化學(xué)反應(yīng)
定義:在化學(xué)反應(yīng)中，分子破裂成原子,原子重新排列組合生成新物質(zhì)的過(guò)程,稱(chēng)為化學(xué)反應(yīng)。
實(shí)質(zhì)：是舊化學(xué)鍵斷裂和新化學(xué)鍵形成的過(guò)程。
在反應(yīng)中常伴有發(fā)光、發(fā)熱、變色、生成沉淀物等.判斷一個(gè)反應(yīng)是否為化學(xué)反應(yīng)的依據(jù)是反應(yīng)是否生成新的物質(zhì)。根據(jù)化學(xué)鍵理論，又可根據(jù)一個(gè)變化過(guò)程中是否有舊鍵的斷裂和新鍵的生成來(lái)判斷其是否為化學(xué)反應(yīng)。
有五種主要化學(xué)反應(yīng)如下：
異構(gòu)化：(A → B)
化合物形成結(jié)構(gòu)重組而不改變化學(xué)組成物。
化學(xué)合成：化合反應(yīng)
簡(jiǎn)記為：A + B = C：二種以上元素或化合物合成一個(gè)復(fù)雜產(chǎn)物。（即由兩種或兩種以上的物質(zhì)生成一種新物質(zhì)的反應(yīng)。）
化學(xué)分解：分解反應(yīng)
簡(jiǎn)記為：A = B + C ：化合物分解為構(gòu)成元素或小分子。 （即化合反應(yīng)的逆反應(yīng)。它是指一種化合物在特定條件下分解成兩種或兩種以上較簡(jiǎn)單的單質(zhì)或化合物的反應(yīng)。）
置換反應(yīng)（單取代反應(yīng))
簡(jiǎn)記為：A+BC=B+AC ：表示額外的反應(yīng)元素取代化合物中的一個(gè)元素。（即指一種單質(zhì)和一種化合物生成另一種單質(zhì)和另一種化合物的反應(yīng)。）
（置換關(guān)系是指組成化合物的某種元素被組成單質(zhì)的元素所替代。置換反應(yīng)必為氧化還原反應(yīng)，但氧化還原反應(yīng)不一定為置換反應(yīng)。）
根據(jù)反應(yīng)物和生成物中單質(zhì)的類(lèi)別，置換反應(yīng)有以下4種情況：
①較活潑的金屬置換出較不活潑的金屬或氫氣
②較活潑的非金屬置換出較不活潑的非金屬
③非金屬置換出金屬
④金屬置換出非金屬
復(fù)分解反應(yīng)（雙取代反應(yīng)）
簡(jiǎn)記為：AB＋CD=AD＋CB ：在水溶液中（又稱(chēng)離子化的）兩個(gè)化合物交換元素或離子形成不同的化合物。(即由兩種化合物互相交換成分，生成另外兩種化合物的反應(yīng)。)
（復(fù)分解反應(yīng)的本質(zhì)是溶液中的離子結(jié)合成難電離的物質(zhì)（如水）、難溶的物質(zhì)或揮發(fā)性氣體，而使復(fù)分解反應(yīng)趨于完成。酸、堿、鹽溶液間發(fā)生的反應(yīng)一般是兩種化合物相互交換成分而形成的，即參加反應(yīng)的化合物在水溶液中發(fā)生電離離解成自由移動(dòng)的離子,離子間重新組合成新的化合物，因此酸、堿、鹽溶液間的反應(yīng)一般是復(fù)分解反應(yīng)。因?yàn)榇祟?lèi)反應(yīng)前后各元素的化合價(jià)都沒(méi)有變化，所以復(fù)分解反應(yīng)都不是氧化還原反應(yīng)。）
當(dāng)然還有更多復(fù)雜的情形，但仍可逐步簡(jiǎn)單化而視為上述反應(yīng)類(lèi)別的連續(xù)反應(yīng)。 化學(xué)反應(yīng)的變化多端難以建立簡(jiǎn)單的分類(lèi)標(biāo)準(zhǔn)。 但是一些類(lèi)似的化學(xué)反應(yīng)仍然可以歸類(lèi)，譬如：
歧化反應(yīng) :指的是同一物質(zhì)的分子中同一價(jià)態(tài)的同一元素間發(fā)生的氧化還原反應(yīng)。同一價(jià)態(tài)的元素在發(fā)生氧化還原反應(yīng)過(guò)程中發(fā)生了“化合價(jià)變化上的分歧”，有些升高，有些降低。發(fā)生歧化反應(yīng)的元素必須具有相應(yīng)的高價(jià)態(tài)和低價(jià)態(tài)化合物，歧化反應(yīng)只發(fā)生在中間價(jià)態(tài)的元素上。氟(F2)無(wú)歧化作用，因?yàn)榉仉娯?fù)性最大，無(wú)正化合價(jià)，只有負(fù)化合價(jià)。
自身氧化還原反應(yīng)與歧化反應(yīng)均屬同種物質(zhì)間發(fā)生的氧化還原反應(yīng)，歧化反應(yīng)是自身氧化還原反應(yīng)的一種，但自身氧化還原反應(yīng)卻不一定都是歧化反應(yīng)。
有機(jī)反應(yīng)：指以碳原子化合物為主的各種反應(yīng)。
氧化還原反應(yīng)：指兩化合物間的電子轉(zhuǎn)移（如：?jiǎn)稳〈磻?yīng)和燃燒反應(yīng)）
燃燒反應(yīng)：指受質(zhì)和氧氣的反應(yīng)。
化學(xué)中的計(jì)量編輯本段回目錄
一 、量與測(cè)量
1． 物質(zhì)的量及物質(zhì)的量濃度
物質(zhì)的量：符號(hào)：n 單位：mol nB=mB/MB
物質(zhì)的量濃度(簡(jiǎn)稱(chēng)濃度)：符號(hào)：cB 單位： mol?L-1 cB=nB /V 。溶液中離子的平衡濃度常用[B]表示。
物質(zhì)的質(zhì)量分?jǐn)?shù)（或稱(chēng)百分含量）：即物質(zhì)B在混合物中所占的比例。wB=nB/∑m (可乘100%，且wB無(wú)量綱)
2． 測(cè)量中的有效數(shù)字
一個(gè)數(shù)字不僅能表示其量的大小，同時(shí)能反映出所用儀器的準(zhǔn)確程度。如：同一臺(tái)秤稱(chēng)得的物質(zhì)的量為0.10g,而在分析天平上稱(chēng)得為0.1000g。因此在化學(xué)測(cè)試中，要準(zhǔn)確地測(cè)量，準(zhǔn)確地記錄，以及正確的數(shù)字取舍。
有效數(shù)字定義：一個(gè)數(shù)據(jù)中，所有確定的數(shù)字，再加一位不確定數(shù)字。即一個(gè)數(shù)字的最后一位是可疑數(shù)字或稱(chēng)估計(jì)數(shù)字。
如：20.00mL表明以mL為單位，小數(shù)點(diǎn)后一位是準(zhǔn)確的，小數(shù)點(diǎn)后第二位是可疑數(shù)字。而改用L做單位時(shí)，則應(yīng)表示為0.02000L。此時(shí)仍表示以mL為單位時(shí)小數(shù)點(diǎn)后第二位是可疑數(shù)字，而如改寫(xiě)成0.02L，則表示以L為單位，小數(shù)點(diǎn)后第二位（幾十毫升），為可疑數(shù)字，使得可疑程度加大。
例如：0.5180; 0.518 絕對(duì)誤差：±0.0001；±0.001
所以數(shù)字后的“0”不可隨意舍掉，不能隨意增減有效數(shù)字的位數(shù)。
有效數(shù)字的確定：
<1>.有效數(shù)字最后一位是不確定數(shù)字,倒數(shù)第二位反映出儀器的最小刻度單位。
<2>.數(shù)字“0”是否為有效數(shù)字取決其所在位置。數(shù)字之間或之后的“0”為有效數(shù)字。如：21.20 ；5.07 ，數(shù)字之前的“0”只起定位作用，不是有效數(shù)字。如：0.0875
<3>.分析化學(xué)實(shí)驗(yàn)中對(duì)有效數(shù)字的要求：
①電子天平稱(chēng)重時(shí)，取小數(shù)點(diǎn)后四位。移液管、滴定管讀體積時(shí)以mL為單位，取小數(shù)點(diǎn)后兩位。
②.度取四位有效數(shù)字，分子量取四位有效數(shù)字。
如：c（HCl）= 0.1000 mol/L ；M(HCl) = 36.45 ；M(Na2CO3) = 106.0
③.誤差和偏差一般取一位有效數(shù)字，最多取二位。如：±0.1%,±0.12 %,
④.pH取1~2位有效數(shù)字。因?yàn)閜H為負(fù)對(duì)數(shù)，所以其小數(shù)部分為有效數(shù)字，整數(shù)部分只起定位作用。如：pH =4.56 為二位有效數(shù)字。
⑤ 與測(cè)量無(wú)關(guān)的純數(shù)如化學(xué)計(jì)量關(guān)系式中的化學(xué)計(jì)量數(shù)、摩爾比、稀釋倍數(shù)等，可視為無(wú)限多位數(shù)，不影響其它有效數(shù)字的運(yùn)算。
⑥ 當(dāng)計(jì)量單位由大變小時(shí)，采用指數(shù)形式。不可改變有效數(shù)字位數(shù)。如：25.0g→2.50×104mg 不能寫(xiě)成25000mg
⑦ 計(jì)算過(guò)程中數(shù)字首位≥8時(shí)，其有效數(shù)字位數(shù)可多算一位。
⑧ 確定有效數(shù)字位數(shù)時(shí)采用“四舍六入五留雙”。如：3.175→3.18；3.165→3.16
⑨ 在計(jì)算的過(guò)程中間可多保留一位有效數(shù)字，以免多次取舍引起較大誤差。
運(yùn)算規(guī)則：
加減運(yùn)算：結(jié)果所保留的位數(shù)，取決于絕對(duì)誤差最大的數(shù)，（即小數(shù)點(diǎn)后位數(shù)最少者）。應(yīng)“先取齊后加減”。
例：0.1325+5.103+60.08+139.8→0.1+5.1+60.1+139.8=205.1
乘除運(yùn)算：結(jié)果所保留的位數(shù)取決于相對(duì)誤差最大的數(shù)（即有效數(shù)字位數(shù)最少者）。應(yīng)“先乘除，后取舍”。
例：0.1325×28.6×0.15=0.57
3． 分壓定律
<1>理想氣體狀態(tài)方程式：PV=nRT
其中P：Pa；V：m3 ；n：mol；T：K時(shí)R=8.314J?mol-1?k-1
<2>道爾頓分壓定律
混合氣體中各組分的分壓Pi為該組分氣體單獨(dú)占有相同體積時(shí)所具有的壓力。
混合氣體的總壓：P總=PA+PB+……Pi
由于各組分氣體均視為理想氣體。故各組分氣體與混合氣體均滿足理想氣體狀態(tài)方程：PiV=niRT；P總V=n總RT；兩式相比Pi/P總=ni/n總
則 Pi=P總?ni/n總 ni/n總 稱(chēng)為物質(zhì)的量分?jǐn)?shù)（也稱(chēng)摩爾分?jǐn)?shù)）
若將混合氣體分離成每一組分氣體，并與分離前的混合氣體具有相同溫度、壓力。則分離后：Vi/V總=ni/n總 Vi/V總為體積分?jǐn)?shù)。
4． 化學(xué)反應(yīng)計(jì)量關(guān)系式
反應(yīng)進(jìn)度：對(duì)任意化學(xué)反應(yīng)：aA+bB gG+dD
移項(xiàng)后可寫(xiě)成：0= -aA-bB+gG+dD 即0=∑υB?B
B ：表示參與反應(yīng)的各物質(zhì)。υB：各物質(zhì)的化學(xué)計(jì)量數(shù)。其中反應(yīng)物υ為負(fù)值，產(chǎn)物的υ為正值。
反應(yīng)進(jìn)度的微分定義式為：dξ=dnB/υB
用物質(zhì)的變化量來(lái)表示：ξ=ΔnB/υB ξ單位為mol
用不同物質(zhì)表示時(shí)：ξ=ΔnA/υA=ΔnB/υB=ΔnG/υG=ΔnD/υD
測(cè)量或計(jì)量中的誤差編輯本段回目錄
一、誤差與準(zhǔn)確度
1、 絕對(duì)誤差與相對(duì)誤差
準(zhǔn)確度表示測(cè)定結(jié)果與真實(shí)值接近的程度。
準(zhǔn)確度的大小可用誤差來(lái)衡量：絕對(duì)誤差=測(cè)定值－真實(shí)值。
正誤差表示測(cè)定結(jié)果偏高，負(fù)誤差表示測(cè)定結(jié)果偏低，誤差越小準(zhǔn)確度越高。但有時(shí)絕對(duì)誤差也不能很好的反映出測(cè)試的準(zhǔn)確程度。如：
真值：1.0000 測(cè)定值：1.0001 絕對(duì)誤差：0.0001
0.1000 0.1001 0.0001
雖然絕對(duì)誤差均為0.0001，但其真值相差十倍。顯然準(zhǔn)確度不同，故提出：
相對(duì)誤差Er= ×100%
則上面第一數(shù)的Er= ×100%=0.01%
而第二數(shù)的Er= ×100%=0.1% 。 兩者相差10倍。
相對(duì)誤差更能顯示誤差所占的比例。
由此可見(jiàn)：絕對(duì)誤差相同時(shí)，被測(cè)定量較大相對(duì)誤差較小，測(cè)定結(jié)果的準(zhǔn)確度較高。
2、 誤差的性質(zhì)和產(chǎn)生的原因
根據(jù)誤差的性質(zhì)和產(chǎn)生的原因可將誤差分為三類(lèi)：
<1>.系統(tǒng)誤差（也稱(chēng)可測(cè)誤差）
是由測(cè)定過(guò)程中某些經(jīng)常性的，恒定的原因所造成的誤差。其特點(diǎn)為：
① 對(duì)分析結(jié)果的影響比較恒定，使之整體偏高或偏低。會(huì)在同一條件下的測(cè)定中重復(fù)地顯示出來(lái)。
② 只影響分析結(jié)果的準(zhǔn)確度，不影響其精密程度。
③ 可采取一定的方法減小或消除。
系統(tǒng)誤差的主要來(lái)源：
① 方法誤差——由于方法本身不完善而引入的誤差。
如：重量分析中，由于沉淀都會(huì)有少量的溶解，因此會(huì)使測(cè)試結(jié)果偏低。另外指示劑選擇不當(dāng)，使滴定終點(diǎn)顯示不準(zhǔn)確（過(guò)早或過(guò)遲），也會(huì)造成方向一致的系統(tǒng)誤差。
② 儀器誤差——由于儀器本身的不準(zhǔn)確或未經(jīng)校正所造成的誤差。
如：標(biāo)注1.000g的砝碼，由于磨損而至0.9927g，在每次使用時(shí)均會(huì)造成等量的系統(tǒng)誤差。
③ 試劑誤差——由于試劑不純或蒸餾水不純?cè)斐傻恼`差。如：試劑或蒸餾水中含有被測(cè)組分或干擾離子。
④ 主觀誤差——由于操作人員的生理特點(diǎn)引起的誤差。是由于操作人員的習(xí)慣和偏向所引起的。如：滴定終點(diǎn)顏色的觀察，有人偏深，有人偏淺。滴定管讀數(shù)時(shí)，有人偏高，有人偏低等。
消除誤差的方法：
對(duì)于方法誤差，應(yīng)選用更合適的方法，或采用對(duì)照實(shí)驗(yàn)；儀器誤差則要對(duì)儀器校正； 對(duì)試劑誤差可進(jìn)一步純化試劑，或采用空白實(shí)驗(yàn)的方法，均可以降低或消除系統(tǒng)誤差。
<2>偶然誤差（也稱(chēng)隨機(jī)誤差）
偶然誤差是由一些偶然的因素引起的。如：測(cè)定時(shí)環(huán)境的溫度、濕度、氣壓等微小變化。因而是可變的。有時(shí)大，有時(shí)小，有時(shí)正，有時(shí)負(fù)。偶然誤差難以觀察也難以控制。即使最有經(jīng)驗(yàn)的人進(jìn)行很仔細(xì)的操作，重復(fù)多次后，其各次的結(jié)果仍會(huì)有差別。偶然誤差既影響準(zhǔn)確度，也影響精密度。
在實(shí)驗(yàn)多次重復(fù)后，可看出偶然誤差的分布也是有規(guī)律的。
① 大小相近的正負(fù)誤差，出現(xiàn)的幾率是相等的。
② 大誤差出現(xiàn)的幾率小；小誤差出現(xiàn)的幾率大，非常大的誤差出現(xiàn)的幾率近于零，符合正態(tài)分布。
因此，操作越仔細(xì)，測(cè)定次數(shù)越多，則測(cè)定結(jié)果的算術(shù)平均值越接近于真實(shí)值。所以采用多次測(cè)定取平均值的方法可減小偶然誤差。
<3>.過(guò)失誤差
過(guò)失誤差是指在測(cè)定過(guò)程中由于測(cè)定者的粗心大意，不按操作規(guī)程辦事而造成的誤差。如溶液的濺失、看錯(cuò)砝碼、讀錯(cuò)數(shù)、加錯(cuò)試劑等。
過(guò)失誤差對(duì)測(cè)定結(jié)果影響很大，必須避免。
二、偏差與精密度：
偏差的表示方法：
在實(shí)際工作中，真實(shí)值不可能準(zhǔn)確地知道（如物質(zhì)中某組分的含量是多少）。
精密度表示測(cè)定結(jié)果與對(duì)同一試樣進(jìn)行多次測(cè)試的平均值的接近程度，可用偏差來(lái)表示精密度的大小。
精密度與準(zhǔn)確度的關(guān)系：
<1>.準(zhǔn)確度高，精密度一定高。即每個(gè)數(shù)值都與真實(shí)值接近。（甲）
<2>.精密度高，準(zhǔn)確度不一定高。（乙）
<3>.精密度差的數(shù)據(jù)不可靠（丙、丁）。失去了衡量準(zhǔn)確度的前提，丁的平均值雖接近真實(shí)值，但如果用三個(gè)數(shù)來(lái)平均則誤差就會(huì)很大。乙的精密度較高，但準(zhǔn)確度較差。通常是由系統(tǒng)誤差引起的。消除系統(tǒng)誤差后，可提高準(zhǔn)確度。因此，精密度高是保證準(zhǔn)確度的前提。
三、測(cè)試結(jié)果的數(shù)據(jù)處理
1．置信度與平均置信區(qū)間
置信度：真實(shí)值在某一范圍內(nèi)出現(xiàn)的幾率。
置信區(qū)間：在選定的置信度下，總體平均值μ在以測(cè)定平均值 為中心的多大范圍內(nèi)出現(xiàn)。該范圍稱(chēng)為平均置信區(qū)間。
2． 可疑數(shù)據(jù)的取舍——Q檢驗(yàn)
在進(jìn)行一系列平行測(cè)定時(shí)，往往會(huì)出現(xiàn)偏差較大的值。稱(chēng)為離群值。異常值的引入會(huì)影響測(cè)定結(jié)果的平均值。因此在計(jì)算前應(yīng)進(jìn)行異常值的合理取舍。如異常值是由明顯過(guò)失引起的，則應(yīng)舍棄。如不是由明顯過(guò)失引起的，則要進(jìn)行異常值檢測(cè)。如一組測(cè)定值：22.30；20.25；20.30；20.32；顯然第一個(gè)數(shù)為離群值。在計(jì)算平均值是是否應(yīng)將其舍棄，這種舍棄不是任意的，要有根據(jù)。
<2>計(jì)算極差R=xmax－xmin和可疑值與相鄰值之差x2－x1或 xn－xn－1
<3>根據(jù)Q計(jì)= 或 求出Q計(jì)= =0.5
<4>根據(jù)測(cè)定次數(shù)和置信度從P12表1-2中查出Q表值
判定：Q計(jì)≥Q表時(shí)，離群值應(yīng)舍棄，反之則保留。置信度在90%，n=5次時(shí)，查得Q表=0.64 Q計(jì)<Q表，∴22.44應(yīng)保留
由于置信度升高會(huì)使置信區(qū)間加寬，所以在置信度為90%時(shí)應(yīng)保留的數(shù)字在95%時(shí)也一定應(yīng)保留。在90%該舍棄的數(shù)值，在95%時(shí)則不一定要舍棄，應(yīng)重新做Q檢驗(yàn)。反之在95%該舍棄的數(shù)值，在90%時(shí)一定舍棄。而在95%該保留的數(shù)值在90%時(shí)不一定保留。
在Q檢驗(yàn)中，置信度選擇要合適，置信度太小置信區(qū)間過(guò)窄，會(huì)使該保留的數(shù)值舍掉。反之，置信度太高，會(huì)使置信區(qū)間加寬，使該舍棄的數(shù)值被保留。
在測(cè)定次數(shù)n≤3時(shí)，做Q檢驗(yàn)，會(huì)將錯(cuò)誤數(shù)字保留。因此應(yīng)增加測(cè)定次數(shù)；減消離群值在平均值中的影響。
化學(xué)反應(yīng)基本概念和術(shù)語(yǔ)編輯本段回目錄
一、體系和環(huán)境
體系——人為選取一定種類(lèi)，一定數(shù)量的物質(zhì)作為研究的對(duì)象，這一部分物質(zhì)或空間叫做體系或系統(tǒng)。
環(huán)境——與體系有密切聯(lián)系的一部分物質(zhì)或空間。
二、狀態(tài)和狀態(tài)函數(shù)
1、 狀態(tài)
由一系列表征系統(tǒng)性質(zhì)的宏觀物理量（如T、P、V等）所確定下來(lái)的系統(tǒng)的存在形式稱(chēng)系統(tǒng)的狀態(tài)。
一個(gè)體系的狀態(tài)是由它的一系列物理量來(lái)確定的。這些物理量我們稱(chēng)之為體系的宏觀性質(zhì)。可分為容量性質(zhì)和強(qiáng)度性質(zhì)。
容量性質(zhì)：與物質(zhì)的數(shù)量有關(guān)，具有加合性。如m、V、n、Cr(熱容量)。
強(qiáng)度性質(zhì)：與物質(zhì)的數(shù)量無(wú)關(guān)，不具有加合性。如T、P、ρ、C（比熱）
當(dāng)體系的宏觀性質(zhì)都有確定值時(shí)，我們稱(chēng)其處于一定的狀態(tài)。體系的任何一個(gè)性質(zhì)發(fā)生變化時(shí)，體系的狀態(tài)即改變。但狀態(tài)改變時(shí)，不一定所有的性質(zhì)都改變。
2、 狀態(tài)函數(shù)
凡能決定體系狀態(tài)的一切宏觀性質(zhì)（物理量）都叫做狀態(tài)函數(shù)。
特點(diǎn)：
<1>體系的一些狀態(tài)函數(shù)是相互聯(lián)系、相互制約的。因此確定了幾個(gè)狀態(tài)函數(shù)，其它的狀態(tài)函數(shù)也隨之而定。如PV=nRT
<2>任何狀態(tài)函數(shù)的變化值，只決定于體系的始態(tài)和終態(tài)。而與變化的途徑無(wú)關(guān)。
三、 熱和功
熱和功是系統(tǒng)發(fā)生狀態(tài)變化時(shí)與環(huán)境進(jìn)行能量交換的兩種形式。
熱（Q）：由于溫度不同而造成的能量的傳遞。
功（W）：除熱之外，所有其他形式的能量傳遞。
四、 熱力學(xué)能與熱力學(xué)第一定律
i. .熱力學(xué)能（U）
定義：體系內(nèi)部能量的總和，（包括分子的動(dòng)能、勢(shì)能、鍵能、核能等）不包括體系整體運(yùn)動(dòng)的動(dòng)能和體系整體處于外力場(chǎng)中具有的位能。
<1>熱力學(xué)能是狀態(tài)函數(shù)，一定的狀態(tài)下有一定的U值，同一體系、同一狀態(tài)時(shí)，不可能有不同的U值。而不同體系或同一體系不同狀態(tài)時(shí)則可能有相同的U值。
<2>U的絕對(duì)數(shù)值是不可求的，只能測(cè)出反應(yīng)前后U的變化值ΔU。
ΔU=U終－U始
<3>U為容量性質(zhì)，具有加合性，采用能量單位：J或kJ。
ii. 熱力學(xué)第一定律（能量守恒定律）
定律：在任何過(guò)程中，能量不會(huì)自生自滅，只能從一種形式轉(zhuǎn)化為另一種形式。轉(zhuǎn)化過(guò)程中，能量的總值不變。
數(shù)學(xué)表達(dá)式：ΔU－（Q＋W）=0 即：ΔU=Q＋W
熱化學(xué)編輯本段回目錄
一、 化學(xué)反應(yīng)的熱效應(yīng)（反應(yīng)熱）
定義：系統(tǒng)發(fā)生化學(xué)變化時(shí)，當(dāng)系統(tǒng)不作非體積功，并使體系終態(tài)溫度恢復(fù)到始態(tài)溫度，則在這一過(guò)程中放出或吸收的熱量稱(chēng)為該反應(yīng)的反應(yīng)熱。
1． 恒容反應(yīng)熱
在不作非體積功的情況下，恒容過(guò)程的V終=V始 即ΔV=0
體積功W=PΔV=0 則ΔU=QV
即：恒容過(guò)程中體系所吸收的能量QV全部用來(lái)增加體系的內(nèi)能。
2． 恒壓反應(yīng)熱
恒壓過(guò)程通常是在敞口容器中進(jìn)行的。P終=P始=P外
由于體系只做體積功，∴W=－PΔV，則ΔU=QP－PΔV
3． 體系的焓與反應(yīng)的焓變
焓：在恒壓和不作非體積功的條件下，由能量守恒定律，
ΔU= QP－PΔV
QP=ΔU＋PΔV=U2－U1＋P(V2－V1)=( U2＋P V2)－(U1＋P V1)
兩括號(hào)中的內(nèi)容相同，且均為狀態(tài)函數(shù)(狀態(tài)2－狀態(tài)1 )，因此人為定義出一個(gè)新的狀態(tài)函數(shù)焓（H）。
定義：H=U+PV
<1>∵U、P、V均為狀態(tài)函數(shù)，∴H也是狀態(tài)函數(shù)。
∴焓的變化量ΔH只與始態(tài)與終態(tài)有關(guān)，與途徑無(wú)關(guān)。
ΔH=H終－H始
在恒壓不作非體積功的條件下，QP=ΔH
<2>∵U的絕對(duì)值不可測(cè)，∴H的絕對(duì)值也不可測(cè)，但可以通過(guò)恒壓反應(yīng)熱求出：ΔH= QP
<3>焓是體系的容量性質(zhì)，具有加合性。
焓變：<1>∵ΔH= QP ∴ΔH與Qp 的符號(hào)相同，吸熱為“+”，放熱為“—”。
<2>反應(yīng)的ΔH受溫度的影響比較小，故可用298K下的ΔH代替其它溫度下的ΔH。
<3>∵ΔU= Q+W Q=ΔU—W
在恒壓及不做非體積功的條件下：QP=ΔU＋PΔV=ΔH
在反應(yīng)物和生成物都是固態(tài)和液態(tài)時(shí)，反應(yīng)的ΔV很小，PΔV可以忽略，故ΔH≈ΔU
在有氣體參與的反應(yīng)中，PΔV=△nRT，則ΔH=ΔU＋△nRT （△n為氣體摩爾數(shù)的變化量。）
上面所講的兩個(gè)關(guān)系式：ΔU=QV ；ΔH= QP
熱不是狀態(tài)函數(shù)，但由于QV對(duì)應(yīng)ΔU，QP對(duì)應(yīng)ΔH。所以在這兩種特殊情況下，QV 、QP只與始態(tài)和終態(tài)有關(guān)。與變化的途徑無(wú)關(guān)。
二、 蓋斯定律
反應(yīng)的熱效應(yīng)可以由實(shí)驗(yàn)測(cè)得，但化學(xué)反應(yīng)成千上萬(wàn)，逐一測(cè)定很困難。而且有些熱效應(yīng)實(shí)際上很難或不能測(cè)出。
如：（1）C（石墨）＋O2 (g)－→CO2(g) ΔrHm1=－393.5kJ?mol－1
(2 ) C (石墨)＋ O2 (g)—→CO(g) ΔrHm2
在第二個(gè)反應(yīng)進(jìn)行的過(guò)程中，總會(huì)有一部分CO2生成，所以實(shí)際上ΔrHm2不能準(zhǔn)確測(cè)出。因此在1840年，俄國(guó)化學(xué)家蓋斯在大量試驗(yàn)的基礎(chǔ)上得出了著名的熱化學(xué)定律—蓋斯定律。
定律：在整個(gè)過(guò)程處于恒容或恒壓情況時(shí)，化學(xué)反應(yīng)的熱效應(yīng)只與始、終狀態(tài)有關(guān)，而與變化的途徑無(wú)關(guān)。
另一種說(shuō)法：在恒容或恒壓條件下，一個(gè)化學(xué)反應(yīng)無(wú)論是一步完成，還是分成幾步完成，其總反應(yīng)的反應(yīng)熱等與各步反應(yīng)熱之和。
三、標(biāo)準(zhǔn)摩爾反應(yīng)焓變
1、 摩爾反應(yīng)焓變（△rHm）
2、 物質(zhì)的標(biāo)準(zhǔn)態(tài)和標(biāo)準(zhǔn)摩爾焓變。
3、 熱化學(xué)反應(yīng)方程式
表示化學(xué)反應(yīng)與其熱效應(yīng)關(guān)系的化學(xué)方程式稱(chēng)為熱化學(xué)反應(yīng)方程式。在化學(xué)反應(yīng)式后用Δr 表示反應(yīng)的熱效應(yīng)。（指恒壓下的反應(yīng)熱）
要求：
1) 應(yīng)注明物質(zhì)的聚集狀態(tài)，s、l、g，固體有多種晶型時(shí)還應(yīng)注明晶型。如：石墨和金剛石，聚集狀態(tài)不同，Δr 不同。
2) 應(yīng)正確寫(xiě)出化學(xué)反應(yīng)計(jì)量式，即同一反應(yīng)，其反應(yīng)式計(jì)量系數(shù)不同時(shí)，Δr 也不同（見(jiàn)書(shū)P19 (4) 式、（5）式）
3) 注明反應(yīng)溫度，標(biāo)準(zhǔn)態(tài)（298.15K時(shí)）不需注明。
4． 標(biāo)準(zhǔn)摩爾生成焓（Δf ）
標(biāo)準(zhǔn)生成焓：在標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)下，由穩(wěn)定單質(zhì)生成1mol純物質(zhì)時(shí)反應(yīng)的摩爾焓變，成為該物質(zhì)的標(biāo)準(zhǔn)摩爾生成焓Δf 。下標(biāo)f為生成反應(yīng)（formation）的意思。即在標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)下，一種特定反應(yīng)（生成反應(yīng)）的產(chǎn)物只有一種，而且產(chǎn)物的計(jì)量系數(shù)為1時(shí)，反應(yīng)的標(biāo)準(zhǔn)摩爾焓變。
化學(xué)反應(yīng)的方向編輯本段回目錄
一、化學(xué)反應(yīng)的自發(fā)性
1、 自發(fā)反應(yīng)（或過(guò)程）：在一定條件下，不需要任何外力做功，就能自動(dòng)進(jìn)行的反應(yīng)或物理過(guò)程，稱(chēng)為自發(fā)反應(yīng)式或自發(fā)過(guò)程。
如：水的流動(dòng)、電流、0℃以下水的結(jié)冰。0℃以上冰的熔化，金屬的生銹、及一些化學(xué)反應(yīng)，如 ：Zn＋CuSO4 Cu＋ZnSO4
2、 自發(fā)過(guò)程的推動(dòng)力及限度
過(guò)程 自發(fā)方向 推動(dòng)力 自發(fā)過(guò)程的最大限度
水流 高水位→低水位 Δh Δh=0
電流 高電位→低電位 ΔV ΔV=0
氣流 高氣壓→低氣壓 Δp Δp=0
熱傳導(dǎo) 高溫→低溫 ΔT ΔT=0
化學(xué)反應(yīng) 高自由焓→低自由焓 ΔG ΔG=0
結(jié)論：
1) 自發(fā)變化的逆過(guò)程是非自發(fā)的。
2) 自發(fā)變化和非自發(fā)變化都是可能進(jìn)行的，自發(fā)變化能自動(dòng)進(jìn)行，非自發(fā)變化需借助一定方式的外部作用才能發(fā)生（如水泵、電解等）。
3) 自發(fā)變化的最大限度是體系的平衡狀態(tài)，
3、 焓變與自發(fā)反應(yīng)
自然界傾向于能量降低，如高位能→低位能、高溫→低溫，均屬于能量降低，體系的能量越低越穩(wěn)定。
二、混亂度與自發(fā)方向
自然界的另一自發(fā)傾向——混亂度增大。
如：氣體的擴(kuò)散、物質(zhì)的溶解、容器內(nèi)不同顏色球的排列，拋擲物體時(shí)都傾向于混亂度增大，要使其規(guī)則排列，則需對(duì)其做功。
1、 熵（S）
體系內(nèi)微觀粒子運(yùn)動(dòng)的混亂程度，在熱力學(xué)中用一個(gè)新的物理量熵（S）來(lái)表示，熵是反映體系內(nèi)部質(zhì)點(diǎn)混亂程度的物理量。
1) S是狀態(tài)函數(shù)，體系狀態(tài)一定時(shí)，就有確定的熵值，體系的混亂度越大，熵值越大。
2) 熵有絕對(duì)數(shù)值。0 K時(shí)完整的晶態(tài)純物質(zhì) S0=0，∵此時(shí)排列最有序其它溫度下物質(zhì)的絕對(duì)熵值為ST=ST－S0=△S。附錄三中有各物質(zhì)的 (25℃,100KPa)。
3）影響熵值大小的因素：
聚集狀態(tài)： B(g)> B(l)> B(s)
在定性判斷一個(gè)化學(xué)反應(yīng)是熵增還是熵減時(shí)，通常考慮為氣體分子數(shù)增大的方向是熵增過(guò)程。
溫度：同一物質(zhì)時(shí)，T1>T2，則 T1> T2
分子結(jié)構(gòu)：分子量相近，結(jié)構(gòu)越復(fù)雜，熵越大。對(duì)稱(chēng)性越好，熵越小。
三、 化學(xué)反應(yīng)方向的判據(jù)
1． 吉布斯自由焓（能）G
1878年美國(guó)物理學(xué)家吉布斯根據(jù)Δr ，Δr 及T對(duì)反應(yīng)自發(fā)方向的影響，提出了一個(gè)新的熱力學(xué)函數(shù)——自由焓G。
G=H－TS △G=△H－T△S (恒溫恒壓)
1) 自由焓G是狀態(tài)函數(shù)，△G=G終－G始 并且具有加合性。
2) ∵H的絕對(duì)值不可求，∴G的絕對(duì)值也不可求。
3) 自由焓是體系可利用的能量，也可把自由焓理解為體系提供“有用功”的能力。G越大，體系做功的能力越大（內(nèi)能不能全部轉(zhuǎn)化成有用功）。自由焓相當(dāng)于體系做功的本領(lǐng)，自由焓的減少量即為體系在變化過(guò)程中所做的最大有用功。 －△G=Wmax
4) △G受溫度的影響較大，因此不能用298K下的△G代替其它溫度下的△G。
2．化學(xué)反應(yīng)的判據(jù)——△rGm
一個(gè)化學(xué)反應(yīng)的摩爾自由焓變用△rGm表示，可作為化學(xué)反應(yīng)自發(fā)性的判據(jù)：
ΔrGm<0 自發(fā)
ΔrGm=0 平衡狀態(tài)
ΔrGm>0 不自發(fā)（逆反應(yīng)自發(fā)）
標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)下（各物質(zhì)的C=1.0mol?L－1,Pi=100kPa）用Δr 判斷。非標(biāo)態(tài)下應(yīng)該用ΔrGm判斷。
3．標(biāo)準(zhǔn)摩爾生成自由焓
定義：標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)下，由穩(wěn)定單質(zhì)生成1摩爾純物質(zhì)時(shí)，反應(yīng)的自由焓變叫做該物質(zhì)的標(biāo)準(zhǔn)摩爾生成自由焓ΔfGm(298)
穩(wěn)定單質(zhì)的ΔfGm =0。
二、化學(xué)反應(yīng)速率方程式
1．基元反應(yīng)和非基元反應(yīng)。
化學(xué)反應(yīng)方程式只告訴我們反應(yīng)物和最終的產(chǎn)物，以及它們之間的化學(xué)計(jì)量關(guān)系，并未告訴我們反應(yīng)是如何進(jìn)行的。只有很少的反應(yīng)是經(jīng)過(guò)一步即完成的。如：2NO＋O2→2NO2,NO2＋CO→NO＋CO2等。而大部分反應(yīng)是經(jīng)過(guò)多步才完成的。能一步完成的化學(xué)反應(yīng)稱(chēng)之為基元反應(yīng)。由兩個(gè)或兩個(gè)以上基元反應(yīng)組成的反應(yīng)為非基元反應(yīng)或復(fù)雜反應(yīng)。
2． 質(zhì)量作用定律
基元反應(yīng)的反應(yīng)速率，與反應(yīng)物濃度間有定量關(guān)系。
質(zhì)量作用定律：在一定溫度下，化學(xué)反應(yīng)速率與各反應(yīng)物濃度冪的乘積成正比，濃度的冪改為反應(yīng)方程式中相應(yīng)的化學(xué)計(jì)量數(shù)。
3、 非基元反應(yīng)速率方程式的確定
質(zhì)量作用定律僅適用于基元反應(yīng)，對(duì)于非基元反應(yīng)不能由總反應(yīng)式的系數(shù)寫(xiě)出反應(yīng)級(jí)數(shù)（a+b）。
三、反應(yīng)速率理論
1．碰撞理論
<1> 基本觀點(diǎn)：把分子視為剛性球，即在分子未接觸時(shí)，分子無(wú)變化，分子要發(fā)生反應(yīng)需進(jìn)行碰撞，但不是每次碰撞均發(fā)生反應(yīng)。
有效碰撞：分子間能夠發(fā)生反應(yīng)的碰撞，只有極少數(shù)具有較大動(dòng)能的分子的碰撞，才是有效碰撞。
活化分子：能夠發(fā)生有效碰撞的分子。活化分子的多少?zèng)Q定了反應(yīng)速率的大小。
<2>氣體分子的能量分布
① 具有較高能量和較低能量的分子都很少，大部分分子的能量在平均能量附近，曲線下面積為某一能量范圍內(nèi)分子占總分子的百分率。
② 活化分子的最低能量為E1，只有能量高于E1的分子才能發(fā)生有效碰撞。E1右側(cè)面積為活化分子所占比例。
③ E1與E平均的差值為活化能。Ea= E1－E平均 。反應(yīng)的活化能越高，則反應(yīng)物分子中活化分子比例越小，（E2右面積小于E1由面積）反應(yīng)速率越慢。不同的反應(yīng)Ea不同，Ea<42kJ?mol－1反應(yīng)速率很快，Ea>420 kJ?mol－1反應(yīng)速率則很慢。Ea是決定反應(yīng)速率的重要因素。
反應(yīng)速率還與碰撞時(shí)分子的取向有關(guān)。如：NO2(g)＋CO(g) NO(g)＋CO2,只有當(dāng)CO中的C原子與NO2中的O原子迎頭相碰才會(huì)發(fā)生反應(yīng)。
碰撞理論的優(yōu)點(diǎn)：較直觀地說(shuō)明了分子的能量與反應(yīng)速率的關(guān)系
缺點(diǎn)：不能說(shuō)明反應(yīng)過(guò)程中能量變化。
2．過(guò)渡態(tài)理論
基本觀點(diǎn)：糾正了碰撞理論中剛性球的概念，認(rèn)為分子在相互接近時(shí)外層的電子云會(huì)發(fā)生變化，使分子內(nèi)鍵長(zhǎng)及分子的形狀發(fā)生改變。在由反應(yīng)物生成產(chǎn)物的進(jìn)程中，要經(jīng)過(guò)中間過(guò)渡態(tài)（活化態(tài)）。其能量高與反應(yīng)物一般分子的能量。
過(guò)渡態(tài)能量高不穩(wěn)定，反應(yīng)物需先克服相互靠近時(shí)電子云間強(qiáng)烈的斥力。所以只有能量較高的分子，才能足夠靠近而形成過(guò)渡態(tài)。
四、影響化學(xué)反應(yīng)速率的因素
1．濃度對(duì)反應(yīng)速率的影響
由質(zhì)量作用定律可知，反應(yīng)物濃度的升高，會(huì)使反應(yīng)速率加快。如物質(zhì)在氧氣中的燃燒要比在空氣中燃燒的反應(yīng)劇烈。從活化能的觀點(diǎn)來(lái)看，一定溫度下，活化分子百分?jǐn)?shù)是一定的。體系分子總數(shù)增大，則活化分子數(shù)也增大，反應(yīng)速率加快。
活化能分子數(shù)=反應(yīng)物分子數(shù)×活化分子百分?jǐn)?shù)
2．溫度對(duì)反應(yīng)速率的影響
溫度的升高可提高反應(yīng)速率，一般每升高10K,可使反應(yīng)速率增大2-4倍。如常溫下H2和O2幾乎看不到有反應(yīng)發(fā)生，而在T>873K時(shí)，則反應(yīng)迅速進(jìn)行，發(fā)生爆炸。
溫度的升高不僅使碰撞次數(shù)加大（2%左右/10K），更主要的是提高了分子的普遍能量，從而提高了活化能分子百分?jǐn)?shù)（見(jiàn)圖，圖形右移），使活化能分子總數(shù)增大，反應(yīng)速率加快。反映在質(zhì)量作用定律中，溫度升高使k增大。
<1> Ea越大直線越陡立，Ea越小直線越平緩
<2> Ea不同的兩個(gè)反應(yīng)，升高相同溫度時(shí)，Ea越大的反應(yīng)，lnk增加的越大（倍數(shù)大）。Ea較小的反應(yīng)則增加的較少。反之在降低同樣的溫度時(shí)，Ea大的反應(yīng)，lnk降低得越多。即Ea越大的反應(yīng)，受溫度的影響越大。
<3> 對(duì)于一給定的反應(yīng)，低溫區(qū)，T對(duì)lnk的影響較大；高溫區(qū)，T對(duì)lnk的影響較小。因此在溫度已經(jīng)較高的情況下，不宜再靠升溫的方法來(lái)提高反應(yīng)速率。
注意：升高溫度同樣可以提高正逆兩個(gè)方向的反應(yīng)速率。
3、催化劑對(duì)反應(yīng)速率的影響
用升高溫度的方法提高反應(yīng)速率，有一定的局限性。比如會(huì)增加耗能；需要高溫高壓設(shè)備；同時(shí)也會(huì)使副反應(yīng)加速；使放熱反應(yīng)進(jìn)行的程度降低等。而使用催化劑則無(wú)此弊端，而且增加反應(yīng)速率的作用非常明顯。比如：用Au做催化劑催化HI(g)的分解，可使反應(yīng)速率增加一億多倍。
催化機(jī)理：加入催化劑K后，生成了新的過(guò)渡態(tài)AK+B，改變了反應(yīng)歷程，降低了反應(yīng)的Ea,從而加速反應(yīng)。
催化劑的特點(diǎn)：
<1> 催化劑可參與反應(yīng)，改變反應(yīng)歷程和速率，但反應(yīng)前后，其組成和質(zhì)量不變。
<2> 只縮短達(dá)平衡的時(shí)間，不改變平衡狀態(tài)，即不能推動(dòng)或阻止反應(yīng)的進(jìn)行，不改變平衡時(shí)反應(yīng)物的轉(zhuǎn)化率。不改變反應(yīng)方向，不改變反應(yīng)的熱效應(yīng)。
<3> 催化劑具有選擇性，可有選擇的加速某一反應(yīng)，從而控制副反應(yīng)的發(fā)生，減少副產(chǎn)品（主反應(yīng)達(dá)平衡時(shí)，副反應(yīng)還未達(dá)平衡）。
<4> 提高反應(yīng)速率的為正催化劑，降低反應(yīng)速率的為副催化劑。如抗老化劑等。
化學(xué)平衡及其移動(dòng)編輯本段回目錄
一、可逆反應(yīng)與化學(xué)平衡
1．可逆反應(yīng)：在一定條件下既能向正向進(jìn)行，又能向逆向進(jìn)行的反應(yīng)稱(chēng)為可逆反應(yīng)。
除放射性元素的蛻變及2KCl3—→2KCl＋3O2外，幾乎所有的化學(xué)反應(yīng)都具有可逆性。即在密閉容器中，反應(yīng)不能進(jìn)行到底，反應(yīng)物不能全部轉(zhuǎn)化為產(chǎn)物。
2．化學(xué)平衡
可逆反應(yīng)進(jìn)行到一定程度時(shí)，便會(huì)建立起平衡。即宏觀上處于靜止?fàn)顟B(tài)，產(chǎn)物不再增加，反應(yīng)物不再減少，是化學(xué)反應(yīng)進(jìn)行的極限。
特征：
<1> 化學(xué)平衡是一動(dòng)態(tài)平衡，此時(shí)υ正=υ逆≠0。外界條件不變，體系中各物質(zhì)的量不隨時(shí)間變化。
<2> 反應(yīng)前C反C產(chǎn)可不相同,達(dá)平衡時(shí)各物質(zhì)的濃度也不相同，但其濃度冪乘積的比值為一常數(shù)。
<3> 平衡是有條件的，條件改變時(shí)，原平衡被破壞。在新的條件下，建立新的平衡。
二、平衡常數(shù)
1．實(shí)驗(yàn)平衡常數(shù)
<1> 關(guān)于平衡常數(shù)K
① Kc、Kp是衡量化學(xué)反應(yīng)進(jìn)行程度的標(biāo)志，K越大表明反應(yīng)進(jìn)行的程度越大。K→0表明反應(yīng)實(shí)際上不發(fā)生。
② K與濃度無(wú)關(guān)，是溫度的函數(shù)。
<2>書(shū)寫(xiě)平衡常數(shù)表達(dá)式時(shí)應(yīng)注意的問(wèn)題
① 各物質(zhì)的濃度和分壓是平衡時(shí)的，不是任意濃度或分壓。
② 平衡常數(shù)表達(dá)式的寫(xiě)法與是否基元反應(yīng)無(wú)關(guān)，均可以反應(yīng)式中的系數(shù)作為指數(shù)。
③ 固體、純液體、溶劑不寫(xiě)入平衡常數(shù)表達(dá)式。
④ Kc、Kp應(yīng)是有單位的，而且與反應(yīng)式的書(shū)寫(xiě)形式有關(guān)。
3． 標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù)
在實(shí)驗(yàn)平衡常數(shù)中，由于C、Pi有單位，因此Kc、Kp有單位。而且由于采用的單位不同（atm、Pa），其Kp的數(shù)值也不同，使用時(shí)很不方便。因此引入了標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù)的概念。
3．多重平衡規(guī)則
某一個(gè)反應(yīng)的平衡常數(shù)，可以通過(guò)相關(guān)的幾個(gè)反應(yīng)的已知平衡常數(shù)求得。
三、化學(xué)平衡的移動(dòng)
化學(xué)平衡是一種動(dòng)態(tài)平衡，在外界條件改變時(shí)，會(huì)使反應(yīng)的平衡條件遭到破壞，從而會(huì)向某一個(gè)方向進(jìn)行，這種由于外界條件的改變，使反應(yīng)從一種平衡狀態(tài)向另一種平衡狀態(tài)轉(zhuǎn)變的過(guò)程叫做化學(xué)平衡的移動(dòng)。
1．濃度或分壓的影響
在反應(yīng)達(dá)平衡之后，如果改變反應(yīng)物或產(chǎn)物濃度或分壓，會(huì)使得平衡發(fā)生移動(dòng)。在濃度或分壓發(fā)生變化時(shí)， 是不變的,改變的是Q。
當(dāng)反應(yīng)物濃度增大或產(chǎn)物濃度減小時(shí) Q< 平衡向正向移動(dòng)
當(dāng)反應(yīng)物濃度減小或產(chǎn)物濃度增大時(shí) Q> 平衡向逆向移動(dòng)
利用此平衡移動(dòng)可提高某些不易得或高價(jià)原料的轉(zhuǎn)化率.
2．壓力的影響
對(duì)有氣體參加的反應(yīng)，壓力會(huì)影響平衡的移動(dòng)，如只改變某種物質(zhì)的分壓，其影響與上述濃度的變化相同。
3．溫度對(duì)化學(xué)平衡的影響
升高溫度，反應(yīng)向吸熱方向移動(dòng)；降低溫度時(shí)，反應(yīng)向放熱方向移動(dòng)。
4．催化劑與化學(xué)平衡
催化劑同等程度的增加正逆反應(yīng)速率。
5．呂?查德里原理
如果改變平衡系統(tǒng)的條件之一（如濃度、壓力、溫度），平衡就向能減弱這個(gè)改變的方向移動(dòng)。
質(zhì)子酸堿理論編輯本段回目錄
酸堿物質(zhì)和酸堿反應(yīng)是化學(xué)研究的重要內(nèi)容。在科學(xué)實(shí)驗(yàn)和生產(chǎn)實(shí)際中有著廣泛的應(yīng)用。人們對(duì)酸堿物質(zhì)的認(rèn)識(shí)是不斷深化的。1887年阿侖尼烏斯(S．A．Arrhenius)在解離理論學(xué)說(shuō)的基礎(chǔ)上把酸堿定義為：酸是在水溶液中解離生成的正離子全部是H+離子的物質(zhì)；堿是在水溶液中解離生成的負(fù)離子全部是OH－離子的物質(zhì)。酸堿反應(yīng)的實(shí)質(zhì)是H+離子和OH－離子結(jié)合生成H20的反應(yīng)。這一酸堿解離理論對(duì)化學(xué)，尤其是酸堿理論的發(fā)展起了積極作用，至今仍廣泛地應(yīng)用著。隨著生產(chǎn)和科學(xué)技術(shù)的發(fā)展和進(jìn)步，酸堿的解離理論顯現(xiàn)了局限性，于是先后又提出多種酸堿理論，其中比較重要的有質(zhì)子酸堿理論和酸堿的電子理論。
質(zhì)子酸堿理論
一、酸堿定義
根據(jù)酸堿的解離理論，在水溶液中許多酸堿反應(yīng)都有質(zhì)子參與，也就是說(shuō)酸堿反應(yīng)是涉及質(zhì)子的傳遞反應(yīng)。1923年丹麥化學(xué)家布朗斯特(J．N．Bronsted)和英國(guó)化學(xué)家勞萊(T．M．Lowry)各自獨(dú)立提出質(zhì)子酸堿理論。該理論認(rèn)為：酸是能給出質(zhì)子的物質(zhì)；堿是能接受質(zhì)子的物質(zhì)。簡(jiǎn)單地說(shuō)，酸是質(zhì)子的給予體，而堿是質(zhì)子的接受體。這個(gè)定義不像解離理論那樣只限于水溶液中。
二、按照酸堿質(zhì)子理論，可從以下幾方面加深理解酸堿概念
1． 酸堿可以是陽(yáng)離子、陰離子、中性分子及兩性物質(zhì)，有些物質(zhì)既可作為酸，也可作為堿。
2． 酸和其釋放質(zhì)子后形成的質(zhì)子堿形成共軛酸堿對(duì)，如NH4+和NH3 及HA c和 Ac- 。
共軛關(guān)系：按質(zhì)子酸堿理論，質(zhì)子酸給出質(zhì)子變?yōu)橄鄳?yīng)的質(zhì)子堿，質(zhì)子堿接受質(zhì)子后成為相應(yīng)的質(zhì)子酸。質(zhì)子酸堿的這種相互依存、相互轉(zhuǎn)化的關(guān)系稱(chēng)為共軛關(guān)系。當(dāng)質(zhì)子酸失去一個(gè)質(zhì)子而形成的質(zhì)子堿稱(chēng)為該酸的共軛質(zhì)子堿，而質(zhì)子堿獲得一個(gè)質(zhì)子后就成為該堿的共軛質(zhì)子酸。
共軛質(zhì)子酸堿對(duì)：由得失一個(gè)質(zhì)子而發(fā)生共軛關(guān)系的一對(duì)質(zhì)子酸堿，稱(chēng)為共軛質(zhì)子酸堿對(duì)。
3． 質(zhì)子酸酸性越強(qiáng)，共軛堿堿性越弱。
當(dāng)質(zhì)子酸堿反應(yīng)達(dá)到平衡時(shí)，共軛質(zhì)子酸堿對(duì)必定同時(shí)存在。有些酸堿物質(zhì)，在不同的共軛酸堿對(duì)中，有時(shí)是質(zhì)子酸，有時(shí)是質(zhì)子堿，這類(lèi)物質(zhì)稱(chēng)作酸堿的兩性物質(zhì)。
酸堿反應(yīng)的實(shí)質(zhì)
一、酸堿反應(yīng)實(shí)質(zhì)
由于質(zhì)子半徑很小，電荷密度高，溶液中不可能存在質(zhì)子。實(shí)際上的酸堿反應(yīng)是兩個(gè)共軛酸堿對(duì)共同作用的結(jié)果，也就是說(shuō)共軛酸堿對(duì)中質(zhì)子的得失，只有在另一種能接受質(zhì)子的堿性物質(zhì)或能給出質(zhì)子的酸性物質(zhì)同時(shí)存在時(shí)才能實(shí)現(xiàn)，因而酸堿反應(yīng)的實(shí)質(zhì)是質(zhì)子傳遞反應(yīng)，反應(yīng)達(dá)平衡后，得失質(zhì)子的物質(zhì)的量應(yīng)該相等。
即質(zhì)子酸1把質(zhì)子傳遞給質(zhì)子堿2，然后各自轉(zhuǎn)變成其共軛物質(zhì)：
二、各類(lèi)酸堿反應(yīng)
1．中和反應(yīng)
2．酸堿解離反應(yīng)
3．鹽的水解
三、質(zhì)子理論的特點(diǎn)：
質(zhì)子酸堿理論擴(kuò)大了酸堿物質(zhì)和酸堿反應(yīng)的范圍，把中和、解離、水解等反應(yīng)都概括為質(zhì)子傳遞反應(yīng)，還適用于非水溶液和無(wú)溶劑體系。這是該理論的優(yōu)點(diǎn)。但質(zhì)子酸堿理論不能討論不含質(zhì)子的物質(zhì)，對(duì)無(wú)質(zhì)子轉(zhuǎn)移的酸堿反應(yīng)也不能進(jìn)行研究，這是它的不足之處。
電解質(zhì)溶液的解離平衡編輯本段回目錄
人們按物質(zhì)在水溶液中或熔融狀態(tài)下能否導(dǎo)電而將其分為電解質(zhì)和非電解質(zhì)。通常還根據(jù)導(dǎo)電能力的強(qiáng)弱把電解質(zhì)分為強(qiáng)電解質(zhì)和弱電解質(zhì)。
電解質(zhì)溶液
一、表觀解離度
按照強(qiáng)電解質(zhì)在水中全部解離的觀點(diǎn)，像離子型化合物(如KCl、NaCl等)或具有強(qiáng)極性鍵的共價(jià)化合物(如HCl、H2S04等)，在水中是完全解離成離子的。它們的解離度似乎應(yīng)該為100％。但是，由于離子濃度較大，離子間平均距離較小，離子間吸引力和排斥力顯著，每一個(gè)離子周?chē)植级鄠€(gè)帶有相反電荷的離子，彼此相互牽制。這種情形可認(rèn)為是負(fù)離子周?chē)纬闪擞烧x子組成的“離子氛”，正離子周?chē)灿胸?fù)離子組成的“離子氛”。結(jié)果使得離子不能完全自由運(yùn)動(dòng)，在單位體積的電解質(zhì)溶液內(nèi)所含離子數(shù)顯得比完全解離所計(jì)算出來(lái)的離子數(shù)要少，因而表現(xiàn)出似乎沒(méi)有完全解離。所以溶液導(dǎo)電性實(shí)驗(yàn)所測(cè)得的解離度一般都小于100％。
如18℃時(shí)，0.1mol?dm-3KCl溶液，其表觀解離度α＝0.862
1.0mol?dm-3 KCl溶液, 其表觀解離度α＝0.756
2.0mol?dm-3 KCl溶液, 其表觀解離度α＝0.712
由此可見(jiàn)，強(qiáng)電解質(zhì)解離度的含義與弱電解質(zhì)不同：弱電解質(zhì)的解離度是達(dá)到平衡時(shí)解離了的分子百分?jǐn)?shù)；而強(qiáng)電解質(zhì)的解離度卻是反映其溶液中離子相互牽制作用的強(qiáng)弱程度。
二、活度與活度系數(shù)
當(dāng)溶液稀釋時(shí)，離子濃度降低，離子間的牽制作用減弱，會(huì)逐漸接近實(shí)際的完全解離。溶液中的離子濃度愈大，離子間的相互牽制作用就愈強(qiáng)，溶液中能自由運(yùn)動(dòng)的離子的濃度就愈小。在電解質(zhì)溶液中，為了反映離子間相互牽制作用的強(qiáng)弱而引入活度(常用符號(hào)α表示)和活度系數(shù)(常用符號(hào)γ表示)的概念。
在稀溶液中，活度與活度系數(shù)的關(guān)系是：
α＝γ C
活度與活度系數(shù)是無(wú)量綱的量。
一般來(lái)說(shuō)，活度系數(shù)γ<1，活度系數(shù)γ表示電解質(zhì)溶液中離子間相互牽制作用的大小。
活度系數(shù)γ與溶液中所有離子的濃度和離子電荷有關(guān)，離子濃度越大，電荷越高，離子間作用越大。
三、離子強(qiáng)度I
溶液的離子強(qiáng)度I等于溶液中各種離子的濃度與其電荷數(shù)平方的乘積之和的一半。很顯然，離子濃度越大，所帶電荷越高，溶液的離子強(qiáng)度I就越大，活度系數(shù)γ值越小，離子間相互牽制作用就越強(qiáng)，離子活度就越小，強(qiáng)電解質(zhì)的表觀解離度也就越小。+溶液的離子強(qiáng)度愈小，活度系數(shù)愈接近1。因此對(duì)于稀溶液、弱電解質(zhì)和難溶強(qiáng)電解質(zhì)，由于溶液中離子的實(shí)際濃度都很小，活度系數(shù)接近于1，直接用濃度進(jìn)行計(jì)算不會(huì)引起大的誤差。
§3.3電解質(zhì)水溶液pH值的計(jì)算
3.3.1酸度與pH的概念
一、酸度定義
水溶液中H+濃度或OH- 濃度的大小反映了溶液的酸度或堿度的大小。水的離子積常數(shù)表明了H+濃度和OH- 濃度的相互關(guān)系。在強(qiáng)酸性或強(qiáng)堿性溶液中，其酸度可直接用H+濃度或OH-濃度來(lái)表示。酸度是指H+的濃度[H+]。當(dāng)溶液中酸度較小時(shí)， [H+]很小，采用[H+]／cθ的負(fù)對(duì)數(shù)來(lái)表示，常簡(jiǎn)寫(xiě)成
pH＝—1g[H+]
與pH值的表示方法相同，pOH＝—1g[OH-]
二、關(guān)于pH值
(1) pH范圍通常為1～14，pH越大，酸性越強(qiáng)。
(2) pH有效數(shù)字位數(shù)不計(jì)算定位數(shù)字，
如，［H+］＝4.0 ╳10-4，
pH＝4－lg4.00＝4－0.60=3.40，∴pH＝3.40為兩位有效數(shù)字。
(3) 測(cè)定pH值最簡(jiǎn)便的方法是用pH試紙或酸堿指示劑，較精密的方法是用pH計(jì)。
掌握溶液的氫離子濃度與pH值的概念，在農(nóng)業(yè)、醫(yī)學(xué)、生物等領(lǐng)域具有重要意義。
分布系數(shù)
從酸(或堿)的解離反應(yīng)式可知，當(dāng)共軛酸堿對(duì)處于平衡狀態(tài)時(shí)，溶液中存在著多種酸堿組分，這些組分的濃度稱(chēng)為平衡濃度，各組分平衡濃度之和稱(chēng)為總濃度(或分析濃度)，通常以c0表示。
分布系數(shù)：某一組分的平衡濃度占總濃度的分?jǐn)?shù)，稱(chēng)為分布系數(shù)，常以δ表示。
分布曲線：分布系數(shù)與溶液pH值之間的關(guān)系曲線稱(chēng)為分布曲線。
質(zhì)子平衡式與[H+]的計(jì)算
一、質(zhì)子條件
酸堿反應(yīng)的實(shí)質(zhì)是質(zhì)子轉(zhuǎn)移反應(yīng)，在這類(lèi)反應(yīng)中，酸給出質(zhì)子的數(shù)目與堿接受質(zhì)子的數(shù)目應(yīng)該是相等的，這種質(zhì)子轉(zhuǎn)移的平衡關(guān)系及為質(zhì)子條件。
1．列出質(zhì)子條件的一般步驟是：
第一步選參考水平：一般選擇溶液中大量存在并且參加質(zhì)子轉(zhuǎn)移的物質(zhì)作為質(zhì)子參考水平，即作為零標(biāo)準(zhǔn)。但在質(zhì)子條件中一般不出現(xiàn)質(zhì)子參考水平的組分。
第二步根據(jù)酸堿反應(yīng)平衡和水的質(zhì)子傳遞反應(yīng)平衡，把得質(zhì)子的組分列在一邊，把失質(zhì)子的組分列在另一邊，根據(jù)得失質(zhì)子的物質(zhì)的量相等的原則列出等式。
2．一元酸質(zhì)子平衡條件
對(duì)于一元弱酸HA在溶液中存在著下列解離平衡，選取溶液中大量存在的HA和H2O為參考水平。H3O+是得質(zhì)子的，A－和OH－是失去質(zhì)子的，得失質(zhì)子的物質(zhì)的量應(yīng)該相等。
二、各類(lèi)酸堿溶液pH計(jì)算
1．各類(lèi)酸堿溶液pH計(jì)算最簡(jiǎn)式
應(yīng)用質(zhì)子條件，可以推導(dǎo)出酸堿體系中計(jì)算酸堿度的計(jì)算公式。在作具體計(jì)算時(shí)，可根據(jù)需要采用比較復(fù)雜的精確式或采用較簡(jiǎn)單并合理的近似式或最簡(jiǎn)式。
2．計(jì)算酸堿溶液pH使用上述公式時(shí)應(yīng)遵循以下原則：
（1）除了能夠直接看出溶液體系是什么體系的之外，計(jì)算時(shí)應(yīng)先寫(xiě)出反應(yīng)的方程式及各物質(zhì)的平衡濃度。
（2）判斷歸類(lèi)，看平衡體系屬于何種類(lèi)型酸堿，再選取相應(yīng)公式進(jìn)行pH計(jì)算。
（3）根據(jù)已知的KaΘ或KbΘ，按共軛酸堿關(guān)系求出所需的KbΘ或KaΘ，再代值求解。
緩沖溶液編輯本段回目錄
同離子效應(yīng)和緩沖溶液
一、同離子效應(yīng)
解離平衡與所有的化學(xué)平衡一樣，會(huì)隨外界條件的改變而發(fā)生移動(dòng)。
同離子效應(yīng)：在弱電解質(zhì)溶液的平衡體系中，加入與弱電解質(zhì)含有相同離子的、易溶的強(qiáng)電解質(zhì)時(shí)，使解離平衡發(fā)生移動(dòng)，降低弱電解質(zhì)解離作用，這種現(xiàn)象稱(chēng)為同離子效應(yīng)。例如，在 HAc溶液加入與HAc含有相同離子的強(qiáng)電解質(zhì)NaAc固體，由于溶液中Ac－濃度的增大，會(huì)導(dǎo)致HAc電離平衡逆向移動(dòng)。若用甲基橙作指示劑，則溶液先呈現(xiàn)紅色。加入NaAc之后，溶液則呈現(xiàn)黃色（甲基橙在微酸性和堿性環(huán)境中呈黃色），即溶液中氫離子濃度降低了，說(shuō)明HAc的解離度降低。同樣，在氨水溶液中加入NH4C1，會(huì)使溶液中OH－離子濃度降低，則NH3在水中的解離度降低。
按質(zhì)子酸堿理論，若在分子酸溶液中加入共軛離子堿或分子堿溶液中加入共軛離子酸，就會(huì)產(chǎn)生同離子效應(yīng)，使分子酸或分子堿的解離度降低。
二、緩沖溶液
1．緩沖作用：如果在100cm3含有0.1mo1?dm-3HAc和0.1mo1?dm-3NaAc的混合溶液中，加入少量的HCl或NaOH，或稍加稀釋時(shí)，溶液的pH值會(huì)穩(wěn)定在4.7左右，幾乎無(wú)變化。溶液的這種能抵抗外加少量強(qiáng)酸、強(qiáng)堿或稀釋的影響，使pH值保持穩(wěn)定的本領(lǐng)稱(chēng)為緩沖作用。具有緩沖作用的溶液稱(chēng)作緩沖溶液。
而如果在100cm3純水中，加入0.1cm3的1mo1?dm-3的HCl溶液(或NaOH溶液)，就會(huì)使水的pH值由7降至3(或由7升至11)，說(shuō)明水不能抵抗外來(lái)酸、堿的影響。
2．緩沖原理
現(xiàn)以HAc—NaAc組成的緩沖溶液為例說(shuō)明緩沖作用的原理。
在HAc—NaAc溶液中，NaAc完全解離成Na＋和Ac－，由于同離子效應(yīng)，使得HAc解離程度降低。該溶液的特點(diǎn)是溶液中存在大量的HAc和Ac－，即HAc和Ac－的濃度都比較大，也即弱酸和它的共軛堿濃度都比較大。
根據(jù)平衡移動(dòng)原理，可解釋為什么外加少量強(qiáng)酸、強(qiáng)堿或稀釋時(shí)，緩沖溶液的pH值能基本保持穩(wěn)定。
如果向該緩沖溶液中加入少量強(qiáng)酸，強(qiáng)酸解離出的H＋與大量存在的Ac－結(jié)合生成HAc，平衡向著生成HAc方向移動(dòng)，[H+]幾乎沒(méi)有增加，pH幾乎沒(méi)有降低。保持了pH值的相對(duì)穩(wěn)定。因?yàn)榧尤氲腫H+]是少量的，而Ac－濃度則要大得多，使得溶液中[Ac－]僅略有減小而[HAc]略有增加。Ac－充當(dāng)緩沖溶液抗酸成分。
如果向該緩沖溶液中加入少量強(qiáng)堿，溶液中的[H+]和強(qiáng)堿解離出來(lái)的OH－結(jié)合生成弱電解質(zhì)H2O。由于溶液中存在著大量的HAc分子，這時(shí)，HAc進(jìn)一步解離以補(bǔ)充被少量OH－中和的[H+]，使平衡向著HAc解離的方向移動(dòng)，達(dá)到新的平衡時(shí)，只是HAc濃度略有減小，Ac－濃度略有增加，溶液中[H+]濃度保持穩(wěn)定，維持pH值幾乎不變。HAc充當(dāng)緩沖溶液抗堿成分。
如果向該緩沖溶液中加入少量水稀釋?zhuān)捎贖Ac和Ac－濃度同時(shí)以相同倍數(shù)稀釋?zhuān)琀Ac和Ac－濃度均減小，同離子效應(yīng)減弱，促使HAc解離度增加，產(chǎn)生的[H+]可維持溶液的pH值幾乎不變。
以上是弱酸和它的共軛堿組成的緩沖溶液具有緩沖作用的原理。用同樣方法可說(shuō)明弱堿及其共軛酸(如NH3一NH4＋)、多元酸及其共軛堿(如，HCO3－—一CO32-)組成的緩沖溶液的緩沖作用。
緩沖溶液的應(yīng)用和選擇
一、關(guān)于緩沖溶液應(yīng)理解：
1．緩沖溶液的緩沖能力(或稱(chēng)緩沖容量)是有限度的。“有效必有限”。
加入少量的強(qiáng)酸或強(qiáng)堿時(shí)，溶液的pH值基本保持不變，如果加入的強(qiáng)酸或強(qiáng)堿濃度接近緩沖體系的共軛堿或共軛酸的濃度時(shí)，溶液就不再表現(xiàn)出緩沖作用。
2．緩沖溶液的緩沖能力大小與緩沖溶液中的共軛酸堿的濃度有關(guān)，共軛酸堿的濃度大，緩沖能力也大。組成緩沖溶液的共軛酸堿濃度一定時(shí)，共軛酸堿對(duì)濃度的比值接近于l時(shí)，緩沖能力強(qiáng)，所以通常此比值在0.1～10之間。
3．由緩沖溶液pH計(jì)算公式可知，緩沖溶液的pH值主要取決于pKaΘ，還與共軛酸堿對(duì)的濃度的比值有關(guān)。當(dāng)共軛酸堿對(duì)的濃度的比值接近于1時(shí)，緩沖溶液的pH=pKaΘ；當(dāng)共軛酸堿對(duì)濃度的比值在0.1~10之間改變時(shí)，則緩沖溶液的pH值在pKaΘ±1之間改變，這樣就可選擇pH與pKaΘ接近的緩沖物質(zhì)，再通過(guò)共軛酸堿對(duì)濃度的比值來(lái)調(diào)節(jié)到所需pH范圍。
4．緩沖溶液應(yīng)用很廣。不同的緩沖溶液只有在不同的pH值范圍內(nèi)才有緩沖作用，所以要根據(jù)需要來(lái)選擇緩沖物質(zhì)。
二、常見(jiàn)的幾種緩沖溶液的pH值范圍：
HAc－NaAc pH＝3.6~5.6
NH3H2O－NH4Cl pH＝8.3~10.3
H3BO3－Na2B4O7 pH＝7.2~9.2
緩沖溶液的特點(diǎn)是能控制溶液的pH值。在生命活動(dòng)中也具有重要意義，人體血液就是H2CO3一HC03－，H2PO4－一HPO42-等組成的緩沖體系，使血液的pH值維持在7．4左右。若人體血液的pH<7.0或pH>7.8時(shí)，就發(fā)生了酸中毒或堿中毒。
配位平衡及其移動(dòng)編輯本段回目錄
一、配合物定義
配合物是由可提供孤對(duì)電子的一定數(shù)目的離子或分子（統(tǒng)稱(chēng)為配體）和接受孤對(duì)電子的原子或離子（統(tǒng)稱(chēng)為形成體）按照一定組成和空間構(gòu)型所形成的化合物。簡(jiǎn)而言之，配合物是由形成體與配體以配位鍵結(jié)合而成的復(fù)雜化合物。
如：［Cu（NH3）4］SO4 K4［Fe（CN）6］ 及 ［Ni（CO）4］等
二、配合物的組成
配合物是由配離子與帶有異種電荷的離子組成的中性化合物。配離子是由中心離子(或原子)和一定數(shù)目的中性分子或離子組成的復(fù)雜離子，這是配合物的內(nèi)界，通常寫(xiě)在方括號(hào)內(nèi)。不在內(nèi)界的其它離子構(gòu)成配合物的外界。有的配合物沒(méi)有外界。
1．形成體：
中心離子(或原子)是配合物的形成體。它直接接受配體的孤對(duì)電子，所以必須具有空軌道，是配合物的核心部分。常見(jiàn)的形成體是金屬離子(或原子)，最常見(jiàn)的是過(guò)渡金屬離子(或原子)。少數(shù)高氧化態(tài)的非金屬元素也可作為配合物的形成體，如［BF4]－、［SiF6］2-等。
2．配體和配位原子：
配體：是可提供孤對(duì)電子的分子或離子，如NH3、H20、F－、C1－、Br－、I－、OH－'、CN－、CO、SCN－、H2N－CH2－CH2－NH2(乙二胺，簡(jiǎn)寫(xiě)為en)等。
配位原子：配體中直接提供孤對(duì)電子與中心離子成鍵的原子叫配位原子。
根據(jù)配體中配位原子數(shù)的多少，可將配體分為單齒配體和多齒配體。
單齒配體：一個(gè)配體中只含一個(gè)配位原子，如F、Cl－、NH3、H2O等。
多齒配體：一個(gè)配體中含有兩個(gè)或兩個(gè)以上配位原子的配體，它們與中心離子(或原子)形成多個(gè)配位鍵，成環(huán)狀結(jié)構(gòu)的配合物。這類(lèi)配體多數(shù)為有機(jī)化合物，其中較為簡(jiǎn)單和常見(jiàn)的是乙二胺(en)： H2N－CH2－CH2－NH2
有機(jī)配體特別是氨羧配體中含有配位能力很強(qiáng)的氨氮和羧氧，如含有6個(gè)配位原子的配體乙二胺四乙酸(EDTA)能與多數(shù)金屬離子形成穩(wěn)定的可溶性配合物。
3．螯合物
配合物的種類(lèi)繁多，目前一般按中心離子(或原子)與配體之間的鍵合情況大致可分為簡(jiǎn)單配合物與螯合物。
簡(jiǎn)單配合物：由一個(gè)中心離子(或原子)與單齒配體形成，如K2[PtCl6]、[Ag(NH3)2]C1、Fe(H2O)6]C13等。
螯合物：由中心離子(或原子)與多齒配體形成，具有環(huán)狀結(jié)構(gòu)，如：Cu2+與兩個(gè)乙二胺形成有兩個(gè)五原子環(huán)的螯合物。
另外還有多核配合物，羰基配合物和不飽和烴配合物等。
4．配位數(shù)：
一個(gè)中心離子(或原子)所能結(jié)合的配位原子的總數(shù)稱(chēng)為該中心離子(或原子)的配位數(shù)。
注意：配位數(shù)不同于配體數(shù)，因?yàn)橛袉锡X配合物與多齒配合物之分。對(duì)于某一中心離子常表現(xiàn)出有一個(gè)特征配位數(shù)，且多為偶數(shù)。一般常見(jiàn)的有2、4、6、8，最常見(jiàn)的是4和6。
中心離子 中心離子電荷 配位數(shù)
Ag+ Cu+ +1 2
Cu2+ Pb2+ Zn2+ Hg2+ +2 4
Fe2+ Fe3+ Co2+ Co3+ Cr3+ +3(+2 +4) 6
5．配離子電荷
配離子的電荷＝中心離子的電荷和配體電荷的代數(shù)和，
如：[CO（NH3）5Cl ]n，配離子電荷為＋3＋0＋（－1）＝＋2
也可由外界離子電荷確定配離子電荷，如[CO（NH3）5Cl ]nCl2，則n=2
有時(shí)二者電荷的代數(shù)和為零，就不帶電荷，此時(shí)配合物無(wú)外界，如［Ni（CO）4］。
三、配位化合物的化學(xué)式與命名
1．配合物化學(xué)式書(shū)寫(xiě)
書(shū)寫(xiě)配合物化學(xué)式時(shí)，陽(yáng)離子在前，陰離子在后。
如：［Co（NH3）2Cl4］－ K4［Fe（CN）6］
2．配合物的命名
（1）命名配位化合物時(shí)，陰離子為簡(jiǎn)單離子的配位化合物稱(chēng)為“某化某”，陰離子為復(fù)雜離子的配位化合物稱(chēng)為“某酸某”，外界為H+稱(chēng)某酸。
如： CuSO4 [Cu（NH3）4]SO4 K4［Fe（CN）6］均稱(chēng)為某酸某
KCl ［Co（NH3）6］Cl3 均稱(chēng)為某化某
H2［SiF6］稱(chēng)為六氟合硅（Ⅳ）酸
（2）配合物的配位個(gè)體命名順序
命名時(shí)應(yīng)遵循的總原則：先陰離子，后中性分子，配體和中心離子間加“合”字。
即（二、三┄┄┄）陰離子配體?中性分子配體合中心離子（或原子）（用羅馬數(shù)字標(biāo)明氧化值）
詳細(xì)來(lái)說(shuō)即
a配體個(gè)數(shù)用二、三、四等大寫(xiě)數(shù)字標(biāo)出
b配體間用“?”號(hào)隔開(kāi)
c陰離子命名順序：簡(jiǎn)單離子、復(fù)雜離子、有機(jī)離子，同類(lèi)離子按配位原子元素符號(hào)的英文字母順序排列。中性分子命名順序：氨、水、無(wú)機(jī)分子、有機(jī)分子
d中心離子需用帶括號(hào)的羅馬數(shù)字標(biāo)出中心離子的氧化數(shù)，零價(jià)可不標(biāo)
如：
K4［PtCl6］六氯合鉑（Ⅱ）酸鉀
K2［HgI4］四碘合汞（Ⅱ）酸鉀
［Co（NH3）3H2Ocl2］Cl （一）氯化二氯?三氨?一水合鈷（Ⅲ）
［Pt（NH3）4（NO2）Cl］CO3 碳酸一氯?一硝基?四氨合鉑（Ⅳ）
［Fe（CO）5］ 五羰基合鐵
配離子解離平衡 穩(wěn)定常數(shù)和不穩(wěn)定常數(shù)
一、配離子解離平衡
配合物的內(nèi)界與外界在水溶液中的解離類(lèi)似于強(qiáng)電解質(zhì)的解離，即外界在水溶液中全部電離，而內(nèi)界中的中心原子與配位體之間的解離與弱電解質(zhì)的解離類(lèi)似，即只發(fā)生部分解離。
二、配離子穩(wěn)定常數(shù)
實(shí)際上，配離子的形成也是分級(jí)的。如[Cu(NH3)4]2＋也存在著各級(jí)配位生成平衡，相應(yīng)的平衡常數(shù)以Kf1Θ、Kf2Θ、Kf3Θ、Kf4Θ表示，稱(chēng)配離子的逐級(jí)生成常數(shù)。
對(duì)同類(lèi)型的配離子(MLn)來(lái)說(shuō)，累積穩(wěn)定常數(shù)β4Θ越大，表示配離子越穩(wěn)定；反之，越不穩(wěn)定。一些常見(jiàn)配離子的穩(wěn)定常數(shù)見(jiàn)附錄V。
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