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)的過程,稱為化學(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)變化過程中是否有舊鍵的斷裂和新鍵的生成來判斷其是否為化學(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)）
簡記為：AB＋CD=AD＋CB ：在水溶液中（又稱離子化的）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)榇祟惙磻?yīng)前后各元素的化合價(jià)都沒有變化，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，但仍可逐步簡單化而視為上述反應(yīng)類別的連續(xù)反應(yīng)。 化學(xué)反應(yīng)的變化多端難以建立簡單的分類標(biāo)準(zhǔn)。 但是一些類似的化學(xué)反應(yīng)仍然可以歸類，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)無歧化作用，因?yàn)榉仉娯?fù)性最大，無正化合價(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：單取代反應(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(簡稱濃度)：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無量綱)
2． 測量中的有效數(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)秤稱得的物質(zhì)的量為0.10g,而在分析天平上稱得為0.1000g。因此在化學(xué)測試中，要準(zhǔn)確地測量，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)中對有效數(shù)字的要求：
①電子天平稱重時(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 與測量無關(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 不能寫成25000mg
⑦ 計(jì)算過程中數(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 稱為物質(zhì)的量分?jǐn)?shù)（也稱摩爾分?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：對任意化學(xué)反應(yīng)：aA+bB gG+dD
移項(xiàng)后可寫成：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、 絕對誤差與相對誤差
準(zhǔn)確度表示測定結(jié)果與真實(shí)值接近的程度。
準(zhǔn)確度的大小可用誤差來衡量：絕對誤差=測定值－真實(shí)值。
正誤差表示測定結(jié)果偏高，負(fù)誤差表示測定結(jié)果偏低，誤差越小準(zhǔn)確度越高。但有時(shí)絕對誤差也不能很好的反映出測試的準(zhǔn)確程度。如：
真值：1.0000 測定值：1.0001 絕對誤差：0.0001
0.1000 0.1001 0.0001
雖然絕對誤差均為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。
相對誤差更能顯示誤差所占的比例。
由此可見：絕對誤差相同時(shí)，被測定量較大相對誤差較小，測定結(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：
<1>.系統(tǒng)誤差（也稱可測誤差）
是由測定過程中某些經(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)在同一條件下的測定中重復(fù)地顯示出來。
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（過早或過遲），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造成的誤差。如：試劑或蒸餾水中含有被測組分或干擾離子。
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：
對于方法誤差，應(yīng)選用更合適的方法，或采用對照實(shí)驗(yàn)；儀器誤差則要對儀器校正； 對試劑誤差可進(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（也稱隨機(jī)誤差）
偶然誤差是由一些偶然的因素引起的。如：測定時(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)，測定次數(shù)越多，則測定結(jié)果的算術(shù)平均值越接近于真實(shí)值。所以采用多次測定取平均值的方法可減小偶然誤差。
<3>.過失誤差
過失誤差是指在測定過程中由于測定者的粗心大意，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。
過失誤差對測定結(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）。
精密度表示測定結(jié)果與對同一試樣進(jìn)行多次測試的平均值的接近程度，可用偏差來表示精密度的大小。
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在以測定平均值 為中心的多大范圍內(nèi)出現(xiàn)。該范圍稱為平均置信區(qū)間。
2． 可疑數(shù)據(jù)的取舍——Q檢驗(yàn)
在進(jìn)行一系列平行測定時(shí)，往往會(huì)出現(xiàn)偏差較大的值。稱為離群值。異常值的引入會(huì)影響測定結(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失引起的，則應(yīng)舍棄。如不是由明顯過失引起的，則要進(jìn)行異常值檢測。如一組測定值：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)語編輯本段回目錄
一、體系和環(huán)境
體系——人為選取一定種類，一定數(shù)量的物質(zhì)作為研究的對象，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）所確定下來的系統(tǒng)的存在形式稱系統(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確定的。這些物理量我們稱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的絕對數(shù)值是不可求的，只能測出反應(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，則在這一過程中放出或吸收的熱量稱為該反應(yīng)的反應(yīng)熱。
1． 恒容反應(yīng)熱
在不作非體積功的情況下，恒容過程的V終=V始 即ΔV=0
體積功W=PΔV=0 則ΔU=QV
即：恒容過程中體系所吸收的能量QV全部用來增加體系的內(nèi)能。
2． 恒壓反應(yīng)熱
恒壓過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的絕對值不可測，∴H的絕對值也不可測，但可以通過恒壓反應(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對應(yīng)ΔU，QP對應(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)。與變化的途徑無關(guān)。
二、 蓋斯定律
反應(yīng)的熱效應(yīng)可以由實(shí)驗(yàn)測得，但化學(xué)反應(yīng)成千上萬，逐一測定很困難。而且有些熱效應(yīng)實(shí)際上很難或不能測出。
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)確測出。因此在1840年，俄國化學(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)，而與變化的途徑無關(guān)。
另一種說法：在恒容或恒壓條件下，一個(gè)化學(xué)反應(yīng)無論是一步完成，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（見書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)或物理過程，稱為自發(fā)反應(yīng)式或自發(fā)過程。
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)過程的推動(dòng)力及限度
過程 自發(fā)方向 推動(dòng)力 自發(fā)過程的最大限度
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。對稱性越好，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年美國物理學(xué)家吉布斯根據(jù)Δr ，Δr 及T對反應(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的絕對值不可求，∴G的絕對值也不可求。
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)過多步才完成的。能一步完成的化學(xué)反應(yīng)稱之為基元反應(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)，對于非基元反應(yīng)不能由總反應(yīng)式的系數(shù)寫出反應(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)：較直觀地說明了分子的能量與反應(yīng)速率的關(guān)系
缺點(diǎn)：不能說明反應(yīng)過程中能量變化。
2．過渡態(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)過中間過渡態(tài)（活化態(tài)）。其能量高與反應(yīng)物一般分子的能量。
過渡態(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渡態(tài)。
四、影響化學(xué)反應(yīng)速率的因素
1．濃度對反應(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> 對于一給定的反應(yīng)，低溫區(qū)，T對lnk的影響較大；高溫區(qū)，T對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與濃度無關(guān)，是溫度的函數(shù)。
<2>書寫平衡常數(shù)表達(dá)式時(shí)應(yīng)注意的問題
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)式的寫法與是否基元反應(yīng)無關(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)式的書寫形式有關(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)。簡單地說，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，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：由得失一個(gè)質(zhì)子而發(fā)生共軛關(guān)系的一對質(zhì)子酸堿，稱為共軛質(zhì)子酸堿對。
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)子酸堿對必定同時(shí)存在。有些酸堿物質(zhì)，在不同的共軛酸堿對中，有時(shí)是質(zhì)子酸，有時(shí)是質(zhì)子堿，這類物質(zhì)稱作酸堿的兩性物質(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)共軛酸堿對共同作用的結(jié)果，也就是說共軛酸堿對中質(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)，對無質(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)離子周圍分布多個(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)離子周圍形成了由正離子組成的“離子氛”，正離子周圍也有負(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)算出來的離子數(shù)要少，因而表現(xiàn)出似乎沒有完全解離。所以溶液導(dǎo)電性實(shí)驗(yàn)所測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，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)是無量綱的量。
一般來說，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)對數(shù)來表示，常簡寫成
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) 測定pH值最簡便的方法是用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，這些組分的濃度稱為平衡濃度，各組分平衡濃度之和稱為總濃度(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、各類酸堿溶液pH計(jì)算
1．各類酸堿溶液pH計(jì)算最簡式
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單并合理的近似式或最簡式。
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)先寫出反應(yīng)的方程式及各物質(zhì)的平衡濃度。
（2）判斷歸類，看平衡體系屬于何種類型酸堿，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)稱為緩沖作用。具有緩沖作用的溶液稱作緩沖溶液。
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)，說明水不能抵抗外來酸、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+]幾乎沒有增加，pH幾乎沒有降低。保持了pH值的相對穩(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，由于HAc和Ac－濃度同時(shí)以相同倍數(shù)稀釋，HAc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，還與共軛酸堿對的濃度的比值有關(guān)。當(dāng)共軛酸堿對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)，再通過共軛酸堿對濃度的比值來調(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)需要來選擇緩沖物質(zhì)。
二、常見的幾種緩沖溶液的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電子的一定數(shù)目的離子或分子（統(tǒng)稱為配體）和接受孤對電子的原子或離子（統(tǒng)稱為形成體）按照一定組成和空間構(gòu)型所形成的化合物。簡而言之，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電子，所以必須具有空軌道，是配合物的核心部分。常見的形成體是金屬離子(或原子)，最常見的是過渡金屬離子(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，簡寫為en)等。
配位原子：配體中直接提供孤對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。這類配體多數(shù)為有機(jī)化合物，其中較為簡單和常見的是乙二胺(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單配合物與螯合物。
簡單配合物：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)。一般常見的有2、4、6、8，最常見的是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)式書寫
書寫配合物化學(xué)式時(shí)，陽離子在前，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)，陰離子為簡單離子的配位化合物稱為“某化某”，陰離子為復(fù)雜離子的配位化合物稱為“某酸某”，外界為H+稱某酸。
如： CuSO4 [Cu（NH3）4]SO4 K4［Fe（CN）6］均稱為某酸某
KCl ［Co（NH3）6］Cl3 均稱為某化某
H2［SiF6］稱為六氟合硅（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)來說即
a配體個(gè)數(shù)用二、三、四等大寫數(shù)字標(biāo)出
b配體間用“?”號(hào)隔開
c陰離子命名順序：簡單離子、復(fù)雜離子、有機(jī)離子，同類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，稱配離子的逐級(jí)生成常數(shù)。
對同類型的配離子(MLn)來說，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。一些常見配離子的穩(wěn)定常數(shù)見附錄V。
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