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1、无机化学，有机化学，物理化学，分析化学无机化学元素化学、无机合成化学、无机高分子化学、无机固体化学、配位化学（即络合物化学）、同位素化学、生物无机化学、金属有机化学、金属酶化学等。有机化学普通有机化学、有机合成化学、金属和非金属有机化学、物理有机化学、生物有机化学、有机分析化学。物理化学结构化学、热化学、化学热力学、化学动力学、电化学、溶液理论、界面化学、胶体化学、量子化学、催化作用及其理论等。分析化学化学分析、仪器和新技术分析。包括性能测定、监控、各种光谱和光化学分析、各种电化学分析方法、质谱分析法、各种电镜、成像和形貌分析方法，在线分析、活性分析、实时分析等，各种物理化学性能和生理活性的检
2、测方法，萃取、离子交换、色谱、质谱等分离方法，分离分析联用、合成分离分析三联用等。无机化学第一章：气体第一节：理想气态方程1、气体具有两个基本特性：扩散性和可压缩性。主要表现在：气体没有固定的体积和形状。不同的气体能以任意比例相互均匀的混合。气体是最容易被压缩的一种聚集状态。2、理想气体方程：PV nRTR为气体摩尔常数，数值为R=8.314J mol1 1K3、只有在高温低压条件下气体才能近似看成理想气体。第二节：气体混合物1、对于理想气体来说，某组分气体的分压力等于相同温度下该组分气体单独占有与混合气体相同体积时所产生的压力。2、Dlton 分压定律：混合气体的总压等于混合气体中各组分气体
3、的分压之和。3、(0=273.15K STP下压强为101.325KPa=760mmHg=76cmHg)第二章：热化学第一节：热力学术语和基本概念1、系统与环境之间可能会有物质和能量的传递。按传递情况不同，将系统分为：封闭系统：系统与环境之间只有能量传递没有物质传递。系统质量守恒。敞开系统：系统与环境之间既有能量传递以热或功的形式进行又有物质传递。隔离系统：系统与环境之间既没有能量传递也没有物质传递。2、状态是系统中所有宏观性质的综合表现。描述系统状态的物理量称为状态函数。状态函数的变化量只与始终态有关，与系统状态的变化途径无关。3、系统中物理性质和化学性质完全相同而与其他部分有明确界面分隔开
4、来的任何均匀部分叫做相。相可以由纯物质或均匀混合物组成，可以是气、液、固等不同的聚集状态。4、化学计量数对于反应物为负，对于生成物为正。5、反应进度(k e sai)ntn0反应后-反应前化学计量数=，单位：mol第二节：热力学第一定律0、系统与环境之间由于温度差而引起的能量传递称为热。热能自动的由高温物体传向低温物体。系统的热能变化量用Q表示。若环境向系统传递能量，系统吸热，则Q0；若系统向环境放热，则QO；系统对环境做功，W0。2、体积功：由于系统体积变化而与环境交换的功称为体积功。非体积功：体积功以外的所有其他形式的功称为非体积功。3、热力学能：在不考虑系统整体动能和势能的情况下，系统内
5、所有微观粒子的全部能量之和称为热力学能，又叫内能。4、气体的标准状态纯理想气体的标准状态是指其处于标准压力P下的状态，混合气体中某组分气体的标准状态是该组分气体的分压为P且单独存在时的状态。液体（固体）的标准状态纯液体（或固体）的标准状态时指温度为的状态。T，压力为P时液体溶液中溶剂或溶质的标准状态溶液中溶剂可近似看成纯物质的标准态。在溶液中，溶质的标准态是指压力P P,质量摩尔浓度b b，标准质量摩尔浓度1b 1molkg，并表现出无限稀释溶液特性时溶质的（假想）状态。标准质量摩尔浓度近似等于标准物质的量浓度。即b c 1mol L15、物质 B 的标准摩尔生成焓fHm（B,相态，T）是指在
6、温度T 下，由参考状态单质生成物质 B（B1）反应的标准摩尔焓变。6、参考状态一般指每种物质在所讨论的温度T 和标准压力P时最稳定的状态。个别情况下参考状态单质并不是最稳定的，磷的参考状态是白磷P(s,白)，但白磷不及红磷和黑4磷稳定。O2(g)、H2(g)、Br2(l)、I2(s)、Hg(l)和 P4(白磷)是 T=298.15K，P下相应元素的最稳定单质，即其标准摩尔生成焓为零。7、在任何温度下，参考状态单质的标准摩尔生成焓均为零。8、物质 B 的标准摩尔燃烧焓cHm（B，相态，T）是指在温度T 下，物质B(B1)完全氧化成相同温度下指定产物时的反应的标准摩尔焓变。第四节：Hess定律1、
7、Hess定律：化学反应不管是一步或分几步完成，其总反应所放出或吸收的热总是相等的。其实质是化学反应的焓变只与始态和终态有关，而与途径无关。2、焓变基本特点：某反应的rHm（正）与其逆反应的rrHm（逆）数值相等，符号相反。即Hm（正）=-rHm（逆）。r始态和终态确定之后，一步反应的Hm等于多步反应的焓变之和。3、多个化学反应计量式相加(或相减)，所得化学反应计量式的rHm（T）等于原各计量式的rHm（T）之和（或之差）。第五节：反应热的求算1、在定温定压过程中，反应的标准摩尔焓变等于产物的标准摩尔生成焓之和减去反应物的标准摩尔生成焓之和。rHm=fHm（总生成物）-fHm（总反应物）如果有参
8、考状态单质，则其标准摩尔生成焓为零2、在定温定压过程中，反应的标准摩尔焓变等于反应物的标准摩尔燃烧焓之和减去产物的标准摩尔燃烧焓之和。rHm=cHm（总反应物）-cHm（总生成物）参考状态单质只适用于标准摩尔生成焓，其标准摩尔燃烧焓不为零第三章：化学动力学基础第一节：反应速率第二节：浓度对反应速率的影响速率方程1、对化学反应aA bB yY zZ来说，反应速率r与反应物浓度的定量关系为：r kcACB，该方程称为化学反应速率定律或化学反应速率方程，式中k称为反应速率系数，表示化学反应速率相对大小；cA,cB分别为反应物 A和 B的浓度，单位为mol L；，分别称为 A，B 的反应级数；称为总反
9、应级数。反应级数可以是零、正整数、分数，也可以是负数。零级反应得反应物浓度不影响反应速率。（反应级数不同会导致k单位的不同。对于零级反应，k的单位为mol L1111s，一级反应k的单位为s，22111二级反应k的单位为molL s，三级反应k的单位为molLs）2、由实验测定反应速率方程的最简单方法初始速率法。在一定条件下，反应开始时的瞬时速率为初始速率，由于反应刚刚开始，逆反应和其他副反应的干扰小，能较真实的反映出反应物浓度对反应速率的影响具体操作是将反应物按不同组成配置成一系列混合物。对某一系列不同组成的混合物来说，先只改变一种反应物 A 的浓度。保持其他反应物浓度不变。在某一温度下反应
10、开始进行时，记录在一定时间间隔内A 的浓度变化，作出cAt图，确定 t=0 是的瞬时速率。也可以控制反应条件，是反应时间间隔足够短，这时可以把平均速率作为瞬时速率。3、对于一级反应，其浓度与时间关系的通式为：ctAc0Akt第三节：温度对反应速率的影响Arrhenius方程1、速率系数与温度关系方程：kk0eEaRTa，k=k0-EaRTb，k2Ea1k1RT T111c，Ea实验活化能，单位为KJmol。k0为指前参量又称频T2率因子。k0与k具有相同的量纲。Ea与k0是两个经验参量，温度变化不大时视为与温度无关。2、对 Arrhenius方程的进一步分析：在室温下，Ea每增加 4KJmol
11、1，将使k值降低 80%。在室温相同或相近的情况下，活化能Ea大的反应，其速率系数k则小，反应速率较小；Ea小的反应k较大，反应速率较大。对同一反应来说，温度升高反应速率系数k增大，一般每升高10，10 倍。k值将增大 2对同一反应来说，升高一定温度，在高温区，k值增大倍数小；在低温区k值增大倍数大。因此，对一些在较低温度下进行的反应，升高温度更有利于反应速率的提高。对于不同的反应，升高相同温度，Ea大的反应k值增大倍数大；Ea小的反应k值增大倍数小。即升高温度对进行的慢的反应将起到更明显的加速作用。第四节：反应速率理论与反应机理简介1、rHm=Ea（正）-Ea（负）2、由普通分子转化为活化分
12、子所需要的能量叫做活化能第五节：催化剂与催化作用1、催化剂是指存在少量就能显著加速反应而本身最后并无损耗的物质。率的作用被称为催化作用。2、催化剂的特征：催化剂加快反应速催化剂只对热力学可能发生的反应起催化作用，热力学上不可能发生的反应，催化剂对它不起作用。催化剂只改变反应途径（又称反应机理），不能改变反应的始态和终态，它同时加快了正逆反应速率，缩短了达到平衡所用的时间，并不能改变平衡状态。催化剂有选择性，不同的反应常采用不同的催化剂，即每个反应有它特有的催化剂。同种反应如果能生成多种不同的产物时，选用不同的催化剂会有利于不同种产物的生成。每种催化剂只有在特定条件下才能体现出它的活性，否则将失
13、去活性或发生催化剂中毒。第四章：化学平衡熵和 Gibbs 函数第一节：标准平衡常数1、平衡的组成与达成平衡的途径无关，在条件一定时，平衡的组成不随时间而变化。平衡状态是可逆反应所能达到的最大限度。平衡组成取决于开始时的系统组成。2、对可逆反应aA g bB aq cC s xX g yYaq zZ l来说，其标准平衡常数Kp xpxc Y cyp Apac Bcb3、两个或多个化学计量式相加（或相减）后得到的化学计量式的标准平衡常数等于原各个化学计量式的化学平衡常数的积（或商），这称为多重平衡原理。第二节：标准平衡常数的应用1、反应进度也常用平衡转化率来表示。反应物A 的平衡转化率A表达式为A
14、n0AneqAn0A2、J 表示反应商。若JK则反应逆向进行。第三节：化学平衡的移动1、浓度对化学平衡的影响：浓度虽然可以使化学平衡发生移动，但并不能改变化学平衡常数的数值，因为在一定温度下，K值一定。当反应物浓度增加或产物浓度减少时，平衡正向移动；当反应物浓度减少或产物浓度增加时，平衡逆向移动。2、压力对化学平衡的影响：综合考虑各反应物和产物分压是否改变及反应前后气体分子数是否改变。3、温度对化学平衡都影响：温度变化引起标准平衡常数的改变，从而使化学平衡移动。温度对标准平衡常数的影响用van t Hoff方程描述。K2rHm11K1RT1T2第四节：自发变化和熵1、自发变化的基本特征：在没有
15、外界作用或干扰的情况下，系统自身发生的变化称为自发变化。有的自发变化开始时需要引发，一旦开始，自发变化将一直进行达到平衡，或者说自发变化的最大限度是系统的平衡状态。自发变化不受时间约束，与反应速率无关。自发变化必然有一定的方向性，其逆过程是非自发变化。两者都不能违反能量守恒定律。非自发变化和自发变化都是可能进行的。但是只有自发变化能自动发生，而非自发变化必须借助一定方式的外部作用才能发生。没有外部作用非自发变化将不能继续进行。2、在反应过程中，系统有趋向于最低能量状态的倾向，常称其为能量最低原理。相变化也具有这种倾向。3、系统有趋向于最大混乱度的倾向，系统混乱度的增加有利于反应的自发进行。4、
16、纯物质完整有序晶体在0K时熵值为零；SmH,aq,298.15K0.5、熵与物质聚集状态有关。同一种物质气态熵值最大，液态次之，固态熵值最小。有相似分子结构且相对分子质量又相近的物质，其Sm值相近。分子结构相近而相对分子质量不同的物质，其标准摩尔熵值随分子质量增大而增大。物质的相对分子质量相近时，分子构型越复杂，其标准摩尔熵值越大。6、反应的标准摩尔熵变等于各生成物的标准摩尔熵值之和减去各反应物的标准摩尔熵值之和7、在任何自发过程中，系统和环境的熵变化总和是增加的。即：SzongSxitongShuanjing0Szong0自发变化Szong0非自发变化Szong0平衡状态，8、Shuanji
17、ngHT第五节：Gibbs函数1、Gibbs 函数被定义为：GHTS,G被称为 Gibbs 自由能。2、在不做体积功和定温定压条件下，在任何自发变化中系统的Gibbs 函数是减少的，由G H T S得当H0 时反应能正向进行。当H0,S0 时反应在高温下能正向进行。当H0,S0,S0 时反应不能正向进行。3、当H T S,G 0时的T在吸热熵增反应中是反应能正向进行的最低温度；在放热熵减反应中是反应能正向进行的最高温度。因此这个温度就是反应是否能够正向进行的转变温度。4、物质 B 的标准摩尔生成Gibbs 函数fGm（B，相态，T）是指在温度T 下由参考状态单质生成物质 B（且B1时）的标准摩
18、尔Gibbs 函数变。5、fGm40KJmol时反应大多逆向进行；-40KJmolfGm40KJmol时要用rGm来判断反应方向。11116、Vant Hoff方程：K TKT1KT2HTrSmTrmaRTRrHm298K1 1RT1T2第五章：酸碱平衡第一节：酸碱质子理论1、酸碱质子理论：凡是能释放出质子的任何含氢原子的分子或离子都是酸；任何能与质子结合的分子或离子都是碱。简言之酸是质子给予体，碱是质子接受体。2、质子理论强调酸和碱之间的相互依赖关系。酸给出质子后生成相应的碱，而碱结合质子后生成相应的酸。酸与碱之间的这种依赖关系称为共轭关系，相应的一对酸和碱称为共轭酸碱对。酸给出质子后生成的
19、碱为这种酸的共轭碱，碱得到质子后所生成的酸称为这种碱的共轭酸。3、酸碱解离反应是质子转移的反应。在水溶液中酸碱的电离时质子转移反应。盐类水解反应实际上也是离子酸碱的质子转移反应。4、既能给出质子又能接受质子的物质称为两性物质。5、酸碱的强度首先取决于其本身的性质，其次与溶剂的性质等有关。酸和碱的强度是指酸给出质子和碱接受质子能力的强弱。给出质子能力强的酸是强酸，接受质子能力强的碱是强碱；反之，就是弱酸和弱碱。溶剂的酸性越强溶质表现出来的碱性就越6、溶剂的碱性越强溶质表现出来的酸性就越强，强。第二节：水的电离平衡和溶液的PH1、对反应H2O lHaqOHaq,Kw积常数。25时，Kw1.0 10
20、。第三节：弱酸、弱碱解离平衡1、酸的水溶液中存在质子转移反应：HA aq14c Hc OH,Kw被称为水的离子H2O lH3O aq A aq，其标准c H3Occ A平衡常数K KaHAc HA cc简写为c H3Oc AKaHA，KaHA称为弱酸HA的解离常数，弱酸解离常数的数c HA值表明了酸的相对强弱。解离常数越大酸性越强，给出质子能力越强。Ka值受温度影响但变化不大。2、在一元弱碱的水溶液中存在反应：B aqH2O lBHaqOHaq，KbBc BH c OHc BK B称为一元弱碱B 的解离常数。,b3、解离度的定义为解离的分子数与总分子数的比值，即c HAc0HAKaHAc100
21、%,解离度越大Ka越大，PH越小。解离度与解离常数关系为。对碱同样适用。第四节：缓冲溶液1、同离子效应：在弱酸或弱碱的溶液中，加入与这种酸或碱含相同离子的易溶强电解质，使酸或碱的解离度降低。2、缓冲溶液：具有能够保持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。缓冲溶液通常由弱酸和他的共轭碱组成。缓冲溶液PH计算公式：c A,pH14.00pKbAPHpKaHAc HA c HAc A第五节：酸碱指示剂1、当溶液中pH pKapH pKac HInHIn1即c Inc HInHIn 1即c InHIn即c HInc In10时，溶液呈现出HIn的颜色；当110时，溶
22、液呈现In的颜色；当pH pKa1时，溶液呈现两者的混合颜色。2、指示剂的变色范围是pKaHIn 1，但是由于人的视觉对不同颜色的敏感度的差异实际变色范围常常小于两个pH单位。第六节：酸碱电子理论1、酸是任意可以接受电子对的分子或离子；酸是电子对的接受体，必须具有可以接受电子对的空轨道。碱则是可以给出电子对的分子或离子；碱是电子的给予体，必须具有未共享的孤对电子。酸碱之间以共价键相结合，并不发生电子对转移。第七节：配位化合物2、在配合物中Lewis 酸被称为形成体(或中心离子)，Lewis 碱被称为配体。配合物的定义是形成体与一定数目的配体以配位键按一定的空间构型结合形成离子或分子。这些离子或
23、分子被称为配位个体。形成体通常是金属离子或原子，也有少数是非金属元素（B,P,H）。通常作为配体的是非金属的阴离子或分子。4、在配体中，与形成体成键的原子叫做配位原子；配位原子具有孤对电子。常见的配位原子有 F,Cl,Br,I,S,N,C等。配体中只有一个配位原子的称为单齿配体，有两个或两个以上配位原子的称为多齿配体。在配位个体中，与形成体成键的配位原子个数叫作配位数。常见多齿配体有：5、配合物的化学式：配合物的化学式中首先应先列出配位个体中形成体的元素符号，在列出阴离子和中性分子配体，将整个配离子或分子的化学式括在方括号中。6、配合物的命名：命名时，不同配体之间用隔开。在最后一个配体名称后缀
24、以“合”字。含配阴离子的配合物的命名遵照无机盐命名原则。例如Cu NH34SO4为硫酸四氨合铜Pt NH36Cl4为氯化六氨合铂。含配阴离子的配合物，内外层间缀以“酸”字。例如配体的次序：K4Fe CN6为六氰合铁酸钾含有多种无机配体时，通常先列出阴离子名称，后列出中性粒子名称。例如K PtCl3NH3为三氯氨合铂酸钾配体同是中性分子或同是阴离子时，按配位原子元素符号的英文字母顺序排列，例如Co NH35H2O Cl3氯化五氨水合钴。若配位原子相同，将含原子数较少的配体排在前面，较多原子数的配体排在后面；若配位原子相同且配体中含有的与子数目也相同，则按结构中与配位原子相连的非配位原子元素符号的
25、英文字母顺序排列。例如为氨基硝基二氨合铂PtNH2NO2NH32配体中既有无机配体又有有机配体，则无机配体排在前面有机配体排在后面。例如K PtCl3C2H4为三氯乙烯合铂酸钾。7、简单配合物：配合物分子或离子只有一个中心离子，每个配体只有一个配位原子与中心离子成键。螯合物：在螯合物分子或离子中，其配体为多齿配体，配体与中心离子成键，形成环状结构。多核配合物：多核配合物分子或离子含有两个或两个以上的中心离子，中心离子间常以配体相连。羰合物：某些d 区元素以 CO为配体形成的配合物称为羰合物。烯烃配合物：某些d 区元素以不饱和烃为配体形成的配合物称为烯烃配合物。第八节：配位反应与配位平衡1、Ag
26、 NH32aq Ag aq 2NH3aq;Kdc Ag c NH3c Ag NH322,Kd是配合物的解离常数，又称为配合物的解离常数或不稳定常数。Kd越大，配合物越不稳定。c Ag NH32c Ag c NH322、Agaq2NH3aqAg NH32aq;Kf,Kf是配合物生成常数，又称为稳定常数或累积稳定常数。3、一般来说配合物的逐级稳定常数随着配位数的增加而减少。4、以 N,O,F 等电负性大（吸引电子能力强），半径小，难被氧化（不易失去电子），不易变形（难被极化）的原子为配位原子的碱成为硬碱。反之则为软碱，介于二者之间的为交界碱。5、硬酸多是电荷数较多，半径较小，外层电子被原子核束缚得
27、较紧而不易变形（极化率较小）的阳离子。反之则为软酸，介于两者之间的为交界酸。6、常见的酸和碱分类如下：硬酸软酸2,交界酸酸H LiNa K,Cu,Ag,Au,Tl,HgCd Pd Pt,Hg,Fe Co NiCu,2 227、软硬酸碱原则：软亲软，硬亲硬第一节：溶解度和溶度积1、溶解度：在一定温度下，达到溶解平衡时，一定量溶剂中含有的溶质质量。2、常见无机化合物溶解性：常见无机酸是可溶的，硅酸是难溶的；,Be,Mg,Ca,2 3SrMn Al2 22Zn Pb Sn Sb32 2 2 3,CH3Hg,I2,Br2,金属原子Bi,B CH33,SO2,NO,C6H5,GaH3ScGa InLa3
28、333 33 3,Co Fe4 44AsSi Ti4,ZrSnBF3Al CH3硬碱软碱交界碱碱H2O,OH,F,CH3COO3 24423S,R2S,I,SCN,S2O,CN,CO,C2H4,C6H6,H,R232C6H5NH2,N3,Br,NO2,SO,N223PO,SO,Cl,CO,ClO4,NO3,ROH,R2O,NH3,RNH2,N2H4第六章：沉淀溶解平衡氨、IA族氢氧化物，Ba OH2是可溶的；Sr OH2,Ca OH2是微溶的；其余元素的氢氧化物都是难溶的。几乎所有的硝酸盐都是可溶的；BaNO3是微溶的。大多数醋酸盐是可溶的；大多数氯化物是可溶的；Be Ac2是难溶的。PbCl
29、2是微溶的；AgCl,Hg2Cl2是难溶的。大多 数 溴 化 物，碘化 物是 可溶的；PbBr2,HgBr2是 微溶的；AgBr,Hg2Br2,AgI,Hg2I2,PbI2,HgI2是难溶的。大多数硫酸盐是可溶的；CaSO4,Ag2SO4,HgSO4是微溶的；SrSO4,BaSO4,PbSO4是难溶的。大多数硫化物是难溶的，第一主族，第二主族金属硫化物和多数碳酸盐，磷酸盐，亚硫酸盐是难溶的；第一主族（溶的。NH42S是可溶的。Li 除外）和铵离子的这些盐是可多数氟化物是难溶的；第一主族（Li 除外）金属氟化物，NH4F,AgF,BeF2是可溶的；SrF2,BaF2,PbF2是微溶的。几乎所有的
30、氯酸盐，高氯酸盐都是可溶的；KClO4是微溶的；钾盐均是可溶的；几乎所有的钠盐，Na Sb OH6,NaAc?Zn Ac2?3UO3Ac2?9H2O,K2Na Co NO26是难溶的。2、对 于 一 般 沉 淀 反 应 来 说：AnBmsnAmaq mBnaq，溶 度 积 的 通 式 是KspAnBmc Amnc Bnm3、难溶电解质的溶度积常数的数值在稀释溶液中不受其他离子存在的影响，只取决于温度。温度升高，多数难溶化合物的溶度积增大。第二节：沉淀的生成和溶解1、同离子效应：在难溶电解质的饱和溶液中，加入含有相同离子的强电解质时，难溶电解质的溶解度将降低。同离子效应使难溶电解质的溶解度降低。
31、2、盐效应使难溶电解质溶解度增大。一般来说，若难溶电解质的溶度积很小时，盐效应的影响很小，可忽略不计；若难溶电解质的溶度积较大，溶液中各种离子的总浓度也较大时，就应考虑盐效应的影响。3、金属硫化物的溶解平衡：MS s2H3OaqMaqH S aq2H O l;K2222spa2,c M2c H Sc H3OKspa称为在酸中的溶度积常数。4、某些难容硫化物的溶度积常数：第七章：氧化还原反应电化学基础第一节：氧化还原反应基本概念1、有电子得失或转移的反应称为氧化还原反应。2、表示元素氧化态的数值称为氧化数又称氧化值。在单质中元素氧化值为零。在单原子离子中，元素氧化值等于离子所带电荷数。在大多数化
32、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。通常在化合物中氧的氧化值为-2，但是在H2O2,Na2O2,BaO2等过氧化物中养的氧化值为-1，在氧的氟化物中，如OF,O F中氧的氧化值为+2，+1。222在所有氟化物中氟的氧化值为-1。碱金属和碱土金属在化合物中氧化值分别为+1 和+2。在中性分子中，各元素氧化值代数和为零。在多原子离子中，各元素氧化数代数和等于离子所带电荷数。第二节：电化学电池1、电池图示：将发生氧化反应的负极写在左边，发生还原反应的正极写在右边；并按顺序用化学式从左到右依次排列各个相的物质组成和状态；用单垂线“”表示相与相间的界面，用双折线“”表示盐桥。
33、2、Faraday 定律：在电化学电池中，两极所产生或消耗的物质的物质的量与通过电池的电荷量成正比。当给定的电荷量通过电池时，电极上所产生或消耗的物质的物质的量正比于物质的摩尔质量被对应于半反应每摩尔物质每摩尔物质所转移的电子数除的商。对于半反应Baq ze B s，根据Faraday 定律，第一：电极上沉淀出或消耗掉的m B正比于通过电池的电荷量Q。Q越大m B越大。第二：当通过电池的电荷量Q一定时，m B正比于M Bz，M B为B物质的摩尔质量。z3、Faraday常量表示一摩尔电子所带的电荷量，648531 10 C mol，F 被称F 1.6021773 10C 6.022137 10
34、 9.mol为 Faraday 常量4、当原电池放电时，两极间的电势差将比该电池的最大电压要小。这是因为驱动电流通过电池需要消耗能量或者称其为要做功，产生电流时，电池电压的降低正反映了电池内所消耗的这种能量；而且电流越大，电压降低越多。因此，只有电池中没有电流通过时，电池才具有最大电压又称其为开路电压。当通过原电池的电流趋近于零时，两电极间的最大电势差被称为原电池的电动势，用EMF表示。5、当电池中各物质均处于标准状态时，测定的电动势被称为标准电动势，用EMF表示。6、可逆电池必须具备以下条件。第一：电极必须是可逆的，即当相反方向的电流通过电极是，电极反应必然逆向进行；电流停止，反应也停止。第
35、二：要求通过电极的电流无限小，电极反应在接近于电化学平衡的条件下进行。19 231 417、电池反应的标准摩尔Gibbs 函数变rGmzFEMF。第三节：电极电势1、原电池的电动势是构成原电池的两个电极间的最大电势差，势E等于电池的电动势：EMFEE。即正极电势E减去负极电SHE）作为比较的基准，称其2、电极电势的绝对值无法确定，常选取标准氢电极（简写为为参比电极。参比电极中最常用的是甘汞电极。3、各电对的标准电极电势是以标准氢电极为参比电极并与各标准电极组成原电池时测得的电动势。使待测半电池中各物质均处于标准状态下，将其与标准氢电极相连组成原电池，以电压表测定该电池的电动势并确定其正极和负极
36、，进而可推算出待测半电池的标准电极电势。4、电极电势高的电对为正极，电极电势低的电对为负极。两电极的标准电极电势之差等于原电池的标准电极电势。即5、E 298K E 298KEMFEE.0.0257V chuan，E 298K E 298Kz c yangO.O592Vc huan。z c yang6、如果电对的氧化型生成难溶化合物（配合物），则电极电势变小；若还原型生成难溶化合物（配合物），则电极电势变大；当还原型和氧化型同时生成难溶化合物（配合物），若Ksp(Kf)（氧化型）Ksp(Kf)(还原型)，则电极电势变小，反之则变大。第四节：电极电势的应用1、某电对的E越大，其氧化型的得电子能力
37、（氧化性）越强，还原型失电子能力（还原性）越弱；反之电对的E越小，其氧化型的得电子能力（氧化性）越弱，还原型失电子能力（还原性）越强。2、rGmzFEMF,KzEMF,K0.0592VzEMF0.0257V3、元素电势图：当某种元素形成三种或三种以上氧化值的氧化物时，这些物种可以组成多种不同的电对，各电对的标准电极电势可用图的形式表示出来，这种图叫做元素电势图。画元素电势图，可以按元素氧化值由高到低的顺序，把各氧化物的化学式从左到右写出来，各不同氧化物之间用直线连接起来，在直线上表明不同氧化值物种所组成的电对的标准电极电势。4、歧化反应发生的一般规则：A化反应ELERBC,若EL孤对电子对成键
38、电子对 成键电子对成键电子对多重键的存在虽然不能改变分子的几何形状，但对键角有一定影响，排斥作用随多重键键型不同而有所差异：叁键双键单键。2、分子几何构型预测：确定中心原子价层电子对数。中心原子A的价层电子对数VPN可以用下式计算：VPN=中心原子A的价电子数+X提供的价电子数离子电荷数（负加正减）；21式中中心原子A的价电子数等于中心原子A所在的族数，VSEPR理论讨论的共价分子主8 主族，它们作为中心原子提供的价电子数分别要针对主族化合物，它们分别属于2为 28（He 除外）。作为配位原子X的元素通常是氢，卤素，氧和硫。计算配位原子X提供的价电子数时，氢和卤素记为子数记为 0。1，氧和硫原
39、子当做不提供共用电子处理，故价电确定中心原子的孤对电子数n，用以下公式计算:n=(中心原子A的价电子数-A与配位原子X成键用去的价电子数之和)2然后根据上表确定价层电子对排布方式。1注：若n 0，分子几何构型与价层电子对的空间构型不同。3、杂化轨道数(a)等于参与杂化但未成键的孤对电子数(b)与端极原子数(c)之和，即a=b+c；参与杂化但未成键的孤对电子数(b)等于中心原子价电子数（E）与离子电荷数EVq(q)【负加正减】之和与成键电子数（V）之差的一半，即b2第五节：分子轨道理论1、分子轨道理论要点：分子轨道理论认为，在分子中的电子不局限在某个原子轨道上运动，而是在分子轨道上运动。分子轨道
40、可以由组成分子的原子的原子轨道线性组合而成。例如，两个原子轨道a和b线性组合成两个分子轨道1和2。1C1 aC2 b,2C1 aC2 b。式中C1和C2是常数。组合成的分子轨道与组合前的原子轨道数目相等，但轨道能量不同。1是能量低于原子轨道的成键分子轨道，是原子轨道同号重叠（波函数相加）形成的，电子出现在核间区域的概率密度大，对两个核产生强烈的吸引作用，形成的键强度大。2是能量高于原子轨道的反键分子轨道，是原子轨道异号重叠（波函数相减）形成的。两核之间形成节面，即电子在两核之间出现的概率密度小，对成键不利。反键原子轨道在两核间有节面，而成键原子轨道则没有。根据原子轨道组合方式不同，可将分子轨道
41、分为轨道和轨道s和反键原s 轨道与 s 轨道线性组合两个原子的s 轨道线性组合成成键分子轨道子轨道s。p 轨道与 p 轨道线性组合有两种方式，一是“头碰头”，二是“肩并肩”。*px和一两个原子的px轨道沿x 轴以“头碰头”方式重叠时，产生一个成键分子轨道个反键分子轨道*px。同时两个原子的两个py轨道以及两个pz轨道之间以“肩并肩”的方式发生重叠，分别形成成键分子轨道py,p以及反键分子轨道z*py,p。z原子轨道的线性组合要遵循能量相近原则，对称性匹配原则和轨道最大重叠原则。能量相近原则只有能量相近的原子轨道才能有效地组合成分子轨道。选择不同类型的原子轨道之间的组合对象尤为重要。此原则对于以
42、 x 轴为键轴，对称性匹配原则只有对称性相同的原子轨道才能组合成分子轨道。s s,s px,pxpx等组成的分子轨道绕键轴旋转，各轨道形状和符号不变，这种分子轨道称为轨道。pypy,pzpz等原子轨道组成的分子轨道绕键轴旋转，轨道的符号发生改变，这种分子轨道称为轨道。轨道最大重叠原则在满足能量相近原则，对称性匹配原则的前提下，原子轨道重叠程度越大，形成的共价键越稳定。电子在分子轨道中填充的原则，亦遵循能量最低原则，Pauli不相容原理及Hund规则。2、分子轨道能级图及其应用同核双原子分子轨道能级图。第二周期同核双原子分子轨道能级图有两种情况。图9-23（a）适用于O2和F2分子，图9-23（
43、b）适合分子。N及N以前的元素组成的双原子在分子轨道理论中，分子中全部电子属于分子所有，电子进入成键分子轨道是系统能量降低，对成键有贡献，电子进入反键分子轨道使系统能量升高，对成键起削弱或抵消作用。总之，成键分子轨道中电子多，分子稳定，反键分子轨道中电子多，分子不稳定。分子的稳定性通过键级来描述，键级越大，分子越稳定。分子轨道理论把分子中成键电子数与反键电子数差值的一半定义为键级，即键级=成键轨道中电子数反键轨道中电子数。3、电子轨道排布式又称电子构型（见课本P284）4、关于原子轨道与分子轨道的对称性C2旋转轴（简称C2轴）表示某分子或离子旋转360可有 2 次“重现”。在原子轨道或分子轨道
44、中，若取x 轴为旋转轴，旋转180后，在同一平面上的数值和符号均未改变，如下图所示：这种对称称为对称。若取x 轴为旋转轴，旋转180后，在同一平面上的数值恢复，但符号相反，如下图所示：这种对称叫做反对称，又叫对称。对称性匹配就是指这种对称性的匹配，与匹配，与匹配，反之，则不能成键。原子轨道以原子核为对称中心i，在i的两边符号相同叫做中心对称或g 对称。另一种是中心反对称，在i的两边符号相反，又叫 u 对称。S和 d 轨道是 g 对称，p 轨道是 u 对称。成键轨道是 g 对称反键轨道是 u 对称，轨道则反之，即成键轨*道是 u 对称，反键轨道是g 对称。第六节：键参数*1成键轨道中电子数反键轨
45、道中电子数。与组成分子的原子系统相1、键级键级=2比，成键轨道中电子数目越多，是分子系统能量降低越多，增强了分子的稳定性；反之，反键轨道中电子数目的增多则削弱了分子的稳定性。所以键级越大，分子越稳定。此键级计算公式只对简单分子适用。2、键能原子间形成的共价键的强度可用键断裂时所需的能量大小来衡量。在双原子分子中，于100KPa 下按下列化学反应计量式使气态分子断裂成气态原子所需要的能量叫做键解离能。即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”时所需的能量叫做分子中这个键的解离能。使气态多原子分子的键全部断裂形成此分子的各组成元素的气态原子时所需的能量，叫做该分子的原子化能Eatm
46、。所谓键能通常是指在标准状态下气态分子拆开成气态原子时，每种键所需能量的平均值。对双原子分子来说，键能就是键的解离能，而对多原子分子来说，键能和键的解离能是不同的。键解离能是指解离分子中某一种特定键所需的能量，而键能是指某种键的平均能量，键能与原子化能的关系则是气态分子的原子化能等于全部键能之和。键能是热力学能的一部分，在化学反应中键的破坏或形成，都涉及到系统热力学能的变化；但若反应中体积功很小，甚至可以忽略时，常用焓变近似的表示热力学能的变化。在气相中键B1断开时的标准摩尔焓变称为键焓，以BHm表示，键焓与键能近似相等。断开化学键要吸热，形成化学键要放热。4、键长分子中两个原子核的平衡距离称为键长。单键，双键，三键的键长依次缩短，键能依次增大。5、键角测定键角最主要的手段是通过 X 射线衍射测定单晶体的结构，同时给出形成单晶体的分的简称和键角数据。6、键级，键能描述共价键强度，键长，键角描述共价键分子的空间构型，键距与部分电荷描述共价键极性，它们都是共价键的基本参数。