无机化学重点笔记

无机化学重点笔记Revised on November 25, 2020

第一章 物质的状态

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的假想情况下的气体。

实际气体：处于高温（高于273 K ）、低压（低于数百千帕）的条件下，由于气体分子间距离相当大，使得气体分子自身的体积与气体体积相比可以忽略不计，且分子间作用力非常小，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 称为比例常数，也称为摩尔气体常数。

R = Pa·m3·mol-1·K-1 = kPa·L·mol-1·K-1

= ·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 为某组分气体的摩尔分数。理想气体混合物中某组分气体的分压等于该组分气体的摩尔分数与总压力的乘积。

分体积定律

当几种气体混合时，起初每一种气体在各处的密度是不同的，气体总是从密度大的地方向密度小的地方迁移，直至密度达到完全相同的状态，这种现象称为扩散。

相同温度、相同压力下，某种气体的扩散速度与其密度的平方根成反比，这就是气体扩散定律。用u i 表示扩散速度，ρi 表示密度，则有：

式中u A 、u B 分别表示A

、B 两种气体的扩散速度，ρA 、ρB 分别表示A 、B 两种气体的密度。

同温同压下，气体的密度（ρ）与其摩尔质量（M ）成正比，据此可以表示为：i i RT RT p p n n V V

=∑=∑=i u A B u u A B u u

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：

气体分子运动论的主要内容包括以下几个假设：

（1）气体由不停地作无规则运动的分子所组成；

（2）气体分子本身不占体积，视为数学上的一个质点；

（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的碰撞视为弹性碰撞，气体的压力是由于气体分子同容器壁产生碰撞的结果；

（5）气体分子的平均动能与气体的温度成正比。

通常把蒸气压大的物质称为易挥发的物质，蒸气压小的物质称为难挥发的物质。

对同一液体来说，若温度高，则液体中动能大的分子数多，从液体中逸出的分子数就相应的多些，蒸气压就高；若温度低，则液体中动能大的分子数少，从液体中逸出的分子数就相应的少些，蒸气压就低。

克劳修斯-克拉贝龙（Clansius-Clapeyron）方程

沸点是指液体的饱和蒸气压等于外界大气压时的温度。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的表面上进行），称之为液体的沸腾。三氯甲烷、乙醇、水和醋酸的正常沸点依次分别为61.3℃, 78.4℃, 100℃和118.5℃。减压蒸馏的方法正是利用减压时液体沸点会降低的这一特征去实现分离和提纯物质的目的。这种方法适用于分离提纯沸点较高的物质以及那些在正常沸点易分解或易被空气氧化的物质。

如果温度高于某一数值，则无论加多大的压力也不能使气体液化。这一温度称为临界温度，用符号T c表示。在临界温度时，使气体液化所需的最低压力称为临界压力，用p c表示；而在临界温度和临界压力下物质所占有的体积称为临界体积，用V c表示。T c、p c和V c统称为临界常数。

晶体和非晶体特性的异同点主要表现在以下几个方面：

（1）晶体和非晶体的可压缩性和扩散性均很差。

（2）完整晶体具有固定的几何外形，而非晶体则没有。

（3）晶体具有固定的熔点，非晶体则没有固定的熔点。非晶体被加热到一定温度后开始软化，流动性增加，直至最后变成液体。从软化到完全熔化，要经历一段较宽的温度范围。

（4）晶体具有各向异性，许多物理性质，如光学、导热性、导电性和溶解作用等在晶体的不同方向上测定时，是各不相同的。如石墨晶体易沿着层状结构方向断裂，石墨的层向导电能力远远高于竖向导电能力。晶体的各向异性是其内部粒子有规律排列的反映。非晶体则表现出各向同性。

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

水的三相点所对应的温度（0.01 ℃）和压力（ kPa）下，固、液和气三态可以共存，即三态处于平衡状态。

第二章溶液和胶体

分散系：一种或几种物质以细小的粒子分散在另一种物质里所形成的体系。分散系由分散质和分散剂两部分组成。溶液中，分散质一般称为溶质，分散剂一般称为溶剂。

表2-1 按分散质粒子直径的大小分类的液态分散系

溶液的浓度表示 1、质量分数 2、物质的量浓度

3、质量摩尔浓度

4、摩尔分数 溶液的性质有两类：第一类：如颜色、导电性、酸碱性等由溶质的本性决定。 第二类：如溶液的蒸气压下降、沸点升高、凝固点下降、渗透压等则与溶质的本性无关，取决于溶液中溶质的自由粒子（可以是分子、离子、原子等微粒）数目，即浓度。

后一类性质常称为溶液的依数性，也称为溶液的通性。在难挥发非电解质的稀溶液中，这些性质就表现得更有规律。

拉乌尔（ F. M. Raoult ）定律（只适用于非电解质稀溶液）： 溶液蒸气压下降：Δp = K p ·b B 溶液沸点升高：△T b = K b · b B

凝固点下降：△T f = K f · b B 溶液的渗透压：Π ＝ c B RT

一些常见溶剂的沸点和K b 值

B B m w m =

B B n c V

=A *A

p p x =

一些常见溶剂的凝固点和K f 值

渗透性是指分子或离子透过半透膜的性质。具有这种性质的膜有猪的膀胱、肠衣、植物的细胞壁以及人工制造的无机陶瓷膜等。

如果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的化合物称为电解质，不能导电的化合物称为非电解质。根据其水溶液中导电能力的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的电解质的物质的量占溶液中初始电解质物质的量的百分数，用α表示。

离子活度是离子在反应中发挥作用的有效浓度：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的影响）： z B 是离子B 的电荷，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 值非常接近1，可用浓度代替活度。

胶体分散系是由颗粒大小在1~100 nm 的分散质组成的体系。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的多相体系。如Fe(OH)3溶胶和As2S3溶胶等。

② 高分子溶液，它是由一些高分子化合物组成的溶液。如胶水。

2B B 1=()2I c z

分散体系的分散度常用比表面来衡量：Ｓ0＝比表面积越大，表面能就越高，系统就越不稳定，因此液体和固体都有自动减少表面能的能力。凝聚和表面吸附是降低表面能的两种途径。

固体在溶液中的吸附分为两类：分子吸附（非极性的吸附剂较易吸附非极性的物质）和离子吸附（离子选择吸附和离子交换吸附）。交换能力与溶液中离子的浓度和价数有关，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。

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

溶胶的光学性质：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的现象。

电渗：在外电场下，使溶胶粒子不动，分散剂定向移动的现象称为电渗。

溶胶粒子带电的主要原因：吸附带电、解离带电

胶团的结构 [(AgI)m．n I-．(n-x)K+]x-．x K+

溶胶的稳定性：布朗运动、胶粒带电、溶剂化作用。

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

溶于水后能显着降低水的表面能的物质称为表面活性剂。表面活性剂的分子是由亲水的极性基团和憎水的非极性基团两大部分构成。极性部分通常-OH、-

NH2、-COOH和-NH3+等基团，而非极性部分主要是由碳氢组成的长链（-R）或芳香基团（-Ar）等。

乳浊液是分散质和分散剂均为液体的粗分散系。乳浊液又可分为两大类：

一类是“油”(通常指有机相)分散在水中所形成的系统，以油/水型（或O/W）表示，如牛奶、豆浆、各种农药乳化剂等；

另一类是水分散在“油”中形成的水/油型（或W/O）乳浊液，例如原油，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

描述体系的一系列物理量（如气体的压力、温度、体积和组分的摩尔数等）称为状态函数。

状态函数的性质：

（1）一些状态函数具有加和性，如n、V 等（容量性质）

（2）一些状态函数没有加和性，如T、P 等（强度性质）

状态函数的特征：

（1）状态一定，状态函数值一定。

（2）状态函数变化量只与体系的始、终态有关，与途径无关。

体系的某一物理量如果具有上述两个特征，则必是体系的一个状态函数。

过程主要有：定温过程；定压过程；定容过程；绝热过程；循环过程。

当体系与环境间存在温差时，体系与环境间传递的能量叫做热，以Q表示。

除了热的形式以外，其它各种被传递的能量都叫功，以W表示。功分为体积功和非体积功（也称有用功）。

功的取值：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）。

体系内部能量的总和称为热力学能（内能），用符号U 表示，单位为J 或kJ 。 体系的状态确定时，体系内部的能量也随之确定，是体系的状态函数。 热力学第一定律：U 2 = U 1 + (Q + W ) ， U 2 -U 1 = U = Q + W

规定：（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。

当生成物的温度和反应物的温度相同，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的热量就叫做这个反应的反应热或热效应。

恒容条件：恒容反应热U = Q V

恒压条件：恒压反应热 定义：H (焓）= U + pV （ H = U + nRT ）

则 Q p = H 2-H 1 = H （焓变）

反应进度（衡量化学反应进行程度的物理量）： ξ的单位是mol

热化学方程式：H 2（g ）+ 1/2O 2（g ）= H 2O （l ） =－·mol －1

符号△r H m θ的左下标“r”表示化学反应，右下标“m”表示反应进度变化量ξ =1mol ，即△r H m 表示化学反应进度为1mol 时的反应焓变，因此也称为摩尔焓变，习惯上常用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p θ（100 kPa ）时该物质的状态。

① 标明反应的温度和压力，在 K 和100 kPa 下进行，可以不注明。

r m H Θ

Δ

②标明所有参加反应各物质的状态，气、液、固态可分别用g、l、s表示。有多种晶型的固体要注明其晶型。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，其热效应总是相同的。

标准状态下，由元素的稳定单质生成1mol某物质时的热效应叫做该物质的标准摩尔生成焓或标准摩尔生成热。用f H mθ表示，f表“生成”，单位kJ·mol-1，稳定单质及H+的f H mθ为零，利用标准摩尔生成焓求反应焓的通式为：

H mθ=(if H mθ )生成物- (if H mθ)反应物=Bf H mθ(B)

r

1mol某有机化合物在100kPa和某温度下被完全燃烧时所放出的热量叫做该化合物的标准摩尔燃烧焓，以c H mθ表示。完全燃烧是指化合物中的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),并规定这些燃烧产物的c H mθ为零

利用标准摩尔燃烧焓计算反应热的公式是：

H mθ=(ic H mθ )反应物 - (ic H mθ )生成物=—Bc H mθ(B)

r

自发过程的特征：

（1）一切自发过程都是单向性的，具有对环境做功的能力。欲使其逆向进行，环境必需对它做功。

（2）自发过程的进行有一定的限度，如只能进行到温度相等，水位相等，浓度相等等。

体系的混乱度可用一个称为熵的热力学函数来描述。体系越混乱，熵值越大。S 也是一个状态函数，其变化量与途径无关。

热力学第三定律：在热力学温度0K 时，任何纯物质的完美晶体的熵值都等于0。

在标准状态下，温度T 时，1mol 物质的熵值称为该物质的标准摩尔熵（或标准熵)，用符号S m θ表示，单位为 J. mol -1·K -1。 化学反应的熵变可由物质的S m θ求得：

r S m θ= (i S m θ)生成物 - (i S m θ)反应物=B S m θ(B)

标准摩尔熵的一些规律:

同一物质聚集状态不同， 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。

等温可逆过程的体系熵变可由下式计算：S =Q r /T

r 指可逆过程（水在沸点时蒸发，冰点时的凝固、 溶解过程为可逆过程），Q r 指可逆过程的热效应（若讨论恒温恒压体系不做有用功，则等于H ），T 为体系的热力学温度。

等温过程的环境熵变可由下式计算： S 环 = Q 环/T 环 Q 环与Q 体大小相等，符号相反。

在孤立体系中，自发过程使体系的熵值增加，处于平衡状态时体系的熵值达到最大，而使体系熵值减小的过程是不可能发生的。此规律称熵增原理，也称热力学第二定律。

S 孤立=S 体+ S 环>0 自发过程

S 孤立=S 体+ S 环=0 平衡过程

S 孤立=S 体+ S 环<0 非自发过程

化学反应通常在恒温、 恒压下并与环境间有能量的交换情况下发生的。 ()()()m m m s l g S S S ΘΘΘ<<

G =H -T ·S G 称吉布斯自由能，也是一个状态函数。

H - TS = G 2 - G 1 = G （吉布斯自由能变）< 0

在恒温恒压下（封闭体系）：

G <0， 自发过程 r G m θ<0， 自发过程

G =0， 平衡过程 r G m θ=0， 平衡过程

G >0， 非自发过程 r G m θ>0， 非自发过程

标准摩尔生成吉布斯自由能：在指定的反应温度（一般在）和标准态下，令稳定的单质的吉布斯自由能为0，并且把由稳定单质生成1mol 某物质的吉布斯自由能变称为该物质的标准吉布斯，记为f G m 。

r G m θ= (if G m θ)生成物 - (if G m θ)反应物=B G m θ(B)= r H m θ- T r S m θ

由吉布斯-赫姆霍兹关系式可得到以下四种情况：

H S G （= H -TS ） 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“-” 始终自发

（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 经历一定的反应时间后，正反应速率和逆反应速率相等，此时反应达到最大限度，故各种物质的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。

化学平衡具有以下特征：

r m r m ln G G RT Q ΘΔΔ=+E /F /A /D /e f

a d p p p p Q p p p p ΘΘΘΘ????????=????????（）（）（）（）E /F /A /D /e f a d c c c c Q c c c c ΘΘΘΘ????????=????????（）（）（）（）

① 化学平衡是反应在一定条件下所能达到的最大限度。此时反应的 =0。

② 化学平衡是一种动态平衡，正、逆反应还在进行，但速率相等。从表观上看，系统中各物质的浓度及其它宏观性质（如温度、密度等）不随时间变化，具有定值。

③ 化学平衡是有条件的平衡，条件改变，平衡改变。在一定条件下，无论反应是从正向还是逆向开始，反应都可以到达平衡。

浓度平衡常数与压力平衡常数：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的影响

当Q / =1时，Q = ，△r G m=0，反应达平衡状态；

当增加反应物浓度或减少生成物浓度时，则Q ＜ ，△r G m ＜0，反应正向移动；

当增加生成物浓度或减少反应物浓度时，则Q ＞ ，△r G m ＞0，反应逆向移动。

压力对化学平衡移动的影响

体系的总压力增加至原来的x 倍，体系中各组分的分压也相应增加至原来的x 倍，此时反应商为

加入惰性气体以改变体系的总压力

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，体系的体积必须增大，此时反应中各组分气体的分压下降，平衡将向气体分子数增加的方向移动。对于 ＞0的反r m ΔG Δ()v

RT p ΘK Θ-Δ()v p Θc ΘK Θc Θ

K ΘK ΘK Θ

K ΘB Q x K νΘ∑=B e f a d

νΣ=+--B

νΣB νΣ

应，即气体分子数增多的反应，平衡正向移动；对于 ＜0的反应，即气体分子数减少的反应，平衡逆向移动。

温度对化学平衡移动的影响

由 和 得到 当 即放热反应，T 2>T 1，K 2θK 1θ，平衡正向移动。

当 即吸热反应，T 2>T 1，K 2θ>K 1θ，平衡正向移动；T 2

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

第四章 化学动力学基础

在化学反应进行的一段时间里，单位时间内反应物浓度的减少或生成物浓度的增加即为平均速率。用 表示。例如反应 2HI (g)

H2(g)+ I2(g) =— = = 瞬时速率是Δt 趋于零时的物质浓度的变化率，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的反应，即一步完成的反应，称为基元反应。由两个或两个以上基元反应所构成的整体反应，称为复杂反应或非基元反应，慢反应是整个反应速率的决定因素。

能发生化学反应的碰撞，称为有效碰撞。具有较高能量能发生有效碰撞的分子，称为活化分子。通常把活化分子所具有的平均能量 与反应物分子的平均能量 之差，称为反应的活化能 。 r m ln G RT K ΘΘΔ=-r m r m r m G H T S ΘΘΘΔΔΔ=-2r m 121(298.15K)11ln ()K H K R T T ΘΘΘΔ=--r m 0H ΘΔ>r m 0H ΘΔ<υυ(HI)2c t ΔΔ2(H )c t ΔΔ2(I )

??c t

υυ

*E r E

过渡状态理论：翻越势垒所需的能量即反应物或生成物的反应活化能。 E a(+) 与E a(-) 之差可认为是反应的热效应ΔH ，即ΔH = E a(+) - E a(-） 若E a(+)＞E a(-)，反应为吸热； E a(+)＜E a(-)，反应为放热。

基元反应速率方程的确定—质量作用定律 = （气体则可用p ） 利用实验数据或定速步骤确定非基元反应的速率方程。

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。

反应的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）的数目。

四分子及其以上的反应尚未发现。

温度对化学反应速率的影响

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的2~4倍。

阿仑尼乌斯公式： 如果某反应在不同温度下的初始浓度和反应程度都相同，则有 = ， 催化剂对反应速率的影响

催化剂是一种能改变化学反应速率，而本身质量和组成保持不变的物质。机理是催化剂使反应的活化能降低，活化分子百分数增加，反应速率加快。（除热力学上不能进行的反应）

催化剂的特征：（1）催化剂参加反应，反应前后其质量、组成和化学性质都不改变。

（2）催化剂只能缩短达到化学平衡的时间，而不能改变平衡状态，即只能改变反应速率，不能改变反应的程度。

υk b

a c c B A 2112

11lg ()2.303p H p R T T ?=-

（3）催化剂具有选择性：一种催化剂只能适用于某一种或某几种反应；同样的反应物，选用不同的催化剂可能得到不同的产物。

酶催化作用：催化效率高；高度特异性；反应条件温和

第五章物质结构简介

波尔理论：电子在核外一系列具有不同半径的同心圆的轨道上运动；在一定轨道上运动的电子具有一定的能量(或处于一定能级)，不同的轨道代表不同的能级；当电子由一种定态跃迁至另一种定态时，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的主要因素。用它来代表电子的层数。

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：它的取值由n决定，可取从0到(n-1)的整数。例如n = 1，l只能为0；n = 2，l 可以为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的分层，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的取值由l决定，可取0、1、2、3、l，共取2l+1个值。m表示在同一亚层中原子轨道在空间的伸展方向，即每一亚层中的轨道数目，各轨道能量相等。

自旋量子数m s：m s的取值只有+1/2或1/2，每个原子轨道上可以有两个自旋相反的电子，称为成对电子。因此s、p、d、f亚层最多可容纳的电子数分别是2、6、10、14。

由核外其余电子抵消部分核电荷对指定电子吸引的作用称为屏蔽效应。因此，角量子数相同的各轨道电子的能量随主量子数的增大而升高。外层电子钻到内层靠近原子核的能力称为钻穿效应。钻穿效应越大，该电子的能量就越低。

主量子数大的能级反而比主量子数小的能级低的现象称为能级交错。

（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，失电子的规律如何实验证明，原子轨道失去电子的次序是：n p，n s，(n1)d，(n2)f，即最外层的n p电子最先失去，n p电子失光后才失n s电子，余类推。例如，As3+核外电子结构式为1s22s22p63s23p63d104s2，Cu2+为1s22s22p63s23p63d9。

原子的电子层结构与元素周期的关系

周期数 = 电子层数 = 最外层的主量子数

主族元素：族数 = 最外层的电子数

副族元素：ⅠB、ⅡB族数 = 外层电子数

ⅢB-ⅦB族数 = 外层s电子与次外层d电子之和

Ⅷ族元素外层s电子与次外层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：对于同周期的副族元素来说，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的能量，用I 表示，单位Kj/mol。同一周期的主族元素从左至右电离能明显增大。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：电子亲合能是原子获得电子难易的量度。元素的电子亲合能值越负，表示原子获得电子的能力越大，元素的非金属性越强；元素的电子亲合能正值越大，则原子获得电子的能力越小，元素的金属性越强。

电负性：就是某元素的原子在分子中吸引成键电子对能力大小的相对数值。元素的电负性越大，非金属性越强，金属性越弱；反之金属性就越强。电负性最大的是氟，最小的是铯。

正、负离子间通过静电作用而形成的化学键叫做离子键。由离子键形成的化合物称为离子化合物，离子化合物存在的形式是离子晶体。离子键形成的条件是相互作用的原子的电负性差值要较大。电负性差值大于，形成离子键，该化合物为离子型化合物；若差值小于，则可判断它们之间主要形成共价键，该物质为共价型化合物。（不绝对）

离子键的特性：没有方向性、没有饱和性

晶格能（U）可以用来衡量离子键的强度大小。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的能量，单位为kJ·mol-1。

离子半径的变化规律

（1）同一主族自上而下，电子层数依次增多，具有相同电荷的离子半径也依次增大，而在同一周期中，正离子的电荷数越高，半径越小；负离子的电荷数越高，半径越大。

（2）同一元素的正离子半径小于它的原子半径，简单的负离子半径大于它的原子半径。

（3）同一元素形成几种不同电荷的离子时，电荷高的正离子半径小。

（4）对等电子离子而言，离子半径随负电荷的降低和正电荷的升高而减小。（5）周期表中：相邻两族元素左上方和右下方斜对角线上的正离子半径近似相等，称为对角线规则。

离子半径越小，离子间的引力就越大，离子化合物的熔点、沸点也越高。离子电荷高，与相反电荷的吸引力大，熔点、沸点就高。例如CaO的熔点（2614℃）比NaCl（801℃）高。

离子的电子构型

（1）2电子构型：最外层为2个电子的离子，n s2，如Li+、Be2+等。

（2）8电子构型：最外层为8个电子的离子，n s2n p6，如Na+，Ca2+等。（3）18电子构型：最外层为18个电子的离子，n s2n p6n d10，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个电子的离子，(n-

1)s2(n-1)p6(n-1)d10n s2，如Pb2+、Sn2+等。

（5）不饱和电子构型：最外层为9～17个电子的离子，n s2n p6n d1-9，如

Fe2+、Mn2+等。

离子构型与结合力大小为：8e＜(9-17)e＜18e或(18+2)e。如KCl易溶于水，AgCl难溶于水。

分子中每个原子都应具有稳定的稀有气体电子层结构（8电子结构），可以通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的化学键叫共价键。

共价键的特点：饱和性和方向性

共价键的类型

按原子轨道重叠的方式分类，可分为σ键和π键。

按共价键数不同，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；如果两个原子可以形成多种键，共价双键或叁键，其中必定有一个σ键，其余是π键。

按共用电子对提供的方式分类可分为正常共价键和配位共价键。如果共价键的共用电子对由一个原子提供的，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。

分子的极性：根据分子的正、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。