第一篇：化學反應原理第一章：氣體第一節：理想氣態方程1、氣體具有兩個基本特性：擴散性和可壓縮性。主要表現在：氣體沒有固定的體積和形狀。不同的氣體能以任意比例相互均勻的混合。氣體是最容易被壓縮的一種聚集狀態。2、理想氣體方程： 為氣體摩爾常數，數值為=8.3143、只有在高溫低壓條件下氣體才能近似看成理想氣體。 第二節：氣體混合物1、對于理想氣體來說，某組分氣體的分壓力等于相同溫度下該組分氣體單獨占有與混合氣體相同體積時所產生的壓力。2、Dlton分壓定律：混合氣體的總壓等于混合氣體中各組分氣體的分壓之和。3、(0=273.15K STP下壓強為101.325KPa = 760mmHg = 76cmHg)第二章：熱化學第一節：熱力學術語和基本概念1、 系統與環境之間可能會有物質和能量的傳遞。按傳遞情況不同，將系統分為：封閉系統：系統與環境之間只有能量傳遞沒有物質傳遞。系統質量守恒。敞開系統：系統與環境之間既有能量傳遞以熱或功的形式進行又有物質傳遞。隔離系統：系統與環境之間既沒有能量傳遞也沒有物質傳遞。2、 狀態是系統中所有宏觀性質的綜合表現。描述系統狀態的物理量稱為狀態函數。狀態函數的變化量只與始終態有關，與系統狀態的變化途徑無關。3、 系統中物理性質和化學性質完全相同而與其他部分有明確界面分隔開來的任何均勻部分叫做相。相可以由純物質或均勻混合物組成，可以是氣、液、固等不同的聚集狀態。4、 化學計量數對于反應物為負，對于生成物為正。5、反應進度=，單位：mol第二節：熱力學第一定律0、 系統與環境之間由于溫度差而引起的能量傳遞稱為熱。熱能自動的由高溫物體傳向低溫物體。系統的熱能變化量用Q表示。若環境向系統傳遞能量，系統吸熱，則Q0；若系統向環境放熱，則QO；系統對環境做功，W0。2、 體積功：由于系統體積變化而與環境交換的功稱為體積功。非體積功：體積功以外的所有其他形式的功稱為非體積功。3、 熱力學能：在不考慮系統整體動能和勢能的情況下，系統內所有微觀粒子的全部能量之和稱為熱力學能，又叫內能。4、 氣體的標準狀態純理想氣體的標準狀態是指其處于標準壓力下的狀態，混合氣體中某組分氣體的標準狀態是該組分氣體的分壓為且單獨存在時的狀態。液體（固體）的標準狀態純液體（或固體）的標準狀態時指溫度為T，壓力為時的狀態。液體溶液中溶劑或溶質的標準狀態溶液中溶劑可近似看成純物質的標準態。在溶液中，溶質的標準態是指壓力,質量摩爾濃度，標準質量摩爾濃度，并表現出無限稀釋溶液特性時溶質的（假想）狀態。標準質量摩爾濃度近似等于 標準物質的量濃度。即5、 物質B的標準摩爾生成焓（B,相態，T）是指在溫度T下，由參考狀態單質生成物質B（）反應的標準摩爾焓變。6、 參考狀態一般指每種物質在所討論的溫度T和標準壓力時最穩定的狀態。個別情況下參考狀態單質并不是最穩定的，磷的參考狀態是白磷(s,白)，但白磷不及紅磷和黑磷穩定。O2(g)、H2(g)、Br2(l)、I2(s)、Hg(l)和P4(白磷)是T=298.15K，下相應元素的最穩定單質，即其標準摩爾生成焓為零。7、 在任何溫度下，參考狀態單質的標準摩爾生成焓均為零。8、 物質B的標準摩爾燃燒焓（B，相態，T）是指在溫度T下，物質B()完全氧化成相同溫度下指定產物時的反應的標準摩爾焓變。第四節：Hess定律1、 Hess定律：化學反應不管是一步或分幾步完成，其總反應所放出或吸收的熱總是相等的。其實質是化學反應的焓變只與始態和終態有關，而與途徑無關。2、 焓變基本特點：某反應的（正）與其逆反應的（逆）數值相等，符號相反。即（正）=-（逆）。始態和終態確定之后，一步反應的等于多步反應的焓變之和。3、 多個化學反應計量式相加(或相減)，所得化學反應計量式的（T）等于原各計量式的（T）之和（或之差）。第五節：反應熱的求算1、 在定溫定壓過程中，反應的標準摩爾焓變等于產物的標準摩爾生成焓之和減去反應物的標準摩爾生成焓之和。=（總生成物）-（總反應物）如果有參考狀態單質，則其標準摩爾生成焓為零2、 在定溫定壓過程中，反應的標準摩爾焓變等于反應物的標準摩爾燃燒焓之和減去產物的標準摩爾燃燒焓之和 。=（總反應物）-（總生成物）參考狀態單質只適用于標準摩爾生成焓，其標準摩爾燃燒焓不為零第三章：化學動力學基礎第一節：反應速率第二節：濃度對反應速率的影響速率方程1、 對化學反應來說，反應速率與反應物濃度的定量關系為：，該方程稱為化學反應速率定律或化學反應速率方程，式中稱為反應速率系數，表示化學反應速率相對大?。?分別為反應物A和B的濃度，單位為；，分別稱為A，B的反應級數；稱為總反應級數。反應級數可以是零、正整數、分數，也可以是負數。零級反應得反應物濃度不影響反應速率。（反應級數不同會導致單位的不同。對于零級反應，的單位為，一級反應的單位為，二級反應的單位為，三級反應的單位為）2、 由實驗測定反應速率方程的最簡單方法初始速率法。在一定條件下，反應開始時的瞬時速率為初始速率，由于反應剛剛開始，逆反應和其他副反應的干擾小，能較真實的反映出反應物濃度對反應速率的影響具體操作是將反應物按不同組成配置成一系列混合物。對某一系列不同組成的混合物來說，先只改變一種反應物A的濃度。保持其他反應物濃度不變。在某一溫度下反應開始進行時，記錄在一定時間間隔內A的濃度變化，作出圖，確定t=0是的瞬時速率。也可以控制反應條件，是反應時間間隔足夠短，這時可以把平均速率作為瞬時速率。3、對于一級反應，其濃度與時間關系的通式為：第三節：溫度對反應速率的影響Arrhenius方程1、 速率系數與溫度關系方程：，=-， ，實驗活化能，單位為。為指前參量又稱頻率因子。與具有相同的量綱。與是兩個經驗參量，溫度變化不大時視為與溫度無關。2、 對Arrhenius方程的進一步分析：在室溫下，每增加4，將使值降低80%。在室溫相同或相近的情況下，活化能大的反應，其速率系數則小，反應速率較?。恍〉姆磻^大，反應速率較大。對同一反應來說，溫度升高反應速率系數增大，一般每升高10，值將增大210倍。對同一反應來說，升高一定溫度，在高溫區，值增大倍數?。辉诘蜏貐^值增大倍數大。因此，對一些在較低溫度下進行的反應，升高溫度更有利于反應速率的提高。對于不同的反應，升高相同溫度，大的反應值增大倍數大；小的反應值增大倍數小。即升高溫度對進行的慢的反應將起到更明顯的加速作用。第四節：反應速率理論與反應機理簡介1、=（正）-（負）2、由普通分子轉化為活化分子所需要的能量叫做活化能第五節：催化劑與催化作用1、 催化劑是指存在少量就能顯著加速反應而本身最后并無損耗的物質。催化劑加快反應速率的作用被稱為催化作用。2、 催化劑的特征：催化劑只對熱力學可能發生的反應起催化作用，熱力學上不可能發生的反應，催化劑對它不起作用。催化劑只改變反應途徑（又稱反應機理），不能改變反應的始態和終態，它同時加快了正逆反應速率，縮短了達到平衡所用的時間，并不能改變平衡狀態。催化劑有選擇性，不同的反應常采用不同的催化劑，即每個反應有它特有的催化劑。同種反應如果能生成多種不同的產物時，選用不同的催化劑會有利于不同種產物的生成。每種催化劑只有在特定條件下才能體現出它的活性，否則將失去活性或發生催化劑中毒。第四章：化學平衡 熵和Gibbs函數第一節：標準平衡常數1、平衡的組成與達成平衡的途徑無關，在條件一定時，平衡的組成不隨時間而變化。平衡狀態是可逆反應所能達到的最大限度。平衡組成取決于開始時的系統組成。2、對可逆反應來說，其標準平衡常數3、兩個或多個化學計量式相加（或相減）后得到的化學計量式的標準平衡常數等于原各個化學計量式的化學平衡常數的積（或商），這稱為多重平衡原理。第二節：標準平衡常數的應用1、反應進度也常用平衡轉化率來表示。反應物A的平衡轉化率表達式為2、J表示反應商。若J，則反應逆向進行。第三節：化學平衡的移動1、濃度對化學平衡的影響：濃度雖然可以使化學平衡發生移動，但并不能改變化學平衡常數的數值，因為在一定溫度下，值一定。當反應物濃度增加或產物濃度減少時，平衡正向移動；當反應物濃度減少或產物濃度增加時，平衡逆向移動。2、壓力對化學平衡的影響：綜合考慮各反應物和產物分壓是否改變及反應前后氣體分子數是否改變。3、溫度對化學平衡都影響：溫度變化引起標準平衡常數的改變，從而使化學平衡移動。溫度對標準平衡常數的影響用vant Hoff方程描述。 第四節：自發變化和熵1、自發變化的基本特征：在沒有外界作用或干擾的情況下，系統自身發生的變化稱為自發變化。有的自發變化開始時需要引發，一旦開始，自發變化將一直進行達到平衡，或者說自發變化的最大限度是系統的平衡狀態。自發變化不受時間約束，與反應速率無關。自發變化必然有一定的方向性，其逆過程是非自發變化。兩者都不能違反能量守恒定律 。非自發變化和自發變化都是可能進行的。但是只有自發變化能自動發生，而非自發變化必須借助一定方式的外部作用才能發生。沒有外部作用非自發變化將不能繼續進行。2、在反應過程中，系統有趨向于最低能量狀態的傾向，常稱其為能量最低原理。相變化也具有這種傾向。3、 系統有趨向于最大混亂度的傾向，系統混亂度的增加有利于反應的自發進行。4、 純物質完整有序晶體在0K時熵值為零；.5、 熵與物質聚集狀態有關。同一種物質氣態熵值最大，液態次之，固態熵值最小。有相似分子結構且相對分子質量又相近的物質，其值相近。分子結構相近而相對分子質量不同的物質，其標準摩爾熵值隨分子質量增大而增大。物質的相對分子質量相近時，分子構型越復雜，其標準摩爾熵值越大。6、反應的標準摩爾熵變等于各生成物的標準摩爾熵值之和減去各反應物的標準摩爾熵值之和7、在任何自發過程中，系統和環境的熵變化總和是增加的。即： 自發變化 非自發變化 平衡狀態8、第五節：Gibbs函數1、 Gibbs函數被定義為：,被稱為Gibbs自由能。2、 在不做體積功和定溫定壓條件下，在任何自發變化中系統的Gibbs函數是減少的，由得當0時反應能正向進行。當0,0時反應在高溫下能正向進行。當0,0,0時反應不能正向進行。3、 當時的在吸熱熵增反應中是反應能正向進行的最低溫度；在放熱熵減反應中是反應能正向進行的最高溫度。因此這個溫度就是反應是否能夠正向進行的轉變溫度。4、 物質B的標準摩爾生成Gibbs函數（B，相態，T）是指在溫度T下由參考狀態單質生成物質B（且時）的標準摩爾Gibbs函數變。5、 40時反應大多逆向進行；-4040時要用來判斷反應方向。6、 Vant Hoff方程： 第五章：酸堿平衡第一節：酸堿質子理論1、酸堿質子理論：凡是能釋放出質子的任何含氫原子的分子或離子都是酸；任何能與質子結合的分子或離子都是堿。簡言之酸是質子給予體，堿是質子接受體。2、質子理論強調酸和堿之間的相互依賴關系。酸給出質子后生成相應的堿，而堿結合質子后生成相應的酸。酸與堿之間的這種依賴關系稱為共軛關系，相應的一對酸和堿稱為共軛酸堿對。酸給出質子后生成的堿為這種酸的共軛堿，堿得到質子后所生成的酸稱為這種堿的共軛酸。3、 酸堿解離反應是質子轉移的反應。在水溶液中酸堿的電離時質子轉移反應。鹽類水解反應實際上也是離子酸堿的質子轉移反應。4、 既能給出質子又能接受質子的物質稱為兩性物質。5、 酸堿的強度首先取決于其本身的性質，其次與溶劑的性質等有關。酸和堿的強度是指酸給出質子和堿接受質子能力的強弱。給出質子能力強的酸是強酸，接受質子能力強的堿是強堿；反之，就是弱酸和弱堿。6、 溶劑的堿性越強溶質表現出來的酸性就越強，溶劑的酸性越強溶質表現出來的堿性就越強。第二節：水的電離平衡和溶液的PH1、 對反應,被稱為水的離子積常數。25時，。第三節：弱酸、弱堿解離平衡1、酸的水溶液中存在質子轉移反應：，其標準平衡常數簡寫為，稱為弱酸HA的解離常數，弱酸解離常數的數值表明了酸的相對強弱。解離常數越大酸性越強，給出質子能力越強。值受溫度影響但變化不大。2、在一元弱堿的水溶液中存在反應：，,稱為一元弱堿B的解離常數。3、解離度的定義為解離的分子數與總分子數的比值，即,解離度越大越大，PH越小。解離度與解離常數關系為。對堿同樣適用。第四節：緩沖溶液1、 同離子效應：在弱酸或弱堿的溶液中，加入與這種酸或堿含相同離子的易溶強電解質，使酸或堿的解離度降低。2、 緩沖溶液：具有能夠保持PH相對穩定性能的溶液（也就是不因加入少量強酸或強堿而顯著改變PH的溶液。緩沖溶液通常由弱酸和他的共軛堿組成。緩沖溶液PH計算公式：,第五節：酸堿指示劑1、 當溶液中即時，溶液呈現出的顏色；當即時，溶液呈現的顏色；當即時，溶液呈現兩者的混合顏色。2、 指示劑的變色范圍是，但是由于人的視覺對不同顏色的敏感度的差異實際變色范圍常常小于兩個pH單位。第六節：酸堿電子理論1、 酸是任意可以接受電子對的分子或離子；酸是電子對的接受體，必須具有可以接受電子對的空軌道。堿則是可以給出電子對的分子或離子；堿是電子的給予體，必須具有未共享的孤對電子。酸堿之間以共價鍵相結合，并不發生電子對轉移。第七節：配位化合物2、 在配合物中Lewis酸被稱為形成體(或中心離子)，Lewis堿被稱為配體。配合物的定義是形成體與一定數目的配體以配位鍵按一定的空間構型結合形成離子或分子。這些離子或分子被稱為配位個體。形成體通常是金屬離子或原子，也有少數是非金屬元素（B,P,H）。通常作為配體的是非金屬的陰離子或分子。4、 在配體中，與形成體成鍵的原子叫做配位原子；配位原子具有孤對電子。常見的配位原子有F,Cl,Br,I,S,N,C等。配體中只有一個配位原子的稱為單齒配體，有兩個或兩個以上配位原子的稱為多齒配體。在配位個體中，與形成體成鍵的配位原子個數叫作配位數。常見多齒配體有：5、 配合物的化學式：配合物的化學式中首先應先列出配位個體中形成體的元素符號，在列出陰離子和中性分子配體，將整個配離子或分子的化學式括在方括號中。6、 配合物的命名：命名時，不同配體之間用隔開。在最后一個配體名稱后綴以“合”字。含配陰離子的配合物的命名遵照無機鹽命名原則。例如為硫酸四氨合銅為氯化六氨合鉑。含配陰離子的配合物，內外層間綴以“酸”字。例如為六氰合鐵酸鉀配體的次序： 含有多種無機配體時，通常先列出陰離子名稱，后列出中性粒子名稱。例如為三氯氨合鉑酸鉀 配體同是中性分子或同是陰離子時，按配位原子元素符號的英文字母順序排列，例如氯化五氨水合鈷。 若配位原子相同，將含原子數較少的配體排在前面，較多原子數的配體排在后面；若配位原子相同且配體中含有的與子數目也相同，則按結構中與配位原子相連的非配位原子元素符號的英文字母順序排列。例如為氨基硝基二氨合鉑 配體中既有無機配體又有有機配體，則無機配體排在前面有機配體排在后面。例如為三氯乙烯合鉑酸鉀。7、 簡單配合物：配合物分子或離子只有一個中心離子，每個配體只有一個配位原子與中心離子成鍵。螯合物：在螯合物分子或離子中，其配體為多齒配體，配體與中心離子成鍵，形成環狀結構。多核配合物：多核配合物分子或離子含有兩個或兩個以上的中心離子，中心離子間常以配體相連。羰合物：某些d區元素以CO為配體形成的配合物稱為羰合物。烯烴配合物：某些d區元素以不飽和烴為配體形成的配合物稱為烯烴配合物。第八節：配位反應與配位平衡1、,是配合物的解離常數，又稱為配合物的解離常數或不穩定常數。越大，配合物越不穩定。2、,是配合物生成常數，又稱為穩定常數或累積穩定常數。3、一般來說配合物的逐級穩定常數隨著配位數的增加而減少。4、以N,O,F等電負性大（吸引電子能力強），半徑小，難被氧化（不易失去電子），不易變形（難被極化）的原子為配位原子的堿成為硬堿。反之則為軟堿，介于二者之間的為交界堿。5、硬酸多是電荷數較多，半徑較小，外層電子被原子核束縛得較緊而不易變形（極化率較小）的陽離子。反之則為軟酸，介于兩者之間的為交界酸。6、常見的酸和堿分類如下：硬酸軟酸交界酸酸金屬原子硬堿軟堿交界堿堿7、軟硬酸堿原則：軟親軟，硬親硬 第六章：沉淀溶解平衡第一節：溶解度和溶度積1、溶解度：在一定溫度下，達到溶解平衡時，一定量溶劑中含有的溶質質量。2、常見無機化合物溶解性： 常見無機酸是可溶的，硅酸是難溶的； 氨、族氫氧化物，是可溶的； 是微溶的；其余元素的氫氧化物都是難溶的。 幾乎所有的硝酸鹽都是可溶的；是微溶的。 大多數醋酸鹽是可溶的；是難溶的。 大多數氯化物是可溶的；是微溶的；是難溶的。 大多數溴化物，碘化物是可溶的；是微溶的；是難溶的。 大多數硫酸鹽是可溶的；是微溶的；,是難溶的。 大多數硫化物是難溶的，第一主族，第二主族金屬硫化物和 是可溶的。 多數碳酸鹽，磷酸鹽，亞硫酸鹽是難溶的；第一主族（Li除外）和銨離子的這些鹽是可溶的。 多數氟化物是難溶的；第一主族（Li除外）金屬氟化物，是可溶的；是微溶的。 幾乎所有的氯酸鹽，高氯酸鹽都是可溶的；是微溶的； 幾乎所有的鈉鹽，鉀鹽均是可溶的；是難溶的。2、 對于一般沉淀反應來說：，溶度積的通式是3、 難溶電解質的溶度積常數的數值在稀釋溶液中不受其他離子存在的影響，只取決于溫度。溫度升高，多數難溶化合物的溶度積增大。第二節：沉淀的生成和溶解1、 同離子效應：在難溶電解質的飽和溶液中，加入含有相同離子的強電解質時，難溶電解質的溶解度將降低。同離子效應使難溶電解質的溶解度降低。2、 鹽效應使難溶電解質溶解度增大。一般來說，若難溶電解質的溶度積很小時，鹽效應的影響很小，可忽略不計；若難溶電解質的溶度積較大，溶液中各種離子的總濃度也較大時，就應考慮鹽效應的影響。3、 金屬硫化物的溶解平衡： , 稱為在酸中的溶度積常數。4、 某些難容硫化物的溶度積常數： 第七章：氧化還原反應 電化學基礎第一節：氧化還原反應基本概念1、 有電子得失或轉移的反應稱為氧化還原反應。2、 表示元素氧化態的數值稱為氧化數又稱氧化值。在單質中元素氧化值為零。在單原子離子中，元素氧化值等于離子所帶電荷數。在大多數化合物中，氫的氧化值為+1，只有在金屬氫化物中，氫的氧化值為-1。通常在化合物中氧的氧化值為-2，但是在等過氧化物中養的氧化值為-1，在氧的氟化物中，如中氧的氧化值為+2，+1。在所有氟化物中氟的氧化值為-1。堿金屬和堿土金屬在化合物中氧化值分別為+1和+2。在中性分子中，各元素氧化值代數和為零。在多原子離子中，各元素氧化數代數和等于離子所帶電荷數。第二節：電化學電池1、 電池圖示：將發生氧化反應的負極寫在左邊，發生還原反應的正極寫在右邊；并按順序用化學式從左到右依次排列各個相的物質組成和狀態；用單垂線“”表示相與相間的界面，用雙折線“”表示鹽橋。2、 Faraday定律：在電化學電池中，兩極所產生或消耗的物質的物質的量與通過電池的電荷量成正比。當給定的電荷量通過電池時，電極上所產生或消耗的物質的物質的量正比于物質的摩爾質量被對應于半反應每摩爾物質每摩爾物質所轉移的電子數除的商。對于半反應，根據Faraday定律，第一：電極上沉淀出或消耗掉的正比于通過電池的電荷量Q。Q越大越大。第二：當通過電池的電荷量Q一定時，正比于，為物質的摩爾質量。3、 Faraday常量表示一摩爾電子所帶的電荷量，F被稱為Faraday常量4、 當原電池放電時，兩極間的電勢差將比該電池的最大電壓要小。這是因為驅動電流通過電池需要消耗能量或者稱其為要做功，產生電流時，電池電壓的降低正反映了電池內所消耗的這種能量；而且電流越大，電壓降低越多。因此，只有電池中沒有電流通過時，電池才具有最大電壓又稱其為開路電壓。當通過原電池的電流趨近于零時，兩電極間的最大電勢差被稱為原電池的電動勢，用表示。5、 當電池中各物質均處于標準狀態時，測定的電動勢被稱為標準電動勢，用表示。6、 可逆電池必須具備以下條件。第一：電極必須是可逆的，即當相反方向的電流通過電極是，電極反應必然逆向進行；電流停止，反應也停止。第二：要求通過電極的電流無限小，電極反應在接近于電化學平衡的條件下進行。7、 電池反應的標準摩爾Gibbs函數變。第三節：電極電勢1、 原電池的電動勢是構成原電池的兩個電極間的最大電勢差，即正極電勢減去負極電勢等于電池的電動勢：。2、 電極電勢的絕對值無法確定，常選取標準氫電極（簡寫為SHE）作為比較的基準，稱其為參比電極。參比電極中最常用的是甘汞電極。3、 各電對的標準電極電勢是以標準氫電極為參比電極并與各標準電極組成原電池時測得的電動勢。使待測半電池中各物質均處于標準狀態下，將其與標準氫電極相連組成原電池，以電壓表測定該電池的電動勢并確定其正極和負極，進而可推算出待測半電池的標準電極電勢。4、 電極電勢高的電對為正極，電極電勢低的電對為負極。兩電極的標準電極電勢之差等于原電池的標準電極電勢。即.5、 ，。6、 如果電對的氧化型生成難溶化合物（配合物），則電極電勢變??；若還原型生成難溶化合物（配合物），則電極電勢變大；當還原型和氧化型同時生成難溶化合物（配合物），若()（氧化型）()(還原型)，則電極電勢變小，反之則變大。第四節：電極電勢的應用1、 某電對的越大，其氧化型的得電子能力（氧化性）越強，還原型失電子能力（還原性）越弱；反之電對的越小，其氧化型的得電子能力（氧化性）越弱，還原型失電子能力（還原性）越強。2、 ,3、 元素電勢圖：當某種元素形成三種或三種以上氧化值的氧化物時，這些物種可以組成多種不同的電對，各電對的標準電極電勢可用圖的形式表示出來，這種圖叫做元素電勢圖。畫元素電勢圖，可以按元素氧化值由高到低的順序，把各氧化物的化學式從左到右寫出來，各不同氧化物之間用直線連接起來，在直線上表明不同氧化值物種所組成的電對的標準電極電勢。4、 歧化反應發生的一般規則：,若孤對電子對成鍵電子對成鍵電子對成鍵電子對 多重鍵的存在雖然不能改變分子的幾何形狀，但對鍵角有一定影響，排斥作用隨多重鍵鍵型不同而有所差異：叁鍵雙鍵單鍵。2、 分子幾何構型預測：確定中心原子價層電子對數。中心原子的價層電子對數可以用下式計算：=中心原子的價電子數+提供的價電子數離子電荷數（負加正減）；式中中心原子的價電子數等于中心原子所在的族數，VSEPR理論討論的共價分子主要針對主族化合物，它們分