第一篇：《無機化學》電子教案
第 1 章 原子結構與元素周期系
[ 教學要求 ] ．掌握近代理論在解決核外電子運動狀態問題上的重要結論：電子云概念，四個量子數的意義，s、p、d 原子軌道和電子云分布的圖象。．了解屏蔽效應和鉆穿效應對多電子原子能級的影響，熟練掌握核外電子的排布。．從原子結構與元素周期系的關系，了解元素某些性質的周期性。
[ 教學重點 ] ．量子力學對核外電子運動狀態的描述。．基態原子電子組態的構造原理。．元素的位置、結構、性質之間的關系。
[ 教學難點 ] ．核外電子的運動狀態。．元素原子的價電子構型。
[ 教學時數 ] 8 學時
[ 教學內容 ] ．核外電子運動的特殊性：核外電子運動的量子化特征（氫原子光譜和玻爾理論）。核外電子運動的波粒二象性（德布羅衣的預言，電子的衍射試驗，測不準關系）。．核外電子運動狀態的描述：波函數、電子云及其圖象表示（徑向與角度分布圖）。波函數、原子軌道和電子云的區別與聯系。四個量子數（主量子數 n，角量子數 l，磁量子數 m，自旋量子數 ms）。．核外電子排布和元素周期表；多電子原子的能級（屏蔽效應，鉆穿效應，近似能級圖，原子能級與原子序數關系圖）。核外電子排布原理和電子排布（能量最低原理，保里原理，洪特規則）。原子結構與元素周期性的關系（元素性質呈周期性的原因，電子層結構和周期的劃分，電子層結構和族的劃分，電子層結構和元素的分區）。．元素某些性質的周期性，原子半徑，電離勢，電子親和勢，電負性。
1-1 道爾頓原子論
古代自然哲學家對物質之源的臆測：本原論（元素論）和微粒論（原子論）
古希臘哲學家德謨克利特（Democritus, 約 460—370 B C）：宇宙由虛空和原子構成，每一種物質由一種原子構成。
波意耳：第一次給出了化學元素的操作性定義----化學元素是用物理方法不能再分解的最基本的物質組分，化學相互作用是通過最小微粒進行的，一切元素都是由這樣的最小微粒組成的。
1732 年，尤拉（Leonhard Euler, 1707—1783）：自然界存在多少種原子，就存在多少種元素。
1785 年，法國化學家拉瓦錫（Antoine L.Lavoisier 1743—1794）：提出了質量守衡定律：化學反應發生了物質組成的變化，但反應前后物質的總質量不變。
1797 年，里希特（J.B.Richter 1762—1807）：發現了當量定律。
1799 年，法國化學家普魯斯特（Joseph L.Proust 1754—1826）：發現定比定律：來源不同的同一種物質中元素的組成是不變的。
1805 年，英國科學家道爾頓（John Dalton 1766—1844）：把元素和原子兩個概念真正聯系在一起，創立了化學原子論：每一種化學元素有一種原子；同種原子質量相同，不同種原子質量不同；原子不可再分；一種不會轉變為另一種原子；化學反應只是改變了原子的結合方式，使反應前的物質變成反應后的物質。倍比定律：若兩種元素化合得到不止一種化合物，這些化合物中的元素的質量比存在整數倍的比例關系。
瑞典化學家貝采里烏斯（J.J.Berzelius 1779—1848）：確定了當時已知元素的原子量，發明了元素符號。
1-2 相對原子質量（原子量）
1-2-1 元素、原子序數和元素符號
化學中元素的概念經過兩次重大發展，從古代元素概念到近代化學的元素概念。再到現代化學的包括同位素的元素概念，這些進展對化學這門重要基礎科學確有革命性意義。
古代元素的本來意義是物質的基元單位，是世界萬物的組成部分，如我國的五行學說；古希臘的四元素說，但這些僅僅是一種天才的猜測。正如恩格斯指出的那樣―古代人的天才的自然哲學的直覺 ‖。不是近代的科學概念僅是人類深入物質層次的認識水平的暫時性界限。如四元素說認為物質本原是幾種抽象的性質，由這些原始性質組合成元素，再由元素產生萬物，這種把本來不存在的脫離物質的抽象性質當做第一性東西，是錯誤的，唯心的。以此為指導思想，自然會產生 ― 哲人石 ‖ 的思想。
十七世紀下半葉英國波義耳(Boyle.R.1627—1691)批判了上述元素的錯誤慨念，于 1661 年在其名著《懷疑派的化學家》一書中提出了新的元素慨念。― 元素是組成復雜物體和分解復雜物體時最后所得的那種最簡單的物體 ‖，是用一般化學方法不能再分解為更簡單的某些實物 ‖― 化學的目的是認識物體的結構。而認識的方法是分析，即把物體分解為元素 ‖。波義耳第一次把物質的最終組成歸結為化學元素。他的元素概念是實在的基元物質。波義耳確實為人們研究萬物的組成指明了方向，因此，這是化學發展中的一個轉折點，對此恩格斯給予了高度的評價，認為 ― 波義耳把化學確立為科學 ‖。但這個概念在很大程度上有主觀因素。確認什么是元素往往有個人經驗和當時化學方法的局限性問題。當時無法分解的東西不一定是元素。如波義耳本人就認為火是元素。發現氧的英國普列斯特里(Priestley ． J ． 1733—1804)和瑞典的舍勒(K ． W ． Scheele，1742 一 l786)都還相信 ― 燃素 ‖ 是元素。正是 ― 這種本來可以推翻全部燃素說觀點，并使化學發生革命的元素在他們手中沒能結出果實來。
十九世紀原子分子論建立后，人們認識到一切物質都是由原子通過不同的方式結合而構成的。在氧氣、氧化鎂、水、二氧化硫、碳酸鈣等性質各不相同的物質中都合有相同的氧原子，于是元素的概念被定義為： ― 同種的原于叫元素 ‖。元素是在原子水平上表示物質組分的化學分類名稱。
原子核組成的奧秘被揭開以后，人們通過科學實驗發現：同種元素的原子核里所含的質子數目是一樣的，但中子數卻可以不同。如自然界中氧元素的原子有 99.759% 是由 8 個質子和 8 個中于組成的 168O)，有 0.037 ％是由 8 個質子和 9 個中子組成的(178O)，0.204% 是由 8 個質子和 10 個中子組成的(188O)。因為中于數不同，所以同一元素可以有原子質量不同的幾種原子，但決定元素化學性質的主要因素不是原于質量而是核外電子數，核外電子數又決定于核內的質子數即核電荷數，所以質子數相同的一類原子，共化學性質基本是相同的。
根據現代化學的觀念，元素是原子核里質子數（即核電荷數）相同的一類原子的總稱。
這樣，人們就進一步了解了元素的本質，元素就是以核電荷為標準，對原子進行分類的，也就是說，原子的核電荷是決定元素內在聯系的關鍵。
迄今為止，人們已經發現的化學元素有 109 種(但第 108 號元素尚待最后認定)，它們組成了目前已知的大約五百萬種不同物質。宇宙萬物都是由這些元素的原子構成的。
由同種元素組成的物質稱單質，如氧氣、鐵、金剛石等。單質相當于同一元素表現為實物時的存在狀態。
由不同種元素組成的物質稱化合物，如氧化鎂、硫酸、氫氧化鈉、食鹽、水等。
最后，必須注意的是，我們不要把元素、單質、原子三個概念彼此混淆。元素和單質是宏觀的概念。單質是元素存在的一種形式(自由態或稱游離態)。某些元素可以形成幾種單質，譬如碳的同素異性體有金剛石、石墨兩種；硫的同素異性體有正交硫、單斜硫、無定形硫和彈性硫等。元素只能存在于具體的物質(單質或化合物)中，脫離具體的物質，抽象的元素是不存在的。從這個角度看，元素和單質既有聯系又有區別。
原子是微觀的概念，而元素是一定種類的原子的總稱。元素符號既表示一種元素也表示該元素的一個原子。在討論物質的結構時，原子這個概念又有量的涵義。如氧原子可以論個數，也可以論質量。但元素沒有這樣的涵義，它指的是同一種類的原子。譬如：水是由氫氧兩種元素組成的，水分子中含有兩個氫原子和一個氧原子，而絕不能說成水分子中含有兩個氫元素和一個氧元素。
1913 年英國科學家莫斯萊(Moseley，Henry ． 1887—1915)從 X 射線(或稱倫琴射線)的研究入手，發現以不同單質作為產生 X 射線的靶子，所產生的特征 X 射線的波長不同。他將各元素按所產生的特征 X 射線的波長排列后(圖 1—1)，就發現排列次序與其在周期表中的次序是一致的。他把這個次序名為原子序數。莫斯萊總結的公式為：
即特征 x 射線波長(λ)的倒數的平方根與原子序數(z)呈直線關系(圖 1—2)。式中 a、b 對同組譜線來說為常數。這就是莫斯萊定律。
原子序數不僅代表元素在周期系中的位置，而且還有一定的物理意義，它代表著原子的某種特征。盧瑟福在完成他的利用 α 質點散射測定核電荷的實驗工作后，便結合莫斯萊的結果做出普遍的結論：原子核的電荷在數值上等于元素的原子序數。1920 年英國科學家查德威克(Chadwick，James ． 1891 一 1974)進一步做了不同元素的 α 質點散射實驗。其實驗結果見表 1—1。證明了上述推論的正確，也可以說用實驗證明了原子序數是原子的基本參數。
1-2-2 核素、同位素和同位素豐度
具有一定數目的質子和一定數目的中子的一種原子稱為核素。
例如原子核里有 6 個質子和 6 個中子的碳原子，它們的質量數是 12，稱碳 —12 核素或寫為
12C 核素。原于核里有 6 個質子和 7 個中子的碳原子質量數為 13，稱 13C 核素。氧元素有三種核素： 16O、17O、18O 核素。
具有多種核素的元素稱多核素元素。氧元素等都是多核素元素，天然存在的鈉元素，只有質子數為 11，中于數為 12 的一種鈉原子 2311Na，即鈉元素只有 23Na 一種核素，這樣的元素稱單一核素元素。
同位素的發現和核化學的發展是二十世紀的事，然而關于同位素的預言則在上一世紀就己提出。人們測量一些元素原子量后，發現測得越精確，就越證明各元素的原子量并不是氫原子量的整數倍。又如門捷列夫排周期表時，把碲(127.61)排在碘(126.91)前，還有氬(39.95)
排在鉀(39.09)前，鈷(58.93)排在銀(58.69)前，都說明同一元素的原子量并不是 ― 單一的 ‖ 數值，好象是許多數值的平均結果，不然無法說明門捷列夫的排法，正好符合性質的周期性變化。英國科學家克魯克斯(Crookes，w ． 1832—1919)，俄國科學家布特列洛夫（1828—1886）為解釋上述矛盾先后提出過同一元素的原子可具有不同的原子量，而且可用化學分餾法將它們分開，實際上他已從自發的唯物主義立場提出了同位素的思想。但是在科學上自發的唯物主義思想并不能抵抗唯心主義的襲擊。他們二入先后屈服于降神術。正如恩格斯指出的那樣 ― 許許多多自然科學家已經給我們證明了，他們在他們自己那門科學的范圍內是堅定的唯物主義者，但是在這以外絕不僅是唯心主義者，而且甚至是虔誠的正教徒 ‖。
以后隨著天然放射性元素的發現一些元素的蛻變半衰期不同，而于 1910 年由英國科學家索迪(SoddyJ Frederickl877—1956)提出同位素的慨念。
質子數相同而中子數不同的同一元素的不同原子互稱同位素。即多核素元素中的不同核素互稱同位素。同種元素的不同核素，質子數相同，在周期表中占同一位置，這就是同位素的原意。
同位素有的是穩定的，稱穩定同位素；有的具有放射性，稱放射性同位素。目前已知的天然元素中約有 20 種(氟、鈉、鋁、磷、金等)僅有單一的穩定同位素，但都有放射性同位素。可以說，大多數天然元素都是由幾種同位素組成的混合物。到 1976 年為止，已發現的 107 種元素中，穩定同位素約 300 多種，而放射性同位素達 1500 種以上，但多數是人工制備的。
目前已經發現氫有三種同位素，在自然界有兩種穩定同位素： 11H(氕)和 21H(氘)，另有一種 31H(氚)為人造氫的同位素。氯在自然界中有兩種穩定同位索：3517C1 和 3717 C1。碳有三種同位索： 126C、136C 為穩定同位素，146C 為放射性同位素。同一元素的各種同位素的原于核雖有差別，但是他們的核外電子數和化學性質基本相同。因此同一元素的各種同位素均勻地混合在一起存在于自然界的各種礦物資源中。在化工冶煉過程中，發生同樣的化學反應最后均勻混合，共存于該元素所生成的各種物質中。我們所接觸到的就是各種穩定同位素的混合物。
此外，人們也發現存在著質量相同而性質不同的原于，例如 3616S 和 3618Ar，質量數都是 36，由于它們的質子數不同，分屬于不同元素 —— 硫和氬。同樣的,6529Cu 和6530 Zn，質量數都是 65，由于它們的質子數不同，也分屬于不同元素 —— 銅和鋅。這種質量數相同，質子數不同，分屬于不同元素的幾種原子，互稱同量素。同量素的存在，也說明了以核電荷(質子數)作為劃分元素的標準是符合客觀規律的，抓住了事物的本質。
1-2-3 原子的質量
同位素發現以后，人們認識到每種元素都有一定數目(一種或一種以上)的核素。某核素一個原子的質量稱為該核素的原子質量，簡稱原子質量。
1973 年國際計量局公布了原子質量的單位，規定一個 12 C 核素原子質量的 1 ／ 12 為 ― 統一的原子質量單位 ‖，用 ―u‖ 表示。(有的資料中寫為 ―amu‖，―mu‖)。因此，12 C 的原子質量等于 12u。
通過質譜儀可以測定各核素的原子質量及其在自然界的豐度，據此就可以計算出元素的平均原子質量。如汞的平均原子質量為 200.6u。
根據相對原子質量的定義，某元素一個原子的平均質量(即平均原子質量)對 12 C 原子質量的 1 ／ 12 之比，即為該元素的相對原子質量：
可見，相對原子質量和平均原于質量是兩個有區別的概念，同一元素的相對原子質量和平均原子質量的數值相同，但平均原子質量有單位(u)，相對原子質量則是一個沒有單位的物理量。根據數學上 ― 比 ‖ 的道理，同量綱的量比只有比值而沒有單位，它僅僅表示對某一基準的倍數。如汞元素的相對原于質量 A r(Hg)＝ 200.6 表示汞元素平均原子質量是 12 C 核素原子質量 1 ／ 12 的 200.6 倍。相對原子質量與平均原子質量的關系和相對密度與密度的關系很相近。
必須指出，元素的 ― 相對原子質量 ‖ 和核素的 ― 原子質量 ‖，雖然都是以 12 C 為基準，但是它們是兩個不同的概念。現將它們的區別比較如下：
．相對原子質量是某元素一個原于的平均質量對 12C 核素一個原子的質量的 1 ／12 之比，而原子質量是某核素一個原子的質量，前者是討論某元素天然存在的所有核素原子的平均質量，后者只討論某元素一種核素原子的質量。
．從數值看，一種元素只有一個原子量；除單一核素元素外，同種元素各核素原子質量不同。
．相對原子質量沒有單位，而原子質量有單位(常用 u 表示)。因比對單一核素元素來說，它的相對原子質量和原子質量數值相等但是前者無單位，后者有單位。如鈉元素的相對原子質量等于 22.98977，23 Na 核素的原子質量等于 22.98977u。
．某些元素的相對原于質量與核素的豐度有關；原于質量與核素的豐度無關。
最后指出：原子質量和質量數也是兩個不同的概念，前者表示某核素原子的質量，后者表示某核素原子核中質子數與中于數之和，雖然質子和中子的質量接近于 1u，但不等于 1，再加上靜質量虧損的原因，除 12 C 核素的原子質量是整數，其數值恰好等于質量數之外，其余核素的原子質量都有小數，質量數則全是整數。1-2-4 元素的相對原子質量 國際原子量與同位素豐度委員會給原子量下的最新定義(1979 年)是： 一種元素的相對原子質量是該元素 1 摩爾質量對核素 12 C 的 1 摩爾質量 1 ／ 12 的比值。
由于 1mol 任何元素都含有相同的原子數，因此，相對原子質量也就是一種元素的一個原于的平均質量對 12 C 核素一個原子的質量的 1 ／ 12 之比。所謂一個原子的平均質量，是對一種元素含有多種天然同位素說的，平均質量可由這些同位素的原子質量和豐度來計算。
相對原子質量用符號 A r(E)表示，A 代表原子質量，下標 r 表示相對，E 代表某元素。如氯元素的相對原子質量等于 35.453，可表示為 A r(Cl)=35.453，它表示 1mol 氯原子的質量是核素 12 C 的 1 摩爾質量 1 ／ 12 的 35.453 倍。亦即 1 個氯原子的平均質量是 12 C 原子質量 1/12的 35.453 倍。可見相對原子質量僅是一種相對比值，它沒有單位。
自 1803 年道爾頓發表原子論以來，人們自然要考慮這樣的問題，一個原子有多重？從那時起，就有人開始致力于原子量的研究工作。由于原子很小，質量很輕(最輕的原子約重 1.6 × 10-24 g，而最重的原子也不夠此重的 250 倍)。一般情況下，又不能獨立存在，因比人們不僅無法取出單個的原子，更沒有這樣精密的天平能夠稱出原子的真實質量。但是，我們可以稱取 1mol 某元素的原子，用摩爾質量除以阿佛加德羅數．從而得到以克為單位的某元素原子的質量。以克為單位的原子質量，數字極小，使用極不方便，只好選取某元素的原子質量為標準，令其它元素的原子質量與之比較，這樣求得元素的相對原子質量。
道爾頓首先提出以最輕的氫元素 H ＝ 1 為相對原子質量標準(當時尚未發現同位素，因而認為同種元素的原子具有相同的質量)。某元素一個原子比氫原子重幾倍，則原子量就是幾。后來由于很多種元素都能與氧化合生成氧化物，它們的化合量可與氧直接比較，1826 年改用 O ＝ 100 為標準。1860 年又改 O ＝ 16 作標準，這樣可使相對原子質量數值小些，同時保持氫元素原子量約等于 1。而所有元素原子量都大于 1。
到 1929 年發現了氧的同位素。隨后人們通過實驗證明氧的同位素豐度在自然界的分布是不均勻的，因而認識到用天然氧作相對原子質量標準不夠妥當。物理學界隨即采用 16 O 等于 16 作為相對原于質量標準，但是化學界仍然保持了天然氧相對原子質量等于 16 的標準。從這時起就有了所謂化學相對原子質量和物理相對原子質量并行的兩種標度。這兩種標度之間的差別約為萬分之三。1940 年國際原于量與同位素豐度委員會確定以 1.000275 為兩種標度的換算因數：物理相對原子質量＝ 1.000275 ×化學相對原子質量
實際上，由于天然氧的豐度是略有變化的，規定換算因數也不是一種妥善辦法，由于兩種相對原子質量標準并存所引起的矛盾，自然就促進了統一 ― 原子量標淮的要求。在化學工作中使用相對原于質量的地方很多，因此，化學界希望選擇一個新標度，并希望這個新標度對原有的相對原子質量數值改變越小越好。經過反復的討論 1 H、4 He、19 F、12 C、16 O 等均曾被考慮過作為新的相對原子質量標堆，最后認定以 12 C 作標準有許多好處： 12 C 在碳的天然同位素中所占的相對百分數比較固定，受地點影響不大，而且對 12 C 的質量測定比較精確，最重要的是，采用 12 C 作為相對原子質量的新標準，各元素的相對原子質量變動不大，僅比過去降低了 0.0043%，對大多數元素來說變動不大。實際上，除氧之外，只有五種元素(Ag、C1、Br、K、Ar)的相對原子質量稍有變動。于是在 1960 年和 1961 年，國際物理學會和國際化學會先后正式采用以 12 C 的原子質量＝ 12 作為相對原子質量的新標準。從此，相對原子質量有了統一的新標準，不再存在所謂化學相對原子質量和物理相對原子質量的區別，而統一改稱為國際原子量了。
1-3 原子的起源和演化
公元前約四百年，哲學家對萬物之原作了種種推測。希臘最卓越的唯物論者德模克利特(公元前 460~370 年)提出了萬物由 ― 原子‖產生的思想。其后世界各國的哲學家，包括中國戰國時期《莊子》一書中，均對物質可分與否爭論不休，延續時間很久。1741 年俄國的羅蒙諾索夫(1711~1763)曾提出了物質構造的粒子學說，但由于實驗基礎不夠，未曾被世人重視。人類對原子結構的認識由臆測發展到科學，主要是依據科學實驗的結果。
到了十八世紀末，歐洲已進入資本主義上升時期，生產的迅速發展推動了科學的進展。在實驗室里開始有了較精密的天平，使化學科學從對物質變化的簡單定性研究進入到定量研究，從而陸續發現一些元素互相化合時質量關系的基本定律，為化學新理論的誕生打下了基礎。這些定律是：
．質量守恒定律： 1756 年，羅蒙諾索夫經過反復實驗，總結出第一個關于化學反應的質量定律，即 質量守衡定律 — 參加化學反應的全部物質的質量，等于反應后的全部產物的質量。
．定組成定律： 1779 年法國化學家普勞斯特(l754~1826)證明 一種純凈的化合物不論來源如何，各組分元素的質量間都有一定的比例，這個結論稱為 定比定律。．倍比定律： 1803 年英國的中學教師道爾頓發現，當甲乙兩種元素互相化合生成兩種以上化合物時，則在這些化合物中，與同一質量甲元素化合的乙元素的質量間互成簡單的整數比。這個結論稱為倍比定律。例如氫和氧互相化合生成水和過氧化氫兩種化合物：在這兩種化合物中，氫和氧的質量比分別是 1 ： 7.94 和 1 ： 15.88，即與 1 份質量的氫相化合的氧的質量比為 7.9:15.88 ＝ 1:2。
這些基本定律都是經驗規律，是在對大量實驗材料進行分析和歸納的基礎上得出的結論。究竟是什么原因形成了這些質量關系的規律 ? 這樣的新問題擺在化學家面前，迫使他們必須進一步探求新的理論，從而用統一的觀點去闡明各個規律的本質。
1787 年，年輕的道爾頓首先開始對大氣的物理性質進行了研究，從中逐漸形成了他的化學原子論思想。當時，他繼承了古代希臘的原子論，認為大氣中的氧氣和氮氣之所以能互相擴散并均勻混合，原因就在于它們都是由微粒狀的原子構成的，不連續而有空隙，因此，才能相互滲透而擴散。19 世紀初，為了解釋元素互相化合的質量關系的各個規律．道爾頓把他的原子論思想引進了化學，他認為物質都是由原子組成的，不同元素的化合就是不同原子間的結合。例如碳的兩種氧化物碳和氧的質量比分別是 3 ： 4 和 3 ： 8，和一定質量的碳相化合的氧的質量比恰好是 1 ： 2。這不正是原子個數比的一種表現嗎 ? 這使他確信．物質都是由原子結合而成，不同元素的原子不同，因而相互結合后就產生出不同物質。
為了充分證明他的觀點．精確區分出不同元素的原子，他認為關鍵是區分出不同原子的相對質量，即相對原子質量，于是他著手進行測定相對原子質量的工作。他把氫的相對原子質量定為 1，并假定了元素化合時需要的不同原子數目。依照當量定律和定組成定律提供的大量數據，初步測出了氫、氧、氮、硫、磷、碳等元素的原子量，為他的原子論提供了依據并形成了完整的理論體系。
道爾頓原子論的主要內容有三點 ．一切物質都是由不可見的、不可再分割的原子組成。原子不能自生自滅。．同種類的原子在質量、形狀和性質上都完全相同，不同種類的原子則不同。．每一種物質都是由它自己的原子組成。單質是由簡單原子組成的，化合物是由復雜原子組成的，而復雜原子又是由為數不多的簡單原子所組成。復雜原子的質量等于組成它的簡單原子的質量的總和。他還第一次列出了一些元素的原子量。
道爾頓的原子論合理地解釋了當時的各個化學基本定律。根據原子論的論點，原子是物質參加化學反應的最小單位物質在發生化學反應時原子的種類和總數并沒有變化，各原子又有自己確定的質量，因而反應前后質量不變(質量守恒定律)。化合物的復雜原子是由為數不多的簡單原子組成。在復雜原子中所含不同的簡單原子的數目和質量都是確定不變的，故復雜原子的質量組成一定(定組成定律)。如果甲元素的一個原子能與乙元素的一個、兩個或幾個原子化合形成多種化合物，乙元素原子量都相同，則與相同質量甲元素化合的乙元素質量之比必成簡單整數比(倍比定律)等等。由于道爾頓的原子論簡明而深刻地說明了上述化學定律，一經提出就得到科學界的承認和重視。
由上面的說明可見，元素互相化合的質量關系是原子學說的感性基礎，而原子論則是上述各定律推理的必然結果。原子論闡明了各質量定律的內在聯系，從微觀的物質結構角度揭示了宏觀化學現象的本質，總結了這個階段的化學知識。同時，原子論引入了原子量的概念，開創了研究原子量的測定工作。原子量的測定又為元素周期律的發現打下了基礎。但是道爾頓的原子論是很不完善的。隨著化學實驗工作的不斷發展，在許多新的實驗現象面前原子論碰到的矛盾越來越多。
世紀初，法國化學家蓋 · 呂薩克(1778~1850)開始了對氣體反應體積的研究。他通過各種不同氣體反應實驗發現，參加反應的氣體和反應后產生的氣體的體積都有簡單整數比關系。例如一體積氮氣和一體積氫氣化合生成成兩體積氯化氫：
一體積氯氣和兩體積氫化合生成兩體積水蒸氣：
1-4 原子結構的玻爾行星模型
1-4-1 氫原子光譜
1.連續光譜(continuous spectrum)2.線狀光譜(原子光譜)(line spectrum)3.氫原子可見光譜 ．巴爾麥(J.Balmer)經驗公式(1885): 譜線波長的倒數 , 波數(cm-1).n : 大于 2 的正整數 , R H ：常數 , 1.09677576 × 10 7 m-1
n = 3, 4 , 5, 6 分別對應氫光譜 Balmer 系中 H a、H b、H g、H d、里得堡(Rydberg)------瑞典 1913
n 2 ：大于 n 1 的正整數 , ： 譜線的頻率(s-1), R ： 里得堡(Rydberg)常數 3.289 × 10 15 s-
11-4-2 玻爾理論
（1）行星模型
（2）定態假設
（3）量子化條件
（4）躍遷規則
1-5 氫原子結構（核外電子運動）的量子力學模型
1-5-1 波粒二象性
1.光的波粒二象性
對于光： P = mc = h n / c = h / l 對于微觀粒子： l = h / P = h /m u
2.微粒的波粒二象性(Louis de Broglie,1924)1-5-2 德布羅意關系式
P = h / l = h / m u 1-5-3 海森堡不確定原理
微觀粒子，不能同時準確測量其位置和動量測不準關系式：
Δx －粒子的位置不確定量
Δ u －粒子的運動速度不確定量
1-5-4 氫原子的量子力學模型．電子云．電子的自旋 ．核外電子的可能運動狀態． 4 個量子數
(1)主量子數 n，n = 1, 2, 3… 正整數，它決定電子離核的遠近和能級。
(2)角量子數 l，l = 0, 1, 2, 3… n-1，以 s，p，d，f 對應的能級表示亞層，它決定了原子軌道或電子云的形狀(3)磁量子數 m，原子軌道在空間的不同取向，m = 0, ± 1, ± 2, ± 3...± l, 一種取向相當于一個軌道，共可取 2 l + 1 個數值。m 值反應了波函數(原子軌道)或電子云在空間的伸展方向
(4)自旋量子數 m s，m s = ± 1/2, 表示同一軌道中電子的二種自旋狀態．描述核外電子空間運動狀態的波函數及其圖象
1-6 基態原子電子組態（電子排布）
1-6-1 構造原理
（1）泡利原理
每個原子軌道至多只能容納兩個電子；而且，這兩個電子自旋方向必須相反。或者是說，在同一個原于中，不可能有兩個電子處于完全相同的狀態，即原子中兩個電子所處狀態的四個量子數不可能完全相同。
（2）洪特規則
在 n 和 l 相同的簡并軌道上分布的電子，將盡可能分占不同的軌道，且自旋平行。
（3）能量最低原理
就是電子在原子軌道上的分布，要盡可能的使電子的能量為最低。
1-6-2 基態原子電子組態
1-7 元素周期系
門捷列夫 Mendeleev(1834-1907)，俄羅斯化學家。1834 年 2 月 8 日 生于西伯里亞的托波爾斯克城，1858 年從彼得堡的中央師范學院畢業，獲得碩士學位。1859 年被派往法國巴黎和德國海德爾堡大學化學實驗室進行研究工作。1865 年，彼得堡大學授予他科學博士學位。1869 年發現化學元素周期律。1907 年 2 月 2 日 逝世。．元素周期表概述
門捷列夫元素周期律：化學元素的物理性質和化學性質隨著元素原子量的遞增呈現周期性的變化。元素周期表是化學元素周期律的具體表現，是化學元素性質的總結。
元素周期表中的三角關系：
門捷列夫預言：(1)鎵、鈧、鍺、釙、鐳、錒、鏷、錸、锝、鈁、砹和稀有氣體等多種元素的存在。(2)有機硅化合物的性質。
元素周期表的應用： ．元素周期律理論的發展過程
(1)1869 年門捷列夫提出元素周期律，并預言了鈧、鎵、鍺的存在。
(2)1894-1898 年稀有氣體的發現，使元素周期律理論經受了一次考驗。
(3)1913 年莫斯萊的敘述：―化學元素的性質是它們原子序數（而不再是原子量）的周期性函數‖。
(4)20 世紀初期，認識到了元素周期律的本質原因：―化學元素性質的周期性來源于原子電子層結構的周期性‖。
(5)1940 — 1974 年提出并證實了第二個稀土族──錒系元素的存在。
(6)人類對元素周期律理論的認識到目前并未完結，客觀世界是不可窮盡的，人類的認識也是不可窮盡的。
3.元素在周期表中的位置與元素原子電子層結構的關系
3.1 元素的分區與原子的電子層結構
根據原子的電子層結構的特征，可以把周期表中的元素所在的位置分為五個區。
(1)s 區元素，最外電子層結構是 ns 1 和 ns 2，包括 IA、IIA 族元素。
(2)p 區元素，最外電子層結構是 ns 2 np 1-6，從第Ⅲ A 族到第 0 族元素。
(3)d 區元素，電子層結構是(n-1)d 1-9 ns 1-2 , 從第Ⅲ B 族到第Ⅷ類元素。
(4)ds 區元素，電子層結構是(n-1)d 10 ns 1 和(n-1)d 10 ns 2，包括第 IB、IIB 族。
(5)f 區元素，電子層結構是(n-2)f 0-14(n-1)d 0-2 ns 2，包括鑭系和錒系元素。3.2 周期與原子的電子層結構
表 1 周期與能級組的關系
周期 能級組
能級組內各原子軌道
能級組內軌道所能容納的電子數
各周期中元素 一 二 三 四 五 六 七 1 s 2 s 2 p 3 s 3 p 4 s 3 d 4 p 5 s 4 d 5 p 6 s 4 f 5 d 6 p 7 s 5 f 6 d 7 p 8 8 18 18 32 32 8 8 18 18 32 32
(1)周期數 = 電子層數 = 最外電子層的主量子數 n。
(2)各周期元素的數目 = 相應能級組中原子軌道所能容納的電子總數。
3.3 族與原子的電子層結構
元素周期表中共有 16 個族： 7 個 A 族（主族）和 7 個 B 族（副族），還有 1 個零族和 1 個第Ⅷ族。現在國外把元素周期表劃分為 18 個族，不區分主族或副族，按長周期表從左向右依次排列。各區內所屬元素的族數與原子核外電子分布的關系見表 2。
表 2 各區內所屬元素的族數與原子核外電子分布的關系
元素區域
s、p、ds 區元素
Os）
f 區元素
4.現代各式元素周期表
4.1 短式周期表
4.2 寶塔式周期表
4.3 環形和扇形周期表
4.4 長式周期表
5.未來的元素周期表
表 3 具有雙幻數的核素
核素名稱
氦-4 氧-6 鈣-40 鉛-208 類鉛-298 超鉛-482 符號
He O Ca Pb EKPb SpPb
質子數
中子數
核素質量 8 20 82 114 164 8 20 126 184 318 16 40 208 298 482 元素族數
等于最外電子層的電子數(ns + np)數之和(n-1)d + ns 均為第Ⅲ B 族元素 d 區元素（其中第Ⅷ族只適用于 Fe、Ru 和等于最外層電子數與次外層
d 電子
表 4 周期與相對應的核外電子排布的關系 周期 2 3 4 5 6 7 8 9 電子充填狀態s 2 s 2 p 3 s 3 p 4 s 3 d 4 p 5 s 4 d 5 p 6 s 4 f 5 d 6 p 7 s 5 f 6 d 7 p 8 s 5 g 6 f 7 d 8 p 9 s 6 g 7 f 8 d 9 p
電子數目 8 8 18 18 32 32 50 50
元素種類數目8 8 18 18 32 32 50 50 1-8 元素周期性
1-8-1 原子半徑
原子的大小以原子半徑來表示，在討論原子半徑的變化規律時，我們采用的是原子的共價半徑，但稀有氣體的原子半徑只能用范德華半徑代替。
⑴短周期內原子半徑的變化（1、2、3 周期）
在短周期中，從左到右隨著原子序數的增加，核電荷數在增大，原子半徑在逐漸縮小。但最后到稀有氣體時，原子半徑突然變大，這主要是因為稀有氣體的原子半徑不是共價半徑，而是范德華半徑。
⑵長周期內原子半徑的變化（4、5 周期）
在長周期中，從左向右，主族元素原子半徑變化的趨勢與短周期基本一致，原子半徑逐漸縮小；副族中的 d 區過渡元素，自左向右，由于新增加的電子填入了次外層的（ｎ－ 1）d 軌道上，對于決定原子半徑大小的最外電子層上的電子來說，次外層的 d 電子部分地抵消了核電荷對外層 ns 電子的引力，使有效核電荷增大得比較緩慢。因此，d 區過渡元素從左向右，原子半徑只是略有減小，縮小程度不大；到了 ds 區元素，由于次外層的（ｎ－ 1）ｄ軌道已經全充滿，ｄ電子對核電荷的抵消作用較大，超過了核電荷數增加的影響，造成原子半徑反而有所增大。同短周期一樣，末尾稀有氣體的原子半徑又突然增大。
⑶特長周期內原子半徑的變化（6、7 周期）
在特長周期中，不僅包含有 d 區過渡元素，還包含有 f 區內過渡元素（鑭系元素、錒系元素），由于新增加的電子填入外數第三層的（ｎ－ 2）f 軌道上，對核電荷的抵消作用比填入次外層的（ｎ－ 1）
d 軌道更大，有效核電荷的變化更小。因此 f 區元素從左向右原子半徑減小的幅度更小。這就是鑭系收縮。由于鑭系收縮的影響，使鑭系后面的各過渡元素的原子半徑都相應縮小，致使同一副族的第 5、周期過渡元素的原子半徑非常接近。這就決定了 Zr 與 Hf、Nb 與 Ta、Mo 與 W 等在性質上極為相似，難以分離。
在特長周期中，主族元素、d 區元素、ds 區元素的原子半徑的變化規律同長周期的類似。
⑷同族元素原子半徑的變化
在主族元素區內，從上往下，盡管核電荷數增多，但由于電子層數增多的因素起主導作用，因此原子半徑顯著增大。
副族元素區內，從上到下，原子半徑一般只是稍有增大。其中第 5 與第 6 周期的同族元素之間原子半徑非常接近，這主要是鑭系收縮所造成的結果。
1-8-2 電離能
元素的第一電離勢越小，表示它越容易失去電子，即該元素的金屬性越強。因此，元素的第一電離勢是該元素金屬活潑性的一種衡量尺度。
電離勢的大小，主要取決于原子核電荷、原子半徑和原子的電子層結構。由上圖可見元素第一電離勢的周期性變化。
⑴在每一周期中，在曲線各最高點的是稀有氣體元素，它的原子具有穩定的 8 電子結構，所以它的電離勢最高。而在曲線各最低點的是堿金屬元素，它們的電離勢在同一周期中是最低的，表明它們是最活潑的金屬元素。各周期其它元素的電離勢則介于這兩者之間。在同一周期中由左至右，隨著原子序數增加、核電荷增多、原子半徑變小，原子核對外層電子的引力變大，元素的電離勢變大。元素的金屬性慢慢減弱，由活潑的金屬元素過渡到非金屬元素。
⑵在每一族中自上而下，元素電子層數不同，但最外層電子數相同，隨著原子半徑增大，電離勢變小，金屬性增強。在ⅠＡ族中最下方的銫有最小的第一電離勢，它是周期系中最活潑的金屬元素。而稀有氣體氦則有最大的第一電離勢。
⑶某些元素其電離勢比同周期中相鄰元素的高，是由于它具有全充滿或半充滿的電子層結構，穩定性較高。例如 N、P、As（具有半充滿的軌道），Zn、Cd、Hg（具有全充滿的(n-1)dns 軌道）。
1-8-3 電子親合能
當元素處于基態的氣態原子得到一個電子成為負一價陰離子時所放出的能量，稱為該元素的電子親合勢。元素的電子親合勢越大，表示它的原子越容易獲得電子，非金屬性也就越強。活潑的非金屬元素一般都具有較高的電子親合勢。
由于電子親合勢的測定比較困難，目前元素的電子親合勢數據不如電離勢數據完整，但從上面已有的數據仍不難看出，活潑的非金屬具有較高的電子親合勢，而金屬元素的電子親合勢都比較小，說明金屬在通常情況下難于獲得電子形成負價陰離子。
在周期中由左向右，元素的電子親合勢隨原子半徑的減小而增大，在族中自上而下隨原子半徑的增大而減小。但由上表可知，ⅥＡ和ⅦＡ族的頭一個元素（氧和氟）的電子親合勢并非最大，而分別比第二個元素（硫和氧）的電子親合勢要小。這一反常現象是由于氧、氟原子半徑最小，電子密度最大，電子間排斥力很強，以致當加合一個電子形成負離子時，放出的能量減小。
1-8-4 電負性
元素的電離勢和電子親合勢都是只從一個方面反映了某原子得失電子的能力，只從電離勢或電子親合勢的大小來衡量金屬、非金屬的活潑性是有一定局限性的。實際上元素在形成化合物時，有的元素的原子既難于失去電子，又難于獲得電子，如碳、氫元素等。因此在原子相互化合時，必須把該原子失去電子的難易程度和結合電子的難易程度統一起來考慮。因此把原子在分子中吸引電子的能力叫做元素的電負性。
由上表可見元素的電負性呈現周期性變化。在同一周期中，從左到右，隨著原子序數增大，電負性遞增，元素的非金屬性逐漸增強。在同一主族中，從上到下電負性遞減，元素的非金屬性依次減弱。副族元素的電負性沒有明顯的變化規律。
在周期表中，右上方氟的電負性最大，非金屬性最強，左下方銫的電負性最小，金屬性最強。一般來說，金屬元素的電負性在 ~2.0 以下，非金屬元素的電負性在 ~2.0 以上。根據元素電負性的大小，可以衡量元素的金屬性和非金屬性的強弱，但應注意，元素的金屬性和非金屬性之間并沒有嚴格的界限。
1-8-5 氧化態
元素的氧化數與原子的價層電子構型或者說與價電子數有關。
⑴主族元素的氧化數
在主族元素原子中，僅最外層的電子（即價電子）能參與成鍵，因此主族元素（氧、氟除外）的最高氧化數等于其原子的全部價電子數，還等于相應的族數。主族元素的氧化數隨著原子核電荷數遞增而遞增。呈現周期性的變化。⑵過渡元素的氧化數
從ⅢＢ～ⅦＢ族元素原子的價電子，包括最外層的 s 電子和次外層的 d 電子都能參與成鍵，因此元素的最高氧化數也等于全部價電子數，亦等于族數。下面以第 4 周期的元素為例：從ⅢＢ～ⅦＢ族過渡元素的最高氧化數，隨著原子核電荷數遞增而遞增，呈現周期性變化。ⅡＢ族元素的最高氧化數為 +2，ⅠＢ族和第Ⅷ族元素的氧化數變化不很規律。
第 2 章 分子結構
[ 教學要求 ] ．掌握離子鍵和共價鍵的基本特征和它們的區別。．掌握價鍵理論，雜化軌道理論。．掌握分子軌道理論的基本內容。．了解分子間作用力及氫鍵的性質和特點。
[ 教學重點 ] 1 ． VSEPR 2 ． VB 法． MO 法
[ 教學難點 ] MO 法
[ 教學時數 ] 8 學時
[ 主要內容 ] ．離子鍵：離子鍵的形成、離子的特征（電荷，半徑，構型）．共價鍵：價鍵理論－電子配對法（本質，要點，飽和性，方向性，類型 σ 鍵、π 鍵）。．雜化軌道理論：雜化軌道理論的提出，雜化軌道理論的基本要點，雜化軌道的類型同核： H2、He、O2、F2、N2 ；異核： NO、HF。．共價鍵的屬性：鍵長，鍵角，鍵能，鍵級。．分子間的作用力和氫鍵。
[ 教學內容 ]
2-1 化學鍵參數和分子的性質
分子結構的內容是：分子組成、分子空間結構和分子形成時的化學鍵鍵參數：用各種不同的化學量對化學鍵的各種屬性的描述。
鍵能：在 101.3KPa，298K 下，斷開 1molAB 理想氣體成 A、B 時過程的熱效應，稱 AB 的鍵能，即離解能。記為△ H ° 298（AB）
A ─ B(g)=A(g)+B(g)△ H° 298（AB）
鍵能的一些說明：
對雙原子分子，鍵能即為離解能，對多原子分子，鍵能有別于離解能。同種化學鍵可能因環境不同鍵能有很大差異。對同種化學鍵來說，離解產物的穩定性越高，鍵能越小。產物的穩定性可以從電荷的分散程度、結構的穩定性來判斷。
鍵能越大鍵越穩定，對雙原子分子來說分子就越穩定或化學惰性。
成鍵原子的半徑越小，其鍵能越大，短周期中的元素的成鍵能力與其同族元素長周期的相比鍵能肯定要大得多。在同一周期中，從左到右原子半徑減小，可以想見其成鍵能力應增大。但 F-F、O-O、N-N 單鍵的鍵能反常地低，是因為其孤電子對的斥力引起。
一般單鍵鍵能不如雙鍵鍵能，雙鍵鍵能不如叁鍵鍵能。但雙鍵和叁鍵的鍵能與單鍵鍵能并無簡單的倍數關系。一般來說，原子間形成的第一個鍵最穩定，第二個鍵次之，第三個鍵最小，若有第四個鍵則更小。
對雙原子分子間形成的鍵：同核雙原子分子同族元素從上到下鍵能下降，因為原子半徑增大而成鍵能力下降；異核雙原子分子在核間距一樣（或幾乎一樣）時，電負性相差越大，鍵越穩定。
雙原子分子可用生成熱求得鍵能；多原子分子可用鍵能近似求得反應熱。
H2O(g)=H(g)+OH(g)D(H-OH)=500.8KJ/mol OH(g)=H(g)+O(g)D(H-O)=424.7KJ/mol HCOOH(g)=HCOO(g)+H(g)D(HCOO-H)=431.0KJ/mol D(NH2-H)=431 D(NH-H)=381 D(N-H)=360
若一個原子與多個相同原子形成多個化學鍵則一般有 : D1 >D2 >D3 >…>Dn , 但說到鍵能則是其平均值。鍵長
鍵長：成鍵兩原子的核間的平衡距離。
之所以用平衡距離是因為分子處于振動之中，核間距離在不斷變化之中。原子核間距離越短，化學鍵越穩定。
鍵長也受環境影響 , 一般來說 , 成鍵原子環境電負性越強鍵越短。
F3Si-Cl d=200pm H3Si-Cl d=205pm H2ClSi-Cl d=202pm Cl3Si-Cl d=201pm 3 鍵角
鍵角：同一分子中鍵與鍵的夾角。
鍵角與成鍵原子的成鍵軌道有關，在成鍵軌道確定時還決定于成鍵原子的價層電子鍵角用于說明分子的空間結構，對分子的性質尤其是物理性質有推導作用。過小的鍵角（~90)意味著分子張力大，穩定性下降。鍵的極性
由于成鍵兩原子的正負電荷中心不重合而導致化學鍵的極性。正負電荷重心不重合的化學鍵稱極性鍵。
正負電荷重心重合的化學鍵叫非極性鍵。
一般來說，對同原子形成的化學鍵，若其所處環境相同，則形成非極性鍵，異原子形成 化學鍵則肯定是極性鍵。離子鍵是最強的極性鍵。對共價鍵來說，極性越大，鍵能越大。分子的性質
分子的極性是由化學鍵的極性引起，組成分子的化學鍵若都無極性，則分子肯定無極性；而若組成分子的化學鍵有極性，則要看分子的結構情況以判斷有無極性，若整個分子的正負電荷重心得合則無極性，否則有極性。
分子極性的大小用偶極矩來衡量： μ=q.d 其中 q 為點電荷，單位為庫侖； d 為點電荷間距離，單位是 m,μ 為偶極矩，單位是 C.m。
對雙原子分子來說，點電荷間的距離就是核間距。偶極矩和核間距均可由實驗測得，故可推出其離子性大小。
電負性差值越大，極性越大，雙原子分子的偶極矩越大；雖然偶極矩還與核間距有關，但核間距起次要作用。CO 的偶極矩特殊。分子的磁性
任何物質都會產生一個反抗外磁場的磁場，也即抗磁性。
某些有成單電子的物質來說，除了產生抗磁性外，成單電子還會沿著外磁場產生一個順磁場，且產生的這個磁場比抗磁場要大得多，所以表現為順磁性，這類物質稱順磁性物質。無成單電子，則只有抗磁性而無順磁性，這類物質稱抗磁性物質。
不論抗磁性物質還是順磁性物質，當外磁場消失時，其誘導磁場消失。
而另有一類物質，在外磁場作用下產生比一般的順磁性要大得多的磁場，且在外磁場消失時，而誘導磁場不完全消失，即有記憶，這類物質稱為鐵磁性物質。
分子的磁性
對順磁性物質而言，其產生的磁矩如果只考慮純自旋貢獻，不考慮軌道貢獻和旋軌道偶合時有如下關系：
2-2 離子鍵
化學反應的發生在能量上肯定有利。離子化學物形成必然伴隨電子得失，只有活潑的金屬和活潑的非金屬之間可形成離子鍵。
離子型化合物形成過程中最重要的能量變化──晶格能
玻恩哈伯循環舉例
△fH NaCl =-411KJ/mol S=106.5 D=247 I=495
E A =-376 △ H 1 =-526 △ H 2 =-243
△fH NaCl =S+D/2+I+EA+△H1+△HU =△H1+△H2
晶格能
從玻恩/(r + +r/d2 離子從無限遠處靠近形成離子晶體而作的功。離子鍵包括同號離子間的斥力和異號離子間的引力。
陰陽離子不可能無限靠近，離子的核外電子以及原子核間都有強烈相互作用，最后在一適當距離達到平衡，即斥力和引力相等。
離子鍵的特征
因離子的電荷是球形對稱的，故只要空間條件允許，可盡可能多地吸引異號電荷的離子，離子鍵沒有飽和性。在離子晶體中，每個正離子吸引晶體內所有負離子，每個負離子也吸引所有正離子。
異號離子可沿任何方向靠近，在任何位置相吸引，故離子鍵沒有方向性。
不可能有 100% 的離子鍵 ；成鍵原子電負性差值越大，離子鍵成分越高。離子鍵成分超過 50% 的化學鍵為離子鍵，此時電負性相差約為 1.7。含離子鍵的化合物為離子化合物。離子鍵百分數和離子鍵強弱是兩碼事，與化學鍵的強弱也無直接關系。
2-3 共價鍵
Lewis,G.N.原子價的電子理論，分子趨向于形成共用電子對來滿足 8e 結構
Heitler,W.和 London,F 應用量子力學處理 H2，Pauling,L 發展這一成果，創立了現代價鍵理論： Valence Bond Theory(VBT)。
Milliken 和 Hund,F 也應用量子力學，從另一角度出發，處理了 H2+ 而創立了分子軌道理論： Molecular Orbital Theory(MOT)。現代價鍵理論
成鍵兩原子必須有能量較低的成單電子；
成鍵時成單電子必須自旋方向相反，在核間電子云密度最大形成穩定化學鍵；
共價鍵有飽和性，成單電子的數目就是成鍵數目；
共價鍵有方向性，沿軌道方向重疊可產生最大重疊，形成的鍵最穩定；在所有軌道中只有 s 軌道無方向性，只有 s 軌道之間形成的鍵無方向性。
化學鍵
σ 鍵 ：沿電子云最大方向頭碰頭重疊而形成的化學鍵。頭碰頭方式重疊是最有效的重疊，故形成的化學鍵最穩定。S 軌道無方向性，故有 s 軌道參與形成的化學鍵一定是 σ 鍵。
π 鍵 ：成鍵兩原子在已形成 σ 鍵 的情況下其它軌道不可能再以頭碰頭方式重疊，可以肩并肩方式重疊形成 π 鍵。肩并肩重疊不如頭碰頭重疊有效，故 π 鍵穩定性一般不如 σ 鍵。π 鍵是兩原子間形成的第二、第三鍵。
S 軌道只參與形成 σ 鍵一種，p 軌道可以形成 σ 鍵 和 π 鍵兩種鍵，d 軌道可以形成 σ 鍵、π 鍵和 δ 鍵三種鍵，f 軌道能否成鍵尚未有定論。
σ 鍵和 π 鍵
軌道的雜化
Pauling 指出，原子軌道在成鍵時并不是其原型，而是將參與成鍵的幾個軌道重新組合成數目相同的等價（簡并）軌道，這個過程稱雜化。只有能量相近的軌道才能進行雜化 ；
雜化后的軌道形狀和能量完全一樣，但方向不同；雜化前后軌道總數目不變；雜化以后的軌道電子云更加集中在某一方向上，故其成鍵能力強于未雜化的軌道。雜化軌道只能填充孤電子對或 σ 鍵上電子；雜化是原子成鍵前的軌道行為，與該原子的價層電子數目無關。
雜化類型
雜化的幾點說明
雜化類型決定于成鍵中心原子的價軌道和成鍵時的方式。如價軌道為 1s，則因只有一個軌道故談不上雜化，價軌道為 ns np，則有四個軌道，最多可有四個軌道參與雜化最多形成四個 σ 鍵，若價軌道為 ns np nd 或(n-1)d ns np，則可多于四個軌道參與雜化；價軌道指明了最多可雜化的軌道數目。若中心原子與其它同一原子形成多個化學鍵，只有一個鍵是由雜化軌道形成的，其它成鍵軌道須從價軌道中扣除。雜化軌道只用于形成 σ 鍵或孤電子對。
若中心原子的價電子數目多于價軌道時形成不等性雜化，即部分價電子以孤電子對進入雜化軌道。此類雜化一般只發生在中心原子價軌道為四個時
若以不等性雜化方式成鍵，則成鍵鍵角會發生變化，其規律如下：
孤電子對(lone pair)只受中心原子約束故電子云伸展范圍大；成鍵電子對(bonding pair)受兩個原子約束電子云伸展區域小。故電子對斥力相對大小為： lp-lp>lp-bp>bp-bp
lp,bp 之間的作用結果使 lp-lp 之間的夾角大于 lp-bp 之間夾角，而后者又大于 bp-bp 之間的夾角。
若與中心原子成鍵的原子電負性大，其電子云密度也高，對其它成鍵原子的排斥也大，故鍵角也相應增大；若有部分原子形成 π 鍵也相當于增大電子云密度，故鍵角也會增大。
2-4 分子軌道理論簡介
組成分子的所有原子軌道包括價軌道和非價軌道都并入分子軌道，且在形成分子軌道之前進行重新組合。
組合后的分子軌道與原子軌道相比，總數量完全相同，大致一半能量升高形成反鍵分子軌道，另一半能量降低形成成鍵分子軌道，有時還有少量原子軌道找不到對稱性匹配的其它原子軌道與之組合則形成非鍵分子軌道，非鍵分子軌道基本上仍保留原原子軌道特點（能量、波函數）。
分子軌道就象一個原子的原子軌道一樣在能量上不同按能級由低到高的順序依次排列，但表示符號已變為 σ、π、δ… 替代原子軌道的 s、p、d、f…。分子軌道也用波函數來表示。
原子軌道要組合成低能量的分子軌道須滿足三原則：
對稱性匹配原則：參與組合的原子軌道必須在取向上滿足一定要求才能組合成有效的分子軌道，否則只能形成非鍵分子軌道即不參與組合直接成為分子軌道。參與組合的原子軌道通常只有三種對稱性即 σ 對稱性、π 對稱性和 δ 對稱性，其中最后者不常見。
能量相近原則：能量越近，組合后的成鍵軌道比原軌道能量降低得越多，反鍵軌道比原軌道能量升高得越多。因價軌道組合后得到的高能反鍵軌道常常無電子填充，故這種組合最為有效。
最大重疊原則：新的分子軌道中，成鍵軌道占用率總是高于反鍵軌道的，最大重疊是指形成的成鍵軌道尤其是由價軌道形成的成鍵軌道在原子間電子云密度最大。
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，保里不相容原理和洪特規則。
填充電子后的分子若其成鍵軌道上的電子總數大于反鍵軌道上的電子總數則分子可以形成，否則不穩定。成鍵軌道上和反鍵軌道上的電子數差除 2 即為鍵級。
共價鍵的穩定性首先與參與鍵的原子有關，原子間的電負性差越大形成的共價鍵一般越穩定；原子的原子半徑越小形成的共價鍵也越穩定。還與原子參與組合的價軌道有關（對稱性），σ 對稱性穩定性一般高于 π，而 π 又高于 δ。
若分子組成相似而且價軌道上填充的電子總數相同，這些分子稱為等電子體。等電子體一般有相似的結構。
分子軌道理論舉例
同核雙原子分子： H2+ ,Li2 , Be2 , B2 , C2 , N2 , O2 , F2。同核雙原子分子總可以找到對稱性匹配且能量相近甚至一樣的原子軌道，故只有成鍵軌道和反鍵軌道而無非鍵軌道。第二周期元素同核雙原子分子軌道能級為： σ 1s , σ 1s * , σ 2s , σ 2s * , σ 2p , 2π 2p , 2π 2p * , σ 2p * …（Li,Be,O,F）或σ 1s , σ 1s * , σ 2s , σ 2s * , 2π 2p , σ 2p , 2π 2p * , σ 2p * …(B,C,N)
異核雙原子分子： BN，CO，HF。
等電子體 CH4 , NH4+ , CCl4;NH2-, H2O, H2F+。
異核或多核分子中可能沒有非鍵軌道，也可能有一定數量的非鍵軌道。如 HF 中只有一個成鍵軌道和一個反鍵軌道其余都是非鍵軌道，而 CO 中無非鍵軌道。
2-5 金屬鍵和鍵型過渡
金屬能導電，說明金屬中有自由移動的電子，而金屬的價層電子數一般少于 4，一般為 1~2 個，在金屬晶體中，原子的配位數卻達 8 或 12，顯然，不可能形成 8 或 12 個普通化學鍵。
自由電子理論 : 金屬的電負性小，容易失去價層電子，而形成正離子。在金屬晶格結點上排列的金屬原子和正離子是難以移動的，只能在其平衡位置振動，從金屬原子上脫下的電子在整個晶體中運動，將整個晶體結合在一起。金屬鍵可看成是許多原子共用許多電子而形成的特殊共價鍵，只不過該共價鍵沒有方向性，也沒有飽和性。
金屬能帶理論
用分子軌道理論處理金屬鍵，把整個金屬晶體看成的一個大分子，則所有能量相近的原子軌道要參與組合，由于參與組合的原子軌道極多且能量一樣（合金中能量相近），故組合后的分子軌道在能量間隔上相差極小，甚至產生能量重疊。當然最有意義的是價軌道的這種組合。
滿帶：電子填滿的能帶
導帶：部分填充電子的能帶。
禁帶：滿帶與導帶間的能量間隔。
滿帶與導帶重疊則為導體；滿帶與導帶不重疊但禁帶寬度（能級差）小于 3eV 為半導體；禁帶寬度一般大于 5eV 為絕緣體。
鍵型過渡
原子之間盡可能多地成鍵，成鍵種類無非是離子鍵、共價鍵和金屬鍵。但一般的化學鍵很少是單純是三種鍵的一種，而是混合型。因為只有 100% 的共價鍵而無 100% 離子鍵，故共價鍵成份總是存在的。由于元素的電負性差值在變，故其離子成分也變，鍵型由 100% 的共價型轉向離子型（離子成份 >50%），若是金屬間形成化學鍵，典型的共價鍵即成為金屬鍵，也向離子鍵過渡。在一個化合物中，不同原子間的化學鍵可能有很多種，如： Cu(NH3)4SO4 中就有離子鍵和共價鍵（配位鍵）。
2-6 分子間作用力
分子間作用力由范德華（Van der Waals)提出，又稱范德華力，按作用力的產生原因分三種力：取向力、誘導力、色散力。
取向力(orientation forces)：極性分子之間偶極的定向排列而產生的作用力 , 又稱 Keesom 力。
取向力特點：
只有極性分子之間才會產生。分子偶極越大，取向力越大。在極少數極強極性的分子間中它才是最主要分子間力，如 H2O、HF 中；一般是次要的作用力。
誘導力（induction forces)：極性分子誘導其它分子產生偶極（非極性分子）或附加偶極（極性分子）。誘導出的偶極再定向排列而產生的作用力。又稱 Debye 力。
誘導力特點：
只有極性分子存在才會產生。極性分子極性越大，誘導力越大，被誘導分子的變形性越大，誘導力越大。誘導能力強的分子其變形成性往往越差，而變形性強的分子其誘導能力又差。故誘導力絕不是分子間的主導作用力，永遠產很次要的作用力。
色散力（dispersion forces)：分子中電子和原子核的瞬間位移而產生瞬間偶極，瞬間偶極的作用只能產生于相鄰分子間，這種相互吸引便是色散力。又稱 London 力。
色散力特點：
任何分子間均有色散力。分子 變形性 越大，色散力越大。分子量越大，色散力越大，重原子形成的分子色散力大于輕原子形成的分子的色散力。除極少數極性極強的分子外，色散力是分子間的主流作用力。
分子間力特點：
作用力遠不如化學鍵，一般 <40KJ/mol，比化學鍵小 10~100 倍。
分子間力的作用距離在數百 pm，比化學鍵作用距離長。且因為是電荷作用，故無飽和性，而且色散力還無方向性。對大多數分子色散力是主要的，故一般用色散力的大小便可判斷其分子間力的大小。
分子間作用力對物質的熔點沸點、溶解度，表面吸附等起作用。
2-7 氫 鍵
氫鍵的形成條件：
必須是含氫化合物，否則就談不上氫鍵。
氫必須與電負性極大的元素成鍵，以保證鍵的強極性和偶極電荷。
與氫成鍵的元素的原子半徑必須很小。只有第二周期元素才可。
與氫形成氫鍵的另一原子必須電子云密度高，即需有孤電子對，且半徑小，以保證作用距離較近。
氫鍵的特點
一般是靜電作用，但它有方向性，即孤電子對的伸展方向。一般情況下也有飽和性，即氫與孤電子對一一對應。
作用力一般在 40KJ/mol 左右，比化學鍵低一個數量級，但某些情況下氫鍵可能轉化為化學鍵。氫鍵強于分子間作用力。
要想形成強氫鍵，一般要求氫與 N、O、F 三元素之一形成化學鍵。
氫鍵的強弱與跟它成鍵的元素電負性和半徑大小有關，電負性越大，氫鍵越強，原子半徑越小，氫鍵越強。鍵極性越大，氫鍵越強，負電荷密度越高，氫鍵越強。
氫鍵有分子間氫鍵和分子內氫鍵。分子間氫鍵相當于使分子量增大，色散力增大，故熔沸點升高，極性下降，水溶性下降；分子內氫鍵未增大分子量，卻使分子極性下降，故熔沸點下降，水溶性也下降。
第 3 章 晶體結構
[ 教學要求 ] ．了解晶體與非晶體的區別，掌握晶體的基本類型及其性質特點。．了解離子極化的基本觀點及其對離子化合物的結構和性質變化的解釋。．了解晶體的缺陷和非整比化合物。
[ 教學重點 ] 1 ．晶胞 ．各種類型晶體的結構特征．離子極化
[ 教學難點 ] 晶胞的概念
[ 教學時數 ] 4 學時
[ 主要內容 ] 1 ．晶體的基本知識．離子鍵和離子晶體．原子晶體和分子晶體．金屬鍵和金屬晶體 ．晶體的缺陷和非整比化合物．離子極化
[ 教學內容 ] 3-1 晶體 3-1-1 晶體的宏觀特征
晶體有一定規則的幾何外形。不論在何種條件下結晶，所得的晶體表面夾角（晶角）是一定的。晶體有一定的熔點。晶體在熔化時，在未熔化完之前，其體系溫度不會上升。只有熔化后溫度才上升。
3-1-2 晶體的微觀特征
晶體有各向異性。有些晶體，因在各個方向上排列的差異而導致各向異性。各向異性只有在單晶中才能表現出來。晶體的這三大特性是由晶體內部結構決定的。晶體內部的質點以確定的位置在空間作有規則的排列，這些點本身有一定的幾何形狀，稱結晶格子或晶格。每個質點在晶格中所占的位置稱晶體的結點。每種晶體都可找出其具有代表性的最小重復單位，稱為單元晶胞簡稱晶胞。晶胞在三維空間無限重復就產生晶體。故晶體的性質是由晶胞的大小、形狀和質點的種類以及質點間的作用力所決定的。
3-2 晶胞
3-2-1 晶胞的基本特征平移性
3-2-2 布拉維系
十四種不拉維格子
類 型
說 明
單位平行六面體的三對面中 有兩對是矩形，另一對是非矩形。兩對矩單斜底心格子（N）形平面都垂直于非矩形
平面，而它們之間的夾角為β，但∠β≠ 90°。a0
≠ b0 ≠ c0，α = γ =90°，β≠ 90°
屬于正交晶系，單位平行六面體為長、寬、高都不 等的長方體，單位正交原始格子（O）
平行六面 體參數為： a0 ≠ b0 ≠ c0 α = β = γ =90 ° 屬于正交晶系，單位平行六 面體為長、寬、高都不等的長方 體，單位正交體心格子（P）
平行六面體參數為： a0 ≠ b0 ≠ c0 α = β = γ =90 ° 屬于正交晶系，單位平行六面體為長、寬、高都不 等的長方體，單位正交底心格子（Q）
平行六面 體參數為： a0 ≠ b0 ≠ c0 α = β = γ =90 ° 屬于正交晶系，單位平行六面體為長、寬、高都不 等的長方體，單位正交面心格子（S）
平行六面 體參數為： a0 ≠ b0 ≠ c0 α = β = γ =90 ° 屬于等軸晶系，單位平行六 面體是一個立方體。單位平行六 面體參數立方體心格子（B）
為： a0 = b0 = c0 α = β = γ = 90 ° 立方面心格子(F)屬于等軸晶系，單位平行六面體是一個立方體。位平行六面體參數為： a0 = b0 = c0 α = β = γ = 90° 屬于四方晶系，單位平行六面 體為橫截面為正方形的四方柱。規 定柱四方原始格子（T）
面相交的棱 c0，單位平行六面 體參數為： a0 = b0 = c0 α = β = γ = 90 ° 屬于四方晶系單位平行六面 體為橫截面為正方形的四方柱。規定柱面四方體心格子（U）
相交的棱 c0，單位平行六面體參數為： a0 = b0 = c0 α = β = γ = 90 °
對應于六方晶系的空間六方格子。單位平行六面體底面為菱形的柱體。立方和三方原始格子 菱形交角為 60o 和 120 o，如果把三個單位平行六面體拼起來，底面就(H)成六邊形，柱面的交棱就是六次軸方向。單位平行六面體參數為： a0 ≠ b0 ≠ c0，α = β =90 o，γ =120 o
屬于三方晶系，單位平行六面體相當于立方體 在 4L3 中的一個 L3 三方菱面體格子（R）方向被
拉長或壓縮，使立方體變 成菱面體。單位平行六面 體參數為：
a0 = b0 = c0 α = β = γ≠ 90 °、60 °、109 °28 ′16 ″
單斜平行六面體是三 條棱不相等，三對面互相 間不垂直的斜平行六面三斜原是格子（Z）
體。單位平行六面體參數為： a0 ≠ b0 ≠ c0，α≠β≠γ≠ 90o
單位平行六面體的三對面中 有兩對是矩形，另一對是非矩形。兩對矩單斜原始格子（M）形平面都垂直于非矩形平面，而它們之間的夾角為β，但∠β≠ 90。a0
≠ b0 ≠ c0，α = γ =90 °，β≠ 90 °
立方原始格子 屬于等軸晶系，單位平行六 面體是一個立方體。單位平行六 面體參數為： a0 = b0 = c0 α = β = γ = 90 °
3-2-3 晶胞中原子的坐標與計算
3-2-4 素晶胞與復晶胞
素晶胞，符號 P，是晶體微粒空間中的最小基本單元。
復晶胞是素晶胞的多倍體。
3-3 點陣·晶系（選學內容）
3-4 金屬晶體
作用力的大小由金屬鍵的強弱來決定；主族同族從上到下金屬鍵減弱，從左到右金屬鍵增強，副族從上到下金屬鍵增強（II B 除外），從左到右視 d 電子成鍵情況先增強而后減弱。
金屬鍵的強弱可直接由金屬的升華熱得出。定性的判斷則由成鍵軌道、成鍵半徑、成鍵數目來判斷。
特點：熔沸點高，不溶于水，硬度大，導電性一般很好，延展性也一般很好。
金屬晶體的結構─緊密堆積
金屬鍵是無方向性也無飽和性的，故金屬原子總是與盡量多的其它金屬原子結合。金屬原子的配位數 都很高。
金屬有三種緊密堆積方式：
ABABAB......: 六方緊密堆積 12 74.05% ABCABC......： 面心立方緊密堆積 12 74.05% ABABAB …..: 體心立方緊密堆積 8 68.02%
六立密堆積和面心立方密堆積的空間點有率和金屬原子成鍵數相同，故穩定性相近，容易互相轉化。堆積方式影響密度。
在堆積方式中，六方和面心立方堆積方式可以形成四面體空穴和八面體空穴，比例為 2 ： 1，而體心立方堆積方式只形成八面體空穴。
3-5 離子晶體
離子鍵無方向性，也無飽和性，故在離子周圍可以盡量多地排列異號離子，而這些異號離子之間也存在斥力，故要盡量遠離。離子半徑越大，周圍可容納的異號離子就越多，另一方面，異號離子的半徑越小，可容納的數目也越多。故離子的配位數與陰陽離子的半徑比有關。而正離子半徑一般比負離子半徑要小，僅有極個別除外(如 Cs+ 的半徑比 F-的大)。故離子晶體的配位數既與陽離子半徑大小有關，又與陰離子半徑大小有關，即決定于陽陰離子半徑之比。因陰離子半徑幾乎總是大于陽離子半徑，故配位數與陽離子半徑大小關系密切，陽陰離子半徑之比越大，配位數越高。
最常見的五種類型的離子晶體是 NaCl 型、CsCl 型、ZnS 型、CaF 2 型、TiO2 型。
NaCl CsCl ZnS CaF2 TiO陰離子配位數 6 8 4 4 3
陽離子配位數 6 8 4 8 6
晶體類型的描述
NaCl 型：晶胞為面心立方；陰陽離子均構成面心立方且相互穿插而形成；每個陽離子周圍緊密相鄰有 6 個陰離子，每個陰離子周圍也有 6 個陽離子，均形成正八面體；每個晶胞中有 4 個陽離子和 4 個陰離子，組成為 1 ： 1。
CsCl 型：晶胞為體心立方；陰陽離子均構成空心立方體，且相互成為對方立方體的體心；每個陽離子周圍有 8 個陰離子，每個陰離子周圍也有 8 個陽離子，均形成立方體；每個晶胞中有 1 個陰離子和 1 個陽離子，組成為 1 ： 1。
ZnS 型：晶胞為立方晶胞；陰陽離子均構成面心立方且互相穿插而形成；每個陽離子周圍有 4 個陰離子，每個陰離子周圍也有 4 個陽離子，均形成正四面體；晶胞中有 4 個陽離子和 4 個陰離子，組成為 1 ： 1。
CaF2 型：立方晶胞；陽離子構成面心立方點陣，陰離子構成空心立方點陣，陰離子處于陽離子形成的 8 個正四面體空穴中（1/8 晶胞）；每個陽離子周圍有 8 個陰離子，每個陰離子周圍有 4 個陽離子；晶胞中有 4 個陽離子和 8 個陰離子，組成為 1 ： 2。
TiO2 型：四方晶胞；陽離子形成體心四方點陣，陰離子形成八面體，八面體嵌入體心四方點陣中；每個陽離子周圍有 6 個陰離子，每個陰離子周圍有 3 個陽離子；單位晶胞中有 2 個陽離子和 4 個陰離子，組成為 1 ： 2。
晶體結構與陰陽離子半徑比
對于簡單的純離子化合物，其晶體結構由陰陽離子半徑比決定：
r+ /r、I、CNS配合物中，配位體中沒有孤電子對，而是提供π電子形成σ配鍵，同時金屬離子（或原子）也提供電子，由配位體的反鍵空π * 軌道容納此類電子形成反饋π鍵。
一個配位體和中心原子只以一個配鍵相結合的稱為單齒(或單基)配位體。如 NH 3 等。一個配位體和中心原子以兩個或兩個以上的配鍵相結合，稱為多齒配體。例如：乙二胺為雙齒配位體，氨基三乙酸為四齒配位體
二、中心離子：中心離也有稱為配合物形成體的，一般是金屬離子，特別是過渡金屬離子。但也有中性原子做配合物形成體的。如 Ni(CO)4，Fe(CO)5 中的 Ni 和 Fe 都是電中性的原子。
如果雙齒配體的配位原子相鄰近，就不可能同與一個中心原子配位形成環狀物，它的配位原子可各個與一個中心原子成鏈，形成含有兩個中心原子的雙核配合物，如配體聯氨形成的配合物。還有些配體雖只有一個配位原子，但它卻具有不只一對孤對電子時，也可能鍵合兩個中心原子生成雙核配合物。聯結兩個配位原子的配體稱為橋聯配體或橋聯基團，簡稱橋基。如三價鐵離子在水溶液中，于適當濃度的 pH 值下可形成多核的配離子。
含有兩個或兩個以上中心原子的配合物，稱為多核配合物。在多核配合物中，中心原子除與配體結合外，金屬原子間還相互結合這樣的配合物稱為金屬簇配合物。
三、配位數：直接同中心原子（或離子）配位的配位原子的數目，為該中心原子(或離子)的配位數，一般中心原子(或離子)的位配數是 2，4，6，8(較少見)。如 [Co(NH3)6]Cl3 和 [Co(NH3)3H2O]Cl3 中 Co3+ 離子直接的配位配位原子，前者是 6 個氨分子中 6 個氮原子，后者為 5 個氮分子中的氮原子和 1 個水分子中的氧原子，所以配位數均 6。
在計算中心離子的配位數時，一般是先在配離子中確定中心離子和配位體，接著找出配位原子的數目。如果配位體是單齒的，那么配位體的數目就是該中心離子的配位數。例如在 [Pt(NH3)4]Cl2 和 Pt(NH3)2Cl2] 中的中心離子都是 Pt2+，而配位體前者是 NH3，后者是 NH3 和 Cl-。這些配位體都是單齒的，那么配位數都是 4。如果配倫體是多齒的，那么配位體的數目顯然不等于中心離子的配位數。如 [Pt(En)2]C12 中 En(代表乙二胺)是雙齒配位體，即每一個 En 有兩個氮原子同中心離子 Pt2+ 配位，因此Pt2+ 的配位數不是 2 而是 4。同理在 [Co(En)3]Cl3 中 Co3+ 的配位效不是 3 而是 6。應當著重指出，計算中心離了的配位數時，不能只看化合物的組成，更要看實際配位的情況，不能從表面觀察，冒然下結論。要根據實驗事實來確定配位數。Cs3CoCl5 表面上猛一看可能認為Co2+ 離子的配位數是為5，實際上它的化學實驗式經實驗確定為 Cs2[CoCl4]/FONT>CsCl，所以 Co2+ 離子的配位數是 4 而不是 5。
和元素的化合價一樣，原子的配位數也是可變的。配位數的大小決定于中心離子和配體的電荷，體積、電子層構型，以及配合物形成時的溫度和瓜物的濃度等。一般地講，相同電荷的中心離子的半徑越大，配位數就越大。如 A13+ 和 F-離子可以形成配位數為 6 的 [AlF 6 ]3-離子，而半徑小的 B3+ 就只能形成配位數為 4 的 [BF4]-離子。對同一種中心離子來說，配位數隨著配位體半徑的增加而減少，例如半徑較大的 C1-與 Al3+ 配合時，就只能形成配位數為4 的 [AlCl4]-離子。
中心離子的心電荷數增加和配位體電荷的減小，對于形成配位數較大的配合物都是有利的。例如 Ag+ 的電荷小于 Ag2+ 的電荷數，它們與 I-離子分別形成 [AgI2]-和 [AgI4]2-的配離子。
螯合物
螯合物也稱內配合物，它是由配合物的中心離子和某些合乎一定條件的同一配位體的兩個或兩個以上配位原子鍵合而成的具有環狀結構的配合物。所以，凡具有上述環狀結構的配合物不論它是中性分子還是帶有電荷的離子，都稱螯合物或內配合物。而中性的螯合物則稱為內配鹽。如 [Cu(acac)2 ]。
螯合物的每一環上有幾個原子就稱幾元環。
根據螯合物的形成條件，凡含有兩個或兩個以上能提供孤電子對的原子的配位體稱為螯合劑，因此，螯合劑為多齒配位體（也稱多基配位體）。
螯合物的穩定性和它的環狀結構(環的大小和環的多少)有關。一般來說以五元環、六元環穩定。多于五或六元環的配合物一般部是不穩定的，而且很少見。一個配位體與中心離子形成的五元環的數目越多，螯合物越穩定。如鈣離子與 EDTA 形成的螯合物中有五個五元環，因之很穩定。金屬螯合物與具有相同配位原子的非螯合配合物相比，具有特殊的穩定性。這種特殊的穩定性是由于環形結構形成而產生的。我們把這種由于螯合物具有的特殊穩定性稱為螯合效應。
如 [Ni(En)2]2+ 在高度稀釋的溶液中亦相當穩定。而 [Ni(NH3)6]2+ 在同樣條件下卻早已析出氫氧化鎳沉淀。
當螯合物與非螯合物的配位原子相同，配合物類型相似時，螯合效應主要是由熵值的增加所引起。
有必要指出一點：做為螯合物的配位體的螯合劑絕在多數是有機化合物，但也有極少數的無機化合物，如三聚磷酸鈉與鈣離子可形成螯合物。
由于 Ca2+，Mg2+ 離子都能與三聚磷酸鈉形成穩定螯合物，所以常把三聚磷酸鈉加入鍋爐水中，用以防止鈣、鎂形成難溶鹽沉淀，結在鍋爐內壁。
螯合物穩定性高，很少有逐級解離現象。且一般有特征顏色，幾乎不溶于水，而溶于有機溶劑。利用這些特點可以進行沉淀溶劑萃取分離，比色定量等方面工作。
4-1-4 配合物的命名
配合物的命名服從一般無機化合物的命名原則。如果配合物的酸根是一個筒單的陰離子，則稱某化某。如 [Co(NH3)4C12]Cl，則稱氯化二氯四氨合鈷(III)。如果酸根是一個復雜陰離子，則稱為某酸某。如 [Cu(NH3)4]SO4，則稱為硫酸四氨合銅(II)。若外界為氫離子，配陰離子的名稱之后用酸字結尾。如 H[PtCl3(NH3)]，稱為三氯氨合鉑(II)酸。它的鹽如 K [PtCl3(NH3)] 則稱三氯氨合鉑(II)酸鉀。
配合物的命名比一般無機化合物命名更復雜的地方在于配合物的內界。
處于配合物內界的配離子，其命名方法一般地依照如下順序：配位體數(不同配位體名稱之間以中圓點分開)中心離子名稱(加括號：用羅馬數字注明)。現具體舉例加以說明：．氫配酸和氫配酸鹽：
氫配酸的命名次序是：(1)酸性原子團，(2)中性原子團，(3)中心原子，(4)詞尾用氫酸，氫字也可以略去。
氫配酸鹽的命名順序同上，惟詞尾用酸而不用氫酸，酸字后面再加金屬名稱。．配陰離子化合物質命名次序是：（1）外界陰離子，（2）酸性原子團，（3）中性原子團，（4）中心原子。．中性配合物的命名次序是：(1)酸性原子團，(2)中性原子團：(3)中心原子。
若配離子中的配位體不止一種，在命名時配體列出的順序按如下規定：
在配位體中如既有無機配體又有有機配體。無機配體排在前，有機配體排列在后。
在有多種無機配體的有機配體時，先列出陰離子的名稱，后列出陽離子和中性分子的名稱。
同類配體的名稱，按配位原子元素符號的英文字母順序排列
同類配體中若配位原子相同，則將含較少原子數的配體排在前面，較多原子數配體列后。
若配位原子相同，配體中含原子的數目也相同，則按在結構式中與配位原子相連的原子的元素符號的字母順序排列。
配體化學式相同但配位原子不同按配位原子元素符號的字母順序排列。
4-2 配合物的異構現象與立體異構
4-2-1 結構異構
原子間連接方式不同引起的異構現象：鍵合異構，電離異構，水合異構，配位異構，配位位置異構配位體異構
(1)鍵合異構
[Co(NO2)(NH3)5]Cl2 硝基 黃褐色 酸中穩定
[Co(ONO)(NH3)5]Cl2 亞硝酸根 紅褐色 酸中不穩定(2)電離異構
[Co(SO4)(NH3)5]Br [Co Br(NH3)5](SO4)(3)水合異構
[Cr(H2O)6]Cl3 紫色
[CrCl(H2O)5]Cl2·H2O 亮綠色
[CrCl2(H2O)4]Cl · 2H2O 暗綠色
(4)配位異構 [Co(en)3][Cr(ox)3] [Cr(en)3][Co(ox)3](5)配位位置異構
(6)配位體異構
4-2-2 立體異構
? 空間幾何異構
? 旋光異構(自學內容)4-3 配合物的價鍵理論
自 1799 年塔爾特在實驗室制得第一個六氨合鈷（III）氯化物后的近百年中，很多科學家都力求對這種化合物的結構作出科學的解釋，但直到 1893 年瑞士年 26 歲的化學家維爾納才提出配位理論，成為配位化學的奠基人。維爾納因此而得到諾貝爾化學獎。該理論的要點為：
大多數元素表現有兩種形式的價鍵：主價和副價。
每一元素傾向于既滿足它的主價又要滿足于它的副價。
副價指向空間的確定位置。
維爾納理論的不足：
配位鍵形成的條件和本質是什么？
配位鍵既是一種共價鍵就應有方向性和飽和性，那么不同的配離子是否有不同的空間構型？它們的配位數和空間構型有什么關系？
不同的配離子，在氧化還原穩定性、熱穩定性和水溶液中的穩定性上，為什么具有顯著的區別？
為了說明這些現象的本質，必然要政治課助于新理論。前人從大量的配合物化學的感性材料中，提出不同的配合物化學鍵理論。但是我們應該看到，配合物中的化學鍵理論還很不完善，還有待于在實踐中豐富、檢驗。上前配合物中化學鍵理論最主要的有：（1）價鍵理論；（2）配位場理論；（3）分子軌道理論。
價鍵理論的核心是認為中心離子和配位原子都是通過雜化了的共價鍵結合的。
一、配位鍵的本質
我們知道配離子 [Ag(NH3)2]+ 是由中心離子 Ag+ 離子與配位體氨分子通過配位鍵結合而成的，而這種配位鍵的本質是：配離子的中心離子(或原子)，提供與配位數相同數目的空軌道，來接受配位體上的孤電子對而形成配位鍵。
在配離子中的配鍵亦可分為σ與 Fe 2+ 離子配位形成配離子時，CN離子中的孤對電子。
在 [Fe(H2O)6]2+ 配離子中，有四個末成對電子，稱為高自旋配離子；而 [Fe(CN)6]4-配離子中沒有不成對電子，可稱為低自旋配離子。
為了判斷一種配合物是高自旋型還是低自旋型，往往采用測定磁矩的方法。末成對電子較多，磁矩較大；末成對電子數少或等于零，則磁矩小或等于零。知道磁矩實驗值后，利用公式
即可求出末成對電子數 n，從而知道配合物為高自旋還是低自旋型，但要注意上公式僅適于第一過渡系列金屬離子形成的配合物，對第二三過渡系列的其它金屬離子的配合物一般是不適用的。
四、離域π鍵
如在 [Ni(CN)4]2-配離子中，Ni 2+ 離子具有 8 個d 電子，用 dsp2 雜化軌道，以容納 CN-離子中碳原子上的孤電子對，形成四個σ配位鍵，組成平面正方形的 [Ni(CN)4]2-配離子。在 [Ni(CN)4]2-配離子中的九個原子位于同一平面上，此時 Ni2+ 離子在形成σ配鍵外，還有空的 pz 軌道，可以和 CN 離子充滿電子的π z 軌道重疊，而形成 9 原子 8 電子的離域π鍵，因而增強了 [Ni(CN)4]2-配離子的穩定性。
近年來有些資科中是從反饋π鍵角度去解釋 [Ni(CN)4 ]2-配離子的穩定性： Ni2+ 離子提供電子，而配位體 CN-離子的反鍵π * 軌道接受電子而形成反饋π鍵。
價鍵理論的應用和局限性
價價理論的優點是化學鍵的概念比較明確，容易為化學工作者所接受。可用來：
一、解釋許多配合物的配位數和幾何構型。
二、可以說明含有離域π鍵的配合物，如配位體為氰離子的配離子，特別穩定。
三、可以解釋配離子的某些性質。如 [Fe(CN)6]4-配離子為什么比 [FeF6] 3-配離子穩定。利用價鍵理論可以較滿意地予以說明。兩種配離子的結構分別為； [Fe(CN)6]4-為低自旋型配離子，因之比較穩定。
價鍵理論雖然成功地說明配離子的許多現象，但它有不少局限性：
一、價鍵理論在目前的階段還是一個定性的理論，不能定量地或半定量地說明配合物的性質。如第 4 周期過鍍金屬八面體型配離子的穩定性，當配位體相同時常與金屬離子所合 d 電子數有關。共穩定性次序大約為： d 0 ＜ d 1 ＜ d 2 ＜ d 3 ＜ d 4 ＞ d 5 ＜ d6 ＜ d 7 ＜ d 8 ＜ d 9 ＞ d 10，價鍵理論不能說明這一次序。
二、不能解釋配合物的紫外光譜和可見吸收光譜以及紅外光譜。不能說明每個配合物為何都具有自己的特征光譜，也無法解釋過渡金屬配離子為何有不同的顏色。
三、很難滿意地解決夾心型配合物，如二茂鐵，二苯鉻等的結構。
四、對于 Cu(II)離子在一些配離子中的電子分布情況，不能作合理的說明。如 [Cu(H2O)4]2+ 配離子經 x 射線實驗確定為平面正方形構型，是以 dsp 3 雜化軌道成鍵。這樣 Cu 2+ 離子在形成 [Cu(H2O)4] 2+ 時，會有一個 3d 電子被激發到 4p 軌道上去。即這個 4p 電子容易失去，但 [Cu(H2O)4] 2+ 卻很穩定。因之，價鍵理論無法解釋這個事實。
為了彌補價鍵理論的不足，只好求助于配位場理論和分子軌道理論，以期能得到比較滿意的解釋。這些有關內容將在后續課本中予以討論。
4-4 晶體場理論
晶體場理論早在 1929 年由皮塞和范弗里克提出。
4-4-1 晶體場理論的基本要點
在配合物中，金屬離子與配位體之間的作用，類似于離子晶體中正負離子間的靜電作用，這種作用是純粹的靜電排斥和吸引，即不形成共價鍵；
金屬離子在周圍配位體的電場作用下，原來能量相同的五個簡并 d 軌道發生了分裂，分裂成能級不同的幾級軌道，往往使體系的總能量有所降低。
d 軌道能級的分裂
本來能量相等的五個簡并 d 軌道，此時分裂為兩級。一級是能量較高的 dy 2 和 dx 2-y 2 稱為 d y 或 e g 軌道；另一級是能量較低的 d xy、d xz、d yz 軌道，稱 d s 或 t 2g 軌道。
分裂能
d 軌道在不同構型的配合物中，分裂的方式和大小都不同。
三、晶體場穩定化能
4-4-2 晶體場理論的應用
配合物的磁性
第一過渡系 M 2+ 離子的水合熱
配合物的顏色
第 5 章 化學熱力學基礎
[ 教學要求 ] ．熟悉熱力學第一定律及其相關概念。．掌握化學反應熱效應；了解反應進度概念。．掌握熱化學方程式；反應熱、反應焓變的計算；蓋斯定律及有關計算；吉布斯能和化學反應方向的判斷。
[ 教學重點 ]
化學熱力學的四個狀態函數 — 熱力學能、焓、熵、自由能
[ 教學難點 ] 焓、熵
[ 教學時數 ] 8 學時
[ 主要內容 ] ． 化學熱力學的特點，體系和環境、敞開體系、封閉體系、孤立體系的概念、狀態和狀態函數、廣度性質和強度性質、等溫過程和等壓過程、絕熱過程、內能、熱和功。．熱力學第一定律；化學反應熱效應：等容化學反應熱和等壓反應熱的概念及關系、焓及焓變的概念及計算，化學反應進度概念，熱化學方程式，反應熱的計算：蓋斯定律及其應用、標準生成焓。．吉布斯能和化學反應的方向：自發過程及其特點、熵和熵變、標準熵變的計算、吉布斯能和自發過程關系、吉布斯 — 赫姆霍茲方程式；吉布斯能判斷反應的自發性，標準生成吉布斯能及其計算。
[ 教學內容 ]
5-1 化學熱力學的研究對象5-2 基本概念化學反應： ． 化學反應的方向、限度． 能量變化． 反應速率． 反應機理． 反應的控制
化學熱力學：
應用熱力學的基本原理研究化學反應，化學變化過程的能量變化問題
熱力學： 主要解決化學反應中的三個問題：
① 化學反應中能量是如何轉化；
② 化學反應的方向性；
③ 反應進行的程度。
動力學： 機理、反應的現實性和方向性
例：
熱傳遞： 高溫 → 低溫；
氣體擴散： 壓力大→ 壓力小；
溶液： 濃度大 → 濃度小
體系：作為研究對象的一部分物體，包含一定種類和一定數量的物質。． 敞開體系；． 封閉體系；． 孤立體系。
環境： 除體系以外的與體系密切相關的部分稱為環境
狀態及狀態函數 : 狀態是體系的總性質
1.由壓力、溫度、體積和物質的量等物理量所確定下來的體系存在的形式稱為體系的狀態
2.確定體系狀態的物理量稱為狀態函數
3.狀態函數的特點：狀態函數只與體系的始態和終態有關，而與變化的過程無關 P、V、T、n
過程與途徑
1.狀態變化的經過稱為 過程(恒溫、恒壓、恒容、絕熱過程）
2.完成過程的具體步驟稱為 途徑
3.狀態 1 → 狀態 2 ： 途徑不同，狀態函數改變量相同；
4.狀態一定時，狀態函數有一個相應的確定值。始終態一定時，狀態函數的改變量就只有一個唯一數值。
5.等壓過程： 壓力恒定不變 Δ P = 0 ； 等容過程： ΔV = 0 ； 等溫過程： Δ T = 0
廣度（容量）性質及強度性質
1.廣度（容量）性質： 與體系中物質的量成正比的物理量(體積、質量等)，∑ X = ∑ X i ；具有加和性。i=1
2.強度性質： 數值上不隨體系中物質總量的變化而變化的物理量（溫度、密度、熱容、壓力）。
熱力學第一定律，熱和功
1.熱： 體系與環境之間因溫度不同而交換或傳遞的能量稱為熱； 表示為 Q。
規定：體系從環境 吸熱 時，Q 為正值 ； 體系向環境 放熱 時，Q 為負值。
2.功： 除了熱之外，其它被傳遞的能量叫做功 表示為 W。
規定：環境對體系做功時，W 為正值； 體系對環境做功時，W 為 負值。
問題： 熱和功是否為狀態函數？
體積功： W = P ΔV 單位： J、kJ
熱和功不是狀態函數，不取決于過程的始、終態，而與途徑有關。
5-3 熱力學的四個重要狀態函數
熱力學能(內能)
體系內部一切能量的總和稱為體系的 熱力學能(U), 分子運動的 動能，分子間的位能以及分子、原子 內部所蘊藏的能量。
問題： U 是否為狀態函數？ ΔU 呢？
＊ U ： ① 絕對值無法確定；
② 體系狀態發生改變時，體系和環境有能量交換，有熱和功的傳遞，因此可確定體系 熱力學能的變化值。
△ U ：可確定。
●廣度性質，具有加和性，與物質的量成正比。
●體系與環境之間能量交換的方式
●熱和功的符號規定
熱力學第一定律：
Q、W
狀態（I）狀態（II）
U 1 U 2
U 2 = U 1 + Q + W
熱力學第一定律數學表達式：
ΔU = U 2 – U 1 = Q + W
● 熱力學第一定律： 能量具有不同的形式，它們之間可以相互轉化，而且在轉化過程中，能量的總值不變。
● Q 與 W 的正負號： 體系從環境 吸熱，Q 取＋ ；體系向環境 放熱，Q 取 － ；當 環境對體系做功時，W 取 ＋ ；反之，W 取 －。
例 1: 某封閉體系在某一過程中從環境中吸收了 50kJ 的熱量，對環境做了 30kJ 的功，則體系在過程中熱力學能變為：
Δ U 體系 =+50kJ+（-30kJ）= 20kJ 體系熱力學能凈增為 20kJ ；
問題： Δ U 環境 = ？
化學反應的熱效應(Q P Qv)、焓(H)1.反應熱（化學反應的熱效應）：
在化學反應過程中，當生成物的溫度與反應物的溫度相同，等壓條件下 反應過程中體系只做 體積功 而不做其它有用功時，化學反應中吸收或放出的熱量稱為化學反應的 熱效應。
2.焓（H）：
由熱力學第一定律： Δ U = Q + W
體系對外作功： W =p（V 2 –V 1）
ΔU = Q P + W = Q P – p（V 2 –V 1）
U 2 – U 1 = Q P – p（V 2 –V 1）
Q P =（U 2 + pV 2）W ∵ W =p（V 2 –V 1）
∴ Q P = Δ U + p Δ V = U 2 – U1 +p(V 2 –V 1)=（U 2 + pV 2）體系向環境放出熱量，放熱反應。
7.適用條件：
封閉體系，等溫等壓條件，不做有用功。
例 1 ：用彈式量熱計測得 298K 時，燃燒 1mol 正庚烷的 恒容 反應熱為11 =4807.12 +(-4)′ 8.314 ′ 298/1000=483.6 kJ × mol-1
r : reaction，Δ r H m 表示反應的焓變
m ：表示反應進度變化為 1mol θ ：熱力學標準態：
10.熱力學標準態(θ)：
(1)表示反應物或生成物都是 氣體時，各物質分壓 1 × 10 5 Pa ；
(2)反應及生成物都是 溶液狀態時，各物質的濃度
1mol × kg-1（近似 1mol × dm-3）;
(3)固體和液體 的標準態則指處于標準壓力下的純物質.※書寫熱化學方程式：
● 注明反應的溫度和壓強條件
● 注明反應物與生成物的聚集狀態，g-氣態； l-液態 ； s-固態
● 值與反應方程式的寫法有關，如
2H 2(g)+ O 2(g)= 2H 2 O(g), =-483.6 kJ·mol-
12H 2(g)+ O 2(g)= 2H 2 O(l), =-571.68 kJ·mol-1 H 2(g)+1/2 O 2(g)= H 2 O(g), =-241.8 kJ·mol-1
H 2 O(l)= H 2(g)+1/2 O 2(g), = 241.8 kJ·mol-1
● 不同計量系數的同一反應，其摩爾反應熱不同
2H 2（g）+ O 2（g）=== 2H 2 O（g）(298)=（反應物）．標準摩爾生成焓
在熱力學標準態下，在某一確定溫度下，由最穩定單質生成 1mol 純物質時的等壓熱效應
表示，簡稱該溫度下的生成焓 H 2(g，10 5 Pa)+ 1/2O 2(g，10 5 Pa)=== H 2 O(l)(298)=285.8 kJ × mol-1 11 ． 關于標準生成焓
(1)同一物質不同聚集態下，標準生成焓數值不同
（H 2 O，g）=285.8 kJ × mol-1(2)只有最穩定單質的標準生成熱才是零；
（C，石墨）= 0 kJ × mol-1（C，金剛石）= 1.9 kJ × mol-1(3)附錄中數據是在 298.15K 下的數據。
(4)同一物質在不同 溫 度下有不同的標準摩爾生成熱；
(5)以 H +（aq）的（H +，aq）為零，但 1/2H 2（g）+ ∞ H 2 O（g）= H + ∞ aq + e 不為零
(6)離子生成熱： 指從穩定單質生成 1mol 溶于足夠大量的水成為無限稀釋溶液時的水合離子所產生的熱效應
(7)反應熱效應的計算：
a A + b B ==== c C + dD(生成物)–(反應物)熱力學標準態
反應物與生成物都是氣體時，各物質的分壓為 1.013 × 10 5 Pa 反應物與生成物都是液體時，各物質的濃度為 1.0 mol kg-1
固體和液體純物質的標準態指在標準壓力下的純物質
標準態對溫度沒有規定，不同溫度下有不同標準態
蓋斯定律，標準生成焓和反應熱計算
1.蓋斯定律： 1840 G.H.Hess(瑞士科學家)
不管化學反應是一步完成或分幾步完成，這個過程的熱效應是相同的，即總反應的熱效應等于各步反應的熱效應之和。．應用條件：
注意：
① 某化學反應是在 等壓（或等容）下一步完成的，在分步完成時，各分步也要在 等壓（或等容）下進行；
② 要消去某同一物質時，不僅要求物質的種類相同，其物質的 聚集狀態 也相同。
例 ：求反應
C(石墨)＋ 1/2 O 2(g)= CO(g)的反應熱？
始態 C(石墨)＋ O 2(g)= 終態 CO 2(g)CO(g)+ 1/2O 2
已知： C(石墨)＋ O 2(g)= CO 2(g)=283.0 kJ·mol-1
則 ?
(8)同一物質，存在不同異構體時，結構剛性越大的分子，熵值越小。
4.反應熵變的計算公式
一般地，對于反應： aA + bB = cC + dD
規律：
① 凡反應過程中氣體計量系數增加的反應，反應 > 0 ；
② 凡反應過程中氣體計量系數減少的反應，反應的 < 0 ③ 凡反應過程中氣體計量系數不變的反應，反應的 = 0
④ 沒有氣體參加的反應，反應中物質總計量系數增加的反應 ΔS J > 0 ；反應中物質計量系數減少的反應，反應的 < 0
三、熵變與過程的方向
1.熱溫熵
熱力學證明，在恒溫可逆過程中，體系吸收或放出的熱量 Q r 與體系的熵變 ΔS 之間有以下關系： ΔS ＝ Qr / T , 因此 ΔS 又叫熱溫熵
Qr ： 恒溫可逆過程中體系所吸收的熱
2.熵的應用
熱力學證明：
孤立體系（絕熱體系）的自發過程是體系熵增加的過程，即：
狀態 I → 狀態 II，S II > S I ΔS = S II+ O 2p ΔV + W max , Qr = T ΔS
ΔU = T ΔST ΔS = W max
令 G o H赫姆霍茲方程
(Gibbs–HelmnoltzEquation)：
ΔG = ΔH298(反應物)、單位為 kJ × mol-1
五、熱力學函數的變化
1.ΔG(T)= ΔHT，ΔG(T)= ΔH-TΔS(6)求算反應逆轉的溫度
298 K 時 的計算方法;T K 時 的計算方法：
第 6 章 化學平衡常數 [ 教學要求 ] ．了解化學反應的可逆性，掌握化學平衡和平衡常數的概念。．掌握標準平衡常數和吉布斯能變；熟悉多重平衡。．掌握濃度、壓力、溫度對化學平衡移動的影響；了解從熱力學和動力學等方面來選擇合理的生產條件。
[ 教學重點 ] ．標準平衡常數和吉布斯能變： Van't Hoff 等溫式、反應商、標準平衡常數及其有關計算、利用反應商和標準平衡常數判斷反應進行的方向。．濃度、壓力、溫度對化學平衡移動的影響及其相關計算。
[ 教學難點 ]
標準平衡常數和吉布斯能變： Van't Hoff 等溫式、反應商、標準平衡常數及其有關計算
[ 教學時數 ] 4 學時
[ 主要內容 ] ． 化學反應的可逆性和化學平衡。．平衡常數表達式（化學平衡定律）及其書寫、經驗平衡常數（實驗平衡常數）和標準平衡常數，濃度平衡常數和壓力平衡常數概念及其關系。標準平衡常數和吉布斯能變： Van't Hoff 等溫式、反應商、標準平衡常數及其有關計算、利用反應商和標準平衡常數判斷反應進行的方向；標準平衡常數與實驗平衡常數的關系。多重平衡及多重平衡規則。．化學平衡的移動：濃度、壓力、溫度對化學平衡移動的影響及其相關計算；從熱力學和動力學等方面來選擇合理的生產條件。
[ 教學內容 ]
6-1 化學平衡狀態
一、化學反應研究的重要問題(1)反應的方向性；
(2)反應的轉化率，化學平衡問題；
(熱力學問題)
(3)反應所需時間，反應的速率。
(動力學問題)
二、反應的可逆性． 可逆反應；
CO + H2O=CO2 + H． 不可逆反應；
2KClO3 =2KCl + 3O2． 條件下可逆反應
2H2O(g)=2H2(g)+ O2(g)
在等溫等壓條件下，標準態下反應的ΔrG = 0 是過程平衡的標志。
6-2平衡常數
一、質量作用定律、經驗平衡常數． 對于溶液中的反應
aA + bB=gG + dD K c =
[A]、[B]、[G]、[D] 分別代表了物質 A、B、G、D 在平衡時的濃度；
K c 為濃度平衡常數；單位：(mol·dm-3)Δ n Δ n =(g + Δ)–(a+b)Δ n = 0 時，K c 無量綱，Δ n ≠ 0 時，K c 有量綱，． 對于氣相中的反應
aA + bB =gG + dD
① 壓力平衡常數
K p =
② 濃度平衡常數
K c =
③ K P 與 K C 的關系
反應物生成物都近乎理想氣體
氣態方程 p = c RT 時
K P = K C(RT)Δ n(只應用于單純氣態反應)Δ n = 0 時，K P = K c 3 ． 復相反應
反應物或生成物中同時存在溶液狀態、氣體狀態、固體狀態時，純液相和純固相不出現在平衡常數表達式中，該反應平衡常數表達式的氣體用分壓表示，溶液用濃度表示，平衡常數 K X，稱為雜平衡常數。． 經驗平衡常數(實驗平衡常數)
濃度平衡常數、壓力平衡常數和雜平衡常數都屬于經驗平衡常數(實驗平衡常數)
二、相對平衡常數
相對濃度或相對壓力 ? 相對平衡常數 K r T(r 表示 relative，相對的)對于反應 a A + b B = g G + dD 則相對濃度或相對壓力為：
p i r = p i / = 1.013 × 10 5 Pa －氣體
c i r = c i / = 1mol ·dm-3 －溶液
p x r = p x / c x r = c x /
表示物質的量的相對大小，是純數；
平衡時，它們之間數值上的關系定義為相對平衡常數 K r 1.氣相反應的 K r
a A(g)+ b B(g)= g G(g)+ d D(g)(p G /)g ·(p Δ /)Δ K r =(p A /)a ·(p B /)b K r ：
(1)無量綱
(2)對于稀薄氣體或稀溶液，K r 數值近似于熱力學平衡常數
平衡時：氣態物質的分壓為 p x
則物質 X 的相對壓力為 p x / 為標準壓力，1 × 10 5 Pa, 1 × 10 2 kPa, 1atm 2.溶液相的反應 K r aA + bB = gG + dD K r = 溶液中
物質 X 的濃度為 c x mol·dm3
3.對于復相反應
Zn(S)+ 2H +(aq)= H 2(g)+ Zn 2+(aq)K r =
4.相對平衡常數
對某一化學反應式，以平衡時的反應物及生成物的相對壓力，相對濃度的數值應用到質量作用定律中，得到唯一的無量綱純數，稱為該反應在該溫度下的平衡常數(相對平衡常數)化學反應等溫式------范德荷浦方程
● 標準態下：
< 0，自發過程；
> 0，非自發過程；
= 0，平衡狀態。
●非標準態下 :
ΔG > 0，ΔG < 0，ΔG = 0 判斷反應過程的自發性。
化學反應均是在非標準狀態下的反應，非標態下的自由能變 ΔG 與標態下的自由能變 ΔG q 之間具有怎樣的關系式？
根據熱力學推導，二者之間的關系為：
Δ r G = + RTlnQ T r —— 化學反應等溫式
Q T r 稱為反應商
平衡時，Δ r G = 0，則 Q T r = K T r = –RTlnK T r
K T r > 10 7，或 K T r < 10 –7
是單向正向或逆向進行的標志；
< – 40 kJ·mol-1 或 >40 kJ·mol-1 是反應正向進行或逆向進行的標志。
= –RTlnK T r，．化學反應等溫式，范德荷甫（Van't Hoff）等溫式
Δ r G T = + RTlnQ T r
在 Q T r = 1 時，在熱力學標準態下 lnQ T r = 0，Δ r G T = 注意 : Q T r 與 K T r 的不同之處
．
表示溫度為 T，反應物和生成物相對濃度及相對壓力都為 1 時的反應自由能變。
< 0，過程正向自發；
> 0，過程逆向自發；
= 0，平衡狀態． Δ r G T :
在任意狀態下，體系在某一時刻的自由能變
Δ r G T < 0，過程正向自發；
Δ r G T > 0，過程逆向自發； Δ r G T= 0，體系處于平衡狀態。
體系處于平衡狀態：
0 = + RTlnK T r
=40 kJ·mol-1 時；
K T r 在 10(反應物)T，標準態 , T K
＝T Δ r S，任何狀態
Δ r G T = + RTlnQ T r，任何狀態
化學平衡的計算
（1）利用平衡常數求物質或產物的濃度，求反應物的轉化率。
（2）利用實驗數據求經驗平衡常數及熱力學平衡常數。
化學平衡的移動
平衡移動： 從舊的平衡狀態轉到新的平衡狀態的過程，稱為平衡移動。
改變平衡體系的條件之一，如溫度、壓力或濃度，平衡就象減弱這個改變的方向移動。
6-3 濃度對化學平衡的影響
對于化學反應 a A + b B= g G + d D, ΔrG =-RTlnK T r + RTlnQ T r ＝ RTlnQ T r /K T r
增大反應物濃度（或分壓），減小生成物濃度時（或分壓），Q T r 減小，ΔrG < 0,平衡正向移動，減小反應物濃度（或分壓），平衡逆向移動.6-4 壓力對化學平衡的影響
．壓力對固相或液相的平衡沒有影響； ．對反應前后計量系數不變的反應，壓力對它們的平衡也沒有影響； 3 ．反映前后計量系數不同時：
①增大壓力，平衡向氣體摩爾量減少的方 向移動；
②減少壓力，平衡向氣體摩爾量增加的方向移動。
6-5 溫度對化學平衡的影響ΔrGmo ＝/ 2.303 RT + / 2.303 R，在 ΔT 不大，可認為是常數，可以寫成如下形式： Y =-a · 1/T + B lg K T r ＝/2.303R 結論：
吸熱反應： > 0，直線斜率 < 0, 對吸熱反應： T 升高，K r 增大；
放熱反應： < 0，直線斜率 > 0。
對放熱反應： T 升高，K r 減小。
由 Van't Hoof 方程（4-23）式，在 T 1 時，ln K T1 r ＝/RT 2 + /R
> 0 時，T 2 > T 1，(升高體系溫度)K r T2 > K r T1
< 0 時，T 2 > T 1(升高體系溫度)K r T2 < K r T1
四、平衡移動原理
? 增加（或減少）體系總壓力，平衡將向氣體分子總數減少（或增大）的方向移動；
? 增加（或減少）體系總壓力，平衡將向氣體分子總數減少（或增大）的方向移動；
（3）升高（或降低）體系反應溫度，平衡將向吸熱（或放熱）方向移動；
（4）催化劑對化學平衡的移動無影響，它只能縮短或改變達到化學平衡的時間。
本章教學要點：
1.掌握實驗平衡常數(經驗平衡常數)與相對平衡常數(熱力學平衡常數)間的區別.2.掌握有關平衡常數的計算
3.掌握化學反應等溫式 ΔrG = + RTlnQ T r 的意義及應用.其中 , ΔrG 是非標準狀態下的反應自由能 , 是標準狀態 下的反應自由能 , Q T r 為相對反應商.4.掌握 Q T r /K T r 作為過程判據的方法.5.掌握平衡移動原理及其應用.6.進一步理解平衡常數的熱力學意義 , 明確化學平衡常數與熱力學函數的關系;ΔrGmo=Ea 逆 = D rH
活化能 是決定反應速率的內在因素
7-6 催化劑對化學反應速率的影響
正催化 ：加速反應速率；負催化：減慢反應速率．催化劑改變反應速率的原因
降低了反應的活化能；不改變反應的自由能，也不改變平衡常數 K r ；縮短平衡到達的時間，加快平衡的到來。．催化類型 化學催化、均相催化、非均相催化；
生物催化：生命體中各種酶的催化；
物理催化、光催化、電催化。
例如：均相催化
CH3CHO → CH4 + CO Ea = 190 KJ·mol-
1例如： 均相催化
CH3CHO → CH4 + CO Ea = 190 KJ·mol-1
以 I2 作催化劑
CH3 CHO → CH4 + CO Ea = 136 KJ·mol-1
CH3 CHO + I2 → CH3I + HI + CO CH3I + HI → CH4 + I
2反應活化能大大降低
非均相催化
2N2O === 2N2 + O2
E a = 250 KJ·mol-1
用金粉做催化劑，金粉吸附形成 N ≡ N × × × Au 中間體
2N 2 O === N ≡ N ? O × × × Au → 2N 2 + O 2
E a = 120 kJ·mol-1．催化劑的特征
催化活性、選擇性、穩定性、再生性．催化劑的選擇性
C 2 H 5 OH =CH 3 CHO + H 2
C 2 H 4 + 1/2O 2 =CH 2 ? CH 2（Ag 催化）
第8章 水溶液
[ 教學要求 ] ．掌握質量分數、摩爾分數、質量摩爾濃度、質量濃度、物質的量濃度等基本概念及有關計算。．掌握非電解質稀溶液通性（依數性）：非電解質稀溶液蒸氣壓下降——拉烏爾定律、沸點升高、凝固點降低、滲透壓的概念、及其有關計算。．掌握電解質和非電解質的基本概念；掌握強電解質溶液理論；
[ 教學重點 ] ．非電解質稀溶液通性。．強電解質溶液理論。[ 教學難點 ]
非電解質稀溶液蒸氣壓下降——拉烏爾定律、沸點升高、凝固點降低、滲透壓的概念、及其有關計算
[ 教學時數 ] 4 學時
[ 主要內容 ] ．溶液的濃度（組成量度）：質量分數和摩爾分數、質量濃度、物質的量濃度、質量摩爾濃度的基本概念及其相關計算 ．非電解質稀溶液的依數性：非電解質稀溶液的蒸氣壓下降——拉烏爾定律、溶液的沸點升高及凝固點降低原理及其計算公式應用、溶液的滲透壓，滲透壓與濃度、溫度的關系： ．電解質在水溶液中的存在狀態：電解質和非電解質的基本概念；強電解質溶液理論：離子氛、活度和活度系數、離子強度的概念及其計算。
[ 教學內容 ]
8-1 溶液的濃度和溶解度
溶液： 凡兩種以上的物質混和形成的均勻穩定的分散體系，叫做溶液。
氣體溶液、固體溶液、液體溶液
溶解過程： ① 溶質分子或離子的離散過程
② 溶劑化過程
溶液的形成伴隨隨能量、體積、顏色的變化。
溶液：電解質溶液、非電解質溶液
8-2 非電解質稀溶液通性
難揮發非電解質稀溶液的依數性
稀溶液的依數性：
只與溶液的 濃度 有關，而與溶質的本性無關。
這些性質包括：蒸氣壓下降、沸點升高、凝固點下降及滲透壓等。． 蒸氣壓下降
稀溶液蒸氣壓下降的實驗說明溶液的蒸氣壓小于純溶劑的蒸氣壓。
實驗測定 25 ° C 時，水的飽和蒸氣壓 : p(H 2 O)= 3167.7 Pa ；
0.5 mol · kg-1 糖水的蒸氣壓則為 : p(H 2 O)= 3135.7 Pa ；
1.0 mol · kg-1 糖水的蒸氣壓為 : p(H 2 O)= 3107.7 Pa。
結論： 溶液的蒸氣壓比純溶劑低，溶液濃度越大，蒸氣壓下降越多。
拉烏爾定律：(1887 年，法國物理學家)
在一定溫度下，難揮發非電解質稀溶液的蒸氣壓等于純溶劑的蒸氣壓乘以溶劑的摩爾分數
p ： 溶液的蒸氣壓； 純溶劑的蒸氣壓； 溶劑的摩爾分數
設溶質的摩爾分數為
Δ p : 純溶劑蒸氣壓與稀溶液蒸氣壓之差。
對于稀溶液，溶劑物質的量 n B 遠遠大于溶質物質的量 n A，即 n B > > n A
設溶液的質量摩爾濃度為 m mol / kg-1，則
結論： 難揮發性的非電解質稀溶液，蒸氣壓下降數值只取決于溶劑的本性(K)及溶液的質量摩爾濃度 m 2 ． 沸點上升
沸點： 液體的沸點是指其蒸氣壓等于外界大氣壓力時的溫度。溶液的蒸氣壓總是低于純溶劑的蒸氣壓；溶液的沸點升高
T b * 為純溶劑的沸點； T b 為溶液的沸點
K b ：溶劑沸點上升常數，決定于溶劑的本性。與溶劑的摩爾質量、沸點、汽化熱有關。
K b ：溶液的濃度 m = 1 mol · kg-1 時的溶液沸點升高值。． 凝固點下降
凝固點： 在標準狀況下，純液體蒸氣壓和它的固相蒸氣壓相等時的溫度為該液體的凝固點。
溶液蒸氣壓總是低于純溶劑的蒸氣壓，溶液凝固點會下降。． 滲透壓
半透膜： 可以允許溶劑分子自由通過而不允許溶質分子通過。溶劑透過半透膜進入溶液的趨向取決于溶液濃度的大小，溶液濃度大，滲透趨向大。
溶液的滲透壓： 由于半透膜兩邊的溶液單位體積內水分子數目不同而引起稀溶液溶劑分子滲透到濃溶液中的傾向。為了阻止發生滲透所需施加的壓力，叫溶液的滲透壓。
滲透壓平衡與生命過程的密切關系：
給患者輸液的濃度；② 植物的生長；③ 人的營養循環。
Van't Hoff(范特霍夫)與理想氣體方程無本質聯系。
：滲透壓； V ：溶液體積； R ：氣體常數； n ： 溶質物質的量； c ：體積摩爾濃度；
T ： 溫度； R = 8.314J · mol-1 · K-1
結論： 蒸氣壓下降，沸點上升，凝固點下降，滲透壓都是難揮發的非電解質稀溶液的通性；它們只與溶劑的本性和溶液的濃度有關，而與溶質的本性無關。
8-3 電解質溶液
強電解質----理論上 100 ％電離
數據表明：
① 對于正負離子都是一價的電解質，如 KNO 3，NaCl，其Δ T f(實)較為接近，而且近似為計算值Δ T f 的 2 倍；
② 正負離子為二價的電解質溶液的實驗值Δ T f（實）與計算值Δ T f(計)比值較一價的小；
電解質溶液越濃，實驗值與計算值比值越小
1923 年，Debye 及 Hückel 提出離子氛（ionic atmosphere）概念。
觀點： 強電解質在溶液中是完全電離的，但是由于離子間的相互作用，每一個離子都受到相反電荷離子的束縛，這種離子間的相互作用使溶液中的離子并不完全自由，其表現是：
溶液導電能力下降，電離度下降，依數性異常。、離子強度
c i ：溶液中第 i 種離子的濃度，Z i ：第 i 種離子的電荷
離子強度 I 表示了離子在溶液中產生的電場強度的大小。
離子強度越大，正負離子間作用力越大、活度與活度系數
活度： 是指有效濃度，即單位體積電解質溶液中表現出來的表觀離子有效濃度，即扣除了離子間相互作用的濃度。以 a（activity）表示。
f ：活度系數，稀溶液中，f < 1 ；極稀溶液中，f 接近1 表 5-3 數據表明：
①離子強度越大，離子間相互作用越顯著，活度系數越小；
② 離子強度越小，活度系數約為 1。稀溶液接近理想溶液，活度近似等于濃度。
③ 離子電荷越大，相互作用越強，活度系數越小。
f ：活度系數； Z 1、Z 2 分別表示離子電荷； m 為溶液離子強度
第二篇：《無機化學》教案
《無機化學》教案
山東德州學院化學系 王新芳
一、教學課題：配合物的價鍵理論（Valence Bond Theory）
二、教學目的：掌握配合物的價鍵理論及理論的應用
三、教學重點：正確理解價鍵理論
四、教學難點：運用價鍵理論解釋配合物的形成和空間構型
五、教學用品： 燒杯、滴管、硝酸銀溶液（2M）、氯化鈉溶液（2M）、鹽酸溶液（2M）、氫氧化鈉溶液（2M）、氨水（2M）
六、教學方法：課堂講授＋演示實驗
七、教學手段：多媒體
八、教學過程：
（一）新課導入：
首先做兩個演示實驗：
1、取三支試管，將硝酸銀溶液和氯化鈉溶液混合，出現白色沉淀。
（板書）AgNO3+NaCl=AgCl(白色沉淀)＋NaNO3
2、在上述三支試管中，分別滴加鹽酸溶液、氫氧化鈉溶液和氨水，前兩支試管無現象，第三只試管中白色沉淀消失。
（板書）AgCl(白色沉淀)+2 NH3·H2O=［Ag(NH3)2］+(無色)+Cl-+2 H2O AgCl既不溶于強酸,也不溶于強堿,卻易溶于氨水,這是因為Ag+和NH3可以形成可溶性的[Ag(NH3)2]+配離子,它比AgCl更穩定，一個帶正電荷的離子為什么會與一個中性的分子結合？怎樣的結合使得它的穩定性如此高？今天我們就來學習配合物的價鍵理論。
（二）新課教學(PPt演示)
1、L．Pauling等人在二十世紀30年代初首先用雜化軌道理論來處理配合物的形成、配合物的幾何構型、配合物的磁性等問題，建立了配合物的價鍵理論，在配合物的化學鍵理論的領域內占統治地位達二十多年之久。
2、價鍵理論的基本內容： ［1］中心離子或原子有空的價層軌道，配體有可提供孤對電子的配位原子。配合物的中心體M與配體L之間的結合，一般是靠配體單方面提供孤對電子對與M共用，形成配鍵M ←∶L，這種鍵的本質是共價性質的，稱為σ配鍵。
舉例講解：在［Ag(NH3)2+配離子中，中心離子Ag+的價電子構型為4d(10)5S(0)5p(0),它有空
+的5S(0)、5p(0)軌道,配體NH3分子中的N原子上有一對孤電子對。［Ag(NH3)2］配離子中Ag+與配體NH3之間的結合，是靠NH3單方面提供孤對電子對與Ag+共用，形成2個配鍵Ag←∶NH3。
N原子的孤對電子進入5S(0)5p(0)軌道，而5S(0)5p(0)軌道不僅空間伸展方向不同，而且存在能級差，怎么會形成2個等同的σ配鍵呢？這就是價鍵理論的第二個要點所要說明的問題！
［2］在形成配合物（或配離子）時，中心體所提供的空軌道(sp, dsp或spd)必須首先進行雜化，形成能量相同的與配位原子數目相等的新的雜化軌道。
舉例講解：在配體(NH3)的作用下，中心離子首先提供一個空的5S(0)軌道和一個空的5p(0)軌道進行雜化，雜化后的2個SP雜化軌道再與2個(NH3)分子中上含孤對電子的軌道重疊形成配位鍵，由于Ag+的2個SP雜化軌道的空間排布為直線型的，所以［Ag(NH3)2］+配離子的空間構型也是直線型的。Ppt展示舉例：
1、用價鍵理論所解釋的［Ni(Cl)42-的形成和空間構型
2、用價鍵理論所解釋的［Ni(CN)4］2-的形成和空間構型
討論：在以上兩個配離子中，相同的是中心離子，配體不同，我們看到中心離子提供了不同類型的軌道，雜化方式也不同，這又如何解釋呢？這就是價鍵理論第三個要說明的問題。
［3］價鍵理論認為中心離子利用那些空軌道雜化，主要和中心離子的電子層結構有關，又和配位體中的配位原子有關。當中心原子相同時，就取決與配體的電負性。a、如配位體的電負性較小，如C(x=2.55)N(x=3.04)較易給出電子，對中心離子影響較大，使電子層結構發生變化，(n-1)d軌道中的成單電子被強行配對，可以騰出內層能量較低的軌道來接受配體的孤電子對。雜化形式為(n ? 1)d、ns、np雜化，稱為內軌型雜化。這種雜化方式形成的配合物稱為內軌型配合物(inner complexes)。b、如配位體的電負性較大，如F(x=3.98)Cl(x=3.16)O(x=3.44),不易給出電子，對中心原子影響較，使中心離子的電子層結構不發生變化，僅用外層空軌道(nS)(nP)(nd)進行雜化。雜化形式為ns、np、nd雜化，稱為外軌型雜化。這種雜化方式形成的配合物稱為外軌型配合物(outer complexes)。Ppt展示練習：試用價鍵理論解釋
1、[Fe(CN)6]4-的形成和空間構型
2、[Fe(H2O)6]2+的形成和空間構型
（三）本節課小結
我們來總結一下：配合物的價鍵理論的核心是，形成配位鍵的必要條件是：中心體M必須有空的價軌道，而配體L至少含有一對孤對電子對。在配體的作用下，中心離子首先拿出一定數目的價層軌道進行雜化，雜化后的軌道再與配體中配位原子含孤對電子的價層軌道重疊形成配合物。價鍵理論比較簡單明了，易于理解和接受，而且很好地解釋了配離子的空間幾何構型。我們知道物質的結構決定物質的性質，那么價鍵理論對配合物的性質（如配合物的穩定性和某些配離子的磁性）又是怎么解釋的呢，我們將留待下次課學習。
（四）思考題：
請同學們課下查閱有關資料，分析思考內軌型配合物(inner orbital complexes)和外軌型配合物(outer orbital complexes)在鍵能、穩定性、磁性、等方面的性質會有何不同？并書寫一篇小論文上交。
2007-11-30
第三篇：無機化學論文
化學論文
化學是研究物質的性質、組成、結構、變化和應用的科學。自有人類以來就開始了對化學的探索，因為有了人類就有了對化學的需求。它與我們的生活息息相關，在我們的日常生活中無處不在。我國著名滑雪前輩楊石先生說：“農、輕、重、吃、穿、用，樣樣都離不開化學。”沒有化學創造的物質文明，就沒有人類的現代生活。人是社會的人，社會是人的社會，因此可以從人與化學的關系去探討化學對社會發展的重要性。化學作為一門龐大的知識體系，能用來解決人類面臨的問題，滿足社的需要，對人類社會做出貢獻。它的成就已成為社會文明的標志，深刻的影響著人類社會的發展。社會的發展離不開人類的發展，人類的發展離不開人的生存，而人的生存離不開化學。社會的一切發展，生命是基礎。一切生命的起源離不開化學變化，一切生命的延續同樣離不開化學變化。恩格斯說：“生命的起源必然是通過化學的途徑實現的。”沒有化學的變化，就沒有地球上的生命，也就更不會有人類。是化學創造了人類，創造了美麗的地球。
就化學對人類的日常生活的影響來說，化學在我們的日常生活中無處不在。首先，我們的衣、食、住、行無一不用到化學制品。“民以食為天”，我們吃的糧食離不開化肥、農藥這些化學制品。1909年哈伯發明的合成氨技術使世界糧食翻倍，如果沒有他發明的這個化學技術，那么世界上就有一半的人得不到溫飽，那么世界上就多了一半的人的生命面臨危機了。加工制造色香味俱佳的食品就更離不開各種食品添加劑，如甜味劑、防腐劑、香料、味精、色素等等，多是用化學合成方法或化學分離方法制成的。如果沒有合成纖維的化學技術，那世界上大多數人就要挨凍了，因為有限的天然纖維根本就不夠用。我國1995年的化學纖維產量為330萬噸，其中90%是合成纖維。何況純棉純毛等天然纖維也是棉花、羊毛經化學處理制成的。再有就是合成橡膠，少了合成橡膠，世界上60億人口又有多少億人要穿草鞋過冬啊？合成染料更使世界多了一道多彩繽紛的亮麗風景線。所謂“豐衣足食”，是生命得以延續的保證。沒有了化學，就沒了保證。再看我們住的房子，石灰、水泥、鋼筋，窗戶上的鋁合金、玻璃、塑料等材料，哪件不是化學制品？離得了鋁合金的木制的窗戶，也離不開化學制品油漆；就算不用玻璃吧，像一些貧窮人家用的尼龍布甚或用的報紙，不是化學制品又是什么？還有我們的日常生活用品，如牙刷、牙膏、香皂、化妝品、清潔用品等等無一不跟化學沾邊，都是化學制劑。我們的健康長壽也與化學息息相關。體內某些化學元素平衡失調時，就會導致某些危害人類健康的疾病。1965年和1981年，我國在世界上首次合成了牛胰島素和酵母丙氨酸轉移核糖核酸。蛋白質和核糖的形成是無生命到有生命的轉折點。自此我們人類對自身的了解有了新的突破，為我們人類對生命和健康的研究打下了基礎。正是有了合成各種抗生素和大量新藥物的技術，人類才能控制傳染病，才能緩解心腦血管病，使人類的壽命延長25年。人類的健康成長離不開各種營養品和藥品。如果沒有這些化學藥品，世上不知有多少人要受病魔的折磨，不知有多少人會被病魔奪去生命。· 生命體中支撐著生命的是無數的有機化合物，重要的有糖類、蛋白質、氨基酸、肽鍵、酶、核酸等。糖是自然界存在的一大類具有生物功能的有機化合物。它主要是由綠色植物通過光合作用形成的。它由C、H、O所組成，化學式為Cn（H2O）n，又叫碳水化合物。糖類包括單糖、多糖、淀粉、糖原、纖維素。生物界對能量的需要和利用均離不開糖類。糖類物質的主要生物功能就是通過生物氧化而提供能量，以滿足生命活動的能量需要。生物界對太陽能的利用歸根到底始于植物的光合作用和CO2的固定，與這兩種現象密切相關的都是糖類的合成。光合作用是自然界將光能轉化變為化學能的主要途徑。糖類不僅是生物體的能量來源，而且在生物體內發揮其它作用，它對各類生物體的結構也起著支持和保護的作用，有時還起到解毒的作用等。總之，糖類是生命體維持生命所不可或缺的。· 蛋白質亦然。所有蛋白質都含C，N，O，H元素，大多含S或P，有的還含其它元素。蛋白質是氨基酸聚合物，水解時產生的單體叫氨基酸。蛋白質種類繁多，功能各異。它的廣泛而多變的功能決定了它們在生理上的重要性。有的蛋白質起運輸作用，有的起調節或防御作用。酶也是蛋白質，起催化作用，對生命體的新陳代謝起至關重要的作用。核酸是由核苷酸組成。核酸分為核糖核酸（RNA）和脫氧核糖核酸（DNA）兩大類。DNA是生物遺傳物質，它們都是控制遺傳的關鍵，其中DNA的重組技術是遺傳工程研究的主導技術。遺傳工程的研究的發展將為人類解決面臨的食品與營養、健康與環境、資源與能源等一系列重大問題開辟新途徑，也具有極大的經濟發展潛力。如果采用DN重組及細胞融合等技術改造蘇氨酸、色氨酸、賴氨酸等氨基酸的生產菌，氨基酸的含量就能提高幾十倍，生產成本就大大降低。這些氨基酸產品廣泛用于營養食品、助鮮及飼料添加劑等生，從而部分代替了糧食產品。如果生物固氮的遺傳工程能培養出自行供氮的作物，使一切植物如小麥、水稻、玉米等都像豆科植物一樣能自行固定分子態氮并轉化成能被植物吸收的狀態，能直接利用空氣中的氮，不僅可以提高作物產量，增加作物的蛋白質含量，還能大大節省化肥，降低生產成本，減輕環境污染。總之，現代生活與化學是緊密相連不可分割的。不管是生命本身作為一個過程，還是生命得以維持所必須依賴的外在物質條件，都離不開化學。沒有生命還有化學，沒有了化學就絕對不會再有生命存在。化學是生命存在的支柱，也是社會存在和發展的支柱和動力。
日常生活以及材料、能 源、環境、生命科學等諸多問題，都體現了化學與 人類、社會發展的密切關系以及化學發展的最新 成果。隨著生活水平的提高，人們越來越追求健康、高品位的生 活，化學與生活的聯系也日趨密切。只要你留心觀察、用心思 考，就會發現生活中的化學知識到處可見。化學是一門自然科 學，有著豐富的實驗內容。化學本應是一門生動的、貼近生活 的、探求自然奧秘的一門學科。生活中充滿著化學的蹤影，化學 就在我們身邊，用化學知識可以解決生活中的實際問題。化學可 以服務于社會，服務于其它學科，服務于人類自身。21世紀的生活對化學的要求和利用會日益 加大，人們對衣、食、住、行等各個方面新的需求都 與化學緊密相連。基因療法、轉基因食品、干細胞 技術、生態環保型服裝、智能材料、生物質潔凈能 源、納米生物技術等，人們要用化學方法不斷創造 新的化學產品；創造新藥品戰勝癌癥、艾滋病、SARS等病毒性疾病；戰勝老年性癡呆、心臟病與 中風等影響健康長壽的頑疾。
在21世紀，生物化學領域對于生物結構的研 究已經從靜態進入動態，從分子結構進入分子以 上甚至細胞層次的復雜結構研究，對生物功能分 子的結構、性質、功能三者關系的研究從單一分子 進入多分子體系以至細胞體系的研究。現代技術 已經能夠分離和鑒定對制造特殊蛋白質有指令作 用的基因，然后把這些基因結合到生物體如酵母 菌中以制造人們所期望的蛋白質。例如對人類有 重要作用的胰島素或人體生長素，科學家可以通 過化學的方法來改變基因以修飾其序列，生成更 好性質的蛋白質。二十一世紀有一個特別受到關 注的領域，即人體基因組的序列化問題，人體中所 有重要蛋白質都是在基因的指導下制造出來的，基因組指在細胞核中的遺傳性DNA 的全部物 質，它攜帶著成千上萬單獨的基因，每一個都包含 有數百個或更多的DNA單元，起著密碼信的作 用；人體中有數以億計的這種單元，要找出人體這 種基因序列并對每種基因中的化學序列進行測 定。進一步了解生命的化學本質和重要性以及對 健康的重要性是十分重要的。在二十一世紀醫療 衛生領域內可能最令人感興趣的新領域之一是基 因療法。人體有些疾病并不是由于某種微生物的 侵害而引起的，而是和我們自身的基因缺陷有關。總之，在21世紀，化學與國民經濟各個部門、尖端科學技術各個領域以及人民生活各個方面都 有著密切聯系。它是一門重要的基 礎科學，它在 整個自然科學中的關系和地位，正如 [美]Pi— mentel GC在《化學中的機會——今天和明天》一 書中指出的“化學是一門中心科學，它與社會發展 各方面的需要都有密切關系。”化學與其他學科的 交叉將是21世紀科學發展的必然趨勢，生命科 學、材料科學、環境化學、綠色化學、能源化學、藥 物化學、計算化學、納米化學等眾多新興的交叉領 域將大大地改變傳統的化學科學的范疇與意義，并已經改變且將更大程度上改變社會和個人的生 存、發展及生活方式。化學的作用是巨大的，化學是人們研究世界奧秘的途徑之一。
第四篇：無機化學大學排名
無機化學
排學校名稱
名
級 名 等排
學校名稱
級
名
等
排
學校名稱
等級
A+
A
南京大學 山東大學 鄭州大學
A
A+
A
吉林大學 東北師范大學
A+
蘭州大學
A
南開大學 武漢大學
A 清華大學
A
北京大學
A+
1A
0 復旦大學 同濟大學
A
1A
廈門大學
A
A
中國科學技術大學 蘇州大學
A
中山大學 浙江大學
1A
B+等(26個)：北京師范大學、黑龍江大學、福州大學、湖南大學、北京理工大學、四川大學、中南大學、北京化工大學、華中科技大學、哈爾濱工業大學、安徽大學、長春理工大學、西北大學、天津大學、華東理工大學、山西大學、上海交通大學、寧波大學、上海大學、山西師范大學、大連理工大學、遼寧師范大學、遼寧大學、暨南大學、陜西師范大學、河南大學
B等(25個)：廣西師范大學、河南師范大學、青島科技大學、西北師范大學、河北大學、華東師范大學、華南理工大學、新疆大學、南昌大學、武漢理工大學、汕頭大學、河北師范大學、曲阜師范大學、哈爾濱師范大學、安慶師范學院、安徽師范大學、內蒙古大學、華中師范大學、貴州大學、湖北大學、中北大學、沈陽化工學院、云南師范大學、江蘇大學、西南大學
第五篇：無機化學心得
無 機 及 分 析 化 學 心 得
班級：
姓名：學號： 無機及分析化學心得
經過一個學期對《無機及分析化學》這門課程的學習，我的感觸頗多。因為我是一名轉專業的學生，所以在大二的時候才開始上這門課。從一開始的自我想象容易，到自我感覺良好，到有點小小的緊張，再到立志要開始認真的學習，到感覺狀態有所好轉，再到充滿自信。這其中的糾結、艱辛和自豪，不是一兩句話就可以描述清楚的。再加上因為我想要獲得保研的資格，因此我對于將這門課學好是持著一種前所未有的堅定心情。下面我就將會將我這一學期所收獲的一一講來。
從一開始的自我想象容易，這其中的莫名的自信感來自于因為我在高中的時候是一名理科生，當時的化學成績自我感覺還行吧，所以在開學的時候說實話根本就沒把《無機及分析化學》這門課當做我所學的重點去認真的準備。到后來在開學的第四周的時候開始上無機化學的第一節課，那節課老師在無心之間問了一句：“同學們，現在這個班上有多少人在高中的時候是學的文科啊？”當時我們就只看見前后左右的人都舉手了，還認識到只有我們極少數的人是大二的師兄師姐，所以在當時出于身為少數理科生的驕傲和一點點身為師姐的驕傲對這門課的自信又多了一層（雖然其中沒有什么聯系，但在當時我還真就這么想了，現在想想當時還真幼稚）。在上了3、4節課的時候吧，緊張感開始出現了，在當時老師其實講課是講的很慢的，而我們差不多學到了膠體溶液那一節，當時在聽膠團結構的時候，真的就只感覺眼前是一個個熟悉又陌生的字符在眼前飛舞，腦袋中是一片空白，感覺平時都聽得懂得字怎么現在就不明白了呢？直到后來在課下復習的時候才漸漸的弄明白。比如：AgNO3溶液與過量的KI溶液反應制備AgI溶膠，其反應的方程式為：
AgNO3+KI=AgI+KNO3 又因為過量的KI溶液和固體AgI粒子在溶液中選擇吸附了與自身組成相關的I-，因此膠粒帶負電。而此時形成的AgI溶膠的膠團結構
-+x-+ 為: 【(AgI)m·nI·（n-x)K】·xK此時，（AgI)m為膠核，I-為電位離子，一部分K+為反離子，而且電位離子和反離子一起形成吸附層，吸附層與膠核一起組成膠粒。由于膠粒中反離子數比電位離子少，故膠粒所帶電荷與電位離子符號相同，為負電荷。其余的反離子則分散在溶液中，形成擴散層，膠粒與擴散層的整體成為膠團，膠團內反離子和電位離子的電荷總數相等，故膠團是電中性的。而吸附層和擴散層的整體稱為擴散雙電層。
從那節課后我就開始認識到自己之前的想法是多么得錯誤，就算自己在高中的時候是一名理科生，相較于文科生多了一些比較基礎的東西，但在學習知識上是容不得我們掉以輕心的。而且在經過了一年多沒有對以前的知識進行復習的時間之后，根據德國心理學家艾賓浩斯發現的遺忘曲線，我對化學的基礎知識早已就忘得差不多了，只剩下一些模模糊糊的印象。因此，在重新站在一條新的起跑線之后，我首先需要做的便是端正自己的學習態度，開始了預習、復習之旅。因為在課前的預習過程中對老師要講的知識有了一個大體的框架結構，并將自己需要著重聽的知識點標出，再經過課堂的認真聽講及課后對還比較模糊的知識點的復習，我對無極及分析化學這門課又重拾了自己的自信心，特別是在學到自己比較擅長的化學反應速率和化學平衡章節的時候，將之前因為自己的種種原因對無機及分析化學產生的恐懼感徹底祛除。
該章的要點和難點是：
1、反應速率方程，反應級數，基元反應。
2、從碰撞理論和過渡態理論理解濃度、溫度和催化劑對反應速率的影響。
3、平衡常數表達式和標準平衡常數的計算。
4、非標準狀態下自由能變化的計算（范特霍夫等溫式），平衡常數和標準自由能變化的關系。
5、從熱力學分析理解濃度、壓力和溫度對化學平衡移動的影響。在這里我就對其中的一個小小知識點做一點分析吧。如：滿足能量要求的分子還必須處于有利的方位上才能發生有效碰撞。例如：反應2NO2(g)+F2(g)=2NO2F 反應機理為1）NO2(g)+F2(g)=NO2F+F(慢反應）2）NO2+F=NO2F（快反應）
情況1：由于分子具有的動能小于活化分子的最低能量，所以為非反應碰撞。
情況2：由于分子具有足夠大的動能（活化分子），而且碰撞的相對方向正確，所以為反應性碰撞。
情況3：雖然分子具有足夠大的能量，但是由于碰撞的方位不對，不會發生反應。由上面的推導我們可知：反應速率是由碰撞頻率Z，分子有效碰撞分數f，以及方位因子p三個因素決定的v=Z*f*p。因此，滿足能量要求的分子還必須處于有利的方位上才能發生有效碰撞。
經過一個學期對《無機及分析化學》的學習，我的收獲頗多，不僅僅是知識上的，更為重要的是我知道了對待學習的態度從來都應該是嚴謹不能怠慢的。想學好化學就不要對它有任何的抵觸和恐懼心理，要相信自己，只要方法得當功夫落到實處就能學好。并且它與其他理科有所不同，在記憶方面要下很大功夫，各種化學式、反應原理、性質都要牢牢地掌握，這是做題的基礎，因此大家上課的時候一定要仔細記憶老師講的重點對于記憶化學式、性質等有很大的幫助。并且我們要：1、總結經驗規律：掌握無機化學中規律性的東西對于更好地掌握、理解無機化學反應及其原理是很有幫助的，因此在平時學習過程中應重規律的總結。2、善于歸納總結：在無機化學學習中，會發現無機反應式錯綜復雜，且種類繁多，想要全部記住，記準并非易事，但若在平時的學習中善于歸納總結，將所學的每一章節的內容歸納出其知識網絡圖，相信學好無機化學并非難事。3、結合實際生活，培養學習興趣：學好無機化學，重在要有興趣，培養學習興趣能夠使我們更有效地進行學習。結合生活實際，解釋生活中常用的一些問題，或通過所學知識去解決一些與無機化學有關的問題，均能使我們能更近一步掌握和靈活運用所學知識，并逐步建立起學習興趣。當然，以上僅是對課堂學習的一點補充，我們應該在認真聽取老師的講義并作好課堂筆記的基礎上靈活運用以上方法，才能學好無機化學這門課。
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