2023年大學無機化學知識點總結

無機化學，有機化學，物理化學,分析化學無機化學

元素化學、無機合成化學、無機高分子化學、無機固體化學、配位化學(即絡合物化學）、同位素化學、生物無機化學、金屬有機化學、金屬酶化學等。

有機化學?普通有機化學、有機合成化學、金屬和非金屬有機化學、物理有機化學、生物有機化學、有機分析化學。

物理化學?結構化學、熱化學、化學熱力學、化學動力學、電化學、溶液理論、界面化學、膠體化學、量子化學、催化作用及其理論等。

分析化學

化學分析、儀器和新技術分析。涉及性能測定、監(jiān)控、各種光譜和光化學分析、各種電化學分析方法、質譜分析法、各種電鏡、成像和形貌分析方法,在線分析、活性分析、實時分析等，各種物理化學性能和生理活性的檢測方法，萃取、離子互換、色譜、質譜等分離方法，分離分析聯(lián)用、合成分離分析三聯(lián)用等。

無機化學第一章：氣體第一節(jié):抱負氣態(tài)方程1、氣體具有兩個基本特性:擴散性和可壓縮性。重要表現(xiàn)在:⑴氣體沒有固定的體積和形狀。⑵不同的氣體能以任意比例互相均勻的混合。⑶氣體是最容易被壓縮的一種聚集狀態(tài)。2、抱負氣體方程:為氣體摩爾常數(shù),數(shù)值為=8．3143、只有在高溫低壓條件下氣體才干近似當作抱負氣體。第二節(jié)：氣體混合物1、對于抱負氣體來說,某組分氣體的分壓力等于相同溫度下該組分氣體單獨占有與混合氣體相同體積時所產生的壓力。2、Dlｔｏn分壓定律：混合氣體的總壓等于混合氣體中各組分氣體的分壓之和。3、(0℃=273.15KSTＰ下壓強為101.３25KPa=7６0mmHg＝7６ｃｍＨg）第二章：熱化學第一節(jié):熱力學術語和基本概念系統(tǒng)與環(huán)境之間也許會有物質和能量的傳遞。按傳遞情況不同，將系統(tǒng)分為：⑴封閉系統(tǒng):系統(tǒng)與環(huán)境之間只有能量傳遞沒有物質傳遞。系統(tǒng)質量守恒。⑵敞開系統(tǒng):系統(tǒng)與環(huán)境之間既有能量傳遞〔以熱或功的形式進行〕又有物質傳遞。⑶隔離系統(tǒng)：系統(tǒng)與環(huán)境之間既沒有能量傳遞也沒有物質傳遞。狀態(tài)是系統(tǒng)中所有宏觀性質的綜合表現(xiàn)。描述系統(tǒng)狀態(tài)的物理量稱為狀態(tài)函數(shù)。狀態(tài)函數(shù)的變化量只與始終態(tài)有關,與系統(tǒng)狀態(tài)的變化途徑無關。系統(tǒng)中物理性質和化學性質完全相同而與其他部分有明確界面分隔開來的任何均勻部分叫做相。相可以由純物質或均勻混合物組成,可以是氣、液、固等不同的聚集狀態(tài)?；瘜W計量數(shù)對于反映物為負,對于生成物為正。5、反映進度=,單位:moｌ第二節(jié)：熱力學第一定律系統(tǒng)與環(huán)境之間由于溫度差而引起的能量傳遞稱為熱。熱能自動的由高溫物體傳向低溫物體。系統(tǒng)的熱能變化量用Ｑ表達。若環(huán)境向系統(tǒng)傳遞能量,系統(tǒng)吸熱，則Q>0;若系統(tǒng)向環(huán)境放熱,則Q<0。系統(tǒng)與環(huán)境之間除熱以外其他的能量傳遞形式，稱為功，用Ｗ表達。環(huán)境對系統(tǒng)做功，W＞O;系統(tǒng)對環(huán)境做功,W<０。體積功：由于系統(tǒng)體積變化而與環(huán)境互換的功稱為體積功。非體積功：體積功以外的所有其他形式的功稱為非體積功。熱力學能:在不考慮系統(tǒng)整體動能和勢能的情況下,系統(tǒng)內所有微觀粒子的所有能量之和稱為熱力學能,又叫內能。氣體的標準狀態(tài)—純抱負氣體的標準狀態(tài)是指其處在標準壓力下的狀態(tài),混合氣體中某組分氣體的標準狀態(tài)是該組分氣體的分壓為且單獨存在時的狀態(tài)。液體(固體)的標準狀態(tài)—純液體（或固體)的標準狀態(tài)時指溫度為T,壓力為時的狀態(tài)。液體溶液中溶劑或溶質的標準狀態(tài)—溶液中溶劑可近似當作純物質的標準態(tài)。在溶液中,溶質的標準態(tài)是指壓力,質量摩爾濃度,標準質量摩爾濃度,并表現(xiàn)出無限稀釋溶液特性時溶質的（假想）狀態(tài)。標準質量摩爾濃度近似等于標準物質的量濃度。即物質B的標準摩爾生成焓(Ｂ,相態(tài)，T）是指在溫度T下,由參考狀態(tài)單質生成物質B(）反映的標準摩爾焓變。參考狀態(tài)一般指每種物質在所討論的溫度T和標準壓力時最穩(wěn)定的狀態(tài)。個別情況下參考狀態(tài)單質并不是最穩(wěn)定的，磷的參考狀態(tài)是白磷(s,白),但白磷不及紅磷和黑磷穩(wěn)定。Ｏ２（g)、Ｈ2(g)、Ｂr2(ｌ)、Ｉ2(s)、Hg(l)和P４(白磷)是T=298．1５Ｋ,下相應元素的最穩(wěn)定單質，即其標準摩爾生成焓為零。在任何溫度下，參考狀態(tài)單質的標準摩爾生成焓均為零。物質B的標準摩爾燃燒焓（Ｂ,相態(tài)，T)是指在溫度T下，物質Ｂ（)完全氧化成相同溫度下指定產物時的反映的標準摩爾焓變。第四節(jié):Hesｓ定律Hesｓ定律:化學反映不管是一步或分幾步完畢,其總反映所放出或吸取的熱總是相等的。其實質是化學反映的焓變只與始態(tài)和終態(tài)有關,而與途徑無關。焓變基本特點：⑴某反映的(正)與其逆反映的（逆）數(shù)值相等，符號相反。即(正）=-(逆)。⑵始態(tài)和終態(tài)擬定之后,一步反映的等于多步反映的焓變之和。多個化學反映計量式相加（或相減)，所得化學反映計量式的（T)等于原各計量式的(T)之和(或之差)。第五節(jié):反映熱的求算在定溫定壓過程中,反映的標準摩爾焓變等于產物的標準摩爾生成焓之和減去反映物的標準摩爾生成焓之和。=（總生成物）-(總反映物)｛假如有參考狀態(tài)單質,則其標準摩爾生成焓為零}在定溫定壓過程中,反映的標準摩爾焓變等于反映物的標準摩爾燃燒焓之和減去產物的標準摩爾燃燒焓之和。=（總反映物)-(總生成物）{參考狀態(tài)單質只合用于標準摩爾生成焓，其標準摩爾燃燒焓不為零｝第三章：化學動力學基礎第一節(jié)：反映速率第二節(jié)：濃度對反映速率的影響—速率方程對化學反映來說，反映速率與反映物濃度的定量關系為：，該方程稱為化學反映速率定律或化學反映速率方程,式中稱為反映速率系數(shù)，表達化學反映速率相對大小;,分別為反映物A和B的濃度,單位為;，分別稱為A,B的反映級數(shù);稱為總反映級數(shù)。反映級數(shù)可以是零、正整數(shù)、分數(shù)，也可以是負數(shù)。零級反映得反映物濃度不影響反映速率。（反映級數(shù)不同會導致單位的不同。對于零級反映，的單位為，一級反映的單位為，二級反映的單位為,三級反映的單位為）由實驗測定反映速率方程的最簡樸方法—初始速率法。在一定條件下，反映開始時的瞬時速率為初始速率,由于反映剛剛開始，逆反映和其他副反映的干擾小,能較真實的反映出反映物濃度對反映速率的影響具體操作是將反映物按不同組成配置成一系列混合物。對某一系列不同組成的混合物來說,先只改變一種反映物A的濃度。保持其他反映物濃度不變。在某一溫度下反映開始進行時，記錄在一定期間間隔內A的濃度變化，作出圖，擬定t＝0是的瞬時速率。也可以控制反映條件，是反映時間間隔足夠短,這時可以把平均速率作為瞬時速率。3、對于一級反映,其濃度與時間關系的通式為:㏑第三節(jié)：溫度對反映速率的影響—Arｒhenｉuｓ方程速率系數(shù)與溫度關系方程:,㏑{}=㏑{}-，㏑，實驗活化能,單位為。為指前參量又稱頻率因子。與具有相同的量綱。與是兩個經驗參量，溫度變化不大時視為與溫度無關。對Aｒｒｈeniｕs方程的進一步分析：⑴在室溫下，每增長４,將使值減少８０%。在室溫相同或相近的情況下，活化能大的反映,其速率系數(shù)則小，反映速率較小;小的反映較大，反映速率較大。⑵對同一反映來說,溫度升高反映速率系數(shù)增大,一般每升高10℃,值將增大2～1０倍。⑶對同一反映來說,升高一定溫度,在高溫區(qū),值增大倍數(shù)小;在低溫區(qū)值增大倍數(shù)大。因此，對一些在較低溫度下進行的反映，升高溫度更有助于反映速率的提高。⑷對于不同的反映,升高相同溫度，大的反映值增大倍數(shù)大;小的反映值增大倍數(shù)小。即升高溫度對進行的慢的反映將起到更明顯的加速作用。第四節(jié)：反映速率理論與反映機理簡介1、＝(正）-(負）2、由普通分子轉化為活化分子所需要的能量叫做活化能第五節(jié)：催化劑與催化作用催化劑是指存在少量就能顯著加速反映而自身最后并無損耗的物質。催化劑加快反映速率的作用被稱為催化作用。催化劑的特性:⑴催化劑只對熱力學也許發(fā)生的反映起催化作用，熱力學上不也許發(fā)生的反映,催化劑對它不起作用。⑵催化劑只改變反映途徑(又稱反映機理)，不能改變反映的始態(tài)和終態(tài),它同時加快了正逆反映速率,縮短了達成平衡所用的時間,并不能改變平衡狀態(tài)。⑶催化劑有選擇性,不同的反映常采用不同的催化劑,即每個反映有它特有的催化劑。同種反映假如能生成多種不同的產物時,選用不同的催化劑會有助于不同種產物的生成。⑷每種催化劑只有在特定條件下才干體現(xiàn)出它的活性,否則將失去活性或發(fā)生催化劑中毒。第四章:化學平衡熵和Gibｂs函數(shù)第一節(jié):標準平衡常數(shù)1、平衡的組成與達成平衡的途徑無關，在條件一定期，平衡的組成不隨時間而變化。平衡狀態(tài)是可逆反映所能達成的最大限度。平衡組成取決于開始時的系統(tǒng)組成。２、對可逆反映來說,其標準平衡常數(shù)３、兩個或多個化學計量式相加（或相減)后得到的化學計量式的標準平衡常數(shù)等于原各個化學計量式的化學平衡常數(shù)的積（或商)，這稱為多重平衡原理。第二節(jié)：標準平衡常數(shù)的應用1、反映進度也常用平衡轉化率來表達。反映物A的平衡轉化率表達式為２、J表達反映商。若J<則反映正向進行；若J＝，則反映處在平衡狀態(tài);若J>，則反映逆向進行。第三節(jié)：化學平衡的移動1、濃度對化學平衡的影響:濃度雖然可以使化學平衡發(fā)生移動，但并不能改變化學平衡常數(shù)的數(shù)值,由于在一定溫度下,值一定。當反映物濃度增長或產物濃度減少時,平衡正向移動;當反映物濃度減少或產物濃度增長時，平衡逆向移動。2、壓力對化學平衡的影響:綜合考慮各反映物和產物分壓是否改變及反映前后氣體分子數(shù)是否改變。3、溫度對化學平衡都影響：溫度變化引起標準平衡常數(shù)的改變,從而使化學平衡移動。溫度對標準平衡常數(shù)的影響用vaｎ’tHoff方程描述。㏑第四節(jié):自發(fā)變化和熵１、自發(fā)變化的基本特性：⑴在沒有外界作用或干擾的情況下，系統(tǒng)自身發(fā)生的變化稱為自發(fā)變化。⑵有的自發(fā)變化開始時需要引發(fā)，一旦開始，自發(fā)變化將一直進行達成平衡,或者說自發(fā)變化的最大限度是系統(tǒng)的平衡狀態(tài)。⑶自發(fā)變化不受時間約束，與反映速率無關。⑷自發(fā)變化必然有一定的方向性，其逆過程是非自發(fā)變化。兩者都不能違反能量守恒定律。⑸非自發(fā)變化和自發(fā)變化都是也許進行的。但是只有自發(fā)變化能自動發(fā)生,而非自發(fā)變化必須借助一定方式的外部作用才干發(fā)生。沒有外部作用非自發(fā)變化將不能繼續(xù)進行。2、在反映過程中,系統(tǒng)有趨向于最低能量狀態(tài)的傾向,常稱其為能量最低原理。相變化也具有這種傾向。系統(tǒng)有趨向于最大混亂度的傾向,系統(tǒng)混亂度的增長有助于反映的自發(fā)進行。純物質完整有序晶體在0K時熵值為零；.⑴熵與物質聚集狀態(tài)有關。同一種物質氣態(tài)熵值最大,液態(tài)次之,固態(tài)熵值最小。⑵有相似分子結構且相對分子質量又相近的物質，其值相近。分子結構相近而相對分子質量不同的物質,其標準摩爾熵值隨分子質量增大而增大。⑶物質的相對分子質量相近時，分子構型越復雜，其標準摩爾熵值越大。6、反映的標準摩爾熵變等于各生成物的標準摩爾熵值之和減去各反映物的標準摩爾熵值之和7、在任何自發(fā)過程中,系統(tǒng)和環(huán)境的熵變化總和是增長的。即:自發(fā)變化非自發(fā)變化平衡狀態(tài)８、第五節(jié):Gibｂｓ函數(shù)Gｉbbs函數(shù)被定義為：,被稱為Gｉbｂs自由能。在不做體積功和定溫定壓條件下,在任何自發(fā)變化中系統(tǒng)的Gibbs函數(shù)是減少的,由得⑴當＜0，>0時反映能正向進行。⑵當>0,<０時反映在高溫下能正向進行。⑶當<0,＜0時反映在低溫下能正常進行。⑷當>0,＜0時反映不能正向進行。當時的在吸熱熵增反映中是反映能正向進行的最低溫度;在放熱熵減反映中是反映能正向進行的最高溫度。因此這個溫度就是反映是否可以正向進行的轉變溫度。物質B的標準摩爾生成Gibbs函數(shù)（B,相態(tài)，T)是指在溫度Ｔ下由參考狀態(tài)單質生成物質B(且時)的標準摩爾Giｂｂs函數(shù)變。<－４0時反映多半能正向進行；>４0時反映大多逆向進行；－40<<４0時要用來判斷反映方向。Ｖａn’tHｏff方程:㏑㏑第五章:酸堿平衡第一節(jié)：酸堿質子理論1、酸堿質子理論:凡是能釋放出質子的任何含氫原子的分子或離子都是酸;任何能與質子結合的分子或離子都是堿。簡言之酸是質子給予體，堿是質子接受體。２、質子理論強調酸和堿之間的互相依賴關系。酸給出質子后生成相應的堿,而堿結合質子后生成相應的酸。酸與堿之間的這種依賴關系稱為共軛關系,相應的一對酸和堿稱為共軛酸堿對。酸給出質子后生成的堿為這種酸的共軛堿，堿得到質子后所生成的酸稱為這種堿的共軛酸。酸堿解離反映是質子轉移的反映。在水溶液中酸堿的電離時質子轉移反映。鹽類水解反映事實上也是離子酸堿的質子轉移反映。既能給出質子又能接受質子的物質稱為兩性物質。酸堿的強度一方面取決于其自身的性質，另一方面與溶劑的性質等有關。酸和堿的強度是指酸給出質子和堿接受質子能力的強弱。給出質子能力強的酸是強酸，接受質子能力強的堿是強堿;反之，就是弱酸和弱堿。溶劑的堿性越強溶質表現(xiàn)出來的酸性就越強，溶劑的酸性越強溶質表現(xiàn)出來的堿性就越強。第二節(jié)：水的電離平衡和溶液的PＨ對反映,被稱為水的離子積常數(shù)。2５℃時,。第三節(jié)：弱酸、弱堿解離平衡1、酸的水溶液中存在質子轉移反映:，其標準平衡常數(shù)簡寫為，稱為弱酸HA的解離常數(shù)，弱酸解離常數(shù)的數(shù)值表白了酸的相對強弱。解離常數(shù)越大酸性越強，給出質子能力越強。值受溫度影響但變化不大。２、在一元弱堿的水溶液中存在反映：,，稱為一元弱堿Ｂ的解離常數(shù)。3、解離度的定義為解離的分子數(shù)與總分子數(shù)的比值，即,解離度越大越大,ＰH越小。解離度與解離常數(shù)關系為。對堿同樣合用。第四節(jié)：緩沖溶液同離子效應：在弱酸或弱堿的溶液中，加入與這種酸或堿含相同離子的易溶強電解質，使酸或堿的解離度減少。緩沖溶液：具有可以保持PH相對穩(wěn)定性能的溶液(也就是不因加入少量強酸或強堿而顯著改變ＰH的溶液。緩沖溶液通常由弱酸和他的共軛堿組成。緩沖溶液PＨ計算公式:㏒，㏒第五節(jié)：酸堿指示劑當溶液中即時,溶液呈現(xiàn)出的顏色；當即時,溶液呈現(xiàn)的顏色；當即時，溶液呈現(xiàn)兩者的混合顏色。指示劑的變色范圍是，但是由于人的視覺對不同顏色的敏感度的差異實際變色范圍經常小于兩個pH單位。第六節(jié):酸堿電子理論酸是任意可以接受電子對的分子或離子；酸是電子對的接受體，必須具有可以接受電子對的空軌道。堿則是可以給出電子對的分子或離子；堿是電子的給予體,必須具有未共享的孤對電子。酸堿之間以共價鍵相結合,并不發(fā)生電子對轉移。第七節(jié)：配位化合物在配合物中Lｅwiｓ酸被稱為形成體(或中心離子),Lewis堿被稱為配體。配合物的定義是形成體與一定數(shù)目的配體以配位鍵按一定的空間構型結合形成離子或分子。這些離子或分子被稱為配位個體。形成體通常是金屬離子或原子，也有少數(shù)是非金屬元素(B，P,Ｈ)。通常作為配體的是非金屬的陰離子或分子。在配體中,與形成體成鍵的原子叫做配位原子;配位原子具有孤對電子。常見的配位原子有F,Cl，Ｂr,I,S,N,Ｃ等。配體中只有一個配位原子的稱為單齒配體,有兩個或兩個以上配位原子的稱為多齒配體。在配位個體中,與形成體成鍵的配位原子個數(shù)叫作配位數(shù)。常見多齒配體有：配合物的化學式：配合物的化學式中一方面應先列出配位個體中形成體的元素符號，在列出陰離子和中性分子配體,，將整個配離子或分子的化學式括在方括號中。配合物的命名：命名時，不同配體之間用·隔開。在最后一個配體名稱后綴以“合”字。⑴含配陰離子的配合物的命名遵照無機鹽命名原則。例如為硫酸四氨合銅為氯化六氨合鉑。⑵含配陰離子的配合物,內外層間綴以“酸”字。例如為六氰合鐵酸鉀⑶配體的順序:具有多種無機配體時,通常先列出陰離子名稱,后列出中性粒子名稱。例如為三氯·氨合鉑酸鉀配體同是中性分子或同是陰離子時，按配位原子元素符號的英文字母順序排列,例如氯化五氨·水合鈷。若配位原子相同，將含原子數(shù)較少的配體排在前面,較多原子數(shù)的配體排在后面;若配位原子相同且配體中具有的與子數(shù)目也相同，則按結構中與配位原子相連的非配位原子元素符號的英文字母順序排列。例如為氨基·硝基·二氨合鉑配體中既有無機配體又有有機配體,則無機配體排在前面有機配體排在后面。例如為三氯·乙烯合鉑酸鉀。簡樸配合物：配合物分子或離子只有一個中心離子，每個配體只有一個配位原子與中心離子成鍵。螯合物：在螯合物分子或離子中,其配體為多齒配體,配體與中心離子成鍵，形成環(huán)狀結構。多核配合物：多核配合物分子或離子具有兩個或兩個以上的中心離子，中心離子間常以配體相連。羰合物:某些d區(qū)元素以CO為配體形成的配合物稱為羰合物。烯烴配合物：某些ｄ區(qū)元素以不飽和烴為配體形成的配合物稱為烯烴配合物。第八節(jié)：配位反映與配位平衡１、,是配合物的解離常數(shù)，又稱為配合物的解離常數(shù)或不穩(wěn)定常數(shù)。越大，配合物越不穩(wěn)定。2、,是配合物生成常數(shù),又稱為穩(wěn)定常數(shù)或累積穩(wěn)定常數(shù)。3、一般來說配合物的逐級穩(wěn)定常數(shù)隨著配位數(shù)的增長而減少。4、以N，O,F等電負性大（吸引電子能力強),半徑小,難被氧化(不易失去電子),不易變形（難被極化）的原子為配位原子的堿成為硬堿。反之則為軟堿，介于兩者之間的為交界堿。５、硬酸多是電荷數(shù)較多，半徑較小，外層電子被原子核束縛得較緊而不易變形（極化率較?。┑年栯x子。反之則為軟酸，介于兩者之間的為交界酸。６、常見的酸和堿分類如下:硬酸軟酸交界酸酸金屬原子…硬堿軟堿交界堿堿7、軟硬酸堿原則：軟親軟，硬親硬第六章:沉淀溶解平衡第一節(jié):溶解度和溶度積1、溶解度:在一定溫度下，達成溶解平衡時，一定量溶劑中具有的溶質質量。2、常見無機化合物溶解性:常見無機酸是可溶的，硅酸是難溶的；氨、族氫氧化物,是可溶的；是微溶的;其余元素的氫氧化物都是難溶的。幾乎所有的硝酸鹽都是可溶的；是微溶的。大多數(shù)醋酸鹽是可溶的；是難溶的。大多數(shù)氯化物是可溶的;是微溶的；是難溶的。大多數(shù)溴化物，碘化物是可溶的;是微溶的；是難溶的。大多數(shù)硫酸鹽是可溶的;是微溶的；,,是難溶的。大多數(shù)硫化物是難溶的,第一主族，第二主族金屬硫化物和是可溶的。多數(shù)碳酸鹽，磷酸鹽，亞硫酸鹽是難溶的;第一主族(Lｉ除外）和銨離子的這些鹽是可溶的。多數(shù)氟化物是難溶的;第一主族（Ｌｉ除外）金屬氟化物,是可溶的;是微溶的。幾乎所有的氯酸鹽,高氯酸鹽都是可溶的;是微溶的；幾乎所有的鈉鹽,鉀鹽均是可溶的;是難溶的。對于一般沉淀反映來說:，溶度積的通式是難溶電解質的溶度積常數(shù)的數(shù)值在稀釋溶液中不受其他離子存在的影響,只取決于溫度。溫度升高,多數(shù)難溶化合物的溶度積增大。第二節(jié)：沉淀的生成和溶解同離子效應:在難溶電解質的飽和溶液中，加入具有相同離子的強電解質時,難溶電解質的溶解度將減少。同離子效應使難溶電解質的溶解度減少。鹽效應使難溶電解質溶解度增大。一般來說，若難溶電解質的溶度積很小時，鹽效應的影響很小,可忽略不計;若難溶電解質的溶度積較大，溶液中各種離子的總濃度也較大時，就應考慮鹽效應的影響。金屬硫化物的溶解平衡:,稱為在酸中的溶度積常數(shù)。某些難容硫化物的溶度積常數(shù)：第七章：氧化還原反映電化學基礎第一節(jié):氧化還原反映基本概念有電子得失或轉移的反映稱為氧化還原反映。表達元素氧化態(tài)的數(shù)值稱為氧化數(shù)又稱氧化值。⑴在單質中元素氧化值為零。⑵在單原子離子中,元素氧化值等于離子所帶電荷數(shù)。⑶在大多數(shù)化合物中,氫的氧化值為+1，只有在金屬氫化物中，氫的氧化值為-1。⑷通常在化合物中氧的氧化值為-2，但是在等過氧化物中養(yǎng)的氧化值為-1，在氧的氟化物中，如中氧的氧化值為+2，+1。⑸在所有氟化物中氟的氧化值為-1。⑹堿金屬和堿土金屬在化合物中氧化值分別為+1和+2。⑺在中性分子中，各元素氧化值代數(shù)和為零。在多原子離子中，各元素氧化數(shù)代數(shù)和等于離子所帶電荷數(shù)。第二節(jié):電化學電池電池圖示:將發(fā)生氧化反映的負極寫在左邊,發(fā)生還原反映的正極寫在右邊;并按順序用化學式從左到右依次排列各個相的物質組成和狀態(tài)；用單垂線“︱”表達相與相間的界面,用雙折線“‖”表達鹽橋。Ｆaraday定律：⑴在電化學電池中，兩極所產生或消耗的物質的物質的量與通過電池的電荷量成正比。⑵當給定的電荷量通過電池時,電極上所產生或消耗的物質的物質的量正比于物質的摩爾質量被相應于半反映每摩爾物質每摩爾物質所轉移的電子數(shù)除的商。對于半反映,根據Faraday定律,第一：電極上沉淀出或消耗掉的正比于通過電池的電荷量Q。Q越大越大。第二:當通過電池的電荷量Q一定期，正比于,為物質的摩爾質量。Fａraｄay常量表達一摩爾電子所帶的電荷量，,F被稱為Ｆaraｄay常量當原電池放電時,兩極間的電勢差將比該電池的最大電壓要小。這是由于驅動電流通過電池需要消耗能量或者稱其為要做功,產生電流時,電池電壓的減少正反映了電池內所消耗的這種能量；并且電流越大，電壓減少越多。因此,只有電池中沒有電流通過時,電池才具有最大電壓又稱其為開路電壓。當通過原電池的電流趨近于零時,兩電極間的最大電勢差被稱為原電池的電動勢,用表達。當電池中各物質均處在標準狀態(tài)時，測定的電動勢被稱為標準電動勢，用表達?？赡骐姵乇仨毦哂幸韵聴l件。第一:電極必須是可逆的,即當相反方向的電流通過電極是,電極反映必然逆向進行;電流停止,反映也停止。第二：規(guī)定通過電極的電流無限小，電極反映在接近于電化學平衡的條件下進行。電池反映的標準摩爾Giｂbs函數(shù)變。第三節(jié):電極電勢原電池的電動勢是構成原電池的兩個電極間的最大電勢差，即正極電勢減去負極電勢等于電池的電動勢:。電極電勢的絕對值無法擬定,常選取標準氫電極（簡寫為SＨE）作為比較的基準，稱其為參比電極。參比電極中最常用的是甘汞電極。各電對的標準電極電勢是以標準氫電極為參比電極并與各標準電極組成原電池時測得的電動勢。使待測半電池中各物質均處在標準狀態(tài)下,將其與標準氫電極相連組成原電池，以電壓表測定該電池的電動勢并擬定其正極和負極，進而可推算出待測半電池的標準電極電勢。電極電勢高的電對為正極,電極電勢低的電對為負極。兩電極的標準電極電勢之差等于原電池的標準電極電勢。即.㏑,㏑。假如電對的氧化型生成難溶化合物(配合物），則電極電勢變??；若還原型生成難溶化合物（配合物)，則電極電勢變大；當還原型和氧化型同時生成難溶化合物(配合物)，若()（氧化型)<()（還原型）,則電極電勢變小,反之則變大。第四節(jié):電極電勢的應用某電對的越大，其氧化型的得電子能力(氧化性）越強,還原型失電子能力（還原性)越弱；反之電對的越小，其氧化型的得電子能力(氧化性）越弱，還原型失電子能力（還原性)越強。,㏒，㏑元素電勢圖：當某種元素形成三種或三種以上氧化值的氧化物時,這些物種可以組成多種不同的電對,各電對的標準電極電勢可用圖的形式表達出來，這種圖叫做元素電勢圖。畫元素電勢圖，可以按元素氧化值由高到低的順序，把各氧化物的化學式從左到右寫出來，各不同氧化物之間用直線連接起來，在直線上表白不同氧化值物種所組成的電對的標準電極電勢。歧化反映發(fā)生的一般規(guī)則：，若<則B能發(fā)生歧化反映第二篇:物質結構基礎第八章：原子結構第一節(jié):原子結構的Bｏhr理論1、電子的電量為，電子的質量為。2、每種元素的原子輻射都具有一定頻率成分構成的特性光譜，它們是一條條離散的譜線,被稱為線狀光譜,即原子光譜。３、氫原子光譜的頻率公式:４、Boｈr原子結構理論;⑴定態(tài)假設原子的核外電子在軌道上運營時,只可以穩(wěn)定的存在于具有分立的，固定能量的狀態(tài)中，這些狀態(tài)稱為定態(tài)（能級)，即處在定態(tài)的原子的能量是量子化的。此時原子并不輻射能量，是穩(wěn)定的。⑵躍遷規(guī)則原子的能量變化(涉及發(fā)射和吸取電磁輻射）只能在兩定態(tài)之間以躍遷的方式進行。在正常情況下，原子中的電子盡也許處在離核最低的軌道上。這時原子的能量最低,即原子處在基態(tài)。當原子受到輻射,加熱或通電時，獲得能量后的電子可以躍遷到離核較遠的軌道上去即原子被激發(fā)到高能量的軌道上,這時原子處在激發(fā)態(tài)。處在激發(fā)態(tài)的電子不穩(wěn)定,可以躍遷到離核較近的軌道上,同時釋放出光子。光的頻率取決于離核較遠的軌道的能量（)與離核較近的軌道的能量（)之差：第二節(jié):微觀粒子運動基本特性1、實物粒子波長滿足,其中為實物粒子質量,為實物粒子運動速度，為動量。2、不擬定原理：對運動中的微觀粒子來說，并不能同時準確擬定它的位置和動量。其關系式為：，式中為微觀粒子位置(或坐標)的不擬定度，為微觀粒子動量的不擬定度,該式表白微觀粒子位置不擬定度與動量不擬定度的成績大約等于Ｐl(wèi)ank常量的數(shù)量級。就是說,微觀粒子位置不擬定度越小,則相應它的動量不擬定度就越大。３、微觀粒子的波動性是大量微觀粒子(或者是一個粒子千萬次運動)所表現(xiàn)出來的性質，可以說物質的運動是具有記錄意義的概率波;在空間某個區(qū)域波強度(即衍射強度)大的地方，粒子出現(xiàn)的機會多，波強度小的地方粒子出現(xiàn)的機會少。從數(shù)學角度看,這里說的機會是概率，也就是說,在空間區(qū)域內任一點波的強度與粒子出現(xiàn)的概率成正比。第三節(jié):氫原子結構的量子力學描述1、方程:式中是坐標的函數(shù),是系統(tǒng)總能量，是勢能,是微觀粒子質量，是Planck常量。２、⑴主量子數(shù)在原子的電子中最重要的量子化性質是能量。原子軌道的能量重要取決于主量子數(shù)，對于氫原子和類氫原子,電子的能量值取決于。的取值為1,2,３,4,５等正整數(shù)。越大電子離核的平均距離越遠，能量越高。因此，可將值所表達的電子運動狀態(tài)相應于K，Ｌ,Ｍ,N，O…電子層⑵角量子數(shù)原子軌道的角動量有角量子數(shù)決定。在多原子電子中原子軌道的能量不僅取決于主量子數(shù),還受角量子數(shù)的影響。受限制,只能取0到（-１)的整數(shù)，按照光譜學的規(guī)定，相應的符號為ｓ，p,d,ｆ，ｇ…。一定，取不同值代表同一電子層中不同狀態(tài)的亞層。角量子數(shù)還表白了原子軌道的分布角度形狀不同。＝0，為ｓ軌道，其角度分布為球形對稱;=１，為p軌道，其角度分布為啞鈴型；=2為ｄ軌道，其角度分布為花瓣形。對多電子原子來說,相同,越大,其能量越大。⑶磁量子數(shù)決定角動量在磁場方向的分量。其取值受角量子數(shù)的限制,從-，…,0,…，＋,共有（2+１）個取值。磁量子數(shù)決定原子軌道在核外空間的取向。=０，只有0一個取值，表達s軌道在核外空間只有一種分布方向,即以核為球心的球形。=1,有+1,－１,０三個取值，表達p亞層在空間有三個分別沿x軸,y軸,z軸的取向軌道,即軌道。=２,有0,－1,+1，-2，+2五個取值，表達d亞層有五個取向的軌道，分別是軌道。⑷自旋量子數(shù)電子除軌道運動外,尚有自旋運動。電子自旋運動的自旋角動量有自旋量子數(shù)決定。處在同一軌道上的電子自旋狀態(tài)只能有兩種,分別用自旋磁量子數(shù)和來擬定。正是由于電子具有自旋角動量，使氫原子光譜在沒有外磁場時會發(fā)生微小的分裂，得到了靠的很近的譜線。3、一個原子軌道可以用,，一組三個量子數(shù)來擬定,但是原子層中每個電子的運動狀態(tài)必須用，,，四個量子數(shù)來擬定。四個量子數(shù)擬定之后,電子在核外空間的運動狀態(tài)就擬定了。４、概率密度是空間某單位體積內電子出現(xiàn)的概率。電子在核外空間某區(qū)域內出現(xiàn)的概率等于概率密度與該區(qū)域體體積的乘積。5、電子云是概率密度的形象化描述。黑點密的地方電子出現(xiàn)的概率大；黑點稀疏的地方電子出現(xiàn)的概率小。6、電子云有等密度圖和界面圖兩種圖示。在電子云等密度圖中,每一個球面上的數(shù)字表達概率密度的相對大小。在電子云界面圖中,界面事實上是一個等密度面,電子在此界面內出現(xiàn)的概率高于９0%,在此界面外出現(xiàn)的概率低于1０%，通常認為在界面外發(fā)現(xiàn)電子的概率可忽略不計。７、氫原子各種狀態(tài)的徑向分布函數(shù)圖中鋒數(shù)等于主量子數(shù)與角量子數(shù)之差，即．原子軌道角度分布圖與電子云角度分布圖。第四節(jié):多電子原子結構由Pauling近似能級圖發(fā)現(xiàn)：角量子數(shù)相同的能級的能量高低由主量子數(shù)決定，主量子數(shù)越大能量越高；主量子數(shù)相同,能級能量隨角量子數(shù)的增大而增大，這種現(xiàn)象稱為能級分裂;當主量子數(shù)與角量子數(shù)均不同時,有時出現(xiàn)能級交錯現(xiàn)象。Ｃoｔｔon原子軌道能級圖(見課本P2４0）概括了理論和實驗的結果，定性的表白了原子序數(shù)改變時，原子軌道能量的相對變化。由此圖可以看出不同于Pａuｌinｇ近似能級圖的點:⑴反映出主量子數(shù)相同的氫原子軌道的兼并性。也就是對原子序數(shù)為1的氫原子來說，其主量子數(shù)相同的各軌道全處在同一能級點上。⑵反映出原子軌道的能量隨原子序數(shù)的增大而減少。⑶反映出隨著原子序數(shù)的增大，原子軌道能級下降幅度不同,因此曲線產生了交錯現(xiàn)象。3、屏蔽效應：一個電子對另一個電子產生電荷屏蔽，使核電荷度該電子的吸引力減弱,即由核外電子云抵消了一些核電荷的作用。是核電荷減少數(shù)，稱為屏蔽常數(shù)，相稱于被抵消的正電荷數(shù)。４、鉆穿效應：在多電子原子中每個電子既被其他電子所屏蔽,也對其余電子起屏蔽作用，在原子核附近出現(xiàn)概率較大的電子，可更多的避免其余電子的屏蔽,受到核的較強的吸引而更靠近核，這種進入原子內部空間的作用叫做鉆穿效應。就其實質而言,電子運動具有波動性，電子可在原子區(qū)域的任何位置出現(xiàn)，也就是說，最外層電子有時也會出現(xiàn)在離核很近處，只是概率較小而已。５、主量子數(shù)相同時，角量子數(shù)越小的電子，鉆穿效應越明顯，能級也越低。6、基態(tài)原子核外電子排布規(guī)則:⑴能量最低原理：電子在原子軌道中的排布,要盡也許使整個原子系統(tǒng)能量最低。⑵Pａuli不相容原理:同一原子軌道最多容納兩個自選方式相反的電子，或者說同一原子中不也許存在一組四個量子數(shù)完全相同的電子。⑶Hund規(guī)則:在相同或相同的軌道上分布的電子，將盡也許分占值不同的軌道且自旋平行。Ｓ層最多容納2個電子,p層最多容納6個電子,d層最多容納10個電子，f層最多容納1４個電子,g層最多容納1８個電子…⑷全滿半滿最穩(wěn)定。原子核外電子排布:1s,2s,２p,3s，3p,４s，３ｄ，4p,５ｓ,4ｄ,5p,6s,4f,5d,6ｐ,７s,５f,6d,7p…出現(xiàn)d軌道時,電子按照的順序在原子軌道上排布，若d軌道和f軌道均已出現(xiàn)，電子按照的順序在院子軌道上排布。第五節(jié):元素周期表能級與周期的關系:周期特點能級組相應的能級原子軌道數(shù)元素種類數(shù)一特短周期１1ｓ12二短周期22ｓ2p48三短周期3３s３ｐ4８四長周期4４s３d4p9１８五長周期55s4d5p918六專長周期6634ｆ５ｄ6p163２七不完全周期77s5f6ｄ7p１6應有32元素的族:同族元素價電子數(shù)目相同。主族元素的價電子所有排布于最外層的軌道,盡管同族元素電子層數(shù)從上到下逐漸增長,但價電子排布完全相同。主族序數(shù)等于價電子總數(shù)。除氦元素外稀有氣體元素最外層電子排布均為,呈現(xiàn)穩(wěn)定結構，稱為零族元素,也稱為第八主族。前五個副族價電子數(shù)目相應族序數(shù)，而第一第二副族是根據軌道上是有1個或２個電子來劃分的，第８,9,10列元素被稱為第八族，價電子排布一般為元素的分區(qū):S區(qū)元素：涉及第一,第二主族，最后一個電子填充在s軌道上，價電子排布為(第一主族）或（第二主族)，屬于活潑金屬。P區(qū)元素：涉及第三主族到第七主族及零族,最后一個電子填充在ｐ軌道上，價電子排布為（第三主族），(第四主族）,(第五主族),(第六主族),（第七主族）,(零族)d區(qū)元素：涉及第三副族到第七副族,最后一個電子填充在軌道上吧，價電子排布為(鈧,釔)，(第四副族),(第五副族,鈮為），(第六副族，鎢為），（第七副族)，鐵為,鈷為，鎳為，釕為，銠為,鈀為,鋨為,銥為,鉑為(第八族所有元素的價電子數(shù)等于列序數(shù)，可認為8，9,10）。一般而言，它們的區(qū)別重要在次外層的d軌道上，由于d軌道未充滿電子(鈀除外），他們可以不同限度的參與化學鍵的形成。ds區(qū)元素：涉及第一,第二副族。它們院子次外層為充滿電子的ｄ軌道,最外層s層上有1～2個電子。電子層結構為（第一副族),(第二副族)。ds區(qū)元素族數(shù)相應ｓ軌道上電子數(shù)。f區(qū)元素:涉及鑭系元素和婀系元素，最后一個電子填充在ｆ軌道上，價電子排布為第六節(jié)：元素性質的周期性原子半徑:原子半徑可以分為金屬半徑,共價半徑和VandeｒＷａaｌs半徑。金屬單質晶體中,兩個最近鄰金屬原子核的一半，稱為金屬原子的金屬半徑。同種元素的兩個原子以共價單鍵結合時,其核間距的一半稱為該原子的共價單鍵半徑。在分子晶體中，分子間以VanderWaals力結合,兩個原子核間距離的一半就是ＶandｅｒWaals半徑。除金屬為金屬半徑（配位數(shù)為12)，稀有氣體為VanderWaａlｓ半徑，其余皆為共價半徑。原子半徑變化規(guī)律：⑴同一周期，隨著原子序數(shù)的增長原子半徑逐漸減小,但長周期中部（d區(qū))各元素的原子半徑隨電荷增長減小減慢。第一,第二副族元素(ｄs區(qū)）原子半徑略有增大，此后又逐漸減小。同一周期中原子半徑的大小受兩個因素制約：一是隨著核電荷數(shù)增長,原子核對核外層電子的吸引力增強，使原子半徑逐漸減??；二是隨著核外電子數(shù)的增長，電子間斥力增強，使原子半徑變大。由于增長的電子局限性以完全屏蔽所增長的核電荷，所以從左到右,有效核電荷數(shù)逐漸增大,原子半徑減小。在長周期中從左到右電子逐個填入亞層，對核的屏蔽作用較大,有效核電荷數(shù)增長較少，核對外層電子的吸引力增長不多，因此原子半徑減少緩慢。而到了長周期后半部，即第一，第二副族元素，由于電子構型，屏蔽效應顯著，所以原子半徑又略有增大。鑭系，錒系元素中，從左到右,原子半徑也是逐漸減小,只是減小幅度更小。這是由于新增長的電子填入亞層上，f電子對外層電子屏蔽效應更大,外層電子感受到的有效核電荷數(shù)增長更小,因此原子半徑減小緩慢。鑭系元素從鑭到镥原子半徑減小更緩慢的事實稱為鑭系收縮。鑭系收縮的結果使鑭系以后的該周期元素原子半徑與上一周期相應元素的原子半徑非常接近。導致和;和，和等在性質上極為相似,分離困難。⑵同一主族中,從上到下,外層電子構型相同,電子層增長因素占主導地位,所以原子半徑逐漸增大。副族元素原子半徑,從第四周期過渡到第五周期是增大的，但第五周期和第六周期同一族中過渡元素的原子半徑比較接近。電離能:基態(tài)氣體原子失去一個電子成為帶一個正電荷的氣態(tài)離子所需要的能量稱為第一電離能，用表達。由＋1價氣態(tài)正離子失去電子成為+2價氣態(tài)正離子所需要的能量叫做第二電離能，用表達。以此類推尚有第三電離能，第四電離能等等。隨著原子逐步失去電子所形成離子正電荷數(shù)越來越多，失去電子變得越來越困難。因此同一元素原子各級電離能逐漸增大。電離能大小反映原子失去電子的難易。電離能越小，原子失去電子越容易,金屬性越強；反之,電離能越大,原子失去電子越難,金屬性越強。電離能的大小重要取決于有效核電荷,原子半徑和原子電子層結構。同一周期中，從堿金屬到鹵素，原子有效電荷數(shù)逐個增長,原子半徑逐個減小,原最外層上電子數(shù)逐個增多,電離能逐個增大。第一主族最小，稀有氣體最大，處在峰頂。長周期中部元素,即過渡元素,由于電子加到次外層,有效核電荷增長不多，原子半徑減小緩慢，電離能僅略有增長。。Ｎ,P,Ａs和Ｂｅ,Mｇ等的電離能較大，均比它們后面元素的電力能大是由于它們的原子結構分別是半滿和全滿狀態(tài)，比較穩(wěn)定,失去電子相對較難，因此電離能也就越大。同一族從上到下,最外層電子數(shù)相同，有效核電荷增長不多,原子半徑增大成為重要因素,致使核對外層電子引力依次減弱，電子逐漸易于失去,電離能依次減小。電子親和能：元素氣態(tài)原子在基態(tài)時獲得一個電子成為-1價氣態(tài)負離子所放出的能量稱為電子親和能。用A表達電子親和能的大小反映了原子的到電子的難易。非金屬原子的第一電子親和能總是負值，而金屬的電子親和能一般為較小負值或正值。稀有氣體的弟子親和能均為正值。電子親和能的大小也取決于有效核電荷，原子半徑和原子電子層結構。同一周期，從左到右,原子的有效電荷增大，原子半徑逐漸減小,同時由于最外層電子數(shù)增長,趨向于結合電子形成8電子穩(wěn)定結構。元素的電子親和能負值在增大。鹵素的電子親和能呈現(xiàn)最大負值。堿土金屬由于半徑大又具有電子層結構難以結合電子，電子親和能為正值;稀有氣體元素具有８電子穩(wěn)定結構,更難以結合電子,因此電子親和能為最大正值。同一主族,從上到下規(guī)律不如周期變化那么明顯，大部分呈現(xiàn)電子親和能負值變小的趨勢，部分呈相反趨勢。比較特殊的是Ｎ原子的電子親和能為正值，是P區(qū)元素除稀有氣體的唯一正值,只是由于具有半滿的p亞層穩(wěn)定電子層結構,加之原子半徑小，電子間排斥力大得電子困難。此外，值得注意的是,電子親和能的最大負值不是出現(xiàn)在Ｆ原子,而是Cl原子。這也許由于Ｆ原子半徑小,進入的電子會受到原有電子較強的排斥，用于克服電子排斥所消耗的能量相對更多。電負性:元素原子在化合物中吸引電子的能力。電負性不是一個孤立原子的性質,而是在周邊原子的影響下分子中原子的性質。Puling把氫的電負性指定為２.2，在此基礎上，從相關分子鍵能數(shù)據出發(fā)，與氫的電負性對比，得到其他元素電負性數(shù)值。因此,各元素電負性數(shù)值是相對數(shù)值。Ｐｕlｉng電負性標度稱為。其他電負性標度見課本P256．在Pulｉng電負性標度中金屬元素電負性一般在2.0以下，非金屬元素一般在2.０以上。同一周期從左到右，電負性依次增大，元素金屬性增強，非金屬性減弱；同一主族,從上到下，電負性依次變小,元素金屬性減弱,非金屬性增強。過渡元素電負性遞變不明顯,它們都是金屬，但金屬性都不及第一，第二主族元素。第九章:分子結構第一節(jié):Lewｉｓ理論分子或晶體中相鄰原子(或離子)之間的強烈吸引作用稱為化學鍵。電負性相同或差值較小的非金屬元素形成的化學鍵稱為共價鍵，兩個原子之間必須共用電子對，即電子配對才干形成化學鍵，這是Lewis理論的核心，簡稱為電子配對理論。在分子中,每個原子均應具有穩(wěn)定的稀有氣體原子的8電子外層電子構型（He除外),習慣上稱為“八隅體規(guī)則”。并不是所有分子中的原子都符合“八隅體規(guī)則”。通常用短線表達共用電子對并將成鍵的元素符號連接起來,并在元素符號周邊用小黑點表達未成鍵價電子,這種描述分子結構的式子稱為Lewｉs結構式。假如原子間共用兩對電子或三對電子，可分別用兩條短線“﹦”或三條短線“≡”表達。Ｌewｉs結構式并不代表分子形狀，而僅僅代表成鍵方式和鍵的數(shù)目。第二節(jié):價鍵理論共價鍵的本質是由于原子軌道重疊，原子核間電子的概率密度增大,吸引原子核而成鍵。價鍵理論基本要點:⑴原子中自旋方式相反的未成對電子互相接近時,可互相配對形成穩(wěn)定的化學鍵。一個原子有幾個未成對電子，便可與幾個自旋相反的未成對電子配對成鍵。⑵形成共價鍵時,成鍵電子的原子軌道必須在對稱性一致的前提下發(fā)生重疊，原子軌道重疊限度越大，兩核間電子的概率密度就越大,形成的共價鍵就越穩(wěn)定。共價鍵的特點:⑴共價鍵具有飽和性在以共價鍵結合的分子中,每個原子成鍵的總數(shù)或與其以共價鍵相連的原子數(shù)目是一定的，這就是共價鍵的飽和性。⑵共價鍵具有方向性除s軌道外,p,d,f軌道在空間都有一定的伸展方向,成鍵時只有沿著一定的方向取向,才干滿足最大重疊原則,這就是共價鍵的方向性。共價鍵的鍵型：⑴鍵和鍵原子軌道沿核間連線方向進行同號重疊而形成的共價鍵稱為鍵;兩原子軌道垂直核間連線并互相平行而進行同號重疊所形成的共價鍵稱為鍵﹝剩余幾個ｐ軌道形成幾個p–p鍵,剩余幾個p電子形成幾個d–ｐ鍵﹞。雙鍵中一個共價鍵是鍵，此外一個共價鍵是鍵;叁鍵中一個共價鍵是鍵，此外兩個都是鍵,它們互相之間成9０°；至于單鍵，成鍵時通常軌道都是沿核間連線方向達成最大重疊的,所以都是鍵。⑵配位鍵共用的一對電子由一個原子單獨提供的共價鍵叫做配位鍵。配位鍵用箭頭“→”而不用短線表達，以示區(qū)別。箭頭方向是從提供電子對的原子指向接受電子對的原子。配位鍵的形成條件:①提供共用電子對的原子有孤對電子;②接受電子對的原子有空軌道。第三節(jié)：雜化軌道理論雜化是指在形成分子的過程中，若干不同類型能量相近的原子軌道重新組合成一組新的原子軌道。這種軌道重新組合的過程稱為雜化，所形成的新軌道稱為雜化軌道。雜化軌道類型:⑴只有s軌道和p軌道參與的雜化稱為ｓｐ型雜化。根據參與雜化的p軌道數(shù)目的不同，sp型雜化又分為三種雜化方式:①雜化雜化是由1個ｓ軌道和３個ｐ軌道組合而成。每個雜化軌道具有s軌道成分和ｐ軌道成分，雜化軌道間夾角為1０9．5°，空間構型為四周體。②雜化雜化是由1個s軌道和２個p軌道組合而成。每個雜化軌道具有s軌道成分和p軌道成分，雜化軌道間夾角為1２0°,空間構型為平面三角形。③雜化雜化是由1個s軌道和1個p軌道組合而成。每個雜化軌道具有s軌道成分和p軌道成分，雜化軌道間夾角為18０°,空間構型為直線型。型雜化軌道間的夾角可用公式cｏｓ計算，為足化軌道間夾角，為雜化軌道中s軌道成分。⑵spd型雜化s軌道,ｐ軌道，ｄ軌道共同參與的雜化稱為sｐd型雜化。這里只介紹兩種常見類型:雜化和雜化。①雜化1個ｓ軌道，3個p軌道和1個ｄ軌道組合成5個雜化軌道，在空間排列成三角雙錐構型,雜化軌道間夾角為90°和120°。②雜化1個s軌道，3個ｐ軌道和2個d軌道組合成6個雜化軌道，在空間排列成正八面體結構，雜化軌道間夾角為90°和18０°。⑶不等性雜化:上述sp型和spd型雜化,雜化過程中形成的是一組能量簡并的軌道,參與雜化的各原子軌道如s，p,ｄ等成分相等，這種雜化屬于等性雜化。有些分子雜化情況不同，參與雜化的原子軌道不僅具有未成對電子的原子軌道,也包電子已耦合成對的原子軌道或者沒有電子的空原子軌道。也就是說，雜化過程中參與雜化的各原子軌道ｓ,p，d的成分并不相等,所形成的雜化軌道是一組能量彼此不相等的軌道，這種雜化稱為不等性雜化。第四節(jié)：價層電子互斥理論價層電子互斥理論基本要點:⑴當中心原子與個配位原子或原子團,個孤電子對組成型分子時,分子的空間構型取決于中心原子的價層電子對數(shù)（)。價層電子對數(shù)(簡稱價層電子對）涉及成鍵電子對與未成鍵的孤電子對。⑵分子的空間構型采用電子對互相排斥作用最小的構型。價層電子對間盡也許遠離以使斥力最小。因此，價電子對空間排布方式與價電子對數(shù)關系如下表：⑶就只具有共價單鍵的型分子而言，中心原子的價層電子對數(shù)等于成鍵電子對數(shù)與孤電子對數(shù)之和（即＝+）。分子的幾何構型與價層電子對數(shù),成鍵電子對數(shù)及孤電子對數(shù)之間的關系如下表:的價層電子對數(shù)成鍵電子對數(shù)孤對電子對數(shù)分子類型的價層電子對的排布方式分子的幾何構型實例220直線型3３0平面三角形21形４4O四周體31三角錐2２形續(xù)表的價層電子對數(shù)成鍵電子對數(shù)孤對電子對數(shù)分子類型的價層電子對的排布方式分子的幾何構型實例5５0三角雙錐41變形四周體(蹺蹺板形）３２T形２3直線型660八面體51四方錐42平面正方形⑷中心原子與配位原子之間以雙鍵或叁鍵結合，VSＥＰR理論把重鍵當成單鍵解決,由于同一多重鍵中的鍵和鍵連接著相同的兩個原子,就決定分子幾何構型的意義上看，多重鍵的２對或3對電子同單鍵的一對電子是等同的。⑸價層電子對間斥力大小取決于電子對之間的夾角以及電子對的類型。一般規(guī)律是:電子對間夾角越小,斥力越大。價層電子對間斥力大小順序為：孤對電子對–孤對電子對>孤對電子對–成鍵電子對>成鍵電子對–成鍵電子對多重鍵的存在雖然不能改變分子的幾何形狀，但對鍵角有一定影響，排斥作用隨多重鍵鍵型不同而有所差異：叁鍵>雙鍵>單鍵。分子幾何構型預測：⑴擬定中心原子價層電子對數(shù)。中心原子的價層電子對數(shù)可以用下式計算:={中心原子的價電子數(shù)+提供的價電子數(shù)離子電荷數(shù)（負加正減)｝;式中中心原子的價電子數(shù)等于中心原子所在的族數(shù),VＳEＰＲ理論討論的共價分子重要針對主族化合物，它們分別屬于2→8主族,它們作為中心原子提供的價電子數(shù)分別為2→8(Hｅ除外)。作為配位原子的元素通常是氫，鹵素,氧和硫。計算配位原子提供的價電子數(shù)時，氫和鹵素記為1，氧和硫原子當做不提供共用電子解決,故價電子數(shù)記為０。⑵擬定中心原子的孤對電子數(shù)，用以下公式計算:=(中心原子的價電子數(shù)-與配位原子成鍵用去的價電子數(shù)之和）⑶然后根據上表擬定價層電子對排布方式。注：若，分子幾何構型與價層電子對的空間構型不同。雜化軌道數(shù)(ａ)等于參與雜化但未成鍵的孤對電子數(shù)(b）與端極原子數(shù)（c)之和，即a=b+c；參與雜化但未成鍵的孤對電子數(shù)（b)等于中心原子價電子數(shù)（Ｅ）與離子電荷數(shù)（q）【負加正減】之和與成鍵電子數(shù)（V）之差的一半，即第五節(jié):分子軌道理論1、 分子軌道理論要點:⑴分子軌道理論認為，在分子中的電子不局限在某個原子軌道上運動,而是在分子軌道上運動。⑵分子軌道可以由組成分子的原子的原子軌道線性組合而成。例如，兩個原子軌道和線性組合成兩個分子軌道和。。式中和是常數(shù)。組合成的分子軌道與組合前的原子軌道數(shù)目相等,但軌道能量不同。是能量低于原子軌道的成鍵分子軌道，是原子軌道同號重疊（波函數(shù)