药学基础知识课程——无机化学

第一课溶液

第一节溶液的浓度

一、溶液浓度的表示方法

质量浓度：每单位溶液体积含有溶质的质量。

质量分数：溶质的质量与溶液的质量之比。

体积分数：在相同温度和压强的条件下，混合气体中组分单独占有的体积与混合气体总体积之比。

二、摩尔、物质的量浓度

1.买米买气的故事

2.一摩尔有多少个东东？

摩尔（mol）就是一个特定数目的数量单位。

1 摩尔某微粒 = 6.02×1023个某微粒

6.02×1023，阿伏加德罗常数，用N A表示。

3.摩尔质量物质的量浓度

为什么人为规定1摩尔（mol）是6.02×1023个呢？

原子的质量数 = 中子数+质子数

而质子和中子的质量几乎相等，质量特别小（1.67×10-24克），而人们使用中往往用宏观的量，所以把6.02×1023个×1.67×10-24克/个 = 1克。

1 摩尔碳原子 = 6.02×1023个碳原子等同于12克碳原子

1 摩尔水分子 = 6.02×1023个水分子等同于18克碳原子

1 摩尔水分子含有6.02×1023个氧原子，1.204×1024个氢原子

摩尔质量：1mol该物质的质量，单位是g/mol。

初中学的分子量在数值上等于摩尔质量。

物质的量浓度：单位体积含有物质的摩尔数，（mol·L-1）体现的是物质数目上的密集程度。

第二节溶液的某些物理性质

一、溶液的蒸气压

1.溶剂的蒸气压

在一定温度下把纯水注入一空的密闭容器中，与液相处于平衡时的压力称为该温度下的饱和蒸气压，简称蒸气压（vapor pressure），常用符号P表示，单位Pa。

在一定温度下把纯水注入一空的密闭容器中，与液相处于平衡时的压力称为该温度下的饱和蒸气压，简称蒸气压（vapor pressure），常用符号P表示，单位Pa。

蒸气压与溶液的温度有关。

同温度下，蒸气压大的称为易挥发性物质。

同温度下，蒸气压小的称为难挥发性物质。

2.溶液的蒸气压下降

在一定温度下，难挥发非电解质稀溶液的蒸气压将下降，其下降的程度和溶解在溶剂中的溶质的浓度呈正比，而与溶质的本性无关。

二、溶液的沸点

1.溶剂的沸点

液体的饱和蒸气压等于外界大气压时的温度叫做该液体的沸点。

液体的沸点与外压有关。

纯液体的沸点是恒定的。

2.溶液的沸点升高

在一定压力下，难挥发非电解质稀溶液的沸点会升高，其升高的程度和溶解在溶剂中的溶质的浓度呈正比，而与溶质的本性无关。

三、溶液的凝固点

1.溶剂的凝固点

液态物质的凝固点（freezing point）是该物质的液相与固相具有相同蒸气压而能平衡共存时的温度。

2.溶液的凝固点降低

溶液的凝固点是溶液与其固态溶剂（如冰）具有相同的蒸气压而能平衡共存时的温度。

纯溶剂的凝固点是恒定的。

溶液的凝固点一般比纯溶剂的凝固点低，降低的程度与溶液的浓度成正比。

四、溶液的渗透压

渗透压：这种恰能阻止渗透现象继续发生，而达到动态平衡的压力，称为渗透压。

渗透压用符号P表示，单位为Pa或kPa。

渗透作用的意义

等渗、低渗和高渗溶液

在医学上是以血浆的渗透压作为标准，若渗透压与血浆渗透压相等的溶液称为等渗溶液，高于血浆渗透压的溶液称为高渗溶液，低于血浆渗透压的溶液称为低渗溶液。

计算表明，0.9%NaCl、5%葡萄糖溶液都是等渗溶液。

第三节电解质溶液

溶质在溶剂中存在两种形式：分子和离子。

一些溶质在溶剂的作用下，电离成可以自由移动的离子，形成电解质溶液。

在一定温度下，已电离的分子数与电离前分子总数的比，称为该电解质的电离度（degree of ionization），用α表示。

如何区分化学物质是强电解质还是弱电解质？

大家只要记住：强酸、强碱、可溶的盐是强电解质，除此以外都是弱电解质。

哪些是强酸呢？

H2SO4、HCl、HNO3、HBr、HI、HClO4

哪些是强碱呢？

LiOH、NaOH、KOH、Ca（OH）2、Ba（OH）2

哪些是可溶性的盐？

钾钠铵盐、硝酸盐、强酸强碱皆可溶

如何理解盐的水溶性和酸碱性？

普鲁卡因是局部麻醉药。临床常用其盐酸盐，又称"奴佛卡因"。白色结晶或结晶性粉末，易溶于水。毒性比可卡因低。

如何理解盐的酸碱性？

KCl、NH4NO3

NaHCO3、Na2CO3、CH3COONa

MgCl2、CuBr2

第二课化学反应理论基础

第一节热化学方程式

热化学方程式（Thermochemical equations）

即表示化学反应与其热效应关系的方程式。

2H2（g） + O2（g） = 2H2O（l）

△r H m = -571.68 kJ·mol-1（放热）

CaCO3（s） = CaO（s） + CO2（g）

△r H m = +178 kJ·mol-1（吸热）

CH3OH（l）+ 3/2 O2（g） = CO2（g） + 2H2O（l）

△c H m（CH3OH （l）） = -726.64 kJ·mol-1

哪些反应是吸热的呢？

1.光合作用；

2.分解反应；

3.铵盐的溶解

哪些反应是放热的呢？

1.燃烧反应；

2.化合反应；

3.酸与金属反应

第二节化学反应速率

一、化学反应速率的概念和表示方法

化学反应速率是用单位时间内反应物或生成物浓度变化量的绝对值来表示的。

浓度单位：mol×dm-3，mol·L-1

时间单位：s；min；h

反应速率可选用反应体系中任一物质浓度的变化来表示，因为反应物质变化量之间的关系与化学方程式中计量系数之间的比是一致的。

例题：

在298K下，将2.1mol·dm-3的N2O5充入一密闭容器中，分解反应中各物质浓度变化如下:

2N2O5（g）→4NO2（g）+O2（g）

起始浓度 2.1 0 0

（mol·dm-3）

反应100秒后 1.95 0.3 0.08

（mol·dm-3）

试计算反应开始100秒内的反应速率。

解：分别用N2O5、NO2和O2的浓度变化表示反应速率：

二、反应的活化能与反应热

三、温度对反应速率的影响

温度是影响化学反应的重要因素，各种化学反应的速度和温度的关系比较复杂，一般化学反应，随温度的升高速度加快。

在反应物浓度恒定的情况下，温度每升高10℃,化学反应的速率一般增加2至4倍。

四、催化剂对反应速率的影响

在化学反应中，能显著改变化学反应速率而本身在反应前后其组成、数量和化学性质保持不变的物质叫催化剂。

第三节化学平衡

一、可逆反应与化学平衡

可逆反应在同一条件下，既能向正方向又能向相反方向进行的化学反应。

化学平衡在化学反应中，当正、逆反应速率相等时，反应体系所处的状态叫做化学平衡。

二、化学平衡常数

在一定温度下，当可逆反应达到平衡状态时，生成物浓度幂的乘积与反应物浓度幂的乘积之比为一常数。

对任一可逆反应，如

aA+bB dD+eE

在一定温度下达到平衡状态时，反应物和生成物的平衡浓度之间都存在着如下关系：

三、平衡常数判断化学反应进行的程度

平衡状态是化学反应进行的最大限度。

此时v正＝v逆各种物质的浓度不在随时间改变。

平衡常数K值越大，反应进行的程度越大，即反应物的平衡转化率越大。

平衡常数K值越小，反应进行的程度越小，即反应物的平衡转化率越小。

四、化学平衡的移动

1.浓度对化学平衡的影响

Q ≠ K

在温度不变的条件下，增大（或减少）平衡体系中某物质的浓度，平衡就向减小（或增大）该物质浓度的方向移动。

但不会改变平衡常数的值

aA+bB dD+eE

2.压力对化学平衡的影响

在温度不变的条件下，增大体系的总压力，平衡向着气体分子数减少的方向移动，减小体系的总压力，平衡向着气体分子数增加的方向移动。

对反应前后气体分子数没有变化的，反应压力对它们的平衡没有影响。

N2（g）+3H2（g） 2NH3（g）

3.温度对化学平衡的影响

改变平衡系统的温度，则平衡会发生移动，而且平衡常数也会改变。

升高温度，平衡向吸热方向移动；降低温度，平衡向放热反应方向移动。

N2（g）+3H2（g） 2NH3（g）

第三课酸碱平衡

第一节酸和碱

酸碱质子理论

在1884年瑞典科学家Arrhenins提出了电离理论，认为：在水溶液中能电离出H+的物质称为酸；在水溶液中能电离出OH-的物质称为碱。

这个理论把酸碱限制在水溶液中，并把碱仅限制为氢氧化物，不能用这个定义来解释一些不在水溶液

中进行的酸碱反应，例如：

为了克服电离理论的局限性，1923年和Lowry提出了一种较全面的酸碱理论，称为酸碱质子

理论。

酸碱质子理论认为：凡能给出质子（H+）的物质称为酸，

凡能接受质子（H+）的物质称为碱。

酸和相应的碱或碱和相应的酸之间为共轭关系。

把仅差一个质子的一对酸碱称为共轭酸碱对。

例如：HAc的共轭碱是Ac-，Ac-的共轭酸为HAc，HAc及Ac-为共轭酸碱对。酸碱可以相互依存又相互转化。第二节溶液的酸碱性

H2O H++OH-

298K时

[H+][OH-]＝K w＝1.0′10-14

式中K w称为水的离子积常数（ionization product of water）它与温度有关。

不论是酸性溶液还是碱性溶液，都同时存在H+和OH-，仅仅是它们的相对含量不同而已。即：

中性溶液中[H+]＝[OH-]＝1.0′10-7 mol·L-1

酸性溶液中[H+]>1.0′10-7mol·L-1>[OH-]

碱性溶液中[H+]<1.0′10-7mol·L-1 <[OH-]

pH＝-lg[H+]

在常温下，水溶液中[H+][OH-]＝1.0′10-14

pH+pOH=14

一、一元弱酸弱碱的电离平衡

弱电解质在水溶液中只有少部分电离成正负离子，大部分以分子状态存在，导电能力较弱，例如，在HAc水溶液中，只有少数HAc分子在水分子的作用下生成H+和Ac-，另一方面一部分H+和Ac-又能相互碰撞，

吸引而重新结合成HAc。故弱电解质的电离过程是可逆的：

HAc H++Ac-

在一定温度下，当弱电解质分子电离成离子的速度与离子又结合成分子的速度相等时，电离过程即达到动态平衡，称为电离平衡。

HAc H++Ac-

达到平衡时，未电离分子浓度和已电离出来的各离子浓度不再改变，

K i称为电离平衡常数，简称电离常数。通常用K a表示弱酸电离常数，简称酸常数；K b表示弱碱电离常数，简称碱常数。K i越大，电离程度越大，K i与弱电解质的本性及温度有关，而与浓度无关。

二、多元弱酸的电离平衡

电离常数对与多元酸来讲不仅只有一个，它的电离是分步进行的称为分步电离，如草酸H2C2O4在溶液中的电离是分二步进行的：

三、盐类的水解

盐类水解的实质

实验证明，盐溶于水后，盐的离子与水电离出的H+离子或OH-离子相互作用，生成弱酸或弱碱，引起水的电离平衡发生移动，改变了溶液中H+离子或OH-离子的相对浓度，所以溶液就表现出酸性或碱性。

四、pH值对药物存在形式的影响

大多数药物都是有机弱酸或弱碱，环境的pH值对它们的存在形式有很大影响。

药物在经胃肠或皮肤粘膜吸收时，都必须通过细胞膜。由于细胞膜由磷脂层构成，故药物的脂溶性越

大越易经膜吸收。因为不带电荷的分子比带电荷的离子脂溶性强，所以前者更容易吸收。

第三节酸碱滴定

一、指示剂的作用原理

指示剂的作用原理是：指示剂的分子结构随pH的变化而发生结构互变，由于其共轭酸碱结构的颜色不同，从而引起溶液颜色的变化。

pH=pK HIn±1称为指示剂变色的pH范围

二、酸碱滴定曲线

第四节缓冲溶液

一、缓冲作用及缓冲溶液的概念

纯水或一般水溶液，常因外加酸碱或稀释而改变原有的pH值。但有一类溶液能抵抗外加的少量强酸、强碱和稍加稀释，而保持值基本不变。这种溶液称为缓冲溶液。缓冲溶液对强酸、强碱或稀释的抵抗作用称为缓冲作用。

缓冲溶液之所以具有缓冲作用，是由于在缓冲溶液中含有足量的抗酸和抗碱两种成分，通常把这两种成分称为缓冲对或缓冲系。

缓冲对为共轭酸碱对。由弱酸及共轭碱或弱碱及其共轭酸组成。

抗酸成分－共轭碱（弱酸盐）

抗碱成分－共轭酸（弱碱盐）

1.弱酸及其共轭碱

抗碱成分（弱酸）抗酸成分（共轭碱）

HAc NaAc

H3PO4 NaH2PO4

H2CO3 NaHCO3

NaH2PO4 Na2HPO4

2.弱碱及其共轭酸

抗酸成分（弱碱）抗碱成分（共轭酸）

NH3H2O NH4Cl

C6H5NH2 C6H5NH2HCL

（苯胺）（苯胺盐酸盐）

二、缓冲作用原理

以HAc-NaAc组成缓冲溶液为例，说明缓冲原理：

HAc+H2O H3O++Ac-

NaAc Na++Ac-

上述反应中NaAc为强电解质，完全以Na+、Ac-存在于溶液中，HAc在溶液中由于同离子效应使之几乎完全以分子状态存在。所以在HAc～NaAc溶液中存有大量的HAc和Ac-，当加入少量酸时，溶液中Ac-接受质子平衡向生成HAc的方向（向左）移动，故溶液pH不明显改变。

三、缓冲容量和缓冲范围

缓冲溶液的缓冲容量取决于总浓度及缓冲比。

当缓冲比为定值时，总浓度愈大，则缓冲容量愈大。

当缓冲比等于1时，缓冲溶液的缓冲容量最大。

当缓冲比在1/10和10/1之间时,溶液pH=pKa

此时溶液具有较大的缓冲能力,称为缓冲溶液的缓冲范围。

缓冲溶液的缓冲范围：pH=pKa±1

四、缓冲溶液的配制

1.选择合适的缓冲对，使所选缓冲对中共轭酸的pKa与欲配制的缓冲溶液的pH值尽可能相等或接近，偏离的数值不应超过缓冲溶液的缓冲范围。

2.要有一定的总浓度保证在缓冲溶液中含有足量的抗酸成分和抗碱成分。

一般在0.05～0.5mol·dm-3之间为宜。

3.为了使缓冲溶液具有较大的缓冲容量，应尽量使缓冲比接近于1。

4.所选择的缓冲系不能与反应物或生成物发生作用。

五、人体的缓冲体系和正常pH值的维持

人体血液中有一个缓冲能力很强的的缓冲系，并有肾肺的调节作用使血液pH维持7.35～7.45之间。

血浆中的缓冲系主要有：H2CO3～HCO3-、H2PO4-～HPO42-和血浆蛋白－血浆蛋白钠，在血浆中H2CO3主要以溶解的形式存在，有下述平衡：

第四课沉淀溶解平衡

一、难溶电解质的溶度积

溶度积常数

溶解：由于水分子和固体表面的粒子（离子或极性分子）相互作用，使溶质粒子脱离固体表面成为水合离子或分子而进入溶液的过程称为溶解。

沉淀：处于溶液中的溶质粒子转为固体状态，并从溶液中析出的过程称为沉淀。

平衡：当溶解的速度和沉淀的速度相等时，这时溶解和沉淀这两个相反的过程便达到平衡即溶液是饱和溶液。

对于任一难溶电解质AmBn，在一定温度下达到平衡时有：

AmBn mAn+ + nBm-

则Ksp=[An+]m[Bm-]n

与其它平衡常数一样，Ksp只与难溶电解质的本性及温度有关，而与溶解中离子的浓度无关。

二、溶度积规则

根据溶度积常数，可以判断沉淀、溶解的方向。

反应商：一定温度下，难溶电解质溶液任意状态时，各离子浓度幂的乘积，用符号Q表示。

AmBn mAn+ + nBm-

Q =（An+）m ·（Bm-）n

Ksp：特指一定温度下难溶电解质饱和溶液中各离子浓度幂的乘积，为一常数。

Q：是实际情况下各离子浓度幂的乘积。

对于某溶液，其Ksp与Q间有下列三种情况:

（1）Q < Ksp 表示溶液是不饱和的。

（2）Q = Ksp 表示溶液是饱和的。

（3）Q > Ksp 表示溶液是过饱和的。

以上三点称为溶度积规则，它是难溶电解质与其离子间两相平衡移动的总结。

三、沉淀的溶解

Q < Ksp

金属氢氧化物沉淀的溶解：因为氢氧化物中的OH- 是碱，所以遇到酸就会生成难离解的水。

第五课氧化与还原反应

第一节氧化还原反应的实质

氧化数

氧化数是某元素一个原子的荷电数,这种荷电数由假设把每个化学键中的电子指定给电负性更大的原子而求得，类似与中学学的化合价。

中学化合价记忆口诀：

一价氢氯钾钠银，二价氧钙钡镁锌。

三铝四硅五价磷，二三铁、二四碳。

一至五价都有氮，铜汞二价最常见。

氧化还原共轭关系

在氧化还原反应中，得到电子的物质称为氧化剂（发生还原反应），失去电子的物质称为还原剂（发生氧化反应）。

氧化还原共轭关系：

例题：

第二节氧化还原反应方程式的配平

氧化数法

氧化数法的配平原则：氧化剂的氧化数降低总数必定与还原剂的氧化数升高总数相等。

例：用氧化数配平反应

解：配平步骤如下：

（1）找出氧化数发生改变的元素，并标明其氧化数

（2）计算氧化数的升（降）总数，并按照最小公倍数的原则确定系数

用氧化数配平反应

FeS＋HNO3NO ＋H2SO4＋Fe（NO3）3

解：

第三节氧化还原滴定方法

一、KMnO4法

用KMnO4溶液作滴定剂时，根据被测物质的性质，可采用不同的滴定方式。

（一）直接滴定法

许多还原性物质，如FeSO4、H2C2O4、H2O2、Sn2+、Ti（III）、Sb（III）、As（III）、NO2-等，可用KMnO4标准溶液直接滴定。

（二）返滴定法

有些氧化性物质，如不能用KMnO4标准溶液直接滴定就可用返滴定法进行滴定。

（三）间接滴定法

有些非氧化性或非还原性的物质，不能用KMnO4标准溶直接滴定或返滴定，就只好采用间接滴定法进行滴定。如测定Ca2+时，首先将Ca2+沉淀为CaC2O4，过滤，再用稀H2SO4将所得的CaC2O4沉淀溶解，然后用KMnO4标准溶液滴定溶液中的C2O42-，间接求得Ca2+的百分含量。

高锰酸钾法的优点是氧化能力强，一般不需另加指示剂。高锰酸钾法的主要缺点是试剂常含有少量杂质，因而溶液不够稳定。此外，又由于KMnO4的氧化能力强，能和很多还原性物质发生作用，所以干扰也较严重。

（四）应用实例

钙的测定

其反应如下：

Ca2+ + C2O42-＝ CaC2O4↓（白）

CaC2O4 + 2H+＝ Ca2+ + H2C2O4

5H2C2O4 + 2MnO4- + 6H+＝ 2Mn2+ + 10CO2↑ + 8H2O

凡是能与C2O42-定量生成沉淀的金属离子，只要本身不与KMnO4反应，都可用上述间接法滴定。

二、重铬酸钾法

1.K2Cr2O7容易提纯，在140-150℃时干燥后，可以直接称量，配成标准溶液。

2.K2Cr2O7标准溶液非常稳定,可以长期保存。

3. K2Cr2O7溶液为桔黄色，宜采用二苯胺磺酸钠或邻苯氨基苯甲酸作指示剂。

应用实例

化学需氧量的测定

又称化学耗氧量（COD），是表示水体受污染程度的重要指标。它是指一定体积的水体中能被强氧化剂氧化的还原性物质的量，以氧化这些有机还原性物质所需消耗的O2的量来表示。

高锰酸钾法适合于地表水、饮用水和生活用水等污染不十分严重的水体，而重铬酸钾法适用于工业废水的分析。

三、碘量法

碘量法也是常用的氧化还原滴定方法之一。它是以I2的氧化性和I-的还原性为基础的滴定分析法。因此，碘量法的基本反应是

I2+2e-=2I-

I2是一种较弱的氧化剂，能与较强的还原剂作用；

而I-是一种中等强度的还原剂，因此碘量法又可以用直接的和间接的两种方式进行滴定。

（一）直接碘量法

可以直接用I2的标准溶液滴定的并不多，只限于较强的还原剂，如：S2-、SO32-、Sn2+、S2O32-、AsO32-、SbO33-等。

（二）间接碘量法

在一定的条件下，用碘离子来还原，产生相当量的碘，然后用Na2S2O3标准溶液来滴定析出的I2，这种方法叫做间接碘量法或称为滴定碘法。例如K2Cr2O7在酸性镕液中与过量的KI作用，析出的I2用Na2S2O3标准溶液滴定。

Cr2O72- + 6I- + 14H+＝ 2Cr3+ + 3I2 + 7H2O

I2 + 2S2O32-＝ 2I- + S4O62-

利用这一方法可以测定很多氧化性物质,如ClO3-、ClO-、CrO42-、IO3-、BrO3-、SbO43-、MnO4-、MnO2、AsO43-、NO3-、NO2-、Cu2+、H2O2等等，以及能与CrO42-生成沉淀的阳离子，如Pb2+、Ba2+等，所以滴定碘法的应用范围相当广泛。

应用实例

铜矿石中铜的测定

矿石经HCl、HNO3、溴水和尿素处理成溶液后、用NH4HF2掩蔽试样中的Fe3+，使其形成稳定的FeF63-络合物，并调节溶液的pH为3.5-4.0，加入KI与Cu2+反应，析出的I2，用Na2S2O3标准溶液滴定，以淀粉为指示剂，反应式如下：

2Cu2+ + 4I-＝ 2CuI↓ + I2

I2 + 2S2O32-＝2I-+S4O62-

葡萄糖含量的测定

在碱性溶液中，I2与OH-反应生成的IO-能将葡萄糖定量氧化：

I2 + 2OH- = IO- + I- + H2O

CH2OH（CHOH）4CHO + IO- + OH- = CH2OH（CHOH）4COO- + I- + H2O

剩余的IO-在碱性溶液中发生岐化反应：

3IO- = IO3- + I-

酸化后上述岐化产物转变成I2：IO3- + 5I- + 6H+ = 3I2 + H2O

最后，再用Na2S2O3标准溶液滴定：2S2O3 + I2= 2S4O62- + 2I-

第六课原子结构和分子结构

第一节原子与离子的电子排布

原子由原子核和电子组成，原子核由质子和中子组成，核外电子绕原子核高速旋转。

元素的不同就在于质子数的不同。

原子的质子数等于电子数。

而化学性质和核外电子排布情况决定的，因为化学反应的实质就是核外电子的得失。

根据质子数的个数，依次编号，标示以H，He，Li，Be，B......，于是有了周期表。

第二节元素周期表

第三节化学键

化学键：分子中直接相邻的两个或多个原子之间的强相互作用，称为化学键。

按成键的方式不同，化学键可分为三种基本类型：

1.离子键

2.共价键

3.金属键

离子键是由原子得失电子后，生成的正负离子之间靠静电作用形成的化学键。

共价键是由分子或晶体里原子间通过共用电子对所形成的化学键。

金属键是由金属晶体中，依靠共用一些能够流动的自由电子使金属原子或离子结合在一起形成的化学键。

离子键：Na+Cl-，Ca2+O2-

共价健：H-H，H-Cl,

N N，H3C-CH3，

H2C=CH2，HC CH

金属键: Na，Mg，Al，K，Ca，

Fe，Cu...

一、化学键参数（Bond parameters）

键能（Bond energy, B.E.）

键级（Bond order，分子轨道法MO ）

键长（Bond length）

键角（Bond angle）

键极性（Bond polarity）

1.键能（Bond Energy, B.E.）

在标准状态及在298Ｋ，把1mol理想气体AB拆开，成为理想气体A和B过程的焓变，称为AB键的键能。（实质上是AB键的离解能）

AB（g,1×105Pa）→A（g,1×105Pa）+B（g,1×105Pa）

B.E.= △rHm （298 K）

B.E.↑，键强度↑

2.键级（Bond order）

键级 = 分子中两原子间共享电子对的数目

例如：H3C-CH3键级=1

H2C=CH2键级=2

HC CH 键级=3

3.键长（Bond Length）

即分子内成键两原子核之间的平衡距离。

同一类型的键：B.E.↑，则键级↑，键长↓。

4.键角（Bond angle）

即分子内有共同原子的两个化学键之间的夹角。

例：CO2 O=C=O 键角=180°

H2O 键角=104.5°

CH4键角=109°28′

H2键角=180°

5.键的极性

键的极性是由于成键原子的电负性不同引起的。当成键原子的电负性相同时，核间的电子云密集区域在核间的中间位置，两个原子核正电核所形成的正电荷重心和成键电子对的负电核重心恰好重合，这样的共价键称为非极性共价键。如H2、O2、N2、Cl2分子中的共价键就是非极性共价键。当成键原子的电负性不同时，核间的电子云密集区域偏向电负性较大的原子一端，使之带部分负电核，而电负性较小的原子一端则带有正电核，键的正电核重心与负电荷重心不重合，这样的共价键称为极性共价键。如HCl、HBr等。

二、离子键

德国Kossel提出“离子键理论”。

Na → Na+ + e

Cl + e → Cl-

Na + Cl → Na+ Cl-（静电引力）

离子化合物

离子键：

由正、负离子依靠静电引力结合的化学键。

1.离子键特点：

（一）无方向性；

（二）不饱和性

一个离子周围最紧密相邻的异号离子的数目，称为“配位数”，主要取决于离子半径比r+/r-。例：NaCl晶体Na+：C.N.＝6； Cl-： C.N.＝6

（C.N. — Coordination Number，配位数）

但较远的异号离子，也受吸引，尽管引力较小。

2.离子键的强度

——用晶格能（Lattice Energy, U）表示。

（通常不用“键能”表示）。

U ↑，离子键强度↑

晶格能定义

——互相远离的气态正、负离子结合生成1mol离子晶体的过程所释放的能量的相反数。

例：Na+（g）+ Cl－（g）=NaCl（s）

则晶格能定义为：U = -△r H m（7.1）

U （NaCl）= -△r H m = + 776 kJ.mol-1

简写为：U ∝Z+Z–／r0

r o—正负离子平衡距离（pm）

Z+、Z-—正负离子电荷绝对值；

思考题：

对NaCl、NaF、CaO、MgO晶体，它们的离子键键能大小排列顺序是？

答案：

MgO ＞ CaO ＞ NaF ＞ NaCl

三、共价键

1.共价键的本质

Heitler和London用量子力学方法处理2个H原子形成H2分子过程，得到H2能量随核间距变化的图象。

在平衡距离RO处形成稳定的H2分子。

共价键的本质：两原子互相接近时，由于原子轨道重叠，两原子共用自旋相反的电子对，使体系能量降低，而形成化学键（共价健）。

2.价键理论的基本要点

把对氢分子的研究结果推广到其他双原子分子和多原子分子，便可归纳出现代价键理论的要点：

①自旋相反的未成对电子的原子相互接近时，可形成稳定的共价键。若原子中没有未成对电子，一般不能形成共价键。

②共价键数目取决于原子中未成对电子的数目。

③两原子成键时，若双方原子轨道重叠越多，成键能力越强，所形成的共价键越牢固。这称为轨道最大重叠原理。

④若成键时，仅由一方单独提供孤电子对，另一方提供空轨道，这样形成的共价键称为配位共价键，简称配位键。

3.共价键的特征

①饱和性

②方向性

共价键的方向示意图：

第四节分子间作用力

一、分子的极性

根据分子中正、负电荷重心是否重合，可将分子分为极性分子和非极性分子：

正、负电荷重心相重合的分子是非极性分子；

正、负电荷重心不相重合的分子是极性分子。

对于双原子分子，分子的极性与键的极性是一致的。

对于多原子分子，由非极性共价键构成的多原子分子仍是非极性分子。由极性共价键构成的多原子分子是否是极性分子则决定与分子的空间构型能否使键的极性相互抵消。

如：CO2、BeCl2、CH4、CCl4是非极性分子。而H2O、NH3是极性分子。

诱导偶极矩的大小与外电场的强度成正比。

分子的极化不仅在外电场的作用下产生，分子间相互作用时也可发生，这正是分子间存在相互作用力的重要原因。

排列下列作用力大小顺序：

极性分子之间的作用力

极性分子与非极性分子之间

非极性分子之间

二、分子间作用力

分子间存在着一种只有化学键的1/10到1/100的弱的作用力，它最早由荷兰物理学家Van der Waals 提出，故称Van der Waals力。这种力对物质的物理性质如沸点、溶解度、表面张力等有重要影响。按作用力产生的原因和特性，这种力可分为取向力、诱导力和色散力三种。

1.取向力

由永久偶极的取向而产生的分子间吸引力称为取向力。

取向力发生在极性分子和极性分子之间。

2.诱导力

由极性分子永久偶极与非极性分子所产生的诱导偶极之间的相互作用力称为诱导力。

诱导力发生在极性分子和非极性分子之间以及极性分子和极性分子之间。

3.色散力

由瞬间偶极而产生的分子间相互作用力称为色散力。

色散力存在于各种分子之间。