無機化學重點知識總結

1、無機化學第一章 物質的狀態(tài)理想氣體：是設定氣體分子本身不占空間、分子間也沒有相互作用力的假想情況下的氣體。實際氣體：處于高溫（高于273 K）、低壓（低于數(shù)百千帕）的條件下，由于氣體分子間距離相當大，使得氣體分子自身的體積與氣體體積相比可以忽略不計，且分子間作用力非常小，可近似地將實際氣體看成是理想氣體。pV = nRT（理想氣體狀態(tài)方程式） R稱為比例常數(shù)，也稱為摩爾氣體常數(shù)。 R = 8.314 Pam3mol-1K-1 = 8.314 kPaLmol-1K-1 = 8.314Jmol-1K-1（Pam3=Nm-2m3=Nm = J）道爾頓理想氣體分壓定律 式中 xi 為某組分氣體的摩爾分

2、數(shù)。理想氣體混合物中某組分氣體的分壓等于該組分氣體的摩爾分數(shù)與總壓力的乘積。分體積定律當幾種氣體混合時，起初每一種氣體在各處的密度是不同的，氣體總是從密度大的地方向密度小的地方遷移，直至密度達到完全相同的狀態(tài)，這種現(xiàn)象稱為擴散。相同溫度、相同壓力下，某種氣體的擴散速度與其密度的平方根成反比，這就是氣體擴散定律。用ui表示擴散速度，i表示密度，則有： 或 式中uA、uB分別表示A、B兩種氣體的擴散速度，A、B分別表示A、B兩種氣體的密度。同溫同壓下，氣體的密度（）與其摩爾質量（M）成正比，據(jù)此可以表示為： 對理想氣體狀態(tài)方程進行修正 對n = 1 mol實際氣體，其狀態(tài)方程為：氣體分子運動論的主

3、要內容包括以下幾個假設：（1）氣體由不停地作無規(guī)則運動的分子所組成；（2）氣體分子本身不占體積，視為數(shù)學上的一個質點；（3）氣體分子間相互作用力很小，可忽略；（4）氣體分子之間及分子對容器壁的碰撞視為彈性碰撞，氣體的壓力是由于氣體分子同容器壁產(chǎn)生碰撞的結果；（5）氣體分子的平均動能與氣體的溫度成正比。通常把蒸氣壓大的物質稱為易揮發(fā)的物質，蒸氣壓小的物質稱為難揮發(fā)的物質。對同一液體來說，若溫度高，則液體中動能大的分子數(shù)多，從液體中逸出的分子數(shù)就相應的多些，蒸氣壓就高；若溫度低，則液體中動能大的分子數(shù)少，從液體中逸出的分子數(shù)就相應的少些，蒸氣壓就低?？藙谛匏?克拉貝龍（Clansius-Clape

4、yron）方程沸點是指液體的飽和蒸氣壓等于外界大氣壓時的溫度。在此溫度下，氣化在整個液體內部和表面同時進行（在低于該溫度時氣化僅在液體的表面上進行），稱之為液體的沸騰。三氯甲烷、乙醇、水和醋酸的正常沸點依次分別為61.3, 78.4, 100和118.5。減壓蒸餾的方法正是利用減壓時液體沸點會降低的這一特征去實現(xiàn)分離和提純物質的目的。這種方法適用于分離提純沸點較高的物質以及那些在正常沸點易分解或易被空氣氧化的物質。 如果溫度高于某一數(shù)值，則無論加多大的壓力也不能使氣體液化。這一溫度稱為臨界溫度，用符號Tc表示。在臨界溫度時，使氣體液化所需的最低壓力稱為臨界壓力，用pc表示；而在臨界溫度和臨界壓

5、力下物質所占有的體積稱為臨界體積，用Vc表示。Tc、pc和Vc統(tǒng)稱為臨界常數(shù)。 晶體和非晶體特性的異同點主要表現(xiàn)在以下幾個方面：（1）晶體和非晶體的可壓縮性和擴散性均很差。 （2）完整晶體具有固定的幾何外形，而非晶體則沒有。（3）晶體具有固定的熔點，非晶體則沒有固定的熔點。非晶體被加熱到一定溫度后開始軟化，流動性增加，直至最后變成液體。從軟化到完全熔化，要經(jīng)歷一段較寬的溫度范圍。 （4）晶體具有各向異性，許多物理性質，如光學、導熱性、導電性和溶解作用等在晶體的不同方向上測定時，是各不相同的。如石墨晶體易沿著層狀結構方向斷裂，石墨的層向導電能力遠遠高于豎向導電能力。晶體的各向異性是其內部粒子有規(guī)

6、律排列的反映。非晶體則表現(xiàn)出各向同性。等離子體實際是部分電離狀態(tài)的氣體，物質的第四種狀態(tài)。電離是指中性氣體的原子（或分子）電離成離子和自由電子。水的三相點所對應的溫度（0.01 ）和壓力（0.611 kPa）下，固、液和氣三態(tài)可以共存，即三態(tài)處于平衡狀態(tài)。 第二章 溶液和膠體分散系：一種或幾種物質以細小的粒子分散在另一種物質里所形成的體系。分散系由分散質和分散劑兩部分組成。溶液中，分散質一般稱為溶質，分散劑一般稱為溶劑。表2-1 按分散質粒子直徑的大小分類的液態(tài)分散系分散系類型粗分散系膠體分散系分子分散系顆粒直徑大小100 nm1100 nm1nm高分子溶液 溶膠分散質存在形式分子的大聚集體大

7、分子 小分子的聚集體小分子、離子或原子主要性質不穩(wěn)定很穩(wěn)定 穩(wěn)定最穩(wěn)定多相單相 多相單相普通顯微鏡可見超顯微鏡可見電子顯微鏡也不可見不能透過濾紙能透過濾紙，但不能透過半透膜能透過半透膜實 例泥漿膠水 Fe(OH)3溶膠NaCl溶液、葡萄糖溶液溶液的濃度表示 1、質量分數(shù) 2、物質的量濃度 3、質量摩爾濃度 4、摩爾分數(shù) 溶液的性質有兩類：第一類：如顏色、導電性、酸堿性等由溶質的本性決定。第二類：如溶液的蒸氣壓下降、沸點升高、凝固點下降、滲透壓等則與溶質的本性無關，取決于溶液中溶質的自由粒子（可以是分子、離子、原子等微粒）數(shù)目，即濃度。 后一類性質常稱為溶液的依數(shù)性，也稱為溶液的通性。在難揮發(fā)非

8、電解質的稀溶液中，這些性質就表現(xiàn)得更有規(guī)律。拉烏爾（ F. M. Raoult）定律（只適用于非電解質稀溶液）：溶液蒸氣壓下降：p = KpbB 溶液沸點升高：T b = K b bB 凝固點下降：T f = K f bB 溶液的滲透壓： cBRT 一些常見溶劑的沸點和Kb值溶 劑Tb/KKb/Kkgmol-1水373.150.512乙醇350.541.22苯353.352.53一些常見溶劑的凝固點和Kf值溶 劑Tf / KKf / Kkgmol-1水273.151.86乙醇350.541.22苯278.665.12滲透性是指分子或離子透過半透膜的性質。具有這種性質的膜有豬的膀胱、腸衣、植物的

9、細胞壁以及人工制造的無機陶瓷膜等。 如果半透膜兩邊溶液濃度相等，滲透壓相等，這種溶液稱為等滲溶液。在水溶液中或熔融狀態(tài)下能導電的化合物稱為電解質，不能導電的化合物稱為非電解質。根據(jù)其水溶液中導電能力的強弱又可分為強電解質和弱電解質。解離度是指溶液中已解離的電解質的物質的量占溶液中初始電解質物質的量的百分數(shù)，用表示。離子活度是離子在反應中發(fā)揮作用的有效濃度：a = f c 離子強度（定量表征電解質濃度和離子電荷數(shù)對活度系數(shù)的影響）： zB是離子B的電荷，I 越大，f 就越小。對于稀溶液，弱電解質溶液、難溶強電解質溶液作近似計算時f 值非常接近1，可用濃度代替活度。膠體分散系是由顆粒大小在1100

10、 nm 的分散質組成的體系。它可分為兩類： 膠體溶液，又稱溶膠。它是由小分子、原子或離子聚集成較大顆粒而形成的多相體系。如Fe(OH)3溶膠和As2S3溶膠等。 高分子溶液，它是由一些高分子化合物組成的溶液。如膠水。分散體系的分散度常用比表面來衡量：0 比表面積越大，表面能就越高，系統(tǒng)就越不穩(wěn)定，因此液體和固體都有自動減少表面能的能力。凝聚和表面吸附是降低表面能的兩種途徑。 固體在溶液中的吸附分為兩類：分子吸附（非極性的吸附劑較易吸附非極性的物質）和離子吸附（離子選擇吸附和離子交換吸附）。交換能力與溶液中離子的濃度和價數(shù)有關，濃度越大，離子價數(shù)越高，水化離子半徑越?。ㄋx子半徑：LiNaKR

11、bCs），交換能力越強。溶膠制備常用方法是分散法（研磨法、超聲波法、電弧法、膠溶法）和物理、化學凝聚法。溶膠的光學性質：丁達爾效應。動力學性質：布朗運動。電學性質：電泳：溶膠粒子在外電場作用下發(fā)生定向移動的現(xiàn)象。 電滲：在外電場下，使溶膠粒子不動，分散劑定向移動的現(xiàn)象稱為電滲。 溶膠粒子帶電的主要原因：吸附帶電、解離帶電膠團的結構 (AgI)mnI-(n-x)K+x-xK+ 溶膠的穩(wěn)定性 ：布朗運動、膠粒帶電、溶劑化作用。聚沉值：能使一定量的溶膠在一定時間內開始聚沉所需電解質的最低濃度，單位為 mmolL-1。相反電荷價數(shù)愈高（價態(tài)的影響遠大于濃度），水化半徑越小，聚沉能力愈大。溶于水后能顯著

12、降低水的表面能的物質稱為表面活性劑。表面活性劑的分子是由親水的極性基團和憎水的非極性基團兩大部分構成。極性部分通常-OH、-NH2、-COOH和-NH3+等基團，而非極性部分主要是由碳氫組成的長鏈（-R）或芳香基團（-Ar）等。乳濁液是分散質和分散劑均為液體的粗分散系。乳濁液又可分為兩大類：一類是“油”(通常指有機相)分散在水中所形成的系統(tǒng)，以油/水型（或O/W）表示，如牛奶、豆?jié){、各種農藥乳化劑等；另一類是水分散在“油”中形成的水/油型（或W/O）乳濁液，例如原油，人造黃油等。第三章 化學熱力學基礎體系可分為三類：敞開體系、封閉體系、孤立體系描述體系的一系列物理量（如氣體的壓力、溫度、體積和

13、組分的摩爾數(shù)等）稱為狀態(tài)函數(shù)。狀態(tài)函數(shù)的性質：（1）一些狀態(tài)函數(shù)具有加和性，如n、V 等（容量性質） （2）一些狀態(tài)函數(shù)沒有加和性，如T、P 等（強度性質）狀態(tài)函數(shù)的特征： （1）狀態(tài)一定，狀態(tài)函數(shù)值一定。 （2）狀態(tài)函數(shù)變化量只與體系的始、終態(tài)有關，與途徑無關。體系的某一物理量如果具有上述兩個特征，則必是體系的一個狀態(tài)函數(shù)。過程主要有：定溫過程；定壓過程；定容過程；絕熱過程；循環(huán)過程。當體系與環(huán)境間存在溫差時，體系與環(huán)境間傳遞的能量叫做熱，以Q表示。除了熱的形式以外，其它各種被傳遞的能量都叫功，以W表示。功分為體積功和非體積功（也稱有用功）。功的取值：體系對環(huán)境做功，取負值；環(huán)境對體系作功，

14、取正值。功和熱不是狀態(tài)函數(shù)（注意狀態(tài)函數(shù)兩個特征）。 體系內部能量的總和稱為熱力學能（內能），用符號U表示，單位為J或kJ。體系的狀態(tài)確定時，體系內部的能量也隨之確定，是體系的狀態(tài)函數(shù)。熱力學第一定律：U2 = U1 + (Q + W ) ， U2 -U1 = D U = Q + W規(guī)定：（1）體系吸收熱量為“ + ”值，放出熱量為“ - ”值。 （2）體系對環(huán)境作功（如膨脹）為“ - ”值，環(huán)境對體系作功（如壓縮）為“ + ”值。當生成物的溫度和反應物的溫度相同，且在反應過程中體系只反抗外壓做膨脹功（W有 = 0時)，化學反應過程中所吸收或放出的熱量就叫做這個反應的反應熱或熱效應。恒容條件：

15、恒容反應熱DU = QV恒壓條件：恒壓反應熱 定義：H (焓）= U + pV （D H = DU + D nRT） 則 Qp = H2-H1 = DH（焓變）反應進度（衡量化學反應進行程度的物理量）： 的單位是mol熱化學方程式：H2（g）+ 1/2O2（g）= H2O（l） =285.83kJmol1符號rHm的左下標“r”表示化學反應，右下標“m”表示反應進度變化量 =1mol，即rHm表示化學反應進度為1mol時的反應焓變，因此也稱為摩爾焓變，習慣上常用kJmol1為單位。右上標“”表示反應在標準狀態(tài)下進行。標準狀態(tài)是指在溫度T和標準壓力p（100 kPa）時該物質的狀態(tài)。 標明反應的

16、溫度和壓力，在298.15 K和100 kPa下進行，可以不注明。 標明所有參加反應各物質的狀態(tài)，氣、液、固態(tài)可分別用g、l、s表示。有多種晶型的固體要注明其晶型。以aq代表水溶液, (aq，)代表無限稀釋水溶液。蓋斯定律（1840）：不管化學反應是一步完成，還是分步完成，其熱效應總是相同的。標準狀態(tài)下，由元素的穩(wěn)定單質生成1mol某物質時的熱效應叫做該物質的標準摩爾生成焓或標準摩爾生成熱。用DfHm表示，f表“生成”，單位kJmol-1，穩(wěn)定單質及H+的DfHm為零，利用標準摩爾生成焓求反應焓的通式為：DrHm=S(niDfHm )生成物 - S(niDfHm)反應物=SnBDfHm(B)1

17、mol某有機化合物在100kPa和某溫度下被完全燃燒時所放出的熱量叫做該化合物的標準摩爾燃燒焓，以DcHm 表示。完全燃燒是指化合物中的C變?yōu)镃O2(g)，H變?yōu)镠2O(l)， S變?yōu)镾O2(g)，N變?yōu)镹2(g)， Cl變?yōu)镠Cl(aq),并規(guī)定這些燃燒產(chǎn)物的DcHm為零 利用標準摩爾燃燒焓計算反應熱的公式是： DrHm=S(niDcHm )反應物 - S(niDcHm )生成物=SnBDcHm(B)自發(fā)過程的特征：（1）一切自發(fā)過程都是單向性的，具有對環(huán)境做功的能力。欲使其逆向進行，環(huán)境必需對它做功。（2）自發(fā)過程的進行有一定的限度，如只能進行到溫度相等，水位相等，濃度相等等。體系的混亂度

18、可用一個稱為熵的熱力學函數(shù)來描述。體系越混亂，熵值越大。S也是一個狀態(tài)函數(shù)，其變化量與途徑無關。熱力學第三定律：在熱力學溫度0K時，任何純物質的完美晶體的熵值都等于0。在標準狀態(tài)下，溫度T時，1mol 物質的熵值稱為該物質的標準摩爾熵（或標準熵)，用符號Sm表示，單位為 J. mol-1K-1。 化學反應的熵變可由物質的Sm求得：DrSm= S(niSm)生成物 - S(niSm)反應物=SnBSm(B)標準摩爾熵的一些規(guī)律: 同一物質聚集狀態(tài)不同， 聚集狀態(tài)相同，分子結構愈復雜，分子摩爾質量愈大，熵值愈大；同一物質，溫度愈高，熵值愈大。等溫可逆過程的體系熵變可由下式計算：DS=Qr/Tr指可

19、逆過程（水在沸點時蒸發(fā)，冰點時的凝固、 溶解過程為可逆過程），Qr指可逆過程的熱效應（若討論恒溫恒壓體系不做有用功，則等于DH），T為體系的熱力學溫度。 等溫過程的環(huán)境熵變可由下式計算： DS環(huán) = Q環(huán)/T環(huán) Q環(huán)與Q體大小相等，符號相反。在孤立體系中，自發(fā)過程使體系的熵值增加，處于平衡狀態(tài)時體系的熵值達到最大，而使體系熵值減小的過程是不可能發(fā)生的。此規(guī)律稱熵增原理，也稱熱力學第二定律。DS孤立=DS體+ DS環(huán)0 自發(fā)過程DS孤立=DS體+ DS環(huán)=0 平衡過程DS孤立=DS體+ DS環(huán)0 非自發(fā)過程化學反應通常在恒溫、 恒壓下并與環(huán)境間有能量的交換情況下發(fā)生的。G=H-TS G稱吉布斯自

20、由能，也是一個狀態(tài)函數(shù)。DH - TDS = G2 - G1 = DG（吉布斯自由能變） 0在恒溫恒壓下（封閉體系）：DG0， 自發(fā)過程 DrGm0， 非自發(fā)過程 DrGm0， 非自發(fā)過程標準摩爾生成吉布斯自由能：在指定的反應溫度（一般在298.15K）和標準態(tài)下，令穩(wěn)定的單質的吉布斯自由能為0，并且把由穩(wěn)定單質生成1mol某物質的吉布斯自由能變稱為該物質的標準吉布斯，記為DfGm 。DrGm= S(niDfGm)生成物 - S(niDfGm)反應物=SnBGm(B)= DrHm - TDrSm由吉布斯-赫姆霍茲關系式可得到以下四種情況： DH DS DG（= DH-TDS） 過程（1） +

21、+ T升高時有利值變“-” T高利自發(fā)進行（2） + - 任何T時，值為“+” 不可能自發(fā)（3） - + 任何T時，值為“-” 始終自發(fā)（4） - - T降低時有利值變“-” T低利自發(fā)進行范德霍夫（Vant Hoff）化學反應定溫式： Q為濃度商或壓力商 或 經(jīng)歷一定的反應時間后，正反應速率和逆反應速率相等，此時反應達到最大限度，故各種物質的濃度將不再改變這種狀態(tài)稱為化學平衡狀態(tài)，簡稱化學平衡?；瘜W平衡具有以下特征： 化學平衡是反應在一定條件下所能達到的最大限度。此時反應的 =0。 化學平衡是一種動態(tài)平衡，正、逆反應還在進行，但速率相等。從表觀上看，系統(tǒng)中各物質的濃度及其它宏觀性質（如溫度、

22、密度等）不隨時間變化，具有定值。 化學平衡是有條件的平衡，條件改變，平衡改變。在一定條件下，無論反應是從正向還是逆向開始，反應都可以到達平衡。濃度平衡常數(shù)與壓力平衡常數(shù)：Kp=Kc v(d+e)-( a+b )。( = 100 kPa) Kp ( =1molL-1) Kc( ) v總反應M=反應1反應2，則 。濃度對化學平衡移動的影響當Q/ =1時，Q = ，rGm=0，反應達平衡狀態(tài)；當增加反應物濃度或減少生成物濃度時，則Q ，rGm0，反應正向移動；當增加生成物濃度或減少反應物濃度時，則Q ，rGm0，反應逆向移動。 壓力對化學平衡移動的影響體系的總壓力增加至原來的x倍，體系中各組分的分壓

23、也相應增加至原來的x倍，此時反應商為加入惰性氣體以改變體系的總壓力 在定溫定容下,平衡不發(fā)生移動。 在定溫定壓下，為了維持總壓力不變，體系的體積必須增大，此時反應中各組分氣體的分壓下降，平衡將向氣體分子數(shù)增加的方向移動。對于 0的反應，即氣體分子數(shù)增多的反應，平衡正向移動；對于 0的反應，即氣體分子數(shù)減少的反應，平衡逆向移動。 溫度對化學平衡移動的影響由 和 得到 當 即放熱反應，T2T1，K2K1，平衡逆向移動；T2K1，平衡正向移動。當 即吸熱反應，T2T1，K2K1，平衡正向移動；T2T1，K2K1，平衡逆向移動。如果改變平衡體系的條件之一（如濃度、壓力或溫度），平衡就會向減弱這種改變的

24、方向移動。這一規(guī)律稱為化學平衡移動原理。第四章 化學動力學基礎在化學反應進行的一段時間里，單位時間內反應物濃度的減少或生成物濃度的增加即為平均速率。用 表示。例如反應 2HI (g) H2(g)+ I2(g) = = =瞬時速率是t 趨于零時的物質濃度的變化率，以 表示， 即 = =在化學反應歷程中，反應物粒子(分子、原子、離子、自由基等)直接作用生成新產(chǎn)物的反應，即一步完成的反應，稱為基元反應。由兩個或兩個以上基元反應所構成的整體反應，稱為復雜反應或非基元反應，慢反應是整個反應速率的決定因素。能發(fā)生化學反應的碰撞，稱為有效碰撞。具有較高能量能發(fā)生有效碰撞的分子，稱為活化分子。通常把活化分子所

25、具有的平均能量 與反應物分子的平均能量 之差，稱為反應的活化能 。過渡狀態(tài)理論：翻越勢壘所需的能量即反應物或生成物的反應活化能。Ea(+) 與Ea(-) 之差可認為是反應的熱效應H，即H= Ea(+) - Ea(-）若Ea(+)Ea(-)，反應為吸熱； Ea(+)Ea(-)，反應為放熱?；磻俾史匠痰拇_定質量作用定律 = （氣體則可用p）利用實驗數(shù)據(jù)或定速步驟確定非基元反應的速率方程。反應級數(shù)是指化學反應速率方程式中各反應物濃度項冪指數(shù)之和。反應的分子數(shù)是指基元反應中發(fā)生反應所需要微粒（分子、原子、離子或自由基）的數(shù)目。四分子及其以上的反應尚未發(fā)現(xiàn)。溫度對化學反應速率的影響 范特霍夫規(guī)則

26、：當溫度每升高10時，反應速率大約增加到原來速率的24倍。阿侖尼烏斯公式：如果某反應在不同溫度下的初始濃度和反應程度都相同，則有 = ，催化劑對反應速率的影響催化劑是一種能改變化學反應速率，而本身質量和組成保持不變的物質。機理是催化劑使反應的活化能降低，活化分子百分數(shù)增加，反應速率加快。（除熱力學上不能進行的反應）催化劑的特征：（1）催化劑參加反應，反應前后其質量、組成和化學性質都不改變。（2）催化劑只能縮短達到化學平衡的時間，而不能改變平衡狀態(tài)，即只能改變反應速率，不能改變反應的程度。（3）催化劑具有選擇性：一種催化劑只能適用于某一種或某幾種反應；同樣的反應物，選用不同的催化劑可能得到不同的

27、產(chǎn)物。 酶催化作用：催化效率高；高度特異性；反應條件溫和 第五章 物質結構簡介波爾理論：電子在核外一系列具有不同半徑的同心圓的軌道上運動；在一定軌道上運動的電子具有一定的能量(或處于一定能級)，不同的軌道代表不同的能級；當電子由一種定態(tài)躍遷至另一種定態(tài)時，就要吸收或放出能量。四個量子數(shù)：主量子數(shù)n：n是決定原子內電子能量高低的主要因素。用它來代表電子的層數(shù)。主量子數(shù)n 1 2 3 4 5 6 7電子層符號 K L M N O P Q角量子數(shù)l：它的取值由n決定，可取從0到(n-1)的整數(shù)。例如n = 1，l只能為0；n = 2，l 可以為0，1兩個值，余下類推。角量子數(shù)l 就表示同一電子層可能

28、存在的分層，或稱為原子軌道亞層簡稱亞層。角量子數(shù)l 0 1 2 3 4 分層符號 s p d f g 磁量子數(shù)m：m的取值由l決定，可取0、1、2、3、l ，共取2l+1個值。m表示在同一亞層中原子軌道在空間的伸展方向，即每一亞層中的軌道數(shù)目，各軌道能量相等。自旋量子數(shù)ms：ms的取值只有+1/2或-1/2，每個原子軌道上可以有兩個自旋相反的電子，稱為成對電子。因此s、 p、d、f亞層最多可容納的電子數(shù)分別是2、6、10、14。由核外其余電子抵消部分核電荷對指定電子吸引的作用稱為屏蔽效應。因此，角量子數(shù)相同的各軌道電子的能量隨主量子數(shù)的增大而升高。外層電子鉆到內層靠近原子核的能力稱為鉆穿效應。

29、鉆穿效應越大，該電子的能量就越低。主量子數(shù)大的能級反而比主量子數(shù)小的能級低的現(xiàn)象稱為能級交錯。（鮑林）原子軌道近似能級圖電子排布式： 26Fe 1s22s22p63s23p64s23d6 電子層結構式： 26Fe 1s22s22p63s23p63d64s2 或 26Fe Ar 3d64s2原子失去電子形成離子，失電子的規(guī)律如何？實驗證明，原子軌道失去電子的次序是：np，ns，(n-1)d，(n-2)f，即最外層的np電子最先失去，np電子失光后才失ns電子，余類推。例如，As3+核外電子結構式為1s22s22p63s23p63d104s2，Cu2+為1s22s22p63s23p63d9。原子的

30、電子層結構與元素周期的關系周期數(shù) = 電子層數(shù) = 最外層的主量子數(shù)主族元素： 族數(shù) = 最外層的電子數(shù)副族元素：B、B族數(shù) = 外層電子數(shù)B-B族數(shù) = 外層s電子與次外層d電子之和族元素外層s電子與次外層d電子之和為8-10零族元素外層電子數(shù)為8（第一周期為2）原子半徑：對于同周期的副族元素來說，從左到右原子半徑縮小緩慢。同一族中，主族元素從上到下因電子層數(shù)增多，半徑依次增大。電離能：定穩(wěn)定壓下，基態(tài)氣態(tài)原子失去電子形成氣態(tài)離子時所需的能量，用I表示，單位Kj/mol。同一周期的主族元素從左至右電離能明顯增大。第一電離能愈小，原子愈易失去電子，該元素金屬性愈強。電子親合能：電子親合能是原子

31、獲得電子難易的量度。元素的電子親合能值越負，表示原子獲得電子的能力越大，元素的非金屬性越強；元素的電子親合能正值越大，則原子獲得電子的能力越小，元素的金屬性越強。電負性：就是某元素的原子在分子中吸引成鍵電子對能力大小的相對數(shù)值。元素的電負性越大，非金屬性越強，金屬性越弱；反之金屬性就越強。電負性最大的是氟，最小的是銫。正、負離子間通過靜電作用而形成的化學鍵叫做離子鍵。由離子鍵形成的化合物稱為離子化合物，離子化合物存在的形式是離子晶體。 離子鍵形成的條件是相互作用的原子的電負性差值要較大。電負性差值大于1.7，形成離子鍵，該化合物為離子型化合物；若差值小于1.7，則可判斷它們之間主要形成共價鍵，

32、該物質為共價型化合物。（不絕對）離子鍵的特性：沒有方向性、沒有飽和性晶格能（U）可以用來衡量離子鍵的強度大小。晶格能是指在標準狀態(tài)下，使離子晶體變?yōu)闅鈶B(tài)正離子和氣態(tài)負離子時所吸收的能量，單位為kJmol-1。離子半徑的變化規(guī)律（1）同一主族自上而下，電子層數(shù)依次增多，具有相同電荷的離子半徑也依次增大，而在同一周期中，正離子的電荷數(shù)越高，半徑越??；負離子的電荷數(shù)越高，半徑越大。（2）同一元素的正離子半徑小于它的原子半徑，簡單的負離子半徑大于它的原子半徑。（3）同一元素形成幾種不同電荷的離子時，電荷高的正離子半徑小。（4）對等電子離子而言，離子半徑隨負電荷的降低和正電荷的升高而減小。（5）周期表中

33、：相鄰兩族元素左上方和右下方斜對角線上的正離子半徑近似相等，稱為對角線規(guī)則。離子半徑越小，離子間的引力就越大，離子化合物的熔點、沸點也越高。離子電荷高，與相反電荷的吸引力大，熔點、沸點就高。例如CaO的熔點（2614）比NaCl（801）高。離子的電子構型（1）2電子構型：最外層為2個電子的離子，ns2，如Li+、Be2+等。（2）8電子構型：最外層為8個電子的離子，ns2np6，如Na+，Ca2+等。 （3）18電子構型：最外層為18個電子的離子，ns2np6nd10，如Zn2+、Cd2+、Ag+等。（4）18+2電子構型：次外層為18個電子，最外層為2個電子的離子，(n-1)s2(n-1)

34、p6(n-1)d10ns2，如Pb2+、Sn2+等。（5）不飽和電子構型：最外層為917個電子的離子，ns2np6nd1-9，如Fe2+、Mn2+等。離子構型與結合力大小為：8e(9-17)e18e或(18+2)e。如KCl易溶于水，AgCl難溶于水。分子中每個原子都應具有穩(wěn)定的稀有氣體電子層結構（8電子結構），可以通過原子間共用一對或幾對電子來實現(xiàn)，這種靠共用電子對結合的化學鍵叫共價鍵。共價鍵的特點：飽和性和方向性共價鍵的類型按原子軌道重疊的方式分類，可分為鍵和鍵。鍵型重疊方式鍵能穩(wěn)定性反應活性分子形狀重疊類型鍵“頭碰頭”大高低有影響(決定分子的形狀)s - s p - s px - px

35、鍵“肩并肩”小低高無影響py - py pz -pz按共價鍵數(shù)不同，共價鍵可分為單鍵、雙鍵和叁鍵。兩原子間形成共價單鍵，該單鍵一定是鍵；如果兩個原子可以形成多種鍵，共價雙鍵或叁鍵，其中必定有一個鍵，其余是鍵。按共用電子對提供的方式分類可分為正常共價鍵和配位共價鍵。 如果共價鍵的共用電子對由一個原子提供的，則稱為配位共價鍵或稱配位鍵。按共價鍵是否有極性，共價鍵可分為極性共價鍵（如HCl）和非極性共價鍵（如Cl2）。分子空間構型： 為正四面體，NH3為三角錐，NO2為V形結構， 為平面三角形，PCl5為三角雙錐構型，H2O為V形，HCHO 為平面三角形。分子的極性：根據(jù)分子的正、負電荷重心是否重合

36、，可把分子劃分為極性分子和非極性分子（CH4、CO2等也是）兩種。分子間力又叫范德華力，是分子之間一種較弱的作用力，一般比化學鍵鍵能小一、二個數(shù)量級。它的特點是無方向性和無飽和性，作用力程（范圍）短，只有幾個 。分子間力一般分為取向力、誘導力和色散力三種類型。 在非極性分子之間只存在色散力；在極性分子和非極性分子之間存在色散力和誘導力；在極性分子之間則三種力都存在。分子間力對物質性質的影響對于相同類型的化合物來說，一般隨摩爾質量的增加，分子體積的增大，其色散力增加，則熔、沸點升高，如HCl、HBr、HI。對于摩爾質量相近而極性不同的分子，極性分子的熔、沸點往往比非極性分子高。這是因為極性分子間

37、除了色散力之外，還存在取向力和誘導力。如CO與N2摩爾質量相近，但CO的熔、沸點高。 對于化學相似的同系物，如稀有氣體、鹵素、直鏈烷烴、直鏈烯烴等，分子間力大小主要決定于色散力，故隨摩爾質量的增大，分子變形性增強，熔、沸點升高。形成氫鍵主要有以下兩個條件：要有一個與電負性很高的原子（如F、O、N等）以共價鍵結合的氫原子；靠近氫原子的另一個原子必須電負性很高（如F、O、N等），并且有孤對電子。氫鍵的類型可分為分子間氫鍵和分子內氫鍵。氫鍵的特點（1）氫鍵是一種可存在于分子之間也可存在于分子內部的作用力，它比化學鍵弱很多，但比范德華力稍強。（2）氫鍵有飽和性和方向性。方向性是指分子內氫鍵中X、H、Y

38、三個原子盡量在一條直線上；飽和性即氫鍵中氫配位數(shù)一般為2。氫鍵對物質性質的影響（1）對物質熔沸點的影響：HF、H2O和NH3的熔點和沸點比同族元素氫化物偏高。分子內氫鍵的形成，常使其熔沸點低于同類化合物。如鄰硝基苯酚的沸點是45，而間位、對位硝基苯酚分別為96和114。（2）對蛋白質構型的影響（3） 對物質溶解度的影響：如果溶質分子與溶劑水分子之間可形成氫鍵，則溶質的溶解度增大。如果溶質分子形成內氫鍵，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。（4）對物質酸性的影響：分子內形成氫鍵，常使酸性增強，原因是分子內氫鍵的形成促進了氫的解離。(5) 對粘度的影響：分子間存在氫鍵的液體，

39、一般粘度較大，氫鍵越多，黏度也越大。如丙三醇、濃硫酸、磷酸等多羥基化合物，由于分子間可形成眾多的氫鍵，因此，表現(xiàn)為黏稠狀液體。晶體是由原子、離子或分子在空間按一定規(guī)律周期性地重復排列構成的固體。共同的性質：(1) 晶體具有規(guī)則的多面體幾何外形。(2) 晶體呈現(xiàn)各向異性。(3) 晶體具有固定的熔點。晶體類型組成粒子粒子作用力物理性質實例熔沸點硬度熔融導電性離子晶體離子離子鍵高大好NaCl、MgO、BaO原子晶體原子共價鍵高大差金剛石、SiC分子晶體極性分子分子間力（氫鍵）低小差HF、NH3、H2O非極性分子更低，易升華小差H2、O2、CO2金屬晶體原子、離子金屬鍵高或低大或小好Cr、K、Fe、W不同類型難溶電解質 與 s 有如下關系： 對于AB型（如AgCl、AgBr、BaSO4等）化合物： = s2 對于A2B或AB2型（如Ag