大學化學總復習課件

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總復習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第二章化學動力學基礎1.反應機理

也稱反應歷程，是化學反應實際經歷的步驟

2.復合反應與基元反應?復合反應：通過兩個或多個反應步驟而完成的反應，也叫非基元反應?基元反應：復合反應的每一個反應步驟，為組成一切化學反應的基本單元?通常確定反應機理就是確定化學反應由哪些基元反應所組成43.化學反應速率化學反應速率是指一定條件下，單位時間內反應物濃度的減少或生成物濃度的增加。4.用反應進度表示反應速率化學反應反應進度nB：反應物為負，產物為正反應進度化學反應55.質量作用定律?定義：反應速率與各反應物濃度冪的乘積成正比，各反應物濃度對應的指數(shù)分別為其相應的化學計量數(shù)。?基元反應的速率方程式比較簡單，通常符合質量作用定律。?基元反應可按參與反應的反應物分子（或其他微粒）的數(shù)目而分為單分子反應、雙分子反應和三分子反應。大多數(shù)基元反應為雙分子反應6幾種簡單級數(shù)反應的速率方程及特征級數(shù)微分式積分式k的單位線性關系012半衰期76.溫度與反應速率間的經驗關系范特霍夫規(guī)則

反應物濃度一定時，溫度每升高10℃，反應速率增加為原來的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溫度時的速率常數(shù)k1、k2，求活化能：97.活化能對反應速率的影響阿侖尼烏斯提出：在基元反應中，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。這些能量較高的分子稱為活化分子?；罨肿拥钠骄芰颗c普通分子的平均能量之差稱為反應的活化能。8.

催化劑10第三章熱力學第一定律與熱化學112.狀態(tài)和狀態(tài)函數(shù)狀態(tài)：系統(tǒng)的宏觀性質的綜合表現(xiàn)。狀態(tài)函數(shù)：描述系統(tǒng)性質的物理量。(p,V,T)特點：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,而與變化途徑無關。1.系統(tǒng)和環(huán)境系統(tǒng)：被研究對象。環(huán)境：系統(tǒng)外與其密切相關的部分。123過程和途徑

過程：系統(tǒng)從始態(tài)到終態(tài)發(fā)生的一系列變化。定溫過程、定壓過程、定容過程途徑：完成一個過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.熱力學能U熱力學能(內能)U，它是系統(tǒng)內部能量的總和，包括分子運動的平動能、分子內的轉動能、振動能、電子能、核能以及各種粒子之間的相互作用位能等。

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

熱力學第一定律的實質是能量守恒與轉化定律。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.標準狀態(tài)

熱力學中規(guī)定：標準狀態(tài)是在溫度T及標準壓力p

?(p?=100kPa)下的狀態(tài)，簡稱標準態(tài)，用右上標“?”表示。液、固體：T，p下，純物質溶液：溶質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)

化學反應不管是一步完成還是分幾步完成，其反應熱總是相同的。+=或=10.Hess定律1811.標準摩爾生成焓

標準摩爾生成焓

:在溫度T

的標準狀態(tài)下，由穩(wěn)定單質生成1mol化合物時的熱效應。摩爾生成焓DfHm

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

與化學反應的方向和限度20一、熱力學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，使熱完全轉變?yōu)楣Χ灰鹌渌兓?。第二類永動機不可能造成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之間進行的任何恒溫可逆過程，系統(tǒng)所吸收或放出的可逆熱量T:熱源的絕對溫度T②不可逆過程Q＜Qr,即不可逆過程特征：△S>22三、熱力學第三定律熱力學第三定律：溫度趨于0K時，任何完美晶體的熵值都等于零。任一化學反應的標準摩爾熵變四、吉布斯函數(shù)G

△G=ΔH-T△SGibbs等溫方程23五、化學反應的Gibbs函數(shù)變計算對于任意化學反應：方法一：當T=298.15K時△r

Gmθ(298.15K)=∑νB△f

Gmθ(298.15K)方法二：當T≠298.15K時D

rGmθ=D

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

指一定條件下，化學反應系統(tǒng)中各物質(反應物和產物)的濃度都不再隨時間而變化，稱反應達到平衡?；瘜W平衡原因：正、逆反應速率相等，即r正=r逆七、標準平衡常數(shù)表達式對于一般的化學反應：25八、標準平衡常數(shù)使用中的若干問題(1)

標準平衡常數(shù)只是溫度的函數(shù)，與反應物或產物的起始濃度無關。(2)

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

·K2?

·K3?

K4?

=(K1?

·K2?

)/K3?

K3?

=(K1?)n·/(K2?)m

27十、

化學反應等溫式等溫等壓下，對于任一理想氣體反應dD(g)+eE(g) gG(g)+hH(g)以上二式稱化學反應等溫式。28令：當反應達到平衡時，DrGm=0。則：29十一、用等溫式判斷化學反應的方向正反應自發(fā)進行化學反應處于平衡狀態(tài)逆反應自發(fā)進行30ΔrGm

與ΔrGm?的區(qū)別

相聯(lián)系，表示反應進行的限度，平衡時與不一定為零，通常不能用判斷反應的方向的值決定化學反應的方向。反應正向進行，反應達到平衡。31十二、化學平衡的移動濃度、壓力、溫度平衡移動原理（呂查德原理）：若改變平衡系統(tǒng)的條件，則平衡向削弱這個改變的方向移動。32第五章水溶液中的離子平衡1.酸堿質子理論：凡能釋放出質子(H+)的物質都是酸(質子的給予體)；凡是能接受質子(H+)的物質都是堿(質子的接受體)。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質子。根據(jù)質子理論，酸堿反應的實質是兩個共軛酸堿對之間質子的轉移反應。332.酸堿的強弱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，a增大—稀釋定律H+濃度簡化計算公式356.多元弱酸、弱堿的解離平衡367同離子效應在弱電解質溶液中，加入具有相同離子的強電解質，使得弱電解質解離度降低的現(xiàn)象，叫同離子效應。8.緩沖溶液當加入少量強酸，強堿或稀釋時，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.標準溶度積此時溶液是飽和溶液，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)，簡稱溶度積。它反應了物質的溶解能力。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，越小，溶解度越小。不同類型的難溶電解質，不能直接用

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

化學反應等溫式無沉淀析出(反應向右溶解)飽和溶液，沉淀溶解平衡溶液過飽和，有沉淀析出(反應向左沉淀)沉淀溶解反應4112.同離子效應在難溶電解質的飽和溶液中，加入含有共同離子的強電解質時，使難溶電解質的溶解度(s)降低的現(xiàn)象，稱多相離子平衡的同離子效應。13.pH值對沉淀溶解的影響如果難溶電解質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7.1.1氧化數(shù)7.1.2氧化與還原7.1.2氧化還原反應方程式的配平第六章氧化還原反應電化學基礎二、原電池原電池是將化學能轉變?yōu)殡娔艿难b置。電子流出的電極--負極。氧化反應電子流入的電極--正極。還原反應43原電池可用符號表示，如銅-鋅原電池用符號表示為：書寫電池符號的注意事項：（1）負極寫在左邊,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，不存在相界面，可用逗號“，”分開。1.原電池符號和電極的分類||||44（3）用雙垂線“”表示鹽橋。（4）用化學式表示電池物質的組成，氣體要注明其分壓，溶液要注明其濃度。（5）對于某些電極的電對自身不是金屬導電體時，則需外加一個能導電而又不參與電極反應的惰性電極，通常用鉑作惰性電極。如果電對都是離子，則氧化數(shù)高的離子靠近鹽橋，對于有氣體參與的電對，以離子靠近鹽橋。||45（2）電極電勢φ代數(shù)值與電極反應中化學計量數(shù)的選配無關.φ代數(shù)值與半反應的方向無關.（3）電動勢4.可逆電池電動勢與ΔG的關系E=φ正極-φ負極

465.能斯特（Nernst）方程式

標準電極電勢的代數(shù)值是在標準態(tài)下測得的。非標態(tài)下的電極電勢可用能斯特（Nernst）方程式求出。對于電極反應：能斯特給出了一個表示電極電勢與濃度關系的公式：47

式中φ

——電極電勢，單位為V。

φθ——標準電極電勢，單位為V。

R——氣體常數(shù)，8.314J·K-1·mol-1

。

F——法拉弟常數(shù)，96485C·mol-1。

T——熱力學溫度，Ｋ。

n——電極反應得失的電子數(shù)。c（氧化態(tài)）、c（還原態(tài)）為電極反應中氧化態(tài)物質、還原態(tài)物質的摩爾濃度，mol·L-1。cθ為標準摩爾濃度，即1.0mol·L-1。a、b為電極反應中氧化態(tài)物質、還原態(tài)物質計量系數(shù)48

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

應用能斯特（Nernst）方程式時對于反應組分濃度的表達應注意以下三點：49（1）電極反應中某物質若是純的固體或純的液體，則能斯特（Nernst）方程式中該物質的濃度作為1（因熱力學規(guī)定該狀態(tài)下活度等于1）。（2）電極反應中某物質若是氣體，則能斯特（Nernst）方程式中該物質的相對濃度c/cθ改用相對壓力p/pθ表示。（3）雖自身沒有氧化還原，但參與了電極反應，則其濃度也應寫入方程式中。507.能斯特方程式的應用

（2）介質酸度的影響（3）比較氧化劑或還原劑的相對強弱（4）判斷原電池的正、負極和計算電動勢（5）判斷氧化還原反應的方向

（1）濃度對電極電勢的影響

(6)判斷氧化還原反應進行的程度51第九章原子結構521.四個量子數(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：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能量可以對應有n2種狀態(tài)(如2s，2px，2py，2pz)53角量子數(shù)l①在一個主量子數(shù)n下，可取n個不同的l值。同一個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的兩個亞層2s與2p。

l=01234……n-1光譜符號spdfg……②角量子數(shù)l決定了電子角動量的大小，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。③對多電子原子來說，n相同時，不同的l值對能量也稍有影響。54在一個角量子數(shù)l下，可取2l+1個不同的m值 m=0，1，2，3，…，l磁量子數(shù)m決定了電子角動量在磁場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，m可取0，1，即2pz、2px、2py三種軌道，這三個軌道能量都是相同的，但在空間的伸展方向卻是不同的。外磁場存在時，不同的磁量子數(shù)表示的狀態(tài)，能量會有微小的差別，這也是m稱作磁量子數(shù)的原因。磁量子數(shù)m55為了解釋光譜精細結構，人們提出了電子還存在一種有別于軌道運動的自旋運動，自旋是電子的一種基本屬性，電子的自旋運動用自旋量子數(shù)ms來描述。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我國化學家徐光憲根據(jù)光譜實驗數(shù)據(jù)，提出劃分多電子原子能級的準則：（1）對于原子的外層電子，(n+0.7l)的值越大，能級越高；（2）對于離子的外層電子，(n+0.4l)的值越大，能級越高；（3）對于原子或離子的較深內層電子來說，能級的高低基本決定于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.原子的電子結構和元素周期系元素周期表共有七個周期，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各周期的元素數(shù)目等于相應能級組中原子軌道所能容納的電子數(shù)。59根據(jù)最后一個電子填入的亞層確定元素所屬的區(qū)最后一個電子填入的亞層區(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＝最外層電子數(shù)d副族(B)族號＝(最外層＋次外層d)電子數(shù)ds副族(B)，族號＝最外層電子數(shù)f鑭系、錒系周期表共有18個列，有8個主族(A)和8個副族(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.

元素的性質與原子結構的關系（1）原子半徑（2）電離能(I)（3）元素的電子親和能

（4）電負性

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

(1)要點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，共價鍵越穩(wěn)定。（2）共價鍵的特征：①飽和性②方向性（3）

共價鍵的類型（鍵型）

①

σ鍵：頭碰頭②π鍵：肩并肩③配位共價鍵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。配位共價鍵的共用電子對是由成鍵兩原子中的一個原子提供的66雜化軌道理論(1)基本要點（應用！）①成鍵時能級相近的價電子軌道相混雜，形成新的價電子軌道——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，原已成對的電子可以激發(fā)到空軌道中而成單個電子。注意：原子軌道的雜化，只在形成分子的過程中發(fā)生；孤立的原子不會發(fā)生雜化。67(2)雜化軌道與分子空間構型180°120°（3）等性雜化與不等性雜化68價層電子對互斥理論(1)基本要點：?分子或離子的空間構型與中心原子的價層電子對數(shù)目有關。?價層電子對盡可能遠離,以使斥力最小。LP-LP>LP-BP>BP-BP價層電子對=σ鍵電子對+孤對電子對(VP)(σBP)(LP)69推斷分子或離子的空間構型的具體步驟：確定中心原子的價層電子對數(shù)，以AXm為例(A—中心原子,X—配位原子)：原則：①A的價電子數(shù)=主族序數(shù)；②配體X：H和鹵素每個原子各提供一個價電子,氧與硫不提供價電子；③正離子應減去電荷數(shù),負離子應加上電荷數(shù)。例：VP()=(6+4×0+2)=4VP=1/2[A的價電子數(shù)+X提供的價電子數(shù)

±離子電荷數(shù)()]負正(2)分子幾何構型的預測7070電子構型與分子構型間關系價電子對數(shù)234567價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①分子軌道理論認為，分子中的電子不再從屬于某個特定的原子而是在整個分子空間范圍內運動。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個原子軌道線性組合，可以形成n個分子軌道。其中，n/2個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，必須遵循三個原則，即能量近似原則、軌道最大重疊原則和對稱性匹配原則。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：或或有兩個三電子π鍵，具有順磁性。:OO:鍵級B.O=1/2(8-4)=2B.O=1/2(10-4)=37676兩個不同的原子形成化學鍵時，由于原子的電負性不同，電負性較大的原子帶負電荷，電負性較小的原子帶正電荷，正負電荷中心不重合，這就構成了一個電偶極子，存在電偶極矩，也稱鍵矩，正負電荷中心不重合的鍵稱作極性鍵。如HCl，氯原子一邊顯負電，氫原子一邊顯正電。氯原子與氫原子間的化學鍵是極性鍵，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）誘導力：固有偶極與誘導偶極之間的作用力（3）取向力：分子固有偶極之間的作用力分子間力永遠存在于分子之間的一種作用力，其本質是一種靜電吸引力817.氫鍵（1）類型分子間氫鍵、分子內氫鍵（2）

氫鍵形成的條件分子形成氫鍵必備的兩個條件是：（1）有一個與電負性較大的原子X結合的氫原子；（2）有另一個電負性很大并且有孤對電子的原子Y（Y可以與X相同，也可以不同），如F、O、N等。（3）氫鍵的形成對沸點和熔點的影響分子間形成氫鍵使化合物的沸點和熔點升高。分子內氫鍵的形成，會使化合物的沸點和熔點降低。82第十一章固體結構

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。非晶體沒有固定的熔點。（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。83根據(jù)組成晶體的粒子種類及粒子間結合力不同，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點上的粒子正、負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）結合力離子鍵共價鍵分子間力、氫鍵分子間力金屬鍵熔、沸點高很高低很低硬度硬很硬低很低實例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。

晶格能越大，離子晶體越穩(wěn)定。熔點和硬度就相應較高。3晶格能85

來自異號離子的電場作用使離子的電子云偏離球對稱，產生誘導偶極矩，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離子的外層電子構型：

f：(18+2)e-,18e->9－17e->8e-

當正負離子混合在一起時，著重考慮正離子的極化力，負離子的變形性，但是18e構型的正離子(Ag+,Cd2+等)也要考慮其變形性。離子的極化力與離子的電荷、半徑以及構型有關。一般規(guī)律：87②離子的變形性在外電場的作用下離子外層電子云與核發(fā)生相對位移，稱為離子的變形性。離子的變形性與離子的半徑、電荷以及構型有關★對于最外層電子數(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★離子電荷對離子變形也有一定影響。正離子的電荷越高，變形性越??；而負離子的電荷越高，變形性越大。所以，負離子的變形性一般大于正離子。例如★當離子的電荷相同、半徑相近時，18電子層和9~17電子層構型的離子的變形性要大于8電子層構型的離子的變形性。89③離子的附加極化作用

當正離子的變形性也較大時，正離子在負離子的電場作用下，也會發(fā)生變形，產生誘導偶極矩，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來對負離子產生更強的極化作用，使負離子發(fā)生更大的變形。這種正、負離子相互極化的結果，進一步加強了正、負離子間的相互作用，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

對鍵型的影響離子極化作用越強，正、負離子的電子云的變形就越大，從而軌道的重迭也就越大，共價鍵的成分就越多。過渡型鍵(輕微極化)離子極化作用增強，使鍵的極性減弱過渡型鍵(較強極化)共價鍵(強烈極化)離子鍵(無極化)(2)離子極化對物質結構和性質的影響91

鍵型的過渡縮小了正、負離子的核間距，相應的離子半徑發(fā)生變化。因此，當正、負離子間存在著非常顯著的極化作用時，離子晶體的實際構型就與通過離子半徑比規(guī)則推斷的構型不一致了。②對晶體構型的影響③對化合物性質的影響◆熔沸點：極化力越大，變形性越大，熔沸點越低。

◆對溶解度的影響◆對物質顏色的影響極化作用越強，物質的顏色越深。92第十二章配位化合物931.配合物組成通常所說的配合物一般是指配離子：內界外界配合物中心離子配位體配位數(shù)內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????

外界是陽離子則命名在后，如????酸鉀，????酸鈉，????酸等。(2)內界的命名順序為：陰離子配位體—中性分子配位體—合—中心離子（或原子）。在配體前用漢字標明其個數(shù)，中心原子后面用羅馬字標明其氧化態(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配合物的化學鍵理論

價鍵理論是20世紀30年代初由Pauling提出。基本要點是：①在形成配合物時，由配體提供孤對電子進入形成體的空軌道形成配位鍵（σ鍵）。②為了形成結構勻稱的配合物，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型。9697順磁性與反磁性:順磁性：在外磁場中誘導磁矩與外磁場相同，增強外磁場。

n>0,

μ>0

例： O2，NO，NO2，[NiCl4]2-反磁性：在外磁場中誘導磁矩與外磁場相反，削弱外磁場。

n=0,μ=0物質的磁性主要來源于電子的自旋磁矩。磁矩：玻爾磁子

n：

未成對電子數(shù)98低自旋與高自旋配合物:Ni2+有2個不成對電子：[Ni(CN)4]2-沒有不成對電子：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個不成對電子：[NiCl4]2-有2個不成對電子：形成配