3小时《无机化学》考前急救 · 期末突击课 · 无机化学大学课程【大学答案君】
一、气体和溶液
1.1气体定律
1.1.1理想气体状态方程：pV＝nRT R为摩尔气体常数
在标准大气压下，p＝101.325kPa，T＝273.15K＝0℃ （1MPa等于1000KPa）
n＝1.0mol时，Vm＝22.414L＝22.414×10（-³）m³，R＝8.314J/（mol·K）＝8.314KPa·L/（mol·K）
（人们将符合理想气体状态方程的气体，称为理想气体。
理想气体分子之间没有相互吸引和排斥，分子本身的体积相对于气体所占有体积完全可以忽略。
理想气体实际上并不存在，可以把温度不太低、压力不太高的真实气体当做理想气体来处理。）
理想气体状态方程的应用：
1.计算p、V、T、n中的任意物理量，pV＝nRT
2.确定气体的摩尔质量：pV＝nRT，n＝m/M, pV＝mRT/M, M＝mRT/pV
3.确定气体密度：M＝mRT/pV, ρ＝m/V, M＝ρRT/p，ρ＝pM/RT
1.1.2气体的分压定律
组分气体：理想气体混合物中每一种气体叫做组分气体。
分压：组分气体B在相同温度下占有混合气体相同体积产生的压力，叫做组分气体B的分压。
p（B）＝n（B）RT/V
分压定律:混合气体的总压等于混合气体中各组分气体分压之和。
分体积：混合气体中某一组分B的分体积V(B)是该组分单独存在并具有与混合气体相同温度和压力时所占有的体积。
1.2稀溶液的依数性
1.2.1溶液的浓度
1.物质的量浓度 C（B）＝n（B）/V，单位：mol/L
2.质量摩尔浓度 b(B)＝n(B)/m(A), 单位：mol/kg
3.质量分数：w（B）＝m（B）/m，单位：1
4.摩尔分数：x（B）＝n（B）/n，单位：1
5.质量浓度：ρ（B）＝m（B）/V, 单位：g/L或mg/L
1.2.2
二、化学反应的能量与方向
2.1化学反应中的质量关系
2.1.1化学反应式计量式：aA➕bB→yY➕zZ
V（B）指的是物质B的化学计量数，是量纲的量。
V(A)＝➖a，V(B)＝➖b，V(Y)＝y，V(Z)＝z
2.1.2反应进度
（以上内容本人考试不要求，因此正片从下面开始）
五、酸碱解离平衡
5.1.1酸碱质子理论的基本概念
酸（质子的给予体）：凡是能释放质子（H+）的任何分子或离子。
碱（质子的接受体）：凡是能与质子（H+)结合的分子或离子。
酸⇌H+➕碱
HAc⇌H+➕Ac- H2PO4-⇌H+➕HPO4 2- HPO4 2-⇌H+➕PO3- NH4+⇌H+➕NH3
[Al（H2O）6]3+⇌H+➕[Al（OH）(H2O)5]2+
[Al(OH）(H2O)5]2+⇌H+➕[Al（OH)2(H2O)4]+
(HAc的共轭碱是Ac-，Ac-的共轭酸是HAc，HAc和Ac为一对共轭酸碱。)
两性物质：既能给出质子，又能接受质子的物质。如：HSO4-、[Al(OH)(H2O)5]2+、HCO3-、H2O、HS-
5.1.2酸和碱的相对强弱
酸和碱的强度是指酸给出质子的能力和碱接受质子的能力的强弱。 HCl＞HAc＞HCN
区分效应：用一个溶剂能把酸或碱的相对强弱区分开来，称为溶剂的“区分效应”。
例如：H2O可以区分HAc、HCN.
拉平效应：溶剂将酸或碱的强度拉平的作用，称为溶剂的“拉平效应”。
注意：
水对强酸起不到区分作用，水能够同等程度地将HClO4、HCl、HNO3等强酸的质子全部夺取过来。
选取比水的碱性弱的碱，如冰醋酸为溶剂对水中的强酸可体现出区分效应。例如上述强酸在冰醋酸中不完全解离，酸性依次为：HI＞HClO4＞HCl＞H2SO4＞HNO3.
（ 酸越强，其共轭碱越弱；碱越强，其共轭酸越弱。）
酸性：HClO4＞H2SO4＞H3PO4＞HAc＞HCN＞H2CO3＞NH4+＞H2O
碱性：ClO4-＜HSO4-＜H2PO4-＜Ac-＜CN-＜HCO3-＜NH3＜OH-
5.2.1水的解离平衡
H2O(l）⇌H+（aq）➕OH-(aq) H2O(l)➕H2O(l)⇌H3O+(aq)➕OH-(aq)
Kw为水的离子积常数，简称水的离子积。
25℃纯水：c(H+)＝c（OH-）＝1.0×10^(-7)mol/L, Kw＝1.0×10^(-14)，pH＝7
当温度升高时，Kw也会升高。 100℃，纯水：Kw＝5.43×10^(-13)，pH＝6.13
5.2.2溶液的pH
令pH＝➖lg【c（H3O+）】、pOH＝➖lg【c（OH-）】
常温下，根据Kw＝【c（H3O+）】【c（OH-）】＝1.0×10^(-14)
即➖lgc（H+）➖lgc（OH-）＝➖lgKw＝14， pH➕pOH＝pKw＝14
（ 粗略地测定溶液的pH用pH试纸； 精确地测定溶液的pH用pH计。）
5.2.3酸碱指示剂
变色范围 酸色 中间色 碱色
甲基橙 3.1～4.4 红 橙 黄
酚 酞 8.0～10.0 无色 粉红 红
石 蕊 3.0～8.0 红 紫 蓝
5.3.1一元弱酸、弱碱的解离平衡
一元弱酸的解离平衡：
HA(aq)➕H2O（l）⇌H3O+(aq)➕A-(aq)
Ka（HA）＝[c（H3O+）·c(A-)]/c(HA)
Ka越大，酸性越强。
一元弱碱的解离平衡：
B(aq)➕H2O(l)⇌BH+(aq)➕OH-(aq)
Kb(B)＝[c(BH+)·c(OH-)]/c（B）
Kb(NH3)＝[c（NH4+)·c(OH-)]/c（NH3）
Kb越大，碱性越强。
解离度（α）：α＝（已解离的浓度/初始浓度）×100％
5.3.2多元弱酸的解离平衡
第一步：H2CO3(aq)➕H2O(l)⇌H3O+（aq）➕HCO3(aq)
Ka1（H2CO3)＝c（H3O+)·c（HCO3-）/c（H2CO3)＝4.2×10^(-7)
第二步：HCO3-(aq)➕H2O（l）⇌H3O+(aq)➕CO32-(aq)
Ka2（H2CO3）＝c（H3O+)·c（CO32-）/c（HCO3-)＝4.7×10^（-11）
注意：
Ka1/Ka2＞10^3, 溶液中的H3O+主要来自于第一步解离反应，c（H3O+）的计算可按一元弱酸的解离平衡做近似处理。
规律：1. 多元弱酸的解离是分布进行的，一般K1＞＞K2＞＞K3……。溶液中的H+主要来自于弱酸的第一步解离，计算c（H+）或pH时可只考虑第一步解离。
2.对于二元弱酸，当K1＞＞K2时，c（酸根离子）≈K2，而与弱酸的初始浓度无关。
3.对于二元弱酸，若c（弱酸）一定时，c（酸根离子）与【c(H3O+)】^2成反比。
5.4.1强酸弱碱盐（离子酸）的水解
H2O(l)
NH4Cl（s）——→NH4+(aq)➕Cl-(aq)
H2O(l)➕H2O(l)⇌OH-(aq)➕H3O+(aq) （1）Kw
NH4+(aq）➕OH-(aq)⇌NH3(aq)➕H2O（l）（2）1/Kb
NH4+➕H2O（l）⇌NH3(aq)➕H3O+(aq) （3）Ka
（1）➕（2）＝（3），
则Ka（NH4+）＝c（H3O+）·c（NH3）·c（OH-）/c(NH4)·c（OH-）＝Kw/Kb（NH3）
通式：Ka＝Kw/Kb，即Ka·Kb＝Kw
两边取负对数 pKa➕pKb＝pKw 25℃，pKa➕pKb＝14
NH4+的解离度就是所谓的盐类水解度。
水解度＝（水解平衡时盐水解部分的浓度/盐的初始浓度）×100％＝[(C0➖Ceq)/Co]×100％
影响盐类水解的因素：
1.盐的浓度：C盐⬇，水解度⬆。
2.温度：水解反应为吸热反应，▲rHm＞0，T⬆，水解度⬆。
3.溶液的酸碱度：加酸可以引起盐类水解平衡的移动，例如：加酸可抑制下述水解产物的生成：
SnCl2➕H2O⇌Sn（OH）Cl（s）➕HCl
Bi（NO3)3➕H2O⇌BiONO3(s)➕2HNO3
SbCl3➕H2O⇌SbCl（s）➕2HCl
5.4.2强碱弱酸盐的水解
NaAc、NaCN……一元弱酸强碱盐的水溶液呈碱性，因为弱酸阴离子在水中发生水解反应。如在NaAc水溶液中：
Ac（aq）➕H2O(l)⇌HAc（aq）➕OH（aq）
Kb（Ac-）＝【c(HAc)·c（OH-）】/ c（Ac-）＝Kw / Ka（HAc）
Kb（Ac-）是离子碱Ac-的解离常数，也就是Ac-的水解常数。
多元弱酸强碱盐也呈碱性，它们在水中解离产生的阴离子都是多元离子碱，它们的水解都是分步进行的。如Na2CO3的水解：
CO32-(aq)➕H2O(l)⇌HCO3-(aq)➕OH-（aq）
Kb1（CO32-)＝Kw / Ka2（H2CO3）＝1.0×10^（-14) / 4.7×10^（-11）＝2.1×10^(-4)
HCO3-(aq)➕H2O（l）⇌H2CO3(aq)➕OH-(aq)
Kb2（CO32-）＝Kw / Ka1（H2CO3）＝1.0×10^(-14) / 4.2×10^(-7)＝2.4×10^(-8)
Ka1(H2CO3)＞＞Ka2（H2CO3）, Kb1（CO32-）＞＞Kb2（CO32-）
5.4.3弱酸弱碱盐的水解
NH4Ac（s）——→NH4+(aq)➕Ac-（aq）
NH4+（aq）➕Ac-（aq）➕H2O（l）⇌NH3·H2O（aq）➕HAc(aq)
若Ka＜Kb，碱性 NH4CN Ka（HCN）＝5.8×10^（-10） Kb (NH3·H2O) ＝1.8×10^(-5)
若Ka＝Kb，中性 NH4Ac Ka(HAc)＝1.8×10^（-5） Kb（NH3·H2O）＝1.8×10^（-5）
若Ka＞Kb，酸性 NH4F Ka（HF）＝6.9×10^（-4） Kb（NH3·H2O）＝1.8×10^（-5）
5.4.4酸式盐溶液的酸碱性
H2PO4(aq)➕H2O（l）⇌HPO42-(aq)➕H3O+（aq） Ka2（H3PO4）＝6.2×10^(-8)
H2PO4(aq)➕H2O(l)⇌H3PO4(aq)➕OH-(aq)
Kb3（PO43-）＝Kw / Ka1（H3PO4）＝1.0×10^(-14) / 6.7×10^（-3）＝1.5×10^（-12）
解离大于水解，NaH2PO4溶液显弱酸性；相反，Na2HPO4溶液解离小于水解，显弱碱性。
5.51同离子效应与缓冲溶液
HAc（aq）➕H2O（l）⇌H3O+(aq)➕Ac-（aq）
⬅平衡左移动
NH4Ac（aq）——→NH4+(aq)➕Ac-（aq）
同离子效应：在弱电解质溶液中，加入与其含有相同离子的易溶强电解质而使弱电解质的解离度降低的现象。
缓冲溶液：具有能保持本身pH相对稳定性能的溶液（也就是不因加入少量强酸或强碱而显著改变pH的溶液）。
缓冲作用原理： HA（aq）➕H2O（l）⇌H3O+(aq)➕A-（aq）
较大量 少量 较大量
c(H3O+)＝[Ka（HA）·c(HA)] / c(A-) c(H3O+)的大小取决于c(HA) / c(A-)的比值。
5.5.2缓冲溶液的计算
5.5.3缓冲溶液的选择和配置
缓冲溶液的选择和配置原则：（1)所选择的缓冲溶液，除了参与和H+或OH-有关的反应以外，不能与反应系统中的其他物质发生副反应；（2)pKa或14➖pKb尽可能接近所需溶液的pH值；
缓冲溶液pH公式：pH＝pKa➖lg（共轭酸/共轭碱）或者pH＝pka➕lg（共轭碱/共轭酸）
c（HA）/ c(A-) 或c(B) / c(BH+)接近1时，缓冲能力大。
六、沉淀溶解平衡
6.1.1溶度积（溶度积常数简称溶度积）
在一定温度下，将难溶电解质晶体放入水中时，就发生溶解和沉淀两个过程。
在一定条件下，当溶解和沉淀速率相等时，便建立了一种动态的多相离子平衡，可表示如下：
BaSO4(s)⇌Ba2+➕SO42-（aq） Ksp（BaSO4）＝c（Ba2+）·c（SO42-）
一般沉淀反应：AnBm（s）⇌nAm+（aq）➕mBn-（aq）
Ksp（AnBm）＝[c（Am+）]^n ·[c（Bn-)]^m
6.1.2溶度积和溶解度间的相互换算
1.由溶解度计算溶度积
在溶度积表达式中，离子浓度必须是物质的量浓度，其单位为mol/L。而溶解度单位为g/100gH2O或其它的表达式，如：g/L或mol/L.
注意：
难溶电解质饱和溶液是极稀的溶液，可认为溶液的密度近似等于水的密度。
在进行溶度积和溶解度计算的相互换算时，必须注意将溶解度的单位转换为mol/L.
要将mol/L转化为g/L的话，要乘M即摩尔质量。
2.由溶度积计算溶解度
相同类型的难溶电解质，其Ksp大的s也大。
不同类型的难溶电解质不能直接用溶度积比较其溶解度的相对大小。
6.2.1溶度积规则
AnBm(s)⇌nAm+(aq)➕mBn-(aq) J＝[c(Am+)]^n · [c(Bn-）]^m
沉淀溶解平衡的反应商判据，即溶度积规则：J＞Ksp 平衡向左移动，沉淀析出；
J＝Ksp 处于平衡状态，饱和溶液；
J＜Ksp 平衡向右移动，无沉淀析出；
若原来有沉淀存在，则沉淀溶解。
6.2.2同离子效应与盐效应
同离子效应：在难溶电解质溶液中加入与其含有相同离子的易溶强电解质，而使难溶电解质的溶解度降低的作用。
盐效应：在难溶电解质溶液中，加入易溶强电解质而使难溶电解质的溶解度增大的作用。
6.2.3分步沉淀
分部沉淀的次序：
（1）与Ksp的大小及沉淀的类型有关：
沉淀类型相同，被沉淀离子浓度相同，Ksp小者先沉淀，大者后沉淀；
沉淀类型不同，要通过计算。
（2）与被沉淀离子浓度有关：当c(Cl-)＞＞c(I-)时，AgCl也可能先析出。
6.3.1pH对难溶金属氢氧化物的沉淀溶解平衡的影响
M(OH)n（s）⇌Mn（aq）➕nOH（aq）
加酸，H+➕OH- ——→H2O 使J⬇，J＜Ksp c（OH-）＝【Ksp / c（Mn+）】^(1/n)
开始沉淀 c（OH-）≥【Ksp / c0（Mn+）】^(1/n)
沉淀完全 c（OH-）≥【Ksp / （1.0×10^(-5)）】^(1/n)
6.4沉淀的转化
CaSO4(s)➕CO32-(aq)⇌CaCO3(s)➕SO42-（aq）
K＝【c（SO42-）·c（Ca2+）】/ c（CO32-）·c（Ca2+）
＝Ksp（CaSO4）/ Ksp（CaCO3）
＝7.1×10^(-5) / 4.9×10^(-9)
＝1.4×10^(4)
规律：沉淀类型相同，Ksp大（易溶）者向Ksp小（难溶）者转化容易，二者Ksp相差越大，转化越完全，反之,Ksp小者向Ksp大者转化困难；沉淀类型不同，计算反应的K。
七、氧化还原反应
7.1.1氧化值
有电子得失或电子偏移的反应，被称为氧化还原反应。
Cu2+（aq）➕Zn（s）⇌Zn2+➕Cu（s） 得失电子
H2(g)➕Cl2(g)⇌2HCl(g) 电子偏移
氧化性：是指某元素的一个原子的荷电数，该荷电数是假定把每一化学键中的电子指定给电负性更大的原子而求得的。
氧化性的规则：（1）单质中，元素的氧化值为零；（2）在单原子离子中，元素的氧化值等于该离子所带的电荷数；（3）在大多数化合物中，氢的氧化值为+1；只有在金属氢化物中氢的氧化值为-1；（4）通常，氧在化合物中的氧化值为-2；但是在过氧化物中，氧的氧化值为-1，在氟的氧化物中，如OF2和O2F2中，氧的氧化值分别为+2和+1；（5）中性分子中，各元素原子的氧化值的代数和为零，复杂离子的电荷等于各元素氧化值的代数和。
7.1.2氧化还原反应方程式的配平
配平原则：（1)电荷守恒：氧化剂得电子数等于还原剂失电子数。
(2)质量守恒：反应前后各元素原子总数相等。
配平步骤：（1）用离子式写出主要反应物和产物（气体、纯液体、固体和弱电解质则写分子式）。
（2）分别写出氧化剂被还原和还原剂被氧化的半反应。
（3）分别配平两个半反应方程式，等号两边的各种元素的原子总数各自相等且电荷数相等。
（4）确定两个半反应方程式得、失电子数目的最小公倍数。将两个半反应方程式中各项分别乘以相应的系数，使得、失电子数目相同。然后，将两者合并，就得到了配平的氧化还原反应的离子方程式。有时根据需要可将其改为分子方程式。
7.2.1原电池
1.Cu-Zn原电池
负极（电子流出）：Zn（s）➖2e-⇌Zn2+（aq） 氧化反应
正极（电子流入）：Cu2+（aq）➕2e-⇌Cu(s) 还原反应
电池反应： Zn（s）➕Cu2+（aq）⇌Zn2+（aq）➕Cu（s）
电对：Zn2+ / Zn，Cu2+ / Cu 电极：金属导体如Cu、Zn；惰性导体如Pt、石墨棒
2.原电池符号:
(➖)Zn│Zn2+(1mol/L) || Cu2+(1mol/L) │ Cu（➕）
书写原电池符号规则：
(1)负极在左边，正极在右边，盐桥用“||”表示。
(2)半电池中两相界面用“|”分开，同相不同物种用“，”分开，溶液、气体要注明CB、PB.
(3)纯液体、固体和气体写在惰性电极一边用“，”或“|”分开。
7.2.2原电池的电动势
EMF为电动势，可以由数字电压表或电位差计来测定。
EθMF为标准电动势，例如，铜锌原电池的EθMF＝1.10V.
7.2.3原电池的电动势与反应的Gibbs函数变
电功（J）＝电量（C）×电势差（V）
Wmax＝➖zFEMF EMF为电动势（V）
F为法拉第常数，96485（C/mol）
z为电池反应中转移的电子的物质的量
电池反应：ΔrGm＝Wmax ΔrGm＝➖zFEMF
7.3.1电极电势的基本概念
1.电极电势的产生：M(金属)⇌Mz+（在溶液中）➕ze-（在金属上）
达到动态平衡时：在金属和溶液的界面上产生一双电层，这种双电层形成了电极电势称平衡电势。
电极电势用符号E(Mn+ / M)表示，其单位为V.
2.标准氢电极（SHE）
电极反应：2H+（aq）➕2e-⇌H2（g）
电对：H+/H2 Eθ(H+/H2)＝0.000V
表示为：H+ │H2（g） │Pt
7.3.2标准电极电势
1.标准电极电势的概念：电极反应中各物种均处于标准状态时产生的电极电势称为标准电极电势。
原电池的标准电动势：EθMF＝Eθ（+）➖Eθ（-）
2.ΔrGθm与标准电极电势的关系
（+）Cu2+(aq)➕2e-⇌Cu（s） ΔrGθm（1）
（-）2H+（aq）➕2e-⇌H2（g）ΔrGθm（2）
Cu2+➕H2⇌Cu➕2H+
ΔrGθm＝ΔrGθm（1）➖ΔrGθm（2）
ΔrGθm＝➖zFEθMF＝➖zF(Eθ(1)➖Eθ(2))＝➖zFEθ(1)➕zFEθ(2)
电极反应：氧化型➕ze-⇌还原型
ΔrGθm（电对）＝➖zFEθ（氧化型/还原型)
ΔrGm（电对）＝➖zFE（氧化型/还原型)
7.3.3Nernst方程
1.电池反应的Nernst方程
7.4.1比较氧化剂或还原剂的相对强弱
Eθ小的电对对应的还原性物质还原型强；Eθ大的电对对应的氧化型物质氧化性强。
各氧化型氧化能力由强到弱的顺序为：MnO4-＞Cl2＞Fe3+＞I2＞Cu2+＞Sn4+
各还原型还原能力由强到弱的顺序为：Sn2+＞Cu＞I-＞Fe2+＞Cl-＞Mn2+
7.4.2判断氧化还原反应进行的方向
反应自发进行的条件为ΔrGm＜0，因为ΔrGm＝➖zFEMF
即：EMF＞0 反应正向自发进行；
EMF＜0 反应逆行自发进行。
EMF＝EθMF➖（0.0592V/ Z）lgJ
对于非标准态下的反应：
EθMF＞0.2V EMF＞0 反应正向进行；
EθMF＜➖0.2V EMF＜0 反应逆向进行。
➖0.2V＜EθMF＜0.2V 用EMF判断
7.4.3确定氧化还原反应进行的限度
八、原子理论
8.1.1氢原子光谱
氢原子光谱特征：不连续光谱，即线状光谱；其频率具有一定的规律。
v＝c/λ 光速c＝（2.998×10^8）m/s
经验公式：v＝3.289×10^15[(1/2^2)➖(1/n^2)]/s n＝3，4，5，6
8.1.2Bohr理论
（1）核外电子只能在有确定半径和能量的轨道上运动，且不辐射能量；
（2）通常，电子处在离核最近的轨道上，能量最低——基态；原子获得能量后，电子被激发到高能量轨道上，原子处于激发态；
（3）从激发态回到基态释放光能，光的频率取决于轨道间的能量差。
hv＝
九、分子结构
9.1.1共价键的形成与本质
Heitler和London用量子力学处理H2分子的形成过程，得到E-R关系曲线。
价键理论继承了Lewis共用电子对的概念。
以量子力学为基础。
揭示了共价键的本质——原子轨道重叠，原子核间电子概率密度大吸引原子核而成键。
共价键理论的基本要点：未成对价电子自旋方向相反；对称性一致，原子轨道最大程度重叠。
9.1.2共价键的键型
1.σ键：原子轨道沿核间连线方向进行同号重叠（头碰头）。
2.Π键：两原子轨道垂直核间连线并相互平行进行同号重叠（肩并肩）。
3.配位键的形成条件：成键原子一方有孤对电子，另一方有空轨道。
9.1.3共价键参数
1.键能
在双原子分子中，于100kpa下将气态分子断裂成气态原子所需要的能量——键的解离能。D(H——Cl)＝432KJ/mol D(Cl——Cl)＝243KJ/mol
在多原子分子中，断裂气态分子中的某一个键，形成两个“碎片”时所需要的能量叫做此键的解离能。H2O（g）→H（g）➕OH（g）D（H——OH）＝499KJ/mol
HO（g）→H（g）➕O（g）OH D（O——H）＝429KJ/mol
键能：标准状态下气体分子拆开成气态原子时，每种键所需能量的平均值。
E(H——H)＝436KJ/mol E(H——Cl)＝432KJ/mol
键能与标准摩尔反应焓变:
2.键长：分子中两原子核间的平衡距离称为键长。例如，H2分子，l＝74pm。
H——F、H——Cl、H——Br、H——I键长依次递增，而键能依次递减；单键、双键及叁键的键长依次缩短，键能依次增大，但与单键并非两、三倍的关系。
3.键角
键角和键长是反映分子空间构型的重要参数，它们均可以通过实验测知。
4.键矩：是表示键的极性的物理量记作μ。μ＝q·l式中q为电荷量，l为核间距。μ为矢量，例如，实验测得H——Cl μ＝3.57×10^（-30）C·m
9.2.1杂化与杂化轨道的概念
在形成分子的过程中，若干不同类型能量相近的原子轨道重新组合成一组新轨道。这种轨道重新组合的过程称为杂化，所形成的新轨道叫做杂化轨道。
1.sp3杂化
CH4的空间构型为正四面体。键角：109.5° C:1s2 2s2 2p2
2.sp2杂化
BF3的空间构型为平面三角形。键角：120° B：1s2 2s2 2p1
3.sp杂化
BeCl2分子：直线形。 键角：180° Be：1s2 2s2
9.2.2不等性杂化
参与杂化的原子轨道s、p、d等成分不相等，所形成的杂化轨道是一组能量彼此不相等的轨道。 sp3不等性杂化：NH3、H2O。
NH3的几何构型为三角锥。 键角：107° N：1s2 2s2 2p3
总结：杂化轨道的类型与分子的空间构型
杂化轨道类型 sp sp2 sp3 不等性sp3
参加杂化的轨道 s➕p s➕2p s➕3p s➕3p
杂化轨道数 2 3 4 4
成键轨道夹角 180° 120° 109°28′ 90～109°28′
分子空间构型 直线形 三角形 四面体 三角锥、V形
实例 BeCl2 BF3 CH4 NH3 H2O
HgCl2 BCl3 SiCl4 PH3 H2S
中心原子 Be B C N O
Hg Si P S
9.2.3 d轨道参与的杂化
1.sp3d杂化
PCl5（g）的几何构型为三角双锥。 P:1s2 2s2 2p6 3s2 3p3
2.sp3d2杂化
SF6的几何构型为八面体。 S：1s2 2s2 2p6 3s2 3p4
总结：杂化轨道与分子空间构型
杂化轨道 杂化轨道数目 键角 分子几何构型 实例
sp 2 120° 直线形 BeCl2、CO2
sp2 3 180° 平面三角形 BF3、AlCl3
sp3 4 109.5° 四面体 CH4、CCl4
sp3d 5 90°、120° 三角双锥 PCl5
sp3d2 6 90° 八面体 SF6、SiF62-
9.3.1价层电子对互斥理论的基本要点
1.AXm分子（A为中心原子，X为配位原子）的几何构型取决于中心原子A的价电子层电子对数VPN。
2.价层电子对尽可能远离，以使斥力最小。
价层电子对的排布方式：
价层电子对数（VPN） 价层电子对的排布方式
2 直线形
3 平面三角形
4 四面体
5 三角双锥
6 八面体
9.3.2用VSEPR推测分子的空间构型：
确定中心原子的价层电子对数，以AXm为例（A为中心原子，X为配位原子）：
VPN＝（1/ 2)[A的价电子数＋X提供的价电子数±离子电荷数]
原则：(1）A的价电子数＝主族序数；
（2）配体X：H和卤素每个原子各提供一个价电子，氧与硫不提供价电子；
（3）正离子应减去电荷数，负离子应加上电荷数。
例如：VPN（SO42-）＝（1/2）×（6➕4×0➕2）＝4
确定电子对的空间构型：
价层电子对数（VPN） 价层电子对的排布方式
2 直线形
3 平面三角形
4 四面体
5 三角双锥
6 八面体
进一步讨论影响键角的因素：
（1）Π键的存在，相当于孤对电子排斥成键电子，使键角变小。
（2）中心原子和配位原子的电负性大小也影响键角。中心原子电负性大者，键角较大;配位原子电负性大者，键角较小。
9.4.1分子轨道理论的基本概念
1.分子中的电子在分子轨道中运动，其运动状态用ψ表示，ψ称为分子轨道。
2.分子轨道是由原子轨道线性组合而成。
ψⅠ＝c1ψa➕c2ψb ψa，ψb为原子轨道，c1，c2为系数。
ψⅡ＝c1ψa➖c2ψb
3.原子轨道组合方式不同，将分子轨道分为σ轨道和Π轨道。
s轨道与s轨道线性组合成σs和σ*s。
p轨道与p轨道的线性组合。有“头碰头”和“肩并肩”两种方式。
4.原子轨道线性组合遵循三原则：能量相近、对称性匹配、最大重叠。
5.电子在分子轨道中填充的原则：最低能量原理、Pauli不相容原理、Hund规则。
十、晶体结构
10.1.1分子的偶极矩和极化率
1.分子的偶极矩（μ）：用于定量地表示极性分子的极性大小。
μ＝q·l式中为极上所带电量，l为偶极长度。极性分子μ≠0，非极性分子μ＝0.
双原子分子：异核：HX 同核：H2、N2、O2
多原子分子：O3(v字形)、NH3、S8、P4、BF3、CH4、CO2.
分子的偶极矩与键距的关系：
极性键构成的双原子分子：分子偶极矩＝键矩的矢量和，
例如：μ(SF6)＝0，键矩互相抵消，μ(H2O)≠0，键矩未能抵消。
2.分子的极化率（α）：用于定量地表示分子的变形性大小。分子的变形性大小指的是正电中心与负电中心发生位移（由重合变不重合，由偶极长度小变偶极长度大）。
影响分子变形性大小的因素：外因：外加电场越强，分子变形越厉害；
内因：分子越大，分子变形越厉害。
10.1.2分子间的吸引作用
分子间具有吸引作用的根本原因：任何分子都有正、负电中心；任何分子都有变形的性能。
1.色散作用（色散力）:由于瞬时偶极而产生的分子间相互作用。
色散力与分子极化率有关。α大，色散力大。
2.诱导作用（诱导力）：由于诱导偶极而产生的分子间相互作用。
决定诱导作用强弱的因素：
极性分子的偶极矩：μ越大，诱导作用越强；
非极性分子的极化率：α越大，诱导作用越强。
3.取向作用（取向力）：两个固有偶极间存在的同极相斥、异极相吸的定向作用称为取向作用。
两个极性分子相互靠近时，由于同极相斥、异极相吸，分子发生转动，并按异极相邻状态取向，分子进一步相互靠近。
总结: 分子极性 色散作用 诱导作用 取向作用
非-非 √
非-极 √ √
极-极 √ √ √
分子间力是三种吸引力的总称，其大小一般为几KJ/mol，比化学键小1～2个数量级。
分子间力的特点：
（1）不同情况下，分子间力的组成不同。例如，非极性分子之间只有色散力；极性分子之间有三种力，并以色散力为主，仅仅极性很大的H2O分子例外。
（2）分子间力作用的范围很小（一般是300～500pm）。
（3）分子间作用力较弱，既无方向性又无饱和性。
分子间力的意义：决定物质的熔、沸点、气化热、熔化热、蒸汽压、溶解度及表面张力等物理性质的重要因素。
10.1.3氢键
氢键形成的条件：
分子中有H和电负性大、半径小且有孤对电子的元素（F、O、N）形成氢键。
氢键的特点：
（1）键长特殊（2）键能小（3）具有饱和性和方向性。
除了HF、H2O、NH3有分子间氢键外，在有机羧酸、醇、酚、胺、氨基酸和蛋白质中也有氢键的存在。例如：甲酸靠氢键形成二聚体。
除了分子间氢键外，还有分子内氢键。例如，硝酸的分子内氢键使其熔、沸点较低。
（ 完结）
