做题记录（Chemistry）
#1 核外电子的运动状态
如何描述一个核外电子的运动状态？首先这是无法准确描述的。因为不确定性原理[1]，所以我们选择使用概率密度函数来描述一个核外电子的位置，这个函数画出来就是电子云。
电子云有诸多参数（又叫量子数）：大小（\(n\)）、形状（\(l\)）、伸展方向（\(m_l\)）。
大小（\(n\)）
先确定大小。显然，大小越大，能量越高，于是按 \(n\) 可以分出不同的能层，用 \(\mathrm{K, L, M, N, O, \cdots}\) 表示。
目前只造出了 \(n \le 7\) 的基态原子。
形状（\(l\)）
然后确定形状。有多少种？\(l \in [0, n) \cap \mathbb{Z}\)，这意味着在能层 \(n\) 上有 \(n\) 种不同的形状。
那么这些不同的形状对应的能量是否一致？首先排除掉单个电子的情况。在有多个电子时，由于钻穿效应[2]，能量随 \(l\) 递增而递增。在 \(l \ge 4\) 时，相邻的能量差会越来越小。
于是我们按 \(l\) 在能层内部又分出不同的能级，用 \(\mathrm{s, p, d, f, g, \cdots}\) 表示。
目前只造出了 \(l \le 4\) 的基态原子。
伸展方向（\(m_l\)）
即使大小和形状都相同，电子云也无法唯一确定，因为它可以旋转改变方向。好消息是，方向的种类是确定的，\(m_l \in [-l, l] \cap \mathbb{Z}\)。所以能级 \(l\) 有 \(2l + 1\) 种不同的方向。
因为伸展方向和能量大小没有关系，所以我们不再继续细分能量差异。
自旋方向（\(m_s\)）
这个和电子云没有关系，描述的是电子的自旋方向。核外电子只有两种自旋方向，分别是 \(m_s = \dfrac{1}{2}\) 和 \(m_s = -\dfrac{1}{2}\)。
轨道
我们把一个确定的电子云称为一个轨道。下面是一些轨道的示意图。
容易发现，能级 \(l\) 拥有 \(2l + 1\) 种不同的轨道，能级 \(n\) 拥有 \(n\) 种不同的能级，\(\sum_{l = 0}^{n - 1} (2l + 1) = n^2\) 种不同的轨道。
由泡利不相容原理[3]，一个轨道最多放 2 个电子，而且自旋方向必须不同。电子一定会去能量最低的轨道，所以有必要把常用轨道按能量排好序。
注意到 \(E_{n \mathrm{s}} < E_{(n - 1) \mathrm{d}} < E_{n \mathrm{p}}\)，这是一个常用的特例。
如何填电子
要按上图的顺序一个一个轨道填。
在填同一个轨道时，要遵循洪特规则[4]，优先填相同方向的电子，再填反方向自旋的电子。
#2 铁的生锈
前提：铁与水接触。
吸氧反应
- \(\ce{Fe -> Fe^2+ + 2e-}\)。
- \(\ce{O2 + 2H2O + 4e- -> 4OH-}\) 或 \(\ce{O2 + 4H+ + 4e- -> 2H2O}\)。
- \(\ce{Fe^2+ + 2OH- -> Fe(OH)2}\)。（白色沉淀）
- \(\ce{4Fe(OH)2 + O2 + 2H2O -> 4Fe(OH)3}\)。（红褐色沉淀）
- \(\ce{2 Fe(OH)3 -> Fe2O3 . \mathcal{n} H2O + (3 - \mathcal{n}) H2O}\)。
本质
阳极区的 \(\ce{Fe}\) 首先放出两个电子，让它本身变成 \(\ce{Fe^2+}\)，溶解到表面的水膜中。两个电子则留存在金属铁中，通过金属铁本身移动到阴极区。
到达阴极区的电子会被吸附到金属铁与水膜接触的界面，让 \(\ce{O2}\) 得以获得电子，生成 \(\ce{OH-}\)。实际上，如果我们把 \(\ce{+4e-}\) 移到右边：
可以发现这正是电解水中阳极区发生的反应！
显然，反应需要足够的 \(\ce{O2}\)。同时，这种反应速率较慢，因为 \(\ce{O2}\) 扩散和 \(\ce{Fe^2+}\) 溶解都较慢，是瓶颈。
现象
肯定是先白色，然后变成红褐色。
但是实际上这不对，在白色和红褐色之间还会有灰绿色。这并不完全因为白色与红褐色混合，实际上，\(\ce{Fe^2+}\) 和 \(\ce{Fe^3+}\) 再拉上水分子和阴离子，会形成绿锈。
绿锈的结构：\(\ce{Fe^2+}\) 和 \(\ce{Fe^3+}\) 被 \(\ce{OH-}\) 配位形成八面体。发现这个东西带正电，所以一层层八面体中间会塞阴离子和水维持电中性。
于是可以写出绿锈的化学式：
其中 \(\ce{E}\) 为阴离子。\(x\) 在 \([0.2, 0.33]\) 之间最稳定。\(x\) 太小时，层间电荷不够，不稳定。\(x\) 太大时，结构偏向 \(\ce{Fe^3+}\)。
析氢反应
- \(\ce{Fe -> Fe^2+ + 2e-}\)。
- \(\ce{2H+ + 2e- -> H2}\)。
- \(\ce{Fe^2+}\) 与阴离子结合，形成盐。
显然，反应发生需要足够的 \(\ce{H+}\)。实际上，两种反应可以同时发生，主要在弱酸性环境下同时发生。
当然，这种反应就比较快了，因为瓶颈较少。反应快意味着反应物消耗也快，所以溶液的 pH 会随着反应的进行而升高，因为 \(\ce{H+}\) 被消耗。
这个反应释放氢气，而且一般不生成典型的铁锈，看上去就像 \(\ce{Fe}\) 凭空消失一样。但有时会生成不溶于水的盐：
- 存在特定阴离子：水中存在 \(\ce{CO3^2-}\) 或 \(\ce{HCO3-}\) 时，可以生成 \(\ce{FeCO3}\)，难溶于水。
- pH 升高：导致 \(\ce{e-}\) 消耗不完，让 \(\ce{Fe^2+}\) 水解，形成 \(\ce{Fe(OH)2}\)。
#3 侯氏制碱法
- \(\ce{Na+ + OH- + CO2 -> NaHCO3 (s)}\)。
- \(\ce{2NaHCO3 ->[\Delta] CO2 + Na2CO3 + H2O}\)。
如何提纯 \(\ce{NH4Cl}\)？把第一步的液体过滤出来，然后添加 \(\ce{NaCl}\)，最后冷却结晶。
第一步有一些细节：
- 用饱和 \(\ce{NaCl}\)，是为了让 \(\ce{NaHCO3}\) 无法溶解，只能沉淀。
- 需要先加 \(\ce{NH3}\)，让 \(\ce{NH3 . H2O}\) 在水中电离，提高 \(\ce{OH-}\) 浓度，促进 \(\ce{CO2}\) 水合。
其实这一步的核心是 \(\ce{CO2 + OH- -> HCO3-}\)。加 \(\ce{NH3}\) 提高 \(\ce{OH-}\) 浓度，促进的是这个反应。
那为何不用饱和 \(\ce{NaOH}\) 溶液代替 \(\ce{NaCl}\) 以省去 \(\ce{NH3}\)？因为 \(\ce{HCO3-}\) 本质上是没有中和完全的根，如果 \(\ce{OH-}\) 浓度过高，那就会把它中和完全，成为 \(\ce{CO3^2-}\)。而 \(\ce{NH3}\) 提供的碱性条件比较合适，恰好中和不完全。
本质上就是 \((1)\) 式和 \((2)\) 式的区别。
那还是不对啊，用饱和 \(\ce{NaOH}\) 溶液和 \(\ce{CO2}\) 不就直接制出来 \(\ce{Na2CO3}\) 了吗？但是 \(\ce{NaOH}\) 贵，所以要绕过它。
#4 复盐
字面意思，把两个简单盐拼到一起得到的盐。当然，这两种盐需要能拼到一起。怎么样能拼到一起呢？结构相似就可以。比如 \(\ce{K2SO4}\) 和 \(\ce{Al2(SO4)3}\)：
（上图为 \(\ce{K2SO4}\)。）
（上图为 \(\ce{Al2(SO4)3}\)。）
发现两者的晶体结构十分相似，都是 \(\ce{S}\) 外面连着两个 \(\ce{O}\) 和两个 \(\ce{O-}\)，所以结晶时可以混到一起结晶，形成 \(\ce{KAl(SO4)2}\)。
因为 \(2 \ce{KAl(SO4)2}\) 比起 \(\ce{K2SO4 + Al2(SO4)3}\) 晶格能更大，所以溶解时需要更大的能量，表现出溶解度降低。其它复盐同理。
#5 标准电极电势
我们想要衡量一个微粒想释放 / 接受电子的倾向。下文以 \(\ce{Zn}\) 举例。
这个东西无法直接测量，所以我们找一个参照物 \(\ce{H+/ H2}\)。我们让 \(\ce{Zn^2+/ Zn}\) 和 \(\ce{H+/ H2}\) 竞争，看是谁给对方塞电子。
测量方法
我们以 \(\ce{Zn}\) 和 \(\ce{Cu}\) 举例。
我们需要强制让 \(\ce{e-}\) 从导线过，所以用两个烧杯，其中溶液浓度均为 \(\ce{1 mol/L}\)。
但如果只这样，一有 \(\ce{e-}\) 从导线过，左边就带正电（\(\ce{Zn - 2e- -> Zn^2+}\)），它就会把后续的 \(\ce{e-}\) 吸回来。所以我们让一个负离子（\(\ce{Cl-}\)）去补位，维持电中性。同理，右边需要一个正离子（\(\ce{K+}\)）去补位。
于是我们在两个烧杯之间放一个 \(\ce{KCl}\) 盐桥（浸泡过 \(\ce{KCl}\) 溶液的琼脂），这样就可以同时给两边补位了。用 \(\ce{K+}\) 和 \(\ce{Cl-}\)，是因为这两个离子移速相近。如果移速相差大，那么无法同时补上位，就会有误差。
但是 \(\ce{Ag+}\) 又该如何应对？我们换成 \(\ce{KNO3}\) 即可。
为什么不直接用 \(\ce{KNO3}\)？因为 \(\ce{NO3-}\) 在酸性条件下有氧化性，可能会反应。
至于氢电极，我们用一块表面镀有铂黑（以吸附氢气）的铂片，浸泡在 \(\ce{1 mol/L}\) 的酸溶液中。向溶液中不断通入 \(\ce{100 kPa}\) 的 \(\ce{H2}\)，让铂片吸附它即可。
比较方法
以 \(\ce{Cu}\) 和 \(\ce{H2}\) 举例。读电压表，电压的绝对值就是 \(E^{\circleddash} (\ce{Cu^2+/ Cu})\) 的绝对值，因为我们规定 \(E^{\circleddash} (\ce{H+/ H2}) = 0\)。
至于正负，如果电子流向氢电极，则 \(E^{\circleddash} (\ce{Cu^2+/ Cu}) < 0\)（\(\ce{Cu^2+}\) 的氧化性弱于 \(\ce{H+}\)），否则 \(> 0\)。
比较时，如果 \(E^{\circleddash} (\ce{Cu^2+/ Cu}) < E^{\circleddash} (\ce{Zn^2+/ Zn})\)，则 \(\ce{Cu^2+}\) 的氧化性弱于 \(\ce{Zn^2+}\)，否则强于 \(\ce{Zn^2+}\)。
#6 中和反应中的少量与过量
以 \(\ce{NaHCO3}\) 和 \(\ce{Ca(OH)2}\) 举例。
\(\ce{NaHCO3}\) 少量
以 \(\ce{NaHCO3}\) 为 1 份，因为总可以给整个方程乘一个系数，使得它为 1 份。我们认为另外一个可以给出任意数量的微粒。
那么有 1 个 \(\ce{HCO3-}\)，需要一个 \(\ce{OH-}\) 和 \(\ce{Ca^2+}\) 来中和掉它。于是
\(\ce{Ca(OH)2}\) 少量
以 \(\ce{Ca(OH)2}\) 为 1 份，那么需要 2 个 \(\ce{H+}\) 来中和 2 个 \(\ce{OH-}\)。多余的 2 个 \(\ce{CO_3^2-}\)，一个与 \(\ce{Ca^2+}\) 结合产生沉淀，另一个在溶液中游离。于是
方法
以少量的为 1 份。少量的需要多少，过量的就给多少，多余的注意是否会沉淀或出气体等。
注意事项
如果遇到难溶性物质，那么它就是少量的。因为只有它溶解的部分才会电离，而它溶解的部分又很少，所以就少量了。
#7 \(\ce{MnO4-}\) 的还原
上面是 \(\ce{MnO4}\) 沿相邻价态逐级还原的过程。
\((3) + (4) + (5)\)：
根据你朴素的情感，你应该能猜出 \(\ce{H+}\) 浓度越高，反应越会向右进行。所以理论上，溶液越酸，还原出的 \(\ce{Mn}\) 化合价越低。
这是对的。在任何条件下都发生 \((1)\)，在中性 / 酸性条件下发生 \((2)\)，在酸性条件下发生 \((3)\)。所以 \(\ce{MnO4-}\) 的还原产物：
- 在碱性条件下为 \(\ce{MnO4^2-}\)。
- 在中性条件下为 \(\ce{MnO2}\)。
- 在酸性条件下为 \(\ce{Mn^2+}\)。
#8 \(\ce{HNO3}\) 的还原
\(\ce{N}\) 在 \(\ce{HNO3}\) 中的化合价是 \(+5\)，处在高价态。所以它倾向于抢夺电子，可以降到 \(+4, +2, +1, 0, -3\) 价。
在 \(\ce{HNO3}\) 很浓时，\(\ce{NO3-}\) 很多，这时电子反而是少的那一方。每一个可能抢不到很多电子，所以这时只能还原到 \(+4\) 价——\(\ce{NO2}\)（红棕色）。
稀一点就是 \(\ce{NO}\)。
再稀一点，同时加入活泼金属（\(\ce{Zn, Fe}\) 等）单质，就可以做到 \(\ce{N2O}\)（笑气）。
再稀一点就是 \(\ce{N2}\)。
再稀一点就是 \(\ce{NH3}\)。但是注意到溶液里全是水，所以 \(\ce{NH3 . H2O <=> NH4+ + OH-}\)，所以这时出的实际是 \(\ce{NH4+}\)。此处要注意一下溶液里水是否足够多。
#9 电解饱和食盐水
\[\ce{ 2Cl- + 2H2O ->[通电] 2OH- + H2 + Cl2 } \]
发现 \(\ce{Cl-}\) 变成了 \(\ce{Cl2}\)，所以可以猜出 \(\ce{Cl-}\) 在正极失电子：
为什么不出 \(\ce{O2}\)？因为 \(\ce{Cl-}\) 更容易失电子。
电子通过导线流到负极。继续观察，发现水电离出的 \(\ce{H+}\) 变成了 \(\ce{H2}\)，所以可以猜出 \(\ce{H+}\) 在负极得电子：
但是水是弱电解质，所以上面的反应应该写作：
剩下的就是 \(\ce{OH-}\)。
发现 \(\ce{Cl2}\) 和 \(\ce{OH-}\) 反应，所以要使用阳离子交换膜把两极隔开。具体的：
- 先放入阳离子交换膜。
- 在正极一边加入饱和食盐水，另一边加蒸馏水。
- 开始电解。
这时，正极处会出 \(\ce{Cl2}\)，另一边出 \(\ce{OH-}\)，这两个离子被隔开。同时，\(\ce{Na+}\) 会通过交换膜，让负极处的液体变成 \(\ce{NaOH}\)。
如果你比较叛逆，不使用阳离子交换膜，那么 \(\ce{Cl2}\) 会和 \(\ce{OH-}\) 反应出 \(\ce{ClO-}\)，这时是 84 消毒液。如果环境温度恰好在 \(40 \sim 90\) 摄氏度之间，则 \(\ce{ClO-}\) 会歧化出 \(\ce{ClO3-}\) 和 \(\ce{Cl-}\)。总反应式：
#10 检验 \(\ce{Fe^3+}\)
为什么我们要干这件事？对于 \(\ce{Cl2 + 2Fe^2+ -> 2Cl- + 2Fe^3+}\) 而言，\(\ce{Fe^3+}\) 是黄的，\(\ce{Cl2}\) 也是黄的，两者颜色会互相掩盖，所以我们需要一个方法判断这个反应有没有发生。
方法是加 \(\ce{KSCN}\)，会有
溶液变成血红色。
#11
这里遇到了和 #11 相同的问题——产物的颜色和 \(\ce{Cl2}\) 接近，难以判断反应是否发生。
判断方法非常厉害。我们用 \(\ce{CCl4}\) 萃取，\(\ce{Br2}\) 在 \(\ce{CCl4}\) 中显橙红色，\(\ce{I2}\) 则显紫红色。于是看萃取后下层液[5] 的颜色即可。
虽然检验碘单质可以直接加淀粉。
#12 溶液电导率的因素
电导率是什么？它是衡量电流通过材料的能力的数值。电流是什么？它是离子的定向流动。所以我们要研究的对象是离子。
由库伦定律，电荷量越大，库仑力越强，那么电导率也越高。e.g. \(\ce{SO4^2-}\) 优于 \(\ce{Cl-}\)。
发现离子周围会围绕着一圈水分子，因为水分子氢端带正电，氧端带负电，所以其中一端会受离子的吸引。[6] 那么吸引的水分子越多，这个离子越“笨重”，那么电导率会变小。
对于沉淀，它的电导率很低，因为它比较笨重，难以移动。同时，它会阻挡离子的移动，进一步减小电导率。e.g. 往 \(\ce{BaCl2}\) 中滴入 \(\ce{Ag2SO4}\)，溶液电导率会一直下降到 \(\to 0\)，然后 \(\ce{Ag2SO4}\) 过量，电导率回升。
对于胶体，沉淀颗粒一般带电，会吸附一层离子在它的表面。这些离子可以在表面滑动，进一步增大电导率。
#13 检验 \(\ce{Fe^2+}\)
注意到 \(\ce{Fe^2+}\) 有还原性，所以考虑让它还原一些有色粒子，如 \(\ce{MnO4-}\)。于是可以想到滴酸性 \(\ce{KMnO4}\) 溶液（这是紫色），如果溶液褪色则有 \(\ce{Fe^2+}\)。这个方案的问题比较明显：\(\ce{Cl-}\) 也有强还原性，会干扰检验。
那我们换个方向：注意到 \(\ce{Fe^2+}\) 还有氧化性，考虑让 \(\ce{Fe^2+}\) 氧化一些东西。但是这也不可行，因为 \(\ce{Fe^2+}\) 能氧化的东西，\(\ce{Fe^3+}\) 也能氧化，会干扰检验。
最优秀的解法实际上是滴入 \(\ce{K3[Fe(CN)6]}\) 溶液，如果出现蓝色沉淀，则有 \(\ce{Fe^2+}\)。
#14 \(\ce{[Al(OH)4]-}\)
我们知道 \(\ce{Al(OH)3}\)，它的布局如下图。
但是此时 \(\ce{Al}\) 最外层只有 6 个电子，还缺 2 个才稳定。能不能让其中一个 \(\ce{O}\) 和 \(\ce{Al}\) 继续成键？不行，因为 \(\ce{O}\) 的电负性（吸电子的能力）特别强，给不出更多的电子。
于是只能从外界寻求帮助。再找一个 \(\ce{OH-}\)，这时只能配位，因为 \(\ce{Al}\) 电子用完了。那么外界的 \(\ce{OH-}\) 的 \(\ce{O}\) 出 2 个电子和 \(\ce{Al}\) 共用，形成配位键，这样 \(\ce{Al}\) 就有了 8 个电子。在接收端，\(\ce{Al}\) 空了一个 \(\ce{3p}\) 轨道，正好接收这 2 个电子。
那为什么 \(\ce{[Al(OH)4]-}\) 带负电？因为在共价键中 \(\ce{Al}\) 少出了 1 个电子，\(\ce{O}\) 多出了 1 个电子。多出多少个电子都没事，因为多出的电子自己也能用；但是少出就有事了，对于 \(\ce{Al}\) 而言，它“凭空”得到了 1 个电子，所以整体带负电。
#15 \(\ce{Na}\) 的低熔点
这么说吧，\(\ce{Na}\) 的熔点比水低。为何？
考虑熔化的过程。熔化本质上是 \(\ce{Na}\) 原子彼此离得更远的过程，而熔点反映的是这个过程所需的能量。如此低的耗能，说明只需要轻轻“拨”一下，\(\ce{Na}\) 原子就会离得很远。为何？
\(\ce{Na}\) 是金属，在固体下是金属阳离子 + 自由电子的结构。\(\ce{Na}\) 只有 1 个价电子，导致只有这 1 个电子成为自由电子，所以金属阳离子捆得不“结实”。
其次，\(\ce{Na}\) 的原子半径较大（\(\ce{190 pm}\)），导致原子核之间离得更远，进一步减小库仑力。
所以我们可以总结出来：原子半径较大，价电子较少的金属熔点较低。我们考虑整个碱金属家族，发现：在元素周期表中越靠下的元素，电子轨道越多，原子核离得越远，熔点就越小。
（元素名称下面的数字是熔点。）
#16
\[\ce{ Na2O2 + 2H2O -> 2NaOH + H2O2 } \]
把 \(\ce{Na2O2}\) 想成 \(\ce{2Na+ + O2^2-}\) 是很方便的事情。而且这样也有一定道理，因为 \(\ce{Na2O2}\) 是离子化合物。再把 \(\ce{H2O}\) 看成 \(\ce{H+ + OH-}\)，于是整个反应就变成了简单复分解：
#17
写出 \(\ce{Na2O2}\) 与 \(\ce{CO2}\) 反应的方程式。
\(\ce{CO2}\) 很难受，加 1 个 \(\ce{H2O}\) 变成 \(\ce{2H+ + CO3^2-}\)（不要变成 \(\ce{H+ + HCO3-}\)，因为加的水是虚构的）。
猜测 \(\ce{CO3^2-}\) 是反应物。发现这不可能，因为它没有氧化 / 还原性，这意味着这个反应是歧化反应，那它就不用参与。再猜测 \(\ce{H+}\) 是反应物，可以得到
但是 \(\ce{O2^2-}\) 倾向于降价，因为这样更稳定，所以上面的反应无法进行。那这个反应真的就是歧化反应，于是得到
配平得
两边加 \(\ce{2CO3^2-}\)：
化简：
氧化还原反应中遇到酸 / 碱性氧化物，直接加水，直到氧化物变成熟悉的阴阳离子结合的形式，再继续做。
虽然这其实也是复分解：
#18
某工厂利用固体废渣（含有大量 \(\ce{Cu, CuO}\) 和少量 \(\ce{Cu2O, SiO2}\)）制取 \(\ce{Cu(NO3)2 . 3H2O}\) 的部分工艺流程如下图。
把酸溶使用的稀硝酸改为 \(10 \%\) \(\ce{H2O2}\) 和 \(20 \%\) \(\ce{HNO3}\) 的混合液，其中 \(\ce{H2O2}\) 作氧化剂，可以做到基本无氮氧化物排放。写出固体废渣中 \(\ce{Cu}\) 与该混合液反应的离子方程式。
Solution 1
发现可以把 \(\ce{NO3-}\) 扔到一边不管，只考虑 \(\ce{H2O2}\) 氧化 \(\ce{Cu}\) 至 \(\ce{Cu^2+}\)，这样就达成目的（既有 \(\ce{Cu^2+}\) 又有 \(\ce{NO3-}\)）了。于是
Solution 2
这个出题人还挺聪明。因为排出 \(\ce{NO}\)，所以用 \(\ce{H2O2}\) 给它变回 \(\ce{NO3-}\)。而且 \(\ce{H2O2}\) 恰好能让它变回 \(\ce{NO3-}\)，产物还很环保。
用 \(\ce{H2O2}\) 把 \(\ce{NO}\) 变回 \(\ce{NO3-}\) 的反应是
再把 \(\ce{Cu}\) 和 \(\ce{NO3-}\) 反应的式子补上：
\((6) + (7)\) 得
#19
\[\ce{ 2Na + 2H2O + Cu^2+ -> 2Na^+ + Cu(OH)2 + H2 } \]
这个反应实际上是下面两个反应拼起来的：
这就很有意思了。这说明 \(\ce{Na}\) 根本没有和 \(\ce{Cu^2+}\) 反应！怎么会呢？溶液里这么多 \(\ce{Cu^2+}\)，\(\ce{Na}\) 难道就一个也碰不到？
那还真是。发现 \(\ce{Cu^2+}\) 会水合成 \(\ce{[Cu(H2O)6]^2+}\)，这时 \(\ce{Na}\) 需要冲破 6 个水分子的阻挡，极其困难。而且 \(\ce{Na}\) 在冲破这 6 个水分子的阻挡时，会和这些水分子反应。
另一方面，水的浓度远高于 \(\ce{Cu^2+}\) 的浓度，且 \(\ce{Na}\) 与水的反应速率极快。不要小看这一方面，它的影响很大。这个方面可以解释 \(\ce{Na}\) 不和浓 \(\ce{CuCl2}\) 中的 \(\ce{Cu^2+}\) 反应。[7]
那么我们就要考虑：如何让 \(\ce{Na}\) 直接和 \(\ce{Cu^2+}\) 反应？
其实我们只要去掉水分子即可。一个常见的方法是熔融——让 \(\ce{CuSO4 (s)}\) 和熔融 \(\ce{Na}\) 混合，这个方案的优势是易实现，因为 \(\ce{Na}\) 的熔点很低。
另一种方法是换溶剂，例如液氨。或者也可以考虑钠汞齐[8]，这个东西的优势就是 \(\ce{Na}\) 不会直接和 \(\ce{H2O}\) 接触。
#20 \(\ce{Be}\) 与 Fajans 规则
这个元素和其他的碱土金属比较不同。其他的碱土金属和卤素形成的化合物都是离子晶体，但是 \(\ce{BeCl2, BeBr2, BeI2}\) 都是共价化合物。为什么？
假设 \(\ce{Be}\) 和某个卤素 \(\ce{X}\) 形成 \(\ce{BeX2}\)。\(\ce{Be}\) 成键时，它拿出两个电子来成键，这时因为这两个电子远离了 \(\ce{Be}\)，导致 \(\ce{Be}\) 带 \(+2\) 的电荷。又因为 \(\ce{Be}\) 仅仅是第 4 号元素，所以原子半径较小，所以 \(\ce{Be}\) 的电荷密度较高，它会把 \(\ce{X}\) 的电子云强烈地拉过来，这时 \(\ce{X}\) 的电子云会和它的有大量重叠，形成共享电子。这样离子键就变成了共价键。
总结一下规律：阳离子的半径越小，电荷越高，电荷密度越大，它成的离子键越会向共价键转变。这就是 Fajans 规则。
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