性 离子晶体 离子 原子晶体 原子 分子晶体 极性分子 非极性分子 金属晶体 原子、离子 金属键 离子键 共价键 分子间力 （氢键） 高 高 低 大 大 小 好 差 差 差 NaCl、MgO、BaO 金刚石、SiC HF、NH3、H2O H2、O2、CO2 Cr、K、Fe、W 更低，易升华 小 高或低 大或小 好
ΘK不同类型难溶电解质 sp 与 s 有如下关系：
Θ对于AB型（如AgCl、AgBr、BaSO4等）化合物：K sp= s2
Θ对于A2B或AB2型（如Ag2CrO4、Mg(OH)2等）化合物： sp=4s3 KΘ对于A3B或AB3型（如Fe(OH)3等）化合物：K sp=27s4 如果溶液中同时存在着几种离子，这些离子都能被同一沉淀剂所沉淀，由于各种沉淀得溶度积得不同，这些沉淀将按一定顺序依次析出，这种现象称为分步沉淀 QΔG?RTlgrm由化学等温式 Θ 可知（溶度积规则）： Ksp若Q < Θ ，未饱与溶液，反应向沉淀溶解方向进行，直至达到饱与。 Ksp若 Q = K Θ ，饱与溶液，沉淀溶解处于平衡状态。
spΘ若 Q > ，过饱与溶液，反应向沉淀生成方向进行，直至达到饱与。 K sp已经证明水中常见强酸得酸性顺序为：
HClO4＞HI＞HBr＞HCl＞HNO3＞H2SO4（一级解离）
在Cl得一系列含氧酸中，中心原子Cl得氧化数越高，与它结合得O原子得电子密度就越低，O—H键就越弱，酸性也就越强，HOCl 原理：缓冲溶液得pH之所以能保持相对得稳定性，就是依赖于溶液中有相当大量得能用于消耗与H＋得抗碱成分与抗酸成分来实现得。 一些常见得缓冲溶液 弱酸－共轭碱 ??㏒???琰茞??ü pH范围 1、94～3、94 3、76～5、76 6、21～8、21 11、32～13、32 9、33～11、33 8、25～10、25 3?HPO?4?PO4邻苯二甲酸 － 邻苯二甲1、140×10-3 酸氢钾 醋酸 － 醋酸钠 1、754×10-5 磷酸二氢钠 － 磷酸氢二6、17×10-8 钠 磷酸氢二钠 －磷酸钠 碳酸氢钠 － 碳酸钠 氯化铵 － 氨水 4、79×10-13 4、68×10-11 5、62×10-10 ?H3PO4?H2PO4注意：酸性或碱性较强得缓冲溶液，如 或 得pH计算，不能用上述缓冲公式，而必须按照酸或碱得解离平衡组成来计算。这就是因为这些酸或碱得 --cc 0 (Ac 解离平衡常数较大， 0 (HA) ? x ? c 0 (HA) 或 ) ? x ? ) 不成立，否则会引0(A起较大得计算误差。 缓冲容量（在一定体积（V）得缓冲溶液中，加入一定量（n）得一元强酸或强碱后引起溶液pH得变化）β ? n β值越大，说明缓冲能力越强。 VΔpH配离子得稳定性由 [Fe(H2O)6]3+→[FeCl6]3-→[Fe(NCS)6]3-→[FeF6]3-→[Fe(C2O4)3]3-依次增大。 ns np nd轨道杂化形成得配合物称为外轨型配合物；若部分利用内层轨道，如(n-1)d ns np轨道杂化形成得配合物则称为内轨型配合物。 氧化还原反应方程得配平 （离子-电子法） O、H 配平规则 介质条件 酸性 碱性 多O端(缺H) 加H+ 加H2O 缺O端(多H) 加H2O 加OH- ?Θ值越大，电对中氧化态物质得氧化能力越强, 就是强氧化剂; 其还原态物质得还原能力 － 越弱, 就是弱还原剂。如F2、Cl2、MnO4等均为强氧化剂。 Θ值越小，电对中还原态物质得还原能力越强, 就是强还原剂，而其氧化态物质得氧化能力越弱, 就是弱氧化剂。如Li、Na、Mg就是强还原剂。 判断氧化还原反应得方向 ? G 又 ?????rm=-nF?(?)(?) ?rGm<0，ε＞0 ? ( ? ) ? ? ( ? ) 反应正向自发进行 ?rGm=0，ε=0 ? ( ? ) ? ? (? ) 反应达平衡 ?rGm>0，ε＜0 ? ( ? ) ? ? ( ?) 反应逆向自发进行 ?Θ(左)?Θ(右)判断歧化反应能否发生 ABC ΘΘ?? ? ( ) 时，B就不稳定，易发生歧化反应； 右)( 左 ΘΘ?? ? ( ) 时，B不能发生歧化反应； 右)( 左当A与C同时存在溶液中时，将发生歧化反应得逆反应。（当Fe3+遇到金属铁时可发生逆歧化反应生成Fe2+。所以在配制FeSO4水溶液时，需加入铁屑以防止Fe2+被空气氧化。） ?
无机化学重点笔记
