南理工無機化學核心考點―基礎知識點框架梳理及其解析

無機化學核心考點基礎知識點框架梳理及其解析

第一章氣體

1.1理想氣體狀態(tài)方程式

理想氣體狀態(tài)方程式及其應用★

L2氣體的分壓定律

分壓定律與應用支

（標★號是考試重點）

本章包括四個小節(jié)，理想氣體狀態(tài)方程式，氣體混合物，氣體分子運動論，真實氣體。

其中前兩個小節(jié)是考試的重點，理想氣體狀態(tài)方程式及應用，分壓定律及應用。后兩

小節(jié)基本不考

在復習每一個知識點的過程中，首先要了解知識點，熟悉教材內容、分析教材例題，并

注意應用條件，最后再通過本講義如下內容對應的例題，從分析、解題、注意易錯點到完

成老師布置的作業(yè)完成相應知識點的掌握過程

知識點一

理想氣體狀態(tài)方程

PVnRT

各物理量的單位：

壓力P-Pa；體積V-dm；氣體摩爾數(shù)n-mol；氣體常數(shù)R-8.314J.mol-1.KT；絕對

溫度T-K.

如在標況下1摩爾氣體，壓力，溫度，體積一般有如下關系P=101325Pa;V=

22.4dm；T=273.15k;

從中可以算出：

R=PV/nT=101325*22.4/1*273.15=8.314J.mol-1.K-l.33

知識點二

分壓定律

一個容器內有幾種混合氣體，相互間不發(fā)生化學反應的條件下,總壓強P總與各種氣體

的

分壓Pi之間有如下關系：

P總=Pl+P2+P3+...+Pn

對于理想氣體，容易得證：n總=nl+n2+n3+....+nn

左邊：P總=n總RT/V

右邊=nl*RT/V+n2*RT/V+…+nn*RT/V=[nl+n2+...+nn]*RT/V

=n總*RT/V=左邊

例題：某容器中含有NH3、02、N2等氣體的混合物。取樣分析后，其中

n(NH3)=0.320mol,n(02)=0.180mobn(N2)=0.700mol?混合氣體的總壓p=133.OkPa。試

計算各組分氣體的分壓

解：n=n(NH3)+n(O2)+n(N2)

=0.320mol+0.180mol+0.700mol

=1.200mol

0.320b1.200

0.320=xl33.OkPa1.200b(NH3)

=35.5kPa

P(02)

n(02)pnO.180x35.5kPa0.320=

=20kPa

p(N2)pp(NH3)p(o2)

=(133.0-35.5-20)kPa

=75.5kPa

總結

這一章知識點比較簡單，先熟悉課本，把例題弄明白，再分別做兩道課后習題鞏固一下

看課本例題l~2f1-3,1-4

課后習題做1,3,9,12

?

第二章熱化學

?2.1熱力學的術語和基本概念

?2.2熱力學第一定律??熱力學第一定律★、焰變和熱化學方程式★、Hess定律★

知識點一

?學習本章首先注意幾個基本概念

?系統(tǒng)（封閉系統(tǒng)，敞開系統(tǒng)，隔離系統(tǒng)），環(huán)境，狀態(tài)

?過程（定溫過程，定壓過程，定容過程），相，反應進度

知識點二

熱力學第一定律

?L熱和功的概念與比較

?2.熱力學第一定律

對于封閉系統(tǒng)熱力學第一定律為：

UQV

3.焰與焙變

在定壓過程中

焰HUpV狀態(tài)函數(shù)

焙變HH2HlQpH

吸熱反應11>0,放熱反應IKO

?4.熱化學方程式書寫原則(看課本)

5.標準摩爾生成焰

?在溫度T下，由參考狀態(tài)單質生成物質B(vB=+l)的標準摩爾熔變，稱為物質B的標準

摩爾生成烙

?標準摩爾燃燒焰

?在溫度T下，物質B(vB=-1)完全氧化成指定產(chǎn)物時的標準摩爾焰變，稱為物質B

的標準摩爾燃燒焰

6Hess定律

化學反應不管是一步完成還是分幾步完成，其反應熱總是相同的例：已知298.15K

下，反應：

(1)C(s)02(g)C02(g)

rHm(l)=-393.5kJ/mol(2)C0(s)02(g)C02(g)2

計算298.15K下，CO的標準摩爾生成焰1應用：1.利用方程式組合計算

?總結

,看課本例題2T,2~2

,課后習題做2,3,8,11,21

?這一章中hess定律比較重要，考的幾率比較大，要熟練掌握，會計算。

?第三章化學動力學基礎

3.1反應速率的概念

3.2濃度對化學反應速率的影響

化學反應速率方程式及實驗確定方法★、

3.3溫度對反應速率的影響

Arrhenius方程式及應用★

3.4反應速率理論

碰撞理論與活化能★、基元反應

3.5催化劑與催化作用

知識點一

?1.定容反應的反應速率?2.平均速率與瞬時速率的概念，表達式

知識點二

?1.化學反應速率方程式

2.濃度與時間的定量關系

半衰期

當反應物A的轉化率為50%時所需的反應時間稱為半衰期，用

tl/2表示。

對于一級反應，其半衰期為：

lnctl/2

cktl/2，因c1

tl/202c0

ln20.6931則Inktl/2tl/2kk2

知識點三

反應速率方程

影響反應速率的因素有兩個：

k與溫度有關，T增大，一般k也增大，但k、T不是線性關系。Arrhenius方程:

kkOexp(Ea/RT)

k0一指前參量

Ea—實驗活化能，單位為kJ2moi-1

Ea對數(shù)形式：InkInkORT

直線的斜率為Ea-R

為直線關系，直線的截距為InkO1顯然Ink——T

由Arrhenius方程可定義Ea：

Eadlnk2dlnk則EaRT2dTdTRT

Arrhenius方程式的應用

1.已知Tl—kl,T2—k2,求Ea

TT1時，InklInkOEa/RTl

TT2時，lnk2lnkT20Ea/R兩式相減，整理得到:

k2Ea11InklRT1T2

活化能的數(shù)量級在40"400kJ?mol-1,多數(shù)為60~250kJ?mol-1

2.由Ea計算反應速率常數(shù)

例題：2N205(g)2N2O4(g)+02(g)

已知：Tl=298.15K,kl=0.469310-4s-l

T=318.15K,k=6.29310-4sT22

求:Ea及33及15K時的k3.

TTk212解：EaRin102kJmol-lT2Tlkl

k3Ea11InklRT1T3

k36.12103s1

知識點四

?1.理解碰撞理論的概念

?2.過渡態(tài)理論含義及意義

?3.活化能

總結

?這章知識點比較重要，Arrhenius方程的應用是重點?！鲞@章的例題都要仔細做一

遍

?課后習題做3,5,7,11,16,17

*

??第四章化學平衡嫡和Gibbs函數(shù)4.1標準平衡常數(shù)標準平衡常數(shù)表達式★4.2

標準平衡的應用十?

?判斷反應程度、預測反應方向、計算平衡組成4.3化學平衡的移動LeChatelier原

理*4.4自發(fā)變化和嫡嫡的概念與物質嫡的特點★化學反應嫡變的計算★4.5Gibbs

函數(shù)Gibbs函數(shù)變判據(jù)、標準摩爾生成Gibbs函數(shù)、Gibbs函數(shù)與化學平

衡支

知識點一

化學平衡

在可逆反應中，正反應和逆反應的速率相等時反應物和生成物的濃度

不再隨時間而改變的狀態(tài)稱為化學平衡。如：

C0(g)+H20(g)=C02(g)+H2(g)

正逆反應達到動態(tài)平衡，即：

v正=v逆

就可以說該反應已經(jīng)達到化學平衡了。

平衡常數(shù)

一、經(jīng)驗平衡常數(shù)

對任一可逆反應

aA+bB=gG+hH

在一定溫度下達到平衡時，體系中各物質的濃度間有如下關系：

[G]g[H]h/[A]a[B]b=K

濃度單位用摩爾濃度時，該常數(shù)用Kc表示

aA+bB=gG+hH

ghcGcHKcabcAcBc均為平衡時的濃度

氣相反應時，平衡濃度也可以用各氣體分壓表示;此時平衡常數(shù)為KpghpGpHKpab

pApB

根據(jù)理想氣體分壓與濃度的關系：

p=nRT/V=cRT

Kp=Kc(RT)An

標準平衡常數(shù)K0

平衡常數(shù)表達式中各項濃度用相對濃度表示，此時的常數(shù)即為標準平衡常數(shù)。

相對濃度：ci/c。，pi/po―與標態(tài)值比

[C02][H2]Kc[CO][H20]

((pGpApp)agpHpBhpb

P)))平衡常數(shù)表達式中各項濃度用相對濃度表示，此時的常數(shù)即為標準平衡常

數(shù)。

相對濃度：ci/c0,pi/po一與標態(tài)值比

知識點二

1判斷反應的程度

K愈大，反應進行得愈完全；

K愈小，反應進行得愈不完全；

K不太大也不太小(如10-3<K<103),反應物部分地轉化為生成物。

2預測反應的方向

反應商

aA(g)+bB(aq)+cC(s)xX(g)+yY(aq)+zZ(l)

對于一般的化學反應：

任意狀態(tài)下：

[pi(X)/p]x[ci(Y)/c]y

J[pi(A)/p]a[ci(B)/c]b

反應商判據(jù)：

J<K反應正向進行；

?J=K系統(tǒng)處于平衡狀態(tài)

-J>K反應逆向進行

知識點三

1濃度對化學平衡的影響

化學平衡的移動：當外界條件改變時，化學反應從一種平衡狀態(tài)轉變到另一種平衡狀態(tài)

的過程。

對于溶液中的化學反應，平衡時，J=K

當c(反應物)增大或c(生成物)減小時，

J<K平衡向正向移動。

當C(反應物)減小或C(生成物)增大時，

J>K平衡向逆向移動。

?例題：

反應CO(g)+H20(g)->C02(g)+H2(g)某溫度下達到平衡時。

[CO]=[H20]=0.005[C02]=[H2]=0.015向平衡體系中加H20(g),使[H20]=

lmol/ml,判斷平衡移動的方向，并求重新平衡時C0的轉化率[C02][H2]解：

Kc[CO][H20]

(0.015moldm3)2

(0.005moldm3)2

Kc9

平衡因濃度的改變而被破壞時，Qc發(fā)生變化

若從[C0]=0.02算起，第一次平衡時，轉化率為75%,第二次平2壓力對化學平衡

的影響

部分物種分壓的變化

如果保持溫度、體積不變，增大反應物的分壓或減小生成物的分壓，使J減小，導致

J<K,平衡向正向移動。反之，減小反應物的分壓或增大生成物的分壓，使J增大，導致

J>K,平衡向逆向移動。體積改變引起壓力的變化

對于氣體分子數(shù)增加的反應，2B>0,xSB>1,J>K,平衡向逆向移動，即

向氣體分子數(shù)減小的方向移動。0.0150.00495轉化率100%99.75%0.02衡時對

于反應前后氣體分子數(shù)不變的反應，XB=0,x￡B=1,J=K,平衡不移動。

對于氣體分子數(shù)減小的反應，》B<0,SB<1,J<K,平衡向正向移動,

即向氣體分子數(shù)減小的方向移動。

3.惰性氣體的影響

①在惰性氣體存在下達到平衡后,再恒溫壓縮，》BW0,平衡向氣

體分子數(shù)減小的方向移動，2B=0,平衡不移動。

②對恒溫恒容下已達到平衡的反應，引入惰性氣體，反應物和生成物pB不變，J=K,

平衡不移動。

③對恒溫恒壓下已達到平衡的反應，引入惰性氣體，總壓不變，體積增大，反應物和生

成物分壓減小，如果SB#0,平衡向氣體分子

數(shù)增大的方向移動。

4溫度對化學平衡的影響

K(T)是溫度的函數(shù)。溫度變化引起K(T)的變化，導致化學

平衡的移動。

知識點四

?掌握一下概念的含義及現(xiàn)象

?自發(fā)現(xiàn)象，焰，最低能量原理，

?混亂度，嫡

?熱力學第三定律，標準嫡

?熱力學第二定律

知識點五

Gibbs函數(shù)判據(jù)

GHTSGibbs公式

定義GHTS

G----Gibbs函數(shù)(Gibbs自由能)

G是狀態(tài)函數(shù)，單位：kJ.mol-1

Gibbs函數(shù)(變)判據(jù)：

在定溫定壓下，任何自發(fā)變化總是系統(tǒng)的Gibbs函數(shù)減小。G0反應是自發(fā)的，能

正向進行；

G0反應是非自發(fā)的，能逆向進行

G0反應處于平衡狀態(tài)。

標準摩爾生成Gibbs函數(shù)

化學反應的標準摩爾Gibbs函數(shù)（變）

1.標準摩爾生成Gibbs函數(shù)

在溫度TK下，由參考狀態(tài)的單質生成物質B（且vB=+l時）的標準摩爾Gibbs函數(shù)變，

稱為物質B的標準摩爾生成Gibbs函數(shù)。

Gibbs函數(shù)與化學平衡

總結

?本章節(jié)是歷年考試的重點，所以要拿出時間好好學習這一章，共九道例題，希望同學

們都能好好研究一下。

?課后習題做3,5,7,10,12,13,20,22,23

?第五章酸堿平衡

?5.1酸堿質子理論?基本概念十

?5.2水的解離平衡和pH

?5.3弱酸、弱堿的解離平衡

?一元弱酸、弱堿、多元弱酸的解離平衡★

?5.4緩沖溶液支

?5.5酸堿電子理論與配合物概述

?5.6配位反應與配位平衡★

知識點一

?酸，堿的基本概念

?兩性物質

?酸堿的區(qū)分及相對強弱

知識點二

?水的解離平衡

?溶液PH值計算公式

知識點三

?一元弱酸的解離平衡

?一元弱堿的解離平衡

?稀釋定律：在一定溫度下(Ka為定值)，某弱電解質的解離度隨著其溶液的稀釋而增

多元弱酸的解離平衡

-第一步:H2C03(aq)H20(l)H30(aq)HC03(aq)

2一第二步：HCO-(aq)H0(l)HO(aq)C03233(aq)

Ka2c(HO)c(CO)(HCO)4.710c(HCO)

32-3

23-

311

鹽溶液的酸堿平衡

1.強酸弱堿鹽(離子酸)

兩邊分別去負對數(shù)

2.弱酸強堿鹽(離子堿)

NaAc,NaCN……一元弱酸強堿鹽的水溶液成堿性，因為弱酸陰離子

在水中發(fā)生水解反應。如在NaAc水溶液中：

Ac(aq)1120(1)HAc(aq)OU(aq)

Kb(Ac)c(HAc)c(0H)

c(Ac)

KwKa(HAc)

?知識點四

?同離子效應：在弱電解質溶液中，加入與其含有相同離子的易溶強電解質而使弱電解

質的解離度降低的現(xiàn)象

?緩沖溶液：具有能保持本身pH值相對穩(wěn)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值的溶液)

緩沖作用原理

HA(aq)H20(l)H30(aq)A(aq)

較少量少量較大量

Ka(HA)c(HA)c(H30)c(A)

c(H30)的大小取決于c(HA)/c(A)的比值。

加入少量強堿：

Oil(aq)HA(aq)A(aq)H2O⑴因為c(I!A),c(A)較大，c(H3O)不因Oil

的

加入而有明顯變化。

溶液中較大量的HA與外加的少量的OH—生成A-和H2O,當達到

c(HA)-新平衡時,c(A)略有增加，c(HA)略有減少，變化不大，因此溶c(A)

液的c(H3O+)或pH值基本不變。

加入少量強酸：

緩沖溶液P1I值的計算

1.弱酸一弱酸鹽：

例HAc-NaAc,H2C03—NaHCO3

HA(aq)1120(1)1130(aq)A(aq)

Ka(HA)c(HA)c(H30){c(A)}

兩邊取負對數(shù)，則

2.弱堿一弱堿鹽

NI13?1120—NH4ClB(aq)1120(1)BII(aq)OU(aq)

{c(BH)}{c(OH)}Kb(B)

{c(B)}

結論

②緩沖溶液的緩沖能力是有限的；

③緩沖能力與緩沖溶液中各組分的濃度有關，c(HA),c(B)及c(A-)或c(BH+)較大時,

緩沖能力強。

c(HA)c(B)或接近1時，緩沖能力大c(A)c(BH)

?總結

?這一章也是非常重要的一章，尤其是弱酸弱堿的解離平衡，緩沖溶液的計算都是每年

?？嫉闹R點，也有一定的難度，大家要重視，學這一章關鍵是總結規(guī)律。

?看例題5-2,5-4,5-5,5-6,5-8,5-10

?課后習題做6,12,16,23,24

?第六章沉淀-溶解平衡

?6.1溶解度與溶度積

?6.2沉淀的生成與溶解

?溶度積規(guī)則★、同離子效應與鹽效應

?pH對溶解度的影響★、配合物的生成對溶解度的影響支

?6.3兩種沉淀之間的平衡★

?分步沉淀、沉淀的轉化

知識點一

?溶解度

?溶度積

?溶解度與溶度積的關系

?在有關溶度積的計算中，離子濃度必須是物質的量濃度，其單位為mol?L-1,而溶解

度的單位往往是g/100g水。因此，計算時有時要先將難溶電解質的溶解度S的單位換

算為mol2L-lo

例：25oC,AgCl的溶解度為1.92310-3g2L_b求同溫度下AgCl的溶度積。

知識點二溶度積規(guī)則

?.同離子效應

?在難溶電解質溶液中加入與其含有相同離子的易溶強電解質，而使難溶電解質的溶解

度降低的作用。

?鹽效應：

?在難溶電解質溶液中，加入易溶強電解質而使難溶電解質的溶解度增大的作用

1.難溶金屬氫氧化物

知識點三

分步沉淀的次序

沉淀類型不同，要通過計算確定。

②與被沉淀離子濃度有關

沉淀的轉化

7.1105

94.910

=1.43104

例題：在ILNa2c03溶液中使0.OlOmol的CaS04全部轉化為CaC03,求Na2CO3的最初濃

度為多少？

0.OlOmolL1

?總結

?沉淀-溶解平衡也是考試的重點之一，計算題出的概率很大，兩種沉淀之間的平衡是

重點。

?課木例題看6-1,6-2,6-3,6-4,6-5,6-6,6-7,6-8,6-10?課后習題做5,7,

10,12,14,16,18,21

?

?第七章氧化還原平衡電化學基礎

7.1氧化還原反應的基本概念

氧化還原反應方程式的配平★

7.2電化學電池

原電池的構造、原電池的電動勢的測定、原電池的最大功與Gibbs函數(shù)

7.3電極電勢

標準氫電極和甘汞電極、標準電極電勢★、Nernst方程★

7.4電極電勢的應用支

判斷氧化劑、還原劑的相對強弱、判斷氧化還原反應進行的方向、確定氧化還原反應進

行的限度、元素電勢圖...............

知識點…

?確定氧化值

-氧化還原反應方程式的配平?配平原則:

?①電荷守恒：氧化劑得電子數(shù)等于還原劑失電子數(shù)。?②質量守恒：反應前后各

元素原子總數(shù)相等。

知識點二電池反應和電極反應

?電池反應一般是一氧化還原反應

Zn+Cu2+(aq)-->Zn2+(aq)+Cu

分為兩個半反應：氧化半反應Zn-Zn2+(aq)+2e

還原半反應Cu2+(aq)+2e-Cu

?電池負極(一)輸出電子，即失電子的反應

(一)ZnfZn2+(aq)+2e

?電池正極(+)得到電子的反應

(+)Cu2+(aq)+2efCu

兩個電極反應相加就是電池反應

幾種不同電極的表示

氧化態(tài)還原態(tài)均為溶液：Fe3++e-=Fe2+

要加惰性電極,如Pt,C等：Pt|Fe2+,Fe3+

有氣體參與反應：2H++2e-=H2

也要加惰性電極：(Pt)H2|H+(c)

有沉淀參與反應：AgCl+e-=Ag+Cl—

Ag|AgCl,Cl—(c)

原電池的最大功與Gibbs函數(shù)

電功(J)=電量(CT電勢差(V)WmaxZFEMF

rGmWmax

電池反應：GZFE

rmMF

EMF—電動勢(V)

F—法拉第常數(shù)96485(C2mol-1)

Z—電池反應中轉移的電子的物質的量標準狀態(tài)：

知識點三

2.其它常用的參比電極

①甘汞電極：Hg2C12(s)+2e=2Hg(D+2C1-298K時:。Hg2c12/Hg=O.2801V

飽和(KC1溶液)甘汞電極：Hg2C12/Hg=0.2412V0.1MKC1：Hg2C12

/Hg=0.3337V

②氯化銀電極：AgCl(s)+e=Ag(s)+Cl—標準態(tài)時：cCl-=l.00AgCl/Ag=0.2223

V

3.電極電勢的測定

知識點四

電池電勢和電極電勢的應用

一、氧化還原能力的大小順序

氧化型+ne=還原型

。值越大，電對氧化型氧化能力越強；同理。值越小，電對還原能力越強。如：

0MnO4-/Mn2+=1.51VoFe3+/Fe2+=0.77V

oCu2+/Cu=0.34V0Sn4+/Sn2+=0.154V

0C12/C1-=1.36V0I2/I-=0.54V0Zn2+/Zn=-O.762

氧化能力:Mn04->C12>Fe3+>I2>Cu2+>Sn4+>Zn2+還原能力：Mn2+<Cl-<Fe2+

<I-<Cu<Sn2+<Zn

二、氧化還原反應方向判斷

反應方向性：ArG<0的方向自發(fā)

較強氧化劑+較強還原劑f較弱還原劑+較氧弱化劑（氧化劑）>（還原劑）

此時，E=正極一負極>0,

這樣△rG=-nFE<0

如：Mn04-+Cl--Mn2++C12標態(tài)時自發(fā)嗎？：oMn04-/Mn2+=l.51>0C12/C1-

=1.36反應可自發(fā)

三確定氧化還原反應進行的限度

四元素電勢圖

1.判斷歧化反應能否發(fā)生

2.計算電對的電極電勢

總結

第七章與前兩章一樣，都是比較重要的章節(jié)，涉及到的計算題重點很多，幾乎每一小節(jié)

都是考試的重點，五六七這三章要結合起來看，結合考的幾率很大。

課本例題看7-2,7-3,7-4,7-5,7-6,7-7,7-9,7-11,7-12,7-13,7-14

課后習題做4,5,6,11,13,14,16,19,20,21,23

*

?第八章原子結構

8.1氫原子結構

氫原子光譜和Bohr理論、電子的波粒二象性、量子數(shù)★

氫原子的基態(tài)和激發(fā)態(tài)

8.2多電子原子結構

多電子原子軌道能級★、核外電子排布★

8.3元素周期律

原子的電子層結構和元素周期系、元素性質的周期性★.............

知識點?

?氫原子光譜

?Bohr理論及三點假設

?電子的波粒二象性

四個量子數(shù)①主量子數(shù)n

n=l,2,3,...

②角量子數(shù)

1=0,1,2,....n-1

③磁量子數(shù)m

m=+l,...,1

④自旋量子數(shù)ms

llms,ms22

主量子數(shù)n：

與電子能量有關，對于氫原子，電子能量唯一決定于n；

2.1791018

EJ2n

不同的n值，對應于不同的電子層：

12345-

KLMN0-

角量子數(shù)1：

1的取值0,1,2,3……n-1

對應著s,p,d,f-...（亞層）1決定了W的角度函數(shù)的形狀。

磁量子數(shù)m：

m可取0,±1,±2……±1；

其值決定了W角度函數(shù)的空間取向

知識點二

核外電子排布核外電子分布三規(guī)則：

?最低能量原理

電子在核外排列應盡先分布在低能級軌道上，使整個原子系統(tǒng)能量最低。

,Pauli不相容原理

每個原子軌道中最多容納兩個自旋方式相反的電子。

,Hund規(guī)則

在n和1相同的軌道上分布的電子,揩盡可能分占m值不同的軌道，且自旋平行。

N：ls22s22p3

Z=26Fe：ls22s22p63s23p63d64s2

半滿全滿規(guī)則：

當軌道處于全滿、半滿時，原子較穩(wěn)定。

Z24Cr：Is22s22p63s23p63d54sl

Ar3d54sl

Z29Cu：ls22s22p63s23p63dl04sl

Ar3dl04slAr稱為原子芯

知識點三

元素周期律：元素以及由它形成的單質和化合物的性質，隨著元素的原子序數(shù)（核電荷

數(shù)）的依次遞增，呈現(xiàn)周期性的變化

元素周期表（長表）

?周期號數(shù)等于電子層數(shù)。

?各周期元素的數(shù)目等于相應能級組中原子軌道所能容納的電子總數(shù)。

?主族元素的族號數(shù)等于原子最外層電子數(shù)

?元素的分區(qū)和族

1)S區(qū)：，最后的電子填在ns上，包括IAIIA,屬于活潑金屬，為堿金屬和堿土金

屬；

2)p區(qū):，最后的電子填在np上，包括IHA-VHA以及0族元素，為非金屬和少數(shù)金

屬；

3)d區(qū)：，最后的電子填在(n-l)d上，包括HIB-VIIB以及VIH族元素，為過渡金屬;

4)ds區(qū)：，(n-l)d全充滿，最后的電子填在ns上，包括IB-HB,過渡金屬(d和ds

區(qū)金屬合起來，為過渡金屬)；

5)f區(qū)：，包括錮系和婀系元素，稱為內過渡元素或內過渡系.量子數(shù)，電子層，電子

亞層之間的關系

每個電子層最多

容納的電子數(shù)28182n2主量子數(shù)n1234電子層KLMN角量子數(shù)10123

電子亞層spdf每個亞層中軌道數(shù)目1357每個亞層最多容納電子數(shù)261014

原子半徑(r)共價半徑

金屬半徑

vanderWaals半徑

主族元素：從左到右r減?。?/p>

上到下r增大。

過渡元素：從左到右r緩慢減小；

從上到下r略有增大。電離能

基態(tài)氣體原子失去電子成為帶一個正電荷的氣態(tài)正離子所需要的能

量稱為第一電離能，用I1表示。

E(g)E+(g)+e-I1

由+1價氣態(tài)正離子失去電子成為帶+2價氣態(tài)正離子所需要的能量稱

為第二電離能，用I2表示

E+(g)E2+(g)+e-I2

例如：

Li(g)eLi2(g)127298.IkJmol1

Li2(g)eLi3(g)1311815kJmol1

同一周期：主族元素從IA到鹵素，Z*增大，r減小，I增大。其中IA的II最小，

稀有氣體的II最大；長周期中部(過渡元素)，電子依次加到次外層，Z*增加不多，r

減小緩慢，I略有增加N、P、As、Sb,Be、Mg電離能較大——半滿，全滿。

同一主族：從上到下，最外層電子數(shù)相同；Z*增加不多，r增大為主要因素，核對外層

電子引力依次減弱，電子易失去，I依次變小。電子親和能元素的氣態(tài)原子在基態(tài)時獲

得一.個電子成為一價氣態(tài)負離子所放出的能量稱為電子親和能。當負一價離子再獲得電子

時要克服負電荷之

間的排斥力，因此要吸收能量。

例如

0(g)+e-0-(g)Al=-140.0kJ.mo1-1

0-(g)+e-02-(g)A2=844.2kJ.mol-1

電子親和能的大小變化的周期性規(guī)律如下圖：

同一周期：從左到右，Z*增大，r減小，最外層電子數(shù)依次增多，趨向于結合電子形

成8電子結構，A的負值增大。鹵素的A呈現(xiàn)最大負值，HA為正值，稀有氣體的A為

最大正值。

同一主族：從上到下，規(guī)律不很明顯，大部分的A負值變小。特例：A(N)為正值，是

P區(qū)元素中除稀有氣體外唯一的正值。A的最大負值不出現(xiàn)在F原子而是C1原子。

電負性

原子在分子中吸引電子的能力稱為元素的電負性，用表示。電負性的標度有多種，常

見的有Mulliken標度(

標度(M),Pauling)。p)和AlIred-Rochow標度(AR

電負性標度不同，數(shù)據(jù)不同，但在周期系中變化規(guī)律是一致的。電負性可以綜合衡量各

種元素的金屬性和非金屬性。同一周期從左到右電負性依次增大；同一主族從上到下電負

性依次變小，F(xiàn)元素為

3.98,非金屬性最強。

?總結

?這一章內容比較繁瑣，要理解，選擇，填空出的比較多，記憶的東西比較多

?課后習題做5,10,11,12,14,15,16,19

?第九章分子結構

?9.1價鍵理論

?共價鍵的本質與特點、共價鍵的鍵型、雜化軌道理論★?9.2價層電子對互斥理論★

?9.3分子軌道理論★

?9.4鍵參數(shù)

知識點一

共價鍵的鍵型

1.。鍵：

原子軌道沿核間聯(lián)線方向進行同號重疊（頭碰頭）。

2.Jt鍵：

兩原子軌道垂直核間聯(lián)線并相互平行進行同號重疊（肩并肩）o雜化軌道

基本要點：

?成鍵時能級相近的價電子軌道混合雜

化，形成新的價電子軌道——雜化軌道。

?雜化前后軌道數(shù)目不變。

-雜化后軌道伸展方向，形狀發(fā)生改變。

1.sp3雜化

CH4的空間構型

為正四面體

2.sp2雜化

4.不等性sp3雜化

NH3

HNH107o18'小結：雜化軌道的類型與分子的空間構型

知識點二

價層電子對互斥理論

基本要點

?分子或離子的空間構型與中心原子的價層電子對數(shù)目有關。價層電子對=。鍵電子對

+孤對電子對

(VP)(oBP)(LP)

價層電子對盡可能遠離，以使斥力最小。

LP-LP>LP-BP>BP-BP

推斷分子或離子的空間構型的具體步驟：

確定中心原子的價層電子對數(shù)，

以AXm為例(A一中心原子,X一配位原子)：

VP=1/2[A的價電子數(shù)+X提供的價電子數(shù)土離子電荷數(shù)()]原則：

①A的價電子數(shù)=主族序數(shù)；

②配體X：H和鹵素每個原子各提供一個價電子，氧與硫不提供價電子；

③正離子應減去電荷數(shù),負離子應加上電荷數(shù)。

例：VP()=(6+43

0+2)=4

確定中心原子的孤對電子對數(shù)，推斷分子的空間構型。①LP=0：分子的空間構型=電子

對的空間構型例如

知識點三

分子軌道：是以多個原子核為中心構成的多中心軌道，分子知識點二Schrodinger方程

的解。可以采取原子軌道線性組合的方法求得分子軌道的波函數(shù)。

例如：A+B-AB甲ICaWaCbWb

甲Ca'WaCb'甲b式中：Wa,Wb一原子軌道

中一成鍵分子軌道；甲一反鍵分子軌道。

C,C'一系數(shù)，表示原子軌道對分子軌道的

貢獻程度。

1鍵級B.0（成鍵電子數(shù)反鍵電子數(shù)2

總結

?這章同第八章一樣也是選擇，填空考試的重點，重在理解，不要死記硬背。

?課后習題做2,3,5,6,8,14

第十章固體結構

10.1晶體結構和類型10.2金屬晶體10.3離子晶體

離子晶體結構、晶格能★、離子極化*10.4分子晶體

分子的偶極矩和極化率★、分子間的吸引作用★、氫鍵★知識點」

1.晶胞：晶體的最小重復單元，通過晶胞在空間平移無隙地堆砌而成晶體2.立方晶

系分為簡單立方、體心立方和面心立方三種型式晶體類型

知識點二

1.三種典型的離子晶體NaCl型

晶格：面心立方配位比：6:6晶胞中離子的個數(shù)

1Na：1214個4

CsCl型11C1：864個82

晶格簡單立方配位比：8:8晶胞中離子的個數(shù)1-C1：81個Cs：1個8

ZnS型(立方型)

晶格：面心立方配位比：4:4晶胞中離子的個數(shù)

Zn

2112-S：684個：4個

28

影響晶格能的因素

①離子的電荷(晶體類型相同時)Zt,Ut例：U(NaCl)<U(MgO)②離子的半徑(晶體

類型相同時)Rt,UI例：U(MgO)>U(CaO)③晶體的結構類型

④離子電子層結構類型1.離子的極化率(a)

一般規(guī)律

①離子半徑r：r愈大,a愈大。

如a：Li+<Na+<K+<Rb+<Cs+；F-<Cl-<Br-<I-

②負離子極化率大于正離子的極化率。

③離子電荷：正離子電荷少的極化率大。

如：a(Na+)>a(Mg2+)

④離子電荷：負離子電荷多的極化率大。

如：a(S2-)>a(C1-)

⑤離子的電子層構型：(18+2)e-,18e->9-17e->8e-

如：a(Cd2+)>a(Ca2+)；a(Cu+)>a(Na+)

r/pm97999695

2.離子極化力(f)

一般規(guī)律：

①離子半徑r：r小者，極化力大。

②離子電荷：電荷多者，極化力大。

③離子的外層電子構型：

f：（18+2）e-18e->9-17e->8e-

當正負離子混合在一起時，著重考慮正離子的極化力，負離子的極化率，但是18e構型

的正離子（Ag+,Cd2+等）也要考慮其變形性。

3.離子極化的結果

①鍵型過渡（離子鍵向共價鍵過渡）

如：AgFAgClAgBrAgl

②晶型改變

AgClAgBrAgl

r+/r-0.6950.630.58

理論上晶型NaClNaClNaCl

實際上晶型NaClNaClZnS

配位數(shù)664

③性質改變

例如；溶解度AgCl>AgBr>AgINaCI易溶于水，CuCl難溶于水

知識點三

分子的偶極矩和極化率-分子的偶極矩（口）：用于定量地表示極性分子的極性大小

式中q為極上所帶電量，1為偶極長度

極性分子非極性分子

M=0口N0

雙原子分子：異核：HX同核H2

多原子分子03（V字形）

分子的偶極矩與鍵矩的關系：

極性鍵構成的雙原子分子：

分子偶極矩=鍵矩

多原子分子的偶極矩=鍵矩的矢量和，

例如:u（SF6）=0,鍵矩互相抵消,

N（1120）^0,鍵矩未能抵消

2.分子的極化率：

用于定量地表示分子的變形性大小。分子的變形性大小指的是正電中心與負電中心發(fā)生

位移（由重合變不重合，由偶極長度小變偶極長度大）。影響分子變形性大小的因素

外因：外加電場愈強，分子變形愈厲害；內因：分子愈大，分子變形愈厲害。

3.分子間具有吸引作用的根本原因：任何分子都有正、負電中心；任何分子都有變形

的性能。

1.色散作用（色散力）

由于瞬時偶極而產(chǎn)生的分子間相互作用

色散力與分子極化率有關。a大,色散力大

2.誘導作用（誘導力）：

由于誘導偶極而產(chǎn)生的分子間相互作用

決定誘導作用強弱的因素：

極性分子的偶極矩：q1U愈大，誘導作用愈強。

非極性分子的極化率：

a愈大，誘導作用愈強

3.取向作用（趨向力）：

兩個固有偶極間存在的同極相斥、異極相吸的定向作用稱為取向作用。

兩個極性分子相互靠近時，由于同極相斥、異極相吸，分子發(fā)生轉動，并按異極相鄰狀

態(tài)取向，分子進一步相互靠近。

3.總結

4.本章節(jié)知識點相對較少，重點也不是很多，課件把重點都做的比較詳細，相對容易

一些

5.課后習題做8,9,10,11,13,15,16

*

*第十一章配合物結構

6.11.1配合物的空間構型和磁性

7.11.2配合物的化學鍵理論

8.價鍵理論★、晶體場理論★

配合物的空間構型

知識點一

配合物的空間構型

配合物分子或離子的空間構型與配位數(shù)的多少密切相關

知識點二

價鍵理論

1.價鍵理論的要點：

(1)形成體(M)：有空軌道

配位體(L)：有孤對電子

二者形成配位鍵ML

(2)形成體(中心離子)采用雜化軌道成鍵

(3)雜化方式與空間構型有關

2.配位數(shù)為2的配合物

[Ag(NH3)2]+的空間構型為直線形，ii=O

3.配位數(shù)為4的配合物

[BeX4]2-的空間構型為四面體

[Ni(CN)4]2-的空間構型為平面正方形，u=0

9.4.配位數(shù)為6的配合物

10.這類配合物絕大多數(shù)是八面體構型，形成體可能采取d2sp3或sp3d2雜化軌道成

鍵。

11.例如：[Fe(CN)6]3-,U=2.4B.M.

12.內軌配鍵，以內軌配鍵形成的配合物叫內軌型配合物

13.例如：[FeF6]3-,u=5.90B.M.

同一中心離子的內軌型配合物比外軌型配合物穩(wěn)定。

對價鍵理論的評價：

?很好地解釋了配合物的空間構型、磁性、穩(wěn)定性，直觀明了。

?無法解釋配合物的顏色(吸收光譜)。

?無法解釋配合物的穩(wěn)定性隨Mn+的d電子數(shù)目的多少而變化。

?Fe3+的外軌配合物動用了高能量的4d軌道似乎不大可能

O

晶體場理論

1.晶體場理論的基本要點

在配合物中，中心離子M處于帶電的配位體L形成的靜電場中，二者完全靠靜電作用結

合在一起；

晶體場對M的d電子產(chǎn)生排斥作用，使M的d軌道發(fā)生能級分裂；

分裂類型與化合物的空間構型有關；晶體場相同，L不同，分裂程度也不同

2.八面體場中中心離子d軌道的分裂

在八面體型的配合物中，6個配位體分別占據(jù)八面體的6個頂點，由此產(chǎn)生的靜電場叫

做八面體場。八面體場中d軌道與配體間的作用：

八面體場中d軌道能級分裂

八面體場

球形場

總結

14.這一章知識點不多，考的概率卻很大，所以不應該輕視，像配合物空間結構，化學

鍵理論，晶體場都是常考的知識點，認真準備。

15.課后習題做2,4,6,7,8,10,11

*第十二章s區(qū)元素

16.12.1s區(qū)元素概述

17.12.2s區(qū)元素的單質

18.12.3s區(qū)元素的化合物支

19.12.4鋰、被的特殊性、對角線規(guī)則

知識點一

s區(qū)元素概述

堿金屬(IA)：nsl

Li,Na,K,Rb,Cs,Fr

堿土金屬(HA)：ns2

Be,Mg,Ca,Sr,Ba,Ra

都是活潑金屬。

通性

易與H2直接化合成MH、MH2離子型化合物；

與02形成正常氧化物、過氧化物、超氧化物:

易與H20反應（除Be、Mg外），與非金屬作用形成相應的化合物

20.單質的物理性質

21.單質的化學性質

22.單質的焰色反應

知識點二

1氫化物

s區(qū)元素的單質（除Be、Mg外）均能與氫形成離子型氫化物

1.均為白色晶體，熱穩(wěn)定性差

LiHNaHKHRbHCsHNaCl

-90.4-57.3-57.7-54.3-49.3-441

2.還原性強

2.23V)(2/H

)

鈦的冶煉

2LillTiO2Ti2LiOH4NaHTiC14Ti4NaCl2112

劇烈水解

MHH20MOHH2(g)

CaH22H20Ca(0H)22H2(g)

3.形成配位氫化物

（無水）乙醛鋁氫化鋰4LillA1C13Li[AlH4]3LiCl

受潮時強烈水解

LiAlH44H20LiOHAl(OH)34H22氧化物

1.形成三類氧化物

正常氧化物(02-)過氧化物(022-)超氧化物(02-)

穩(wěn)定性：

2.制備

直接

2Na02Na202

K02K02

間接

Na2022Na2Na20

2KN0310K6K20N2

MC03MOC02(g)

3.化學性質

與H20的作用

IM2011202M0I102->02->022-

LiCs劇烈程度

IM2011202M0I1

Na2022H202NaOHH202

2K022H202K0HH20202

與C02的作用

Li20C02Li2C03

2Na2022C022Na2C0302(g)

4K022C022K2C03302(g)

3氫氧化物

堿金屬和堿土金屬的氫氧化物都是白色固體

易吸水而潮解

MOH易溶于水，放熱。堿土金屬溶解度(20C)

總結

23.從這一章開始，需要記憶的內容比較多，要找出規(guī)律性，要詳細地做好筆記，選

擇，簡答考的比較多

24.課后習題做3,4,9,12,13,15-第十三章p區(qū)元素(一)

13.1p區(qū)元素概述

13.2硼族元素

硼族元素概述、硼族元素的單質、硼的化合物★、鋁的化合物★13.3碳族元素

碳族元素概述、碳族元素的單質、碳的化合物★、硅的化合物★、錫、鉛的化合物★?

????

知識點一

硼族元素

?nsnp21BAlGaInT1

+3+3+3(+1)+1+3+1(+3)電負性2.041.611.811.781.622.04

(H2.18)

+3是特殊的價，一般是最穩(wěn)定的，但是，從元素電位圖上看出：T13+_1.25_Tl+_

0.336T1

I_1.36_T1C1_-O.557I

說明門3+有強的氧化性。因為有6S2因素

B與Si有點相似(斜對角規(guī)則)

B-BSi-Si沒有C—C鍵強，但B-0、Si-0鍵強度大，鍵能高

B在自然界的存在形式：Na2B407?101120、H3BO3.

BnHn+4、BnHn+6硼烷，早期高能燃料

B2H6+302-B203+3H20AH=-2166KJ?mol-l

(注：B2H6是氣體，有毒，有爆炸性，能燃燒)

C2H6+02-C02+1120AH=-1559KJ*mol-l

除硼以外，均為金屬

硼的化合物

25.硼烷的性質

1.硼的氫化物

硼烷分類：BnHn+4和BnHn+6

例：B2H6B4H10

乙硼烷丁硼烷有CH4,但無BH3

最簡單的硼烷：B2H6

硼烷的性質

①自燃

B2H6(g)302(g)B203(s)3H20(g)

高能燃料，劇毒

②水解

2H3B03(s)6H2(g)B2H6(g)3H20(l)

③加合反應

BllCO2[1I3BCO]26

[B1I2(NH3)2][BH4]B21I62NII3

2LiHBH262LiBH4

④被氯氯化

Bll(g)6C1(g)2BC13(1)6HC1262

2.硼的含氧化合物

①三氧化二硼B(yǎng)203

結構

原子晶體：熔點460C無定形體：軟化制備

4B(s)30(g)2B203(s)2

21IB0B2033112033

性質：

2B3Mg0B2033Mg

②硼酸H3B03性質：

一元弱酸(固體酸)

受熱易分解

-H2020HB02-HB203(玻璃態(tài))H3B03

③硼砂

水解呈堿性

[B405(0H)4]25H2041I3B0320H-

4H3B0320H-2H3B032B(0H)-

4

構成緩沖溶液pH=9.24(20℃)與酸反應制

H3B03NaB0HSO5H04H3B03Na2S04247242

脫水

878℃B2032NaB02101120Na2B407101120

硼砂珠實驗

Na2B407CoOCo(602)22NaB02(藍色)

NaBONiONi(BO2)22NaBO2(棕色)247

3.硼的鹵化物

BX3結構B：sp2雜化

33

水解

BX3110II3B033HX32(XCl,Br,I)

4BF3H20H3B033H[BF4]3

BF3HFHFBF3BFBC1BBr3BI3室溫下gg1s聚集態(tài)熔點/'C-127.1-

107-4649.9沸點/℃-100.412.791.3210

知識點二

鋁的化合物

氫氧化鋁：A1(OH)3

兩性:A1(OH)3+3H+A13++3H20

Al(OH)3+OH-[Al(OH)4]-

在堿性溶液中存在[Al(OH)4]-或[Al(OH)6]3-

鋁的鹵化物

A1F3A1C13AlBr3A113離子鍵共價鍵離子晶體分子晶體

分子晶體：熔點低，易揮發(fā)，易溶于有機溶劑，易形成雙聚物水解激烈

A1C133H20A1(OH)33HC1

鋁的含氧酸鹽

硫酸鋁A12(S04)3

鋁鉀磯(明磯)KA1(SO4)212H20

2A132S2-6H202Al(0H)3(s)3H2S(g)

32-2A13C033H202Al(0H)3(s)3C02(g)

A13+的鑒定：在氨堿性條件下，加入茜素

知識點三

碳的化合物

1.碳的氧化物-氧化碳(CO)

結構：

C0(6+8=14e-)與N2(237=14e-)

是等電子體，結構相似

性質：

①作配位體，形成談基配合物

Fe(CO)5,Ni(CO)4,Co2(CO)8

其中C是配位原子。

②還原劑

③劇毒

2.二氧化碳(C02)

固體二氧化碳干冰

經(jīng)典的分子結構：o=c=o

C=0雙鍵鍵長124pm(在CH3—C—CH3中)

C=0叁鍵鍵長113Pm

C02中，碳、氧之間鍵長116Pm

3.碳酸及其鹽

C02溶于水，大部分CO2?H2O,極小部分H2CO3

1IC0-4.410-7II2CO31

-KCO24.710T1HC032碳酸及其鹽的熱穩(wěn)定性：

①H2C03〈MHC03〈M2C03

II2C03H20CO2(g)I2M1ICO3MI

2C03H20C02IIMC03MHOC02(g)

②同一族金屬的碳酸鹽穩(wěn)定性從上到下增加

BeCO3MgC03CaCO3SrCO3BaCO3

分解T/℃10054090012901360

③過渡金屬碳酸鹽穩(wěn)定性差

CaC03PbC03ZnC03FeC03

分解T/℃900315350282

價電子構型8e_(18+2)e_18e_(9-17)e_

離子極化觀點：

r(M2+)愈小，M2+極化力愈大,MC03愈不穩(wěn)定；M2+為18e_,(18+2)e,(9-17)e

構