6.溶液的沸點(diǎn)上升：難揮發(fā)物質(zhì)的溶液的沸點(diǎn)總是高于純?nèi)軇┑姆悬c(diǎn)

△Tbp=Tbp–Tb=kbp?m kbp稱為溶劑的摩爾沸點(diǎn)上升常數(shù)，單位為K·kg·mol-1

7.凝固點(diǎn)的降低：△Tfp=Tfp－Tf=kfp·m kfp 稱為溶劑的摩爾凝固點(diǎn)下降常數(shù)

NOTICE: Kfp,kbp只與溶劑種類有關(guān) 同種溶劑：kfp＞kbp （即凝固點(diǎn)下降多）

冰水共存溫度0℃；水汽共存點(diǎn)100℃ 水的蒸氣壓小于冰的蒸氣壓

8.滲透現(xiàn)象：被半透膜隔開的兩邊溶液的濃度不等（單位體積內(nèi)溶質(zhì)的分子數(shù)不等），溶劑通過半透膜進(jìn)入溶液或溶劑從稀溶液通過半透膜進(jìn)入濃溶液的現(xiàn)象（單向擴(kuò)散）

滲透壓：阻止?jié)B透進(jìn)行所施加的最小外壓,用П表示，ΠV=nRT或Π=nRT/V=cRT（是溶劑分子滲透的結(jié)果）

等滲溶液：滲透壓與人體內(nèi)的基本相等的溶液

反滲透：若外加在溶液上的壓力大于滲透壓，則會使溶液中的溶劑向純?nèi)軇┓较蛄鲃?，使純?nèi)軇w積增加的過程廣泛用于海水淡化、工業(yè)廢水的處理及溶液的濃縮等

9.解離度：溶液中已解離的電解質(zhì)的分子數(shù)與電解質(zhì)總分子數(shù)之比：

10.1）酸堿電離理論（阿氏水離子論）：在水溶液中解離時所生成的正離子全部是H+的化合物是酸；所生成的負(fù)離子全部是OHˉ的化合物是堿

2）酸堿質(zhì)子理論(適用于水溶液，也適用非水溶液)：凡能給出質(zhì)子的物質(zhì)都是酸；凡能結(jié)合質(zhì)子的物質(zhì)都是堿

酸 質(zhì)子 + 堿

11.酸堿共軛關(guān)系：酸與對應(yīng)的堿相互依存、相互轉(zhuǎn)化的關(guān)系。酸失去質(zhì)子后形成的堿被稱為該酸的共軛堿；堿結(jié)合質(zhì)子后形成的酸被稱為該堿的共軛酸

12.共軛酸與它的共軛堿一起稱為共軛酸堿對（酸越強(qiáng)，其共軛堿越弱）

HAc/Ac-,H3O+/H2O，NH4+/NH3,H3O+/H2O，HCN/CN-,H2O/OH-，HCO3-/CO32-,H2O/OH-

13.兩性物質(zhì):H2O,HCO3ˉ (所有酸式根) 無鹽的概念:NH4Cl (酸堿復(fù)合物)

14.大多數(shù)酸和堿溶液都存在解離平衡，其平衡常數(shù)稱為解離常數(shù)Ka（酸）或Kb（堿）

15.一元弱酸

16.一元弱堿

C(H+)=KW/c（OH-） pH=-lg{c（H+）}

17.水的離子積KW=1.0*10-14

18.同離子效應(yīng)：在弱酸的溶液中加入該酸的共軛堿，或在弱堿的溶液中加入該堿的共軛酸，使得弱酸或弱堿的解離度大大下降的現(xiàn)象，如HAc的水溶液中加入NaAc，使得HAc解離平衡向左移動，HAc的解離度降低

19.緩沖溶液：對外加的酸和堿具有緩沖能力的溶液

以HAc和NaAc的混合溶液為例:

NaAc == Na+ + Ac- HAc(aq) = H+(aq) + Ac-(aq)

系統(tǒng)中大量HAc、Acˉ存在，使H+相對較少。當(dāng)溶液中加入少量強(qiáng)酸時，H+與Acˉ結(jié)合生成HAc，使H+的濃度保持基本不變；若往系統(tǒng)中加入少量強(qiáng)堿，則H+與OH-結(jié)合生成H2O，使HAc解離平衡右移， HAc的濃度減少，而H+的濃度仍保持基本不變

組成緩沖溶液的一對共軛酸堿：HAc-Ac-/ NH4+-NH3/H2PO4--HPO42-等

20．緩沖溶液的pH：共軛酸 = 共軛堿 + H+

其中Ka為共軛酸的解離常數(shù)，pKa為Ka的負(fù)對數(shù)

緩沖能力主要與以下因素有關(guān)：

a）緩沖溶液中共軛酸的pKa值：緩沖溶液的pH在其pKa值附近時，緩沖能力最大

b）緩沖對的濃度：緩沖對的濃度均較大時，緩沖能力較大

c）緩沖對的濃度比: 為1:1或相近(0.1~10)時,緩沖能力較大

21.一般認(rèn)為，當(dāng)緩沖對的濃度比在0.1和10之間才具有緩沖作用

因此，緩沖溶液的pH 和pKa之間有以下關(guān)系：pH = pKa ± 1（pKa可查附錄）

22.難溶鹽的定義：習(xí)慣上將100gH2O中溶解度小于0.01g的物質(zhì)稱作難溶物

多相離子平衡：難溶電解質(zhì)在水溶液中，溶解和結(jié)晶速率相同，存在固體和溶液中離子之間的動態(tài)平衡

難溶（還是會有溶解的，如沉淀）VS不溶

23.溶度積：難溶電解質(zhì)的飽和溶液中，當(dāng)溫度一定時，其離子濃度的乘積為一常數(shù)，這個平衡常數(shù)Ks

Ks(AnBm)={ceq(Am+)}n·{ceq(Bn+)}m

同類型的物質(zhì)可以用Ks的大小判斷溶解度，不同類型時不能判斷

24.溶度積規(guī)則

AnBm(s) = nAm+(aq) + mBn-(aq)

Qc為任意狀態(tài)下有關(guān)離子濃度的乘積即濃度商

Qc ＞Ks 有沉淀析出直至達(dá)飽和 Qc = Ks 溶解達(dá)平衡，飽和溶液 Qc＜Ks 無沉淀析出，或沉淀溶解

25. 沉淀溶解的條件：降低溶度積常數(shù)中相關(guān)離子的濃度，使得Qc＜Ks

1）利用酸堿反應(yīng)

2）利用氧化還原反應(yīng)

3）利用絡(luò)合（配位）反應(yīng)（AgCl(s) + NH3 → [Ag(NH3)2]+ + Clˉ）

26.同離子效應(yīng)：在難溶電解質(zhì)飽和溶液中，加入含有與難溶物組成中相同離子的強(qiáng)電解質(zhì)，使難溶電解質(zhì)的溶解度降低的現(xiàn)象

27. 沉淀轉(zhuǎn)化應(yīng)用：CaSO4不溶于酸，難以除去。若用Na2CO3溶液處理，可轉(zhuǎn)化為更難溶但質(zhì)地疏松、易溶于酸的物質(zhì)——CaCO3

第4章 電化學(xué)與金屬腐蝕

1. 原電池：將氧化還原反應(yīng)的化學(xué)能轉(zhuǎn)變?yōu)殡娔艿难b置（分別在兩只燒杯中進(jìn)行，用鹽橋{含有瓊膠的飽和氯化鉀溶液}聯(lián)系）

原電池是由兩個半電池組成的；半電池中的反應(yīng)就是半反應(yīng),即電極反應(yīng)，因此將半電池又叫電極

電池反應(yīng)：Cu2++Zn→Zn2++Cu

正極反應(yīng):Cu2+ +2e- Cu {得電子被還原發(fā)生還原反應(yīng)，是氧化劑（即氧化態(tài)），反應(yīng)使化合價降低}

負(fù)極反應(yīng):Zn2+-2e-Zn2+{失電子被氧化發(fā)生氧化反應(yīng)，是還原劑（即氧化態(tài)），反應(yīng)使化合價升高}

得電子者氧化劑，發(fā)生還原反應(yīng),化合價升高是被氧化，化合價降低是被還原

原電池：“負(fù)氧正還”VS電解池：“陽氧陰還”

電子通過導(dǎo)線，離子通過鹽橋（正離子流向銅，負(fù)離子流向鋅）

圖示表示：

（-）Zn |Zn2+（c1） || Cu2+（c2）| Cu（+） “|”表示兩相的界面，“||”表示鹽橋，鹽橋兩邊是所處的溶液

電勢:Zn—低, Cu—高

2.常見電極類型

電極類型

電對(舉例)

電極

金屬電極

Zn2+(c) | Zn

Zn2+/Zn

非金屬電極

Cl2/Cl-

Cl- (c) | Cl2(p) | Pt

氧化還原電極

Fe3+/Fe2+

Fe3+ (c1),Fe2+ (c2) | Pt

難溶鹽電極

AgCl/Ag

Cl- (c) | AgCl | Ag

3.法拉第：單位物質(zhì)的量的電子所帶電荷量（F） 1F=96485C/mol

4.電池反應(yīng)：原電池放電過程所發(fā)生的化學(xué)反應(yīng)，是兩電極上的電極反應(yīng)之和

5．標(biāo)準(zhǔn)摩爾生成吉布斯函數(shù)與標(biāo)準(zhǔn)電動勢的關(guān)系：ΔrGm =-nFE

電動勢的能斯特方程：

電極電勢的能斯特方程：（n表示轉(zhuǎn)移的電子數(shù)）

注意：1）電極反應(yīng)中某物質(zhì)若是氣體，則用相對分壓 p/p（100kPa）表示 2）純液體、純固體不表示在式中

電極電勢：j(氧化態(tài)/還原態(tài))

標(biāo)準(zhǔn)電動勢：E =φ(正極)-φ(負(fù)極) 電動勢：E =φ(正極)-φ(負(fù)極)

注意：1）人為規(guī)定標(biāo)準(zhǔn)氫電極電勢

2）電勢越大氧化性越強(qiáng)，電勢越小還原性越強(qiáng)

3）Zn2++2e- = Zn 與 2Zn2++4e- = 2Zn φ數(shù)值相同

4）Cu2++2e- = Cu與Cu = Cu2++2e φ 數(shù)值相同

6.氧化還原反應(yīng)方向的判斷

E >0 即ΔG <0 反應(yīng)正向自發(fā)

E =0 即ΔG =0 反應(yīng)處于平衡狀態(tài)

E <0 即ΔG >0 反應(yīng)正向非自發(fā)(逆過程可自發(fā)）

7.氧化還原反應(yīng)進(jìn)行程度的衡量：氧化還原反應(yīng)標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù)K的大小

8.化學(xué)電源

1）一次電池：放電后不能充電或補(bǔ)充化學(xué)物質(zhì)使其復(fù)原的電池

鋅-錳干電池（1.5伏，攜帶方便）/鋅-氧化汞電池（能量高，電壓平穩(wěn)，但不環(huán)保）/鋰-鉻酸銀電池（能量高，穩(wěn)定）

2）二次電池：放電后通過充電使其復(fù)原的電池

鉛蓄電池（廉價，實用，太笨重）

3）連續(xù)電池：在放電過程中可以不斷地輸入化學(xué)物質(zhì)，通過反應(yīng)把化學(xué)能轉(zhuǎn)變成電能，連續(xù)產(chǎn)生電流的電池

燃料電池

9.電解：利用外加電能的方法迫使反應(yīng)進(jìn)行的過程，電能轉(zhuǎn)變?yōu)榛瘜W(xué)能

電解池：陽極氧化，陰極還原

10.電解池中兩極的電解產(chǎn)物

在陽極上進(jìn)行氧化反應(yīng)的首先是析出電勢(考慮超電勢因素后的實際電極電勢)代數(shù)值較小的還原態(tài)物質(zhì)；在陰極上進(jìn)行還原反應(yīng)的首先是析出電勢代數(shù)值較大的氧化態(tài)物質(zhì)

陽極析出的物質(zhì)：金屬電極, X- , S2-,OH-,含氧酸根（還原態(tài)）

M-ne-→Mn+ 2X--2e-→X2 4OH- – 4e-→2H2O+O2

陰極析出的物質(zhì)：不活潑金屬正離子(如Cu2+、Zn2+)，H+，(活潑金屬離子(如Na+、Mg2+)在水溶液中不放電) （氧化態(tài)）

2H++2e-→H2 M2++2e-→M

11.電解的應(yīng)用

1）電鍍：應(yīng)用電解原理在某些金屬表面鍍上一薄層其他金屬或合金的過程，既可防腐蝕又可起裝飾的作用（電鍍液一般為含鍍層金屬配離子的溶液）

2）陽極氧化：用電解的方法通以陽極電流，使金屬表面形成氧化膜以達(dá)到防腐耐蝕目的的一種工藝

3）電刷鍍：把適當(dāng)?shù)碾婂円核㈠兊绞軗p的機(jī)械零部件上使其回生的技術(shù)

12.腐蝕的分類

A.化學(xué)腐蝕：金屬與周圍介質(zhì)直接發(fā)生氧化還原反應(yīng)而引起的腐蝕（鋼鐵的高溫氧化脫碳、石油或天然氣輸送管部件的腐蝕等）

B.電化學(xué)腐蝕：金屬與周圍介質(zhì)發(fā)生電化學(xué)作用而引起的金屬腐蝕（鋼鐵在潮濕的環(huán)境中生銹）

1）析氫腐蝕(酸性較強(qiáng)的條件下,產(chǎn)生氫氣)陰極產(chǎn)生氫氣

2）吸氧腐蝕（弱酸性或中性條件下）陰極氧氣被還原

3) 差異充氣腐蝕

13.金屬腐蝕的防止

1）改變金屬的內(nèi)部結(jié)構(gòu) 2）保護(hù)層法

3）緩蝕劑法（無機(jī)緩蝕劑，有機(jī)緩蝕劑，氣相緩蝕劑）

4）陰極保護(hù)法

犧牲陽極保護(hù)法：用較活潑的金屬或其三元合金如(Zn、Al)連接在被保護(hù)的金屬上，被保護(hù)的金屬作為腐蝕電池陰極而達(dá)到不遭腐蝕的目的（腐蝕電池）

外加電流法：將被保護(hù)金屬與另一附加電極作為電解池的兩個電極，被保護(hù)金屬作為電解池陰極，在直流電的作用下陰極受到保護(hù)（電解池）

第5章 物質(zhì)結(jié)構(gòu)基礎(chǔ)

1.波函數(shù)：l=h/mv（l為粒子波的波長；v為粒子的速率，m為粒子的質(zhì)量）

2.薛定諤方程：

x=r·sinθcosφ； y=r·sinθsinφ； jz=r·cosθ； q r2=x2 + y2+z2；

3.量子數(shù)

a．主量子數(shù)n（n=1,2,3,4…對應(yīng)電子層K,L,M,N…）

表示核外的電子層數(shù)并確定電子到核的平均距離

確定單電子原子的電子運(yùn)動的能量

n的值越大，離核的平均距離越遠(yuǎn)，電子能級就越高

b．角量子數(shù)l（電子亞層）受限于n

l的取值：l = 0,1,2,3,···, (n–1)

l =0,1,2,3 的原子軌道習(xí)慣上分別稱為s、p、d、f 軌道

表示亞層，基本確定原子軌道的形狀

對于多電子原子，與n共同確定原子軌道的能量

c．磁量子數(shù)m

m的取值: m = 0,±1,±2,··· l ，共可取2l + 1個值

確定原子軌道的伸展方向（注：s--1，p--3，d--5，f--7）

d．自旋量子數(shù)ms

對 錯 對

4.電子云：空間某單位體積內(nèi)找到電子的概率分布的圖形，故也稱為概率密度

氫原子基態(tài)波函數(shù)的平方： （表明1s電子出現(xiàn)的概率密度是離核距離r的函數(shù)，r ，概率密度

氫原子基態(tài)電子云呈球狀

注意：波函數(shù)角度分布有正、負(fù)之分，電子云角度分布無正、負(fù)之分

電子云的徑向分布（即離核遠(yuǎn)近情況）

當(dāng)主量子數(shù)增大時，離核的距離越來越遠(yuǎn)；當(dāng)主量子數(shù)相同時，角量子數(shù)可取不同的值

5.多電子原子軌道的能級

1）主量子數(shù)n相同時，l越大，能量越高 E1s<E2s<E3s

2）角量子數(shù)l相同時，n越大，能量越高 Ens<Enp<End<Enf

3）當(dāng)主量子數(shù)n和角量子數(shù)l都不同時，可以發(fā)生能級交錯的現(xiàn)象 E4s<E3d,E5s<E4d<E6s<E4f<E5d

若n，l都相同的軌道，能量相同，稱為等價軌道.

6.核外電子分布原理與方式

1）泡里不相容原理：在同一個原子中,不允許兩個電子的四個量子數(shù)完全相同，即同一個原子軌道最多只能容納兩個電子，且自旋相反（量子數(shù)為n的電子層內(nèi)允許排布的電子數(shù)最多為2n2個）

2）能量最低原理

3）洪德規(guī)則：當(dāng)電子在n,l相同的數(shù)個等價軌道上分布時，每個電子盡可能占據(jù)磁量子數(shù)不同的軌道且自旋平行

補(bǔ)充：當(dāng)相同能量的軌道為全充滿、半充滿或全空的狀態(tài)時，能量較低，比較穩(wěn)定

7.原子與離子的特征電子構(gòu)型（電子分布式）1-30號元素

8.多電子原子軌道的能量估算

9.元素周期表分區(qū)

10.原子半徑

在同一周期中，從左到右減小；在同一族中，從上到下增加

11.第一電離能：處于基態(tài)的1mol氣態(tài)原子失去一個電子成為氣態(tài)+1價陽離子所需吸收的能量，單位kJ/mol

規(guī)律：原子半徑r大時，電子離核遠(yuǎn)，受核的引力小，較易電離，從而電離能較小

金屬活潑性越強(qiáng)，電離能越小

同一周期中，自左至右，第一電離能一般增加；同一族中，主族元素自上而下第一電離能依次減小

12.電負(fù)性：元素的原子在分子中吸引電子的能力，反映了元素的金屬性和非金屬性強(qiáng)弱

電負(fù)性是一個相對數(shù)值，在同一周期中，從左到右電負(fù)性增加；在同一族中，自上而下電負(fù)性下降

一般金屬元素（除鉑系外）的電負(fù)性數(shù)值小于2.0，而非金屬元素（除Si外）則大于2.0

13.元素的氧化值

注意：F、O例外

14.化學(xué)鍵：分子中原子之間的長程強(qiáng)相互作用力；化學(xué)鍵可分為離子鍵、金屬鍵和共價鍵三種

1）離子鍵（沒有方向性，沒有飽和性） 電負(fù)性差值大于1.8

活潑金屬，活潑非金屬靠近，通過靜電相互作用結(jié)合成離子型化合物

注意：FeCl3、AlCl3不是典型離子鍵，是向共價鍵過度的化學(xué)鍵

2）金屬鍵：金屬的電離能較小，最外層的價電子容易脫離原子的束縛而形成自由電子，金屬離子緊密堆積，所有自由電子在整個堆積體間自由運(yùn)動而形成（沒有方向性，沒有飽和性；本質(zhì)：金屬離子與自由電子之間的庫侖引力）

3）共價鍵（具有方向性和飽和性）：兩個原子共用成鍵電子對形成的，成鍵電子對可以由兩個原子共同提供，也可以由一個原子單獨(dú)提供（后者習(xí)慣上稱為配位鍵） 電負(fù)性差值小于1.8

a．價鍵理論：（必須同號重疊）

組成分子的兩個原子必須具有未成對的電子，且它們的自旋反平行（能提供的未成對電子數(shù)就是形成共價鍵的數(shù)目

形成共價鍵的兩個原子軌道的對稱性必須匹配；形成共價鍵的兩個原子軌道獲得最大程度的重疊

b．分類：（p鍵的強(qiáng)度一般不及s鍵）

15.共價鍵參數(shù)

a．鍵長：分子中成鍵原子的兩核間的距離

b．鍵角：分子中相鄰兩鍵間的夾角

c．鍵能E：298.15K，標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)下單位物質(zhì)量的氣態(tài)物質(zhì)的共價鍵斷裂生成氣態(tài)原子所需的能量稱為鍵離解能( D)，鍵能的數(shù)值為同類鍵各級解離能的均值，但習(xí)慣上取正值

16.分子極性和電偶極矩

分子中正、負(fù)電荷重心重合的分子稱為非極性分子，不能重合的分子則稱為極性分子

電偶極矩（與電負(fù)性差值有關(guān)）：μ=q·l （μ的值越大，分子的極性就越大）

17.雜化軌道與分子極性

18.典型分子的空間構(gòu)型

1）HgCl2分子 直線型、兩個sp雜化軌道性質(zhì)完全相同、成鍵軌道夾角為180度

2）BF3分子 平面三角形、三個sp2雜化軌道、成鍵軌道夾角為120度

3）CH4(CCl4、金剛石)分子 正四面體結(jié)構(gòu)、四個sp3雜化軌道、成鍵軌道夾角為109°28’

4）NH3分子 三角錐形、極性分子、成鍵軌道夾角為107度

5）H2O分子 V字形、極性分子、104°40’

19.分子間作用力：范德華力（取向力、誘導(dǎo)力、色散力）、氫鍵、疏水作用等，比化學(xué)鍵要弱得多，范德華力存在于所有分子中

范德華力的特點(diǎn)：永遠(yuǎn)存在于分子間的弱相互作用；短程力；沒有方向性、沒有飽和性；以色散力為主

1） 取向力（正負(fù)相吸）：分子固有電偶極之間的作用力，存在于極性分子中

2） 誘導(dǎo)力：固有偶極與誘導(dǎo)偶極之間的作用力，存在于極性分子之間或極性分子與非極性分子之間

3） 色散力（最主要）：當(dāng)非極性分子相互靠近時，由于電子和原子核的不斷運(yùn)動，正負(fù)電荷中心不能始終保持重合，產(chǎn)生瞬間偶極，瞬間偶極之間的相互作用

色散力存在于所有分子之間，同類型分子距離相等時，相對分子質(zhì)量越大，其色散力越大

非極性分子與非極性分子之間只存在色散力；極性分子之間存在色散力、誘導(dǎo)力、取向力

只有當(dāng)分子的極性很大時（如H20）才以色散力為主

4） 氫鍵：負(fù)性很大的原子X（F、O、N）與H原子成鍵時，由于X吸引電子的能力很強(qiáng)，使氫原子帶有較多正電荷，它與另一個電負(fù)性大且半徑又小的原子Y （F、O、N）形成氫鍵（F-H/O-H/N-H）HF、H2O、NH3

20.分子間力和氫鍵對物質(zhì)性質(zhì)的影響

1）分子間氫鍵使物質(zhì)的熔點(diǎn)和沸點(diǎn)大幅升高，無氫鍵時，同類單質(zhì)和化合物的熔點(diǎn)和沸點(diǎn)隨分子摩爾質(zhì)量的增加而升高

2）物質(zhì)的溶解性：極性溶質(zhì)易溶于極性溶液；非性溶（弱極性）易溶于非極性（弱極性）溶液

I2溶于乙醇、CCl4；離子鍵--極性大

21.晶體（固定形狀、熔點(diǎn)、各向異性）結(jié)構(gòu)

1）離子晶體：點(diǎn)陣點(diǎn)上的物質(zhì)微粒是正、負(fù)離子，粒子之間作用力是離子鍵力

特點(diǎn)：熔點(diǎn)高，硬度大，質(zhì)脆，延展性差，融狀態(tài)可導(dǎo)電；離子晶體的熔點(diǎn)、硬度等性質(zhì)主要與晶格能有關(guān)

晶體的晶格能：298.15K，標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)下，由氣態(tài)正、負(fù)離子形成單位物質(zhì)的量的離子晶體所釋放的能量

2）原子晶體：點(diǎn)陣點(diǎn)上的物質(zhì)微粒是原子，微粒之間的作用力是共價鍵

特點(diǎn)：一般低配位、硬度高，強(qiáng)度大與熔點(diǎn)高

金剛石，SiC，SiO2（方英石），Si3N4，BN，AlN

3）金屬晶體：點(diǎn)陣點(diǎn)上的物質(zhì)微粒是金屬離子，微粒之間作用力是金屬鍵 書P195表格

特點(diǎn)：展延性；導(dǎo)電導(dǎo)熱性；金屬晶體的硬度、強(qiáng)度、熔點(diǎn)等相差很大
金屬鎢熔點(diǎn)最高；汞硬度最低；鉻硬度最高；氦沸點(diǎn)最低；自然界金剛石硬度最高

4）分子晶體：點(diǎn)陣點(diǎn)上的物質(zhì)微粒是分子，微粒之間作用力是分子間力

熔點(diǎn)，若有氫鍵則高，無氫鍵看分子量

第6章 無機(jī)化合物

1.單質(zhì)的熔點(diǎn)、沸點(diǎn)、硬度

單質(zhì)的熔點(diǎn)、沸點(diǎn)和硬度一般具有相同的變化趨勢，即熔點(diǎn)高的單質(zhì)其沸點(diǎn)一般也高，硬度也較大

第2、3周期元素的單質(zhì)：從左到右，逐漸升高，第四主族的元素最高，隨后降低

第4、5、6周期元素的單質(zhì)：從左到右，逐漸升高，第六副族的元素最高，隨后總趨勢是逐漸降低

2.金屬單質(zhì)活潑性規(guī)律

3.氯化物的熔點(diǎn)和沸點(diǎn)

活潑金屬的氯化物如NaCl、KCl、BaCl2等是離子晶體,熔點(diǎn)、沸點(diǎn)較高

非金屬的氯化物如PCl3、CCl4、SiCl4等是分子晶體，熔點(diǎn)、沸點(diǎn)都很低

位于周期表中部的金屬元素的氯化物如AlCl3、FeCl3、CrCl3、ZnCl2等是過渡型氯化物,熔點(diǎn)、沸點(diǎn)介于兩者之間

注意：Cl和F、Cl和O組成的不叫氯化物

同一金屬元素的低價態(tài)氯化物的熔點(diǎn)比高價態(tài)要高，如FeCl2<FeCl3

4.離子極化理論

離子極化的結(jié)果，使正、負(fù)離子之間發(fā)生了額外的吸引力，甚至有可能使兩個離子的軌道或電子云產(chǎn)生變形而導(dǎo)致軌道的相互重疊，趨向于生成極性較小的鍵，即離子鍵向共價鍵轉(zhuǎn)變；因而，極性鍵可以看成是離子鍵向共價鍵過渡的一種形式

5.影響離子極化作用的重要因素

離子的電荷：電荷數(shù)越多，極化力越強(qiáng)

離子的半徑：半徑越小，極化力越強(qiáng)，如 Mg2+> Ba2+

離子的外層電子構(gòu)型：8電子構(gòu)型(稀有氣體原子結(jié)構(gòu))的離子(如Na+、Mg2+)極化力弱，9~17電子構(gòu)型的離子(如Cr3＋、Mn2＋、Fe2＋、Fe3+)以及18電子構(gòu)型的離子(如Ag＋、Zn2+等)極化力較強(qiáng)

6．影響離子變形性大小的重要因素

離子的電荷:隨正電荷的減少或負(fù)電荷的增加，變形性增大 Si4+<Al3+<Mg2+<Na+<F-<O2-

離子的半徑:隨半徑的增大，變形性增大 F-<Cl-<Br-<I-； O2-<S2-

離子的外層電子構(gòu)型:18、9~17等電子構(gòu)型的離子變形性較大，具有稀有氣體外層電子構(gòu)型的離子變形性小 K+<Ag+ ； Ca2+<Hg2+

負(fù)離子的極化力較弱，正離子的變形性較小

Be的極化力極強(qiáng)，MgCl2過渡化合物，BeCl2共價化合物

高價態(tài)金屬氯化物比低價態(tài)的熔點(diǎn)、沸點(diǎn)往往要低些，揮發(fā)性也極強(qiáng)

地殼：O,Si,Al,Fe 空氣：N2 土壤：SiO2，Al2O3

7.氧化物

大多數(shù)同價態(tài)的金屬氧化物的熔點(diǎn)都比其氯化物的要高，如MgO>MgCl2

金屬性強(qiáng)的元素的氧化物是離子型化合物，如Na2O、MgO，熔點(diǎn)、沸點(diǎn)大都較高

大多數(shù)非金屬氧化物是共價化合物，如CO2、N2O5，固態(tài)時是分子晶體，熔點(diǎn)、沸點(diǎn)低；SiO2則是原子晶體，熔點(diǎn)高，硬度大

8.鐵的氧化物

FeO 黑色粉末；Fe2O3 （氧化性高） 棕紅色或黑色粉末、氧化性高、具有兩性；Fe3O4（FeO、Fe2O3） 黑色晶體、有磁性 鐵絲燃燒生成四氧化三鐵

9.酸堿性

從左到右(同周期)：酸性增強(qiáng)，堿性減弱；自上而下(同族)：酸性減弱，堿性增強(qiáng)

高價態(tài)的酸性比低價的態(tài)強(qiáng)；低價態(tài)的堿性比高價的態(tài)強(qiáng)

10.氯化物

活潑金屬的氯化物：鉀、鈉、鋇的氯化物在水中解離并水合，但不與水發(fā)生反應(yīng)；不太活潑金屬的氯化物：鎂、鋅、鐵等氯化物會不同程度地與水發(fā)生反應(yīng)(水解)，酸性增強(qiáng)；非金屬氯化物：除CCl4外，高價態(tài)氯化物與水完全反應(yīng)