高职机化学教案（七章）
目 录
绪 3
第章 物质变化 4
第节 物质聚集状态 4
第二节 化学反应中质量量关系 8
章求 9
第二章 化学反应速率化学衡 9
第节 化学反应速率定义表示方法 9
第二节 化学反应速率理 11
第三节 影响化学反应速率素 13
第四节 化学衡 16
章求 22
第三章 电解质溶液离子衡 22
第节 强电解质溶液中状况 22
第二节 水电离溶液PH值 23
第三节 弱酸弱碱电离衡 25
第四节 离子效应缓溶液 27
第五节 盐类水解 30
第六节 酸碱质子理 34
第七节 沉淀溶解衡 36
第八节 溶度积规应 38
章求 43
第四章 氧化原 44
第节 氧化原反应基概念 44
第二节 氧化原反应原电池 47
第三节 电极电势应 52
章求 56
第五章 原子结构元素周期律 56
第节 原子核外电子运动状态 56
第二节 电子原子中电子分布 60
第三节 原子核外电子排布元素周期律 61
第四节 元素性质周期性 62
章求 64
第七章 分子结构晶体结构 64
第节 离子键 65
第二节 价键理 66
第三节 杂化轨道理分子构型 70
第四节 晶体特征 72
第五节 离子晶体 74
第六节 原子晶体 74
第七节 分子间力分子晶体 74
第八节 金属晶体 78
第九节 离子极化 79
第十节 混合型晶体 80
章求 80
第七章 配位化合物 81
第节 配位化合物基概念 81
第二节 配位化合物结构 82
第三节 配位化合物水溶液中状况 86
第四节 螯合物 90
章求 91
绪
化学位作
然科学方面分三层次：工程技术技术科学基础科学
化学门基础学科分子原子离子等层次研究物质组成结构性质发生变化变化中量转换
化学理已渗透许技术学科中采矿冶金工业需推动机分析化学发展纺织印染煤石油综合利机化学前迈进步
二四化学：
化学发展程中逐步形成许分支学科四化学属纯粹化学
机化学：元素化合物（CH化合物衍生物）研究象
机化学：CH化合物衍生物研究象
分析化学：研究物质化学组成鉴定方法原理
物理化学：应物理测量方法数学处理方法研究物质反应寻求化学性质物理性质间质联系普遍规律
外着化学领域中应产生许应化学：工业化学高分子化学放射化学环境化学生物化学半导体化学等等
三课程目容：
1目：化工专业门重基础课续化学课程基础
2容：研究机物组成结构性质制备应变化基原理
教程分两部分：化学理元素化合物
中化学理分： 四衡（化学衡酸碱衡沉淀溶解衡氧化原衡）结构理
3学方法：
理课
中学学模式 节课讲授容少 讲授容重复较 量作业 课堂练课外练 学容少
学学模式 节课讲授容 讲授容重复性 作业量少 课堂练 强调学力提高 针学学特点 提出求
1 课堂认真听讲 教师讲授思路 弄懂问题暂放 解决 然 讲授速度快 容易积累更疑难问题
2 作课堂笔记 留定空白处 做标记 提出问题 写出结
二 题答疑课
目 解决课程疑难问题
形式 讲解题 作业中存问题 解答疑难问题
方式 周次 次2学时 第二周开始
求 笔记讲义中标明疑问 做记号 答疑课堂教师请教探讨 没问题学参加答疑课
学方法：
提问常讨
机化学容丰富抽象仅苦思冥想学效果佳充分利时间老师学学学间互相提问进行讨甚辩基概念理日益清晰容易理解
三 实验课
化学实验基础学科 实验理理解十分重 课程安排25相关制备 测定元素性质实验
目 掌握基础实验技 通实验深化理问题理解记忆提高分析问题解决问题力
求 预报告 实验记录 实验报告
学方法：
1动手勤思考
机化学门实验学科培养提高学生动手力机化学基求实验程中出现问题仔细听老师讲解外需结合理课学基知识动脑思考动接受机化学基理牢固掌握具体操作方法
2注意实验现象观察动笔准确记录实验现象
实验课仅做操作步骤掌握实验技术方法特注意实验现象观察放弃实验现象新理实验现象仔细观察中发现更坚持书写实验报告总结实验中验教训样断提高理实践水
3 注意理实际联系
实验现象观察利理知识实验现象总结发现知识方法
供学参考学方法根实际情况采学方法优势学手定学机化学课程
第章 物质变化
第节 物质聚集状态
体系：研究象例烧杯中溶液
物质聚集状态：
种物质总定聚集状态存
气液固三种聚集状态具特征定条件相互转化
1 气体（g）：扩散性压缩性
2 液体（l）：流动性固定形状定条件定体积
3 固体（s）：具定体积定形状定程度刚性
二 物质聚集状态相：
相：体系中具相物理性质化学性质部分称相
相相间界面隔开
gslsss般两相
gg混合物相
ll混合物：
相：5HCl溶液HCl分子离子形式分散水中
两相：油水组成体系OWO较分子聚成粒子定界面周围水分开连续相W连续相
gL混合物： 存关系：H2S溶水相
SS混合物制成合金时相
物质聚集状态相相互变化存
：
SL相衡点温度凝固点
气体存状态决定四素：PVTn化学组成关反映四物理量间关系式子气体状态方程式
理想气体：分子间完全没作力分子点没体积
实际碰气体真实气体温度太低 压力太高时实际气体存状态接理想气体理想气体定律进行计算
三理想气体状态方程：
PVnRT
P
V
n
T
R
标准单位
Pa
m3
mol
K
8314
R：常数实验测：
1 mol气体27315K（0℃）101325kPa测体积224×103m3
理想气体状态方程式实际气体分子身必然占体积分子间具引力应该方程进行计算时避免存偏差常温常压气体种偏差着温度降低压力增偏差逐渐增
四 混合气体分压定律：
1混合气体分压定律：
1801年Dalton（道尔顿）总结实验结果提出称Dalton分压定律
两种两种会发生化学反应气体混合混合气体总压力等组分气体分压力
A容器中注入30mL N2 压力300mmHg
B容器中注入20mL O2 压力200mmHg
C容器中注入30mL N2 + 20mL O2 压力500mmHg
：P总 ∑Pi
Pi：分压力（简称分压）气体混合物中组分气体压力等该气体单独占混合气体相体积时产生压力
理想气体定律样适混合气体：
PiV niRT P总V n总RT > ∑PiV ∑niRT
Pi：分压 V：总体积
2分压计算：
P总通压力表测出Pi难直接测出通分析计算求：
PiV niRT （1） P总V n总RT （2）
（1）÷（2）： Pi P总 ni n总 Xi（摩尔分数）
∴Pi Xi P总
计算分压关键求组分气体摩尔分数
求混合气体摩尔分数 常方法通混合气体进行气体分析测组分气体体积分数： Vi V总
例11：
已知250℃时PCl5全部气化部分离解PCl3Cl2现298gPCl5置100L容器中250℃时全部气化测定总压力1134kPa中种气体？分压少？
例12：
134gCaC2H2O发生反应：CaC2(s)+H2O(l)C2H2(g)+Ca(OH)2(s)产生C2H2气体排水集气法收集体积0471L时温度23C气压99X103kPa该反应产率少？（已知23℃时水饱蒸气压28X103kPa）
第二节 化学反应中质量量关系
质量守恒定律：
参加化学反应前种物质总质量等反应全部生成物总质量
二 应化学方程式计算：
化学方程式根质量守恒定律规定化学符号化学式表示化学反应式子
反应前原子种类数目相等
根反应物生成物质量物质量进行计算
例13 某硫酸厂硫铁矿（FeS2）原料生产硫酸基反应：
4FeS2 + 11O2 → 2Fe2O3 + 8SO2
2SO2 + O2 → 2SO3
SO3 + H2O → H2SO4
投入800吨含S400硫铁矿问理生产出浓度980硫酸少吨？
生产条件操作技术影响物料损耗产率达100实际产量理产量低
三化学反应中量关系
化学反应实质化学键重组键断裂生成程会量变化量变化常热形式表现键断裂需吸收热量键生成会放出热量
般反应常恒压条件进行
里恒压条件反应敞口容器中进行反应体系外界压力（气压）相等
Q P H 生成物 H 反应物 △ H
恒压热效应 焓（法测定） 焓变
化学热力学：△H ＜ 0 放热反应
△H ＞ 0 吸热反应
注意：① △H化学计量数关
② 需注明物质聚集状态
③ 注明反应温度压力
△H θ 指标准态：1atm(101325Pa)298K
章求
解物质聚集状态相掌握分压定律计算会利理想气体方程式进行关计算
第二章 化学反应速率化学衡
第节 化学反应速率定义表示方法
反应进行快慢样：
快反应：中反应等
中等速率反应：氧化原反应等
慢反应：然氧化等
化学反应速率定义：
指定条件化学反应中反应物转变生成物速率
二化学反应速率表示方法：
单位时间反应物生成物浓度变化正值（绝值）
例21：CCl4中： 2N2O5 4NO2 + O2
定时间间隔：△t t2t1 △[N2O5] [N2O5] 2[N2O5] 1
均反应速率：
时间s
时间变化Δt（s）
[N2O5]mol· L1
Δ[N2O5]mol· L1
v（N2O5）mol· L1· s1
0
0
210
——
——
100
100
195
015
15×103
300
200
170
025
13×103
700
400
131
039
99×104
1000
300
108
023
77×104
1700
700
076
032
45×104
2100
400
056
020
35×104
2800
700
037
019
27×104
表中出：反应进行100秒时：
VN2O5 |（ 195210） (1001)| 15× 103mol· L1· s 1
VNO2 |2× 015100| 30× 103mol· L1· s 1
VO2 |015÷ 2100| 075× 103mol· L1· s 1
三种表示速率间关系：
种例关系反应计量数关
∴表示反应速率时必须指明具体物质
表中出时间间隔速率样时间间隔里时间速率样
图中出某时刻速率该时刻切线斜率：
该速率该时刻瞬时速率（真正速率）：指某定瞬间反应速率
三反应进度（ξ）：
定义：
反应：2N2O5 4NO2 + O2
作变换：0 4NO2 + O22N2O5
： ξ Δniνi
Δni：物质量变化值
νi：计量系数νi（NO2） +4
νi（NO2） +1
νi（N2O5） 2
例：设体积1升反应100秒：
ξ 15× 1032 30×1034 075×103 mol
∴物质变化计算反应进度样ξ数值反应方程式写法关
例写成：
N2O5 2NO2 + 05O2
：ξ 15× 1031 30×1032 075× 10305 15×103 mol
例22：
50ml C（ H2SO4） 020molL恰 40mlNaOH溶液完全中求 NaOH浓度？
解：反应方程式： H2SO4 + 2NaOH Na2SO4 + 2H2O
ξ 020× 501 C（ NaOH）×402
∴ C（ NaOH） …… 050 molL
第二节 化学反应速率理
反应速率效碰撞理
1918年路易斯（WCMLewis）提出反应速率碰撞理认参加化学反应物质分子原子离子发生反应必条件分子原子离子相互碰撞反应物分子碰撞频率越高反应速率越快
例： 2HI（g） H2（g）+I2（g）
773K[HI]103mol·L1
理计算HI分子间碰撞次数：35×108次·L1·S1
次碰撞发生反应 V 58×104mol·L1·S1
实验测出 V 12×108mol·L1·S1
∴数分子间碰撞效引起化学反应少数碰撞效
1 效碰撞活化分子概念
① 什效碰撞？
发生化学反应碰撞称效碰撞
② 什样分子资格参加效碰撞？
部分量较高具适取分子
例：2AB（g） A2（g）+B2（g）
A B 发生化学反应
A A 发生化学反应
B A
B B ∴定取
ABAB间相互定距离时相互间排斥力
∴须分子运动速率足够足够动相互碰撞分子须足够量碰撞时原子外电子层相互穿透电子重新排列旧键破裂形成新键
∴反应分子必须足够量
2 分子量分布
P35 图25
E均该温度·分子均量
具E界量分子称活化分子量高E界分子碰撞发生反应
活化分子进行定取碰撞效碰撞
E界E均差活化
活化：1mol具均量分子变成活分子需吸收低量
反应活化
活化越低反应速度越快
通加入催化剂等手段降低活化
反 应
Ea（KJ·mol1）
催化剂
催化剂
3H2 + N2 → 2NH3
～330
（W）163
2N2O → 2N2 + O2
245
（Pt）136
化学反应催化剂活化相差现象引起反应实际进行途径研究
二渡状态理简介 （活化配合物理）
1935年艾林（H Eyrimg）碰撞理基础提出
例：CO + NO2 CO2 + NO
A + BC AB + C P37图26
A…B…C： （渡态）旧键部分破坏新键部分生成
动 → 势 → 动
反应分子生成物分子间存着峰Eac反应物分子具量必须越峰进行反应Eac越反应速率越快反然
活化：渡态具低量反应量差Ea1
催化反应：降低反应活化
三反应机理（反应历程）
指反应实际进行途径根反应机理化学反应分：
① 基元反应
反应物活化分子间碰撞步完成反应称基元反应
例：2NO2（g）→ 2NO（g）+O2（g）
SO2Cl2（g）→ SO2（g）+ Cl2（g）
NO2（g）+ CO（g）→ NO（g）+ CO2（g）
般讨基元反应
② 非基元反应
2H2（g）+2NO（g）→ N2（g）+ 2H2O（g）
两基元反应组成
第步：2NO + H2 N2 + H2O2
第二步：H2 + H2O2 2H2O
第三节 影响化学反应速率素
首先反应物性反应历程次浓度温度催化剂等外界条件
浓度反应速率影响
1 质量作定律
量实验事实表明：定温度增加反应物浓度反应速度加快
基元反应说： aA + bB → 产物
溶液：V ∝ [A]a[B]b V k[A]a[B]b
气体：V ∝ PAaPBb V kPAaPBb
k：反应速率常数
浓度分压相情况k值越反应速率越快
指定反应k温度催化剂关浓度关
2 反应级数
叙述反应物浓度反应速率影响速率方程式中反应物浓度指数称反应级数
基元反应：aA + bB → 产物
V k[A]a[B]b a + b 反应级数
：CO（g）+ NO2（g） CO2（g） + NO（g）
V k[CO][ NO2]
∴总反应级数：二级反应CONO2说级反应
注意：反应级数速率方程必须实验确定
例：2H2 + 2NO N2 + 2H2O 测V k[H2][NO] 2
∴总反应级数：三级H2说级NO说二级
测速率方程推算反应级数根化学计量式讨反应级数
例：25℃ （NH4）2S2O8 + 2KI K2SO4 + I2 +（NH4）2SO4
S2O82 + 2I 2SO42 + I2
实验编号
起始[S2O82]molL
起始[I]molL
I2生成速度mol·L1·min1
1
10×104
10×102
065×106
2
20×104
10×102
130×106
3
20×104
05×102
065×106
① 写出述反应速率方程反应级数？ ②计算k
解 V ∝ [S2O82][I] ∴V k[S2O82][I]
a 1 b 1 ∴反应级数 1+1 2
k1 V([S2O82][I]) …… 065 L·mol1·min1
k2 …… 065 L·mol1·min1 k3
：k 065 L·mol1·min1
T定加催化剂时k定浓度关
3 效碰撞理浓度影响解释
增加浓度单位体积活化分子总数增加效碰撞次数增加反应速度加快
二 温度反应速率影响（特显著）
：米 + 水 → 饭 高压锅快
∵高压锅沸腾温度常压高10℃左右
数化学反应说温度↑反应速率加快
1 反应速率温度系数 r
反应物浓度恒定时根实验结果部分化学反应温度升高10℃反应速率约增加2～4倍
r kt+10℃kt 2～4
2 效碰撞理温度影响解释
升高温度活化分子总数百分数增加
三催化剂反应速率影响
1催化剂（触媒）改变反应历程降低反应活化提高反应速率身组成质量化学性质反应前发生变化
渡状态理解释： 降低反应活化活化分子总数百分数增
2催化剂具选择性
① 种催化剂某特定反应催化作
② 反应物采催化剂会产物
注意：
①催化剂长期
固体催化剂长期受热导致晶格变化晶体分散度变化反应物结焦催化剂表面覆盖等催化剂失效
②催化剂中毒（杂质）
四影响相体系反应速率素
述点外反应物接触面接触机会关
固体粉碎（ｓｓｓｌ）搅拌（ｌｌｓｌ）鼓风（ｓｇ）等方法
第四节 化学衡
化学反应逆性化学衡
逆反应：反应完全转变生成物样条件生成物转回反应物（方进行反应）
逆反应：密闭容器中条件正进行逆进行化学反应（密闭容器中进行底）
逆反应具普遍性
K：衡常数注意：[A]指衡时浓度
化学衡特点：
1化学反应途径关
2动态衡（表观物质浓度变实际正逆反应正进行）
3密闭容器中达衡外界条件变种物质浓度时间变化衡条件改变原衡状态改变
二 衡常数
1衡常数
①浓度衡常数Kc
般式：aA + bB cC + Dd
令（c+d）（a+b） Δn Kc量纲（molL）Δn
②压力衡常数Kp
般式：aA（g）+ bB（g） cC（g）+ dD（g）
令（c+d）（a+b） Δn Kp量纲（KPa）ΔnPaΔn
③热力学衡常数标准衡常数KΘ
浓度换算成相浓度分压换算成相分压（量纲）
溶液中反应KΘ数值Kc相等气体反应分压必须标准压力
2 书写应衡常数注意点
① 反应方程式相符
② 纯固体衡常数式中必列出
CaCO3（S） CaO（S）+ CO2（g）
K PCO2 PΘ
③ 水衡式中处理：
水作溶剂时必列出
水作反应物
i）稀溶液：水作溶剂作反应物反应掉水总水分子相微足道必列出：NH3 + H2O NH4+ + OH
ii）水量反应影响显著必须列出 ：CO（g）+ H2O（g） CO2（g）+ H2（g）
④ K温度变时须注意相应温度
3 衡常数意义
① 判断逆反应衡状态反应进行方
aA + bB cC + dD
（K指意态时浓度分压）
Q K时V正 V逆 反应已衡
Q ＜ K时反应正方进行
Q ＞ K时反应逆方进行
例：P4445例1
② 描写逆反应进行程度标度
类反应言K越反应进行越完全
K整反应完全程度
4 衡常数衡转化率
实际工作中常衡转化率α表示α某反应物反应完全程度
反应前体积变反应物量浓度表示
P46表27表中出结：
① K体系起始状态关T关
② α反应物起始状态关
③ 衡体系中增加某物质起始浓度物质转化率提高
5 化学衡计算
例1：P47例2已知α求K 溶液中反应Kc
例2：P47例3已知K求α 设CO转化率α
例3：恒定温度1013KPa时110mol SO2090mol O2混合物慢慢通V2O5催化剂生成SO3达衡保持温度总压力变测剩余O2053mol求K
分析：K ……Pi niRTV PiP总 nin总
例4：P5919
分析：恒容恒温ni PiVRT
三外界条件衡位置影响（化学衡移动）
逆反应定条件达衡：V正 V逆系统中物质浓度（分压）时间变
外界条件（浓度压力浓度）改变原衡状态破坏建立新衡：V正′ V逆′
种外界条件改变逆反应原衡状态变新衡状态程衡移动
1 浓度衡移动影响
加入反应物取生成物衡正反应方移动
例5：例1（P47例2）衡体系中加入Fe2+增加Fe2+达0100molL问
（1）衡什方移动
（2）次建立衡时物质浓度
（3）αAg+
(1)加入Fe2+判断反应否衡：
Q 00194(01806×00806) 133 ＜ K 299
∴反应正方移动
（3）αAg+ (010000667)0100×100 333
实际K温度关反应途径关
利性质（①加入反应物取生成物衡右移动②加入某物质物质转化率提高）反应中成较低反应物量提高较贵反应物转化率 取出生成物反应正方进行
2 压力衡移动影响
增加总压力衡气体分子数减少方移动
例6：P52例5
3温度衡移动影响
CP衡移动影响质CP改变K变T变K变
果正反应吸热反应（ΔH＞0）增加温度K增加衡右移
果正反应放热反应（ΔH＜0）增加温度K减少衡左移
4 催化剂化学衡
加速衡达时间衡发生移动K变
峰降低V正↑V逆↑V正 V逆位置变
5 衡移动原理吕·查德里原理
综述 果改变衡体系中某条件（CPT）衡总着减弱改变方移动
第五节 反应速率化学衡综合应
设计化工生产程首先考虑成∴反应够实施情况考虑：充分利原料提高产量缩短生产周期降低成
① 种价廉易反应物量提高种原料转化率
② 气体反应增加压力反应速率加快增加压力反应设备求较高须综合考虑
③ 部分反应T↑V↑吸热反应增加转化率（衡移动）须考虑：温度高物料分解增加源
④ 催化剂考虑催化剂催化性活化温度价格催化剂中毒等问题
总结：吕·查德理（Le Chetelier）原理： 果改变衡体系中某条件（CPT）衡总着减弱改变方移动
章求
理解化学反应速率定律活化活化分子概念解释浓度温度催化剂反应速率影响解影响相反应速率素 掌握化学衡概念衡移动规律熟练利KcKp计算衡组成理解反应速率化学衡实际应中需综合考虑必性
第三章 电解质溶液离子衡
第节 强电解质溶液中状况
离子氛概念
1923年德拜（P J WDebye）休格尔（E Hückel）提出强电解质理
点：①强电解质水中完全电离
离子型化合物：NaClKClNaOHKOH等
强极性键化合物：HClH2SO4 （H+ + HSO4）等
②离子间相互作离子行动离子溶液中运动受离子氛牵制
离子氛示意图
导电性实验中决定导电性强弱两素：
①溶液中离子少
②离子迁移速度
离子迁移速度变慢根溶液导电度测电离度降低时测电离度称表观电离度
电 解 质
电 离 式
表观电离度
氯 化 钾
KCl→K++Cl
86
硫 酸 锌
ZnSO→Zn2++SO42
40
盐 酸
HCl→H++Cl
92
硝 酸
HNO→H++NO
92
硫 酸
H2SO4→H++HSO4
61
氢氧化钠
NaOH→Na++OH
91
氢氧化钡
Ba(OH)2→Ba2++2OH
81
二活度活度系数
离子间相互牵制离子行动完全离子效浓度实际计算浓度低
1907年Lewis（路易斯）提出离子活度概念
a
f
× C （f ＜ 1）
效浓度
折 扣
计算浓度
活 度
活度系数
强电解质讲弱电解质难溶电解质离子浓度离子间影响f →1
第二节 水电离溶液PH值
节衡原理讨弱电解质中电离衡
水离子积
实验表明纯水微弱导电性
K [H+][OH][H2O]
∵H2O电离极弱电离掉水分子数总水分子数相微足道水浓度视常数合入衡常数
∴[H+][OH] K[H2O] Kw Kw：常数
∴定温度[H+][OH]常数
25℃纯水中[H+] 107molL [OH]
∴ Kw [H+][OH] 1014
纯水纯水中加入酸碱物质（浓度较稀）适
纯水中加入酸[H+]↑[OH]↓
纯水中加入碱[OH]↑[H+]↓[H+][OH] Kw变
二溶液PH值
1什PH值？
PH lg[H+] POH lg[OH ]
25℃时PH + POH PKw 14（25℃）
[H+] ≤ 1molL[OH] ≤ 1molL时：
[H+] [OH]时 中性 [H+] 107PH 7
[H+] ﹥ [OH]时酸性 [H+]﹥107PH ﹤7
[H+] ﹤ [OH]时碱性 [H+]﹤107PH ﹥ 7
2PH值计算
[H+] m×10nmolLPH lg（×10n） n lgm
[OH] m×10nmolL POH lg（m×10n） n lgm
PH 14POH 14 n + lgm
例：已知[H+] 56×105molL PH 5 lg56 425
已知PH 025 [H+] 10025 0562molL
3PH值测定
（1）酸碱指示剂
种机染料机弱酸弱碱分子离子PH值时身结构变化呈现颜色
：甲基橙： HIn H+ + In
红色 黄色
加入酸衡左移呈红色
加入碱衡右移呈黄色
种指示剂定变色范围采复合指示剂显示PH值范围更窄
PH试纸种酸碱指示剂混合浸透识PH差值1甚0203
（2）PH计
读出数点两位数字
第三节 弱酸弱碱电离衡
元弱酸弱碱电离衡
1元弱酸电离衡
HA H+ + A
电离常数：Ka（HA） [H+][A] [HA]
Ka意义：表示弱酸电离力强弱Ka越酸性越强
25℃时： HA
Ka
HCOOH
177×104
HAc
175×105
HClO
280×108
HCN
620×1010
∵Ka（HA） [H+][A] [HA]
[H+] [A] [HA] ≈ C
2元弱碱电离衡
BOH B+ + OH
电离常数：Kb（BOH） [B+][OH ] [BOH]
样Kb越碱性越强
： NH3 + H2O NH4+ + OH
电离常数：Kb（NH3） [NH+][OH—] [NH3]
KaKb衡常数样浓度关T关
3电离度（α）
（相转化率）
HA
H+
+
Ac
C始
C
0
0
C变
Cα
+Cα
+Cα
C衡
CCα
Cα
Cα
Ka（HA） [H+][A][HA] Cα×Cα（CCα） Cα21α
电解质弱时电离度（CKa≥500）认1α≈1 （时误差≤2）
： Ka Cα2
（CKa≥500时）
稀释溶液： C↓Ka浓度关α↑
Ka变C↓[H+]↓
∴稀释溶液α↑认[H+]↑应↓
样元弱碱：
（CKb≥500）
[OH]
例：（1）25℃01molLHAc求[H+][Ac]αHAc（已知：Ka 175×105）
方法1：[H+] [Ac]
αHAc （132×10301）×100 132
方法2：∵CKa﹥500
（2）溶液稀释001molL求[H+]αHAc
αHAc （418×104001）×100 418
：稀释溶液α↑[H+]↓
二元酸分步电离
1元弱酸分步电离
H2S H+ + HS Ka1 [H+][HS][H2S] 132×107 （1）
HS H+ + S2 Ka2 [H+][S2][HS] 710×1015 （2）
般Ka1﹥﹥Ka2﹥﹥Ka3
原：①负电荷HS中电离出阳离子H+较难 ②H+离子效应
2重衡原
体系中时存衡衡常数表达式中相应物质浓度时满足衡
：（1）×（2）
总反应：H2S 2H+ + S2 （1）+（2）
Ka [H+]2[S2][H2S] Ka1Ka2
∴相条件两反应方程式相加第三方程式第三方程式衡常数前两反应方程式衡常数积
第四节 离子效应缓溶液
节介绍弱电解质溶液衡移动原理
离子效应
例：较01molLHAc溶液 02molLHAc02molLNaAc等体积混溶液[H+]α少？ （KaHAc 175×105）
解：01molLHAc溶液：
[H+]
∵CKa﹥500
02molLHAc + 02molLNaAc溶液：
HAc：022 01molLNaAc：022 01molL
NaAc强电解质全部电离[Ac] 01molL
HAc
H+
+
Ac
C始
01 C酸
0
01 C盐
C衡
01X
X
01+X
∵弱电解质01+X ≈0101X ≈ 01
∴X 175×105molL
α (X01)×100 00175
混合[H+]α减少
引申通式：
：Ka ≈[H+]C盐C酸 [H+]KaC酸C盐
∴弱电解质溶液中加入含相离子强电解质会弱电解质电离度降低该现象作离子效应
理：NH3+ + H2O NH4+ + OH
加入NH4Cl → NH4+ + Cl
元弱碱：[OH] KbC碱C盐
注意：（NH4）2SO4 ： [OH] KbC碱(2C盐)
二缓溶液
缓溶液控制溶液PH值
1缓溶液组成
编号
加入 10molL
HCl溶液1 0mL
加入 10molL
NaOH溶液1 0mL
1
10L纯水
PH：70 → 30
ΔPH 40
PH：70 → 110
ΔPH 40
2
10L溶液中含
01mol Hac 01molNaAc
PH：476→475
ΔPH 001
PH：476→477
ΔPH 001
3
10L溶液中含
01mol NH3 01molNH4Cl
PH：926→925
ΔPH 001
PH：926→927
ΔPH 001
缓溶液组成：
弱酸弱酸盐 [H+] KaC酸C盐
弱碱弱碱盐 [OH] KbC碱C盐
混合液抵抗少量强酸强碱入侵PH值基稳定称缓溶液
2缓溶液PH值计算 （表计算：）
（1）10L纯水中分加入10mL 10molLHCl10mL 10molLNaOH问PH值变化
纯水：PH 7
加入HCl：[HCl] 10×103×101001 103molL PH 3
加入NaOH[NaOH] 103molL PH 14POH 11
（2）01molLHAc01molLNaAc
[H+] Ka C酸C盐 175×105×0101 molL PH 476
加入HCl
反应前：[HCl] 10×103×101001 103 molL
[HAc] 011001 01molL
[NaAc] 011001 01molL
HCl
+
NaAc
→
NaCl
+
HAc
反应前浓度
103
01
0
01
反应浓度
0
01103
103
01+103
PH 475
加入NaOH
反应前：[NaOH] 10×103×101001 103 molL
[HAc] [NaAc] 011001 01molL
NaOH
+
HAc
→
NaAc
+ H2O
反应前浓度
103
01
01
反应浓度
0
01103
01+103
PH 477
讨：列溶液等体积混合指出作缓溶液？什？
（1）01molL HCl02molL NaAc
HCl
+
NaAc
→
NaCl
+
HAc
反应前浓度
012005
02201
0
0
反应浓度
0
01005
005
005
∴反应 HAc(05molL)NaAc(05molL)混合溶液作缓溶液
（2）01molL HCl005molL NaNO2
HCl
+
NaNO2
→
NaCl
+
HNO2
反应前浓度
012005
00520025
0
0
反应浓度
0025
0
0025
0025
∴反应 HCl(0025molL)HNO2(0025molL)混合溶液作缓溶液
总结：
（1）基原理：离子效应
（2）缓溶液身PH值取决KaKb
[H+] KaC酸C盐 [OH] KbC碱C盐
（3）缓溶液控制PH值体现C酸C盐C碱C盐加入少量酸碱值变化
（4）缓溶液缓力取决加入酸碱C酸C盐C碱C盐值变化量
∴C酸C盐C碱C盐1缓力通常选择0110
（5）定范围发挥作（±1）否PH值偏离1加入酸碱变化较
（6）适稀释时PH变化
第五节 盐类水解
某盐类溶水中会呈现出定酸碱性：
盐类型
01molL溶液
PH值
强酸强碱盐
NaCl
7
弱酸强碱盐
NaAc
888
弱碱强酸盐
(NH4)2SO4
496
弱酸弱碱盐
NH4Ac
7
NH4CO2H
65
NH4CN
93
中弱酸弱碱盐PH值弱酸弱碱离子强度决定
盐身具H+OH呈现定酸碱性说明发生盐水解作盐阳离子阴离子水电离出H+OH结合生成弱酸弱碱水电离衡发生移动
水解常数（Kh）盐溶液PH值计算
1元弱酸强碱盐
例：NaAc + H2O NaOH + HAc
体系中存三种衡：
Ac + H2O OH + HAc （1）
H2O OH + H+ （2）
HAc H+ + Ac （3）
方程（1）实质水解方程（1）（2）+（3）
（1）式：
Kh [HAc][OH][Ac]（Ka [Ac][H+][HAc]Kw [OH][H+]）
∴Kh [HAc][OH][Ac] （分子分母[H+]）
[HAc][OH][H+][Ac][H+] KwKa
∴Ka↓Kh↑生成酸愈弱水解程度愈
建立衡时H+Ac结合成HAc放出OH∴[OH]﹥[H+]呈碱性
例1：计算01molLNaAc溶液PH值水解度h（转化率）（Ka 175×105）
Ac
+ H2O
HAc
+
OH
C始
01
0
0
C衡
01X
X
X
Kh X2（01X） KwKa 1014(175×105) 57×1010
∵X较∴01X ≈ 01
∴
PH 14（lg75×106） 888
h X01×100 75×103
知道：Ac水解部分少溶液中Ac形式存
推导出公式：
2元弱碱强酸盐
例：NH4Cl + H2O NH3·H2O + HCl
体系中存三种衡：
NH4+ + H2O NH3·H2O + H+ （1）
NH3·H2O NH4+ + OH （2）
H2O H+ + OH （3）
方程（1）实质水解方程（1）（2）+（3）
（1）式：
Kh [NH3·H2O][H+][NH4+]
（Kb[NH4+][OH][ NH3·H2O]Kw[OH][H+]）
∴Kh [NH3·H2O][H+][NH4+] （分子分母[OH]）
[NH3·H2O][H+][OH][NH4+][OH]
KwKb
Kh KwKb
Kb↓Kh↑生成碱愈弱水解程度愈
建立衡时NH4+OH结合成NH3·H2O 放出H+呈酸性
例2：01molL（NH4）2SO4 溶液PH值已知：Kb18×105
NH4+
+ H2O
NH3·H2O
+
H+
C始
01×202
0
0
C衡
02X
X
X
Kh X2（02X）（≈X202） KwKb 101418×105 556×1010
解：[H+] X 11×105 molL
PH lg11×105 469
推导出公式：
3元弱碱弱酸盐
例：NH4Ac + H2O NH3·H2O + HAc
体系中存四种衡：
NH4+ + Ac + H2O NH3·H2O + HAc （1）
NH4+ + OH NH3·H2O （2）
HAc H+ + Ac （3）
H2O H+ + OH （4）
方程（1）实质水解方程（1）（2）+（3）+（4）
（1）式：
Kh [NH3·H2O][HAc]([NH4+][Ac])
（Kb[NH4+][OH][ NH3·H2O]Kw[OH][H+]）
∴Kh[NH3·H2O][HAc]([NH4+][Ac]) （分子分母[H+][OH]）
[NH3·H2O][HAc][H+][OH]([NH4+][Ac][H+][OH])
Kw(KaKb)
Kh Kw(KaKb)
水解较复杂作计算讨：
（1）Ka≈Kb中性NH4AcKa 175×105Kb 18×105PH7
（2）Ka﹥Kb酸性HCOONH4Ka 177×104Kb 18×105PH65
（3）Ka﹤Kb碱性NH4CNKa 62×1010Kb 18×105PH93
4元弱酸盐元弱碱盐水解
（1）元弱酸盐（Na2CO3）
CO32 + H2O HCO3+ OH
HCO3+ H2O H2CO3 + OH
∵Ka1 >> Ka2 （Ka1 44×107 Ka2 47×1011）
∴Kh1 >> Kh2
∴级水解
例3：计算01molLNa2CO3溶液PH值
解：CO32+ H2O HCO3+ OH （元弱酸强碱盐计算）
PH 14（lg46×103） 1166
（2）元弱碱盐水解（FeCl3）
Fe3+ + H2O Fe(OH)2+ + H+
Fe(OH)2+ + H2O Fe(OH)2+ + H+
Fe(OH)2+ + H2O Fe(OH)3↓+ H+
二水解衡移动
1浓度影响
种盐KaKbKwKh常数
∴C盐↓h↑[H+]↓
样[OH]：稀释溶液[OH]↓
∴稀释盐溶液会促进盐水解
浓度Kh影响h影响
2温度影响
盐水解般吸热反应T↑衡右移促进水解
：FeCl3溶量沸水中生成Fe(OH)3溶胶
3酸度影响
盐类水解改变溶液酸度根衡移动原理调节溶液酸度控制水解衡
SnCl2 + H2O Sn(OH)Cl↓+ HCl
配制SnCl2时会水解生成沉淀∴配制时先较浓HCl溶解固体SnCl2然加水稀释需浓度加入HCl衡左移
：SbCl3 + H2O SbOCl↓+ 2HCl
（SbCl3 + 2H2O Sb(OH)2Cl↓ + 2HCl ）
└→ SbOCl↓ + H2O
BiCl3 + H2OBiOCl↓ + 2HCl
FeCl3 + 3H2O Fe(OH)3↓ + 3HCl
溶液常酸配制
Na2S：S2 + H2O HS + OH
HS + H2O H2S↑+ OH
溶液加入NaOH抑制水解
第六节 酸碱质子理
典酸碱理具局限性：
水中电离产生阳离子全部H+ → 酸
水中电离产生阴离子全部OH → 碱
解释列现象：
（1）反应非水介质中进行电离表现出酸碱性
（2）氨水呈碱性实际存NH3·H2ONH4OH
（3）酸碱理认酸碱绝物质实际存两性物质：Zn(OH)2
酸性溶液中碱式电离： Zn(OH)2 Zn2+ + 2OH
碱性溶液中酸式电离： Zn(OH)2 + 2H2O 2H+ + Zn(OH)42
酸碱质子理
1质子酸碱定义
酸：释放出质子（H+）物质（包括分子离子）称质子酸
碱：接受质子物质（包括分子离子）称质子碱
HA H+ + A
酸 H+ + 碱
：
HCl H+ + Cl
HAc H+ + Ac
H2CO3 H+ + HCO3
HCO3 H+ + CO32
H2O H+ + OH
H3O+ H+ + H2O
NH4+ H+ + NH3
[Cu(H2O)4]2+ H+ + [Cu(H2O)3(OH)]+
2酸碱轭关系
HA
H+ +
A
轭酸
轭碱
酸应碱称轭酸碱HAA相互存时存
（1）酸轭碱质子
（2）酸越强轭碱越弱反然
3 酸碱反应实质反应方
HCl
+
NH3
→
NH4+
+
Cl
强酸
强碱
弱酸
弱碱
酸碱反应实质：质子传递程质子酸传递碱
酸碱反应反应方：强 + 强 → 弱 + 弱
酸性越强越易释放出质子碱性越强越易结合质子反应生成较弱酸性较弱碱性物质
：HAc + OH Ac+ H2O
HAc：弱酸 OH：强碱 Ac：弱碱 H2O：更弱酸
OH碱性Ac强HAc酸性H2O强∴反应右进行
4局限性
限质子予接受质子参加酸碱反应解释：SO3BF3等酸性物质
二酸碱电子理
Lewis酸：化学反应中接受电子分子离子（空轨道）
Lewis碱：化学反应中放出电子分子离子（孤电子）
酸碱反应实质形成酸碱加合物
A
+
B∶
→
A∶B
酸
碱
酸碱加合物
：
BF3 +∶F → [BF3←F]
AlCl3 +∶Cl → [AlCl3←Cl]
BCl3 + ∶NH3 → [BCl3←NH3]
Fe3+ + 6∶F → [FeF6]3
根酸碱电子理：金属离子Lewis Acid 酸根离子Lewis Base
路易斯酸碱反应包括氧化原反应外反应
缺点：易确定酸碱相强度 难判断酸碱反应方 作定量处理
第七节 沉淀溶解衡
溶度积
AgCl（s） Ag+ + Cl Ksp（AgCl）[Ag+][Cl] （Ksp：溶度积常数）
BaSO4（s） Ba2+ + SO42 Ksp（BaSO4）[Ba2+][SO42]
Ag2CrO4（s） 2Ag+ + CrO42 Ksp（Ag2CrO4）[Ag+]2[CrO42]
通式：AmBn（s） mAn+ + mBm
Ksp（AmBn）[ An+]m[ Bm]n （mnAB：离子化学计量数）
定温度难溶电解质饱溶液中化学计量数指数离子浓度积常数称溶度积常数简称溶度积
溶度积仅适难溶强电解质：
：①溶解度001g100g水
②溶解全部离子状态存溶液中没未离解分子(MA)离子(M+A)没显著水解
二溶度积溶解度相互关系
1溶度积溶解度相互换算
两者表示物质溶解力相互换算注意浓度单位
Ksp浓度molL表示
溶解度S：gLg100g水molL
例1：已知25℃时AgCl溶解度192×103gL求Ksp（AgCl）
解：S 192×1031434 134×105molL
AgCl（S）
Ag+
+
Cl
C衡
134×105
134×105
Ksp（AgCl）[Ag+][Cl]134×105× 134×105180×1010
例2：已知：Ksp（AgCl）180×1010Ksp（Ag2Cr2O7 ）11×1012求溶解度
解：
AgCl（S）
Ag+
+
Cl
C衡
S
S
Ksp(AgCl) S2 180×1010
解：S 134×105 molL
AB型：
Ag2CrO4（S）
2Ag+
+
CrO42
C衡
S
S
Ksp(Ag2CrO4) (2S)2×S 11×1012
解：S 65×105 molL
AB型：
2（1）类型溶化合物Ksp较溶解力
AB型
溶解度S（molL）
AgClBaSO4CaCO3
AgBrBaCO3CaSO4
AB2A2B型
PbI2Ag2S
Mn(OH)2Ag2CrO4
AB3A3B型
Fe(OH)3Ag3PO4
Cr(OH)3Li3PO4
（2）类型电解质直接Ksp较溶解力
AgClAg2CrO4
溶解度（molL）
Ksp（AgCl） 18×1010
13×105
Ksp（Ag2CrO4） 11×1012
65105
第八节 溶度积规应
溶度积规
判断沉淀生成溶解准
浓度试剂混合[Ag+] + [Cl]
[Ag+][Cl]＜Ksp（AgCl）未饱沉淀
[Ag+][Cl]＝Ksp（AgCl）饱沉淀
[Ag+][Cl]＞Ksp（AgCl）沉淀析出达饱
规定[Ag+][Cl] 离子积Q
二沉淀形成
1沉淀生成条件：Q ＞ Ksp
例1：[CaCl2]002molL[Na2CO3] 002molL等体积混合否沉淀生成？
解：混合[Ca2+] 001molL[CO32] 001molL
Q [Ca2+][CO32] 1×104
查表：Ksp（CaCO3） 47×109
Q ＞ Ksp∴CaCO3沉淀生成
例2：050L010molL氨水中加入等体积050molLMgCl2问：（1） 否Mg(OH)2沉淀生成？（2）欲控制Mg(OH)2沉淀产生问少需加入少克固体NH4Cl（设加入固体NH4Cl溶液体积变）？
解：（1）刚混合时：
[Mg2+] 052 025molL
[NH3] 0102 005molL
（元弱碱：NH3·H2O NH4+ + OH）
Q [Mg2+][OH]2 025>×（95×104 ）2 23×107
查表：Ksp[Mg(OH)2] 18×1011
Q ＞Ksp∴Mg（OH）2沉淀生成
（2）方法1：加入固体NH4Cl离子效应NH3·H2O NH4++OH衡左移动减少[OH]Q ≤ Ksp
∴根Ksp计算允许[OH]max
W(NH4Cl)011×1×535 59g
方法2：理解沉淀加入NH4+衡移动
Mg(OH)2(S) + 2NH4+ Mg2+ + 2 NH3 ·H2O
代入数：
解：[ NH4+] 011molL
2沉淀程度
定温度Ksp常数溶液中没种离子浓度等0没种沉淀反应绝完全
分析化学中认残留溶液中离子浓度＜105molL 认沉淀完全
例3：欲分析溶液中Ba2+离子含量常加入SO42离子作沉淀剂问面两种情况溶液中Ba2+ 否沉淀完全？（1）010L0020molL BaCl2010L0020molL Na2SO4溶液混合（2）010L0020molLBaCl2010L0040molLNa2SO4溶液混合
解：(1)010L0020molLBaCl2+010L0020molLNa2SO4
混合[Ba2+] 0010molL[SO42] 0010molL
Ba2+SO42mol数相等生成沉淀Ba2+ SO42全部BaSO4溶解
生成沉淀：[Ba2+] [SO42]
105 ×105molL＞10×105molL
∴未沉淀完全
(2) 010L0020molLBaCl2+010L0040molLNa2SO4
SO42量反应[SO42] 0010molL
BaSO4(S)
Ba2+
+
SO42
X
X+001≈001
[Ba2+] Ksp[SO42] 11×1010001 11×108molL＜10×105molL
∴沉淀完全
∴通加入量沉淀剂沉淀完全
解：（1）[Ba2+] 105 ×105molL＞10×105molL ∴未沉淀完全
（2）[Ba2+] 11×108molL＜10×105molL ∴沉淀完全
例4：Mn2+沉淀完全应控制溶液PH值少？
解：Mn2+生成Mn(OH)2沉淀求出[OH]
查表：Ksp（Mn(OH)2）19×1013
Mn2+沉淀完全[Mn2+]≤105molL
[Mn2+][OH]2 Ksp时沉淀完全
∴PH ≥ 1034
解：PH ≥ 1034
3离子效应
例3（2）中相（1）中加入量SO42
BaSO4(S)
Ba2+
+
SO42
X
X+001≈001
溶液中[Ba2+]11 ×108molLSO42未量时105 ×105molLSO42量时BaSO4 溶解度降种加入相离子沉淀溶解度降低现象沉淀溶解衡中离子效应
例5：10LAg2CrO4饱溶液中加入K2CrO4固体K2CrO4浓度0010molL问：时少克Ag2CrO4析出？
解：溶液中存衡：Ag2CrO4(s) 2Ag+ + CrO42
加入K2CrO4前饱液中：
[Ag+] 2[CrO42] 13×104molL
加入K2CrO4：
Ag2CrO4(s)
2Ag+
+
CrO42
刚混合时
0
13×104
65×105+0010≈001
应
X
13×1042X
0010X≈001
Ksp (13×1042X)2×0010 11×1012
解：X 5975×105 mol
5975×105×3318 g
0020g
题中出：离子效应Ag2CrO4 溶解度变
解：W 0020g
4盐效应
沉淀剂加入越越
含沉淀溶液中量易溶电解质存会该沉淀溶解度稍增种现象盐效应
AgClNaNO3中溶解度纯水中
AgNO3 + NaCl AgCl↓+ NaNO3
离子间相互作离子沉淀表面碰撞次数减少沉淀速率减衡左移动
5络合效应
Ag+ + Cl AgCl（s）
Ag+量时生成[AgCl2]溶水
三分步沉淀
利分步沉淀达离子分离
例6：P115：13
解：沉淀Ba2+需[SO42]≥Ksp(BaSO4)[Ba2+]11×10100111×109molL
沉淀Ag+需[SO42]≥Ksp(Ag2SO4)[Ag+]2 14×10501214×103molL
∴Ba2+先沉淀
第二种离子Ag+析出时[SO42]应达14×103molL
时溶液浓度符合两衡：
Ag2SO4（s） 2Ag+ + SO42
BaSO4（s） Ba2+ + SO42
时残留溶液中：
[Ba2+] Ksp(BaSO4)[SO42]11×1010（14×103）
79 ×108molL＜108molL
∴时Ba2+沉淀完全
∴两种离子分步沉淀法分离
解：Ba2+先沉淀
两种离子分步沉淀法分离
四沉淀溶解
根溶度积规沉淀溶解Q＜Ksp
1转化成弱电解质
①生成弱酸：
FeS（s） Fe2+ + S2
2HCl → 2Cl + 2H+
S2+ 2H+ → 2H2S↑
FeS（s）+ 2HCl FeCl2 + H2S↑
②生成弱碱：
Mg(OH)2（s） Mg2+ + 2OH
2NH4Cl 2NH4+ + 2Cl
2OH + 2NH+ NH3·H2O
Mg(OH)2（s）+ 2NH4Cl → MgCl2 + 2NH3·H2O
③生成H2O
Mg(OH)2（s）+ 2HCl → MgCl2 + H2O
2发生氧化原反应
3CuS + 8HNO3 → 3Cu(NO3)2 + 3S↓+ 2NO↑+ 4H2O
3生成难解离配离子
AgBr + 2S2O32 → [Ag(S2O3)2]3 + Br
4转化种沉淀行溶解（述方法溶时）
CaSO4（s）
+ CO32
CaCO3（s）
+ SO42
Ksp
91×106
28×109
CaCO3（s）+ 2HCl CaCl2 + H2O + CO2↑
章求
掌握弱电解质特点弱电解质电离衡电离度影响素 掌握电离衡常数电离度电离衡常数间关系—稀释定律 掌握水电离衡水离子积常数溶液酸碱性溶液PH值计算 掌握元弱酸元弱碱溶液中氢离子浓度溶液PH值计算 掌握离子效应缓溶液含义 掌握缓溶液酸碱度计算解缓溶液选择配制 定性解盐水解水解常数水解度概念 掌握难溶电解质溶解度溶度积常数概念二者间关系溶度积规应掌握沉淀生成溶解转化条件溶度积关计算
第四章 氧化原
第节 氧化原反应基概念
例1：Zn + CuSO4 ZnSO4 + Cu 电子失（转移）
例2：C + O2 → OCO 电子偏移
氧化原反应程中电子转移偏移某元素氧化数发生变化
氧化数概念
1定义：
氧化数指某元素原子荷电数该荷电数假定化学键中电子指定电负性（吸电子力强）原子求（电子负价失电子正价）
电负性：元素分子中吸引电子力 P179
电负性↑吸引电子力↑中F强χ40
2规律：
H
Li
Be
B
C
N
O
F
Cl
Br
I
21
10
15
20
25
30
35
40
30
28
25
NaCl：χNa09 χCl30∴Na+1价Cl1价
CO2：OCOχO35 χC25∴C+2价O2价
确定氧化数般原：P117
1) 单质中元素氧化数0：O2 Cl2 Fe
2) 离子中元素氧化数离子电荷数：Na+1Cl1
3) H：般+1价NaHKH中1价
4) O：般2价氧化物（H2O2Na2O2）中1价
5) 中性分子氧化数代数0
6) 原子离子氧化数代数电荷数
3氧化数价数（化合价）
氧化数
价数
CH4
4
+4
CHCl3
+2
+4
CCl4
+4
+4
：S
Na2S
FeS2
Na2SO3
Na2S2O3
Na2S2O4
K2S2O8
2
1
+4
+2
+3
+7
二氧化原电
失电子程称氧化氧化数升高
电子程称原氧化数降低
电子降低原氧化剂
Zn + Cu2+ —→ Zn2+ + Cu
失电子升高氧化原剂
C + O2 —→ CO2
↑4 ↓2×24
氧化反应 原反应
原剂 氧化剂
原剂 氧化剂
Zn + Cu2+ —→ Zn2+ + Cu
Zn —2e —→ Zn2+ 氧化反应
Cu2+ + 2e —→ Cu 原反应
原剂 氧化剂
Zn + 2H+ —→ Zn2+ + H2
Zn —2e —→ Zn2+ 氧化反应
2H+ + 2e —→ H2 原反应
Sn2+ + 2Fe3+ —→ Sn4+ + 2Fe2+
Sn2+ —2e —→ Sn4+ 氧化反应
2Fe3+ + 2e —→ 2Fe2+ 原反应
氧化原反应表示两半反应半反应中包含种物质两种氧化态
氧化原电：
氧化型 原型（氧化数高 氧化数低）
Zn2+ZnCu2+CuH+H2Sn4+Sn2+Fe3+Fe2+等
三氧化原反应方程式配
1氧化数法
+21
0
+32
+4
4FeS2
+
11O2
—→
2Fe2O3
+
8SO2
↑1+5×211×4
↓2×24×11
（1）步骤：
写出分子式氧化数变化
氧化剂氧化数降低总数原剂氧化数升高总数
原子总数变（质量守恒定律）配反应前氧化态未发生变化原子数
（2）关键：
①确定产物分子式（实验）
②确定氧化剂原剂前系数
例1：
+4
+7
+6
+2
+6
5SO2
+
2KMnO4
+
2H2O
—→
K2SO4
+
2MnSO4
+
2H2SO4
↑2
↓5
例2：
+4
+6
+6
+3 +6
3K2SO3
+
K2Cr2O7
+
4H2SO4（稀）—→
4K2SO4
+
Cr2（SO4）3
+
4H2O
↑2
↓3×2
例3：
0
+5
+2
+4
Cu
+
4HNO3（浓）—→
Cu（NO3）2
+
2NO2
+
2H2O
↑2
↓1
例4：
0
+5
1
3Cl2
+
6KOH
—→
KClO3
+
5KCl
+
3H2O
歧化反应
↓5
↑1
例5：
+1
0
+5
1
5NaClO
+
I2
+
2NaOH
—→
2NaIO3
+
5NaCl
+
H2O
↓2
↑5×2
2离子—电子法（适溶液中反应）
例1：Cr2O72 + SO32 + H+ —→ Cr3+ + SO42 （例2）
①写出离子方程式
②写出两半反应
③分配（原子数电荷数）
14H+ + Cr2O72 + 6e —→ 2Cr3+ + 7H2O （涉O增加
×3） H2O + SO32 2e —→ SO42 +2H+ 减少时P123）
④失电子数相等系数相加
Cr2O72 + 3SO32 + 14H+ + 3H2O —→ 2Cr3+ + 3SO42 + 7H2O + 6H+
∴Cr2O72 + 3SO32 + 8H+ —→ 2Cr3+ + 3SO42 + 4H2O
例2：KMnO4+FeSO4+H2SO4（稀）—→MnSO4+Fe2（SO4）3+K2SO4+H2O
离子式：MnO4—+ Fe2+ + H+ —→ Mn2+ + Fe3+ + H2O
半反应： MnO4— + 8H+ +5e —→ Mn2+ + 4H2O
×5） Fe2+ — e —→ Fe3+
MnO4—+ 5Fe2+ + 8H+ —→ Mn2+ + 5Fe3+ + 4H2O
2KMnO4+10FeSO4+8H2SO4—→2MnSO4+5Fe2（SO4）3+K2SO4+8H2O
例3：2Fe（OH）2+ H2O2 —→ 2Fe（OH）3
半反应： H2O2 + 2e —→ 2OH—
×2）OH— + Fe（OH）2— e —→ Fe（OH）3
例4：2Cl2 + 2Ca（OH）2 —→ Ca（ClO）2+ CaCl2 + 2H2O
半反应： Cl2 + 4OH— — 2e —→ 2ClO— + 2H2O
Cl2 + 2e —→ 2Cl—
2Cl2 + 4OH— —→ 2ClO— + 2Cl— + 2H2O
关键：
（1）氧化剂电子数 原剂失电子数
（2）元素原子总数相等
（3）根溶液酸碱性增补H2OH+OH—
第二节 氧化原反应原电池
原电池
丹尼尔电池（1936年）
Zn + Cu2+ —→ Zn2+ + Cu
电子转移离子运动 序 热（化学 → 热）
组成电池电子定移动 （化学 序 电）
1原电池组成：
（1）半电池电极
锌半电池：锌片锌盐
铜半电池：铜片铜盐
负极：锌片出电子Zn 2e —→ Zn2+ 氧化反应
正极：铜片电子Cu2+ + 2e —→ Cu 原反应
氧化原反应电极表面进行电极反应：
氧化型 + ne —→ 原型
2e
原电池反应：Zn + Cu2+ —→ Zn2+ + Cu
正负极惰性电极：Pt石墨等起导电作
（2）外电路
金属导线灵敏电流计两半电池中电极串连起
电子锌 → 铜电流铜 → 锌
（3）盐桥（种电解质溶液）
加入盐桥电流完整产生电流
作：沟通电路溶液中体系保持中性
制作：称取30g KCl2g琼脂放100ml蒸馏水中浸泡夜火（温水浴）加热琼脂溶解趁热溶液充入盐桥盐桥浸饱KCl中备
二原电池表示方法
（—）Zn|Zn2+（1mol·L1）‖Cu2+（1 mol·L1）|Cu（+）
负极左边 固相 溶液 盐桥 电极
液相接界 浓度 电
气体注明气体压力
第三节 电极电势
电极电势
1电极电势概念
电流产生原：两极间电势差（电动势E）（水然流动水位差）
电势差产生原：参氧化原反应物质失电子力
单电极电势法测定电动势电位计测定选定某种标准电极规定电势值0电极构成原电池电动势电极电势（φ）
（1）标准氢电极
1953年瑞典会议选定标准氢电极电势 0
2H+（1mol·L1）+ 2e H2（1013KPa）
规定29815K时φθ（H+H2） 0 [φθ（氧化型原型）]
标准电极电势
某电极标准氢电极组成原电池电动势
例1：
PH2 1013KPa
CZn2+10mol·L1 CH+10mol·L1
原电池：
（—）Zn|Zn2+（1mol·L1）‖H+（1mol·L1）|H2（1013KPa）Pt（+）
Eθ φθ+—φθ—
标准电极电势（电势差）实验测
07628(V) 0 φθ(Zn2+Zn)
∴φθ(Zn2+Zn) 07628V
0337(V) φθ(Cu2+Cu) 0
∴φθ(Cu2+Cu) 0337V
（2）电极种类
ⅰ)金属—金属离子电极
Zn|Zn2+ Cu|Cu2+
ⅱ）气体—离子电极
PtH2（1atm）|H+（1mol·L1） PtCl2（1atm）|Cl—（1mol·L1）
Pt：较常固体导体起反应
ⅲ）金属—金属难溶盐—阴离子电极
Ag|AgCl|Cl—（1mol·L1HCl）
（Pt）Hg|Hg2Cl2|Cl—（1mol·L1KCl）→ 甘汞电极稳定性方便
ⅳ）氧化原电极
Pt插入元素氧化数二种离子溶液中
φθ(Fe3+Fe2+) 0771V φθ(Sn4+Sn2+) 0154V
φθ(Cr2O72Cr3+) 133V φθ(MnO4Mn2+) 151V
（3）标准电极电势表 P530表3
格式：氧化型 + ne 原型 φθ（氧化型原型）
注意：
①书采原电势（+ne原）氧化电势数值相符号相反
②酸性介质H+出现φθA
碱性介质OH—出现φθB 表中* 表示
介质酸碱性物质存形式φθ
③φθ电子失少关计量数关
φθ意义：
①φθ指定电极φθ（H+H2）组成原电池Eθ
②φθ正值越表示电极反应中吸收电子力越强氧化性强
反φθ负值越表示电极反应中失电子力越强原性强
二影响电极电势素：——Nernst方程
着反应进行离子浓度发生变化标准态变非标准态φ变化
φ：电某浓度时电极电势
R：气体常数8314 J·K1·mol1
F：法拉第常数96486 C·mol·L1 C库仑
T：热力学温度般29815K
n：电极反应式中转移电子数
公式中出φ首先取决电性（φθn）外RF常数φT浓度关
常数代入ln → lg：
例：P130例4
应先写出电极反应写出斯特方程
①[氧化型][原型]φ影响
φ表达式出[氧化型]↑[原型]↓φ↑
例1：计算[Cu2+] 0001moll时 φ(Cu2+Cu)
[Cu2+](moll) φ(V)
0001 降 0248 降表中位置移
10 0337
例2：计算[OH—] 01mollPO2 1013KPa时 φ(O2OH—)
O2 + 2H2O + 4e 4OH—
[Cu2+](moll) φ(V)
0001 降 0248 降表中位置移
10 0337
②酸度φ影响
P131例7
根电极反应式写出φ表达式
代入[H+]求出φ值
[H+]1moll φ(MnO4—Mn2+)151V
[H+]0001moll φ(MnO4—Mn2+)123V
第三节 电极电势应
氧化剂原剂相强弱
标准电极电势表φθ正值越氧化性越强φθ负值越原性越强
实验室工业：
氧化剂：φθ＞10VKMnO4K2Cr2O7（NH4）2S2O8H2O2O2MnO2等
原剂：φθ≤0VMgZnSn2+SO32S2O32H2等
二氧化原反应进行方次序
外界条件定皆取标准态反应方般：
强氧化型1 + 强原型2 弱原型1 + 弱氧化型2
标准电极电势表中氧化型（左边）越氧化力越强原型（右边）越原力越强
∴反应发生方：左方氧化型物质右方原型物质反应角线方相互反应
例1： Zn|Zn2+ ‖ Cu|Cu2+
Zn2+ + 2e Zn 0763
Cu2+ + 2e Cu + 0337
∴ Zn|Zn2+ 负极 Cu|Cu2+ 正极 Cu高价 + Zn低价
Zn + Cu2+ Zn2+ + Cu
例2：2Fe3+ + Cu 2Fe2+ + Cu2+判断反应方
Cu2+ + 2e Cu + 0337
×2） Fe3+ + e Fe2+ + 0771
∴Fe高价 + Cu低价
2Fe3+ + Cu → 2Fe2+ + Cu2+
例3：判断Fe3+I—否存
φθ(Fe3+Fe2+) 0771V φθ(I2I—) 05345V
∴Fe3+I—起反应存
例4：根φθ较列电中物质氧化性原性相强弱找出强氧化剂原剂写出间反应式
HClOCl2 Cl2Cl— MnO4—Mn2+
φθ（V） 163 136 151
φ值越氧化型氧化力越强φ值越原型原力越强
∴HClO氧化力强Cl—原力强
Cl2 + 2e 2Cl— 136V
2HClO + 2H+ + 2e Cl2 + 2H2O 163V
2HClO + 2Cl— + 2H+ 2Cl2 + 2H2O
：HClO + Cl— + H+ Cl2 + H2O
例5含I—Br—混合液中逐步通入Cl2 种先游离出？
I2游离Br2游离应选择Fe2（SO4）3KMnO4酸性溶液？
φθ（V）
解：① I2（S）+ 2e 2I— 05345
Br2（l）+ 2e 2Br— 1065
Cl2（g）+ 2e 2Cl— 136
∴I—Br—原性强I2先游离出
② I2（S）+ 2e 2I— 05345
Fe3+ + 2e Fe2+ 0771
Br2（l）+ 2e 2Br— 1065
MnO4— + 8H+ + 5e Mn2+ + 4H2O 151
应选择φθI2I—Br2Br—间
∴应选择Fe2（SO4）3
三氧化原反应进行程度
例1：计算Cu—Zn反应衡常数
Zn投入CuSO4中Zn + Cu2+ Zn2+ + Cu
K [Zn2+][ Cu2+] V正 k[Cu2+]V逆 k[Zn2+]
着反应进行：
a：速度分析着反应进行[Zn2+]↑[Cu2+]↓正反速率逐渐相等反应进行
bφ分析
∴[Zn2+]↑φ(Zn2+Zn) ↑[Cu2+]↓φ(Cu2+Cu)↓
φ(Zn2+Zn) φ(Cu2+Cu)达衡反应终止
时
变形：
：
K16×1037
∴反应进行完全
公式：
： ：
n指总反应电子转移数
注意：
①K浓度关决定标准电极电势两值相差越反应进行越完全
②标准电极电势热力学观点衡量氧化原反应进行性进行程度预测反应速度实际反应中必须时考虑
：2MnO4— + 5Zn + 16H+ 2Mn2+ + 5Zn2+ K 47×1051反应速度慢须催化
5S2O82— + 2Mn2+ + 8H2O 10SO42— + 2MnO4— + 16H+ K 288×1084须加热Ag+催化
③应高温固气相非水溶液等
四元素电势图应
1什元素电势图
例：已知：φ(O2H2O2) 0682V φ(H2O2H2O) 177Vφ(O2H2O) 1229V
元素电势图(氧元素)
0 1 2
O2 0682 H2O2 177 H2O
1229
元素氧化态氧化数高低序排列成行（电表示相致）
两物质间直线连接表示电直线标明电标准电极电势
2元素电势图应
元素电势图清楚出某元素氧化态氧化原性介质氧化原性影响
156 149
φθA ClO4— +119 ClO3— +121 HClO2 +164 HClO +163 Cl2 +136 Cl—
137 145
076 089
φθB ClO4— +036 ClO3— +033 ClO2— +066 ClO— +042 Cl2 +136 Cl—
052 062
φθA＞ 1V φθ（Cl2Cl—）外φθB＜ 1V
∴氯含氧酸作氧化剂时应酸性介质中进行作原剂时应碱性介质中进行
3判断歧化反应否发进行
元素种氧化态时较高较低氧化态转化程称歧化反应
例1： φθB ClO— 042 Cl2 136 Cl—
φθB
2ClO— + 2H2O + 2e Cl2 + 4OH— 042
Cl2 + 2e 2Cl— 136
∴歧化反应够进行
Cl2 + 2 OH— —→ ClO—+ Cl— + H2O
例2： Cu2+ 0159 Cu+ 052 Cu
2 Cu+ —→ Cu2+ + Cu
∴φθ右﹥φθ左歧化反应够发进行
4判断歧化反应逆反应否发进行
例3：φθA HClO 163 Cl2 136 Cl—
φθA
Cl2 + 2e 2Cl— 136
2HClO + 2H+ + 2e Cl2 + 2H2O 163
HClO + Cl— + H+ —→ Cl2 + H2O
∴φθ左﹥φθ右歧化反应逆反应够发进行
：
A B C
φθ左﹤φθ右B —→A + C歧化反应
φθ左﹥φθ右A ＋ C —→ B歧化反应逆反应
Sn4+ 0154 Sn2+ 0136 Sn
Sn4+ + Sn —→ 2Sn2+
Fe3+ 0771 Fe2+ 044 Fe
2Fe3+ + Fe —→ 3Fe2+
章求
理解氧化值氧化态氧化原氧化剂原剂等概念掌握氧化原方程式配解原电池组成符号明确电极反应电池反应关系解电极电势概念利奈斯特方程进行关计算会利电极电势较氧化剂原剂相强弱判断氧化原反应方掌握元素电势图意义学会元素电势图判断歧化反应方进行关标准电极电势计算
第五章 原子结构元素周期律
第节 原子核外电子运动状态
波尔理：
波尔氢原子光谱普朗克量子基础提出假设：
（1）原子中电子着定量轨道运动轨道称稳定轨道电子运动时处量状态称级轨道级
（2）电子某轨道跃迁轨道时量吸收放出
波尔理解释H原子光谱解释原子光谱解释H原子光谱精细结构
实际微观粒子具波粒二象性：
波函数原子轨道（ψ）率密度电子云（|ψ|2）
系列xyz关波函数描述电子运动状态（率分布固定轨迹）
图原子轨道+号ψ应量E
统计方法推算出电子空间处出现率率密度
H原子：
二四量子数
1量子数（n）
原子核外电子分层排布核外具电子层—层离核越远级越高
n：表示电子层离核远表示核外电子处级高低
n
1
2
3
4
5
6
7
—电子层
K
L
M
N
O
P
Q
—符号
2角量子数（l）（副量子数）
l：确定原子轨道形状
l
0
1
2
3
……
（n1）
—亚层
s
p
d
f
……
—符号
n相l越量越电子原子中角量子数量子数起决定电子级l值表示种形状电子云：
l 0
l 1
l 2
s亚层
p亚层
d亚层
圆球形
哑铃形
花瓣形
nl关系：
量子数（n）
1
2
3
4
电子层符号
K
L
M
N
角量子数（l）
0
0
1
0
1
2
0
1
2
3
电子亚层符号
1s
2s
2p
3s
3p
3d
4s
4p
4d
4f
3磁量子数（m）
m：表示原子轨道空间伸展方
m 0±1±2……±ll亚层轨道（2l+1）方亚层轨道数
l 0
s亚层
m 0
方：s
l 1
p亚层
m 0+11
三方：pxpypz
l 2
d亚层
m 0±1±2
五方：dxydxzdyzdx2y2dz2
伸展方量完全相称等价轨道简轨道
4旋量子数(mS)
mS：描述电子身运动特征
原子中两运动状态完全相电子轨道（nlm相）容纳两电子两电子旋方式取值（ +1212）符号↑↓表示
量子数（n）
1
2
3
4
电子层符号
K
L
M
N
角量子数（l）
0
0
1
0
1
2
0
1
2
3
电子亚层符号
1s
2s
2p
3s
3p
3d
4s
4p
4d
4f
磁量子数（m）
0
0
0
±1
0
0
±1
0
±1
±2
0
0
±1
0
±1
±2
0
±1
±2
±3
亚层轨道数（2l+1）
1
1
3
1
3
5
1
3
5
7
电子层轨道数（n2）
1
4
9
16
三电子原子轨道级
E
T
+
V
电子量
动
势
电子量核电荷离核远决定
1屏蔽效应
例： Li 1s22s1 电子间相互排斥层电子排斥相减少核电荷
∴ Z* Z δ
效核电荷 核电荷 电子屏蔽常数
鲍林（Pauling）似级图基态原子中电子填入级次序
具级交错现象：E3d ＞E4s E4d ＞ E5s
量：
①电子层相亚层：
1s﹤2s﹤3s…… 2p﹤3p﹤4p…… 3d﹤4d﹤5d…… 4f﹤5f﹤6f……
②相电子层亚层： ns﹤np﹤nd﹤nf
③级交错
级组
周期
1s
1
Ⅰ
2s
2p
2
Ⅱ
3s
3p
3
Ⅲ
4s
3d
4p
4
Ⅳ
5s
4d
5p
5
Ⅴ
6s
4f
5d
6p
6
Ⅵ
7s
5f
6d
7p
7
Ⅶ
级组划分元素周期致
P161图66
第二节 电子原子中电子分布
基态原子中电子分布原理（三基原理）
量低原理
P161图66
填入亚层次序：ns →（n2）f →（n1）d → np
少 4f 3d 2p
例1：Z 25 1s22s22p63s23p63d54s24s23d5
1泡利相容原理
原子中四量子数完全相电子轨道容纳两旋方相反电子
例2：Na11 1s22s22p63s1
电子轨道分布：
2洪特规
亚层等价轨道电子占轨道旋方相
例3：N7 1s22s22p3
电子轨道分布：
例4：O8 1s22s22p4
电子轨道分布：
特例：等价轨道全充满半充满全空状态较稳定
例5：Cr24 根前两原理应：1s22s22p63s23p63d44s2
实际：1s22s22p63s23p63d54s1 特例半充满
例6：Cu29 根前两原理应：1s22s22p63s23p63d94s2
实际：1s22s22p63s23p63d104s1 特例半充满 全充满
第三节 原子核外电子排布元素周期律
元素外层电子构型
书写方便： Cr24 [Ar]3d54s1 Cu29 [Ar]3d104s1
[Ar]3d54s1：核外电子分布
[Ar]：原子实指原子层电子分布相应希气体原子电子排布相
3d54s1：价电子构型反应元素原子电子层结构特征中出：元素原子结构性质价电子
价电子：原子参加化学反应时提供成键电子
4s1：外层电子构型
二族价电子构型
族
价电子构型
ⅠA
ns1
ⅠAⅦA：族元素
ⅡA
ns2
电子填入nsnp
ⅢB
(n1)d1ns2
ⅣB
(n1)d2ns2
ⅠBⅦB：副族元素
ⅤB
(n1)d3ns2
电子填入（n1）d（n2）f
ⅥB
(n1)d5ns1
镧系锕系
ⅦB
(n1)d5ns2
Ⅷ（B）
(n1)d610ns12
Ⅷ(B)d610s12
（Pdns电子）
ⅠB
(n1)d10ns1
ⅡB
(n1)d10ns2
ⅢA
ns2np1
ⅣA
ns2np2
ⅤA
ns2np3
ⅥA
ns2np4
ⅦA
ns2np5
0（ⅧA）
ns2ns2np6
根周期族原子结构特征关系周期表中元素划分四区域：
价电子构型
s区：ⅠAⅡAns1ns2
d区：渡元素： ⅢB Ⅷ（B）（n1）d110ns12
ⅠBⅡBds区：（n1）d10ns12
p区：ⅢAⅧAns2np16
f区：镧系锕系
第四节 元素性质周期性
元素性质决定原子部结构节结合原子核外电子层结构周期性变化阐述元素性质周期性变化规律
效核电荷
E T + V 核电荷
电子量 动 势 离核远
∴ Z* Z δ
效核电荷 核电荷 电子屏蔽常数
P173表P174表
二原子半径
实物中原子总原子紧密相邻果设原子球体球面相切相邻两原子核间距离半作原子半径
1根元素原子存形式定义：
（1）金属半径（金属导体）
原子紧密堆集：Li 152pm Na 190pm
（2）价半径（价键结合）
：Li 123pm Na 157pm （金属半径）
（3）范德华半径：（分子晶体）
相邻分子间两非键结合原子
：Cl2：价半径 99pm范德华半径 180pm
2影响素
原子半径决定： P176表66
3递变规律
核外电子层数（n）：n↑半径↑
效核电荷数（Z*）：n相（周期）Z*↑半径↓
镧系收缩果
三电离（I）
1定义
基态气态原子失电子力电离度量
M（g）+ I1 —→ M+（g）+ e 吸收量KJmol I1↑失电子力↓
2影响素
I原子半径Z*外层电子结构关
3递变规律
周期Z*↑原子半径↓I1↑失电子力↓
族层数增加 原子半径↑I1↓失电子力↑
外层电子结构
Z*
价半径
pm
I1
KJmol
Li
2s1
130
123
5203
Be
2s2
195
89
8995
B
2s22p1
260
80
8006
C
2s22p2
325
77
10864
N
2s22p3
390
70
14023
O
2s22p4
455
66
13140
F
2s22p5
520
64
16810
Ne
2s22p6
(160)
20807
BeNNeI1特突出∵半充满全充满稳定状态中电离出电子较难
四电子亲合（Y）
1定义：
基态气态原子电子力电子亲合表示
X（g）+ e —→ X—（g）+ 量
放出量Y1KJmol
O（g）+ e —→ O—（g） Y1 141 KJmol
O—（g）+ e —→ O2—（g） Y2 780 KJmol
F（g）+ e —→ F—（g） Y 322 KJmol
电子亲合负值越获电子力越强
2影响素：
Y原子半径Z*外层电子结构关
3递变规律：
周期左右结合电子力↑
族结合电子力↓
五电负性（χ）
表示元素原子分子中吸引电子力
P179表67
Li
Be
B
C
N
O
F
10
15
20
25
30
35
40
规定
Cl
30
Br
28
χ↑吸引电子力越 I 25
章求
解核外电子运动特征原子轨道电子云概念熟悉掌握四量子数物理意义取值规掌握原子核外电子排布遵循般规律熟悉写出元素原子简单离子核外电子排布式轨道式组量子数正确表示电子结构掌握元素原子核外电子排布元素周期表关系（周期族区）理解元素性质：原子半径元素金属性非金属性元素氧化值等性质周期性变化规律原子结构关系
第七章 分子结构晶体结构
第节 离子键
离子键形成特征
1 离子键形成
电负性
I1Y1（KJmol）
电离金属原子：
Na
09
496
K
08
419
电子亲合非金属原子：
Cl
30
3488
O
35
141
电负性相差元素相遇失电子电子间静电引力相结合形成离子键
④：阳阴离子间具静电引力两原子电子云间存排斥力两原子核间存相互排斥力两原子接定距离引力斥力（时整体系量低）形成离子键
2 离子键特征
① 质：阴阳离子间静电引力
② 方性饱性
空间允许吸引带相反电荷离子（方）总体说定例
二 离子特性
1 离子电荷
离子化合物AmBn：An+Bm
+n﹥+3少见
2 离子电子层结构
简单阴离子电子构型般周期希气体原子电子层构型相
简单阳离子构型：
3 离子半径
阴阳离子成保持着定距离两球体
d r+ + r 单位：pm（1012m）
规律：
① 元素：
负离子半径 ＞ 原子半径＞ 正离子半径
低价负离子半径 ＞ 高价负离子半径
低价正离子半径 ＞ 高价正离子半径
例：
② 周期
左右阳离子：正电荷数↑半径↓
阴离子：负电荷数↓半径↓
③ 族
电荷数基相半径↑（∵电子层增加）
离子半径↓离子间引力↑离子键强度↑熔沸点↑硬度↑
第二节 价键理
1916年路易斯提出价键理
电子形成化学键稳定电子层结构
定义：原子间电子结合化学键作价键
价键形成认识发展提出现代价键理分子轨道理
价键理（电子配法）
1 氢分子价键形成质 （应量子力学）
两氢原子（旋方相反电子）相互定距离时会发生相互作H原子核仅吸引身1s电子吸引H原子1s电子 衡前引力＞排斥力 衡距离d量低：E0﹤2E 形成稳定价键
H原子玻尔半径：53pm说明H2分子中两H原子1S轨道必然发生重叠核间形成电子出现率密度较区域 样增强核间电子云两核吸引 削弱两核间斥力 体系量降低更稳定
（核间电子核间时受两核吸引单独时受核吸引位低∴量低）
2 价键理点
① 旋相反未配电子
H↑+ H↓ → H↑↓H 表示：HHHH
② 电子配配 原子未成电子数目旋方相反未成电子成键 ：N：2s22p3N≡NNH3
价键饱性
③ 原子轨道程度重叠
（重叠越形成价键越牢固）
3 价键类型
① σ键π键（根原子轨道重叠方式分类）
ss ：σ键：HH
sp ：σ键：HCl
pp ：σ键：ClCl π键
单键：σ键
双键：σ键π键
叁键：σ键两π键
例：N≡N
σ键重叠程度π键∴π键σ键牢固
σ键
π键
原子轨道重叠方式
头碰头
肩肩
单独存
单独存
轴转180O
符号变
符号变
牢固程度
牢固
差
含价双键叁键化合物重键容易开参反应
② 非极性价键极性价键
根价键极性分（电子云两核中分布）种原子组成价键非极性价键
例： H2 O2 N2等
般说种原子组成价键极性价键
例： HClH2ONH3等
价键极性强弱成键原子电负性表示
极性价键非极性价键离子键渡键型
③ 配位价键(配位键)
原子离子空轨道 孤电子
配位键离子分子普遍（第九章）
二 键参数
表征价键物理量键参数
键：价键强度
键长键角：价键形成分子空间构型（构型）
1 键：衡量价键强弱物理量
指29815K1013KPa条件
AB（g）→ A（g）+ B（g） 需E（KJmol）
双原子分子键 离解DCl2 HCl
原子分子指均键：
例：CH4 D1 4351KJmol D2 4435KJmol D3 4435KJmol D4 3389KJmol
E（CH） （D1 + D2 + D3 + D4）4 41525 KJmol
2 键长（X射线法）：
成键两原子核间距离
两原子价半径 键长
键长越短键越价键越牢固
3键角
键长键角确定分子构型确定
价键理较简明阐述价键形成程质成功解释价键饱性方性解释分子空间构型（结构）方面发生定困难
第三节 杂化轨道理分子构型
CH4C四价问题
1931年PaulingSlater价键理基础提出杂化轨道理
杂化轨道概念
① 什杂化轨道？
量相原子轨道混合起重新组成组量相轨道程称原子轨道杂化组成新轨道杂化轨道
② 原子轨道杂化头肥电子云分布更集中成键力更强
原子轨道 杂化轨道
成键力：S ﹤ P ﹤ SP ﹤ SP2 ﹤ SP3
二 杂化轨道类型分子构型
① SP杂化分子构型
例： HgCl2
Hg 5d106s2
BeCl2ⅡB族形成AB2型分子直线形
② SP2杂化分子构型
例：BF3
③ SP3杂化分子构型
例：CCl4
CH4 SiH4 SiCl4 CCl4等
三 等性杂化
1 孤电子参加等性杂化
①H2O分子构型
孤电子成键量较低成键电子云排斥更两OH键角压缩成1045O（正四面体型1095O） （两孤电子间夹角＞1095O）
斥力：
孤电子孤电子＞孤电子成键电子＞成键电子成键电子
②NH3构型
2孤电子参加等性杂化
C2H4分子构型：部分杂化
三sp2杂化轨道两HC成σ键p轨道C成π键
第四节 晶体特征
晶体般概念
1 晶体非晶体
晶体：固体部微粒（原子分子离子）呈规空间排列
非晶体：固体部微粒（原子分子离子）排列毫规
玻璃沥青炉渣石蜡等
2 晶体特性
① 定外形（指晶体外形物质外观区）
② 固定熔点（纯晶体）
③ 异性：
指方光学电学热学等性质
例石墨层方易断裂层方导电率高竖方导电率1万倍层状结构决定
∴结构决定性质 非晶体述特性
二 晶体部结构
根X射线晶体物质研究晶体组成晶体微粒（分子原子离子）三维空间中作规排列组成
1 微粒空间规重复构成定形状称晶格
2 晶体中切割出代表晶格切特征单元称晶胞
注意：晶胞周围晶胞离子键结合正立方体型晶格面心立方晶胞
结点：微粒排列结点结点总构成晶格
晶胞空间左右前重复排列形成宏观晶体
根微粒晶体分：
晶体
结点排列微粒种类
微粒间作力
离子晶体
阴阳离子
静电作
原子晶体
原子
价键
分子晶体
分子
范德华力氢键
金属晶体
金属原子
金属键
第五节 离子晶体
离子晶体特征
1 正负离子静电作较强（离子键键较）离子晶体般较高熔（bp）沸点（mp）
2 熔溶状态优良导电性
3 存单分子(NaCl)n NaCl：化学式
二 离子晶体类型
离子种类离子间排列种样
三类典型结构：
配位数
晶体类型
实 例
4
ZnS型
ZnOBeSCuI等
6
NaCl型
Li+Na+K+Rb+卤化物
Mg2+Cu2+Sr2+Ba2+氧化物硫化物
8
CsCl型
CsBrCsITiCl等
配位数：晶体离子原子周围接微粒数目
三 晶格
指标准状态破坏1mol晶体成气态阴阳离子需吸收量
离子键稳定程度（熔沸点硬度）晶格衡量
AB型化合物：
① 离子电荷数↑晶格↑→ 熔点↑硬度↑
② 离子半径↓晶格↑→ 熔点↑硬度↑
第六节 原子晶体
价键结合形成巨分子作力极强
物理性质：硬度高（刻划法分十级） 熔点极高熔融导电
单质：金刚石（C）单质硅（Si）硼（B）
化合物：SiC石英
第七节 分子间力分子晶体
分子间作力
1 分子极性
价键结合分子中存带正电荷原子核带负电荷电子
∴分子中存正电荷中心（+极）负电荷中心（极）
两中心重合整分子极性称非极性分子
两中心重合整分子极性称极性分子
① 价键结合双原子分子键极性分子极性致
例： O2 N2 H2 Cl2 非极性键非极性分子
HIHBr 极性键极性分子
② 价键结合原子分子键极性分子极性完全致构型关
③ 分子极性通常偶极矩度量
μ q × d
μ： 偶极矩实验测矢量方正极负极
q：原子正负中心端电荷量单位：库仑（C）
1电子电量 1602×1019C
d：正负电荷中心间距离单位：米（m）数量级相原子距离≈1011 m
μ≈1030 C·m
测定μ①判断分子极性②判断原子分子否具称结构
2 分子变形性
① 什分子变形性？
外电场作分子中正负电荷中心位置发生改变产生诱导偶极种现象称分子极化变形极化
分子受极化分子外形发生改变称分子变形
② 影响分子变形性素
分子中原子数越原子半径越（分子越）分子中电子数越变形性越
③ 分子外电场作变形程度极化率α度量
3 分子间力
① 分子间力
范德华1873年首先提出称范德华力
说明分子间距离时存作力
ⅰ）色散力 （切分子间）
段时间 某瞬间
总情况 （原子核电子云断运动）
色散力分子变形性（极化率度量）成正分子间距离R6成反
色散力↑熔沸点↑
ⅱ）诱导力
极性分子 非极性分子 产生诱导偶极
诱导力极性分子μ2成正
诱导分子变形性成正
分子间距离R6成反
发生非极性分子极性分子间极性分子极性分子间
ⅲ）取力（极性分子极性分子间）
诱导力极性分子μ2成正
T成反
分子间距离R6成反
非极性分子间 存：色散力 P224表85
极性分子非极性分子间：色散力诱导力
极性分子间 存：色散力取力诱导力
② 分子间作力特性
ⅰ）分子间作力存分子间种永久性吸引作
ⅱ）种短程力作范围：300500pm分子间距离时分子间作力距离远时种力消失
ⅲ）没方性饱性（分子间力实质静电引力）
ⅳ）强度化学键110～1100
ⅴ）μ分子（H2O）外分子间作力色散力
③ 分子间作力物质物理性质影响
4 氢键
氢化物
ⅦA
HF
HCl
HBr
HI
bp（℃）
195
849
67
354
ⅥA
H2O
H2S
H2Se
H2Te
ⅤA
NH3
PH3
AsH3
SbH3
① 氢键形成条件
ONF电负性原子半径具孤电子易形成氢键
F
O
N
Cl
χ
40
35
30
30
价半径(pm)
64
66
70
99
左右形成氢键力减弱
注意：
ⅰ）分子会形成氢键 H3N……HOH
ⅱ）分子会形成氢键
② 氢键强度性质
ⅰ）强度：化学键
分子间力相数量级键120
ⅱ）具方性饱性
③ 氢键形成物质bpmp影响
显著升高
二 物质溶解度原理
结构相似者（溶剂溶质结构相似）易溶相似相溶
LL：CH3OHC2H5OH水（HOH）中易溶
SL：离子型盐易溶氢键型溶剂（极性） 非极性化合物易溶非极性低极性溶剂
三 分子晶体
作力
极性分子
：冰
范德华力（氢键）
非极性分子
：干冰CO2（S）I2P4S8
范德华力（色散力）
固体熔化直气化断价键仅破坏分子间力氢键
分子间力化学键弱∴mp低硬度
第八节 金属晶体
1) 金属外层电子少原子核联系松弛电子整金属运动
2) 传热导电
3) 结合力金属键：方性饱性
4) 相位移破坏金属键较延展性
出现金属阳离子金属原子产生作力
第九节 离子极化
1931年德国化学家法扬斯（Fijans）首先提出离子极化作常称法扬斯学派
基观点
先化学键作纯粹离子键正负离子简单点电荷核外电子层结构考虑相互作相互电子云会发生重叠离子键带定程度价性
二 离子极化作（离子间相互极化）
三 离子极化力变形性
1 极化方（般正离子）提供电场
强度极化力表示极化力指离子离子变形（极化）力
半径↓正电荷数↑ 极化力↑
电荷相半径相时： 1818+2电子型＞917电子型＞8电子型
2 极化方（般负离子）电场作旧发生变形
变形性极化率度量
半径↑负电荷数↑ 变形性↑
负电荷相半径相时： 18电子型＞18+2电子型＞917电子型＞8电子型
四 离子极化果
1 化学键键型影响
AgF
AgCl
AgBr
AgI
离子晶体
渡 型 晶 体
价型晶体
极化力变变形性↑
2 离子极化作导致化合物颜色变深
AgCl
AgBr
AgI
白色
淡黄色
黄色
相互极化作越强颜色越深
3 离子极化作导致化合物溶解度降低
AgF
AgCl
AgBr
AgI
易溶
极性降低溶解度次降低
4 离子极化作卤化物mp影响
价性↑mp↓
离子极化理完善尚继续研究
第十节 混合型晶体
晶格结点粒子间作力完全相
例：石墨 C： 2s22p2
三sp2杂化轨道生成σ键
p轨道生成π键（价键）
层：
CC间sp2sp2 杂化轨道形成σ键pp形成π键键长142pm
生成π键具导电性作电极材料
层间：
CC间存分子间作力键长335pm
质软具润滑性作润滑剂铅笔芯
章求
明确化学键含义基类型理解离子键价键形成条件质解价键理点掌握价键特征会区分极性键非极性键σ键п键解键参数意义解杂化轨道理点掌握SPSP2SP3杂化轨道成键分子空间构型水氨分子代表等性杂化轨道成键分子空间构型掌握分子间力分子间力特点氢键形成条件物质某物理性质影响掌握极性分子非极性分子含义区解晶体非晶体区结合具体物质掌握晶体基类型特点解离子极化离子极化化合物性质影响 重点掌握价键理理解价键形成特性（方性饱性）类型（σ键π键）熟练掌握杂化轨道类型（SPSP2SP3）分子构型关系解类型晶体特性解晶胞晶格配位数晶格概念掌握离子极化分子间力氢键物质性质影响
第七章 配位化合物
第节 配位化合物基概念
配位化合物定义
CuSO4溶液中加少量氨水生成浅蓝色Cu(OH)2↓加入氨水沉淀溶解变成深蓝色溶液加入乙醇降低溶解度深蓝色晶体该晶体元素分析知含CuSO424NH3H2O取深蓝色溶液加BaCl2生成白色BaSO4↓说明存SO42加少量NaOHCu(OH)2↓NH3产生说明溶液中存Cu2+NH3分子分析结构：[Cu(NH3)4]SO4·H2O
CuNH3间加合氧化数变化没提供单电子配形成价键符合典化合价理类化合物配合物
二 配位化合物组成
1893年维尔纳(A Werner)提出配位理
1配离子阴阳离子
2中心离子：简单阳离子特渡 金属离子金属原子 位配离子中心
3配体：位中心离子周围中性分子负离子特点配位原子含孤电子作配位原子元素：NOCS卤素等
4配位数：配合物中配位原子总数
决定中心离子配位体性质电荷体积电子层结构间相互影响形成时条件(TC)
中心离子电荷：
+1
+2
+3
+4
特征配位数：
2
4(6)
6(4)
6(8)
三 配位化合物命名
服般机化合物命名原
果化合物负离子简单离子某化某
果化合物负离子复杂离子某酸某
络合物界命名次序： 配位数(二三四)配位体名称合(表示配位结合)中心离子名称中心离子氧化数(ⅠⅡⅢⅣ)
例：
[Co(NH3)6]Cl3
[Pt(NH3)4](OH)2
K2[PtCl6]
H2[PtCl6]
氯化六氨合钴(Ⅲ)
氢氧化四氨合铂(Ⅱ)
六氯合铂(Ⅳ)酸钾
六氯合铂(Ⅳ)酸
止种配体：先列阴离子列中性分子配体阴离子中性分子配位原子元素符号英文次序排列中间·分开
[Co(NH3)5(H2O)]Cl3
Fe(CO)5
Pt(NH3)2Cl2
氯化五氨·水合钴(Ⅲ)
五羰基合铁
二氯·二氨合铂(Ⅱ)
第二节 配位化合物结构
配位化合物价键理点
1 配位化合物界配位键结合
2 形成配位键条件中心离子必须空轨道配位体必须孤电子
3 成键原子轨道必须杂化（空轨道杂化）
4 杂化轨道类型决定配离子构型
二 配离子配位数构型
1 配位数2
孤电子进入中心离子外层杂化轨道称外轨型配离子溶液中较易解离
sp杂化空间轨道直线型
2 配位数4
（1） 四面体结构
（2） 面正方形
具（n1）d8足d8构型中心离子
配离子静电场观点统计规律分：（配位原子电负性）
弱场配位体
OHH2OSCNF
居 中
NH3
强场配位体
CNCONO2
强场配位体中心离子（n1）d轨道未成电子强行配腾出层量较低空轨道（d）
3 配位数6
三 螯合物
1 螯合物
含配位原子配位体称单齿配体：XNH3H2OCN等
配位体中两配位原子时中心离子键合配位体统称齿配体
：
配位原子中心离子配合成键形成环状结构
类配合物称螯合物 俗称络盐
配位原子456
单齿配体配位体数目 配位数
齿配体配位体数目 ≠ 配位数 实际配原子数
螯合物形成条件：
①配体必须具两两配位原子（必须齿配位体）
②2配原子间必须隔开23原子（环张力讲形成环五元六元环稳定）
Li+Na+Co2+Mg2+般形成配位化合物EDTA形成稳定螯合物
2 螯合物性质
① 螯合物具特征颜色难溶水
② EDTA金属螯合物特点：
ⅰ）络合较简单绝数金属EDTA形成1∶1配合物
ⅱ）螯合物十分稳定
ⅲ）螯合物易溶水络合滴定水溶液中进行
ⅳ）EDTA色离子形成螯合物色色离子形成螯合物颜色更深
第三节 配位化合物水溶液中状况
配离子稳定常数表示方法
1 分步稳定常数总稳定常数
2 稳定常数
二 配离子稳定常数应
1 较类型配合物稳定性
类型配合物：β↑配离子稳定性↑溶液中[Mn+]↓ 2 计算关离子浓度
例：
例：
三 配位衡移动应
1 配位衡酸碱衡
配离子弱酸根
[FeF6]3 Fe3+ + F (1)
F + H+ HF （[H+] ﹥ 05molL） (2)
[H+]↑衡（2）右移[F]↓衡（1）右移配位衡解离方移动
反PH↑衡（2）左移导致配拉衡配合方移动配离子更加稳定
2 配位衡沉淀衡
例1：
实验：
例2：（判断沉淀溶解程度）
100ml 1molL NH3溶解少克固体AgBr？
已知：Ksp（AgBr）50×1013 β17×107
例3：（沉淀转化配离子时需络合剂浓度）
10l NH3中欲溶解01molAgCl（s）求溶液起始浓度少？
已知：Ksp（AgCl）18×1010 β17×107
3 配位衡氧化原衡
稳定金属氧化态形成配合物稳定性增加
形成配合物金属离子浓度↓
例1：计算金属配离子φ值
方法1：设计原电池：
4 配离子间转化
第四节 螯合物
1单齿配位体：配位原子配位体
2齿配位体：含配位原子配位体
：乙二胺 NH2CH2CH2NH2 （en） 分子中两N原子配位原子
H H
N – C – C N
H H
Cu2+配位时Cu2+配位数通常4需两乙二胺分子(4氮原子作配位原子)满足Cu2+配位数形成具环状结构配位离子[Cu(en)2]2+
[Cu(en)2]2+中两五原子环环皆两碳原子两氮原子中心离子构成种中心离子齿配体形成具环状结构配合物称螯合物(螯原意指螃蟹钳)数螯合物具五原子环六原子环
3中心离子形成螯合物含齿配体配位剂称螯合剂般常见螯合剂含N0SP等配位原子机化合物
4螯合剂特点：
（1）必须两出孤电子配位原子
（2）两配位原子间间隔两三原子
螯合剂提供配位原子相乙二胺中两氮原子氨基乙酸中NO原子
5螯合物特点：
（1）稳定[Cu(NH3)4]2+[Cu(en)2]2+稳定
（2）环越越稳定
6螯合物性质：稳定性强溶水溶机溶剂般特殊颜色
章求
理解配位化合物概念掌握配位化合物组成命名理解配位化合物结构理基容说明配位化合物稳定性掌握水溶液中配位衡影响配位衡素应配位衡常数做简单计算理解溶液中衡配位衡移动影响配位离子间转化解螯合物螯合物结构特点
文档香网(httpswwwxiangdangnet)户传
《香当网》用户分享的内容，不代表《香当网》观点或立场，请自行判断内容的真实性和可靠性！
该内容是文档的文本内容，更好的格式请下载文档
目 录
绪 3
第章 物质变化 4
第节 物质聚集状态 4
第二节 化学反应中质量量关系 8
章求 9
第二章 化学反应速率化学衡 9
第节 化学反应速率定义表示方法 9
第二节 化学反应速率理 11
第三节 影响化学反应速率素 13
第四节 化学衡 16
章求 22
第三章 电解质溶液离子衡 22
第节 强电解质溶液中状况 22
第二节 水电离溶液PH值 23
第三节 弱酸弱碱电离衡 25
第四节 离子效应缓溶液 27
第五节 盐类水解 30
第六节 酸碱质子理 34
第七节 沉淀溶解衡 36
第八节 溶度积规应 38
章求 43
第四章 氧化原 44
第节 氧化原反应基概念 44
第二节 氧化原反应原电池 47
第三节 电极电势应 52
章求 56
第五章 原子结构元素周期律 56
第节 原子核外电子运动状态 56
第二节 电子原子中电子分布 60
第三节 原子核外电子排布元素周期律 61
第四节 元素性质周期性 62
章求 64
第七章 分子结构晶体结构 64
第节 离子键 65
第二节 价键理 66
第三节 杂化轨道理分子构型 70
第四节 晶体特征 72
第五节 离子晶体 74
第六节 原子晶体 74
第七节 分子间力分子晶体 74
第八节 金属晶体 78
第九节 离子极化 79
第十节 混合型晶体 80
章求 80
第七章 配位化合物 81
第节 配位化合物基概念 81
第二节 配位化合物结构 82
第三节 配位化合物水溶液中状况 86
第四节 螯合物 90
章求 91
绪
化学位作
然科学方面分三层次：工程技术技术科学基础科学
化学门基础学科分子原子离子等层次研究物质组成结构性质发生变化变化中量转换
化学理已渗透许技术学科中采矿冶金工业需推动机分析化学发展纺织印染煤石油综合利机化学前迈进步
二四化学：
化学发展程中逐步形成许分支学科四化学属纯粹化学
机化学：元素化合物（CH化合物衍生物）研究象
机化学：CH化合物衍生物研究象
分析化学：研究物质化学组成鉴定方法原理
物理化学：应物理测量方法数学处理方法研究物质反应寻求化学性质物理性质间质联系普遍规律
外着化学领域中应产生许应化学：工业化学高分子化学放射化学环境化学生物化学半导体化学等等
三课程目容：
1目：化工专业门重基础课续化学课程基础
2容：研究机物组成结构性质制备应变化基原理
教程分两部分：化学理元素化合物
中化学理分： 四衡（化学衡酸碱衡沉淀溶解衡氧化原衡）结构理
3学方法：
理课
中学学模式 节课讲授容少 讲授容重复较 量作业 课堂练课外练 学容少
学学模式 节课讲授容 讲授容重复性 作业量少 课堂练 强调学力提高 针学学特点 提出求
1 课堂认真听讲 教师讲授思路 弄懂问题暂放 解决 然 讲授速度快 容易积累更疑难问题
2 作课堂笔记 留定空白处 做标记 提出问题 写出结
二 题答疑课
目 解决课程疑难问题
形式 讲解题 作业中存问题 解答疑难问题
方式 周次 次2学时 第二周开始
求 笔记讲义中标明疑问 做记号 答疑课堂教师请教探讨 没问题学参加答疑课
学方法：
提问常讨
机化学容丰富抽象仅苦思冥想学效果佳充分利时间老师学学学间互相提问进行讨甚辩基概念理日益清晰容易理解
三 实验课
化学实验基础学科 实验理理解十分重 课程安排25相关制备 测定元素性质实验
目 掌握基础实验技 通实验深化理问题理解记忆提高分析问题解决问题力
求 预报告 实验记录 实验报告
学方法：
1动手勤思考
机化学门实验学科培养提高学生动手力机化学基求实验程中出现问题仔细听老师讲解外需结合理课学基知识动脑思考动接受机化学基理牢固掌握具体操作方法
2注意实验现象观察动笔准确记录实验现象
实验课仅做操作步骤掌握实验技术方法特注意实验现象观察放弃实验现象新理实验现象仔细观察中发现更坚持书写实验报告总结实验中验教训样断提高理实践水
3 注意理实际联系
实验现象观察利理知识实验现象总结发现知识方法
供学参考学方法根实际情况采学方法优势学手定学机化学课程
第章 物质变化
第节 物质聚集状态
体系：研究象例烧杯中溶液
物质聚集状态：
种物质总定聚集状态存
气液固三种聚集状态具特征定条件相互转化
1 气体（g）：扩散性压缩性
2 液体（l）：流动性固定形状定条件定体积
3 固体（s）：具定体积定形状定程度刚性
二 物质聚集状态相：
相：体系中具相物理性质化学性质部分称相
相相间界面隔开
gslsss般两相
gg混合物相
ll混合物：
相：5HCl溶液HCl分子离子形式分散水中
两相：油水组成体系OWO较分子聚成粒子定界面周围水分开连续相W连续相
gL混合物： 存关系：H2S溶水相
SS混合物制成合金时相
物质聚集状态相相互变化存
：
SL相衡点温度凝固点
气体存状态决定四素：PVTn化学组成关反映四物理量间关系式子气体状态方程式
理想气体：分子间完全没作力分子点没体积
实际碰气体真实气体温度太低 压力太高时实际气体存状态接理想气体理想气体定律进行计算
三理想气体状态方程：
PVnRT
P
V
n
T
R
标准单位
Pa
m3
mol
K
8314
R：常数实验测：
1 mol气体27315K（0℃）101325kPa测体积224×103m3
理想气体状态方程式实际气体分子身必然占体积分子间具引力应该方程进行计算时避免存偏差常温常压气体种偏差着温度降低压力增偏差逐渐增
四 混合气体分压定律：
1混合气体分压定律：
1801年Dalton（道尔顿）总结实验结果提出称Dalton分压定律
两种两种会发生化学反应气体混合混合气体总压力等组分气体分压力
A容器中注入30mL N2 压力300mmHg
B容器中注入20mL O2 压力200mmHg
C容器中注入30mL N2 + 20mL O2 压力500mmHg
：P总 ∑Pi
Pi：分压力（简称分压）气体混合物中组分气体压力等该气体单独占混合气体相体积时产生压力
理想气体定律样适混合气体：
PiV niRT P总V n总RT > ∑PiV ∑niRT
Pi：分压 V：总体积
2分压计算：
P总通压力表测出Pi难直接测出通分析计算求：
PiV niRT （1） P总V n总RT （2）
（1）÷（2）： Pi P总 ni n总 Xi（摩尔分数）
∴Pi Xi P总
计算分压关键求组分气体摩尔分数
求混合气体摩尔分数 常方法通混合气体进行气体分析测组分气体体积分数： Vi V总
例11：
已知250℃时PCl5全部气化部分离解PCl3Cl2现298gPCl5置100L容器中250℃时全部气化测定总压力1134kPa中种气体？分压少？
例12：
134gCaC2H2O发生反应：CaC2(s)+H2O(l)C2H2(g)+Ca(OH)2(s)产生C2H2气体排水集气法收集体积0471L时温度23C气压99X103kPa该反应产率少？（已知23℃时水饱蒸气压28X103kPa）
第二节 化学反应中质量量关系
质量守恒定律：
参加化学反应前种物质总质量等反应全部生成物总质量
二 应化学方程式计算：
化学方程式根质量守恒定律规定化学符号化学式表示化学反应式子
反应前原子种类数目相等
根反应物生成物质量物质量进行计算
例13 某硫酸厂硫铁矿（FeS2）原料生产硫酸基反应：
4FeS2 + 11O2 → 2Fe2O3 + 8SO2
2SO2 + O2 → 2SO3
SO3 + H2O → H2SO4
投入800吨含S400硫铁矿问理生产出浓度980硫酸少吨？
生产条件操作技术影响物料损耗产率达100实际产量理产量低
三化学反应中量关系
化学反应实质化学键重组键断裂生成程会量变化量变化常热形式表现键断裂需吸收热量键生成会放出热量
般反应常恒压条件进行
里恒压条件反应敞口容器中进行反应体系外界压力（气压）相等
Q P H 生成物 H 反应物 △ H
恒压热效应 焓（法测定） 焓变
化学热力学：△H ＜ 0 放热反应
△H ＞ 0 吸热反应
注意：① △H化学计量数关
② 需注明物质聚集状态
③ 注明反应温度压力
△H θ 指标准态：1atm(101325Pa)298K
章求
解物质聚集状态相掌握分压定律计算会利理想气体方程式进行关计算
第二章 化学反应速率化学衡
第节 化学反应速率定义表示方法
反应进行快慢样：
快反应：中反应等
中等速率反应：氧化原反应等
慢反应：然氧化等
化学反应速率定义：
指定条件化学反应中反应物转变生成物速率
二化学反应速率表示方法：
单位时间反应物生成物浓度变化正值（绝值）
例21：CCl4中： 2N2O5 4NO2 + O2
定时间间隔：△t t2t1 △[N2O5] [N2O5] 2[N2O5] 1
均反应速率：
时间s
时间变化Δt（s）
[N2O5]mol· L1
Δ[N2O5]mol· L1
v（N2O5）mol· L1· s1
0
0
210
——
——
100
100
195
015
15×103
300
200
170
025
13×103
700
400
131
039
99×104
1000
300
108
023
77×104
1700
700
076
032
45×104
2100
400
056
020
35×104
2800
700
037
019
27×104
表中出：反应进行100秒时：
VN2O5 |（ 195210） (1001)| 15× 103mol· L1· s 1
VNO2 |2× 015100| 30× 103mol· L1· s 1
VO2 |015÷ 2100| 075× 103mol· L1· s 1
三种表示速率间关系：
种例关系反应计量数关
∴表示反应速率时必须指明具体物质
表中出时间间隔速率样时间间隔里时间速率样
图中出某时刻速率该时刻切线斜率：
该速率该时刻瞬时速率（真正速率）：指某定瞬间反应速率
三反应进度（ξ）：
定义：
反应：2N2O5 4NO2 + O2
作变换：0 4NO2 + O22N2O5
： ξ Δniνi
Δni：物质量变化值
νi：计量系数νi（NO2） +4
νi（NO2） +1
νi（N2O5） 2
例：设体积1升反应100秒：
ξ 15× 1032 30×1034 075×103 mol
∴物质变化计算反应进度样ξ数值反应方程式写法关
例写成：
N2O5 2NO2 + 05O2
：ξ 15× 1031 30×1032 075× 10305 15×103 mol
例22：
50ml C（ H2SO4） 020molL恰 40mlNaOH溶液完全中求 NaOH浓度？
解：反应方程式： H2SO4 + 2NaOH Na2SO4 + 2H2O
ξ 020× 501 C（ NaOH）×402
∴ C（ NaOH） …… 050 molL
第二节 化学反应速率理
反应速率效碰撞理
1918年路易斯（WCMLewis）提出反应速率碰撞理认参加化学反应物质分子原子离子发生反应必条件分子原子离子相互碰撞反应物分子碰撞频率越高反应速率越快
例： 2HI（g） H2（g）+I2（g）
773K[HI]103mol·L1
理计算HI分子间碰撞次数：35×108次·L1·S1
次碰撞发生反应 V 58×104mol·L1·S1
实验测出 V 12×108mol·L1·S1
∴数分子间碰撞效引起化学反应少数碰撞效
1 效碰撞活化分子概念
① 什效碰撞？
发生化学反应碰撞称效碰撞
② 什样分子资格参加效碰撞？
部分量较高具适取分子
例：2AB（g） A2（g）+B2（g）
A B 发生化学反应
A A 发生化学反应
B A
B B ∴定取
ABAB间相互定距离时相互间排斥力
∴须分子运动速率足够足够动相互碰撞分子须足够量碰撞时原子外电子层相互穿透电子重新排列旧键破裂形成新键
∴反应分子必须足够量
2 分子量分布
P35 图25
E均该温度·分子均量
具E界量分子称活化分子量高E界分子碰撞发生反应
活化分子进行定取碰撞效碰撞
E界E均差活化
活化：1mol具均量分子变成活分子需吸收低量
反应活化
活化越低反应速度越快
通加入催化剂等手段降低活化
反 应
Ea（KJ·mol1）
催化剂
催化剂
3H2 + N2 → 2NH3
～330
（W）163
2N2O → 2N2 + O2
245
（Pt）136
化学反应催化剂活化相差现象引起反应实际进行途径研究
二渡状态理简介 （活化配合物理）
1935年艾林（H Eyrimg）碰撞理基础提出
例：CO + NO2 CO2 + NO
A + BC AB + C P37图26
A…B…C： （渡态）旧键部分破坏新键部分生成
动 → 势 → 动
反应分子生成物分子间存着峰Eac反应物分子具量必须越峰进行反应Eac越反应速率越快反然
活化：渡态具低量反应量差Ea1
催化反应：降低反应活化
三反应机理（反应历程）
指反应实际进行途径根反应机理化学反应分：
① 基元反应
反应物活化分子间碰撞步完成反应称基元反应
例：2NO2（g）→ 2NO（g）+O2（g）
SO2Cl2（g）→ SO2（g）+ Cl2（g）
NO2（g）+ CO（g）→ NO（g）+ CO2（g）
般讨基元反应
② 非基元反应
2H2（g）+2NO（g）→ N2（g）+ 2H2O（g）
两基元反应组成
第步：2NO + H2 N2 + H2O2
第二步：H2 + H2O2 2H2O
第三节 影响化学反应速率素
首先反应物性反应历程次浓度温度催化剂等外界条件
浓度反应速率影响
1 质量作定律
量实验事实表明：定温度增加反应物浓度反应速度加快
基元反应说： aA + bB → 产物
溶液：V ∝ [A]a[B]b V k[A]a[B]b
气体：V ∝ PAaPBb V kPAaPBb
k：反应速率常数
浓度分压相情况k值越反应速率越快
指定反应k温度催化剂关浓度关
2 反应级数
叙述反应物浓度反应速率影响速率方程式中反应物浓度指数称反应级数
基元反应：aA + bB → 产物
V k[A]a[B]b a + b 反应级数
：CO（g）+ NO2（g） CO2（g） + NO（g）
V k[CO][ NO2]
∴总反应级数：二级反应CONO2说级反应
注意：反应级数速率方程必须实验确定
例：2H2 + 2NO N2 + 2H2O 测V k[H2][NO] 2
∴总反应级数：三级H2说级NO说二级
测速率方程推算反应级数根化学计量式讨反应级数
例：25℃ （NH4）2S2O8 + 2KI K2SO4 + I2 +（NH4）2SO4
S2O82 + 2I 2SO42 + I2
实验编号
起始[S2O82]molL
起始[I]molL
I2生成速度mol·L1·min1
1
10×104
10×102
065×106
2
20×104
10×102
130×106
3
20×104
05×102
065×106
① 写出述反应速率方程反应级数？ ②计算k
解 V ∝ [S2O82][I] ∴V k[S2O82][I]
a 1 b 1 ∴反应级数 1+1 2
k1 V([S2O82][I]) …… 065 L·mol1·min1
k2 …… 065 L·mol1·min1 k3
：k 065 L·mol1·min1
T定加催化剂时k定浓度关
3 效碰撞理浓度影响解释
增加浓度单位体积活化分子总数增加效碰撞次数增加反应速度加快
二 温度反应速率影响（特显著）
：米 + 水 → 饭 高压锅快
∵高压锅沸腾温度常压高10℃左右
数化学反应说温度↑反应速率加快
1 反应速率温度系数 r
反应物浓度恒定时根实验结果部分化学反应温度升高10℃反应速率约增加2～4倍
r kt+10℃kt 2～4
2 效碰撞理温度影响解释
升高温度活化分子总数百分数增加
三催化剂反应速率影响
1催化剂（触媒）改变反应历程降低反应活化提高反应速率身组成质量化学性质反应前发生变化
渡状态理解释： 降低反应活化活化分子总数百分数增
2催化剂具选择性
① 种催化剂某特定反应催化作
② 反应物采催化剂会产物
注意：
①催化剂长期
固体催化剂长期受热导致晶格变化晶体分散度变化反应物结焦催化剂表面覆盖等催化剂失效
②催化剂中毒（杂质）
四影响相体系反应速率素
述点外反应物接触面接触机会关
固体粉碎（ｓｓｓｌ）搅拌（ｌｌｓｌ）鼓风（ｓｇ）等方法
第四节 化学衡
化学反应逆性化学衡
逆反应：反应完全转变生成物样条件生成物转回反应物（方进行反应）
逆反应：密闭容器中条件正进行逆进行化学反应（密闭容器中进行底）
逆反应具普遍性
K：衡常数注意：[A]指衡时浓度
化学衡特点：
1化学反应途径关
2动态衡（表观物质浓度变实际正逆反应正进行）
3密闭容器中达衡外界条件变种物质浓度时间变化衡条件改变原衡状态改变
二 衡常数
1衡常数
①浓度衡常数Kc
般式：aA + bB cC + Dd
令（c+d）（a+b） Δn Kc量纲（molL）Δn
②压力衡常数Kp
般式：aA（g）+ bB（g） cC（g）+ dD（g）
令（c+d）（a+b） Δn Kp量纲（KPa）ΔnPaΔn
③热力学衡常数标准衡常数KΘ
浓度换算成相浓度分压换算成相分压（量纲）
溶液中反应KΘ数值Kc相等气体反应分压必须标准压力
2 书写应衡常数注意点
① 反应方程式相符
② 纯固体衡常数式中必列出
CaCO3（S） CaO（S）+ CO2（g）
K PCO2 PΘ
③ 水衡式中处理：
水作溶剂时必列出
水作反应物
i）稀溶液：水作溶剂作反应物反应掉水总水分子相微足道必列出：NH3 + H2O NH4+ + OH
ii）水量反应影响显著必须列出 ：CO（g）+ H2O（g） CO2（g）+ H2（g）
④ K温度变时须注意相应温度
3 衡常数意义
① 判断逆反应衡状态反应进行方
aA + bB cC + dD
（K指意态时浓度分压）
Q K时V正 V逆 反应已衡
Q ＜ K时反应正方进行
Q ＞ K时反应逆方进行
例：P4445例1
② 描写逆反应进行程度标度
类反应言K越反应进行越完全
K整反应完全程度
4 衡常数衡转化率
实际工作中常衡转化率α表示α某反应物反应完全程度
反应前体积变反应物量浓度表示
P46表27表中出结：
① K体系起始状态关T关
② α反应物起始状态关
③ 衡体系中增加某物质起始浓度物质转化率提高
5 化学衡计算
例1：P47例2已知α求K 溶液中反应Kc
例2：P47例3已知K求α 设CO转化率α
例3：恒定温度1013KPa时110mol SO2090mol O2混合物慢慢通V2O5催化剂生成SO3达衡保持温度总压力变测剩余O2053mol求K
分析：K ……Pi niRTV PiP总 nin总
例4：P5919
分析：恒容恒温ni PiVRT
三外界条件衡位置影响（化学衡移动）
逆反应定条件达衡：V正 V逆系统中物质浓度（分压）时间变
外界条件（浓度压力浓度）改变原衡状态破坏建立新衡：V正′ V逆′
种外界条件改变逆反应原衡状态变新衡状态程衡移动
1 浓度衡移动影响
加入反应物取生成物衡正反应方移动
例5：例1（P47例2）衡体系中加入Fe2+增加Fe2+达0100molL问
（1）衡什方移动
（2）次建立衡时物质浓度
（3）αAg+
(1)加入Fe2+判断反应否衡：
Q 00194(01806×00806) 133 ＜ K 299
∴反应正方移动
（3）αAg+ (010000667)0100×100 333
实际K温度关反应途径关
利性质（①加入反应物取生成物衡右移动②加入某物质物质转化率提高）反应中成较低反应物量提高较贵反应物转化率 取出生成物反应正方进行
2 压力衡移动影响
增加总压力衡气体分子数减少方移动
例6：P52例5
3温度衡移动影响
CP衡移动影响质CP改变K变T变K变
果正反应吸热反应（ΔH＞0）增加温度K增加衡右移
果正反应放热反应（ΔH＜0）增加温度K减少衡左移
4 催化剂化学衡
加速衡达时间衡发生移动K变
峰降低V正↑V逆↑V正 V逆位置变
5 衡移动原理吕·查德里原理
综述 果改变衡体系中某条件（CPT）衡总着减弱改变方移动
第五节 反应速率化学衡综合应
设计化工生产程首先考虑成∴反应够实施情况考虑：充分利原料提高产量缩短生产周期降低成
① 种价廉易反应物量提高种原料转化率
② 气体反应增加压力反应速率加快增加压力反应设备求较高须综合考虑
③ 部分反应T↑V↑吸热反应增加转化率（衡移动）须考虑：温度高物料分解增加源
④ 催化剂考虑催化剂催化性活化温度价格催化剂中毒等问题
总结：吕·查德理（Le Chetelier）原理： 果改变衡体系中某条件（CPT）衡总着减弱改变方移动
章求
理解化学反应速率定律活化活化分子概念解释浓度温度催化剂反应速率影响解影响相反应速率素 掌握化学衡概念衡移动规律熟练利KcKp计算衡组成理解反应速率化学衡实际应中需综合考虑必性
第三章 电解质溶液离子衡
第节 强电解质溶液中状况
离子氛概念
1923年德拜（P J WDebye）休格尔（E Hückel）提出强电解质理
点：①强电解质水中完全电离
离子型化合物：NaClKClNaOHKOH等
强极性键化合物：HClH2SO4 （H+ + HSO4）等
②离子间相互作离子行动离子溶液中运动受离子氛牵制
离子氛示意图
导电性实验中决定导电性强弱两素：
①溶液中离子少
②离子迁移速度
离子迁移速度变慢根溶液导电度测电离度降低时测电离度称表观电离度
电 解 质
电 离 式
表观电离度
氯 化 钾
KCl→K++Cl
86
硫 酸 锌
ZnSO→Zn2++SO42
40
盐 酸
HCl→H++Cl
92
硝 酸
HNO→H++NO
92
硫 酸
H2SO4→H++HSO4
61
氢氧化钠
NaOH→Na++OH
91
氢氧化钡
Ba(OH)2→Ba2++2OH
81
二活度活度系数
离子间相互牵制离子行动完全离子效浓度实际计算浓度低
1907年Lewis（路易斯）提出离子活度概念
a
f
× C （f ＜ 1）
效浓度
折 扣
计算浓度
活 度
活度系数
强电解质讲弱电解质难溶电解质离子浓度离子间影响f →1
第二节 水电离溶液PH值
节衡原理讨弱电解质中电离衡
水离子积
实验表明纯水微弱导电性
K [H+][OH][H2O]
∵H2O电离极弱电离掉水分子数总水分子数相微足道水浓度视常数合入衡常数
∴[H+][OH] K[H2O] Kw Kw：常数
∴定温度[H+][OH]常数
25℃纯水中[H+] 107molL [OH]
∴ Kw [H+][OH] 1014
纯水纯水中加入酸碱物质（浓度较稀）适
纯水中加入酸[H+]↑[OH]↓
纯水中加入碱[OH]↑[H+]↓[H+][OH] Kw变
二溶液PH值
1什PH值？
PH lg[H+] POH lg[OH ]
25℃时PH + POH PKw 14（25℃）
[H+] ≤ 1molL[OH] ≤ 1molL时：
[H+] [OH]时 中性 [H+] 107PH 7
[H+] ﹥ [OH]时酸性 [H+]﹥107PH ﹤7
[H+] ﹤ [OH]时碱性 [H+]﹤107PH ﹥ 7
2PH值计算
[H+] m×10nmolLPH lg（×10n） n lgm
[OH] m×10nmolL POH lg（m×10n） n lgm
PH 14POH 14 n + lgm
例：已知[H+] 56×105molL PH 5 lg56 425
已知PH 025 [H+] 10025 0562molL
3PH值测定
（1）酸碱指示剂
种机染料机弱酸弱碱分子离子PH值时身结构变化呈现颜色
：甲基橙： HIn H+ + In
红色 黄色
加入酸衡左移呈红色
加入碱衡右移呈黄色
种指示剂定变色范围采复合指示剂显示PH值范围更窄
PH试纸种酸碱指示剂混合浸透识PH差值1甚0203
（2）PH计
读出数点两位数字
第三节 弱酸弱碱电离衡
元弱酸弱碱电离衡
1元弱酸电离衡
HA H+ + A
电离常数：Ka（HA） [H+][A] [HA]
Ka意义：表示弱酸电离力强弱Ka越酸性越强
25℃时： HA
Ka
HCOOH
177×104
HAc
175×105
HClO
280×108
HCN
620×1010
∵Ka（HA） [H+][A] [HA]
[H+] [A] [HA] ≈ C
2元弱碱电离衡
BOH B+ + OH
电离常数：Kb（BOH） [B+][OH ] [BOH]
样Kb越碱性越强
： NH3 + H2O NH4+ + OH
电离常数：Kb（NH3） [NH+][OH—] [NH3]
KaKb衡常数样浓度关T关
3电离度（α）
（相转化率）
HA
H+
+
Ac
C始
C
0
0
C变
Cα
+Cα
+Cα
C衡
CCα
Cα
Cα
Ka（HA） [H+][A][HA] Cα×Cα（CCα） Cα21α
电解质弱时电离度（CKa≥500）认1α≈1 （时误差≤2）
： Ka Cα2
（CKa≥500时）
稀释溶液： C↓Ka浓度关α↑
Ka变C↓[H+]↓
∴稀释溶液α↑认[H+]↑应↓
样元弱碱：
（CKb≥500）
[OH]
例：（1）25℃01molLHAc求[H+][Ac]αHAc（已知：Ka 175×105）
方法1：[H+] [Ac]
αHAc （132×10301）×100 132
方法2：∵CKa﹥500
（2）溶液稀释001molL求[H+]αHAc
αHAc （418×104001）×100 418
：稀释溶液α↑[H+]↓
二元酸分步电离
1元弱酸分步电离
H2S H+ + HS Ka1 [H+][HS][H2S] 132×107 （1）
HS H+ + S2 Ka2 [H+][S2][HS] 710×1015 （2）
般Ka1﹥﹥Ka2﹥﹥Ka3
原：①负电荷HS中电离出阳离子H+较难 ②H+离子效应
2重衡原
体系中时存衡衡常数表达式中相应物质浓度时满足衡
：（1）×（2）
总反应：H2S 2H+ + S2 （1）+（2）
Ka [H+]2[S2][H2S] Ka1Ka2
∴相条件两反应方程式相加第三方程式第三方程式衡常数前两反应方程式衡常数积
第四节 离子效应缓溶液
节介绍弱电解质溶液衡移动原理
离子效应
例：较01molLHAc溶液 02molLHAc02molLNaAc等体积混溶液[H+]α少？ （KaHAc 175×105）
解：01molLHAc溶液：
[H+]
∵CKa﹥500
02molLHAc + 02molLNaAc溶液：
HAc：022 01molLNaAc：022 01molL
NaAc强电解质全部电离[Ac] 01molL
HAc
H+
+
Ac
C始
01 C酸
0
01 C盐
C衡
01X
X
01+X
∵弱电解质01+X ≈0101X ≈ 01
∴X 175×105molL
α (X01)×100 00175
混合[H+]α减少
引申通式：
：Ka ≈[H+]C盐C酸 [H+]KaC酸C盐
∴弱电解质溶液中加入含相离子强电解质会弱电解质电离度降低该现象作离子效应
理：NH3+ + H2O NH4+ + OH
加入NH4Cl → NH4+ + Cl
元弱碱：[OH] KbC碱C盐
注意：（NH4）2SO4 ： [OH] KbC碱(2C盐)
二缓溶液
缓溶液控制溶液PH值
1缓溶液组成
编号
加入 10molL
HCl溶液1 0mL
加入 10molL
NaOH溶液1 0mL
1
10L纯水
PH：70 → 30
ΔPH 40
PH：70 → 110
ΔPH 40
2
10L溶液中含
01mol Hac 01molNaAc
PH：476→475
ΔPH 001
PH：476→477
ΔPH 001
3
10L溶液中含
01mol NH3 01molNH4Cl
PH：926→925
ΔPH 001
PH：926→927
ΔPH 001
缓溶液组成：
弱酸弱酸盐 [H+] KaC酸C盐
弱碱弱碱盐 [OH] KbC碱C盐
混合液抵抗少量强酸强碱入侵PH值基稳定称缓溶液
2缓溶液PH值计算 （表计算：）
（1）10L纯水中分加入10mL 10molLHCl10mL 10molLNaOH问PH值变化
纯水：PH 7
加入HCl：[HCl] 10×103×101001 103molL PH 3
加入NaOH[NaOH] 103molL PH 14POH 11
（2）01molLHAc01molLNaAc
[H+] Ka C酸C盐 175×105×0101 molL PH 476
加入HCl
反应前：[HCl] 10×103×101001 103 molL
[HAc] 011001 01molL
[NaAc] 011001 01molL
HCl
+
NaAc
→
NaCl
+
HAc
反应前浓度
103
01
0
01
反应浓度
0
01103
103
01+103
PH 475
加入NaOH
反应前：[NaOH] 10×103×101001 103 molL
[HAc] [NaAc] 011001 01molL
NaOH
+
HAc
→
NaAc
+ H2O
反应前浓度
103
01
01
反应浓度
0
01103
01+103
PH 477
讨：列溶液等体积混合指出作缓溶液？什？
（1）01molL HCl02molL NaAc
HCl
+
NaAc
→
NaCl
+
HAc
反应前浓度
012005
02201
0
0
反应浓度
0
01005
005
005
∴反应 HAc(05molL)NaAc(05molL)混合溶液作缓溶液
（2）01molL HCl005molL NaNO2
HCl
+
NaNO2
→
NaCl
+
HNO2
反应前浓度
012005
00520025
0
0
反应浓度
0025
0
0025
0025
∴反应 HCl(0025molL)HNO2(0025molL)混合溶液作缓溶液
总结：
（1）基原理：离子效应
（2）缓溶液身PH值取决KaKb
[H+] KaC酸C盐 [OH] KbC碱C盐
（3）缓溶液控制PH值体现C酸C盐C碱C盐加入少量酸碱值变化
（4）缓溶液缓力取决加入酸碱C酸C盐C碱C盐值变化量
∴C酸C盐C碱C盐1缓力通常选择0110
（5）定范围发挥作（±1）否PH值偏离1加入酸碱变化较
（6）适稀释时PH变化
第五节 盐类水解
某盐类溶水中会呈现出定酸碱性：
盐类型
01molL溶液
PH值
强酸强碱盐
NaCl
7
弱酸强碱盐
NaAc
888
弱碱强酸盐
(NH4)2SO4
496
弱酸弱碱盐
NH4Ac
7
NH4CO2H
65
NH4CN
93
中弱酸弱碱盐PH值弱酸弱碱离子强度决定
盐身具H+OH呈现定酸碱性说明发生盐水解作盐阳离子阴离子水电离出H+OH结合生成弱酸弱碱水电离衡发生移动
水解常数（Kh）盐溶液PH值计算
1元弱酸强碱盐
例：NaAc + H2O NaOH + HAc
体系中存三种衡：
Ac + H2O OH + HAc （1）
H2O OH + H+ （2）
HAc H+ + Ac （3）
方程（1）实质水解方程（1）（2）+（3）
（1）式：
Kh [HAc][OH][Ac]（Ka [Ac][H+][HAc]Kw [OH][H+]）
∴Kh [HAc][OH][Ac] （分子分母[H+]）
[HAc][OH][H+][Ac][H+] KwKa
∴Ka↓Kh↑生成酸愈弱水解程度愈
建立衡时H+Ac结合成HAc放出OH∴[OH]﹥[H+]呈碱性
例1：计算01molLNaAc溶液PH值水解度h（转化率）（Ka 175×105）
Ac
+ H2O
HAc
+
OH
C始
01
0
0
C衡
01X
X
X
Kh X2（01X） KwKa 1014(175×105) 57×1010
∵X较∴01X ≈ 01
∴
PH 14（lg75×106） 888
h X01×100 75×103
知道：Ac水解部分少溶液中Ac形式存
推导出公式：
2元弱碱强酸盐
例：NH4Cl + H2O NH3·H2O + HCl
体系中存三种衡：
NH4+ + H2O NH3·H2O + H+ （1）
NH3·H2O NH4+ + OH （2）
H2O H+ + OH （3）
方程（1）实质水解方程（1）（2）+（3）
（1）式：
Kh [NH3·H2O][H+][NH4+]
（Kb[NH4+][OH][ NH3·H2O]Kw[OH][H+]）
∴Kh [NH3·H2O][H+][NH4+] （分子分母[OH]）
[NH3·H2O][H+][OH][NH4+][OH]
KwKb
Kh KwKb
Kb↓Kh↑生成碱愈弱水解程度愈
建立衡时NH4+OH结合成NH3·H2O 放出H+呈酸性
例2：01molL（NH4）2SO4 溶液PH值已知：Kb18×105
NH4+
+ H2O
NH3·H2O
+
H+
C始
01×202
0
0
C衡
02X
X
X
Kh X2（02X）（≈X202） KwKb 101418×105 556×1010
解：[H+] X 11×105 molL
PH lg11×105 469
推导出公式：
3元弱碱弱酸盐
例：NH4Ac + H2O NH3·H2O + HAc
体系中存四种衡：
NH4+ + Ac + H2O NH3·H2O + HAc （1）
NH4+ + OH NH3·H2O （2）
HAc H+ + Ac （3）
H2O H+ + OH （4）
方程（1）实质水解方程（1）（2）+（3）+（4）
（1）式：
Kh [NH3·H2O][HAc]([NH4+][Ac])
（Kb[NH4+][OH][ NH3·H2O]Kw[OH][H+]）
∴Kh[NH3·H2O][HAc]([NH4+][Ac]) （分子分母[H+][OH]）
[NH3·H2O][HAc][H+][OH]([NH4+][Ac][H+][OH])
Kw(KaKb)
Kh Kw(KaKb)
水解较复杂作计算讨：
（1）Ka≈Kb中性NH4AcKa 175×105Kb 18×105PH7
（2）Ka﹥Kb酸性HCOONH4Ka 177×104Kb 18×105PH65
（3）Ka﹤Kb碱性NH4CNKa 62×1010Kb 18×105PH93
4元弱酸盐元弱碱盐水解
（1）元弱酸盐（Na2CO3）
CO32 + H2O HCO3+ OH
HCO3+ H2O H2CO3 + OH
∵Ka1 >> Ka2 （Ka1 44×107 Ka2 47×1011）
∴Kh1 >> Kh2
∴级水解
例3：计算01molLNa2CO3溶液PH值
解：CO32+ H2O HCO3+ OH （元弱酸强碱盐计算）
PH 14（lg46×103） 1166
（2）元弱碱盐水解（FeCl3）
Fe3+ + H2O Fe(OH)2+ + H+
Fe(OH)2+ + H2O Fe(OH)2+ + H+
Fe(OH)2+ + H2O Fe(OH)3↓+ H+
二水解衡移动
1浓度影响
种盐KaKbKwKh常数
∴C盐↓h↑[H+]↓
样[OH]：稀释溶液[OH]↓
∴稀释盐溶液会促进盐水解
浓度Kh影响h影响
2温度影响
盐水解般吸热反应T↑衡右移促进水解
：FeCl3溶量沸水中生成Fe(OH)3溶胶
3酸度影响
盐类水解改变溶液酸度根衡移动原理调节溶液酸度控制水解衡
SnCl2 + H2O Sn(OH)Cl↓+ HCl
配制SnCl2时会水解生成沉淀∴配制时先较浓HCl溶解固体SnCl2然加水稀释需浓度加入HCl衡左移
：SbCl3 + H2O SbOCl↓+ 2HCl
（SbCl3 + 2H2O Sb(OH)2Cl↓ + 2HCl ）
└→ SbOCl↓ + H2O
BiCl3 + H2OBiOCl↓ + 2HCl
FeCl3 + 3H2O Fe(OH)3↓ + 3HCl
溶液常酸配制
Na2S：S2 + H2O HS + OH
HS + H2O H2S↑+ OH
溶液加入NaOH抑制水解
第六节 酸碱质子理
典酸碱理具局限性：
水中电离产生阳离子全部H+ → 酸
水中电离产生阴离子全部OH → 碱
解释列现象：
（1）反应非水介质中进行电离表现出酸碱性
（2）氨水呈碱性实际存NH3·H2ONH4OH
（3）酸碱理认酸碱绝物质实际存两性物质：Zn(OH)2
酸性溶液中碱式电离： Zn(OH)2 Zn2+ + 2OH
碱性溶液中酸式电离： Zn(OH)2 + 2H2O 2H+ + Zn(OH)42
酸碱质子理
1质子酸碱定义
酸：释放出质子（H+）物质（包括分子离子）称质子酸
碱：接受质子物质（包括分子离子）称质子碱
HA H+ + A
酸 H+ + 碱
：
HCl H+ + Cl
HAc H+ + Ac
H2CO3 H+ + HCO3
HCO3 H+ + CO32
H2O H+ + OH
H3O+ H+ + H2O
NH4+ H+ + NH3
[Cu(H2O)4]2+ H+ + [Cu(H2O)3(OH)]+
2酸碱轭关系
HA
H+ +
A
轭酸
轭碱
酸应碱称轭酸碱HAA相互存时存
（1）酸轭碱质子
（2）酸越强轭碱越弱反然
3 酸碱反应实质反应方
HCl
+
NH3
→
NH4+
+
Cl
强酸
强碱
弱酸
弱碱
酸碱反应实质：质子传递程质子酸传递碱
酸碱反应反应方：强 + 强 → 弱 + 弱
酸性越强越易释放出质子碱性越强越易结合质子反应生成较弱酸性较弱碱性物质
：HAc + OH Ac+ H2O
HAc：弱酸 OH：强碱 Ac：弱碱 H2O：更弱酸
OH碱性Ac强HAc酸性H2O强∴反应右进行
4局限性
限质子予接受质子参加酸碱反应解释：SO3BF3等酸性物质
二酸碱电子理
Lewis酸：化学反应中接受电子分子离子（空轨道）
Lewis碱：化学反应中放出电子分子离子（孤电子）
酸碱反应实质形成酸碱加合物
A
+
B∶
→
A∶B
酸
碱
酸碱加合物
：
BF3 +∶F → [BF3←F]
AlCl3 +∶Cl → [AlCl3←Cl]
BCl3 + ∶NH3 → [BCl3←NH3]
Fe3+ + 6∶F → [FeF6]3
根酸碱电子理：金属离子Lewis Acid 酸根离子Lewis Base
路易斯酸碱反应包括氧化原反应外反应
缺点：易确定酸碱相强度 难判断酸碱反应方 作定量处理
第七节 沉淀溶解衡
溶度积
AgCl（s） Ag+ + Cl Ksp（AgCl）[Ag+][Cl] （Ksp：溶度积常数）
BaSO4（s） Ba2+ + SO42 Ksp（BaSO4）[Ba2+][SO42]
Ag2CrO4（s） 2Ag+ + CrO42 Ksp（Ag2CrO4）[Ag+]2[CrO42]
通式：AmBn（s） mAn+ + mBm
Ksp（AmBn）[ An+]m[ Bm]n （mnAB：离子化学计量数）
定温度难溶电解质饱溶液中化学计量数指数离子浓度积常数称溶度积常数简称溶度积
溶度积仅适难溶强电解质：
：①溶解度001g100g水
②溶解全部离子状态存溶液中没未离解分子(MA)离子(M+A)没显著水解
二溶度积溶解度相互关系
1溶度积溶解度相互换算
两者表示物质溶解力相互换算注意浓度单位
Ksp浓度molL表示
溶解度S：gLg100g水molL
例1：已知25℃时AgCl溶解度192×103gL求Ksp（AgCl）
解：S 192×1031434 134×105molL
AgCl（S）
Ag+
+
Cl
C衡
134×105
134×105
Ksp（AgCl）[Ag+][Cl]134×105× 134×105180×1010
例2：已知：Ksp（AgCl）180×1010Ksp（Ag2Cr2O7 ）11×1012求溶解度
解：
AgCl（S）
Ag+
+
Cl
C衡
S
S
Ksp(AgCl) S2 180×1010
解：S 134×105 molL
AB型：
Ag2CrO4（S）
2Ag+
+
CrO42
C衡
S
S
Ksp(Ag2CrO4) (2S)2×S 11×1012
解：S 65×105 molL
AB型：
2（1）类型溶化合物Ksp较溶解力
AB型
溶解度S（molL）
AgClBaSO4CaCO3
AgBrBaCO3CaSO4
AB2A2B型
PbI2Ag2S
Mn(OH)2Ag2CrO4
AB3A3B型
Fe(OH)3Ag3PO4
Cr(OH)3Li3PO4
（2）类型电解质直接Ksp较溶解力
AgClAg2CrO4
溶解度（molL）
Ksp（AgCl） 18×1010
13×105
Ksp（Ag2CrO4） 11×1012
65105
第八节 溶度积规应
溶度积规
判断沉淀生成溶解准
浓度试剂混合[Ag+] + [Cl]
[Ag+][Cl]＜Ksp（AgCl）未饱沉淀
[Ag+][Cl]＝Ksp（AgCl）饱沉淀
[Ag+][Cl]＞Ksp（AgCl）沉淀析出达饱
规定[Ag+][Cl] 离子积Q
二沉淀形成
1沉淀生成条件：Q ＞ Ksp
例1：[CaCl2]002molL[Na2CO3] 002molL等体积混合否沉淀生成？
解：混合[Ca2+] 001molL[CO32] 001molL
Q [Ca2+][CO32] 1×104
查表：Ksp（CaCO3） 47×109
Q ＞ Ksp∴CaCO3沉淀生成
例2：050L010molL氨水中加入等体积050molLMgCl2问：（1） 否Mg(OH)2沉淀生成？（2）欲控制Mg(OH)2沉淀产生问少需加入少克固体NH4Cl（设加入固体NH4Cl溶液体积变）？
解：（1）刚混合时：
[Mg2+] 052 025molL
[NH3] 0102 005molL
（元弱碱：NH3·H2O NH4+ + OH）
Q [Mg2+][OH]2 025>×（95×104 ）2 23×107
查表：Ksp[Mg(OH)2] 18×1011
Q ＞Ksp∴Mg（OH）2沉淀生成
（2）方法1：加入固体NH4Cl离子效应NH3·H2O NH4++OH衡左移动减少[OH]Q ≤ Ksp
∴根Ksp计算允许[OH]max
W(NH4Cl)011×1×535 59g
方法2：理解沉淀加入NH4+衡移动
Mg(OH)2(S) + 2NH4+ Mg2+ + 2 NH3 ·H2O
代入数：
解：[ NH4+] 011molL
2沉淀程度
定温度Ksp常数溶液中没种离子浓度等0没种沉淀反应绝完全
分析化学中认残留溶液中离子浓度＜105molL 认沉淀完全
例3：欲分析溶液中Ba2+离子含量常加入SO42离子作沉淀剂问面两种情况溶液中Ba2+ 否沉淀完全？（1）010L0020molL BaCl2010L0020molL Na2SO4溶液混合（2）010L0020molLBaCl2010L0040molLNa2SO4溶液混合
解：(1)010L0020molLBaCl2+010L0020molLNa2SO4
混合[Ba2+] 0010molL[SO42] 0010molL
Ba2+SO42mol数相等生成沉淀Ba2+ SO42全部BaSO4溶解
生成沉淀：[Ba2+] [SO42]
105 ×105molL＞10×105molL
∴未沉淀完全
(2) 010L0020molLBaCl2+010L0040molLNa2SO4
SO42量反应[SO42] 0010molL
BaSO4(S)
Ba2+
+
SO42
X
X+001≈001
[Ba2+] Ksp[SO42] 11×1010001 11×108molL＜10×105molL
∴沉淀完全
∴通加入量沉淀剂沉淀完全
解：（1）[Ba2+] 105 ×105molL＞10×105molL ∴未沉淀完全
（2）[Ba2+] 11×108molL＜10×105molL ∴沉淀完全
例4：Mn2+沉淀完全应控制溶液PH值少？
解：Mn2+生成Mn(OH)2沉淀求出[OH]
查表：Ksp（Mn(OH)2）19×1013
Mn2+沉淀完全[Mn2+]≤105molL
[Mn2+][OH]2 Ksp时沉淀完全
∴PH ≥ 1034
解：PH ≥ 1034
3离子效应
例3（2）中相（1）中加入量SO42
BaSO4(S)
Ba2+
+
SO42
X
X+001≈001
溶液中[Ba2+]11 ×108molLSO42未量时105 ×105molLSO42量时BaSO4 溶解度降种加入相离子沉淀溶解度降低现象沉淀溶解衡中离子效应
例5：10LAg2CrO4饱溶液中加入K2CrO4固体K2CrO4浓度0010molL问：时少克Ag2CrO4析出？
解：溶液中存衡：Ag2CrO4(s) 2Ag+ + CrO42
加入K2CrO4前饱液中：
[Ag+] 2[CrO42] 13×104molL
加入K2CrO4：
Ag2CrO4(s)
2Ag+
+
CrO42
刚混合时
0
13×104
65×105+0010≈001
应
X
13×1042X
0010X≈001
Ksp (13×1042X)2×0010 11×1012
解：X 5975×105 mol
5975×105×3318 g
0020g
题中出：离子效应Ag2CrO4 溶解度变
解：W 0020g
4盐效应
沉淀剂加入越越
含沉淀溶液中量易溶电解质存会该沉淀溶解度稍增种现象盐效应
AgClNaNO3中溶解度纯水中
AgNO3 + NaCl AgCl↓+ NaNO3
离子间相互作离子沉淀表面碰撞次数减少沉淀速率减衡左移动
5络合效应
Ag+ + Cl AgCl（s）
Ag+量时生成[AgCl2]溶水
三分步沉淀
利分步沉淀达离子分离
例6：P115：13
解：沉淀Ba2+需[SO42]≥Ksp(BaSO4)[Ba2+]11×10100111×109molL
沉淀Ag+需[SO42]≥Ksp(Ag2SO4)[Ag+]2 14×10501214×103molL
∴Ba2+先沉淀
第二种离子Ag+析出时[SO42]应达14×103molL
时溶液浓度符合两衡：
Ag2SO4（s） 2Ag+ + SO42
BaSO4（s） Ba2+ + SO42
时残留溶液中：
[Ba2+] Ksp(BaSO4)[SO42]11×1010（14×103）
79 ×108molL＜108molL
∴时Ba2+沉淀完全
∴两种离子分步沉淀法分离
解：Ba2+先沉淀
两种离子分步沉淀法分离
四沉淀溶解
根溶度积规沉淀溶解Q＜Ksp
1转化成弱电解质
①生成弱酸：
FeS（s） Fe2+ + S2
2HCl → 2Cl + 2H+
S2+ 2H+ → 2H2S↑
FeS（s）+ 2HCl FeCl2 + H2S↑
②生成弱碱：
Mg(OH)2（s） Mg2+ + 2OH
2NH4Cl 2NH4+ + 2Cl
2OH + 2NH+ NH3·H2O
Mg(OH)2（s）+ 2NH4Cl → MgCl2 + 2NH3·H2O
③生成H2O
Mg(OH)2（s）+ 2HCl → MgCl2 + H2O
2发生氧化原反应
3CuS + 8HNO3 → 3Cu(NO3)2 + 3S↓+ 2NO↑+ 4H2O
3生成难解离配离子
AgBr + 2S2O32 → [Ag(S2O3)2]3 + Br
4转化种沉淀行溶解（述方法溶时）
CaSO4（s）
+ CO32
CaCO3（s）
+ SO42
Ksp
91×106
28×109
CaCO3（s）+ 2HCl CaCl2 + H2O + CO2↑
章求
掌握弱电解质特点弱电解质电离衡电离度影响素 掌握电离衡常数电离度电离衡常数间关系—稀释定律 掌握水电离衡水离子积常数溶液酸碱性溶液PH值计算 掌握元弱酸元弱碱溶液中氢离子浓度溶液PH值计算 掌握离子效应缓溶液含义 掌握缓溶液酸碱度计算解缓溶液选择配制 定性解盐水解水解常数水解度概念 掌握难溶电解质溶解度溶度积常数概念二者间关系溶度积规应掌握沉淀生成溶解转化条件溶度积关计算
第四章 氧化原
第节 氧化原反应基概念
例1：Zn + CuSO4 ZnSO4 + Cu 电子失（转移）
例2：C + O2 → OCO 电子偏移
氧化原反应程中电子转移偏移某元素氧化数发生变化
氧化数概念
1定义：
氧化数指某元素原子荷电数该荷电数假定化学键中电子指定电负性（吸电子力强）原子求（电子负价失电子正价）
电负性：元素分子中吸引电子力 P179
电负性↑吸引电子力↑中F强χ40
2规律：
H
Li
Be
B
C
N
O
F
Cl
Br
I
21
10
15
20
25
30
35
40
30
28
25
NaCl：χNa09 χCl30∴Na+1价Cl1价
CO2：OCOχO35 χC25∴C+2价O2价
确定氧化数般原：P117
1) 单质中元素氧化数0：O2 Cl2 Fe
2) 离子中元素氧化数离子电荷数：Na+1Cl1
3) H：般+1价NaHKH中1价
4) O：般2价氧化物（H2O2Na2O2）中1价
5) 中性分子氧化数代数0
6) 原子离子氧化数代数电荷数
3氧化数价数（化合价）
氧化数
价数
CH4
4
+4
CHCl3
+2
+4
CCl4
+4
+4
：S
Na2S
FeS2
Na2SO3
Na2S2O3
Na2S2O4
K2S2O8
2
1
+4
+2
+3
+7
二氧化原电
失电子程称氧化氧化数升高
电子程称原氧化数降低
电子降低原氧化剂
Zn + Cu2+ —→ Zn2+ + Cu
失电子升高氧化原剂
C + O2 —→ CO2
↑4 ↓2×24
氧化反应 原反应
原剂 氧化剂
原剂 氧化剂
Zn + Cu2+ —→ Zn2+ + Cu
Zn —2e —→ Zn2+ 氧化反应
Cu2+ + 2e —→ Cu 原反应
原剂 氧化剂
Zn + 2H+ —→ Zn2+ + H2
Zn —2e —→ Zn2+ 氧化反应
2H+ + 2e —→ H2 原反应
Sn2+ + 2Fe3+ —→ Sn4+ + 2Fe2+
Sn2+ —2e —→ Sn4+ 氧化反应
2Fe3+ + 2e —→ 2Fe2+ 原反应
氧化原反应表示两半反应半反应中包含种物质两种氧化态
氧化原电：
氧化型 原型（氧化数高 氧化数低）
Zn2+ZnCu2+CuH+H2Sn4+Sn2+Fe3+Fe2+等
三氧化原反应方程式配
1氧化数法
+21
0
+32
+4
4FeS2
+
11O2
—→
2Fe2O3
+
8SO2
↑1+5×211×4
↓2×24×11
（1）步骤：
写出分子式氧化数变化
氧化剂氧化数降低总数原剂氧化数升高总数
原子总数变（质量守恒定律）配反应前氧化态未发生变化原子数
（2）关键：
①确定产物分子式（实验）
②确定氧化剂原剂前系数
例1：
+4
+7
+6
+2
+6
5SO2
+
2KMnO4
+
2H2O
—→
K2SO4
+
2MnSO4
+
2H2SO4
↑2
↓5
例2：
+4
+6
+6
+3 +6
3K2SO3
+
K2Cr2O7
+
4H2SO4（稀）—→
4K2SO4
+
Cr2（SO4）3
+
4H2O
↑2
↓3×2
例3：
0
+5
+2
+4
Cu
+
4HNO3（浓）—→
Cu（NO3）2
+
2NO2
+
2H2O
↑2
↓1
例4：
0
+5
1
3Cl2
+
6KOH
—→
KClO3
+
5KCl
+
3H2O
歧化反应
↓5
↑1
例5：
+1
0
+5
1
5NaClO
+
I2
+
2NaOH
—→
2NaIO3
+
5NaCl
+
H2O
↓2
↑5×2
2离子—电子法（适溶液中反应）
例1：Cr2O72 + SO32 + H+ —→ Cr3+ + SO42 （例2）
①写出离子方程式
②写出两半反应
③分配（原子数电荷数）
14H+ + Cr2O72 + 6e —→ 2Cr3+ + 7H2O （涉O增加
×3） H2O + SO32 2e —→ SO42 +2H+ 减少时P123）
④失电子数相等系数相加
Cr2O72 + 3SO32 + 14H+ + 3H2O —→ 2Cr3+ + 3SO42 + 7H2O + 6H+
∴Cr2O72 + 3SO32 + 8H+ —→ 2Cr3+ + 3SO42 + 4H2O
例2：KMnO4+FeSO4+H2SO4（稀）—→MnSO4+Fe2（SO4）3+K2SO4+H2O
离子式：MnO4—+ Fe2+ + H+ —→ Mn2+ + Fe3+ + H2O
半反应： MnO4— + 8H+ +5e —→ Mn2+ + 4H2O
×5） Fe2+ — e —→ Fe3+
MnO4—+ 5Fe2+ + 8H+ —→ Mn2+ + 5Fe3+ + 4H2O
2KMnO4+10FeSO4+8H2SO4—→2MnSO4+5Fe2（SO4）3+K2SO4+8H2O
例3：2Fe（OH）2+ H2O2 —→ 2Fe（OH）3
半反应： H2O2 + 2e —→ 2OH—
×2）OH— + Fe（OH）2— e —→ Fe（OH）3
例4：2Cl2 + 2Ca（OH）2 —→ Ca（ClO）2+ CaCl2 + 2H2O
半反应： Cl2 + 4OH— — 2e —→ 2ClO— + 2H2O
Cl2 + 2e —→ 2Cl—
2Cl2 + 4OH— —→ 2ClO— + 2Cl— + 2H2O
关键：
（1）氧化剂电子数 原剂失电子数
（2）元素原子总数相等
（3）根溶液酸碱性增补H2OH+OH—
第二节 氧化原反应原电池
原电池
丹尼尔电池（1936年）
Zn + Cu2+ —→ Zn2+ + Cu
电子转移离子运动 序 热（化学 → 热）
组成电池电子定移动 （化学 序 电）
1原电池组成：
（1）半电池电极
锌半电池：锌片锌盐
铜半电池：铜片铜盐
负极：锌片出电子Zn 2e —→ Zn2+ 氧化反应
正极：铜片电子Cu2+ + 2e —→ Cu 原反应
氧化原反应电极表面进行电极反应：
氧化型 + ne —→ 原型
2e
原电池反应：Zn + Cu2+ —→ Zn2+ + Cu
正负极惰性电极：Pt石墨等起导电作
（2）外电路
金属导线灵敏电流计两半电池中电极串连起
电子锌 → 铜电流铜 → 锌
（3）盐桥（种电解质溶液）
加入盐桥电流完整产生电流
作：沟通电路溶液中体系保持中性
制作：称取30g KCl2g琼脂放100ml蒸馏水中浸泡夜火（温水浴）加热琼脂溶解趁热溶液充入盐桥盐桥浸饱KCl中备
二原电池表示方法
（—）Zn|Zn2+（1mol·L1）‖Cu2+（1 mol·L1）|Cu（+）
负极左边 固相 溶液 盐桥 电极
液相接界 浓度 电
气体注明气体压力
第三节 电极电势
电极电势
1电极电势概念
电流产生原：两极间电势差（电动势E）（水然流动水位差）
电势差产生原：参氧化原反应物质失电子力
单电极电势法测定电动势电位计测定选定某种标准电极规定电势值0电极构成原电池电动势电极电势（φ）
（1）标准氢电极
1953年瑞典会议选定标准氢电极电势 0
2H+（1mol·L1）+ 2e H2（1013KPa）
规定29815K时φθ（H+H2） 0 [φθ（氧化型原型）]
标准电极电势
某电极标准氢电极组成原电池电动势
例1：
PH2 1013KPa
CZn2+10mol·L1 CH+10mol·L1
原电池：
（—）Zn|Zn2+（1mol·L1）‖H+（1mol·L1）|H2（1013KPa）Pt（+）
Eθ φθ+—φθ—
标准电极电势（电势差）实验测
07628(V) 0 φθ(Zn2+Zn)
∴φθ(Zn2+Zn) 07628V
0337(V) φθ(Cu2+Cu) 0
∴φθ(Cu2+Cu) 0337V
（2）电极种类
ⅰ)金属—金属离子电极
Zn|Zn2+ Cu|Cu2+
ⅱ）气体—离子电极
PtH2（1atm）|H+（1mol·L1） PtCl2（1atm）|Cl—（1mol·L1）
Pt：较常固体导体起反应
ⅲ）金属—金属难溶盐—阴离子电极
Ag|AgCl|Cl—（1mol·L1HCl）
（Pt）Hg|Hg2Cl2|Cl—（1mol·L1KCl）→ 甘汞电极稳定性方便
ⅳ）氧化原电极
Pt插入元素氧化数二种离子溶液中
φθ(Fe3+Fe2+) 0771V φθ(Sn4+Sn2+) 0154V
φθ(Cr2O72Cr3+) 133V φθ(MnO4Mn2+) 151V
（3）标准电极电势表 P530表3
格式：氧化型 + ne 原型 φθ（氧化型原型）
注意：
①书采原电势（+ne原）氧化电势数值相符号相反
②酸性介质H+出现φθA
碱性介质OH—出现φθB 表中* 表示
介质酸碱性物质存形式φθ
③φθ电子失少关计量数关
φθ意义：
①φθ指定电极φθ（H+H2）组成原电池Eθ
②φθ正值越表示电极反应中吸收电子力越强氧化性强
反φθ负值越表示电极反应中失电子力越强原性强
二影响电极电势素：——Nernst方程
着反应进行离子浓度发生变化标准态变非标准态φ变化
φ：电某浓度时电极电势
R：气体常数8314 J·K1·mol1
F：法拉第常数96486 C·mol·L1 C库仑
T：热力学温度般29815K
n：电极反应式中转移电子数
公式中出φ首先取决电性（φθn）外RF常数φT浓度关
常数代入ln → lg：
例：P130例4
应先写出电极反应写出斯特方程
①[氧化型][原型]φ影响
φ表达式出[氧化型]↑[原型]↓φ↑
例1：计算[Cu2+] 0001moll时 φ(Cu2+Cu)
[Cu2+](moll) φ(V)
0001 降 0248 降表中位置移
10 0337
例2：计算[OH—] 01mollPO2 1013KPa时 φ(O2OH—)
O2 + 2H2O + 4e 4OH—
[Cu2+](moll) φ(V)
0001 降 0248 降表中位置移
10 0337
②酸度φ影响
P131例7
根电极反应式写出φ表达式
代入[H+]求出φ值
[H+]1moll φ(MnO4—Mn2+)151V
[H+]0001moll φ(MnO4—Mn2+)123V
第三节 电极电势应
氧化剂原剂相强弱
标准电极电势表φθ正值越氧化性越强φθ负值越原性越强
实验室工业：
氧化剂：φθ＞10VKMnO4K2Cr2O7（NH4）2S2O8H2O2O2MnO2等
原剂：φθ≤0VMgZnSn2+SO32S2O32H2等
二氧化原反应进行方次序
外界条件定皆取标准态反应方般：
强氧化型1 + 强原型2 弱原型1 + 弱氧化型2
标准电极电势表中氧化型（左边）越氧化力越强原型（右边）越原力越强
∴反应发生方：左方氧化型物质右方原型物质反应角线方相互反应
例1： Zn|Zn2+ ‖ Cu|Cu2+
Zn2+ + 2e Zn 0763
Cu2+ + 2e Cu + 0337
∴ Zn|Zn2+ 负极 Cu|Cu2+ 正极 Cu高价 + Zn低价
Zn + Cu2+ Zn2+ + Cu
例2：2Fe3+ + Cu 2Fe2+ + Cu2+判断反应方
Cu2+ + 2e Cu + 0337
×2） Fe3+ + e Fe2+ + 0771
∴Fe高价 + Cu低价
2Fe3+ + Cu → 2Fe2+ + Cu2+
例3：判断Fe3+I—否存
φθ(Fe3+Fe2+) 0771V φθ(I2I—) 05345V
∴Fe3+I—起反应存
例4：根φθ较列电中物质氧化性原性相强弱找出强氧化剂原剂写出间反应式
HClOCl2 Cl2Cl— MnO4—Mn2+
φθ（V） 163 136 151
φ值越氧化型氧化力越强φ值越原型原力越强
∴HClO氧化力强Cl—原力强
Cl2 + 2e 2Cl— 136V
2HClO + 2H+ + 2e Cl2 + 2H2O 163V
2HClO + 2Cl— + 2H+ 2Cl2 + 2H2O
：HClO + Cl— + H+ Cl2 + H2O
例5含I—Br—混合液中逐步通入Cl2 种先游离出？
I2游离Br2游离应选择Fe2（SO4）3KMnO4酸性溶液？
φθ（V）
解：① I2（S）+ 2e 2I— 05345
Br2（l）+ 2e 2Br— 1065
Cl2（g）+ 2e 2Cl— 136
∴I—Br—原性强I2先游离出
② I2（S）+ 2e 2I— 05345
Fe3+ + 2e Fe2+ 0771
Br2（l）+ 2e 2Br— 1065
MnO4— + 8H+ + 5e Mn2+ + 4H2O 151
应选择φθI2I—Br2Br—间
∴应选择Fe2（SO4）3
三氧化原反应进行程度
例1：计算Cu—Zn反应衡常数
Zn投入CuSO4中Zn + Cu2+ Zn2+ + Cu
K [Zn2+][ Cu2+] V正 k[Cu2+]V逆 k[Zn2+]
着反应进行：
a：速度分析着反应进行[Zn2+]↑[Cu2+]↓正反速率逐渐相等反应进行
bφ分析
∴[Zn2+]↑φ(Zn2+Zn) ↑[Cu2+]↓φ(Cu2+Cu)↓
φ(Zn2+Zn) φ(Cu2+Cu)达衡反应终止
时
变形：
：
K16×1037
∴反应进行完全
公式：
： ：
n指总反应电子转移数
注意：
①K浓度关决定标准电极电势两值相差越反应进行越完全
②标准电极电势热力学观点衡量氧化原反应进行性进行程度预测反应速度实际反应中必须时考虑
：2MnO4— + 5Zn + 16H+ 2Mn2+ + 5Zn2+ K 47×1051反应速度慢须催化
5S2O82— + 2Mn2+ + 8H2O 10SO42— + 2MnO4— + 16H+ K 288×1084须加热Ag+催化
③应高温固气相非水溶液等
四元素电势图应
1什元素电势图
例：已知：φ(O2H2O2) 0682V φ(H2O2H2O) 177Vφ(O2H2O) 1229V
元素电势图(氧元素)
0 1 2
O2 0682 H2O2 177 H2O
1229
元素氧化态氧化数高低序排列成行（电表示相致）
两物质间直线连接表示电直线标明电标准电极电势
2元素电势图应
元素电势图清楚出某元素氧化态氧化原性介质氧化原性影响
156 149
φθA ClO4— +119 ClO3— +121 HClO2 +164 HClO +163 Cl2 +136 Cl—
137 145
076 089
φθB ClO4— +036 ClO3— +033 ClO2— +066 ClO— +042 Cl2 +136 Cl—
052 062
φθA＞ 1V φθ（Cl2Cl—）外φθB＜ 1V
∴氯含氧酸作氧化剂时应酸性介质中进行作原剂时应碱性介质中进行
3判断歧化反应否发进行
元素种氧化态时较高较低氧化态转化程称歧化反应
例1： φθB ClO— 042 Cl2 136 Cl—
φθB
2ClO— + 2H2O + 2e Cl2 + 4OH— 042
Cl2 + 2e 2Cl— 136
∴歧化反应够进行
Cl2 + 2 OH— —→ ClO—+ Cl— + H2O
例2： Cu2+ 0159 Cu+ 052 Cu
2 Cu+ —→ Cu2+ + Cu
∴φθ右﹥φθ左歧化反应够发进行
4判断歧化反应逆反应否发进行
例3：φθA HClO 163 Cl2 136 Cl—
φθA
Cl2 + 2e 2Cl— 136
2HClO + 2H+ + 2e Cl2 + 2H2O 163
HClO + Cl— + H+ —→ Cl2 + H2O
∴φθ左﹥φθ右歧化反应逆反应够发进行
：
A B C
φθ左﹤φθ右B —→A + C歧化反应
φθ左﹥φθ右A ＋ C —→ B歧化反应逆反应
Sn4+ 0154 Sn2+ 0136 Sn
Sn4+ + Sn —→ 2Sn2+
Fe3+ 0771 Fe2+ 044 Fe
2Fe3+ + Fe —→ 3Fe2+
章求
理解氧化值氧化态氧化原氧化剂原剂等概念掌握氧化原方程式配解原电池组成符号明确电极反应电池反应关系解电极电势概念利奈斯特方程进行关计算会利电极电势较氧化剂原剂相强弱判断氧化原反应方掌握元素电势图意义学会元素电势图判断歧化反应方进行关标准电极电势计算
第五章 原子结构元素周期律
第节 原子核外电子运动状态
波尔理：
波尔氢原子光谱普朗克量子基础提出假设：
（1）原子中电子着定量轨道运动轨道称稳定轨道电子运动时处量状态称级轨道级
（2）电子某轨道跃迁轨道时量吸收放出
波尔理解释H原子光谱解释原子光谱解释H原子光谱精细结构
实际微观粒子具波粒二象性：
波函数原子轨道（ψ）率密度电子云（|ψ|2）
系列xyz关波函数描述电子运动状态（率分布固定轨迹）
图原子轨道+号ψ应量E
统计方法推算出电子空间处出现率率密度
H原子：
二四量子数
1量子数（n）
原子核外电子分层排布核外具电子层—层离核越远级越高
n：表示电子层离核远表示核外电子处级高低
n
1
2
3
4
5
6
7
—电子层
K
L
M
N
O
P
Q
—符号
2角量子数（l）（副量子数）
l：确定原子轨道形状
l
0
1
2
3
……
（n1）
—亚层
s
p
d
f
……
—符号
n相l越量越电子原子中角量子数量子数起决定电子级l值表示种形状电子云：
l 0
l 1
l 2
s亚层
p亚层
d亚层
圆球形
哑铃形
花瓣形
nl关系：
量子数（n）
1
2
3
4
电子层符号
K
L
M
N
角量子数（l）
0
0
1
0
1
2
0
1
2
3
电子亚层符号
1s
2s
2p
3s
3p
3d
4s
4p
4d
4f
3磁量子数（m）
m：表示原子轨道空间伸展方
m 0±1±2……±ll亚层轨道（2l+1）方亚层轨道数
l 0
s亚层
m 0
方：s
l 1
p亚层
m 0+11
三方：pxpypz
l 2
d亚层
m 0±1±2
五方：dxydxzdyzdx2y2dz2
伸展方量完全相称等价轨道简轨道
4旋量子数(mS)
mS：描述电子身运动特征
原子中两运动状态完全相电子轨道（nlm相）容纳两电子两电子旋方式取值（ +1212）符号↑↓表示
量子数（n）
1
2
3
4
电子层符号
K
L
M
N
角量子数（l）
0
0
1
0
1
2
0
1
2
3
电子亚层符号
1s
2s
2p
3s
3p
3d
4s
4p
4d
4f
磁量子数（m）
0
0
0
±1
0
0
±1
0
±1
±2
0
0
±1
0
±1
±2
0
±1
±2
±3
亚层轨道数（2l+1）
1
1
3
1
3
5
1
3
5
7
电子层轨道数（n2）
1
4
9
16
三电子原子轨道级
E
T
+
V
电子量
动
势
电子量核电荷离核远决定
1屏蔽效应
例： Li 1s22s1 电子间相互排斥层电子排斥相减少核电荷
∴ Z* Z δ
效核电荷 核电荷 电子屏蔽常数
鲍林（Pauling）似级图基态原子中电子填入级次序
具级交错现象：E3d ＞E4s E4d ＞ E5s
量：
①电子层相亚层：
1s﹤2s﹤3s…… 2p﹤3p﹤4p…… 3d﹤4d﹤5d…… 4f﹤5f﹤6f……
②相电子层亚层： ns﹤np﹤nd﹤nf
③级交错
级组
周期
1s
1
Ⅰ
2s
2p
2
Ⅱ
3s
3p
3
Ⅲ
4s
3d
4p
4
Ⅳ
5s
4d
5p
5
Ⅴ
6s
4f
5d
6p
6
Ⅵ
7s
5f
6d
7p
7
Ⅶ
级组划分元素周期致
P161图66
第二节 电子原子中电子分布
基态原子中电子分布原理（三基原理）
量低原理
P161图66
填入亚层次序：ns →（n2）f →（n1）d → np
少 4f 3d 2p
例1：Z 25 1s22s22p63s23p63d54s24s23d5
1泡利相容原理
原子中四量子数完全相电子轨道容纳两旋方相反电子
例2：Na11 1s22s22p63s1
电子轨道分布：
2洪特规
亚层等价轨道电子占轨道旋方相
例3：N7 1s22s22p3
电子轨道分布：
例4：O8 1s22s22p4
电子轨道分布：
特例：等价轨道全充满半充满全空状态较稳定
例5：Cr24 根前两原理应：1s22s22p63s23p63d44s2
实际：1s22s22p63s23p63d54s1 特例半充满
例6：Cu29 根前两原理应：1s22s22p63s23p63d94s2
实际：1s22s22p63s23p63d104s1 特例半充满 全充满
第三节 原子核外电子排布元素周期律
元素外层电子构型
书写方便： Cr24 [Ar]3d54s1 Cu29 [Ar]3d104s1
[Ar]3d54s1：核外电子分布
[Ar]：原子实指原子层电子分布相应希气体原子电子排布相
3d54s1：价电子构型反应元素原子电子层结构特征中出：元素原子结构性质价电子
价电子：原子参加化学反应时提供成键电子
4s1：外层电子构型
二族价电子构型
族
价电子构型
ⅠA
ns1
ⅠAⅦA：族元素
ⅡA
ns2
电子填入nsnp
ⅢB
(n1)d1ns2
ⅣB
(n1)d2ns2
ⅠBⅦB：副族元素
ⅤB
(n1)d3ns2
电子填入（n1）d（n2）f
ⅥB
(n1)d5ns1
镧系锕系
ⅦB
(n1)d5ns2
Ⅷ（B）
(n1)d610ns12
Ⅷ(B)d610s12
（Pdns电子）
ⅠB
(n1)d10ns1
ⅡB
(n1)d10ns2
ⅢA
ns2np1
ⅣA
ns2np2
ⅤA
ns2np3
ⅥA
ns2np4
ⅦA
ns2np5
0（ⅧA）
ns2ns2np6
根周期族原子结构特征关系周期表中元素划分四区域：
价电子构型
s区：ⅠAⅡAns1ns2
d区：渡元素： ⅢB Ⅷ（B）（n1）d110ns12
ⅠBⅡBds区：（n1）d10ns12
p区：ⅢAⅧAns2np16
f区：镧系锕系
第四节 元素性质周期性
元素性质决定原子部结构节结合原子核外电子层结构周期性变化阐述元素性质周期性变化规律
效核电荷
E T + V 核电荷
电子量 动 势 离核远
∴ Z* Z δ
效核电荷 核电荷 电子屏蔽常数
P173表P174表
二原子半径
实物中原子总原子紧密相邻果设原子球体球面相切相邻两原子核间距离半作原子半径
1根元素原子存形式定义：
（1）金属半径（金属导体）
原子紧密堆集：Li 152pm Na 190pm
（2）价半径（价键结合）
：Li 123pm Na 157pm （金属半径）
（3）范德华半径：（分子晶体）
相邻分子间两非键结合原子
：Cl2：价半径 99pm范德华半径 180pm
2影响素
原子半径决定： P176表66
3递变规律
核外电子层数（n）：n↑半径↑
效核电荷数（Z*）：n相（周期）Z*↑半径↓
镧系收缩果
三电离（I）
1定义
基态气态原子失电子力电离度量
M（g）+ I1 —→ M+（g）+ e 吸收量KJmol I1↑失电子力↓
2影响素
I原子半径Z*外层电子结构关
3递变规律
周期Z*↑原子半径↓I1↑失电子力↓
族层数增加 原子半径↑I1↓失电子力↑
外层电子结构
Z*
价半径
pm
I1
KJmol
Li
2s1
130
123
5203
Be
2s2
195
89
8995
B
2s22p1
260
80
8006
C
2s22p2
325
77
10864
N
2s22p3
390
70
14023
O
2s22p4
455
66
13140
F
2s22p5
520
64
16810
Ne
2s22p6
(160)
20807
BeNNeI1特突出∵半充满全充满稳定状态中电离出电子较难
四电子亲合（Y）
1定义：
基态气态原子电子力电子亲合表示
X（g）+ e —→ X—（g）+ 量
放出量Y1KJmol
O（g）+ e —→ O—（g） Y1 141 KJmol
O—（g）+ e —→ O2—（g） Y2 780 KJmol
F（g）+ e —→ F—（g） Y 322 KJmol
电子亲合负值越获电子力越强
2影响素：
Y原子半径Z*外层电子结构关
3递变规律：
周期左右结合电子力↑
族结合电子力↓
五电负性（χ）
表示元素原子分子中吸引电子力
P179表67
Li
Be
B
C
N
O
F
10
15
20
25
30
35
40
规定
Cl
30
Br
28
χ↑吸引电子力越 I 25
章求
解核外电子运动特征原子轨道电子云概念熟悉掌握四量子数物理意义取值规掌握原子核外电子排布遵循般规律熟悉写出元素原子简单离子核外电子排布式轨道式组量子数正确表示电子结构掌握元素原子核外电子排布元素周期表关系（周期族区）理解元素性质：原子半径元素金属性非金属性元素氧化值等性质周期性变化规律原子结构关系
第七章 分子结构晶体结构
第节 离子键
离子键形成特征
1 离子键形成
电负性
I1Y1（KJmol）
电离金属原子：
Na
09
496
K
08
419
电子亲合非金属原子：
Cl
30
3488
O
35
141
电负性相差元素相遇失电子电子间静电引力相结合形成离子键
④：阳阴离子间具静电引力两原子电子云间存排斥力两原子核间存相互排斥力两原子接定距离引力斥力（时整体系量低）形成离子键
2 离子键特征
① 质：阴阳离子间静电引力
② 方性饱性
空间允许吸引带相反电荷离子（方）总体说定例
二 离子特性
1 离子电荷
离子化合物AmBn：An+Bm
+n﹥+3少见
2 离子电子层结构
简单阴离子电子构型般周期希气体原子电子层构型相
简单阳离子构型：
3 离子半径
阴阳离子成保持着定距离两球体
d r+ + r 单位：pm（1012m）
规律：
① 元素：
负离子半径 ＞ 原子半径＞ 正离子半径
低价负离子半径 ＞ 高价负离子半径
低价正离子半径 ＞ 高价正离子半径
例：
② 周期
左右阳离子：正电荷数↑半径↓
阴离子：负电荷数↓半径↓
③ 族
电荷数基相半径↑（∵电子层增加）
离子半径↓离子间引力↑离子键强度↑熔沸点↑硬度↑
第二节 价键理
1916年路易斯提出价键理
电子形成化学键稳定电子层结构
定义：原子间电子结合化学键作价键
价键形成认识发展提出现代价键理分子轨道理
价键理（电子配法）
1 氢分子价键形成质 （应量子力学）
两氢原子（旋方相反电子）相互定距离时会发生相互作H原子核仅吸引身1s电子吸引H原子1s电子 衡前引力＞排斥力 衡距离d量低：E0﹤2E 形成稳定价键
H原子玻尔半径：53pm说明H2分子中两H原子1S轨道必然发生重叠核间形成电子出现率密度较区域 样增强核间电子云两核吸引 削弱两核间斥力 体系量降低更稳定
（核间电子核间时受两核吸引单独时受核吸引位低∴量低）
2 价键理点
① 旋相反未配电子
H↑+ H↓ → H↑↓H 表示：HHHH
② 电子配配 原子未成电子数目旋方相反未成电子成键 ：N：2s22p3N≡NNH3
价键饱性
③ 原子轨道程度重叠
（重叠越形成价键越牢固）
3 价键类型
① σ键π键（根原子轨道重叠方式分类）
ss ：σ键：HH
sp ：σ键：HCl
pp ：σ键：ClCl π键
单键：σ键
双键：σ键π键
叁键：σ键两π键
例：N≡N
σ键重叠程度π键∴π键σ键牢固
σ键
π键
原子轨道重叠方式
头碰头
肩肩
单独存
单独存
轴转180O
符号变
符号变
牢固程度
牢固
差
含价双键叁键化合物重键容易开参反应
② 非极性价键极性价键
根价键极性分（电子云两核中分布）种原子组成价键非极性价键
例： H2 O2 N2等
般说种原子组成价键极性价键
例： HClH2ONH3等
价键极性强弱成键原子电负性表示
极性价键非极性价键离子键渡键型
③ 配位价键(配位键)
原子离子空轨道 孤电子
配位键离子分子普遍（第九章）
二 键参数
表征价键物理量键参数
键：价键强度
键长键角：价键形成分子空间构型（构型）
1 键：衡量价键强弱物理量
指29815K1013KPa条件
AB（g）→ A（g）+ B（g） 需E（KJmol）
双原子分子键 离解DCl2 HCl
原子分子指均键：
例：CH4 D1 4351KJmol D2 4435KJmol D3 4435KJmol D4 3389KJmol
E（CH） （D1 + D2 + D3 + D4）4 41525 KJmol
2 键长（X射线法）：
成键两原子核间距离
两原子价半径 键长
键长越短键越价键越牢固
3键角
键长键角确定分子构型确定
价键理较简明阐述价键形成程质成功解释价键饱性方性解释分子空间构型（结构）方面发生定困难
第三节 杂化轨道理分子构型
CH4C四价问题
1931年PaulingSlater价键理基础提出杂化轨道理
杂化轨道概念
① 什杂化轨道？
量相原子轨道混合起重新组成组量相轨道程称原子轨道杂化组成新轨道杂化轨道
② 原子轨道杂化头肥电子云分布更集中成键力更强
原子轨道 杂化轨道
成键力：S ﹤ P ﹤ SP ﹤ SP2 ﹤ SP3
二 杂化轨道类型分子构型
① SP杂化分子构型
例： HgCl2
Hg 5d106s2
BeCl2ⅡB族形成AB2型分子直线形
② SP2杂化分子构型
例：BF3
③ SP3杂化分子构型
例：CCl4
CH4 SiH4 SiCl4 CCl4等
三 等性杂化
1 孤电子参加等性杂化
①H2O分子构型
孤电子成键量较低成键电子云排斥更两OH键角压缩成1045O（正四面体型1095O） （两孤电子间夹角＞1095O）
斥力：
孤电子孤电子＞孤电子成键电子＞成键电子成键电子
②NH3构型
2孤电子参加等性杂化
C2H4分子构型：部分杂化
三sp2杂化轨道两HC成σ键p轨道C成π键
第四节 晶体特征
晶体般概念
1 晶体非晶体
晶体：固体部微粒（原子分子离子）呈规空间排列
非晶体：固体部微粒（原子分子离子）排列毫规
玻璃沥青炉渣石蜡等
2 晶体特性
① 定外形（指晶体外形物质外观区）
② 固定熔点（纯晶体）
③ 异性：
指方光学电学热学等性质
例石墨层方易断裂层方导电率高竖方导电率1万倍层状结构决定
∴结构决定性质 非晶体述特性
二 晶体部结构
根X射线晶体物质研究晶体组成晶体微粒（分子原子离子）三维空间中作规排列组成
1 微粒空间规重复构成定形状称晶格
2 晶体中切割出代表晶格切特征单元称晶胞
注意：晶胞周围晶胞离子键结合正立方体型晶格面心立方晶胞
结点：微粒排列结点结点总构成晶格
晶胞空间左右前重复排列形成宏观晶体
根微粒晶体分：
晶体
结点排列微粒种类
微粒间作力
离子晶体
阴阳离子
静电作
原子晶体
原子
价键
分子晶体
分子
范德华力氢键
金属晶体
金属原子
金属键
第五节 离子晶体
离子晶体特征
1 正负离子静电作较强（离子键键较）离子晶体般较高熔（bp）沸点（mp）
2 熔溶状态优良导电性
3 存单分子(NaCl)n NaCl：化学式
二 离子晶体类型
离子种类离子间排列种样
三类典型结构：
配位数
晶体类型
实 例
4
ZnS型
ZnOBeSCuI等
6
NaCl型
Li+Na+K+Rb+卤化物
Mg2+Cu2+Sr2+Ba2+氧化物硫化物
8
CsCl型
CsBrCsITiCl等
配位数：晶体离子原子周围接微粒数目
三 晶格
指标准状态破坏1mol晶体成气态阴阳离子需吸收量
离子键稳定程度（熔沸点硬度）晶格衡量
AB型化合物：
① 离子电荷数↑晶格↑→ 熔点↑硬度↑
② 离子半径↓晶格↑→ 熔点↑硬度↑
第六节 原子晶体
价键结合形成巨分子作力极强
物理性质：硬度高（刻划法分十级） 熔点极高熔融导电
单质：金刚石（C）单质硅（Si）硼（B）
化合物：SiC石英
第七节 分子间力分子晶体
分子间作力
1 分子极性
价键结合分子中存带正电荷原子核带负电荷电子
∴分子中存正电荷中心（+极）负电荷中心（极）
两中心重合整分子极性称非极性分子
两中心重合整分子极性称极性分子
① 价键结合双原子分子键极性分子极性致
例： O2 N2 H2 Cl2 非极性键非极性分子
HIHBr 极性键极性分子
② 价键结合原子分子键极性分子极性完全致构型关
③ 分子极性通常偶极矩度量
μ q × d
μ： 偶极矩实验测矢量方正极负极
q：原子正负中心端电荷量单位：库仑（C）
1电子电量 1602×1019C
d：正负电荷中心间距离单位：米（m）数量级相原子距离≈1011 m
μ≈1030 C·m
测定μ①判断分子极性②判断原子分子否具称结构
2 分子变形性
① 什分子变形性？
外电场作分子中正负电荷中心位置发生改变产生诱导偶极种现象称分子极化变形极化
分子受极化分子外形发生改变称分子变形
② 影响分子变形性素
分子中原子数越原子半径越（分子越）分子中电子数越变形性越
③ 分子外电场作变形程度极化率α度量
3 分子间力
① 分子间力
范德华1873年首先提出称范德华力
说明分子间距离时存作力
ⅰ）色散力 （切分子间）
段时间 某瞬间
总情况 （原子核电子云断运动）
色散力分子变形性（极化率度量）成正分子间距离R6成反
色散力↑熔沸点↑
ⅱ）诱导力
极性分子 非极性分子 产生诱导偶极
诱导力极性分子μ2成正
诱导分子变形性成正
分子间距离R6成反
发生非极性分子极性分子间极性分子极性分子间
ⅲ）取力（极性分子极性分子间）
诱导力极性分子μ2成正
T成反
分子间距离R6成反
非极性分子间 存：色散力 P224表85
极性分子非极性分子间：色散力诱导力
极性分子间 存：色散力取力诱导力
② 分子间作力特性
ⅰ）分子间作力存分子间种永久性吸引作
ⅱ）种短程力作范围：300500pm分子间距离时分子间作力距离远时种力消失
ⅲ）没方性饱性（分子间力实质静电引力）
ⅳ）强度化学键110～1100
ⅴ）μ分子（H2O）外分子间作力色散力
③ 分子间作力物质物理性质影响
4 氢键
氢化物
ⅦA
HF
HCl
HBr
HI
bp（℃）
195
849
67
354
ⅥA
H2O
H2S
H2Se
H2Te
ⅤA
NH3
PH3
AsH3
SbH3
① 氢键形成条件
ONF电负性原子半径具孤电子易形成氢键
F
O
N
Cl
χ
40
35
30
30
价半径(pm)
64
66
70
99
左右形成氢键力减弱
注意：
ⅰ）分子会形成氢键 H3N……HOH
ⅱ）分子会形成氢键
② 氢键强度性质
ⅰ）强度：化学键
分子间力相数量级键120
ⅱ）具方性饱性
③ 氢键形成物质bpmp影响
显著升高
二 物质溶解度原理
结构相似者（溶剂溶质结构相似）易溶相似相溶
LL：CH3OHC2H5OH水（HOH）中易溶
SL：离子型盐易溶氢键型溶剂（极性） 非极性化合物易溶非极性低极性溶剂
三 分子晶体
作力
极性分子
：冰
范德华力（氢键）
非极性分子
：干冰CO2（S）I2P4S8
范德华力（色散力）
固体熔化直气化断价键仅破坏分子间力氢键
分子间力化学键弱∴mp低硬度
第八节 金属晶体
1) 金属外层电子少原子核联系松弛电子整金属运动
2) 传热导电
3) 结合力金属键：方性饱性
4) 相位移破坏金属键较延展性
出现金属阳离子金属原子产生作力
第九节 离子极化
1931年德国化学家法扬斯（Fijans）首先提出离子极化作常称法扬斯学派
基观点
先化学键作纯粹离子键正负离子简单点电荷核外电子层结构考虑相互作相互电子云会发生重叠离子键带定程度价性
二 离子极化作（离子间相互极化）
三 离子极化力变形性
1 极化方（般正离子）提供电场
强度极化力表示极化力指离子离子变形（极化）力
半径↓正电荷数↑ 极化力↑
电荷相半径相时： 1818+2电子型＞917电子型＞8电子型
2 极化方（般负离子）电场作旧发生变形
变形性极化率度量
半径↑负电荷数↑ 变形性↑
负电荷相半径相时： 18电子型＞18+2电子型＞917电子型＞8电子型
四 离子极化果
1 化学键键型影响
AgF
AgCl
AgBr
AgI
离子晶体
渡 型 晶 体
价型晶体
极化力变变形性↑
2 离子极化作导致化合物颜色变深
AgCl
AgBr
AgI
白色
淡黄色
黄色
相互极化作越强颜色越深
3 离子极化作导致化合物溶解度降低
AgF
AgCl
AgBr
AgI
易溶
极性降低溶解度次降低
4 离子极化作卤化物mp影响
价性↑mp↓
离子极化理完善尚继续研究
第十节 混合型晶体
晶格结点粒子间作力完全相
例：石墨 C： 2s22p2
三sp2杂化轨道生成σ键
p轨道生成π键（价键）
层：
CC间sp2sp2 杂化轨道形成σ键pp形成π键键长142pm
生成π键具导电性作电极材料
层间：
CC间存分子间作力键长335pm
质软具润滑性作润滑剂铅笔芯
章求
明确化学键含义基类型理解离子键价键形成条件质解价键理点掌握价键特征会区分极性键非极性键σ键п键解键参数意义解杂化轨道理点掌握SPSP2SP3杂化轨道成键分子空间构型水氨分子代表等性杂化轨道成键分子空间构型掌握分子间力分子间力特点氢键形成条件物质某物理性质影响掌握极性分子非极性分子含义区解晶体非晶体区结合具体物质掌握晶体基类型特点解离子极化离子极化化合物性质影响 重点掌握价键理理解价键形成特性（方性饱性）类型（σ键π键）熟练掌握杂化轨道类型（SPSP2SP3）分子构型关系解类型晶体特性解晶胞晶格配位数晶格概念掌握离子极化分子间力氢键物质性质影响
第七章 配位化合物
第节 配位化合物基概念
配位化合物定义
CuSO4溶液中加少量氨水生成浅蓝色Cu(OH)2↓加入氨水沉淀溶解变成深蓝色溶液加入乙醇降低溶解度深蓝色晶体该晶体元素分析知含CuSO424NH3H2O取深蓝色溶液加BaCl2生成白色BaSO4↓说明存SO42加少量NaOHCu(OH)2↓NH3产生说明溶液中存Cu2+NH3分子分析结构：[Cu(NH3)4]SO4·H2O
CuNH3间加合氧化数变化没提供单电子配形成价键符合典化合价理类化合物配合物
二 配位化合物组成
1893年维尔纳(A Werner)提出配位理
1配离子阴阳离子
2中心离子：简单阳离子特渡 金属离子金属原子 位配离子中心
3配体：位中心离子周围中性分子负离子特点配位原子含孤电子作配位原子元素：NOCS卤素等
4配位数：配合物中配位原子总数
决定中心离子配位体性质电荷体积电子层结构间相互影响形成时条件(TC)
中心离子电荷：
+1
+2
+3
+4
特征配位数：
2
4(6)
6(4)
6(8)
三 配位化合物命名
服般机化合物命名原
果化合物负离子简单离子某化某
果化合物负离子复杂离子某酸某
络合物界命名次序： 配位数(二三四)配位体名称合(表示配位结合)中心离子名称中心离子氧化数(ⅠⅡⅢⅣ)
例：
[Co(NH3)6]Cl3
[Pt(NH3)4](OH)2
K2[PtCl6]
H2[PtCl6]
氯化六氨合钴(Ⅲ)
氢氧化四氨合铂(Ⅱ)
六氯合铂(Ⅳ)酸钾
六氯合铂(Ⅳ)酸
止种配体：先列阴离子列中性分子配体阴离子中性分子配位原子元素符号英文次序排列中间·分开
[Co(NH3)5(H2O)]Cl3
Fe(CO)5
Pt(NH3)2Cl2
氯化五氨·水合钴(Ⅲ)
五羰基合铁
二氯·二氨合铂(Ⅱ)
第二节 配位化合物结构
配位化合物价键理点
1 配位化合物界配位键结合
2 形成配位键条件中心离子必须空轨道配位体必须孤电子
3 成键原子轨道必须杂化（空轨道杂化）
4 杂化轨道类型决定配离子构型
二 配离子配位数构型
1 配位数2
孤电子进入中心离子外层杂化轨道称外轨型配离子溶液中较易解离
sp杂化空间轨道直线型
2 配位数4
（1） 四面体结构
（2） 面正方形
具（n1）d8足d8构型中心离子
配离子静电场观点统计规律分：（配位原子电负性）
弱场配位体
OHH2OSCNF
居 中
NH3
强场配位体
CNCONO2
强场配位体中心离子（n1）d轨道未成电子强行配腾出层量较低空轨道（d）
3 配位数6
三 螯合物
1 螯合物
含配位原子配位体称单齿配体：XNH3H2OCN等
配位体中两配位原子时中心离子键合配位体统称齿配体
：
配位原子中心离子配合成键形成环状结构
类配合物称螯合物 俗称络盐
配位原子456
单齿配体配位体数目 配位数
齿配体配位体数目 ≠ 配位数 实际配原子数
螯合物形成条件：
①配体必须具两两配位原子（必须齿配位体）
②2配原子间必须隔开23原子（环张力讲形成环五元六元环稳定）
Li+Na+Co2+Mg2+般形成配位化合物EDTA形成稳定螯合物
2 螯合物性质
① 螯合物具特征颜色难溶水
② EDTA金属螯合物特点：
ⅰ）络合较简单绝数金属EDTA形成1∶1配合物
ⅱ）螯合物十分稳定
ⅲ）螯合物易溶水络合滴定水溶液中进行
ⅳ）EDTA色离子形成螯合物色色离子形成螯合物颜色更深
第三节 配位化合物水溶液中状况
配离子稳定常数表示方法
1 分步稳定常数总稳定常数
2 稳定常数
二 配离子稳定常数应
1 较类型配合物稳定性
类型配合物：β↑配离子稳定性↑溶液中[Mn+]↓ 2 计算关离子浓度
例：
例：
三 配位衡移动应
1 配位衡酸碱衡
配离子弱酸根
[FeF6]3 Fe3+ + F (1)
F + H+ HF （[H+] ﹥ 05molL） (2)
[H+]↑衡（2）右移[F]↓衡（1）右移配位衡解离方移动
反PH↑衡（2）左移导致配拉衡配合方移动配离子更加稳定
2 配位衡沉淀衡
例1：
实验：
例2：（判断沉淀溶解程度）
100ml 1molL NH3溶解少克固体AgBr？
已知：Ksp（AgBr）50×1013 β17×107
例3：（沉淀转化配离子时需络合剂浓度）
10l NH3中欲溶解01molAgCl（s）求溶液起始浓度少？
已知：Ksp（AgCl）18×1010 β17×107
3 配位衡氧化原衡
稳定金属氧化态形成配合物稳定性增加
形成配合物金属离子浓度↓
例1：计算金属配离子φ值
方法1：设计原电池：
4 配离子间转化
第四节 螯合物
1单齿配位体：配位原子配位体
2齿配位体：含配位原子配位体
：乙二胺 NH2CH2CH2NH2 （en） 分子中两N原子配位原子
H H
N – C – C N
H H
Cu2+配位时Cu2+配位数通常4需两乙二胺分子(4氮原子作配位原子)满足Cu2+配位数形成具环状结构配位离子[Cu(en)2]2+
[Cu(en)2]2+中两五原子环环皆两碳原子两氮原子中心离子构成种中心离子齿配体形成具环状结构配合物称螯合物(螯原意指螃蟹钳)数螯合物具五原子环六原子环
3中心离子形成螯合物含齿配体配位剂称螯合剂般常见螯合剂含N0SP等配位原子机化合物
4螯合剂特点：
（1）必须两出孤电子配位原子
（2）两配位原子间间隔两三原子
螯合剂提供配位原子相乙二胺中两氮原子氨基乙酸中NO原子
5螯合物特点：
（1）稳定[Cu(NH3)4]2+[Cu(en)2]2+稳定
（2）环越越稳定
6螯合物性质：稳定性强溶水溶机溶剂般特殊颜色
章求
理解配位化合物概念掌握配位化合物组成命名理解配位化合物结构理基容说明配位化合物稳定性掌握水溶液中配位衡影响配位衡素应配位衡常数做简单计算理解溶液中衡配位衡移动影响配位离子间转化解螯合物螯合物结构特点
文档香网(httpswwwxiangdangnet)户传
《香当网》用户分享的内容，不代表《香当网》观点或立场，请自行判断内容的真实性和可靠性！
该内容是文档的文本内容，更好的格式请下载文档