競賽之物質(zhì)結(jié)構(gòu)

一、核外電子的運動狀態(tài)描述科學上，用四個量子數(shù)來描述電子在原子核外的運動狀態(tài)。主量子數(shù)n（能層，電子層）：電子運動能量的主要決定因素。主量子數(shù)n取值：1,2,3,4,5,6,7

電子層符號：K,L,M,N,O,P,Q角量子數(shù)l（能級，電子亞層）：決定原子軌道的形狀以及與n一起決定電子的能級。對于給定的n值，l只能取小于n的正整數(shù)：角量子數(shù)l取值：0,1,2,3,…(n-1)

電子層符號：s,p,d,f,…例如：一個電子處在n=2，l=0的運動狀態(tài)就為2s電子；處在n=2，l=1的運動狀態(tài)就為2p電子；一、核外電子的運動狀態(tài)描述lm軌道數(shù)0(s軌道)011(p軌道)+1,0,-132(d軌道)+2,+1,0,-1,-253(f軌道)+3,+2,+1,0,-1,-2,-37磁量子數(shù)m：決定原子軌道在空間的取向。每一個取向即一個軌道。磁量子數(shù)可以取值：m=0，±1，±2…±l，共有(2l+1)個值。m、l及軌道數(shù)的關(guān)系原子軌道由n，l，m共同決定。n和l相同，m不同的軌道，能量相同，稱為簡并軌道或等價軌道。同一軌道內(nèi)電子可以有兩種方向相反的運動狀態(tài)，需要另一個量子數(shù)來表示。自旋量子數(shù)ms：電子的自旋方向。通常用↑、↓表示。核外電子運動的可能狀態(tài)數(shù)（即電子數(shù)）主量子數(shù)符號角量子數(shù)原子軌道符號磁量子數(shù)軌道數(shù)各層總軌道數(shù)自旋量子數(shù)狀態(tài)(電子)數(shù)各軌道各層1K01s011↓↑222L012s2p0-1,0,+1134↓↑2682223M0123s3p3d0-1,0,+1-2,-1,0,+1,+21359↓↑2610182324N01234s4p4d4f0-1,0,+1-2,-1,0,+1,+2-3,-2,-1,0,+1,+2,+3135716↓↑26101432242二、電子云與原子軌道現(xiàn)代量子力學指出：不能確定一定狀態(tài)(如1s、2p等)的核外電子在某個時刻處于原子核外空間何處，只能確定它在原子核外各處出現(xiàn)的概率。

電子在原子核外出現(xiàn)的概率分布圖，稱為電子云。把電子出現(xiàn)概率90%的空間圈出來，所得電子云輪廓圖稱為原子軌道。s能級的原子軌道圖（球形）p能級的原子軌道圖（啞鈴形）1.構(gòu)造原理:絕大多數(shù)元素的基態(tài)原子核外電子的排布遵循此規(guī)律。三、核外電子排布2.泡利原理：在一個原子軌道里最多只能容納2個電子，而且自旋方向相反，用表示。3.洪特規(guī)則：當電子排布在同一能級的不同軌道時，電子總是優(yōu)先單獨占據(jù)一個軌道，而且自旋方向相同。如2p3的電子排布圖為。4.洪特規(guī)則特例：當p、d、f軌道填充的電子數(shù)為全空、半充滿或全滿時，原子處于較穩(wěn)定的狀態(tài)。四、核外電子排布的表示方法1.原子結(jié)構(gòu)示意圖2.電子排布式3.軌道表示式將能級上所容納的電子數(shù)標在該能級符號右上角，并按照能層從左到右的順序排列的式子，稱電子排布式，如氮元素原子的電子排布式為：1s22s22p3，也可以表示為[He]2s22p3，其最外層電子排布式為：2s22p3。1s2p1s22s22p63s23p5或[Ne]3s23p5。氯原子的電子排布式為：練習：請寫出19號元素到32號元素原子的電子排布式。練習1、以下能級符號不正確的是：

A5sB4dC3fD6p2、下列各原子或離子的電子排布式正確的是

AF1s22s22p7BNa+1s22s22p6

CK

1s22s22p63s23p6 DAl3+1s22s22p63s23、下列核外電子排布屬于基態(tài)的是

AC1s22s12p3BC1s22s22p2

CFe1s22s22p63s23p63d64s2DMg1s22s22p63s13p14、下列原子結(jié)構(gòu)與洪特規(guī)則有關(guān)的是

ACu原子的外圍電子排布是3d104s1而不是3d94s2。

BS原子的價電子排布是3s23p4而不是3s13p5。

CFe原子的外圍電子排布是3d64s2而不是3d8。

DN原子的最外層有3個未成對電子，且自旋方向相同。CBB能量最低能量最低AD5、下列3d能級的電子排布圖正確的是(

)6．2006年10月16日美國與俄羅斯宣布，兩國科學家合作成功合成了118號超重元素。對118號元素下列敘述合理的是（）

A．它的最外層電子數(shù)是8B．它外圍電子排布式是8s28p6C．它是活潑的金屬元素

D．它的中子數(shù)是118BA練習7.A、B、C、D、E代表5種元素。請?zhí)羁眨?1)A元素基態(tài)原子的最外層有3個未成對電子，次外層有2個電子，其元素符號為________；(2)B元素的負一價離子和C元素的正一價離子的電子層結(jié)構(gòu)都與氬相同，B的元素符號為___，C的元素符號為

；(3)D元素的正三價離子的3d能級為半充滿，D的元素符號為___，其基態(tài)原子的電子排布式為______(4)E元素基態(tài)原子的M層全充滿，N層沒有成對電子，只有一個未成對電子，E的元素符號為____，其基態(tài)原子的電子排布式為_____________。NClKFe[Ar]3d64s2Cu[Ar]3d104s1練習五、原子結(jié)構(gòu)與元素周期表1.原子結(jié)構(gòu)與各周期的元素數(shù)目2.原子結(jié)構(gòu)與元素的分區(qū)周期元素種數(shù)各周期增加的能級電子最大容量一21s2二82s

2p(增加了p)2+6=8三83s

3p8四184s

3d

4p(增加了d)8+10=18五185s

4d

5p18六326s

4f

5d

6p(增加了f)18+14=32七未完(32)7s

5f

6d7p32八508s5g6f7d8p(增加了g)32+18=50除ds區(qū)外，區(qū)的名稱來自按構(gòu)造原理最后填入電子的能級的符號。第一電離能：氣態(tài)電中性基態(tài)原子失去1個電子轉(zhuǎn)化為氣態(tài)基態(tài)正離子所需要的最低能量。①電離能是衡量氣態(tài)原子失去電子難易程度的物理量，元素的電離能越小，表示氣態(tài)時越容易失電子，金屬性越強。②鎂和鋁相比，鎂第一電離能大，磷與硫相比，磷第一電離能大。NaMgAl496738578456214511817691277332745954310540115751335313630148301661017995183762011142170323293鈉、鎂、鋁逐級失去電子的電離能(kJ/mol)六、電離能練習1：一些氣態(tài)原子失去核外不同電子所需的能量(kJmol-1)鋰XY第一個電子519502580第二個電子729645701820第三個電子1179969202750第四個電子955011600(1)為什么鋰原子失去第二個電子所需能量遠大于失去第一個電子所需能量?(2)X元素的硫酸鹽的化學式為

。(3)Y是周期表中

族元素。Na2SO4IIIA練習2：下表列出了某短周期元素R的各級電離能數(shù)據(jù)

(用I1、I2……表示，單位為kJ·mol－1)。I1I2I3I4……R7401500770010500……下列關(guān)于元素R的判斷中一定正確的是(

)A．R的最高正價為＋3價B．R元素位于元素周期表中第ⅡA族C．R元素的原子最外層共有4個電子D．R元素基態(tài)原子的電子排布式為1s22s2B七、電負性電負性：用來描述不同元素的原子對成鍵電子吸引力的大小。①電負性越大，非金屬性越強，反之越弱。②電負性大的元素集中在元素周期表的右上角，電負性小的元素位于元素周期表的左下角。③電負性最大的元素是氟，電負性最小的元素是銫。短周期元素中電負性最小的是鈉。電負性也可以作為判斷元素的金屬性和非金屬性強弱的尺度。一般來說，電負性大于1.8的是非金屬元素，小于1.8的是金屬元素，而位于非金屬三角區(qū)邊界的“類金屬”（如鍺、銻等）的電負性則在1.8左右，它們既有金屬性又有非金屬性。電負性差值小于1.7的兩種元素的原子之間形成極性共價鍵，相應(yīng)的化合物是共價化合物；電負性差值大于1.7的兩種元素化合時，形成離子鍵，相應(yīng)的化合物為離子化合物。練習1：電負性的大小也可以作為判斷元素金屬性和非金屬性強弱的尺度。下列關(guān)于電負性的變化規(guī)律正確的是

A．周期表從左到右，元素的電負性逐漸變大B．周期表從上到下，元素的電負性逐漸變大C．電負性越大，金屬性越強D．電負性越小，非金屬性越強練習2：對Na、Mg、Al的有關(guān)性質(zhì)的敘述正確的是

A．堿性：NaOH<Mg(OH)2<Al(OH)3B．第一電離能：Na<Mg<AlC．電負性：Na>Mg>AlD．還原性：Na>Mg>AlABD八、化學鍵離子鍵：陰、陽離子間通過靜電作用所形成的化學鍵?；瘜W鍵：相鄰原子間強烈的相互作用。共價鍵：原子間通過共用電子對所形成的化學鍵。離子半徑越小，離子所帶電荷越多，作用越強，含該鍵的熔沸點越高。無方向性及飽和性。經(jīng)典共價鍵理論認為：成鍵的兩原子核與共用電子對的靜電作用。現(xiàn)代價鍵理論（VB法或電子配對法）要點：①自旋相反的成單電子相互接近時，核間電子密度較大，可形成穩(wěn)定化學鍵。②共價鍵有飽和性。一個原子有幾個未成對電子，便可和幾個自旋相反的電子配對成鍵(即形成幾個化學鍵)。③共價鍵有方向性。共價鍵盡可能沿著原子軌道最大重疊的方向形成。

(最大重疊原理)HHσ鍵ClClClClHClH－Cls-s

σ鍵

s-p

σ鍵p-p

σ鍵兩個原子相互接近電子云重疊π鍵的電子云π鍵π鍵：軌道以肩并肩方式重疊，鏡像對稱σ鍵比π鍵電子云重疊程度大，更穩(wěn)定，優(yōu)先形成σ鍵。σ鍵：軌道以頭碰頭方式重疊，軸對稱小結(jié)2.以現(xiàn)代價鍵理論分析O2、N2分子中的共價鍵類型。1.Cl2分子中除了能形成σ鍵外，還能形成π鍵嗎？思考：不能O2分子中有1個σ鍵和1個π鍵；N2分子中有1個σ鍵和2個π鍵。結(jié)構(gòu)式：用元素符號和短線表示分子中原子的排列和結(jié)合方式的式子。一對共用電子用一根短線表示，以此類推。練習1：用結(jié)構(gòu)式表示H2、Cl2、HCl、O2、N2、CO2練習2：在氯化氫分子中，形成共價鍵的原子軌道是

A.氯原子的2p軌道和氫原子的1s軌道B.氯原子的2p軌道和氫原子的2p軌道C.氯原子的3p軌道和氫原子的1s軌道D.氯原子的3p軌道和氫原子的3p軌道C

練習3：下列物質(zhì)分子中無π鍵的是

A.N2B.O2C.Cl2D.C2H4C練習4：73九、鍵參數(shù)：鍵能、鍵長、鍵角鍵能：表示共價鍵的強弱，鍵能越大，鍵越牢固，由該鍵構(gòu)成的分子越穩(wěn)定。鍵長：一般的說，鍵長越短，鍵能越大，共價鍵越牢固，

由該鍵構(gòu)成的分子越穩(wěn)定。鍵角：決定分子的空間構(gòu)型。常見的分子的鍵角：CO2180

H2O104.5NH3107.3CH4109.5十、等電子體原理：原子總數(shù)、最外層電子總數(shù)相同的分子或離子具有相似的化學鍵特征，它們的許多性質(zhì)是相近的。等電子體：原子數(shù)相同，最外層電子總數(shù)相同的分子或離子。例如：N2和CO。練習1：能用鍵能大小解釋的是（）A、N2的化學性質(zhì)比O2穩(wěn)定。B、硝酸易揮發(fā)，硫酸難揮發(fā)。C、惰性氣體一般難發(fā)生化學反應(yīng)。D、通常情況下，Br2呈液態(tài)，I2呈固態(tài)。A練習2：下列說法正確的是（）A、分子中鍵能越大，鍵越長，則分子越穩(wěn)定。B、只有非金屬原子之間才能形成共價鍵。C、水分子可以表示為H-O-H，分子中鍵角180°。D、H-O鍵鍵能463KJ/mol，故破壞18克水分子中的H-O鍵時需要吸收的能量為2X463KJ。DC6H6平面六邊形十一、分子的立體結(jié)構(gòu)CH3CH2OHCH3COOHC8H8CH3OHC60C20C70CO2直線形H2OV形NH3三角錐形CH2O平面三角形CH4正四面體形C2H2直線形思考：同為三原子分子，CO2和H2O分子的空間結(jié)構(gòu)為何不同？1.價層電子對互斥模型（VSEPR）(用以預測分子立體結(jié)構(gòu))十一、分子的立體結(jié)構(gòu)

ABm

型分子(離子)中的中心原子A周圍的價電子對的幾何構(gòu)型，主要取決于價電子對數(shù)（n），價電子對盡量遠離，使它們之間斥力最小，能量最低，物質(zhì)才能最穩(wěn)定。實例CO2、BeCl2BF3、BCl3CH2OCH4、CCl4NH4+立體結(jié)構(gòu)VSEPR模型24356中心原子電子對數(shù)目n直線形平面三角形正四面體三角雙錐體正八面體分子形狀立體模型180o120o109.5o90o或120o90o由VSEPR推測分子(離子)的立體結(jié)構(gòu)時有兩種情況：一類是中心原子上無孤對電子。此時n=m，它們的立體結(jié)構(gòu)可用中心原子周圍的原子數(shù)m來預測。如CO2、CH2O、CH4等分子中的碳原子，分子的形狀與VSEPR模型完全一致。注意：分子中的雙鍵、三鍵應(yīng)視為一對電子。另一類是中心原子上有孤對電子(未用于形成共價鍵的電子對)的分子，中心原子上的孤對電子也要占據(jù)中心原子周圍的空間，并與成鍵電子對互相排斥。此時，n=m+孤對電子數(shù)，它們的立體結(jié)構(gòu)要綜合VSEPR模型及原子個數(shù)一起考慮。例如：H2O和NH3的中心原子分別有2對和1對孤對電子，跟中心原子周圍的σ鍵加起來都是4，它們相互排斥，形成四面體（注意有稍微的變形），因而H2O分子呈V形，NH3分子呈三角錐形。思考：請分析BF3、SO2、H2S、H3O+、HCN的分子形狀。思考：以現(xiàn)代價鍵理論分析CH4、H2O的形成及分子形狀。

價層電子對互斥模型雖能較好的解釋化合物分子的空間構(gòu)形，卻無法解釋許多深層次的問題，如無法解釋甲烷中四個C---H鍵形成及H—C—H的鍵角為10928′。因為按照我們已經(jīng)學過的價鍵理論，甲烷只能形成2個C—H單鍵，而且其鍵角應(yīng)是90。如何解釋甲烷的正四面體構(gòu)型呢。碳原子:為了解決這一矛盾，鮑林提出了雜化軌道理論。四個雜化后的軌道完全相同，能與四個自旋方向相反的電子形成四個共價鍵。再由VSEPR模型知道，其空間結(jié)構(gòu)為正四面體形。軌道2.雜化軌道理論（改進的現(xiàn)代價鍵理論）十一、分子的立體結(jié)構(gòu)雜化：原子內(nèi)部能量相近的原子軌道，在外界條件影響下重新組合的過程叫原子軌道的雜化雜化軌道：原子軌道組合雜化后形成的一組新軌道雜化軌道類型：sp、sp2、sp3、d2sp3雜化結(jié)果：重新分配能量和空間方向，組成數(shù)目相等成鍵能力更強的原子軌道雜化軌道只用于容納σ鍵和孤對電子sp3雜化，形成正四面體形思考：你現(xiàn)在知道為什么NH3、H2O的鍵角不是90，而是接近109的原因了嗎？N、O原子進行了sp3雜化。O原子的雜化sp

雜化：同一原子中ns-np

雜化成新軌道；一個s

軌道和一個

p軌道雜化組合成兩個新的sp

雜化軌道。

除sp3雜化軌道外，還有sp雜化軌道和sp2雜化軌道。sp雜化軌道由1個s軌道和1個p軌道雜化而得；sp2雜化軌道由1個s軌道和2個p軌道雜化而得。思考：請以雜化軌道理論解釋乙炔(C2H2)。sp雜化：夾角為180°的直線形雜化軌道。BeCl2分子形成激發(fā)2s2pBe基態(tài)2s2p激發(fā)態(tài)雜化鍵合直線形sp雜化態(tài)直線形化合態(tài)Cl

BeCl180sp雜化：夾角為180°的直線形雜化軌道。sp2

雜化：同一原子中ns-np

雜化成新軌道；一個s

軌道和兩個

p軌道雜化組合成兩個新的sp2

雜化軌道。思考：請以雜化軌道理論解釋乙炔(C2H4)。sp2雜化：夾角為120°的平面三角形形雜化軌道。sp2雜化軌道間的夾角是120度，分子的幾何構(gòu)型為平面正三角形2s2pB的基態(tài)2s2p激發(fā)態(tài)正三角形sp2雜化態(tài)BF3分子形成BFFFClBCl1200Cl雜化類型spsp2sp3參與雜化的原子軌道1s+1p1s+2p1s+3p雜化軌道數(shù)2個sp雜化軌道3個sp2雜化軌道4個sp3雜化軌道雜化軌道間夾角180?120?109?28’空

間

構(gòu)

型直線正三角形正四面體實例BeCl2,

C2H2BF3

,C2H4CH4

,CCl4雜化軌道的類型寫出下列分子的路易斯結(jié)構(gòu)式(是用短線表示鍵合電子,小黑點表示未鍵合的價電子的結(jié)構(gòu)式)并指出中心原子可能采用的雜化軌道類型，并預測分子的幾何構(gòu)型。

(1)PCl3(2)BCl3(3)CS2(4)C12O解析：............(1)PCl3：sp3

三角錐形PClCl....Cl....Cl....(2)BCl3

：sp2平面三角形BCl........Cl......(3)CS2：sp直線形C=S=S........

(4)C12O：sp3V形O....Cl......Cl......1.下列分子中的中心原子雜化軌道的類型相同的是()A．CO2與SO2B．CH4與NH3

C．BeCl2與BF3D．C2H2與C2H42.對SO2與CO2說法正確的是()A．都是直線形結(jié)構(gòu)

B．中心原子都采取sp雜化軌道

C．S原子和C原子上都沒有孤對電子

D．SO2為V形結(jié)構(gòu)，CO2為直線形結(jié)構(gòu)DB練習3.配合物理論十一、分子的立體結(jié)構(gòu)(1)配位鍵a.定義：提供孤電子對的原子與接受孤電子對的原子之間形成的共價鍵b.配位鍵的形成條件：一方提供孤電子對(配位體)一方提供空軌道(中心元素)c.配位鍵的表示方法：電子對給予體(配位體)→電子對接受體(中心元素)例如NH4+中有一個共價鍵為配位鍵。NHHHH+練習2：下列各種說法中錯誤的是（）A、形成配位鍵的條件是一方有空軌道一方有孤對電子。B、配位鍵是一種特殊的共價鍵。C、配位化合物中的配體可以是分子也可以是陰離子。D、共價鍵的形成條件是成鍵原子必須有未成對電子。D練習1：下列分子或離子中都存在著配位鍵的是()A．NH3、H2O B．NH4+

、H3O+

C．N2、HClO D．[Cu(NH3)4]2+

、PCl3B3.配合物理論十一、分子的立體結(jié)構(gòu)(2)配合物a.定義：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。b.配合物的組成：(內(nèi)界配離子)讀作：硫酸四水合銅(II)中心離子[

]SO4Cu(H2O)4配位數(shù)配體外界離子CuOH2H2OH2OH2O2+讀作：四水合銅(II)離子c.配合物的命名①配離子(從右向左，配位數(shù)→配體→合→中心原子(價態(tài))②配合物→類似于酸、堿、鹽[Cu(NH3)4]

SO4K3[Fe(CN)6][Ag(NH3)2]OHK[Pt(NH3)Cl3]練習：給下列配合物命名六氰合鐵(III)酸鉀氫氧化二氨合銀(I)三氯一氨合鉑(II)酸鉀硫酸四氨合銅(II)思考：中心離子與配體形成配合物后，其性質(zhì)有沒有發(fā)生變化呢？實驗事實1:如果在硫酸銅溶液中加入氨水，首先可得到Cu(OH)2沉淀，繼續(xù)加入氨水，則沉淀溶解而得到深藍色溶液。這是因為加入過量的氨水，NH3分子與Cu2+生成了深藍色的復雜離子[Cu(NH3)4]2+。

寫出絡(luò)離子的結(jié)構(gòu)簡式及實驗中發(fā)生的兩個反應(yīng)的離子方程式。2+CuNH3H3NNH3NH3Cu

2++2NH3

.H2OCu(OH)2+2NH4+

Cu(OH)2+

4NH3

.H2O[Cu(NH3)4]2++2OH-+4H2O藍色沉淀深藍色溶液思考：氫氧化銅跟氨水均是弱堿，兩者絡(luò)合后溶液堿性會怎樣變化？實驗事實2:如NaCN，KCN有劇毒，但亞鐵氰化鉀（K4[Fe(CN)6]）和鐵氰化鉀（K3[Fe(CN)6]）雖然都含有氰根，卻沒有毒性，這是因為亞鐵離子或鐵離子與氰根離子結(jié)合成牢固的復雜離子，失去了原有的性質(zhì)。解釋：配合物溶于水易電離為內(nèi)界配離子和外界離子，而內(nèi)界的配位體和中心原子通常很難電離，可以把它視為弱電解質(zhì)來處理。3.配合物理論十一、分子的立體結(jié)構(gòu)(2)配合物d.形成配合物時性質(zhì)的改變顏色的改變:如Fe3++nSCN-==[Fe(SCN)n](n-3)-溶解度的改變：酸堿性的改變：練習：向下列配合物的水溶液中加入AgNO3溶液，不能生成AgCl沉淀的是（）A:[Co(NH3)4Cl2]ClB:[Co(NH3)3Cl3]C:[Co(NH3)6]Cl3D:[Co(NH3)5Cl]Cl2B十二、分子的性質(zhì)1.鍵的極性共用電子對無偏向（電荷分布均勻）共用電子對有偏向（電荷分布不均勻）共價鍵非極性鍵極性鍵電子偏向吸引電子能力強的原子(電負性大、非金屬性強)例如HCl分子中：δ+δ-H—Cl2.分子的極性極性分子:正電中心和負電中心不重合非極性分子:正電中心和負電中心重合常見的極性分子和非極性分子分子結(jié)構(gòu)對稱則為非極性分子；不對稱則為極性分子。分子的極性是分子中化學鍵的極性的向量和。當分子中各個鍵的極性的向量和等于零時，是非極性分子，否則是極性分子。只含非極性鍵的分子一定是非極性分子。單質(zhì)分子：Cl2、N2、P4、O2直線形分子：CO2、CS2、C2H2正四面體：CH4、CCl4、CF4常見的極性分子雙原子分子：HCl、NO、IBrV型分子：H2O、H2S、SO2三角錐形分子：NH3、PH3非正四面體：CHCl3常見的非極性分子1．含有非極性鍵的離子化合物是

(

)A.

NaOHB

.Na2O2

C.NaCl

D

.NH4Cl2．下列元素間形成的共價鍵中，極性最強的是

(

)

A.F―F

B.H―F

C.H―Cl

D.H―OBB練習十二、分子的性質(zhì)3.范德華力及其對物質(zhì)性質(zhì)的影響(1)范德華力：分子之間的相互作用力，很弱，比化學鍵小1~2個數(shù)量級。只能在很小的范圍內(nèi)存在。不屬于化學鍵。(2)影響范德華力大小的因素①結(jié)構(gòu)相似的分子，相對分子質(zhì)量越大，范德華力越大。如鹵素單質(zhì)。②分子極性越強，范德華力越大。(3)范德華力對物質(zhì)性質(zhì)的影響

范德華力影響物理性質(zhì)（熔、沸點及溶解度等）分子間范德華力越大，熔沸點越高思考：（1）將干冰氣化，破壞了CO2晶體的

。（2）將CO2氣體溶于水，破壞了CO2分子

。（3）解釋CH4及CF4是氣體，CCl4是液體，而CI4是固體的原因。十二、分子的性質(zhì)4.氫鍵及其對物質(zhì)性質(zhì)的影響(1)氫鍵：是一種特殊的分子間作用力。由已經(jīng)與電負性很強的原子形成共價鍵的氫原子與另一分子中電負性很強的原子之間的作用力。不屬于化學鍵。例如：在HF中F的電負性相當大,電子對強烈地偏向F,而H幾乎成了質(zhì)子(H+),這種H與另一個HF分子中電負性相當大、半徑小的F相互接近時,產(chǎn)生一種特殊的分子間力——氫鍵。(2)一般表示為:X—H----Y（其中X、Y為F、O、N）表示式中的實線表示共價鍵，虛線表示氫鍵。(3)形成的兩個條件:①與電負性大且半徑小的原子(F,O,N)相連的H;②在附近有電負性大，半徑小的原子(F,O,N).(4)氫鍵對物質(zhì)性質(zhì)的影響：①分子間氫鍵使物質(zhì)熔沸點升高。②若分子能與水分子間形成氫鍵，溶解度增大。-150-125-100-75-50-2502550751002345××××CH4SiH4GeH4SnH4NH3PH3AsH3SbH3HFHClHBrHIH2OH2SH2SeH2Te沸點/℃周期一些氫化物的沸點●●●分子間有氫鍵，沸點比同主族其它氫化物高分子間有氫鍵，溶解度很大。十二、分子的性質(zhì)4.氫鍵及其對物質(zhì)性質(zhì)的影響(5)氫鍵的存在：分子間氫鍵、分子內(nèi)氫鍵下列關(guān)于氫鍵的說法中正確的是()A、每個水分子內(nèi)含有兩個氫鍵B、在所有的水蒸氣、水、冰中都含有氫鍵C、分子間能形成氫鍵，使物質(zhì)的熔沸點升高D、HF穩(wěn)定性很強，是因為其分子間能形成氫鍵

練習C(1)影響物質(zhì)溶解性的因素

影響固體溶解度的主要因素是溫度。影響氣體溶解度的主要因素是溫度和壓強。十二、分子的性質(zhì)5.溶解性(2)相似相溶原理：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。具體應(yīng)用：水是極性溶劑，極性溶質(zhì)比非極性溶質(zhì)在水中的溶解度大。

例如離子晶體、強酸等是極性溶質(zhì)，在水中的溶解度較大。大多數(shù)有機物、Br2、I2在苯、汽油、四氯化碳中的溶解度較大溶劑和溶質(zhì)之間存在的氫鍵越強，溶解性越好。分子結(jié)構(gòu)越相似，溶解性越好。(3)如果溶質(zhì)與水發(fā)生化學反應(yīng)可增大其溶解度。PtCl2(NH3)2可以形成兩種固體，一種為淡黃色，在水中的溶解度小，另一種為黃綠色，在水中的溶解度較大，請回答下列問題：⑴