大學(xué)化學(xué)總復(fù)習(xí)課件

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總復(fù)習(xí)2第一章氣體1.理想氣體（1）條件：高溫、低壓（2）狀態(tài)方程式：2.分壓定律和分體積定律3.真實(shí)氣體狀態(tài)方程(了解)：(1)道爾頓分壓定律(2)阿馬格分體積定律3第二章化學(xué)動(dòng)力學(xué)基礎(chǔ)1.反應(yīng)機(jī)理

也稱反應(yīng)歷程，是化學(xué)反應(yīng)實(shí)際經(jīng)歷的步驟

2.復(fù)合反應(yīng)與基元反應(yīng)?復(fù)合反應(yīng)：通過(guò)兩個(gè)或多個(gè)反應(yīng)步驟而完成的反應(yīng)，也叫非基元反應(yīng)?基元反應(yīng)：復(fù)合反應(yīng)的每一個(gè)反應(yīng)步驟，為組成一切化學(xué)反應(yīng)的基本單元?通常確定反應(yīng)機(jī)理就是確定化學(xué)反應(yīng)由哪些基元反應(yīng)所組成43.化學(xué)反應(yīng)速率化學(xué)反應(yīng)速率是指一定條件下，單位時(shí)間內(nèi)反應(yīng)物濃度的減少或生成物濃度的增加。4.用反應(yīng)進(jìn)度表示反應(yīng)速率化學(xué)反應(yīng)反應(yīng)進(jìn)度nB：反應(yīng)物為負(fù)，產(chǎn)物為正反應(yīng)進(jìn)度化學(xué)反應(yīng)55.質(zhì)量作用定律?定義：反應(yīng)速率與各反應(yīng)物濃度冪的乘積成正比，各反應(yīng)物濃度對(duì)應(yīng)的指數(shù)分別為其相應(yīng)的化學(xué)計(jì)量數(shù)。?基元反應(yīng)的速率方程式比較簡(jiǎn)單，通常符合質(zhì)量作用定律。?基元反應(yīng)可按參與反應(yīng)的反應(yīng)物分子（或其他微粒）的數(shù)目而分為單分子反應(yīng)、雙分子反應(yīng)和三分子反應(yīng)。大多數(shù)基元反應(yīng)為雙分子反應(yīng)6幾種簡(jiǎn)單級(jí)數(shù)反應(yīng)的速率方程及特征級(jí)數(shù)微分式積分式k的單位線性關(guān)系012半衰期76.溫度與反應(yīng)速率間的經(jīng)驗(yàn)關(guān)系范特霍夫規(guī)則

反應(yīng)物濃度一定時(shí)，溫度每升高10℃，反應(yīng)速率增加為原來(lái)的2~4倍。阿侖尼烏斯公式：活化能指前因子速率常數(shù)8由T1、T2溫度時(shí)的速率常數(shù)k1、k2，求活化能：97.活化能對(duì)反應(yīng)速率的影響阿侖尼烏斯提出：在基元反應(yīng)中，只有少數(shù)能量較高的分子直接相互作用才能發(fā)生反應(yīng)。這些能量較高的分子稱為活化分子。活化分子的平均能量與普通分子的平均能量之差稱為反應(yīng)的活化能。8.

催化劑10第三章熱力學(xué)第一定律與熱化學(xué)112.狀態(tài)和狀態(tài)函數(shù)狀態(tài)：系統(tǒng)的宏觀性質(zhì)的綜合表現(xiàn)。狀態(tài)函數(shù)：描述系統(tǒng)性質(zhì)的物理量。(p,V,T)特點(diǎn)：①狀態(tài)一定,狀態(tài)函數(shù)一定。

②狀態(tài)變化,狀態(tài)函數(shù)也隨之而變,且狀態(tài)函數(shù)的變化值只與始態(tài)、終態(tài)有關(guān),而與變化途徑無(wú)關(guān)。1.系統(tǒng)和環(huán)境系統(tǒng)：被研究對(duì)象。環(huán)境：系統(tǒng)外與其密切相關(guān)的部分。123過(guò)程和途徑

過(guò)程：系統(tǒng)從始態(tài)到終態(tài)發(fā)生的一系列變化。定溫過(guò)程、定壓過(guò)程、定容過(guò)程途徑：完成一個(gè)過(guò)程的具體步驟稱為途徑。

系統(tǒng)與環(huán)境之間由于存在溫差而傳遞的能量。4.熱(Q)熱不是狀態(tài)函數(shù)。規(guī)定：系統(tǒng)吸熱：Q>0；系統(tǒng)放熱：Q<0。13

系統(tǒng)與環(huán)境之間除熱之外以其它形式傳遞的能量。

5.功(W)功不是狀態(tài)函數(shù)6.熱力學(xué)能U熱力學(xué)能(內(nèi)能)U，它是系統(tǒng)內(nèi)部能量的總和，包括分子運(yùn)動(dòng)的平動(dòng)能、分子內(nèi)的轉(zhuǎn)動(dòng)能、振動(dòng)能、電子能、核能以及各種粒子之間的相互作用位能等。

熱力學(xué)能變化只與始態(tài)、終態(tài)有關(guān)，與變化途徑無(wú)關(guān)。狀態(tài)函數(shù)！147.熱力學(xué)第一定律

熱力學(xué)第一定律的實(shí)質(zhì)是能量守恒與轉(zhuǎn)化定律。158.U+pV

=H

——焓，狀態(tài)函數(shù)

H=H2-H1——焓變則：Qp

=H

即，在定壓且非體積功為零的過(guò)程中，封閉系統(tǒng)從環(huán)境吸收的熱等于系統(tǒng)焓的增加。169.標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)

熱力學(xué)中規(guī)定：標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)是在溫度T及標(biāo)準(zhǔn)壓力p

?(p?=100kPa)下的狀態(tài)，簡(jiǎn)稱標(biāo)準(zhǔn)態(tài)，用右上標(biāo)“?”表示。液、固體：T，p下，純物質(zhì)溶液：溶質(zhì)B，bB=b=1mol·kg-1氣體：T，p=p=100kPacB=c=1mol·L-117始態(tài)終態(tài)中間態(tài)

化學(xué)反應(yīng)不管是一步完成還是分幾步完成，其反應(yīng)熱總是相同的。+=或=10.Hess定律1811.標(biāo)準(zhǔn)摩爾生成焓

標(biāo)準(zhǔn)摩爾生成焓

:在溫度T

的標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)下，由穩(wěn)定單質(zhì)生成1mol化合物時(shí)的熱效應(yīng)。摩爾生成焓DfHm

(molarformationenthalpy):一定溫度和壓力下，由穩(wěn)定單質(zhì)生成1mol化合物時(shí)的熱效應(yīng)。穩(wěn)定單質(zhì)1mol化合物19第四章熱力學(xué)第二定律

與化學(xué)反應(yīng)的方向和限度20一、熱力學(xué)第二定律的三種表述：1.1850年，克勞休斯（R.Clausius）:

不可能將熱從低溫物體傳到高溫物體，而不引起其它變化。2.1851年，開爾文（L.Kelvin）:

不可能從單一熱源吸熱，使熱完全轉(zhuǎn)變?yōu)楣Χ灰鹌渌兓５诙愑绖?dòng)機(jī)不可能造成3.奧斯特瓦德（W.Ostwald）：21二、熵S稱做熵，熵是系統(tǒng)混亂度的量度，體系的混亂度越低，有序性越高，熵值就越低。熵是狀態(tài)函數(shù)，單位是J·K-1。1850年克勞修斯提出：①△S＝S2－S1＝

Qr:在狀態(tài)1和狀態(tài)2之間進(jìn)行的任何恒溫可逆過(guò)程，系統(tǒng)所吸收或放出的可逆熱量T:熱源的絕對(duì)溫度T②不可逆過(guò)程Q＜Qr,即不可逆過(guò)程特征：△S>22三、熱力學(xué)第三定律熱力學(xué)第三定律：溫度趨于0K時(shí)，任何完美晶體的熵值都等于零。任一化學(xué)反應(yīng)的標(biāo)準(zhǔn)摩爾熵變四、吉布斯函數(shù)G

△G=ΔH-T△SGibbs等溫方程23五、化學(xué)反應(yīng)的Gibbs函數(shù)變計(jì)算對(duì)于任意化學(xué)反應(yīng)：方法一：當(dāng)T=298.15K時(shí)△r

Gmθ(298.15K)=∑νB△f

Gmθ(298.15K)方法二：當(dāng)T≠298.15K時(shí)D

rGmθ=D

rHmθ(298.15K)-T·DrSmθ(298.15K)Gibbs公式24六、化學(xué)平衡

指一定條件下，化學(xué)反應(yīng)系統(tǒng)中各物質(zhì)(反應(yīng)物和產(chǎn)物)的濃度都不再隨時(shí)間而變化，稱反應(yīng)達(dá)到平衡?；瘜W(xué)平衡原因：正、逆反應(yīng)速率相等，即r正=r逆七、標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù)表達(dá)式對(duì)于一般的化學(xué)反應(yīng)：25八、標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù)使用中的若干問(wèn)題(1)

標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù)只是溫度的函數(shù)，與反應(yīng)物或產(chǎn)物的起始濃度無(wú)關(guān)。(2)

平衡常數(shù)不涉及時(shí)間概念，不涉及反應(yīng)速率。(3)平衡常數(shù)與反應(yīng)方程式寫法有關(guān)(4)純固體、純液體及溶劑不在平衡常數(shù)表達(dá)式中出現(xiàn)26九、多重平衡規(guī)則：①若反應(yīng)4=反應(yīng)1+反應(yīng)2+反應(yīng)3，則②若反應(yīng)4=反應(yīng)1+反應(yīng)2-反應(yīng)3，則③若反應(yīng)3=n反應(yīng)1-m反應(yīng)2，則K4?=K1?

·K2?

·K3?

K4?

=(K1?

·K2?

)/K3?

K3?

=(K1?)n·/(K2?)m

27十、

化學(xué)反應(yīng)等溫式等溫等壓下，對(duì)于任一理想氣體反應(yīng)dD(g)+eE(g) gG(g)+hH(g)以上二式稱化學(xué)反應(yīng)等溫式。28令：當(dāng)反應(yīng)達(dá)到平衡時(shí)，DrGm=0。則：29十一、用等溫式判斷化學(xué)反應(yīng)的方向正反應(yīng)自發(fā)進(jìn)行化學(xué)反應(yīng)處于平衡狀態(tài)逆反應(yīng)自發(fā)進(jìn)行30ΔrGm

與ΔrGm?的區(qū)別

相聯(lián)系，表示反應(yīng)進(jìn)行的限度，平衡時(shí)與不一定為零，通常不能用判斷反應(yīng)的方向的值決定化學(xué)反應(yīng)的方向。反應(yīng)正向進(jìn)行，反應(yīng)達(dá)到平衡。31十二、化學(xué)平衡的移動(dòng)濃度、壓力、溫度平衡移動(dòng)原理（呂查德原理）：若改變平衡系統(tǒng)的條件，則平衡向削弱這個(gè)改變的方向移動(dòng)。32第五章水溶液中的離子平衡1.酸堿質(zhì)子理論：凡能釋放出質(zhì)子(H+)的物質(zhì)都是酸(質(zhì)子的給予體)；凡是能接受質(zhì)子(H+)的物質(zhì)都是堿(質(zhì)子的接受體)。HAc的共軛堿是Ac－，Ac－的共軛酸HAc。酸

H++堿共軛酸堿酸較其共軛堿多一個(gè)質(zhì)子。根據(jù)質(zhì)子理論，酸堿反應(yīng)的實(shí)質(zhì)是兩個(gè)共軛酸堿對(duì)之間質(zhì)子的轉(zhuǎn)移反應(yīng)。332.酸堿的強(qiáng)弱3.水的離子積常數(shù)344.溶液的pH值5.一元弱酸、弱堿的解離平衡溶液被稀釋時(shí)，a增大—稀釋定律H+濃度簡(jiǎn)化計(jì)算公式356.多元弱酸、弱堿的解離平衡367同離子效應(yīng)在弱電解質(zhì)溶液中，加入具有相同離子的強(qiáng)電解質(zhì)，使得弱電解質(zhì)解離度降低的現(xiàn)象，叫同離子效應(yīng)。8.緩沖溶液當(dāng)加入少量強(qiáng)酸，強(qiáng)堿或稀釋時(shí)，保持pH值基本不變的溶液稱為緩沖溶液。它一般由弱酸和它的共軛堿(如HAc~NaAc)；弱堿和它的共軛酸(如NH3?H2O~NH4Cl)組成。37（1）弱酸和它的共軛堿形成的緩沖溶液（2）弱堿和它的共軛酸（NH3?H2O~NH4Cl）389.標(biāo)準(zhǔn)溶度積此時(shí)溶液是飽和溶液，是多相平衡。其平衡常數(shù)為：AgCl(s)Ag+(aq)

+Cl-

(aq)

溶解沉淀稱為溶度積常數(shù)，簡(jiǎn)稱溶度積。它反應(yīng)了物質(zhì)的溶解能力。它是溫度的函數(shù)。3910.溶度積和溶解度之間的換算

同一類型的電解質(zhì)，越小，溶解度越小。不同類型的難溶電解質(zhì)，不能直接用

比較。4011.溶度積規(guī)則以上稱溶度積規(guī)則，用來(lái)判斷沉淀的生成和溶解。

化學(xué)反應(yīng)等溫式無(wú)沉淀析出(反應(yīng)向右溶解)飽和溶液，沉淀溶解平衡溶液過(guò)飽和，有沉淀析出(反應(yīng)向左沉淀)沉淀溶解反應(yīng)4112.同離子效應(yīng)在難溶電解質(zhì)的飽和溶液中，加入含有共同離子的強(qiáng)電解質(zhì)時(shí)，使難溶電解質(zhì)的溶解度(s)降低的現(xiàn)象，稱多相離子平衡的同離子效應(yīng)。13.pH值對(duì)沉淀溶解的影響如果難溶電解質(zhì)的酸根是某弱酸的共軛堿(如CO32-、F-)，由于H+與該酸根具有較強(qiáng)的親和力，則它們的溶解度將隨pH值的減小而增加。42一、氧化還原反應(yīng)7.1.1氧化數(shù)7.1.2氧化與還原7.1.2氧化還原反應(yīng)方程式的配平第六章氧化還原反應(yīng)電化學(xué)基礎(chǔ)二、原電池原電池是將化學(xué)能轉(zhuǎn)變?yōu)殡娔艿难b置。電子流出的電極--負(fù)極。氧化反應(yīng)電子流入的電極--正極。還原反應(yīng)43原電池可用符號(hào)表示，如銅-鋅原電池用符號(hào)表示為：書寫電池符號(hào)的注意事項(xiàng)：（1）負(fù)極寫在左邊,正極寫在右邊。（2）用單垂線“|”表示兩相的界面；如溶液中含有兩種離子參與電極反應(yīng)，不存在相界面，可用逗號(hào)“，”分開。1.原電池符號(hào)和電極的分類||||44（3）用雙垂線“”表示鹽橋。（4）用化學(xué)式表示電池物質(zhì)的組成，氣體要注明其分壓，溶液要注明其濃度。（5）對(duì)于某些電極的電對(duì)自身不是金屬導(dǎo)電體時(shí)，則需外加一個(gè)能導(dǎo)電而又不參與電極反應(yīng)的惰性電極，通常用鉑作惰性電極。如果電對(duì)都是離子，則氧化數(shù)高的離子靠近鹽橋，對(duì)于有氣體參與的電對(duì)，以離子靠近鹽橋。||45（2）電極電勢(shì)φ代數(shù)值與電極反應(yīng)中化學(xué)計(jì)量數(shù)的選配無(wú)關(guān).φ代數(shù)值與半反應(yīng)的方向無(wú)關(guān).（3）電動(dòng)勢(shì)4.可逆電池電動(dòng)勢(shì)與ΔG的關(guān)系E=φ正極-φ負(fù)極

465.能斯特（Nernst）方程式

標(biāo)準(zhǔn)電極電勢(shì)的代數(shù)值是在標(biāo)準(zhǔn)態(tài)下測(cè)得的。非標(biāo)態(tài)下的電極電勢(shì)可用能斯特（Nernst）方程式求出。對(duì)于電極反應(yīng)：能斯特給出了一個(gè)表示電極電勢(shì)與濃度關(guān)系的公式：47

式中φ

——電極電勢(shì)，單位為V。

φθ——標(biāo)準(zhǔn)電極電勢(shì)，單位為V。

R——?dú)怏w常數(shù)，8.314J·K-1·mol-1

。

F——法拉弟常數(shù)，96485C·mol-1。

T——熱力學(xué)溫度，Ｋ。

n——電極反應(yīng)得失的電子數(shù)。c（氧化態(tài)）、c（還原態(tài)）為電極反應(yīng)中氧化態(tài)物質(zhì)、還原態(tài)物質(zhì)的摩爾濃度，mol·L-1。cθ為標(biāo)準(zhǔn)摩爾濃度，即1.0mol·L-1。a、b為電極反應(yīng)中氧化態(tài)物質(zhì)、還原態(tài)物質(zhì)計(jì)量系數(shù)48

在298K下的能斯特（Nernst）方程式有較大的應(yīng)用價(jià)值。將T=298.15K，R=8.314J·K-1·mol-1，F(xiàn)=96485C·mol-1，代入(6-3)，得

應(yīng)用能斯特（Nernst）方程式時(shí)對(duì)于反應(yīng)組分濃度的表達(dá)應(yīng)注意以下三點(diǎn)：49（1）電極反應(yīng)中某物質(zhì)若是純的固體或純的液體，則能斯特（Nernst）方程式中該物質(zhì)的濃度作為1（因熱力學(xué)規(guī)定該狀態(tài)下活度等于1）。（2）電極反應(yīng)中某物質(zhì)若是氣體，則能斯特（Nernst）方程式中該物質(zhì)的相對(duì)濃度c/cθ改用相對(duì)壓力p/pθ表示。（3）雖自身沒(méi)有氧化還原，但參與了電極反應(yīng)，則其濃度也應(yīng)寫入方程式中。507.能斯特方程式的應(yīng)用

（2）介質(zhì)酸度的影響（3）比較氧化劑或還原劑的相對(duì)強(qiáng)弱（4）判斷原電池的正、負(fù)極和計(jì)算電動(dòng)勢(shì)（5）判斷氧化還原反應(yīng)的方向

（1）濃度對(duì)電極電勢(shì)的影響

(6)判斷氧化還原反應(yīng)進(jìn)行的程度51第九章原子結(jié)構(gòu)521.四個(gè)量子數(shù)的物理意義

主量子數(shù)n①主量子數(shù)n決定了電子離核的平均距離，n越大，電子離核的平均距離越大。不同的主量子數(shù)稱不同的電子層。n取值范圍：

1、2、3、4、5、6、7…(正整數(shù))電子層符號(hào)：K、L、M、N、O、P、Q…②氫原子和類氫離子的能量由n決定，n相同，l不同的軌道其能量是相同的氫原子或類氫離子的同一個(gè)能量可以對(duì)應(yīng)有n2種狀態(tài)(如2s，2px，2py，2pz)53角量子數(shù)l①在一個(gè)主量子數(shù)n下，可取n個(gè)不同的l值。同一個(gè)n下的不同l值稱不同的亞層。如，n=2的電子層可分為l=0，1的兩個(gè)亞層2s與2p。

l=01234……n-1光譜符號(hào)spdfg……②角量子數(shù)l決定了電子角動(dòng)量的大小，也決定了電子在空間的角度分布情況，即與電子云形狀有關(guān)。③對(duì)多電子原子來(lái)說(shuō)，n相同時(shí)，不同的l值對(duì)能量也稍有影響。54在一個(gè)角量子數(shù)l下，可取2l+1個(gè)不同的m值 m=0，1，2，3，…，l磁量子數(shù)m決定了電子角動(dòng)量在磁場(chǎng)方向分量的大小和電子云在空間的伸展方向。在相同的角量子數(shù)l下，不同的磁量子數(shù)m表示的狀態(tài)能量是相同的。如n=2，l=1時(shí)，m可取0，1，即2pz、2px、2py三種軌道，這三個(gè)軌道能量都是相同的，但在空間的伸展方向卻是不同的。外磁場(chǎng)存在時(shí)，不同的磁量子數(shù)表示的狀態(tài)，能量會(huì)有微小的差別，這也是m稱作磁量子數(shù)的原因。磁量子數(shù)m55為了解釋光譜精細(xì)結(jié)構(gòu)，人們提出了電子還存在一種有別于軌道運(yùn)動(dòng)的自旋運(yùn)動(dòng)，自旋是電子的一種基本屬性，電子的自旋運(yùn)動(dòng)用自旋量子數(shù)ms來(lái)描述。電子的自旋只有兩種不同的方向，自旋量子數(shù)ms也只能取兩個(gè)值，即通常用↑和↓表示，分別稱為上自旋和下自旋。自旋量子數(shù)ms56我國(guó)化學(xué)家徐光憲根據(jù)光譜實(shí)驗(yàn)數(shù)據(jù)，提出劃分多電子原子能級(jí)的準(zhǔn)則：（1）對(duì)于原子的外層電子，(n+0.7l)的值越大，能級(jí)越高；（2）對(duì)于離子的外層電子，(n+0.4l)的值越大，能級(jí)越高；（3）對(duì)于原子或離子的較深內(nèi)層電子來(lái)說(shuō)，能級(jí)的高低基本決定于n

。2.徐光憲規(guī)則:573.核外電子排布的規(guī)則

（1）能量最低原理(2)保里不相容原理(3)洪特規(guī)則(洪特規(guī)則特列)另：

基態(tài)原子外層電子填充順序→ns→(n-2)f→(n-1)d→np

584.原子的電子結(jié)構(gòu)和元素周期系元素周期表共有七個(gè)周期，各周期均以填充

s軌道的元素開始,并以填充p軌道的元素告終。②元素在周期表中的周期數(shù)等于該元素的電子層數(shù)或最大能級(jí)組數(shù)；①元素在周期表中的原子序數(shù)等于該元素的核電荷數(shù)或核外電子數(shù)；③各周期的元素?cái)?shù)目等于相應(yīng)能級(jí)組中原子軌道所能容納的電子數(shù)。59根據(jù)最后一個(gè)電子填入的亞層確定元素所屬的區(qū)最后一個(gè)電子填入的亞層區(qū)最外層的s亞層s最外層的p亞層p一般為次外層的d亞層d一般為次外層的d亞層,且為d10ds一般為外數(shù)第三層的f亞層f60根據(jù)區(qū)和最外層、次外層電子數(shù)確定元素所在族區(qū)族s、p主族(A)

族號(hào)＝最外層電子數(shù)d副族(B)族號(hào)＝(最外層＋次外層d)電子數(shù)ds副族(B)，族號(hào)＝最外層電子數(shù)f鑭系、錒系周期表共有18個(gè)列，有8個(gè)主族(A)和8個(gè)副族(B)，但通常將ⅠA~ⅦA稱主族元素，ⅧA稱零族，將ⅠB~ⅦB稱副族，ⅧB稱Ⅷ族615.

元素的性質(zhì)與原子結(jié)構(gòu)的關(guān)系（1）原子半徑（2）電離能(I)（3）元素的電子親和能

（4）電負(fù)性

周期表中，電負(fù)性最小的是左下角的Cs(0.7)(放射性元素鈁除外)；電負(fù)性最大的是右上角的F(4.0)。62第十章分子結(jié)構(gòu)和分子間力1.分子結(jié)構(gòu)分子的結(jié)構(gòu)通常包括兩方面的內(nèi)容：一是分子中兩個(gè)或多個(gè)原子間的強(qiáng)烈相互作用力，即化學(xué)鍵；二是分子中的原子在空間的排列，即空間構(gòu)型。2.化學(xué)鍵的四種類型化學(xué)鍵主要有四種類型：離子鍵、共價(jià)鍵、配位鍵和金屬鍵。63價(jià)鍵理論價(jià)層電子對(duì)互斥理論雜化軌道理論3.共價(jià)鍵分子軌道理論64價(jià)鍵理論：

(1)要點(diǎn)①鍵合雙方各提供自旋方向相反的單電子。②鍵合雙方原子軌道重疊越多，共價(jià)鍵越穩(wěn)定。（2）共價(jià)鍵的特征：①飽和性②方向性（3）

共價(jià)鍵的類型（鍵型）

①

σ鍵：頭碰頭②π鍵：肩并肩③配位共價(jià)鍵65一般：σ鍵，重疊程度大，較穩(wěn)定；

π鍵，重疊程度小，較活潑。在多重鍵中，必有一σ鍵，其余才為π鍵。配位共價(jià)鍵的共用電子對(duì)是由成鍵兩原子中的一個(gè)原子提供的66雜化軌道理論(1)基本要點(diǎn)（應(yīng)用?。俪涉I時(shí)能級(jí)相近的價(jià)電子軌道相混雜，形成新的價(jià)電子軌道——雜化軌道。②參加雜化的軌道數(shù)=雜化后的軌道數(shù)。③原子軌道雜化時(shí)，原已成對(duì)的電子可以激發(fā)到空軌道中而成單個(gè)電子。注意：原子軌道的雜化，只在形成分子的過(guò)程中發(fā)生；孤立的原子不會(huì)發(fā)生雜化。67(2)雜化軌道與分子空間構(gòu)型180°120°（3）等性雜化與不等性雜化68價(jià)層電子對(duì)互斥理論(1)基本要點(diǎn)：?分子或離子的空間構(gòu)型與中心原子的價(jià)層電子對(duì)數(shù)目有關(guān)。?價(jià)層電子對(duì)盡可能遠(yuǎn)離,以使斥力最小。LP-LP>LP-BP>BP-BP價(jià)層電子對(duì)=σ鍵電子對(duì)+孤對(duì)電子對(duì)(VP)(σBP)(LP)69推斷分子或離子的空間構(gòu)型的具體步驟：確定中心原子的價(jià)層電子對(duì)數(shù)，以AXm為例(A—中心原子,X—配位原子)：原則：①A的價(jià)電子數(shù)=主族序數(shù)；②配體X：H和鹵素每個(gè)原子各提供一個(gè)價(jià)電子,氧與硫不提供價(jià)電子；③正離子應(yīng)減去電荷數(shù),負(fù)離子應(yīng)加上電荷數(shù)。例：VP()=(6+4×0+2)=4VP=1/2[A的價(jià)電子數(shù)+X提供的價(jià)電子數(shù)

±離子電荷數(shù)()]負(fù)正(2)分子幾何構(gòu)型的預(yù)測(cè)7070電子構(gòu)型與分子構(gòu)型間關(guān)系價(jià)電子對(duì)數(shù)234567價(jià)電子的空間分布直線型三角形四面體三角雙錐體八面體五角雙錐體不規(guī)則八面體分子構(gòu)型直線型三角形V型四面體三角錐形V型三角雙錐體不規(guī)則四面體T型直線型正八面體正四方角錐體正方形五角雙錐體不規(guī)則八面體71分子軌道理論(1)分子軌道理論的基本要點(diǎn)①分子軌道理論認(rèn)為，分子中的電子不再?gòu)膶儆谀硞€(gè)特定的原子而是在整個(gè)分子空間范圍內(nèi)運(yùn)動(dòng)。②分子軌道是由分子中原子的原子軌道線性組合而成的。n個(gè)原子軌道線性組合，可以形成n個(gè)分子軌道。其中，n/2個(gè)分子軌道的能量高于原子軌道，稱為反鍵分子軌道（antibondingorbital），n/2個(gè)分子軌道的能量低于原子軌道，稱為成鍵分子軌道（bondingorbital）。72③原子軌道要有效組合成為分子軌道，必須遵循三個(gè)原則，即能量近似原則、軌道最大重疊原則和對(duì)稱性匹配原則。④分子中的電子將遵循保里不相容原理、能量最低原理和洪特規(guī)則，依次填入分子軌道之中。73O2(O,F)第二周期同核雙原子分子(2)同核雙原子分子74N2（B,C,N)第二周期同核雙原子分子75分子軌道電子排布式：或或有兩個(gè)三電子π鍵，具有順磁性。:OO:鍵級(jí)B.O=1/2(8-4)=2B.O=1/2(10-4)=37676兩個(gè)不同的原子形成化學(xué)鍵時(shí)，由于原子的電負(fù)性不同，電負(fù)性較大的原子帶負(fù)電荷，電負(fù)性較小的原子帶正電荷，正負(fù)電荷中心不重合，這就構(gòu)成了一個(gè)電偶極子，存在電偶極矩，也稱鍵矩，正負(fù)電荷中心不重合的鍵稱作極性鍵。如HCl，氯原子一邊顯負(fù)電，氫原子一邊顯正電。氯原子與氫原子間的化學(xué)鍵是極性鍵，HCl分子是極性分子。ClH4.極性鍵與非極性鍵77775.極性分子與非極性分子FFF－F鍵是非極性鍵，F(xiàn)2是非極性分子同核雙原子分子，是非極性鍵，也是非極性分子。雙原子分子鍵的極性與分子的極性一致。異核雙原子分子，是極性鍵，也是極性分子。OCC－O鍵是極性鍵，CO是極性分子OC7878以極性鍵組成的多原子分子是否極性分子，取決于分子的空間構(gòu)型。H2O分子偶極矩不等于零，是極性分子。NHHHNH3分子偶極矩不等于零，是極性分子。OHH鍵矩鍵矩鍵矩7979以極性鍵組成的多原子分子是否極性分子，取決于分子的空間構(gòu)型。C－O是極性鍵，但CO2是非極性分子。C－鍵是極性鍵，但CH4是非極性分子。COOHHHCH806分子間作用力(范德華力)（1）色散力：瞬間偶極之間的作用力（2）誘導(dǎo)力：固有偶極與誘導(dǎo)偶極之間的作用力（3）取向力：分子固有偶極之間的作用力分子間力永遠(yuǎn)存在于分子之間的一種作用力，其本質(zhì)是一種靜電吸引力817.氫鍵（1）類型分子間氫鍵、分子內(nèi)氫鍵（2）

氫鍵形成的條件分子形成氫鍵必備的兩個(gè)條件是：（1）有一個(gè)與電負(fù)性較大的原子X(jué)結(jié)合的氫原子；（2）有另一個(gè)電負(fù)性很大并且有孤對(duì)電子的原子Y（Y可以與X相同，也可以不同），如F、O、N等。（3）氫鍵的形成對(duì)沸點(diǎn)和熔點(diǎn)的影響分子間形成氫鍵使化合物的沸點(diǎn)和熔點(diǎn)升高。分子內(nèi)氫鍵的形成，會(huì)使化合物的沸點(diǎn)和熔點(diǎn)降低。82第十一章固體結(jié)構(gòu)

1.晶體的特征（1）晶體具有規(guī)則的幾何外形。（2）晶體具有固定的熔點(diǎn)。非晶體沒(méi)有固定的熔點(diǎn)。（3）晶體具有各向異性。晶體在不同的方向上有不同的物理性質(zhì)。83根據(jù)組成晶體的粒子種類及粒子間結(jié)合力不同，可分成離子晶體、原子晶體、分子晶體和金屬晶體。晶體類型離子晶體原子晶體分子晶體金屬晶體結(jié)點(diǎn)上的粒子正、負(fù)離子原子極性分子非極性分子原子、正離子（間隙處有自由電子）結(jié)合力離子鍵共價(jià)鍵分子間力、氫鍵分子間力金屬鍵熔、沸點(diǎn)高很高低很低硬度硬很硬低很低實(shí)例NaCl、MgO金剛石、SiCHCl、NH3CO2、I2W、Ag、Cu2晶體的分類84離子晶體晶格能與離子電荷和離子半徑有關(guān)。

晶格能越大，離子晶體越穩(wěn)定。熔點(diǎn)和硬度就相應(yīng)較高。3晶格能85

來(lái)自異號(hào)離子的電場(chǎng)作用使離子的電子云偏離球?qū)ΨQ，產(chǎn)生誘導(dǎo)偶極矩，這種現(xiàn)象就是離子極化。能使其他離子發(fā)生極化的能力稱離子的極化力，離子發(fā)生變形的性質(zhì)稱為離子的變形性。(1)離子的極化作用和變形性4離子極化86①離子極化力(f)

①離子半徑r：r

小者，極化力大。②離子電荷：電荷多者，極化力大。③離子的外層電子構(gòu)型：

f：(18+2)e-,18e->9－17e->8e-

當(dāng)正負(fù)離子混合在一起時(shí)，著重考慮正離子的極化力，負(fù)離子的變形性，但是18e構(gòu)型的正離子(Ag+,Cd2+等)也要考慮其變形性。離子的極化力與離子的電荷、半徑以及構(gòu)型有關(guān)。一般規(guī)律：87②離子的變形性在外電場(chǎng)的作用下離子外層電子云與核發(fā)生相對(duì)位移，稱為離子的變形性。離子的變形性與離子的半徑、電荷以及構(gòu)型有關(guān)★對(duì)于最外層電子數(shù)相同的離子，離子半徑越大，離子越容易變形。例如，F(xiàn)-、Cl-、Br-、I-離子半徑依次增大，其變形性也逐漸變大。88★離子電荷對(duì)離子變形也有一定影響。正離子的電荷越高，變形性越小；而負(fù)離子的電荷越高，變形性越大。所以，負(fù)離子的變形性一般大于正離子。例如★當(dāng)離子的電荷相同、半徑相近時(shí)，18電子層和9~17電子層構(gòu)型的離子的變形性要大于8電子層構(gòu)型的離子的變形性。89③離子的附加極化作用

當(dāng)正離子的變形性也較大時(shí)，正離子在負(fù)離子的電場(chǎng)作用下，也會(huì)發(fā)生變形，產(chǎn)生誘導(dǎo)偶極矩，這樣就增加了正離子的極化能力。增加了極化能力的正離子反過(guò)來(lái)對(duì)負(fù)離子產(chǎn)生更強(qiáng)的極化作用，使負(fù)離子發(fā)生更大的變形。這種正、負(fù)離子相互極化的結(jié)果，進(jìn)一步加強(qiáng)了正、負(fù)離子間的相互作用，這種作用稱“附加極化作用”。一般情況下，含d電子數(shù)越多，電子層數(shù)越多的離子，附加極化作用也越大。例如ZnS、CdS和HgS這三種化合物中，都存在著附加極化作用。90①

對(duì)鍵型的影響離子極化作用越強(qiáng)，正、負(fù)離子的電子云的變形就越大，從而軌道的重迭也就越大，共價(jià)鍵的成分就越多。過(guò)渡型鍵(輕微極化)離子極化作用增強(qiáng)，使鍵的極性減弱過(guò)渡型鍵(較強(qiáng)極化)共價(jià)鍵(強(qiáng)烈極化)離子鍵(無(wú)極化)(2)離子極化對(duì)物質(zhì)結(jié)構(gòu)和性質(zhì)的影響91

鍵型的過(guò)渡縮小了正、負(fù)離子的核間距，相應(yīng)的離子半徑發(fā)生變化。因此，當(dāng)正、負(fù)離子間存在著非常顯著的極化作用時(shí)，離子晶體的實(shí)際構(gòu)型就與通過(guò)離子半徑比規(guī)則推斷的構(gòu)型不一致了。②對(duì)晶體構(gòu)型的影響③對(duì)化合物性質(zhì)的影響◆熔沸點(diǎn)：極化力越大，變形性越大，熔沸點(diǎn)越低。

◆對(duì)溶解度的影響◆對(duì)物質(zhì)顏色的影響極化作用越強(qiáng)，物質(zhì)的顏色越深。92第十二章配位化合物931.配合物組成通常所說(shuō)的配合物一般是指配離子：內(nèi)界外界配合物中心離子配位體配位數(shù)內(nèi)界外界配合物中心離子配位體配位數(shù)942配合物的命名(P263)配合物的外界是陰離子，則命名在前，如氯化????，硫酸????，或氫氧化????

外界是陽(yáng)離子則命名在后，如????酸鉀，????酸鈉，????酸等。(2)內(nèi)界的命名順序?yàn)椋宏庪x子配位體—中性分子配位體—合—中心離子（或原子）。在配體前用漢字標(biāo)明其個(gè)數(shù)，中心原子后面用羅馬字標(biāo)明其氧化態(tài)。(3)有些配位體在配合物中有專門的名稱，如：

CO羰基;－OH羥基; －NH2

胺基;－NO2

硝基953配合物的化學(xué)鍵理論

價(jià)鍵理論是20世紀(jì)30年代初由Pauling提出。基本要點(diǎn)是：①在形成配合物時(shí)，由配體提供孤對(duì)電子進(jìn)入形成體的空軌道形成配位鍵（σ鍵）。②為了形成結(jié)構(gòu)勻稱的配合物，形成體采用雜化軌道與配體成鍵。③不同類型的雜化軌道具有不同的空間構(gòu)型。9697順磁性與反磁性:順磁性：在外磁場(chǎng)中誘導(dǎo)磁矩與外磁場(chǎng)相同，增強(qiáng)外磁場(chǎng)。

n>0,

μ>0

例： O2，NO，NO2，[NiCl4]2-反磁性：在外磁場(chǎng)中誘導(dǎo)磁矩與外磁場(chǎng)相反，削弱外磁場(chǎng)。

n=0,μ=0物質(zhì)的磁性主要來(lái)源于電子的自旋磁矩。磁矩：玻爾磁子

n：

未成對(duì)電子數(shù)98低自旋與高自旋配合物:Ni2+有2個(gè)不成對(duì)電子：[Ni(CN)4]2-沒(méi)有不成對(duì)電子：如，Ni(CN)4]2-是低自旋配合物。如[NiCl4]2-是高自旋配合物。Ni2+有2個(gè)不成對(duì)電子：[NiCl4]2-有2個(gè)不成對(duì)電子：形成配