無機(jī)與分析化學(xué)教程 第四版 課件 第3-5章 化學(xué)鍵與分子結(jié)構(gòu)、晶體結(jié)構(gòu)、化學(xué)平衡

第3章化學(xué)鍵及分子結(jié)構(gòu)Chapter3ChemicalBonds&Molecularstructure3.1化學(xué)鍵的分類

要將分子拆散，需要破壞分子內(nèi)原子之間強(qiáng)烈的作用力，即化學(xué)鍵。類型離子鍵IonicBond

共價(jià)鍵covalent

金屬鍵metallic原子為什么要形成分子？怎樣形成分子？

單個(gè)原子（稀有氣體除外）不穩(wěn)定，結(jié)合形成相對(duì)穩(wěn)定的各種分子，分子是化學(xué)研究中的基本單位。自由電子理論

在金屬中,原子的價(jià)電子容易脫落形成晶格中流動(dòng)的“自由電子”。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，特點(diǎn)是沒有方向性和沒有飽和性。金屬鍵

金屬的物理性質(zhì)：很好的延展性；較大的密度；較高的熔沸點(diǎn)，導(dǎo)電、導(dǎo)熱；金屬的特有光澤。無法解釋

金屬原子在形成金屬晶體的“大分子”時(shí)，其原子軌道重組形成了屬于整個(gè)分子的分子軌道，當(dāng)分子中原子數(shù)目趨向無窮多時(shí)，分子軌道的能級(jí)差趨向于無窮小，造成了金屬中連續(xù)的能級(jí)，稱之為能帶(EnergyBand)

。金屬鍵的能帶理論例如，Na原子的3s軌道，形成金屬鈉3s能帶。……..微觀世界能量量子化

宏觀世界能量連續(xù)的能帶滿帶導(dǎo)帶空帶禁帶以Li

為例，1s22s12p0

1s軌道充滿電子，故組成的能帶

充滿電子，稱為滿帶fullband

能帶之間的能量間隔很大，電子躍遷困難，稱為禁帶forbiddenband

2s軌道電子半充滿，組成的能帶電子也半滿，稱為導(dǎo)帶conductionband

2p能帶中無電子，稱為空帶emptyband3n個(gè)

2pn個(gè)

2s金屬鍵的能帶理論（續(xù)）n個(gè)

1s

金屬Be

1s22s22p0形成的能帶中只有滿帶和空帶，為什么也能導(dǎo)電？這是因?yàn)?s和2p能量較為接近，在形成能帶時(shí)發(fā)生部分重疊，即能量范圍有交叉，形成了導(dǎo)帶。

Be的

2s能帶是滿帶，通過重疊電子可以躍遷到2p空帶中去?？諑Ш蜐M帶重疊也能形成導(dǎo)帶n個(gè)

2pn個(gè)

2s金屬鍵的能帶理論（續(xù)）

導(dǎo)電性

電子在導(dǎo)帶中能量是連續(xù)的，容易進(jìn)入空軌道中導(dǎo)電。沒有導(dǎo)帶，且滿帶和空帶之間的禁帶E>5eV，電子難以躍遷，則為絕緣體；若禁帶的E<3eV，在外界能量激發(fā)下，電子穿越禁帶進(jìn)入空帶產(chǎn)生導(dǎo)電效果，則為半導(dǎo)體。能帶理論解釋金屬的物理性質(zhì)

金屬光澤

電子在能帶中連續(xù)躍遷，能量變化的覆蓋范圍相當(dāng)廣泛，反射各種波長的光，故大多數(shù)金屬呈銀白色。

延展性

受外力時(shí)，金屬能帶不被破壞。

熔點(diǎn)和硬度

金屬單電子多時(shí)，金屬鍵強(qiáng)，熔點(diǎn)高，硬度大。如W和Re，m.p.達(dá)3500K；K和Na單電子少，金屬鍵弱,熔點(diǎn)低,硬度小。離子鍵的形成形成化學(xué)鍵-785kJ·mol-1離子鍵

兩種原子間電負(fù)性相差較大，一般要相差1.7以上。形成離子鍵的條件

離子鍵存在于離子晶體（鹽）中，具有的物理性質(zhì)：硬度大但脆；較高的熔沸點(diǎn)，導(dǎo)電、導(dǎo)熱性差；往往易溶于水，水溶液或熔融態(tài)能導(dǎo)電。

離子鍵的本質(zhì)是靜電引力；

NaCl的晶胞

離子鍵沒有方向性和飽和性。離子鍵（續(xù)）離子鍵的特點(diǎn)

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）離子鍵的強(qiáng)度影響因素熔點(diǎn)排序：MgO>BaO>NaCl>NaBr

非金屬元素之間一般形成共價(jià)鍵共價(jià)鍵

當(dāng)不同元素的原子之間電負(fù)性差值不大（

X<1.7）

，或者是同種元素原子間，價(jià)電子就不能在原子之間完全轉(zhuǎn)移，而往往會(huì)形成電子對(duì)共用的情況。這種依靠電子對(duì)共用而形成的分子的化學(xué)鍵稱為共價(jià)鍵。

共價(jià)鍵的形成機(jī)理、類型和代表物質(zhì)在三種化學(xué)鍵中是最復(fù)雜的，是化學(xué)鍵研究的重點(diǎn)。有機(jī)化合物都是由共價(jià)鍵結(jié)合生成的。

根據(jù)共用電子的數(shù)目是一對(duì)、兩對(duì)還是三對(duì)，可以將共價(jià)鍵分為單鍵、雙鍵和叁鍵。共價(jià)鍵的鍵參數(shù)bondparameters

拆散1molAB分子中共價(jià)鍵：AB=A+B，使之成為氣態(tài)原子A和B所需要的能量稱為AB鍵的鍵能，單位是kJ·mol－1。共價(jià)鍵的鍵長是指形成共價(jià)鍵的兩個(gè)相鄰原子的原子核之間的平均核間距。鍵能bondenergy鍵長bondlength

鍵長

/pm鍵能

/kJ·mol-1C－C154345.6C=C133602.0CC120835.1

鍵角是決定分子空間構(gòu)型的決定因素

V形′直線形正四面體形′三角錐形′

在多原子分子中，同一原子如果形成兩根或者兩根以上的共價(jià)鍵，這些共價(jià)鍵之間存在著一定的夾角，這就是鍵角。共價(jià)鍵的鍵參數(shù)（續(xù)）鍵角bondangleClClCl—Cl非極性鍵ClHH—Cl極性鍵

由兩個(gè)不同原子組成的化學(xué)鍵,由于它們的電負(fù)性不同,共用電子對(duì)存在偏向,這類化學(xué)鍵稱為極性鍵。由兩個(gè)相同原子組成的化學(xué)鍵,電負(fù)性相同，共用電子對(duì)不存在偏向,這類化學(xué)鍵稱為非極性鍵。極性的大小可以μ電偶極矩dipolemoment由來表示。共價(jià)鍵的極性

q

為某極性分子正、負(fù)電荷中心所帶電量（偶極電量）d

為偶極距離

（電）偶極矩：極性的量度，用m表示。

非極性鍵的偶極矩為零；偶極矩越大，鍵的極性越大；

偶極矩是矢量，其方向由正電荷中心指向負(fù)電荷中心。m

=q·dClHmd電偶極矩

觀察下列分子的正、負(fù)電荷中心是否重合：

極性分子polarmolecule：正負(fù)電荷中心不重合的分子

非極性分子non-polarmolecule：正負(fù)電荷中心重合的分子分子的極性

單原子分子一定是非極性分子；

雙原子分子同核都是非極性分子；異核都是極性分子；

多原子分子空間結(jié)構(gòu)中心對(duì)稱的是非極性分子，空間結(jié)構(gòu)非中心對(duì)稱的是極性分子。

極性分子：

H2O、NH3、CHCl3非極性分子：BeCl2、CO2、BCl3、CH4共價(jià)鍵的極性取決于相鄰兩原子間共用電子對(duì)是否有偏移分子的極性取決于空間構(gòu)型正負(fù)電荷中心是否重合分子的極性（續(xù)）成鍵電子和孤對(duì)電子

電子共用僅限于價(jià)層電子。C的價(jià)電子構(gòu)型是2s22p2，可見最外層的價(jià)電子數(shù)目是4個(gè)，由此也可知H的價(jià)電子數(shù)是1，N是5，O是6。共用的基本規(guī)則是達(dá)到8電子的穩(wěn)定構(gòu)型（H是2電子）。以下是C，H，O，N之間形成的幾種常見分子的Lewis結(jié)構(gòu)式，可以看出電子兩種情況：成鍵電子和孤對(duì)電子。H:H（H-H）2、通過書寫Lewis結(jié)構(gòu)式，得到中心原子A上價(jià)層電子情況3、價(jià)層電子對(duì)盡可能分散,以使斥力最小

成鍵電子對(duì)的方向就是共價(jià)鍵的方向價(jià)層電子對(duì)互斥理論（valenceshellelectronpairrepulsion）是一種經(jīng)驗(yàn)理論，可以用來判斷和預(yù)測分子的構(gòu)型，其基本要點(diǎn)：價(jià)層電子對(duì)=成鍵電子對(duì)bondpair+孤對(duì)電子對(duì)lonepair(VP)(BP)(LP)價(jià)層電子對(duì)互斥理論VSEPR1、在AXn型多原子分子中，A表示中心原子，通過共價(jià)鍵與外圍原子X相連。正四面體形′價(jià)層電子對(duì)互斥理論（續(xù)）CH4不是平面構(gòu)型（鍵角90°）而是正四面體（鍵角109°28'）三角錐形′V形′

在考慮相互斥力的時(shí)候，不但要考慮成鍵電子，也要考慮孤對(duì)電子的斥力，即它們之間相互夾角大小。斥力大?。汗聦?duì)電子

>成鍵電子價(jià)層電子對(duì)互斥理論（續(xù)）鍵角越大斥力越小分子穩(wěn)定夾角越大斥力越小分子穩(wěn)定

如何解釋CH4、NH3和H2O中的鍵角分別為109°28'，107°18'和104°45'

，依次減小。價(jià)層電子對(duì)互斥理論（續(xù)）342直線形3平面三角形4正四面體5三角雙錐6正八面體電子對(duì)數(shù)目VP電子對(duì)空間分布例3-1

判斷XeF2空間構(gòu)型中心原子Xe，價(jià)電子8，與2個(gè)F形成2共價(jià)鍵價(jià)層電子8+2=10，價(jià)層電子對(duì)VP=5成鍵電子對(duì)BP=2，孤對(duì)電子對(duì)LP=3形成三角雙錐的電子對(duì)排布先安排孤對(duì)電子在斥力較小的平伏位剩下成鍵電子安排在軸向位最終XeF2分子構(gòu)型是直線型軸向位平伏位VPLP電子對(duì)的空間構(gòu)型分子的空間構(gòu)型34611212SnCl2平面三角形V形NH3四面體三角錐H2O四面體V形IF5八面體四方錐XeF4八面體平面正方形實(shí)例價(jià)層電子對(duì)互斥理論（續(xù)）VP=BP+LP

第三章作業(yè)

第三章章節(jié)測試

復(fù)習(xí)/預(yù)習(xí)相關(guān)章節(jié)資源課后學(xué)習(xí)任務(wù)共價(jià)鍵的成鍵理論VB理論著眼于原子之間原子軌道的重疊，并能夠較本質(zhì)地說明化學(xué)鍵在空間的取向，解釋分子的空間構(gòu)型；MO理論認(rèn)為原子在形成分子時(shí)，原子軌道重組形成分子軌道，從總體能量的變化上來闡述共價(jià)鍵的形成對(duì)分子穩(wěn)定性的貢獻(xiàn)。價(jià)鍵理論（valencebondtheory

簡稱VB理論）分子軌道理論（molecularorbitaltheory簡稱MO理論）H2中共價(jià)鍵的形成

兩個(gè)具有1s1

電子構(gòu)型的H原子彼此靠近時(shí)，兩個(gè)1s軌道發(fā)生重疊，在重疊處電子作為物質(zhì)波干涉增強(qiáng)，電子出現(xiàn)概率增加，對(duì)左右?guī)д姾傻脑雍司哂形饔?。價(jià)鍵理論（VB法）

軌道重疊即共價(jià)鍵的本質(zhì)價(jià)鍵理論基本要點(diǎn)1、基本條件：兩原子各有一個(gè)未成對(duì)電子，且自旋方向相反，其所在原子軌道重疊，形成共價(jià)鍵。2、有效重疊原則:發(fā)生相互重疊的兩個(gè)原子軌道的正、負(fù)號(hào)要相同（同號(hào)），物質(zhì)波干涉增強(qiáng)。3、最大重疊原則:相互重疊的兩個(gè)原子軌道要沿著軌道伸展方向進(jìn)行重疊，此時(shí)重疊程度最大化，成的鍵較強(qiáng)。

共價(jià)鍵的飽和性

H(1s1)

Cl(3s23px13py23pz2)

N(2s22px12py12pz1)

成鍵時(shí)原子必須拿出未成對(duì)電子所在軌道去重疊，所以原子中單電子數(shù)決定了共價(jià)鍵的數(shù)目的上限，即為共價(jià)鍵的飽和性。

NH3共價(jià)鍵的飽和性和方向性H—ClN≡NH2Cl2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)鍵的方向性共價(jià)鍵的飽和性和方向性（續(xù)）共價(jià)鍵的類型：

鍵和

鍵

兩個(gè)原子軌道沿著軌道伸展方向相互接近，最后同號(hào)重疊所形成的鍵叫做

鍵，俗稱“頭碰頭”：s—spx—spx—px

鍵頭碰頭

鍵的形成過程共價(jià)鍵的類型：

鍵和

鍵（續(xù)）

py—pypz—pz

鍵肩并肩共價(jià)鍵的類型：

鍵和

鍵（續(xù)）

兩原子軌道沿著垂直于伸展方向的方向相互靠近，同號(hào)重疊所形成的鍵叫做

鍵，俗稱“肩并肩”：共價(jià)鍵的類型：

鍵和

鍵（續(xù)）

鍵的形成過程：

σ鍵π鍵軌道重疊方式頭碰頭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)以鍵為軸自由旋轉(zhuǎn)不能自由旋轉(zhuǎn)σ鍵和π鍵的特征比較共價(jià)鍵的類型：

鍵和

鍵（續(xù)）

H21s11s—1s1個(gè)σ

鍵

Cl23s23p53px—3px

1個(gè)σ

鍵

HCl1s—3px1個(gè)σ

鍵

N22s22p32px—2px

1個(gè)σ

鍵

2py—2py

1個(gè)

鍵

2pz—2pz

1個(gè)

鍵

兩原子形成共價(jià)鍵有且只有一根σ鍵強(qiáng)度大于

鍵共價(jià)鍵的類型：

鍵和

鍵（續(xù)）

NNσππ

C的價(jià)電子構(gòu)型為：2s22px1py1，存在兩個(gè)未成對(duì)電子，按價(jià)鍵理論只能形成兩個(gè)共價(jià)鍵，且鍵角為90°。

而實(shí)際上C在形成化合物時(shí)往往形成4個(gè)共價(jià)鍵，而且C－H鍵都是等同的，空間呈現(xiàn)正四面體結(jié)構(gòu)。雜化軌道理論Hybridorbitaltheory

Pauling等人以價(jià)鍵理論為基礎(chǔ)，提出雜化軌道理論。

Pauling假設(shè),甲烷的中心原子C，在形成化學(xué)鍵時(shí),4個(gè)價(jià)電子層原子軌道并不維持原來的形狀,而是發(fā)生所謂“雜化”，得到4個(gè)等同的軌道,總稱sp3雜化軌道，每個(gè)軌道上各有1個(gè)未成對(duì)電子，形成了甲烷的正四面體構(gòu)型。雜化軌道理論（續(xù)）雜化（hybrid）的本質(zhì)就是使得中心原子原來能量不一、形狀各異的價(jià)層各軌道，重組形成在能量上等同、在空間位置上分布均勻的簡并軌道->雜化軌道，雜化軌道之間的夾角實(shí)現(xiàn)了最大化，對(duì)分子穩(wěn)定有利。雜化軌道上的電子有的成對(duì)，即孤對(duì)電子，有的未成對(duì)，即可以與其他原子成鍵。雜化軌道理論是價(jià)層電子對(duì)互斥理論的內(nèi)在根源價(jià)層電子對(duì)互斥理論是雜化軌道理論的外在表現(xiàn)雜化軌道理論的要點(diǎn)1、能量相近的原子軌道才能進(jìn)行雜化；2、雜化前后軌道和電子的數(shù)目守恒；3、雜化后的各個(gè)雜化軌道能量上是相等的，空間取向是均勻分布的（簡并軌道），實(shí)現(xiàn)了軌道夾角最大化。4、按照洪德規(guī)則電子在雜化后的軌道上排布，如存在未成對(duì)電子，按價(jià)鍵理論原則與外圍原子的未成對(duì)電子軌道發(fā)生重疊，形成共價(jià)鍵。5、雜化后軌道上存在成對(duì)電子，即孤對(duì)電子，不成鍵，但占用空間，且斥力較大。軌道雜化的類型和分子空間構(gòu)型

1個(gè)s軌道和1個(gè)p軌道雜化，雜化后得到2個(gè)sp雜化軌道+兩個(gè)軌道間的夾角為180°，呈直線型sp

雜化軌道sp雜化

180°直線型軌道雜化的類型和分子空間構(gòu)型（續(xù)）實(shí)例

BeCl2

Be：2s2軌道雜化的類型和分子空間構(gòu)型（續(xù)）ClBeClClClBesp雜化

180°直線型sp2雜化軌道1個(gè)s軌道和2個(gè)p軌道雜化，雜化后得到3個(gè)sp2雜化軌道軌道雜化的類型和分子空間構(gòu)型（續(xù)）FFFB實(shí)例

BF3

B：2s22p1軌道雜化的類型和分子空間構(gòu)型（續(xù)）sp2

雜化

120°平面三角形sp3雜化軌道軌道雜化的類型和分子空間構(gòu)型（續(xù)）1個(gè)s軌道與3個(gè)p

軌道進(jìn)行的雜化形成4個(gè)sp3

雜化軌道。sp3

等性雜化

109°28′正四面體實(shí)例

CH4

C：2s22p2軌道雜化的類型和分子空間構(gòu)型（續(xù)）sp3等性雜化

等性sp3雜化是指雜化后的4個(gè)sp3雜化軌道是完全平等的，這種雜化類型叫做等性雜化。其分子呈高度對(duì)稱的正四面體構(gòu)型。如：CH4、CCl4、NH4+孤對(duì)電子2s2p雜化等性雜化與不等性雜化（續(xù)）sp3不等性雜化實(shí)例

NH3

N：2s22p3sp3不等性雜化4個(gè)雜化軌道有差別，叫做不等性雜化。分子空間構(gòu)型不是正四面體。2

對(duì)孤對(duì)電子雜化2s2p雜化軌道理論/價(jià)層電子對(duì)互斥理論解釋：CH4、NH3和H2O的鍵角109°28′、107°18′、104°45′依次減少等性雜化與不等性雜化（續(xù)）sp3不等性雜化實(shí)例

H2OO：2s22p4中心原子電子構(gòu)型雜化空間構(gòu)型鍵角實(shí)例ⅡA/ⅡBns2

sp直線形

180°BeCl2、HgCl2ⅢAns2np1

sp2

平面三角形

120°BF3、BBr3ⅣAns2np2

sp3

(正)四面體

109°28′CCl4、SiH4ⅤAns2np3

sp3不等性三角錐形

107°18′NH3、PH3ⅥAns2np4

sp3不等性V字形

104°45′H2O、H2S雜化情況一覽表課后學(xué)習(xí)任務(wù)

第三章作業(yè)

第三章章節(jié)測試

復(fù)習(xí)/預(yù)習(xí)相關(guān)章節(jié)資源中心原子電子構(gòu)型雜化空間構(gòu)型鍵角實(shí)例ⅡA/ⅡBns2

sp直線形

180°BeCl2、HgCl2ⅢAns2np1

sp2

平面三角形

120°BF3、BBr3ⅣAns2np2

sp3

(正)四面體

109°28′CCl4、SiH4ⅤAns2np3

sp3不等性三角錐形

107°18′NH3、PH3ⅥAns2np4

sp3不等性V字形

104°45′H2O、H2S雜化情況一覽表2s2p2psp2雜化sp2乙烯中

sp2

雜化

苯中的

大π鍵特殊的雜化類型：平面型分子中sp2雜化1、原子形成分子后，原子軌道atomicorbital不復(fù)存在；分子中電子運(yùn)行于分子軌道m(xù)olecularorbital，不再從屬于某個(gè)原子，也不局限在相鄰原子間，而是在整個(gè)分子空間范圍內(nèi)運(yùn)動(dòng)，即電子是非定域的，是離域

delocalized的。分子軌道理論（MO）的基本要點(diǎn)2、分子軌道由能量相近的原子軌道線性重組而成，分子軌道的數(shù)目與參與組合的原子軌道數(shù)目相等。

例如，兩個(gè)H原子的1s軌道重組形成兩個(gè)分子軌道，此時(shí)兩個(gè)電子按照電子排布三原則進(jìn)入成鍵軌道上，體系能量降低，即H2形成。

反鍵anti-bonding

E成鍵bonding+±+++－分子軌道的能量低于組合前原子軌道的能量，稱為成鍵分子軌道分子軌道的能量高于組合前原子軌道的能量，稱為反鍵分子軌道分子軌道理論的基本要點(diǎn)（續(xù)）H2

分子軌道H2分子軌道式

(

1s)2

*1s

1sMOAOAO1s1s

分子軌道式將分子軌道按能量高低順序由左到右排成一行，并把每個(gè)軌道上的電子數(shù)寫在軌道符號(hào)的右上角。鍵級(jí)

=(2－0)/2=1

（單鍵）1、電子在分子軌道上的填充順序與電子在原子軌道上的填充順序一致，即滿足能量最低原理，泡利不相容原理和洪特規(guī)則。2、填充電子后的分子若其成鍵軌道上的電子總數(shù)大于反鍵軌道上的電子總數(shù)則分子可以形成，否則不穩(wěn)定。還可以通過計(jì)算鍵級(jí)來判斷分子穩(wěn)定性：鍵級(jí)bondorder

=(成鍵軌道電子數(shù)－反鍵軌道電子數(shù))/2鍵級(jí)越大，分子越穩(wěn)定分子軌道中電子排布三原則

He2

分子軌道式

(

1s)2

(*1s)2鍵級(jí)

=(2－2)/2=0

AOAO1s1s

*1s

1sMO

由于填充滿了一對(duì)成鍵軌道和反鍵軌道，故分子的能量與原子單獨(dú)存在時(shí)能量相等，鍵級(jí)為零。He之間無化學(xué)鍵，即He2

分子不存在。He2

分子軌道

He2＋

的存在用價(jià)鍵理論不好解釋，但用分子軌道理論則認(rèn)為有半鍵（單電子鍵）。這是分子軌道理論較現(xiàn)代價(jià)鍵理論的成功之處。

He2＋

分子軌道式

(

1s)2(*1s)1

鍵級(jí)

=(2－1)/2=1/2

AOAO1s1s

*1s

1sMOHe2+

分子軌道2p2p2s2sMO1s1sAOAOO2F21s1s

1s*1s2s2s

2s*2sAO2p2p非O2F2

MO

AO*2px*2pz*2py

2py

2pz

2px*2px*2pz*2py

1s*1s

2s*2s

2py

2pz

2px分子軌道能級(jí)圖（同核雙原子分子）拓展鍵級(jí)

=(6－2)/2=2

2p2p2s2s

2s*2s

1s*1sMO1s1sAOAO*2*2*2

2

2

2分子軌道式(1s)2(*1s)2(2s)2(*2s)2()2()2

(

)2(

)1(

)1

2

2

2

*2*2或簡寫成

[Be2](

)2(

)2

()2()1()1

2

2

2

*2*2O2

分子軌道

實(shí)驗(yàn)表明，氧氣單質(zhì)是順磁性的?？捎梅肿榆壍览碚摻忉?，O2的分子軌道式為：

[Be2](

)2(

)2

()2()1()1

，其中

2

2

2

*2*2

()1(

)1

說明軌道中有未成對(duì)電子，故顯順磁性。*2*2順磁性反磁性

成對(duì)電子

自旋磁矩抵消反磁性

未成對(duì)電子

存在自旋磁矩順磁性

鍵級(jí)

=(6－0)/2=3

反磁性2p2p*2*2*2

2

2

21s1s

1s*1s2s2s

2s*2sAOMOAO或簡寫成

[Be2]()2

()2

()2

2

2

2分子軌道式

(1s)2(*1s)2(2s)2(*2s)2

()2

()2

()2

2

2

2N2

分子軌道O2

分子軌道圖

2p2p2s2s

2s*2s

1s*1sMO1s1sAOAO*2*2*2

2

2

2

N2

分子軌道圖2p2p*2*2*2

2

2

21s1s

1s*1s2s2s

2s*2sAOMOAO取向力：極性分子之間產(chǎn)生的相互作用力（吸引力）極性來源：極性分子具有永久極性permanentdipole

分子間作用力又稱為范德華力VanDerWaalsforce?；瘜W(xué)鍵能一般在102kJ·mol－1

數(shù)量級(jí)，而范德華力的能量只有幾個(gè)kJ·mol－1

。

范德華力來源于分子之間的靜電作用力，根據(jù)分子的極性polarity來源不同，范德華力可分為：

取向力誘導(dǎo)力色散力分子間的作用力Intermolecularforce取向力取向力

dipole-dipoleforce

誘導(dǎo)力：存在于“極－極”、“極－非”間極性來源：分子在極性分子誘導(dǎo)下產(chǎn)生了暫時(shí)的極性induceddipole誘導(dǎo)力inductionforce

分子瞬時(shí)偶極色散力：存在于一切分子間

transientdipole極性來源：分子中電子運(yùn)動(dòng)造成電荷不均分布產(chǎn)生瞬間極性影響色散力的因素：分子的變形，變形性隨分子量增大而增大。所以同系物分子量越大，色散力越大，熔沸點(diǎn)越高。色散力dispersionforce

分子間力強(qiáng)度遠(yuǎn)小于化學(xué)鍵，本質(zhì)是靜電作用力，沒有飽和性和方向性；

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；

色散力存在于一切分子之間，是三種作用力中最主要的一種；

分子間力↑，熔點(diǎn)（m.p.）↑、沸點(diǎn)（b.p.）↑分子間作用力（范德華力）的特點(diǎn)氫鍵Hydrogenbonding

赤裸的氫核與含有孤對(duì)電子的電負(fù)性強(qiáng)的帶負(fù)電的原子（N,F,O)充分靠近而產(chǎn)生吸引力，這種吸引力稱為氫鍵。

如HF中，H原子只有1個(gè)電子，與F原子形成強(qiáng)極性共價(jià)鍵后幾乎成為一個(gè)“裸核”，而F原子半徑小、電負(fù)性大、有孤對(duì)電子。

分子中必須具有一個(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，也稱為氫鍵的給體donor

分子中必須具有一個(gè)電負(fù)性很大、半徑很小、帶有孤對(duì)電子的Y原子，也稱為氫鍵的受體acceptor氫鍵的形成條件X、Y：F、O、N氫鍵的通式：

X—H····Y

氫鍵是一種分子之間的特殊作用力，具有飽和性和方向性（類似于共價(jià)鍵），也有自己的鍵參數(shù)bondparameters（鍵能、鍵長和鍵角）。強(qiáng)度比范德華力大一些，小于化學(xué)鍵強(qiáng)度；氫鍵提供額外的分子間作用力，對(duì)物質(zhì)熔沸點(diǎn)有顯著提升作用；不同物種之間若形成氫鍵，也會(huì)大大增加相互溶解性。氫鍵的特點(diǎn)溫度(℃)分子量氫鍵對(duì)熔點(diǎn)、沸點(diǎn)的影響沸點(diǎn)熔點(diǎn)氫鍵對(duì)物質(zhì)物理性質(zhì)的影響水中的氫鍵分子內(nèi)氫鍵ONHOONOOOHONOOH熔點(diǎn)：45oC96114oCoC

氫鍵不僅出現(xiàn)在分子間，也可出現(xiàn)在分子內(nèi)。如:鄰硝基苯酚中羥基上的氫原子可與硝基上的氧原子形成分子內(nèi)氫鍵；間硝基苯酚和對(duì)硝基苯酚則沒有這種分子內(nèi)氫鍵，只有分子間氫鍵。這解釋了為什么鄰硝基苯酚的熔點(diǎn)比間硝基苯酚和對(duì)硝基苯酚的熔點(diǎn)低。

第三章作業(yè)上交

第三章章節(jié)測試完成

預(yù)習(xí)第四章晶體結(jié)構(gòu)課后學(xué)習(xí)任務(wù)第4章晶體結(jié)構(gòu)Chapter4CrystalStructure原子分子離子宏觀物質(zhì)或范德華力得失電子范德華力氫鍵共價(jià)鍵金屬鍵或共價(jià)鍵離子鍵離子晶體分子晶體原子晶體金屬晶體4.1

晶體的特征和分類

拓展晶體：原子、離子或分子在空間呈有規(guī)則地周期性重復(fù)排列；非晶體：原子(離子或分子)在空間無規(guī)則排列。晶體與非晶體晶體的特征和分類（續(xù)）

晶體具有一定的幾何形狀，是其微觀規(guī)則的宏觀表現(xiàn)。晶體的類型大小懸殊很大小較大高低懸殊很高低較高金屬鍵分子間作用力共價(jià)鍵離子鍵金屬原子原子分子陰陽離子實(shí)例硬度熔、沸點(diǎn)粒子間作用構(gòu)成粒子金屬晶體Metalliccrystals原子晶體Atomiccrystals分子晶體Molecularcrystals離子晶體Ioniccrystals晶體類型NaClCO2金剛石Cu離子極化ionpolarization離子在自身電場的作用下，相互誘導(dǎo)，導(dǎo)致電子云變形，從離子鍵向共價(jià)鍵過渡。

陽離子半徑小，電子云不易變形，極化polarization作用顯著

陰離子半徑大，電子云易變形，變形distortion顯著影響離子極化作用的因素(陽離子）1、離子電荷；離子的正電荷越高，極化作用越大。Al3+>Mg2+>Na+

2、離子半徑；半徑越小，極化作用越大。Cs+<Rb+<K+<Na+<Li+3、離子的電子構(gòu)型8電子構(gòu)型<9-17電子構(gòu)型<2電子、18電子和18+2電子構(gòu)型s區(qū)d區(qū)ds區(qū)p區(qū)金屬離子極化（續(xù)）影響離子變形性的因素(陰離子）1、外層電子構(gòu)型相同的簡單陰離子電荷數(shù)越多、半徑愈大，變形性越大。例如F－<Cl－<Br－<I－2、復(fù)雜陰離子變形性不大，且隨中心原子氧化數(shù)升高變形性減小。

常見陰離子變形性順序：離子極化（續(xù)）1、鍵型過渡(離子鍵向共價(jià)鍵過渡)如：AgFAgClAgBrAgI離子鍵共價(jià)鍵（分子型）離子極化的結(jié)果2、性質(zhì)改變：溶解度變小，熔沸點(diǎn)降低例如；溶解度AgCl>AgBr>AgINaCl易溶于水，CuCl難溶于水。

4-1下列離子中，半徑依次增大的順序是：

(A)Al3+，Mg2+，Na+，F(xiàn)-

(B)Na+，Mg2+，Al3+，F(xiàn)-

(C)F-，Na+，Mg2+，Al3+(D)F-，Al3+，Mg2+，Na+課堂練習(xí)

4-2石墨晶體是：(A)原子晶體(B)金屬晶體

(C)分子晶體(D)混合型晶體4-3下列各種類型的離子中，極化能力最強(qiáng)的是：(A)電荷多、半徑大的陽離子(B)電荷多、半徑小的陽離子

(C)電荷多、半徑大的陰離子(D)電荷多、半徑小的陰離子課堂練習(xí)（續(xù)）

4-4下列物質(zhì)的熔點(diǎn)由高到低的順序?yàn)椋?/p>

(A)C（金剛石）>CuCl2>H2O>H2S(B)CuCl2>C（金剛石）>H2O>H2S(C)C（金剛石）>CuCl2>H2S>H2O(D)CuCl2>C（金剛石）>H2S>H2O

4-5下列關(guān)于離子變形性的說法中，不正確的是：(A)同一元素不同價(jià)態(tài)的陽離子中，所帶電荷越多，極化作用越強(qiáng)

(B)同一元素不同價(jià)態(tài)的陰離子中，所帶電荷越多，變形性越小

(C)陽離子的電荷越多，半徑越小，極化作用就越強(qiáng)

(D)體積大的陰離子變形性較大課堂練習(xí)（續(xù)）

4-6在下列晶體SiF4、I2、SiO2、CS2、KF、Ag中，熔化時(shí)需破壞共價(jià)鍵的有______________；熔化時(shí)只需克服分子間作用力的有__________________。I2CS2SiF4SiO2電荷電子構(gòu)型半徑4-8NH3的熔點(diǎn)比PH3的熔點(diǎn)_____________，這是因?yàn)開_________________。課堂練習(xí)（續(xù)）高NH3分子間有氫鍵4-7影響離子極化作用強(qiáng)弱的主要因素主要有________、__________和___________。4-9

用離子極化的觀點(diǎn)解釋SnCl4的熔點(diǎn)比SnCl2的小。答：因?yàn)镾n4+的電荷比Sn2+多,半徑比Sn2+小，極化作用強(qiáng)，SnCl4的共價(jià)性比SnCl2強(qiáng)，因而熔點(diǎn)較低。4-10

Na+半徑為95pm，Cu+半徑為96pm，試說明CuCl的溶解度很小，而NaCl的溶解度卻很大的原因。答：Na+和Cu+電荷相同、半徑相近，故離子的極化力決定于外層電子構(gòu)型。具有18電子構(gòu)型的Cu+比8電子構(gòu)型的Na+極化作用強(qiáng)，使CuCl化學(xué)鍵的極性與NaCl的相比弱很多，呈現(xiàn)出部分共價(jià)性，導(dǎo)致溶解度降低。課堂練習(xí)（續(xù)）

第四章作業(yè)上交

第四章章節(jié)測試完成

預(yù)習(xí)第五章化學(xué)平衡課后學(xué)習(xí)任務(wù)第5章化學(xué)平衡Chapter5ChemicalEquilibrium5.1

化學(xué)平衡ChemicalEquilibrium

完全反應(yīng)方向確定程度徹底（轉(zhuǎn)化率可達(dá)100%）irreversiblereactions

2H2+O2

2H2O點(diǎn)燃2SO2+O22SO3可逆反應(yīng)方向不確定反應(yīng)不完全reversiblereactions

可逆反應(yīng)的終點(diǎn)即達(dá)到化學(xué)平衡狀態(tài)可逆反應(yīng)的終點(diǎn)：化學(xué)平衡如何判斷化學(xué)反應(yīng)已達(dá)到平衡狀態(tài)

chemicalequilibrium？化學(xué)平衡是動(dòng)態(tài)平衡：即正反應(yīng)的速率等于逆反應(yīng)的速率反應(yīng)物/生成物同時(shí)共存，且濃度不變。此時(shí)各物質(zhì)的濃度稱為平衡濃度

equilibriumconcentration化學(xué)平衡常數(shù)mA+nBxC+yDreactantsproducts

對(duì)于可逆反應(yīng)

達(dá)到化學(xué)平衡時(shí)，實(shí)驗(yàn)證明，此時(shí)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為一常數(shù)，此常數(shù)和該反應(yīng)的本性有關(guān)，在一定溫度下不變，稱為化學(xué)平衡常數(shù)Kequilibriumconstant

K

為平衡常數(shù)

[]表示某物質(zhì)平衡濃度（mol/L）m、n、x、y為化學(xué)反應(yīng)方程式中系數(shù)化學(xué)平衡常數(shù)表達(dá)式mA+nBxC+yD重要equilibriumconstantexpression某反應(yīng)的平衡常數(shù)體現(xiàn)了此化學(xué)反應(yīng)的本性，即正反兩個(gè)方向的傾向程度。定性地說：K值越大，正反應(yīng)越完全（逆反應(yīng)越不完全）K值越小，正反應(yīng)越不完全（而逆反應(yīng)越完全）定量地說：一般認(rèn)為，K>105

，反應(yīng)進(jìn)行得較完全,可視情況近似處理為完全反應(yīng)；K<10-5則非常不完全。K在105~10-5之間往往是比較典型的可逆反應(yīng)。

平衡常數(shù)的意義ABCD可能存在的四種不同狀態(tài)，其平衡濃度分別表示如下：

不同狀態(tài)物質(zhì)平衡濃度的表示可逆反應(yīng)：mA+nBxC+yD（aq）溶液中溶質(zhì)：其平衡濃度用[]表示，單位mol/L

（g）氣態(tài)物質(zhì)：其平衡濃度習(xí)慣用其平衡時(shí)分壓p表示，單位為Pa，例如ABCD均為氣體：（s）純固體（l）純液體

不存在濃度變化的問題，以常數(shù)1的形式出現(xiàn)。例書寫下列反應(yīng)方程式的平衡常數(shù)表達(dá)式：

Cu(s)+2H+(aq）+H2O2(aq）

=Cu2+(aq)+2H2O(l)化學(xué)平衡常數(shù)表達(dá)式（續(xù)）標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù)Standardequilibriumconstant

采用不同的平衡濃度標(biāo)準(zhǔn)和單位會(huì)造成平衡常數(shù)數(shù)值的不一致。因此規(guī)定，在平衡常數(shù)表達(dá)式中，平衡濃度或平衡分壓采用相對(duì)值，即和標(biāo)準(zhǔn)濃度或壓強(qiáng)相比。由此得到的平衡常數(shù)稱為標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù)，記作一般文獻(xiàn)或列表中的K

多為標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù)。應(yīng)用K時(shí)必須清楚對(duì)應(yīng)的平衡表達(dá)式！可逆反應(yīng)方向的判斷Q＜K

向右移動(dòng)（正向移動(dòng)）Q＞K

向左移動(dòng)（逆向移動(dòng)）Q＝K

平衡狀態(tài)可逆反應(yīng)：mA+nBxC+yD濃度商QReactionQuotient化學(xué)平衡相關(guān)計(jì)算

例5-2

800K時(shí)一合成氨體系，將N2和H2按1:3充入，總壓為2.0×107Pa，反應(yīng)達(dá)到平衡后，總壓變?yōu)?.8×107Pa，求平衡常數(shù)。設(shè)反應(yīng)前后N2的壓力變化為xPaN2+3H2=2NH3開始PN2=0.5×107PH2=1.5×107平衡PN2=0.5×107-xPH2=1.5×107-3xPNH3=2xx=0.1×107(Pa)

平衡常數(shù)運(yùn)算法則multipleequilibriums重要化學(xué)反應(yīng)平衡常數(shù)在本書附錄中可查，但更多反應(yīng)方程式的平衡常數(shù)未見收錄，此時(shí)可以利用平衡常數(shù)運(yùn)算法則解決很多從已知平衡常數(shù)求未知平衡常數(shù)的問題，法則包括：方程式顛倒（即正反應(yīng)和逆反應(yīng)方向顛倒），平衡常數(shù)是原來的倒數(shù)，請(qǐng)自己證明。方程式系數(shù)變化后，平衡常數(shù)表達(dá)式中各冪次要相應(yīng)變化。如2SO2（g）+O2（g）→2SO3（g）K1=pso32/[pso22·po2]SO2（g）+1/2O2（g）→SO3（g）K2=pso3/[pso2·po20.5]K1≠K2,K1=K22如C(s)+1/2O2(g)=CO(g)K1+)CO(g)+1/2O2(g)=CO2(g)K2C(s)+O2(g)=CO2(g)K總K總=K1K2

若某反應(yīng)可以表示為兩個(gè)反應(yīng)的總和，則總反應(yīng)的平衡常數(shù)等于各反應(yīng)平衡常數(shù)之積。

若某反應(yīng)可以表示為兩個(gè)反應(yīng)相減，則總反應(yīng)的平衡常數(shù)等于該兩個(gè)反應(yīng)平衡常數(shù)之相除。平衡常數(shù)運(yùn)算法則（多重平衡規(guī)則）

第五章作業(yè)

第五章章節(jié)測試

復(fù)習(xí)/預(yù)習(xí)相關(guān)線上資源課后學(xué)習(xí)任務(wù)

因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，稱為化學(xué)平衡的移動(dòng)

Shiftsofchemicalequilibrium

這些因素有濃度、壓力、體積、溫度等等，歸根到底，影響化學(xué)平衡的因素是溫度和濃度，壓強(qiáng)和體積的變化最終導(dǎo)致的結(jié)果是濃度的變化。

溫度影響K濃度影響Q

Q＝K

平衡狀態(tài)5.3化學(xué)平衡的移動(dòng)濃度對(duì)化學(xué)平衡的影響

mA+nBxC+yD濃度商Q＜K

向右移動(dòng)（正向移動(dòng)）Q＞K

向左移動(dòng)（逆向移動(dòng)）Q＝K

平衡狀態(tài)

如果增加反應(yīng)物的濃度或減少生成物的濃度，則使Q＜K，平衡即向正反應(yīng)方向移動(dòng)Forward如果減少反應(yīng)物的濃度或增加生成物的濃度，則使Q＞K，平衡向逆反應(yīng)方向移動(dòng)Backward

壓力對(duì)化學(xué)平衡的影響

壓力的變化是通過各反應(yīng)物質(zhì)的濃度變化對(duì)平衡施加影響的，對(duì)于反應(yīng)物質(zhì)是氣體且反應(yīng)前后氣體的物質(zhì)的量有變化的反應(yīng)，系統(tǒng)總壓變化時(shí)將對(duì)化學(xué)平衡產(chǎn)生影響。

mA+nBxC+yD令△n＝(x＋y)－(m＋n)△n＝0壓力變化不影響平衡的移動(dòng)若△n＞0減小壓力，平衡向右移動(dòng)；加大壓力，平衡向左移動(dòng)若△n＜0加大壓力，平衡向右移動(dòng)；減小壓力，平衡向左移動(dòng)在恒溫、恒壓下加入惰性氣體，由于總壓力不變，反應(yīng)體系體積增大，造成各組分氣體分壓減小，化學(xué)平衡向氣體分子總數(shù)增加的方向移動(dòng)。所以△n＞0平衡向右移動(dòng)；若△n＜0平衡向左移動(dòng)在恒溫、恒容下加入惰性氣體，各氣體的分壓不變，對(duì)化學(xué)平衡沒有影響。

壓力對(duì)化學(xué)平衡的影響（續(xù)）習(xí)題例5-5N2O4（g）→2NO2（g）K=0.315在101325Pa下平衡,改變條件,使N2O4：NO2=4：1,判斷移動(dòng)方向。解：

pN2O4=101325×4/（4+1)=0.8×101325PapNO2=0.2×101325Pa

壓力商Q=(0.2×101325/P0)2/(0.8×101325/P0)=0.05<K,所以反應(yīng)正向移動(dòng)。壓力對(duì)化學(xué)平衡的影響（續(xù)）溫度對(duì)化學(xué)平衡的影響

溫度對(duì)平衡的影響,主要是影響平衡常數(shù)K溫度改變,K也改變,K不等于Q,產(chǎn)生移動(dòng)。對(duì)于吸熱反應(yīng)而言，當(dāng)溫度升高時(shí)，平衡常數(shù)K增加，因此平衡向吸熱（正）方向移動(dòng)；對(duì)于放熱反應(yīng)而言，當(dāng)溫度升高時(shí)，平衡常數(shù)K減少，因此平衡向吸熱（逆）方向移動(dòng)；平衡移動(dòng)(不僅指化學(xué)平衡的移動(dòng))的一般判斷準(zhǔn)則稱為勒夏特列原理：

改變影響平衡的條件時(shí),原平衡向著減弱這種變化的方向移動(dòng)。勒夏特列(LeChatelier，H1850-1936)法國無機(jī)化學(xué)家巴黎大學(xué)教授勒夏特列原理LeChatelier’sPrinciple勒夏特列原理背后的本質(zhì)是什么？兩個(gè)深入的思考問題生命體系是不是平衡狀態(tài)？

反應(yīng)物或者生成物的濃度變化可以反映出反應(yīng)的方向的速率，反應(yīng)速率代表單位時(shí)間內(nèi)反應(yīng)物或生成物濃度的變化。濃度常用mol

l–1，時(shí)間可用s，min，h。5.4化學(xué)反應(yīng)速率ReactionRates反應(yīng)的速率往往會(huì)隨時(shí)間而變，一般的反應(yīng)速率實(shí)際上指的是某段時(shí)間內(nèi)的平均速率。V=-△C（反應(yīng)物）△t例5-62S2O32-+I3-→S4O62-+3I-測試數(shù)據(jù)如下0s0.0770.07700（mol/L）90s0.0740.07550.00150.0045V(S2O32-)=－(0.074－0.077)/90=3.3×10-5mol·L-1·s-1V(I3-)=－(0.0755－0.077)/90=1.67×10-5mol·L-1·s-1

V(S4O62-)=(0.0015－0)/90=1.67×10-5mol·L-1·s-1V(I-)=(0.0045－0)/90=5.00×10-5mol·L-1·s-1

用不同物質(zhì)的濃度表示反應(yīng)速率,數(shù)值是不相同的?；瘜W(xué)反應(yīng)速率（續(xù)）濃度對(duì)化學(xué)反應(yīng)速率的影響

根據(jù)化學(xué)反應(yīng)的有效碰撞機(jī)理，反應(yīng)物質(zhì)的分子（粒子）必須首先發(fā)生碰撞，才有可能發(fā)生反應(yīng)，濃度越大，碰撞的頻率就越高，因此反應(yīng)速率和反應(yīng)物質(zhì)的濃度是有一定關(guān)系。對(duì)于反應(yīng)mA+nB→xC+yD有速率方程：

V=k

·CAα·CBβ描述這一方程的規(guī)律又稱質(zhì)量作用定律

k

稱為速率常數(shù)rateconstantα稱為A的、β稱為B的反應(yīng)級(jí)數(shù)reactionorderα+β稱為反應(yīng)的總級(jí)數(shù)。若化學(xué)反應(yīng)是一步完成的,稱為基元反應(yīng)。

對(duì)于基元反應(yīng)elementarystep

α=m,β=n。如，對(duì)于基元反應(yīng)：NO2+CO=NO+CO2

根據(jù)質(zhì)量作用定律，寫出其速率方程：v=kcNO2cCO反應(yīng)的總級(jí)數(shù)為2而基元反應(yīng)2NO+Cl2=2NOCl(亞硝酰氯)

v=kcNO2cCl2反應(yīng)的總級(jí)數(shù)為3基元反應(yīng)與反應(yīng)級(jí)數(shù)非基元反應(yīng)的速率方程由兩個(gè)或多個(gè)基元反應(yīng)步驟完成的反應(yīng)稱為復(fù)雜反應(yīng)如H2(g)+I2(g)=2HI(g)

實(shí)際是兩步完成I2(g)=I(g)+I(g)H2(g)+I

(g)+I(g)=HI(g)+HI(g)其速率方程就不能這樣寫：v=kcH2cl2只能這樣寫：v=kcH2αcl2βα、β為待定系數(shù)非基元反應(yīng)

復(fù)雜反應(yīng)的速率方程一般只能通過實(shí)驗(yàn)獲得待定系數(shù)。但一些簡單的反應(yīng)，通過實(shí)驗(yàn)可以找出決速步驟(Ratedeterminingstep)，即總反應(yīng)的反應(yīng)速率由其中最慢的一步?jīng)Q定。

所以v=k

c(A2)

A2+B→A2B

A2→2ASlowreaction

2A+B→A2BFastreaction非基元反應(yīng)（續(xù)）例5-7

2NO+2H2→N2+2H2O上述反應(yīng)不是基元反應(yīng)，反應(yīng)分兩步進(jìn)行：

2NO+H2→N2+H2O2(1)慢反應(yīng)

H2O2+H2→2H2O(2)快反應(yīng)求反應(yīng)速率方程和反應(yīng)級(jí)數(shù)。v=kcNO2cH2反應(yīng)級(jí)數(shù)為3非基元反應(yīng)（續(xù)）溫度對(duì)反應(yīng)速率的影響

溫度每升高10K，反應(yīng)速率大約提高二到三倍。而且無論吸熱還是放熱反應(yīng)，溫度升高，反應(yīng)速率都加快。根據(jù)有效碰撞機(jī)理Effectivecollisionmodel，不是每次碰撞都能發(fā)生反應(yīng)，而溫度升高，分子動(dòng)能增加，提高了有效碰撞的幾率。有效碰撞發(fā)生反應(yīng)的碰撞無效碰撞(彈性碰撞)不發(fā)生反應(yīng)的碰撞

從反應(yīng)物到生成物之間要經(jīng)歷過渡態(tài)，其能量勢壘稱為活化能Ea，有效碰撞就是越過了勢壘。過渡態(tài)理論活化能Eaactivationenergy

1889年，Arrhenius總結(jié)了大量實(shí)驗(yàn)事實(shí)，得出了反應(yīng)活化能Ea（J·mol-1）、溫度T（K）和速率常數(shù)k之間的關(guān)系：其中e–Ea/RT代表有效碰撞的比例A為“指前因子”，是一個(gè)常數(shù)，也稱為kmaxR=8.314J·mol-1·K-1，即理想氣體常數(shù)阿侖尼烏斯方程ArrheniusEquation或設(shè)溫度為T時(shí)，速率常數(shù)k的值是400K時(shí)速率常數(shù)的2倍。lnk=－117.15×103/(8.314×400)+lnAln2k=－117.15×103/(8.314×T)+lnA兩式相減：－ln2=－117.15×103×[1/(8.314×400)－1/(8.314×T)

得T=408(K)例5-8