化學反應
定義:在化學反應中，分子破裂成原子,原子重新排列組合生成新物質的過程,稱為化學反應。
實質：是舊化學鍵斷裂和新化學鍵形成的過程。
在反應中常伴有發光、發熱、變色、生成沉淀物等.判斷一個反應是否為化學反應的依據是反應是否生成新的物質。根據化學鍵理論，又可根據一個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反應。
有五種主要化學反應如下：
異構化：(A → B)
化合物形成結構重組而不改變化學組成物。
化學合成：化合反應
簡記為：A + B = C：二種以上元素或化合物合成一個復雜產物。（即由兩種或兩種以上的物質生成一種新物質的反應。）
化學分解：分解反應
簡記為：A = B + C ：化合物分解為構成元素或小分子。 （即化合反應的逆反應。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或化合物的反應。）
置換反應（單取代反應)
簡記為：A+BC=B+AC ：表示額外的反應元素取代化合物中的一個元素。（即指一種單質和一種化合物生成另一種單質和另一種化合物的反應。）
（置換關系是指組成化合物的某種元素被組成單質的元素所替代。置換反應必為氧化還原反應，但氧化還原反應不一定為置換反應。）
根據反應物和生成物中單質的類別，置換反應有以下4種情況：
①較活潑的金屬置換出較不活潑的金屬或氫氣
?、谳^活潑的非金屬置換出較不活潑的非金屬
?、鄯墙饘僦脫Q出金屬
④金屬置換出非金屬
復分解反應（雙取代反應）
簡記為：AB＋CD=AD＋CB ：在水溶液中（又稱離子化的）兩個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。)
?。◤头纸夥磻谋举|是溶液中的離子結合成難電離的物質（如水）、難溶的物質或揮發性氣體，而使復分解反應趨于完成。酸、堿、鹽溶液間發生的反應一般是兩種化合物相互交換成分而形成的，即參加反應的化合物在水溶液中發生電離離解成自由移動的離子,離子間重新組合成新的化合物，因此酸、堿、鹽溶液間的反應一般是復分解反應。因為此類反應前后各元素的化合價都沒有變化，所以復分解反應都不是氧化還原反應。）
當然還有更多復雜的情形，但仍可逐步簡單化而視為上述反應類別的連續反應。 化學反應的變化多端難以建立簡單的分類標準。 但是一些類似的化學反應仍然可以歸類，譬如：
歧化反應 :指的是同一物質的分子中同一價態的同一元素間發生的氧化還原反應。同一價態的元素在發生氧化還原反應過程中發生了“化合價變化上的分歧”，有些升高，有些降低。發生歧化反應的元素必須具有相應的高價態和低價態化合物，歧化反應只發生在中間價態的元素上。氟(F2)無歧化作用，因為氟元素電負性最大，無正化合價，只有負化合價。
自身氧化還原反應與歧化反應均屬同種物質間發生的氧化還原反應，歧化反應是自身氧化還原反應的一種，但自身氧化還原反應卻不一定都是歧化反應。
有機反應：指以碳原子化合物為主的各種反應。
氧化還原反應：指兩化合物間的電子轉移（如：單取代反應和燃燒反應）
燃燒反應：指受質和氧氣的反應。
化學中的計量編輯本段回目錄
一 、量與測量
1． 物質的量及物質的量濃度
物質的量：符號：n 單位：mol nB=mB/MB
物質的量濃度(簡稱濃度)：符號：cB 單位： mol?L-1 cB=nB /V 。溶液中離子的平衡濃度常用[B]表示。
物質的質量分數（或稱百分含量）：即物質B在混合物中所占的比例。wB=nB/∑m (可乘100%，且wB無量綱)
2． 測量中的有效數字
一個數字不僅能表示其量的大小，同時能反映出所用儀器的準確程度。如：同一臺秤稱得的物質的量為0.10g,而在分析天平上稱得為0.1000g。因此在化學測試中，要準確地測量，準確地記錄，以及正確的數字取舍。
有效數字定義：一個數據中，所有確定的數字，再加一位不確定數字。即一個數字的最后一位是可疑數字或稱估計數字。
如：20.00mL表明以mL為單位，小數點后一位是準確的，小數點后第二位是可疑數字。而改用L做單位時，則應表示為0.02000L。此時仍表示以mL為單位時小數點后第二位是可疑數字，而如改寫成0.02L，則表示以L為單位，小數點后第二位（幾十毫升），為可疑數字，使得可疑程度加大。
例如：0.5180; 0.518 絕對誤差：±0.0001；±0.001
所以數字后的“0”不可隨意舍掉，不能隨意增減有效數字的位數。
有效數字的確定：
<1>.有效數字最后一位是不確定數字,倒數第二位反映出儀器的最小刻度單位。
<2>.數字“0”是否為有效數字取決其所在位置。數字之間或之后的“0”為有效數字。如：21.20 ；5.07 ，數字之前的“0”只起定位作用，不是有效數字。如：0.0875
<3>.分析化學實驗中對有效數字的要求：
①電子天平稱重時，取小數點后四位。移液管、滴定管讀體積時以mL為單位，取小數點后兩位。
②.度取四位有效數字，分子量取四位有效數字。
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字，最多取二位。如：±0.1%,±0.12 %,
④.pH取1~2位有效數字。因為pH為負對數，所以其小數部分為有效數字，整數部分只起定位作用。如：pH =4.56 為二位有效數字。
⑤ 與測量無關的純數如化學計量關系式中的化學計量數、摩爾比、稀釋倍數等，可視為無限多位數，不影響其它有效數字的運算。
⑥ 當計量單位由大變小時，采用指數形式。不可改變有效數字位數。如：25.0g→2.50×104mg 不能寫成25000mg
⑦ 計算過程中數字首位≥8時，其有效數字位數可多算一位。
⑧ 確定有效數字位數時采用“四舍六入五留雙”。如：3.175→3.18；3.165→3.16
⑨ 在計算的過程中間可多保留一位有效數字，以免多次取舍引起較大誤差。
運算規則：
加減運算：結果所保留的位數，取決于絕對誤差最大的數，（即小數點后位數最少者）。應“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
乘除運算：結果所保留的位數取決于相對誤差最大的數（即有效數字位數最少者）。應“先乘除，后取舍”。
例：0.1325×28.6×0.15=0.57
3． 分壓定律
<1>理想氣體狀態方程式：PV=nRT
其中P：Pa；V：m3 ；n：mol；T：K時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為該組分氣體單獨占有相同體積時所具有的壓力。
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 稱為物質的量分數（也稱摩爾分數）
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總為體積分數。
4． 化學反應計量關系式
反應進度：對任意化學反應：aA+bB gG+dD
移項后可寫成：0= -aA-bB+gG+dD 即0=∑υB?B
B ：表示參與反應的各物質。υB：各物質的化學計量數。其中反應物υ為負值，產物的υ為正值。
反應進度的微分定義式為：dξ=dnB/υB
用物質的變化量來表示：ξ=ΔnB/υB ξ單位為mol
用不同物質表示時：ξ=ΔnA/υA=ΔnB/υB=ΔnG/υG=ΔnD/υD
測量或計量中的誤差編輯本段回目錄
一、誤差與準確度
1、 絕對誤差與相對誤差
準確度表示測定結果與真實值接近的程度。
準確度的大小可用誤差來衡量：絕對誤差=測定值－真實值。
正誤差表示測定結果偏高，負誤差表示測定結果偏低，誤差越小準確度越高。但有時絕對誤差也不能很好的反映出測試的準確程度。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。顯然準確度不同，故提出：
相對誤差Er= ×100%
則上面第一數的Er= ×100%=0.01%
而第二數的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，被測定量較大相對誤差較小，測定結果的準確度較高。
2、 誤差的性質和產生的原因
根據誤差的性質和產生的原因可將誤差分為三類：
<1>.系統誤差（也稱可測誤差）
是由測定過程中某些經常性的，恒定的原因所造成的誤差。其特點為：
① 對分析結果的影響比較恒定，使之整體偏高或偏低。會在同一條件下的測定中重復地顯示出來。
② 只影響分析結果的準確度，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，由于沉淀都會有少量的溶解，因此會使測試結果偏低。另外指示劑選擇不當，使滴定終點顯示不準確（過早或過遲），也會造成方向一致的系統誤差。
② 儀器誤差——由于儀器本身的不準確或未經校正所造成的誤差。
如：標注1.000g的砝碼，由于磨損而至0.9927g，在每次使用時均會造成等量的系統誤差。
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引起的誤差。是由于操作人員的習慣和偏向所引起的。如：滴定終點顏色的觀察，有人偏深，有人偏淺。滴定管讀數時，有人偏高，有人偏低等。
消除誤差的方法：
對于方法誤差，應選用更合適的方法，或采用對照實驗；儀器誤差則要對儀器校正； 對試劑誤差可進一步純化試劑，或采用空白實驗的方法，均可以降低或消除系統誤差。
<2>偶然誤差（也稱隨機誤差）
偶然誤差是由一些偶然的因素引起的。如：測定時環境的溫度、濕度、氣壓等微小變化。因而是可變的。有時大，有時小，有時正，有時負。偶然誤差難以觀察也難以控制。即使最有經驗的人進行很仔細的操作，重復多次后，其各次的結果仍會有差別。偶然誤差既影響準確度，也影響精密度。
在實驗多次重復后，可看出偶然誤差的分布也是有規律的。
① 大小相近的正負誤差，出現的幾率是相等的。
② 大誤差出現的幾率??；小誤差出現的幾率大，非常大的誤差出現的幾率近于零，符合正態分布。
因此，操作越仔細，測定次數越多，則測定結果的算術平均值越接近于真實值。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，不按操作規程辦事而造成的誤差。如溶液的濺失、看錯砝碼、讀錯數、加錯試劑等。
過失誤差對測定結果影響很大，必須避免。
二、偏差與精密度：
偏差的表示方法：
在實際工作中，真實值不可能準確地知道（如物質中某組分的含量是多少）。
精密度表示測定結果與對同一試樣進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。
精密度與準確度的關系：
<1>.準確度高，精密度一定高。即每個數值都與真實值接近。（甲）
<2>.精密度高，準確度不一定高。（乙）
<3>.精密度差的數據不可靠（丙、丁）。失去了衡量準確度的前提，丁的平均值雖接近真實值，但如果用三個數來平均則誤差就會很大。乙的精密度較高，但準確度較差。通常是由系統誤差引起的。消除系統誤差后，可提高準確度。因此，精密度高是保證準確度的前提。
三、測試結果的數據處理
1．置信度與平均置信區間
置信度：真實值在某一范圍內出現的幾率。
置信區間：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出現。該范圍稱為平均置信區間。
2． 可疑數據的取舍——Q檢驗
在進行一系列平行測定時，往往會出現偏差較大的值。稱為離群值。異常值的引入會影響測定結果的平均值。因此在計算前應進行異常值的合理取舍。如異常值是由明顯過失引起的，則應舍棄。如不是由明顯過失引起的，則要進行異常值檢測。如一組測定值：22.30；20.25；20.30；20.32；顯然第一個數為離群值。在計算平均值是是否應將其舍棄，這種舍棄不是任意的，要有根據。
<2>計算極差R=xmax－xmin和可疑值與相鄰值之差x2－x1或 xn－xn－1
<3>根據Q計= 或 求出Q計= =0.5
<4>根據測定次數和置信度從P12表1-2中查出Q表值
判定：Q計≥Q表時，離群值應舍棄，反之則保留。置信度在90%，n=5次時，查得Q表=0.64 Q計<Q表，∴22.44應保留
由于置信度升高會使置信區間加寬，所以在置信度為90%時應保留的數字在95%時也一定應保留。在90%該舍棄的數值，在95%時則不一定要舍棄，應重新做Q檢驗。反之在95%該舍棄的數值，在90%時一定舍棄。而在95%該保留的數值在90%時不一定保留。
在Q檢驗中，置信度選擇要合適，置信度太小置信區間過窄，會使該保留的數值舍掉。反之，置信度太高，會使置信區間加寬，使該舍棄的數值被保留。
在測定次數n≤3時，做Q檢驗，會將錯誤數字保留。因此應增加測定次數；減消離群值在平均值中的影響。
化學反應基本概念和術語編輯本段回目錄
一、體系和環境
體系——人為選取一定種類，一定數量的物質作為研究的對象，這一部分物質或空間叫做體系或系統。
環境——與體系有密切聯系的一部分物質或空間。
二、狀態和狀態函數
1、 狀態
由一系列表征系統性質的宏觀物理量（如T、P、V等）所確定下來的系統的存在形式稱系統的狀態。
一個體系的狀態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?？煞譃槿萘啃再|和強度性質。
容量性質：與物質的數量有關，具有加合性。如m、V、n、Cr(熱容量)。
強度性質：與物質的數量無關，不具有加合性。如T、P、ρ、C（比熱）
當體系的宏觀性質都有確定值時，我們稱其處于一定的狀態。體系的任何一個性質發生變化時，體系的狀態即改變。但狀態改變時，不一定所有的性質都改變。
2、 狀態函數
凡能決定體系狀態的一切宏觀性質（物理量）都叫做狀態函數。
特點：
<1>體系的一些狀態函數是相互聯系、相互制約的。因此確定了幾個狀態函數，其它的狀態函數也隨之而定。如PV=nRT
<2>任何狀態函數的變化值，只決定于體系的始態和終態。而與變化的途徑無關。
三、 熱和功
熱和功是系統發生狀態變化時與環境進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、 熱力學能與熱力學第一定律
i. .熱力學能（U）
定義：體系內部能量的總和，（包括分子的動能、勢能、鍵能、核能等）不包括體系整體運動的動能和體系整體處于外力場中具有的位能。
<1>熱力學能是狀態函數，一定的狀態下有一定的U值，同一體系、同一狀態時，不可能有不同的U值。而不同體系或同一體系不同狀態時則可能有相同的U值。
<2>U的絕對數值是不可求的，只能測出反應前后U的變化值ΔU。
ΔU=U終－U始
<3>U為容量性質，具有加合性，采用能量單位：J或kJ。
ii. 熱力學第一定律（能量守恒定律）
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。轉化過程中，能量的總值不變。
數學表達式：ΔU－（Q＋W）=0 即：ΔU=Q＋W
熱化學編輯本段回目錄
一、 化學反應的熱效應（反應熱）
定義：系統發生化學變化時，當系統不作非體積功，并使體系終態溫度恢復到始態溫度，則在這一過程中放出或吸收的熱量稱為該反應的反應熱。
1． 恒容反應熱
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能。
2． 恒壓反應熱
恒壓過程通常是在敞口容器中進行的。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)
兩括號中的內容相同，且均為狀態函數(狀態2－狀態1 )，因此人為定義出一個新的狀態函數焓（H）。
定義：H=U+PV
<1>∵U、P、V均為狀態函數，∴H也是狀態函數。
∴焓的變化量ΔH只與始態與終態有關，與途徑無關。
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熱求出：ΔH= QP
<3>焓是體系的容量性質，具有加合性。
焓變：<1>∵ΔH= QP ∴ΔH與Qp 的符號相同，吸熱為“+”，放熱為“—”。
<2>反應的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
在反應物和生成物都是固態和液態時，反應的ΔV很小，PΔV可以忽略，故ΔH≈ΔU
在有氣體參與的反應中，PΔV=△nRT，則ΔH=ΔU＋△nRT （△n為氣體摩爾數的變化量。）
上面所講的兩個關系式：ΔU=QV ；ΔH= QP
熱不是狀態函數，但由于QV對應ΔU，QP對應ΔH。所以在這兩種特殊情況下，QV 、QP只與始態和終態有關。與變化的途徑無關。
二、 蓋斯定律
反應的熱效應可以由實驗測得，但化學反應成千上萬，逐一測定很困難。而且有些熱效應實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
在第二個反應進行的過程中，總會有一部分CO2生成，所以實際上ΔrHm2不能準確測出。因此在1840年，俄國化學家蓋斯在大量試驗的基礎上得出了著名的熱化學定律—蓋斯定律。
定律：在整個過程處于恒容或恒壓情況時，化學反應的熱效應只與始、終狀態有關，而與變化的途徑無關。
另一種說法：在恒容或恒壓條件下，一個化學反應無論是一步完成，還是分成幾步完成，其總反應的反應熱等與各步反應熱之和。
三、標準摩爾反應焓變
1、 摩爾反應焓變（△rHm）
2、 物質的標準態和標準摩爾焓變。
3、 熱化學反應方程式
表示化學反應與其熱效應關系的化學方程式稱為熱化學反應方程式。在化學反應式后用Δr 表示反應的熱效應。（指恒壓下的反應熱）
要求：
1) 應注明物質的聚集狀態，s、l、g，固體有多種晶型時還應注明晶型。如：石墨和金剛石，聚集狀態不同，Δr 不同。
2) 應正確寫出化學反應計量式，即同一反應，其反應式計量系數不同時，Δr 也不同（見書P19 (4) 式、（5）式）
3) 注明反應溫度，標準態（298.15K時）不需注明。
4． 標準摩爾生成焓（Δf ）
標準生成焓：在標準狀態下，由穩定單質生成1mol純物質時反應的摩爾焓變，成為該物質的標準摩爾生成焓Δf 。下標f為生成反應（formation）的意思。即在標準狀態下，一種特定反應（生成反應）的產物只有一種，而且產物的計量系數為1時，反應的標準摩爾焓變。
化學反應的方向編輯本段回目錄
一、化學反應的自發性
1、 自發反應（或過程）：在一定條件下，不需要任何外力做功，就能自動進行的反應或物理過程，稱為自發反應式或自發過程。
如：水的流動、電流、0℃以下水的結冰。0℃以上冰的熔化，金屬的生銹、及一些化學反應，如 ：Zn＋CuSO4 Cu＋ZnSO4
2、 自發過程的推動力及限度
過程 自發方向 推動力 自發過程的最大限度
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 高溫→低溫 ΔT ΔT=0
化學反應 高自由焓→低自由焓 ΔG ΔG=0
結論：
1) 自發變化的逆過程是非自發的。
2) 自發變化和非自發變化都是可能進行的，自發變化能自動進行，非自發變化需借助一定方式的外部作用才能發生（如水泵、電解等）。
3) 自發變化的最大限度是體系的平衡狀態，
3、 焓變與自發反應
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定。
二、混亂度與自發方向
自然界的另一自發傾向——混亂度增大。
如：氣體的擴散、物質的溶解、容器內不同顏色球的排列，拋擲物體時都傾向于混亂度增大，要使其規則排列，則需對其做功。
1、 熵（S）
體系內微觀粒子運動的混亂程度，在熱力學中用一個新的物理量熵（S）來表示，熵是反映體系內部質點混亂程度的物理量。
1) S是狀態函數，體系狀態一定時，就有確定的熵值，體系的混亂度越大，熵值越大。
2) 熵有絕對數值。0 K時完整的晶態純物質 S0=0，∵此時排列最有序其它溫度下物質的絕對熵值為ST=ST－S0=△S。附錄三中有各物質的 (25℃,100KPa)。
3）影響熵值大小的因素：
聚集狀態： B(g)> B(l)> B(s)
在定性判斷一個化學反應是熵增還是熵減時，通?？紤]為氣體分子數增大的方向是熵增過程。
溫度：同一物質時，T1>T2，則 T1> T2
分子結構：分子量相近，結構越復雜，熵越大。對稱性越好，熵越小。
三、 化學反應方向的判據
1． 吉布斯自由焓（能）G
1878年美國物理學家吉布斯根據Δr ，Δr 及T對反應自發方向的影響，提出了一個新的熱力學函數——自由焓G。
G=H－TS △G=△H－T△S (恒溫恒壓)
1) 自由焓G是狀態函數，△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（內能不能全部轉化成有用功）。自由焓相當于體系做功的本領，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．化學反應的判據——△rGm
一個化學反應的摩爾自由焓變用△rGm表示，可作為化學反應自發性的判據：
ΔrGm<0 自發
ΔrGm=0 平衡狀態
ΔrGm>0 不自發（逆反應自發）
標準狀態下（各物質的C=1.0mol?L－1,Pi=100kPa）用Δr 判斷。非標態下應該用ΔrGm判斷。
3．標準摩爾生成自由焓
定義：標準狀態下，由穩定單質生成1摩爾純物質時，反應的自由焓變叫做該物質的標準摩爾生成自由焓ΔfGm(298)
穩定單質的ΔfGm =0。
二、化學反應速率方程式
1．基元反應和非基元反應。
化學反應方程式只告訴我們反應物和最終的產物，以及它們之間的化學計量關系，并未告訴我們反應是如何進行的。只有很少的反應是經過一步即完成的。如：2NO＋O2→2NO2,NO2＋CO→NO＋CO2等。而大部分反應是經過多步才完成的。能一步完成的化學反應稱之為基元反應。由兩個或兩個以上基元反應組成的反應為非基元反應或復雜反應。
2． 質量作用定律
基元反應的反應速率，與反應物濃度間有定量關系。
質量作用定律：在一定溫度下，化學反應速率與各反應物濃度冪的乘積成正比，濃度的冪改為反應方程式中相應的化學計量數。
3、 非基元反應速率方程式的確定
質量作用定律僅適用于基元反應，對于非基元反應不能由總反應式的系數寫出反應級數（a+b）。
三、反應速率理論
1．碰撞理論
<1> 基本觀點：把分子視為剛性球，即在分子未接觸時，分子無變化，分子要發生反應需進行碰撞，但不是每次碰撞均發生反應。
有效碰撞：分子間能夠發生反應的碰撞，只有極少數具有較大動能的分子的碰撞，才是有效碰撞。
活化分子：能夠發生有效碰撞的分子。活化分子的多少決定了反應速率的大小。
<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的分子才能發生有效碰撞。E1右側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 。反應的活化能越高，則反應物分子中活化分子比例越小，（E2右面積小于E1由面積）反應速率越慢。不同的反應Ea不同，Ea<42kJ?mol－1反應速率很快，Ea>420 kJ?mol－1反應速率則很慢。Ea是決定反應速率的重要因素。
反應速率還與碰撞時分子的取向有關。如：NO2(g)＋CO(g) NO(g)＋CO2,只有當CO中的C原子與NO2中的O原子迎頭相碰才會發生反應。
碰撞理論的優點：較直觀地說明了分子的能量與反應速率的關系
缺點：不能說明反應過程中能量變化。
2．過渡態理論
基本觀點：糾正了碰撞理論中剛性球的概念，認為分子在相互接近時外層的電子云會發生變化，使分子內鍵長及分子的形狀發生改變。在由反應物生成產物的進程中，要經過中間過渡態（活化態）。其能量高與反應物一般分子的能量。
過渡態能量高不穩定，反應物需先克服相互靠近時電子云間強烈的斥力。所以只有能量較高的分子，才能足夠靠近而形成過渡態。
四、影響化學反應速率的因素
1．濃度對反應速率的影響
由質量作用定律可知，反應物濃度的升高，會使反應速率加快。如物質在氧氣中的燃燒要比在空氣中燃燒的反應劇烈。從活化能的觀點來看，一定溫度下，活化分子百分數是一定的。體系分子總數增大，則活化分子數也增大，反應速率加快。
活化能分子數=反應物分子數×活化分子百分數
2．溫度對反應速率的影響
溫度的升高可提高反應速率，一般每升高10K,可使反應速率增大2-4倍。如常溫下H2和O2幾乎看不到有反應發生，而在T>873K時，則反應迅速進行，發生爆炸。
溫度的升高不僅使碰撞次數加大（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數（見圖，圖形右移），使活化能分子總數增大，反應速率加快。反映在質量作用定律中，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不同的兩個反應，升高相同溫度時，Ea越大的反應，lnk增加的越大（倍數大）。Ea較小的反應則增加的較少。反之在降低同樣的溫度時，Ea大的反應，lnk降低得越多。即Ea越大的反應，受溫度的影響越大。
<3> 對于一給定的反應，低溫區，T對lnk的影響較大；高溫區，T對lnk的影響較小。因此在溫度已經較高的情況下，不宜再靠升溫的方法來提高反應速率。
注意：升高溫度同樣可以提高正逆兩個方向的反應速率。
3、催化劑對反應速率的影響
用升高溫度的方法提高反應速率，有一定的局限性。比如會增加耗能；需要高溫高壓設備；同時也會使副反應加速；使放熱反應進行的程度降低等。而使用催化劑則無此弊端，而且增加反應速率的作用非常明顯。比如：用Au做催化劑催化HI(g)的分解，可使反應速率增加一億多倍。
催化機理：加入催化劑K后，生成了新的過渡態AK+B，改變了反應歷程，降低了反應的Ea,從而加速反應。
催化劑的特點：
<1> 催化劑可參與反應，改變反應歷程和速率，但反應前后，其組成和質量不變。
<2> 只縮短達平衡的時間，不改變平衡狀態，即不能推動或阻止反應的進行，不改變平衡時反應物的轉化率。不改變反應方向，不改變反應的熱效應。
<3> 催化劑具有選擇性，可有選擇的加速某一反應，從而控制副反應的發生，減少副產品（主反應達平衡時，副反應還未達平衡）。
<4> 提高反應速率的為正催化劑，降低反應速率的為副催化劑。如抗老化劑等。
化學平衡及其移動編輯本段回目錄
一、可逆反應與化學平衡
1．可逆反應：在一定條件下既能向正向進行，又能向逆向進行的反應稱為可逆反應。
除放射性元素的蛻變及2KCl3—→2KCl＋3O2外，幾乎所有的化學反應都具有可逆性。即在密閉容器中，反應不能進行到底，反應物不能全部轉化為產物。
2．化學平衡
可逆反應進行到一定程度時，便會建立起平衡。即宏觀上處于靜止狀態，產物不再增加，反應物不再減少，是化學反應進行的極限。
特征：
<1> 化學平衡是一動態平衡，此時υ正=υ逆≠0。外界條件不變，體系中各物質的量不隨時間變化。
<2> 反應前C反C產可不相同,達平衡時各物質的濃度也不相同，但其濃度冪乘積的比值為一常數。
<3> 平衡是有條件的，條件改變時，原平衡被破壞。在新的條件下，建立新的平衡。
二、平衡常數
1．實驗平衡常數
<1> 關于平衡常數K
① Kc、Kp是衡量化學反應進行程度的標志，K越大表明反應進行的程度越大。K→0表明反應實際上不發生。
② K與濃度無關，是溫度的函數。
<2>書寫平衡常數表達式時應注意的問題
① 各物質的濃度和分壓是平衡時的，不是任意濃度或分壓。
② 平衡常數表達式的寫法與是否基元反應無關，均可以反應式中的系數作為指數。
③ 固體、純液體、溶劑不寫入平衡常數表達式。
④ Kc、Kp應是有單位的，而且與反應式的書寫形式有關。
3． 標準平衡常數
在實驗平衡常數中，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的數值也不同，使用時很不方便。因此引入了標準平衡常數的概念。
3．多重平衡規則
某一個反應的平衡常數，可以通過相關的幾個反應的已知平衡常數求得。
三、化學平衡的移動
化學平衡是一種動態平衡，在外界條件改變時，會使反應的平衡條件遭到破壞，從而會向某一個方向進行，這種由于外界條件的改變，使反應從一種平衡狀態向另一種平衡狀態轉變的過程叫做化學平衡的移動。
1．濃度或分壓的影響
在反應達平衡之后，如果改變反應物或產物濃度或分壓，會使得平衡發生移動。在濃度或分壓發生變化時， 是不變的,改變的是Q。
當反應物濃度增大或產物濃度減小時 Q< 平衡向正向移動
當反應物濃度減小或產物濃度增大時 Q> 平衡向逆向移動
利用此平衡移動可提高某些不易得或高價原料的轉化率.
2．壓力的影響
對有氣體參加的反應，壓力會影響平衡的移動，如只改變某種物質的分壓，其影響與上述濃度的變化相同。
3．溫度對化學平衡的影響
升高溫度，反應向吸熱方向移動；降低溫度時，反應向放熱方向移動。
4．催化劑與化學平衡
催化劑同等程度的增加正逆反應速率。
5．呂?查德里原理
如果改變平衡系統的條件之一（如濃度、壓力、溫度），平衡就向能減弱這個改變的方向移動。
質子酸堿理論編輯本段回目錄
酸堿物質和酸堿反應是化學研究的重要內容。在科學實驗和生產實際中有著廣泛的應用。人們對酸堿物質的認識是不斷深化的。1887年阿侖尼烏斯(S．A．Arrhenius)在解離理論學說的基礎上把酸堿定義為：酸是在水溶液中解離生成的正離子全部是H+離子的物質；堿是在水溶液中解離生成的負離子全部是OH－離子的物質。酸堿反應的實質是H+離子和OH－離子結合生成H20的反應。這一酸堿解離理論對化學，尤其是酸堿理論的發展起了積極作用，至今仍廣泛地應用著。隨著生產和科學技術的發展和進步，酸堿的解離理論顯現了局限性，于是先后又提出多種酸堿理論，其中比較重要的有質子酸堿理論和酸堿的電子理論。
質子酸堿理論
一、酸堿定義
根據酸堿的解離理論，在水溶液中許多酸堿反應都有質子參與，也就是說酸堿反應是涉及質子的傳遞反應。1923年丹麥化學家布朗斯特(J．N．Bronsted)和英國化學家勞萊(T．M．Lowry)各自獨立提出質子酸堿理論。該理論認為：酸是能給出質子的物質；堿是能接受質子的物質。簡單地說，酸是質子的給予體，而堿是質子的接受體。這個定義不像解離理論那樣只限于水溶液中。
二、按照酸堿質子理論，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，有些物質既可作為酸，也可作為堿。
2． 酸和其釋放質子后形成的質子堿形成共軛酸堿對，如NH4+和NH3 及HA c和 Ac- 。
共軛關系：按質子酸堿理論，質子酸給出質子變為相應的質子堿，質子堿接受質子后成為相應的質子酸。質子酸堿的這種相互依存、相互轉化的關系稱為共軛關系。當質子酸失去一個質子而形成的質子堿稱為該酸的共軛質子堿，而質子堿獲得一個質子后就成為該堿的共軛質子酸。
共軛質子酸堿對：由得失一個質子而發生共軛關系的一對質子酸堿，稱為共軛質子酸堿對。
3． 質子酸酸性越強，共軛堿堿性越弱。
當質子酸堿反應達到平衡時，共軛質子酸堿對必定同時存在。有些酸堿物質，在不同的共軛酸堿對中，有時是質子酸，有時是質子堿，這類物質稱作酸堿的兩性物質。
酸堿反應的實質
一、酸堿反應實質
由于質子半徑很小，電荷密度高，溶液中不可能存在質子。實際上的酸堿反應是兩個共軛酸堿對共同作用的結果，也就是說共軛酸堿對中質子的得失，只有在另一種能接受質子的堿性物質或能給出質子的酸性物質同時存在時才能實現，因而酸堿反應的實質是質子傳遞反應，反應達平衡后，得失質子的物質的量應該相等。
即質子酸1把質子傳遞給質子堿2，然后各自轉變成其共軛物質：
二、各類酸堿反應
1．中和反應
2．酸堿解離反應
3．鹽的水解
三、質子理論的特點：
質子酸堿理論擴大了酸堿物質和酸堿反應的范圍，把中和、解離、水解等反應都概括為質子傳遞反應，還適用于非水溶液和無溶劑體系。這是該理論的優點。但質子酸堿理論不能討論不含質子的物質，對無質子轉移的酸堿反應也不能進行研究，這是它的不足之處。
電解質溶液的解離平衡編輯本段回目錄
人們按物質在水溶液中或熔融狀態下能否導電而將其分為電解質和非電解質。通常還根據導電能力的強弱把電解質分為強電解質和弱電解質。
電解質溶液
一、表觀解離度
按照強電解質在水中全部解離的觀點，像離子型化合物(如KCl、NaCl等)或具有強極性鍵的共價化合物(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，每一個離子周圍分布多個帶有相反電荷的離子，彼此相互牽制。這種情形可認為是負離子周圍形成了由正離子組成的“離子氛”，正離子周圍也有負離子組成的“離子氛”。結果使得離子不能完全自由運動，在單位體積的電解質溶液內所含離子數顯得比完全解離所計算出來的離子數要少，因而表現出似乎沒有完全解離。所以溶液導電性實驗所測得的解離度一般都小于100％。
如18℃時，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，強電解質解離度的含義與弱電解質不同：弱電解質的解離度是達到平衡時解離了的分子百分數；而強電解質的解離度卻是反映其溶液中離子相互牽制作用的強弱程度。
二、活度與活度系數
當溶液稀釋時，離子濃度降低，離子間的牽制作用減弱，會逐漸接近實際的完全解離。溶液中的離子濃度愈大，離子間的相互牽制作用就愈強，溶液中能自由運動的離子的濃度就愈小。在電解質溶液中，為了反映離子間相互牽制作用的強弱而引入活度(常用符號α表示)和活度系數(常用符號γ表示)的概念。
在稀溶液中，活度與活度系數的關系是：
α＝γ C
活度與活度系數是無量綱的量。
一般來說，活度系數γ<1，活度系數γ表示電解質溶液中離子間相互牽制作用的大小。
活度系數γ與溶液中所有離子的濃度和離子電荷有關，離子濃度越大，電荷越高，離子間作用越大。
三、離子強度I
溶液的離子強度I等于溶液中各種離子的濃度與其電荷數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，溶液的離子強度I就越大，活度系數γ值越小，離子間相互牽制作用就越強，離子活度就越小，強電解質的表觀解離度也就越小。+溶液的離子強度愈小，活度系數愈接近1。因此對于稀溶液、弱電解質和難溶強電解質，由于溶液中離子的實際濃度都很小，活度系數接近于1，直接用濃度進行計算不會引起大的誤差。
§3.3電解質水溶液pH值的計算
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。水的離子積常數表明了H+濃度和OH- 濃度的相互關系。在強酸性或強堿性溶液中，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+]。當溶液中酸度較小時， [H+]很小，采用[H+]／cθ的負對數來表示，常簡寫成
pH＝—1g[H+]
與pH值的表示方法相同，pOH＝—1g[OH-]
二、關于pH值
(1) pH范圍通常為1～14，pH越大，酸性越強。
(2) pH有效數字位數不計算定位數字，
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。
掌握溶液的氫離子濃度與pH值的概念，在農業、醫學、生物等領域具有重要意義。
分布系數
從酸(或堿)的解離反應式可知，當共軛酸堿對處于平衡狀態時，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：某一組分的平衡濃度占總濃度的分數，稱為分布系數，常以δ表示。
分布曲線：分布系數與溶液pH值之間的關系曲線稱為分布曲線。
質子平衡式與[H+]的計算
一、質子條件
酸堿反應的實質是質子轉移反應，在這類反應中，酸給出質子的數目與堿接受質子的數目應該是相等的，這種質子轉移的平衡關系及為質子條件。
1．列出質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子轉移的物質作為質子參考水平，即作為零標準。但在質子條件中一般不出現質子參考水平的組分。
第二步根據酸堿反應平衡和水的質子傳遞反應平衡，把得質子的組分列在一邊，把失質子的組分列在另一邊，根據得失質子的物質的量相等的原則列出等式。
2．一元酸質子平衡條件
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+是得質子的，A－和OH－是失去質子的，得失質子的物質的量應該相等。
二、各類酸堿溶液pH計算
1．各類酸堿溶液pH計算最簡式
應用質子條件，可以推導出酸堿體系中計算酸堿度的計算公式。在作具體計算時，可根據需要采用比較復雜的精確式或采用較簡單并合理的近似式或最簡式。
2．計算酸堿溶液pH使用上述公式時應遵循以下原則：
（1）除了能夠直接看出溶液體系是什么體系的之外，計算時應先寫出反應的方程式及各物質的平衡濃度。
（2）判斷歸類，看平衡體系屬于何種類型酸堿，再選取相應公式進行pH計算。
（3）根據已知的KaΘ或KbΘ，按共軛酸堿關系求出所需的KbΘ或KaΘ，再代值求解。
緩沖溶液編輯本段回目錄
同離子效應和緩沖溶液
一、同離子效應
解離平衡與所有的化學平衡一樣，會隨外界條件的改變而發生移動。
同離子效應：在弱電解質溶液的平衡體系中，加入與弱電解質含有相同離子的、易溶的強電解質時，使解離平衡發生移動，降低弱電解質解離作用，這種現象稱為同離子效應。例如，在 HAc溶液加入與HAc含有相同離子的強電解質NaAc固體，由于溶液中Ac－濃度的增大，會導致HAc電離平衡逆向移動。若用甲基橙作指示劑，則溶液先呈現紅色。加入NaAc之后，溶液則呈現黃色（甲基橙在微酸性和堿性環境中呈黃色），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，會使溶液中OH－離子濃度降低，則NH3在水中的解離度降低。
按質子酸堿理論，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，就會產生同離子效應，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，溶液的pH值會穩定在4.7左右，幾乎無變化。溶液的這種能抵抗外加少量強酸、強堿或稀釋的影響，使pH值保持穩定的本領稱為緩沖作用。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，使得HAc解離程度降低。該溶液的特點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。
根據平衡移動原理，可解釋為什么外加少量強酸、強堿或稀釋時，緩沖溶液的pH值能基本保持穩定。
如果向該緩沖溶液中加入少量強酸，強酸解離出的H＋與大量存在的Ac－結合生成HAc，平衡向著生成HAc方向移動，[H+]幾乎沒有增加，pH幾乎沒有降低。保持了pH值的相對穩定。因為加入的[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－充當緩沖溶液抗酸成分。
如果向該緩沖溶液中加入少量強堿，溶液中的[H+]和強堿解離出來的OH－結合生成弱電解質H2O。由于溶液中存在著大量的HAc分子，這時，HAc進一步解離以補充被少量OH－中和的[H+]，使平衡向著HAc解離的方向移動，達到新的平衡時，只是HAc濃度略有減小，Ac－濃度略有增加，溶液中[H+]濃度保持穩定，維持pH值幾乎不變。HAc充當緩沖溶液抗堿成分。
如果向該緩沖溶液中加入少量水稀釋，由于HAc和Ac－濃度同時以相同倍數稀釋，HAc和Ac－濃度均減小，同離子效應減弱，促使HAc解離度增加，產生的[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。
緩沖溶液的應用和選擇
一、關于緩沖溶液應理解：
1．緩沖溶液的緩沖能力(或稱緩沖容量)是有限度的?！坝行П赜邢蕖薄?br style="box-sizing: border-box;"/>加入少量的強酸或強堿時，溶液的pH值基本保持不變，如果加入的強酸或強堿濃度接近緩沖體系的共軛堿或共軛酸的濃度時，溶液就不再表現出緩沖作用。
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，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，共軛酸堿對濃度的比值接近于l時，緩沖能力強，所以通常此比值在0.1～10之間。
3．由緩沖溶液pH計算公式可知，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。當共軛酸堿對的濃度的比值接近于1時，緩沖溶液的pH=pKaΘ；當共軛酸堿對濃度的比值在0.1~10之間改變時，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，再通過共軛酸堿對濃度的比值來調節到所需pH范圍。
4．緩沖溶液應用很廣。不同的緩沖溶液只有在不同的pH值范圍內才有緩沖作用，所以要根據需要來選擇緩沖物質。
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
緩沖溶液的特點是能控制溶液的pH值。在生命活動中也具有重要意義，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，就發生了酸中毒或堿中毒。
配位平衡及其移動編輯本段回目錄
一、配合物定義
配合物是由可提供孤對電子的一定數目的離子或分子（統稱為配體）和接受孤對電子的原子或離子（統稱為形成體）按照一定組成和空間構型所形成的化合物。簡而言之，配合物是由形成體與配體以配位鍵結合而成的復雜化合物。
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)和一定數目的中性分子或離子組成的復雜離子，這是配合物的內界，通常寫在方括號內。不在內界的其它離子構成配合物的外界。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)。少數高氧化態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。
根據配體中配位原子數的多少，可將配體分為單齒配體和多齒配體。
單齒配體：一個配體中只含一個配位原子，如F、Cl－、NH3、H2O等。
多齒配體：一個配體中含有兩個或兩個以上配位原子的配體，它們與中心離子(或原子)形成多個配位鍵，成環狀結構的配合物。這類配體多數為有機化合物，其中較為簡單和常見的是乙二胺(en)： H2N－CH2－CH2－NH2
有機配體特別是氨羧配體中含有配位能力很強的氨氮和羧氧，如含有6個配位原子的配體乙二胺四乙酸(EDTA)能與多數金屬離子形成穩定的可溶性配合物。
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，具有環狀結構，如：Cu2+與兩個乙二胺形成有兩個五原子環的螯合物。
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：
一個中心離子(或原子)所能結合的配位原子的總數稱為該中心離子(或原子)的配位數。
注意：配位數不同于配體數，因為有單齒配合物與多齒配合物之分。對于某一中心離子常表現出有一個特征配位數，且多為偶數。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
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
有時二者電荷的代數和為零，就不帶電荷，此時配合物無外界，如［Ni（CO）4］。
三、配位化合物的化學式與命名
1．配合物化學式書寫
書寫配合物化學式時，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，陰離子為簡單離子的配位化合物稱為“某化某”，陰離子為復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）配合物的配位個體命名順序
命名時應遵循的總原則：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）（用羅馬數字標明氧化值）
詳細來說即
a配體個數用二、三、四等大寫數字標出
b配體間用“?”號隔開
c陰離子命名順序：簡單離子、復雜離子、有機離子，同類離子按配位原子元素符號的英文字母順序排列。中性分子命名順序：氨、水、無機分子、有機分子
d中心離子需用帶括號的羅馬數字標出中心離子的氧化數，零價可不標
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 穩定常數和不穩定常數
一、配離子解離平衡
配合物的內界與外界在水溶液中的解離類似于強電解質的解離，即外界在水溶液中全部電離，而內界中的中心原子與配位體之間的解離與弱電解質的解離類似，即只發生部分解離。
二、配離子穩定常數
實際上，配離子的形成也是分級的。如[Cu(NH3)4]2＋也存在著各級配位生成平衡，相應的平衡常數以Kf1Θ、Kf2Θ、Kf3Θ、Kf4Θ表示，稱配離子的逐級生成常數。
對同類型的配離子(MLn)來說，累積穩定常數β4Θ越大，表示配離子越穩定；反之，越不穩定。一些常見配離子的穩定常數見附錄V。
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