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第一節(jié) 離子鍵 第二節(jié) 共價鍵的價鍵理論 第三節(jié) 價層電子對互斥理論 第四節(jié) 軌道雜化理論 第五節(jié) 分子軌道理論簡介 第六節(jié) 離域π鍵 第七節(jié) 分子間作用力和氫鍵,第九章 分子結(jié)構(gòu),,,,,,,,,,,,1,教學(xué)基本要求： 1.掌握現(xiàn)代價健理論的基本要點和σ鍵、π鍵的特征。 2.掌握雜化軌道理論的基本要點和雜化類型，利用雜化軌道理論解釋簡單分子或多原子離子的空間構(gòu)型。 3.掌握氫鍵的形成條件和特點。 4.熟悉分子軌道理論的基本要點，并能用于處理第一、第二周期同核雙原子分子的形成及穩(wěn)定性。 5.熟悉氫鍵的類型及氫鍵對物質(zhì)性質(zhì)的影響。 6.了解 van der Waals 力產(chǎn)生的原因、分類。,2,外語詞匯： 價鍵理論 valence bond theory 共價鍵 covalent bond 軌道雜化理論 hybrid orbital theory 等性雜化 equivalent hybridization 不等性雜化 nonequivalent hybridization 分子軌道理論 molecular orbital theory 鍵級 bond order 分子間作用力 intermolecular force 氫鍵 hydrogen bond,3,1.Ionic Bonds NaCl,Chemical Bonds,2. covalent bonds CH4,3. Metal bonds Na,The valence-bond method,4,第二節(jié) 共價鍵的價鍵理論,一、共價鍵的本質(zhì) 二、價鍵理論的基本要點 三、共價鍵的特征 四、共價鍵的類型 五、配位共價鍵 六、共價鍵參數(shù),,,,5,1916, Lewis structure :Valence electrons,·· H· He: :Cl· K· Mg: :Ne: ··,· ·· ·· K· + :Cl· → K+[:Cl:]－ ·· ··,Loss or gain electrons → octet rule,The classical valence-bond theory,Lewis：H? + ?H ? H-H,6,,,● ●,·,·,sharing pairs of electrons,Nonmetals form covalent bonds to one another by sharing pairs of electrons,7,The modern valence-bond theory,Explain how to make Hydrogen molecular,Molecular orbital,8,a. Two electrons have opposite spin,ground state,74.3pm,1.The formation of the hydrogen molecule,electron cloud,一、共價鍵的本質(zhì),海特勒和倫敦用量子力學(xué)處理氫分子的形成，得到氫分子的能量與核間距的關(guān)系曲線。,9,Repellent state,b. Two electrons have same spin,electron cloud,10,The nature of the covalent bond,Two electrons have opposite spin can be make ground state molecular.,Two electrons have same spin can't be make molecular.,11,二、價鍵理論的基本要點 價鍵理論的基本要點為： （1）兩個原子接近時，自旋相反的未成對電子可以配對形成共價鍵。 （2）一個原子含有幾個未成對電子，通常就能與其他原子的幾個自旋相反的未成對電子配對形成共價鍵。一個原子所形成的共價鍵的數(shù)目受未成對電子數(shù)目的限制，這就是共價鍵的飽和性。,,12,（3）成鍵的原子軌道重疊越多，兩核間電子出現(xiàn)的概率密度就越大，形成的共價鍵就越牢固。在可能情況下，共價鍵的形成將沿著原子軌道最大重疊的方向進(jìn)行，這就是原子軌道最大重疊原理。共價鍵的方向性,,H 的 1s 軌道與 Cl 的 3px 軌道重疊示意圖,13,三、共價鍵的特征,（一）共價鍵的飽和性 受原子所含未成對電子數(shù)目的限制 （二）共價鍵的方向性 最大重疊的方向,14,,s-s,s-p,p-p,1.σ鍵：原子軌道沿鍵軸方向以“頭碰頭”的形式重疊形成的共價鍵。,,,,,,,,四、共價鍵的類型,15,σ鍵的電子云界面圖,σ鍵的特點： 電子云離核較近，能量低。故σ鍵比較牢固，可旋轉(zhuǎn)不斷，是首選成鍵方式。,16,2.π鍵:原子軌道沿鍵軸方向“肩并肩”式重疊形成的共價鍵稱為π鍵。,17,π鍵特點： 電子云離核較遠(yuǎn)，較活潑，易斷，不能任意旋轉(zhuǎn)，且π鍵一般不能單獨存在。,叁鍵： ?鍵+ 2個π鍵,成鍵規(guī)律： 單鍵： ?鍵,雙鍵： ?鍵+π鍵,π電子云界面圖,18,N2 中的共價三鍵示意圖,19,小 結(jié),頭碰頭,肩并肩,沿鍵軸呈圓柱形對稱,沿鍵軸呈鏡面反對稱,大,小,穩(wěn)定，不易斷裂,穩(wěn)定性小，易斷裂,可單獨存在，分子的骨架,不能單獨存在，只能與σ 鍵共存于雙鍵或叁鍵中,s-s, s-p, px-px,py-py , pz-pz,H-H , H-Cl , Cl-Cl,N2中兩個π 鍵,σ 鍵,π 鍵,20,五、配位共價鍵 按共用電子對提供的方式不同，共價鍵又可分為正常共價鍵和配位共價鍵兩種類型。由一個原子單獨提供共用電子對而形成的共價鍵稱為配位共價鍵，簡稱配位鍵。配位鍵用箭號“→” 表示，箭頭方向由提供電子對的原子指向接受電子對的原子。例如：,,,,,,：,21,形成配位鍵的條件是： （1）提供共用電子對的原子的最外層有孤對電子； （2）接受共用電子對的原子的最外層有可接受孤對電子的空軌道。,,22,六、共價鍵參數(shù),(一)鍵能 標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)下，使單位物質(zhì)的量的氣態(tài) A—B 分子解離成氣態(tài)原子 A 和 B 所需要的能量稱為鍵解離能。 對多原子分子來說，鍵能等于鍵解離能的平均值。,(二)鍵長 分子中兩個成鍵原子核間的平衡距離稱為鍵長。,,23,(三)鍵角 多原子分子中，鍵與鍵之間的夾角稱為鍵角。 鍵角和鍵長是表征分子的空間構(gòu)型的重要參數(shù)。如果已知分子中共價鍵的鍵長和鍵角，分子的空間構(gòu)型就確定了。,,24,(四)鍵的極性 兩個相同原子以共價鍵結(jié)合時，共用電子對不偏向于任何一個原子。這種共價鍵稱為非極性共價鍵，簡稱為非極性鍵。 當(dāng)兩個不同元素的原子以共價鍵結(jié)合時，共用電子對偏向于電負(fù)性較大的原子。正、負(fù)電荷中心不重合。這種共價鍵稱為極性共價鍵，簡稱為極性鍵。,,25,第四節(jié) 雜化軌道理論,一、雜化軌道理論的基本要點 二、雜化軌道的類型與分子的空間構(gòu)型,,,,26,The theory of the hybridization of atomic orbitals,27,一、雜化軌道理論的基本要點,原子在形成分子時，為了增強成鍵能力，同 一原子中能量相近的不同類型的原子軌道重新組 合，形成能量、形狀和方向與原軌道不同的新的 原子軌道。這種原子軌道重新組合的過程稱為原 子軌道的雜化，所形成的新的原子軌道稱為雜化 軌道。,,28,軌道雜化理論的基本要點： （1）只有在形成分子的過程中，能量相近的 原子軌道才能進(jìn)行雜化。常見雜化方式有 ns - np 雜化、ns-np-nd 雜化和 (n -1)d-ns-np 雜化。 （2）雜化時原子軌道的數(shù)目不變，但原子軌道在空間的伸展方向發(fā)生了改變。 （3）雜化軌道的成鍵能力比雜化前原子軌道 的成鍵能力強，形成的化學(xué)鍵的鍵能大。 （4）中心原子的雜化軌道用于形成σ鍵或排布孤對電子，不會以空的雜化軌道的形式存在。 （5）中心原子的雜化軌道的類型決定了多原子分子的空間構(gòu)型。,,29,二、雜化軌道的類型和分子的空間 構(gòu)型,,（一）sp 雜化與分子的空間構(gòu)型 由一個 ns 軌道和一個 np 軌道參與的雜化稱為 sp 雜化，形成的軌道稱為 sp 雜化軌道。每一個 sp 雜化軌道中含 1/2 的 s 軌道成分 1/2 的 p 軌道成分，雜化軌道間的夾角為 180o。,,30,,,Be:,,,,,,,,,,excited,2s,2p,Sp hybrid,sp,2p,BeCl2 (Beryllium dichloride),2s,2p,31,（二）sp2 雜化與分子的空間構(gòu)型,由一個 ns 軌道和兩個 np 軌道參與的雜化稱為 sp2 雜化，所形成的三個雜化軌道稱為 sp2 雜化軌道。每個 sp2 雜化軌道中含有 1/3 的 s 軌道成分和 2/3 的 p 軌道成分，雜化軌道間的夾角為 120o，呈平面正三角形。,,32,BF3 :,(planar triangle),,,B:,,,,,,,,,,2s,2p,excited,2s,2p,sp2,sp2,2p,,,,,33,（三）sp3 等性雜化與分子的空間構(gòu)型,由一個 ns 軌道和三個 np 軌道參與的雜化稱為 sp3 雜化，所形成的四個雜化軌道稱為 sp3 雜化軌道。sp3 雜化軌道的特點是每個雜化軌道中含有 1/4 的 s 軌道成分和 3/4 的 p 軌道成分，雜化軌道間的夾角為 。,,34,C：,,,,,,,,,,,,2s,2p,excited,2s,2p,sp3,sp3,,,,,,,Methane CH4,35,（四）sp3 不等性雜化與分子的空間構(gòu)型,由原子軌道組合成一組簡并雜化軌道的雜化過程稱為等性雜化。完全由一組具有未成對電子的原子軌道或空軌道參與的雜化都是等性雜化。 如果雜化后所得到的一組雜化軌道的能量不完全相同，則稱為不等性雜化。有孤對電子參與的雜化都是不等性雜化。,,36,NH3 :,N:,∠HNH=107o18',tetrahedtal,,,37,,NH3 的空間構(gòu)型,38,H2O:,O:,,∠HOH=104o30' V shape,sp3 Nonequi.,39,,,的空間構(gòu)型,40,s-p 型雜化軌道和分子的空間構(gòu)型,,0 0 0 1 2,41,第五節(jié) 分子軌道理論簡介,一、分子軌道理論的基本要點 二、分子軌道的形成 三、同核雙原子分子的分子軌道能級圖 四、分子軌道理論的應(yīng)用實例,,,,,,,,42,分子軌道理論在化學(xué)鍵理論中的位置 分子軌道理論是現(xiàn)代共價鍵理論的一個分支。其與現(xiàn)代共價鍵理論的重要區(qū)別在于，分子軌道理論認(rèn)為原子軌道組合成分子軌道，電子在分子軌道中填充、運動。而現(xiàn)代共價鍵理論則討論原子軌道，認(rèn)為電子在原子軌道中運動。,43,一、分子軌道理論的基本要點,(1) 在分子中，電子在整個分子空間區(qū)域內(nèi)運動，分子中每個電子的空間運動狀態(tài)用分子軌道 來描述，每一個分子軌道有相對應(yīng)的能量和形狀， 為分子中的電子在空間出現(xiàn)的概率密度。,,（2）分子軌道是由原子軌道線性組合而成的，組合成分子軌道的數(shù)目等于參與組合的原子軌道的數(shù)目。兩個原子軌道線性組合得到兩個分子軌道，一個是成鍵分子軌道，另一個是反鍵分子軌道。,44,能量不同的兩個原子軌道組合成分子軌道,,45,（3）為了有效地組合成分子軌道，參與組合 的原子軌道必須滿足以下三條原則: 對稱性匹配原則：只有對稱性相同的原子軌道才能組合成分子軌道。,,原子軌道對稱性示意圖,46,能量相近原則：能量相近的對稱性匹配的原子軌道能有效地組合成分子軌道。 軌道最大重疊原則：能量相近、對稱性匹配的兩個原子軌道組合分子軌道時，原子軌道重疊程度越大，成鍵分子軌道的能量越低。,,（4）電子在分子軌道上的排布，遵循能量最 低原理、泡利不相容原理和洪德規(guī)則。,47,We use bond orders to predict the stability of molecules. If the bond order for a molecule is equal to zero, the molecule is unstable. A bond order of greater than zero suggests a stable molecule. The higher the bond order is, the more stable the bond.,（5）分子中共價鍵的強度用鍵級來度量： 鍵級 = (成鍵電子數(shù)－反鍵電子數(shù))/2 一般來說，鍵級越大，形成的共價鍵就越牢固。,48,二、分子軌道的形成,根據(jù)分子軌道的對稱性不同，可以將分子軌道 分為σ分子軌道和π分子軌道。 兩個原子軌道沿連接兩個原子核的軸線以 “頭碰頭” 方式組合成的分子軌道稱為σ分子軌道。 兩個原子軌道垂直于軸線以 “肩并肩” 方式組合成的分子軌道稱為π分子軌道。,,49,分布在σ分子軌道上的電子稱為σ電子，分布在成鍵σ分子軌道上的電子稱為成鍵σ電子，分布在反鍵σ分子軌道上的電子稱為反鍵σ電子。由成鍵σ電子形成的共價鍵稱為σ鍵，由一個σ成鍵電子形成的共價鍵稱為單電子σ鍵，由一對σ成鍵電子形成的共價鍵稱為雙電子σ鍵，由一對σ成鍵電子和一個σ反鍵電子形成的共價鍵稱為三電子σ鍵。一對σ成鍵電子和一對σ反鍵電子不能形成共價鍵。,,50,分布在π分子軌道上的電子稱為π電子，由成鍵π電子形成的共價鍵稱為π鍵。由一個成鍵π電子形成的共價鍵稱為單電子π鍵，由一對成鍵π電子形成的共價鍵稱為雙電子π鍵，由一對成鍵π電子和一個反鍵π電子形成的共價鍵稱為三電子π鍵。一個成鍵π電子和一對反鍵π電子不能形成共價鍵。,,51,（一）s 原子軌道的組合,兩個原子的 ns 軌道沿連接兩個原子核的軸 線進(jìn)行線性組合，可得到兩個σ分子軌道。,,節(jié)面,52,(二) p 原子軌道的組合,兩個原子的 npx 軌道沿連接兩個原子核的軸線(x 軸)以 “頭碰頭” 方式進(jìn)行線性組合，可以得兩個σ分子軌道。,,53,當(dāng)選定鍵軸為 x 軸時，兩個原子的 npy 軌道或 npz 軌道垂直于鍵軸以“肩并肩”方式組合成兩個π分子軌道。,,54,三、同核雙原子分子的分子軌道能級圖,O2 、 F2,Li2 、 Be2 、 B2 、 C2 、 N2,55,當(dāng)兩個原子的 2s 軌道和 2px 軌道的能量相近時，還要考慮到 2s 軌道與 2px 軌道的組合。,,兩個 2s 軌道與兩個 2px 軌道的組合,分子軌道的能量高低順序為：,56,,四、分子軌道理論的應(yīng)用實例,57,Hydrogen, H2 The bond order is 1. Bond Order = 1/2(2 ?0) = 1 The bond order above zero suggests that H2is stable. Because there are no unpaired electrons, H2 is diamagnetic.,四、分子軌道理論的應(yīng)用實例,58,Helium, He2 The bond order is 0 for He2. Bond Order = 1/2(2 ?2) = 0 The zero bond order for He2suggests that He2is unstable. If He2did form, it would be diamagnetic.,59,的電子排布為 ，形成一個單電子σ 鍵。鍵級為 0.5，所形成的單電子σ 鍵的鍵能較小，故 易解離。由于 中有 1 個未成對電子，因此具有順磁性。,(一) 的結(jié)構(gòu),四、分子軌道理論的應(yīng)用實例,,60,的電子排布為 ，形成了一個三電子σ 鍵。 的鍵級為 (2-1)/2 = 0.5，所形成的三電子σ 鍵的鍵能較小，故 易解離。由于 中有 1 個未成對電子，因此具有順磁性。,,(二) 的結(jié)構(gòu),61,Oxygen, O2 O2has a bond order of 2. Bond Order = 1/2(10 ?6) = 2 The bond order of two suggests that the oxygen molecule is stable. The two unpaired electrons show that O2 is paramagnetic.,62,1.寫出O22+ 、 O2+、O2、O2-和O22-的鍵級、磁性及鍵長次序。,,O22+ O2+ O2 O2- O22-,鍵級 磁性 鍵長,2.5,2,1.5,1,順磁,順磁,順磁,反磁,O22+ O2+ O2 O2- O22-,3,反磁,,2. O2+的鍵級是2.5，O2的鍵級是2，說明O2+比O2穩(wěn)定。,63,鍵級 = 1/2( 10 - 4 ) = 3,(三) N2 的結(jié)構(gòu),64,8、用分子軌道理論寫出 、 、 的電子組態(tài)、鍵級，并預(yù)測能否穩(wěn)定存在；它們的鍵長與其中性分子相對大小如何？ 解： 鍵級=2.5，能穩(wěn)定存在。 鍵級=2.5，能穩(wěn)定存在。 鍵級=1.5，能穩(wěn)定存在。,65,第六節(jié) 離域π鍵 由三個或三個以上原子軌道形成的π鍵稱為離域π鍵，也稱大π鍵，用符號 表示。 形成離域π鍵的條件是： ( 1 ) 這些原子都在同一個平面上，每一個原子有一個 p 軌道互相平行； ( 2 ) π 電子的數(shù)目小于 p 軌道數(shù)目的 2 倍。,,66,離域π鍵的類型： （1）正常離域π鍵：π電子數(shù)與成鍵原子數(shù)相等的離域π鍵稱為正常離域π鍵，例如：,,,,,.,.,.,.,.,.,.,（2）多電子離域π鍵：π電子數(shù)大于成鍵原子數(shù)的離域π鍵稱為多電子離域π鍵，例如：,：,：,.,.,67,（3）缺電子離域π鍵：π電子數(shù)小于成鍵原子數(shù)的離域π鍵稱為缺電子離域π鍵，例如：,,.,.,,68,第七節(jié) 分子間作用力和氫鍵,一、分子的極性 二、分子間作用力 三、氫鍵,,,,,,69,一、分子的極性,分子的正、負(fù)電荷中心重合，則為非極性分子；如果正、負(fù)電荷的中心不重合，則為極性分子。 雙原子分子的極性與化學(xué)鍵的極性一致，如果化學(xué)鍵有極性，分子為極性分子；如果化學(xué)鍵沒有極性，則分子為非極性分子。,70,在多原子分子中，分子的極性與化學(xué)鍵的極性和分子的空間構(gòu)型有關(guān)。如果分子中化學(xué)鍵是極性鍵，但分子的空間構(gòu)型是完全對稱的，則為非極性分子；如果分子中的化學(xué)鍵為極性鍵，但分子的空間構(gòu)型不對稱，則為極性分子。,,分子的極性常用分子電偶極矩（dipole moment）來衡量: 分子電偶極矩越大，分子的極性就越大；分 子電偶極矩越小，分子的極性就越??；分子電偶 極矩為零的分子是非極性分子。,71,72,雙原子分子 極性分子 （HCl、HF） 極性共價鍵 空間構(gòu)型對稱(非極性分子) （CO2 、BeCl2、BO3、CH4） 多原子分子 空間構(gòu)型不對稱(極性分子) （H2O 、NH3）,,,,,,,非極性共價鍵 非極性分子,,,,,73,一些分子的分子電偶極矩與分子空間構(gòu)型,,,分子,分子,分子空,間構(gòu)型,分子空,間構(gòu)型,三角形,74,二、分子間作用力,,(一) 取向力,極性分子的正、負(fù)電荷中心不重合，分子中 存在永久偶極。當(dāng)極性分子充分接近時，極性分 子的永久偶極間同極相斥、異極相吸，在空間取向處于異極相鄰的狀態(tài)而產(chǎn)生靜電作用。這種由于極性分子的永久偶極定向排列而產(chǎn)生的靜電作用力稱為取向力。 取向力的本質(zhì)是靜電作用，極性分子的分子電偶極矩越大，取向力就越大。,75,(二) 誘導(dǎo)力,當(dāng)極性分子與非極性分子充分接近時，在極 性分子永久偶極的影響下，非極性分子產(chǎn)生誘導(dǎo)偶極，在極性分子的永久偶極與非極性分子的誘導(dǎo)偶極之間產(chǎn)生靜電作用力。這種極性分子永久偶極與非極性分子的誘導(dǎo)偶極之間產(chǎn)生的作用力稱為誘導(dǎo)力。 當(dāng)極性分子充分接近時，在永久偶極的相互 影響下，每個極性分子也產(chǎn)生誘導(dǎo)偶極，因此誘導(dǎo)力也存在于極性分子之間。,,76,非極性分子中，在一瞬間分子的正、負(fù)電荷中心不重合，產(chǎn)生瞬間偶極。瞬間偶極誘導(dǎo)相鄰分子產(chǎn)生相應(yīng)瞬間誘導(dǎo)偶極而互相吸引，這種瞬間偶極與瞬間誘導(dǎo)偶極之間產(chǎn)生的作用力稱為色散力。雖然瞬間偶極和瞬間誘導(dǎo)偶極存在時間極短，但是這種情況不斷重復(fù)出現(xiàn)，因此色散力始終存在著。,(三) 色散力,由于在極性分子中也會產(chǎn)生瞬間偶極，因此非極性分子與極性分子之間及極性分子之間也存在色散力。,77,,,非極性分子相互作用示意圖,78,在非極性分子之間，只存在色散力；在極性分子與非極性分子之間，存在色散力和誘導(dǎo)力；在極性分子之間存在色散力、誘導(dǎo)力和取向力。 對于大多數(shù)分子來說，色散力是主要的；只有當(dāng)分子的極性很大時，取向力才比較顯著；而誘導(dǎo)力通常很小。 分子間作用力是決定分子晶體的熔點、沸點等物理性質(zhì)的主要因素。,,79,總結(jié),綜上所述，分子間作用力本質(zhì)是靜電引力，無飽和性和方向性，作用距離短（0.3–0.5nm），作用力?。?0kJ·mol-1），以色散力為主。,分子間作用力是決定物質(zhì)物理性質(zhì)的主要因素。如F2、Cl2為氣體， Br2為液體，I2為固體。,80,1. Are there dipole-dipole interactions present in the following molecules? H2S NH3 H2O CH4 CH3Cl 2. How do you know?,81,Hydrogen bonding in DNA,Hydrogen bonding is what holds the two sides of the DNA double helix together.,82,三、氫鍵 Hydrogen Bonding,,水分子間的氫鍵,,1.定義：產(chǎn)生在氫原子與電負(fù)性大的元素原子的孤對電子之間的靜電吸引稱為氫鍵。,H,X,83,,,2.氫鍵的表示方法 氫鍵通常用X－H…Y表示。其中X和Y代表F，O，N等電負(fù)性大、半徑較小的非金屬原子；…代表氫鍵。 X和Y可以是兩種相同的元素，也可以是兩種不同的元素。 HF中的：F-H.F NH3 水溶液：N-H . O,3.氫鍵的強度,氫鍵的強度可以用鍵能來表示。氫鍵的鍵能一般在42kJ·mol-1以下，比共價鍵的鍵能小得多，而與分子間力更為接近些。所以我們說氫鍵是一種特殊的分子作用力。,,84,氫鍵的飽和性是指一個 X—H 分子只能與一個 Y 原子形成氫鍵。 氫鍵的方向性是指形成氫鍵 X—H······Y 時，X，H，Y 原子盡可能在同一直線上，鍵角接近180° 。,4.氫鍵的飽和性和方向性,氫鍵具有方向性和飽和性。,85,,,在同一個分子內(nèi)形成的氫鍵稱為分子內(nèi)氫鍵，例如：,,5.氫鍵的分類 氫鍵可分為分子間氫鍵和分子內(nèi)氫鍵。在兩個分子之間形成的氫鍵稱為分子間氫鍵。,86,1）熔點、沸點 形成分子間氫鍵時，使分子之間產(chǎn)生了較大的吸引力，因此化合物的熔點、沸點升高。 例如：HF、HCl、HBr、HI , 從范德華力考慮, 半徑依次增大, 色散力增加, 熔點應(yīng)依次升高, 但由于 HF 分子間有氫鍵，故 HF 的熔點反而最高, 破壞了從左到右熔點升高的規(guī)律. H2O, NH3 由于氫鍵的存在, 在同族氫化物中熔點亦是最高. 分子內(nèi)形成氫鍵時，熔、沸點常降低。 例如有分子內(nèi)氫鍵的鄰硝基苯酚熔點（45℃）比有分子間氫鍵的間位熔點（96℃）和對位熔點（114℃）都低。,,6.氫鍵形成對物質(zhì)性質(zhì)的影響,,87,2.溶解度,如果溶質(zhì)分子與溶劑分子之間形成氫鍵，將使溶質(zhì)與溶劑分子之間的結(jié)合力增強，導(dǎo)致溶質(zhì)的溶解度增大。 如：HF和NH3在水中的溶解度比較大，就是這個緣故。 若溶質(zhì)分子生成分子內(nèi)氫鍵，則在極性溶劑中的溶解度減小，而在非極性溶劑中的溶解度增大。 如：鄰硝基苯酚由于存在分子內(nèi)氫鍵，它比間位、對位硝基苯酚在水中的溶解度要小，而更易溶于非極性溶劑中。,88,,7.氫鍵在生命過程中具有非常重要的意義,89,DNA,90,