化學(xué)參考資料

1、2011學(xué)風(fēng)學(xué)術(shù)部無機(jī)化學(xué)重點(diǎn)回顧講義一酸堿質(zhì)子理論凡是能給出質(zhì)子(H+)的物質(zhì)是酸；凡是能接受質(zhì)子(H+)的物質(zhì)是堿.當(dāng)一個(gè)分子或離子釋放氫離子，同時(shí)一定有另一個(gè)分子或離子接受氫離子，因此酸和堿會(huì)成對出現(xiàn)。酸堿相互依存的關(guān)系叫作共軛關(guān)系。酸堿質(zhì)子理論可以用以下反應(yīng)式說明：酸 + 堿 共軛堿 + 共軛酸酸在失去一個(gè)氫離子后，變成共軛堿；而堿得到失去的一個(gè)氫離子后，變成共軛酸。以上反應(yīng)可能以正反應(yīng)或逆反應(yīng)的方式來進(jìn)行，不過不論是正反應(yīng)或逆反應(yīng)，均維持以下的原則：酸將一個(gè)氫離子轉(zhuǎn)移給堿。在上式中，酸和其對應(yīng)的共軛堿為一組共軛酸堿對。而堿和其對應(yīng)的共軛酸也是一組共軛酸堿對。酸堿反應(yīng)的實(shí)質(zhì)質(zhì)子的轉(zhuǎn)移酸

2、堿可以是中性分子、陽離子或陰離子，只是酸較其共軛堿多一個(gè)質(zhì)子。如： 酸 質(zhì)子+堿HClO4H+ +ClO4H2CO3 H+HCO3HCO3H+CO32NH4+ H+ + NH3上面各個(gè)共軛酸堿對的質(zhì)子得失反應(yīng)，稱為酸堿半反應(yīng)。各種酸堿半反應(yīng)在溶液中不能單獨(dú)進(jìn)行，而是當(dāng)一種酸給出質(zhì)子時(shí)，溶液中必定有一種堿來接受質(zhì)子。一種物質(zhì)是酸還是堿取決于它具體參加的反應(yīng)。酸堿質(zhì)子理論大大擴(kuò)展了酸和堿的范圍，電離理論中的鹽在質(zhì)子理論中非酸非堿。兩性物質(zhì)：能接受又能給出質(zhì)子的物質(zhì)，如H2O和NaHCO3水是兩性物質(zhì)，因此依反應(yīng)物的不同，水可能是酸（釋放質(zhì)子），也可能是堿（接受質(zhì)子）。例如在水和乙酸的反應(yīng)中，水扮演

3、堿的角色：CH3COOH + H2O CH3COO + H3O+生成物之一的乙酸根離子 CH3COO 是乙酸的共軛堿，而水合氫離子 H3O+ 則是水的共軛酸。而在水和氨的反應(yīng)中，水扮演酸的角色，其反應(yīng)式如下：H2O + NH3 OH + NH4+水提供一個(gè)氫離子給氨，而氫氧根離子則是水的共軛堿。強(qiáng)酸（如鹽酸）會(huì)完全解離，而弱酸（如乙酸）只會(huì)部份解離。酸度系數(shù) pKa 是酸解離程度的指標(biāo)，也可用來判斷酸的強(qiáng)弱。許多的化合物均可以依酸堿質(zhì)子理論的方式，依其和水反應(yīng)的情形，分類為酸或堿：如無機(jī)酸以及其衍生物（如磺酸、膦酸）、羧酸、胺、碳負(fù)離子、 1,3-二酮（如乙酰丙酮、乙酰乙酸乙酯、米氏酸）等。二

4、化學(xué)平衡可逆反應(yīng)是指通常在同一條件下正反應(yīng)方向和逆反應(yīng)方向均能進(jìn)行的化學(xué)反應(yīng)，例如：aA + bB cC + dD生成物變?yōu)榉磻?yīng)物的速率小到可以忽略的反應(yīng)則稱做不可逆反應(yīng)。事實(shí)上，絕大多數(shù)的反應(yīng)都是可逆反應(yīng)，只不過其可逆程度較小，我們把它認(rèn)為是不可逆反應(yīng)?？赡娣磻?yīng)的特點(diǎn)： 正負(fù)兩個(gè)反應(yīng)具有即對立又統(tǒng)一的關(guān)系，即正反應(yīng)與逆反應(yīng)適兩個(gè)方向完全相反的不同的化學(xué)反應(yīng)。但它們又同時(shí)存在，不可分離。正反應(yīng)與逆反應(yīng)發(fā)生的條件相同，在不同條件下能向兩個(gè)方向進(jìn)行的反應(yīng)不能稱之為可逆反應(yīng)?？赡娣磻?yīng)不能進(jìn)行到底，反應(yīng)物總有剩余。化學(xué)平衡是指在宏觀條件一定的可逆反應(yīng)中，化學(xué)反應(yīng)正逆反應(yīng)速率相等，反應(yīng)物和生成物各組分濃

5、度不再改變的狀態(tài)。1平衡常數(shù)（重點(diǎn)）可逆反應(yīng)達(dá)到化學(xué)平衡化學(xué)平衡常數(shù)，是指在一定溫度下，可逆反應(yīng)無論從正反應(yīng)開始，還是從逆反應(yīng)開始，也不管反應(yīng)物起始濃度大小，最后都達(dá)到平衡，這時(shí)各生成物濃度的化學(xué)計(jì)量數(shù)次冪的乘積除以各反應(yīng)物濃度的化學(xué)計(jì)量數(shù)次冪的乘積所得的比值是個(gè)常數(shù)，用K表示，這個(gè)常數(shù)叫化學(xué)平衡常數(shù)。對于可逆化學(xué)反應(yīng) mA+nBpC+qD在一定溫度下達(dá)到化學(xué)平衡時(shí)，其平衡常數(shù)表達(dá)式為：mA（g）+nB（g）pC（g）+qD（g）為例，K =。在書寫平衡常數(shù)表達(dá)式時(shí)，要注意以下問題： 在應(yīng)用平衡常數(shù)表達(dá)式時(shí)，稀溶液中的水分子濃度可不寫。因?yàn)橄∪芤旱拿芏冉咏? g/mL。水的物質(zhì)的量濃度為55

6、.6 mol/L。在化學(xué)變化過程中，水量的改變對水的濃度變化影響極小，所以水的濃度是一個(gè)常數(shù)，此常數(shù)可歸并到平衡常數(shù)中去。對于非水溶液中的反應(yīng)，溶劑的濃度同樣是常數(shù)。 當(dāng)反應(yīng)中有固體物質(zhì)參加時(shí)，分子間的碰撞只能在固體表面進(jìn)行，固體的物質(zhì)的量濃度對反應(yīng)速率和平衡沒有影響，因此，固體的“濃度”作為常數(shù)，在平衡常數(shù)表達(dá)式中，就不寫固體的濃度。 化學(xué)平衡常數(shù)表達(dá)式與化學(xué)方程式的書寫方式有關(guān)。同一個(gè)化學(xué)反應(yīng)，由于書寫的方式不同，各反應(yīng)物、生成物的化學(xué)計(jì)量數(shù)不同，平衡常數(shù)就不同。但是這些平衡常數(shù)可以相互換算。表達(dá)式與化學(xué)計(jì)量數(shù)一一對應(yīng)，方程式中化學(xué)計(jì)量數(shù)不同，表達(dá)式就不同；可逆反應(yīng)中，正反應(yīng)的表達(dá)式與逆反

7、應(yīng)的表達(dá)式互為倒數(shù)。例如：（1）N2（g）+3H2（g）2NH3（g） K1=（2）2NH3（g） N2（g）+3H2（g） K 2=（3）1/2N2（g）+3/2H2（g）NH3（g） K 3=同一溫度下，K1、K2、K3的數(shù)值都固定但相互之間不相等，顯然，K1 =，K3=。 不同的化學(xué)平衡體系，其平衡常數(shù)不一樣。平衡常數(shù)大，說明生成物的平衡濃度較大，反應(yīng)物的平衡濃度相對較小，即表明反應(yīng)進(jìn)行得較完全。因此，平衡常數(shù)的大小可以表示反應(yīng)進(jìn)行的程度。一般認(rèn)為K>105反應(yīng)較完全（即不可逆反應(yīng)），K<10(-5)反應(yīng)很難進(jìn)行（即不反應(yīng)）。平衡常數(shù)的數(shù)值大小可以判斷反應(yīng)進(jìn)行的程度對于反應(yīng)來

8、舉例濃度平衡常數(shù)濃度平衡常數(shù)，代號(hào)適用于氣相或是液相的平衡，以體積莫耳濃度()表示各成分的濃度壓力平衡常數(shù)壓力平衡常數(shù)，代號(hào)僅適用于氣相平衡，以分壓表示各成分的濃度為了和熱力學(xué)函數(shù)建立聯(lián)系，壓力平衡常數(shù)可以轉(zhuǎn)化為標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù)： 其中K被稱為標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù)，只是溫度的函數(shù)。標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù)（K）:表達(dá)式中，溶質(zhì)以相對濃度表示，即該組分的平衡濃度Ci除以標(biāo)準(zhǔn)濃度C的商；氣體以相對分壓表示，即該組分的平衡分壓Pi除以標(biāo)準(zhǔn)分壓P的商。例、Fe(S)+2HCl(aq)=FeCl2(aq)+H2(g)K=C(FeCl2)/CP(H2)/P/C(HCl)/C2K的大小反映了在一定條件下反應(yīng)能進(jìn)行的最高程度、最大限

9、度。K越大，說明反應(yīng)到達(dá)平衡時(shí)，生成物所占的比例越大，反應(yīng)進(jìn)行的越完全，越徹底，可逆程度越小。用K可以說明、比較化學(xué)反應(yīng)進(jìn)行的完全程度。勒夏特列原理（平衡移動(dòng)原理）1、增加反應(yīng)物濃度（或分壓），平衡正向移動(dòng)，向減小反應(yīng)物濃度（或分壓）的方向移動(dòng)。減少反應(yīng)物濃度（或分壓），平衡逆向移動(dòng)，向增加反應(yīng)物濃度（或分壓）的方向移動(dòng)。2、對于有氣體參加的反應(yīng)，增大總壓力，平衡向著氣體分子數(shù)減少的方向移動(dòng)，向減少總壓力的方向移動(dòng)。若減小總壓力，平衡向氣體分子數(shù)增加的方向移動(dòng)。3、升溫，向吸熱方向移動(dòng)，向降低系統(tǒng)溫度的方向移動(dòng);降溫，向放熱方向移動(dòng)，向升高系統(tǒng)溫度的方向移動(dòng)?？傊?，如果改變平衡系統(tǒng)的條件之一，

10、平衡就向著削弱這種改變的方向移動(dòng)，稱為勒夏特列原理（平衡移動(dòng)原理）例一：下列吸熱反應(yīng)已達(dá)平衡2Cl2+2H2O4HCl+O2在溫度不變的情況下（1）增加容器體積,H2O體積如何變化（2）減小容器體積，Cl2體積如何變化（3）加入氮?dú)猓萜黧w積不變，HCl體積如何變化？（4）降低溫度，平衡常數(shù)如何變化？三有關(guān)水溶液化學(xué)平衡的計(jì)算酸離解常數(shù) 代號(hào)Ka，是一個(gè)特定的平衡常數(shù)，以代表一種酸離解氫離子的能力。該平衡狀況是指由一種酸（HA）中，將氫離子（即一粒質(zhì)子）轉(zhuǎn)移至水（H2O）。水的濃度（H2O）是不會(huì)在系數(shù)中顯示的。離解的化學(xué)反應(yīng)為：平衡狀況亦會(huì)以氫離子來表達(dá)，反映出酸質(zhì)子理論：平衡常數(shù)的方程式為

11、：一般來說，較大的Ka值（或較少的pKa值）代表較強(qiáng)的酸，這是由于在同一的濃度下，離解的能力較強(qiáng)。一般，Ka>1，則pKa<0，為強(qiáng)酸；Ka<10-4，則pKa>4，為弱酸共軛堿的堿度系數(shù)由此類比，亦可以為共軛堿A定義堿度系數(shù)Kb及pKb：以下是平衡狀態(tài)的離解常數(shù)：同樣的，較大的Kb值代表較強(qiáng)的堿，這是因在同一的濃度下可以接收更多的質(zhì)子。酸度系數(shù)與堿度系數(shù)的關(guān)系由于HA與A的電離作用就等同于水的自我離子化，酸度系數(shù)與堿度系數(shù)的積就相等于水的離解常數(shù)（Kw），故pKa與pKb的和即為pKw。其中Kw在25下為1.0 × 10-14，pKw為14。由于Ka與Kb的

12、積是一常數(shù)，較強(qiáng)的酸即代表較弱的共軛堿；較弱的酸，則代表較強(qiáng)的共軛堿。沉淀溶解平衡中的常數(shù)（Ksp）溶度積1. 定義：在一定溫度下，難溶電解質(zhì)的飽和溶液中，存在沉淀溶解平衡，其平衡常數(shù)叫做溶度積常數(shù)（或溶度積）2. 表示方法：以MmAn(s) mMn+(aq) + nAm(aq)為例（固體物質(zhì)不列入平衡常數(shù)），Kspc(Mn+)m·c(Am) n，如AgCl(s)Ag+(aq) + Cl(aq)，Kspc(Ag+)·c(Cl)。3. 影響溶度積（Ksp）的因素：Ksp只與難容電解質(zhì)的性質(zhì)、溫度有關(guān)，而與沉淀的量無關(guān)，并且溶液中的離子濃度的變化只能使平衡移動(dòng)，并不改變?nèi)芏确e。

13、4. 意義：Ksp反映了難溶電解質(zhì)在水中的溶解能力，當(dāng)化學(xué)式所表示的陰、陽離子個(gè)數(shù)比相同時(shí)，Ksp數(shù)值越大的難溶電解質(zhì)在水中的溶解能力相對越強(qiáng)；可以用Ksp來計(jì)算飽和溶液中某種離子的濃度。判斷沉淀生成與否的原則溶度積規(guī)則通過比較溶度積與溶液中有關(guān)離子濃度冪的乘積離子積（Qc）的相對大小，可以判斷難溶電解質(zhì)在給的條件下沉淀能否生成或溶解：1.QcKsp，溶液過飽和，既有沉淀析出，直到溶液飽和，達(dá)到新的平衡；2.QcKsp，溶液飽和，沉淀與溶解處于平衡狀態(tài)；3.QcKsp，溶液未飽和無沉淀析出，若加入過量難溶電解質(zhì)，難溶電解質(zhì)溶解直至溶液飽和。對溶度積的理解1. 溶度積和溶解度都可以用來表示物質(zhì)的

14、溶解能力。2. 用溶度積直接比較不同物質(zhì)的溶解性時(shí)，物質(zhì)的類型應(yīng)相同。對于化學(xué)式中陰、陽離子個(gè)數(shù)比不同的難溶電解質(zhì)，不能通過直接比較Ksp的大小來確定其溶解能力的大小。3. 溶液中的各離子濃度的變化只能使沉淀溶解平衡移動(dòng)，并不改變?nèi)芏确e。四多重平衡規(guī)則如果某個(gè)反應(yīng)可以表示為兩個(gè)或多個(gè)反應(yīng)的總和,則總反應(yīng)的平衡常數(shù)等于各分步反應(yīng)平衡常數(shù)之積，這個(gè)關(guān)系稱為多重平衡規(guī)則.根據(jù)化學(xué)平衡定律,多重平衡規(guī)律可以證明如下：應(yīng)用多重平衡規(guī)律有兩點(diǎn)要記住：1.所有平衡常數(shù)必須在同一溫度,因?yàn)镵隨溫度而變化.2.如果反應(yīng)3=反應(yīng)2-反應(yīng)1,則K3=K2/K1如果 反應(yīng)1+反應(yīng)2=反應(yīng)3則 K1·K2=K

15、3, lgK1+lgK2=lgK3如果 反應(yīng)1-反應(yīng)2=反應(yīng)3則 K1/K2=K3, lgK1-lgK2=lgK3寫成一般式: n反應(yīng)1+m反應(yīng)2=p反應(yīng)3K1n·K2m=K3p, nlgK1+mlgK2=plgK3n反應(yīng)1-m反應(yīng)2=p反應(yīng)3K1n/K2m=K3p, nlgK1-mlgK2=plgK3 五例題解析【例1】已知在800K時(shí)，反應(yīng)：CO（g）H2O（g） CO2（g）H2（g），若起始濃度c（CO）=2mol/L，c（H2O）=3mol/L，反應(yīng)達(dá)到平衡時(shí)，CO轉(zhuǎn)化成CO2的轉(zhuǎn)化率為60%。若將H2O的起始濃度加大為6mol/L，試求CO轉(zhuǎn)化為CO2的轉(zhuǎn)化率?！敬鸢浮?

16、5%【解析】本題考查平衡常數(shù)表達(dá)式、有關(guān)計(jì)算及應(yīng)用。先由第一次平衡時(shí)CO的轉(zhuǎn)化率可求平衡時(shí)各物質(zhì)的濃度：c（CO）=0.8mol/L，c（H2O）1.8 mol/L， c（CO2）1.2 mol/L，c（H2）1.2 mol/L；再由此求K值：K=。假設(shè)第二次平衡時(shí)，CO的轉(zhuǎn)化濃度為x，則CO（g） H2O（g）CO2（g） H2（g）起始濃度 mol/L 2 6 0 0轉(zhuǎn)化濃度 mol/L x x x x平衡濃度 mol/L 2-x 6-x x x因溫度不變，故平衡常數(shù)不變，則有，解得：x=1.5mol/L。故CO的轉(zhuǎn)化率為：。通過以上案例的分析，可以看出化學(xué)平衡常數(shù)是解答化學(xué)平衡問題的重要

17、工具，其用途可概括為直接應(yīng)用和綜合應(yīng)用兩個(gè)方面。通過平衡常數(shù)可以直接判斷一個(gè)反應(yīng)進(jìn)行的程度，也可以間接地通過平衡常數(shù)來判定反應(yīng)的熱效應(yīng)和反應(yīng)進(jìn)行的方向，以及用平衡常數(shù)進(jìn)行各種計(jì)算，求某些特定物質(zhì)的轉(zhuǎn)化率或濃度等。原子結(jié)構(gòu)Part1:原子結(jié)構(gòu)薛定諤方程是波動(dòng)力學(xué)研究微觀粒子的運(yùn)動(dòng)方程，其合理解即為一系列波函數(shù)和對應(yīng)的量子數(shù)n,l,m.波函數(shù)=薛定諤方程的合理解=（電子的）原子軌道波函數(shù)不是具體的數(shù)值，而是包括三個(gè)常數(shù)（n,l,m）和三個(gè)變量（x,y,z）的函數(shù)式n,l,m（x,y,z）.一.描述電子運(yùn)動(dòng)狀態(tài)的四個(gè)量子數(shù)1.主量子數(shù)n 代表電子能量層（能層）的取值：不同的n值對應(yīng)于不同的能量.n取

18、值123456能層符號(hào)KLMNOP-n值越大，表明電子能層的能量越高，也表示電子離核的平均距離越大. -n是決定原子中電子能量高低的主要因素.為幫助記憶，可對照表格：能層KLMNO能級(jí)1s2s 2p3s 3p 3d4s 4p 4d 4f5s 5p2.角量子數(shù)l 決定了軌道的形狀，只能取小于n的正整數(shù)，在第n能層中能取n個(gè)值.-表l01234n-1符號(hào)spdfg形狀球形啞鈴形怎么理解呢，簡單說就是每個(gè)能層都有對應(yīng)的能級(jí)（用角量子數(shù)l表示），如K層有1s能級(jí)，L層有2s、2p能級(jí)，等等（見表格）.而其中規(guī)定l=0記為s，l=1記為p，等等（見表）.3. 磁量子數(shù)m 是具體原子軌道的量子數(shù)取值，受l

19、的限制.m可取0，±1, ±2±l，共可取2l+1個(gè)值.(2l+1個(gè)軌道)-表格l能級(jí)M軌道數(shù)0s011p+10-132d+2+10-1-253f+3+2+10-1-2-37這個(gè)看起來挺復(fù)雜，實(shí)際沒什么.只要記住s、p、d、f能級(jí)分別有1、3、5、7個(gè)軌道，并在此基礎(chǔ)上理解記憶這個(gè)表格就OK了.（注：n和l相同，但m不同的原子軌道的能量相同，稱為簡并軌道或等價(jià)軌道.）這句話意思是，p能級(jí)上的3個(gè)軌道（f能級(jí)上的5個(gè)軌道）可認(rèn)為等價(jià).n，m，l確定，原子軌道也確定.例如：n=2l=0m=02sn=3l=1m=03pzn=3l=2m=03dz24. 自旋量子數(shù)ms 描

20、述電子繞自軸旋轉(zhuǎn)的狀態(tài) ms取值+1/2和-1/2，分別用和表示四個(gè)量子數(shù)之間的關(guān)系n電子層L電子亞層m軌道數(shù)1K01s012L02s0112p-1,0,+133M03s0113p-1,0,+1323d-2,-1,0,+1,+254N04s0114p-1,0,+1324d-2,-1,0,+1,+2534f-3,-2,-1,0,+1,+2,+37-n>l>|m| ms=±½例如：1s電子的各個(gè)量子數(shù)是多少？ 1s電子：n=1，l=0，ms=±½二.核外電子排布三原則泡利不相容原理：同一原子中不能存在運(yùn)動(dòng)狀態(tài)完全相同的電子或者說同一原子中不能存在

21、四個(gè)量子數(shù)完全相同的電子.即每個(gè)軌道中最多只能容納自旋方向相反的兩個(gè)電子.由此可知各電子層最多能容納的電子數(shù)為2n²,各亞層最多可容納的電子數(shù)為2l+1個(gè)，即s、p、d、f個(gè)亞層的電子數(shù)為2、6、10、14.能量最低原理：電子總是優(yōu)先占據(jù)可供占據(jù)的能量最低的軌道,占滿能量較低的軌道后才進(jìn)入能量較高的軌道.洪德規(guī)則： 在能量相同的軌道（等價(jià)、簡并軌道）上分布的電子，將盡可能分占不同的軌道并且自旋方向相同.（注：d層一般不出現(xiàn)4、9，它會(huì)變成5、10的穩(wěn)定狀態(tài).）*特例：等價(jià)軌道在全充滿、半充滿、全空時(shí)，原子比較穩(wěn)定.例如：24號(hào)元素Cr 1S22S22p63S23d54S1 29號(hào)元素

22、Cu 1S22S22p63S23d104S1 說到這個(gè)不得不提一下所謂的構(gòu)造原理及能級(jí)圖(能級(jí)交錯(cuò)n>4).這些大家如果無法理解也沒關(guān)系，只要知道事實(shí)就是這樣.記住這些規(guī)律性的東西，考試應(yīng)該沒問題.Part2:元素周期表&元素周期律一些基礎(chǔ)的大家應(yīng)該都記在課堂筆記上面了，這里就不贅述了.我挑幾個(gè)重點(diǎn)說一下.一. 電離能基態(tài)氣體原子失去最外層一個(gè)電子成為氣態(tài)+1價(jià)離子所需的最小能量叫第一電離能.再從+1價(jià)離子相繼逐個(gè)失去電子所需的最小能量則叫第二、第三、電離能.各級(jí)電離能符號(hào)分別用I1、I2、I3.等表示.它們的數(shù)值關(guān)系為I1I2I3. 這種關(guān)系不難理解, 因?yàn)閺恼x子電離出電子比

23、從電中性原子離出電子難得多, 而且離子電荷越高越困難.（注：I1越小，越易失電子，金屬性越強(qiáng)；I1越大，越難失電子，金屬性越弱.）Ø 第一電離能： 同周期總趨勢： 自左至右增大與原子半徑減小的趨勢一 同族總趨勢： 自上至下減小,與原子半徑增大的趨勢一致.很好理解吧，半徑越小，原子核對核外電子引力越強(qiáng).特例：第二主族的第一電離能大于第三主族，第五主族的第一電離能大于第六主族.原因么，以鎂、鋁為例說明：鋁的外圍電子排布：3s23p1，鎂： 3s2，Mg的3p軌道為全空，根據(jù)洪特規(guī)則特例，原子的能量較低，所以鎂的I1比鋁大。同理，磷的3p軌道半充滿，原子的能量較低，所以磷的I1比硫大。總之

24、就是A是全充滿，A是半充滿，能量較低.Ø 電子親和能：電子親和能是指一個(gè)氣態(tài)原子得到一個(gè)電子形成負(fù)離子時(shí)放出或吸收的能量.沒啥好說的Ø 電負(fù)性X：元素的電負(fù)性表達(dá)處于化合物中的該元素原子將電子對吸引向 自身的能力. 規(guī)定：電負(fù)性最大的為F（4.0） 電負(fù)性越大，非金屬性越強(qiáng).X >2.0，非金屬元素； X <2.0，金屬元素.注：兩元素電負(fù)性之差x，若x1.7，通常形成離子鍵；若x1.7，通常形成共價(jià)鍵.因?yàn)殡娮訉?huì)偏向電負(fù)性較大的一方. 其他也沒啥好說的化學(xué)鍵分類：離子鍵，共價(jià)鍵，金屬鍵一金屬鍵：金屬原子或離子與自由電子間的相互強(qiáng)烈靜電作用力的總和稱為金屬鍵金

25、屬鍵特點(diǎn)：沒有方向性和飽和性二離子鍵形成離子鍵的條件：兩種原子間電負(fù)性相差較大，一般在1.7以上特點(diǎn)：離子鍵的本質(zhì)是靜電引力；離子鍵沒有方向性和飽和性離子鍵強(qiáng)度的影響因素：陰陽離子的電荷數(shù)（首要因素） 陰陽離子的半徑，決定其電荷距離（次要因素）例子： 熔點(diǎn)：MgO>Bao>NaCl>NaBr三共價(jià)鍵非金屬元素之間一般形成共價(jià)鍵依靠電子對共用而形成的分子的化學(xué)鍵稱為共價(jià)鍵共價(jià)鍵鍵長越短，鍵能越大鍵角是分子空間構(gòu)型的決定因素共價(jià)鍵方向性：成鍵時(shí)兩個(gè)原子軌道發(fā)生重疊，為滿足最大重疊原理，原子軌道只能沿著軌道伸展的方向（電子云密度最大方向）重疊共價(jià)鍵類型：鍵和鍵(兩原子形成共價(jià)鍵有且

26、只有1根鍵，強(qiáng)度大于鍵)鍵和鍵特征比較鍵 鍵軌道重疊方式 沿鍵軸方向頭碰頭 垂直鍵軸方向肩并肩軌道重疊部位 兩原子核之間 鍵軸上方和下方軌道重疊程度 大 小鍵的強(qiáng)度 較大 較小化學(xué)活潑性 不活潑 活潑能否旋轉(zhuǎn) 繞鍵軸自由旋轉(zhuǎn) 不能自由旋轉(zhuǎn)分子間作用力（范德華力）范德華力分類：取向力，誘導(dǎo)力，色散力熟記：非極性分子之間只存在色散力 非極性分子與極性分子之間存在色散力和誘導(dǎo)力 極性分子之間存在色散力，誘導(dǎo)力和取向力大小：色散力取向力誘導(dǎo)力氫鍵形成條件：分子中必有一個(gè)電負(fù)性很大，半徑很小的X原子與H原子形成共價(jià)鍵 分子中必須有一個(gè)電負(fù)性很大，半徑很小，帶有孤對電子的Y原子氫鍵的通式： XH·

27、;···Y X、Y可取元素：F,O,N氫鍵特點(diǎn)：1.強(qiáng)度與范德華力相當(dāng)，小于化學(xué)鍵強(qiáng)度 2.氫鍵是一種分子之間的特殊作用力，不屬于范德華力 3.氫鍵具有飽和性和方向性(類似于共價(jià)鍵)配位化合物具有接受孤對電子的空軌道的原子或離子為受體，給出孤對電子的離子或分子為給體，兩者通過配位鍵結(jié)合，形成具有特定組成和空間構(gòu)型的復(fù)合物，即配位化合物例子：Cu(NH3)4SO4 其中Cu為中心離子，NH3為配位體，N為配位原子，4為配位數(shù)，內(nèi)的為內(nèi)界配離子，SO4為外界離子單齒配體：一個(gè)配位體和中心原子只以一個(gè)配位鍵相結(jié)合的配體含氮配位體：NH3，NCS-含氧配位體：H2O,OH

28、-含鹵素配位體：X- = F-,Cl-,Br-,I-含碳配位體：CN-,CO含硫配位體：SCN-多齒配體：一個(gè)配位體和中心原子以兩個(gè)或兩個(gè)以上的配位鍵同時(shí)相結(jié)合，稱為多吃配位體1.乙二胺(en) NH2-CH2-CH2-NH2 (二齒配體)2.草酸根(ox) C2O4 2- (二齒配體)3.乙二胺四乙酸(EDTA) (HOOCH2C)2NCH2CH2N(CH2COOH)2 (六齒配體)多齒配體也叫做螯合劑，螯合劑形成的配合物又叫螯合物螯合物特點(diǎn)：包含穩(wěn)定的環(huán)狀結(jié)構(gòu)(五元環(huán)，六元環(huán))性質(zhì)：具有特殊的穩(wěn)定性(螯合效應(yīng))配位數(shù)(配位鍵的數(shù)目)：1.單齒配體 配位數(shù)=配體的總數(shù)2.多齒配體 配位數(shù)=配體數(shù)*齒數(shù)作者：2011學(xué)風(fēng)學(xué)術(shù)部 金之豪雜化理論與分子構(gòu)型1. 導(dǎo)論分子就像一個(gè)人的性格，為什么有特定的空間構(gòu)形，是因?yàn)楸旧斫M成的差異。而分子構(gòu)型的差異，多是理論去解釋已知的事實(shí)，從而構(gòu)建出一套體系。今天為大家介紹最被廣泛接受的價(jià)鍵理論