：分子的极性愈大，取向力也愈大。
取向力源自极性分子间固有偶极 。
极性分子的固有偶极间因取向而产生的引力叫取向力。
+
+?
+
+?
10
(2) 诱导力 （ induced force）,当极性分子和非极性分子相互靠近时,除存在色散力外,非极性分子在极性分子的固有偶极的电场影响下也会产生诱导偶极
（ induced dipole）。在诱导偶极和极性分子的固有偶极之间产生的吸引力称为诱导力 。诱导力也会出现在离子和分子、离子和离子之间。
非极性分子与极性分子间的相互作用
11
极性分子或非极性分子发生 变形极化,产生诱导偶极，使分子的极性增加。电场撤去，诱导偶极消失。
诱导力
+? +?
+
+
+?
+
极性分子与非极性分子、极性分子之间的作用力固有偶极和诱导偶极间的吸引力也是诱导力。
极性分子可作为电场使非极性分子变形而产生诱导偶极。
12
(3) 色散力 （ dispersion force）：对任何一个分子，，
原子核与电子云间的相对位移是经常发生的，这使得分子中的正、负电荷中心会不断出现暂时的偏移,分子产生了瞬时偶极（ instantaneous dipole） 。分子中原子数越多、原子半径越大或原子中电子数越多，则分子变形越显著。 当两个分子相互接近时，一个分子产生的瞬时偶极会诱导邻近分子的瞬时偶极采取异极相邻的状态。这种瞬时偶极与瞬时偶极间产生的作用力称为色散力。 虽然每种瞬时偶极状态存在的时间极短，
但任何分子或原子中，这种由于电子运动造成的正负电荷重心的相互分离的状态却是时刻存在的。因而分子间始终存在着色散力。 任何二分子，不管是极性分子或非极性分子，相互接近时都会产生色散力 。
13
+? +? +? +?+
+?
变形变形发生在：
非极性分子和非极性分子之间极性分子和非极性分子之间极性分子和极性分子之间瞬时偶极 之间产生的相互作用力
14
取向力只存在于极性分子之间，而诱导力存在于极性分子间或极性分子与非极性分子之间，而色散力则在所有分子中，包括极性分子、非极性分子中都存在。
对大多数分子而言，色散力是主要的分子间力。
15
三、氢键
在许多分子间还存在着与分子间力大小相当的另一种作用力 —— 氢键（ hydrogen bond）。
与某一电负性大的原子 X以共价键相结合的氢原子，
可与另一个电负性大的原子 Y之间形成一种弱键，
这种键称为氢键。 氢键通常可用 X— H…Y 表示，其中 X,Y代表 F,O,N等电负性大、原子半径较小的原子。 X和 Y可以是同一种元素 （如 O— H…O,F— H…F
等）,也可以是两种不同元素（ 如 N— H…O 等）。
16
在 X-H…… Y中,H—与电负性大、半径小的元素 (X)成强极性共价键的氢； Y——有孤对电子、电负性大、半径小的元素 (F,O,N)。
于是在 H与 Y间以静电引力结合，形成 氢键,较弱。氢键也可在分子内形成。分子内氢键往往不在同一直线上，多见于有机化合物 H
O
H H
O
H
H
O
H
17
H
F
H
F
H
F
H
F
18
只有与电负性大、半径小、且有孤对电子的元素的原子化合的氢才能形成氢键。例如,H2O,NH3、
HF等分子都可在同类分子间或异类分子间形成氢键 。
氢键在生物体系中是普遍存在的。对生物分子的性质及生化反应的特性有重大的影响。因而是一种十分重要的分子间作用。
19
氢键的主要特点
(1) 氢键的键能一般在 40 kJ·mol-1以下，比化学键弱，
与分子间力具有相同的数量级，属分子间力的范畴，
故把氢键划入分子间作用力，而不看作化学键。
(2) 氢键具有饱和性和方向性 。
氢键具有饱和性和方向性的示意图
20
四、分子间力和氢键对物质性质的影响
1．物质的熔点和沸点
对于同类型的单质和化合物，其熔点和沸点一般随相对分子质量的增加而升高。这是由于物质分子间的色散力随相对分子质量的增加而增强的缘故。
对于含氢键的物质，其熔点、沸点较同类型无氢键的物质要高。
21
第 Ⅳ ～ Ⅶ 主族氢化物的沸点变化规律
22
2．物质的溶解性物质的溶解性也与分子间作用力有关，主要表现为：
(1) 相似相溶：分子极性相似的物质易于互相溶解 。
如 I2易溶于 CCl4、苯等非极性溶剂，但难溶于水。这是由于 I2为非极性分子，与苯,CCl4等非极性溶剂有着相似的分子间力（色散力）。而水为极性分子，分子间除色散力外，还有取向力、诱导力以及氢键。要使非极性分子能溶于水，必须克服水的分子间力和氢键，
需要消耗能量，因而较为困难。
(2) 分子间能形成氢键的物质易互相溶解。 例如乙醇、
羧酸等有机物都易于溶于水，因为它们与 H2O分子之间能形成氢键，使分子间互相缔合而溶解。
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解,⑴ C6H6-CCl4—色散力；
⑵ CH3OH-H2O—色散力、诱导力、
取向力、氢键；
⑶ He-H2O —色散力、诱导力；
⑷ H2S-H2O—取向力、诱导力、
色散力。
例题,下列每组物质中，不同物质间分子之间存在着何种成分分子间力。
24
第四节 晶体结构一、晶体的特征
1,规整的几何外形和周期性的晶格结构规整的几何外形是晶体内部原子、分子或离子等微观粒子有规则排列的宏观表现 。若把晶体内部的微观粒子抽象成几何学上的点，它们在空间有规则的排列所成的点群称为 晶格,或称为 点阵（ lattice）。
2．具有确定的熔点
3．具有各向异性的特征。 例如云母，特别容易裂成薄片，石墨不仅容易分层裂开，而且其导电率在平行于石墨层的方向比垂直于石墨层的方向要大得多。晶体在不同方向上具有不同的物理、化学性质，这种特性称为各向异性（ anisotropy）。非晶体则是各向同性的。
25
晶格
26
4．单晶和多晶晶体可分为单晶和多晶。 单晶（ single crystal）是由一个晶核沿各个方向均匀生长形成的，其晶体内部粒子基本上按单一规则整齐排列。如单晶硅、单晶锗等 。
单晶必须在特定条件下才能形成，自然界较为少见。
通常天然晶体是由很多单晶颗粒无序聚集而成，尽管每一晶粒是各向异性的，但由于晶粒排列杂乱，各向异性互相抵消,使整个晶体失去了各向异性的特征，
这种晶体叫做多晶体（ polycrystal）。 金属及其合金大多为多晶体。
27
二、晶体的基本类型按照晶格结点上粒子的种类及其作用力的不同，从结构上可把晶体分为 离子晶体、原子晶体、分子晶体和金属晶体四种基本类型。
28
1．离子晶体（ ionic crystal）
在离子晶体的晶格结点上交替排列着正离子和负离子，正、负离子通过离子键相互结合。 由于离子键没有饱和性和方向性。因此，在空间因素允许的条件下，
正离子将与尽可能多的负离子接触，负离子与尽可能多的正离子接触，形成不等径圆球的紧密堆积，此时体系处于能量最低、结构最稳定的状态。
活泼金属的盐类和氧化物的晶体都属离子晶体。 例如，
氯化钠、溴化钾，氧化镁，碳酸钙晶体等等。
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（ a）晶体中离子的密堆积 （ b）晶格氯化钠离子晶体结构
30
Rock salt and ZnS structure
NaCl structure
ZnS structure
31
离子晶体 常表现出以下一些共性,具有较高的熔点、
沸点和硬度，但比较脆，延展性差；在熔融状态或在水溶液中 时，由于离子被限制在晶格的一定位置上振动，因此 具有优良的导电性，但在固体状态几乎不导电，导热性也差 。
由于组成离子晶体的离子电荷、离子半径和离子的价层电子结构的不同，晶体的性质也有明显的差别。
例如,MgO和 CaO这两种典型的离子晶体，离子的电荷数相等，但 镁离子的离子半径（ 66pm）比钙离子的半径（ 99pm）小,Mg2+离子对 O2－ 离子的作用比 Ca2＋ 离子强，因而氧化镁的晶格更加牢固，具有更高的熔点和更大的硬度（熔点,MgO 2852℃,
CaO 2614 ℃ ）。
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2．原子晶体（ atomic crystal）
以中性原子作为组成晶体的基本微粒，占据晶格的结点位置，彼此间以共价键相互结合成晶体，就称为原子晶体。
以典型的金刚石晶体为例，每个碳原子能形成 4个
sp3杂化轨道，最多可与 4个碳原子形成共价键，组成正四面体，每个碳的配位数为 4。碳原子构成的四面体在空间上重复排列，即组成了金刚石晶体结构。
属于原子晶体的物质并不多。 C,Si,Ge 等单质是原子晶体，周期系的第 Ⅳ A,Ⅴ A,Ⅵ A族元素之间形成的化合物也常形成原子晶体，如 SiC,GaAs、
SiO2,BN等。
33
金刚石的晶体结构
34
原子晶体一般具有很高的熔点和很大的硬度,在工业上常被选为磨料或耐火材料。
金刚石的熔点可高达 3550℃,是所有单质中最高的，
硬度也很大，是所有物质中最硬的。
无论固态或熔融态都不能导电,所以一般是电绝缘体。 但某些原子晶体如 Si,Ge等，在高温下可表现出一定的导电性，是优良的半导体材料 。
35
3．分子晶体（ molecular crystal）
在分子晶体的晶格结点上排列着分子（极性分子或非极性分子），分子之间以范德华力或氢键相结合
（分子内的原子之间则以共价键结合）。由于范德华力没有方向性和饱和性。分子组成晶体时可作紧密堆积。但共价键分子本身具有一定的几何构型，所以分子晶体一般不如离子晶体堆积得紧密。
36
2CO
CO2的晶体结构
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由于分子间力比共价键、离子键弱得多,分子晶体一般具有较低的熔点、沸点和较低的硬度； 这类晶体 无论在固态或是在熔化时都不导电。 只有当极性很强的分子所组成的晶体，如 HCl晶体等，溶解在水中，才会因电离而导电。
大部有机化合物和 CO2,SO2,HCl,H2,Cl2,N2等绝大多数共价化合物以及稀有气体元素 Ne,Ar,Kr，
Xe等在低温下形成的晶体都是 分子晶体 。
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4．金属晶体（ metallic crystal）
金属原子只有少数的价电子能用于成键，价电子的数量不足以使金属晶体中原子间形成正常的共价键或离子键。因此,金属在形成晶体时倾向于组成极为紧密的结构，即密堆积,使每个原子拥有尽可能多的相邻原子（通常是 8或 12个原子），从而形成,少电子多中心”键。
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金属原子密堆积的结构形式，已为 X射线衍射结果所证实。在金属中最常见的紧密堆积方式有三种。
① 立方最密堆积,这种堆积方式中可找出面心立方晶胞，每个原子配位数为 12。
② 六方最密堆积,这种堆积方式可划出六方晶格，每个原子配位数也为 12。
③ 体心立方密堆积,这种堆积方式中可找出体心立方晶胞。
40
（ a）六方最密堆积 （ b）立方最密堆积
（ c）体心立方密堆积金属晶体中的紧密堆积方式
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金属键和金属的共性由于金属元素的电负性小，电离能也较小，外层价电子易脱离金属原子的约束，形成,自由电子,或
,离域电子,,在金属晶体中,由于金属原子（或正离子）紧密堆积在一起，它们的价层电子并不固定在个别金属原子（或离子）的附近，而是为整个晶体中的全部原子（或离子）所共有，因而称为自由电子或离域电子。这些共用电子起到把许多原子或离子,粘合,在一起的作用，形成了所谓的金属键 。这种键可以看作是改性的共价键，即是由多个原子共用在整个金属晶体内流动的自由电子所组成的共价键。
42
在 金属晶体 中，由于自由电子的存在和晶体的紧密堆积结构，使金属 具有以下一些共同性质,
① 金属光泽,金属中的自由电子很容易吸收可见光，
使金属晶体不透明，当被激发的电子跳回低轨道时又可发射出各种不同波长的光，因而具有金属光泽。
② 良好的导电性,金属的导电性与自由电子的流动有关。在外加电场的影响下，自由电子将在晶体中定向流动，形成电流。不过，在晶格内的原子和离子不是静止的，而是在晶格结点上作一定幅度的热振动，这种振动对电子的流动起着阻碍的作用，同时，正离子对电子具有吸引力，这些因素产生了金属特有的电阻。
受热时原子和离子的振动加强，电子的运动受到更多的阻力，因此,一般随着温度升高，金属的电阻增大。
43
③ 良好的导热性,金属的导热性也与自由电子的运动密切相关。电子在金属中运动，会不断地与原子或离子碰撞而交换能量。因此，当金属的某一部分受热时，
原子或离子的振动得到加强，并通过自由电子的运动把热能传递到邻近的原子和离子，很快使金属整体的温度均一化。因此，金属具有良好的导热性。
④ 良好的机械性能,金属的紧密堆积结构，允许在外力下使一层原子相对于相邻的一层原子滑动而不破坏金属键，这使金属显示良好的延展性等机械性能的原因。
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固体能带理论
现代金属键理论之一是在分子轨道理论基础上发展起来的能带理论。
在金属晶体中，金属原子靠得很近，它们的部分原子轨道可组合成分子轨道。一块金属中包含数量极多的原子，这些原子的原子轨道可组成极多的分子轨道。 例如,1g钠中约有 3× 1022个原子，每个钠原子用一个 3s轨道参与组合，可得到约 3× 1022个分子轨道,其中一半为成键轨道，一半为反键轨道。 因此,分子轨道的数目巨大，使得各相邻分子轨道间的能级非常接近 。它们实际上连成一片,构成了一个具有一定能量界限（即一定宽度）的能带。
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按能量最低原理,金属的价层电子将优先排入晶体的成键分子轨道，即将优先在能带下半部的低能轨道中排布，使整个体系能量降低。这就形成了金属键 。
这样解释即为金属键的能带理论。 能带的下半部充满电子，叫做满带,其中的电子无法自由流动、跃迁；
而能带上半部分子轨道能量较高，可部分埴充电子或是全空的能带，称做导带或空带 。通常有两种情况，
一种情形是金属的价电子能带是半满的，另一半空着
（如金属钠）；另一种情形是金属的价电子能带虽满，
但与上面一个能级的空带部分重叠，形成了一个未满的导带（如在金属镁中 3s能带与 3p能带的部分重叠）。
导带中的电子在外电场作用下，可在整个晶体范围内运动而形成电流，这就是自由电子。因此，金属是电、
热的良导体。
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在半导体和绝缘体中，满带与空带并不直接相联，其间还隔有一段空隙，被称为禁带 。半导体的禁带能量宽度小于 3eV，电子容易获得能量从满带越过禁带而被激发进入导带，造成导电条件。 温度越高，半导体受到的热激发越强，电子跃迁到空带中的几率越大，电导率也随之增大。绝缘体禁带能量宽度通常 ≥ 5eV，满带中的电子难以被激发跃迁到空带，因此,通常不能导电
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Na和 Mg的能带结构导体、半导体和绝缘体的能带结构特征
48
5．混合键型晶体还有相当多的晶体是由不同的键型混合组成的，称为混合键型晶体，或混合型晶体。
混合型晶体的典型例子是石墨晶体 。
石墨晶体中既有共价键又有金属键的作用，而层间结合又是靠范德华力，因此石墨是混合键型晶体。因此，石墨既有金属光泽，在层平面方向又有很好的导电性和导热性。且由于层间结合力较弱，容易滑动，
兼有金属晶体和分子晶体的特性。 石墨的层状结构
49
石墨
50
晶体的基本类型 离子晶体 原子晶体 分子晶体 金属晶体晶格结点上的粒子 阴、阳离子 中性原子 中性分子 金属原子阳离子结点上粒子间作用力 离子键 共价键 分子间力 (氢键 ) 金属键有无独立分子 无 无 有 无熔、沸点 高 很高 很低 较高硬 度 大 很大 小 较大机 加 性 差 差 差 延展性好溶 解 性 溶于水 不溶 极性分子可溶 差导 电 性 溶、熔可导电 绝缘，半导 差 良好物 例 活泼金属的 C,Si,Ge 常温液、气态 金属单质盐和氧化物 SiC,B4C,物质和易升华 和合金。
BN,SiO2 固体。
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三、晶体缺陷和晶体材料晶体中一切偏离理想的点阵结构都称为晶体的缺陷。
,缺陷,一词是贬词，晶体的缺陷确实影响到晶体的性质，使晶体的某些优良性能下降。例如金属晶体中存在位错，原子间的结合力减弱，使金属的机械强度降低。但是，缺陷可以改变晶体的性质，在晶体中存在种种缺陷，就可以使晶体的性质有着各种各样的变化，这一点也可以为人类所利用。晶体的许多重要应用正是人们有意识的利用晶体缺陷产生的。 改变晶体缺陷的种类和数量，可制得某些特殊性能的晶体。 所以，晶体缺陷正是人们改造晶体使之具有特定性能材料的用武之地。
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① 晶体缺陷的种类晶体缺陷的种类繁多,若按几何形式分类有：点缺陷
（如杂原子置换、空位、填隙原子）,线缺陷 （如位错）,面缺陷 （如堆垛层错、晶粒边界等）和体缺陷
（如包裹杂质、空洞等）等。若 按缺陷的形成和结构分类有：本征缺陷 —— 指不是由外来杂质原子形成而是晶体结构本身偏离点阵结构造成的；杂质缺陷 ——
指杂原子进入基质晶体中所形成的缺陷。
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② 晶体缺陷造成晶体性质的变化晶体缺陷使得晶体在光、电、磁、声、热学上出现新的特性。 例如，单晶硅、锗都是优良半导体材料，
而人为地在硅、锗中掺入微量砷、镓形成的有控制的晶体缺陷，便成为晶体管材料，是集成电路的基础。
离子晶体的缺陷有时可使绝缘性发生变化，如在 AgI
中掺杂 +1价阳离子后，室温下就有了较强的导电性，
这类固体电解质能在高温下工作，可用于制造燃料电池、离子选择电极等。杂质缺陷还可使离子型晶体具有绚丽的色彩。如 α-Al2O3中掺入 CrO3呈现鲜艳的红色，常称“红宝石”，而且可用于激光器中作晶体材料。
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离子极化的本质离子的极化本质是由于分子内正、负离子相互接近时发生的诱导作用，由于阴离子的极化力不强，阳离子的变形性又较小，所以通常考虑离子极化时,一般总是考虑阳离子对阴离子的极化力和考虑阴离子被极化的程度 。但当阳离子也容易变形时（例如 Ag+,Hg2+,Pb2+等），则要考虑两种离子的相互极化作用或称为附加极化作用。
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离子极化作用,可使分子内正,负离子之间发生一种额外的吸引力,使两个离子更靠近,甚至有可能使正,负离子之间发生电子云相互重叠,即可能使两个离子结合成共价键,形成极性共价分子 。
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离子极化对物质结构和性质的影响对化学键型的影响例第三周期元素 Na,Mg,Al,Si,P的相应氯化物 NaCl,MgCl2,AlCl3、
SiCl4,PCl5中可见,NaCl是典型的离子型的化合物，而 SiCl4和 PCl5为典型的共价型化合物，其中 MgCl2,AlCl3则为过渡性化合物（含有部分共价键成份的离子型化合物），而且共价成份 AlCl3多于 MgCl2 。
用离子极化来解释：由于 这些氯化物中的阳离子极化力从
Na+→Mg 2+→Al 3+→,Si4+”→,P5+”逐渐增大,是由于阳离子的电荷增大所致。 故分子中，阴阳离子之间电子云重叠程度增大，使化学键从典型的离子键向共价键过渡
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对晶体结构类型的影响例如 NaCl是典型的离子型晶体，而 SiCl4,PCl5却是典型的分子型晶体，而 AlCl3为过渡型晶体。
由于 离子极化作用的增强，可使分子化学键的键型发生由离子键逐渐向共价键过渡,那么 物质的晶体结构也可由离子晶体逐渐转变为过渡型晶体结构 （混合型晶体结构）,最后转变为分子晶体 。
晶体的结构类型发生改变,从而导致物质的性质，如熔点、
沸点、硬度等发生相应的变化
58
对化合物溶解度及颜色的影响例如从 AgF→AgCl→AgBr→AgI 可见,由于分子中 阴离子从
F-→I -离子半径是逐渐增大,故阴离子的变形性也增大,导致被极化的程度加大 。 所以 AgF分子中离子极化最弱,是典型的离子型化合物,AgF是无色,易溶于水 。 而其余三种从
AgCl→AgI 。 其分子中共价键成份不断增多,溶解性下降,
颜色也加深 。 AgCl为白色难溶物,AgBr是淡黄色更难溶物,
而 AgI是深黄色的极难溶物 。
59
离子极化对金属硫化物溶解性、颜色的影响见下表：
硫化物 Na2S MnS SnS HgS
阳离子 Na+ Mn2+ Sn2+ Hg2+
阳离子半径
（ pm） 95 80 112 110
阳离子外层电子结构 8电子 9-17电子 18+2电子 18电子
Ksp 2.5× 10-13 1.0× 10-25 4.0× 10-53
溶解性 易溶于水 不溶于水溶于稀酸不溶于稀酸溶于浓酸不溶于浓酸溶于王水
60
固体 AgF AgCl AgBr AgI
离子半径总和 /pm 262 307 322 342
键长 /pm 246 277 288 299
键型 离子型 过渡型 过渡型 共价型晶体结构类型 NaCl NaCl NaCl ZnS
溶解性 易溶 1.34?10–5 7.07?10–7 9.11?10–9
颜色 白 白 浅黄 深黄
61
① 钠的卤化物是离子晶体,硅的卤化物是分子晶体。
所以钠的卤化物的 熔点总是比硅的卤化物的熔点高。
② 离子晶体的熔点随离子半径的增大而降低，分子晶体的熔点随分子量的增大而升高。
Solution:
Explain,① 为什么钠的卤化物的熔点总是比硅的卤化物的熔点高?
② 为什么钠的卤化物 的熔点的递变规律与硅的卤化物不一致?
Example,下列物质的熔点 (℃ )为：
NaF NaCl NaBr NaI
993 801 747 661
SiF4 SiCl4 SiBr4 SiI4
-90.2 -70 5.4 120.5
