1、.1物質的結構和物質狀態原子結構的近代看法；原子軌道和電子云；原子核外電子散布；原子和離子的電子結構；原子結構和元素周期律；元素周期表；周期；族；元生性質及氧化物及其酸堿性。離子鍵的特色；共價鍵的特色和種類；雜化軌道與分子空間構型；分子結構式；鍵的極性和分子的極性；分子間力與氫鍵；晶體與非晶體；晶體種類與物質性質。溶液溶液的濃度；非電解質稀溶液通性；浸透壓；弱電解質溶液的解離均衡；分壓定律；解離常數；同離子效應；緩沖溶液；水的離子積及溶液的pH值；鹽類的水解及溶液的酸堿性；溶度積常數；溶度積規則。化學反響速率及化學均衡反響熱與熱化學方程式；化學反響速率；溫度和反響物濃度對反響速率的影響；活化能

2、的物理意義；催化劑；化學反響方向的判斷；化學均衡的特色；化學均衡挪動原理。氧化復原反響與電化學氧化復原的看法；氧化劑與復原劑；氧化復原電對；氧化復原反響方程式的配平；原電池的構成和符號；電極反響與電池反響；標準電極電勢；電極電勢的影響要素及應用；金屬腐化與防備。；有機化學有機物特色、分類及命名；官能團及分子結構式；同分異構；有機物的重要反響：加成、取代、除去、氧化、催化加氫、聚合反響、加聚與縮聚；基本有機物的結構、基天性質及用途：烷烴、烯烴、炔烴、；芳烴、鹵代烴、醇、苯酚、醛和酮、羧酸、酯；合成資料：高分子化合物、塑料、合成橡膠、合成纖維、工程塑料。；第1章熱化學與能源系統環境依據系統與環境之

3、間有無物質和能量互換，可將系統分紅三類:1)敞開系統與環境之間既有物質互換又有能量互換的系統，又稱開放系統。關閉系統與環境之間沒有物質互換，但能夠有能量互換的系統。往常在密閉容器中的系統即為關閉系統。熱力學中主要議論關閉系統。(3隔絕系統與環境之間既無物質互換又無能量互換的系統，又稱孤立系統。絕熱、密閉的恒容系統即為隔絕系統。系統中擁有相同的物理性質和化學性質的均勻部分稱為相。所謂均勻是指其分別度達到分子或離子大小的數目級。相與相之間有明確的界面，超出此相界面，必定有某些宏觀性質(如密度、折射率、構成等)要發生突變。系統的狀態是指用來描繪系統的諸如壓力P、體積V溫度T、質量M和構成等各樣宏觀性

4、質的綜合表現。用來描繪系統狀態的物理量稱為狀態函數。當系統的狀態確立后，系統的宏觀性質就有確立的數值，亦即系統的宏觀性質是狀態的單值函數。系統的性質之間是有必定聯系的，所以一般只需確立少量幾個性質，狀態也就確立了。狀態函數之間的定量關系式稱為狀態方程式。狀態函數按其性質可分為兩類:（1）廣度性質(又稱容量性質)，系統的某性質等于各部分該性質之和，擁有加和性。體積、熱容、質量熵、焓和熱力學能等均是廣度性質。（2強度性質此類性質不擁有加和性，其量值與系統中物質的量多寡沒關，僅決定于系統自己的特征。溫度與壓力、密度、粘度等均是強度性質。系統經過某過程由狀態I變到狀態ll以后，當系統沿該過程的逆過程回

5、到本來狀態時，若本來過程對環境產生的全部影響同時被除去(即環境也同時復原)，這種理想化的過程稱為熱力學可逆過程。比如，等溫可逆、絕熱可逆、可逆相變等。實質過程都是不行逆過程。可逆過程是在系統靠近于均衡的狀態下發生的無窮遲緩的過程，從適用的看法看，可逆過程最經濟、效率最高。很明顯，系統的某種廣度性質除以物質的量或質量(或任何兩個廣度性質相除)以后就成為強度性質。狀態函數的計算在熱力學中很重要，而狀態函數的變化值只取決于過程的始態與終態而與門路沒關。所以，在計算一過程狀態函數的變化值時經常需要假定實現該過程的某一門路。合成氨反響寫成可見，對同一反響方程式，不論采納哪一種物質表示反響進度均是相同的。

6、同一反響，反響方程式寫法不一樣，化學計量數就不一樣，因此進度也就不一樣，所以當波及反響進度時，一定指明化學反響方程式。關于反響熱q，負號表示放熱，正號表示吸熱。現代常用的量熱設施是彈式熱量計(也稱氧彈)，能夠精準的測得恒容條件下的反響熱。彈式熱量計中環境一部分是金屬容器等所汲取的熱可分為兩個部分:主要部分是加入的鋼彈組件所汲取的。吸熱介質水所汲取的，另表示化學反響與熱效應關系的方程式稱為熱化學方程式。因為反響熱與系統的狀態有關，所以寫熱化學方程式時注明反響熱的同時，還一定注明物態、溫度、壓力、構成等條件。習慣上，對不注明溫度和壓力的反響，皆指反響是在T=298.15K,p=100kPa下進行的

7、。應當指出，同一反響能夠在定容或定壓條樣下進行，前述的彈式熱量計測得的即是定容反響熱qv，而在敞口容器中或在火焰熱量計測得的是定壓反響熱qp。一般若沒有特別注明，實測的反響熱(精準)”均指定容反響熱qv，而“反響熱”均指定壓反響熱qP。將能量守恒定律應用于熱力學中即稱為熱力學第必定律。式(就是關閉系統的熱力學第必定律的數學表達式。它表示關閉系統以熱和功的形式傳達的能量，必然等于系統熱力學能的變化。熱力學能既是系統內部能量的總和，所以是系統自己的性質，是狀態函數。系統處于必定的狀態，其熱力學能就有必定的數值，其變化量只決定于系統的始態和終態，而與變化的門路沒關。即熱力學能擁有狀態函數的三個特色:

8、狀態必定，其值必定;同歸殊途，值變相等;循環往復，值變為零。系統與環境之間由T存在溫度差而互換的能量稱為熱，并用q值的正、負號來表示熱傳達的方向。若系統吸熱，規定g為正當;系統放熱，q為負值。q的SI單位為。系統與環境之間除熱之外的其余形式傳達的能量都叫做功。以符號w表示，其SI單位為J。規定系統得功，w為正當;系統做功，w取負值。熱力學中將功分為體積功和非體積功兩類。在必定外壓下，因為系統的體積發生變化而與環境互換的功稱為體積功(又稱膨脹功)。功和熱都是過程中被傳達的能量，它們都不是狀態函數，其數值與門路有關。但應注意:依據熱力學第必定律，它們的總量(q+w)與狀態函數熱力學能的改變量U相等

9、，只由過程的始態和終態決定，而與過程的詳細門路沒關。定容反響式表示:定容反響熱所有用于改變系統的熱力學能，或說定容反響熱等于系統熱力學能的增量(也稱改變量)。定容反響熱也只取決于始態和終態，這是定容反響熱的特色。式子（是熱力學函數焓H的定義式，H是狀態函數u,p,V的組合，所以焓H也是狀態函數。式(1.14)中H是焓的增量，稱為焓變.明顯，焓變與u相同，其SI單位為J。在定壓過程中，如焓變小于零，表示系統放熱;若焓變則為吸熱反響。故定壓反響熱也只取決于始態和終態，這是等壓反響熱的特色。能夠得出:在恒容或恒壓條件下，化學反響的反響熱只與反響的始態和終態有關，而與變化的門路沒關，以后稱為蓋斯定律。

10、可得出同一反響的qp和qv的關系為關于只有凝集相(液態和固態)的系統，熱力學標準狀態與物質的標準摩爾生成焓物質的熱力學標準態重申物質的壓力必為標準壓力pe，對溫度并沒有窮制。單質和化合物的相對焓值，規定在標準狀態時由指定單質生成單位物質的量的純物質時反響的焓變叫做該物質的標準摩爾生成焓。一般選T=K為參照溫度。生成焓是說明物質性質的重要數據，生成焓的負值越大，表示該物質鍵能越大，對熱越穩固。2。反響的標準摩爾焓變在標準狀態時反響的摩爾焓變叫做該反響的標準摩爾焓變，溫度下標準摩爾反響焓等于同溫度下各參加反響物質的標準摩爾生成焓與其化學計量數（有正負差別）乘積的總和。求反響的摩爾焓變除注明系統的狀

11、態(T，p，物態等)外，還一定指明相應的反響計量方程式。若系統的溫度不是，反響的焓變會有些改變，但一般變化不大，即反響的焓變基本不隨溫度而變。第2章化學反響的基來源理與大氣污染這種在給定條什下能自動進行的反響或過程叫做自覺反響或自覺過程。“自覺過程都是熱力學的不行逆過程”。這是全部自覺過程的共同特色，也是熱力學第二定律的基礎。應注意:自覺其實不意味快速。反響可否自覺進行，還與給定的條件有關。可是熱力學第必定律沒法說明化學反響進行的方向，熱力學第二定律的主要任務之一是研究過程方向和限度。為此要引進新的熱力學狀態函數熵S和吉布斯函數G。這就是說，系統偏向于獲得最大的雜亂度(或無序度)。系統內物質微

12、觀粒子的雜亂度(或無序度)可用熵來表達，或許說系統的熵是系統內物質微觀粒子的雜亂度或無序度)的量度，以符號S表示之。系統的熵值越大，系統內物質微觀粒子的雜亂度越大。熱力學第二定律的統計表達為：在隔絕系統中發生的自覺進行反響必陪伴著熵的增添，或隔絕系統的熵老是趨勢于極大值。這就是自覺過程的熱力學準則，稱為熵增添原理。上式表示:在隔絕系統中，能使系統熵值增大的過程是自覺進行的;熵值保持不變的過程，系統處于均衡狀態(即可逆過程)。這就是隔絕系統的熵判據。熱力學第三定律:在絕對零度時，全部純物質的完滿晶體的熵值都等于零。對同一物質而言，氣態時的熵大于液態時的，而液態時的熵又大于固態時的。（2)同一物質

13、在相同的齊集狀態時，其熵值隨溫度的高升而增大。(3)一般說來，在溫度和齊集狀態相同時，分子或晶體結構較復雜(內部微觀粒子許多)的物質的熵大于(由相同元素構成的)分子或晶體結構較簡單(內部微觀粒子較少)的物質的熵。混淆物或溶液的熵值常常比相應的純物質的熵值大利用這些簡單規律，可得出一條定性判斷過程熵變的實用規律:關于物理或化學變化而論，幾乎沒有例外，一個致使氣體分子數增添的過程或反響總陪伴著熵值增大。熵是狀態函數，反響或過程的熵變，只跟始態和終態有關，而與變化的門路沒關。反響的標準摩爾熵變其計算及注意點與焓變的相像。可忽視溫度的影響，可以為反響的熵變基本不隨溫度而變。G=H-TS式中吉布斯函數G

14、是狀態函數H和的組合，自然也是狀態函數。關于等溫過程:反響自覺性的判斷依據化學熱力學的推導能夠獲得，關于恒溫、恒壓不做非體積功的一般反響，其自覺性的判斷標準(稱為最小自由能原理)為應當指出，假如化學反響在恒溫恒壓條件下，除體積功外還做非體積功w。則吉布斯函數判據就變為(熱力學可推導出):此式的意義是在等溫、等壓下，一個關閉系統所能做的最大非體積功(一w)等于其吉布斯自由能的減少(一G)。熱力學等溫方程可表示為理想氣體的分壓定律有兩個關系式。第一，混淆氣體的總壓力p等于各組分氣體分壓力p之和。第二，混淆氣體中某組分氣體的分壓力等于混淆氣體的總壓力乘積，即p與該組分氣體的摩爾分數之只有在高溫低壓時

15、，才可近似按理想氣體辦理。反響的標準摩爾吉布斯函數變的計算及應用（1)與物質的焓相像，物質的吉布斯函數也采納相對值。在標準狀態時，由指定單質生成單位物質的量的純物質時反響的吉布斯函數變.叫做該物質的標準摩爾生成吉布斯函數。而任何指定單質的標準摩爾生成吉布斯函數為零。反響的標準摩爾吉布斯函數變等于同溫度下各參加反響物質的標準摩爾生成吉布斯函數與其化學計量數乘積的總和。但應注意，反響的焓變與熵變基本不隨溫度而變，而反響的吉布斯函數變則是溫度的線性函數。均衡系統的性質不隨時間而變化。比如，達到化學均衡時，系統中每種物質的分壓力或濃度都保持不變。實驗表示，在必定溫度下，當化學反響處于均衡狀態時，以其化

16、學反響的化學計量數(絕對值)為指數的各產物與各反響物分壓或濃度的乘積之比為一個常數。比如，關于一般化學反響Kp與Kc分別稱為壓力均衡常數與濃度均衡常數，Kp，與Kc都是有量綱的量，且隨反響的不一樣,量綱也不一樣，給均衡計算帶來好多麻煩，為此一律使用標準均衡常數Ke(常簡稱均衡常數)。關于理想氣體反響系統:標準均衡常數Ke是量綱為1的量。Ke數值決定于反響的天性、溫度以及標準態的選擇，而與壓力或構成沒關。當Ke值越大，說明該反響進行得越完全，反響物的轉變率越高。標準均衡常數可從標準熱力學函數求得。不用依賴實驗，利用標準熱力學函數可從理論上計算標準均衡常數。在書寫均衡常數表達式和應用式時要特別注意

17、以下幾點:(1)Ke表達式可直接依據化學計量方程式寫出，而不論其反響的詳細門路怎樣，只考慮均衡時氣體的分壓和溶質的濃度，并且老是將產物的寫在分子上、反響物的寫在分母上。Ke的數值與化學計量方程式的寫法有關，多重均衡規則多重均衡規則:假如某個反響能夠表示為兩個或更多個反響的總和，則總反響的均衡常數等各反響均衡常數的乘積。即，假如這種因條件的改變使化學反響從本來的均衡狀態轉變到新的均衡狀態的過程叫化學均衡的挪動。均衡挪動原理:若是改變均衡系統的條件之一，如濃度、壓力或溫度，均衡就向能減弱這個改變的方向挪動。應用這個規律，能夠改變條件，使所需的反響進行得更完好。范特霍夫等壓方程式影響反響速率的因索可

18、歸納為三類:一是反響物的天性，二是反響物的濃度和系統的壓力、催化劑等宏觀量，三是光、電、磁等外場。溫度、上述定義的反響速率的最大長處是其量值與所研究反響中物質B的選擇沒關，即可選擇任何一種反響物或產物來表達反響速率，都可獲得相同的數值。當注意，說到反響速率，與反響進度相同，一定給出化學反響方程式。因為化學計量數與化學反響方程式的寫法有關。實考證明，在給定溫度條件下，關于元反響(即一步達成的反響，又稱基元反響)，反響速率與反響物濃度(以化學反響方程式中相應物質的化學計量數為指數)的乘積成正比。這個定量關系(習慣上稱為質量作用定律)可用反響速率方程來表達。關于通式:式中，比率常數k稱為該反響的速率

19、常數，關于某一給定反響在同一溫度、催化劑等條件下，是一個不隨反響物濃度而改變的定值。速率方程中各反響物濃度項指數之和(n=a+b)稱為反響級數。由一個元反響構成的化學反響稱為簡單反響，元反響是構成全部化學反響的基木單元;而由兩個或兩個以上元反響構成的化學反響稱為復合反響。反響物耗費一半所需的時間，稱為半衰期，符號為t1/2.可歸納出一級反響的三個特色(1)ln(c)對t作圖得向來線斜率為一k)。半衰期與反響物的開端濃度沒關。(當溫度一準時，t1/2是與k成反比的一個常數)。速率常數k擁有(時間)一1的量綱，(其SI單位為s-1)阿侖尼烏斯依據大批實驗和理論考證，提出反響速率與溫度的定量關系式(

20、見圖:式中A為指前因子，與速率常數k有相同的量綱;Ea叫反響的活化能(也稱阿侖尼烏斯活化能)，常用單位為KJmol-1。A與Ea都是反響的特征常數，基本與溫度沒關，均可由實驗求得;R為摩爾氣體常數k1和k2分別為溫度T1和T2時的速率常數。阿侖尼烏斯公式到現在乃是從k求活化能Ea的重要方法。活化能的大小反應了反響速率隨溫度變化的程度。活化能較大的反響，溫度對反響速率的影響較明顯，高升溫度能明顯地加快反響速率;活化能較小的反響則反之。應當指出，其實不是所有的反響都切合阿侖尼烏斯公式。活化能的物理意義就在于需要戰勝這個能壘。即在化學反響中損壞舊鍵所需的最低能量。這種擁有足夠高的能量，可發生有效碰撞

21、或相互靠近時能形成過渡態(活化絡合物)的分子叫做活化分子。活化絡合物分子與反響物分子各自均勻能量之差.稱為活化能。一個系統或化合物能否穩固，第一要注意到穩固性可分為熱力學穩固性和動力學穩固性兩類。一個熱力學穩固系統必然在動力學上也是穩固的。但一個熱力學上不穩固的系統，因為某些動力學的限制要素(如活化能太高)，在動力學上倒是穩固的(如上述的合成氨反響等)。對這種熱力學判斷可自覺進行而實質反響速率太慢的反響，若又是我們所需要的，就要研究和開發高效催化劑，促進其反響快速進行。加快反響速率的方法從活化分子和活化能的看法來看，增添單位體積內活化分子總數可加快反響速率。(1增大濃度即增大單位體積內的分子總

22、數，進而增大活化分子總數。!效率往常其實不高，并且是有限度的。(2高升溫度（3降低活化能往常可采納催化劑以改變反響的歷程，供給活化能能壘較低的反響門路。催化劑(又稱觸媒)是能明顯增添化學反響速率，而自己的構成、質量和化學性質在反響前后保持不變的物質。催化劑的主要特征有:能改變反響門路，降低活化能，使反響速率明顯增大。(催化劑參加反響后能在生成最后產物的過程中解脫出來，恢復原態，但物理性質如顆粒度、密度、光彩等可能改變。)(2)只好加快達到均衡而不可以改變均衡的狀態。即相同地加快正向和逆向反響，而不可以改變Ke。有特別的選擇性。一種催化劑只加快一種或少量幾種特定種類的反響。催化劑對少許雜質特別敏

23、感。這種雜質可能成為助催化劑，也可能是催化毒物用熱、光或引起劑等使反響引起，就能經過活性中間物(如自由基)的不停重生而使反響像鎖鏈相同，一環扣一環連續進行的一類復合反響稱為鏈反響。所有的鏈反響都可以為由鏈的引起、鏈的傳達和鏈的停止三個階段構成。水化學與水污染溶液由溶質和溶劑構成。(溶質是鹽，溶劑是水)溶液的通性，在這里只簡要議論由不一樣的難揮發性溶質B和溶劑A構成的溶液都會惹起溶液的蒸氣壓降落、沸點上漲和凝結點降落，以及溶液浸透壓等。非電解質溶液的通性溶液的蒸氣壓降落2.溶液的沸點上漲和凝結點降落溶液的沸點上漲和凝結點降落是因為溶液中溶劑的蒸氣壓降落所惹起的。所謂質量摩爾濃度m是指在1Kg溶劑

24、中所含溶質的物質的量.浸透壓浸透一定經過一種膜來進行，這種膜上的微孔只同意溶劑（水）的分子經過，而不一樣意溶質的分子經過，所以叫做半透膜.。浸透壓是為保持被半透膜所分開的溶液與純溶劑之間的浸透均衡而需要的額外壓力。假如外加在溶液上的壓力超出了浸透壓，則反而會使溶液中的溶劑向純溶劑方向流動，使純溶劑的體積增添，這個過程叫做反浸透。難揮發的非電解質稀溶液的浸透壓與溶液的濃度及熱力學溫度成正比。這一方程的形式與理想氣體方程完好相像，R的數值也完好相同，但氣體的壓力和溶液的滲透壓產生的原由是不一樣的。氣體因為它的分子運動碰撞容器壁而產生壓力，但溶液的浸透壓是溶劑分子浸透的結果。對同濃度的溶液來說，其沸

25、點高低或浸透壓大小的次序為：A2B或AB2型強電解質溶液AB型強電解質溶液弱電解質溶液非電解質溶液凡切合以上4種依數性定律的溶液叫做理想溶液。其各組分混淆成溶液時，沒有熱效應和體積的變化。稀溶液近乎理想狀態。可是，稀溶液定律所表達的這些依數性與溶液濃度的定量關系不合用于濃溶液或電解質溶液。水溶液中的單相離子均衡一般可分為酸、堿的解離均衡及配離子的解離均衡兩類。20世紀80年月以前主要應用電離理論。該理論以為:解離時所生成的正離子所有都是H*的化合物叫做酸;所生成的負離子所有都是DH一的化合物叫做堿。電離理論對化學發展起了很大的作用，但有其限制性。酸堿質子理論以為:凡能給出質子的物質都是酸;凡能

26、與質子聯合的物質都是堿。簡單地說，酸是質子的給體，堿是質子的受體。酸堿質子理論對酸堿的區分只以質子H+為判據。“酸中包含堿，堿能夠變酸”這種互相依存、互相轉變的關系被叫做酸堿的共扼關系。酸失掉質子后形成的堿叫做該酸的共扼堿，堿聯合質子后形成的酸叫做該堿的共扼酸。酸堿質子理論不單合用于水溶液，還合用于含質子的非水系統。它可把很多均衡歸納為酸堿反響，所以有更廣的合用范圍和更強的歸納能力。除少量強酸、強堿外，大部分酸和堿溶液中存在著解離均衡，其均衡常數K叫做解離常數，也可分別用Ka和Kb表示，其值可用熱力學數據算得，也可實驗測定。式表示:溶液的解離度近似與其濃度平方根呈反比。即濃度越稀，解離度越大，

27、這個關系式叫做稀釋定律。式中，K和K分別表示HS的一級解離常數和二級解離常數。一般狀況下，二元酸的a1a22Ka1Ka2。所以，計算多元酸的H+濃度時，可忽視二級解離均衡，與計算一元酸H+濃度的方法相同，即應用式作近似計算，可是式中的K應改為K。aa1中強酸，Ka1較大,在按一級解離均衡計算H+濃度時，不可以應用式（進行計算(即不可以認為c一x=c)需按解一元二次方程獲得。與一元酸相仿，一元堿的解離均衡中:當a很小時一般化學手冊中不常列出離子酸、離子堿的解離常數，但依據已知分子酸的Ka(或分子堿的Kb)，能夠方便地算得其共扼離子堿的Kb(或共軛離子酸的Ka)。+一的濃度的乘積是一常數，叫做水的

28、離子積，用Kw表示，在常溫(22C)時，Kw=。H(aq)和OH(aq)任何共扼酸堿的解離常數之間都有相同的關系，即KaKb=Kw在弱酸溶液中加入該酸的共扼堿，或在弱堿的溶液中加入該堿的共扼酸時，可使這些弱酸或弱堿的解離度降低。這種現象叫做同離子效應。這種溶液擁有一種很重要的性質，其pH能在必定范圍內不因稀釋或外加的少許酸或堿而發生明顯變化。也就是說，對外加的酸和堿擁有緩沖的能力。這種對酸和堿擁有緩沖作用或緩沖能力的溶液叫做緩沖溶液。所以緩沖溶液的緩沖能力是有必定限度的。緩沖溶液的pH取決于緩沖對或共扼酸堿對中的Ka值以及緩沖對的兩種物質濃度之比值。緩沖對中任一種物質的濃度過小都會使溶液喪失緩

29、沖能力。所以二者濃度之比值最好趨近于1。假如此比值為1，則由中心原子或中心離子和若干此中性分子或它種離子(稱為配位體)經過配位鍵聯合而成的復雜離子叫做配離子，又稱為絡離子。含有配離子的化合物稱為配位化合物，簡稱配合物(又稱絡合物)。配鹽是配合物中的一種，它由兩部分構成:一部分是配離子它幾乎已經失掉了簡單離子原有的性質;另一部分是帶有與配離子異號電荷的離子，它們仍保存著原有的性質。配鹽在水中能充分解離;但配離子卻近似于弱電解質，是一類難解離的物質，在水溶液中只有少許解離存在著解離均衡。關于同一種類的配離子來說，子的K又稱為不穩固常數，用K越大，表示配離子越易解離，即配離子越不穩固。所以配離Ki表

30、示。配離子的穩固性也可用配離子的穩固常數Kf來表示，上式表示:難溶電解質的飽和溶液中，當溫度一準時，其離子濃度的乘積為一常數，這個均衡常數Ks叫做溶度積常數，簡稱溶度積。關于同一種類的難溶電解質，能夠經過溶度積的大小來比較它們的溶解度大小。在相同溫度下，溶度積越大，溶解度也越大;反之亦然。但關于不一樣種類的難溶電解質，則不可以以為溶度積小的，溶解度也必定小。溶度積規則當混淆兩種電解質的溶液時，如有關的兩種相對離子濃度(以溶解均衡中該離子的化學計量數為指數)的乘積(即反響商Q)大于由該兩種有關離子所構成的難溶物質的溶度積(即Ks)，就會產生該物質的積淀:若溶液中相對離子濃度的乘積小于溶度積，則不

31、行能產生積淀。依據溶度積規則，只需想法降低難溶電解質飽和溶液中有關離子的濃度小于它的溶度積，就有可能使難溶電解質溶解。常用的方法有以下幾種。，使離子濃度乘積利用酸堿反響(2)利用配位反響(3)利用氧化復原反響一種或幾種物質分別在另一種物質中所形成的系統稱為分別系統，簡稱分散系。分別系中被分其余物質稱為分別相，分別相所處的介質稱為分別介質。粒的大小，大概能夠將分別系分為三種種類，如表所示。依據分別相顆溶解度，在必定溫度下，某固態物質在100g溶劑中達到飽和狀態時所溶解的質量，叫做這種物質在這種溶劑中的溶解度。在這里要注意：假如沒有指明溶劑，往常所說的溶解度就是物質在水里的溶解度。此中R為溶質，M

32、m+和Nn-分別為電離出來的陽離子和陰離子，其離子積可表示為：K=Mm+nNn-m膠體(溶膠)是高度分其余不均勻(多相)系統，所以溶膠是熱力學不穩固系統，粒子間有互相齊集而降低其表面積的趨勢，即擁有齊集不穩固性。溶膠保持穩固的原由除了溶膠粒子的布朗運動相當大外，更主要的要素是溶膠粒子帶有電荷。膠休粒子帶有電荷是與它們的表面擁有很大的吸附能力，并能選擇性地吸附某種離子有關的。因而可知，吸附作用與物質的表面積有關。表面積越大，吸附能力越強。因為膠體是一個高度分其余系統，膠體粒子的總表面積特別大，因此可擁有高度的吸附能力。這種使膠粒齊集成較大的顆粒而沉降的過程叫做聚沉。加入電解質溶液可加快溶膠的聚沉

33、。在使溶膠聚沉時，主若是電解質中帶有與膠粒異號電荷的那種離子致使了溶膠的聚沉。往常，電解質中與膠粒異號電荷離子的價數越高，對溶膠的聚沉效率就越大。將兩種帶異號電荷的溶膠以適合的數目互相混淆時，因為電性中和，也能發生互相聚沉作用。其余，適合加熱常常也可促進溶膠聚沉。如前所述，液體表面有自動縮短的趨勢而產生了表面張力，凡能明顯降低表面張力的物質叫做表面活性劑。各樣表面活性劑的分子結構擁有共同的特色，即分子中同時存在著親水基團和親油基團(又稱疏水基)，故稱為雙親分子。表面活性劑的應用1清洗作用t2)乳化作用(3)起泡作用第4章電化學與金屬腐化原電池是一種利用氧化復原反響對環境輸出電功的裝置。假如反響

34、是熱力學可逆的，上式取等號，假如反響是自覺進行的，取小于號。鹽橋往常是u形管，此中裝入含有瓊膠的飽和氯化鉀溶液。鹽橋的存在，使得正、夠在左右溶液之間挪動，又能防備兩邊溶液快速混淆。原電池是由兩個電極浸在相應的電解質溶液中，再用鹽橋連結兩溶液而構成的裝置。可用圖式表示,負離子能原電池用圖式表示原電池時，按規定，負極寫在左側，正極寫在右側，以單垂線“界面，以雙虛垂線“!”表示鹽橋，鹽橋的兩邊應是兩個電極所處的溶液。3+2+電極，該電極的電極反響為l”表示兩相的，構成鐵離子不論在原電池仍是在電解池中，正極、負極的定義與物理學中是一致的，即正極老是電勢較高的電極，負極老是電勢較低的電極。需要注意的是，

35、在原電池中，正極上發生的是復原反響，負極上發生的是氧化反響;而在電解池中，正極上發生的是氧化反響，負極上發生的是復原反響。考慮一個電動勢為E的原電池，此中進行的電池反響為此中Ee是原電池在標準狀態下的電動勢(簡稱標準電動勢)。上式稱為電動勢的能斯特方程，表達了構成原電池的各樣物質的濃度(關于氣態物質，用壓力取代濃度)、原電池的溫度與原電池電動勢的關系。跟著電池反響的進行，作為原料的化學物質人A與B的濃度漸漸減少，而反響產物G與D的濃度漸漸增添，從能斯特方程可看出，原電池的電動勢將所以而漸漸變小。當T=298.15K時，將式（中自然對數換成常用對數，可得應當注意，原電池電動勢數值與電池反響計量式

36、的寫法沒關數改變而改變。，電動勢數值其實不因化學計量能夠用儀器丈量原電池的電動勢E，即兩電極電勢的差值，可是沒有方法丈量出各個電極的電勢的絕對數值。當前，國際上一致規定“標準氫電極”的電極電勢為零，其余電極電勢的數值都是經過與“標準氫電極”比較而獲得確立。電極電勢的能斯特方程對隨意給定的電極，電極反響通式為氧化態或復原態物質離子濃度的改變對電極電勢有影響，但在往常狀況下影響不大。電解質溶液的酸堿性對含氧酸鹽的電極電勢有較大的影響。酸性加強，電極電勢明顯增大則含氧酸鹽的氧化性明顯加強。，因為電極電勢因離子濃度的不一樣而異，簡單想象，由兩種不一樣濃度的某金屬離子的溶液分別與該金屬構成電極，這樣的兩

37、個電極明顯也能構成擁有必定電動勢的原電池，這種原電池稱為濃差電池。前面所議論，都是原電池中經過的電流無窮小，即電極反響和電池反響可逆狀況下的電極電勢，這種電極電勢稱為可逆電勢或均衡電勢。假如電流不是無窮小，電極電勢就不可以簡單地用上述能斯特方程進行計算。電極電勢數值是電化學中很重要的數據，除了用以計算原電池的電動勢和相應的氧化復原反響的摩爾吉布斯函數變外，還可以夠比較氧化劑和復原劑的相對強弱、判斷氧化復原反響進行的方向和程度等。若某電極電勢代數值越小，則該電極上越簡單發生氧化反響，或許說該電極的復原態物質越簡單失掉電子，是較強的復原劑;而該電極的氧化態物質越難獲得電子，是較弱的氧化劑。若某電極

38、電勢的代數值越大，則該電極上越簡單發生復原反響，該電極的氧化態物質越簡單獲得電子，是較強的氧化劑;而該電極的復原態物質越難失掉電子，是較弱的復原劑。堿性燃料電池這種燃料電池常用30%-50%的KOH為電解液，燃料是氫氣，氧化劑是氧氣。氫氧燃料電池的焚燒產物為水，所以對環境無污染。電池可用圖式表示為電極反響為電解是環境對系統做電功的電化學過程，在電解過程中，電能轉變為化學能。在電解池中，與直流電源的負極相連的極叫做陰極，與直流電源的正極相連的極叫做陽極。電子從電源的負極沿導線進入電解池的陰極;另一方面，電子又從電解池的陽極離開，沿導線流回電源正極。這樣在陰極上電子剩余，在陽極上電子缺乏，電解液(

39、或熔融液)中的正離子移向陰極，在陰極上獲得電子，進行復原反響;負離子移朝陽極，在陽極上給出電子，進行氧化反響。在電解池的兩極反響中氧化態物質獲得電子或復原態物質給出電子的過程都叫做放電。經過電極反響這一特別形式，使金屬導線中電子導電與電解質溶液中離子導電聯系起來。往常把能使電解順利進行的最低電壓稱為實質分解電壓，簡稱分解電壓。電解池中實質分解電壓與理論分解電壓之間的誤差，除了因電阻所惹起的電壓降之外，就是因為電極的極化所惹起的。電極極化包含濃差極化和電化學極化兩個方面。(1)濃差極化濃差極化現象是因為離子擴散速率遲緩所惹起的。它能夠經過攪拌電解液和高升溫度，使離子擴散速率增大而獲得必定程度的除

40、去。從熱力學角度考慮，在陽極長進行氧化反響的第一是析出電勢(考慮超電勢要素后的實質電極電勢)代數值較小的復原態物質;在陰極長進行復原反響的第一是析出電勢代數值較大的氧化態物質。電解的應用很廣，最常有的是電鍍、陽極氧化、電解加工等。電鍍是應用電解的方法將一種金屬覆蓋到另一種金屬部件表面上的過程。以電鍍鋅為例說明電鍍的原理。它是將被鍍的部件作為陰極資料，用金屬鋅作為陽極資料，在鋅鹽溶液中進行電解。將經過表面拋光、除油等辦理的鋁及鋁合金工件作為電解池的陽極資料，并用鉛板作為陰極資料，稀硫酸或鉻酸、草酸)溶液作為電解液。通電后，適合控制電流和電壓條件，陽極的鋁制工件表面就能被氧化生成一層氧化鋁膜。依據

41、金屬腐化過程的不一樣特色，能夠分為化學腐化和電化學腐化兩大類。電化學腐化的特色是形成腐化電池，電化學腐化過程的實質是腐化電池放電的過程，電化學腐化過程中，金屬往常作為陽極，被氧化而腐化;陰極反響則依據腐化種類而異，可發生氫離子或氧氣的復原，析出氫氣或氧氣。鋼鐵在大氣中的腐化往常為吸氧腐化，腐化電池的陰極反響為將鐵完好淹沒在酸溶液中，因為溶液中氧氣含量較低，這時即可能發生析氫腐化(如鋼鐵酸洗時)，腐化電池的陰極反響是析氫反響第5章物質結構基礎求解薛定謬方程不單可獲得氫原子中電子的能量E與主量子數n有關的計算公式，并且能夠自然地導出主量子數n、角量子數L和磁量子數m。或許說，求解結果表示，波函數的

42、詳細表達式與上述三個量子數有關主量子數n，可取的數值為1,2,3,4.n.值是確立電子離核遠近(均勻距離)和能級的主要參數，n值越大，表示電子離核的均勻距離越遠，所處狀態的能級越高。角量子數L可取的數值為0，1，2，(n一1)，共可取n個數,L的數值受n的數值限制，(3)磁量子數m可取的數值為0,士1,士2.士3，士2.士L，共可取(2L+1)個數值，m的數值受L數值的限制，m值基本上反應波函數(軌道)的空間取向。當三個量子數的各自數值確立時，波函數的數學式也就隨之而確立。量子力學中還引入第四個量子數，習慣上稱為自旋量子數msms能夠取的數值只有+1/2和一1/2，往常可用向上的箭頭和向下的箭

43、頭來表示電子的兩種所謂自旋狀態。假如兩個電子處于不一樣的自旋狀態則稱為自旋反平行，用符號或表示:處于相同的自旋狀態則稱為自旋平行，用符號或表示狀態。以下分別對s軌道、p軌道和d軌道加以簡要說明。S軌道是角量子數L=0時的原子軌道，此時主量子數n能夠取1,2,3,等數值。對應于n=1,2,3，一的s軌道分別被稱為1s軌道2s軌道、3s軌道。所以它的角度散布是球面。P軌道是角量子數L=1時的原子軌道，對應于此時不一樣的主量子數，有2p軌道3p軌道等不一樣的p軌道。可得兩個相切于原點的球面。黑點較密，表示電子出現的概率密度較大;黑點較疏，表示電子出現的概率密度較小。這種以黑點的疏密表示概率密度散布的

44、圖形叫做電子云。n,L都相同的軌道，稱為等價軌道。所以同一層的亞層各有3,個等價軌道。氫原子軌道的能量決定于主量子數n，但在多電子原子中，軌道能量除決定于主量子數還與角量子數L有關，可歸納出以下三條規律。n之外，角量子數L相同時，跟著主量子數n值增大，軌道能量高升。主量子數n相同時，跟著角量子數L值增大，軌道能量高升。當主量子數和角量子數都不一樣時，有時出現能級交織現象。泡利不相容原理指的是一個原子中不行能有四個量子數完好相同的兩個電子。由這一原理可2最低能量原理則表示核外電子散布將盡可能優先占有能級較低的軌道，以使系統能量處于最低。它解決了在n或L值不一樣的軌道中電子的散布規律。實驗總結出多

45、電子原子各軌道能級從低到高的近似次序(見圖）:1s;2s,2p;3s,3p:4s,3d,4p;5s,4d,5p;6s,4f,5d,6p;7s,5f,6d,7p。依據這一次序能夠確立各元素原子核外電子的一般散布規律:能量鄰近的能級劃為一組，稱為能級組，共有七個能級組，對應于周期表中七個周期。洪德規則說明處于主量子數和角量子數都相同的等價軌道中的電子，老是盡先占有磁量子數不一樣的軌道，并且自旋量子數相同，即自旋平行。它反應nL在值相同的軌道中電子的散布規律。洪特規則固然是一個經驗規律，但運用量子力學理論，也可證明電子按洪特規則擺列，使原子系統的能量最低。作為洪特規則的增補:等價軌道在全充滿狀（p6

46、，d10，f14）、半充滿狀(p3，d5，f7)或全空狀態(p0，d0，f0)時比較穩固。按上述電子散布的三個基來源理和近似能級次序，能夠確立大部分元素原子核外電子散布的方式.多電子原子核外電子散布的表達式叫做電子散布式。比如，鈦(Ti)原子有22個電子，按上述三個原理和近似能級次序，電子的散布狀況應為又如，錳原子中有25個電子，其電子散布式應為鉻、鑰或銅、銀、金等原子的(n-1）d軌道上的電子都處于半充滿狀態或全充滿狀態末周期表)。比如Cr和Cu的電子散布式分別為(見書因為化學反響中往常只波及外層電子的改變，所以一般不用寫完好的電子散布式，只需寫出外層電子散布式即可。外層電子散布式又稱為外層

47、電子構型。關于主族元素即為最外層電子散布的形式。原子的基天性質如原子半徑、氧化值、電離能、電負性等都與原子的結構親密有關，因此也表現明顯的周期性變化。元素在周期表中所處的周期號數等于該元素原子核外電子的層數。對元素在周期表中所處族的號數來說，主族元素以及第I、第II副族元素的號數等于最外層的電子數;第III至第VII副族元素的號數等于最外層的電子數與次外層d電子數之和。VIII族元素包含三個縱行，最外層電子數與次外層d電子數之和為8至10。零族元素最外層電子數為8(氦為2)。依據原子的外層電子構型可將長式周期表分紅5個區，即s區P區,d區、ds區和f區。表反應了原子外層電子構型與周期表分區的關

48、系。同周期主族元素從左至右最高氧化值漸漸高升，并等于元素的最外層電子數即族數。副族元素的原子中，除最外層s電子外，次外層d電子也可參加反響。所以，d區副族元素最高氧化值一般等于最外層的s電子數和次外層d電子數之和(但不大于8。此中第III至第VII副族元素與主族相像，同周期從左至右最高氧化值也漸漸高升，并等于所屬族的族數。金屬元素易失電子變為正離子，非金屬元素易得電子變為負離子。所以常用金屬性表示在化學反響中原子失掉電子的能力，非金屬性表示在化學反響中原子得電子的能力。應當指出，元素的金屬性和非金屬性一般表現為單質的復原性和氧化性，但其實不完好一致。元素的原子在氣態時失掉電子的難易，能夠用電離

49、能來權衡。氣態原子失掉一個電子成為氣態+1價離子，所需汲取的能量叫該元素的第一電離能I1，常用單位kJmol-1。電離能的大小反應原子得失電子的難易，電離能越大，失電子越難。電離能的大小與原子的核電荷及電子構型等要素有關。對主族元素來說，第I主族元素的電離能最小，同一周期原子的電子層數相同，從左至右，電離能隨之增大，所以元素的金屬開朗性漸漸減弱。同一主族的原子最外層電子構型相同，從上到下，電離能漸漸減小，元素的金屬開朗性逐漸加強。為了權衡分子中各原子吸引電子的能力，鮑林在1932年引入了電負性的看法。電負性（氧化性，非金屬性）數值越大，表示原子在分子中吸引電子的能力越強;電負性值越小，表示原子

50、在分子中吸引電子的能力越弱。元素的電負性較全面反應了元素的金屬性和非金屬性的強弱。主族元素的電負性擁有較明顯的周期性變化，同一周期從左到右電負性遞加，從上到下電負性遞減。而副族的電負性值則較靠近，變化規律不明顯。其余，元素的原子半徑也表現出周期性的變化，并且主族元素的變化比副族元素的更加明顯。以第2周期為例，從左到右能夠看出電負性(及電離能)漸漸增大，而原子半徑漸漸減小。這表示權衡元素金屬性、非金屬性的物理量電離能和電負性與原子半徑有著內在的聯系。化學鍵主要有金屬鍵，離子鍵和共價鍵等三類。由正、負離子之間的靜電引力形成的化學鍵叫做離子鍵。離子鍵無飽和性也無方向性。離子鍵往常存在于離子晶體中。能

51、形成典型離子鍵的正、負離子的外層電子構型一般都是8電子的，稱為8電子構型。除了8電子構型的之外，還有其余種類的外層電子構型，主若是(1)9-17電子構型(2)18電子構型。同種非金屬元素，或許電負性數值相差不很大的不一樣種元素(一般均為非金屬，有時也有金屬與非金屬)，一般以共價鍵聯合形成共價型單質或共價型化合物。表征共價鍵特征的物理量稱為共價鍵參數，比如鍵長、鍵角和鍵能等。(l)鍵長分子中成鍵原子的兩核間的距離叫做鍵長。鍵長與鍵的強度(或鍵能)有關，鍵長較小則分子較穩固。(2鍵角分子中相鄰兩鍵間的夾角叫做鍵角。分子的空間構型與鍵長和鍵角有關。鍵能共價鍵的強弱能夠用鍵能數值的大小來權衡。對雙原子

52、分子來說，鍵解離能能夠以為就是該氣態分子中共價鍵的鍵能E。關于兩種元素構成的多原子分子來說，可取鍵解離能的均勻值作為鍵能。鍵能習慣上取正當，一般說來，鍵能數值越大表示共價鍵強度越大。化學反響過程實質上是反響物化學鍵的損壞和生成物化學鍵的構成的過程。所以，氣態物質化學反響的熱效應就是化學鍵改組前后鍵解離能或鍵能總和的變化。利用鍵能數據，能夠估量一些反響熱效應或反響的標準焓變。一般說來，氣態反響的標準焓變能夠利用反響物的鍵能總和減去生成物的鍵能總和而近似求得(注意，這里的計算是反響物在前，生成物在后)。就分子的整體來說，是電中性的。但從分子內部這兩種電荷的散布狀況來看，可把分子分紅極性分子和非極性分子兩類。對雙原子分子來說，分子極性和鍵的極性是一致的。分子的極性不只與鍵的極性有關，還與分子的空間構型(對稱性)有關。共價型分子中各原子在空間擺列構成的幾何形狀，叫做分子的空間構型。比如，甲烷分子為正四周體，水分子為“v”字形，氨分子為三角錐形等。為了從理論上說明各樣分子不一樣的空間構型，提出化學鍵的雜化軌道理論。這個理論從電子擁有顛簸性能夠疊加的看法出發，以為若干個能量鄰近的原子軌道能夠混淆成相同數目的能量完好相同的新的原子軌道，這種新的原子軌道稱為雜化軌道。形成雜化軌道的過程稱為原子軌道雜化簡稱雜化)。（1）sp雜