第2章 微粒间相互作用与物质性质——【期末复习】高二化学单元复习知识点梳理（鲁科版2019选择性必修2）

这是一份第2章 微粒间相互作用与物质性质——【期末复习】高二化学单元复习知识点梳理（鲁科版2019选择性必修2），共13页。试卷主要包含了共价键的形成与特征，共价键的类型，氢键对物质性质的影响，范德华力等内容，欢迎下载使用。

第二章 微粒间相互作用与物质性质知识清单
考点1 共价键模型
一、共价键的形成与特征
1．氢分子中共价键（H－H键）的形成
（1）用电子云表示形成过程





（2）能量变化
①开始时，体系的能量等于两个氢原子的能量之和（能量最高）
②两原子逐渐接近时，原子轨道部分重叠，体系能量逐渐降低
③最后时，原子轨道重叠，两个单电子形成共用电子对即形成共价键（核间距为0.074nm时，能量最低）
2．共价键的形成
（1）概念：原子间通过共用电子形成的化学键
（2）本质：高概率出现在两个原子核之间的电子与两个原子核之间的电性作用
（3）成键元素：通常电负性相同或差值小的非金属元素原子之间形成共价键
（4）表示方法：
①用“－”表示原子间共用一对电子所形成的共价键，如H－H
②用“＝”表示原子间共用两对电子所形成的共价键，如C＝C
③用“≡”表示原子间共用三对电子所形成的共价键，如C≡C
3．共价键的特征
（1）饱和性
①内容：每个原子所能形成的共价键的总数或以共价键连接的原子数目是一定的
②作用：决定着原子形成分子时相互结合的数量关系
（2）方向性
①内容：共价键尽可能沿着电子出现概率最大的方向形成。成键时原子轨道重叠越多，共价键越牢固
②作用：决定分子的空间结构
二、共价键的类型
1．极性键和非极性键（按共用电子对是否偏移分类）
类型
形成元素
共用电子对偏移
原子电性
非极性键
同种元素
两原子电负性相同，共用电子不偏移
两原子都不显电性
极性键
不同元素
共用电子偏向电负性较大的原子
电负性较大的原子显负电性，电负性较小的原子显正电性
2．σ键与π键（按原子轨道重叠方式分类）
（1）σ键
形成
由成键原子的s轨道或p轨道重叠形成
类型
s-s型

s-p型

p-p型

特征
①轴对称：以形成化学键的两原子核的连线为轴做旋转操作，共价键的电子云的图形不变；
②σ键的强度较大
（2）π键
形成
由两个原子的p轨道“肩并肩”重叠形成
pp π键

特征
①镜像对称：每个π键的电子云由两块组成，它们互为镜像；
②π键不能旋转；不如σ键牢固，较易断裂
（3）σ键与π键的区别
键类型
σ键
π键
轨道重叠方式
沿键轴方向“头碰头”重叠
沿键轴方向“肩并肩”重叠
类型
s－sσ键、s－pσ键、p－pσ键
p－pπ键
轨道重叠部分
两原子核之间，在键轴处
键轴上方和下方，键轴处为零
轨道重叠程度
大
小
键的强度
较大
较小
化学活泼性
不活泼
活泼
成键规律
共价单键为σ键，共价双键为1个σ键和1个π键、共价三键为1个σ键和2个π键
【特别提醒】正确认识σ键和π键
（1）σ键与π键的实质相同，都是由共用电子形成的化学键。
（2）σ键与π键由于原子轨道的重叠程度不同从而导致了两者的稳定性不同。
（3）由于s轨道没有方向性，所以两个s轨道只能形成σ键，不能形成π键。
（4）两个原子之间可以只形成σ键，但不能只形成π键。
考点2 键参数
一、键参数
1．键长
（1）概念：两个成键原子的原子核间的距离。
（2）意义：键长愈短，化学键愈强，键愈牢固。
2．键角
（1）概念：在多原子分子中，两个化学键的夹角。
（2）意义：可以描述多原子分子的空间结构。
3．键能
（1）概念：在1×105Pa、298K条件下，断开1molAB（g）分子中的化学键，使其分别生成气态A原子和气态B原子所吸收的能量。
（2）意义：表示共价键的强弱，键能愈大，键愈牢固。
二、键参数对物质性质的影响与分子光谱
1．键参数对物质性质的影响

2．键能的应用
（1）衡量共价键的强弱：键能越大，断开化学键时需要的能量越多，化学键越稳定。
（2）判断分子的稳定性：结构相似的分子中，共价键的键能越大，分子越稳定。
（3）判断化学反应的能量变化
①化学键与能量：旧化学键的断裂吸收能量，新化学键的形成释放能量
②焓变与键能的关系：ΔH＝反应物键能总和－生成物键能总和
③反应热性质：ΔH＜0时，为放热反应；ΔH＞0时，为吸热反应。
3．键长的应用
（1）一般键长越短，键能越大，共价键越稳定，分子越稳定。
（2）键长的比较方法
①根据原子半径比较，同类型的共价键，成键原子的原子半径越小，键长越短。
②根据共用电子对数比较，相同的两个原子间形成共价键时，单键键长＞双键键长＞三键键长。
4．键角的应用
（1）键长和键角决定分子的空间结构。
（2）常见分子的键角及空间结构
化学式
结构式
键角
空间结构
CO2
O＝C＝O
180°
直线形
NH3

107°
三角锥形
H2O

105°
V形（或角形）
BF3

120°
平面三角形
CH4

109°28'
正四面体形
5．分子光谱
（1）概念：分子从一种能级改变到另一种能级时吸收或发射的光谱。
（2）影响因素：键长、键角和电荷分布等。
（3）应用：测定和鉴别分子结构。
考点3 杂化轨道理论
一、杂化轨道理论
1．甲烷分子的组成和结构
分子式
空间结构
填充模型
球棍模型
CH4



2．杂化轨道理论
（1）杂化原子轨道（杂化轨道）
①原子轨道的杂化：原子内部能量相近的原子轨道重新组合形成新的原子轨道的过程。
②杂化轨道：原子轨道杂化后形成的一组新的原子轨道叫杂化原子轨道，简称杂化轨道。
③特点：形成杂化轨道可使原子与其他原子的原子轨道成键时重叠的程度更大，形成的共价键更牢固。
（2）甲烷中碳原子的杂化类型

3．苯分子的空间结构分析
（1）苯的空间结构

（2）苯分子中的化学键：六个碳原子上各有一个未参与杂化的垂直于碳环平面的2p轨道，这六个轨道以“肩并肩”的方式形成含有六个电子、属于六个碳原子的大π键。
二、杂化轨道与分子的空间构型的关系
1．判断中心原子杂化轨道类型的方法
判断依据
判断方法
根据杂化轨道的
立体构型判断
①若杂化轨道在空间的分布呈四面体形，则中心原子发生sp3杂化；
②若杂化轨道在空间的分布呈平面三角形，则中心原子发生sp2杂化；
③若杂化轨道在空间的分布呈直线形，则中心原子发生sp杂化
根据杂化轨道之间
的夹角判断
①若杂化轨道之间的夹角为109°28′，则中心原子发生sp3杂化；
②若杂化轨道之间的夹角为120°，则中心原子发生sp2杂化；
③若杂化轨道之间的夹角为180°，则中心原子发生sp杂化
根据中心原子的
价电子对数判断
①若价电子对数为2，则中心原子发生sp杂化；
②若价电子对数为3，则中心原子发生sp2杂化；
③若价电子对数为4，则中心原子发生sp3杂化
2．分子的空间结构与杂化轨道的关系（当杂化轨道全部用于形成σ键时）
杂化类型
sp
sp2
sp3
参与杂化的轨道
1个s轨道和1个p轨道
1个s轨道和2个p轨道
1个s轨道和3个p轨道
杂化轨道的数目
2个
3个
4个
轨道夹角
180°
120°
109°28′
杂化轨道示意图



实例
BeCl2
BF3
CH4
分子结构
示意图



空间结构
直线形
平面三角形
正四面体形
3．杂化轨道的特点
（1）形成分子时，通常存在激发、杂化和轨道重叠等过程。
（2）原子轨道的杂化只有在形成分子的过程中才会发生，孤立的原子是不可能发生杂化的。
（3）杂化前后轨道数目不变。
（4）杂化后轨道伸展方向、形状发生改变。
（5）只有能量相近的轨道才能杂化（如ns、np）。
考点4 价电子对互斥理论
一、价电子对互斥理论
1．价电子对互斥理论
（1）基本观点：分子中的中心原子的价电子对－－成键电子对和孤电子对由于相互排斥作用，处于不同的空间取向且尽可能趋向于彼此远离。
（2）空间取向的说明
①两个原子之间的成键电子不论是单键还是多重键，均看作一个空间取向；
②一对孤电子对可以看作一个空间取向。
2．价电子对数的确定方法

（1）a表示中心原子的价电子数。
①对于主族元素：a＝最外层电子数；
②对于阳离子：a＝价电子数－离子电荷数；
③对于阴离子：a＝价电子数+|离子电荷数|。
（2）x表示与中心原子结合的原子数。
（3）b表示与中心原子结合的原子最多能接受的电子数
①氢为1
②其他原子＝8－该原子的价电子数
3．价电子对与价电子对的空间结构的对应关系表
ABn
价电子对数
空间结构模型
价电子对的空间结构
键角
n＝2
2

直线形
180°
n＝3
3

平面正三角形
120°
n＝4
4

四面体形
109°28′
n＝5
5

三角双锥形
90°、
120°
n＝6
6

八面体形
90°
4．价电子对数与分子空间结构的关系
（1）价电子对的空间结构和分子的空间结构的区别
①价电子对互斥理论模型说的是价电子对的空间结构，是一种理想化模型
②分子的空间结构指的是成键电子对空间结构，不包括孤电子对。
（2）微粒空间结构的判断方法
①当中心原子无孤电子对时，两者的空间结构一致；
②当中心原子有孤电子对时，两者的空间结构不一致。
中心原子的杂化轨道类型
sp
sp2
sp3
微粒的价电子对数
2
3
4
成键电子对数
2
3
2
4
3
2
中心原子的孤电子对数
0
0
1
0
1
2
价电子对互斥理论模型名称
直线形
三角形
四面体形
微粒的空间结构名称
直线形
三角形
角形
四面体形
三角锥形
角形
实例
BeCl2
BF3
SnBr2
CH4
NH3
H2O
5．杂化轨道类型的判断
（1）适用范围：ABmn±型微粒
（2）计算公式：杂化轨道数n＝（中心原子的价电子数+其他原子的成键电子数±电荷数）
①卤素原子、氢原子提供1个成键电子数
②硫原子、氧原子不提供成键电子，即提供成键电子数为0。
③Ⅴ族元素（N、P、As）提供3个成键电子数
④Ⅳ族元素（C、Si、Ge）提供4个成键电子数
（3）实例
微粒
杂化轨道数（n）
杂化轨道类型
CO2
（4+0）＝2
sp
CH2O
（4+2+0）＝3
sp2
CH4
（4+4）＝4
sp3
SO2
（6+0）＝3
sp2
NH3
（5+3）＝4
sp3
H2O
（6+2）＝4
sp3
NO3－
（5+0+1）＝3
sp2
NH4+
（5+4－1）＝4
sp3
二、等电子原理
1．概念：化学通式相同且价电子总数相等的分子或离子
2．结构：等电子体具有相同的空间结构和相同的化学键类型等结构特征。
3．应用举例：推断简单分子或离子的结构
（1）CS2与CO2互为等电子体，则CS2的结构式为S＝C＝S，碳原子的杂化类型为sp，分子空间结构为直线形。
（2）NO3－、CO32－、SO3与BF3互为等电子体，则它们的空间结构为三角形。
（3）PH3、AsH3、H3O+等与NH3互为等电子体，它们的空间结构为三角锥形。
（4）SO42－、PO43－、SiO44－与CCl4互为等电子体，它们的空间结构为正四面体形。
考点5 分子的空间结构与分子性质
一、分子中的原子排布与对称性
1．对称分子
（1）概念：依据对称轴的旋转或借助对称面的反映能够复原的分子。
（2）性质：具有对称性。
（3）与分子性质的关系：分子的许多性质如极性、旋光性等都与分子的对称性有关。
2．手性分子
（1）旋光性：在光通过某些化合物时，光波振动的方向会旋转一定的角度的性质。
（2）手性：具有旋光性的分子本身和它们在镜中的像，就如同人的左手和右手，相似但不能重叠，因而称这类分子表现出手性。

（3）手性分子：具有手性的分子叫作手性分子，存在手性异构体。

（4）不对称碳原子：对于仅通过单键连接其他原子的碳原子，当其所连接的四个原子或基团均不相同时，这个碳原子称为不对称碳原子。
（5）手性分子应用：
①手性分子缩合制蛋白质和核酸。
②分析药物有效成分异构体的生物活性和毒副作用。
③药物的不对称合成。
二、分子中的电荷分布与极性
1．极性分子与非极性分子
（1）极性分子：分子内存在正、负两极的分子。
（2）非极性分子：分子内不存在正、负两极的分子。
2．分子极性的判断
（1）判断分子极性的一般思路

（2）判断依据

（3）键的极性和分子极性的关系

（4）判断ABn型分子极性的经验规律
①若中心原子A的化合价的绝对值等于该元素所在的主族序数，则为非极性分子，若不等则为极性分子。
②若中心原子有孤电子对，则为极性分子；若无孤电子对，则为非极性分子。
③非极性分子：CS2、BF3、SO3、CH4等；
④极性分子：H2S、SO2、NH3等。
考点6 离子键
一、离子键的形成
1．形成过程

2．实质：离子键的实质是静电作用。
（1）阴、阳离子之间的静电引力
（2）两原子核及它们的电子之间的斥力
3．离子键的强弱
（1）决定因素：离子半径和离子电荷数
（2）一般规律：离子半径小，离子所带电荷值大，则离子键越强。
4．离子键的特征
（1）无方向性：阴离子或阳离子可以对不同方向的带异性电荷的离子产生吸引作用，因此离子键没有方向性。
（2）无饱和性：在离子化合物中，每个离子周围最邻近的带异性电荷的离子数目的多少，取决于阴阳离子的相对大小。只要空间条件允许，阳离子将吸引尽可能多的阴离子排列在其周围，阴离子也将吸引尽可能多的阳离子排列在其周围。
（3）离子极化：在电场的作用下产生的离子中电子分布发生偏移的现象称为离子极化。离子极化可能导致阴、阳离子的外层轨道发生重叠，使得许多离子键不同程度地显示共价性，甚至出现键型变异。如AgF→AgCl→AgBr→AgI共价性依次增强，且AgI以共价键为主。
二、离子键和离子化合物
1．离子化合物
（1）概念：含有离子键的化合物
（2）化学键类型与物质类别的关系：
①离子化合物中一定含有离子键，可能含有共价键。
②简单离子组成的离子化合物中只有离子键，如MgO、NaF等；
③复杂离子组成的化合物中既有离子键、又有共价键，如NH4NO3、NaOH、Na2O2、NH4Cl等。
④共价化合物中只有共价键，一定没有离子键。
（3）实验判断：熔融状态下能够导电的化合物
2．离子键与共价键的比较
键型
离子键
共价键
概念
阴、阳离子之间通过静电作用形成的化学键
原子间通过共用电子对形成的化学键
成键方式
通过得失电子达到稳定结构
通过形成共用电子达到稳定结构
成键微粒
阴、阳离子
原子
成键性质
静电作用
电性作用
形成条件
一般电负性相差小于1.7的元素原子之间
一般电负性相差大于1.7的元素原子之间
特征
没有饱和性和方向性
有饱和性和方向性
存在
离子化合物
绝大多数非金属单质、共价化合物、某些离子化合物
表示方法
①电子式，如
②离子键的形成过程：

①结构式，如H－Cl
②电子式，如
③共价键的形成过程：
+→
【特别提醒】（1）稀有气体是单原子分子，其原子已经达到稳定结构，分子内不存在化学键。
（2）活泼金属与活泼非金属间能够形成离子键，有些金属和非金属元素间能够形成共价键，如AlCl3。
（3）电负性差值大于1.7时，不一定都形成离子键，如H－F中化学键为共价键，但电负性差值为1.9。
考点7 配位键
一、配位键
1．配位键
（1）概念：成键原子或离子一方提供空轨道，另一方提供孤电子对而形成的“电子对给予－接受”键。
（2）表示：（电子对给予体）A→B（电子对接受体）
、、、
（3）中心体：提供空轨道，接受孤电子对。
①又称中心原子或中心离子。
②通常是H+、Al3+、B及过渡金属的原子或离子（如Fe、Ni、Fe3+、Cu2+、Zn2+、Ag+、Co3+、Cr3+等）。
（4）配位体：提供孤电子对的离子或分子
①形成条件：配位原子必须有孤电子对。
②典型配体：分子NH3、H2O、HF、CO等，阴离子F－、CN－、Cl－、OH－、SCN－等。
（5）配位数：直接同中心原子（离子）配位的分子或离子的数目。
（6）形成条件：必须同时有中心体和配位体
①单基配位体：只有一个配位原子的配位体，配位数即为单基配位体数目，如［Fe（CN）6］4－中Fe2+的配位数为6
②多基配位体：含有两个以上配位原子的配位体，配位数等于同中心离子（或原子）配位的原子数。例如，乙二胺分子（en）中含有两个配位N原子，故在［Pt（en）2］Cl2中Pt2+的配位数为2×2＝4。
2．配位化合物（简称配合物）
（1）概念：以配位键结合形成的化合物，如［Cu（NH3）4］SO4、［Ag（NH3）2］OH等。
（2）组成

（3）示例：配合物［Cu（NH3）4］SO4的组成图示

二、配合物的制备、性质与应用
1．常见配合物的制备
（1）制备［Cu（NH3）4］（OH）2
①生成蓝色沉淀：Cu2++2NH3·H2O＝Cu（OH）2↓+2NH4+
②蓝色沉淀溶解：Cu（OH）2+4NH3＝［Cu（NH3）4］2++2OH－
（2）制备银氨溶液
①生成白色沉淀：Ag++NH3·H2O＝AgOH+NH4+
②生成无色溶液：AgOH+2NH3·H2O＝［Ag（NH3）2］++OH－+2H2O
2．配合物的形成对性质的影响
（1）溶解性的影响
一些难溶于水的金属氯化物、溴化物、碘化物、氰化物，可以依次溶解于含过量的Cl－、Br－、I－、CN－和氨的溶液中，形成可溶性的配合物。
（2）颜色的改变
当简单离子形成配离子时其性质往往有很大差异。颜色发生变化就是一种常见的现象，我们根据颜色的变化就可以判断是否有配离子生成。如Fe3+与SCN－在溶液中可生成配位数为1～6的铁的硫氰酸根配离子，这种配离子的颜色是血红色的，反应的离子方程式如下：Fe3++nSCN－＝［Fe（SCN）n］3－n。
（3）稳定性增强
配合物具有一定的稳定性，配合物中的配位键越强，配合物越稳定。当作为中心原子的金属离子相同时，配合物的稳定性与配体的性质有关。例如，血红素中的Fe2+与CO分子形成的配位键比Fe2+与O2分子形成的配位键强，因此血红素中的Fe2+与CO分子结合后，就很难再与O2分子结合，血红素失去输送氧气的功能，从而导致人体CO中毒。
3．配合物的应用

考点8 金属键
一、金属键及其实质
1．概念：金属中自由电子与金属阳离子之间强的相互作用
（1）金属键的存在：金属单质及其合金。
（2）金属键的特征：没有方向性，没有饱和性
（3）物质中正负电荷的关系
①物质中有阴离子，一定有阳离子
②物质中有阳离子，不一定有阴离子，如金属中有金属阳离子，但没有阴离子，只有自由电子。
2．金属离子和自由电子的形成
（1）金属原子的部分或全部价电子受原子核的束缚比较弱，可从原子上“脱落”下来，形成自由运动的电子。
（2）金属原子失去部分或全部价电子形成金属离子。
3．金属键的强弱及对金属性质的影响
（1）金属键的强弱比较
①决定因素：金属元素的原子半径和价电子数
②强弱比较：原子半径越小，价电子数越多，金属键越强。
（2）金属键对金属性质的影响
①金属键越强，金属熔、沸点越高。
②金属键越强，金属硬度越大。
③金属键越强，金属越难失电子，一般金属性越弱，如Na的金属键强于K，金属性Na比K弱。
④金属键越强，金属原子的电离能越大。
二、金属与金属性质
性质
解释
金属光泽
当可见光照射到金属表面上时，固态金属中的“自由电子”能够吸收所有频率的光并迅速释放，使得金属不透明并具有金属光泽。
导电性
通常情况下，金属内部自由电子的运动不具有固定的方向性，但在外电场作用下，自由电子在金属内部会发生定向运动，从而形成电流。
导热性
当金属某一部分受热时，该区域里自由电子的能量增加，运动速率加快，自由电子与金属阳离子的碰撞频率增加，自由电子把能量传给金属阳离子。从而把能量从温度高的区域传到温度低的区域，使整块金属达到同样的温度。
延展性
金属键没有方向性。在外力作用下，金属阳离子之间发生相对滑动时，各层金属阳离子和自由电子间仍然保持金属键的作用。
考点9 分子间作用力
一、范德华力与物质性质
1．分子间作用力
























2．范德华力
（1）概念：分子之间普遍存在的一种相互作用力，它使许多物质能以一定的凝聚态（固态和液态）存在
（2）实质：也是一种电性作用
（3）特征
①范德华力的作用通常比化学键的键能小得多。
②范德华力没有方向性和饱和性。
（4）影响因素
①相对分子质量：一般来说，组成和结构相似的物质，相对分子质量越大，范德华力越大。
②分子的极性：一般来说，分子的极性越大，范德华力越大。
（5）对物质性质的影响
①主要影响物质熔沸点、溶解性、挥发性等物理性质。
②范德华力越大，物质的熔点、沸点越高。
二、氢键与物质性质
1．概念：当氢原子与电负性大的原子X以共价键结合时，H原子与另一个电负性大的Y原子间的静电作用。
2．表示：X－H…Y
（1）X－H表示H原子和X原子以共价键相结合
（2）H…Y表示H原子和Y原子以氢键相结合
（3）X、Y为N、O、F中的一种
3．特征
（1）氢键的作用能比范德华力的作用能大一些，比化学键的键能小得多。
（2）氢键具有一定的方向性和饱和性。
4．氢键的存在
（1）三种气态氢化物：H2O、HF、NH3

（2）含羟基物质：含氧酸、含氧酸的酸式盐、醇、酸、酚及它们的水溶液

（3）含氨基物质：NH3、N2H4、DNA双螺旋体

5．氢键的类型
（1）分子间氢键；普遍存在
①链状
NH3·H2O
胆矾


②环状：分子中含多个N、O、F原子
二聚乙酸
二聚甲酸
四聚甲醇
环状碳酸氢盐




（2）分子内氢键：含多个N、O、F原子，且为邻位关系
硝酸
水杨醛
邻硝基苯酚
邻氨基苯酚




6．氢键的键长：指X和Y间的距离；
7．氢键的作用能：指X－H…Y分解为X－H和Y所需要的能量。
8．冰晶体中氢键键能的计算
（1）冰晶体中氢键的结构式

（2）1个水分子可以形成4个氢键，完全属于该水分子的氢键有2个
（3）冰的升华热＝范德华力+2mol氢键
三、氢键对物质性质的影响
1．氢键对物质熔、沸点的影响
（1）分子间存在氢键时，物质在熔化或汽化时，除破坏范德华力外，还需要破坏分子间的氢键，消耗更多的能量，所以存在着分子间氢键的物质一般具有较高的熔点和沸点。
（2）互为同分异构体的物质，能形成分子内氢键的，其熔、沸点比能形成分子间氢键的物质的低。
2．氢键对物质溶解度的影响
（1）如果溶质与溶剂之间能形成氢键，则在水中的溶解度增大。
①由于氨分子与水分子间能形成氢键，且都是极性分子，所以NH3极易溶于水。
②低级的醇、醛、酮等可溶于水，都与它们的分子能与水分子形成氢键有关。
（2）如果溶质中存在氢键，则降低了分子的极性，在水中的溶解度降低
①碳酸氢钠中存在氢键导致其在水中的溶解度比碳酸钠的小
②苯酚中存在氢键，在在常温下微溶于水
3．引起密度的变化：由于水分子之间的氢键，水结冰时，体积变大，密度变小。
四、范德华力、氢键和共价键对比
项目
范德华力
氢键
共价键
概念
物质分子之间普遍存在的一种作用力
已经与电负性很强的原子形成共价键的氢原子与另一个电负性很强的原子之间的静电作用
原子间通过共用电子对所形成的相互作用
分类

分子内氢键、分子间氢键
极性共价键、非极性共价键
特征
无方向性和饱和性
有方向性和饱和性
有方向性和饱和性
强度
共价键＞氢键＞范德华力
影响
强度
的因
素
①随分子极性的增大而增大
②组成和结构相似的物质，相对分子质量越大，分子间作用力越大
对于X－H…Y，X、Y的电负性越大，Y原子的半径越小，作用越强
成键原子半径和共用电子对数目。键长越短，键能越大，共价键越稳定
对物
质性
质的
影响
①影响物质的熔点、沸点、溶解度等物理性质
②组成和结构相似的物质，随相对分子质量的增大，物质的熔、沸点升高。如F2＜Cl2＜Br2＜I2，CF4＜CCl4＜CBr4
分子间氢键的存在，使物质的熔、沸点升高，在水中的溶解度增大，如熔、沸点：H2O＞H2S，HF＞HCl，NH3＞PH3
①影响分子的稳定性
②共价键键能越大，分子稳定性越强
【特别提醒】（1）水分子间存在氢键，水蒸气中不存在氢键。
（2）一个H2O分子最多可形成四个氢键。
（3）因为HF分子间形成氢键，氟化氢的熔、沸点在卤素氢化物中最高。