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一、直接滴定法反应应具备的条件： 反应必须具有确定的化学计量关系，按一定的反应式进行。 反应必须定量完成，反应完全度应在99.9%以上。 反应速度要快。 必须有适当的方法确定终点。二、基准物质（primary standard）：（1）含义：用以直接配制标准溶液或标定标准溶液浓度的物质。（2）应满足的条件： 物质的组成与化学式相符； 试剂的纯度足够高（99.9%）； 试剂稳定，不易变质。三、准确度与精密度的关系（举例说明）（）：（1）精密度是保证准确度的先决条件，精密度是前提。（2）高的精密度不一定能保证高的准确度。四、误差与错误的关系（）： 误差与错误不同，错误是应该而且可以避免的，而误差是不可能绝对避免的。从实验的原理，实验所用的仪器及仪器的调整，到每次测量，都不可避免地存在误差，并贯穿于整个实验始终。五、误差分类（通过列举实例说明误差的各种类型）： 1、系统误差（1）含义：又称可测误差（determinate error），是由某种固定的原因造成的，具有单向性、重现性，系统误差决定分析结果的准确度。（2）分类： 方法误差：分析方法本身所造成的误差，方法的选择或方法的校正可克服此类误差。（如酸碱滴定法时指示剂的选择） 仪器误差：由仪器本身不准确所造成的误差。通过仪器校准可克服此类误差。（如天平的砝码长期使用后质量的变化） 试剂误差：由试剂不纯引起的误差。通过空白校正和使用高纯度的水可克服试剂误差。（如基准试剂纯度不够） 操作误差：由操作人员的主观原因造成的误差。加强训练可减小此类误差。（如滴定管读数时视线没有水平）（3）特点：系统误差重复以固定的形式出现，不能通过增加平行测定次数和数理统计方法加以消除。2随机误差（1）含义：又称偶然误差（accident error），是由某些难以控制、无法避免的偶然因素造成的，具有非单向性，它的大小决定分析结果的精密度。（2）应对措施：随机误差服从统计规律，通过增加测定次数可减小随机误差。六、正态分布（normal distribution）（）随机误差的规律性（会画正态分布图并能结合图解释其意义）：小误差出现的概率大，大误差出现的概率小，特别大的误差出现的概率极小。绝对值相等的正、负误差出现的概率相等。七、减少分析过程误差的措施1.减小测量误差：（1）称量误差： 仪器本身的误差：0.0001g 差减称样法称量中存在的误差：0.0002g 为保证称量的相对误差小于0.1%，试样质量应为： m绝对误差/相对误差=0.0002/0.1%=0.2（g）（2）滴定误差：滴定管本身的误差：0.01ml一次滴定中存在的误差：0.02ml为保证测量的误差小于0.1%，滴定剂体积应：v绝对误差/相对误差=0.02/0.1%=20（ml）在实际测量中，考虑其它因素的影响，通常滴定的体积要大于等于30ml。2.增加平行测定次数，减小随机误差平行测定46次3.消除测定过程中的系统误差（1）有无系统误差的确定（做对照试验）： 选用其组成与试样相近的标准试样进行测定，测定值与标准值比较，确定有无系统误差。 选用标准方法与所选方法同时测定某一试样，由测定结果进行检验。 采用加入法作对照试验（2）查找产生系统误差的原因： 作空白实验，消除试剂、去离子水及器皿引入的杂质所造成的系统误差。 校准仪器以消除仪器不准所引起的系统误差。 引用其它分析方法作校正。八、有效数字的修约规则“四舍六入五留双”（1）位数4时舍去（2）位数6时入上（3）位数是5而后面数为0时，若“5”前面为偶数则舍去，为奇数则入上；后面数不为“0”时，都要入上。如：10.245010.24 10.235010.24 10.245110.25九、有效数字的运算规则（）（1） 加减运算 是绝对误差的传递，应以绝对误差最大的数值为依据进行修约，再计算。 如：50.1+1.45+0.5812=50.1+1.4+0.6=52.1（2）乘除运算是相对误差的传递，应以相对误差最大的数（有效数字位数最小）的数为依据进行修约。如：0.012125.641.05782 =0.012125.61.06=0.328十、运算中常见有效数字位数的确定（1）化学平衡常数常保留两位有效数字（2）常量组分的分析，结果常保留四位有效数字（3）含量超过80%时，常保留三位有效数字（4）误差的计算，保留不超过两位有效数字。十一、酸碱反应的实质：酸碱反应的实质是质子的转移。酸给出质子和碱接受质子的反应必须同时发生。十二、酸碱中和反应： H3O+ OH-= H2O + H2O （强酸强碱反应） HA + OH- = A- + H2O （弱酸强碱反应） A- + H3O+ =HA + H2O （强酸弱碱反应） 这几类反应为酸碱滴定法的基础。十三、注意：Ka、Kb、Kw均为温度的函数。十四、共轭酸碱对的关系： Ka.Kb =（H3O+）.（OH-）= Kw 即：PKa + PKb =PKw意义：酸越强，其共轭碱越弱；反之，酸越弱，其共轭碱越强。十五、质子条件式（proton condition equilibrium）PCE（）（1)含义：酸碱反应达到平衡时，酸失去的质子数应等于碱得到的质子数，酸碱之间质子转移的这种数量关系称为质子平衡（或称为质子条件）质子平衡式也可根据酸碱平衡体系的组成直接书写出来，这种方法的要点是：（2）参考水准（reference level）或零水准（zero level）写质子条件式时，要先选择适当物质作为参考，以它作为质子转移的起点，称为零水准。零水准的选择，多以大量存在的物质为准。（3）质子条件式（以NaH2PO4为例）的书写 以H2O和H2PO4-为零水准 H3PO4+H+=HPO42-+2PO43-+OH-注意：质子条件式中不含零水准物质。十六、PH的计算（）1一元弱酸是H + = A- + OH- = Ka .HA/ H + + Kw/H +H + =（ Ka .HA + Kw）1/2=中H+的主要来源，水离解的（1）HA=c.x（HA）代入上式得：H +3 + Ka .H+2 （c Ka + Kw）H + - Ka .Kw=0 （2） 根据酸碱平衡的具体情况常对作近似处理。讨论： 1.若酸不是太弱，可忽略水的酸性。当 caKa20Kw，水离解的贡献5%时可略去Kw项。（1）式可转化为：H + =（ Ka .HA + Kw）1/2= Ka .（c-H +）1/2H +2 + Ka .H+ c Ka=0 （3）2.如果酸的离解度很小，5%，对应于Ka /c 2.510-3,则HA = c-H +c 则（1）式变为：H + = （ Ka .H+）1/2 （4）若此时得出的结果H +0.05c，则计算结果正确，若不符合，需用（3）式计算。注意事项：用最简式计算前，必须检验是否满足条件2. 一元弱碱（B）溶液 基本步骤同一元弱酸3.强酸（碱）溶液pH的计算（1）强酸溶液强酸在水溶液中全部解离（以HCl为例），其质子条件式是：H+=OH-+c（HCl）H+=Kw/H+c（HCl） 此为强酸溶液的精确计算式 若c（HCl）10-6mol.L-1，近似处理得：H+= c（HCl）若强酸浓度太低时，不能忽略水的酸性。（2）强碱溶液与强酸溶液类似。注意事项：在用相关公式做近似处理时，一定要先检验是否满足条件，不满足条件时，用上一步的公式进行计算。十七、缓冲溶液pH的计算H+ =HA/ A-Ka =ca-H+OH-Ka/cb+H+-OH- 精确计算式 （3）将（3）做近似处理，得：（1）H+ =ca-H+Ka/cb+H+（2）若酸、碱的分析浓度较大，即同时满足： caOH-H+ cbH+ -OH- 则：H+ =caKa/cb 注意：计算时，可先用最简式，然后检验是否满足条件，若不满足，再用近似计算式。十八、缓冲溶液缓冲容量的确定: 因为：H+ =caKa/cb 所以：pH=pKa+lg（ca/cb）= pKa-lg（cb/ca） 当ca=cb时，pH=pKa 缓冲容量最大，缓冲能力最强 当ca：/cb=10：1时，即pH=pKa-1 溶液显酸的性质当ca：/cb=1：10时，即pH=pKa+1 溶液显碱的性质十九、强碱滴定强酸或强酸滴定强碱（）滴定反应为： H+ OH-= H2O Kt=1/Kw=1014.001、滴定过程中pH的变化(以0.1000mol.L-1NaOH溶液滴定20.00mL0.1000mol.L-1HCl为例) (1) 滴定前 H+ =0.1000mol.L-1 pH=1.00(2)滴定开始到化学计量点前 当加入NaOH19.98mL时,溶液中 H+=(20.00-19.98)0.1000/(20.00+19.98) =5.010-5(mol.L-1)pH=4.30 (3)化学计量点时 H+=OH-=10-7.00(mol.L-1) pH=7.00 (4)化学计量点后当加入NaOH体积为20.02mL时,溶液中:OH-=(20.02-20.00)0.1000/(20.00+20.02) =5.010-5(mol.L-1)H+ =2.01010mol.L-1pH=9.702.滴定曲线：3.滴定曲线的形状和滴定突跃滴定的突跃范围为4.30-9.70是选择指示剂的重要依据:指示剂的变色范围应该在滴定的突跃范围内.滴定突跃的大小与溶液的浓度有关:溶液的浓度越大,突跃范围越大,可选择指示剂的范围越大。4.不同浓度强酸强碱滴定曲线（）二十、一元弱酸(碱)的滴定1.强碱滴定弱酸(HA) 滴定反应为:HA+OH-=H2O+A- Kt=Ka/Kw滴定前(以0.1000mol.L-1NaOH溶液滴定20.00mL0.1000mol.L-1HAc为例)H+=(Ka.c)1/2=(10-4.760.1000)1/2=10-2.88 pH=2.88滴定开始到化学计量点前当加入NaOH19.98mL时,溶液中ca=(20.00-19.98)0.1000/(20.00+19.98) =5.010-5(mol.L-1)Cb=19.980.1000/(20.00+19.98) =5.010-2(mol.L-1)H+= (ca / Cb)Ka=(5.0010-5/5.010-2) 10-4.76=10-7.76(mol.L-1)pH=7.76化学计量点时OH-=(Kb.c)1/2 =10-5.27(mol.L-1)pOH=5.27pH=8.73化学计量点后,溶液中:OH-=(0.020.1000)/(20.00+20.02) =5.010-5(mol.L-1)pH=9.70突跃范围为:7.76-9.70指示剂:酚酞突跃范围的大小主要决定于酸的强弱,酸越强,突跃范围越大酸太弱,突跃范围太小,无法选择适当指示剂,弱酸能被准确滴定的条件是Ka.c10-8,终点误差不大于0.2%.二十一、滴定曲线：滴定曲线与强酸强碱的滴定曲线相比（）：开始的曲线斜率要大，当加入到一定量时，成为缓冲溶液，其缓冲能力较强，随着滴定过程的进行，溶液pH变化不大，即滴定曲线较平缓，等当点以后曲线形状与强酸强碱的滴定相同；滴定的突越范围较强酸强碱的要小，故指示剂的选择范围相应减小。弱酸弱碱的滴定，对酸碱的强弱的要求是：若滴定误差0.2%，则要求c.Ka10-8，或c.Kb10-8二十二、酸碱滴定法应用示例1.烧碱中NaOH和Na2CO3的测定（混合碱的分析）（）（1）双指示剂法：第一步滴定的反应：NaOH +HCl= NaCl + H2ONa2CO3 + HCl = NaHCO3 + NaCl用酚酞做指示剂，所消耗盐酸的体积为v1，第二步滴定的反应：NaHCO3 + HCl = NaCl + H2O + CO2用甲基橙做指示剂，消耗盐酸的体积为v2.综合两步滴定情况，则：滴定NaOH所消耗盐酸溶液的体积为：v1-v2；滴定Na2CO3所消耗盐酸溶液的体积为：2v2w（NaOH）=c（HCl）(v1-v2)M(NaOH)/(ms1000)100%w（Na2CO3）=c（HCl）2v2M(1/2 Na2CO3)/(ms1000)100%(2)BaCl2法： 第一份溶液： NaOH +HCl= NaCl + H2ONa2CO3 + HCl = NaCl + H2O + CO2 以甲基橙为指示剂，消耗盐酸体积为v1第二份溶液： Na2CO3 + Ba2Cl2 = BaCO3 + NaCl NaOH +HCl= NaCl + H2O用酚酞做指示剂，所消耗盐酸的体积为v2 则：滴定NaOH所消耗盐酸溶液的体积为：v2；滴定Na2CO3所消耗盐酸溶液的体积为：v1-v2所以： w（NaOH）=c（HCl）v2M(NaOH)/(ms1000)100%w（Na2CO3）=c（HCl）（v1-v2）M(1/2 Na2CO3)/(ms1000)100%2.纯碱中Na2CO3和NaHCO3的测定（混合碱的分析）（）（1）双指示剂法第一步滴定的反应：Na2CO3 + HCl = NaHCO3 + NaCl用酚酞做指示剂，所消耗盐酸的体积为v1，第二步滴定的反应：NaHCO3 + HCl = NaCl + H2O + CO2用甲基橙做指示剂，消耗盐酸的体积为v2.综合两步滴定情况，则：滴定Na2CO3所消耗盐酸溶液的体积为：2v1；滴定NaHCO3所消耗盐酸溶液的体积为：w（Na2CO3）=c（HCl）2v1M(1/2 Na2CO3)/(ms1000)100%w（NaHCO3）=c（HCl）（v2-v1）M(NaHCO3)/(ms1000)100%（2）)BaCl2法： 第一份溶液：Na2CO3 + HCl = NaCl + H2O + CO2NaHCO3 + HCl = NaCl + H2O + CO2滴定所消耗盐酸的体积为v1第二份溶液： Na2CO3 + BaCl2 = BaCO3 + 2NaCl NaOH +HCl= NaCl + H2O用酚酞做指示剂，所消耗盐酸的体积为v2 则：滴定NaOH所消耗盐酸溶液的体积为：v2；滴定Na2CO3所消耗盐酸溶液的体积为：v1-v2所以：NaHCO3 + NaOH = Na2CO3 + H2ONa2CO3 + Ba2Cl2 = BaCO3 + NaClNaOH +HCl= NaCl + H2O以酚酞为指示剂，所消耗盐酸的体积为v2此反应中：w（NaHCO3）= c（NaOH）v（NaOH）-c（HCl）v2M(NaHCO3)/(ms1000)100%w（Na2CO3）=c（HCl）v1- c（NaOH）v（NaOH）-c（HCl）v2M(1/2 Na2CO3)/(ms1000)100%注意：在混合碱的分析中，通常要根据两步滴定所消耗盐酸体积的相对大小先判断混合碱的种类，然后再根据测定过程的数据及公式进行计算。3.硅的测定（用氟硅酸钾法）（1）基本原理： K2SiO3 + 6HF = K2SiF6+ 3H2O K2SiF6+ 3H2O = 46HF + 2KF + H2SiO3 NaOH +HF= NaF + H2O对应关系为： SiO24NaOH（2）实验过程: 称量溶解沉淀过滤洗涤中和残余酸水解滴定（70）（3）实验过程中的注意事项： 洗涤沉淀时，洗涤液用量不要太多； 中和残余酸时，碱液用量要控制好，不能太多，也不能不足，否则都会影响滴定的结果； 水解时，温度不能低于70，否则，水解不完全，影响滴定结果；滴定时，要在水解完全后马上滴定。注意：要清楚在实验过程中操作不当引入误差的种类及正负。二十三、波函数和量子数（）（1）主量子数n是描述电子离核远近和能级的主要参数。n=1，2，3，n,n越大，电子离核越远，能级越高。（2）角量子数l：l=0，1，2，3，（n-1），l的取值受n的限制。n=1时，l=0，原子轨道为s轨道；呈球形。n=2时，l=0，1，原子轨道为p轨道；角量子数l反映波函数的轨道形状。（3）磁量子数m：反映波函数的空间取向m=0，1，2，l,共（2l+1）个取值，m的取值受l的限制。l=0, m=0，原子轨道为球形；l=1, m=0，1，原子轨道有三种空间取向；l=2, m=0，1，2，原子轨道有五种空间取向；（4）自旋量子数ms 反映电子在轨道中的自旋方向，有两个取值+1/2，或-1/2。3.波函数的角度分布图二十四、电子云1.电子云与概率密度（1）概率密度反映电子在空间某位置上单位体积内出现的概率大小是波函数的平方。（2）电子云（electron cloud）以黑点的疏密表示概率密度分布的图形。注意：黑点的数目不代表电子的数目，而只代表电子在瞬间出现在那些可能的位置。黑点越密，说明电子在此位置出现的几率大。2.电子云的角度分布图意义：反映电子出现在原子核外各个方向上的概率密度的分布规律。与波函数角度分布图的比较：（1）区别： 电子云的角度分布图比波函数的角度分布图略“瘦”； 电子云的角度分布图无正、负之分，波函数角度分布图有。（2）联系： 形状相似； 都只与l、m两个量子数有关，而与n无关。二十五、轨道能级与主量子数n和角量子数l有关。二十六、核外电子分布的三个原理（）（1）Pauli 不相容原理：在同一个原子中，不可能有四个量子数完全相同的电子存在。每一个轨道内最多只能容纳两个自旋方向相反的电子。（2）能量最低原理：多电子原子处在基态时，核外电子在不违反泡利原理的前提下，总是最先分布在能量较低的轨道，以使原子处于能量最低的状态。（3）Hund规则：原子在同一亚层的等价轨道上分布电子时，将尽可能单独分布在不同的轨道，且自旋方向相同，以使能量最低，体系最稳定。洪特规则的补充：等价轨道在全充满状态、半充满状态或全空状态时比较稳定。二十七、核外电子分布方式和外层电子分布式（1）核外电子填入轨道的顺序普遍规律：在近似能级图中，按能量由低到高的顺序进行排列。（见P213图5.10 电子填入轨道顺序图）同时根据Pauli 不相容原理和Hund 规则，就可将基态原子核外电子的排布顺序正确写出。特殊规律：当电子分布为全充满、半充满和全空时，电子云分布呈球形，原子结构较稳定。如Cu等第一副族元素和第六副族元素。（见元素周期表）（2）原子的外层电子构型外层电子分布式又称外层电子构型。主族元素为最外层电子分布的形式，副族元素除最外层电子以外，还涉及次外层的d电子。在书写原子核外电子分布式时，可用该元素前一周期的稀有气体的元素符号作为原子实，代替相应电子分布部分。(见P138表5.2 基态原子的电子分布)如：Na的电子分布式为 He3s1二十八、原子的结构与性质的周期性规律1.原子结构与元素周期律 原子核外电子分布的周期性是元素周期律的基础。元素周期表是周期律的表现形式。（1）区划分依据：元素原子价层电子构型划分类别：s区、p区、d区、ds区、f区（2）族主族（A）：元素原子最后填入电子的亚层为s或p亚层的副族（B）(过渡元素)：元素原子最后填入电子的亚层为f或d亚层的内过渡元素：元素原子最后填入电子的亚层为f2.元素的氧化值同周期：主族元素：从左至右最高氧化值逐渐升高，并与族数相等副族元素：d区元素最高氧化值等于最外层s电子数与次外层d电子数之和 ds区第副族元素的最高氧化值为+2，第副族中Cu、Ag、Au的最高氧化值分别为+2、+1、+3。3.电离能（1）金属性与非金属性：金属性：化学反应中原子失去电子的能力；非金属性：化学反应中原子得电子的能力。（2）电离能：第一电离能I1：气态原子失去一个电子变为气态+1价离子，所需吸收的能量。常用单位为kJ.mol-1;第二电离能I2：气态+1价离子再失去一个电子成为气态+2价离子，所需吸收的能量。意义：电离能的大小反映原子得失电子的难易，电离能越大，失电子越难，元素原子的非金属性越强。电离能的大小与原子的核电荷、半径及电子构型等因素有关。（3）规律：同周期：从左到右，电离能增大，金属性减弱，非金属性增强同主族：从上到下，半径增大，电离能减小，金属性增强，非金属性减弱副族：变化缓慢，规律不明显。4.电负性（1）意义：数值越大，表明原子在分子中吸引电子的能力越强；数值越小，表明原子在分子中吸引电子的能力越弱（2）规律：（）主族元素：同周期自左向右电负性递增，从上到下电负性递减。副族元素：电负性较接近，变化规律不明显即：主族元素的电负性显示明显的周期性变化规律，副族元素的变化规律不明显。二十九、共价键的形成理论（1）价键理论理论基础 以相邻原子间电子相互配对为基础。理论要点 A组成分子的两个原子必须具有未成对的电子，且它们的自旋反平行，即原子中的1个未成对电子只有以自旋状态反平行的形式与另一个原子中的1个未成对电子相遇时，才有可能配对成键。所以共价键的数目受未成对电子数的限制，具有饱和性。 B原子轨道相互重叠形成共价键时，原子轨道要对称性匹配，并满足最大重叠的条件。即自旋方向相反的未成对电子相互接近时，必须考虑其波函数的正、负号，只有同号轨道（对称性匹配）才能实行有效的重叠 C原子轨道重叠时，总是沿着重叠最大的方向进行，重叠部分越大，共价键越牢固，这就是原子轨道的最大重叠条件。除s轨道外，其它轨道都有一定的空间取向，所以共价键具有方向性。 根据原子轨道重叠部分具有的对称性，共价键分：A键：原子轨道沿两轴连线方向以“头碰头”的方式进行重叠，轨道重叠部分沿着键轴（两核连线）呈圆柱形对称。如s轨道之间的重叠，Px轨道之间的重叠等。形成键的电子称为电子。B键：原子轨道沿两核连线方向以“肩并肩”的方式进行重叠，重叠的部分对于通过键轴的一个平面具有镜面反对称（形状相同，符号相反）。形成键的电子称为电子。 特点：共价单键一般是键，在共价三键和双键中，除键外，还有键。一般地，键没有键牢固，比较容易断裂，因为键不像键那样集中在两核的连线上，原子核对电子的吸引力较小，键中电子运动的自由性较大，故含双键或三键的化合物比较容易参加化学反应。（2）分子轨道理论基本概念：分子轨道理论把组成分子的各原子核（在分子中各有一定的平衡位置）作为分子的骨架，所有电子按照相同的原理和规则分布在骨架附近的若干个分子轨道内，每个分子轨道内最多只能容纳两个自旋方向相反的电子，每个分子轨道都有各自相应的能量，电子填充等价分子轨道时，将尽先单个地分别占据不同的等价分子轨道，且自旋平行。电子进入分子轨道后，若体系总能量有所降低，即能成键。 组成：由组成分子的各原子轨道组合而成。分子轨道总数等于组成分子的各原子轨道数目的总和。 特点： 当原子形成分子后，电子不再是局限于个别原子的原子轨道，而是从属于整个分子的分子轨道。三十、分子的极性和分子的空间构型1共价键参数（1）键长：分子内成键两原子核间的距离。相同原子形成不同化学键时，键长越短，键能越大，键越稳定。（2）键角：在分子中两个相邻化学键之间的夹角。根据分子内全部化学键的键长和键角数据，可确定分子的几何构型。（3）键能：近似为气体分子每断裂单位物质的量的某键（6.0221023个化学键）时的焓变。键能是衡量化学键牢固程度的键参数，键能越大，键越牢固。双原子分子：键能等于键解离能（D）多原子分子：键能等于同种键逐级解离能的平均值。2.分子的极性和电偶极距（1）分子的极性非极性分子： 在分子中，正、负电荷各有一个“电荷中心” 。正、负电荷的中心重合的分子，称为非极性分子。极性分子 在分子中，正、负电荷中心不重合的分子称为极性分子。（2）电偶极矩：含义：正、负电荷中心所带电量q与两中心距离l的乘积，称为电偶极矩。它表示分子极性的大小。电偶极矩越大，分子的极性越大，电偶极矩为0的分子为非极性分子。 计算公式： =q.l （C.m）3.分子的空间构型和杂化轨道理论1931年美国化学家鲍林在价键理论的基础上首先提出，1953年我国化学家唐敖庆等对杂化轨道理论进行了丰富。（1）分子的空间构型： 共价型分子中各原子在空间排列构成的几何图形。（2）理论要点：某原子成键时，在键合原子的作用下，价层中若干个能级相近的原子轨道有可能改变原有的状态，“混杂”起来并重新组合成一组利于成键的新轨道（即杂化轨道），这一过程称为原子轨道的杂化。形成的新轨道称为杂化轨道。同一原子中能级相近的n个原子轨道，组合后只能得到n个杂化轨道。杂化轨道比原来未杂化的轨道成键能力强，形成的化学键键能大，使形成的分子更稳定。（3）杂化类型与分子几何构型（）sp杂化A.含义： 同一原子内由一个ns轨道和一个np轨道发生的杂化，称为sp杂化。杂化后组成的轨道称为sp杂化轨道。B.形成轨道： 只能形成两个能量等同的sp杂化轨道。C.分子几何构型: 直线型分子，键角为1800。D.实例： ClHgCl，两个键ClHg的键长和键能都相等。sp2杂化A.含义：同一原子内由一个ns轨道和两个np轨道发生的杂化，称为sp2杂化。杂化后组成的轨道称为sp2杂化轨道。B.形成轨道： 只能形成三个能量等同的sp2杂化轨道。其中每个杂化轨道都含有1/3s轨道和2/3p轨道的成分。C.分子几何构型: 平面三角形分子，键角为1200。D.实例： BF3分子sp3等性杂化A.含义：同一原子内由一个ns轨道和三个np轨道发生的杂化，称为sp3杂化。杂化后组成的轨道称为sp3杂化轨道。B.形成轨道： 形成四个能量等同的sp3杂化轨道。其中每个杂化轨道都含有1/4s轨道和3/4p轨道的成分。C.分子几何构型: 正四面体型分子，键角为109028。D.实例： CH4分子。sp3不等性杂化A.含义：同一原子内由一个ns轨道和三个np轨道发生的不等性杂化，称为sp3不等性杂化。杂化后组成的轨道称为sp3杂化轨道。B.形成轨道： 形成三个含一个电子的sp3杂化轨道和有一对孤对电子的轨道。所以这四个轨道不完全等同。故称为不等性杂化。C.分子几何构型: 氨分子类型的为三角锥型（此类分子中心原子在杂化时只有一对孤对电子），水分子类型的为V型（此类分子中心原子在杂化时有两对孤对电子）。D.实例： 氨分子、水分子。（3）杂化轨道理论的注意事项： 形成的杂化轨道数目等于参与杂化的原子轨道数目； 杂化轨道角度分布的图形与原来s轨道和p轨道不同； 由杂化轨道形成的共价键比较牢固。三十一、分子间力的存在（）：非极性分子与非极性分子之间只存在色散力，极性分子之间存在色散力、诱导力和取向力，极性分子与非极性分子之间存在色散力和诱导力。3分子间力的特点（1）它是存在于分子间的一种电性作用力（2）它是短程力，当分子间距离为分子本身直径的45倍时，作用力就可忽略不计。（3）它的作用能一般为几到几十千焦每摩，但对共价型分子的物理性质影响很大。（4）它一般没有方向性和饱和性（5）三种力的相对大小一般是：色散力取向力诱导力4分子间力对物质物理性质的影响（1）液态物质分子间力越大，汽化热越大，沸点越高；（2）固态物质分子间力越大，熔化热越大，熔点越高；（3）结构相似的同系列物质相对分子质量越大，熔点、沸点就越高；（4）相对分子质量相等或近似而体积大的分子，有较高的熔点、沸点；（5）溶质或溶剂的极化率越大，分子变形性和分子间力越大，溶解度越大；（6）分子极性小的物质一般硬度不大，含有极性基团的物质一般具有一定的硬度。三十二、氢键1氢键的形成（）氢原子与电负性大的X原子（如F、O、N等原子）以极性共价键相结合的同时，还能吸引另一个电负性较大而半径又较小的Y原子，其中X原子与Y原子可以相同也可以不同。这种静电吸引作用力称为氢键。通式为：XHY氢键既具有方向性也具有饱和性（？）2氢键的强度一般都在42KJ.mol-1以下，与分子间力更为接近。3氢键形成对物质性质的影响（1）熔、沸点：有氢键存在时，物质的熔点、沸点比同系物中没有氢键的物质要高；（2）溶解度：在极性溶剂中，当溶质与溶剂间形成氢键，则溶质的溶解度增大；（3）粘度：分子间有氢键的物质，一般粘度较大；（4）密度：液体分子间存在氢键，会产生缔合现象，从而使物质的密度增大。三十三、晶体类型 性质晶体类型结点微粒粒子间作用力性质代表物质离子晶体阴、阳离子离子键（阴阳离子间的静电引力）（无方向性和饱和性）一般有较高的熔点和较大的硬度，延展性差，通常较脆。NaCl、CsCl、ZnS等原子晶体原子共价键（有方向性和饱和性）熔点高、硬度大。金刚石、金刚砂等分子晶体分子分子间力（包括氢键）（氢键有方向性和饱和性）熔点低，硬度小，易挥发，不导电。干冰、稀有气体等金属晶体金属原子、金属阳离子金属键（自由电子与金属原子或金属离子间的作用力）（无方向性和饱和性）有金属光泽，有良好的导电性、导热性和延展性，熔点、硬度相差较大。Na、Hg等过渡型晶体链状结构晶体原子、金属阳离子共价键、离子键沿平行于链的方向用力，晶体易裂成柱状或纤维状硅酸盐层状结构晶体原子共价键、分子间作用力有良好的导电、导热性，层间易滑动。石墨此部分内容要掌握石墨的晶体结构，并能够用结构解释石墨的性质。三十四、熔点、沸点和硬度（）1熔点和沸点这一性质决定于物质的晶体类型。而晶体类型又取决于元素原子的性质，元素原子的性质呈周期性变化，所以晶体类型呈周期性变化，故单质的物理性质也呈周期性变化。（1）同一周期的主族元素，从左到右，熔点、沸点由低到高再到低，即两端元素单质的熔点、沸点低，中间的高。稀有气体的熔、沸点是同周期单质中最低的。氦的熔、沸点是所有物质中最低的。见P253254 图6.1“单质的熔点”和图6.2“单质的沸点”（2）副族元素均为金属元素，单质具有一般金属的通性。副族元素一般熔点、沸点较高，其中W是所有金属中熔点（3410）、沸点最高的。同周期副族元素的熔沸点基本也是两端低、中间高的规律，在第B附近熔沸点达到最高。2硬度（1）同周期主族元素从左到右，单质的硬度是两头小中间大，这与原子半径及晶体结构的变化有关。（2）副族元素具有较大的硬度。金属单质中硬度最大的是铬（Cr），其硬度仅次于金刚石。同周期副族元素的硬度两边小、中间大，在第B附近为最大。见P254 图6.3“单质的硬度”3单质的晶体结构（1）s区元素的单质均为金属晶体（氢为分子晶体）（2）p区元素的中间部分，单质的晶体结构较为复杂，有的是原子晶体，有的是过渡性晶体，有的为分子晶体。（3）周期系最右方的非金属和稀有气体则全部为分子晶体。见P255表6.1 主族及零族元素单质的晶体类型周期表中，单质的晶体结构呈周期性变化，导致它们的性质也呈周期性变化。即：同周期元素的单质，从左向右，由典型的金属晶体过渡到原子晶体或分子晶体二、导电性1单质的导电性：（1）规律：主族元素的导电性差别较大。周期表从左到右，主族元素单质呈现出由导体到半导体、非导体演变的趋势。主族金属单质几乎均为金属晶体，易导电；非金属单质一般不导电。位于p区对角线附近的单质一般为半导体。副族元素单质均为金属晶体，易导电。（2）金属导电性的影响因素：金属的纯度纯度越高，导电性越强温度：温度升高，金属的导电率下降。（3）半导体和绝缘体 非金属单质中，位于p区右上部的元素及稀有气体，元素的单质为绝缘体，金属与非金属分界线上的元素大多为半导体。Si和Ge是最好的半导体，其次是Se。大多数半导体和绝缘体的电导率随温度升高而迅速增加，掺杂可使半导体的导电性增强。2.固体能带理论（）（1）理论依据：是在分子轨道理论的基础上发展起来的（2）能带的分类： 满带：填满电子的低能带称为满带 导带：未填充或未填满电子的高能带称为导带 禁带：在导带与满带之间是电子禁止到达的区域称为禁带。（3）不同种固体的特征 金属：导带中的电子在吸收少量能量后就能跃迁到该导带中空的分子轨道中，从而使金属具有导电性。 半导体：满带中的电子吸收能量后能越过不是很宽的禁带到达空带中，从而使半导体具有一定的导电性。 绝缘体：价电子所处的能带皆为满带，且满带与相邻的空带之间有较宽的禁带，电子很难从满带跃迁到空带中，因而绝缘体不能导电。（4）温度对固体导电性的影响 导体：温度升高，金属原子与离子的振动加剧，电子与它们的碰撞频率增加，电子穿越晶格的运动受阻，使其导电能力降低。即金属电导率随温度升高而降低。 半导体：在很低的温度下电子无法越过禁带因而不能导电。由于禁带宽度较小，温度升高，会使少量电子吸收热量后越过并不宽的禁带而跃迁到高的能带上，从而导电。 绝缘体： 在高温或高的电压下，满带中的电子可吸收足够的能量跨过宽的禁带到达空带，从而可以导电。一般温度下绝缘体是不导电的。三十五、单质的化学性质（）一、金属单质的还原性1各区金属单质的活泼性及其递变规律（1）同周期：短周期：从左至右，随着核电荷数的增大，原子半径减小，外层电子数增多，金属单质的还原性减弱。长周期：从左至右，基本规律同短周期，但副族金属单质还原性减弱的规律，变化不明显，彼此较为相似。（2）同族：主族：自上而下，金属单质的还原性增强（原子半径的变化占主导）副族：自上而下，金属单质的还原性减弱（核电荷数的变化占主导）2金属与氧的作用及金属的溶解性（1）金属与氧的作用s区金属：具有很强的还原性，在空气中燃烧时，除生成正常的氧化物外，还可生成过氧化物（如Na2O2等）（为强氧化剂，遇到还原性物质时发生爆炸）和超氧化物（如KO2等）。过氧化物和超氧化物为固体储氧物质（与水或二氧化碳反应都可放出氧气）。4KO2（s）+2H2O（g）=4KOH+3O2(g)4KO2（s）+2CO2（g）=2K2CO3+3O2(g)p区金属比s区金属活泼性弱，Al较活泼，但在空气中易生成一层致密的保护膜，常温下，在空气中较稳定。d区和ds区金属：活泼性较弱。同周期副族金属活泼性的相似性比主族明显，且第四周期金属的活泼性比第五、六周期金属的要强。即副族金属单质的还原性自上而下有逐渐减弱的趋势。与氧反应的活性一般较弱。（2）金属的溶解s区金属：能溶于水，Be、Mg在水中形成致密的保护膜，因而在水中相对较稳定。p区（锑、铋除外）和第四周期d区金属以及锌不溶于水，能溶于盐酸或稀硫酸等非氧化性酸而置换出氢气。第五、六周期d区和ds区金属以及铜：不溶于水和盐酸、稀硫酸等非氧化性酸，必须用氧化性酸甚至王水溶解，有些还不溶于王水。3金属的钝化（1）含义：指某些金属或合金在某种环境条件下氧化生成的氧化膜具有显著的保护作用，从而使金属化丧失化学活性的行为。（2）代表金属：Al、Cr、Ni、Ti及其合金。（3）作用：保护金属在空气中免受氧的进一步作用，而且在溶液中由于氧化膜的高电阻而阻止金属失电子的倾向，使其还原性显著减弱。（4）应用：Al制品用作炊具；铁质容器和管道用作贮运浓硝酸和浓硫酸。二、非金属单质的氧化还原性1较活泼的非金属单质：如F2、O2、Cl2、Br2，具有强氧化性，常用作氧化剂。如：Cl2 + 2I-=2 Cl -+I22较不活泼的非金属单质：如C、H2、Si等常用作还原剂。如：C + 2CuO = 2Cu + CO2较不活泼的非金属单质一般情况下还原性不强，不与盐酸和稀硫酸等作用。但碘、硫、磷等均可被浓硝酸或浓硫酸氧化生成相应的氧化物或含氧酸。3大多数非金属单质既具有氧化性又具有还原性。其中Cl2、Br2、I2、P4、S8等能发生歧化反应。如：Cl2 + H2O = HCl + HClO 4一些不活泼的非金属单质如稀有气体、氮气等通常不与其它物质反应，常作惰性介质或保护性气体。三十六、卤化物的熔点、沸点（）1卤化物的含义：卤化物指卤素与电负性比卤素小的元素所形成的二元化合物。2熔、沸点规律（以氯化物为例）（）活泼金属的氯化物（如NaCl、KCl等）的熔、沸点较高；非金属氯化物（如CCl4、PCl3等）熔、沸点较低；位于周期表中部的金属元素的氯化物（如AlCl3、FeCl3等）的熔、沸点介于两者之间，大多偏低。3规律解释：物质的熔、沸点的高低主要决定于物质的晶体结构。氯与活泼金属形成典型的离子型化合物，是离子晶体，因而熔、沸点较高；氯与非金属单质形成共价型化合物，属分子晶体，因而熔、沸点较低；氯与一般金属形成过渡型氯化物，属过渡型晶体，熔、沸点介于二者之间。同一金属元素的低价态氯化物的熔点比高价态的要高。三十七、氧化物的熔点、沸点和硬度1氧化物的含义：氧化物指氧与电负性比氧小的元素形成的二元化合物。2规律（）：（1）金属性强的元素的氧化物（如CaO、MgO等）属离子晶体，熔、沸点较高；（2）大多数非金属元素氧化物是共价型化合物（如SO2、CO2等），固态为分子晶体，熔、沸点较低；（3）非金属Si的氧化物是原子晶体，熔、沸点较高；（4）大多数金属性不太强的元素的氧化物是过渡型氧化物：较低价态金属的氧化物（如Al2O3、TiO2等）是离子晶体向原子晶体的过渡，介于离子晶体和原子晶体之间，熔、沸点较高，硬度较大；高价态金属的氧