第一章化学热力学基础

化学计量是化学学习的基础，采用“物质的量”来计量物质的方法，如原子、分子的计量，气体、溶液的计量，这部分内容在中学已经学习到。加深对物质的量的认识，采用物质的量来计量化学反应。
      化学热力学是学习化学反应的方向、限度以及化学平衡后续理论知识的基础；
      化学热力学的基本术语包括体系与环境、状态与状态函数、过程与途径、体积功和热力学能等，对于热力学第一定律的学习以及热力学能、焓等后续知识的学习具有重要作用；是开启化学热力学基础知识学习的基础，可以说是学习化学基本原理的开端，在整个化学知识体系的学习中具有重要的位置。
      化学热力学第一定律是热力学重要定律，是理解反应热、焓等热力学函数的依据；热力学第一定律(能量转化与守恒定律)在中学物理已经涉及，学生有这方面的知识基础，理解不难，热功能量转化公式的具体表现形式也好理解。
      焓是化学反应热的一种，是重要的热力学函数，是化学反应的一种源动力，有助于理解化学反应的方向和限度；是学习热化学反应方程式以及后续吉布斯自由能的基础。
      盖斯定律是化学热力学的一条重要定律。反应热(焓)是一种重要的热力学函数。盖斯定律也是状态函数的一条重要性质，灵活应用盖斯定律计算反应热等热力学函数有助于深入理解状态函数的物理意义，加深对状态函数的理解，对于化学热力学知识的学习和深入理解具有重要的意义。

●1.1化学反应的计量-反应进度

化学反应的计量：
1. 在中学已经学习到采用“物质的量”来计量物质的方法，如原子、分子的计量，气体、溶液的计量。
物质的量是沟通微观和宏观的桥梁，通过“物质的量”把宏观的质量、体积与微观分子（原子）的个数建立起了联系。物质的量既可以计量单一纯物质，也可以计量混合物，也可以计量特定的物质组合。如1mol空气主要包括0.2molO2和0.8molN2；
如果现含有0.4molO2、1.6molN2的空气，我们可以说这部分空气的物质的量为2mol。
如2 molH2 + 1 molO2可以组合成混合气体，对于这种特定单元1mol气体含有2 molH2 + 1 molO2；如果现在混合气体含有1 molH2 + 0.5 molO2，则其物质的量为0.5mol。
问题：对于1mol的特定单元（2 molH2 + 1 molO2）如果给予点燃的条件?会发生什么情况？
会发生化学反应2 H2 + O2 = 2 H2O；
反应按照特定单元进行，即反应消耗2molH2和1molO2，生成2molH2O，我们就说进行了1mol的化学反应，也就是说，可用“物质的量”来计量化学反应。
问题：类似地，对于1mol的特定单元气体（1mol N2 + 3mol H2）如果给予合适条件?会发生什么反应？
会按比例反应生成2mol氨气，N2 + 3H2 = 2NH3
所以，当按照特定比例反应，也就是每消耗1摩尔氮气和3摩尔氢气，会发生化学反应产生2摩尔氨气，这时我们说发生了1摩尔化学反应。
为准确描述参加反应的各种物质（反应方程式中的各种物质）之间的计量关系与物质的变化(增加还是减少)。我们定义了“化学计量数”这一概念
2. 化学计量数：(1)数值：化学反应方程式中物质之前的系数；
(2)在反应中，反应物逐渐减少，计量数为负值；而生成物增加，故计量数为正值；
3. 反应进度(符号ξ, 单位mol)： 反应进行的程度
对于化学反应0.5N2 + 1.5H2 = NH3
反应进度为1mol表示：反应按照计量单元进行，消耗0.5摩尔氮气和1.5摩尔氢气，产生1摩尔氨气时，我们进行了1摩尔的化学反应.；
反应进度与化学计量反应有关，反应相同的物质，不同的化学计量反应，反应进度不同。
如果反应消耗1摩尔氮气和3摩尔氢气，产生2摩尔氨气时，我们进行了2摩尔的化学反应，这时候的反应进度为2mol。

●1.2化学热力学的基本概念

化学的研究对象是化学反应。化学反应有新物质生成，同时伴随着能量的变化。化学热力学就是从化学反应的能量出发，通过化学反应前后能量的变化去研究化学反应的方向和进行的限度的一门科学。所以化学热力学是化学的分支科学。
1.体系与环境
体系是指我们的研究对象。它是根据人们研究的需要，从周围的物体中划分出来的。环境是体系之外的部分，例如，我们研究杯子中的水，则水是体系。那么我们自然会关注水的质量、体积、温度等等。所以体系包含一定种类、一定数量的物质。水面上的空气，杯子，放杯子的桌子、房间皆为环境
化学热力学指的环境是哪一部分呢？我们着眼于与体系密切相关的环境，如水面上的空气和杯子等。
根据体系与环境之间物质以及能量的交换方式可以将体系分为三类：敞开体系、封闭体系和孤立体系
敞开体系：体系与环境之间，既有能量交换，又有物质交换 
封闭体系：体系与环境之间，有能量交换，无物质交换；
孤立体系：体系与环境之间，既无物质交换，又无能量交换

2. 状态和状态函数
状态是由一系列表征体系性质的物理量所确定下来的体系的一种存在形式。
也就是说，状态需要几个物理量来表示，如烧杯中的水需要知道其体积、温度、压力、密度等等
确定体系状态的物理量就是状态函数，状态函数是体系本身所固有的性质，与环境无关
状态函数的性质：状态一定，状态函数的值是固定的；状态函数之间存在着制约关系；状态函数的组合也是状态函数

3. 过程和途径
体系在一些具体条件下发生某一变化时，就称之为经历了某一过程。途径即变化的具体步骤。一个过程可以经由许多不同的途径来完成。状态函数的改变量决定于过程的始、终态，与采取那种途径来完成这个过程无关。

●1.3热力学第一定律

热力学第一定律是能量转化规律。化学反应前、反应后能量发生什么样的变化？不同形式的能量在转化过程中遵守怎样的规律，这是热力学第一定律的内容。
1. 热就是热量，用Q表示。它是在体系和环境之间存在着温度差，由温度高的一方向温度低的一方传递的能量。单位为J。
热是在体系和环境之间传递的能量，如果体系温度高，热由体系传递给环境，如果环境的温度高，热由环境传递给体系。
所以热不是体系本身的性质，受环境影响，热不是状态函数。
2. 除热之外，体系与环境之间以其它形式传递的能量统称为“功”，用W表示，单位J
功是体系和环境之间传递的能量，环境可能对体系做功，体系也可能对环境做功，
所以功不是体系本身的性质，受环境影响，是一个过程量，也不是状态函数。
3. 热力学能，通常也成为内能，用大写的U表示
热力学能是指体系内部所有能量的总和，它包括体系内部各种物质的分子或原子的的动能、势能、核能、电子能以及一些未知的能量……
第一，热力学能是指体系内部的总能量，与环境无关，所以它是体系自身的属性，与环境无关，所以它是状态函数。
第二，它的数值绝对量不能准确求得，原因在于体系还包括一些我们目前还可能不知道的能量。
4. 假设体系状态I的内能为U1，状态II的内能为U2，内能的变化是由于体系和环境之间存在着能量交换，则体系热力学能的改变量等于体系从环境吸收的热量Q与环境对体系所做的功W之和；这个式子就是热力学第一定律的数学表达式，由此可见热力学第一定律的实质是能量转化与守恒定律。
热力学第一定律也可以表示为：孤立体系的能量保持不变。这也是-能量守恒定律

●1.4标准摩尔生成焓及标准摩尔反应焓的计算

1.盖斯定律是热化学中的一个重要定律，是俄国科学家Hess在研究化学反应热的过程中，总结多次实验结果，于1840年提出的一条规律。
盖斯定律认为：一个化学反应，不管是一步完成还是多步完成，其反应总的热效应相同。
盖斯定律反映了“状态函数只决定于过程的始态和终态”这一重要性质，根据盖斯定律可以设计反应过程，计算化学反应的反应热。
2. 物质的标准摩尔生成焓：在标准状态和指定温度T下，由最稳定纯态单质生成1 mol 物质B 的标准摩尔反应焓变,称为物质B的标准摩尔生成焓。

第二章化学反应的方向、速率和限度

2.1影响反应方向的因素
      首先定义自发过程，并试图从焓变和熵变的角度来概括出自发反应的特点，通过各种举例得到：单纯的焓变、熵变以及温度都无法作为判断反应自发性的依据，化学反应能够自发进行有两种驱动力，一个是趋向于最低能量状态，一个是趋向于最大混乱度。
2.2 吉布斯自由能及反应方向的判断
      吉布斯提出了一个新的状态函数-吉布斯自由能，定义为一个体系的焓减去温度乘以熵，该状态函数综合了体系的焓变、熵变和温度，为反应方向自发性的判据。在等温、等压条件下，任何自发过程都是朝着自由能减小的方向进行，达到平衡时摩尔反应吉布斯自由能等于零。吉布斯自由能的变化可以通过标准摩尔生成吉布斯自由能来计算，也可以通过吉布斯亥姆霍兹方程来计算，计算时要注意单位的统一。
2.3 化学反应速率及速率理论
      化学反应速率为表示反应快慢的物理量，在本节中，我们采用反应进度重新定义了反应速率，避免了采用不同标的物而反应速率不同的问题。并且介绍了有效碰撞理论和过渡态理论对反应速率的解释。
2.4 质量作用定律及化学反应速率方程式
      若一个反应为基元反应，该反应的速率方程可以表示为反应速率常数与反应物浓度的化学计量数次幂的乘积，为质量作用定律。反之，若一个反应符合质量作用定律，该反应不一定是基元反应。若这个反应不是基元反应，各反应物的浓度的指数只能有实验确定。
2.5 化学平衡及其特征
     化学平衡是动态的平衡，正逆反应速率相等是平衡建立的条件；各物质浓度（或分压）不再随时间改变而改变是平衡建立的标志；平衡态是封闭体系可逆反应的最大限度。
以相对浓度或者相对分压表示的幂的成绩比成称标准平衡常数。反应物或产物中的纯固体、纯液体和溶剂，不写在平衡关系式中。
2.6 化学反应等温式与化学平衡移动的判断
      首先引入反应商的概念，并通过化学反应等温式来得到当反应商和标准平衡常数处于不同的关系时，判定一个化学反应方向的判据。然后利用该判据来研究化学平衡的移动，以及影响移动的因素：我们讨论了浓度、压力和温度对化学平衡的影响，并分别得到三个结论：
      1.若不改变产物浓度而增大反应物的浓度，反应向正向进行。
      2.在一个气体参与的反应中，增大总压力，反应朝向气体分子数减少的方向移动；减小总压力，反应朝向气体分子数增加的方向移动。而且对于气体分子数不变的反应，总压力的改变对平衡无影响。
      3.如果升高温度，化学平衡向吸热的方向移动；降低温度，化学平衡向放热方向移动。
      最后，通过以上几点，我们概括出平衡移动的基本原理-勒夏特列原理：对于一个平衡体系，若改变平衡状态的任一个条件（如浓度、压力、温度），平衡就向着能减弱这种改变的方向移动。

●2.1影响反应方向的因素-反应焓变和反应熵变

2.1影响反应方向的因素
首先定义自发过程，并试图从焓变和熵变的角度来概括出自发反应的特点，通过各种举例得到：单纯的焓变、熵变以及温度都无法作为判断反应自发性的依据，化学反应能够自发进行有两种驱动力，一个是趋向于最低能量状态，一个是趋向于最大混乱度。

●2.2吉布斯自由能及反应方向的判断

2.2 吉布斯自由能及反应方向的判断
吉布斯提出了一个新的状态函数-吉布斯自由能，定义为一个体系的焓减去温度乘以熵，该状态函数综合了体系的焓变、熵变和温度，为反应方向自发性的判据。在等温、等压条件下，任何自发过程都是朝着自由能减小的方向进行，达到平衡时，体系的摩尔反应吉布斯自由能等于零。吉布斯自由能的变化可以通过标准摩尔生成吉布斯自由能来计算，也可以通过吉布斯亥姆霍兹方程来计算，计算时要注意单位的统一。

●2.3化学反应速率及速率理论

2.3 化学反应速率及速率理论
化学反应速率为表示反应快慢的物理量，在本节中，我们采用反应进度重新定义了反应速率，避免了采用不同标的物而反应速率不同的问题。并且介绍了有效碰撞理论和过渡态理论对反应速率的解释。

●2.4质量作用定律及化学反应速率方程式

2.4 质量作用定律及化学反应速率方程式
若一个反应为基元反应，该反应的速率方程可以表示为反应速率常数与反应物浓度的化学计量数次幂的乘积，为质量作用定律。反之，若一个反应符合质量作用定律，该反应不一定是基元反应。若这个反应不是基元反应，各反应物的浓度的指数只能有实验确定。

●2.5化学平衡及其特征

2.5 化学平衡及其特征
化学平衡是动态的平衡，正逆反应速率相等是平衡建立的条件；各物质浓度（或分压）不再随时间改变而改变是平衡建立的标志；平衡态是封闭体系可逆反应的最大限度。
以相对浓度或者相对分压表示的幂的成绩比成称标准平衡常数。反应物或产物中的纯固体、纯液体和溶剂，不写在平衡关系式中。

●2.6化学反应等温式与化学平衡移动的判断

2.6 化学反应等温式与化学平衡移动的判断
首先引入反应商的概念，并通过化学反应等温式来得到当反应商和标准平衡常数处于不同的关系时，判定一个化学反应方向的判据。然后利用该判据来研究化学平衡的移动，以及影响移动的因素：我们讨论了浓度、压力和温度对化学平衡的影响，并分别得到三个结论：
1.若不改变产物浓度而增大反应物的浓度，反应向正向进行。
2.在一个气体参与的反应中，增大总压力，反应朝向气体分子数减少的方向移动；减小总压力，反应朝向气体分子数增加的方向移动。而且对于气体分子数不变的反应，总压力的改变对平衡无影响。
3.如果升高温度，化学平衡向吸热的方向移动；降低温度，化学平衡向放热方向移动。
最后，通过以上几点，我们概括出平衡移动的基本原理-勒夏特列原理：对于一个平衡体系，若改变平衡状态的任一个条件（如浓度、压力、温度），平衡就向着能减弱这种改变的方向移动。

第三章酸碱平衡

本章主要内容为酸碱理论简介、酸碱反应平衡的理论基础、酸碱分布曲线、酸碱溶液中pH值的计算方法及酸碱缓冲溶液。

●3.1酸碱质子理论、酸碱强弱及共轭酸碱对

本节在酸碱电离理论的基础上重点掌握酸碱质子理论：凡能给出质子的物质是酸、凡能接受质子的物质是碱；酸碱反应的实质是两个共轭酸碱对之间的质子转移。明确共轭酸碱离解常数之间的的关系并会判断酸碱的强弱即解离常数越大，则相应的弱酸或弱碱越强，反之亦然。不同的共轭酸碱对中，酸性强者其共轭碱弱，反之亦然。

●3.2酸碱平衡的移动

正确理解离解度与浓度的关系即稀释定律，明确盐效应与同离子效应是两个完全相反的作用，在发生同离子效应的同时，也伴随着盐效应，只不过在浓度较小时同离子效应的影响大于盐效应；掌握活度、浓度、活度系数与离子强度的关系，明确离子强度的大小主要由溶液中离子的浓度及所带的电荷决定，离子强度越大，活度系数越小，活度也越小。

●3.3酸碱缓冲溶液及相关计算

能抵抗外来少量强酸强碱或加水稀释的影响，而保持自身的pH基本不变的溶液称为缓冲溶液。常见的缓冲溶液是由弱酸及其共轭碱，弱碱及其共轭酸或某些两性物质溶液组成的。
用使每升溶液pH每增加一个单位时，所需要强碱的物质的量或者说使每升溶液pH减小一个单位时，所需要强酸的物质的量来表示缓冲容量。缓冲容量愈大，缓冲溶液的pH缓冲能力愈强。一般来说，酸碱缓冲溶液的总浓度愈大，构成缓冲体系的两组分的浓度比值愈接近1，缓冲能力就越强。如果酸碱缓冲溶液是由弱酸（弱碱）及其共轭碱（共轭酸）组成的，则缓冲溶液的选择原则为：使弱酸的pKa（弱碱的pKb ）尽量与所需控制的pH（ pOH）一致。

第四章氧化还原平衡

4-1 原电池符号的书写
      原电池是将氧化还原反应的化学能转变成电能的装置。本节段以铜锌原电池为例，介绍了原电池的工作原理及原电池符号的写法。
4-2 电极电势
    本节段用双电层理论解释了金属离子与金属单质电对电极电势产生的原因及原电池中电流产生的机理；介绍了标准氢电极的组成；以标准氢电极和其他标准电极组成原电池来得到各种电极的标准电极电势。
4-3 影响电极电势的因素
      电极电势的大小不仅取决于组成电极物质的本性，还与溶液中各物质的浓度、介质的酸度和反应温度等有关。本节讨论在一定的温度条件下，酸度及副反应对电极电势的影响。
4-4 元素标准电势图的应用—计算难溶盐的溶度积常数
      用化学分析法很难直接准确测定难溶液盐在溶液中很低的离子浓度，所以很难用离子浓度来计算溶度积常数。利用难溶盐/金属单质电对与金属离子/金属单质电对电极电势之间的关系，来求算难溶盐的溶度积常数。
4-5元素标准电势图的应用—判断反应的方向和进行程度
      从化学反应的自由能变的取值可以判断任一化学反应进行的方向，建立起自由能变与电动势之间的关系，来判断氧化还原反应自发进行的方向；平衡常数的大小表示了化学反应进行的程度，找到平衡常数和电动势之间的关系，来判断氧化还原反应进行的程度。
4-6 元素标准电势图的应用
      元素标准电极电势图是同种元素不同氧化数的各种存在形式电对的电极电势之间的关系图，直观地表明了不同氧化态物质的氧化还原能力的大小。利用电势图可以求算未知的电极电势以及判断能否发生歧化反应。

●4.1氧化还原反应和原电池

4-1原电池符号的书写
      原电池是将氧化还原反应的化学能转变成电能的装置。本节段以铜锌原电池为例，介绍了原电池的工作原理及原电池符号的写法。

●4.2标准电极电势

4-2 电极电势
      本节段用双电层理论解释了金属离子与金属单质电对电极电势产生的原因及原电池中电流产生的机理；介绍了标准氢电极的组成；以标准氢电极和其他标准电极组成原电池来得到各种电极的标准电极电势。

●4.3影响电极电势的因素

4-3 影响电极电势的因素
电极电势的大小不仅取决于组成电极物质的本性，还与溶液中各物质的浓度、介质的酸度和反应温度等有关。本节讨论在一定的温度条件下，酸度及副反应对电极电势的影响。

●4.4电极电势的应用-计算难溶盐的溶度积

4-4 元素标准电势图的应用—计算难溶盐的溶度积常数
用化学分析法很难直接准确测定难溶液盐在溶液中很低的离子浓度，所以很难用离子浓度来计算溶度积常数。利用难溶盐/金属单质电对与金属离子/金属单质电对电极电势之间的关系，来求算难溶盐的溶度积常数。

●4.5电极电势的应用-判断反应方向进行的程度

4-5元素标准电势图的应用—判断反应的方向和进行程度
从化学反应的自由能变的取值可以判断任一化学反应进行的方向，建立起自由能变与电动势之间的关系，来判断氧化还原反应自发进行的方向；平衡常数的大小表示了化学反应进行的程度，找到平衡常数和电动势之间的关系，来判断氧化还原反应进行的程度。

●4.6元素标准电势图及应用

4-6 元素标准电势图的应用
元素标准电极电势图是同种元素不同氧化数的各种存在形式电对的电极电势之间的关系图，直观地表明了不同氧化态物质的氧化还原能力的大小。利用电势图可以求算未知的电极电势以及判断能否发生歧化反应。

第五章原子结构与元素周期律

5-1卢瑟福和波尔的原子模型：
卢瑟福在α粒子散射实验的基础上提出了原子是空心的，原子核位于原子中心，只占原子很小一部分，纠正了道尔顿的实心原子结构模型的错误，但其在描述核外电子的运动时，把电子看成像宏观物体的行星围绕太阳一样绕核旋转是错误的，也不能解释氢原子光谱是带状光谱的这一特征。波尔的氢原子模型是在普朗特提出的量子学说基础上，提出氢原子核外电子的运动轨道半径和能量是量子化的，可以解释氢原子光谱的特征，但其把核外电子的运动限定在定态，没有认识到微观粒子的运动具有波动性的特点，因此被认为是半量子化的理论，该理论也不能解释原子在外加磁场条件下和复杂原子的光谱现象。

5-2微观粒子的波粒二象性：
爱因斯坦发现的光电效应证明了微观粒子具有粒子性的特征，电子的衍射现象的发现证明了微观粒子具有波动性的特征。根据微观粒子的波粒二象性特征，海森堡提出了测不准原理。即在描述微观粒子的运动状态时，不可能同时确定其位置和速度。因此微观粒子的运动状态只能用统计学的概率来描述。
5-3原子的量子力学模型—薛定谔方程及四个量子数：
薛定谔在量子力学发展的基础上，并根据电子这一微观粒子具有波粒二象性的运动特征，建立了薛定谔方程。为使薛定谔方程有合理的解，需要引入3个量子数(n,l,m)，这3个量子数按照各自的取值规则对应的薛定谔方程的一个解，就称之为核外电子运动的一个原子轨道。为表示一个原子轨道中允许有2种不同的电子运动状态，引入了第4个量子数ms。
5-4波函数
波函数的物理意义为波函数模的平方表示电子出现的概率密度，形象化的表示为电子云。
本节着重讲解了原子轨道的角度分布图和原子轨道的径向分布函数。注意：原子轨道的角度分布图有正负号之分，是形成化学键的决定因素之一，电子云的角度分布则无正负号。
5-5多电子原子的能级及电子排布规则
本节介绍了原子核外电子排布所遵循的三条原则：1.能量最低原理；2.泡利不相容原理；3.洪特规则。尤其是洪特规则的特例，即等价轨道全充满、半充满或全空的状态是比较稳定的，由此产生了核外电子排布的特例：Cr、Cu、Mo、Ag、Au。
5-6原子参数及变化规律
本节介绍了元素周期表，以及元素周期表中元素的半径，第一电离能，第一电子亲和能以及电负性随着原子序数增加的周期性变化规律。

●5.1卢瑟福和波尔的原子结构模型

5-1卢瑟福和波尔的原子模型：
卢瑟福在α粒子散射实验的基础上提出了原子是空心的，原子核位于原子中心，只占原子很小一部分，纠正了道尔顿的实心原子结构模型的错误，但其在描述核外电子的运动时，把电子看成像宏观物体的行星围绕太阳一样绕核旋转是错误的，也不能解释氢原子光谱是带状光谱的这一特征。波尔的氢原子模型是在普朗特提出的量子学说基础上，提出氢原子核外电子的运动轨道半径和能量是量子化的，可以解释氢原子光谱的特征，但其把核外电子的运动限定在定态，没有认识到微观粒子的运动具有波动性的特点，因此被认为是半量子化的理论，该理论也不能解释原子在外加磁场条件下和复杂原子的光谱现象。

●5.2微观粒子运动规律

5-2微观粒子的波粒二象性：
爱因斯坦发现的光电效应证明了微观粒子具有粒子性的特征，电子的衍射现象的发现证明了微观粒子具有波动性的特征。根据微观粒子的波粒二象性特征，海森堡提出了测不准原理。即在描述微观粒子的运动状态时，不可能同时确定其位置和速度。因此微观粒子的运动状态只能用统计学的概率来描述。

●5.3薛定谔方程与四个量子数

5-3原子的量子力学模型—薛定谔方程及四个量子数：
薛定谔在量子力学发展的基础上，并根据电子这一微观粒子具有波粒二象性的运动特征，建立了薛定谔方程。为使薛定谔方程有合理的解，需要引入3个量子数(n,l,m)，这3个量子数按照各自的取值规则对应的薛定谔方程的一个解，就称之为核外电子运动的一个原子轨道。为表示一个原子轨道中允许有2种不同的电子运动状态，引入了第4个量子数ms。

●5.4波函数

5-4波函数
波函数的物理意义为波函数模的平方表示电子出现的概率密度，形象化的表示为电子云。
本节着重讲解了原子轨道的角度分布图和原子轨道的径向分布函数。注意：原子轨道的角度分布图有正负号之分，是形成化学键的决定因素之一，电子云的角度分布则无正负号。

●5.5多电子原子的能级及电子排布规则

5-5多电子原子的能级及电子排布规则
本节介绍了原子核外电子排布所遵循的三条原则：1.能量最低原理；2.泡利不相容原理；3.洪特规则。尤其是洪特规则的特例，即等价轨道全充满、半充满或全空的状态是比较稳定的，由此产生了核外电子排布的特例：Cr、Cu、Mo、Ag、Au。

●5.6原子参数及变化规律

5-6原子参数及变化规律
本节介绍了元素周期表，以及元素周期表中元素的半径，第一电离能，第一电子亲和能以及电负性随着原子序数增加的周期性变化规律。

第六章化学键和分子结构

本章以晶体类型为主线介绍了化学键与分子结构。组成晶体的粒子可以是原子（原子晶体）、离子（离子晶体）、原子与离子（金属晶体）和分子（分子晶体）。粒子之间的作用力不同，导致了晶体性质的巨大差别。原子间的相互作用力称之为化学键，而原子在空间的排布方式就是分子结构。化学键、分子结构和化合物的性质是互相联系的。本章的学习重点是离子键、共价键理论、分子的空间构型和分子间力，以及它们对化合物性质的影响。

●6.1价键理论

共价键的形成：原子在相互靠近过程中，原子核间电子云发生重叠使得电子出现在原子核间的概率增大，带负电的电子将带正电的原子核紧密地结合在一起形成共价键。理论要点：
（1）电子配对原理：两原子接近时，自旋相反的未成对电子彼此配对；
（2）最大重叠原理：两个原子轨道重叠部分越大，两核间概率密度越大，形成的共价键越牢固，分子越稳定；
（3）对称性匹配原理：只有同号的原子轨道重叠才能使体系能量降低, 反之无效。共价键的特征：（1）具有方向性；（2）具有饱和性。
共价键有3种类型：（1）σ键：成键轨道沿键轴方向 “头碰头”的重叠；重叠部分沿键轴成圆柱形对称; 轨道重叠程度大，稳定性高， 决定分子的骨架。（2）π键：原子轨道“肩并肩”重叠；重叠部分对于通过键轴的平面成镜面反对称；轨道重叠程度相对较小，稳定性较低，不能单独存在。（3）配位键（共价键特例）：成键原子中的一方单独提供孤对电子，另一方提供空轨道而形成的一类特殊共价键。

第七章配位平衡与配位化合物

本章首先介绍配合物及其相关的基本概念，在此基础上重点掌握配合物价键理论的主要内容及其应用，理解配合物稳定常数的意义和配合平衡与其它平衡竞争时的平衡常数的定义，并进行有关的计算，掌握配合物晶体场理论的基本要点及其应用。

●7.1配合物的组成和命名

7-1配合物的组成和命名
命名顺序简介：（配体数用一、二、三等数字）配体名称+合+中心离子或原子名称（氧化数）。多种配体时，一般先简单后复杂，先离子后分子，先无机后有机。同类配体按配位原子元素符号的英文字母顺序。一些常见的配合物，也可用简称或俗名。

●7.2配合物的价键理论

7-2配合物的价键理论要点如下：
（1）中心离子（原子）有空的价层轨道，配体有提供孤对电子的配位原子；
（2）中心离子（原子）的价层轨道首先杂化，杂化类型由中心离子的价层电子构型、配位体的配位数和配位能力的强弱决定；
（3）中心离子的空轨道接纳配位原子中的孤对电子而形成配位键；
（4）配位化合物的空间构型由中心离子的杂化类型决定。

●7.3配合物价键理论的应用

配合物的价键理论可以解决如下问题：
（1）由中心离子或原子的杂化类型对配合物的空间构型做出说明。
（2）判断配合物的磁性：若计算得磁矩为零时，则为反磁性物质；若磁矩大于零时，则为磁性物质。即由杂化类型可以得到单电子数或由单电子数推出杂化类型从而得到配合物的空间结构。
（3）判断配合物的类型（内、外轨型配合物）。

●7.4晶体场理论（一）

晶体场理论要点（一）
（1）中心离子处于带负电荷（负离子或极性分子）形成的静电场中（晶体场），中心离子和配体之间靠静电结合；
（2）电子受到配体负电场（晶体场）的排斥作用，使5个价层简并的轨道发生能级分裂，有的轨道能量升高，有的轨道能量降低。使中心离子的电子发生重排，导致体系的能量变化，给配合物带来额外的稳定化能。
（3）空间构型不同的配合物中，配位体形成的晶体场不同，d轨道的能级分裂也不同。当配位数为6时，配合物的空间构型为八面体，所产生的晶体场为八面体场。 轨道分裂后，最高轨道的能量与最低轨道的能量差，称为分裂能：。
分裂能的大小与中心离子或原子、配体性质有关。中心离子电荷数越高，半径越大，配体的场强越强，分裂能越大。配体对分裂能的影响大致有如下顺序（光谱化学序列）。
I－ 从配位原子来看，一般规律是： 卤素 ＜ 氧 ＜ 氮 ＜ 碳。

●7.5晶体场理论（二）

晶体场理论（二）
分裂能与电子成对能（P）的相对大小，决定了构型中心离子形成的正八面体配合物中的d电子排布方式。
在晶体场中，轨道发生分裂，电子排布在低能量的轨道上，体系的能量比能级分裂前时的下降值，称为晶体场稳定化能（CFSE）。在正八面体场中，若某配合物d电子排布为 ，弱场配体配合物可不考虑电子配对能（P）对CFSE的弱化作用，则有
CFSE = m + n = m(-4Dq) + n(+6Dq)
说明：八面体场中， 也可以表示为 ， 也可以表示为 。
但在计算强场配体配合物的CFSE时，需要考虑电子成对能：
CFSE = m + n + (n1 – n2 ) P
其中n1为中心离子的价层d轨道的电子对总数；n2为球形场中d轨道上的电子对总数。

●7.6晶体场理论的应用

晶体场理论的应用：
（1）解释配合物的磁性：由分裂能与P的相对大小，确定电子排布式，进而确定单电子数n，由单电子数从而计算磁矩。
（2）解释配合物的颜色：分裂能不同，产生跃迁需吸收的能量也不同，即吸收光的波长不同，使配离子所显现的颜色不同。
强调：中心离子轨道全空和全满时，所形成的配合物无色；中心离子电子构型为d5时，弱场配合物的跃迁是禁阻的，配合物应几乎无色；强场配体跃迁是允许的，从而使配合物显色。