第一章绪论
1、为什么说随着科学技术的飞速发展,化学将成为人类继续生存的关键学科?
答:随着科学技术的飞速发展，人们已经认识到化学将成为使人类继续生存的关键学科，因为解决人类的供水、食物、能源、材料、环境保护及健康等等问题主要还是以化学学科为中心的自然科学来解决。
2、人们把物质分成了哪两个基本形态，化学研究的对象是什么？
答：⑴分成了实物和场两种基本形态。
⑵1995年创造出的玻色-爱因斯坦凝聚态(BEC,Bose-EinsteinCondensate)科学家创造出世界上第六种物质形态：费密冷凝物。乘积，为一常数（气体为1mol时应为22.69×105dm3Pa）。其它三种实际气体的P乘积均为不是常数。多数气体的P乘积是随压强的升高先变小，达到一个最低点后表大，而H2的P却乘积随压强的升高一直增大。
科学家范德华针对引起实际气体与理想气体产生偏差的主要原因即实际气体分子的自身体积和分子间相互作用力对理想气体状态方程做了修正，：
a鉴于气体分子处于高压时分子自身体积不容忽视，那么实际气体分子可以活动的范围比容器要小，所以，将公式修正为
b由于气体分子高压时相互间的引力不容忽视，实际气体分子碰撞器壁时所表现出的压强比分子间无引力的理想气体产生的要小，所以，将公式修正为（a代表同分子间引力有关的常,b是同分子自身体积有关的常数，统称范德华常数）。经过修正的气态方程式即范德华方程式比理想气体状态方程式能够在更为广泛的温度和压强范围内得到应用。虽然它还不是精确的计算公式，但计算结果却比较接近于实际情况。
4、什么是临界温度，临界压强，临界体积，临界常数？临界温度的高低受哪些因素影响？
答：在加压下使气体液化所需的最低温度；称为临界温度；在临界温度时，使气体液化所需的最低压强，称为临界压强；在临界温度、临界压强下，1mol气态物质所占有的体积称为临界体积；临界温度、临界压强、临界体积统称为临界常数。
临界温度的高低与分子的极性、熔、沸点有关，极性越强，较易液化，熔、沸点低，其临界温度也低。
5、在气体分子运动速率分布图中，横、纵坐标各表示什么含义？从该图中，得到哪些结论？
答：横坐标表示气体分子的运动速率u,纵坐标是，表示处于速率附近单位速率间隔内的气体数占分子总数的分数。从图2-3中得到曲线下覆盖的面积为1，表示速率之间气体的数目占分子总数的分数。该图描述了气体分子速率分布的规律，差不多半数以上的分子具有适中的运动速率，仅有少数分子具有相当大的速率或很小的速率。
6、描述气体运动速率有几个？相互有何联系与区别？气体运动速率受哪些因素影响，是如何影响的？
答：描述气体运动速率有最几速率（up）、算术平均速率（）、均方根速率；三种速率都表明分子的运动速率，但表示的意义是不同的。从图2-3中看出，当速率是最几速率时，纵坐标值最大，说明气体分子中具有这种速率的分子数目最多，在分子总数中占有的比例最大，算术平均速率（）表示气体分子平均运动速率。
气体运动速率受温度、压强、体积的影响。温度升高，压强的增大，体积减小，气体分子的运动速率普遍增大，使具有这种速率的分子的分数变小了。
7、液体蒸发是一个什么过程，该过程发生所具备的条件是什么？
答：液体蒸发是一个物理变化，是液体气化的一种方式。该过程发生所具备的条件是分子运动有正确的取向、E0、T。温度的升高，使分子的运动速度加快，使分子逃出液面时所具备的能量增大，并且有正确的取向，分子才能从液面蒸发，发生该过程。
8、液体分子的能量分布如何？E0大小与什么有关？
答：液体分子的能量分布与气体分子相似，都服从所表示的马克斯韦尔—波尔兹曼分布定律（如图2-5）。E0的大小和液体自身的性质有关。液体分子间引力的大小会使不同的液体E0各不相同。
9、什么是饱和蒸气?什么是饱和蒸气压，它与什么有关？
答：当凝聚速度和蒸发速度相等时，体系达到了一种动态平衡，液面上方单位空间里的蒸气分子数目不再增多，此时产生的蒸气称为饱和蒸气。此时饱和蒸气产生的压强叫做饱和蒸气压。液体的饱和蒸气压是液体的重要性质，它仅与液体的本质和温度有关，与液体的量以及液面上方空间的体积无关。对于同一种液体来说，温度越高，蒸气压越大，若温度越低，蒸气压越小。在相同的温度下，若液体分子之间的引力强，液体分子难以逸出液面，蒸气压就低；若液体质点间的引力弱，则蒸气压就高。
10、怎样理解和运用克劳修斯—克拉贝龙方程式？
答：以液体饱和蒸气压的数值的对数lgP对绝对温度的倒数1/T作图，得到的图象是一条直线。其解析式为式中为(1)。A为直线的斜率，B为截距。该式是一个适用于液体的经验公式，斜率A和液体的蒸发热△H有关，（2），将（2）代入（1）中，得到：。
在两个不同的温度下，,,两式相减得，此式称为克劳修斯-克拉贝龙方程式。若已知某液体在某两个温度下的蒸气压，则可利用此公式计算出此两个温度范围内的蒸发热；若已知某液体的蒸发热和某一温度下的蒸气压，则可计算出另一温度下的蒸气压；在已知外界大气压强的前提下，也可以计算出液体的沸点。
11、什么叫液体的蒸发热，什么叫摩尔蒸发热？怎样理解蒸发热是液体分子间吸引力大小的一种量度？
答：维持液体恒温恒压下蒸发所必须的热量，称为液体的蒸发热。
一般在一定的温度和压强下取1mol液体的蒸发热以资比较，这种蒸发热叫做摩尔蒸发热。
因为蒸发热主要是为了克服液体分子间的引力以便气化，那么蒸发热的大小必然成为液体分子间吸引力大小的一种量度，一般来说，蒸发热越大，液体分子间的作用力越大。
12、什么叫液体的沸点？液体沸点与什么有关？相关量有何利用性？
答：液体的沸点，指液体的饱和蒸气压与外界压强相当时的温度。它与外界的气压密切相关。外界气压升高，液体一的沸点升高；外界气压下降，液体的沸点也下降。利用液体沸点随外界气压而变化的特性，可以采用减压蒸馏的方法去实现分离和提纯的目的。
13、从内部结构看，固体可分为晶体和非晶体，晶体和非晶体的特性有何不同？
答：不同点有：（1）完整的晶体有固定的几何外形，非晶体则没有，（2）晶体有固定的熔点，非晶体没有固定的熔点，非晶体被加热到一定温度后开始软化，流动性增加，最后变成液体，从软化到完全融化要经历一段较宽的温度范围（3）晶体具有各向异性，非晶体则是各向同性的。
14、在结晶学中根据结晶多面体的对称情况，有哪七大晶系？晶轴长度、晶轴夹角具体情况如何？请给出实例。
晶系 晶轴 晶轴夹角 实例 立方 a=b=c α＝β＝γ＝900 Cu,NaCl 四方 a=b≠c α＝β＝γ＝900 Sn,SnO2 正交 a≠b≠c α＝β＝γ＝900 I2,HgCl2 单斜 a≠b≠c α＝a＝γ=900,β≠900 S,KClO3 三斜 a≠b≠c α≠β≠γ≠900 CuSO4·5H2O 六方 a＝b≠c α＝β＝900,γ＝1200 Mg,AgI 三方 a＝b＝c α＝β＝γ≠900 Bi,Al2O3 15、什么是晶格？14种晶格是哪些？符号P,I,F,C,R,H表示什么？
答：组成晶体的质点，以确定的位置的点在空间作有规则的排列所形成的几何形状称为结晶格子
（代表实际晶体所属点阵结构）。
14种晶格是：三斜P、单斜P、单斜C、正交P、正交C、正交F、正交I、六方H、三方R、四方P、四方I、立方P、立方I、立方F。
符号P表示“不带心”简单晶格，I表示“体心”，F表示“面心”，C表示“底心”；R和H表示三方和六方点阵。
16、什么是晶胞？具体分析一下NaCl,CsCl晶胞情况。
答：晶胞是晶格内仍能表示晶格特征的最基本部分（最小重复单位）。
CsCl晶胞：一个Cs+处于体心处，8个Cl-处于顶点处；
一个Cl-属于8个晶胞，CsCl晶胞中Cs+:Cl-=1:1
NaCl晶胞：一个Na+在体心处,在十二条棱中央各有一个同时属于相邻的四个相同晶胞的Na+,晶胞中Na+数:1+12×1/4=4(个)Cl-,六个面心上都有Cl-,晶胞中Cl-数:8×1/8+6×1/2=4(个)
第三章原子结构和元素周期表
1、从18世纪末到19世纪初，化学家已经发现了哪几条基本定律？这些基本定律对于化学的发展起到了什么作用？
答：从18世纪末到19世纪初，化学家已经发现了四条基本定律：
（1）质量守恒定律：化学反应发生了化学组成的变化，但反应前后物质的总质量不变。
（2）当量定律：认识到酸碱盐之间的反应存在被后人称为当量的确定的定量比例关系。
（3）定比定律：来源不同的同一物质中元素的组成不变。
（4）倍比定律：若两种元素化合得到不止一种化合物，这些化合物中元素的质量比存在整数倍的比例关系。
这些基本定律极大地推动了化学的发展，确定了当时已知化学元素的原子量，贝采里乌斯还创造性地发展了一套表达物质化学组成和反应的符号体系，为化学的发展奠定了基础。
2、道尔顿原子论的主要内容是什么？怎样评价它？
答：道尔顿原子论的主要内容是：
（1）每一种化学元素有一种原子。
（2）同种原子质量相同，不同种原子质量不同。
（3）原子不可再分。
（4）一种原子不会转变成另一种原子。
（5）化学反应只是改变了原子的结合方式，使反应前的物质变为反应后的物质。
评价：（1）十分圆满地解释了当时已知的化学反应的定量关系。
（2）在实验的基础上合理地解释了当时的各个化学基本定律。
（3）但道尔顿不能正确给出许多元素的原子量，并且认为原子是不可在分的实心小球，这种观念是错误的。
（4）道尔顿原子论只解释了宏观现象，没有揭示微观物质的本质。
3、原子模型是怎样形成的？新的模型发现的原因是什么？从这些课中，你能得到哪些启示？
答：（1）早期道尔顿的原子模型基础上，汤姆逊从电子能够由电极产生联想到原子也带有一些正电荷，负电荷连续地分布在正电荷周围，这种模型被称为汤姆生枣糕模型。
（2）从α粒子散射实验中，卢瑟福提出了卢瑟福含核原子模型。
（3）丹麦物理学家玻尔根据实验结果和原子是稳定的微粒的事实提出了玻尔行星模型，即原子中的核外电子在一定的被允许的环形轨道上运动。
（4）随着波动力学的提出，建立了波动力学的原子模型。
启示：（1）每一个重大理论的提出，都是由感性思维过渡到理性思维。
（2）化学理论建立在创新实验的基础上，实验中出现的不能解释的新现象是催生新理论的最好条件。
（3）学习过程中要及早把握最新的科学信息。
（4）要敢于怀疑与否定，前人不一定都是对的
4、原子的特征是什么？怎样定义原子结构？
答：原子的特征是：（1）原子内部大部分是空的；（2）原子的中心有一个带正电的体积很小的核。
原子结构的特征是：（1）原子的中心有一个很小的核，叫原子核；（2）原子的质量大部分集中在原子核上；（3）核外电子绕核做高速运动。
5、表征微观粒子和宏观物体的物理量是如何变化的？为什么？
答：表征微观粒子的物理量是不连续变化的，具有波粒二象性。表现电子波动性质的电子衍射花环的出现是一个电子（粒子性）多次运动或多个电子运动的统计性的结果——电子的波动性是微粒性的统计性体现。而表征宏观物体的物理量是连续变化的，因其波动性的波长与其半径相比太小可以忽略不计。
6、原子发光的基本原因是什么？什么是连续光谱和线状光谱？
答：基本原因是处于激发态的原子（吸收能量后）跃迁到比它能量低的状态时，能量以光子的形式放出。
连续光谱：白光经过棱镜时，会折射成各种不同颜色，不同波长的可见光。
线状光谱：激发态单原子气体所发出的光经过棱镜的折射，得到由黑暗背景隔开的若干条彩色的亮线。线状光谱中的亮线叫谱线，每一条谱线都与一定频率的光波相对应，谱线的位置决定于光波的频率。由于电子运动的半径与频率都是量子化的。所以，得到线状光谱。
原子光谱中，我们能得到什么信息？氢原子光谱有哪些特征？
答：从原子光谱中，我们可以得知：白光是由各种单色光组成的复色光；原子激发会发光；谱线的位置与光波的频率相对应。
氢原子光谱在紫外光区、可见光区、红外光区、远红外都可看见线状光谱，其中可见光区有四条比较明显的谱线，构成一个很有规律的系统，谱线的间隔与强度都向着短波方向递减。氢原子光谱与可见光区各谱线的波长间有如下关系：
玻尔理论的主要内容是什么？它解决什么问题？为什么我们难以容忍用玻尔理论去解释非氢原子光谱所出现的错误？怎样评价玻尔理论？
答：（1）玻尔理论主要内容：A.量子化假设，电子在核外一特定轨道上绕核做圆周运动，既不吸收能量也不放出能量，轨道的角动量必须是的整数倍，，而轨道能量取为量子化条件所决定的分立数值,E=-；B.定态假设：电子尽可能处在离核近的轨道上运动，使原子的能量最低，即处在基态，此时原子既不放出也不吸收能量，原子从外界获得能量后的状态叫激发态。激发态不稳定，易放出能量跃迁到低能量轨道上。离核越远（近），能量越大（小）。C．跃迁规则：电子从一个能量状态跳到另一个能量状态的过程叫跃迁，跃迁过程中放出或吸收的能量都是以光子的形式进行的，其频率与能量关系为：hν=E2-E1。
（2）玻尔成功地解释了氢原子光谱实验事实，提出了能级、基态、激发态等概念，明确了巴氏公式中n的物理意义，原子光谱的产生是电子在不同能级间跃迁的结果，指出了核外电子运动物理量量子化特征，较好地说明了氢及类氢光谱频率的规律性。
（3）因为玻尔理论未能完全冲破经典物理的束缚，用离心力等于向心力的公式计算，并没有从微观粒子运动的本质出发，更没有考虑到电子运动的波粒二象性特征，而是沿用宏观物体运行固定轨道来描述电子的运动，自然会得出另人难以容忍的误差。
（4）玻尔理论有着科学的思维方法，即承认原子体系能够稳定而长期存在的客观事实，大胆假设光谱来源于原子核外电子能量的变化，用类比的科学方法，形成核外电子的行星模型，提出量子化条件和跃迁规则等革命性的概念，但玻尔理论没有认识到电子运动的波粒二象性，在解释氢原子光谱的精细结构、多电子原子光谱、多电子结构、磁场中的分裂以及谱线强度等方面遭到失败。当然，玻尔及早地把握了最新的科学信息是他获得成功的基本条件。
什么是微粒的波粒二象性？怎样解释它？
答：微观粒子既有波的特征，又有粒子的特征，叫做波粒二象性。微观粒子的波粒二象性是由电子衍射花环的实验得出结论。当电子流的强度小到电子是一个一个地发射出去，在感光屏上就会出现一个一个被感光的斑点，显示出电子的微粒性，但随着时间的延长，衍射斑点的增多，斑点的分布就显示出衍射图样，即显示出电子的波动性，电子的波动性是微粒统计性的体现。
10、什么是不确定原理，怎样解释它？
答：不确定原理认为：在任一瞬间不可能同时准确确定微观粒子的动量和空间位置，即：
，，电子的不确定位置，而波尔半径为53pm，可见位置的不确定性，而一个movingbullet其位置的不确定值为0.05m的1%，则速度不确定值为5×10-31m/s，实际速度为1.0×103m/s，可见速度不确定值小到可忽略不计。
11、什么是波函数，原子轨道，几率密度和电子云？你能分辨出这些概念的异同点？
答：（1）波函数是描述核外电子在核外空间运动状态的数学函数式，即一定的波函数表示电子的一种运动状态；
（2）波函数也叫原子轨道，电子的每一种运动状态就是一种波函数，也是一种原子轨道(这是一个借用的通俗的称呼)；
（3）几率密度：电子在原子核外空间任一单位体积内出现的概率；
（4）电子云是电子在原子核外空间概率密度分布即几率密度的形象化图示，
波函数也就是原子轨道，电子在核外空间的几率密度分布规律可用波动方程来描述；电子云是几率密度的形象化表示，几率密度越大，电子云图象中的小黑点越密。电子云与原子轨道的角度分布区别：（1）电子云的角度分布比原子轨道要“瘦”一些；（2）原子轨道的角度分布有正负之分，电子云则没有。
12、解决薛定谔方程的目的是什么？
答：可以求出波函数的具体形式Ψn，l，m=f(x,y,z)和相应的能量En,l,m。ψ是空间坐标x，y，z的函数，对氢原子来说方程的每一个特定的解ψn,l,m(x,y,z)表示核外电子运动状态的某一稳定状态（即原子轨道），并对应着相应的能量E。
13、为什么电子波也叫几率波？
答：微观粒子不可能同时准确测定它的位置和动量，由统计学判断，用电子在核外空间出现的机会的多少做几率性的判断，反映出微观粒子的运动规律具有统计性。在电子衍射花环实验中，衍射图象亮度越大，波的强度越大，衍射强度大，表明核外空间出现的电子数越多，几率密度越大，故电子波又称为几率波。
14、氢原子核外只有一个电子，但是为什么它有所有的谱线？
答：因为电子在氢原子核外做高速运动，电子在核外空间运动形成电子云，即一个电子在核外空间出现的概率很大，氢原子可以处于不同的状态，当氢原子从一种激发态跃迁到另一种激发态时，由hν=E2-E1可得到不同频率的光子，而不同氢原子不同频率的光子对应着不同的谱线，许多氢原子的共同行为而表现出氢原子所有的谱线。
15、组成波函数和电子云图象的两个部分是什么？D函数有什么物理意义？
答：组成波函数和电子云图象的两个部分是Rn，l（r）和Yl，m（θ，φ），即与r有关的径向分布函数和与角度θ、φ有关的角度分布函数，其中径向波函数由量子数n、l决定，角度波函数由量子数l、m决定，D函数D(r)=4πr2R2表示电子在离核为r的球面上单位厚度球壳中出现的几率。
16、什么是四个量子数？它们各有什么含义？
答：1.与电子能层对应的量子数叫做主量子数，符号为n，取值为自然数1，2，3，4，…n，用来描述原子核外电子出现的几率最大区域离核的远近或者说具有相同主量子数电子几乎在同样的空间范围层内运动，n决定电子主层，其含义：n是决定电子能级高低的主要因素。
（1）对于氢原子及类氢离子（单电子），n越大，电子能量越高，
n相同，不同亚层能量相同。
（2）对多电子原子、离子，电子能量除与n有关外，还与角量子数l有关。
2.与能级对应的量子数叫做角量子数l，l的取值为0，1，2，…（n-1）的正整数。
（1）l的第一个物理意义表示原子轨道（或电子云）的形状。
l 0 1 2 3 4 …… 光谱符号 s p d f g …… （2）l的第二个物理意义表示同一电子主层的不同形状的分层（亚层）
n 电子层 l 分层 1 K 0 1s 2 L 0，1 2s，2p 3 M 0，1，2 3s，3p，3d 4 N 0，1，2，3 4s，4p，4d，4f
（分层的数目等于原子的主量子数n）
（3）l的第三个物理意义是：与多电子原子中电子的能量有关，即多电子原子中电子的能量决定于n和l。对单电子：Ens=Enp=End=Enf；对多电子：Ens＜Enp＜End＜Enf，n相同时，l越小，电子在核附近出现的机会越大，核对电子的吸引力越强，能量越低。
3.与轨道对应的量子数为磁量子数，每个原子轨道要用一个磁量子数m来表示，代表原子轨道在空间的不同伸展方向，取值为0、±1、±2、…±l，共（2l+1）个，含义：l相同，m不同的原子轨道，其能量相同，即m与能量的高低无关。
4.与电子自旋状态对应的量子数为自磁量子数ms，ms的取值为±1/2，表示顺时针和逆时针两种方向。含义：表明电子除绕核做高速运动外，本身还自旋，每个轨道中最多可容纳两个自旋相反的电子，称为成对电子，用“↓”和“↑”表示。
17、什么是电子层，电子亚层、能级、能级组以及与四个量子数间的关系。
答：（1）主量子数是决定电子亚层的，电子层的符号如下
n 1 2 3 4 5 6 7 letter K L M N O P Q (2)电子亚层由角量子数决定l，表示同一电子主层的不同状态的分层。如：1s;2s,2p;3s,3p,3d;4s,4p,4d,4f…
(3)能级就是相同角量子数l的原子轨道的总称如：s、p、d、f、g
（4）能量相近的一组能级称为能级组。
关系：（1）电子层数由主量子数n决定；
（2）电子亚层由角量子数l决定；
（3）能级与角量子数l相对应；
（4）把（n+0.7l）值整数相同的各能级合为一组为能级组；
（5）每个量子数为n的主能层一共含有n个能级；
（6）各电子层可能有的轨道数为n2（电子数为2n2），对于原子的外层电子来说，（n+0.7l）越大，能级越高。
（7）l=0,1,2,……(n-1);m=0,1,2,……l(有2l+1个m值)
18、什么是屏蔽效应和钻穿效应？它们之间有什么关系？它们之间的本质是什么？
答：屏蔽效应：由于其它电子对某一个电子的排斥作用而抵消了一部分电荷，使得有效核电荷降低，削弱了原子核对该电子的吸引能力。
钻穿效应：由于电子的钻穿作用的不同而使它的能量发生变化的现象。
关系：屏蔽效应和钻穿效应是其它电子对内层电子屏蔽能力和某电子回避其它电子屏蔽能力的两个侧面，都用来描述多电子原子中电子间大相互作用对轨道能量的影响。电子的钻穿作用越大，它受到其他电子的屏蔽作用越小，受核引力越强，能量越小。
本质：都是能量效应。
19、对于Sc原子和H原子，是4s还是3d能级高？请用计算解释你的判断？
答：对于Sc原子，它为21号元素，电子组态为，用n+0.7l计算E3d=3+0.7×2=4.4，E4S=4，故E3d＞E4S，而对于H原子，能量只取决于主量子数E=-ev，n越大，能量越高，故H原子E4S＞E3d。
20、以Ag为例，写出它的电子层结构，最外能级组结构，价电子结构，一共有多少个电子填充，有多少原子轨道，电子层，能级，能级组？
答：Ag的电子层结构为[Kr]4d105s1，最外能级组结构为4d105s1，最外层能级组有11个电子，价电子结构也为4d105s1，Ag的电子层结构一共有47个电子，占据24个原子轨道，有5个电子层，有5个能级组（1s，2s2p，3s3p，4s3d4p，4d5s），有10个能级，即1s；2s、2p；3s、3p、3d；4s、4p、4d；5s。
21、什么是构造原理和电子构型？试着以Cr为例说明。
答：随着核电荷数的递增，大多数元素的电中性基态原子按一定的顺序填入核外电子运动轨道，叫构造原理。电子构型就是电子在不同能级中的排布情况，
电中性基态原子Cr按构造原理的电子组态为：，而为了符合半充满规则，使Cr的电子组态更稳定，实测组态为：。
22．在d区过渡元素中，哪些元素的电子组态不规则？怎样解释？
答：在d区过渡元素中，铬（Cr），铌（Nb），钼（Mo），钌（Ru），铑（Rh），钯（Pd），铂（Pt）几种元素的电子组态不规则，
铬（Cr）24号，电子组态为[Ar]3d54s1为了符合半满规则，故4s层只有1个电子。
铌（Nb）为41号元素，电子组态为[Kr]4d45s1，接近半满，也比较稳定。
钼（Mo）为42号元素，电子组态为[Kr]4d55s1，4d层半满，结构稳定。
钌（Ru）为44号元素，电子组态为[Kr]4d75s1，铑（Rh）为45号元素，电子组态为[Kr]4d85s1
它们的4d层都接近全满，结构比较稳定。
钯（Pd）46号元素，电子组态为[Kr]4d10，4d层全满，结构非常稳定。
铂（Pt）为78号元素，电子组态为[Xe]4f145d96s1，5d层接近全满，结构非常稳定。
23、什么是能级交错，它的意义是什么？这种现象是怎样产生的？
答：能级交错：电子先填最外层的ns，后填次外层的(n-1)d，甚至填入倒数第三层的(n-2)f的规律叫能级交错。能级交错使得主量子数大的能层能量反而低，例如：，能级交错是由于钻穿效应产生的，不同的轨道钻穿能力不一样，钻穿效应导致对轨道能量的降低作用有时会超过主量子数对轨道能量的升高作用。
24、近似规则该如何应用？怎样评价它？
答：基态电中性原子的各原子轨道的能量高低(即电子的填充顺序)符合n+0.7l的近似规则，基态正离子的各轨道的能量高低(即电子的失去顺序)符合符合n+0.4l的顺序，把n+0.7l值整数相同的各能级合为一组叫能级组，对于原子的外层电子来说，n+0.7l越大，能级越高；失电子顺序按n+0.4l来判断，n+0.4l越大，越容易失电子。评价：运用公式n+0.7l归纳能级组时，对于第七周期及第七周期以后的周期，其近似程度还不够，将其改为n+o.9l更恰当。
例如：5g与8s轨道的能量比较。
5g的n+0.7l=7.8，8s的n+0.7l=8.0，5g就与7p为一个能级组，显然是不对的。
而5g的n+0.9l=8.6，8s的n+0.9l=8.0，故5g与8s为一个能级组，与现有的规律相符合。
25、得电子顺序与失电子顺序是一致的吗？为什么？
答：得电子顺序与失电子顺序不是一致的，得电子顺序按n+0.7l判断，失电子顺序按n+0.4l来判断。对于S区，价电子层结构为ns1-2，得电子与失电子顺序一样。对于P区，价电子层结构为ns2np1-6，在最外层P能级上得电子，失电子。对d区，价电子层结构为（n-1）d1-10ns1-2，在次外层d能级上得电子，在最外层ns能级上失电子。对于ds区，价电子层结构为（n-1）d10ns1-2，在ns上得电子，在ns失电子。对于f区元素，价电子层结构为（n-2）f1-14（n-1）d1-2ns2，在倒数第三层（n-2）f能层上得电子，在最外层ns上失电子。
26、根据原子序数怎样写出电子结构？怎样写出原子的周期数、族数和区？
答：先记住稀有气体的核外电子排布，以及电子组态，再根据原子的原子序数判断出它的周期数。注意：第一周期有两种元素，第二周期有八种元素，第三至七周期有十八种元素，以Cr为例说明，它为24号元素，电子组态为，它有四个电子层，故它为第四周期，价电子层为3d54s1。共6个电子，故为ⅥB族，属于ds区。
27、什么是电离能，电子亲和能和电负性，它们和原子结构有什么关系？
答：（1）电离能：气态电中性基态原子失去一个电子转化为气态基态正离子所需要的能量。第一电离能是原子失去一个电子所需要的最低能量。同一周期随着半径的减小，核电荷引力越大，第一电离能有增大的趋势，同一主族，从上到下，随着原子半径的增大，第一电离能逐渐减小，电子层结构的影响：稀有气体电离能最大。
（2）电子亲和能：气态电中性基态原子得到一个电子变为气态一价负离子所放出的能量。一般电子亲和能随原子半径减小而增大，同周期从左到右呈增加趋势，同族从上到下呈减小趋势。电子亲和能变化并不单调，很复杂。
（3）电负性：元素的原子在分子中吸引电子的能力。同一周期，随着核电荷数的递增，原子核对电子的吸引能力逐渐增强，电负性增大。
28、与以前的化合价相比，你怎样理解氧化态？
答：中学化学中的化合价，实质上就是氧化态。绝大多数元素的正氧化态就等于其族序数，但也有少数元素的最高正氧化态达不到它的族序数。例如：氧没有+6价，F无正氧化态，Ag、Cu、Au的最高正氧化态则超过其族序数，同族元素从上到下，表现为正氧化态趋势增强，非金属元素普遍呈现出负氧化态，最低负氧化态等于族序数减8，有些金属也可呈现出负氧化态。
29、进行核外电子排布时遵循的原则是什么？洪特规则的特例是什么？试写出Cu的电子构型。
答：（1）能量最低原理：多电子原子在基态是，核外电子总是尽可能分布到能量最低的轨道。
保里不相容原理：在同一原子中没有四哥俩子数完全相同的电子，即没有运动状态完全相同的电子。
洪特规则：电子分布到能量相同的等价轨道时，总是先以自旋相同的方向，单独占据能量相同的轨道。
（2）等价轨道全充满、半充满、全空的状态是比较稳定的。
（3）[Ar]4s13d10
30、解释下列现象：（1）He+3s和3p轨道能量相等，而在Ar+中3s和3p不等。
（2）第一电子亲和能Cl〉F，S〉O.
答：（1）He+中只有一个电子，没有屏蔽效应，轨道的能量由主量子数决定，相同的轨道能量相同，因而3s和3p轨道的能量相同。而在Ar+中，有多个电子存在，3s轨道的电子和3p轨道的电子受到屏蔽效应不同，即轨道的能量不仅和主量子数有关，还和角量子数有关。因此，3s和3p不同。
（2）一般说来，电子亲和能随原子半径的减小而增大，因为半径越小，核电荷对电子的引力越大。因此，电子亲和能在同族中从上到下呈减小的趋势。但第一电子亲和能却出现Cl〉F，S>O的反常现象，这是由于O和F半径过小，电子云密度过高，当原子结合一个电子形成负离子时，由于电子间的排斥作用较强使放出的能量减少。
第四章分子结构
1、什么是分子，什么是化学键，一共有多少种化学键？
答：分子是物质分割的一个层次，分子是组成这个层次的基本单位。化学键：分子中相邻两个或多个原子之间存在的主要的、强烈的相互作用，一共有四种化学键。
离子键：阴阳离子间通过用库仑力相互作用形成的化学键。
共价键：两个原子间通过共用电子对形成的相互作用。
配位键：配位原子与中心原子之间的相互作用（配位原子提供电子对）。
金属键：金属原子（或离子）与自由电子之间的相互作用力。
2、什么是路易斯结构？当解释分子结构时，它有哪些局限性？并且怎样解决它？
答：用短棍表示共价键，用小黑点表示非键合的孤对电子的结构式叫做路易斯结构。这种结构式的局限性就是：①不能解释为什么有些分子的中心原子最外层电子数虽然少于8或多于8，但这些分子仍能稳定存在。②不能解释共价键的特性（如方向性饱和性），以及存在单电子键和氧分子具有磁性等问题。③不能阐明为什么“共用电子”就能使两个结合分子的本质原因。
例如：BCl3和PCl5
解决：用量子力学理论，现代价键理论（即电子配位理论），杂化轨道理论，价电子对互斥力论。分子轨道理论。可以解决它。
3、什么是共价键，它的本质和特征是什么？试与经典理论相比较？
答：（1）共价键就是原子之间通过共用电子对形成的强烈的相互作用。（2）共价键的本质：既是电性的又是波动性的。电性体现在原子间共用电子对，电子在整个分子范围内运动，只是出现在核之间的几率密度较大，而几率密度可以用波动方程来描述，体现出共价键的波动性。（3）共价键具有饱和性和方向性。
所谓饱和性是指每个成键总数是一定的，因为每个原子所提供的轨道和成单电子的数目一定。
所谓方向性是指一个原子与周围原子形成共价键有一定角度。
经典理论不能解释共价键结合力的本质：电性和波动性，也不能解释共价键的特征：方向性和饱和性。
4、电子有电荷，为什么它们能够相互配对而不相互排斥呢？
答：因为自旋方向相反的未成对电子相互接近时，由于两个原子轨道的重叠（体现出波动性），核间电子云密度的增大，导致原子核对电子的吸引能力增大，能量降低，可以形成较稳定的共价键，原子间的静电引力大于排斥力，因此能够相互配对而不相互排斥。
5、什么是σ键和π键，它们各有什么特征？什么原因导致它们形成键？σ键、π键和重键有什么关系？
答：σ键就是电子顺着原子核的连线重叠，得到轴对称的电子云图象的共价键，其特征是两个原子的成键轨道沿键轴的方向以“头碰头”方式重叠，原子轨道重叠部分沿着轴呈圆柱对称，由于成键轨道在轴向上重叠，故形成键时，原子轨道发生最大的重叠。故σ键键能大，稳定性高。
π键：电子云重叠后得到的电子云图象呈镜像对称，其特征是两原子成键轨道以肩并肩的方式重叠，原子轨道重叠部分对通过一个键轴的平面具有镜面对称性，从原子轨道重叠看，π键的轨道重叠程度比σ键小，故稳定性低于σ键，故π键比σ键活泼。一个σ键和一个π键形成一个双键。一个σ键和两个π键形成一个叁键。
6、什么叫原子轨道的杂化和杂化轨道？为什么原子轨道一定要杂化？为什么原子轨道能够杂化？
答：在形成分子时，同一原子中若干个不同类型能量相近的原子轨道混合起来，重新组合形成一组等同的轨道的过程叫轨道杂化。通过杂化所形成的新的轨道叫杂化轨道。
原子轨道通过杂化，使得电子云的重叠度增大，原子核对电子的吸引能力增大，能量低，成键更稳定，所以原子轨道要杂化。
原子轨道的杂化实质上就是波函数的线性组合，波可以叠加，可以组合成新的波函数，故原子轨道能够杂化。
7、原子轨道的杂化一定要经过一个激发过程吗？为什么？
答：原子轨道的杂化不一定要经过激发过程，例如NH3中N原子采取SP3杂化需要3个成单电子，而N原子的2P轨道中正好有3个自旋方向相同的单电子，所以，多电子原子SP3不等性杂化不需要激发就满足条件，又例如H2O，SO等。通常SP和SP2等性杂化需要激发。
8、什么是等性杂化，什么是不等性杂化？
答：凡是由不同类型的原子轨道混合起来，重新组合一组完全等同（能量相等，成分相同）的杂化轨道，这种杂化叫等性杂化。凡是由于杂化轨道中有不参加成键的孤电子对的存在，而造成不完全等同的杂化轨道，这种杂化叫做不等性杂化。
9、分子构型就是中心原子所采用的杂化构型吗？
答：不是，当中心原子的价层电子对数等于配位原子个数时，分子构型与中心原子电对的杂化构型相同。当中心原子的价层电子对数大于配位原子个数时，分子构型与中心原子电对的杂化构型不一致，因此要判断分子构型必须考虑孤对电子对理想电子构型的影响。
10、通常有多少种中杂化类型？这些杂化类型是有哪些轨道组成的？
答：通常的杂化类型有sp、sp2、sp3、sp3d或dsp3、sp3d2或d2sp3。sp2d、sd3。
Sp杂化类型是由1个ns轨道和1个np轨道组成；
sp2杂化类型是由1个ns轨道和2个np轨道组成；
sp3杂化类型是由1个ns轨道和3个np轨道组成；
sp3d杂化类型是由1个ns轨道、3个np轨道和1个nd轨道组成；dsp3杂化类型是由1个（n-1）d轨道，1个ns轨道和三个np轨道组成。
sp3d2杂化类型是由1个ns轨道、3个np轨道和2个nd组成。d2sp3杂化类型是由1个ns轨道、3个np轨道和2个nd组成。
sp2d由dx2-y2spxpy四条轨道形成。
sd3由sdxydyzdxy四条轨道形成。
11、什么是价层电子对互斥理论？举例说明怎样判断共价分子的构型？
答：价层电子对互斥理论包括以下要点：
（1）中心原子的电对=形成σ键的电对+孤对电子对
（2）价层电子对互相排斥，趋向于尽可能远离，但同时又受到中心原子有效电荷的吸引，当这种作用力达到平衡时，电对处于空间的最佳位置，从而决定了电对在空间的排布。
（3）根据最小斥力原则判断共价型分子的空间几何构型。
（4）最小斥力原则的一般规律：电子对间夹角越小，排斥力越大；由于孤对电子云受核的吸引力比键对电子云受核的吸引力要小，故孤对电子云较肥大，而键对电子云较紧缩。
斥力：孤对-孤对＞孤对-键对＞键对-键对；由于重键中电子数越多，所占的空间越大，排斥力越大。故斥力顺序：叁键-叁键＞叁键-双键＞双键-双键＞双键-单键＞单键-单键。
判断共价分子构型的步骤：
A、计算中心原子的价层电子对数，中心原子的价层电子对数＝(中心原子的价电子数+配位原子提供的电子数)/2，例如：SO3，中心原子价层电子对数＝(6+0)/2=3，SO42-，中心原子的价层电子对数=(6+2)/2=4，
B、判断中心原子的杂化类型。例如：SO3为sp2杂化，SO42-为sp3杂化。
C、看中心原子是否有孤对电子。如果中心原子没有孤对电子，那么共价分子的构型和电对的空间构型相同；如果中心原子有孤对电子，那么先由电对的几何排布方式画出分子的几何构型图，根据最小斥力原则判断孤对电子的位置，从而确定分子的稳定的几何构型。
以ClF3为例：
中心原子的价电子对数=（7+3）/2=5
为sp3d杂化；
中心原子有两对孤对电子，电对的空间构型为三角双锥，有三种可能的构型。根据最小斥力原则，可以得到稳定的结构，为T型。
12、你能运用杂化轨道理论，价层电子对互斥理论和离域π键理论去分析分子的成键和构型吗？
答：例如SO2中心原子的电子对数为（6+0）/2=3，属于AX3，采取SP3杂化。
S的杂化：
S未参与杂化的P轨道有两个电子。
O的杂化：
1个O未参与杂化的P轨道有1个电子。故SO2分子中有4个未参与杂化的P轨道的电子形成。
13、什么是离域π键理论，怎样应用它？
答：分子中多个原子有相互平行的P轨道，连贯重叠在一起，构成一个整体，P电子在多个原子间运动，形成离域π键。
形成离域π键满足3个条件：
（1）参与成键的原子数大于3，而且这些原子必须在同一平面上，否则就不能相互重叠。
（2）每个参与成键的原子都必须有相互平行的P轨道。
（3）P电子的数目必须小于p轨道成键原子数目的两倍。
离域π键理论的应用：可以分析苯分子中的，丁二烯分子中的，CO2分子中的，CO32-分子中的，O3分子中的，（1）对于苯分子，每个C原子都采取SP2杂化，故每个C原子都剩余1个P轨道未参与杂化，6个剩余的P轨道形成；（2）对于丁二烯分子，每个C原子周围有3个σ轨道，采取SP2杂化方式，故剩余的P轨道4中心4电子的离域大π键；（3）CO2,中心原子的电子对数为4/2=2,采取SP杂化。
C的杂化为:
O的杂化为:
1个C的1个P轨道和1个O的未参与杂化的P轨道形成,而C和O都有2个剩余的P轨道故形成两个。
14、怎样理解等电子原理?请根据等电子体理论把普通分子分组。
答：具有相同的通式AXm，而且价电子个数相等的分子和离子具有相同的结构特征和近似的性质，这个原理被称为等电子体原理。根据等电子体原理可将分子归为如下几类：
（1）16e-，CO2、CNS-，NO2+，N3-，通式为AX2，都采取SP杂化，为直线型分子，分子中都含有两个；
（2）24e，CO32-、NO3-，SO3。通式为AX3，都采取SP2杂化，为平面三角形分子，分子中都含有一个；
（3）18e-，O3，SO2，NO2-，通式为AX3，都采取SP2杂化，中心原子含有一对孤对电子，分子为V型，分子中都有一个；
（4）32e-，SO42-，PO43-，ClO4-，通式为AX2，采取SP3杂化，中心原子采取等性杂化，为正四面体型分子；
（5）26e-，SO32-，PO33-，ClO3-，通式为AX3，采取SP3杂化，中心原子的杂化属于不等性杂化，分子构型为三角锥型结构；
（6）40e-，PCl5，通式为AX5，采取SP3d杂化，为三角双锥结构；
（7）48e-，SF6，PF6-，AlF63-，通式为AX6，采取SP3d2杂化，为正八面体结构。
15、什么是分子轨道组合原则？
答：（1）对称性原则，只有对称性相同的原子轨道才能组合成分子轨道（对称性相同的原子轨道组合成成键的分子轨道，对称性相反的原子轨道组合成反键的原子轨道）；
（2）能量相近原则，在对称性相同的条件下只有能量相近的原子轨道才能组合成分子轨道，并且能量差越小越好（相差太大形成离子键）；
（3）最大重叠原理：原子轨道发生重叠时，在一定范围内，有效重叠度越大，成键越牢固，分子越稳定。
在上面所讨论的三原则中，对称性原则是主要的，它决定了原子轨道能否组合成分子轨道，而能量相近原则和最大重叠原则只是影响组合的效率问题。
16、电子在分子轨道的排布必须遵循哪些原则？
答：（1）保里不相容原理：每个分子轨道上最多能容纳两个自旋相反的电子。
（2）能量最低原理：在不违背保里不相容原理的前提下，基态分子中的电子总是优先占据能量最低的轨道，然后依次占据能量较高的分子轨道。
（3）洪特规则：电子填入两个或多个简并轨道即能量相同的轨道时，尽可能单独占据简并轨道，且自旋相同，直到简并轨道半充满以后，电子才开始自旋相反的配对。
这些原则与电子在原子轨道上的填充所遵循的是一致的。
17、为什么第二周期双原子分子的分子轨道能量从左到右逐渐降低？
答：从左到右，分子中原子的核电荷数增大，原子核对电子的吸引能力增强，电子更靠近原子核，能量就越低，故第二周期双原子分子的分子轨道能量从左到右逐渐降低。
18、在分子轨道能级图中，为什么N2的σ2p的能量要比π2p能量高？
答：因为N原子的2S轨道与2P轨道能量差别较小，发生相互作用，使得σ2p轨道的能量抬升，故N2中σ2p的能量要比π2p能量高。
N2：σIS＜σIS＜σ2S＜σ2S＜σ2PX＜π2PY=π2PZ＜π2PY=π2PZ＜σ2PX
19．怎样证明O2是顺磁性的？
答：从实验方面看：把一块磁铁伸向液态氧，液态氧会被磁铁吸起，表明O2是顺磁性的。
从事实方面看：O2分子中电子（假）填入分子轨道时，按照能量最低原理，依次填σISσISσ2Sσ2Sπ2PYπ2PZσ2px，还剩余2个电子，按照洪特规则，两个电子应自旋平行的填π2PYπ2PZ，故π2PYπ2P中分别只有一个单电子，即证明O2是顺磁性的。
20、请解释（1）B2是顺磁性的（2）只有H2+和He+而没有He2和Be2？（3）O2分子中的三电子π键，3电子是否意味着1个轨道里有3个电子，这是否与1个轨道里只能容纳2个电子相矛盾？
答：（1）B原子的电子组态为，B2分子的电子组态为：；轨道中分别只有1个电子，故B2是顺磁性的。
（2）H2+的电子组态为σ11S，，键级为1/2=0.5，He+的电子组态为σ11S，键级也为0.5，He2的电子组态为σσ 键级为0，Be2的电子组态为σσσσ，键级也为0，键级越大，表明分子越稳定，键级为0时，分子不能稳定存在。（3）O2分子的分子组态为O2分子中的三电子π键为和三电子π键并不是说1个轨道里有三个电子，而是指1个成键轨道和1个反键轨道组合成的π键，这与1个轨道中最多容纳两个电子并不矛盾。
21、顺磁性有哪些表面特征？怎样理解？
答：顺磁性物质化学性质比较活泼，用一块磁铁靠近它时，它可以被吸起。因为顺磁性物质的分子轨道里存在未成对电子，分子不是很稳定，容易与其它物质反应；顺磁性是一种微弱的磁性，当存在外加电场时，有顺磁性的物质力求更多的磁力线通过它，故它会被磁铁吸起。
22、为什么键级、键能、键长、键角和键的极性等数据能够被称作键参数？
答：因为这些物理量能描述化学键的性质。
（1）键长是指分子中成键原子核间的平均距离，通常键长越短，化学键越牢固，分子越稳定。
（2）键能是指在常温下，基态化学键分解为气态基态原子所需要的能量，键能的大小可以体现共价键的强弱，键能越大，共价键越强。
（3）键级越大，键能越大，分子越稳定。
（4）键角是指多原子分子中，原子核连线的夹角。键角的大小影响分子的极性，从而影响分子的溶解性、熔沸点。
（5）键的极性决定分子的极性，键的极性越大，熔沸点越高。
23、分子间力是怎样产生的，它有什么特征，它对物质的性质有什么影响？
答：（1）分子间力普遍存在于分子之间。它包括范德华力和氢键两种。范德华力又包括取向力，诱导力和色散力3类。取向力又叫定向力，是极性分子与极性分子之间的固有偶极与固有偶极之间的静电引力，对绝大多数极性分子而言，它只占范德华力很小的一部分。诱导力是在极性分子的固有偶极的诱导下，临近它的分子会产生诱导偶极，固有偶极与诱导偶极之间的电性引力。色散力是指分子相互靠拢时，瞬时偶极矩之间的电性引力。色散力存在于所有分子之间。
（2）氢键是指已经以共价键与其他原子键合的氢原子与另一原子间产生的分子间的作用力。
发生氢键作用的氢原子两边的原子必须是强电负性原子，O、F、N，氢键的键能介于范德华力与共价键之间。
分子间力的特征：A、分子间力普遍存在于分子之间；
B、分子间力是一种较弱的作用力；
C、分子间力是一种电性力，作用力一般为几个kJ/mol左右。但不具有方向性和饱和性；
D、分子间力作用范围很小，随分子间距离的增大而减小；
E、对大多数分子来说，色散力是最主要的。
范德华力对物质性质的影响：
A、影响熔沸点（分子间力越大，熔沸点越高）
B、影响溶解度（可以用相似相溶原理来判断）
氢键的特点：
A、有方向性，表达式：X-H…Y中Y与X-H成键时，Y的孤对电子对的对称轴总是尽可能保持和X-键轴方向一致，这样电子云之间才达到最大重叠，形成氢键最牢固，分子体系最稳定。
B、饱和性，因为“裸露”的氢原子非常小，如果H原子再与另一个Y原子结合，就要受到电子云之间的排斥，不再形成氢键。
氢键对的物质性质的影响：
A、使物质分子的熔沸点增高；
B、增大某些物质的溶解度；
C、液体分子间若有氢键，则粘性增大；分子晶体中若有氢键，则硬度增大；
D、对冰和水密度的影响。冰的密度小于水，是由于冰中全部水分子以氢键相邻，形成一个空旷的结构，当冰融化时，部分氢键被破坏，空旷结构崩溃，故液态水的密度较大。水的密度在4摄氏度时最大，0~4摄氏度时，水分子随温度的升高，排列得更加紧密，而4摄氏度以后，由于水分子热运动加剧，体积增大，密度减小。
E、分子内氢键可以降低分子的熔沸点；
F、解释了HF是弱酸的事实；
24、据自由电子理论，金属键的本质和特征是什么？怎样理解金属晶体的光泽、导电性、导热和机械加工性能？
答：金属键的本质是一种电性作用力。根据自由电子理论：
（1）金属价电子数少，电负性小，电离能较低，电子容易失去。
（2）脱落下去的电子在金属的三维空间内自由运动。
（3）金属离子与自由电子以静电引力在一起形成金属晶体。
故金属键的特征：A、金属离子沉浸在电子的海洋中；B、金属键是一种多中心少电子键。
金属的光泽：金属中的自由电子在三维空间内自由运动，可以在较宽的波长内吸收可见波，并随即释放出光子，而呈现出光泽。
导电性：自由电子在外加电场下定向移动形成电流。
导热性：金属受热后加速自由电子与金属原子之间的能量交换，将热能从一端传递到另一端而使金属有良好的导热性。
机械加工性：自由电子在金属晶体的三维空间内自由运动，高度离域，故具有机械加工性。
25、根据金属键的能带理论，什么是满带、导带、空带，根据它能解释金属晶体的哪些问题，怎样解释导体、半导体和绝缘体的差异？
答：分子轨道中全部充满电子的能带叫满带；分子轨道中部分充满电子的能带叫导带；分子轨道中没有电子的能带叫空带。根据能带理论，能解释金属的导电性，还可以解释固体的许多物理性质和化学性质。
导体：当禁带能差很小时，电子容易跃迁，使得金属导电。
半导体：禁带能差≤3eV，低温时，电子不能跃迁，不导电或导电率很低，光照或外加电场时，电子可以跃迁形成新的导体而导电。
绝缘体：由于禁带能差≥5eV，电子不能跃迁，故不能导电。
26、试分析金属晶体的堆积模型，配位数以及空间占有率。
堆积模型 配位数 空间占有率 体心立方堆积 8 68.02% 简单立方堆积 6 52.36% 六方最紧密堆积 12 74.05% 立方面心最紧密堆积 12 74.05% 答：列表如下：
27、离子电荷，离子半径，离子构型对离子化合物有什么影响？
答：（1）离子电荷如：……，本质上只是形式电荷，带相同形式电荷的离子，有效电荷并不相等，是因为它们的电子层构型并不相同。
（2）离子半径是根据实验测定离子晶体中正负离子平衡核间距估算出的。
离子半径的变化规律如下：
A、主族元素中，自上而下，电子层数增加，离子半径增大。
B、同周期元素中，从左到右，随着正离子电荷数增大，正离子的半径逐渐减小，而负电子电荷数减少，半径减小，例如：Na+＞Mg2+＞Al3+；N3-＞O2-＞F-
C、离子构型是指处于基态的离子电子层构型，通常有5种。
类型 电子构型 实例 2e- 1s2 Li+，Be2+ 8e- ns2np6 Na+，Mg2+，Al3+，Ti4+ 18e- ns2np6nd10 Ca2+，Ag+，Zn2+，Hg2+ （9-17）e- ns2np6nd1~9 Ti3+，V2+，Cr3+，Mn2+，Fe2+ （18+2）e- ns2np6nd10(n+1)s2 Ti+，Sn2+，Pb2+，Bi2+ 离子构型和离子半径将会影响离子的机化能力和变形性。正离子电荷数越多，半径越小，那么机化能力越强，离子化合物的共价性特征越显著。
28、离子键是怎样形成的，它有什么特征？试比较离子键和共价键。
答：（1）阴阳离子间用库仑力相互作用形成离子键。
（2）离子键的特征：没有方向性和饱和性。因一般离子电荷的分布是球形对称的，所以在条件许可时，离子可以在空间任何方向上与带相反电荷的离子相互吸引。一个离子周围能够吸引相反电荷的离子数目是有限的，这必须考虑到空间因素，即离子的大小和排斥效应，其实并非一个离子只能吸引几个有限数目的离子，事实上，它对外层相反电荷的离子也有吸引力，只不过因相距较远作用力较弱罢了。
（3）离子键和共价键的不同点：离子键没有方向性和饱和性，而共价键具有方向性和饱和性；离子键是阴阳离子之间的相互作用，而共价键是原子之间的相互作用。
相同点：本质都是静电引力。
29、试讨论离子半径比，配位数和离子晶体构型之间的关系，晶体构型与哪些因素有关？
答：(1)当R+/R-=0.414时，正负离子直接接触，吸引力较强，负离子也相互接触，但有一定的排斥力，配位数为6，为NaCl型晶体。(2)当0.732＞R+/R-＞0。414时，正负离子直接接触，吸引力较强，负离子接触不良，排斥力较弱，配位数为6，为NaCl型晶体。(3)当R+/R-＜0.414时，正负离子接触不良，吸引力减小，负离子排斥力增大。配位数为4，为ZnS型晶体。(4)当R+/R-＞0.732时，由于R+增大，正离子周围有可能接触更多的离子，配位数为8，为CsCl型晶体。
离子晶体的构型可以根据这个半径比规则进行判断，但有一些离子的配位数与正负离子半径比值不一致。如：RbCl，R+/R-=0。82，理论上配位数为8，实际上为6，离子晶体构型与正负离子的半径比、电子构型以及离子数目有关。
30、怎样定义晶格能？晶格能与化合物的物理性质有什么关系？怎样计算晶格能？
答：（1）晶格能是指将1mol离子晶体里正负离子完全汽化而远离所需要吸收的能量。
（2）晶格能越大，离子晶体的熔沸点越高，硬度越大。晶格能的大小还影响着离子在水中的溶解度，溶解热等性质。但离子晶体在水中的溶解度与溶解热不但与晶体中离子克服晶格能进入水中吸收的能量有关，还与进入水中的离子发生水化放出的热量有关。
（3）计算晶格能是根据盖斯定律进行。例如：Na（s）+1/2Cl2（g）NaCl（s）
△fHNaCl=-411KJ·mol-1
电子结构Na[Ne]3S1I1小–eNa+[Ne]
Na+Cl-[g]→NaCl(S)静电作用
Cl[Ne]3S23p5A大,+eCl-[Ar]
能量变化
Na+(g)+Cl(g)+e
△H3△H4
Na+(g)+Cl-(g)
Na(g)+Cl(g)△H5
Na(g)+1/2Cl2(g)△H2NaCl(g)
△H1
Na(S)+1/2Cl2(g)△H6
△fHNaCl
NaCl(S)
过程分析如下：
1、△H1=S=110KJ·mol-1升华热
2、△H2=1/2D=122KJ·mol-11/2键能
3、△H3=I=492KJ·mol-1电离能
4、△H4=A=-349KJ·mol-1电子亲合热
5、△H5=-526KJ·mol-1气体分子能
6、△H6=-260KJ·mol-1相变能（凝聚能）
7、△fHNaCl==-411KJ·mol-1生成能（生成焓）
U=-△fHNaCl+△H1+△H2+△H3+△H4=△H5+△H6
=411+110+122+492+-349=786KJ·mol-1
31、五种典型的离子晶体的空间构型有什么特征？
答：空间构型如下：
NaCl型，晶系：立方体；晶格：立方面心，配位数为6。
CsCl型，晶系：立方体；晶格：简单立方，配位数为8。
ZnS型，晶系：立方体；晶格：立方面心，配位数为4。
CaF2型，F-的配位数为4，Ca2+的配位数是8。
TiO2型，1个TiO2晶胞中，含有2个TI4+，4个O2-。
32、金属元素与非金属元素之间一定形成离子键吗？
答：不一定。因为离子本身带有电荷，电荷相反的离子相互接近时，有可能会发生机化作用，使阴阳离子的电子云发生重叠，键的极性减弱，键长缩短，可能会由离子键过渡到共价键。
33、HCl分子溶于水，能够电离出H+和Cl-，因此我们认为HCl分子中存在离子键，这句话是对还是错，为什么？
答：这句话是错误的。因为HCl分子属于分子晶体，H原子和Cl原子一共价键相结合，HCl分子溶于水后，在水分子的作用下，HCl才电离出Cl-和H3O+，并非HCl能够电离。
34、试总结各类晶体①结点②质点间作用力③晶体特性④实例
答：列表如下：
35、只有共价键的物质一定是原子晶体，对吗？原子晶体一定是单质，分子晶体一定是化合物，这种观点是是否正确？
答：第一种观点错，对于分子晶体如干冰CO2，分子内的原子以共价键相结合的，故只有共价键的物质不一定是原子晶体。原子晶体可以是单质如Si，金刚石，也可以是化合物如SiO2，SiC，AlN；分子晶体可以是单质如H2，Cl2，O2，N2等，也可以是化合物如HCl、H2O、NH3等，所以：第二种观点也是错的。
36、因为存在键型过渡，所以一定存在晶型过渡，这句话是对还是错？
答：这句话是对的，因为键型体现着晶体的本质特征。在离子的极化作用中，由于阴阳离子电子云的叠加，使得离子键的极性减弱，键长缩短，由离子键过渡到共价键。而晶型也有离子晶体过渡到分子晶体，例如：AlCl3主要是分子晶体。
37、怎样理解离子极化作用和变形性？它们有什么原理？
答：离子本身带有电荷，所以电荷相反的离子相互接近时，就有可能发生极化。即它们在相反电场的影响下，电子云会发生变形。
一种离子使异号离子极化而变形的作用，称为该离子的“极化作用”。被异号离子极化而发生电子云变形的性能，称为该离子的“变形性”。
由于阳离子半径一般比阴离子小，电场强，故阳离子的极化作用大，阴离子的变形性大。
（1）离子正电荷数越多，半径越小，极化作用越强。
（2）不同外壳电子层的离子，离子极化作用依次为：8e＜9~17e＜18e和（18+2）e
（3）简单阴离子负电荷越高，半径越大，变形性越大。
（4）18电子和9~17电子构型的阳离子其变形性大于半径相近的8电子构型的阳离子。如：
（5）对于一些复杂的无机阴离子，因为形成结构紧密，对称性强的原子集团，变形性通常不大。复杂阴离子中心原子氧化数越高，变形性越小。如：
离子极化使得键型由离子键过渡到共价键，使得化合物在水中的溶解度降低，热稳定性变差，颜色加深，以及晶型改变。
第六章化学热力学初步
1、什么是化学热力学？它有什么特点？
答：热力学研究宏观过程的能量变化，过程的方向和限度的规律。化学热力学是热力学在化学中的应用，涉及化学反应的热效应。化学反应的方向和限度，化学平衡等，他可以解决化学中的能量变化问题，同时可以解决化学反应进行的方向和限度。
特点：（1）是讨论大量质点的平均行为（宏观性质）不涉及少数或个别的分子，原子的微观性质，不依赖结构知识（战略问题）。
（2）由实践经验可推出热力学三大定律，进而推理演绎出基本的函数。
（3）通常回答是什么或怎么样既可能性的问题，并不回答为什么和如何实现的问题。（4）不涉及时间的概念，不能解决反应速度和反应机理的问题。
（5）热力学三大定律的意义不限制与纯自然科学。
2、什么叫相、系统和环境，开放系统、封闭系统和孤立系统，广度性质和强度性质，过程与途径，状态与状态函数？
答：相：在所研究的系统中，物理状态，物理性质与化学性质完全均匀的部分。要注意的是相与组分，态是有区别的，讨论相是处于平衡状态的系统。
系统：为研究的需要，被划定为研究对象的与周围的物质或空间隔离开来的物质（又叫体系或物系），
环境：体系以外，与体系有密切联系的周围部分（外界），注意：系统与环境之间有时有明显的界限(如N2和O2混合气中以O2为开放系统,N2为环境。按照系统与环境之间的关系，将系统分为三类：
系统 系统与环境的关系 例 开放系统 既有物质交换又有能量 活塞连续反应器 封闭系统 无物质交换有能量交换 密闭容器中的化学反应 孤立系统 既无物质交换又无能量交换 理想模型，如带盖的杜凡瓶
广度量：具有加和性的物理量，如质量、物质的量、长度、体积。
强度量：不具有加和性的物理量，如浓度、压强、温度、密度。
过程：系统从一个状态(始态)变为另一个状态(终态)就说发生了一个过程。
恒温过程：T始=T终；
恒压过程：P始=P终；
恒容过程：V始=V终
可逆过程：无限接近平衡状态
途径：体系由同一始态变为同一终态的状态变化所经历的具体方式。
过程：系统发生的任何变化叫过程，着眼点是始终态。
途径包括过程，着眼点是具体方式。
从A到B是发生了过程。而A1、A2、B2、B2为途径。
状态：系统中所有物理性质和化学性质的总合，或者说一个系统的物理性质和化学性质都被确定了，则说系统处于一个状态。
状态函数：确定体系的一系列热力学状态的宏观物理量(V、M、P、T、d…)。故一个状态函数就是体系的一种性质。总结：状态函数有特征。状态一定值一定。殊途同归变化等，周而复始变化零。
3．什么是热和功，它们各具有什么性质？初终态确定后，在不同的过程中，Q、W、Q+W是否都具有确定值？
答：热：是系统与环境之间的温度差异引起的能量传递形式；
（1）热是过程的产物与属性，是途径的函数，不是系统的性质，也不是体系的状态函数；
（2）若温度相同，就没有热传递，则称为热平衡；反推“所有不是由温度不同而引起的能量传递都不是热”。
注意热力学里的热与通常我们所说的热以及热运动要区别开。
功：除热运动而外的所有其他能量传递形式。在热力学里是指体系对环境所做的功。
功是与过程密切相关的量，它不是状态函数。功在热力学上又可分为气体膨胀功(压缩功、非有用功)和其它功，功和热不是状态函数，不能谈体系在某种状态下具有多少功或具有多少热量，功和热只有在能量交换时才有具体的数值，且随着途径的不同功和热的数值都变化。同一过程中若途径不同，体系所做的功以及体系所吸收的热都不同。
4．什么是热力学能，它有什么性质？什么是热力学第一定律，有何意义?
答：热力学能：过去长期叫内能，符号是U，是系统内各种形式的能量的总和。如：系统中分子的动能，分子内电子运动的能量，分子间作用能等。
热力学能的性质：
（1）任何系统在一定状态下，热力学能是一定的，其绝对值不知道，只能求出热力学能的变化量；
（2）△U≡U终态-U始态，只要终态和始态一定，热力学能的变化量是一定的，与变化的途径无关，故U是状态函数；
（3）热力学能U是一种广度性质，与体系的物质的量成正比。
热力学第一定律：体系由状态Ⅰ变化到Ⅱ，在这一过程中能量既不可能无缘无故地消失，只会从一种形式转变到另一种形式，即体系能量守恒。
根据能量守恒定律：U2＝U1+Q+W
体系热力学能的改变量：△U体系＝Q+W
即热力学能第一定律的表达式：△U环境＝-△U体系
意义：体系所处的环境共同组成宇宙，体系热力学能的改变量等于体系从环境吸收的热量减去体系对环境所做的功，其改变量△U对宇宙来说为零，这也是为什么生命能够存在与宇宙中的原因。
5、为什么理想过程所作的体积功值最大？
答：系统的气体膨胀时，膨胀的次数越多，其经历的平衡状态就相应地增多。每次膨胀使过程发生的动力是无限小的，所需的时间是无限长的，故过程中体系无限多次达到平衡，假设将一活塞上堆放无限的沙粒，一粒一粒取走这些沙粒，而后，又从过程的终态出发，将这些无限多的沙粒又一粒一粒放回活塞上，在无限长的时间内，体系无限多次的重复膨胀过程中的无限多次平衡状态，在这一过程中，体系的状态的点完全一致，即均在PV=nRT曲线上，而其它的膨胀方式中体系状态的点不一致。即只有少数的点在PV=nRT曲线上。
外压 膨胀方式 膨胀功 P=P终 一次等压膨胀 W=-P△V P=0 自由膨胀 W=0 P1，P2…Pj=P终 多次等压膨胀 W=－△V)i 由P=P终连续减到P=P终 可逆膨胀 W=-nRTIn(V2／V1)
6、什么是热力学和化学反应的热效应？热效应有几种类型和测定方法？
答：热力学：把热力学理论和方法应用到化学反应中，讨论和计算化学反应的热量变化的学科。
化学反应的热效应：当生成物与反应物的浓度相同时，化学反应过程中吸收或放出的热量（化学反应中，化学键的断裂和生成所引起的能量变化）。
热效应分为两类：a.等容热效应，在系统发生等容过程中所产生的热效应。△U=QV，发生等温等容反应时，系统与环境没有功交换，反应热效应等于反应前后系统的热力学能的变化量。使用的测定仪器是“燃烧弹”。
7、任何化学反应的Qp=Qv+△nRT是否Qp一定大于Qv，为什么？试举例说明。
答：对于一个具体的反应，Qp和Qv是不相同的，但Qp与Qv的大小取决于反应前后气体分子总数是否发生变化，若总数不变，系统与环境之间不会发生功交换，于是，Qp=Qv，若△n=0，则Qp＜Qv。对于理想气体，热力学能U是温度的函数，随温度的改变而改变，对其它物质而言，U与H则是有大小的。
8、什么是焓，它有什么性质？△H的正负号表示什么意思？
答：焓是一种状态函数，符号为H，定义式为H≡U+PV
△H终态－H始态=Qp
化学反应在等温等压下发生，不做其它功时，反应的热效应等于系统的状态函数焓的变化量。焓是状态函数，有状态函数的特征，焓变只与初终态有关，与过程无关；焓有广度性与物质的量成正比；焓的绝对值不能测量，能计算他的变化值。吸热反应，△H，Qp为正值，反之，则相反。
9．因为Qp=△H，Qv=△U，所以只有等压(等容)过程才有△H(△U)，Qp和Qv也是状态函数吗?
答：同一反应被做成燃料电池放出电能，焓变就不存在了，因为焓变量是状态函数，只要发生反应，同样多反应物在同一温度和压力下反应生成同样多的产物，用同一个化学方程式表达时，焓变的数值是不同的。热力学能变在数值上相当于等温等容热效应，这只是热力学能变的度量方法，并不是说反应不在等容下发生，热力学能变就不存在了。Qp和Qv均不是状态函数，因为Qp与Qv焓变和热力学能变的度量方法，尽管H和U是状态函数，是由始态与终态决定的，是一定的，但在各种不同的过程中发生的能量传递，放热，单独看不是一个定值，与发生什么过程有关。既然Q是与过程有关的物理量，就不是状态函数。
10．什么是热力学标态？
答：当系统中各种气态物质的分压均为标准压力，固态和液态物质表面承受的压力都等于标准压力溶液中个溶质的浓度均为1mol/L时，这个热力学系统处于热力学标态，而且任何温度下都有热力学标态，即它对温度没有限定。
11．什么是盖斯定律？因△H是容量性质，具有加和性，才有盖斯定律？对吗？
答：一个反应分步进行释放出来的热与一步进行释放出来的热量是相等的，即化学反应热效应一定定律。又称为“盖斯定律”。
不对，因为反应前后系统总能量守恒，无论一分步或分多步反应总能量不变，并不是因为△H具有加和性。
12．怎样书写热化学方程式
13．无机化学中常用的反应热有哪几种？用热化学方程式说明之？
答：反应热有：离解热、溶解热、燃烧热等。
（1）等容反应热△U=QvH2(g)+1/2O2(g)=H2O(g)△rU(298.15k)=-240.580KJ/mol
(2)等压反应热
△H=H始-H终=U终+PV终-(U始+PV始)
=(U终-U始)+P△V=△U+P△V=Qp
2H2(g)+O2=2H2O(g).△rH(298.15K)=-483.636KJ/mol
14.反应2H2(g)+O2(g)=2H2O(l)和Cu+Zn2+=Zn+Cu2+在常温下可以认为不发生，这两者有区别吗？为什么？
答：有区别。根据反应式2H2(g)+O2(g)=2H2O(l)，由热力学原理推知＜0，反应是自发的，但速率作为动力学的一个元素在此反应中极小，则较长时间内,反应可被看作未发生，需加入催化剂，而后者Cu+Zn2+=Zn+Cu2+在热力学是不能反应的。
15．自发反应有什么特点？举出自发反应的例子。
答：自发反应：不需要外力做功，在某种情况下能够进行，这种性质被称为自发性。
自发反应的特点：（1）反应是直接的；（2）自发过程一旦发生，体系做功的能力就会减少；（3）自发过程有限度，趋向于平衡态；（4）自发过程很缓慢；（5）不自发反应不是说不能发生。
例子：水由高处往低处流，高温物体的能量以热的形式传向与其接触的低温物体；电流从高电位向低电位传导；铁器在空气中生锈；冰在室温下融化；Cu2++Zn=Cu+Zn2+。
16．我们能利用键能来估算△H吗？为什么？
17．放热反应都是自发反应，对吗？
答：不对。△rG=△rH-T△rS，当△rG＜0时，是自发反应。而△rGm由△rHm、T、△rSm三项共同决定。放热反应只是△rHm＜0，而T、△rSm不定。当△rHm＜0、△rSm＜0，但T很大时，有△rGm＞0，反应不自发。
18．举出几个生活中的例子，说明无序到有序过程难，而反过程容易。
答：设有两个容积相同的容器Ⅰ和Ⅱ，用一个能够透过气体分子的假想的膜隔开，在Ⅰ中有6个分子两室中各有三个分子，很小。同样使6个分子都到中的概率也很小。另外，排队时，有一个人插队则必有多人仿效，有序被打破，此时想排好队是很困难的。再者，搭积木难，拆散容易；队伍解散容易，重新排队难；气体混合容易，分离难。
19．什么是熵，熵有什么性质？
答：熵是微观状态的混乱度的度量，也是可逆过程热效应与温度之熵。
性质：（1）熵是状态函数，因为熵乘以温度才具有能量的量纲，所以熵不是能量；（2）熵有绝对值，有明确的物理意义；（3）数值上比体系的热力学能、焓变小得多。
20．“一切自发过程的熵总是增大的”这句话对吗？
答：不对。自发过程由反应自由能决定其方向，而△rG=△rH-T△rS，在通常的封闭系统内发生自发反应，系统的熵变不一定增大。只有当△rGm＜0，即△rH-T△rS＜0，且存在熵变项-T△S增大(或△S减小)，且△H也减小，保证△H＜T△S则过程自发.熵增大原理是对一个孤立体系而言的。
21．“反应产物的分子数比反应物的分子数多，该反应的熵变必定是正值”、“反应熵的计算公式与反应热的计算公式完全类似”，对吗？
答：前者不对。由比较可知，液态物质熵较小，固态物质熵最小，仅气态物质的熵较大。则在封闭系统中，反应前后气态分子数增多的反应一定是熵增大反应，即△S＞0。后者，
△rS=，
△rHθ=Σ△fH(产)—Σ△fH(反)△rSθ=ΣS(产)—ΣS(反)
22．什么是自由能，自由能有什么性质？
答：自由能，完整名称是吉布斯自由能，符号为G，它是一个用以判断一个封闭系统内是否发生一个自发过程的状态函数。自由能变是封闭系统在等温等压条件下向环境能做的最大有用功对应于状态函数，用△G表示。
自由能的性质：（1）是体系的一个状态函数；（2）是过程自发性的判据，它的大小相当与系统向环境做最大可能的有用功；（3）自由能是一个广度量，具有加和性，其单位和功一致。
23．“凡是自由能降低的化学过程一定是自发过程”，对吗，为什么？
答：不对，我们用自由能变来判断化学反应的自发性，是有一定条件限制的，它必须是等温等压条件下，系统只做有用功，不做膨胀功。
24．用△Gθ=△Hθ-△TSθ，单质的生成焓为零，单质的标准熵不为零，那为什么单质的生成自由能还为零呢？
答：△Gθ=△Hθ-△TSθ，该公式是用来计算反应的标准生成自由能而不是生成自由能。而吉布斯自由能是等温等压过程用以判断化学反应自发性方向的状态函数，两者不能混淆。
25．试讨论U、H、G、S个具有的性质，它们之间有什么联系和区别？
答：（1）热力学能是体系内一切能量的总和，由于在任何系统在一定状态下内能是一定的，因而热力学能是一个状态函数，它是广度量具有加和性，与体系的物质的量有关。
（2）焓是一个状态函数的组合，也是一个状态函数，是广度量，具有加和性，它和热力学能一样都是温度的函数。
（3）自由能是一个用以判断一个封闭系统内是否发生一个自发过程的状态函数，它是过程自发性的判据，其大小相当于系统向环境做的最大有用功，它是广度量，具有加和性。
（4）是描述体系混乱度的状态函数，熵是可逆过程热效应与温度之商。熵也是状态函数，熵乘以温度才具有能量的量纲，所以熵不是能量，是微观的状态数。
（5）异同点：U、H、G、S都是具有加合性，是系统的状态函数，U、H、G无绝对值，而S不同于它们，它有绝对值，有明确的物理意义，在化学热力学中，我们规定单质的G、H为0，而S有其明确的值。U、G、H都涉及到过程的变化量；它们之间的联系体现在公式计算中。
△U=Q+W△H=Qp=△U+P△V
△U=△H－P△V△G=△H－T△S
26．为什么可由△G的符号判断反应方向，△Gθ呢？
答：室温下放热反应都是自发的，有利于△G、△rHm＜0，而△S本身比△H小一个103级数，温度不足以改变T△S使△G＞0，只有当T很高时才可能改变，若在标态下，若
△Gθ的绝对值非常大，就用△Gθ表示△G，若△Gθ的绝对值较小，就看T的改变大不大，在求△G。即△G=△Gθ+RT+InJ。
27．温度如何影响化学反应的方向？升高温度，加大压力，△G就一定加大，对吗？为什么？
答：对大多数化学反应而言，温度对反应自由能的影响要大大超过反应物的分压。化学反应的方向由△G的正负来决定。而△G=△H-T△S
（1）当△S＞0时，T升高，不影响△G的正负；
（2）当△S＜0时，T升高，将改变△G的正负；
（3）当△G=0时，反应达到平衡，T继续升高，则△G＞0，由此而改变化学反应的方向。
又由△rGm(T)=△rG(T)+RTInJJ=∏(Pi/Pθ)νi
压力增大时，J增大，压力减小时，J减小，由此而改变化学反应的方向。升高温度，加大压力，△G不一定增大，故这种说法不对。
28．按△H和△S符号的不同，可将化学反应分为几种类型？试讨论其反应的自发性，并举例说明之。
答：在恒压下，当反应体系的温度变化时，反应的自发方向取决于△H和△S符号，据此可概括为四类：
（1）△H＜0，△S＞0，△G＜0，此反应在任何温度下都能进行。如：H2(g)+F2(g)=2HF(g)
△rG=-546KJ/mol
(2)△H＞0,△S＜0,△G＞0,在任何温度下,反应都不能自发进行,逆反应在任何温度下都能自发进行。如：CO(g)=C(S)+1/2O2(g)，此反应CO不会热分解成单质.
(3)△H＞0,△S＞0,△H不利,△S有利,常温下倾向与非自发,这时焓起主要作用,随着温度的升高加强了熵效应，直到T△S的绝对值大于△H的绝对值时，熵效应的增大，克服了焓效应的影响,△G改变了符号，反应可自发进行。
（4）△H＜0,△S＜0，△H有利，△S不利，常温下通常T△S的绝对值小于△H的绝对值，正反应倾向于自发，但随着温度的升高，加强了熵效应的影响，直到T△S的绝对值大于△H的绝对值。熵效应的不利影响克服了焓效应的有利影响，△G改变符号，反应变为不自发。
29．△S与△H、△G有何不同？
答：△S与温度、压力的关系不大，而△G与其的关系较大，△S较△H、△G小三个数量级单位。且△S不是能量项，△H、△G是能量项。单质的标准熵不为零，而反应焓，标准吉布斯自由能为零。
第八章化学平衡
1.什么是可逆反应？什么是化学平衡？化学平衡的含义及特点是什么？
答：在一定条件下，一个化学反应一般即可按反应方程式从左向右进行，又可从右向左进行，这样的化学反应叫可逆反应。
化学平衡状态:在可逆反应体系中，正反应和逆反应的速率相等时，反应物和生成物浓度不在随时间而改变的状态，既没有向正向进行的自发性又没有向逆向进行的自发性。
特点：只有体系在封闭恒温条件下进行的可逆反应才能建立化学平衡。
涵义：是一种动态平衡，正逆反应速率相等是平衡建立的条件，平衡状态是可逆反应进行的最大限度，可从正或逆向建立化学平衡态，平衡时，正逆反应仍在进行，只是进行的程度相当；化学平衡是有条件的，暂时的，平衡体系是可以改变的。
2.什么是化学平衡定律？化学平衡定律与反应历程有关吗？
答：达到化学平衡系统内发生的化学反应既没有向正向进行的自发性，又没有向逆向进行的自发性，本质上，正逆反应同等程度得进行着，是一种动态平衡，可建立平衡关系，化学平衡描述的是一种状态，与状态函数相对应，反应礼成描述的是过程，状态与过程无关，所以化学平衡定律与反应历程无关。
3.标准平衡常数有什么意义？与反应熵有什么联系和区别？
答：由等温方程有：△rGm=△rG+RTlnJ=-RTlnKθ+RTlnJ=RTln（J/Kθ）。当体系处于平衡状态时，△rGm=0，同时J=Kθ，可得。在一定温度下，上式中的△rG，R和T都是定植，即Kθ是一个常数，平衡常数是一个温度的常数，温度不变，平衡常数不变，可以利用Kθ来判断反应进行的方向。对一般反应，反应熵J表示体系处于任意状态，如果J＞Kθ，则△rGm＞0，反应自发逆向进行；如果J＜Kθ，则△rGm＜0，反应自发正向进行。
4．什么是均相平衡,非均相平衡?什么是多重平衡规则?它的原理是什么?
答:在单一相系统中建立的化学平衡叫均相平衡;由多相组成的系统叫非均相平衡，多重平衡规则是指在偶联或多联反应中，总反应的平衡常数等于各反应平衡常数对应运算得来，它的原理是盖斯定律，即一个反应一步进行释放出来的热与分步进行释放出来的热相等。
5．什么是化学反应等温式？有什么重要用途？
答：化学反应等温式为气相反应，溶液反应J=，既有气相又有溶液反应，利用等温方程式可以求在等温下体系处于任意活度配比（非标态）情况下的△rGm(T)，进而判断该条件下反应进行的方向。
6.关于计算化学平衡问题，正确的思想途径是什么?
答：(1)正确书写化学方程式，配平，且标明各物质的状态；
(2)可逆反应的性质,将反应从同一方向建立平衡.
(3)认真分析问题,变向思考,具体问题具体对待,寻找捷径.
7.比较平衡常数与转化率,两者有何联系，如何换算?
答:在一定温度下,Kθ值一定,但转化率α却可以改变,两者都与温度有关,转化率还与浓度有关.Kθ=,Ci=C·αKθ=CVIαVi
8.讨论△G与△Gθ之间的区别,联系和应用.
答：△G与△Gθ都是表示化学反应的自由能变化，但有区别。△Gθ反应各物质处于标准状态下的自由能变，△G是反应个物质处于任意状态下的自由能变，△Gθ是△G的特殊情况，当在标准状态下，△G与△Gθ是相同的，△Gθ通常用与定性判断，当△Gθ的绝对值非常大时，不容易通过改变J来改变反应的方向。，反应达到平衡状态时，△rG=0，△rGθ=-RTlnKθ，△rGθ的值越负，Kθ越大。
9．为什么改变反应物或产物的浓度能使化学平衡向左或向右移动？
答：△rGm(T)=-RTlnKθ+RTlnJ=RTlnJ/Kθ,当J=Kθ时,△rGm(T)=0化学平衡不移动。当改变反应物或产物浓度时，J的值会改变，从而J/Kθ大于或小于1，进而导致△rGm(T)大于或小于零，从而判断化学反应的方向。
10．总压力的变化对不同类型的气相反应平衡移动产生什么影响？若充以惰性气体又如何？
答：对于反应前后气态分子数不变，总压力的增大或减小对该气相反应平衡移动无影响；对于反应前后气态分子数变化的反应，总压力增大，气相反应平衡向物质的量减少的方向移动。相反，总压力减小，气相反应平衡向物质的量增大的方向移动。充入惰性气体，虽然容器内的压力增大，但参加反应各物质的压力之和不变，各气体的分压没有改变，平衡不移动。
11．总结以Kθ(及Kp、Kc、Jα、α)为中心的有关计算.
答：气相反应Kθ=，溶液系统Kθ=，既有气态又有溶液的系统Kθ=
第七章化学反应的速率
1.什么叫化学反应速率？反应速率有哪两种表示方法？应该注意那些问题？
答：化学反应速率是指在一定条件下，反应物转变为生成物的速率。化学反应速率经常用单位时间内反应物浓度的减少或生成物浓度的增加来表示。反应速率有平均反应速率和瞬时反应速率。反应速率有正有负，各物质反应速率的绝对值之比等于化学方程式前面计量系数之比，不管用哪一种物质的浓度来表达，速率的数据是相同的：
，γB为化学计量数，反应物取负，生成物取正。
2.什么是质量作用定律？速率方程是如何建立的？
答：用实验方法测定反应速率受反应物物质的量或浓度的影响的质量方程称为质量作用定律，现称为速率方程。对一般方程aA+bB→dD+eE，速率方程r=k·C(A)mC(B)n。
速率方程是通过实验的方法测定，速率方程中浓度的方次与相应的化学方程式中物质的计量系数是无关的。
3.什么是速率常数，它有什么性质？
答：速率方程r=k·C(A)mC(B)n中的常数k称为速率常数，速率常数k的物理意义：单位浓度下的反应速率。性质：K值越大，反应速率越快；温度越高，通常K增大；K与浓度无关是表征反应动力学性质的参数，且没有可比性。
4.什么是速率方程的数学表达式？书写时，应该注意什么？试述反应速率过度状态理论的要点。
答：对一般方程aA+bB→dD+eE，速率方程的事故学表达式为r=k·C(A)mC(B)n，式中m、n是反应级数，是通过实验测定的，可能与计量系数相同或不同，k是速率常数，其单位随反应级数m+n的不同而不同。过渡态理论认为，反应速率与下列三个因素有关（1）活化配合物的浓度（2）活化配合物分解的几率（3）活化配合物分解的速率。
5.阿仑尼乌斯方程意义如何？如何求其活化能？温度影响反应速率的本质是什么？
答：阿仑尼乌斯公式的表达式为：，，阿仑尼乌斯公式不仅说明的反应速率与温度的关系，而且还可以说明活化能对反应速率的影响。将阿仑尼乌斯方程写成对数形式，作横轴1/T，纵轴lgK的坐标图，可以求得反应的活化能，因为直线的斜率是，知道了直线的斜率，便可求出Ea。活化能还可根据实验数据运用阿仑尼乌斯方程计算得到。例如，若某反应在T1时速率常数为k1，在温度为T2时速率常数为k2。，，两式相减，可求，这种方法的误差较大。温度影响反应速率的本质是温度升高时，分子运动速率增大，分子间碰撞频率增加，反应速率加快，更重要的是温度增大，活化分子的百分数增大，有效碰撞的百分数增大，从而使反应速率加快。
6.什么是基元反应，非基元反应？它们与通常的计量化学方程式有何关系？
答：反应机理中的每一步反应叫做一个基元反应，由两个或两个以上基元反应构成的化学反应称为复杂反应或非基元反应。基元反应其反应级数等于反应方程式中反应物计量系数之和，而且与反应分子数相同，非应基元反应不能谈反应分子数，不能认为反应过程中，反应物的计量系数之和就是反应分子数。非基元反应的反应级数取决于各基元反应中速率最慢的一步反应的反应级数。
7.可否说符合质量作用定律的反应一定是基元反应？
答：符合质量作用定律的反应可能是基元反应，也可能不是基元反应，但基本反应一定符合质量作用定律（即速率方程）。
8.反应级数怎么确定？它与反应分子数有何联系和区别？
答：反应级数首先是通过实验测定，在根据客观事实来确定。反应级数是一个宏观的概念，可以是0，自然数或小数。而反应分子数是指基元反应或复杂反应的基元步骤中发生反应的微粒的数目，是个微观的概念，是正整数。基元反应的反应级数等于反应分子数，而非基元反应不能谈反应分子数，只讨论反应级数。
9．“单分子反应是一级反应，双分子反应是二级反应”对吗，为什么？
答：不对。反应级数是一个宏观的概念，反应分子数是一个微观的概念。几分子反应指的是基元反应，几级反应指的是非基元反应，两者在数值上可能相同，也可能不相同。速率方程中各物质的浓度的指数称为相应物质的反应级数。它们之和称为反应总级数。对于反应：2NO+2H2=N2+2H2O，速率方程V=K[H2][NO]2，对H2，尽管其反应系数为2，但对它是一级反应，对NO，其反应系数为2，也是二级反应。又如H2+I2→2HI，表面上看是双分子反应的基元反应，r=kC(H2)·C(I2)，但实际上，这是一个复杂反应。单分子反应也可能是0级反应，如N2O=N2+1/2O2，这是N2O在金表面分解的反应方程式，是单分子反应。
10.速率方程，基元反应，n分子反应，n级反应之间有什么联系？
答：基元反应中，反应级数=反应分子数=反应物系数之和。反应分子数对基元反应有意义，基元反应可根据它的化学方程式写出速率方程。对非基元反应，反应级数、反应分子数、反应物系数，三者之间，在数值上可能相同，也可能不相同，也不能直接由反应式写出速率方程。
11.什么叫反应机理，如何用速率方程验证反应机理？定速步骤和瓶颈效应是什么意思？
答：化学反应的微观过程叫做反应机理(反应历程)，一个反应机理是否正确的必要条件是由这个反应机理可以推导出由实验获得的速率方程，然而由推导出的反应机理来推导速率方程就必须进行假设；反应机理中的速控步是决定总反应的速率的定速步骤，正如酒瓶里倒酒，决定酒的流速的是瓶颈的直径一样。因而，速控步决定反应速率的效应也可称为瓶颈效应。
12.举例说明如何根据实验速率方程写出一个总反应的反应机理。
答：如2NO+2H2=N2+2H2O，由反应系数看，该反应肯定是一个非基元反应，由实验确定反应的速率方程r=kC(NO2)2C(H2)，反应机理假设为：
①2NO+H2=N2+H2O2(slowstep)(速控步假设)
②H2O2+H2=2H2O（faststep）
根据速控步假设，第一步为定速步骤，其速率方程r=kC(NO2)2C(H2)，这与实验得到的总反应的速率方程相吻合，故总反应的反应机理的假设是正确的。
13.试述反应速率的碰撞理论的要点。
答：（1）反应物分子间的相互碰撞是反应进行的先决条件，反应物碰撞的频率越高，反应速率越大；
（2）反应中大多数发生的碰撞是无效碰撞，只有极少数的碰撞能发生反应，称之为
有效碰撞，即能量是有效碰撞的又一个条件；
（3）能发生有效碰撞的分子称之为活化分子，而且只有当活化分子组中的各个分子采取合适的取向进行碰撞时，反应才能发生；
（4）体系中大多数的分子具有平均能量，活化分子的平均能量与反应物分子的平均能量的差值称之为活化能。
14.试述反应速率的过渡状态理论的要点。
答：（1）当两个具有足够能量的反应物分子相互接近时，分子中的化学键要经过重排，能量要重新分配。在反应过程中，要经过一个旧链在松驰，新键在形成的中间过渡状态，即反应分子先形成活化配合物，处于过渡状态的活化配合物具有较高的能量。
（2）反应的焓变等于正反应的活化能与逆反应的活化能之差，即△H=E-E。
15.在上述理论中，是怎样描述活化能的，活化能的本质是什么？其大小与什么因素有关？
答：碰撞理论把能够发生有效碰撞的分子称为活化分子，活化能是活化分子的平均能量与反应物分子的平均能量之差。过渡态理论认为：活化能是反应物分子平均能量与处在过渡态的活化络合物分子能量之差。活化能是决定化学反应速率的内因，是物质结构的反映，它的大小与有效碰撞的分子的平均能量、活化络合物分子的平均能量有关。
16.活化能与反应速率和反应热的关系如何？
答：活化能是决定化学反应速率的内因。△H=E-E，因E＜E，△H＜0，该反应是放热反应。逆反应是吸热反应，吸热反应的活化能大于放热反应的活化能。
17.从内因看，活化能是否为温度的函数，活化能随温度的变化率大否？
答：活化能是温度的函数，，活化能随温度的变化不大。
18.什么叫催化剂？催化剂有何特性，有几种类型？举例说明之。
答：催化剂是一种能改变化学反应速率，其本身在反应前后质量和化学组成均不改变的物质。
特性：催化剂虽然参与反应过程、改变反应速率但在反应前后，它本身的质量和组成不变，物质的状态有变化，催化剂虽能极大的改变反应速率，但不能改变反应的可能性，即催化剂不能使△G改变。催化剂只能缩短可逆反应达到平衡的时间，但不能改变平衡常数和平衡状态；催化剂具有特殊的选择性。
类型：正催化剂、负催化剂、均相催化剂、非均相催化剂；助催化剂、催化毒物。合成氨的铁催化剂中加入适量K2O、CaO、Al2O3，催化效率提高一倍。
19.为什么催化剂同样程度地催化正反应和逆反应？
答：加入催化剂后，催化剂只能缩短可逆反应达到平衡的时间，但不能改变平衡常数和平衡状态。△rGθ=-RTlnKθ，因催化剂对可逆反应的正逆反应有同样程度的催化效力，k+和k-以同样倍数变化(正反应的活化能变化的数值与逆反应的活化能变化的数值是相等的)，不变。
20.比较温度、浓度、催化剂影响反应速率的异同点以及与K的关系。
答：一般地升高温度，增大浓度化学反应速率增大，而正催化剂增大反应速率，负催化剂减小反应，平衡常数是温度的函数，温度不变，K不变。浓度与催化剂对K均无影响。
21.为什么反应速率方程中的浓度、方次必须考虑反应的机理，而化学平衡常数的表达式可从方程式中直接写出？
答：一个计量反应在微观上是通过基元反应完成的，基元反应的反应物是微观分子，许多反应在微观上并不是一步完成的，它们的反应机理是复杂的，反应机理中的速控步是决定总反应的速率的步骤。而化学平衡常数的表达的是反应物之间相互作用的宏观比例关系（宏观概念），故可从方程式中直接写出。
22.总结第5、6、7章，我们是从哪几个方面来研究化学反应的？在此基础上，你对化学反应有什么新的认识。
答：分别从反应热（能量效应）、化学平衡常数（比例关系）及反应机理（具体过程）来研究化学反应。在此基础上了解到，并不是任何反应都可发生的，反应能否发生具有一定的判据（△G）；一个反应进行是有一定限度的（达到平衡），反应物与产物之间存在一定的比例关系；反应有简单和复杂之分，正因为这个，我们需要弄清楚反应历程，这样利于深一步研究化学反应。
第9、10章水溶液、酸碱平衡和沉淀平衡
1．根据本章大观点，我们应如何重新认识无机化学反应并对其分类？
答：根据物质发生反应时所需的状态条件，将无机化学反应分为非水体系反应和水溶液体系反应，酸碱反应、沉淀反应、氧化还原反应、配位离解反应都是在水溶液中发生的反应。
2．根据酸碱电离理论，什么是酸碱、酸碱反应的本质是什么？如何评价该理论？
答：根据酸碱电离理论，在水溶液中，电解质能电离出H+的物质是酸，在水溶液中能电离出OH-是碱，酸碱反应的本质是H+和OH-结合生成水的反应。
评价：酸碱电离理论提高了人们对酸碱本质的认识，对化学的发展起到了很大的作用，但它也局限性，把酸碱理论局限在水溶液中，对气体酸碱及大量非水溶液中进行的化学反应无法解释，把碱定义为氢氧化物，因而对氨呈碱性的事实难以说明，把酸和碱看成是两种绝对不同的物质忽视了酸碱在对立中的联系和统一。
3．根据酸碱质子理论，如何理解酸碱的对立和统一关系，酸碱的本质是什么，如何判断反应的方向，如何评价该理论？
答：酸碱质子理论：凡能够给出质子的物质都是酸，凡能接受质子的物质都是碱。酸和碱统一在对质子的关系，质子酸碱通过质子相互联系，质子酸释放质子转化为它的共轭碱，质子碱得到质子转化为它的共轭酸，一种酸对应一种碱，酸碱之间为共轭的关系，有酸必有碱。
关系式为：酸＝碱+质子。
本质：质子的传递反应。
判断反应的方向：依据酸碱强弱判断。较强的碱与较强的酸作用生成较弱的共轭酸和共轭碱，即强强弱弱，能量较高能量较低，较弱的化学键较强的化学键。
评价：（1）扩大了酸和碱的范围，不限于电中性分子，也可以是带电的阴阳离子，并适用于非水的体系中；（2）没有盐的概念；（3）只限于质子的传递，把非质子物质SO3、BF3排斥在外。
4．什么是水的离子积常数，什么是溶液的PH值、POH值，两者有何关系？向溶液中加酸或碱，水的离子积是否变化？
答：（1）按照质子酸碱理论，H2O既是酸，又是碱，因而作为酸的水可以和作为碱的水通过传递质子而发生酸碱反应：H2O+H2O＝H3O++OH-，简化为：H2O＝H++OH-，
（2）pH=-lg[H+]，pOH＝-lg[OH-]，关系：pH+pOH＝14（常温下）；
（3）平衡常数：KW=[H+][OH-]，因为KW是温度的函数，所以温度一定时，它是一个常数，不因加入酸碱而变动。即加酸或加碱不会改变KW的值。
5．什么是电子酸碱，它的本质是什么？如何评价？
答：酸碱电子理论：酸是任何可以接受外来电子对的分子或离子；酸是电子对的接受体。碱是任何给出电子对的分子或离子；碱是电子对的给予体。
反应本质：酸碱之间以共价键相结合（形成配位键），生成酸碱配合物。
评价：对酸碱的认识过于广泛和全面，无所不包，又无定量表达。
6．什么是拉平效应和区分效应？
答：拉平效应：溶剂能将不同强度的酸拉平到溶剂化质子的作用。如HClO4、HBr、H2SO4、HCl它们是无差别的强酸。在水中，NH3＞N2H4＞NH2OH，但醋酸中均为强碱，被拉平
区分效应：能将酸碱的强弱进行区分的作用。如：HClO、HNO2、CH3COOH、HCN在水中能区分开。如：HClO4、HBr、H2SO4、HCl在醋酸中均为弱酸，酸强度顺序：HClO4＞HBr＞H2SO4＞HCl；
7．什么是弱电解质的电离常数，具有什么性质？K、α、C三者之间的关系？
答：（1）电离常数分为酸常数和碱常数两种；
酸常数：对于HA+H2O＝H3O++A-，有Ka=，酸常数是酸释放质子能力的度量。
碱常数：对于A-+H2O＝HA+OH-有Kb=，碱常数是接受体获得质子的能力的衡量。
（2）HA+H2O＝A-+H3O+
始：C 00
平：C(1-α)CαCα
Ka=
A-+H2O＝HA+OH-
始:C’00
平:C’(1-α’)C’α’C’α’
Kb=
性质:
（1）K、K、是一种平衡常数，决定于体系的本质，与温度有关，与浓度无关。
（2）α与电解质本性、溶剂、溶液温度、浓度等因素有关。
（3）K、K、α都能反映电解质的电离程度。
（4）在K、K允
当弱酸的电离度很小时，C-[H3O+]≈C
即Ka=，于是有：[H3O+]=，当C/Ka≥500时，α＜5%，C＞＞[H3O+]
则，[H3O+]=（最简式）
当C/Ka＜500，α＞5%时，C-[H3O+]不能近似为C，需解一元二次方程：，则，（近似值）
（2）同理对一元弱碱的计算跟一元弱酸的计算在原则上完全相同，只需换算符号即可，设B为一元弱碱，则：B+H2O=BH+OH-，在[BH]=[OH-]的前提下，设碱常数为Kb，总浓度为C，则最简式：，近似式：
（3）对于稀溶液，水的电离相对于弱酸(碱)的电离不可忽略，则[A-]≠[H3O+]，[BH]≠[OH-]此时需要用精确的计算式，H+分为酸电离和水电离出的H+，算[H+]的浓度，可先测定pH值，然后运用公式[H+]=10-pH算出，结合具体的题目具体解决。
9．用相同浓度的NaOH溶液中和相同量的HCl和HAc，所用NaOH的体积是否相同?得到的混合溶液pH值是否相等
答：(1)所用NaOH的体积相同。虽然HAc为弱电解质，但随着NaOH的加入，HAc＝H++Ac-电离加大，直至完全电离，因为nHCl=nHAc，而相同的碱的n1=n2，而CNaOH一定，故所用NaOH的体积相同。
(2)等量的NaOH与HCl中和,反应得到Na++Cl-的水溶液,pH＝7;
(3)等量的NaOH与HAc中和,反应得到Na++Ac-的水溶液,由于Ac-的水解,溶液的pH＞7;
10．多元弱酸的分步电离有何规律？如何解释？
答：分步解离的规律：解离常数逐渐显著减少，电离度大大降低，[H+]逐级减小。
以H2S为例：第一步电离H2S=HS-+H+，Ka1=5.7×10-8,
第二步电离HS-=H++S2-,Ka2=1.2×10-15,
因为HS-中在解离出一个正离子H+，要比从中性分子中解离出一个正H+难得多，在平衡体系中，有第一步解离出的H+对第二步解离产生同离子效应，故实际上第二步解离出的H+远远小于第一步，比较多元弱酸的强弱，只须比较第一级电离常数即可。
11．什么是强电解质理论，如何解释电解质的表观电离度？
答：（1）强酸.强碱和所有的盐类均为强电解质,它们进入水中将完全电离。
（2）强电解质电离得到的离子并非完全自由。
（3）“完全电离”并不是意味着不在发生反应。
（4）强电解质溶液的导电能力几乎不随稀释而增强。
（5）完全电离只对稀溶液才是合理的近似。
（6）强电解质在水溶液中是完全电离的，但实际上强电解质在溶液中的电离度不是100%，而是小于100%，即为表观电离度。这是由于离子是带电荷的，离子间的相互吸引，使每个离子都处在异号离子的包围之中，形成离子氛。
12．什么是活度，活度系数，离子强度，它们反应了溶液中离子的什么性质？如何求得α、f、I，它们之间有什么关系？
答：（1）活度：单位体积溶液在表观上的离子浓度，即有效浓度α；
活度系数：活度与实际浓度C之间的关系：α=f·c；
离子强度：是溶液中离子与它的离子氛之间相互牵制作用的度量。
（2）活度：定量描述强电解质溶液中离子间的牵制作用。
活度系数：反映电解质溶液中离子相互牵制作用的大小。
离子强度：衡量溶液中离子与它的离子氛之间相互牵制作用的大小。
（3）α=f·c，，或查化学手册，（ZB为电荷）
（4）a．当溶液稀释时，离子间的相互作用极弱，f→1，这时活度与浓度基本趋于一致了；b．浓度增大，电荷增多，I增大，离子间的相互牵制作用增强。表示a越小。
13．盐类大都是强电解质吗？难溶电解质就是弱电解质，对吗？
答：盐类大都是强电解质，但难溶电解质不一定就是弱电解质，如：BaSO4等难溶电解质却是强电解质。判断电解质是强电解质还是弱电解质，并不是从溶解度来考虑的，而是从以溶解的溶质的电离情况来考虑，电离度大的为强电解质，电离度小的为弱电解质。
14．如何理解同离子效应和盐效应？何者对弱电解质电离平衡影响较大？
答：同离子效应：就是在弱电解质溶液中加入含有与弱电解质相同离子的强电解质溶液，使平衡向左移动，使弱电解质电离度减小。
盐效应：在弱电解质溶液中加入其它强电解质时，由于溶液浓度减小，弱电解质的电离度将会增大，这种效应称为盐效应。
同离子效应对难溶电解质溶解度的影响远大于盐效应。
15．什么是缓冲溶液？缓冲溶液的种类如何？原理是什么？缓冲溶液的PH值如何计算，缓冲范围如何，缓冲能力与什么因素有关？
答：缓冲溶液是一种能抵抗少量强酸、强碱，水的适当稀释或浓缩而保持体系的PH基本不变的溶液。
种类：弱酸和它所对应的盐；弱碱和它所对应的盐；酸式盐和它所对应的次级盐；
原理：同离子效应。
计算：pH=pK-lg，pOH=pK-lg，缓冲溶液的缓冲能力的限度：（1）缓冲组分的浓度比一定时，缓冲能力与总浓度有关，抗酸抗碱浓度成分越大，缓冲能力越强。
（2）缓冲溶液的总浓度一定时，缓冲能力与缓冲组分浓度比有关，当Ca/Cs=1(或Cb/Cs=1)时，溶液的缓冲能力最大，抗酸或抗碱能力最强。缓冲溶液的缓冲能力与缓冲溶液的总浓度及其配比有关。
16．什么是盐的水解？如何书写盐的水解反应式，如何计算溶液的pH值？
答：盐的水解：盐在水溶液中电离出离子与水中的H+或OH-发生作用，影响水的电离平衡。
（1）一元弱酸强碱盐：NaAcNa+(aq)+Ac-(aq)(强电解质)
Ac-+H2O=HAc+OH-
H2O=H++OH-
K=K==5.68×-10
设起始AC-浓度为Cs，达到平衡时产生HAc为x
Ac-+H2O=HAc+OH-
始:Cs00
平:Cs-xxx
当Cs/K≥500[Ac-]-[OH-]≈[Ac-]pH=7-1/2lgK+1/2lgCs
多元强碱弱酸盐(PH值由第一步决定)
CO32-+H2O=HCO3-+OH-Kh1=
HCO3-+H2O=H2CO3+OH-Kh2=pH=7-1/2Ka2+1/2lgCs
(3)多元弱酸酸式盐(Na2HPO4)
2HPO=H2PO+POH++OH-=H2O
总反应式:
17.水解有什么特点？有哪些因素影响盐类的水解？试推倒水解反应式的平衡常数的表达式，计算溶液pH的核心思路是什么？
答：中和与水解之间的关系是一种共轭关系，在这一对矛盾中，中和反应是绝对主要的，换句话说，水解的趋势是很弱的。
影响盐的水解：内因：盐的本性、水解产物的性质
外因：浓度、温度、酸度。
（1）浓度：对单弱盐，水解度，温度一定，溶液越稀，水解度越大。
对双弱盐，与浓度无关。
（2）温度：水解是吸热反应，温度升高，有利于水解反应。
（3）酸度：调节酸度，可控制水解平衡。配制Fe3+等要加酸；制Na2S要加碱以防止水解，根据溶液中的酸碱性，判断水电离出的是H+还是OH-，根据Kw=[OH-][H+]=10-14计算出[H+]，而pH=-lg[H+]，从而计算出溶液的pH值。
18．什么是质子酸碱理论？如何用该理论解释中和反应、酸碱反应、水解反应。缓冲作用的本质是什么？
答：凡能给出质子的物质都是酸，凡能接受质子的物质都是碱。
中和反应：酸+碱=盐+水
酸碱反应：酸1+碱2＝碱1+酸2
水解反应：盐+水=酸+碱
根据质子理论，酸和碱的中和反应也是一种质子的传递过程；盐的水解是一种质子的转移过程，酸碱反应是共轭酸碱对之间质子传递的反应。缓冲作用的本质是共轭酸碱对之间发生质子传递的反应。
19．什么是电子酸碱理论？讨论该理论与质子理论的异同点。
答：电子酸碱理论：
（1）任何可以接受外来电子对的分子或离子称为酸。酸是电子对的接受体，任何可以给出电子对的分子或离子称为碱，碱是电子对的给予体；
（2）酸碱之间以共价配位键结合，生成酸碱配合物。
质子理论：凡是给出质子的物质是酸，凡是接受质子的物质是碱，酸碱反应是质子转移过程。
异同点：（1）都生成新的物质（2）本质不同（3）定义不同（4）反应过程不同，前者是电子对的传递反应，后者是质子的传递反应。（5）范围不同：前者范围过于广泛，无所不包。后者只限于质子的传递，排斥了非质子物质。
20．什么是溶度积？讨论其意义？
答：溶度积：是难溶电解质溶液溶解——沉淀平衡的平衡常数，是难溶电解质溶于水形成的水合离子以溶解平衡方程式中的系数为幂的浓度的连乘积。
AmBn(s)＝mAn++nBm-
K=[An+]m·[Bm-]n
意义：在一定温度下，溶度积是一个常数，它表示在难溶电解质的饱和溶液中，以系数为乘幂的离子浓度的乘积，它的大小反映了难溶电解质溶解能力的大小，与一样属于化学平衡常数的一种，其数值不仅决定于难溶电解质的本性，也受温度的影响，通常温度升高，溶度积常数增大。
21．讨论溶度积与溶解度之间的联系和区别。
答：溶度积与溶解度有联系又有区别，又可相互换算。
（1）AB型化合物AB(s)=A+(aq)+B-(aq)平衡[A+][B-]=S2=K
(2)AB2型化合物AB2(s)=A2+(aq)+2B-(aq)平衡[B-]=2[A2+]=2S
K=S(2S)2,S=
(3)AB3型化合物AB3(s)=A3+(aq)+3B-(aq)平衡[B-]=3[A3+]=3S
K=S(3S)3S=
(4)AB4型化合物A3B2(s)=3A2++2B3-
K=(3S)2(2S)3=108S5S=
结果:(1)同种类型，K大则S大；
(2)不同类型，不能直接比较K，而应比较S；
(3)K与溶液的浓度无关，S与溶液浓度有关；
区别：(1)单位不同，K无单位，S单位为mol/L
(2)表示的物理含义不同,K是从离子浓度来考虑，溶解度从整个化合物来考虑。因此，K中离子浓度可以发生变化，而溶解度所表示的化合物质量是一定的。
22.什么是完全沉淀、分步沉淀、沉淀转化？讨论沉淀——溶解平衡的同离子效应和盐效应。
答：完全沉淀：当一种物质在溶液中的浓度低于10~5mol/L时，则该物质完全沉淀。
分步沉淀：当溶液中存在多种能沉淀的物质时，通过某些方法先沉淀溶解度小的，使它们先后分别分级沉淀出来的方法，叫分步沉淀。
沉淀转化：将溶解度大的转化为溶解度小的，使难溶电解质的溶解度减小。
同离子效应：在沉淀溶解平衡中，加入与其具有共同离子的强电解质，使解离平衡向左移，降低了难溶电解质的溶解度，效果非常明显。
盐效应：在难溶电解质溶液中，加入其它强电解质时，该难溶电解质的溶解度将会略微地增大，因为溶液中总浓度增大，离子强度增大，活度系数减小，由K＝f·C，可得：当温度不变时，弱电解质浓度C增大。
23．如何判断多重平衡的反应趋势？
答：由离子积J和溶度积K关系进行判断AB（s）＝A+(aq)+B-(aq)
J＜K，沉淀溶解
J=K，沉淀溶解达到平衡
J＞K，产生沉淀或形成过饱和溶液。
24．试举例说明多重平衡计算在沉淀溶解和沉淀转化中的应用？
答：在PbSO4的沉淀溶解平衡中加入Na2S。
PbSO4Pb2++SOPb2++S2-=PbS↓
S1S1S2S2
K=S12K=S22
查表可知：,,由于两者相差很大，使得原沉淀PbSO4溶解，同时PbS生成。
25．讨论的异同点。
答：
SSK=S2由上式可以得出：与溶液浓度无关。
都是化学反应中的平衡常数，所以都与温度、溶质本质有关。
第十一章氧化还原反应
氧化还原平衡与以前学过的各类平衡有何异同？
答：氧化还原反应的基本特征是反应前后元素的氧化态数值发生变化。
化学平衡包括氧化还原平衡、酸碱中和平衡、沉淀溶解平衡、配位离解平衡等。
氧化还原平衡与其它平衡的相同点：都与压强温度浓度有关，都有对应的平衡常数，都符合物料守恒、电荷守恒。
不异点：有的是均相平衡，有的是非均相平衡，有电子的转移。
2、什么是氧化态？确定氧化态有什么规则？氧化态与化合价有何异同？
答：氧化态是元素的氧化还原程度的标度，它是一个人为指定的数值。
确定氧化态有如下几规则：
（1）单质的氧化态为0；
（2）所有元素氧化态的代数和为在多原子分子中为0；在多原子的离子中等于离子所带的电荷数；
（3）H在化合物中的氧化数一般为+1，但在活泼金属的氢化物中（如：NaH、CaH2），H的氧化态为-1。
（4）O在化合物中的氧化数一般为-2，在过氧化物中为-1，在超氧化物中为-1/2，在OF2中，氧化数为+2。
氧化态与化合价的异同：
（1）氧化态可以是分数（如：KO2中O的氧化态为-1/2），但化合价一定是整数；
（2）二者概念有区别，在离子化合物中在数值上基本相同，但在共价化合物中往往相差很大。如CrO5的结构式：，Cr的化合价为+6，但氧化数却为+10。在固体PCl5中具有[PCl4]+[PCl6]-式结构，一个P为+4价，一个P为+6价，但P的氧化数为+5。在CH4、CH3Cl4、CH2Cl2、CHCl3和CCl4中C的化合价都为+4，但氧化数依次为-4、-2、0、+2和+4。
3、如何用氧化态，离子——电子法配平氧化还原反应方程式？反应物多氧或少氧怎么办？还有其它配平方法吗？
答：（1）用氧化态法配平氧化还原反应方程式的基本原则是反应中氧化剂元素氧化数降低值等于还原剂元素氧化数增加值，或得失电子的总数相等。
用氧化态法配平氧化还原反应方程式的具体步骤：
（1）写出基本反应式，如HClO3与P4作用：HClO3+P4HCl+H3PO4
（2）找出氧化剂中元素氧化数降低的数值和还原剂中元素氧化数升高的数值。
（3）按照最小公倍数的原则对各氧化数的变化值乘以相应的系数10和3，使氧化数降低值和升高值相等，都是60。
-1-5=-6，-6×10=-60；4×（5-0）=+20，+20×3=+60
（4）将找出系数分别乘以在氧化剂和还原剂的分子前面，使方程式的两边Cl原子和P原子的数目相等。10HClO3+3P4→10HCl+12H3PO4
（5）检查反应方程式两边的H原子数目，找出参加反应的水分子数。
10HClO3+3P4+18H2O=10HCl+12H3PO4
（6）若反应方程式两边的氧原子数相等，即证明反应方程式已配平。
离子——电子法配平氧化还原方程式，是将反应式改写成半反应式，先将半反应式配平，然后将这些半反应式加和起来，消去电子而完成。
具体配平步骤：
先将反应物的氧化还原产物，以离子形式写出。
Fe2++Cl2→Fe3++Cl-
将方程式分成两个未配平的半反应式，一个代表氧化，一个代表还原。
Fe2+→Fe3+（氧化）Cl2→Cl-（还原）
调整计量数并加一定数目的电子使半反应两端的原子数和电荷数相等。
Fe2+=Fe3++e-（氧化半反应）Cl2+2e-=2Cl-（还原半反应）
（4）根据氧化剂获得的电子数和还原剂失去的电子数必须相等的原则，将两个半反应式加合为一个配平的离子反应式：
2Fe2+=2Fe3++e-
+）Cl2+2e-=2Cl-
2Fe2++Cl2=2Fe3++2Cl-
反应物多氧或少氧在半反应式中加H+离子或OH-离子，利用水的电离平衡使两侧的O原子数和电荷数均相等。
氧化数法既可配平分子反应式，也可配平离子反应式，是一种常用的配平反应式的方法。离子——电子法除对于用氧化数法难以配平的反应式比较方便外，还可通过学习离子——电子法掌握书写半反应式的方法。
4、什么叫电极（半电池）、电池符号、电极电势、标准电极电势、电动势？如何写出电极反应、电池反应？
答：（1）电极=金属棒+对应的溶液=半电池
（2）电池符号：如：（-）Zn│Zn2+││Cu2+│Cu（+），符号的约定如下：
A．用单竖线隔开电极和电解质溶液；
B．用双竖线隔开两个半电池（通常为盐桥）
C．负极在左，正极在右。
（3）产生在金属和它的盐溶液之间的电势叫做金属的电极电势。
（4）标准电极电势是电极电势的基准，国家规定：298K下含1mol/L浓度的H+溶液、1标准压力的H2的电极电势，符号“θ”表明该体系处于热力学标态。
（5）电池的电动势等于正极电极电势与负极电极电势之差：
（6）有四种类型的电极：
A.金属—金属离子电极它是金属置于含有同一金属离子的盐溶液中所构成的电极，如Zn2+/Zn电对所组成的电极即是。其电极反应为：Zn2++2e-＝Zn，电极符号为：Zn(s)/Zn2+
B．气体—离子电极
氢电极和氯电极的电极反应分别为：2H++2e-＝H2,Cl2+2e-＝2Cl-
电极符号分别为：Pt│H2(g)│H+；Pt│Cl2(g)│Cl-
C．金属—金属难溶盐或氧化物—阴离子电极
电极反应：AgCl+e-＝Ag+Cl-
电极符号：Ag-AgCl(s)│Cl-
D．氧化还原电极Fe2+│Fe3+
电极的电极反应为：Fe3++e-＝Fe2+
电极符号：Pt│Fe3+，Fe2+
5、讨论氧化还原电对与共轭酸碱对的异同点？
答：氧化还原电对是由氧化剂与它的共轭还原剂、还原剂与它的共轭氧化剂共同构成的，有电子的转移、氧化数的升高。
共轭酸碱对由它的酸与其共轭碱和碱与它的共轭酸共同组成，有质子的转移。
6、查阅标准电极电势时，应该注意什么？它有哪些应用？有什么条件？
答：正确使用标准电极电势表的有关问题：
（1）在Mn++ne-＝M电极反应中，Mn+为氧氧化型，M为还原型，即氧化型+ne-＝还原型。同一物质在某一电对中是氧化型，在另一电对中可以是还原型，例如：Fe2+离子在
Fe2++2e-＝Fe，（＝-0.44V）；Fe3++e-＝Fe2+,(＝0.77V)
Fe2+在前一个半反应中是氧化型，在后一个半反应中是还原型，所以在讨论Fe2+有关的氧化还原反应时，要弄清Fe2+是氧化型还是还原型，从而正确选用与之对应的值。
（2）氧化型物质得电子的本领与还原型物质失电子的本领的强弱可以从值的大小来判别。
(3)标准电极电势与得失电子数的多少无关，即与半反应中系数无关。
Cl2+2e-＝2Cl-(＝1.358V)或1/2Cl2+e-＝Cl-(＝1.358V,不变)
标准电极电势的应用：
A.判断氧化剂和还原剂的强弱；
B．判断氧化还原反应的方向；
C．计算原电池的电动势，原电池反应的自由能、平衡常数等热力学数据。
D．计算其他半反应的标准电极电势。
条件：
A．与半反应的方向无关；与半反应方程式系数无关；与半反应物质形态有关；
B．与半反应速率无关，属于热力学数据；
C．是在水溶液体系中测定的，只适用于水溶液体系，不适用高温反应，非水溶剂．
D．只适用于热力学标态和常温（298K）下的反应。
7、如何用对角线规则判断氧化还原反应的方向？
答：在标准电极电势表中，从上向下，电对中氧化型物质的氧化能力逐渐增强，从下向上，电对中还原型物质的还原能力逐渐增强。所以，右上方的物质可以还原左下方的物质，左下方的物质可以氧化右上方的物质。
8、如何综合考虑对氧化还原反应方向的判断？
答：由关系式
（1）=0氧化还原反应达到平衡，改变反应条件可促使反应向正逆方向移动；
＜0正方向自发进行；＞0逆方向自发进行；
（2）氧化还原反应达到平衡，改变反应条件可促使反应向正逆方向移动；
＜0逆方向自发进行；＞0正方向自发进行；
（3）＞107正方向很大，方向不易变；＜10-7正向很小，方向不易变。
107＞＞10-7可逆性较大，浓度影响大；
9．与反应方程式有关，、则相反，那么又是如何与统一的？
答：同一反应，在同一温度下，平衡常数具体数值是与方程式的写法相关的，方程式写法不同，表达式中的指数不同，平衡常数不同。在673K下,
根据能斯特方程，、与半反应的计量系数无关。
由方程可知，K的倍数与式中的n的变化相一致的，故、E的数值与半反应的计量系数无关。
10．Ag能溶于1mol/LHI溶液中放出H2，这与金属活动顺序表（Ag在H后面）是否矛盾？为什么？
答：不矛盾。
半反应：Ag-e=Ag+（负极）半反应：2H++2e-=H2（正极）
，
由于Ksp（AgI）很小，使得小于0，=0.799，。
11．Na与水反应剧烈，Ca与水反应缓慢，但在金属活动顺序表中，Ca却排在Na前面，为什么？你可从中得到哪些启示？
答：Ca与水反应生成了微溶于水的Ca(OH)2附着在金属的表面，从而减缓了反应速率。从中我们看出有时不能单凭表观现象来判断物质的性质，而要从多方面来考虑，有时其外部因素是不可忽略的，有时还需要用多种不同的实验来验证，真理的得出是要经历一盘过程的。
12．论述电极电势和电动势的能斯特方程的意义，如何运用能斯特方程来判断离子浓度、温度对电极电势及氧化还原反应方向的影响？
答：应用能斯特方程很好的把电极电势和电动势与反应的平衡常数，吉布斯自由能联系起来，方程的主要形式是：（1）电极反应，
电池反应，应用公式可进行
A．氧化还原反应的平衡常数及反应程度的判断：
K＞105，反应很完全。
B．溶度积常数的测定以AgCl为例。Ag++Cl-=AgCl（S），求Ksp和K。
（2）影响标准电极电势的因素，由，
，
①若温度升高，则E增大，若增大，则E增大。总之，整体看的值。
②浓度的影响。
A．电极本身的浓度，[氧化型]增大，电极电势增大，[还原型]增大，电极电势减小；
B．[H+]浓度的变化；
C．生成难溶物，配合物；
总之，内外因素的影响，如果电极电势发生改变，即E＜0，氧化还原反应正方向进行；E＜0，逆方向进行；E=0氧化还原反应达到平衡。
13．对具体的电极反应，书写能斯特方程，应注意什么？能斯特方程中的n与电极反应中物质的计量系数有何异同？
答：对具体的电极电势，书写能斯特方程时应注意如下几点：
（1）电子转移的个数n。
（2）还原型，氧化型的相对位置，及与对数前的正负号对应。
（3）注意：还原型、氧化型的指数对对数的影响。
（4）注意热力学的状态（固体不考虑），液体的浓度、气体的分压。
能斯特方程中的n与电极反应中物质的计量系数的异同点如下：
相同点：n都表示物质的计量，一个只是电子转移的数量，且都影响该状态下的电极电势。
不同点：同一个电极反应在同一个反应的n不尽相同，但并不改变电极电势的值。
14．如何求涉及氧化还原反应的多重平衡的总平衡常数K？
答：求总的平衡常数K（一个氧化还原的多重平衡），可将平衡拆成几个单向反应，包括一个氧化还原平衡：以Fe(OH)3为例：4Fe(OH)2+O2+2H2O=4Fe(OH)3
第一步拆：Fe(OH)2,
第二步求出每一个平衡的平衡常数：
，从而得出K2、K3，K4
根据多重平衡规则，则：K总=，从而计算出氧化还原平衡的总平衡常数。
15．电极可分为几种类型？什么是标准电极和参比电极？
答：电极可分为四类：a。金属——金属离子电极。Zn(s)│Zn2+
b。气体——离子电极Pt│Cl2(g)│Cl-
c．惰性电极Pt│Fe3+，Fe2+
d．金属——金属难溶盐电极Ag-AgCl(s)│Cl-
标准电极：规定298K下会有1mol/L浓度的溶液，1标准压力的气体相对同种状态下的氢电极的电势差。
参比电极：是用作与需测定电极电势的半电池连接成原电池用的电极，电极电势十分稳定，用它们做实验时还有操作方便等优点。
16．在中，氧化型或还原型的K及K对会产生什么影响？
答：如电对中氧化型物质生成沉淀，则沉淀物的K越小，它们的标准电极电势就越小；相反，电对中还原型物质生成沉淀，则沉淀物的K越小，它们的标准电极电势就越大。简单的说，氧化型的K使变小，而K使增大。因（含有沉淀或配合物）=（无）-，与之相反，还原型的K使变大，K使变小。
17．如何由金属电极的标准电极电势，该金属难溶盐的溶度积和配离子的稳定常数求难溶盐电极和配盐电极的标准电极电势？
答：
18．什么是pH—电势图？pH—电势图曲线有哪些类型？如何由pH—电势图确定物质在水中的稳定性及氧化还原反应方向？
答：（1）在等温等浓度下，以电对的电极电势为纵坐标，溶液的pH值为横坐标，绘出随pH变化的关系图，这种图叫做电势—pH图。
（2）pH—电势图曲线类型：氢线、氧线。
（3）物质在水中稳定性：
A.凡pH—曲线位于氧线以上区域的电对，均能与水反应放出O2；
B．凡pH—曲线位于氢线以下的电对均能与水反应放出H2；
C．凡pH—曲线位于氧线和氢线之间区域的电对在水溶液中都是稳定的，不会与水发生反应。
（4）在氧线以上区域，氧化剂不太稳定；在氧线与氢线之间，较稳定；在氢线以上，发生还原反应的趋势大。
19．总结电解产物的一般规律。
答：当为惰性电极时，在阴极上放电的通常是金属离子和H+，在阳极上放电的则为负离子，酸根离子和OH-。当为活泼电极时，电极也会参加反应。究竟哪一种离子先放电，既取决于它们的标准电极电势，又取决于溶液中有关离子的浓度，但有一点，阳极发生氧化反应，先放电的必然是最容易给出电子的物质，阴极上发生还原反应，先放电的必然是最容易与电子结合的物质。
20．列表比较原电池和电解池的异同，试述超电压产生的原因极其影响？
答：
比较 原电池 电解池 定义 在电极上发生氧化还原反应
产生电流向外电路的负载提供电流 施加电流在电极上发生氧化还原反应 能量转换 化学能电能 电能化学能 反应△G △rG＜0，反应自发 △rG＞0，反应非自发 做功 体系向外界做有用功 外界向体系做有用功 极性命名 向外电路提供电子的电极为负极，从外电路传入电子的为正极（阴极） 与外电源负极相连的电极为负极（阴极），与外电源正极相连的为正极 极性对应
的反应 负极氧化反应
正极还原反应 正极（阳极）氧化反应
负极（阴极）还原反应 超电压：是实际分解电压大于理论分解电压的重要因素，它的大小主要与电极材料和电流密度的大小有关，可归咎于动力学原理导致电解反应处于非平衡状态所致。
超电压的存在有可能使电解时电极上的放电顺序发生改变。
21．实用电池有哪些种类？分析其优缺点。
实用电池 优点 缺点 酸性锌锰电池 历史悠久，制作简单，价格便宜 新电池存放时间短，放电后，电压不稳定，只能一次使用 碱性锌锰电池 克服了酸性电池存放时间短和电压不稳定的缺点 只能一次使用 镍镉电池 维持稳定电压，循环寿命长 镉是致癌物质，污染环境 镍氢电池 科技含量高，可充电 价格昂贵 锂电池 十分稳定，科技含量高 电阻大，电流小 铅蓄电池 历史悠久，性能优良，价格便宜，电流密度大 必须每月至少充电一次，太重 氢氧燃料电池 是一个发电装置，可供电，照明或保温 价格昂贵
22．什么是元素电势图，有何应用？
答：（1）元素电势图：将同一元素不同氧化值所组成的各电对的标准电极电势极其关系以图的形式表示出来，即为元素电势图。如某元素不同氧化态的三种物质电对：
利用元素电势图中各电对E之间的关系，可由已知Eθ，求出未知Eθ。
（2）元素电势图的应用
A．利用元素电势图求算某电对的未知的标准电极电势。
利用△G与的关系：，n1，n2，n分别为相应电对的电子转移数，且
（2）判断歧化反应是否能够进行
由某元素的不同氧化态的三种物质所组成两个电对，按其氧化态由高到低排列如下：
氧化态降低假设B能发生歧化反应，那么这两个电对所组成的电池电动势：＞0
23．什么是歧化反应？
答：歧化反应：同一元素中间氧化态变为高低氧化态的反应。可根据元素电势图来判断。
要求：该元素必须有多种不同的氧化态，且反应条件要适宜。
1
U
Au,Ag
热电良导体，有金属光泽。
金属键
原子
金属晶体
NH3
硬度小、熔沸点低
分子间力氢键
分子
分子晶体
NaCl,BaO
硬而脆、熔点高、溶导电
离子键
离子
离子晶体
金刚石,SiC
硬度大，熔点高，导电差
共价键
原子
原子晶体
实例
晶体特性
质点间作用力
结构质点
晶体类型
A2
液态氧被磁铁
吸起的示意图
S
N
5×104Pa
4×10-3m3
A1
1×105Pa
A2×10-3m3
B2×105Pa
1×10-3m3
B2
B1
4×105Pa
5×10-4m3
向体系输入热Q对体系做功
状态ⅠU1
状态ⅡU2
使体系的内能增加
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