大學化學

第一章 熱化學與反應

重要概念

1.系統：客觀世界是有多種物質構成的，但我們可能只研究其中一種或若干物質。人為地將一部分物質與其他物質分開，被劃分的研究對象稱為系統。

2.相：系統中具有相同物理性質和化學性質的均勻部分稱為相。

3.狀態：是指用來描述系統的諸如壓力P、體積V、溫度T、質量m和組成等各種宏觀性質的綜合表現。

4.狀態函數：用來描述系統狀態的物理量稱為狀態函數。

5.廣度性質：具有加和性，如體積，熱容，質量，熵，焓和熱力學能等。

6.強度性質：不具有加和性，僅決定于系統本身的性質。如溫度與壓力，密度等。

系統的某種廣度性質除以物質的量或者質量之后就成為強度性質。強度性質不必指定物質的量就可以確定。

7.熱力學可逆過程：系統經過某種過程由狀態1到狀態2之后，當系統沿著該過程的逆過程回到原來狀態時，若原來的過程對環境產生的一切影響同時被消除（即環境也同時復原），這種理想化的過程稱為熱力學的可逆過程。

8.實際過程都是不可逆的，可逆過程是一種理想過程。

9.化學計量數：0=

Ｂ表示反應中物質的化學式，ＶＢ是B的化學計量數，量綱為一；對反應物取負值，生成物取正值。

10.化學計量數只表示當安計量反應式反應時各物質轉化的比例數，并不是各反應物質在反應過程中世界所轉化的量。

11.反應進度

：

對于化學反應來講，一般選未反應時，

引入反應進度這個量最大的優點是在反應進行到任意時刻時，可用任一反應物或產物來表示反反應進行的程度，所得的值總是相等的。

12.反應熱的測定：

所用到的儀器是彈式熱量計又稱氧彈 彈式熱量計中環境所吸收的熱可劃分為兩部分：主要部分是加入的吸熱介質水所吸收的，另一部分是金屬容器等鋼彈組件所吸收的。前一部分的熱用

表示，后一部分熱用

表示，鋼彈組件的總熱容

告訴了則直接求得

。

13.習慣對不注明溫度和壓力的反應，皆指反應是在298.15K，100kPa下進行的。

14.一般沒有特別的注明，實測的反應熱（精確）均指定容反應熱，而反應熱均指定壓反應熱。

15.能量守恒定律：在任何過程中，能量不會自生自滅，只能從一種形式轉化為另一種形式，在轉化過程中能量的總值不變。也叫做熱力學第一定律。

16.熱力學能具有狀態函數的特點：狀態一定，其值一定。殊途同歸，值變相等。周而復始，值變為零。

17.系統與環境之間由于存在溫差而交換的熱量稱為熱。若系統吸熱值為正，若系統放熱值為負。

18.系統與環境之間除了熱以外其他形式傳遞的能量都稱為功。系統得功為正，系統做功為負。在一定條件下由于系統體積的變化而與環境交換的功稱為體積功，除體積功以外的一切功稱為非體積功。

19.功和熱都是過程中被傳遞的能量，它們都不是狀態函數，其數值與途徑有關。而熱力學第一定律中的熱力學能的改變量只有過程的始態和終態決定，而與過程的具體途徑無關。

20.化學反應熱是指等溫過程熱，即當系統發生了變化后，使反應產物的溫度回到反應前始態的溫度，系統放出或吸收的熱量。

21.定容反應熱，在恒容，不做非體積功條件下。這樣熱力學能改變量等于定容反應熱。其也只取決與始態和終態。

22.定壓反應熱，在恒壓，只做體積功的條件下，

是焓的增量，稱為焓變。如果

<0表示系統放熱，

>0表示系統吸熱，為吸熱反應。

23.對于只有凝聚相的系統即液態和固態的系統，

，對于有氣態物質參與的系統，考慮到體積的變化，可得

24.蓋斯定律：在恒容或者恒壓條件下，化學反應的反應熱只與反應的始態和終態有關，而與變化途徑無關。

25.在任一溫度Ｔ、標準壓力

下表現出理想氣體性質的純氣體狀態為氣體物質的標準狀態。液體固體物質或溶液的標準狀態為任一溫度Ｔ，標準壓力

下的純液體，純固體或標準濃度

時的狀態。

26.單質和化合物的相對焓值，規定在標準狀態時由指定單質生成單位物質的量的純物質時反應的焓變叫做該物質的標準摩爾生成焓。生成焓的負值越大，表明該物質鍵能越大，對熱越穩定。

27.規定水和氫離子的標準摩爾生成焓值為零。

28.298.15K溫度下標準摩爾反應焓等于同溫度下個參加反應物質的標準摩爾生成焓與其化學計量數的乘積的總和。若系統的溫度不是298.15K，反應的焓變會有些改變，但一般變化不大，即反應的焓變基本不隨溫度而變。

第二章　化學反應的基本原理

重要概念

1.自發反應：在給定的條件下能自動進行的反應或過程叫做自發反應或自發過程。自發過程都是熱力學的不可逆過程。

2.系統傾向于取得最低的勢能。

3.反應的焓變是判斷一個反應能否自發進行的重要依據但是不是唯一的依據。

4.過程能自發地向著混亂程度增加的方向進行。

5.熵是系統內物質微觀粒子的混亂度（或無序度）的量度。

，式中Ω為熱力學概率或者稱混亂度，k為波爾茲曼常數。

6.熵的公式表明：熵是系統混亂度的量度，系統的微觀狀態數越多，熱律學概率越大，系統越混流亂，熵就越大。

7.熱力學第二定律：在隔離系統中發生的自發反應必伴隨著熵的增加，或隔離系統的熵總是趨向于極大值，這就是自發過程熱力學的準則，稱為熵增加原理。

8.熱力學第三定律：在絕對零度時，一切純物質的完美晶體的熵值都等于零。表達式為S（0K）=kln1=0；

9.依此為基礎，若知道某一物質從絕對零度到指定溫度下的一些熱力學數據如熱容等，就可以求出此溫度時的熵值，稱為這一物質的規定熵。

10.單位物質的量的純物質在標準狀態下的規定熵叫做該物質的標準摩爾熵。

11.規定處于標準狀態下水合氫離子的標準熵值為零。

12.（1）對于同一物質而言，氣態時的熵大于液態時的，液態時的熵又大于固態時的熵。

（2）同一物質在相同的聚集態時，其熵值隨溫度的升高而增大；

（3）在溫度和聚集態相同時，分子或晶體結構較復雜的物質熵值大于分子或晶體結構較為簡單的物質的熵值。

（4）混合物或溶液的熵值往往比相應的純凈物的熵值大。

13.對于物理或者化學變化而言，幾乎沒有例外，一個導致氣體分子數增加的過程或反應總伴隨著熵值的增大。

14.注意，雖然物質的標準熵隨溫度的升高而增大，但是只要是沒有引起物質聚集狀態的改變，其值通常相差不大，可以認為反應的熵變基本不隨溫度而變，這一點和焓變很類似。

15.自由能：把焓和熵并在一起的熱力學函數。

16.吉布斯函數：

。

17.以

G作為判斷化學反應自發性的標準，稱為最小內能原理即：

G<0　自發過程，過程能向正向進行；

G=0　平衡狀態；

G>0 非自發過程，過程能向逆向進行。

18.熵判據和吉布斯函數判據的比較：

	熵判據	吉布斯函數判據
系統	孤立系統	封閉系統
過程	任何過程	恒溫恒壓不做非體積功
自發變化的方向	熵值增大， ｓ>0	吉布斯函數減小， G<0
平衡條件	熵值最大， ｓ=0	吉布斯函數最小， G=0
判據法名稱	熵增加原理	最小自由能原理

19. 如果化學反應在恒溫恒壓條件下，除了做體積功外還做非體積功

，則吉布斯函數判據應為：

，上式的意義是在等溫等壓下一個封閉系統所能做的最大非體積功等于吉布斯函數自由能的減少。

，

表示最大電功。

20.熱力學等溫方程：

其中R為摩爾氣體常數，

為參與反應的物質Ｂ的分壓力，

為標準壓力（

＝100kPa），

為連乘算符，習慣上將

稱為反應商Q，

稱為相對分壓，所以上式可以寫成：

，若所有氣體的分壓均處于標準狀態，即Q=1，這時任一態變成了標準態。

21.道爾頓分壓定律：第一，混合氣體的總壓力p等于各組分氣體分壓力

之和。即

；第二，混合氣體中的某組分氣體i的分壓力等于混合氣體的總壓力p與該組分氣體的摩爾分數

之乘積，即

式中，

，即某組分氣體i的摩爾分數等于該氣體i的物質的量

與混合氣體總的物質的量n之比。

22.標準摩爾生成吉布斯函數：在標準狀態時，由指定單質生成單位物質的量的純凈物時反應的吉布斯函數變。

23.水合氫離子的標準摩爾生成吉布斯函數等于零。

24.反應的焓變和熵變基本不隨溫度改變，而反應的標準摩爾生成吉布斯函數變則是溫度的線性函數。

25.任意狀態時的反應的摩爾吉布斯函數變可根據實際條件用熱力學等溫方程進行計算。

26.宏觀上的化學平衡是由于微觀上仍持續進行著正逆反應的效果相互抵消所致，所以化學平衡是一種動態平衡。

27.

就是化學平衡的熱力學標志或稱反應限度的判據。平衡系統的性質不隨時間而改變。

28.標準平衡常數：當化學反應處于平衡狀態時，以其化學反應的化學計量數（絕對值）為指數的各產物與反應物分壓或濃度的乘機之比為一個常數。

只是溫度的函數，

值越大說明反應進行的越徹底，反應物的轉化率越高。

29.轉化率是指某反應物在反應中已轉化的量相對于該反應物初始用量的比率。

30.標準平衡常數可從標準熱力學方程函數求得。當反應達到平衡時，

=0，則熱力學等溫方程式可以寫成

，將

代入上式中得：

，

31.（1）

表達式可直接根據化學計量方程式寫出；（2）

的數值與化學計量方程式的寫法有關；（3）

不隨壓力和組成而變，但

與

一樣都是溫度T的函數。

32.多重平衡原則：如果某個反應可以表示成兩個或者多個反應的總和，則總反應的平衡常數等于各反應平衡常數的乘積。

33.一切平衡都只是暫時的，相對的。因條件的改變使化學反應從原來的平衡狀態轉變到了新的平衡狀態的過程叫化學平衡的移動。

34.呂·查德里原理：假如改變平衡系統的條件之一，如濃度壓力或者溫度，平衡就會向能減弱這個改變的方向移動。

35.根據熱力學等溫方程式

及

合并此兩式可得

根據此式只需比較靜態的反應商Q與平衡常數

的相對大小，就可以判斷反應進行的方向即平衡移動的方向，可分為下面三種情況：當Q<

，則

<0 反應正向自發進行；當Q=

，則

=0，平衡狀態；當Q>

，則

>0,反應逆向自發進行。

36.范特霍夫等壓方程式：由

和吉布斯函數方程式合并得到

37.呂·查德里原理得出：化學平衡的移動或化學平衡的方向是考慮反應的自發性，決定于

是否小于零；而化學平衡則是考慮反應的限度，及平衡常數它取決于

（注意不是

）數值的大小。

38.影響化學反應速率的因素概括為三類：一是反應物的本性，二是反應物的濃度和系統的溫度壓力催化劑等客觀量。三是光電磁等外場。

39.元反應：一步完成的反應又稱作基元反應。

40.在給定的溫度條件下對于元反應，反應速率與反應物濃度（以化學反應方程式中相應物質的化學計量數的絕對值為指數）的乘積成正比。

，其中k稱為反應的速率常數，對于某一給定反應在同一溫度、催化劑等條件下，k是一個不隨反應物濃度而改變的定值。顯然k的單位隨反應級數n=a b值的不同而異。

41.一級反應：（1）ln{c}對t作圖得一直線，斜率為

；（2）半衰期

與反應物的起始濃度無關。當溫度一定時，

是與k成反比的一個常數。（3）速率常數k具有

的量綱。

42.阿倫尼烏斯公式：

，他不僅用于基元反應也適用于非基元反應，

稱為表現活化能，此公式和范特霍夫等壓方程式相似，注意區別。

43.有效碰撞：根據氣體分子運動理論，可以認為只有具有所需足夠能量的反應物分子（或原子）的碰撞才有可能發生反應，這種能夠繁盛反應的碰撞叫做有效碰撞。

44.有關活化能的計算：

，活化能的大小代表反應阻力的大小。

45.催化劑：催化劑能與反應物生成不穩定的中間化合物，改變原來的反應方程，為反應提供提供一條能壘較低的反應途徑，從而降低反應的活化能。

46.催化劑的主要特性：（1）能改變反應途徑，使反應速率明顯增大；（2）只能加速達到平衡，而不能改變平衡狀態；（3）催化劑對少量雜質特別敏感。

第三章 水化學

重要概念

1.稀溶液定律（依數性定律）：由難揮發的非電解質所形成的稀溶液的性質，溶液的蒸氣壓下降，沸點上升，凝固點下降和溶液滲透壓與一定量溶劑中所溶劑溶質的數量（物質的量）成正比，而與溶質本身的性質無關，故稱依數性。

2.蒸氣壓：在一定條件下，液體內部那些能量較大的分子會克服液體分子間的引力從液體表面逸出，成為蒸氣分子，這個過程稱為蒸發或者氣化，此過程吸熱。相反蒸發出來的蒸氣分子也可能撞到液面，為液體分子所吸引，而重新進入液體中，此過程稱為液化，此過程放熱。隨著蒸發的進行，蒸氣濃度逐漸增大，凝聚的速度也就隨之增大，當凝聚的速度和蒸發的速度達到相等時，液體和它的蒸氣就達到了平衡狀態。此時蒸氣所具有的壓力叫做該溫度下液體的飽和蒸氣壓。

3.蒸氣壓下降：向溶劑（如水）中加入難揮發的溶質，使它溶解成為溶液時，可以測得溶劑的蒸氣壓下降。同一溫度下，純溶劑蒸氣壓與溶液蒸氣壓之差叫做溶液的蒸氣壓下降。

4.在一定的溫度下，難揮發的非電解質稀溶液中溶劑的蒸氣壓下降（

）與溶質的摩爾分數成正比：

。

5.溶液的沸點上升和凝固點下降：當某一液體的蒸氣壓等于外界壓力時（無特殊說明外界壓力均指101.325kPa），液體就會沸騰，此時溫度稱為液體的沸點。表示為

。

6.凝固點：該物質的液相蒸氣壓和固相蒸氣壓相等時的溫度。表示為

。

7.一般由于溶質的加入會使溶劑的凝固點下降，溶液的沸點上升，而且溶液越濃，凝固點和沸點改變越大。

8.難揮發的非電解質稀溶液的沸點上升和凝固點下降與溶液的質量摩爾濃度成正比（所謂的質量摩爾濃度指1kg溶劑中所含溶質的物質的量）。用公式表示為：

式中

分別稱為溶劑的摩爾沸點上升常數，和溶劑的摩爾凝固點下降常數，單位為

。

9.滲透壓：是維持被半透膜所隔開的溶液與純溶劑之間的滲透平衡而需要的額外壓力。

，

10.凡符合以上四種依數性定律的溶液叫做理想溶液，其各組分混合成溶液時，沒有熱效應和體積變化。如甲醇乙醇、苯和甲苯等……

11.電解質溶液的通性：對于電解質溶質的稀溶液，蒸氣壓下降、沸點上升和滲透壓的數值都要比同濃度的非電解質稀溶液的相應的數值要大，而且存在凝固點下降類似的情況。其中一些電解質水溶液的凝固點下降的數值都比同濃度（m）非電解質溶液的凝固點下降數值要大。這一偏差可用電解質溶液與同濃度的非電解質溶液的凝固點下降的比值i來表示。

12.可以看出，強電解質如氯化鈉氯化氫等（AB型）的i接近于2，硫酸鉀（A2B型）的i在2~3之間，弱電解質如醋酸的i略大于1。因此對于同濃度的溶液來說其沸點高低或滲透壓大小的順序為：

，而蒸氣壓或者凝固點的順序則相反。

13.酸堿質子理論：凡是給出質子的物質都是酸；凡是能與質子結合的物質都是堿。酸堿質子理論對酸堿的區分只以質子

為判據。

14.酸與堿的辯證關系可以表示為：

，這種相互依存相互轉化的關系叫做酸堿的共軛關系。酸失去質子后形成的堿叫做酸的共軛堿，堿結合質子后形成的酸叫做堿的共軛酸，酸與它的共軛堿一起叫做共軛酸堿對。

15.解離常數：大部分酸和堿溶液中存在著解離平衡，其平衡常數K就是解離常數。

16.設一元酸的濃度為c，解離度為a，則有

代入后得

當a很小時1-a近似等于1，則

所以

17.稀釋定律：溶液的解離度近似于其濃度的平方根成反比，即濃度越稀解離度越大。

18.多元酸的解離是分級進行的，每一級都有一個解離常數，下面以氫硫酸為例：

則

，二級解離為

則

，式中

分別為一級解離常數和二級解離常數，一般情況下二元酸的

，因此計算多元酸的氫離子濃度時，可以忽略二級解離平衡。

19.同離子效應：在弱酸溶液中加入該酸的共軛堿，若在弱酸溶液中加入該堿的共軛酸時，可使這些弱酸弱堿的解離度降低。

共軛酸堿之間的平衡：

，

式中

為

的負對數，即

。

20.配離子：由中心原子或者中心離子和若干個中性分子或它種離子（稱為配位體）通過配位鍵結合而成的復雜離子叫做配離子，又稱絡離子。含有配離子的化合物稱為配位化合物，如

等。

21.對于同一類型的配離子來說Ｋ越大，表示配離子越易解離，即配離子越不穩定。所以配離子的Ｋ又稱為不穩定常數，用

來表示，配離子的穩定性也可以用配離子的穩定常數

來表示，

是由中心離子與配體生成配離子即配離子生成反應的平衡常數。于是

。

22.多相離子平衡：在一定條件下，當溶解與結晶速率相等時，便建立了固相與液相之間的動態平衡，叫做多相離子平衡也叫做溶解平衡。如：

其平衡常數表達式為：

在不考慮Ｋ的單位時可將上式轉化為：

叫做溶度積常數。

溶度積規則：

一種難溶電解質在適當的條件下可以轉換為更難溶的電解質。

23.膠體粒子由膠核和吸附層組成，膠粒帶有電荷，有利于溶膠的穩定。加入電解質溶液、將兩種帶異號電荷的溶膠混合、加熱均可促使溶膠聚沉。

第四章 電化學與金屬腐蝕

重要概念

１.原電池是一種利用氧化還原反應對環境輸出電功的裝置。

２.根據熱力學原理，對于恒溫恒壓進行的熱力學反應，摩爾吉布斯函數變

與反應過程中系統能夠對環境做的非體積功

之間存在以下關系：

，如果反應是熱力學可逆的，上式取等號，如果反應是自發進行的，取小于號。

３.圖示表示原電池，負極寫在左邊，正極寫在右邊，以單線“|”表示兩相放入界面，以雙虛線表示鹽橋，鹽橋兩邊應是兩級所處的溶液。

４.氧化還原電對：在原電池中由氧化態物質和對應的還原態物質構成的電極（又稱半電池）這里的氧化態物質以對應的還原態物質稱為氧化還原電對。金屬與其正離子是最常見的氧化還原電對。

５.負極發生氧化反應，正極發生還原反應，統稱為電極反應。

６.通常把單位物質的量的電子所帶電量稱為1Faraday（法拉第），簡寫1F，即 1F=96485

。

７.如果在1mol的反應過程中有nmol的電子即nF庫侖的電量通過電路，則反應的摩爾吉布斯函數變與電動勢的關系如下：

，如果原電池在標準狀態下工作則：

，反應的摩爾吉布斯函數變可按照熱力學的等溫方程求得：

上式稱為電動勢的能斯特方程。當Ｔ＝２９８.１５Ｋ時將上式中的自然對誰換成常用對數可得：

。

８.應注意原電池的電動勢數值電池反應計量數無關。

９.電池反應的標準平衡常數與標準電動勢的關系：由

而

，所以

，Ｔ＝２９８.１５Ｋ時

。

10.

，標準氫電極的電極電勢為零。表示為

11.電極電勢的能斯特方程：

，

。

12.電極電勢的能斯特方程應用時應注意：

Ａ．原電池反應或電極反應中，某物質若是純的固體或者純的液體（不是混合物），則能斯特方程中該物質的濃度為１；

Ｂ．原電池反應或電極反應中，某物質若為氣體，則能斯特方程中該物質的相對濃度用相對壓力表示。

13.電極電勢的大小反映了氧化態物質和還原態物質在水溶液中氧化還原能力的相對強弱。若某電極電勢代數值越小，則該電極上越容易發生氧化反應，該極是較強的還原劑。反之則為氧化劑。

14.電解：是環境對系統做電功的電化學過程，在其過程中電能轉化為化學能。能使電解進行的最低電壓叫做實際分解電壓，簡稱分解電壓。

15.超電勢：有顯著大小的電流通過時電極的電勢與沒有電流通過時電極的電勢之差的絕對值叫做超電勢，表示為

。

第五章　物質的結構基礎

１.電子也具有波粒二象性，

，ｈ為普朗克常量，ｍ為微觀粒子的質量，

為微觀粒子的波長。電子是遵循一定統計規律的概率波。

２.主量子數：ｎ　可取數值為1、2、3、4………ｎ值是確定電子離核較近（平均距離）和能級的主要參數，ｎ越大表示電子離核的平均距離越遠，所處狀態的能級越高。

３.角量子數：ｌ　可取的數值為n-1，ｌ值受ｎ值的限制。Ｌ值基本反映了波函數即原子軌道的形狀。ｌ＝０，１，２，３的軌道分別稱為ｓ，ｐ，ｄ，ｆ軌道。

４.磁量子數：ｍ　可取的數值為

……ｍ值受ｌ值的限制，ｍ值基本反映了波函數的空間取向。

５.除了上述確定運動狀態的三個量子數以外，還有自旋量子數

，只有 1/2、-1/2，通常可用向上的箭頭和向下的箭頭表示電子的兩種所謂自旋狀態，自旋反平行用兩組方向不同的箭頭表示，自旋平行用兩組方向相同的箭頭表示。

６.多電子原子軌道的能級；氫原子軌道的能量決定于主量子數n，但在多電子原子中，軌道能量除決定與主量子數n外，還與角量子數l有關，其規律為：

A.角量子數l相等時，隨著主量子數n值增大，軌道能量升高，例如

。

B.主量子數n相同時，隨著角量子數l值增大，軌道能量升高，例如

。

C.當主量子數和角量子數不相等時，有時出現能級交錯現象。例如：

，我國化學家徐光憲根據軌道能量與主量子數n及角量子數l的相互關系，歸納得到一個m=（n 0.7

)近似規律，m值越大，原子軌道能量越高。并把m值的首位相同的原子軌道歸納為一個能級組如6s、4f、5d和6p都歸為第六能級組，同時還提出p=（n 0.4

），表示離子外層電子的能量高低順序。

7.核外電子分布的三個原理：泡利不相容原理，最低能量原理，洪德規則。

泡利不相容原理：一個原子中不可能有四個量子數完全相同的兩個電子，由這一原理可以確定各電子層最多可容納電子數為

。

最低能量原理：核外電子分分布將盡可能優先占據能及較低的軌道，以使系統能量處于最低。

洪德規則：處于主量子數和角量子數都相等的等價軌道中的電子，總是盡先占據磁量子數不同的軌道，而且自旋量子數相同，即自旋平行。它反映了在n，l值相同的軌道中的電子的分布規律。

8.多電子原子核外電子分布的表達式叫做電子分布式。例如鈦（Ti）原子有22個原子，電子分布情況為：

，但是3d應在4s前面，

由于必須服從洪德規則，此外，鉻鉬或銅金銀等原子的（n-1）d軌道上的電子都處于半充滿狀態或全充滿狀態，例如Cr：

。

9.外層電子分布式又稱外層電子構型，對于主族元素即為最外層電子分布的形式，對于副族元素則是最外層s電子和次外層d電子的分布形式。應當指出，當原子失去電子變成正離子時，一般是能量較高的最外層的電子先失去，而且往往引起電子層數的減少。例如錳離子

，

，而不是

。

10.s軌道和p軌道有兩類不同的重疊方式，即可形成重疊方式不同的兩類共價鍵，一類稱為

鍵（頭碰頭），一類稱為

鍵（肩并肩），一般來說

鍵沒有

鍵牢固，比較容易斷裂。

11.鍵能的熱化學計算：

。

12.一些雜化軌道的類型與分子的空間構型：

雜化軌道類型		Ⅱ
參加雜化的軌道	1個s，2個p	1個s，2個p	1個s，3個p	1個s，3個p
雜化軌道數	2	3	4	4
成鍵軌道夾角	180°	120°	109°28′	90°< <109°28′
空間構型	直線形	平面三角形	（正）四面體形	三角錐形	V字形
實例
中心原子	Be（ⅡA），Hg（ⅡB）	B（ⅢA）	C,Si（ⅣA）	N，P（ⅤA）	O,S（ⅥA）

雜化軌道理論特點：

①形成的雜化軌道的數目等于雜化的原子軌道數。

②雜化軌道角度分布的圖形與原來s軌道和p軌道的不同。

③由雜化軌道形成的共價鍵比較牢固。

13.分子間的作用力，一般可分為取向力，誘導力，色散力，氫鍵和疏水作用等，前三者稱為范德華力，瞬間偶極之間的異性相吸而產生的分子間的作用力稱為色散力；由固有電偶極之間的作用而產生的分子間力叫做取向；誘導偶極和固有偶極之間所產生的分子間作用力稱為誘導力。

14.總之，分子間力是永遠存在于分子間的，在不同的分子間存在的分子間力大小和種類不同，在非極性分子之間只存在色散力，在極性分子之間存在著誘導力和取向力，其中色散力存在于各種分子之間，當分子間的記性很大才會出現取向力，誘導力一般很小。

15.氫鍵具有飽和性和方向性。