第一章：化學反應中的質量關系和能量關系氣體、液體屬于流態，液體、固體屬于凝聚態。氣、液、固三態還可以共存，如：0.01℃、611.6Pa下，水、冰、水蒸氣可以共存。等離子態：高電離的氣態粒子，正電荷量和負電荷量相等。只要急劇加熱到2萬攝氏度左右，所有物質都呈現等離子態。等離子體的溫度取決于其中重粒子的溫度。因為重粒子的熱容量比電子的大。熱（或高溫）等離子體：重粒子和電子的溫度都很高，而且幾乎相等。冷（或低溫）等離子體：電子溫度很高，但重粒子溫度不高。如：燈管。冷等離子體技術更具實用價值：高能量的電子可使反應物分子、原子電離激活為活性粒子而利于反應，而且反應又能在較低的溫度下進行。物質的層次：宇觀、宏觀、介觀、微觀。化學反應是化學研究的核心。元素：具有相同質子數的一類單核粒子的總稱。核素：具有確定質子數和中子數的一類單核粒子。同位素：質子數相等而中子數不等的同一元素的原子互稱為同位素。自然界中，單同位素元素少，多同位素元素多。相對原子質量Ar：元素的平均原子質量與核素C原子質量的1/12之比。又叫“原子量”。道爾頓是第一個測定原子量的人。相對分子質量Mr：物質的分子或特定單元的平均質量與核素C原子的1/12之比。又叫“分子量”。物質的量n，單位：摩爾mol。阿伏加德羅常數NA。0.012kgC所含的碳原子數目6.022*10。在使用摩爾時，一定要指明基本單位。摩爾質量：M某物質的質量m除以該物質的物質的量n。在混合物中，B的物質的量與混合物的物質的量之比，稱為B的物質的量分數X，又稱B的摩爾分數。摩爾體積Vm：某氣體物質的體積V除以該氣體物質的量n。物質的量濃度CB：混合物中某物質B的物質的量CB除以混合物的體積V。理想氣體：壓力不太大，溫度不太低情況下，氣體分子間距離大，分子本身的體積和分子間的作用力可以忽略，是近似值，誤差在2%內。理想氣體分壓定律：混合氣體的總壓力等于各組分氣體的分壓力之和，經驗規律，稱為道爾頓分壓定律。分壓定律適用于理想氣體混合物，對低壓下的真實氣體混合物近似適用。化學式：表明組成化學物質的各元素原子數目之間最簡單的整數比關系。又叫“最簡式”。分子式：表明分子型物質中一個分子所包含的各種元素原子的數目。分子式可能和最簡式相同，也可能是最簡式的整數倍。對于非分子型物質，只能用最簡式表示。如：NaCl。化學計量化合物：具有確定組成而且各種元素的原子互成簡單整數比的化合物。又叫“整比化合物”或“道爾頓體”。化學反應方程式：根據質量守恒定律，用元素符號和化學式表示化學變化中質和量關系的式子。化學計量數：V對于反應物為負，生成物為正。把反應物移到生成物那邊后各個物質的系數，有正負號。反應進度：表示化學反應進行的程度。與所選反應物無關，只與化學計量數有關。熱力學：專門研究能量相互轉換規律的一門科學。化學熱力學：利用熱力學原理研究化學反應能量變化的學科。體系：被劃分出來作為研究對象的那部分物質和空間。環境：體系之外并與體系有密切聯系的其他物質和空間。敞開體系：體系與環境之間，有物質和能量的交換。封閉體系：體系與環境之間，沒有物質交換，有能量交換。孤立體系：體系與環境之間，沒有物質和能量的交換。體系的性質：決定體系狀態的物理量。體系的狀態：體系性質的綜合表現。狀態函數的特征：當體系狀態發生變化時，狀態函數的改變量只與體系的起始狀態和最終狀態有關，而與狀態變化的具體途徑無關。體積功：體系體積變化反抗外力作用而與環境交換的功。非體積功：體積功以外其他的功。熱：Q體系和環境之間因溫差而傳遞的能量。功：W除熱外，其他各種形式被傳遞的能量。熱和功不僅與體系始、終態有關，而且與過程的具體途徑有關，所以熱和功不是狀態函數。體系的熱力學能：U體系內部所含有的總能量。又叫“內能”，無絕對值，?U有意義，是一個狀態函數。能量守恒定律：孤立體系中，能量的形式可以改變，但總能量不變。等壓反應熱：化學反應時，如果體系不作非體積功，當反應終了的溫度、壓力恢復到反應前的溫度、壓力時，體系所吸收或放出的熱量。等溫、等壓條件下，反應熱恰好為生成物與反應物的焓差，即體系的焓變。熱化學反應方程式：表明化學反應與熱效應關系的方程式。赫斯定律：一個化學反應如果分幾步完成，則總反應的反應熱等于各步反應的反應熱之和。（高中的蓋斯定律）物質的標準狀態：與溫度無關，與壓力有關。標準摩爾生成焓：在標準態下，由最穩定的純態單質生成單位物質的量的某物質的焓變（即：等壓反應熱）。最穩定單質本身的標準摩爾生成焓為0。如：石墨。由標準摩爾生成焓數值可以判斷同類型化合物的相對穩定性。代數值越小，化合物越穩定。化學反應的反應熱：通過實驗直接測定；利用熱力學數據通過計算得出。第二章化學反應的方向/速率和限度自發過程：在一定條件下不需外界作功，一經引發就能自動進行的過程。自發反應：自發的化學過程。要使非自發過程得以進行，外界必須作功。能自發進行的反應其反應速率不一定大。能量越低，體系的狀態就越穩定。“熵”S：表示體系內組成物質粒子運動的混亂程度。是狀態函數。混亂度越大，S越大。把任何純凈的完整晶態物質在0K時的熵值規定為0，并以此為基礎，求得在其他溫度下的熵值。標準摩爾熵Sm：某單位物質的量的純物質在標準態下的熵值。即使是純凈單質，在298.15K時的標準摩爾熵值也不為0。物質的聚集狀態不同，熵值不同。同一種物質的熵值，氣體>液體>固體。物質的熵值隨溫度的升高而增大。氣態物質的熵值隨壓力的增大而減小。化學反應的吉布斯自由能變：熱化學反應方向的判據。吉布斯提出：在等溫、等壓的封閉體系內，不作非體積功的前提下，自由能變可作為熱化學反應自發過程的判據。任何自發過程總是朝著吉布斯自由能G減小的方向進行。當?rGm=0時，反應達平衡，體系G降低到最小值，“最小自由能原理”某物質的標準摩爾生成吉布斯自由能?fGm：在標準態下，由最穩定的純態單質生成單位物質的量的某物質時的吉布斯自由能變。任何最穩定的純態單質在任何溫度下的標準摩爾生成吉布斯自由能均為0。溫度對焓變和熵變的影響較小，所以在計算時認為不變，則得到了近似值。使用?rGm的3個先決條件：反應體系必須是封閉體系；?rGm只給出了某溫度、壓力條件下反應的可能性，未必能說明其他條件下反應的可能性；反應體系必須不作非體積功，或者不受外界如“場”的影響。反應速率：（定量的比較反應進行的快慢）在一定條件下單位時間內某化學反應的反應物轉變為生成物的速率。單位體積內反應進行程度隨時間的變化率。對于均勻體系的恒容反應，習慣用單位時間內反應物濃度的減少或生成物濃度的增加來表示，而且習慣取“正值”。用反應進度定義的反應速率的量值與表示速率物質的選擇無關。一個反應只有一個反應速率值。但與化學計量數有關，所以在表示反應速率時，必須寫明相應的化學計量方程式，即：一個反應速率對應一個方程式。有效碰撞：能發生反應的碰撞。活化分子：（分子發生有效碰撞所必須具備的最低能量Ec。）具有等于或超過Ec的分子。能量低于Ec的分子稱為非活化分子或普通分子。活化能Ea=活化分子具有的平均能量E*-反應物分子的平均能量E。Ea可以通過實驗測出，所以屬于經驗活化能。大多數化學反應的Ea在60--250kJ/mol之間。Ea低于42kJ/mol的反應，活化分子百分數大，有效碰撞次數多，反應速率很大，可以瞬間進行。Ea大于420kJ/mol的反應，反應速率很小。在一定溫度下，反應Ea越大，活化分子的百分數越小，速率慢。在一定溫度下，反應Ea越小，活化分子的百分數越大，速率快。所以，若要發生化學反應，就必須有能量高的活化分子有效碰撞。過渡狀態理論：認為化學反應不只是通過反應物分子之間簡單碰撞就能完成的，而是在碰撞后先要經過一個中間國度狀態，即首先形成一種活性基團（活化配合物），然后再分解為產物。活化配合物的能量較高，不穩定。一經形成就極易分解，既可以分解為產物，也可以分解為原反應物。影響化學反應速率的因素：首先取決于反應物的本性。其次取決于：濃度（或壓強）、溫度、催化劑。質量作用定律：一定溫度下，基元反應的反應速率與各反應物濃度冪的乘積成正比。經驗速率方程：kc為反應速率常數。cC+dD—>yY+zZ,v=kc{(cC)}c{(dD)}d。k的單位由反應的級數定。k值只與反應的性質、溫度、催化劑等因素有關。其他條件相同時，k大，反應快；k小，反應慢。經驗速率方程只適用于基元反應或非基元反應的每一個基元反應。基元反應：（簡單反應）反應物一步就變為生成物。非基元反應：（復雜反應）。書寫速率方程時注意：稀溶液中，有溶劑參加的化學反應，其速率方程中不必列出溶劑的濃度。某一反應物的濃度變化甚微時，速率方程中不必列出該物質的濃度。在速率方程中不必列出固體或純液體的“濃度”項。溫度對速率的影響主要體現在對k的影響上，經驗規則：反應溫度每升高10K，反應速率或反應速率常數一般增大2—4倍。溫度升高，分子運動劇烈，碰撞次數增多，有效碰撞增多。溫度升高，活化分子百分數增多。催化劑：能顯著改變反應速率，而在反應前后自身組成、質量和化學性質基本不變的物質。正催化劑：加快反應速率。負催化劑：減緩反應速率。由于催化劑的加入，與反應物之間形成一種勢能較低的活化配合物，改變了反應的歷程，所以所需的活化能顯著的降低，從而使活化分子百分數和有效碰撞次數增多，導致反應速率增大。許多催化劑在反應中實際上參加了反應，而且發生了相應的變化，只不過在反應后又被復原。催化劑注意：改變的是反應途徑；對速率的影響體現在k上；對同一反應來說，等值的降低了正逆反應的活化能；催化劑具有選擇性。在復雜反應中，常利用催化劑加速反應并抑制其他反應的進行，以提高產品的質量和產量。酶的特殊之處：極高的催化效率；極高的選擇性；極好的催化條件。單相反應：反應體系中只有一個狀態的物質的反應。多相反應：有多個狀態的物質參加反應。不同的化學反應完成的程度不同；同一反應在不同的外界條件下完成的程度也不同。不可逆反應：反應逆向進行的趨勢很小，實際上只能向一個方向進行“到底”的反應。可逆反應：在同一條件下，可同時向正逆2個方向進行的反應。平衡狀態：反應進行到一定程度，正逆反應速率相等。濃度不再變化，反應進行到了極限。化學平衡的特征：V正=V逆，平衡后，只要外界條件不變，各物質的物質的量將不隨時間變化。是一種動態平衡。化學平衡是有條件的，條件改變，平衡將被打破，在新的條件下，重新建立新的平衡。化學平衡常數：平衡時，生成物平衡濃度冪的乘積與反應物平衡濃度冪的乘積之比。Kc濃度的、Kp分壓的。Kc、Kp均是實驗平衡常數（又叫“經驗平衡常數”）量綱?n=生成物系數和-反應物系數和=1。平衡常數是一種特征值，平衡常數越大，正反應進行的越完全。平衡常數值與溫度即反應式的書寫形式有關，但不隨濃度、壓力而變。固體、純液體、稀溶液溶劑的濃度不寫。對于氣相反應，反應物、生成物均為氣體，Kp=Kc·【（RT）的?n次冪】。R的取值：1.大氣壓：0.0821。2.巴：0.0831。3.帕斯卡：8.314。標準平衡常數。多重平衡規則：當幾個反應式相加得到另一反應式時，其平衡常數等于幾個平衡常數之積。（若反應式相減，則為平衡常數之商）平衡轉化率（又叫“理論轉化率”）：化學反應達到平衡后，該反應物轉化成生成物，從理論上能達到的最大轉化率a。a=（某反應物已轉化的量/反應開始時該反應物的總量）*100%若反應前后體積不變，則a=【（某反應物起始濃度-某反應物平衡濃度）/反應物的起始濃度】*100%轉化率a越大，正反應進行的程度越大。產率（又叫“收率”）：某產物的實際產量在原料全部轉變為該產物量中所占的百分數。產率=（某產物的實際產量/原料全部轉變為該產物應得的產物量）*100%化學平衡移動：外界條件改變使可逆反應從一種平衡狀態向另一種平衡狀態轉變的過程。濃度對化學平衡的影響：增加反應物的濃度或減少生成物的濃度：J＜K，平衡正移。減少反應物的濃度或增加生成物的濃度：J＞K，平衡逆移。濃度變化影響J，使J≠K。壓力對化學平衡的影響：必須有氣態物質參加或生成的反應，且在恒溫條件下。1、?n≠0：見筆記。2、?n=0：壓力對平衡無影響。3、與反應體系無關的氣體的引入：恒容：無影響；恒壓：向氣體系數和大的方向移動。壓力變化影響J，使J≠K。溫度對化學平衡的影響：升高溫度：反應向降低溫度的方向，即：吸熱反應的方向進行；降低溫度：反應向升高溫度的方向，即：放熱反應方向進行。溫度變化影響K，使J≠K。催化劑對化學平衡的影響：催化劑不會影響化學平衡狀態，但可以縮短到達平衡的時間，有利于提高生產效率。呂·查德里原理：當體系達到平衡后，若改變平衡狀態的任一條件，平衡就會向著減弱其改變的方向移動。第三章酸堿反應和沉淀反應酸堿理論：酸：在水溶液中解離產生的陽離子全部是氫離子的化合物；堿：在水溶液中解離產生的陰離子全部是氫氧根離子的化合物。優點：從現象到本質的飛躍；從化學組成上揭示了酸堿的本質。缺點（局限性）：把酸堿以及酸堿反應局限在水溶液中；非水溶液中發生的酸堿反應以及在水溶液中明顯呈酸性的物質，如氯化銨和碳酸鈉，不能說明。水的解離反應：在純水或稀溶液中，存在著水的解離平衡。Kw：水的離子積常數，是溫度的函數。當溶液中氫離子或氫氧根離子的濃度＜1mol/L時，用pH表示。pH越大，溶液堿性越強，酸性越弱。酸堿指示劑：有色的有機弱酸或弱堿。有變色范圍。溶液pH測定：酸堿指示劑、pH試紙、酸度計（pH計）。pH試紙分為廣泛的和精密的。是多種指示劑的混合液浸透、晾干而制成的。解離平衡：弱電解質在水溶液中是部分解離的，溶液中存在著已解離的弱電解質的組分離子和未解離的弱電解質分子之間的平衡。解離常數Ki：?n=1的量；與物質本性有關，與濃度無關，與溫度有關但影響不顯著；是平衡常數的一種形式；同溫度、同類型的弱電解質Ki值可用來比較弱電解質的強弱。Ki越小，弱電解質解離越困難，電解質越弱。解離度a=（解離部分弱電解質濃度/未解離前弱電解質濃度）*100%在溫度、濃度相同的條件下，a越小，電解質越弱。解離度與解離常數之間有一定關系：同溫度、濃度下，a越大，Ki大，a越小，Ki小；a與Ki均可表示電解質的相對強弱，但Ki更普遍更本質的反映弱電解質的解離特性。Ki與溫度有關，與濃度無關；a與溫度、濃度有關。稀釋定律：濃度越小，a越大。同樣濃度的不同電解質，Ki越大，a越大。結論：解離常數逐級減小（因為有抑制作用）。酸度：氫離子濃度。酸的濃度：未解離的+解離的。酸的強度：與濃度無關，與a有關。同離子效應：在弱電解質溶液中，加入含有相同離子的易溶的強電解質，使弱電解質a降低的作用。緩沖溶液：具有保持pH相對穩定作用的溶液。緩沖溶液都含有兩種物質，一種是能抵消酸的物質，一種是能抵消堿的物質，兩種物質合稱緩沖混合物。緩沖溶液的緩沖能力是有限的。鹽類的水解反應：鹽的組分離子與水解離出來的氫離子和氫氧根結合成弱電解質的反應。是中和反應的逆反應。影響鹽類水解度Kh的因素：鹽的本性；鹽溶液的濃度；溫度；同離子效應。弱電解質越弱越水解。水解產物的難溶性，也是增大水解度Kh的重要因素之一。如果水解產物是很弱的電解質又是溶解度很小的難溶物質或揮發性氣體，水解度Kh很大，甚至可達到完全水解。鹽溶液的濃度、溫度、酸度也是影響鹽類水解的重要因素。鹽溶液濃度越小，溫度越高，鹽的水解度Kh越大；降低（或升高）溶液的pH，可增大陰離子（或陽離子）的水解度a。常利用沉淀反應進行離子的分離、鑒定、除去溶液中的雜質、制取某些難溶化合物。溶度積常數Ksp（簡稱“溶度積”）：在一定溫度下，難溶電解質的飽和溶液中，各組分離子濃度冪的乘積為一常數。Ksp是表征難溶電解質溶解能力的特性常數，是溫度的函數，可由實驗測定，也可通過熱力學數據計算。Ksp意義：大小既表示難溶電解質在aq中溶解的趨勢大小，也表示生成該難溶電解質沉淀的難易，Ksp小，易沉淀，溶解度小。Ksp由難溶電解質的本性決定，不同的難溶電解質溶解能力不同，Ksp值也不同。KSp是溫度的函數，同種物質，溫度不同，Ksp不同，常用298.15K的值。aq中離子濃度的改變，使沉淀溶解平衡移動，重新建立平衡，但濃度變化不會使Ksp值改變，即Ksp與離子濃度無關。溶解度S與溶度積Ksp的相同點：S與Ksp都能代表難溶電解質溶解能力。S與Ksp的數值都來自一定溫度下飽和aq。S與Ksp的不同點：S用于電解質、非電解質等一切純凈的物質，或任意濃度的aq。Ksp只適用于難溶電解質，只適用于稀aq。對同一類型難溶電解質，用Ksp大小來比較溶解度S的大小；對不同類型的，溶度積Ksp小，S不一定小。Ksp：可以計算難溶電解質的S；可以判斷aq中沉淀的生成或溶解。溶解度S可以任意比較某一溫度時不同物質的溶解能力。Ksp和系數有關，只有當不同的難溶電解質屬于同一類型時才可以用Ksp來比較他們的溶解能力。同一類型：溫度一定，Ksp大，S大；Ksp小，S小。不同類型：通過計算比較。飽和溶液與溶液的稀濃是2個概念。飽和aq不一定為濃aq；濃aq也不一定為飽和溶液。影響沉淀反應的因素：同離子效應對沉淀反應的影響：在難溶電解質aq中，加入含有相同離子的易溶電解質，那么該難溶電解質的溶解度S降低。（同離子效應：不僅使弱電解質的解離度降低，還會使難溶電解質的溶解度降低。）（同離子效應的應用：可以加入適量的試劑使沉淀趨于完全）pH對某些沉淀反應的影響。分步沉淀：離子積J首先超過溶度積Ksp的難溶電解質先沉出。在混合溶液中，多種離子發生先后沉淀的現象。因為溶度積Ksp有差異，所以沉淀時次序不同。對離子濃度不同或生成難溶電解質類型不同，必須計算。沉淀的溶解和轉化：加入適當離子，與aq中某離子生成弱電解質。對于難溶電解質/氫氧化物來說。對于難溶弱酸鹽，只能溶于比它強的的酸。氧化還原。生成配離子。難容弱酸鹽的Ksp越大，對應弱酸的Ka越小，難溶弱酸鹽越易被酸溶解。沉淀的轉化：借助于某一試劑的作用，把一種難溶電解質轉化為另一種難溶電解質的過程。類型相同的難溶電解質，沉淀轉化程度大小取決于兩種難溶電解質溶度積Ksp的相對大小。沉淀反應的應用：制備難溶的化合物、除去溶液中的雜質、離子鑒定、離子分離。第四章氧化還原反應與應用電化學氧化還原反應：反應物之間有電子轉移的化學反應。配平氧化還原方程式的方法：電子法、氧化數法、離子-電子法。但不能違背電中性原則：孤立的中性原子、分子、基團，其本身的凈電荷數為0。氧化數：表示各元素在化合物所處的化合狀態。某一個元素一個原子的荷電數，這個荷電數可由假設把每個鍵中的e指定給電負性更大的原子求得。元素的氧化數：元素原子在其化合態中的形式電荷數。在離子化合物中，簡單陽陰離子所帶的電荷數就是該元素原子的氧化數。在單質中，元素原子的氧化數為0。H的氧化數一般為+1，只有在活潑金屬的氫化物中，H的氧化數為-1。O的氧化數一般為-2，但在氟化物中，O的氧化數為+1，+2。在過氧化物中，氧的氧化數為-1。在中性分子中，各元素原子的氧化數的代數和為0。在復雜離子中，各元素原子氧化數的代數和等于離子的總電荷。還原過程：氧化性降低。氧化過程：還原性降低。單原子離子中元素的氧化數等于離子所帶電荷數。配平原則：元素原子氧化數升高的總數=元素原子氧化數降低的總數。反應前后各元素的原子總數相等。配平步驟：寫出反應式、找出氧化數降低值與升高值、各元素氧化數的變化乘以相應系數、觀察法配平其他的原子。氧化數和化合價的區別：含義不同，有時數值不同。化合價只有整數，而氧化數可以有整數分數和小數。氧化數法的優點：簡單、快速。既適用于水溶液中的氧化還原反應，也適用于氣、固相的氧化還原反應。離子-電子法（半電池法）：配平原則：氧化劑所得的e數=還原劑失去的e數。反應前后各元素的原子總數相等。配平步驟：寫反應離子方程式、將反應分為兩個半反應，使兩邊相同元素的原子數相等、加減e使兩邊電荷數相等、適當系數乘以兩個半反應方程式，然后相加再配平。離子-電子法配平優點：不需要知道元素的氧化數，可直接寫出離子反應方程式，能反映在水溶液中氧化還原反應的實質。離子-電子法配平缺點：對于氣相或固相反應，無能為力。鹽橋的作用：保持電荷平衡，使反應能順利進行。在原電池中，化學能轉變為電能。每一種原電池都是由2個半電池所組成。每個半電池含有同一元素不同氧化數的兩種物質。高氧化數的稱為氧化型物質，低氧化數的稱為還原型物質。同一種元素的氧化型物質和還原型物質構成氧化還原電對。（未完待續）第五章原子結構與元素周期性1803年道爾頓的原子學說：原子不可分。1897年，Thomson發現電子。1911年，盧瑟福用a粒子散射實驗，提出了原子的核式結構模型。缺點：認為光譜會連續，原子會消失。1913年，玻爾提出波爾原子模型，e是分層排布的，解釋了光譜不連續和一些其他現象。1926年，原子量子力學提出了。原子序數=核內質子數=核電核數=核外電子數根據來源和穩定性，可將核素分為穩定核素和放射性核素。原子光譜：原子受到一定程度的激發所發出的線狀光譜。每一種原子都有自己的特定光譜。玻爾的假設：1、定態軌道：電子只能在以原子核為中心的某些能量En確定的圓形軌道上運動。這些軌道的能量狀態不隨時間改變，所以叫“定態軌道”。電子在定態軌道上運動時既不吸收能量，也不放出能量。2、軌道能級：不同的軌道，能量不同。離核越近，能量越低。原子的基態：正常狀態下，電子近可能處在離核較近能量較低的軌道上。原子的激發態：基態原子中的電子因獲得能量，躍遷到離核較遠能量較高的空軌道上。3、從激發態回到基態釋放光能，光的頻率取決于軌道的能級差。玻爾原子模型的成功之處：解釋了氫原子和類氫原子的光譜現象；解釋了穩定性問題；對其他發光現象也能解釋；可給出氫原子的電力能。波爾理論的局限性：只能解釋單電子原子或離子光譜的一般現象，不能解釋多電子原子光譜（原因：玻爾的原子模型是建立在牛頓的經典力學理論基礎上的）。玻爾理論的缺陷：促使人們去研究和建立能描述原子內電子運動規律的量子力學原子模型；不能解釋氫原子光譜的精細結構；不能解釋氫原子光譜在磁場中的分裂；不能解釋多電子原子光譜。氫原子光譜特性：線狀譜；頻率具有規律性。普朗克：量子論，微觀領域能量的不連續。愛因斯坦：光子學說。玻爾理論：電子分層排布。1924年，德布羅意提出了一個大膽的假設：光的波理二象性適用于電子等微觀粒子。1927年，Davisson和Germer通過電子衍射實驗，證實了電子運動時確實具有波動性。概率：微觀粒子波動性是大量微觀粒子表現出來的性質。即：具有統計意義的概率波。概率密度：電子在原子核外空間某處單位體積內出現的概率。原子軌道：由波函數確定的電子空間的運動狀態。波函數：1926年，薛定諤波動方程（一個二階偏微分方程）電子云：形象的表示核外電子運動的概率分布情況。小黑點分布的疏密表示電子出現概率密度的相對大小。4個參數來描述原子中各電子的狀態：主量子數n，副量子數l，磁量子數m，自旋量子數ms。主量子數n：n＞0，n為整數，一個n代表一個電子層，表示電子離核的遠近和能量的高低，n越大，電子離核越遠、能量越高。對于氫原子來說，n越大，電子具有的能量越高。副量子數l（又叫“角量子數”）：0≤l≤n-1，l為整數，每一個l值代表一個電子亞層，確定原子軌道和電子云形狀，在多電子原子中和主量子數一起確定原子能量。磁量子數m：決定原子軌道和電子云的空間伸展方向，取值決定于l值，可取（2l+1個）從-l到+l（含0），為整數，每一個m值代表一個具有某種空間取向的原子軌道。自旋量子數ms：只有-1/2和+1/2。其中每一個值表示電子的一種自旋方向（如順時針和逆時針）。多電子原子中：1、n相同時，l越大，電子能量越高。（能級相同，軌道越高，能量越大。）2、l相同時，n越大，電子能量越高。（軌道相同，能級越高，能量越大。）3、n、l都不相同，當n≥4時，EnS＜E（n-1）d＜EnP；當n≥6時，EnS＜E（n-2）f＜E（n-1）d＜EnP。S軌道：l=0，m=0，一種取值，空間一種取向，一條S軌道，但有2個e。P軌道：l=1，m=-1、0、+1，三種取值，空間3種取向，3條P軌道px、py、pz，但有6個e。d軌道：l=2，m=-2、-1、0、+1、+2，五種取值，空間5種取向，5條d軌道，但有10個e。f軌道：l=3，m=-3、-2、-1、0、+1、+2、+3，七種取值，空間7種取向，7條f軌道，但有14個e。關于4個量子數的結論：1、描述一個e的運動狀態必須用4個量子數（n、l、m、ms）；2、描述一個原子軌道時，用3個量子數（n、l、m）；3、量子數之間有一定的限定關系；4、同一個原子中，不會有4個量子數都相同的e（因為每一個e的運動狀態都是不同的）；5、主量子數n決定了e能量的大小，副量子數l決定了電子云的形狀，磁量子數m決定了電子云的空間取向，自旋量子數ms決定了e的自旋方向。簡并軌道：當n相同時，處于同一亞層中，磁量子數m，不同的各軌道能量是相同的。如：px=py=pz。（同一能級，同一軌道上，e能量相同）。原子結構近代概念的幾個重點：1、核外e運動的電子云是一個統計規律性；2、薛定諤方程描述核外e運動；3、原子軌道是波函數的空間圖像；4、電子云是概率密度的空間圖像；5、4個量子數確定核外每一個電子的運動狀態。能量最低原理：（最先遵循的原理）多電子原子處于基態時，核外電子的分布在不違反泡利原理的前提下，總是盡先分布在能量較低的軌道，以使原子處于能量最低的狀態。泡利不相容原理：（沒有任何2個e運動狀態相同）在同一原子中，不可能有4個量子數完全相同的e存在。每一個軌道內最多只能容納2個自旋方向相反的e。洪德規則：（以前的洪特規則。e優先分布在同一能級的不同軌道上）原子在同一亞層的等價軌道上分布e時，將盡可能單獨分布在不同的軌道，而且自旋方向相同（又叫“自旋平行”）。這樣分布時，原子能量較低，體系較穩定。鮑林近似能級圖：（鮑林即為：泡利）是光譜實驗的結果；是按能量由低到高排列的；能量相近的軌道為一個能級組；軌道能級組能量高低與n和l有關：n+0.7l。s=0，p=1，d=2，f=3。原子半徑：分為：共價半徑、金屬半徑、范德華半徑。共價半徑：（2個原子間有重疊，所以共價半徑＜金屬半徑）兩個相同原子形成共價鍵時，其核間距的一半，叫“原子的共價半徑”。金屬半徑：（金屬晶體中，2個原子是緊挨著的）金屬單質的晶體中，2個相鄰金屬原子核間距離的一半，叫“金屬原子的金屬半徑”。范德華半徑：（出現在分子晶體中，分子間有間距，所以范德華半徑＞金屬半徑）在分子晶體中，相鄰分子核間距的一半，叫“原子的范德華半徑”。原子半徑在周期中的變化：1、同一周期的主族元素，自左向右，r減小；由上至下，r增大。2、零族元素：r很大。3、副族元素：由左向右，r減小的很慢（沒有主族元素r減小的快）（IB略有增大，因為d全填滿了）；由上至下，r略有增加。4、鑭系收縮幅度很小，所以會產生共生，現象難于分離。電力能I：原子失去e的難易，單位kJ/mol。其大小只能衡量氣態原子失去e變為氣態離子的難易程度。（所以，金屬在aq中發生化學反應形成陽離子的傾向，還應根據金屬的電極電勢來進行估量。）第一電離能：由基態的中性氣態原子失去一個e形成一價氣態陽離子所需要的能量。第二電離能：由氧化數為+1的氣態陽離子再失去一個e形成氧化數為+2的氣態陽離子所需要的能量。元素原子的電離能越小，原子就越易失去e；元素原子的電離能越大，原子就越易得到e。所以可以根據原子的電離能來衡量原子失去電子的難易程度。同一周期的主族元素：由左向右，電離能I增大。（因為原子核對e的吸引力強，r小）同一周期的副族元素：由左向右，電離能I變化很不規律。同一主族元素，從上到下，原子的電離能I逐漸減小。（因為越來越活潑，金屬性越強。）副族元素從上到下，原子半徑只是略微增大，且第5、6周期元素的原子半徑又十分接近，核電荷數增多的因素起了作用，電離能I變化沒有較好的規律。N、P、Be、Mg、As、Sb電離能較大，因為處于半滿或全滿狀態。電子親合能EA：元素原子的第一電子親合能：一個基態的氣態原子得到一個電子形成氣態陰離子所釋放出的能量，如：Cl，也有可能是吸收的能量，如：K。元素原子的第一電子親合能一般為負值。e落入中性原子的核場里勢能降低，體系能量減少。唯稀有氣體原子和ⅡA族原子第一電子親合能為正值。所有元素的第二電子親合能都為正值。元素原子的第一電子親合能代數值越小，原子就越容易得到電子。電子親合能特點：是一個能量的量度、與電離能I相反，表示原子得到電子的難易程度，代數值越小，得e容易。電子親合能規律：同一周期內，從左到右，EA的負值增大。鹵素有最大的負值。第二電子親合能均為正值，稀有氣體有最大正值。同一主族，從上到下，總的變化趨勢是增大的。Cs的電子親合能主族最大正值，Cl的電子親合能最大負值。電子親合能、電離能只能表征孤立氣態原子或離子得、失e的能力。電負性：描述不同元素原子在分子中對成鍵電子吸引的能力。同一周期，從左到右，電負性增大。同一主族，從上到下，電負性減小。副族元素原子：ⅢB--ⅤB從上到下，電負性減小，ⅥB--ⅡB從上到下，電負性增大。某元素的電負性越大，表示它的原子在分子中吸引成鍵電子的能力越強，所以顯負價。電負性是一個相對值，本身沒有單位。元素的氧化數與原子的價電子數直接相關。主族元素原子只有最外層的e為價電子，能參與成鍵。主族元素F、O除外，的最高氧化數=該原子的價電子總數，亦即：族數。電負性越大，非金屬性越大。電負性越小，金屬性越大。F的電負性最大，Cs的電負性最小。ⅢB-ⅦB元素原子最外層的s亞層和次外層d亞層的電子均為價電子，元素的最高氧化數=價電子總數。ⅠB和Ⅷ族元素的氧化數變化不規律。ⅡB的最高氧化數為+2。凡是金屬都不同程度的具有不透明、金屬光澤、導電傳熱、延展性等特點。金屬最突出的特性：它在化學反應中容易失去e。某元素如果容易失去e變為低正氧化數陽離子，就表示它的金屬性強。若容易得到e變為陰離子，表示它的非金屬性強。元素原子的電離能越小或電負性越小，元素的金屬性越強。元素原子的電子親合能的代數值越小或電負性越大，元素的非金屬性越強。同一主族，從上到下，元素原子電負性減小，金屬性增強，非金屬性減弱。副族從上到下，ⅢB-ⅤB電負性減小，金屬性增強。ⅥB-ⅡB電負性增大，金屬性減弱。第六章分子的結構與性質化學鍵：分子或晶體內相鄰原子或離子間強烈的相互吸引作用。化學鍵可分為：電價鍵（主要形式為離子鍵）、共價鍵（又叫“原子鍵”）、金屬鍵。分子間力（又叫“范德華力”）：在分子之間存在的一種較弱的相互吸引作用。有時分子間或分子內的某些基團之間還可能形成氫鍵。電負性差：用于比較鍵極性的相對強弱。鍵能：用于比較鍵的強度。氣體分子每斷裂單位物質的量的某鍵時的焓變。鍵能越大，共價鍵越牢固，分子越穩定。雙原子分子中，鍵能在數值上等于鍵的解離能D。多原子分子中，若某鍵不止一個，則該鍵能為同種鍵逐級解離能的平均值。鍵參數：能表征化學鍵性質的量。鍵長：分子內成鍵兩原子核間的平衡距離。同一種鍵在不同分子中的鍵長數值基本上是個定值。一個鍵的性質主要取決于成鍵原子的本性。兩個確定的原子之間，如果形成不同的化學鍵，鍵長越短，鍵能越大，鍵越牢固。原子的共價半徑：兩個相同原子所組成的共價單鍵鍵長的一半長度。鍵角：分子中，兩個相鄰化學鍵之間的夾角。V形：104°45′，三角錐形：107°18′，正四面體形109°28′，直線形：180°。現代共價鍵理論是以量子力學為基礎的。價鍵理論：認為成鍵e只能在以化學鍵相連的兩原子間的區域內運動。分子軌道理論：認為成鍵e可以在整個分子的區域內運動。共價鍵：指原子間由于成鍵e的原子軌道重疊而形成的化學鍵。共價鍵有飽和性（一個原子形成共價鍵的能力是有限的）和方向性（形成共價鍵時，成鍵e的原子軌道只有沿著軌道伸展的方向進行重疊，才能實現最大限度的重疊）。重疊特點：對稱性匹配（即：同號）、滿足最大限度的重疊。對稱性原則：只有當原子軌道對稱性相同的部分重疊，兩原子間e出現的概率密度才會增大，才能形成化學鍵。有效重疊（正重疊）：由于原子間e出現的概率密度比重疊前增大的結果，使兩個原子間的結合力＞排斥力，導致體系能量降低，從而可能形成共價鍵。非有效重疊（負重疊）：當2個原子軌道以對稱性不同部分（即：異號）相重疊時，2原子間e出現的概率密度比重疊前小，核間排斥力占優勢，使體系能量升高，難以成鍵。稀有氣體，由于原子沒有未成對電子，原子間不成鍵，因此以單原子分子的形式存在。但是，原子中有些本來成對的價e，在特定條件（這個原子的外電子層上有空軌道，可容納因拆開電子對而增加的成單電子。同它相化合的原子必須是電負性大的元素原子，有很強的結合e能力）下，也有可能被拆為單電子而參與成鍵。價鍵理論（又叫“e配對法”）的要點：兩原子接近時，自旋方向相反的未成對的價電子可以配對，形成共價鍵。成鍵e的原子軌道如能重疊越多，則所形成的共價鍵就越牢固。配位共價鍵（配位鍵、配價鍵）：共用e對，由一個原子單方面提供而形成的共價鍵。e給予體→e接受體，即：e的去向。形成配位鍵條件：一個原子其價層有未共用的e對（孤e對）、另一個原子其價層有空軌道。離子鍵的本質：陽陰離子間的靜電引力。離子鍵：無方向性和飽和性。離子電場具有球形對稱性。兩原子的結合是形成共價鍵還是離子鍵，取決于兩原子吸引e能力差別的大小。從鍵的極性角度來說，離子鍵可以看成是強極性鍵的極限。如果把離子鍵看成是強極性鍵的極限，非極性鍵看成是弱極性鍵的極限，則：極性鍵視為介于非極性鍵與離子鍵之間的一種過渡鍵型。成鍵兩元素電負性差越大，鍵的極性越強。極性共價鍵又可以看作：含有小部分離子鍵成分和大部分共價鍵成分的中間類型的化學鍵。當極性鍵向離子鍵過渡時，共價鍵成分減少，離子鍵成分增加。絕大多數的離子鍵都不是典型的，只是離子性占優勢而已。電負性差＞1.7，一般可形成離子鍵。原子軌道的雜化（簡稱：雜化）：某原子成鍵時，在鍵合原子的作用下，價層中若干個能級相近的原子軌道有可能改變原有的狀態，混雜起來并重新組合成一組利于成鍵的新軌道的過程。同一原子中能級相近的n個原子軌道，組合后只能得到n個雜化軌道。雜化軌道比原來未雜化的軌道成鍵能力強，形成的化學鍵鍵能大，使形成的分子更穩定。成分、能量、形狀更利于成鍵。sp雜化：同一原子內由1個ns和1個np軌道發生的雜化。可以得到2個sp雜化軌道。每個軌道含有1/2s，1/2p軌道的成分。每一個sp軌道的形狀都是一頭大、一頭小。sp2雜化：1個ns、2個np。每個sp2雜化軌道含有1/3s,2/3p軌道成分。sp3雜化：1個ns、3個np。每個sp3雜化軌道含有1/4s,3/4p軌道成分。雜化軌道的空間構型和分子的空間構型不同：分子的空間構型需要考慮是否有孤e對。只有一個e的氫分子離子是可以穩定存在的。暴露了價鍵理論的局限性。為了克服價鍵理論所遇到的困難，分子軌道理論應運而生。原子結構理論：把原子核作為原子的核心，e按照一定的原理（泡利原理、能量最低原理）和規則（洪德規則）分布在原子核外若干個原子軌道內。分子軌道理論：把組成分子的各原子核作為分子的骨架，所有e按照相同的原理和規則分布在骨架附近的若干個分子軌道內。（每個分子軌道內最多只能容納2個自旋方向相反的e，每一個分子軌道都有各自相應的能量，在不違背泡利原理的前提下，e優先占據能量最低的分子軌道，e填入等價分子軌道，優先單獨占據不同的軌道，且“自旋平行”。e進入分子軌道后，若體系總能量有所降低，即能成鍵。）量子力學認為：分子軌道由組成分子的各原子軌道組合而成。分子軌道總數=組成分子的各原子軌道數目的總和。反鍵分子軌道（反鍵軌道）：電子云的分布偏于兩核外側，在核間的分布細數，不能抵消兩核之間的斥力，對分子穩定不利。成鍵分子軌道（成鍵軌道）：電子云在核間分布密集，對兩核的吸引能有效抵消兩核間斥力，對分子穩定有利。每種分子的每個分子軌道都有確定的能量，不同分子的分子軌道能量是不同的。鍵級越多，鍵能越大，分子結構越穩定。鍵級為0，分子不可能存在。鍵級只能定性的推斷鍵能的大小，粗略的估計分子結構穩定性的相對大小。事實上，鍵級相同的分子，其穩定性也可能有差別。分子間力是決定物質的沸點、熔點、汽化熱、熔化熱、溶解度、表面張力以及黏度等物理性質的主要因素。分子的極性：正、負電荷中心不重合在同一點上，就具有極性。對于雙原子分子：由兩個相同原子構成的分子：非極性分子。由兩個不同原子構成的分子：由于成鍵e云偏向電負性大的原子，所以正負電荷中心不重合，分子具有極性。對于雙原子分子來說：分子是否具有極性，決定于所形成的鍵是否具有極性。有極性鍵的分子一定是極性分子，極性分子一定有極性鍵。對于多原子分子來說：要看空間構型是否對稱。共價鍵是否有極性，決定于相鄰原子間共用電子對是否偏移。分子是否有極性，決定于整個分子正負電荷中心是否重合。按照極性強弱，分子可分為：離子型分子、極性分子、非極性分子。分子的偶極矩：描述分子極性的物理量，衡量分子極性大小。定義：分子中電荷中心上的電荷量與正負電荷中心之間的距離的乘積。偶極矩=0：非極性分子偶極矩≠0：極性分子偶極矩越大，分子的極性越強。可以根據偶極矩數值的大小比較分子極性的相對強弱。可以根據偶極矩數值驗證和推斷某些分子的幾何構型。分子的變形性：分子置于外加電場E中，其中電荷分布還可能發生某些變化。分子的變形極化：電子云與核發生相對位移，造成分子的形變的過程。分子發生變形極化后，出現了偶極，叫：誘導偶極。電場越強，分子的變形越顯著，誘導偶極越大。當外加電場撤除后，誘導偶極自行消失，分子重新恢復為非極性分子。對于極性分子來說，本身就存在著偶極，這種偶極叫做固有偶極或永久偶極。分子的定向極化：在外電場作用下，極性分子的正極一端將轉向負電極，負極一端在轉向正極。在電場的進一步作用下，產生誘導偶極。這時，分子的偶極為固有偶極和誘導偶極之和，分子的極性有所增強。非極性分子與非極性分子之間：瞬時偶極不斷出現，異極相鄰的狀態不斷出現，使非極性分子之間只要接近到一定距離，就始終存在著一種持續不斷的相互吸引作用。色散力：分子之間由于瞬時偶極而產生的作用力。非極性物質分子之間正是由于色散力的作用才能凝聚為液體、凝固為固體。非極性分子和極性分子之間：非極性分子和極性分子內部都會出現瞬時偶極。非極性分子在極性分子固有偶極作用下，會發生變形極化，產生誘導偶極。誘導力：誘導偶極與固有偶極之間的作用力。極性分子與極性分子之間：極性分子由于固有偶極，當極性分子相互靠近時，會發生定向極化。取向力：由于固有偶極的取向而產生的作用力。極性分子定向排列后還會進一步發生變形極化，產生誘導偶極。非極性分子之間：只有色散力。非極性分子與極性分子之間：色散力、誘導力。極性分子之間：色散力、取向力、誘導力。分子間力特點：存在與分子間的一種電性作用力、短程力、作用能一般是每mol幾kJ到幾十kJ很弱、一般沒有方向性和飽和性、在三種作用力中，除了極性很大而且分子間主要的作用力。色散力＞＞取向力＞＞誘導力無論是取向力、誘導力還是色散力，都與分子間的距離有關。隨著分子間距離的增大，作用力迅速減弱。取向力還與溫度和分子的極性強弱（或偶極矩大小）有關。溫度越高，分子取向越困難，取向力越弱。分子的偶極矩越大，取向力越強。誘導力與極性分子的極性強弱和非極性分子的變形性大小有關。極性分子的偶極矩越大，非極性分子的極化率越大，誘導力越強。色散力主要與分子的變形性有關。分子的極化率越大，色散力也就越強。液態物質分子間力越大，汽化熱就越大，沸點就越高。固態物質分子間力越大，融化熱就越大，熔點就越高。結構相似的同系列物質相對分子質量越大，分子變形性也越大，分子間力越強，物質的沸點、熔點也就越高。相對分子質量相等或近似而體積大的分子，電子位移可能性大，有較大的變形性，此類物質有較高的沸點、熔點。溶質或溶劑的極化率越大，分子變形性和分子間力越大，溶解度也越大。分子極性小，分子間力較小，因而硬度不大。氫化物中，唯有氨氣、水、氟化氫熔點、沸點明顯偏高。原因是：這些分子之間除有分子間力外，還有氫鍵。氫鍵：靜電吸引作用力。氫鍵形成條件：有一個電負性很高的原子、靠近氫原子的另一個原子必須電負性高。氫鍵特點：有飽和性、方向性。X、Y電負性越大，半徑越小，氫鍵越強。氫鍵類型：分子間氫鍵、分子內氫鍵。不僅同種分子之間可以形成氫鍵，不同種分子中也可以形成氫鍵。氫鍵的牢固程度：鍵強度，可用鍵能表示。氫鍵的鍵能是：每拆開單位物質的量的氫鍵所需的能量。氫鍵形成的空間條件較易出現，所以在物質不斷運動情況下，氫鍵可以不斷形成和斷裂。氫鍵通常是物質在液態時形成的，但形成后有時也能繼續存在于某些晶態甚至氣態物質中。分子間有氫鍵的物質熔沸點高。分子內有氫鍵的物質熔沸點常降低。溶質分子與溶劑分子之間可以形成氫鍵，使溶解度增大。分子間有氫鍵的液體，一般黏度較大。所以常為黏稠狀液體。液體分子間若形成氫鍵，有可能發生締合現象。分子締合：由若干個簡單分子聯成復雜分子而又不會改變原物質化學性質的現象。分子締合的結果會影響液體的密度。第七章固體的結構與性質物質通常呈氣、液、固三種聚集狀態。固態物質分為晶體、非晶體。自然界中大多數固體物質是晶體。晶體的特征：有一定的幾何外形、有固定的熔點、各向異性。食鹽晶體是立方體、石英晶體是六角柱體、方解石晶體是棱面體。非晶體如：玻璃、石蠟、松香、動物膠、瀝青、琥珀等。又叫“無定形體”。微晶體：有一些物質從外觀看雖然不具備整齊的外觀，但結構分析表明它們是由極微小的晶體組成的。微晶體仍然屬于晶體的范疇。晶體在一定壓力下加熱，只有達到某一溫度時，晶體才開始熔化，在晶體沒有全部熔化之前，繼續加熱，溫度仍然保持不變，直至晶體完全熔化后溫度才繼續上升。非晶體：加熱時先軟化成黏度很大的物質，隨著溫度升高黏度不斷減小，最后變成流動性的熔體，溫度不斷上升，只能說有一段軟化的溫度范圍。晶體的各向異性：一塊晶體的某些性質，從晶體的不同方向去測定時，常常是不同的。非晶體是各向同性的。晶體和非晶體性質上的差異，反映了兩者內部結構的差別。晶體內部微粒的排列是有次序的、有規律的，它們總是在不同方向上按某些特定的規則重復性排列，遠程有序。在不同方向上的排列方式不同，因而造成晶體的各向異性。結點：把晶體中規則的微粒抽象為幾何學中的點。空間點陣：結點的總和。沿著一定的方向按某種規則把結點連結起來，則可以得到描述各種晶體內部結構的幾何圖像：晶體的空間格子，簡稱“晶格”。按照晶格結點在空間的位置，晶格可有各種形狀。立方晶格：簡單立方晶格、面心立方晶格、體心立方晶格。晶胞：在晶格中，能表現出結構的一切特征的基本重復單位。晶胞必須是：基本重復單位、能代表晶體的化學組成、必然為平行六面體。晶體是晶胞向三維空間的無限延伸。晶體可分為單晶體和多晶體。單晶體：由一個晶核各向均勻生長而成，其晶體內部的粒子基本上按照某種規律整齊排列。單晶體要在特定的條件下才能形成。通常所見的晶體是由很多單晶體顆粒雜亂的聚結而成。由于單晶體之間排列雜亂，各向異性的特征消失，使整個晶體一般不表現各向異性，這種晶體稱為多晶體。多數金屬和合金都是多晶體。非晶體物質：結構長程無序，近程可能有序的固體物質。由不呈周期性排列的原子或分子凝聚而成，其外形依據條件不同而不同。玻璃體是典型的非晶體，所以非晶固態又稱玻璃態。重要的玻璃體物質有4類：氧化物玻璃、金屬玻璃、非晶體半導體、高分子化合物。晶體與非晶體之間并不存在不可逾越的鴻溝，在一定條件下，晶體與非晶體可以相互轉化。晶態和非晶態是物質在不同條件下形成的2種不同的固體狀態。從熱力學角度說，晶態比非晶態穩定，非晶態物質有自發轉變為晶態物質的傾向。液晶：介于液態和晶態之間的各向異性的凝聚流體。液晶態物質能流動、不能承受應切力的性質有些近似液態，但其介電常數、折射率、電導率等性質各向異性，又有些近似晶態。已知的液晶物質都是有機化合物，對光、電、磁、熱、機械壓力、化學環境變化都非常敏感。離子晶體：靠離子間引力結合而成的晶體的統稱。離子化合物在常溫下均為離子晶體。晶格結點上有規則地交替排列著陰陽離子。離子晶體物質一般熔點較高，硬度較大，難于揮發，物質質脆，一般易溶于水，其水溶液或熔融狀態都能導電，是典型的電解質。配位數：晶體內某一粒子周圍最接近的粒子數。同質多晶現象：化學組成相同而晶體構型不同的現象。離子晶體的晶格能：標準態下，拆開單位物質的量的離子晶體使其變為氣態組分離子所吸收的能量，稱為離子晶體的晶格能U。對晶體構型相同的離子化合物，離子電荷數越多，核間距越短，晶格能就越大。熔化或壓碎離子晶體要消耗能量，晶格能大的離子晶體，必然是熔點較高，硬度較大。利用晶格能數據可以解釋和預測離子晶體物質的某些物理性質。晶格能U越大，該離子晶體越穩定。原子晶體：晶格結點上排列的是原子，原子之間通過共價鍵結合。原子晶體物質一般為絕緣體，即使熔化也不能導電。分子晶體：靠分子間結合而成的晶體。晶格結點上排列的是分子。分子之間都是以分子間力相結合。分子間力比離子鍵、共價鍵要弱的多，所以分子晶體物質一般熔點低、硬度小、易揮發、不導電。有一些分子晶體物質，分子之間除了存在著分子間力外，還同時存在著更為重要的氫鍵作用力。金屬晶體：晶格結點上排列的粒子就是金屬原子、金屬陽離子。金屬一般密度較大。等徑圓球的密堆積有3種基本構型：面心立方密堆積74%配位數12、六方密堆積74%配位數12、體心立方密堆積68%配位數8。金屬原子的排布：等徑球密堆積，傾向于形成配位數多。自由電子模型：認為金屬原子電負性、電離能較小，價電子容易脫離原子的束縛，這些價電子有些類似理想氣體分子，在陽離子之間可以自由運動，形成了離域的自由電子氣。自由電子氣把金屬陽離子“膠合”成金屬晶體。金屬鍵：金屬晶體中金屬原子間的結合力。是一個離域鍵。沒有方向性、飽和性。自由電子氣的存在使金屬具有良好的導電性、導熱性、延展性、金屬光澤。某些金屬的熔點、硬度相差很大。半導體：導電能力介于導體和絕緣體之間。離子晶體：陽、陰離子，靜電引力，熔點較高、略硬而脆，除固體電解質外，固態時一般不導電，熔化或溶于水時能導電。原子晶體：原子，共價鍵，熔點高、硬度大、不導電。分子晶體：分子，分子間力、氫鍵，熔點低、易揮發、硬度小、不導電。金屬晶體：金屬原子、金屬陽離子，金屬鍵，導電性、導熱性、延展性好、有金屬光澤、熔點差別大、硬度差別大。混合型晶體：晶體內可能同時存在著若干不同的作用力，具有若干種晶體的結構和性質。石墨晶體就是典型的混合型晶體。石墨晶體具有層狀結構。理想晶體：晶體內每一個粒子的排列完全符合某種規律的晶體。晶體缺陷：點、線、面、體。晶體內部結構上的點缺陷：空穴缺陷（晶體內某些晶格結點位置上缺少粒子，使晶體內出現空穴）、置換缺陷（晶體內組成晶體的某些粒子被其他粒子取代而造成的晶體缺陷）、間充缺陷（又叫“填充缺陷”）（晶體內組成晶體粒子堆積的空隙位置被外來粒子所填充）。晶體中的缺陷對晶體的物理、化學性質產生影響。晶體表面的缺陷位置往往正是多相催化反應催化劑的活性中心。非化學計量化合物：其組成可在一個較小范圍內變動，而又保持基本結構不變的固態化合物。這類化合物偏離了原子互為整數比的關系，因此又叫非整比化合物，或貝多萊體。鍵型變異：鍵型過渡現象。離子的極化：離子置于電場中，離子就會發生變形而產生誘導偶極。相鄰的正、負離子之間討論：變形性（被異號離子極化二法生離子電子云變形的性能）、極化作用（一種離子使異號離子變形的作用）。離子極化的強弱取決于：離子的極化力、離子的變形性。離子的極化力：離子的電荷越多、半徑越小、產生的電場強度越強，離子的極化能力越強。陽離子電荷越高，極化作用越強。電子構型2、8、18+2e＞9--17e＞8e。離子的變形性：取決于離子半徑的大小：半徑大，變形性大。負電荷多，變形性大。電子構型：2、8、18+2e＞9--17e＞8e。離子極化規律：（陽離子極化力較強，變形性一般不大。陰離子容易變形，極化力較弱。）1、陰離子半徑相同時，陽離子的電荷越多，陰離子越容易被極化，產生的誘導偶極越大。2、陽離子電荷相同，陽離子越大，陰離子被極化的程度越小，產生的誘導偶極越小。3、陽離子電荷相同。大小相近，陰離子越大，越容易被極化，產生的誘導偶極越大。離子的附加極化作用：當陽離子與陰離子一樣，也容易變形時，要考慮陽離子對陰離子的極化作用外，還要考慮陰離子對陽離子的極化作用。在離子晶體中，每個離子的總極化能力等于該離子固有的極化