分子結(jié)構(gòu)與性質(zhì)知識點

第二章分子結(jié)構(gòu)與性質(zhì)

第一節(jié)共價鍵

【知識點梳理】

N共價鍵的本質(zhì)卜嗜輔肆雪同共價犍具有飽而面

鍵和?毓

計算反應(yīng)熱

-I

-共價鍵的穩(wěn)定，電

-分子的立體結(jié)兩

共價健1方向性

J等電子原理H等電子體的結(jié)構(gòu)和性質(zhì)相似

1.化學(xué)鍵

(D概念：相鄰的原子間強烈的相互作用叫做化學(xué)鍵。

注意：|①必須是相鄰的原子間。

②必須是強烈的相互作用，所謂“強烈的”是指原子間存在電子的轉(zhuǎn)移，即形成共用

電子對或得失電子。

(2)化學(xué)鍵只存在與分子內(nèi)部或晶體中的相鄰原子間及陰、陽離子間，對由共價鍵形

成的分子來說就是分子內(nèi)的相鄰的兩個或多個原子間的相互作用，對由離子形成的物質(zhì)來

說，就是陰、陽離子間的靜電作用，這些作用是物質(zhì)能夠穩(wěn)定存在的根本原因。

(3)化學(xué)鍵類型包括離子鍵、共價鍵和金屬鍵。

2.共價鍵

(1)概念：原子之間通過共用電子對所形成的相互作用，叫做共價鍵。

(2)成鍵粒子：原子。成鍵元素電負(fù)性差別較小。

(3)成鍵性質(zhì)：共用電子對對兩原子的電性作用。

(4)成鍵條件：同種非金屬原子或不同種非金屬原子之間，且成鍵的原子最外層電子

不一定達(dá)飽和狀態(tài)。

(5)共價鍵的本質(zhì)(成鍵原因)：①成鍵原子相互靠近，自旋方向相反的兩個電子形成

共用電子對(發(fā)生電子云重疊)，且各原子最外層電子數(shù)目一般能達(dá)到飽和(通常為8電子

穩(wěn)定結(jié)構(gòu)），由不穩(wěn)定變穩(wěn)定；②原子通過共用電子對形成共價鍵后，體系總能量降低。

（6）共價鍵類型包括。鍵和n鍵。

（7）共價鍵的特征：共價鍵具有飽和性和方向性。

①共價鍵的飽和性：

a.按照共價鍵的共用電子對理論，一個原子有幾個未成對電子，便可和幾個自旋相反

的電子成鍵，這就是共價鍵的“飽和性”。H原子、01原子都只有一個未成對電子，因而

只能形成比、HCI、Clz分子，不能形成出、HzCI、CL等分子。

b.共價鍵的飽和決定了共價化合物的分子組成。

②共價鍵的方向性：

a.共價鍵形成時，兩個參與成鍵的原子軌道總是盡可能沿著電子出現(xiàn)概率最大的方向

重疊，而且原子軌道重疊越多，電子在兩核出現(xiàn)概率越多，形成的共價鍵越牢固。電子所在

的原子軌道都是有一定形狀，所以要取得最大重疊，共價鍵必然有方向性。

b.同分子（如HX）中成鍵原子電子云（原子軌道）重疊程度越大，形成的共價鍵越牢

固，分子結(jié)構(gòu)越穩(wěn)定。如HX的穩(wěn)定性HF>HCI>HBr>HI。

（8）共價鍵的存在范圍：

①非金屬單質(zhì)分子中（除稀有氣體外），如F?、比、C6c等。

②非金屬形成的化合物中，如SO?、CO-CH,、H2O2、CS2等。

③部分離子化合物中，如NazS04中的S0廣中存在共價鍵，NaOH中的0H中存在共價鍵，

NH,CI中NH：中存在共價鍵，等等。

（9）用電子式表示共價化合物等的形成過程。

:m+'N：—?：N：：N：

??

Hx+-?0■,+XH—H??0?

0：+scj+：o—*o：;cj：p

①用“一”表示，不用“二”。

②“一”兩端的物質(zhì)均用電子式表示。

（10）用結(jié)構(gòu)式表示共價化合物。

在化學(xué)上常用一根短線表示一對共用電子，其余電子一律省去，這樣的式子叫做結(jié)構(gòu)式。

如下表

化學(xué)式結(jié)構(gòu)式化學(xué)式結(jié)構(gòu)式

H

I

N2N=NCH4H-C-H

I

H

H-N-H

NHIcoo=c=o

3H2

HCIH—ClHCIOH—0—Cl

3.。鍵和TT鍵

(1)。鍵

①。鍵：形成共價鍵的未成對電子的原子軌道采取“頭碰頭”的重疊，這種共價鍵叫

。鍵。

②。鍵的類型：根據(jù)成鍵電子原子軌道的不同，。鍵可分為S—S。鍵、S-P。鍵、

p-a鍵。

a.S-S。鍵：兩個成鍵原子均提供S原子軌道成鍵，如上分子中。鍵形成過程:

爐互靠攏電子云相互重疊形成H2分子的

共價鍵(H—H)

b.s-pa鍵：成鍵原子分別提供S軌道和p軌道形成共價鍵。如：HCI分子中。鍵的

形成過程:

未成對電子的電電子云相耳重疊形成的共價鍵

子云相互靠攏電廣石和9里*的電子云圖像

c.p-p。鍵：成鍵原子分別提供p原子軌道形成共價鍵。如Cl?分子中。鍵的形成過

程。

■未成對電子的電電子云相互重會形成的共價鍵

子云相互靠攏的電子云圖像

③。鍵的特征：a.以形成化學(xué)鍵的兩原子核的連線為軸作旋轉(zhuǎn)操作，共價的電子云圖

形不變，這種特征稱為軸對稱。b.形成。鍵的原子軌道重疊程度較大，故。鍵有較強穩(wěn)定

性。

④。鍵的存在：共價鍵為。鍵，共價雙鍵和叁鍵中存在。鍵(通常含一個。鍵)。

(2)n鍵：

①n鍵：形成共價鍵的未成對電子的原子軌道，采取“肩并肩”式重疊，這種共價鍵

叫n鍵。

②如下圖p-pn鍵的形成：

8??8-8-/0r

兩個原子相互接近電子云重疊”鍵的電子云

③n鍵的特征：

a.每個n鍵的電子云由兩塊組成，分別位于由兩原子核構(gòu)成平面的兩側(cè)，如果以它們

之間包含原子核的平面為鏡面，它們互為鏡像，這種特征稱為鏡像對稱。

b.形成n鍵時電子云重疊程度比。鍵小，n鍵沒有。鍵牢固。

④n鍵的存在：口鍵通常存在于雙鍵或叁鍵中。

(3)價鍵軌道：。鍵、n鍵總稱價鍵軌道。

(4)。鍵、n鍵存在規(guī)律：①共價單鍵為。鍵；共價雙鍵中有一個。鍵、一個n

鍵；共價叁鍵由一個。鍵和兩個n鍵組成。②C2H6、CzH,中的化學(xué)鍵：C2H6中只有。鍵；

CzH“中有C-Ho鍵，C=C中有一＞a鍵和一個n鍵。

4.鍵參數(shù)一鍵能、鍵長、鍵角

(1)鍵能

①鍵能是原子形成1mol化學(xué)鍵釋放的最低能量。鍵能通常取正值。單位:，用表示。

②鍵能越大，形成該化學(xué)鍵所放出的能量越大，所形成的化學(xué)鍵越穩(wěn)定。

(2)鍵長

①鍵長是形成共價鍵的兩個原子之間的核間距。

②鍵長越短，往往鍵能越大，共價鍵越穩(wěn)定。

(3)鍵角

在原子超過2個的分子中，兩個共價鍵之間的夾角稱為鍵角。如在CH,中的鍵角為

109°28',P“分子中的鍵角為60°。

多原子分子中的鍵角一定，表明共價鍵是有方向性的。鍵角是描述分子立體結(jié)構(gòu)的重要

參數(shù)，分子的許多性質(zhì)都與鍵角有關(guān)。

一般來說，若已知某分子中的鍵長和鍵角的數(shù)據(jù)，就可確定該分子的空間構(gòu)型。

5.等電子原理

(1)原子總數(shù)相同、價電子總數(shù)相同的分子具有相似化學(xué)鍵特征，它們的許多性質(zhì)是

相近的。此原理稱為等電子原理。滿足等電子原理的分子稱為等電子體。

注意：|等電子體的價電子總數(shù)相同,而組成原子核外電子總數(shù)不一定相同。

(2)C0分子和N?分子具有相同原子總數(shù)、相同的價電子數(shù)，是等電子分子，其性質(zhì)對

比如下：

CO分子和N?分子的某些性質(zhì)

在水中的溶分子子解能分子的價

分子熔點/℃沸點/℃kJ?nol-1

解度(室溫)電子總數(shù)

co107510

94610

N2

(3)常見等電子體

類型實例空間構(gòu)型

2

二原子10電子的等電子體Nz、CO、N0\C2\CN直線型

-+-

C02,CS2,N2O,NCO,N02,N3,

三原子16電子的等電子體直線型

-

NCS,BeCI2(g)

三原子18電子的等電子體NO2,03,S02V形

23

NO；,003',B03',

四原子24電子的等電子體平面三角形

3

CS3',BF3,SO3(g)

五原子32電子的等電子體SiF”,CCL,BFJ,SO/，po：四個。鍵，正四面體形

七原子48電子的等電子體SF6,PFJ,SiF/,AIF；-六個o鍵，正八面體

(4)等電子原理的應(yīng)用

①判斷一些簡單分子或離子的立體構(gòu)型。

②利用等點字體在性質(zhì)上的相似性制造新材料。

③利用等電子原理針對某物質(zhì)找等電子體。

第二節(jié)分子的立體結(jié)構(gòu)

【知識點梳理】

「定義

，構(gòu)型解釋雜化理論-jsp雜化

分、分類rsp2雜化

干

的ISp3雜化

立

體

結(jié)廣實驗測定「sp雜化：直線性

構(gòu)

、構(gòu)型判斷《「雜化軌道構(gòu)型1sp2雜化:平面三角形

、理論推測41sp3雜化：四面體形

I價電子理論

1.形形色色的分子

路易斯結(jié)構(gòu)式：是在通常的結(jié)構(gòu)式的基礎(chǔ)上將未成鍵的孤對電子表示出來。

(1)三原子分子的立體結(jié)構(gòu)有直線形和V形兩種立體結(jié)構(gòu)

化學(xué)式電子式結(jié)構(gòu)式路易斯結(jié)構(gòu)式鍵角

co20：：C：：0o=c=oo=c=o180°

z°\

H0H：O：H105°

2HHHH

(2)四原子分子多采取平面三角形和三角錐形兩種立體結(jié)構(gòu)

化學(xué)式電子式結(jié)構(gòu)式路易斯結(jié)構(gòu)式鍵角

H/H../H

CHO120°

2O=CKO=C、

O：：C：H??、H

H：N：H

Z|\Z|\107°

NH3H%HH%H

H

（3）五原子分子的可能結(jié)構(gòu)很多，最常見的是正四面體

化學(xué)式電子式結(jié)構(gòu)式路易斯結(jié)構(gòu)式鍵角

H

HI109°28

CH4H：C：HH-C-H

H,AI

H

2.價層電子對互斥模型（VSEPR）模型

從形形色色分子的路易斯結(jié)構(gòu)式可以看到，有的分子中心原子上的價電子都用于形成共

價鍵；有的分子中心原子上的價電子除用于成鍵外，還有孤對電子（未用來形成共價鍵的電

子對）。

（1）分子中心原子上的價電子都用于形成共價鍵，其價電子對的互拆模型就是中心原

子周圍。鍵電子對（不包括n鍵）的互拆模型。如:

不難看出，這類分子的價層電子對互拆（VSEPR）模型與它們的分子結(jié)構(gòu)模型相同。

（2）分子中心原子上的價電子除用于成鍵外，還有孤對電子，其價電子對的互拆模型

就是中心原子周圍。鍵電子對（不包括n鍵）和孤對電子間的互拆模型。如:

H20

同樣，不難看出，將VSEPR模型中的孤對電子去掉，即得到這些分子的立體結(jié)構(gòu)模型。

綜合上述情況，可用AB“E”來表示分子的構(gòu)成。A為中心原子，B表示中心原子A周圍的

原子（B可以是一種元素的原子，也可以是幾種元素的原子），〃表示原子個數(shù)，E表示中心

原子A周圍的孤對電子，〃表示孤對電子數(shù)。

n+mVSEPR模型范例

2直線性CO2\BeC12

3平面三角形CH20XBF3

4正四面體形CH4、CCI4

5三角雙錐形PCI5

6正八面體形SF6

價層電子對互拆(VS印R)模型可用來預(yù)測分子的立體結(jié)構(gòu)。

若m=0,即分子中心原子上的價電子都用于形成共價鍵，在中心原子周圍無孤對電子,

則VSEPR模型就是其分子的立體結(jié)構(gòu)模型。

若m中0,即分子中心原子周圍有孤對電子，則將VSEPR模型中的孤對電子去掉，即得

到這些分子的立體結(jié)構(gòu)模型。

siw電子

如H20的VSEPR模型為0抽，去掉兩隊孤對電子得其分子的立體結(jié)構(gòu)模型為

弧對電子

N%的VSEPR模型為,去掉孤對電子得其分子的立體結(jié)構(gòu)模型為

3.雜化軌道理論

(1)雜化與雜化軌道:

①軌道的雜化：原子內(nèi)部能量相近的原子軌道重新組合生成一組新軌道的過程。

②雜化軌道：雜化后形成的新的能量相同的一組原子軌道，叫雜化原子軌道。

③形成甲烷分子時碳原子中Sp'雜化四化軌道的形成過程:

在形成CH“分子時，由于碳原子的一個2s電子可被激發(fā)到2p空軌道，一個2s軌道和

三個2p軌道雜化形成四個能量相等的s/雜化軌道。四個s/雜化軌道分別與四個H原子的

1s軌道重疊成鍵形成CH”分子，所以四個C-H是等同的。可表示為:

||TITI

HTtT激發(fā)、?雜化用MHH

O2P―*02p

2s2s

C原子的雜化軌道

(2)雜化軌道的類型:

①sp雜化：sp雜化軌道是由一個ns軌道和一個np軌道組合而成。每個sp雜化軌道含

有1/2s和1/2p軌道的成分。sp雜化軌道間的家教為180°,呈直線行（如BeCI2）o

②s/雜化：sp?雜化軌道由一個ns軌道和2個np軌道組合而成，每個sp?雜化軌道含

有1/3s和2/3p的成分，sp,雜化軌道間的夾角為120。，呈平面三角形（如BFs）。

③sp，雜化：sp?雜化軌道是由一個ns軌道和3個np軌道組合而成。每個sp，雜化軌道

含有1/4s和3/4p的成分，sp3雜化軌道的夾角為，呈空間正四面體形（如CH,、C0、CCL

等）。

（3）常見的雜化軌道類型

雜化軌道的雜化軌道

類型參與雜化的軌道中心原子雜化實例

構(gòu)型的夾角

Sp3雜1個S軌道和3個109°28Cl、NH4\NH3、HzO、

化軌道P軌道CCl4vS042\CI04\P043'

正四面體型

SP,雜

1個s軌道和2個CH2=CH2VHCHOXSO3、

120°

為翱Y^o。2-

化軌道P軌道BF3、BCI3、NO3\CO3

平面三角形

180°

sp雜化1個s軌道和1個

180°CH三CH、BeCL、C02

軌道P軌道

直線型

注意）①原子軌道雜化后原子軌道總數(shù)不變。

②雜化軌道只用于形成。鍵或者容納未參加成鍵的弧對電子。

③未參加成鍵的P軌道，可用于形成n鍵。

④能級相近的原子軌道才形成雜化軌道。

4.配合物理論簡介

（1）四水合銅離子

a.教材中實驗2—1中，NaCI、K2s0八KBr的水溶液呈無色,CuSO，、、CuBn的水溶液呈

天藍(lán)色。呈天藍(lán)色的物質(zhì)是四合合銅離子［Cu（H20）/"

2+

■H2O-

b.四水合銅離子的結(jié)構(gòu)式：H2O-CU*H2O

H2O

(2)配位鍵

電子對給予一接受鍵叫配位鍵。其本質(zhì)是共價鍵，兩個原子成鍵的共用電子對是由單方

提供，雙方共用的。形成配位鍵的兩原子中必須是其中一個原子有空軌道｛如[Cu(HzO)A『中，

Cu”有空軌道｝,作為電子接受體(簡稱受體)；另一個原子有孤對電子｛如中，0

有孤對電子｝,作為電子給予體(簡稱給體)。

(3)配位化合物

通常把金屬離子(或原子)與某些分子或離子(稱為配體)以配位鍵結(jié)合形成的化合物

稱為配位化合物，簡稱配合物。

2

在四水合銅離子([CU(H20)4]*)中，C/是中心原子，HQ是配體。即有空軌道的離子是

中心離子，有孤對電子的原子、分子或離子是配體。

中心原子配位原二位體

'^rcuiWZjso1

內(nèi)界外界配位數(shù)

(4)四氨合銅離子

a.教材中實驗2—2

CuSO4(aq)M天藍(lán)色沉淀格深藍(lán)色透明溶液里深藍(lán)色晶體

([CU(NH,)4]SO4)

有關(guān)離子方程式：

24

Cu+2NH3?H2O=CU(OH)21+2NH；

2

CU(OH)2+4NHJ=[CU(NH3)4]*+2OH-

b.四氨合銅離子的結(jié)構(gòu)

在[CUWHOZT中，NHs的N原子給出孤對電子對，C『接受電子對，以配位鍵形成了

24

[Cu(NHs)4]o[Ou(NH3)矛'的結(jié)構(gòu)式可表

,NH3r

示為用Nfa+NH3,其中是中心離子，N%是配體。

.NH,.

(5)硫富合鐵離子

Fe”(叫)里沁紅色溶液

Fe"+SCN-==[Fe(SCN)]2+^FeJ++6SCN-=[Fe(SCN)J3-

硫富合鐵離子中Fe"是中心離子，SCN是配體，其配位數(shù)可為1?6。此反映可用來鑒定

Fe"。

(6)過渡金屬離子易形成配合物

上述討論的［CuGW))/"、［Cu(NH3F、［Fe(SCN)］*、［Fe(SCN)J*中的中心離子均為過

渡金屬離子。這是由于過渡金屬離子與多種配體具有很強的結(jié)合力，能形成較強的配位鍵,

所以過渡金屬離子易形成配合物。但這不是說主族元素的金屬離子不能形成配合物，如冰晶

石(Na3AI匕)中的AI就是由主族元素的AI"做中心離子形成的配合離子。

第三節(jié)分子的性質(zhì)

【知識點梳理】

分子的極性|

-范德華力及其對物質(zhì)的影響］

分

子T氫健及其對物質(zhì)性質(zhì)的影晌1

的

性T溶解性I

質(zhì)

-

-T￥iF~1

T無機(jī)含氧酸的酸性I

1.鍵的極性和分子的極性

(D鍵的極性：

①極性鍵：

a.在不同原子間所形成的共價鍵，由于不同原子的電負(fù)性不同，共用電子對發(fā)生偏移,

這樣的共價鍵是極性共價鍵，簡稱極性鍵。

b.成鍵原子中電負(fù)性大的原子帶負(fù)電性(5一)，電負(fù)性小的原子帶正電性(屋)。如:

8-

6+6/°\

8+8-6+S+

H-Cl\HHo

②非極性鍵：在相同原子間所形成的共價鍵，由于相同原子的電負(fù)性相同，則共用電子

對不發(fā)生偏移，這樣的共價鍵就是非極性共價鍵，簡稱非極性鍵。如：N?中的N三N鍵、P,

分子中的P—P鍵。

(2)分子的極性：

①可以認(rèn)為，分子中正電荷的作用集中于一點，是正電中心；負(fù)電荷的作用幾種于一點,

是負(fù)電中心。如果正電中心與負(fù)電中心不重合，使分子的一部分呈正電性(鼠)，另一部分

呈負(fù)電性（8-）這樣的分子就是極性分子。如果正電中心與負(fù)電中心重合，這樣的分子就

是非極性分子。

②分子的極性與鍵的極性的關(guān)系

a.只含非極性鍵的分子一定是非極性分子，如N?、&、CL等大部分非金屬單質(zhì)

b.分子中的極性鍵對稱，即分子中極性鍵的向量和為0,是非極性分子，如：CH?、PCI5、

SiCLo

c.分子中的極性鍵不對稱，即分子中極性鍵的向量和不為0,是極性分子，如：CHaCK

NH3、PCL等。

分子中正

分子共價鍵的極性負(fù)電荷中結(jié)論舉例

心

同核雙原

非極性鍵重合非極性分子H2、N2、O2

子分子

異核雙原

極性鍵不重合極性分子CO、HF、HCI

子分子

分子中各鍵的

重合非極性分子CO?、BF3、CH4

異核多原向量和為零

子分子分子中各鍵的

不重合極性分子%0、NH3、CH3CI

向量和不為零

2.范德華力及其對物質(zhì)的影響

（1）分子間作用力

①概念：把分子聚集在一起的作用力叫做分子間作用力，又稱范德華力，其實是分子間

的電性引力。

②證明：從氣體在降低溫度、增大壓強時能夠凝結(jié)成液態(tài)或固態(tài)（在這個過程中，氣體

分子間的距離不斷縮小，并由不規(guī)則運動的混亂狀態(tài)轉(zhuǎn)變成有規(guī)則排列）的事實可以證明分

子間存在著相互作用。

②大小判斷：

a.影響分子間作用力的主要因素：分子的質(zhì)量（相對分子質(zhì)量）、分子的極性等。

b.組成和結(jié)構(gòu)相似的物質(zhì)，相對分子質(zhì)量越大；分子間作用力越大。

c.分子的極性越強，分子間作用力越大。

例如：分子間作用力大小關(guān)系：Fz<Clz<BQ<h;

CF4<0014<CBra<CLo

（2）分子間作用力對物質(zhì)的熔、沸點、溶解度等的影響:

規(guī)律：|①范德華力越大,物質(zhì)的熔沸點越高。如鹵素單質(zhì)，隨著相對分子質(zhì)量的增大，分

子間的作用力越大，它們的熔沸點也相應(yīng)升高（如左下圖所示），四鹵華碳也有類似的情形

（如右下圖所示）。

相對分子質(zhì)量的關(guān)系相對分子質(zhì)量的關(guān)系

②溶質(zhì)分子與溶劑分子間的范德華力越大，則溶質(zhì)分子的溶解度越大。如CH,和HCI在水中

的溶解情況，由于CH,與HQ分子間的作用力很小，故CH,幾乎不溶于水，而HCI與苯分子間

的作用力較大，故BQ、L易溶于苯中，而HQ與苯分子間的作用力很小，故HzO很難溶與苯

中。

注意：|①能量遠(yuǎn)小于化學(xué)鍵能,分子間作用力一般只有每摩爾幾千焦至幾十千焦，比化學(xué)

鍵能小1?2個數(shù)量級，而化學(xué)鍵主要影響物質(zhì)的化學(xué)性質(zhì)；②存在于分子之間，且分子間

充分接近時才有相互的作用力，如固體和液體物質(zhì)中；③實質(zhì)是電性引力。

3.氫鍵及其對物質(zhì)性質(zhì)的影響

（1）氫鍵

①概念：某些氫化物分子間存在的比分子間作用力稍強的作用力叫做氫鍵，其本質(zhì)還是

靜電吸引作用。

②氫鍵的形成：

以HF為例，在HF分子中，由于F原子吸引電子的能力很強，H—F鍵的極性很強，共

用電子對強烈地偏向F原子，亦即H原子的電子云被F原子吸引，使H原子幾乎成為“裸露”

的質(zhì)子。這個半徑很小、帶部分正電荷的H核，與另一個HF分子帶部分負(fù)電荷的F原子相

互吸引。這種靜電吸引作用就是氫鍵。

③氫鍵的表示方法：

氫鍵不是化學(xué)鍵，為了與化學(xué)鍵相區(qū)別，在下圖用“”來表示氫鍵。注意三個原子不

在用一直線上。

共9鍵氫鍵

/任”\凡.H--'

zz

F-FH-,F/

HF分子間的氫鍵

④氫鍵的形成條件：

在用X一『Y表示的氫鍵中，氫原子位于其間是氫鍵形成的最重要的條件之一，同時，

氫原子兩邊的X原子和Y原子所屬元素具有很強的電負(fù)性、很小的原子半徑是氫鍵形成的另

一個條件。由于X原子和Y原子具有很強烈吸引電子的作用，氫鍵才能存在。這類原子應(yīng)該

是位于元素周期表的右上角元素的原子，主要是氮原子、氧原子和氟原子。有機(jī)物分子中含

有羥基時，通常能形成氫鍵。

⑤氫鍵的類型：氫鍵既可以存在于分子之間，也可存在于分子內(nèi)部的原子團(tuán)之間。如鄰

羥基苯甲醛的氫鍵存在于分子內(nèi)部（醛基和羥基之間），對羥基苯甲醛存在分子間氫鍵，因

此對羥基苯甲醛的熔點、沸點分別比鄰羥基苯甲醛的熔點、沸點高。

公戶鄰羥基苯甲醛

工/沸點：196.5七

分子內(nèi)氫鍵

對羥基苯甲醛

熔點：11允

沸點：250ctl分子間氫鍵

分子內(nèi)氫鍵和分子間氫鍵

(2)氫鍵對物質(zhì)性質(zhì)的影響：氫鍵的存在使得物質(zhì)的熔點和沸點相對較高。

例如下圖中NHs、HF和H20的沸點反常，分子間形成的氫鍵會使物質(zhì)的熔點和沸點升高,

這是因為固體熔化或汽化時必須破壞分子間的氫鍵，從而需要消耗較多能量的緣故。

(3)水中的氫鍵對水的性質(zhì)的影響

①水分子間形成氫鍵，增大了水分子間的作用，使水的熔、沸點比同周期元素中H2s高。

②氫鍵與水分子的性質(zhì)：

水的熔、沸點比H2s高，水結(jié)冰時，體積膨脹，密度減小。這些反常性質(zhì)均與氫鍵有關(guān)。

(如下圖)在水蒸汽中水以單個的HQ分子形式存在；在液態(tài)水中，通常是好幾個水分子通

過氫鍵結(jié)合，形成(HQ)“；在固態(tài)水(冰)中，水分子大范圍地以氫鍵互相聯(lián)結(jié)，稱為疏松

的晶體，因在冰的結(jié)構(gòu)中有許多空隙，造成體積膨脹、密度減小、所以冰會浮在水面上。水

的這種性質(zhì)對水生物生存有重要的意義。

00、

HHHH

0,

/\

HH

■?

0、o

/\/\

HHHH

除此之外，接近數(shù)的沸點時，用實驗測定的水蒸氣的相對分子質(zhì)量比用化學(xué)式比0計算出來

的相對分子質(zhì)量大一些。這也是由于氫鍵存在使接“締合”，形成了一些“締合分子”的原

因。

4.溶解性

(1)物質(zhì)在水和四氯化碳中的溶解性

物質(zhì)名稱水四氯化碳

蔗糖易溶難溶

氨易溶難溶

蔡難溶易溶

碘難溶易溶

(2)分子的極性

極性分子水、蔗糖、氨

非極性分子四氯化碳、蔡、碘

(3)“相似相溶”規(guī)律

①非極性溶質(zhì)一般能溶于非極性溶劑，極性溶質(zhì)一般能溶于極性溶劑。

②溶質(zhì)和溶劑之間的氫鍵作用力越大，溶解性越好。如NH3與之間存在氫鍵，故NH3

在水中的溶解度很大。

無氫鍵相互作用的溶質(zhì)在有氫鍵的水中的溶解性較小。如HzS和都是極性分子，但

H2s和H20之間無氫鍵，故H2s和H20水中的溶解性較小。

③分子結(jié)構(gòu)相似的溶質(zhì)和溶劑互溶性較好。如乙醇分子中的

—0H與水的一0H相似，因而乙醇能與水