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第一章 物质状态
理想气体：是设定气体分子本身不占空间、分子间也没有相互作用力假想情况下气体。
实际气体：处于高温（高于273 K）、低压（低于数百千帕）条件下，因为气体分子间距离相当大，使得气体分子本身体积和气体体积相比能够忽略不计，且分子间作用力很小，可近似地将实际气体看成是理想气体。

pV = nRT（理想气体状态方程式）
R称为百分比常数，也称为摩尔气体常数。
R = 8.314 Pa·m3·mol-1·K-1 = 8.314 kPa·L·mol-1·K-1
= 8.314J·mol-1·K-1（Pa·m3=N·m-2·m3=N·m = J）

道尔顿理想气体分压定律

式中 xi 为某组分气体摩尔分数。理想气体混合物中某组分气体分压等于该组分气体摩尔分数和总压力乘积。

分体积定律

当多个气体混合时，起初每一个气体在各处密度是不一样，气体总是从密度大地方向密度小地方迁移，直至密度达成完全相同状态，这种现象称为扩散。
相同温度、相同压力下，某种气体扩散速度和其密度平方根成反比，这就是气体扩散定律。用ui表示扩散速度，ρi表示密度，则有：
或

式中uA、uB分别表示A、B两种气体扩散速度，ρA、ρB分别表示A、B两种气体密度。
同温同压下，气体密度（ρ）和其摩尔质量（M）成正比，据此能够表示为：

对理想气体状态方程进行修正

对n = 1 mol实际气体，其状态方程为：

气体分子运动论关键内容包含以下多个假设：
（1）气体由不停地作无规则运动分子所组成；
（2）气体分子本身不占体积，视为数学上一个质点；
（3）气体分子间相互作用力很小，可忽略；
（4）气体分子之间及分子对容器壁碰撞视为弹性碰撞，气体压力是因为气体分子同容器壁产生碰撞结果；
（5）气体分子平均动能和气体温度成正比。

通常把蒸气压大物质称为易挥发物质，蒸气压小物质称为难挥发物质。
对同一液体来说，若温度高，则液体中动能大分子数多，从液体中逸出分子数就对应多些，蒸气压就高；若温度低，则液体中动能大分子数少，从液体中逸出分子数就对应少些，蒸气压就低。

克劳修斯-克拉贝龙（Clansius-Clapeyron）方程

沸点是指液体饱和蒸气压等于外界大气压时温度。在此温度下，气化在整个液体内部和表面同时进行（在低于该温度时气化仅在液体表面上进行），称之为液体沸腾。三氯甲烷、乙醇、水和醋酸正常沸点依次分别为61.3℃, 78.4℃, 100℃和118.5℃。减压蒸馏方法正是利用减压时液体沸点会降低这一特征去实现分离和提纯物质目标。这种方法适适用于分离提纯沸点较高物质和那些在正常沸点易分解或易被空气氧化物质。

假如温度高于某一数值，则不管加多大压力也不能使气体液化。这一温度称为临界温度，用符号Tc表示。在临界温度时，使气体液化所需最低压力称为临界压力，用pc表示；而在临界温度和临界压力下物质所占有体积称为临界体积，用Vc表示。Tc、pc和Vc统称为临界常数。

晶体和非晶体特征异同点关键表现在以下多个方面：
（1）晶体和非晶体可压缩性和扩散性均很差。
（2）完整晶体含有固定几何外形，而非晶体则没有。
（3）晶体含有固定熔点，非晶体则没有固定熔点。非晶体被加热到一定温度后开始软化，流动性增加，直至最终变成液体。从软化到完全熔化，要经历一段较宽温度范围。
（4）晶体含有各向异性，很多物理性质，如光学、导热性、导电性和溶解作用等在晶体不一样方向上测定时，是各不相同。如石墨晶体易沿着层状结构方向断裂，石墨层向导电能力远远高于竖向导电能力。晶体各向异性是其内部粒子有规律排列反应。非晶体则表现出各向同性。

等离子体实际是部分电离状态气体，物质第四种状态。电离是指中性气体原子（或分子）电离成离子和自由电子。

水三相点所对应温度（0.01 ℃）和压力（0.611 kPa）下，固、液和气三态能够共存，即三态处于平衡状态。

第二章 溶液和胶体
分散系：一个或多个物质以细小粒子分散在另一个物质里所形成体系。分散系由分散质和分散剂两部分组成。溶液中，分散质通常称为溶质，分散剂通常称为溶剂。

表2-1 按分散质粒子直径大小分类液态分散系
分散系类型
粗分散系
胶体分散系
分子分散系
颗粒直径大小
＞100 nm
1～100 nm
＜1nm
高分子溶液 溶胶
分散质存在形式
分子大聚集体
大分子 小分子聚集体
小分子、离子或原子
关键性质
不稳定
很稳定 稳定
最稳定
多相
单相 多相
单相
一般显微镜可见
超显微镜可见
电子显微镜也不可见
不能透过滤纸
能透过滤纸，但不能透过半透膜
能透过半透膜
实 例
泥浆
胶水 Fe(OH)3溶胶
NaCl溶液、葡萄糖溶液

溶液浓度表示
1、质量分数 2、物质量浓度

3、质量摩尔浓度 4、摩尔分数

溶液性质有两类：第一类：如颜色、导电性、酸碱性等由溶质本性决定。
第二类：如溶液蒸气压下降、沸点升高、凝固点下降、渗透压等则和溶质本性无关，取决于溶液中溶质自由粒子（能够是分子、离子、原子等微粒）数目，即浓度。
后一类性质常称为溶液依数性，也称为溶液通性。在难挥发非电解质稀溶液中，这些性质就表现得更有规律。

拉乌尔（ F. M. Raoult）定律（只适适用于非电解质稀溶液）：
溶液蒸气压下降：Δp = Kp·bB 溶液沸点升高：△T b = K b · bB
凝固点下降：△T f = K f · bB 溶液渗透压：Π ＝ cBRT
部分常见溶剂沸点和Kb值

溶 剂
Tb/K
Kb/K·kg·mol-1
水
373.15
0.512
乙醇
350.54
1.22
苯
353.35
2.53
部分常见溶剂凝固点和Kf值
溶 剂
Tf / K
Kf / K·kg·mol-1
水
273.15
1.86
乙醇
350.54
1.22
苯
278.66
5.12
渗透性是指分子或离子透过半透膜性质。含有这种性质膜有猪膀胱、肠衣、植物细胞壁和人工制造无机陶瓷膜等。
假如半透膜两边溶液浓度相等，渗透压相等，这种溶液称为等渗溶液。

在水溶液中或熔融状态下能导电化合物称为电解质，不能导电化合物称为非电解质。依据其水溶液中导电能力强弱又可分为强电解质和弱电解质。解离度是指溶液中已解离电解质物质量占溶液中初始电解质物质量百分数，用α表示。

离子活度是离子在反应中发挥作用有效浓度：a = f ·c
离子强度（定量表征电解质浓度和离子电荷数对活度系数影响）： zB是离子B电荷，I 越大，f 就越小。对于稀溶液，弱电解质溶液、难溶强电解质溶液作近似计算时f 值很靠近1，可用浓度替换活度。

胶体分散系是由颗粒大小在1~100 nm 分散质组成体系。它可分为两类：
① 胶体溶液，又称溶胶。它是由小分子、原子或离子聚集成较大颗粒而形成多相体系。如Fe(OH)3溶胶和As2S3溶胶等。
② 高分子溶液，它是由部分高分子化合物组成溶液。如胶水。

分散体系分散度常见比表面来衡量：Ｓ0＝ 比表面积越大，表面能就越高，系统就越不稳定，所以液体和固体全部有自动降低表面能能力。凝聚和表面吸附是降低表面能两种路径。

固体在溶液中吸附分为两类：分子吸附（非极性吸附剂较易吸附非极性物质）和离子吸附（离子选择吸附和离子交换吸附）。交换能力和溶液中离子浓度和价数相关，浓度越大，离子价数越高，水化离子半径越小（水化离子半径：Li＋＞Na＋＞K＋＞Rb＋＞Cs＋），交换能力越强。

溶胶制备常见方法是分散法（研磨法、超声波法、电弧法、胶溶法）和物理、化学凝聚法。

溶胶光学性质：丁达尔效应。动力学性质：布朗运动。
电学性质：电泳：溶胶粒子在外电场作用下发生定向移动现象。
电渗：在外电场下，使溶胶粒子不动，分散剂定向移动现象称为电渗。

溶胶粒子带电关键原因：吸附带电、解离带电
胶团结构 [(AgI)m．nI-．(n-x)K+]x-．xK+

溶胶稳定性 ：布朗运动、胶粒带电、溶剂化作用。

聚沉值：能使一定量溶胶在一定时间内开始聚沉所需电解质最低浓度，单位为 mmol·L-1。相反电荷价数愈高（价态影响远大于浓度），水化半径越小，聚沉能力愈大。

溶于水后能显著降低水表面能物质称为表面活性剂。表面活性剂分子是由亲水极性基团和憎水非极性基团两大部分组成。极性部分通常-OH、-NH2、-COOH和-NH3+等基团，而非极性部分关键是由碳氢组成长链（-R）或芳香基团（-Ar）等。
乳浊液是分散质和分散剂均为液体粗分散系。乳浊液又可分为两大类：
一类是“油”(通常指有机相)分散在水中所形成系统，以油/水型（或O/W）表示，如牛奶、豆浆、多种农药乳化剂等；
另一类是水分散在“油”中形成水/油型（或W/O）乳浊液，比如原油，人造黄油等。

第三章 化学热力学基础
体系可分为三类：敞开体系、封闭体系、孤立体系

描述体系一系列物理量（如气体压力、温度、体积和组分摩尔数等）称为状态函数。
状态函数性质：
（1）部分状态函数含有加和性，如n、V 等（容量性质）
（2）部分状态函数没有加和性，如T、P 等（强度性质）
状态函数特征：
（1）状态一定，状态函数值一定。
（2）状态函数改变量只和体系始、终态相关，和路径无关。
体系某一物理量假如含有上述两个特征，则必是体系一个状态函数。

过程关键有：定温过程； 定压过程；定容过程；绝热过程；循环过程。

当体系和环境间存在温差时，体系和环境间传输能量叫做热，以Q表示。
除了热形式以外，其它多种被传输能量全部叫功，以W表示。功分为体积功和非体积功（也称有用功）。
功取值：体系对环境做功，取负值；环境对体系作功，取正值。
功和热不是状态函数（注意状态函数两个特征）。

体系内部能量总和称为热力学能（内能），用符号U表示，单位为J或kJ。
体系状态确定时，体系内部能量也随之确定，是体系状态函数。

热力学第一定律：U2 = U1 + (Q + W ) ， U2 -U1 = D U = Q + W
要求：（1）体系吸收热量为“ + ”值，放出热量为“ - ”值。
（2）体系对环境作功（如膨胀）为“ - ”值，环境对体系作功（如压缩）为“ + ”值。

当生成物温度和反应物温度相同，且在反应过程中体系只反抗外压做膨胀功（W有 = 0时)，化学反应过程中所吸收或放出热量就叫做这个反应反应热或热效应。

恒容条件：恒容反应热DU = QV
恒压条件：恒压反应热 定义：H (焓）= U + pV （D H = DU + D nRT）
则 Qp = H2-H1 = DH（焓变）

反应进度（衡量化学反应进行程度物理量）： ξ单位是mol

热化学方程式：H2（g）+ 1/2O2（g）= H2O（l） =－285.83kJ·mol－1
符号△rHmθ左下标“r”表示化学反应，右下标“m”表示反应进度改变量ξ =1mol，即△rHm表示化学反应进度为1mol时反应焓变，所以也称为摩尔焓变，习惯上常见kJ·mol－1为单位。右上标“θ”表示反应在标准状态下进行。标准状态是指在温度T和标准压力pθ（100 kPa）时该物质状态。
① 标明反应温度和压力，在298.15 K和100 kPa下进行，能够不注明。
② 标明全部参与反应各物质状态，气、液、固态可分别用g、l、s表示。有多个晶型固体要注明其晶型。以aq代表水溶液, (aq，∞)代表无限稀释水溶液。
盖斯定律（1840）：不管化学反应是一步完成，还是分步完成，其热效应总是相同。

标准状态下，由元素稳定单质生成1mol某物质时热效应叫做该物质标准摩尔生成焓或标准摩尔生成热。用DfHmθ表示，f表“生成”，单位kJ·mol-1，稳定单质及H+DfHmθ为零，利用标准摩尔生成焓求反应焓通式为：
DrHmθ=S(niDfHmθ )生成物 - S(niDfHmθ)反应物=SnBDfHmθ(B)

1mol某有机化合物在100kPa和某温度下被完全燃烧时所放出热量叫做该化合物标准摩尔燃烧焓，以DcHmθ 表示。完全燃烧是指化合物中C变为CO2(g)，H变为H2O(l)， S变为SO2(g)，N变为N2(g)， Cl变为HCl(aq),并要求这些燃烧产物DcHmθ为零
利用标准摩尔燃烧焓计算反应热公式是：
DrHmθ=S(niDcHmθ )反应物 - S(niDcHmθ )生成物=—SnBDcHmθ(B)

自发过程特征：
（1）一切自发过程全部是单向性，含有对环境做功能力。欲使其逆向进行，环境必需对它做功。
（2）自发过程进行有一定程度，如只能进行到温度相等，水位相等，浓度相等等。

体系混乱度可用一个称为熵热力学函数来描述。体系越混乱，熵值越大。S也是一个状态函数，其改变量和路径无关。

热力学第三定律：在热力学温度0K时，任何纯物质完美晶体熵值全部等于0。

在标准状态下，温度T时，1mol 物质熵值称为该物质标准摩尔熵（或标准熵)，用符号Smθ表示，单位为 J. mol-1·K-1。 化学反应熵变可由物质Smθ求得：
DrSmθ= S(niSmθ)生成物 - S(niSmθ)反应物=SnBSmθ(B)

标准摩尔熵部分规律: 同一物质聚集状态不一样，
聚集状态相同，分子结构愈复杂，分子摩尔质量愈大，熵值愈大；
同一物质，温度愈高，熵值愈大。

等温可逆过程体系熵变可由下式计算：DS=Qr/T
r指可逆过程（水在沸点时蒸发，冰点时凝固、 溶解过程为可逆过程），Qr指可逆过程热效应（若讨论恒温恒压体系不做有用功，则等于DH），T为体系热力学温度。

等温过程环境熵变可由下式计算： DS环 = Q环/T环 Q环和Q体大小相等，符号相反。

在孤立体系中，自发过程使体系熵值增加，处于平衡状态时体系熵值达成最大，而使体系熵值减小过程是不可能发生。此规律称熵增原理，也称热力学第二定律。
DS孤立=DS体+ DS环>0 自发过程
DS孤立=DS体+ DS环=0 平衡过程
DS孤立=DS体+ DS环<0 非自发过程

化学反应通常在恒温、 恒压下并和环境间有能量交换情况下发生。
G=H-T·S G称吉布斯自由能，也是一个状态函数。
DH - TDS = G2 - G1 = DG（吉布斯自由能变）< 0

在恒温恒压下（封闭体系）：
DG<0， 自发过程 DrGmθ<0， 自发过程
DG=0， 平衡过程 DrGmθ=0， 平衡过程
DG>0， 非自发过程 DrGmθ>0， 非自发过程

标准摩尔生成吉布斯自由能：在指定反应温度（通常在298.15K）和标准态下，令稳定单质吉布斯自由能为0，而且把由稳定单质生成1mol某物质吉布斯自由能变称为该物质标准吉布斯，记为DfGm 。
DrGmθ= S(niDfGmθ)生成物 - S(niDfGmθ)反应物=SnBGmθ(B)= DrHm θ- TDrSmθ

由吉布斯-赫姆霍兹关系式可得到以下四种情况：
DH DS DG（= DH-TDS） 过程
（1） + + T升高时有利值变“-” T高利自发进行
（2） + - 任何T时，值为“+” 不可能自发
（3） - + 任何T时，值为“-” 一直自发
（4） - - T降低时有利值变“-” T低利自发进行

范德霍夫（Van’t Hoff）化学反应定温式： Q为浓度商或压力商
或

经历一定反应时间后，正反应速率和逆反应速率相等，此时反应达成最大程度，故多种物质浓度将不再改变这种状态称为化学平衡状态，简称化学平衡。
化学平衡含有以下特征：
① 化学平衡是反应在一定条件下所能达成最大程度。此时反应 =0。
② 化学平衡是一个动态平衡，正、逆反应还在进行，但速率相等。从表观上看，系统中各物质浓度及其它宏观性质（如温度、密度等）不随时间改变，含有定值。
③ 化学平衡是有条件平衡，条件改变，平衡改变。在一定条件下，不管反应是从正向还是逆向开始，反应全部能够抵达平衡。

浓度平衡常数和压力平衡常数：Kp=Kc △v＝(d+e)-( a+b )。
( = 100 kPa) ＝Kp ( =1mol·L-1) ＝Kc( ) △v

总反应M=反应1－反应2，则 。

浓度对化学平衡移动影响

当Q/ =1时，Q = ，△rGm=0，反应达平衡状态；
当增加反应物浓度或降低生成物浓度时，则Q＜ ，△rGm＜0，反应正向移动；
当增加生成物浓度或降低反应物浓度时，则Q＞ ，△rGm＞0，反应逆向移动。

压力对化学平衡移动影响
体系总压力增加至原来x倍，体系中各组分分压也对应增加至原来x倍，此时反应商为

加入惰性气体以改变体系总压力
① 在定温定容下,平衡不发生移动。
② 在定温定压下，为了维持总压力不变，体系体积必需增大，此时反应中各组分气体分压下降，平衡将向气体分子数增加方向移动。对于 ＞0反应，即气体分子数增多反应，平衡正向移动；对于 ＜0反应，即气体分子数降低反应，平衡逆向移动。

温度对化学平衡移动影响
由 和 得到

当 即放热反应，T2>T1，K2θ<K1θ，平衡逆向移动；T2<T1，K2θ>K1θ，平衡正向移动。
当 即吸热反应，T2>T1，K2θ>K1θ，平衡正向移动；T2<T1，K2θ<K1θ，平衡逆向移动。

假如改变平衡体系条件之一（如浓度、压力或温度），平衡就会向减弱这种改变方向移动。这一规律称为化学平衡移动原理。

第四章 化学动力学基础
在化学反应进行一段时间里，单位时间内反应物浓度降低或生成物浓度增加即为平均速率。用 表示。比如反应 2HI (g) H2(g)+ I2(g)
=— = =

瞬时速率是Δt 趋于零时物质浓度改变率，以 表示， 即 = =

在化学反应历程中，反应物粒子(分子、原子、离子、自由基等)直接作用生成新产物反应，即一步完成反应，称为基元反应。由两个或两个以上基元反应所组成整体反应，称为复杂反应或非基元反应，慢反应是整个反应速率决定原因。

能发生化学反应碰撞，称为有效碰撞。含有较高能量能发生有效碰撞分子，称为活化分子。通常把活化分子所含有平均能量 和反应物分子平均能量 之差，称为反应活化能 。

过渡状态理论：翻越势垒所需能量即反应物或生成物反应活化能。
Ea(+) 和Ea(-) 之差可认为是反应热效应ΔH，即ΔH= Ea(+) - Ea(-）
若Ea(+)＞Ea(-)，反应为吸热； Ea(+)＜Ea(-)，反应为放热。

基元反应速率方程确实定—质量作用定律 = （气体则可用p）
利用试验数据或定速步骤确定非基元反应速率方程。

反应级数是指化学反应速率方程式中各反应物浓度项幂指数之和。
反应分子数是指基元反应中发生反应所需要微粒（分子、原子、离子或自由基）数目。
四分子及其以上反应还未发觉。

温度对化学反应速率影响
范特霍夫规则 ：当温度每升高10℃时，反应速率大约增加到原来速率2~4倍。

阿仑尼乌斯公式：

假如某反应在不一样温度下初始浓度和反应程度全部相同，则有 = ，

催化剂对反应速率影响
催化剂是一个能改改变学反应速率，而本身质量和组成保持不变物质。机理是催化剂使反应活化能降低，活化分子百分数增加，反应速率加紧。（除热力学上不能进行反应）
催化剂特征：（1）催化剂参与反应，反应前后其质量、组成和化学性质全部不改变。
（2）催化剂只能缩短达成化学平衡时间，而不能改变平衡状态，即只能改变反应速率，不能改变反应程度。
（3）催化剂含有选择性：一个催化剂只能适适用于某一个或某多个反应；一样反应物，选择不一样催化剂可能得到不一样产物。

酶催化作用：催化效率高；高度特异性；反应条件温和

第五章 物质结构介绍
波尔理论：电子在核外一系列含有不一样半径同心圆轨道上运动；在一定轨道上运动电子含有一定能量(或处于一定能级)，不一样轨道代表不一样能级；当电子由一个定态跃迁至另一个定态时，就要吸收或放出能量。

四个量子数：
主量子数n：n是决定原子内电子能量高低关键原因。用它来代表电子层数。
主量子数n 1 2 3 4 5 6 7
电子层符号 K L M N O P Q

角量子数l：它取值由n决定，可取从0到(n-1)整数。比如n = 1，l只能为0；n = 2，l 能够为0，1两个值，余下类推。角量子数l 就表示同一电子层可能存在分层，或称为原子轨道亚层简称亚层。
角量子数l 0 1 2 3 4
分层符号 s p d f g

磁量子数m：m取值由l决定，可取0、±1、±2、±3、±¼l ，共取2l+1个值。m表示在同一亚层中原子轨道在空间伸展方向，即每一亚层中轨道数目，各轨道能量相等。

自旋量子数ms：ms取值只有+1/2或-1/2，每个原子轨道上能够有两个自旋相反电子，称为成对电子。所以s、 p、d、f亚层最多可容纳电子数分别是2、6、10、14。

由核外其它电子抵消部分核电荷对指定电子吸引作用称为屏蔽效应。所以，角量子数相同各轨道电子能量随主量子数增大而升高。外层电子钻到内层靠近原子核能力称为钻穿效应。钻穿效应越大，该电子能量就越低。

主量子数大能级反而比主量子数小能级低现象称为能级交错。

（鲍林）原子轨道近似能级图

电子排布式： 26Fe 1s22s22p63s23p64s23d6
电子层结构式： 26Fe 1s22s22p63s23p63d64s2 或 26Fe [Ar] 3d64s2

原子失去电子形成离子，失电子规律怎样？试验证实，原子轨道失去电子次序是：np，ns，(n-1)d，(n-2)f，即最外层np电子最先失去，np电子失光后才失ns电子，余类推。比如，As3+核外电子结构式为1s22s22p63s23p63d104s2，Cu2+为1s22s22p63s23p63d9。

原子电子层结构和元素周期关系
周期数 = 电子层数 = 最外层主量子数
主族元素： 族数 = 最外层电子数
副族元素：ⅠB、ⅡB族数 = 外层电子数
ⅢB-ⅦB族数 = 外层s电子和次外层d电子之和
Ⅷ族元素外层s电子和次外层d电子之和为8-10
零族元素外层电子数为8（第一周期为2）

原子半径：对于同周期副族元素来说，从左到右原子半径缩小缓慢。同一族中，主族元素从上到下因电子层数增多，半径依次增大。
电离能：定稳定压下，基态气态原子失去电子形成气态离子时所需能量，用I表示，单位Kj/mol。同一周期主族元素从左至右电离能显著增大。第一电离能愈小，原子愈易失去电子，该元素金属性愈强。
电子亲合能：电子亲合能是原子取得电子难易量度。元素电子亲合能值越负，表示原子取得电子能力越大，元素非金属性越强；元素电子亲合能正值越大，则原子取得电子能力越小，元素金属性越强。
电负性：就是某元素原子在分子中吸引成键电子对能力大小相对数值。元素电负性越大，非金属性越强，金属性越弱；反之金属性就越强。电负性最大是氟，最小是铯。

正、负离子间经过静电作用而形成化学键叫做离子键。由离子键形成化合物称为离子化合物，离子化合物存在形式是离子晶体。 离子键形成条件是相互作用原子电负性差值要较大。电负性差值大于1.7，形成离子键，该化合物为离子型化合物；若差值小于1.7，则可判定它们之间关键形成共价键，该物质为共价型化合物。（不绝对）

离子键特征：没有方向性、没有饱和性

晶格能（U）能够用来衡量离子键强度大小。晶格能是指在标准状态下，使离子晶体变为气态正离子和气态负离子时所吸收能量，单位为kJ·mol-1。

离子半径改变规律
（1）同一主族自上而下，电子层数依次增多，含有相同电荷离子半径也依次增大，而在同一周期中，正离子电荷数越高，半径越小；负离子电荷数越高，半径越大。
（2）同一元素正离子半径小于它原子半径，简单负离子半径大于它原子半径。
（3）同一元素形成多个不一样电荷离子时，电荷高正离子半径小。
（4）对等电子离子而言，离子半径随负电荷降低和正电荷升高而减小。
（5）周期表中：相邻两族元素左上方和右下方斜对角线上正离子半径近似相等，称为对角线规则。

离子半径越小，离子间引力就越大，离子化合物熔点、沸点也越高。离子电荷高，和相反电荷吸引力大，熔点、沸点就高。比如CaO熔点（2614℃）比NaCl（801℃）高。

离子电子构型
（1）2电子构型：最外层为2个电子离子，ns2，如Li+、Be2+等。
（2）8电子构型：最外层为8个电子离子，ns2np6，如Na+，Ca2+等。
（3）18电子构型：最外层为18个电子离子，ns2np6nd10，如Zn2+、Cd2+、Ag+等。
（4）18+2电子构型：次外层为18个电子，最外层为2个电子离子，(n-1)s2(n-1)p6(n-1)d10ns2，如Pb2+、Sn2+等。
（5）不饱和电子构型：最外层为9～17个电子离子，ns2np6nd1-9，如Fe2+、Mn2+等。

离子构型和结协力大小为：8e＜(9-17)e＜18e或(18+2)e。如KCl易溶于水，AgCl难溶于水。

分子中每个原子全部应含有稳定稀有气体电子层结构（8电子结构），能够经过原子间共用一对或几对电子来实现，这种靠共用电子对结合化学键叫共价键。

共价键特点：饱和性和方向性

共价键类型

按原子轨道重合方法分类，可分为σ键和π键。
键型
重合方法
键能
稳定性
反应活性
分子形状
重合类型
σ键
“头碰头”
大
高
低
有影响(决定分子形状)
s - s p - s px - px
π键
“肩并肩”
小
低
高
无影响
py - py pz -pz

按共价键数不一样，共价键可分为单键、双键和叁键。两原子间形成共价单键，该单键一定是σ键；假如两个原子能够形成多个键，共价双键或叁键，其中肯定有一个σ键，其它是π键。

按共用电子对提供方法分类可分为正常共价键和配位共价键。 假如共价键共用电子对由一个原子提供，则称为配位共价键或称配位键。

按共价键是否有极性，共价键可分为极性共价键（如HCl）和非极性共价键（如Cl2）。

分子空间构型： 为正四面体，NH3为三角锥，NO2为V形结构， 为平面三角形，PCl5为三角双锥构型，H2O为V形，HCHO 为平面三角形。

分子极性：依据分子正、负电荷重心是否重合，可把分子划分为极性分子和非极性分子（CH4、CO2等也是）两种。

分子间力又叫范德华力，是分子之间一个较弱作用力，通常比化学键键能小一、二个数量级。它特点是无方向性和无饱和性，作用力程（范围）短，只有多个 。分子间力通常分为取向力、诱导力和色散力三种类型。 在非极性分子之间只存在色散力；在极性分子和非极性分子之间存在色散力和诱导力；在极性分子之间则三种力全部存在。

分子间力对物质性质影响
对于相同类型化合物来说，通常随摩尔质量增加，分子体积增大，其色散力增加，则熔、沸点升高，如HCl、HBr、HI。
对于摩尔质量相近而极性不一样分子，极性分子熔、沸点往往比非极性分子高。这是因为极性分子间除了色散力之外，还存在取向力和诱导力。如CO和N2摩尔质量相近，但CO熔、沸点高。
对于化学相同同系物，如稀有气体、卤素、直链烷烃、直链烯烃等，分子间力大小关键决定于色散力，故随摩尔质量增大，分子变形性增强，熔、沸点升高。

形成氢键关键有以下两个条件：①要有一个和电负性很高原子（如F、O、N等）以共价键结合氢原子；②靠近氢原子另一个原子必需电负性很高（如F、O、N等），而且有孤对电子。氢键类型可分为分子间氢键和分子内氢键。

氢键特点
（1）氢键是一个可存在于分子之间也可存在于分子内部作用力，它比化学键弱很多，但比范德华力稍强。
（2）氢键有饱和性和方向性。方向性是指分子内氢键中X、H、Y三个原子尽可能在一条直线上；饱和性即氢键中氢配位数通常为2。

氢键对物质性质影响
（1）对物质熔沸点影响：HF、H2O和NH3熔点和沸点比同族元素氢化物偏高。分子内氢键形成，常使其熔沸点低于同类化合物。如邻硝基苯酚沸点是45℃，而间位、对位硝基苯酚分别为96℃和114℃。
（2）对蛋白质构型影响
（3） 对物质溶解度影响：假如溶质分子和溶剂水分子之间可形成氢键，则溶质溶解度增大。假如溶质分子形成内氢键，则在极性溶剂中溶解度减小，而在非极性溶剂中溶解度增大。
（4）对物质酸性影响：分子内形成氢键，常使酸性增强，原因是分子内氢键形成促进了氢解离。
(5) 对粘度影响：分子间存在氢键液体，通常粘度较大，氢键越多，黏度也越大。如丙三醇、浓硫酸、磷酸等多羟基化合物，因为分子间可形成众多氢键，所以，表现为黏稠状液体。

晶体是由原子、离子或分子在空间按一定规律周期性地反复排列组成固体。
共同性质：
(1) 晶体含有规则多面体几何外形。
(2) 晶体展现各向异性。
(3) 晶体含有固定熔点。

晶体类型
组成粒子
粒子作用力
物理性质
实例
熔沸点
硬度
熔融导电性
离子晶体
离子
离子键
高
大
好
NaCl、MgO、BaO
原子晶体
原子
共价键
高
大
差
金刚石、SiC
分子晶体
极性分子
分子间力
（氢键）
低
小
差
HF、NH3、H2O
非极性分子
更低，易升华
小
差
H2、O2、CO2
金属晶体
原子、离子
金属键
高或低
大或小
好
Cr、K、Fe、W

不一样类型难溶电解质 和 s 有以下关系：
对于AB型（如AgCl、AgBr、BaSO4等）化合物： = s2
对于A2B或AB2型（如Ag2CrO4、Mg(OH)2等）化合物： =4s3
对于A3B或AB3型（如Fe(OH)3等）化合物： =27s4

假如溶液中同时存在着多个离子，这些离子全部能被同一沉淀剂所沉淀，因为多种沉淀溶度积不一样，这些沉淀将按一定次序依次析出，这种现象称为分步沉淀

由化学等温式 可知（溶度积规则）：
若Q < ，未饱和溶液，反应向沉淀溶解方向进行，直至达成饱和。
若 Q = ，饱和溶液，沉淀溶解处于平衡状态。
若 Q > ，过饱和溶液，反应向沉淀生成方向进行，直至达成饱和。

已经证实水中常见强酸酸性次序为：
HClO4＞HI＞HBr＞HCl＞HNO3＞H2SO4（一级解离）
在Cl一系列含氧酸中，中心原子Cl氧化数越高，和它结合O原子电子密度就越低，O—H键就越弱，酸性也就越强，HOCl<HClO3<HClO4。这一结论适适用于比较一切中心原子相同但其氧化数不一样含氧酸酸性强弱，如H2SO4＞H2SO3；HNO3＞HNO2等。

1923年美国化学家路易斯提出了酸碱电子理论概念：在反应过程中，能接收电子正确分子、原子团或离子称为酸；能给出电子正确分子、原子团或离子称为碱。

原理：缓冲溶液pH之所以能保持相正确稳定性，是依靠于溶液中有相当大量能用于消耗和H＋抗碱成份和抗酸成份来实现。

部分常见缓冲溶液
弱酸－共轭碱
 䦋㌌㏒㧀낈ᖺ琰茞ᓀ㵂Ü
pH范围
邻苯二甲酸 － 邻苯二甲酸氢钾
1.140×10-3
1.94～3.94
醋酸 － 醋酸钠
1.754×10-5
3.76～5.76
磷酸二氢钠 － 磷酸氢二钠
6.17×10-8
6.21～8.21
磷酸氢二钠 －磷酸钠
4.79×10-13
11.32～13.32
碳酸氢钠 － 碳酸钠
4.68×10-11
9.33～11.33
氯化铵 － 氨水
5.62×10-10
8.25～10.25

注意：酸性或碱性较强缓冲溶液，如 或 pH计算，不能用上述缓冲公式，而必需根据酸或碱解离平衡组成来计算。这是因为这些酸或碱解离平衡常数较大， 或 不成立，不然会引发较大计算误差。

缓冲容量（在一定体积（V）缓冲溶液中，加入一定量（n）一元强酸或强碱后引发溶液pH改变）β β值越大，说明缓冲能力越强。

配离子稳定性由
[Fe(H2O)6]3+→[FeCl6]3-→[Fe(NCS)6]3-→[FeF6]3-→[Fe(C2O4)3]3-依次增大。

ns np nd轨道杂化形成配合物称为外轨型配合物；若部分利用内层轨道，如(n-1)d ns np轨道杂化形成配合物则称为内轨型配合物。

氧化还原反应方程配平 （离子-电子法）
O、H 配平规则
介质条件
多O端(缺H)
缺O端(多H)
酸性
加H+
加H2O
碱性
加H