大学无机化学期末复习必考知识点归纳

期末复习2010.6.18.一、酸碱质子理论酸——溶液中凡能给出质子的物质碱——溶液中凡能接受质子的物质特点：具有共轭性、相对性、广泛性、没有盐的概念第六章酸碱反应的实质是两个共轭酸碱对之间的质子转移反应

NH3·H2O⇌NH4++OH-

αpHHClNH4ClNaClNaOHH2O变大变小变小变小变小变大变小变大变大变大

平衡浓度c(1-α)cαcα当<5%时Kaө=c2稀释定律6-4弱酸弱碱溶液pH值的计算

一元弱酸弱碱c/Kө≥500时HA:B:两性物质6-5

多元弱酸Ka1ө

＞＞Ka2ө

＞＞Ka3ө

，c(H+)主要决定于第一步电离，c(H+)计算同于一元弱酸:

多元弱酸（碱）c/Ka1ө≥500时

在二元弱酸中，Ka1ө＞＞Ka2ө

,忽略第二步电离，其酸根浓度近似等于Ka2

。6-5

缓冲溶液的pH值主要决定于酸（碱）的pKaө

（pKbө

），其次与c(酸)/c(碱)有关。对一确定缓冲体系，可通过在一定范围内改变c(酸)/c(碱)，调节缓冲溶液的pH值。缓冲溶液的缓冲原理、pH值6-8、9cHIn/cIn-≥10pH≤pKHIn-1呈酸色cHIn/cIn-≤0.1pH≥pKHIn+1呈碱色当cHIn=cIn-时，pH=pKHIn变色点

变色范围为pKHIn±1，2个pH单位酸碱指示剂的变色原理、变色点、变色范围酸碱滴定滴定曲线：溶液pH

随中和百分数（T%）变化的曲线。指示剂的选择原则：指示剂的变色范围应全部或部分落在滴定突跃的范围内。准确滴定的判据：CKa10-8

多元酸多元碱和混合酸碱的滴定，能分步滴定的条件：cAKA/cBKB

104

cAKA

10-8

6-11影响滴定突跃的因素，化学计量点pH值及突跃范围的计算，指示剂的选择影响滴定突跃的因素:溶液越浓，突越范围越大；Ka值越大，突跃范围越大。化学计量点pH值的计算突跃范围的计算：滴定终点±0.1%指示剂的选择：指示剂的变色范围应全部或部分落在滴定突跃的范围内

MO

3.1

~4.4；MR

4.4~6.2；PP

8.0~9.6；

百里酚酞:无色9.4-----10.0(浅蓝)------10.6蓝

6-12酸碱标准溶液的配制与标定基准物质:1.Na2CO32.Na2B4O710H2O

基准物质:H2C2O42H2O

KHC8H4O4酸(HCl)标准溶液的标定:碱(NaOH)的标定:6-14掌握混合碱的分析方法及铵盐中含氮量的测定方法蒸馏法(NH4)2SO4+NaOH==NH3+Na2SO4+H2ONH3+HCl==NH4ClHCl+NaOH==NaCl+H2O甲醛法6HCHO＋4NH4＋

==(CH2)6N４＋4H＋＋6H2O克氏(Kjeldahl)定氮法6-16第七章沉淀溶解平衡和沉淀分析法掌握溶度积Kspө与溶解度S的关系

n:m型：AnBm(s)nAm+(aq)+mBn-(aq)snsmsKsp=[nS]n[mS]m=nnmmSn+msKspө

相同点表示难溶电解质溶解能力的大小不同点浓度的一种形式平衡常数的一种形式单位g·L-1无7-2AnBm(s)nAm+(aq)+mBn-(aq)Q=[Am+]n[Bn-]m

即难溶电解质AnDm溶液中，离子积QB=c´n(Am+)·c´m(Dn

-)掌握难溶电解质的溶度积规则（1）QB<Kspө时，不饱和溶液，无沉淀生成；若体系中有沉淀存在，沉淀将会溶解，直至饱和（2）QB=Kspө

时，饱和溶液，处于沉淀溶解平衡状态（3）QB>Kspө

时，过饱和溶液，有沉淀 析出，直至饱和溶度积规则7-3、4掌握沉淀生成和溶解的方法,并作简单计算选择和使用沉淀剂时注意：适当过量的沉淀剂可使沉淀趋于完全(20-50%为宜)选择沉淀物溶解度最小的沉淀剂，使离子沉淀更完全注意沉淀剂的电离度定性沉淀完全c10-5mol.L-1,定量沉淀完全c10-6mol.L-1

分步沉淀：生成沉淀所需沉淀剂浓度越小的越先沉淀沉淀的溶解

加入某种试剂，与溶液中某离子结合生成弱电解质，从而降低该离子浓度，使沉淀溶解。加入氧化剂或还原剂，通过氧化还原反应而降低某离子的浓度，导致沉淀溶解。加入配合剂，生成配合物使离子浓度降低，沉淀溶解。7-5、6第八章：配位平衡与配位滴定法掌握配位化合物的组成及命名原则是先阴离子后阳离子，先简单后复杂[Cu(NH3)4]SO4K4[Fe(CN)6]

┌──┴──┐┌──┴──┐

内层外层外层内层

[Cu(NH3)4]2+

SO42-

(K+)4

[Fe(CN)6]4-

┌──┴──┐┌──┴──┐

中心离子配体中心离子配体

Cu2+

(NH3)4

Fe3+

(CN-)6

↑↑↑↑

配位原子┘└配位数配位原子┘└配位数掌握配位化合物键价理论要点中心离子与配位体之间的化学键是配位键中心离子提供空轨道，配体提供孤对电子。中心离子的空轨道在成键过程中进行了杂化，杂化轨道的类型决定配合物的空间构型。掌握配位平衡及有关计算稳定常数不稳定常数逐级稳定常数累积稳定常数Cu2++4NH3

⇌[Cu(NH3)4]2+8-4掌握沉淀反应对配位平衡的影响并作有关计算，掌握酸碱反应对配位平衡的影响1)配位平衡和酸碱平衡①配体酸效应→加酸降低配体稳定性②配体碱效应→加碱降低配体稳定性2)配位平衡与沉淀平衡①沉淀转化为配离子②配离子转化为沉淀3)配位平衡与氧化还原平衡4)配位平衡之间的移动8-5、9、11掌握螯合物的结构特点及稳定性含有多齿配体的配位剂①含有两个或两个以上配位原子且同时与一个中心离子配位成键。②每两个配位原子之间应相隔2~3个其它原子。③五员环、六员环较稳定。

小五大六不稳、数目越多越稳

M+YMY主反应NNYH+MHYOH-M(OH)YOH-M(OH)

M(OH)n•••LML

MLn•••H+HY

H6Y•••与CH+，COH-有关，有利于主反应不利于主反应掌握影响EDTA配合物稳定性的外部因素，重点掌握酸效应和酸效应系数

1.EDTA的酸效应：由于H+与EDTA之间的副反应使EDTA参加主反应的能力降低的现象。EDTA的酸效应与酸效应系数酸效应系数与分布系数为倒数关系。αY(H)=1/δ2.酸效应系数Y（H）

酸效应曲线以配位滴定过程中加入的EDTA的百分数作横坐标，以pM为纵坐标作图所得的曲线。影响配位滴定突跃大小的因素

CM；K‘MY

(1)KMY

(2)aY(H)----pH(3)aM(L)----c(L)单一金属离子准确滴定的条件掌握EDTA滴定法的基本原理，重点掌握单一金属离子准确滴定的界限及配位滴定中酸度的控制

cK'MY≥106

或

lgcK'MY≥6

配位滴定中的酸度控制最高酸度（最低PH值）

lgY（H）lgKMY–8查表得pH值

lgY（H）对应的pH最低酸度（最高pH值）没有辅助配位剂存在时,一定浓度的金属离子形成沉淀时的pH值,可粗略地认为是配位滴定允许的最高pH值（最低酸度）缓冲溶液与酸度的控制8-17提高配位滴定的选择性

c(M)K'MY/c(N)K'NY≥105lgcK'MY≥6在N存在下准确滴定M的条件：8-198-21、23第9章氧化还原反应与氧化还原滴定掌握氧化数的概念及氧化数规则该离子的氧化数是假设在形成化学键时成键电子转移给电负性大的原子时所求得的原子所带的电荷数。元素原子表观电荷数掌握原电池的组成，电极反应，电池符号；原电池由两个半电池组成电极反应：负极：Zn-2e=Zn2+

正极:Cu2++2e=Cu原电池总反应（电池反应）：

Zn+Cu2+==Zn2++Cu电池符号

(-)Zn|ZnSO4(c1)||CuSO4(c2)|Cu(+)9-4、6掌握电极电势的概念及影响因素，掌握标准电极电势的概念产生在金属和盐溶液之间的电势叫金属的电极电势组成原电池两个电极的平衡电极电势差称原电池电动势用符号E表示：标准电极电势当电池中所有物质都处于标准态时，电池的电动势就是标准电动势Eq，即ΔGθ＝－nEθF

影响电极电势的因素内因电极的热力学过程外因1)浓度对电极电势的影响

2)pH对电极电势的影响

3)生成沉淀对电极电势的影响

4)生成配合物对电极电势的影响熟练掌握Nernst方程，掌握浓度、压力、酸度、沉淀反应、配位反应对电极电势的影响，并能熟练的运用Nernst方程式进行计算

Nernst公式(

~c,

~p,

~pH的关系)aOx+ne=bRed298K时MnO4

+8H++5e=Mn2++4H2O有H+,OH–参与时，当H+,OH–

出现在氧化型时，H+,OH–

写在方程分子项中，

H+,OH–

出现在还原方时，H+,OH–写在方程中分母项中。

利用Nernst方程求非标准状况下的电极电位

利用Nernst方程求非标准状况下的原电池的电动势电极电势的影响因素浓度对电极电势的影响溶液酸度对电极电势的影响9-7生成沉淀对电极电势的影响9-3生成配合物对电极电势的影响9-9电极电势的应用①表示物质氧化还原能力的相对强弱②计算原电池的电动势③判断氧化还原反应的方向④判断氧化还原反应的程度⑤测定溶度积常数⑥测定稳定常数9-14元素电势图及其应用9-16判断歧化反应能否自发进行B将自发发生歧化反应，生成A和C。

B→A+C若

在元素电势图中,ABCjq右jq左一般可根据Djq’

是否大于0.4V判断氧化还原滴定能否进行.条件电位:在一定条件下，当氧化态和还原态的浓度均为1mol·L-1时，校正了离子强度及副反应的影响后实际电极电位。掌握氧化还原滴定对条件电极电势差值的要求棕色瓶暗处保存用前标定基准物:Na2C2O4,H2C2O4·2H2O,(NH4)2FeSO4·6H2O,纯Fe丝等微沸约1h充分氧化还原物质粗称KMnO4溶于水滤去MnO2(玻璃砂漏斗)掌握高锰酸钾溶液的配制与标定

参比电极：一定条件下电势恒定不变的

指示电极：电势能够随溶液中待测离子活度变化而变化的电极

(−)参比电极||Mn+|M(+)电势分析法电势分析法指示电极金属-金属离子电极金属-金属难溶盐电极惰性金属电极离子选择性电极参比电极甘汞电极银-氯化银电极吸光光度法11-4、11-5、11-6掌握Lambert—Beer定律的原理和应用,掌握吸光系数a和摩尔吸光系数ε一束平行单色光通过有色溶液时，溶液的吸光度A与液层厚度b和溶液浓度c的乘积成正比。

A=Kbcc:mol/Lc:g/LA=e

bce:摩尔吸光系数A=abca:吸光系数e表示物质的浓度为1mol/L,液层厚度为1cm时溶液的吸光度。单位：

(L•mol-1•cm-1)掌握吸收曲线的特点物质的吸收曲线是一种特征曲线。不同浓度溶液的吸收曲线形状相似，最大吸收波长不变。在最大吸收波长附近，吸光度测量的灵敏度最高。这一特征可作为定量分析选择入射光

波长的依据。要求：a.灵敏度高.

Cu~NH3

e620=1.2×102

Cu~双硫腙

e533=5.0×104b.选择性好c.显色产物组成恒定,性质稳定.d.显色产物与显色剂色差大,显色时颜色变化明显.试剂空白值小.没有颜色的化合物，需要通过适当的反应定量生成有色化合物再测定显色反应掌握显色反应的特点,掌握显色条件和测量条件的选择

吸光度测量条件的选择1.入射光波长1)通常选择lmax2)lmax处有干扰时,选择干扰最小,吸光度尽可能大的波长进行测量.2.参比溶液(空白溶液)1)溶剂空白;2)试剂空白;3)试液空白3.吸光度读数范围T=36.8%时,A=0.434,Dc/c有极小值;A=0.2~0.74.控制吸光度范围的方法改变比色皿的厚度;改变试液的浓度(称样量、稀释倍数等);示差法祝大家考试顺利！第一章掌握溶液浓度的定义及其相互换算

1)物质的量浓度c(B)①定义:一升溶液中所含溶质B的物质的量②公式:c(B)=n(B)/V=m(B)/[M(B)·V]③

单位:mol·dm-3(mol·L-1)

一千克溶剂中所含溶质B的物质的量2)

质量摩尔浓度b(B)①定义:②公式:

b(B)=n(B)/m(A)=m(B)/[M(B)·m(A)]

③单位:mol·kg-1

与温度无关。在极稀的水溶液中④优点:c(B)≈b(B)

某组分的物质的量与全部溶液的物质的量之比。

3)

摩尔分数xi

①定义:②公式:③量纲：

14)

质量分数ω

用溶质的质量除以溶液的质量表示浓度称为质量分数，用ω表示。①定义:②公式:

掌握稀溶液的依数性及其计算；稀溶液的依数性：拉乌尔定律只与溶质所含粒子的数目有关，而与溶质的本性无关。（稀溶液的通性）蒸气压下降；沸点升高；凝固点下降；渗透压Tf=Tf*-Tf=Kf·b(B)沸点升高的应用：计算溶液的沸点测定难挥发非电解质的摩尔质量凝固点下降的应用：解释植物的抗旱性与耐寒性等现象；计算溶液的凝固点；测定难挥发非电解质的摩尔质量渗透压的应用解释动植物的生命现象计算高分子化合物的摩尔质量掌握胶体的特性及胶团结构式的书写光学性质——Tyndall现象动力学性质—Brown运动电学性质

①电泳

—外电场下，分散质在分散剂中定向移动。

②电渗—外电场下，固相不动，分散剂定向移动。[Fe(OH)3]mFeO+FeO+FeO+FeO+FeO+FeO+FeO+FeO+FeO+FeO+Cl-Cl-Cl-Cl-Cl-Cl-Cl-Cl-Cl-Cl-Cl-Cl-胶核胶团吸附层扩散层胶粒胶团结构第二章掌握热力学第一定律，第二定律的基本内容能量守衡定律应用于热力学就是热力学第一定律,它有多种表述:一切物体都具有能量，能量有各种不同的形式，它能从一种形式转化为另一种形式，在转化中能量的总和保持不变。隔离体系中能的形式可以相互转化，但不会凭空产生，也不会自行消灭。隔离体系无论经历何种变化，其能量守恒。4.“第一类永动机是不可能制成的”“体系和环境的总能量不变”说明:第一定律数学表达式的适用条件：封闭体系，并且不考虑物系整体运动和整体位能。

B.Q是热的总和，功是各种功的总和。

C.对微小过程有dU=δQ+δW

或dU=đQ+đW热力学第一定律的数学表达式U=Q+W“不可能把热从低温物体传到高温物体，而不引起其它变化。”“不可能从单一热源取出热使之完全变为功，而不发生其它的变化。”“孤立体系的熵永不减少”热力学第二定律掌握化学反应热效应的各种计算方法1.反应进度(ξ)

advancementofreaction

化学反应：

即（nA=-a,nD=-d,nG=g,nH=h）n化学计量数stoichiometriccoefficient定义:反应进度即

化学反应：反应进度ξ=1mol的物理意义是amol的A与bmol的B完全反应,全部转化为gmol的G和hmol的H

ξ与反应是否完全无关,不考虑化学平衡

引入反应进度的优点是，用任一种反应物或产物表示反应进行的程度，所得值都是相同的。应用反应进度，必须与化学反应计量方程相对应。

2.化学反应热反应热指反应进度ξ=1mol时的热.

定容热QV(反应在密封的容器中进行)

在定容条件下不做其它功时，定容热等于体系热力学能的变化值。

ΔU=QV

在定容过程中，体系吸收的热量QV全部用来增加体系的热力学能。

定容热可在弹式量热计中测量

定容热QV(反应在密封的容器中进行)

在定容条件下不做其它功时，定容热等于体系热力学能的变化值。

ΔU=Q+W=QV+Wv=QV-pΔV(ΔV=0)=QV

在定容过程中，体系吸收的热量QV全部用来增加体系的热力学能。

定容热可在弹式量热计中测量

定压热Qp(反应在敞口容器内进行)

ΔH=Qp

在不做其它功时，体系焓的变化值等于定压热。ΔH的物理意义：在封闭体系中，在等压及不做其它功的条件下，过程吸收或放出的热全部用来增加或减少体系的焓用ΔH表示

定压热和定容热的关系

定压时：ΔH=ΔU+pΔV

Qp

=QV

+pΔV

a.

反应物和产物均为固体或液体， ΔV

0，ΔHΔU，Qp

QV

b.

反应有气体参与时，只考虑气相体积的变化，则

Qp,m:反应进度ξ=1mol

时的定压反应热QV,m:反应进度ξ=1mol

时的定容反应热

Γecc定律

一个反应在定容或定压条件下，不论是一步完成还是分几步完成，其热效应是相同的。

Γecc定律适用于任何状态函数若一个反应是几个分步反应的代数和，则总反应的热效应等于各分步反应热效应的代数和。

标准摩尔生成焓

热力学规定:在指定温度标准压力下,稳定单质的标准摩尔生成焓为零。在指定温度标准压力下，由稳定单质生成1mol化合物时的焓变称为该化合物的标准摩尔生成焓。根据标准摩尔生成焓求化学反应的焓变：反应的焓变等于各组分的标准摩尔生成焓与化学计量数乘积的加和

反应热ΔrHm的计算

(1)ΔH=ΔU+pΔV

气体反应(2)

Γecc定律

(3)(4)掌握化学反应DrSmq、DrGmq的计算和过程自发性的判断方法

熵(entropy)符号：S

单位：J.K-1

孤立体系总是自发地向着熵增的方向变化，达到平衡时，熵具有最大值。

------熵增加原理与U、H不同，体系S

的绝对值可知.1)同一物质：

2)同类物质，MB越大，

Smθ值越大3)多原子分子气态的Smθ值比单原子气态大的Smθ；分子结构越复杂，物质的Smθ越大

。4)温度升高，Smθ值增大

5)固态、液态物质的Smθ值随压力变化较小，（可认为不变）；气态物质的Smθ值随压力增大而减小。

化学反应的熵变

化学反应熵变等于各组分的标准熵与化学计量数乘积的加和1.自由能

定义G=H–TS

（状态函数，具广度性质）

G=-W'max

（定温、定压、可逆）定温、定压、可逆过程中，体系对外所作的最大有用功等于体系自由能的减少值。

体系的自由能是体系在定温、定压下对外做有用功的能力。

体系在定温、定压、且不作有用功的条件下，可用G判断过程的自发性---自由能降低原理

G<0

过程自发

G=0

平衡状态

G>0

过程不自发

(逆向自发)反应的自由能改变等于各组分的标准摩尔生成自由能与化学计量数乘积的加和化学反应的掌握化学反应DrGmq与温度的关系式Gibbs-Helmholtz方程,及温度对反应自发性的影响

Gibbs-Helmholtz方程G=H-TS

假设化学反应的焓变和熵变均不随温度改变,利用Gibbs-Helmholtz

方程,根据一个温度下的

求另一温度下的,或求反应可以自发进行的温度.

1）H<0,S>0,G<0

任何温度下反应正向自发

2）H>0,S<0,G>0

任何温度下反应逆向自发

3）H<0,S<0，低温时G<0,反应正向自发

4）H>0,S>0，高温时G<0,反应正向自发

温度对反应自发性的影响第三章(1)、平均速率：（定容条件下）

v=ci/t单位：mol·L-1·

s-1

因规定反应速率是正值，所以反应物ci为负、产物ci为正。1、反应速率的表示方法：化学反应速率:一定条件下单位时间内某化学反应的反应物转变为生成物的速率反应aA+dD==gG+hH反应速率表示为体积不变的反应体系掌握化学反应速率和化学反应速率方程式，掌握质量作用定律

速率方程和速率常数质量作用定律一定温度时，基元反应的反应速率与各反应物浓度系数次方的乘积成正比.即基元反应

aA+dD==gG+hH的速率方程为:

对于复杂反应：

①若已知反应机理，可根据定速步骤书写速率方程式.

如2NO(g)+Br2(g)==2NOBr(g)的反应机理为：

(1)NO+Br2==NOBr2(慢)(2)NOBr2

+NO==2NOBr(快)

则速率反程为u

=kc(NO)c(Br2)

②

根据实验数据来设定并求解速率方程速率方程通式:

对于反应aA+bB=dD+eEv=k·CAm·CBn对于基元反应:v=k·CAa·CBb对于非基元反应:v=k·CAm·CBnm.n可能与a.b相同,也可能不同.m=a,n=b不代表此反应一定是基元反应应用反应速率方程时应注意的问题速率常数k的大小与反应物浓度无关只与反应的本性和温度、催化剂有关

掌握反应速率常数、反应级数反应级数

化学反应的反应速率与各反应物浓度某次方的乘积成正比.

u

=kc

a

(A)c

b(B)

速率方程式中，某反应物浓度的方次(a或b)称为该反应物的级数，各反应物浓度方次之和(a+b+

)称为该反应的级数

反应级数是由实验测定的。反应级数可以是正数、负数、整数、分数或零.

有的反应无法用简单的数字来表示级数。

u=k

零级反应

u=kc(A)

一级反应u=kc(A)c(D)二级反应,对A和D各为一级

u=kc2(A)c(D)

三级反应，对A为二级，对D为一级

u=kc-2(A)c(D)

负一级反应

u=kc1/2(A)c(D)1.5级反应u=kc(A)c(D)/[1-c1/2(D)]

无简单级数

级数k

的量纲

零级浓度.时间-1

一级时间-1

二级浓度-1.时间-1

三级浓度-2.时间-1速率常数k

的量纲与反应的级数有关1.van,tHoff规则

温度每升高10ºC,反应速率加快2~4倍

kt+10/kt=2~4=

g

kt+n·10/kt=gn掌握温度与反应速率常数的关系，

了解活化能2.Arrhenius

公式反应速率k的对数与温度T的倒数有线性关系或Ea:活化能掌握标准平衡常数（Kθ）的意义及有关化学平衡的计算

掌握ΔrGmθ与Kθ的关系式

掌握浓度、压力、温度对化学平

衡移动的影响

标准平衡常数

气相可逆反应：aA(g)+dD(g)==gG(g)+hH(g)p(B):组分B的分压pq:标准压力

水溶液中可逆反应c(B):组分B的浓度cq:标准浓度,1molL-11)标准平衡常数表达式中各物质的浓度或分压均为平衡状态时值2)标准平衡常数是量纲为1的数.其值与浓度,压力无关.改变温度,标准平衡常数值改变.

书写平衡常数表示式的注意事项3)参加反应的固体或纯液体不写入平衡常数表示式.稀溶液中反应有水参加,水的浓度不写入平衡常数表示式中.4)平衡常数表示式及其数值与反应式写法有关标准平衡常数与ΔrGmθ的关系aA(g)+dD(g)==gG(g)+hH(g)

van’tHoff等温式Q:

活度商标准平衡常数的应用1判断反应的程度2预测反应的方向3计算平衡的组成

Kθ

与Q

的关系Q<Kθ

ΔrGm<0反应正向自发进行Q>Kθ

ΔrGm>0反应逆向自发进行Q=Kθ

ΔrGm=0反应达平衡rGm

＝νBfGm

标准态，298KrGm

＝rHm-TrSm，标准态,TK

rGm

＝-RTlnK

，T温度下的平衡常数

rGm,T

＝rHm

-TrSm

，任何状态可用于计算rGm的公式有：假如改变平衡体系的条件（浓度、压力、温度），平衡就向减弱这个改变应影响的方向移动温度对化学平衡的影响van’tHoff方程

升高温度，平衡向吸热反应方向移动降低温度，平衡向放热反应方向移动催化剂对化学平衡的影响

催化剂不能改变反应的ΔrGm

，因而对平衡没有影响。对任一反应，催化剂同等程度地加快正、逆反应的速率，促使可逆反应加快达到平衡，并不使平衡移动。多重平衡体系中有二个或二个以上平衡同时存在，称为多重平衡体系若一个反应是另几个反应之和,则该反应的标准平衡常数等于这几个分步反应标准平衡常数之积.有关物质的浓度或分压须同时满足几个反应平衡的要求．第四章掌握四个量子数的物理意义、相互关系及合理组合

n

1

2

3

l

0

0

10

1

2

m

0

0

0±10

0±1

0

±1±2轨道1s2s2pz2px2py3s3pz3px3py3dz23dyz3dzx3dxy3dx2-y2电子数

2

2+6=8

2+6+10=18

n>l掌握单电子原子、多电子原子的轨道能级和核外电子排布规律，熟练写出第四周期以内元素原子的核外电子排布式能级交错ns<(n-2)f<(n-1)d<npEns<Enp<End<EnfEK<EL<EM<EN多电子原子轨道近似能级图核外电子的排布规律

⑴

Pauli不相容原理⑵最低能量原理⑶Hund

规则基态阳离子的电子排布原子失电子变成简单阳离子时总是先失去最外层电子一般，在原子的最高能级组中同时有ns,np,(n-1)d和(n-2)f，按规则，失电子的先后次序是：np>ns>(n-1)d>(n-2)f元素原子的电子层结构呈周期性变化，导致元素性质周期性变化,这就是元素周期律。

元素周期系周期的划分与能级组的划分完全一致，每个能级组都独自对应一个周期。共有七个能级组，所以共有七个周期。1)元素周期律2)元素的周期掌握原子结构与周期系的关系周期的划分和轨道能级组的关系周期数原子

序数元素数目最高能级组最大电子容量11~221s第一能级组223~1082s,2p第二能级组8311~1883s,3p第三能级组8419~36184s,3d,4p第四能级组18537~54185s,4d,5p第五能级组18655~86326s,4f,4d,6p第六能级组32787~109(未完)237s,5f,5d,7p第七能级组32周期数＝元素电子层数＝能级组中最高主量子数周期短周期（一，二，三）长周期（四，五，六，七）族主族(IA------VIIA,0)原子最后一个电子填外层ns、np轨道副族(IIIB------IIB,IB)最后一个电子填在(n-1)d或(n-2)f轨道上3)元素的族离子键的特征作用力的实质是静电引力离子键没有方向性离子键没有饱和性影响离子键强度的因素有：离子的电荷q

、离子的电子层构型和离子半径r

（即离子的三个重要特征）离子的电荷越高，离子键越强2.离子的电子层构型8电子层构型的离子<8—17电子层构型的离子<18或18+2电子层构型的离子3.离子的半径越小，离子键越强掌握离子键的特点、强度等掌握价键理论的要点、共价键的特点及σ键和π键的形成、特点价键理论的基本要点原子相互接近时，由于原子轨道的重叠，两个自旋相反的成单电子相互接近时可配对形成稳定共价键已键合的电子不能再形成新的化学键成键电子的