無機(jī)化學(xué)-筆記

第一章：化學(xué)反應(yīng)中的質(zhì)量關(guān)系和能量關(guān)系氣體、液體屬于流態(tài)，液體、固體屬于凝聚態(tài)。氣、液、固三態(tài)還可以共存，如：0.01℃、611.6Pa下，水、冰、水蒸氣可以共存。等離子態(tài)：高電離的氣態(tài)粒子，正電荷量和負(fù)電荷量相等。只要急劇加熱到2萬攝氏度左右，所有物質(zhì)都呈現(xiàn)等離子態(tài)。等離子體的溫度取決于其中重粒子的溫度。因為重粒子的熱容量比電子的大。熱（或高溫）等離子體：重粒子和電子的溫度都很高，而且?guī)缀跸嗟?。冷（或低溫）等離子體：電子溫度很高，但重粒子溫度不高。如：燈管。冷等離子體技術(shù)更具實用價值：高能量的電子可使反應(yīng)物分子、原子電離激活為活性粒子而利于反應(yīng)，而且反應(yīng)又能在較低的溫度下進(jìn)行。物質(zhì)的層次：宇觀、宏觀、介觀、微觀?；瘜W(xué)反應(yīng)是化學(xué)研究的核心。元素：具有相同質(zhì)子數(shù)的一類單核粒子的總稱。核素：具有確定質(zhì)子數(shù)和中子數(shù)的一類單核粒子。同位素：質(zhì)子數(shù)相等而中子數(shù)不等的同一元素的原子互稱為同位素。自然界中，單同位素元素少，多同位素元素多。相對原子質(zhì)量Ar：元素的平均原子質(zhì)量與核素C原子質(zhì)量的1/12之比。又叫“原子量”。道爾頓是第一個測定原子量的人。相對分子質(zhì)量Mr：物質(zhì)的分子或特定單元的平均質(zhì)量與核素C原子的1/12之比。又叫“分子量”。物質(zhì)的量n，單位：摩爾mol。阿伏加德羅常數(shù)NA。0.012kgC所含的碳原子數(shù)目6.022*10。在使用摩爾時，一定要指明基本單位。摩爾質(zhì)量：M某物質(zhì)的質(zhì)量m除以該物質(zhì)的物質(zhì)的量n。在混合物中，B的物質(zhì)的量與混合物的物質(zhì)的量之比，稱為B的物質(zhì)的量分?jǐn)?shù)X，又稱B的摩爾分?jǐn)?shù)。摩爾體積Vm：某氣體物質(zhì)的體積V除以該氣體物質(zhì)的量n。物質(zhì)的量濃度CB：混合物中某物質(zhì)B的物質(zhì)的量CB除以混合物的體積V。理想氣體：壓力不太大，溫度不太低情況下，氣體分子間距離大，分子本身的體積和分子間的作用力可以忽略，是近似值，誤差在2%內(nèi)。理想氣體分壓定律：混合氣體的總壓力等于各組分氣體的分壓力之和，經(jīng)驗規(guī)律，稱為道爾頓分壓定律。分壓定律適用于理想氣體混合物，對低壓下的真實氣體混合物近似適用?；瘜W(xué)式：表明組成化學(xué)物質(zhì)的各元素原子數(shù)目之間最簡單的整數(shù)比關(guān)系。又叫“最簡式”。分子式：表明分子型物質(zhì)中一個分子所包含的各種元素原子的數(shù)目。分子式可能和最簡式相同，也可能是最簡式的整數(shù)倍。對于非分子型物質(zhì)，只能用最簡式表示。如：NaCl。化學(xué)計量化合物：具有確定組成而且各種元素的原子互成簡單整數(shù)比的化合物。又叫“整比化合物”或“道爾頓體”?；瘜W(xué)反應(yīng)方程式：根據(jù)質(zhì)量守恒定律，用元素符號和化學(xué)式表示化學(xué)變化中質(zhì)和量關(guān)系的式子?；瘜W(xué)計量數(shù)：V對于反應(yīng)物為負(fù)，生成物為正。把反應(yīng)物移到生成物那邊后各個物質(zhì)的系數(shù)，有正負(fù)號。反應(yīng)進(jìn)度：表示化學(xué)反應(yīng)進(jìn)行的程度。與所選反應(yīng)物無關(guān)，只與化學(xué)計量數(shù)有關(guān)。熱力學(xué)：專門研究能量相互轉(zhuǎn)換規(guī)律的一門科學(xué)。化學(xué)熱力學(xué)：利用熱力學(xué)原理研究化學(xué)反應(yīng)能量變化的學(xué)科。體系：被劃分出來作為研究對象的那部分物質(zhì)和空間。環(huán)境：體系之外并與體系有密切聯(lián)系的其他物質(zhì)和空間。敞開體系：體系與環(huán)境之間，有物質(zhì)和能量的交換。封閉體系：體系與環(huán)境之間，沒有物質(zhì)交換，有能量交換。孤立體系：體系與環(huán)境之間，沒有物質(zhì)和能量的交換。體系的性質(zhì)：決定體系狀態(tài)的物理量。體系的狀態(tài)：體系性質(zhì)的綜合表現(xiàn)。狀態(tài)函數(shù)的特征：當(dāng)體系狀態(tài)發(fā)生變化時，狀態(tài)函數(shù)的改變量只與體系的起始狀態(tài)和最終狀態(tài)有關(guān)，而與狀態(tài)變化的具體途徑無關(guān)。體積功：體系體積變化反抗外力作用而與環(huán)境交換的功。非體積功：體積功以外其他的功。熱：Q體系和環(huán)境之間因溫差而傳遞的能量。功：W除熱外，其他各種形式被傳遞的能量。熱和功不僅與體系始、終態(tài)有關(guān)，而且與過程的具體途徑有關(guān)，所以熱和功不是狀態(tài)函數(shù)。體系的熱力學(xué)能：U體系內(nèi)部所含有的總能量。又叫“內(nèi)能”，無絕對值，?U有意義，是一個狀態(tài)函數(shù)。能量守恒定律：孤立體系中，能量的形式可以改變，但總能量不變。等壓反應(yīng)熱：化學(xué)反應(yīng)時，如果體系不作非體積功，當(dāng)反應(yīng)終了的溫度、壓力恢復(fù)到反應(yīng)前的溫度、壓力時，體系所吸收或放出的熱量。等溫、等壓條件下，反應(yīng)熱恰好為生成物與反應(yīng)物的焓差，即體系的焓變。熱化學(xué)反應(yīng)方程式：表明化學(xué)反應(yīng)與熱效應(yīng)關(guān)系的方程式。赫斯定律：一個化學(xué)反應(yīng)如果分幾步完成，則總反應(yīng)的反應(yīng)熱等于各步反應(yīng)的反應(yīng)熱之和。（高中的蓋斯定律）物質(zhì)的標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)：與溫度無關(guān)，與壓力有關(guān)。標(biāo)準(zhǔn)摩爾生成焓：在標(biāo)準(zhǔn)態(tài)下，由最穩(wěn)定的純態(tài)單質(zhì)生成單位物質(zhì)的量的某物質(zhì)的焓變（即：等壓反應(yīng)熱）。最穩(wěn)定單質(zhì)本身的標(biāo)準(zhǔn)摩爾生成焓為0。如：石墨。由標(biāo)準(zhǔn)摩爾生成焓數(shù)值可以判斷同類型化合物的相對穩(wěn)定性。代數(shù)值越小，化合物越穩(wěn)定?；瘜W(xué)反應(yīng)的反應(yīng)熱：通過實驗直接測定；利用熱力學(xué)數(shù)據(jù)通過計算得出。第二章化學(xué)反應(yīng)的方向/速率和限度自發(fā)過程：在一定條件下不需外界作功，一經(jīng)引發(fā)就能自動進(jìn)行的過程。自發(fā)反應(yīng)：自發(fā)的化學(xué)過程。要使非自發(fā)過程得以進(jìn)行，外界必須作功。能自發(fā)進(jìn)行的反應(yīng)其反應(yīng)速率不一定大。能量越低，體系的狀態(tài)就越穩(wěn)定?！办亍盨：表示體系內(nèi)組成物質(zhì)粒子運動的混亂程度。是狀態(tài)函數(shù)?；靵y度越大，S越大。把任何純凈的完整晶態(tài)物質(zhì)在0K時的熵值規(guī)定為0，并以此為基礎(chǔ)，求得在其他溫度下的熵值。標(biāo)準(zhǔn)摩爾熵Sm：某單位物質(zhì)的量的純物質(zhì)在標(biāo)準(zhǔn)態(tài)下的熵值。即使是純凈單質(zhì)，在298.15K時的標(biāo)準(zhǔn)摩爾熵值也不為0。物質(zhì)的聚集狀態(tài)不同，熵值不同。同一種物質(zhì)的熵值，氣體>液體>固體。物質(zhì)的熵值隨溫度的升高而增大。氣態(tài)物質(zhì)的熵值隨壓力的增大而減小?；瘜W(xué)反應(yīng)的吉布斯自由能變：熱化學(xué)反應(yīng)方向的判據(jù)。吉布斯提出：在等溫、等壓的封閉體系內(nèi)，不作非體積功的前提下，自由能變可作為熱化學(xué)反應(yīng)自發(fā)過程的判據(jù)。任何自發(fā)過程總是朝著吉布斯自由能G減小的方向進(jìn)行。當(dāng)?rGm=0時，反應(yīng)達(dá)平衡，體系G降低到最小值，“最小自由能原理”某物質(zhì)的標(biāo)準(zhǔn)摩爾生成吉布斯自由能?fGm：在標(biāo)準(zhǔn)態(tài)下，由最穩(wěn)定的純態(tài)單質(zhì)生成單位物質(zhì)的量的某物質(zhì)時的吉布斯自由能變。任何最穩(wěn)定的純態(tài)單質(zhì)在任何溫度下的標(biāo)準(zhǔn)摩爾生成吉布斯自由能均為0。溫度對焓變和熵變的影響較小，所以在計算時認(rèn)為不變，則得到了近似值。使用?rGm的3個先決條件：反應(yīng)體系必須是封閉體系；?rGm只給出了某溫度、壓力條件下反應(yīng)的可能性，未必能說明其他條件下反應(yīng)的可能性；反應(yīng)體系必須不作非體積功，或者不受外界如“場”的影響。反應(yīng)速率：（定量的比較反應(yīng)進(jìn)行的快慢）在一定條件下單位時間內(nèi)某化學(xué)反應(yīng)的反應(yīng)物轉(zhuǎn)變?yōu)樯晌锏乃俾?。單位體積內(nèi)反應(yīng)進(jìn)行程度隨時間的變化率。對于均勻體系的恒容反應(yīng)，習(xí)慣用單位時間內(nèi)反應(yīng)物濃度的減少或生成物濃度的增加來表示，而且習(xí)慣取“正值”。用反應(yīng)進(jìn)度定義的反應(yīng)速率的量值與表示速率物質(zhì)的選擇無關(guān)。一個反應(yīng)只有一個反應(yīng)速率值。但與化學(xué)計量數(shù)有關(guān)，所以在表示反應(yīng)速率時，必須寫明相應(yīng)的化學(xué)計量方程式，即：一個反應(yīng)速率對應(yīng)一個方程式。有效碰撞：能發(fā)生反應(yīng)的碰撞?；罨肿樱海ǚ肿影l(fā)生有效碰撞所必須具備的最低能量Ec。）具有等于或超過Ec的分子。能量低于Ec的分子稱為非活化分子或普通分子。活化能Ea=活化分子具有的平均能量E*-反應(yīng)物分子的平均能量E。Ea可以通過實驗測出，所以屬于經(jīng)驗活化能。大多數(shù)化學(xué)反應(yīng)的Ea在60--250kJ/mol之間。Ea低于42kJ/mol的反應(yīng)，活化分子百分?jǐn)?shù)大，有效碰撞次數(shù)多，反應(yīng)速率很大，可以瞬間進(jìn)行。Ea大于420kJ/mol的反應(yīng)，反應(yīng)速率很小。在一定溫度下，反應(yīng)Ea越大，活化分子的百分?jǐn)?shù)越小，速率慢。在一定溫度下，反應(yīng)Ea越小，活化分子的百分?jǐn)?shù)越大，速率快。所以，若要發(fā)生化學(xué)反應(yīng)，就必須有能量高的活化分子有效碰撞。過渡狀態(tài)理論：認(rèn)為化學(xué)反應(yīng)不只是通過反應(yīng)物分子之間簡單碰撞就能完成的，而是在碰撞后先要經(jīng)過一個中間國度狀態(tài)，即首先形成一種活性基團(tuán)（活化配合物），然后再分解為產(chǎn)物?；罨浜衔锏哪芰枯^高，不穩(wěn)定。一經(jīng)形成就極易分解，既可以分解為產(chǎn)物，也可以分解為原反應(yīng)物。影響化學(xué)反應(yīng)速率的因素：首先取決于反應(yīng)物的本性。其次取決于：濃度（或壓強(qiáng)）、溫度、催化劑。質(zhì)量作用定律：一定溫度下，基元反應(yīng)的反應(yīng)速率與各反應(yīng)物濃度冪的乘積成正比。經(jīng)驗速率方程：kc為反應(yīng)速率常數(shù)。cC+dD—>yY+zZ,v=kc{(cC)}c{(dD)}d。k的單位由反應(yīng)的級數(shù)定。k值只與反應(yīng)的性質(zhì)、溫度、催化劑等因素有關(guān)。其他條件相同時，k大，反應(yīng)快；k小，反應(yīng)慢。經(jīng)驗速率方程只適用于基元反應(yīng)或非基元反應(yīng)的每一個基元反應(yīng)。基元反應(yīng)：（簡單反應(yīng)）反應(yīng)物一步就變?yōu)樯晌?。非基元反?yīng)：（復(fù)雜反應(yīng)）。書寫速率方程時注意：稀溶液中，有溶劑參加的化學(xué)反應(yīng)，其速率方程中不必列出溶劑的濃度。某一反應(yīng)物的濃度變化甚微時，速率方程中不必列出該物質(zhì)的濃度。在速率方程中不必列出固體或純液體的“濃度”項。溫度對速率的影響主要體現(xiàn)在對k的影響上，經(jīng)驗規(guī)則：反應(yīng)溫度每升高10K，反應(yīng)速率或反應(yīng)速率常數(shù)一般增大2—4倍。溫度升高，分子運動劇烈，碰撞次數(shù)增多，有效碰撞增多。溫度升高，活化分子百分?jǐn)?shù)增多。催化劑：能顯著改變反應(yīng)速率，而在反應(yīng)前后自身組成、質(zhì)量和化學(xué)性質(zhì)基本不變的物質(zhì)。正催化劑：加快反應(yīng)速率。負(fù)催化劑：減緩反應(yīng)速率。由于催化劑的加入，與反應(yīng)物之間形成一種勢能較低的活化配合物，改變了反應(yīng)的歷程，所以所需的活化能顯著的降低，從而使活化分子百分?jǐn)?shù)和有效碰撞次數(shù)增多，導(dǎo)致反應(yīng)速率增大。許多催化劑在反應(yīng)中實際上參加了反應(yīng)，而且發(fā)生了相應(yīng)的變化，只不過在反應(yīng)后又被復(fù)原。催化劑注意：改變的是反應(yīng)途徑；對速率的影響體現(xiàn)在k上；對同一反應(yīng)來說，等值的降低了正逆反應(yīng)的活化能；催化劑具有選擇性。在復(fù)雜反應(yīng)中，常利用催化劑加速反應(yīng)并抑制其他反應(yīng)的進(jìn)行，以提高產(chǎn)品的質(zhì)量和產(chǎn)量。酶的特殊之處：極高的催化效率；極高的選擇性；極好的催化條件。單相反應(yīng)：反應(yīng)體系中只有一個狀態(tài)的物質(zhì)的反應(yīng)。多相反應(yīng)：有多個狀態(tài)的物質(zhì)參加反應(yīng)。不同的化學(xué)反應(yīng)完成的程度不同；同一反應(yīng)在不同的外界條件下完成的程度也不同。不可逆反應(yīng)：反應(yīng)逆向進(jìn)行的趨勢很小，實際上只能向一個方向進(jìn)行“到底”的反應(yīng)?？赡娣磻?yīng)：在同一條件下，可同時向正逆2個方向進(jìn)行的反應(yīng)。平衡狀態(tài)：反應(yīng)進(jìn)行到一定程度，正逆反應(yīng)速率相等。濃度不再變化，反應(yīng)進(jìn)行到了極限。化學(xué)平衡的特征：V正=V逆，平衡后，只要外界條件不變，各物質(zhì)的物質(zhì)的量將不隨時間變化。是一種動態(tài)平衡。化學(xué)平衡是有條件的，條件改變，平衡將被打破，在新的條件下，重新建立新的平衡?；瘜W(xué)平衡常數(shù)：平衡時，生成物平衡濃度冪的乘積與反應(yīng)物平衡濃度冪的乘積之比。Kc濃度的、Kp分壓的。Kc、Kp均是實驗平衡常數(shù)（又叫“經(jīng)驗平衡常數(shù)”）量綱?n=生成物系數(shù)和-反應(yīng)物系數(shù)和=1。平衡常數(shù)是一種特征值，平衡常數(shù)越大，正反應(yīng)進(jìn)行的越完全。平衡常數(shù)值與溫度即反應(yīng)式的書寫形式有關(guān)，但不隨濃度、壓力而變。固體、純液體、稀溶液溶劑的濃度不寫。對于氣相反應(yīng)，反應(yīng)物、生成物均為氣體，Kp=Kc·【（RT）的?n次冪】。R的取值：1.大氣壓：0.0821。2.巴：0.0831。3.帕斯卡：8.314。標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù)。多重平衡規(guī)則：當(dāng)幾個反應(yīng)式相加得到另一反應(yīng)式時，其平衡常數(shù)等于幾個平衡常數(shù)之積。（若反應(yīng)式相減，則為平衡常數(shù)之商）平衡轉(zhuǎn)化率（又叫“理論轉(zhuǎn)化率”）：化學(xué)反應(yīng)達(dá)到平衡后，該反應(yīng)物轉(zhuǎn)化成生成物，從理論上能達(dá)到的最大轉(zhuǎn)化率a。a=（某反應(yīng)物已轉(zhuǎn)化的量/反應(yīng)開始時該反應(yīng)物的總量）*100%若反應(yīng)前后體積不變，則a=【（某反應(yīng)物起始濃度-某反應(yīng)物平衡濃度）/反應(yīng)物的起始濃度】*100%轉(zhuǎn)化率a越大，正反應(yīng)進(jìn)行的程度越大。產(chǎn)率（又叫“收率”）：某產(chǎn)物的實際產(chǎn)量在原料全部轉(zhuǎn)變?yōu)樵摦a(chǎn)物量中所占的百分?jǐn)?shù)。產(chǎn)率=（某產(chǎn)物的實際產(chǎn)量/原料全部轉(zhuǎn)變?yōu)樵摦a(chǎn)物應(yīng)得的產(chǎn)物量）*100%化學(xué)平衡移動：外界條件改變使可逆反應(yīng)從一種平衡狀態(tài)向另一種平衡狀態(tài)轉(zhuǎn)變的過程。濃度對化學(xué)平衡的影響：增加反應(yīng)物的濃度或減少生成物的濃度：J＜K，平衡正移。減少反應(yīng)物的濃度或增加生成物的濃度：J＞K，平衡逆移。濃度變化影響J，使J≠K。壓力對化學(xué)平衡的影響：必須有氣態(tài)物質(zhì)參加或生成的反應(yīng)，且在恒溫條件下。1、?n≠0：見筆記。2、?n=0：壓力對平衡無影響。3、與反應(yīng)體系無關(guān)的氣體的引入：恒容：無影響；恒壓：向氣體系數(shù)和大的方向移動。壓力變化影響J，使J≠K。溫度對化學(xué)平衡的影響：升高溫度：反應(yīng)向降低溫度的方向，即：吸熱反應(yīng)的方向進(jìn)行；降低溫度：反應(yīng)向升高溫度的方向，即：放熱反應(yīng)方向進(jìn)行。溫度變化影響K，使J≠K。催化劑對化學(xué)平衡的影響：催化劑不會影響化學(xué)平衡狀態(tài)，但可以縮短到達(dá)平衡的時間，有利于提高生產(chǎn)效率。呂·查德里原理：當(dāng)體系達(dá)到平衡后，若改變平衡狀態(tài)的任一條件，平衡就會向著減弱其改變的方向移動。第三章酸堿反應(yīng)和沉淀反應(yīng)酸堿理論：酸：在水溶液中解離產(chǎn)生的陽離子全部是氫離子的化合物；堿：在水溶液中解離產(chǎn)生的陰離子全部是氫氧根離子的化合物。優(yōu)點：從現(xiàn)象到本質(zhì)的飛躍；從化學(xué)組成上揭示了酸堿的本質(zhì)。缺點（局限性）：把酸堿以及酸堿反應(yīng)局限在水溶液中；非水溶液中發(fā)生的酸堿反應(yīng)以及在水溶液中明顯呈酸性的物質(zhì)，如氯化銨和碳酸鈉，不能說明。水的解離反應(yīng)：在純水或稀溶液中，存在著水的解離平衡。Kw：水的離子積常數(shù)，是溫度的函數(shù)。當(dāng)溶液中氫離子或氫氧根離子的濃度＜1mol/L時，用pH表示。pH越大，溶液堿性越強(qiáng)，酸性越弱。酸堿指示劑：有色的有機(jī)弱酸或弱堿。有變色范圍。溶液pH測定：酸堿指示劑、pH試紙、酸度計（pH計）。pH試紙分為廣泛的和精密的。是多種指示劑的混合液浸透、晾干而制成的。解離平衡：弱電解質(zhì)在水溶液中是部分解離的，溶液中存在著已解離的弱電解質(zhì)的組分離子和未解離的弱電解質(zhì)分子之間的平衡。解離常數(shù)Ki：?n=1的量；與物質(zhì)本性有關(guān)，與濃度無關(guān)，與溫度有關(guān)但影響不顯著；是平衡常數(shù)的一種形式；同溫度、同類型的弱電解質(zhì)Ki值可用來比較弱電解質(zhì)的強(qiáng)弱。Ki越小，弱電解質(zhì)解離越困難，電解質(zhì)越弱。解離度a=（解離部分弱電解質(zhì)濃度/未解離前弱電解質(zhì)濃度）*100%在溫度、濃度相同的條件下，a越小，電解質(zhì)越弱。解離度與解離常數(shù)之間有一定關(guān)系：同溫度、濃度下，a越大，Ki大，a越小，Ki?。籥與Ki均可表示電解質(zhì)的相對強(qiáng)弱，但Ki更普遍更本質(zhì)的反映弱電解質(zhì)的解離特性。Ki與溫度有關(guān)，與濃度無關(guān)；a與溫度、濃度有關(guān)。稀釋定律：濃度越小，a越大。同樣濃度的不同電解質(zhì)，Ki越大，a越大。結(jié)論：解離常數(shù)逐級減?。ㄒ驗橛幸种谱饔茫Ｋ岫龋簹潆x子濃度。酸的濃度：未解離的+解離的。酸的強(qiáng)度：與濃度無關(guān)，與a有關(guān)。同離子效應(yīng)：在弱電解質(zhì)溶液中，加入含有相同離子的易溶的強(qiáng)電解質(zhì)，使弱電解質(zhì)a降低的作用。緩沖溶液：具有保持pH相對穩(wěn)定作用的溶液。緩沖溶液都含有兩種物質(zhì)，一種是能抵消酸的物質(zhì)，一種是能抵消堿的物質(zhì)，兩種物質(zhì)合稱緩沖混合物。緩沖溶液的緩沖能力是有限的。鹽類的水解反應(yīng)：鹽的組分離子與水解離出來的氫離子和氫氧根結(jié)合成弱電解質(zhì)的反應(yīng)。是中和反應(yīng)的逆反應(yīng)。影響鹽類水解度Kh的因素：鹽的本性；鹽溶液的濃度；溫度；同離子效應(yīng)。弱電解質(zhì)越弱越水解。水解產(chǎn)物的難溶性，也是增大水解度Kh的重要因素之一。如果水解產(chǎn)物是很弱的電解質(zhì)又是溶解度很小的難溶物質(zhì)或揮發(fā)性氣體，水解度Kh很大，甚至可達(dá)到完全水解。鹽溶液的濃度、溫度、酸度也是影響鹽類水解的重要因素。鹽溶液濃度越小，溫度越高，鹽的水解度Kh越大；降低（或升高）溶液的pH，可增大陰離子（或陽離子）的水解度a。常利用沉淀反應(yīng)進(jìn)行離子的分離、鑒定、除去溶液中的雜質(zhì)、制取某些難溶化合物。溶度積常數(shù)Ksp（簡稱“溶度積”）：在一定溫度下，難溶電解質(zhì)的飽和溶液中，各組分離子濃度冪的乘積為一常數(shù)。Ksp是表征難溶電解質(zhì)溶解能力的特性常數(shù)，是溫度的函數(shù)，可由實驗測定，也可通過熱力學(xué)數(shù)據(jù)計算。Ksp意義：大小既表示難溶電解質(zhì)在aq中溶解的趨勢大小，也表示生成該難溶電解質(zhì)沉淀的難易，Ksp小，易沉淀，溶解度小。Ksp由難溶電解質(zhì)的本性決定，不同的難溶電解質(zhì)溶解能力不同，Ksp值也不同。KSp是溫度的函數(shù)，同種物質(zhì)，溫度不同，Ksp不同，常用298.15K的值。aq中離子濃度的改變，使沉淀溶解平衡移動，重新建立平衡，但濃度變化不會使Ksp值改變，即Ksp與離子濃度無關(guān)。溶解度S與溶度積Ksp的相同點：S與Ksp都能代表難溶電解質(zhì)溶解能力。S與Ksp的數(shù)值都來自一定溫度下飽和aq。S與Ksp的不同點：S用于電解質(zhì)、非電解質(zhì)等一切純凈的物質(zhì)，或任意濃度的aq。Ksp只適用于難溶電解質(zhì)，只適用于稀aq。對同一類型難溶電解質(zhì)，用Ksp大小來比較溶解度S的大小；對不同類型的，溶度積Ksp小，S不一定小。Ksp：可以計算難溶電解質(zhì)的S；可以判斷aq中沉淀的生成或溶解。溶解度S可以任意比較某一溫度時不同物質(zhì)的溶解能力。Ksp和系數(shù)有關(guān)，只有當(dāng)不同的難溶電解質(zhì)屬于同一類型時才可以用Ksp來比較他們的溶解能力。同一類型：溫度一定，Ksp大，S大；Ksp小，S小。不同類型：通過計算比較。飽和溶液與溶液的稀濃是2個概念。飽和aq不一定為濃aq；濃aq也不一定為飽和溶液。影響沉淀反應(yīng)的因素：同離子效應(yīng)對沉淀反應(yīng)的影響：在難溶電解質(zhì)aq中，加入含有相同離子的易溶電解質(zhì)，那么該難溶電解質(zhì)的溶解度S降低。（同離子效應(yīng)：不僅使弱電解質(zhì)的解離度降低，還會使難溶電解質(zhì)的溶解度降低。）（同離子效應(yīng)的應(yīng)用：可以加入適量的試劑使沉淀趨于完全）pH對某些沉淀反應(yīng)的影響。分步沉淀：離子積J首先超過溶度積Ksp的難溶電解質(zhì)先沉出。在混合溶液中，多種離子發(fā)生先后沉淀的現(xiàn)象。因為溶度積Ksp有差異，所以沉淀時次序不同。對離子濃度不同或生成難溶電解質(zhì)類型不同，必須計算。沉淀的溶解和轉(zhuǎn)化：加入適當(dāng)離子，與aq中某離子生成弱電解質(zhì)。對于難溶電解質(zhì)/氫氧化物來說。對于難溶弱酸鹽，只能溶于比它強(qiáng)的的酸。氧化還原。生成配離子。難容弱酸鹽的Ksp越大，對應(yīng)弱酸的Ka越小，難溶弱酸鹽越易被酸溶解。沉淀的轉(zhuǎn)化：借助于某一試劑的作用，把一種難溶電解質(zhì)轉(zhuǎn)化為另一種難溶電解質(zhì)的過程。類型相同的難溶電解質(zhì)，沉淀轉(zhuǎn)化程度大小取決于兩種難溶電解質(zhì)溶度積Ksp的相對大小。沉淀反應(yīng)的應(yīng)用：制備難溶的化合物、除去溶液中的雜質(zhì)、離子鑒定、離子分離。第四章氧化還原反應(yīng)與應(yīng)用電化學(xué)氧化還原反應(yīng)：反應(yīng)物之間有電子轉(zhuǎn)移的化學(xué)反應(yīng)。配平氧化還原方程式的方法：電子法、氧化數(shù)法、離子-電子法。但不能違背電中性原則：孤立的中性原子、分子、基團(tuán)，其本身的凈電荷數(shù)為0。氧化數(shù)：表示各元素在化合物所處的化合狀態(tài)。某一個元素一個原子的荷電數(shù)，這個荷電數(shù)可由假設(shè)把每個鍵中的e指定給電負(fù)性更大的原子求得。元素的氧化數(shù)：元素原子在其化合態(tài)中的形式電荷數(shù)。在離子化合物中，簡單陽陰離子所帶的電荷數(shù)就是該元素原子的氧化數(shù)。在單質(zhì)中，元素原子的氧化數(shù)為0。H的氧化數(shù)一般為+1，只有在活潑金屬的氫化物中，H的氧化數(shù)為-1。O的氧化數(shù)一般為-2，但在氟化物中，O的氧化數(shù)為+1，+2。在過氧化物中，氧的氧化數(shù)為-1。在中性分子中，各元素原子的氧化數(shù)的代數(shù)和為0。在復(fù)雜離子中，各元素原子氧化數(shù)的代數(shù)和等于離子的總電荷。還原過程：氧化性降低。氧化過程：還原性降低。單原子離子中元素的氧化數(shù)等于離子所帶電荷數(shù)。配平原則：元素原子氧化數(shù)升高的總數(shù)=元素原子氧化數(shù)降低的總數(shù)。反應(yīng)前后各元素的原子總數(shù)相等。配平步驟：寫出反應(yīng)式、找出氧化數(shù)降低值與升高值、各元素氧化數(shù)的變化乘以相應(yīng)系數(shù)、觀察法配平其他的原子。氧化數(shù)和化合價的區(qū)別：含義不同，有時數(shù)值不同?；蟽r只有整數(shù)，而氧化數(shù)可以有整數(shù)分?jǐn)?shù)和小數(shù)。氧化數(shù)法的優(yōu)點：簡單、快速。既適用于水溶液中的氧化還原反應(yīng)，也適用于氣、固相的氧化還原反應(yīng)。離子-電子法（半電池法）：配平原則：氧化劑所得的e數(shù)=還原劑失去的e數(shù)。反應(yīng)前后各元素的原子總數(shù)相等。配平步驟：寫反應(yīng)離子方程式、將反應(yīng)分為兩個半反應(yīng)，使兩邊相同元素的原子數(shù)相等、加減e使兩邊電荷數(shù)相等、適當(dāng)系數(shù)乘以兩個半反應(yīng)方程式，然后相加再配平。離子-電子法配平優(yōu)點：不需要知道元素的氧化數(shù)，可直接寫出離子反應(yīng)方程式，能反映在水溶液中氧化還原反應(yīng)的實質(zhì)。離子-電子法配平缺點：對于氣相或固相反應(yīng)，無能為力。鹽橋的作用：保持電荷平衡，使反應(yīng)能順利進(jìn)行。在原電池中，化學(xué)能轉(zhuǎn)變?yōu)殡娔?。每一種原電池都是由2個半電池所組成。每個半電池含有同一元素不同氧化數(shù)的兩種物質(zhì)。高氧化數(shù)的稱為氧化型物質(zhì)，低氧化數(shù)的稱為還原型物質(zhì)。同一種元素的氧化型物質(zhì)和還原型物質(zhì)構(gòu)成氧化還原電對。（未完待續(xù)）第五章原子結(jié)構(gòu)與元素周期性1803年道爾頓的原子學(xué)說：原子不可分。1897年，Thomson發(fā)現(xiàn)電子。1911年，盧瑟福用a粒子散射實驗，提出了原子的核式結(jié)構(gòu)模型。缺點：認(rèn)為光譜會連續(xù)，原子會消失。1913年，玻爾提出波爾原子模型，e是分層排布的，解釋了光譜不連續(xù)和一些其他現(xiàn)象。1926年，原子量子力學(xué)提出了。原子序數(shù)=核內(nèi)質(zhì)子數(shù)=核電核數(shù)=核外電子數(shù)根據(jù)來源和穩(wěn)定性，可將核素分為穩(wěn)定核素和放射性核素。原子光譜：原子受到一定程度的激發(fā)所發(fā)出的線狀光譜。每一種原子都有自己的特定光譜。玻爾的假設(shè)：1、定態(tài)軌道：電子只能在以原子核為中心的某些能量En確定的圓形軌道上運動。這些軌道的能量狀態(tài)不隨時間改變，所以叫“定態(tài)軌道”。電子在定態(tài)軌道上運動時既不吸收能量，也不放出能量。2、軌道能級：不同的軌道，能量不同。離核越近，能量越低。原子的基態(tài)：正常狀態(tài)下，電子近可能處在離核較近能量較低的軌道上。原子的激發(fā)態(tài)：基態(tài)原子中的電子因獲得能量，躍遷到離核較遠(yuǎn)能量較高的空軌道上。3、從激發(fā)態(tài)回到基態(tài)釋放光能，光的頻率取決于軌道的能級差。玻爾原子模型的成功之處：解釋了氫原子和類氫原子的光譜現(xiàn)象；解釋了穩(wěn)定性問題；對其他發(fā)光現(xiàn)象也能解釋；可給出氫原子的電力能。波爾理論的局限性：只能解釋單電子原子或離子光譜的一般現(xiàn)象，不能解釋多電子原子光譜（原因：玻爾的原子模型是建立在牛頓的經(jīng)典力學(xué)理論基礎(chǔ)上的）。玻爾理論的缺陷：促使人們?nèi)パ芯亢徒⒛苊枋鲈觾?nèi)電子運動規(guī)律的量子力學(xué)原子模型；不能解釋氫原子光譜的精細(xì)結(jié)構(gòu)；不能解釋氫原子光譜在磁場中的分裂；不能解釋多電子原子光譜。氫原子光譜特性：線狀譜；頻率具有規(guī)律性。普朗克：量子論，微觀領(lǐng)域能量的不連續(xù)。愛因斯坦：光子學(xué)說。玻爾理論：電子分層排布。1924年，德布羅意提出了一個大膽的假設(shè)：光的波理二象性適用于電子等微觀粒子。1927年，Davisson和Germer通過電子衍射實驗，證實了電子運動時確實具有波動性。概率：微觀粒子波動性是大量微觀粒子表現(xiàn)出來的性質(zhì)。即：具有統(tǒng)計意義的概率波。概率密度：電子在原子核外空間某處單位體積內(nèi)出現(xiàn)的概率。原子軌道：由波函數(shù)確定的電子空間的運動狀態(tài)。波函數(shù)：1926年，薛定諤波動方程（一個二階偏微分方程）電子云：形象的表示核外電子運動的概率分布情況。小黑點分布的疏密表示電子出現(xiàn)概率密度的相對大小。4個參數(shù)來描述原子中各電子的狀態(tài)：主量子數(shù)n，副量子數(shù)l，磁量子數(shù)m，自旋量子數(shù)ms。主量子數(shù)n：n＞0，n為整數(shù)，一個n代表一個電子層，表示電子離核的遠(yuǎn)近和能量的高低，n越大，電子離核越遠(yuǎn)、能量越高。對于氫原子來說，n越大，電子具有的能量越高。副量子數(shù)l（又叫“角量子數(shù)”）：0≤l≤n-1，l為整數(shù)，每一個l值代表一個電子亞層，確定原子軌道和電子云形狀，在多電子原子中和主量子數(shù)一起確定原子能量。磁量子數(shù)m：決定原子軌道和電子云的空間伸展方向，取值決定于l值，可取（2l+1個）從-l到+l（含0），為整數(shù)，每一個m值代表一個具有某種空間取向的原子軌道。自旋量子數(shù)ms：只有-1/2和+1/2。其中每一個值表示電子的一種自旋方向（如順時針和逆時針）。多電子原子中：1、n相同時，l越大，電子能量越高。（能級相同，軌道越高，能量越大。）2、l相同時，n越大，電子能量越高。（軌道相同，能級越高，能量越大。）3、n、l都不相同，當(dāng)n≥4時，EnS＜E（n-1）d＜EnP；當(dāng)n≥6時，EnS＜E（n-2）f＜E（n-1）d＜EnP。S軌道：l=0，m=0，一種取值，空間一種取向，一條S軌道，但有2個e。P軌道：l=1，m=-1、0、+1，三種取值，空間3種取向，3條P軌道px、py、pz，但有6個e。d軌道：l=2，m=-2、-1、0、+1、+2，五種取值，空間5種取向，5條d軌道，但有10個e。f軌道：l=3，m=-3、-2、-1、0、+1、+2、+3，七種取值，空間7種取向，7條f軌道，但有14個e。關(guān)于4個量子數(shù)的結(jié)論：1、描述一個e的運動狀態(tài)必須用4個量子數(shù)（n、l、m、ms）；2、描述一個原子軌道時，用3個量子數(shù)（n、l、m）；3、量子數(shù)之間有一定的限定關(guān)系；4、同一個原子中，不會有4個量子數(shù)都相同的e（因為每一個e的運動狀態(tài)都是不同的）；5、主量子數(shù)n決定了e能量的大小，副量子數(shù)l決定了電子云的形狀，磁量子數(shù)m決定了電子云的空間取向，自旋量子數(shù)ms決定了e的自旋方向。簡并軌道：當(dāng)n相同時，處于同一亞層中，磁量子數(shù)m，不同的各軌道能量是相同的。如：px=py=pz。（同一能級，同一軌道上，e能量相同）。原子結(jié)構(gòu)近代概念的幾個重點：1、核外e運動的電子云是一個統(tǒng)計規(guī)律性；2、薛定諤方程描述核外e運動；3、原子軌道是波函數(shù)的空間圖像；4、電子云是概率密度的空間圖像；5、4個量子數(shù)確定核外每一個電子的運動狀態(tài)。能量最低原理：（最先遵循的原理）多電子原子處于基態(tài)時，核外電子的分布在不違反泡利原理的前提下，總是盡先分布在能量較低的軌道，以使原子處于能量最低的狀態(tài)。泡利不相容原理：（沒有任何2個e運動狀態(tài)相同）在同一原子中，不可能有4個量子數(shù)完全相同的e存在。每一個軌道內(nèi)最多只能容納2個自旋方向相反的e。洪德規(guī)則：（以前的洪特規(guī)則。e優(yōu)先分布在同一能級的不同軌道上）原子在同一亞層的等價軌道上分布e時，將盡可能單獨分布在不同的軌道，而且自旋方向相同（又叫“自旋平行”）。這樣分布時，原子能量較低，體系較穩(wěn)定。鮑林近似能級圖：（鮑林即為：泡利）是光譜實驗的結(jié)果；是按能量由低到高排列的；能量相近的軌道為一個能級組；軌道能級組能量高低與n和l有關(guān)：n+0.7l。s=0，p=1，d=2，f=3。原子半徑：分為：共價半徑、金屬半徑、范德華半徑。共價半徑：（2個原子間有重疊，所以共價半徑＜金屬半徑）兩個相同原子形成共價鍵時，其核間距的一半，叫“原子的共價半徑”。金屬半徑：（金屬晶體中，2個原子是緊挨著的）金屬單質(zhì)的晶體中，2個相鄰金屬原子核間距離的一半，叫“金屬原子的金屬半徑”。范德華半徑：（出現(xiàn)在分子晶體中，分子間有間距，所以范德華半徑＞金屬半徑）在分子晶體中，相鄰分子核間距的一半，叫“原子的范德華半徑”。原子半徑在周期中的變化：1、同一周期的主族元素，自左向右，r減??；由上至下，r增大。2、零族元素：r很大。3、副族元素：由左向右，r減小的很慢（沒有主族元素r減小的快）（IB略有增大，因為d全填滿了）；由上至下，r略有增加。4、鑭系收縮幅度很小，所以會產(chǎn)生共生，現(xiàn)象難于分離。電力能I：原子失去e的難易，單位kJ/mol。其大小只能衡量氣態(tài)原子失去e變?yōu)闅鈶B(tài)離子的難易程度。（所以，金屬在aq中發(fā)生化學(xué)反應(yīng)形成陽離子的傾向，還應(yīng)根據(jù)金屬的電極電勢來進(jìn)行估量。）第一電離能：由基態(tài)的中性氣態(tài)原子失去一個e形成一價氣態(tài)陽離子所需要的能量。第二電離能：由氧化數(shù)為+1的氣態(tài)陽離子再失去一個e形成氧化數(shù)為+2的氣態(tài)陽離子所需要的能量。元素原子的電離能越小，原子就越易失去e；元素原子的電離能越大，原子就越易得到e。所以可以根據(jù)原子的電離能來衡量原子失去電子的難易程度。同一周期的主族元素：由左向右，電離能I增大。（因為原子核對e的吸引力強(qiáng)，r小）同一周期的副族元素：由左向右，電離能I變化很不規(guī)律。同一主族元素，從上到下，原子的電離能I逐漸減小。（因為越來越活潑，金屬性越強(qiáng)。）副族元素從上到下，原子半徑只是略微增大，且第5、6周期元素的原子半徑又十分接近，核電荷數(shù)增多的因素起了作用，電離能I變化沒有較好的規(guī)律。N、P、Be、Mg、As、Sb電離能較大，因為處于半滿或全滿狀態(tài)。電子親合能EA：元素原子的第一電子親合能：一個基態(tài)的氣態(tài)原子得到一個電子形成氣態(tài)陰離子所釋放出的能量，如：Cl，也有可能是吸收的能量，如：K。元素原子的第一電子親合能一般為負(fù)值。e落入中性原子的核場里勢能降低，體系能量減少。唯稀有氣體原子和ⅡA族原子第一電子親合能為正值。所有元素的第二電子親合能都為正值。元素原子的第一電子親合能代數(shù)值越小，原子就越容易得到電子。電子親合能特點：是一個能量的量度、與電離能I相反，表示原子得到電子的難易程度，代數(shù)值越小，得e容易。電子親合能規(guī)律：同一周期內(nèi)，從左到右，EA的負(fù)值增大。鹵素有最大的負(fù)值。第二電子親合能均為正值，稀有氣體有最大正值。同一主族，從上到下，總的變化趨勢是增大的。Cs的電子親合能主族最大正值，Cl的電子親合能最大負(fù)值。電子親合能、電離能只能表征孤立氣態(tài)原子或離子得、失e的能力。電負(fù)性：描述不同元素原子在分子中對成鍵電子吸引的能力。同一周期，從左到右，電負(fù)性增大。同一主族，從上到下，電負(fù)性減小。副族元素原子：ⅢB--ⅤB從上到下，電負(fù)性減小，ⅥB--ⅡB從上到下，電負(fù)性增大。某元素的電負(fù)性越大，表示它的原子在分子中吸引成鍵電子的能力越強(qiáng)，所以顯負(fù)價。電負(fù)性是一個相對值，本身沒有單位。元素的氧化數(shù)與原子的價電子數(shù)直接相關(guān)。主族元素原子只有最外層的e為價電子，能參與成鍵。主族元素F、O除外，的最高氧化數(shù)=該原子的價電子總數(shù)，亦即：族數(shù)。電負(fù)性越大，非金屬性越大。電負(fù)性越小，金屬性越大。F的電負(fù)性最大，Cs的電負(fù)性最小。ⅢB-ⅦB元素原子最外層的s亞層和次外層d亞層的電子均為價電子，元素的最高氧化數(shù)=價電子總數(shù)。ⅠB和Ⅷ族元素的氧化數(shù)變化不規(guī)律。ⅡB的最高氧化數(shù)為+2。凡是金屬都不同程度的具有不透明、金屬光澤、導(dǎo)電傳熱、延展性等特點。金屬最突出的特性：它在化學(xué)反應(yīng)中容易失去e。某元素如果容易失去e變?yōu)榈驼趸瘮?shù)陽離子，就表示它的金屬性強(qiáng)。若容易得到e變?yōu)殛庪x子，表示它的非金屬性強(qiáng)。元素原子的電離能越小或電負(fù)性越小，元素的金屬性越強(qiáng)。元素原子的電子親合能的代數(shù)值越小或電負(fù)性越大，元素的非金屬性越強(qiáng)。同一主族，從上到下，元素原子電負(fù)性減小，金屬性增強(qiáng)，非金屬性減弱。副族從上到下，ⅢB-ⅤB電負(fù)性減小，金屬性增強(qiáng)。ⅥB-ⅡB電負(fù)性增大，金屬性減弱。第六章分子的結(jié)構(gòu)與性質(zhì)化學(xué)鍵：分子或晶體內(nèi)相鄰原子或離子間強(qiáng)烈的相互吸引作用?；瘜W(xué)鍵可分為：電價鍵（主要形式為離子鍵）、共價鍵（又叫“原子鍵”）、金屬鍵。分子間力（又叫“范德華力”）：在分子之間存在的一種較弱的相互吸引作用。有時分子間或分子內(nèi)的某些基團(tuán)之間還可能形成氫鍵。電負(fù)性差：用于比較鍵極性的相對強(qiáng)弱。鍵能：用于比較鍵的強(qiáng)度。氣體分子每斷裂單位物質(zhì)的量的某鍵時的焓變。鍵能越大，共價鍵越牢固，分子越穩(wěn)定。雙原子分子中，鍵能在數(shù)值上等于鍵的解離能D。多原子分子中，若某鍵不止一個，則該鍵能為同種鍵逐級解離能的平均值。鍵參數(shù)：能表征化學(xué)鍵性質(zhì)的量。鍵長：分子內(nèi)成鍵兩原子核間的平衡距離。同一種鍵在不同分子中的鍵長數(shù)值基本上是個定值。一個鍵的性質(zhì)主要取決于成鍵原子的本性。兩個確定的原子之間，如果形成不同的化學(xué)鍵，鍵長越短，鍵能越大，鍵越牢固。原子的共價半徑：兩個相同原子所組成的共價單鍵鍵長的一半長度。鍵角：分子中，兩個相鄰化學(xué)鍵之間的夾角。V形：104°45′，三角錐形：107°18′，正四面體形109°28′，直線形：180°?，F(xiàn)代共價鍵理論是以量子力學(xué)為基礎(chǔ)的。價鍵理論：認(rèn)為成鍵e只能在以化學(xué)鍵相連的兩原子間的區(qū)域內(nèi)運動。分子軌道理論：認(rèn)為成鍵e可以在整個分子的區(qū)域內(nèi)運動。共價鍵：指原子間由于成鍵e的原子軌道重疊而形成的化學(xué)鍵。共價鍵有飽和性（一個原子形成共價鍵的能力是有限的）和方向性（形成共價鍵時，成鍵e的原子軌道只有沿著軌道伸展的方向進(jìn)行重疊，才能實現(xiàn)最大限度的重疊）。重疊特點：對稱性匹配（即：同號）、滿足最大限度的重疊。對稱性原則：只有當(dāng)原子軌道對稱性相同的部分重疊，兩原子間e出現(xiàn)的概率密度才會增大，才能形成化學(xué)鍵。有效重疊（正重疊）：由于原子間e出現(xiàn)的概率密度比重疊前增大的結(jié)果，使兩個原子間的結(jié)合力＞排斥力，導(dǎo)致體系能量降低，從而可能形成共價鍵。非有效重疊（負(fù)重疊）：當(dāng)2個原子軌道以對稱性不同部分（即：異號）相重疊時，2原子間e出現(xiàn)的概率密度比重疊前小，核間排斥力占優(yōu)勢，使體系能量升高，難以成鍵。稀有氣體，由于原子沒有未成對電子，原子間不成鍵，因此以單原子分子的形式存在。但是，原子中有些本來成對的價e，在特定條件（這個原子的外電子層上有空軌道，可容納因拆開電子對而增加的成單電子。同它相化合的原子必須是電負(fù)性大的元素原子，有很強(qiáng)的結(jié)合e能力）下，也有可能被拆為單電子而參與成鍵。價鍵理論（又叫“e配對法”）的要點：兩原子接近時，自旋方向相反的未成對的價電子可以配對，形成共價鍵。成鍵e的原子軌道如能重疊越多，則所形成的共價鍵就越牢固。配位共價鍵（配位鍵、配價鍵）：共用e對，由一個原子單方面提供而形成的共價鍵。e給予體→e接受體，即：e的去向。形成配位鍵條件：一個原子其價層有未共用的e對（孤e對）、另一個原子其價層有空軌道。離子鍵的本質(zhì)：陽陰離子間的靜電引力。離子鍵：無方向性和飽和性。離子電場具有球形對稱性。兩原子的結(jié)合是形成共價鍵還是離子鍵，取決于兩原子吸引e能力差別的大小。從鍵的極性角度來說，離子鍵可以看成是強(qiáng)極性鍵的極限。如果把離子鍵看成是強(qiáng)極性鍵的極限，非極性鍵看成是弱極性鍵的極限，則：極性鍵視為介于非極性鍵與離子鍵之間的一種過渡鍵型。成鍵兩元素電負(fù)性差越大，鍵的極性越強(qiáng)。極性共價鍵又可以看作：含有小部分離子鍵成分和大部分共價鍵成分的中間類型的化學(xué)鍵。當(dāng)極性鍵向離子鍵過渡時，共價鍵成分減少，離子鍵成分增加。絕大多數(shù)的離子鍵都不是典型的，只是離子性占優(yōu)勢而已。電負(fù)性差＞1.7，一般可形成離子鍵。原子軌道的雜化（簡稱：雜化）：某原子成鍵時，在鍵合原子的作用下，價層中若干個能級相近的原子軌道有可能改變原有的狀態(tài)，混雜起來并重新組合成一組利于成鍵的新軌道的過程。同一原子中能級相近的n個原子軌道，組合后只能得到n個雜化軌道。雜化軌道比原來未雜化的軌道成鍵能力強(qiáng)，形成的化學(xué)鍵鍵能大，使形成的分子更穩(wěn)定。成分、能量、形狀更利于成鍵。sp雜化：同一原子內(nèi)由1個ns和1個np軌道發(fā)生的雜化。可以得到2個sp雜化軌道。每個軌道含有1/2s，1/2p軌道的成分。每一個sp軌道的形狀都是一頭大、一頭小。sp2雜化：1個ns、2個np。每個sp2雜化軌道含有1/3s,2/3p軌道成分。sp3雜化：1個ns、3個np。每個sp3雜化軌道含有1/4s,3/4p軌道成分。雜化軌道的空間構(gòu)型和分子的空間構(gòu)型不同：分子的空間構(gòu)型需要考慮是否有孤e對。只有一個e的氫分子離子是可以穩(wěn)定存在的。暴露了價鍵理論的局限性。為了克服價鍵理論所遇到的困難，分子軌道理論應(yīng)運而生。原子結(jié)構(gòu)理論：把原子核作為原子的核心，e按照一定的原理（泡利原理、能量最低原理）和規(guī)則（洪德規(guī)則）分布在原子核外若干個原子軌道內(nèi)。分子軌道理論：把組成分子的各原子核作為分子的骨架，所有e按照相同的原理和規(guī)則分布在骨架附近的若干個分子軌道內(nèi)。（每個分子軌道內(nèi)最多只能容納2個自旋方向相反的e，每一個分子軌道都有各自相應(yīng)的能量，在不違背泡利原理的前提下，e優(yōu)先占據(jù)能量最低的分子軌道，e填入等價分子軌道，優(yōu)先單獨占據(jù)不同的軌道，且“自旋平行”。e進(jìn)入分子軌道后，若體系總能量有所降低，即能成鍵。）量子力學(xué)認(rèn)為：分子軌道由組成分子的各原子軌道組合而成。分子軌道總數(shù)=組成分子的各原子軌道數(shù)目的總和。反鍵分子軌道（反鍵軌道）：電子云的分布偏于兩核外側(cè)，在核間的分布細(xì)數(shù)，不能抵消兩核之間的斥力，對分子穩(wěn)定不利。成鍵分子軌道（成鍵軌道）：電子云在核間分布密集，對兩核的吸引能有效抵消兩核間斥力，對分子穩(wěn)定有利。每種分子的每個分子軌道都有確定的能量，不同分子的分子軌道能量是不同的。鍵級越多，鍵能越大，分子結(jié)構(gòu)越穩(wěn)定。鍵級為0，分子不可能存在。鍵級只能定性的推斷鍵能的大小，粗略的估計分子結(jié)構(gòu)穩(wěn)定性的相對大小。事實上，鍵級相同的分子，其穩(wěn)定性也可能有差別。分子間力是決定物質(zhì)的沸點、熔點、汽化熱、熔化熱、溶解度、表面張力以及黏度等物理性質(zhì)的主要因素。分子的極性：正、負(fù)電荷中心不重合在同一點上，就具有極性。對于雙原子分子：由兩個相同原子構(gòu)成的分子：非極性分子。由兩個不同原子構(gòu)成的分子：由于成鍵e云偏向電負(fù)性大的原子，所以正負(fù)電荷中心不重合，分子具有極性。對于雙原子分子來說：分子是否具有極性，決定于所形成的鍵是否具有極性。有極性鍵的分子一定是極性分子，極性分子一定有極性鍵。對于多原子分子來說：要看空間構(gòu)型是否對稱。共價鍵是否有極性，決定于相鄰原子間共用電子對是否偏移。分子是否有極性，決定于整個分子正負(fù)電荷中心是否重合。按照極性強(qiáng)弱，分子可分為：離子型分子、極性分子、非極性分子。分子的偶極矩：描述分子極性的物理量，衡量分子極性大小。定義：分子中電荷中心上的電荷量與正負(fù)電荷中心之間的距離的乘積。偶極矩=0：非極性分子偶極矩≠0：極性分子偶極矩越大，分子的極性越強(qiáng)?？梢愿鶕?jù)偶極矩數(shù)值的大小比較分子極性的相對強(qiáng)弱?？梢愿鶕?jù)偶極矩數(shù)值驗證和推斷某些分子的幾何構(gòu)型。分子的變形性：分子置于外加電場E中，其中電荷分布還可能發(fā)生某些變化。分子的變形極化：電子云與核發(fā)生相對位移，造成分子的形變的過程。分子發(fā)生變形極化后，出現(xiàn)了偶極，叫：誘導(dǎo)偶極。電場越強(qiáng)，分子的變形越顯著，誘導(dǎo)偶極越大。當(dāng)外加電場撤除后，誘導(dǎo)偶極自行消失，分子重新恢復(fù)為非極性分子。對于極性分子來說，本身就存在著偶極，這種偶極叫做固有偶極或永久偶極。分子的定向極化：在外電場作用下，極性分子的正極一端將轉(zhuǎn)向負(fù)電極，負(fù)極一端在轉(zhuǎn)向正極。在電場的進(jìn)一步作用下，產(chǎn)生誘導(dǎo)偶極。這時，分子的偶極為固有偶極和誘導(dǎo)偶極之和，分子的極性有所增強(qiáng)。非極性分子與非極性分子之間：瞬時偶極不斷出現(xiàn)，異極相鄰的狀態(tài)不斷出現(xiàn)，使非極性分子之間只要接近到一定距離，就始終存在著一種持續(xù)不斷的相互吸引作用。色散力：分子之間由于瞬時偶極而產(chǎn)生的作用力。非極性物質(zhì)分子之間正是由于色散力的作用才能凝聚為液體、凝固為固體。非極性分子和極性分子之間：非極性分子和極性分子內(nèi)部都會出現(xiàn)瞬時偶極。非極性分子在極性分子固有偶極作用下，會發(fā)生變形極化，產(chǎn)生誘導(dǎo)偶極。誘導(dǎo)力：誘導(dǎo)偶極與固有偶極之間的作用力。極性分子與極性分子之間：極性分子由于固有偶極，當(dāng)極性分子相互靠近時，會發(fā)生定向極化。取向力：由于固有偶極的取向而產(chǎn)生的作用力。極性分子定向排列后還會進(jìn)一步發(fā)生變形極化，產(chǎn)生誘導(dǎo)偶極。非極性分子之間：只有色散力。非極性分子與極性分子之間：色散力、誘導(dǎo)力。極性分子之間：色散力、取向力、誘導(dǎo)力。分子間力特點：存在與分子間的一種電性作用力、短程力、作用能一般是每mol幾kJ到幾十kJ很弱、一般沒有方向性和飽和性、在三種作用力中，除了極性很大而且分子間主要的作用力。色散力＞＞取向力＞＞誘導(dǎo)力無論是取向力、誘導(dǎo)力還是色散力，都與分子間的距離有關(guān)。隨著分子間距離的增大，作用力迅速減弱。取向力還與溫度和分子的極性強(qiáng)弱（或偶極矩大?。┯嘘P(guān)。溫度越高，分子取向越困難，取向力越弱。分子的偶極矩越大，取向力越強(qiáng)。誘導(dǎo)力與極性分子的極性強(qiáng)弱和非極性分子的變形性大小有關(guān)。極性分子的偶極矩越大，非極性分子的極化率越大，誘導(dǎo)力越強(qiáng)。色散力主要與分子的變形性有關(guān)。分子的極化率越大，色散力也就越強(qiáng)。液態(tài)物質(zhì)分子間力越大，汽化熱就越大，沸點就越高。固態(tài)物質(zhì)分子間力越大，融化熱就越大，熔點就越高。結(jié)構(gòu)相似的同系列物質(zhì)相對分子質(zhì)量越大，分子變形性也越大，分子間力越強(qiáng)，物質(zhì)的沸點、熔點也就越高。相對分子質(zhì)量相等或近似而體積大的分子，電子位移可能性大，有較大的變形性，此類物質(zhì)有較高的沸點、熔點。溶質(zhì)或溶劑的極化率越大，分子變形性和分子間力越大，溶解度也越大。分子極性小，分子間力較小，因而硬度不大。氫化物中，唯有氨氣、水、氟化氫熔點、沸點明顯偏高。原因是：這些分子之間除有分子間力外，還有氫鍵。氫鍵：靜電吸引作用力。氫鍵形成條件：有一個電負(fù)性很高的原子、靠近氫原子的另一個原子必須電負(fù)性高。氫鍵特點：有飽和性、方向性。X、Y電負(fù)性越大，半徑越小，氫鍵越強(qiáng)。氫鍵類型：分子間氫鍵、分子內(nèi)氫鍵。不僅同種分子之間可以形成氫鍵，不同種分子中也可以形成氫鍵。氫鍵的牢固程度：鍵強(qiáng)度，可用鍵能表示。氫鍵的鍵能是：每拆開單位物質(zhì)的量的氫鍵所需的能量。氫鍵形成的空間條件較易出現(xiàn)，所以在物質(zhì)不斷運動情況下，氫鍵可以不斷形成和斷裂。氫鍵通常是物質(zhì)在液態(tài)時形成的，但形成后有時也能繼續(xù)存在于某些晶態(tài)甚至氣態(tài)物質(zhì)中。分子間有氫鍵的物質(zhì)熔沸點高。分子內(nèi)有氫鍵的物質(zhì)熔沸點常降低。溶質(zhì)分子與溶劑分子之間可以形成氫鍵，使溶解度增大。分子間有氫鍵的液體，一般黏度較大。所以常為黏稠狀液體。液體分子間若形成氫鍵，有可能發(fā)生締合現(xiàn)象。分子締合：由若干個簡單分子聯(lián)成復(fù)雜分子而又不會改變原物質(zhì)化學(xué)性質(zhì)的現(xiàn)象。分子締合的結(jié)果會影響液體的密度。第七章固體的結(jié)構(gòu)與性質(zhì)物質(zhì)通常呈氣、液、固三種聚集狀態(tài)。固態(tài)物質(zhì)分為晶體、非晶體。自然界中大多數(shù)固體物質(zhì)是晶體。晶體的特征：有一定的幾何外形、有固定的熔點、各向異性。食鹽晶體是立方體、石英晶體是六角柱體、方解石晶體是棱面體。非晶體如：玻璃、石蠟、松香、動物膠、瀝青、琥珀等。又叫“無定形體”。微晶體：有一些物質(zhì)從外觀看雖然不具備整齊的外觀，但結(jié)構(gòu)分析表明它們是由極微小的晶體組成的。微晶體仍然屬于晶體的范疇。晶體在一定壓力下加熱，只有達(dá)到某一溫度時，晶體才開始熔化，在晶體沒有全部熔化之前，繼續(xù)加熱，溫度仍然保持不變，直至晶體完全熔化后溫度才繼續(xù)上升。非晶體：加熱時先軟化成黏度很大的物質(zhì)，隨著溫度升高黏度不斷減小，最后變成流動性的熔體，溫度不斷上升，只能說有一段軟化的溫度范圍。晶體的各向異性：一塊晶體的某些性質(zhì)，從晶體的不同方向去測定時，常常是不同的。非晶體是各向同性的。晶體和非晶體性質(zhì)上的差異，反映了兩者內(nèi)部結(jié)構(gòu)的差別。晶體內(nèi)部微粒的排列是有次序的、有規(guī)律的，它們總是在不同方向上按某些特定的規(guī)則重復(fù)性排列，遠(yuǎn)程有序。在不同方向上的排列方式不同，因而造成晶體的各向異性。結(jié)點：把晶體中規(guī)則的微粒抽象為幾何學(xué)中的點?？臻g點陣：結(jié)點的總和。沿著一定的方向按某種規(guī)則把結(jié)點連結(jié)起來，則可以得到描述各種晶體內(nèi)部結(jié)構(gòu)的幾何圖像：晶體的空間格子，簡稱“晶格”。按照晶格結(jié)點在空間的位置，晶格可有各種形狀。立方晶格：簡單立方晶格、面心立方晶格、體心立方晶格。晶胞：在晶格中，能表現(xiàn)出結(jié)構(gòu)的一切特征的基本重復(fù)單位。晶胞必須是：基本重復(fù)單位、能代表晶體的化學(xué)組成、必然為平行六面體。晶體是晶胞向三維空間的無限延伸。晶體可分為單晶體和多晶體。單晶體：由一個晶核各向均勻生長而成，其晶體內(nèi)部的粒子基本上按照某種規(guī)律整齊排列。單晶體要在特定的條件下才能形成。通常所見的晶體是由很多單晶體顆粒雜亂的聚結(jié)而成。由于單晶體之間排列雜亂，各向異性的特征消失，使整個晶體一般不表現(xiàn)各向異性，這種晶體稱為多晶體。多數(shù)金屬和合金都是多晶體。非晶體物質(zhì)：結(jié)構(gòu)長程無序，近程可能有序的固體物質(zhì)。由不呈周期性排列的原子或分子凝聚而成，其外形依據(jù)條件不同而不同。玻璃體是典型的非晶體，所以非晶固態(tài)又稱玻璃態(tài)。重要的玻璃體物質(zhì)有4類：氧化物玻璃、金屬玻璃、非晶體半導(dǎo)體、高分子化合物。晶體與非晶體之間并不存在不可逾越的鴻溝，在一定條件下，晶體與非晶體可以相互轉(zhuǎn)化。晶態(tài)和非晶態(tài)是物質(zhì)在不同條件下形成的2種不同的固體狀態(tài)。從熱力學(xué)角度說，晶態(tài)比非晶態(tài)穩(wěn)定，非晶態(tài)物質(zhì)有自發(fā)轉(zhuǎn)變?yōu)榫B(tài)物質(zhì)的傾向。液晶：介于液態(tài)和晶態(tài)之間的各向異性的凝聚流體。液晶態(tài)物質(zhì)能流動、不能承受應(yīng)切力的性質(zhì)有些近似液態(tài)，但其介電常數(shù)、折射率、電導(dǎo)率等性質(zhì)各向異性，又有些近似晶態(tài)。已知的液晶物質(zhì)都是有機(jī)化合物，對光、電、磁、熱、機(jī)械壓力、化學(xué)環(huán)境變化都非常敏感。離子晶體：靠離子間引力結(jié)合而成的晶體的統(tǒng)稱。離子化合物在常溫下均為離子晶體。晶格結(jié)點上有規(guī)則地交替排列著陰陽離子。離子晶體物質(zhì)一般熔點較高，硬度較大，難于揮發(fā)，物質(zhì)質(zhì)脆，一般易溶于水，其水溶液或熔融狀態(tài)都能導(dǎo)電，是典型的電解質(zhì)。配位數(shù)：晶體內(nèi)某一粒子周圍最接近的粒子數(shù)。同質(zhì)多晶現(xiàn)象：化學(xué)組成相同而晶體構(gòu)型不同的現(xiàn)象。離子晶體的晶格能：標(biāo)準(zhǔn)態(tài)下，拆開單位物質(zhì)的量的離子晶體使其變?yōu)闅鈶B(tài)組分離子所吸收的能量，稱為離子晶體的晶格能U。對晶體構(gòu)型相同的離子化合物，離子電荷數(shù)越多，核間距越短，晶格能就越大。熔化或壓碎離子晶體要消耗能量，晶格能大的離子晶體，必然是熔點較高，硬度較大。利用晶格能數(shù)據(jù)可以解釋和預(yù)測離子晶體物質(zhì)的某些物理性質(zhì)。晶格能U越大，該離子晶體越穩(wěn)定。原子晶體：晶格結(jié)點上排列的是原子，原子之間通過共價鍵結(jié)合。原子晶體物質(zhì)一般為絕緣體，即使熔化也不能導(dǎo)電。分子晶體：靠分子間結(jié)合而成的晶體。晶格結(jié)點上排列的是分子。分子之間都是以分子間力相結(jié)合。分子間力比離子鍵、共價鍵要弱的多，所以分子晶體物質(zhì)一般熔點低、硬度小、易揮發(fā)、不導(dǎo)電。有一些分子晶體物質(zhì)，分子之間除了存在著分子間力外，還同時存在著更為重要的氫鍵作用力。金屬晶體：晶格結(jié)點上排列的粒子就是金屬原子、金屬陽離子。金屬一般密度較大。等徑圓球的密堆積有3種基本構(gòu)型：面心立方密堆積74%配位數(shù)12、六方密堆積74%配位數(shù)12、體心立方密堆積68%配位數(shù)8。金屬原子的排布：等徑球密堆積，傾向于形成配位數(shù)多。自由電子模型：認(rèn)為金屬原子電負(fù)性、電離能較小，價電子容易脫離原子的束縛，這些價電子有些類似理想氣體分子，在陽離子之間可以自由運動，形成了離域的自由電子氣。自由電子氣把金屬陽離子“膠合”成金屬晶體。金屬鍵：金屬晶體中金屬原子間的結(jié)合力。是一個離域鍵。沒有方向性、飽和性。自由電子氣的存在使金屬具有良好的導(dǎo)電性、導(dǎo)熱性、延展性、金屬光澤。某些金屬的熔點、硬度相差很大。半導(dǎo)體：導(dǎo)電能力介于導(dǎo)體和絕緣體之間。離子晶體：陽、陰離子，靜電引力，熔點較高、略硬而脆，除固體電解質(zhì)外，固態(tài)時一般不導(dǎo)電，熔化或溶于水時能導(dǎo)電。原子晶體：原子，共價鍵，熔點高、硬度大、不導(dǎo)電。分子晶體：分子，分子間力、氫鍵，熔點低、易揮發(fā)、硬度小、不導(dǎo)電。金屬晶體：金屬原子、金屬陽離子，金屬鍵，導(dǎo)電性、導(dǎo)熱性、延展性好、有金屬光澤、熔點差別大、硬度差別大?；旌闲途w：晶體內(nèi)可能同時存在著若干不同的作用力，具有若干種晶體的結(jié)構(gòu)和性質(zhì)。石墨晶體就是典型的混合型晶體。石墨晶體具有層狀結(jié)構(gòu)。理想晶體：晶體內(nèi)每一個粒子的排列完全符合某種規(guī)律的晶體。晶體缺陷：點、線、面、體。晶體內(nèi)部結(jié)構(gòu)上的點缺陷：空穴缺陷（晶體內(nèi)某些晶格結(jié)點位置上缺少粒子，使晶體內(nèi)出現(xiàn)空穴）、置換缺陷（晶體內(nèi)組成晶體的某些粒子被其他粒子取代而造成的晶體缺陷）、間充缺陷（又叫“填充缺陷”）（晶體內(nèi)組成晶體粒子堆積的空隙位置被外來粒子所填充）。晶體中的缺陷對晶體的物理、化學(xué)性質(zhì)產(chǎn)生影響。晶體表面的缺陷位置往往正是多相催化反應(yīng)催化劑的活性中心。非化學(xué)計量化合物：其組成可在一個較小范圍內(nèi)變動，而又保持基本結(jié)構(gòu)不變的固態(tài)化合物。這類化合物偏離了原子互為整數(shù)比的關(guān)系，因此又叫非整比化合物，或貝多萊體。鍵型變異：鍵型過渡現(xiàn)象。離子的極化：離子置于電場中，離子就會發(fā)生變形而產(chǎn)生誘導(dǎo)偶極。相鄰的正、負(fù)離子之間討論：變形性（被異號離子極化二法生離子電子云變形的性能）、極化作用（一種離子使異號離子變形的作用）。離子極化的強(qiáng)弱取決于：離子的極化力、離子的變形性。離子的極化力：離子的電荷越多、半徑越小、產(chǎn)生的電場強(qiáng)度越強(qiáng)，離子的極化能力越強(qiáng)。陽離子電荷越高，極化作用越強(qiáng)。電子構(gòu)型2、8、18+2e＞9--17e＞8e。離子的變形性：取決于離子半徑的大?。喊霃酱?，變形性大。負(fù)電荷多，變形性大。電子構(gòu)型：2、8、18+2e＞9--17e＞8e。離子極化規(guī)律：（陽離子極化力較強(qiáng)，變形性一般不大。陰離子容易變形，極化力較弱。）1、陰離子半徑相同時，陽離子的電荷越多，陰離子越容易被極化，產(chǎn)生的誘導(dǎo)偶極越大。2、陽離子電荷相同，陽離子越大，陰離子被極化的程度越小，產(chǎn)生的誘導(dǎo)偶極越小。3、陽離子電荷相同。大小相近，陰離子越大，越容易被極化，產(chǎn)生的誘導(dǎo)偶極越大。離子的附加極化作用：當(dāng)陽離子與陰離子一樣，也容易變形時，要考慮陽離子對陰離子的極化作用外，還要考慮陰離子對陽離子的極化作用。在離子晶體中，每個離子的總極化能力等于該離子固有的極化