无机化学（附分析化学）思维导图
G.
2022-11-15
化学
无机化学
分析化学
无机化学（附分析化学）内容
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物质
纯物质
气体（理想气体）
理想气体状态方程：PV=nRT
分压定律：pi/p总=ni/n总
分体积定律：Vi/V总=ni/n总
扩散定律：Va/Vb=√（ρb/ρa）
微观模型
可以当做质点
分子间引力忽略不计
分子只会发生弹性碰撞
气体分子均匀分布在容器中
结论：3pV=mNv²（v称作根均方速率）
速率分布函数
f（v）=4/√π(（m/2kT）)∧1.5exp（-mv²/2kT)·v²
求此函数极大值，得最概然速率为√（2RT/M）
理想气体方程的修正：范德华方程：（P+n²a/V²）（V-nb）=nRT
临界温度：在此温度之上，无论加多大的压力，气体均不能液化。
液体：
液体的饱和蒸气压：lgp=A/T+B
克劳修斯-克拉贝龙方程式：lgp2/p1=ΔvHm/2.303R（1/T1-1/T2）
沸点：液体的饱和蒸汽压等于外界压力
表面张力：是作用在液体表面长度上使表面收缩的力，在数值上等于功对表面积的导数，随温度的升高而降低
液晶
特点：分子的长度远大于宽度且常含有一两个极性基团
性质：在固态和液态中间有一个过渡状态，既有晶体的性质，又有液体的性质
超临界流体
与普通流体的比较
密度比气体大两个数量级
粘度系数一般比液体小一个数量级
扩散系数一般比液体大两个数量级
应用
超临界流体萃取
超临界流体色谱
作非均相反应的反应介质
超临界水氧化法
等离子体
宇宙中99%的物质是等离子体
制取：
气体放电法
微波加热法
激光加热法
高能粒子束轰击法
应用
等离子体切割
等离子体喷涂
高温核聚变
制取特殊物质
超高密度态
超固态
中子态
混合物
溶液
溶液浓度的表示方法
（物质的量）浓度：c=n/v
质量摩尔浓度：b(B)=n(B）/m(A)
摩尔分数：xi=ni/n总
摩尔比：r=x/(1-x)
质量浓度：ρB=nB/V总
稀溶液的依数性
拉乌尔定律：P液=P剂·xB
沸点升高：ΔTb=Kb·bB
凝固点降低：ΔTf=Kf·bB
渗透压：Π=cRT
溶胶
溶胶的制备
研磨法
超声波法
胶溶法
电弧法
物理凝聚法
化学凝聚法
性质
动力学性质：布朗运动
光学性质：丁达尔效应
电学性质：电泳和电渗
结构
整体结构：扩散双电层结构
微观结构：胶团结构
稳定性及其破坏
稳定性
从热力学的角度来看，溶胶不稳定，有自动聚结的趋势
从动力学的角度看，溶胶很稳定
溶胶本质上是热力学不稳定系统，但又具有动力学稳定性
稳定性的破坏：聚沉
电解质对溶胶聚沉作用的影响
价态越高的反离子，使溶胶聚沉的能力越强
价态相同的离子，水合离子的半径越小，聚沉能力越强
有机化合物的离子有很强的聚沉能力
溶胶的相互聚沉
带相反电荷的溶胶相互混合，会发生聚沉，但只有当两种溶胶所带的电荷量相同时，才能完全聚沉，否则可能聚沉不完全，甚至不聚沉
大分子溶液
大分子溶液虽然分散质大小与胶体相当，但是由于是热力学的稳定均相系统，所以属于溶液而不是溶胶
对溶胶的作用
某些大分子溶液可提高溶胶的稳定性，称为保护作用
某些大分子溶液可降低溶胶的稳定性，称为敏化作用
还有少数大分子溶液可使溶胶直接聚沉，称为絮凝作用
化学理论
化学热力学
基本概念
系统：为了研究问题的方便，把一部分物体与其他物体分开作为研究对象，这部分物体就叫作系统，系统可根据对外界的物质和能量的开放性分为敞开系统、封闭系统和孤立系统三种
环境：与系统相关的部分叫环境
状态：系统所有宏观性质的综合表现
状态函数：描述系统状态的物理量
过程：系统发生的任意的变化，根据过程的条件和结果，可以把系统分为等压过程，绝热过程，循环过程等
途径：系统发生的变化的方式
热：因系统和环境温度的差别而被传递的能量
功：除热以外，其他在系统和环境之间被传递的能量，其中由于系统体积的变化导致的机械能的变化叫体积功，其他的叫非体积功
热力学第一定律：热能可以从一个物体传递给另一个物体，也可以与机械能或其他能量相互转换，在传递和转换过程中，能量的总值不变。
热力学能
定义：系统内部具有的一切能量之和
性质：ΔU=Qv
焓
定义式：H=U+pV
性质：ΔH=Qp（等压热效应）
热容：C=dQ/dT
衍生概念：比热容、摩尔热容、摩尔定容热容Cvm、摩尔定压热容Cpm
对于理想气体：Cpm-Cvm=nR
对于单原子理想气体：Cvm=1.5R
对于双原子理想气体或线性多原子理想气体:Cvm=2.5R
对于非线性多原子理想气体:Cvm=3R
反应进度：dξ=dn/ν，亦可写为ν=dn/dξ
摩尔焓变：ΔrHm=ΔrH/ξ
标准状态：pϴ=100kPa
盖斯定律与反应热的求算
盖斯定律：一个反应，在定压或定容条件下，不论是一步完成还是分几步完成，其反应热是相同的，总反应方程式的焓变等于各部分分布反应按一定系数比加和的焓变。
标准摩尔生成焓（ΔfHmϴ）：在标准状态即压力为100kPa，一定温度（一般是298.15K）下时，由元素最稳定的单质生成生成1mol纯化合物时的反应热称为该化合物的标准摩尔生成焓
标准摩尔燃烧焓（ΔcHmϴ）:标准摩尔燃烧焓是指一摩尔物质在标准状况下完全燃烧时的反应焓变。
反应热的求算：ΔrHmϴ=Σ（ν生ΔfHmϴ生）-Σ（ν反ΔfHmϴ反）=Σ（ν反ΔcHmϴ反）-Σ（ν生ΔcHmϴ生）
热力学第二定律：热量不能自发地从低温物体转移到高温物体。
熵：体系混乱程度的度量
宏观定义式：dS=dQ/T(T=dQ/dS)
微观定义式：S=klnΩ，k=1.3807x10-23J·K-1
规定熵的计算：S=∫（0，T）δQ/T dT
热力学第三定律：在热力学温度零度时，一切完美晶体的熵值等于零。
标准熵的计算：ΔrSmϴ=Σ（ν生ΔfSmϴ生）-Σ（ν反ΔfSmϴ反）
亥姆霍兹自由能
定义：A=U-TS
作用：等温等容条件下，若ΔA<=0则有自发进行的倾向
吉布斯自由能
定义式：G=A+pV
标准态的通用计算式：ΔGϴ=ΔHϴ-TΔSϴ
仿照标准摩尔生成焓的定义，我们能定义标准摩尔生成吉布斯自由能，并列出：ΔrGmϴ=Σ（ν生ΔfGmϴ生）-Σ（ν反ΔfGmϴ反）
理想气体中的计算式：G=Gϴ+RTlnp/pϴ
凝聚态中的计算式：G=Gϴ+V(p-pϴ)
化学动力学
化学反应速率
转化速率：Β=dξ/dt
反应速率：v=Β/V=(dC/dt)/ν=dn/dt
基元反应和反应级数
基元反应：一步进行，没有中间步骤的反应。其中，有一个分子参加的基元反应叫单分子反应，有两个分子参加的基元反应叫双分子反应。
反应历程：非基元反应的反应步骤
基元反应的速率方程（质量作用定律）：反应速率与反应物的浓度幂之积成正比，比例系数被称作速率常数。
反应级数：反应物浓度幂之和
半衰期：一个反应反应物消耗一半消耗的时间
一级反应的半衰期：T0.5=ln2/k
如果在双分子反应中，其中一个反应物的量的变化量小到可以忽略不计，这个反应也是一级反应，这个反应物的量并到k中
二级反应的半衰期与反应物的起始浓度有关
影响化学反应速率的因素
浓度：浓度越大，速率越快
温度：阿伦尼乌斯公式： k=Ae^(-Ea/RT )(A为指数前因子）或lg(k2/k1)=Ea/2.303R(1/T1-1/T2)
反应物间接触情况:对于均相反应，反应物分子间接触问题并不十分重要，对于多项反应，则显得尤为重要
反应速率理论
碰撞理论
假说：化学反应发生的首要条件是反应物分子必须相互碰撞
对反应事实的解释：能量因子和概率因子
缺陷：对一些分子结构复杂的反应不能解释
过渡态理论
内容：反应物先生成活化络合物，再生成生成物
催化作用
实质：催化剂通过改变反应历程，减小反应活化能
影响多相催化剂效率的因素
表面积越大效率越高
负载型催化剂比一般的催化剂效率高
某些杂质会很大程度上影响其性能，一些会使催化剂催化效率猛增（称为助催化剂），另一些则相反，会使催化效率猛降（称为催化毒物）
酶的催化
高效性
专一性
受温度和pH影响很大
链反应
概念：只要将反应引发，就会自动继续反应的反应
基本步骤：链的开始、链的传递、链的终止
自由基是链反应的重要例子
应用：橡胶的人工合成、石油的裂解、高分子化合物的合成
绿色化学：根本杜绝化学对环境的污染
平衡理论与相关滴定
化学平衡
可逆反应与化学平衡
在同一条件下，既能向正反应方向进行，同时又能向逆反应的方向进行的反应叫可逆反应
正反应速率和逆反应速率相等时的状态称为化学平衡状态
化学平衡定律和经验平衡常数
化学平衡定律：在一定温度下,某个可逆反应达到平衡时,产物浓度幂之积与反应物浓度幂之积之比是一个常数，这个常数叫经验平衡常数
经验平衡常数：K=Πc生^V生/Πc反^V反
多重平衡规则：K总=ΠK分
化学平衡等温式和标准平衡常数
化学平衡等温式：ΔrGm=ΔrGmϴ+RTlnΠ(p生/pϴ)^V生/Π(p反/pϴ)^V反
标准平衡常数：K=Π(p生/pϴ)^V生/Π(p反/pϴ)^V反
逸度：非理想气体时对压力的校正。f=pγ(γ为逸度系数，低压时约为1）
活度：a=f/pϴ
气体吉布斯自由能的表达式：G=Gϴ+RTlna
亨利定律：在一定温度下，某种气体在溶液中的浓度与液面上该气体的平衡压力成正比，即p=kb
活度系数：溶液质量摩尔浓度的校正系数，稀溶液约为1
对任意物质，摩尔吉布斯自由能通式为：ΔrGm=ΔrGmϴRTlnΠ（a)^(V)
判断反应进行的方向和限度
方向：ΔrGm<0,正反应自发进行，或者ΔrGmϴ>40kJ/mol时，反应不能自发进行
限度：Kϴ=exp(-ΔrGmϴ/RT)
影响平衡移动的因素
温度与平衡常数的关系：ln(K2/K1)=ΔrHmϴ/R(1/T1-1/T2) lnK=ΔrSmϴ/R-ΔrHmϴ/RT
同时平衡：指一个反应物同时参与一个体系内的多个化学反应，并同时达到平衡状态。
在同时平衡中，各个反应共同的反应物和生成物只有一个浓度或分压
耦合反应：在同时平衡中，一个反应先达到平衡之后，可以受未平衡的反应影响，越过平衡点继续反应，甚至使本来不能自发进行的反应能自发进行。
勒夏特列原理：如果改变可逆反应的条件，化学平衡就被破坏，并向减弱这种改变的方向移动。
酸碱平衡和酸碱滴定法
酸碱理论
电解质溶液理论
阿伦尼乌斯的部分电离理论
内容：在水溶液中，电解质部分电离，已电离的离子和未电离的分子之间能建立起平衡
电离度（α）：达到平衡时，已电离的分子数与总分子数之比
由这个理论，可列三段式，得Ka=cα^2/(1-α)，因此溶液越稀，电离度越大
缺陷：后来发现离子型化合物中不存在分子，假设不合理。而且这个理论对强电解质不适用
强电解质溶液理论
内容：虽然强电解质完全电离，但是由于离子间的相互作用，导致每一个离子周围都有一些反离子，形成了一个“离子氛”。当溶液通电时，由于离子和离子氛的方向相反，离子的运动速度就比理论值慢，电导就比理论值低，表现为电离度低，未完全电离
活度（a）：强电解质溶液受离子氛影响表现出来的浓度。活度与浓度之比为活度系数（γ）
离子强度（I）：溶液的离子强度指溶液中所有离子质量摩尔浓度与电荷数平方之积的和的一半，即I=0.5Σbz^2
离子强度反映了离子间作用力的强弱，与活度系数成负相关关系。注意，计算离子强度的应该是离子浓度，未解离的不应当计算在内
德拜-休格尔极限定律：活度系数与离子强度的关系为：lgγ+Az^2√I=0（在298.15K的水溶液中，A=0.509）
德拜-休格尔极限定律反映了单个离子活度系数与离子强度的关系，一个溶液往往有两种离子，这两种离子活度系数的几何平均数就是溶液的平均活度系数
此公式仅适用于离子强度小于0.01mol/kg的稀溶液，对于0.01-0.1之间的溶液，需乘以一个修正系数1/（1+√I）
布朗斯特质子酸碱理论
传统的水-离子酸碱理论的局限性：一些盐溶液也具有酸碱性，但是不含酸碱离子（氢和氢氧根）；此理论不能推广到非水系统和无溶剂系统
内容：酸是质子的供体，碱是质子的受体。一种酸与其释放一个质子之后生成的碱称为一个共轭酸碱对。
一种物质如果既能作质子酸，又能作质子碱，则叫作质子两性物质，既不能作质子酸，又不能作质子碱的物质叫作非酸非碱物质。
质子理论中的酸碱中和反应指的是传递质子的反应，因此又叫质子传递反应。而每个质子传递反应本质上是质子在两个共轭酸碱对之间的传递，因此可将共轭酸碱之间的转化反应称为酸碱半反应。
质子酸碱的强弱指的是给出或接受质子的能力，其解离常数是和水反应的平衡常数
质子传递反应一般总是朝着生成比原先更弱的酸碱的方向进行
与传统酸碱理论类似，共轭酸碱解离常数的关系为pKa+pKb=pKw=14(常温下）
路易斯电子酸碱理论
质子酸碱理论的局限性：不能讨论不含质子的物质，也不能讨论无质子传递的反应
内容：电子（对）的受体是酸，供体是碱。化合反应生成物叫酸碱加合物
缺陷：电子酸碱的强度没有统一的标准，无法进行定量计算。一种物质究竟是酸是碱，只能从具体的反应中确定
酸碱平衡的计算
一般原则
物料平衡式(MBE):在平衡状态下，某组分的分析浓度等于该组分在各物种的平衡浓度的总和
电荷平衡式(CBE):溶液中所有正电荷与负电荷的代数和相等
质子平衡式(PBE):溶液中所有酸失去的质子与碱得到的质子相等
酸度
一元弱酸中各物种的分布
一元弱酸中，x(HA)和x(A-）仅是[H+]的函数，pH<pKa时，溶液中主要是HA（酸型）pH>pKa时，溶液中主要是A-（碱型）
多元弱酸中各物种的分布
二元弱酸中，pH<pKa1时，主要以H2A存在；pKa1<pH<pKa2时，主要以HA-存在；pKa2<pH时，主要以A2-存在
三元弱酸中，pH<pKa1时，主要以H3A存在;pKa1<pH<pKa2时，主要以H2A-存在；pKa2<pH<pKa3时，主要以HA2-存在；pKa3<pH时，主要以A3-存在
类似地，多元弱酸中，pH<pKa1时，主要以HnA存在;pKai<pH<pKai+1时，主要以Hn-iAi-存在；pKan<pH时，主要以An-存在
氢离子的计算
强酸的定义：Ka>10的酸都可视为强酸
强酸溶液的[H+]通式：[H+]=c+Kw/[H+]。需解一元二次方程。注意，若两项相差一百倍以上，小的一项可忽略不计。
一元弱酸中[H+]精确式：[H+]^3+Ka[H+]^2-(Kaca+Kw)[H+]-KaKw=0
当Kaca>20Kw时，可用近似式：[H+]^2+Ka[H+]-Kaca=0
在满足近似式条件的基础上，若ca/Ka>500时，可采用最简式：[H+]=√Kaca，误差为+2.2％
两种一元弱酸的混合溶液，[H+]=√（Ka1c1+Ka2c2）
两性物质溶液（例如KHCO3）[H+]精确式为：[H+]=√（Ka1(Ka2[HA-]+Kw)/(Ka1+[HA-])）
当Ka2c>20Kw时，近似式为：[H+]=√（Ka1Ka2c/(Ka1+c))
当c>20Ka1时时，最简式为：[H+]=√（Ka1Ka2）
多元弱酸可近似看成一元弱酸计算
缓冲溶液
缓冲溶液是一类无论加强碱还是强酸，其酸度不会发生大的改变的溶液
缓冲溶液的配制，精确式：[H+]=Ka[HA]/[A-]
若cHA、cA->20[H+]时，有简化式:pH=pKa+lgcA-/cHA
缓冲容量：β=-da/dpH
影响缓冲对的浓度的因素
缓冲对的浓度越大，缓冲容量越大
pH=pKa时，缓冲容量最大
有效缓冲范围为pH=pKa±1
滴定分析法概述
基本原理：将一定量的被测物置于烧杯或锥形瓶中，在不断搅拌的情况下，用滴定管将已知准确浓度的滴定剂溶液（称为标准滴定溶液）逐滴滴加到烧杯中直至滴定剂与被测物恰好完全反应时为止，这时加入的滴定剂的物质的量与被测物质的物质的量符合反应式给出的化学计量关系，便称为达到了化学计量点（以下简称剂量点），根据上述化学计量关系，从标准滴定溶液的浓度和消耗的体积，即可求得被测物的物质的量，进而可计算该被测物在试样中的质量分数。
在实际操作中，为了确定何时终止滴定，常借助于一种称为指示剂的物质，当指示剂的颜色变化时即终止滴定。此时称为滴定终点，事实上终点和计量点往往不完全一致，因此势必引起误差，这种误差就称为指示剂误差或终点误差。
滴定分析的优点
准确
简便
快速
应用广泛
滴定分析对滴定反应的要求
反应必须根据一定的反应式，按化学计量关系定量地进行。其反应的完全程度通常要求达到99.9%以上。
反应迅速，不能在瞬间完成的反应不适于做定性分析，对于某些反应速率慢的反应，有时可采取适当措施，如加热或加催化剂等加快反应速率
必须有适当的简便方法，如选择适当的指示剂确定终点。
滴定方法
直接滴定法
剩余滴定法
置换滴定法
间接滴定法
标准滴定溶液和基准物质
标准滴定溶液
基准物质
计算
常用公式
n=m/M
n=cv
规则
等物质的量规则：nA=nT
化学计量数比规则:nA/nT=νA/νT
酸碱指示剂
酸碱指示剂的概念：用于酸碱滴定的指示剂，称为酸碱指示剂
原理：在溶液里，随着溶液酸碱性的变化，指示剂的分子结构发生变化而显示出不同的颜色。石蕊(主要成分用HL表示)在水溶液里能发生如下电离：HL=H++L-在酸性溶液里，红色的分子是存在的主要形式，溶液显红色；在碱性溶液里，上述电离平衡向右移动，蓝色的离子是存在的主要形式，溶液显蓝色；在中性溶液里，红色的分子和蓝色的酸根离子同时存在，所以溶液显紫色。
分类：
硝基酚类 这是一类酸性显著的指示剂，如对-硝基酚等。
酚酞类 有酚酞、百里酚酞和α-萘酚酞等，它们都是有机弱酸。
磺代酚酞类 有酚红、甲酚红、溴酚蓝、百里酚蓝等，它们都是有机弱酸。
偶氮化合物类 有甲基橙、中性红等，它们都是两性指示剂，既可作酸式离解，也可作碱式离解。
常用的酸碱指示剂
酸碱滴定法
酸碱滴定曲线
强酸碱互滴
滴定前：完全电离
滴定开始至计量点前：[H+]=(cAVA-cBVB)/(VA+VB)
计量点：[H+]=[OH-]=√Kw
计量点后：[OH-]=(cBVB-cAVA)/(VA+VB)
滴定曲线
概念：表示滴定过程中溶液PH溶液随标准溶液用量变化而变化的曲线
在计量点附近，pH值会急剧增大或减小，反映到滴定曲线上就是一段接近竖直的线，称为滴定突跃。
强碱滴定弱酸
反应限度：K=Ka/Kw
滴定前，弱酸的氢离子可以按最简式计算
滴定开始至计量点前：可以当作一个缓冲溶液用最简式来处理
计量点时：[OH-]=√(KwCb/Ka)
计量点后：[OH-]=(cBVB-cAVA)/(VA+VB)
滴定曲线的特点
起点pH较高
计量点前pH的变化呈较快—平缓—较快
滴定至50％时,pH=pKa
计量点偏碱性
突跃范围比同浓度强酸小
判断一种弱酸能否准确滴定（即有能被识别的颜色变化）：Kaca>10e-8
强酸滴定弱碱
与上一种情况滴定曲线相似
公式也类似，如下图所示
多元酸的滴定
若Ka1/Ka2不够大，则不能体现多元酸的分步滴定，只有Ka1/Ka2>10e5时，才考虑分步滴定
分步滴定时，第一计量点可用两性物质的酸度的近似式计算，第二计量点可先用Ka2计算一下能否达到，若能达到，则可根据实际情况计算
终点误差
公式：E=(10^ΔpH-10^ΔpH)/√c计K滴x100％
说明：ΔpH指终点与计量点的pH值之差，K滴是反应完全程度的量度。
应用
混合碱的分析
双指示剂法
碳酸钡沉淀法
铵盐中氮的测定
蒸馏法
甲醛法
氟硅酸钾容量法测定硅的含量
配位平衡和配位滴定法
配合物简介
定义：配位单元是由中心离子和可以提供孤对电子的配位体，以配位键的形式相结合而成的复杂离子，含有配位单元的化合物叫做配合物。
组成：中心原子与配体构成配合物的内配位层又称内界，放在方括号内。方括号外是外界。内界和外界之间是离子键，方括号内与中心原子配位的原子总数称为配位数。
中心原子：一般是带正电荷的金属离子，也有电中性的原子或带负电荷的阴离子。绝大多数是金属离子，特别是过渡金属离子，但非金属元素也可作为中心原子。配合物中只含一个中心原子的称为单核配合物，含两个或两个以上中心原子的称为多核配合物。
配体：原则上任何路易斯碱，均可与起路易斯酸作用的中心原子配位，也就是说配体含有为间隔的故对电子配体可以是中性分子，也可以是阴离子配体中直接与中心原子配位的原子称为配位原子只含一个配位原子的配体成为单词配备体，还有两个或两个以上配备原子的配体成为多尺配备体。
配位数：与中心原子配位的原子数目称为该中心原子的配位数，一般中心原子的配位数有2、4、6、8等，其中最常见的是4和6，元素的配位数并不是固定不变的，它决定于中心原子和配体的性质，此外还和配合物形成时的条件，特别是浓度和温度有关，中心原子的体积越大，其周围可以容纳的配体就越多，反之配体的体积越大，则中心原子周围容纳的配体数目也越少，配位数也越小，然而上面仅是从容积因素本身考虑，这只是一个方面，实际上还要考虑中心原子和配体间的引力以及配体与配体之间的斥力等因素，中心原子电荷越高则吸引配体的数目将增加，有利于增大配位数。另一方面配体负电荷增加虽能增强和中心原子间的引力，但同时配体之间的斥力也随之增加，总的结果是配位数减小。影响配体倍数的因素固然很多，但一个中心原子常具有一定的特征配位数。
配位单元的电荷:配离子的电荷数等于中心离子和配位体总电荷的代数和。由于配合物作为整体是电中性的，因此外界离子的电荷总数和配离子的电荷总数相等而符号相反，因此有外界离子电荷也可以推断出配离子的电荷。
命名
配离子的命名：配离子是指方括弧中的物质，它包含配几个中心原子，其命名次序是第1个配体，第2个中心原子在第1个和第2个之间加一个合字，配体的数目用汉字写在配体名称的前面，中心离子氧化数用罗马数字写在中心离子名称的后面，并加括弧。如有两种或两种以上的配体时，首先写阴离子再写中性分子中间加圆点分开当阴离子不止一种时则先写简单的后写复杂的最后写有机酸根离子。
含配阴离子的配合物的命名次序是一配体二中心原子三外界的金属离子，在2和3之间加一酸字，若外界不是金属原子而是氢原子，则在词尾加一酸字。
含配阳离子的配合物的命名命名次序为一外界阴离子二配体三中心原子在1和2之间有时需加一化字。
没有外界的配合物，中心原子的氧化数可不必标明。
类型
简单配合物简单配合物是由单齿配体与中心原子直接配位而成的化合物。大量的水和物实际是以水为配体的简单配合物。
高和物此类化合物是由中心原子和多齿配备体结合而成的配合物，配配体中含有两个或两个以上的配原子，中心离子与配位体结合实行了环状结构，这种配备题也成为熬合剂。有些金属与凹合剂所形成的凹合物具有特殊的颜色，常可用于金属元素的分类与鉴定。鳌合物之所以特别稳定，这可从结构角度以及从热力学角度分别予以说明，从结构的角度看，凹合物的凹和环大多是6元环与5元环，这两种环的见角分别是108度，120度有利于，成见都是四圆环或七圆环，则见角分别为90度和128.6度。这样的环儿张力较大，不易形成，从热力学角度看耦合反应的标准极不时的自由能变化只有两部分，所构成的德尔塔g标等于等于德尔塔h标准取其德尔塔s标。反应的函变主要来源于反应前后，电能的变化一般为负值而商店则决定于系统的混乱程度主要和反应为例。在反应的过程中，混乱度会大大增加，在含因素和商因素中，后者起了较大作用，所以使吉布斯自由能大降低，故反应的生成物就更趋稳定。
结构
只要知道了中心离子的配位数，就可以判断配合物的空间结构。配对数为二的空间结构为直线型空配对数为3的空间结构为平面，三角形配位数为4的有两种结构形态一种是平面正方形，另一种是正四面体形，配位数为5的也有两种结构形态一种是三角双锥形，另一种是正方锥形。配位数为6的空间结构为正八面体型。
异构现象
结构异构
内界与外界相反
内界与外界的水分子的数量不一致，但总和一致
空间异构
顺反异构
旋光异构（手性异构）
稳定常数和各物种的分布
逐级稳定常数：指配合物逐级平衡的稳定常数，即Ki=[MLi]/[MLi-1][L]
累积稳定常数：逐级稳定常数之积,即βi=Π(1,i)Kj
不稳定常数：累积稳定常数的倒数
配合物各物种的分布：游离金属离子的摩尔分数和配合物各物种的摩尔分数只与游离配体的浓度有关，与金属离子的浓度无关
EDTA及其配合物
氨羧配位剂：配位滴定中广泛使用的一类滴定剂，其特征是含有—N(CH2COOH)2基团，其中胺氮和羧氧都有孤对电子，因此它们都是多齿配体，能形成螯合物
EDTA：最重要的一种氨羧配位剂，中文名乙二胺四乙酸。由于其在水中的溶解度很小，所以常用它的二钠盐（常用Na2H2Y表示，叫EDTA二钠）滴定。在22℃时，EDTA二钠的饱和溶液浓度约为0.3mol/L pH约为4.4.
除此以外，其他比较重要的氨羧配位剂有：EGTA（适合在有大量镁离子存在下滴定钙离子）、EDTP（适合滴定铜离子）、DCTA（适合代替EDTA滴定铝离子，无需加热，在pH=5-5.5时，可在钨钼存在下滴定铜、铁、镍、钴、氧锆离子）、HEDTA、NTA、TTHA等
EDTA的稳定常数和各物种的分布
EDTA与金属离子的配合物
结构：除锆和钼等极少数离子能与EDTA形成2：1的配合物之外，绝大多数金属阳离子与EDTA均形成六齿配位的1：1螯合物
MY型配合物在无机物的溶液中会形成其他小分子参与配合的混合配合物，若H+或OH-参与配合，形成MHY或M(OH)Y型的物质，则称为酸式或碱式配合物，这些配合物会影响稳定性，但不影响配合比，因此不影响配位滴定结果的计算
颜色：无色离子与EDTA形成的配合物仍为无色，有色离子形成的配合物则使颜色加深。
反应的条件和速率：不同的金属离子反应的条件和速率不同。
副反应系数和条件稳定常数
条件稳定常数：用含M所有离子的总浓度[M‘]代替[M]，其他两个量也这么做，得到的稳定常数叫条件稳定常数
副反应系数
概念：有三种，分别是αM=[M‘]/[M]αY=[Y‘]/[Y]αMY=[MY‘]/[MY]
计算：αY=Σ(0,n)βi[H]^i
只考虑酸效应时，应对EDTA的副反应系数作修正，即lgK'MY=lgKMY-lgαY
对于浓度为c的金属离子溶液，能用EDTA准确滴定的条件是lgcK'MY≥6
金属离子M与另一个配位剂A发生副反应的副反应系数为αM=Σ(0,n)βi[A]^i，特别地，当A是OH-时，副反应系数称为水解效应系数。
在溶液酸碱度较高时，配合物MY会生成对应的酸碱式配合物MHY或M(OH)Y,此时的副反应系数与上面的类似。
用副反应系数修正后的条件稳定常数公式为：K'MY=KMYαMY/αMαY
金属指示剂
概念：指示金属离子的浓度，判断计量点是否到达
其作用原理类似酸碱指示剂
注意：若0<KMY/KMIn<100,在终点时不能立即转化变色，使终点拖长，这种现象称为僵化作用，若KMY/KMIn<1，甚至不能变色，这种现象称为封闭作用。
在指示剂的理论变色点，金属离子的浓度为pM=lgMIn-lgαM-lgαInH
常用的金属指示剂
配位滴定
配位滴定曲线
化学计量点时【M'】=√cM/K'ML
在配位滴定时，浓度一定时，KMY越大，滴定突跃越大，KMY一定时，浓度越大，KMY越大
终点误差
林邦误差公式:E=(10^ΔpM'-10^-ΔpM')/√(cMK'ML)X100％
简写形式：E=(10^ΔpM-10^-ΔpM)/√(cK')X100％
影响因素
KML
金属离子的原始浓度
ΔpM
单一离子滴定
单一离子能否准确滴定的判别条件：lgcK'≥6
最低pH：lgαY=lgKMY-8
最低酸度：pH=14-pOH，pOH指沉淀形成时的pOH
混合离子滴定
分步滴定的条件：lgKMY-lgKNYcN-pcN≥6
掩蔽法
配位掩蔽法
氧还掩蔽法
沉淀掩蔽法
滴定方式
直接滴定法
缓冲溶液的选择，不仅要考虑所需的ph范围，同时还要考虑缓冲剂与待测金属离子是否发生副反应。
许多金属离子在滴定的条件下会吸入氢氧化物或碱式盐沉淀，就需要加入辅助配备剂，将金属离子保留在溶液中。
有些离子与edta配备反应缓慢，加热可促进其反应。
此外还需考虑指示剂的封闭作用和干扰离子的影响，可采用适当的隐蔽剂隐蔽，必要时还是预先分离。
返滴定法
置换滴定法
间接滴定法
应用
测定水的硬度8
测定盐卤水中SO42-的浓度
配位化合物的应用
湿法冶金
某些金属的分离和提纯
配位催化
电镀液的处理
生物中的配合物
沉淀平衡和沉淀滴定法
沉淀的溶解平衡
Ksp=aM^mN^n
影响因素
同离子效应
盐效应
酸效应
配位效应
温度
溶剂
沉淀颗粒大小
形成胶体溶液
沉淀析出状态
分级沉淀法和沉淀的转化
离子的分级沉淀指让溶度积小的先沉淀，溶度积大的后沉淀
沉淀的转化：Kϴ=Ksp1ϴ/Ksp2ϴ
沉淀滴定法
莫尔法
指示剂：K2CrO4
内容：用AgNO3滴定Cl-
指示剂用量：5mmol/L
pH要在6.5—10.5之间
干扰：PO43-、AsO43- S2-C2O42-
伏哈德法
指示剂：铁铵钒
内容：用硫氰根滴定银离子
指示剂用量：15mmol/L
环境：0.1—1mol/LHNO3中进行
干扰：氯化银
法杨司法
指示剂：吸附指示剂
内容：银量法
注意
为防止沉淀凝聚，需加可溶性淀粉等作保护剂
避免在强光下测定
溶液不能太稀
重量分析法
步骤
溶解试样，得到试液
加入沉淀剂，得到沉淀形式
过滤、洗涤、灼烧或烘干，得到称量形式
称量，得到计算结果
缺点
操作多
分析慢
不适合测量微量组分
要求
沉淀形式的要求
溶解度小
纯净
易于过滤洗涤
易于转变为称量形式
测量形式的要求
化学组成恒定
性质稳定，不与空气中成分反应
摩尔质量大，称量误差小。
计算
公式：m=m称xF
换算因数F是带有适当系数的被测组分的摩尔质量与称量形式的摩尔质量之比。
换算因数的注意
被测组分与称量形式中主要元素原子数的平衡。
较复杂的分析过程，可不必考虑中间步骤。
称量形式中可没有被测组分。
沉淀的形成
沉淀的类型
晶形沉淀
无定形沉淀
凝乳状沉淀
两个过程
晶核的形成
均相成核作用
异相成核作用
晶核的成长
无定形沉淀的形成
沉淀的沾污
共沉淀
表面吸附
原理：在沉淀表面或边角上的粒子，由于至少有一面没有被异性离子平衡，剩余的静电引力会吸引在相反电荷的离子到沉淀颗粒表面上来形成吸附层，被保持电中性吸附存在吸引，相反电荷的抗衡离子组成双电层，结果造成某种物质在沉淀表面上的共沉淀。
规律：离子的价数越高，浓度越大，越易被吸附，在浓度和电荷相同的几种离子中，能与构晶离子生成微溶或解离度小的化合物的离子优先被吸附，一些在电场作用下容易变形的大银离子也易于被吸附。
解决办法：最有效的办法是洗涤。除此以外还可以采用，再沉淀、升高温度等方法。
包藏共沉淀
原理：发生在晶形沉淀的沉淀过程中，由于沉淀剂不断加入沉淀形成很快被最初形成的沉淀颗粒吸附的杂质来不及被垢晶离子置换，就被随后生成的沉淀所覆盖，于是杂志被包藏在沉淀的内部。
解决办法：陈化可以有效解决问题。
混晶共沉淀
原理：当两种物质的晶形相同离子大小相差不超过50%，常常会生成混精及结晶点位上的原子与离子为相似的另一原子或离子取代有拾取者不正常的点位而是位于金格的空隙中形成体一般情况下二者常不加当两种物质的晶形相同离子大小相差不超过50%，常常会生成混精及结晶点位上的原子与离子为相似的另一原子或离子取代。有时取代者不占据正常的点位，而是位于间隔的空隙中形成固溶体，一般情况下二者常不加区分，而通常为混凝，混精与固溶体的形成会造成某些沉淀，分离不完全生成的沉淀不纯净。
解决办法：洗涤陈化或再沉淀都没有很好的效果，只能事先采取适当措施，防患于未然。
后沉淀
原理：在沉淀反应之后，慢慢形成了工程店。
解决办法：不要把沉淀与可能形成后沉淀的物质共处太久，尤其不能高温进驻。
沉淀的操作条件
晶形沉淀
热面稀
快搅慢滴
陈化
洗涤
无定形沉淀
热而浓
电解质促凝
不陈化
洗涤
均匀沉淀法
沉淀的烘干和灼烧
有固定组成的沉淀
无固定结晶水的水合物
有机沉淀剂
特点
选择性高
沉淀溶解度小
对无机杂质吸附能力小
沉淀摩尔质量大
组成恒定
分类
生成螯合物的沉淀剂
生成离子缔合物的沉淀剂
沉淀分离法
氢氧化物沉淀分离
沉淀与pH值的关系
控制pH的方法
NaOH法
缓冲溶液法
硫化物沉淀分离
控制酸度，由于溶液中S2-与H+的平方成反比，所以可以通过控制酸度的方法控制S2-，从而实现选择性沉淀
由于H2S有毒，现多以硫代乙酰胶代替
有机沉淀剂
草酸盐9
8-羟基喹啉
铜铁试剂（N-亚甲基苯胲胺）
铜试剂（DDTC）
共沉淀的分离和富集
无机共沉淀剂
机理：吸附和混晶
常用的试剂：某些氢氧化物、硫化物和少数难溶性盐
缺点
选择性不高
有可能干扰后续测定
有机共沉淀剂
机理：先将无机离子转变成疏水性的化合物，然后再用与其结构相似的有机共沉淀剂将其夹带下来。
优点
选择性高
分离效果好
容易除去
三元配合物共沉淀
氧化还原反应和氧化还原滴定法
氧化还原反应
定义
氧化还原反应：失去电子的半反应称为氧化反应，得到电子的半反应称为还原反应。（所谓的失去电子不意味着电子完全移去，只是当电子云密度远离一个原子时，该原子即失去电子）而一个反应中必然会发生一个氧化半反应和一个还原半反应，那么这样的反应叫做氧化还原反应。
氧化还原电对：当讨论酸碱反应时，根据质子传递，把一个酸与它的供热碱称为共和酸碱，对类似的我们把一个还原型，和一个氧化型称为氧化还原电对。记作Ox/Red
元素的氧化数
定义：氧化数是指某元素一个原子的表观电荷数计算表观电荷数时，假设把每个键的电子指定给电负性更大的原子。氧化说的概念与化合价不同，后者永远是整数，而氧化数可能是分数。
一般原则
任何形态的单质中元素的氧化数等于0。
多原子分子中所有元素的氧化数之和等于0。
单原子离子的氧化数等于它所带的电荷数多原子离子中所有元素的氧化数之和等于该离子所带的电荷数。
在共价化合物中，可按照元素电负性的大小把共用电子对归属于电负性较大的那个原子，然后再由各原子上的电荷数确定它们的氧化数。
氢在化合物中的氧化数一般为正一，但在金属氢化物中氢的氧化数为-1，氧在化合物中的氧化数一般为-2，但在过氧化物中氧的氧化数为-1，在超氧化物中，氧的氧化数为-1/2，在氟氧化物中氧的氧化数为正2。
氟在任何化合物中的氧化数皆为负一。
注意：有时元素具体的以何种物种存在并不十分明确，这时常用罗马数字表示它的氧化态，而不强调它究竟以何种物种存在。
配平
氧化数法
步骤
确定反应物和产物的化学式。
找出氧化剂和还原剂，算出他们的氧化数的变化值
根据氧化剂中氧化素降低的数值，英语还原剂中氧化素升高的数值相等的原则，在相应的化学式之前乘以适当的系数。
配平反应前后氧化数没有变化的原子数，一般先配平除氢和氧外的其他原子数，然后再配平新和氧，必要时可以加水进行平衡。
最后进行核对，该等式两边的相同元素的原子数应该相等。
特点
适用性广
没有体现出氧化还原反应的实质
离子电子法
步骤
先将反应物和产物写成没有配平的离子方程式
把离子方程式分成氧化和还原两个未配平的半反应式。
分别配平两个半反应式，使半反应式两边的原子数和电荷数相等，在必要时可根据条件添加氢离子氢氧根离子和水，进行配平
根据氧化剂或者电子数和还原剂失去电子数必须相等的原则，将两个半反应是合并为一个配平的离子方程式。
将离子方程式改写为分子反应式。
特点
体现出氧化还原反应的本质。
仅适用于在水溶液中进行的反应。
电化学
原电池与电极电势
原电池：通过氧化还原反应而产生电流的装置
半电池：直接接触的电极与电解质称为一个半电池，两个半电池之间靠盐桥连接
原电池的写法：（-）电极丨电解质（浓度）丨丨电解质（浓度）丨电极（+）（说明：丨表示固液相接界，丨丨表示盐桥，气体要注明压力，浓度以b表示）
电极电势：电极中极板与溶液之间的电势差
电池的电动势与化学反应吉布斯自由能之间的关系：ΔGϴ=-zEϴF（z是一摩尔反应传递的电子数,F=96485C/mol,Eϴ=E正ϴ-E负ϴ）
原电池反应的平衡常数：lgKϴ=zEϴ/0.059
标准电极电势与能斯特方程
标准氢电极：将镀有一层海绵状铂黑的铂片，浸入到H浓度为1.0mol/L的酸溶液中，不断通入压力为100kPa的纯氢气，使铂黑吸附H2至饱和，这时铂片就好像是用氢制成的电极一样
标准电极电势：待测物质与标准氢电极的电势差
将测定好的标准电极电势汇集成表，就形成了标准电极电势表
能斯特方程：E(Ox/Red)=Eϴ(Ox/Red)+RT/zFln[Ox]/[Red],即E(Ox/Red)=Eϴ(Ox/Red)+0.059/zlg[Ox]/[Red]
电极电势的应用
判断氧化剂还原剂的强弱
判断氧化还原反应进行的方向和限度
元素标准电极电势图
判断歧化反应
求算未知Eϴ
电势-pH图
测定溶度积常数
实用电化学
化学电源
锌锰电池
氧化银电池
铅蓄电池
镍镉蓄电池
燃料电池
电解
要想使电解成功，理论上需加原电池的电压
电化学腐蚀与防腐
电化学腐蚀
原理
氢离子还原成氢气析出
大气中的氧气在阴极上取得电子，发生还原反应
防治
非金属保护层：喷漆、搪瓷等等
金属保护层：牺牲阳极的阴极保护法
电化学保护层：外加电流
缓蚀剂保护法
氧化还原滴定法
基础理论
酸性:
对称电对与不对称电对:如果电对氧化型和还原型的化学计量数相等，则称为对称电对，否则称为不对称电对。
条件电极电势:在特定条件下的实际电极电势。
氧化还原滴定曲线
滴定开始后到计量点:在任何一个滴定点达到平衡时，两电对的电势相等。
计量点时:对于对称电对，当在两个电对得失电子数相等，计量点的电势是两个电对条件电势的算术平均值，与反应物浓度无关。
计量点后:根据过量的值可以求算出E值
氧化还原指示剂
自身指示剂
特殊指示剂
氧还指示剂
高锰酸钾法
酸性条件下高锰酸钾氧化能力最强，一般都在酸性条件使用酸性酸化时常使用硫酸盐酸具有还原性干扰滴定也较少使用硝酸，因为硝酸含有氮元素易产生副反应。
碱性条件下高锰酸钾与有机物反应比酸性条件下快，所以常用高锰酸钾在强碱性溶液中与有机物反应来测定有机物。
优点
氧化能力强。
应用广泛。
可藉由高锰酸钾自己的颜色指示终点，不需要另加指示剂。
缺点
标准滴定溶液不够稳定。
反应历程比较复杂，易发生副反应。
滴定的选择性比较差。
示例
重铬酸钾法
概述
E
优点
重铬酸钾易制成高纯度试剂，在150℃下烘干后即可作为基准物质用直接法配制标准滴定溶液。
重铬酸钾溶液非常稳定，只要避免蒸发其浓度甚至可数年不变，即使煮沸也不分解。
用重铬酸钾做滴定剂时，不仅操作简单，而且与大多数有机化合物反应速率很慢，一般不会发生干扰。
指示剂:二苯胺磺酸钠，邻氨基苯甲酸。
示例
碘量法
E
方法
直接碘量法
原理:利用I2标准溶液滴定一些强还原剂。
I2的配制与标定:由于碘的挥发性强难以准确称量，不宜用直接法配制标准滴定溶液，而是先将一定量的碘溶于少量的碘化钾溶液中，待溶解后再稀释至规定体积，然后再标定。基准物质可用三氧化二砷，他难溶于水，可用氢氧化钠溶液生成亚砷酸，生成亚砷酸盐，将溶液酸化后，加碳酸氢钠调整至pH≈8用待标定的碘溶液滴定至淀粉出现蓝色。
注意:淀粉可在滴定开始时加入。计量点时，稍过量的碘溶液就能使滴定溶液出现深蓝色。
间接碘量法
原理:利用碘离子的还原作用与氧化剂反应定量的析出碘，然后用硫代硫酸钠标准滴定溶液滴定析出的碘，从而间接测定这些氧化剂。
注意:到达g两点前溶液中都有点存在，因此淀粉必须在接近计量点钱再加入，否则在到达g两点后仍有少量碘遇淀粉离子结合，造成结果偏低，终点时蓝色消失。
间接碘量法应用实例
直接碘量法应用实例。
计算注意事项:氧化还原滴定常常比较复杂，被测组分需要经过几步反应是能间接地用标准滴定溶液滴定，这是最重要的是要确切知道被测物质与滴定标准溶液之间的化学计量关系，为此需要写出各步配平反应方程式，然后找出滴定给与各自组分的化学计量比而不必分步计算。
物质结构
原子结构
波粒二象性
氢原子光谱与玻尔理论
连续光谱：光（辐射）强度随频率变化呈连续分布的光谱
原子光谱 ：由原子中的电子在能量变化时所发射或吸收的一系列波长的光所组成的光谱
氢原子光谱：氢原子内的电子在不同能级跃迁时所发射或吸收不同波长、能量之光子而得到的光谱
里德伯公式：1/λ=RH(1/n1^2-1/n2^2)(n2>n1,RH=10973731.534)
玻尔理论
电子在轨道上运动的角动量mvr必须是h/2π的整数倍，电子在这些符合量子化条件的轨道上运动时处于稳定状态，既不吸收能量也不放出能量，这些轨道称为定态轨道。
轨道离核越远能量越高，当原子中的电子处在离核最近的轨道时，他们处于最低的能量状态，称为基态，当原子从外界获得能量时，电子可跃迁到离核较远的能量较高的轨道上，这种状态称为激发态，原子电子的能量是量子化的，它不可能处于两个允许的相邻轨道能量之间。
当电子从一种高能量状态向低能量状态，越现实能量差以光辐射的形式发射出来，光量子能量大小取决于两个轨道能及之间的能量差：E高-E低=hν，ν为辐射光的频率。
En=-BZ²/n²，B=2.18×10⁻¹ ⁸J/e
微观粒子的波粒二象性
光的波粒二象性：p=h/λ
微观粒子的波粒二象性:λ=h/mv
德布罗意波：ψ=Acos2π/h(πp-Et)
测不准原理：Δx·Δp≈h
概率波与概率密度
波函数：量子力学中描写微观系统状态的函数。
概率密度是波函数的平方
薛定谔方程
驻波
概念：频率相同、传输方向相反的两种波（不一定是电波），沿传输线形成的一种分布状态。其中的一个波一般是另一个波的反射波。在两者电压（或电流）相加的点出现波腹，在两者电压（或电流）相减的点形成波节。在波形上，波节和波腹的位置始终是不变的，给人“驻立不动”的印象，但它的瞬时值是随时间而改变的。如果这两种波的幅值相等，则波节的幅值为零。
三维空间驻波波函数的微分方程：▽²ψ+（2π/λ）²ψ=0
薛定谔方程
薛定谔方程：-h²/8π²m▽²ψ+Vψ=Eψ,
归一化条件：∫∫∫丨ψ丨²dxdydz=1
波函数
单电子原子的波函数：▽²ψ+8π²m/h²(E-e²/r)ψ=0
单电子原子的波函数的解
Φₘ（φ）=1/√(2π)·eⁱᵐᵠ,由于指数形式不方便，常采用三角函数形式，式中m称作磁量子数
Θₗ ₘ(θ)=√[(2l²+l-|m|)/(2l+|m|)]pʙᑊᵐᑊ(cosθ)，pʙᑊᵐᑊ是连带勒让德函数，式中l称为角量子数、m称作磁量子数
Rₙₗ (r)由于过于复杂，部分解列在下表中，n称作主量子数、l称为角量子数
总结：单电子原子的波函数列在下表中
波函数的空间图象
电子云、等密度面、界面图
Φₘ（φ）Θₗ ₘ(θ)=Yₗ ₘ(θ,φ)称为角度波函数，对Y的模平方可以作出波函数的角度分布图
电子云的总体空间分布状态
单电子原子核外电子的可能状态
四个量子数
主量子数：决定电子运动的能量，即En²=-13.6eV，因此n值相同的电子活动范围几乎相同，可看作构成一层，称之为电子层数，用KLMNOPQ来命名
角量子数：小于n的自然数，在光谱学上分别以spdf表示，l决定了电子角动量的大小，即电子云的形状，由于核外各处受核引力不同，对电子能量稍有影响
磁量子数：绝对值不大于l的整数，决定系统角动量在磁场方向的分量，每个磁量子数代表电子云的一个伸展方向，这些方向的轨道能量是相同的，但在磁场作用下，能量会有微小的差别
自旋量子数：取正负二分之一，表示电子的两种不同的自旋状态
核外电子的可能状态：见下图
多电子原子结构
原子轨道能级图
屏蔽效应和钻穿效应
屏蔽效应：由于其他电子对某一电子的排斥作用而抵消了一部分核电荷对该电子的吸引力，从而引起有效核电荷的降低，削弱了核电荷对该电子的吸引，这种作用称为屏蔽作用或屏蔽效应。Z* = Z－σ，式中Z*为有效核电荷，Z为核电荷。σ为屏蔽常数
屏蔽效应的计算：在计算某原子中某个电子的σ值时，可将有关屏蔽电子对该电子的σ值相加而得
可近似的用斯莱特规则将原子中的电子分成以下几组：(1s)(2s,2p)(3s,3p)(3d)(4s,4p)(4d)(4f)(5s,5p)(5d)(5f)(6s,6p)(6d)(6f)(未完）|
位于被屏蔽电子的右边的各组对被屏蔽电子的σ=0，近似的可以认为外层电子对内层电子没有屏蔽作用
1s轨道上的两个电子之间的σ=0.3，其他主量子数相同的各分层电子之间的σ=0.35
被屏蔽的电子为ns或np时，则主量子数（n-1）的各电子对它们的σ=0.85,而小于（n-1）的各电子对它们的σ=1
被屏蔽的电子为nd或nf时，则位于它们左边各组电子对它们的的屏蔽常数σ=1
钻穿效应：在原子核附近出现的概率较大的电子，可更多地避免其余电子的排斥，受到核的较强的吸引而更靠近核，这种进入原子内部空间的作用叫做钻穿效应
核外电子云的径向分布函数定性判断钻穿效应：主量子数n相同而角量子数l不同的轨道，能级的顺序是：Ens<Enp<End<Enf，这种现象叫作能级分裂。这是因为主量子数相同的各态中，s态峰的数目最多，它的分布特点是：主峰离核最远，小峰靠核最近，随着核电荷的增加，最靠近核的小峰在能量上的作用越来越明显。这一方面是小峰所代表的电子云有效地避开其他电子的屏蔽，作用在小峰上的有效核电荷大；另一方面，小峰所代表的电子云离核近。两个因素都使电子和原子核的相互作用能增加，对该轨道的能级降低影响较大。对于n和l都不同的轨道，n值大的电子亚层能级反而比n值小的电子亚层能级低，例如E4s<E3d，这种现象称为能级交错。、能级交错也可以用钻穿效应来说明，通过把4s和3d的径向分布函数图进行比较可以看出：4s最大峰虽然比3d离核要远，但是它有小峰很靠近核。因此，4s比3d钻穿能力要大。4s和3d的径向分布函数图时也更好地回避其他电子的屏蔽。结果4s电子虽然主量子数较3d大，但角量子数小，钻穿效应大，使得4s轨道能级低于3d轨道的能级，即E4s<E3d。其他能级次序的不规则排列，如E5s<E4d，E6s<E4f< E5d，大体上都可以用同样的原因予以说明。
核外电子排布的原则
能量最低原理：多电子原子在基态时核外电子总是要尽可能占据能量最低的轨道
泡利原理：不能有两个或两个以上的电子具有完全相同的四个量子数，或者说在轨道量子数m,l,n确定的一个原子轨道上最多可容纳两个电子，而这两个电子的自旋方向必须相反。
洪特规则：电 子 在 能 量 相 同 的 轨 道 （即 等 价 轨 道 ）上 排 布 时 ，总是尽可能分占不同的轨道且自旋方向同向，因 为 这样的排布方式总能量最低
核外电子排布与元素周期律
核外电子排布：
电子层结构与元素周期律
周期的本质是能级组
族：最后一个电子填入ns或np亚层上的属于主族元素，填入(n-1)d或(n-2)f的是副族元素，但VIII族元素的电子也填入(n-1)d，只是价电子总数超过8
分区：价电子构型相似的分入一个区
元素的基本性质与元素周期性
原子半径
共价半径：同种元素的两个原子以共价键连接时，核间距离的一半称为共价半径
金属半径：金属晶体中相邻两个金属原子的核间距离的一半
范德华半径：两个原子只以范德华力连接时，核间距离的一半称为范德华半径
电离能
电子亲和能
电负性
鲍林标度（电负性χ和键能D的关系）：Dᴀʙ=√(DᴀᴀDʙʙ)+96.5(χᴀ-χʙ)²
密立肯标度：χ=1/2(I+E)
分子结构
离子键理论
基本理论
等活泼金属原子和活泼非金属原子在一定反应条件下相互接近时，她们都有达到稳定的稀有气体结构的倾向，由于原子间电负性相差较大，活泼金属原子易失去最外层的价电子而成为带正电荷的正离子，而活泼非金属原子易得到电子，使最外层电子层充满而成为带负电荷的负离子。
正离子和负离子由于静电引力相互吸引而形成离子晶体，在离子晶体中正负离子形成离子键。
一对正负离子在平衡位置r₀的势能V₀=-z₁z₂e²/r₀(1-1/n)
一个离子获得的总的静电势能的近似公式为
离子键没有方向性和饱和性。
有离子键形成的化合物叫做离子型化合物，应该指出实验表明即使是氟化铯也并不纯粹是静电作用，仍有部分原子轨道的重叠，在氟化铯中离子性约占92%。
元素的电负性差别越大，它们之间形成的化合物离子性越大，一般用离子性百分数来表示现在离子性的大小，以电负性差值为横坐标，离子性百分数为纵坐标可得到下面的图。从图中可以看出电负性差值为1.70的化合物约具有50%的离子性，因此一般把元素电负性差值大于1.7的化合物看作是离子化合物。当然电负性差值并不是唯一的判断依据，只是一个参考数据。
晶格能
计算：波恩-哈伯循环间隔能等于，生成热减电子亲和势减电离能减气体的解离能减金属的升华能
晶格能应为负值，但通常使用时常取绝对值，一些手册上所列的晶格能也常是绝对值。
决定离子化合物性质的主要因素
离子电荷：离子电荷越高，熔点和沸点越高。
离子间距，是指相邻的正负离子间的静电吸引作用，它们核外电子之间以及原子核之间的排斥作用达到平衡时，正负离子间的平衡距离结晶学上用符号地表示，可用x射线衍射鉴定。
价键理论
共价键的形成及其本质
共价键的概念：分子中的原子通过共用电子对连接的化学键称为共价键。
共价键的本质依然是静电引力。
电子配对法的基本要点
自旋相反的单电子相互接近时，由于他们的波函数符号相同，用量子力学的术语讲就是原子轨道的对称性匹配，核间的电子云密集，可形成稳定的化学键，此时系统能量最低，符合能量最低原理。
如果两原子各有一个未成对的电子，且它们的自旋相反，则可互相配对，这对电子为两个原子所共有而形成稳定的共价单键，如果两个原子各有两个或三个未成对的电子，则自旋相反者可以两两配对形成共价双键或共加三键，如果一个原子有两个成单电子而另一个原子只有一个成单电子，那么就能够形成AB₂型分子，如果两个原子都没有成单电子或虽有成单电子但是自旋方向相同则不能形成分子。
原子轨道叠加时，轨道重叠越多，电子在两个核之间出现的机会越大，形成的共价键越稳定，因此共价键应尽可能的沿着原子轨道最大重叠的方向形成，成为最大重叠原理。
两个基本要点
饱和性：所谓共价键的饱和性，是指每个原子成键的总数或以单键相连的原子数目是一定的。
方向性：根据最大重叠原理，除了s轨道成球形对称外，其他的原子轨道在空间都有一定的伸展方向，因此在形成共价键时，除了s轨道与s轨道之间可以在任何方向都能达到最大程度的重叠外，其他原子轨道与原子轨道之间，一定要沿着某个方向重叠才能形成稳定的共价键，这就是共价键的方向性。
共价键的类型
正常键与配位键：在共价键的形成过程中，如果共价键的共用电子对是由两个原子各提供一个电子所组成的成为正常共价键又称正常键，而如果是成键的共用电子对是由成键的两个原子中的一个原子提供的，而原子轨道则是另一个原子提供的则称为配位共价键又称配位键，值得注意的是正常共价键和配位共价键的差别，仅仅表现在键的形成过程中，虽然共用电子对电子来源不同，但在键形成后，两者并无任何差别。
σ键与π键：按原子轨道重叠的方式不同，可以形成不同类型的共价键，如果原子轨道按头碰头的方式发生轨道重叠，轨道重叠部分沿着键轴呈圆柱形对称，这种共价键称为σ键，如果原子轨道按肩并肩的方式发生轨道重叠，轨道重叠部分对通过键轴的一个平面具有镜面反对称，则称这种共价键为π键。
轨道杂化理论
基本要点
轨道杂化理论认为，在同一个原子中，能量相近的不同类型的几个原子轨道可以相互叠加而重新组成同等数目的能量完全相同的杂化原子轨道，在原子形成分子的过程中通常存在着激发、杂化和轨道重叠等几个过程，这就是轨道杂化理论基本要点。
激发：指基态原子吸收能量变成激发态，变成激发态之后，原子原子能形成的共价键的数量增加，从而放出更多能量。
杂化：处于激发态的几个不同类型的原子轨道，进一步线性组合成一组新的轨道，这种轨道重新组合的过程叫做杂化，杂化后新形成的轨道就是杂化轨道。杂化轨道有一定的形状和方向杂化轨道的数目等于线性组合的原子轨道的数目，值得注意的是，原子轨道的杂化只有在形成分子的过程中才会发生，独立的原子不可能发生杂化而且只有能量相近的原子轨道可能发生杂化。
杂化轨道与其他原子的轨道重叠，形成化学键的过程叫做轨道重叠。杂化轨道成键时，同样要满足原子轨道最大重叠原理，原子轨道重叠越多，形成的化学键越稳定，一般杂化轨道电子频云分布更为集中，故一般杂化轨道成键能力比未杂化的原子轨道成键能力强，化合物的空间构型是由满足原子轨道最大重叠的方向所决定的。
杂化的类型
sp型和dsp型：如果杂化轨道是由一个s轨道与几个批轨道组成的，那就称为sp杂化轨道。有sp、sp2、sp33种。
等性杂化与不等性杂化:参与轨道杂化的原子轨道均为具有不成对电子的原子轨道，这种杂化称为等性杂化。参与轨道杂化的原子轨道中，不但包含不成的电子的原子轨道，也包含承兑电子原子轨道正杂化称为不等性杂化。注意等性杂化并不表示共价键等同。
价层电子对互斥理论
基本要点
分子中心原子周围的价电子对倾向于尽可能的远离，以期彼此之间的相互排斥作用最小。电子间的排斥的有两种，一种是静电相互作用，与电子间距离的平方成反比。另一种是泡利斥力根据泡利不相容原理，自旋相同的电子趋向于回避而有排斥效应，泡利斥力与电子之间距离的十到八次方成反比。
价层电子对互斥理论把分子中的中心原子的价电子层视为一个球面。因为价电子对（如前所述，它包括成键电子对和未成键的孤对电子）之间有斥力，因而距离越远分子越稳定，所以价电子对按能量最低原理排布在球面上。其分布方式为:当价电子对的数目为2时，为直线型；价电子对的数目为三时呈平面三角形；价电子对的数目为四时呈正四面体型；价电子对的数目为五时呈三角双锥型；价电子对的数目为六时呈八面体形等等。
分子结构的预言:见下图
分子轨道理论
基本要点
分子轨道理论认为在分子中电子不再是从属于某个特定的原子，而是在遍及分子的整个范围内运动，正如在原子中每个电子的运动状态可由波函数来描述那样，分子中每个电子的运动状态也可用相应的波函数来描述。
分子轨道是由分子中原子的原子轨道线性组合而成。组合形成的分子轨道数与组合前的原子轨道数相等。这种组合与杂化轨道不同，杂化是同一原子内部不同运动轨道重新组合，这种组合则是不同原子间的原子轨道的线性组合。分子轨道与原子轨道的不同之处，还在于分子轨道是多中心的，而原子轨道则只有一个中心原子轨道，常用spdf来表示，而分子轨道常用σπδ来表示。
成键轨道和反电轨道原子轨道线性组合成分子轨道后，分子轨道中能量高于原来原子轨道的称为反键分子轨道。简称反键轨道能量低于原子轨道者称为藤健分子轨道，简称城建轨道。
有效组成分子轨道的条件
几种简单的分子轨道的形成
同核双原子分子分子轨道的能级
分子轨道中电子排布的几个实例
金属键
自由电子气模型
能带理论
分子间力和氢键
键的极性与分子极性
分子间力
氢键
晶体结构
固体物质的分类和宏观特征
固体物质的分类
固体物质的宏观特征
晶体的特征
无定形物质的特征
晶体的微观点阵结构
晶体与点阵
晶胞和七个晶系
14种空间格子
离子晶体
离子晶体的晶格能
离子晶体的离子半径比
离子晶体的几种最简单的结构型式
离子极化对晶体结构的影响
离子的极化
离子的极化对化合物性质的影响
二元化合物的衍生结构
原子晶体
概念
特点
分子晶体
概念
特点
金属晶体
金属键
金属原子的堆积方式
混合键型晶体
概念
类型
结构与特性
晶体缺陷及非整比化合物
晶体缺陷
概念
类型
点缺陷
线缺陷
面缺陷
体缺陷
肖特基缺陷
弗伦克尔缺陷
杂志缺陷
色中心缺陷
非整比化合物
概念
形成原因
固体化学简介
固体化学
固体化学的概念
固体化学的主要内容
固相化学反应
固相化学反应的概念
固相化学反应的特殊规律
富勒烯
元素化学
s区元素
氢
氢在元素周期表上的位置
氢的同位素
氢有三种同位素，氕氘（D）氚
C-D键断裂的速度比C-H键慢，这叫作氘同位素效应
氢气的制备
实验室快速制取少量氢气可用无机酸与其他活泼金属反应
工业上：H₂O(g)+C(s)=(1000℃/催化剂)=H₂+CO;H₂O(g)+CH₄(g)=(800-900℃/催化剂)=3H₂(g)+CO(g)
野外：CaH₂(s)+2H₂O(l)==Ca(OH)₂(s)+2H₂(g)
氢的性质
氢的用途
氢化物
碱金属和碱土金属
通性
单质
存在
制备
物理性质
化学性质
用途
卤化物
氧化物和氢氧化物
含氧酸盐
溶解度
热稳定性
鎓离子
概念
铵盐
p区元素
硼族元素
通性
硼和铝
单质
硼
铝
氢化物
卤化物
含氧化合物
氧化物
硼酸和硼酸盐
氮化物
镓铟铊
单质
化合物
碳族元素
通性
碳和硅
单质
碳
硅
氧化物
一氧化碳
二氧化碳
二氧化硅
含氧酸及含氧酸盐
碳酸与碳酸盐
硅酸与硅酸盐
锗锡铅
提炼
性质
氧化物与氢氧化物
卤化物
硫化物
二价铅盐
氮族元素
通性
氮
单质
氢化物
氨
铵盐
联氨
羟胺
叠氮酸
氧化物
含氧酸及其盐
亚硝酸
亚硝酸盐
硝酸
硝酸盐
硝酸根离子的鉴定
磷
单质
氢化物
膦
联膦
卤化物
三卤化物
五卤化物
氧化物
三氧化二磷
五氧化二磷
含氧酸及其盐
次磷酸及其盐
亚磷酸及其盐
磷酸及其盐
焦磷酸及其盐
偏磷酸及其盐
砷锑铋
提炼
性质
氢化物
卤化物
氧化物
硫化物
氧族元素
通性
氧
氧气
臭氧
过氧化氢
硫
自然界中的硫
单质
硫化氢
金属硫化物
多硫化物
硫的卤化物
硫的氧化物
一氧化二硫
二氧化硫
三氧化硫
含氧酸及其盐
亚硫酸及其盐
硫酸及其盐
焦硫酸
硫代硫酸钠
过硫酸及其盐
连硫酸及其盐
硒碲
单质
氢化物
氧化物
含氧酸
卤素
通性
单质
氟
氯
溴
碘
卤化氢
制备
性质
氢卤酸
含氧酸及其盐
次卤酸及其盐
亚卤酸及其盐
卤酸及其盐
高卤酸及其盐
卤化物
卤素互化物
拟卤素
拟卤化物
稀有气体
单质
发现史
存在和分离
存在
分离
性质和用途
性质
用途
氦
氖
氩
氪、氙
氙的化合物
氟化物
氧化物
三氧化氙
四氧化氙
氟氧化物
氙酸盐和高氙酸盐
氟化氙的配合物
氙氟化物的结构
杂化轨道理论
价层电子对互斥理论
分子轨道理论
d区元素
通性
原子半径
物理性质
化学活泼性
稳定氧化态的变化规律
配合物
形成倾向
形成理论
价键理论
晶体场理论
含有金属—金属键的配合物
影响配位化合物稳定性的因素
金属离子
配位体
配合物的碱性
螯合配体
钛
单质
提取
性质
化合物
二氧化钛
四氯化钛
过氧化钛
三氯化钛
钒
单质
提取
性质
化合物
五价钒
五氧化二钒
钒酸盐
低价钒
离子颜色
氧化物和氢氧化物
氯化物
配合物
过氧化物
铬
单质
提取
性质
化合物
六价铬
三氧化铬
铬酸及其盐
过氧化物
卤化物及卤氧化物
三价铬
氧化铬与氢氧化铬
硫酸铬
氯化铬
二价铬
水合离子
卤化物
钼和钨
单质
提取
性质
化合物
六价化合物
氧化物和含氧酸盐
卤化物和卤氧化物
五价化合物
卤化物
氧化物
多酸
锰
单质
提取
性质
化合物
二价锰
锰盐
配合物
三价锰
卤化物
配合物
氧化物
四价锰
氧化物
氯化物
配合物
五价锰
锰酸钠
六价锰
锰酸盐
七价锰
高锰盐
高锰酸盐
七氧化二锰
卤氧化物
铁系元素
通性
单质
铁
提取
性质
钴
提取
性质
镍
提取
性质
化合物
铁
二价铁
卤化物
水合离子
氧化物和氢氧化物
配合物
其他重要化合物
三价铁
卤化物
氧化物
配合物
高价铁
四价铁
六价铁
八价铁
钴
二价钴
卤化物
硫化物
氧化物和氢氧化物
配合物
三价钴
卤化物
氧化物和氢氧化物
配合物
镍
二价镍
卤化物
氧化物和氮氧化物
配合物
多碱
铂系元素
概述
钌铑铱的配合物
钌的配合物
铑和铱的配合物
钯和铂的配合物
二价钯和铂的卤化物和含卤配合物
蔡斯盐
五价钯和铂的卤化物和含卤配合物
铂的高氧化态化合物
铜
单质
提取
性质
化合物
一价铜
配合物
氧化物
二价铜
卤化物
氧化物和氢氧化物
配合物
特殊化合物
银和金
概述
单质
提取
性质
化合物
锌
单质
提取
性质
化合物
卤化物
配合物
氧化物和氢氧化物
镉和汞
镉的化合物
氧化物和氢氧化物
卤化物
硫酸盐
汞的化合物
二价汞
一价汞
f区元素
概述
共性
分组
镧系元素
通性
理化性质
镧系收缩
氧化态与离子颜色
活泼性
化合物
氢化物
碳化物
氮化物
卤化物
配合物
三价化合物
四价化合物
分离
制备
电解法
金属还原法
用途
锕系元素
概述
通性
化合物
锕
钍
铀
一般性质
氧化物和卤氧化物
卤化物
氢化物
水溶液化学
阳离子定性分析
步骤
分组
分离
鉴定
分组
第一组
第二组
第三组
第四组
第五组
第一组阳离子的分析步骤
概述
分析步骤
第二组阳离子的分析步骤
概述
分析步骤
第三组阳离子的分析步骤
概述
分析步骤
第四组和第五组阳离子的分析步骤
概述
分析步骤
硫代乙酰胺和硫化氢
核化学初步
概念
放射化学是研究放射性物质，及与原子核转变过程相关的化学问题的化学分支学科。
核化学是用化学方法或化学与物理相结合的方法研究原子核及核反应的学科，是放射化学的分支学科。
核化学的研究范围：核性质、核结构、核转变的规律以及核转变的化学效应、奇特原子化学，同时还包括有关研究成果在各个领域的应用
原子核衰变的基本规律
核衰变的类型：α衰变、β衰变、γ衰变
核衰变速率常数：表示放射性核素衰变快慢的量，等于ln2/T半
放射性活度:发生衰变的核数与所用时间的比值，单位为贝可勒尔
放射性活度和放射性核素的质量间的关系：m=AMT半/ln2NA
放射系：指由一个放射性原子不断发生衰变形成的系列，一共有四大放射系，其中镎系是人工放射系，钍系铀系锕系是天然放射系，放射系中每一个元素的Ar相差4
核的结构与核的稳定性
原子核的半径：电荷密度等于中心密度的50％处到核中心的距离
原子核的半径r与质量数A的关系:r=r0³√A(r0是常数，值在（1.2-1.5）x10^(-15)之间
核力的特点
作用距离短
与核子的电荷无关
具有饱和性
两个核子可以通过交换一个Π介子而结合在一起
原子核的两种结构模型
液滴模型
壳层模型
核的稳定性
所有不少于84个质子的原子核都是不稳定的
其他元素中，只有锝和钷不稳定，其他元素至少有一个稳定同位素
放射性同位素的应用
氧18作示踪原子可探明化学反应历程
用铀238/铅206测定岩石的年龄
用碳14测定有机物年龄
钴60放疗
质量亏损
质能关系式：E=mc^2
1g物质完全转化成能量是8.892x10^10kJ 1u核子完全转化成能量是931.5MeV
质能转化并不意味着物质的消灭，而是物质的静质量转化为另一种运动形式
一个稳定核的质量必然小于组成它的各种元粒子的质量，这个差值叫作质量亏损，释放出的能量是该核的结合能
核反应后也会有质量亏损
人工核反应
分类
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荷电粒子核反应
光核反应
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