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无机化学部分第一章物质存在的状态一、气体1、气体分子运动论的基本理论①气体由分子组成，分子之间的距离>>分子直径；②气体分子处于永恒无规则运动状态；③气体分子之间相互作用可忽略，除相互碰撞时；④气体分子相互碰撞或对器壁的碰撞都是弹性碰撞。碰撞时总动能保持不变，没有能量损失。⑤分子的平均动能与热力学温度成正比。2、理想气体状态方程①假定前提：a、分子不占体积；b、分子间作用力忽略②表达式：pV=nRT；R心8.314kPa•L•mol-1•K-1③适用条件：温度较高、压力较低使得稀薄气体④具体应用：a、已知三个量，可求第四个；b、测量气体的分子量：pV=—RT〔n二—〕MMc、已知气体的状态求其密度P：pV=—RTfp二—RTfpRT-=pMMVMV3、混合气体的分压定律①混合气体的四个概念a、分压：相同温度下，某组分气体与混合气体具有相同体积时的压力；b、分体积：相同温度下，某组分气体与混合气体具有相同压力时的体积c、体积分数：小匕2d、摩尔分数：xi=-i-n总②混合气体的分压定律a、定律：混合气体总压力等于组分气体压力之和；某组分气体压力的大小和它在混合气体中体积分数或摩尔数成正比b、适用X围：理想气体与可以看作理想气体的实际气体c、应用：已知分压求总压或由总压和体积分数或摩尔分数求分压、4、气体扩散定律①定律：T、p相同时，各种不同气体的扩散速率与气体密度的平方根成反比:u=：2二:M（p表示密度）tu2\P2 \M2②用途：a、测定气体的相对分子质量；b、同位素分离二、液体1、液体①蒸发气体与蒸发气压A、饱和蒸汽压：与液相处于动态平衡的气体叫饱和气，其气压叫做饱和蒸汽压简称饱和气；B、特点：@、温度恒定时为定值；b、气液共存时不受量的变化而变化；c、物质不同，数值不同②沸腾与沸点A、沸腾：当温度升高到蒸汽压与外界压力相等时，液体就沸腾，液体沸腾时的温度叫做沸点；B、特点：a、沸点的大小与外界压力有关；外界压力等于101kPa时的沸点为正常沸点；b、沸腾是液体表面和内部同时气化的现象2、溶液①溶液与蒸汽压a、任何物质都存在饱和蒸汽压；b、纯物质的饱和蒸汽压只与物质本身的性质和温度有关；c、一定温度下饱和蒸汽压为常数；d、溶液蒸汽压的下降：△□=口纯液体-p溶液二K,m②溶液的沸点升高和凝固点的下降a、定量描述：沸点升高 ATjKb-m凝固点下降 △TJK于•m仅适用于非电解质溶液b、注意：①Tb、T于的下降只与溶剂的性质有关②Kb、K/的物理意义：1kg溶剂中加入5。1难挥发的非电解质溶质时，沸点的升高或凝固点下降的度数c、应用计算：i、已知稀溶液的浓度，求ATb、△T于ii、已知溶液的ATb、AT,求溶液的浓度、溶质的分子量d、实际应用：i、制冷剂：电解质如NaCl、CaCl2ii、实验室常用冰盐浴：NaCl+H2O-22°CCaCl+H2Of-55°Ciii、防冻剂：非电解质溶液如乙二醇、甘油等③渗透压a、渗透现象与解释：渗透现象的原因：半透膜两侧溶液浓度不同；渗透压：为了阻止渗透作用所需给溶液的额外压力b、定量描述:Vant'Hoff公式:nV=nRTn=nRT 即^=cRTVn为溶液的渗透压，c为溶液的浓度，R为气体常量，T为温度。当浓度c较小时，可近似为c7m④非电解质稀溶液的依数性a、难挥发非电解质稀溶液的蒸汽压下降、凝固点下降、沸点上升和渗透压变化都与溶液中所含的种类和性质无关，只与溶液的浓度有关，总称溶液的依数性，也叫非电解质稀溶液的通性。b、注意：上述非电解质稀溶液的有关计算公式用于电介质稀溶液时要乘以相应电解质中溶液中的质点数；但浓溶液不能用上述公式计算。三、胶体1、胶体的组成：分散相+分散介质+稳定剂2、胶体的性质：①光学性质：丁达尔效应 胶团对光的散射现象；②动力性质：布朗运动 胶团粒子的不规则运动；③电学性质：电泳现象 胶粒在电场下的不规则运动3、溶胶的稳定性①动力学稳定性：胶团运动②聚集稳定性：胶粒的带电性使同种电荷有排斥作用；③热力学稳定性：胶体粒子因很大的比表面积而能聚集成大颗粒4、胶体的聚沉———关键：稳定性的去除①加电解质，如明矾使水净化〔吸附电荷〕；②与相反电性的溶胶混合；③加热第二章化学动力学初步一、化学反应速率①表达：化学反应速率可用反应物或生成物的浓度随时间的变化率来表示。②数学表达式：对于反应AfB：v=AcA或-=^cBAtBt注：以反应物浓度减少和生成物浓度增大和生成物浓度增大表示是符号不同；用不同物质浓度来表示反应速率不同。2、反应进度①定义：对于化学计量方程式，若定义d己=V-1.dn，称己为反应进度。白表示BB物质变化量除以相应的计量系数。②表达式：=nB^no,v表示化学计量系数。V V BBB③表式意义：表示一个反应进行的程度；其纲量为摩尔；m=1mol指按化学计量方程式进行一个单位的反应④注 意：反应进度m的表示与计量方程式的写法有关。3、速率方程和速率常数①速率方程：把反应物浓度和反应速率联系起来的数学表达式。对于反应：aA+BbfgG+hH反应速率丫=卜・。m〔A〕・Cn〔B〕，即为速率方程式，式中的常数k即为反应速率常数。②反应速率常数：a、物理意义：k只取决于反应的本性〔E，活化能〕和温度；ab、注意事项：女是温度的函数，与浓度的大小无关；k的单位即量纲，随速率方程变化而变化；k一般由实验测得，只有基元反应可以直接写出。③速率方程的实验测定作图法：由浓度一时间动力学曲线可得到斜率k与速率常数；初速法：可得到个反应的反应级数4、基元反应和非基元反应①基元反应：反应物分子在有效碰撞过程中经过一次化学变化就能转化为产物的反应；注意：由一个基元反应构成的化学反应又称简单反应；只有基元反应才能根据质量作用定律直接写出速率方程②非基元反应：反应分子需经过几步反应才能转化为反应产物的反应。注 意：非基元反应的速率方程不能根据反应式写出速率方程，必须根据实验测定的结果有反应历程推出，并验证；复杂的非基元反应f分成若干个基元反应f最慢一步发宁作为苏空反应步骤5、反应级数①定义：速率方程中各反应物浓度的指数；②说明：如v=k・cm(A)•cn(B)则反应物A的反应级数为m,反应物B的反应级数为n；总反应级数为m+n③注意：a、反应级数表示了反应物浓度对反应速率影响的大小关系；反应级数只能由实验测定；b、反应级数可以是整数、分数、零或负数；c、零级反应的反应速率与反应物浓度无关④反应级数的确定基本方法a、测定反应物浓度c随时间t的变化；b、作c-t图像，求个时刻的速度v；c、分析v与浓度c的变化关系，确定m、n二、化学反应速率理论1、碰撞理论①主要内容：反应物分子间的相互碰撞是反应进行的必要条件，反应物分子碰撞频率越高，反应速率越快，但并非每次碰撞都能引起反应发生，能发生化学反应的碰撞为有效碰撞②有效碰撞发生的条件：a、相互碰撞的分子应有适合的碰撞取向；b、相互碰撞的分子必须具有足够的能量。把能够发生有效碰撞的分子称为活化分子③根据碰撞理论，增大化学反应速率的方法：a、增大单位时间内分子碰撞的总数 增大浓度；b、增大碰撞总数中有效碰撞的百分数 升高温度④活化能：碰撞理论认为，活化能是活化分子的平均能量与反应物分子的平均能量之差2、过渡态理论①主要内容：化学反应并不是通过简单碰撞就能完成的，而是在反应物到生成物的过程中经过一个高能的过渡态，处于过渡态的分子叫做活化络合物。活化络合物是一种是一种高能量的不稳定的反应物原子组合体，它能较快的分解为新的能量较低的生成物。②活化能E,：过渡态理论认为，活化能是反应物分子能量与处于过渡态的活化络合物分子的平均能量之差3、活化能：决定反应速率的内在因素①活化能在一定温度乂围内可认为是常数；②活化能对反应速率的影响很大；E,越小，反应速率越大；③催化剂可以改变反应的活化能，故可以降低化学反应速率三、影响化学反应速率的因素1、浓度：由速率方程v=k-cm(A)s(B)知，浓度对化学反应速率有一定的影响压强对化学反应速率与的影响是通过浓度来实现的。2、温度①X特霍夫规则：对于一般的化学反应，温度每升高10K，反应速率增加2-4倍②阿伦尼乌斯公式：^E_a、表达式：k=AerT，其中，A为特征常数，既指前因子；E为经验常数即活a化能，k为反应速率常数，R为摩尔气体常数8.3141.mol•K-1，©为自然对数底，该公式的对数形式为lgk=lgA-2303RTb、应用：〔1〕求某一温度下某反应的k：1E作图法：lgk对1作图可得一直线关系；斜率：一E^;截距lgT 2.303R斜率大的活化能E,大，反应速率随温度的升高增加较快二点法：不同温度下反应速率常数k的计算〔2〕由lgk-1的图像得出的结论：Ti、同一反应，低温低和高温时变化同样的温度，低温时反应速率变化大；即一个反映在低温时速率随温度变化比高温区更显著ii、不同反应，变化相同的温度时，Ea大的反应k变化大。升高温度有利于Ea大的反应3、催化剂与基本特征a、催化剂和催化作用：正催化剂；负催化剂（阻化剂）b、催化剂的特征：i、催化剂只改变反应速率，不改变反应方向；ii、催化剂同等程度地改变正逆反应的活化能，同时提高正逆化学反应速率；iii、催化剂具有一定的选择性；iv、催化剂在反应前后不发生变化，但在反应过程中会变化第三章化学热力学初步一、热力学定律与基本定律1、基本概念①环境与体系a、体系i、定义：人为划出的作为研究对象的一部分空间。ii、分类：敞开体系〔与外界可进行物质能量交换〕封闭体系〔只有能量交换〕孤立体系〔物质、能量均不与外界交换〕b、环境：出体系以外的其他部分，与体系存在能量交换②功和热：a、热〔Q〕：i、系统与环境由于温差而传递的能量Q>0，体系从环境中吸热；Q<0，体系从环境中放热；物体之间可通过功、热、辐射三种形式交换能量ii、热容、比热容、摩尔热容b、功：i、热力学中除热外，其它各种被传递的能量统称为功气体膨胀做功：W=-PAV环境对体系做功，W>0；体系对环境做功，W<0③状态与状态函数状态:体系的某种存在状况。它由一系列的物理量决定，如气体的p、V、T等，一旦体系处于一定的状态，体系的所有其它性质都有确定值状态函数：在特定状态下，某一性质具有唯一值，则称该状态为状态函数。c、结论：状态一定值一定，殊途同归变化同，周而复始变化零。④过程与途径a、过程：体系变化状态变化的经过b、途径：变成一个过程所经历的具体步骤c、注意：体系状态函数的变化只取决于体系始终变化的过程，而与变化的路径无关⑤广度性质与强度性质a、广度性质：与容量性质，与体系中物质的量成正比的量，具有加和性b、强度性质：数值上不随体系中物质总量的变化而变化的物理量，不具加和性⑥热力学标准态：当系统中各种气态物质的气压均为标准压力pe，固态和液态物质表面承受的压力等于压力pe，溶液中各物质的浓度均为1mol•L-i时，我们就说物质处于热力学标准态。注：热力学标准态并未对温度有限制，热和温度都有热力学标准态。2、热力学定律：①热力学第一定律a、实质：能量守恒与转化定律b、数学表达式：AU=Q+Wc、注意：i、Q与W的符号；ii、功和热不是状态函数，但两者之和是状态函数②热力学第二定律：揭示了宏观过程的方向与限度熵增加原理：孤立体系有自发向混乱度增加的方向变化的趋势③热力学第三定律：任何纯物质的完整晶体在T=0K时的熵值为零二、化学热力学四个重要的状态函数1、热力学能（内能）①符号U，是系统内各种形式能量的总和②内能的变化△Ua、对于孤立体系，环境改变，内能不变；对于非体系，AU二U-Ut0b、标准摩尔反应热力学能变化〔反应内能变化〕：符号△Ue，表示反应是在rm热力学标准态下进行的，其值的大小与化学反应方程式的书写一一对应。2、焓①焓a、定义：H=U=pVb、焓变：AH=H -H=AU+pV始态终态c、符号规定：放热反应，aHvO；吸热反应，^HvOd、单位：kJ•mol-ie、表式意义：化学反应在等温等压下发生，不做其它功时，化学反应的热效应等于系统状态函数的变化量f、注意：4H表示每摩尔反应即己=1mol时，而不是每摩尔反应物②热化学方程式a、表式意义：表示化学反应与其热效应关系的化学方程式b、标准写法〔以下列为例〕：2H(g)+O=2HO(g)AH。=—483.6kJ•mol-12 2 2 rm(T)c、书写化学方程式的注意事项i、需注明反应条件；ii、需注明各物质的存在状态；iii、正确表达反应的热效应d、标准反应焓AH。rm定义：当反应物和生成物都处于标准态时的反应焓变，用He来表示rm非标准态〔压力不为pe〕时，则表示为AHrm单位：kJ•mol-1，标准状态下，反应进度为=1mol时的焓变3、熵①混乱度和熵混乱度：即无序度，其大小与体系中存在的微观粒子数目有关熵：体系混乱度的热力学度量表示符号：S；单位：J.K-1；熵是状态函数，具有广度性质②绝对熵：任何温度下的熵值，与温度为T时，AS=S—S=Se(T)T0注：绝对熵为相对值③反应熵：发生1mol时熵变化的简称，化学反应的上增大还是减小，有时很容易判断：凡气体分子增多的反应，一定是熵增反应；反之是熵减小反应；反应前后气体分子数目不变的反应难以熵增还是熵减④标准熵a、定义：在标准状态下，1mol纯净物质的绝对熵叫标准熵b、符号：Se(T)；单位：J•mol-1•K-1；注：应指定温度Tmc、熵的可比性i、在相同条件下，S>S>S;气液固ii、结构相似，相对分子量不同的物质，S随相对分子量的增加而增大miii、相对分子量接近，分子结构越复杂的，S也越大m⑤标准摩尔反应熵变a、热力学标准态下，反应终始态物质的熵值之差b、标准摩尔反应熵变〔标准反应熵〕：AS。=£[vSe(B)rm Bmc、意义：i、正值〔熵增加〕倾向自发过程；ii、负值倾向非自发过程4、自由能①吉布斯自由能a、定义：封闭系统在等温等压条件下向环境可能做的最大有用功对应的状态函数，符号为AG；b、计算公式：AG=AH-TAS在等温条件下可以理解为，焓变〔△田=自由能变化〔△G〕+热力学温度〔1〕义熵变〔△$〕c、意义：当^Gv。时，W'>0,表明自由能被用来做最大有用功，是自发过max程；当AG〉。时，WY0,表明过程非自发进行，必需由环境对体系做max功②自由能G——反应自发性的判据定温定压下，任何自发变化总是反应吉布斯自由能函数减少A6<0,自发过程，正向反应自发；A6>,非自发过程，其逆反应为自发过程③标准摩尔生成自由能AGefm定义：在热力学标准态下你，稳定单质的生成自由能为零。由稳定单质生成1mol纯物质时反应的自由能变化为该物质的标准摩尔生成自由能。符号：AGe 单位：kJ•mol-1fm标准状态下，稳定单质魄Ge=0fm④有关AGe的计算方法一：AG=AH-TAS已知标态下的八He,ASe,求AGerm rm r当温度变化不大时，可近似认为是常数，为298K时的值方法二：由AGe求AGeAG。=EvAG。（产物）—EvAG。〔生成fm rrm jfm jfm物〕方法三：根据盖斯定律松Germ方法四：对AGe的修正公式rmAG（T）=AGe（T）—RlnJrm rmcpJ=（一），•兀•（一）v,■ce pe三、化学热力学的应用1、盖斯定律①内容：如果一个反应可以分几步进行，则总反应的焓变等于各分步反应焓变之和，前提是保持反应条件〔温度、压力〕不变。②应用：用于进行太慢或反应速率不易控制而无法直接测得反应热的化学反应。③应用条件：a、某化学反应是在等压〔或等容〕的条件下进行的，在分步完成时各分步反应也要在等压〔等容〕条件下进行b、要消去某一物质时，不仅要求物质的种类相同，其物质的聚集状态也要相同。第四章化学反应的热平衡一、化学平衡1、化学平衡的建立：在一定的条件下，可逆化学反应的正负反应速率相等时的状态。2、化学平衡的特点：①是一个动态的过程；②在平衡状态下，AG=0；③化r学平衡的组成与到达平衡的途径无关。3、注意：化学平衡是相对的、有条件的、暂时的动态平衡；从热力学〔宏观〕上讲，在一定条件下达到平衡状态时，系统的吉布斯自由能达到最低时的状态，AG=0，在宏观上表现为静止；r从动力学〔微观〕上分析，处于平衡的反应不过是正逆反应速率相等时的状态，是整个反应保持平衡，实际上正逆反应仍在进行二、化学平衡常数1、标准平衡常数①定义：在一定的温度下，可逆反应达到平衡时，以产物计量系数为幂的平衡浓度的乘积与以反映计量系数为幂的平衡浓度的乘积的比值为常数，即化学反应的标准平衡常数，用符号Ke表示。

量纲为1JA〕[JB]bb

{—}a,{—}b量纲为1②表达式：对于反应aA+bB=cC+dD②表达式：对于反应aA+bB=cC+dD,JCh JD].d\o"CurrentDocument"{ }c•{ }dc0 c0③平衡常数的意义：化学平衡常数是反应进行程度的标志。K0值越大，反应进行程度越大，反应进行得越彻底。④影响因素：K0的大小与反应物自身的性质和反应的温度有关，而与体系中各组分的浓度、分压无关⑤书写标准平衡表达式的注意事项a、式中各组分浓度或分压为反应平衡时的浓度或分压；b、反应中有固体和纯液体物质时，其浓度视为常数，不写在表达式中；对于非水溶液，当水作为溶质时，其浓度应视为常数，写在表达式中；c、K0的表达式与方程式的书写有关；d、多重平衡原则：总反应的K0等于各相加分反应的K0之积；正逆反应的标准平衡常数互为倒数0、平衡常数的大小与温度有关，除298K温度外，在其它状态下，书写时标明温度⑥有关计算：已知反应的K求平衡转化率a2、实验平衡常数①定义：实验得到的平衡常数叫做实验平衡常数或经验平衡常数。②分类：浓度平衡常数；分压平衡常数③表达式：浓度平衡常数表达式 K=£。匕ai压强平衡常数表达式 K=2p匕pi二者关系：K=K•(RT”vpc④与标准平衡常数的比较a、标准煤平衡常数的量纲统一为1；b、实验平衡常数有K、K之分，且量纲不统一，特殊情况下才为1；pc3、反应熵J〔分压熵QP或浓度熵Q]①表达式：对于反应aA+bB=cC+dDc0c0{g}c{也}。浓度商GM:{ }a{ c0c0{PC}c{PD}d压强商Q=-p *_p{p(A)}}a{必}bP9 p0②与平衡常数的比较J>K时，AG>0,反应逆向进行；rmJ=K时，AG=0,反应达到平衡；rmJ〈K时，AG<0,反应正向进行rm三、化学平衡的移动1、平衡移动：从旧的平衡状态转移到新的平衡状态的过程2、勒沙特列原理：一旦改变维持化学平衡的条件,平衡就会向着减弱这个改变的方向移动。注意:①该原理不能实际判定某一系统是否达到平衡，只是预言了平衡打破后,体系的新的平衡移动的方向；②平衡移动的结果是建立了新的平衡体系；③利用勒沙特列原理不能进行定量计算第五章酸碱平衡一、酸碱理论介绍①酸碱的概念：凡是在水溶液中电离产生的阳离子全部是H+的物质叫做酸；凡是电离产生的阴离子全部是OH-的物质叫做碱；在水溶液中电离产生的阳离子除H+外尚有其它离子或电离产生的阴离子除OH-外尚有其它离子的物质的物质叫做盐。②中和反应的实质：H++OH-=HO2③局限性：a、该理论的立论基础是水溶液中电解质的电离，不能脱离水溶液的X畴，非水体系不适用；b、只适用于含H+、OH-的物质，无法解释NH、NaCO呈碱性的3 23事实；2、布伦斯惕——劳伦酸碱质子理论①酸碱的概念：凡是能给出H+的物质都是酸；凡是能接受"+的物质都是碱②共轭酸碱对：质子酸碱不是孤立的，它们通过质子相互联系，质子酸释放质子转化为它的共轭碱,质子碱得到质子转化为它的共轭酸。这种关系称为酸碱共轭关系,其酸碱称为共轭酸碱对。③酸碱反应实质：质子转移的过程；中和反应的实质：质子的传递；电离作用的实质：水与分子酸碱之间的质子传递；阿伦尼乌斯酸碱理论中盐类水解的实质：水与离子酸碱之间的质子传递④注意：a、在质子酸碱理论中，酸和碱可以是分子，可以是离子；b、同一物质有时可以做酸，有时可以做碱；c、质子理论中没有盐的概念，也无水解反应；d、单独一对共轭酸碱对本身是不能发生酸碱反应的3、路易斯酸碱理论二、水的电离和pH标度1、水的离子自递①水即是质子酸又是质子碱，水分子之间可以进行质子传递：Ho+HO=HO++OH-22 3简写为HO=H++OH-，即为水的电离2②水的离子积纯水的电离平衡常数称为质子自递常数，简称为水的离子积。298K时，纯水的K=10-14，[H+]=[OH-]=10-7mol-1w水的质子自递是吸热反应，故K随温度的升高而增大W2、水溶液的pH值①溶液的pH值 pH=-lgc[H^]c0方便起见，当H+的浓度小于1mol•L-1时，用pH表示溶液的酸度；当溶液的浓度大于1mol•L-1时，用H+的浓度，表示溶液的酸度。pOH也可以表示溶液的酸碱度，pOH=-lgc(OH-)c0pH+pOH=pK 298K时，pH+pOH=14W另外，水溶液的酸碱性取决于H+与OH-的浓度的相对大小[H+]>[OH-]时，溶液呈酸性；[H+]<[OH-]时，溶液呈碱性；[H+]=[OH-]时，溶液呈中性②酸碱测定计③生物学意义④酸碱指示剂假设In表示石蕊，HIn〔红〕OH++In-(蓝)

当c(HIn)>>c(In-)时，溶液呈红色，是酸性;当c(HIn)<<c(In-)时，溶液呈蓝色，是碱性甲基橙变色X围：红3.1橙4.4黄酚酞变色X围：无色8.0粉红9.8红三、水溶液中的酸碱电离平衡1、电离度与稀释定律：①电离度〔a〕：己电离的弱电解质分子数和溶液中弱电解质分子初始分子数的百分比：a=已电离的浓度

初始浓度百分比：a=已电离的浓度

初始浓度x100%=c—c__eqx100%②稀释定律：在一定温度下，〔K。为定值〕，某弱电解质的电离度随溶液浓度的a减小而增加2、酸碱的强弱[H+][A-]

[HA]①电离平衡常数对于任意酸，达到电离平衡时，[H+][A-]

[HA]aKo为弱酸电离平衡常数，用来衡量酸的强弱， Ko值越大，酸性越强aaKo>1时，为强酸；Ko<1时为弱酸aa多元弱酸对应多级电离平衡常数同理，对于弱碱来讲，Ko越大，碱性越强b注意：酸碱的电离平衡常数表征了酸碱给出质子或接受质子的能力②共轭酸碱Ko与Ko的—KoKo=Ka b abW③区分效应与拉平效应a、区分效应：溶剂使酸的强度得以显出差别的效应称为区分效应，该溶剂被称为区分溶剂。区拉平效应：溶剂将酸的强度拉平的效应称为拉平效应，该溶剂称为拉平溶剂。④、酸碱强度大小与：a、酸碱本身：b、溶剂有关3、同离子效应和盐效应①同离子效应：在弱电解质电离平衡体系中，加入和弱电解质含有相同离子的强电解质会使弱电解质的电离度减小的现象。②盐效应：向弱电解质溶液中加入强电解质会使弱电解质电离度增大的现象。③注意：同离子效应一定会产生盐效应，盐效应不一定会产生同离子效应4、相关计算①一元弱酸或弱碱的电离平衡；②多元弱酸或弱碱的电离平衡5、盐类水解①盐类水解与水溶液的相互作用：强酸强碱盐——无水解作用；强酸弱碱盐、弱酸强碱盐、弱酸弱碱盐——有水解作用②水解反应a、定义：指盐的组分离子与水电离出来的H+或OH-结合生成电解质的过程b、实质：中和反应的逆反应③类型A、强酸弱碱盐电离的实质—一弱酸的电离TOC\o"1-5"\h\z\o"CurrentDocument"以NHCl为例：NHCloNH++Cl-4 44HOoH++OH-KeNH++OH-oNH・HOK。2 1 4 32 2总：NHCl+HOoNH-HO+HClKe\o"CurrentDocument"4 2 32 hKeKe=KeKe= ^——=Ke(NH)h12Ke(NH)a3b3溶液水解后产生H+，因此溶液呈酸性，溶液pH可按一元弱酸处理B、弱酸强碱盐电离实质—一弱碱的电离以NaAc为例：NaAc=Na++Ac-HOoH++OH-KeAc-+H+=HAcKe21 2总：NaAc+HOoHAc+NaOHKe2hKeK=KeKe= ^ =Ke(HAc)h12 Ke(HAc) ba溶液中水解后产生OH-，因此溶液呈碱性，溶液pH可按一元弱碱处理C、弱酸弱碱盐电离的实质一一两性物质电离以NHAc为例 NHAc=NH++Ac-TOC\o"1-5"\h\z4 44HOoH++OH-KeNH++OH-oNH・HOKe2 1 4 32 2Ac-+H+oHAcKe3总：NHAc+HOoNHHO+HAcKe4 2 32 hKKeK=KeKeKe=wah1 2 3Keb水解后产生H+和OH「溶液的酸碱性由K6、K6的相对大小决定ab④影响盐类水解的因素a、盐的浓度：同一温度下，盐的浓度越小，水解程度越大；6温度：水解反应为吸热反应，温度升高，水解程度增大；c、溶液的酸碱性与同离子效应。⑤注意：有些盐类，如AlS、（NH）S可以完全水解23 42四、缓冲溶液1、缓冲溶液的定义、组成、原理①缓冲溶液的定义：缓冲溶液是外加酸碱pH变化很小的溶液②缓冲溶液的组成：弱酸与其盐组成的溶液，弱碱与其共轭酸组成的溶液，多元弱酸弱碱的共轭酸碱对组成的溶液。③缓冲溶液的原理：同离子效应，电离平衡的移动2、缓冲容量和缓冲X围①缓冲容量：缓冲能力大小的衡量，指单位体积缓冲溶液的pH值改变极小值所需的酸或碱的物质的量。②有效缓冲X围：缓冲溶液具有稳定溶液pH值的能力，但这种能力是有限的，即有效缓冲X围。如果外加酸碱过多，超过缓冲X围，缓冲溶液会失去缓冲能力。3、影响缓冲溶液的因素①缓冲溶液的pH主要由pK或14-pK决定aa②缓冲对的浓度：缓冲容量与体系共轭缓冲对的总浓度有关。总浓度越大，缓冲容量越大。③缓冲对的浓度之比：当c〔酸〕/c〔碱〕=1时，缓冲容量最大。④有效缓冲X围：缓冲对浓度之比在10-1/10X围内，有较好的缓冲能力。即最有效的缓冲X围一般在pH=pK土1或pOH=pK土1ab4、缓冲溶液的选择与配制①选择：a、所选择的溶液除了参与H+、OH-的有关反应外，不能与反应系统中的其他物质发生副反应；b、所选的弱酸的K6或弱碱的K6尽可能的接近缓冲溶液的pH；abc、一般要求缓冲溶液的组分浓度为0.05mol.L-1--0.5mol.L-i，缓冲溶液有足够的缓冲能力；d、缓冲溶液廉价易得，避免污染。②配制a、根据要求选择缓冲对；b、计算缓冲物质的浓度之比，使所配溶液的pH为所需值：c(酸) c(碱)pH=pK-1g———；—3—pOH=pK-1g —~--a C(共轭碱) bC(共轭酸)c、根据计算结果配制缓冲溶液，并使酸碱浓度均在0.1mol-L-1--1mol-L-i之间；d、用酸度计或试纸测定所配溶液的pH5、缓冲现象的应用①自然界与生物界②用标准缓冲溶液标定其他物质的酸度③许多反应要求反应在一定X围内进行第六章沉淀溶解平衡一、沉淀溶解平衡常数——溶度积1、沉淀溶解平衡：一定温度下，难溶电解质变成水合离子的〔即溶解〕的速率与溶液中水合离子回到晶体表面〔即沉淀〕的速率相等时的状态叫做沉淀溶解平衡。2、溶度积①定义：一定温度下，难溶电解质的饱和溶液中各离子浓度的系数方次的乘积，记为K。sp②表达式：对于反应AB(S)omAn+(aq)+nBm-(aq)，mnK=[必2]m[C(B+)]nsp C0 C9③注意：a、溶度积k是难溶电解质饱和溶液的特性常数；spb、K属于化学平衡常数，其大小只与难溶电解质的自身性sp质和温度有关，与溶液中离子的浓度无关。c、适用X围：难溶强电解质与难容弱电解质3、溶度积K与溶解度Ssp①相同点：都可以反应难溶电解质的溶解能力的大小；

②不同点：a、溶解度K是平衡常数的一种，表示一定温度下难溶电sp解质的饱和溶液中离子浓度之间的关系；b、溶解度S是浓度的一种表达形式，表示一定温度下1L难溶电解质中溶质的量；③注意：比较不同电解质溶解度时，若电解质属于相同类型，则可直接比较，k大的，S也大；比较不同类型的电解质溶液时应sp先利用k求出溶解度S，然后比较大小sp二、沉淀的生成与溶解1、离子积：①定义：某难溶电解质溶液中，其离子浓度系数方次之积，用J〔Q〕表示。B②注意：J与k表达式相同，但概念不同，其关系如同反应商与标sp准平衡常数之间的关系。2、溶度积规则TOC\o"1-5"\h\z①依据：AG=RTln(J/K)rm sp推论：AG=AGe+InJ•RTAG。=-InK。•RTrmrm rm sp:.AG=RT(InJ-InKe)/.AG'=RTln(J/Ke)rm sp rm sp无沉淀生成，有沉淀溶解质②对沉淀溶解与生成的的判断无沉淀生成，有沉淀溶解质J<K，AG<0，不饱和溶液，sprm饱和；J>K，AG>0，过饱和溶液，有沉淀生成，至达到饱和;sprmJ=K，AG=0，饱和溶液，处于沉淀溶解平衡状态。sprm3、同离子效应和盐效应①同离子效应：向难溶电解质中加入含有相同离子的强电解质难溶电解质的沉淀---溶解平衡向生成沉淀的方向移动，使其溶解度减小。这种现象称为同离子效应。②盐效应：在难溶电解质中加入易溶强电解质而使难溶电解质的溶解度增大的作用。③注意事项：a、当加入可溶性的含相同离子的电解质时，会产生一定的盐效应。但所加的可溶性盐浓度较小时，同离子效应占主导因素；当浓度较大时，盐效应对沉淀溶解平衡的影响大于同离子效应；b、有同离子效应必然会产生盐效应，而盐效应不一定会产生同离子效应4、分步沉淀与沉淀的转化①分步沉淀：溶液中同时含有几种离子，由于它们的溶解度不同，形成沉淀所需离子的浓度不同，加入同一种电解质，溶解度小的先从溶液中沉淀出来。②离子沉淀的先后顺序取决于：沉淀物的k：同类型的难溶电解质，当被沉淀的离子的浓度相sp同时，k越小的越先被沉淀出来；sp被沉淀离子的浓度：不同类型难溶电解质或者被沉淀离子的浓度不同时，则不能比较K，要具体计算，根据溶解度才能判断sp③沉淀的转化：在含有沉淀的的溶液中加入适当的沉淀剂，与溶液中的某一离子结合成为更难溶的电解质，从而从一种沉淀转化成为了另一种沉淀。同一类型难溶电解质在同一温度下K值越大越容易转化sp三、沉淀反应的应用1、除杂①通过控制pH值除去某些金属离子；②利用金属硫化物沉淀反应除去Cu2+、Pd2+、Cd2+等；③工业上除食盐中可溶性杂质Ca2+、Mg2+、SO2-42、离子鉴定3、离子分析4、分析化学①重要分析法②滴定分第七章电化学基础一、离子-电子法配平氧化还原方程式1、配平原则①反应过程中氧化剂所获得的电子数必须等于还原与时取得电子数；②反应前后各元素的原子总数相等2、配平步骤①将分子反应式改为离子反应式；②将离子反应式分成两个为配平的半反应式，半反应式两边的原子数和电荷数相等。如果半反应两边的的氢、氧原子个数不相等，则按反应的酸碱条件，在酸性介质中添加H+或HO，在碱性介质中添加OH-或HO；22③用左右两边添加电子使半反应两边的电荷数相等的办法配平板反应方程式；④根据电子得失求出最小公倍数，将两个半反应分别乘以相应的系数，使反应中得失电子总数相等，然后将两个半反应相加，同时注意未变化的离子的配平，并恢复成分子方程式。注意：离子-电子法配平氧化还原方程式只适用于水溶液的氧化还原反应二、原电池1、原电池(Primarycell)①几个基本概念电极:电子产生与流动的源泉导线:电子流过的外电路盐桥:离子流过电解质溶液的通路②电极正极:发生还原反应,例铜正极半反应:Cu2++2e=Cu负极:发生氧化反应,例锌负极半反应:Zn=Zn2++2e电极反应--正、负电极的半反应、电池反应--半反应之和③原电池符号与写法：(-)Zn|ZnSO4(c)IICuSO4(c)|Cu(+)负极界面(s/l)盐桥界面 正极2、电极电势(electrodepotential)①形成：M(s)=Mn+(aq)+ne-溶解(溶剂化)o沉积②概念：金属在其盐溶液中达到溶剂化离子平衡时，金属表面内侧与外侧(溶液)之间产生的电势差。③物理意义：电极电势是金属在溶液中失去电子能力大小的一种量度。电极电势的表示：①，①-+-④影响因素A、电极的本性：电极电势取决于金属的活泼性。金属越活泼，电极电势越低。反之，电极电势越高。B、金属离子的浓度C、溶液的温度⑤电池电动势：E二中-中+-化学电池的电动势是电池反应的化学驱动力⑥标准氢电极A、标准氢电极的构造与原理国际统一规定一-298K时标准氢电极的电极电势规定为0V,即①，“+/〃2)B、应用：由此可求得常见电对的标准电极电势C、标准电极电势(Standardelectrodepotential)在热力学标准状态下，某电极的电极电势称为该电极的标准电极电势D、测量：在热力学标准状态下，给定电极与标准氢电极(指定为负极)组成原电池，测得原电池的电动势E3、原电池的最大功和吉布斯自由能根据吉布斯自由能的定义知，在恒压等温条件下，当体系发生变化时，体系吉布斯自由能等于对外所做的最大非体积功，用公式表示为AG=-W'；rT,p max如果非体积功只有电功一种，则上式又可写为G=-nFErT,p式中，n为电池输出电荷的物质的量，单位为lol；E为可逆电池的电动势，单位为V；F为法拉第电常数，96485。・帆o/t。三、能斯特方程1、电极电势的能斯特方程式非标态下的电极电势可用能斯特方程式求出：p=pe+竺•lnc(°O)n cm(Red)注意：①电极反应式中的反应系数为能斯特公式中各物质浓度的方次；②电极反应式中的固体和纯液体不写入公式其它物质均要表现在式中，溶液用浓度表示，气体则要用分压与标准压强的比值；③公式中的氧化型和还原型物质不只包括氧化数有变化的物质2.电极电势的影响因素①电对中氧化型或还原型物质的浓度的改变氧化型浓度t，电对的pI；还原型的浓度t，电对I②溶液酸碱性对电极电势的影响对于有H+或OH-参加的电极反应，溶液的酸碱性对氧化还原产物也有影响③生成沉淀或配合物对电极电势的影响实质：氧化型或还原型的离子浓度降低，从而使电对的电极电势降低或者升高四、电极电势的应用1、计算原电池的电动势：E=p-p+ -2、判断氧化剂或还原剂的相对强弱：电极电势p的值的高低可以判断氧化剂或还原剂的相对强弱；E的值越高，电对的氧化态是越强的氧化剂；E值越低，电对的还原剂是越强的还原剂。3、判断氧化还原进行的方向原电池电动势E与自由能变化AG的关系对于可逆电池，等温等压下体系自由能的减少等于原电池所作的最大电功数学表达式：AG=-nFErT,pn：反应中由还原剂转移到氧化剂的总电子数；F:法拉第常数（96.5L/・V-i 或96485。加。/-1）标准状态下则：AG=-nFErm化学反应方向的判断对于E>0和AG<0是一致的由AG=-nFE=-nF（（p-cp）可知rm + -已知组成氧化还原反应的两个电对的，（p>（p,E>0,ArGm<0,反应正向；+-；=（p，E=0,ArGm=0,反应达到平衡；+-①<①,E<0,ArGm>0,反应逆向；+ -在标准状态下，则用Ee或①。来判断方向。当两个电对的⑺相差不大时，浓度将对反应方向起决定作用；当两个电对相差即电动势大于0.2V时，一般浓度变化不会影响反应的方向.判断标准态下氧化还原反应的程度电池电动势Ee与标准平衡常数Ke的关系由公式AG=-nFE和AG=-2.303RT1gKe推出rT,p rm在298K时，Ee=0.0592/n1gKe一般来讲Ke三105表示反应程度较大，可以认为反应相当完全。相当n=1时，Ee=0.3V；注意：应用已知反应的电动势求反应的Ke和AGerm已知反应的电动势求各物质的平衡浓度.测定溶度积常数和稳定常数根据Nernst公式，通过测定原电池的电动势或直接根据电对的电极电势可求得难溶性强电解质的溶度积常数K和配离子的稳定常数K;sp f.判断氧化还原反应进行的次序根据石=(p-(P,与氧化剂电对差值越大的还原剂电对的还原剂越先被氧化+-四、元素电势图与歧化反应1、概念：以图解方式表示某一元素不同氧化态物种之间组成电对的电极电势关系的方法称为元素电势图。+1.39V +L63VIClO-+L19VClO-+L21vHClO+L65VHC1O+163V1/2Cl+L36VCl-4 3 2 2+1.47V+1.57V +1.48V+1.45V图例：酸性条件下氯的元素电势图元素电势图的结构注意：物种氧化态由左到右降低，氧化态标在各物种下方；横线上方数值为相邻两物种构成电对的电极电势值；同一元素有酸、碱性元素电势图两种，一般要注明(A,B)2、元素电势图的应用由已知电对求未知电对的标准电极电势中。由于电极电势⑺是电极的强度性质不具有加合性，因此要通过该电极反应的标准自由能AGe变化来计算。rm计算公式：3。(ox/red)^Ox/Red)+n236(Ox/Red)计算公式：3。(ox/red)①e(Ox/Red):未知电对的标准电极电势;①。1(Ox/Red)、①。2(Ox/Red) ①。i(Ox/Red)：分别为相邻电对的标准电极电势；n1、n2……ni：分别为相邻电对的电极反应中电子转移的个数。判断岐化反应(disproportionatior和反岐化反应(comproportionation发生的可能性岐化反应的概念：中间氧化态的物种反应生成高、低氧化态的物种。例Br2+2OH-=Br-+BrO-+H2(氧化数)0 -1 +1判断依据：在元素电势图中某一中间氧化态物种左边的⑻小于右边的⑻,则该物种在水溶液中可发生岐化反应；反之左右两侧物种则发生反岐化反应。注意：元素电势图一定要表明酸碱条！

第八章原子结构一、原子结构1、基本结构：由电子、中子、质子构成关键问题：电子排布与化学性质之间的关系2、原子电子和原子核：带正电，原子核电子之间有静电吸引；形成化学键时电子运动发生改变，原子核不变核的结构：带正电的质子和不带电的中子；质子与中子的强吸引作用与质子间静电作用的相互对抗。Z增加排斥作用增强，排斥作用占主导。稳定元素的数目有限。核素：具有一定质子数和一定中子数的的原子的总称。同位素：质子数相同而中子数不同的一类原子的总称。天然同位素组成元素，原子量由同位素的比例定。化学性质非常相似。同位素丰富度：某元素的各种天然同位素的分数〔原子百分比〕称为丰富度。⑥放射性：不稳定的核因发射高能粒子而分解。Z>83〔Bi〕的元素都具有放射性。⑦原子质量：以u为单位⑧原子的相对原子质量(原子量)：12。核素原子量的1/12二、波尔行星模型与氢原子结构的量子力学模型1、氢原子光谱①实验规律：波数=1=Rx(±--1),n=1,2,3，…R为Hydberg常数，数值九H22n2 H为1.0967758x107(m为②原子光谱的特点：A、不连续性；B、谱线波长之间具有一定简单的数学关系。2、波尔理论①基本假设a、行星模型：波尔的氢原子模型可形象地称为行星模型b、定态假设：核外电子具有一定的轨道；稳定态〔定态、激发态〕——与电磁学说相反h 136c、量子化条件：L=n (n=1,2,3,4...)E= (n=1,2,3,...)f氢原子的基态2兀 n2能量为-13.6eV〔n=1〕d、跃迁规则:电子可在不同轨道间跃迁，d、跃迁规则:电子可在不同轨道间跃迁，NE=h日=hcT结论：对于氢原子，计算值与实际值惊人的吻合，误差值小于0.1%，波尔成功地解释了氢原子光谱，上升为波尔理论。不连续性-Rutherford原子模型与Maxwell电磁理论的矛盾；②波尔理论的局限性优点：冲破了经典力学中能量连续的束缚，引入量子化概念、跃迁规则；给出了玻尔理论中的几个核心概念：定态、激发态、跃迁、能级；缺点：.未能完全冲破经典物理的束缚，仍使用行星模型的固定轨道，仍用离心力二向心力的传统牛顿力学！忽视了电子运动的一个重要特征-波粒二象性；.不能解释多电子原子的光谱学规律。解决之道：完全冲破经典的牛顿力学束缚，建立新体系(量子力学)，引入新概念(波粒二象性)。3、波粒二象性德布罗意的波粒二象性假设：假设光具有二象性，那么微观粒子在某种条件下也应具有波动性。一■ „h能量E= 动量尸=丁AD、P一粒子性；不入一波动性、hh德布罗意关系式：入==—Pmv.测不准原理(Uncertaintyprinciple)海森堡认为：不可能同时精确测得电子的位置和动量(速率)。测不准关系式：Ax-Ap>h，Ax-位置不确定量；AP一动量不确定量经典力学中，物体有精确的轨道(轨迹)，并在某一瞬间有准确的速率。新的量子力学中，微观粒子的经典轨道不存在了。Born统计学说一电子衍射图的统计学解释：Born认为具有波动性的粒子，虽然没有确定的运动轨道，但在空间任一点出现的概率与该处的波的强度成正比。.Schrodinger方程-微观粒子的量子力学模型①二阶偏微分方程〔不要求！〕d2%d2乎d2+ 8兀2——+——+——=———(E—V)¥dx2 dy2 dz2h2中：波函数；E：总能量；V：势能；m：质量；h：普朗克常数；x,y,z空间坐标②求解薛定谔方程，就是描述微粒运动状态的波函数中以与与该状态相对应的能量E;③波函数是空间坐标的函数乎(x,y,Z)把直角坐标转化成球坐标后：平(x,y,z)=叭丫,仇。)=R(r)-Y(9,明R(r)径向波函数：只与半径r有关。Y(9,%角度波函数：只与角度(9,⑺有关，与半径r无关。为了得到合理解，波函数必须满足一定条件，因此需引入3个量子化的常数项物理量即3个量子数：n,1,moxx=rsin0cos。y=rsin0sin。z=rcos0(9=0-180°,g0~360°)6.描述电子运动状态的四个量子数n主量子数(principalquantumnumber)物理意义：决定电子运动的能级高低和电子离核平均距离的远近。n的取值：1,2,3,...与n取值相对应的电子层符号：K,L,M...1角量子数物理意义：确定原子轨道〔电子云〕的形状；在多电子原子中，与n一起决定电子运动的能量1的取值X围：0,1,2,3 n-1对应的电子亚层符号：s,p,d,f,…m磁量子数物理意义：决定原子轨道的空间伸展方向；m的取值：0,1,2,...,1,共21+1个值；简并轨道-等价轨道：磁量子数与电子的能量无关；一组特定的n,1,m值确定一条原子轨道(波函数)。m自旋量子数(Spinquantumnumber)s描述电子的自旋运动：取顺时针和逆时针方向;取值：m=1/2s每条原子轨道中最多可容纳两个自旋相反的电子。Note:n,l,m由求解薛定锷方程时所引入的。Name名称Symbol符号Values取值Meaning表示Indicates指明principle主量子数n1,2,…shell,电子层energy能层size尺寸

Orbital angularmomentum角量子数l0,1，…，n-1subshellenergy亚层能级shape形状magnetic磁量子数m0,±1,±2,…，+lorbitalsofsubshell亚层轨道direction方向Spinmagnetic自旋磁量子数ms+1/2,-1/2spinstate自旋状态Spindirection自旋方向7.波函数1)波函数与原子轨道波函数中是描述核外电子在空间运动状态的数学表达式---Schrodinger方程的解。基于波的概念，波函数中〔强度、振幅〕没有明显的物理意义，但电子在某一时间〔t〕，某一点〔x，y，z〕的波函数的平方的绝对值SI2却有明显的物理意义。SI2与核外某处出现电子的概率成正比。因此小2代表单位体积内发现一个电子的几率，即称为概率密度。m磁量子数(magneticquantumnumber)物理意义：决定原子轨道的空间伸展方向；m的取值：0,±1,±2,...,±l，共2l+1个值；简并轨道(degenerate0rbital)-等价轨道：磁量子数与电子的能量无关；一组特定的n,l,m值确定一条原子轨道(波函数)。ms自旋量子数(Spinquantumnumber)描述电子的自旋运动：取顺时针和逆时针方向；取值：ms=±1/2每条原子轨道中最多可容纳两个自旋相反的电子。Note:n,l,m由求解薛定锷方程时所引入的。跃迁规则：电子可在不同轨道间跃迁，结论：对于氢原子，计算值与实际值惊人的吻合，误差值小于0.1%，波尔成功地解释了氢原子光谱，上升为波尔理论。原子轨道(orbital) 波函数n,l,m一个电子的可能空间运动状态〔可用一个波函数n,l,m表示〕，称为一条原子轨道。波函数与原子轨道可以认为是同义词。波函数描述的原子轨道与Bohr假设原子轨道本质不同。2)波函数的图形描述-波函数角度分布图和径向分布图波函数角度分布图：角度波函数Yl,m(0,神随角度0,。作图。角度分布图与n无关，只与l,m有关。只要l,m相同，则角度分布图完全相同。例：2px，3px，4pxl相同，m不同时，形状(轮廓)一样，但伸展方向不同。例：2px,2py,2pz波函数角度分布图有正负之分。如：p38图波函数径向分布图：Rn,l(r)-r 径向波函数R(r)对r作图。3)电子云的图形表示-电子云径向分布图和角度分布图波函数的物理意义：|中|2原子核外出现电子的概率密度。

电子云图：以黑点的疏密表示电子在核外某处出现的概率密度分布的图形。物理意义：电子出现的概率密度O电子云浓度Note：电子云是电子在核外空间出现概率密度分布的形象化描述。电子云中的点不代表电子，而是几率密度的形象化表示。电子云常用小黑点的疏密程度表示电子出现的概率密度。电子云界面图：为表示电子云在空间分布的形状可将电子云密度相同的点连接起来，就围成一个曲面称为等密度面〔或等值面〕。通常把电子出现概率大于90%都包括在内的等值面做为电子云的界面来表示电子云的形状，这样的图叫做电子云的界面图。图及电子云图及电子云(b)1s电子云的界面图电子云角度分布图由电子云角度分布函数Y2l,m(0,。)对(0,神作图而得；电子云角度分布图的形状，见p34图1-5电子云角度分布图与波函数角度分布图的区别、—Y2l,m(0,。)表示电子在空间(0,神方向上出现的概率密度，无正负之分。Yl,m(0,神反应了电子在空间(0,。)变化时的空间分布情况，亦称原子轨道角度分布图。具有方向性，有正负之分。Y2l,m(0,*)Yl,m(0,Y2l,m(0,*)正，负正胖瘦(Y2l,m(0,*)<1)电子云径向分布图电子云径向分布函数：D(r)=S24兀r2=R2n,l(r).4兀r2(*概率密度X体积=概率)物理意义：离核r处“无限薄球壳〃里电子出现的概率，D值越大表示电子在该球壳里出现的概率越大；R2n,l(r)与D(r)的区别联系：概率密度与概率的关系。R2n,l(r)电子云径向密度

分布，电子在核外出现的概率密度，与半径成反比。电子云径向分布(函数)图一D(r)-r作图，见p39图1-8表示电子出现的概率随半径r的变化。指电子在核外距离为r的一薄层球壳中出现的概率随半径r变化时的分布情况。因为球壳体积4b2.dr与半径r成正比，而R2n,l(r)为概率密度与半径r成反比。故电子云径向分布图会出现峰值。出现峰值个数规律：n-Luowumuoanqpw-p75一uowumuoanqpw-p75一PBtr:2s,2p电子云径向分布函数(r2R2n,l(r))出现峰值个数规律n-l氢原子的律同分布图 金及祝曲了云转।句分布圈小结2：波函数绅)和电子云绅2)的空间图象波函数：径向函数义角度函数Vn,l,m(r,0,@)=Rn,l(r)・Yl,m(0,°)Rn,l(r):波函数的径向部分，由n,l决定Yl,m(0,°):波函数的角度部分，由l,ms决定电子云o概率密度V2n,l,m(r,0,°)=R2n,l(r>Y2l,m(0,°)Rn,l(r)-r 波函数(v)径向分布R2n,l(r)-r电子云&2)径向密度分布D(r)-r即r2R2n,l(r)-r电子云绅2)径向(概率)分布(D(r)=Ip12・4兀r2=R2n,l(r)・4兀r2(电子在离核半径为r单位厚度的薄球壳内出现的概率：概率密度X体积=概率。)Yl,m(0,°) 波函数绅)角度分布(十,-)Y2l,m(0,°) 电子云绅2)角度(概率)分布小结3：四个量子数和电子运动状态主量子数n角量子数l磁量子数m自旋磁量子数ms电子运动状态数取值取值能级符号取值原子轨道取值符号符号总数101s01s1±1/2JT2202s02s4±1/2JT812p02pz±1/2JT士12px±1/2JT2py±1/2JTl=0,1,2,……,(n-1); m=0,±1,±2,……,±l三、基态原子电子组态——核外电子排布规律与填充1.多电子原子轨道似能级图单电子体系：电子能量只与主量子数n有关；多电子体系：电子能量与n、l有关。能级概念：不同运动状态的电子(或原子轨道)具有不同的能量，有高低之分，故称之为能级。鲍林近似能级图---只适用于多电子原子*近似能级图反映了原子轨道能量的相对高低，电子填充时按此顺序进行，故又称电子填充顺序图；各电子层能量随n依次增大。当l相同时，轨道能级由n决定。Ex:E2s<E3s<E4s,E2p<E3p<E4P当n相同时，各亚层轨道能级由l决定。Ex：E4s<E4p<E4d<E4f—能级分裂现象—屏蔽效应当n,l不同时，n>3时则出现能级交错现象。Ex：Ens<E(n-1)d(n>3)—钻穿效应能级分裂：n同，l不同，如：E3s<E3P<E3d

能级交错：n,l均不同，E4s<E3d(Z<21)构造原理随核电荷数递增，大多数元素的电中性基态原子的电子.构造原理构造原理随核电荷数递增，大多数元素的电中性基态原子的电子.核外电子排布规律泡利(Pauli)不相容原理：同一原子中，不可能出现n、1、m、ms完全相同的两个电子，即：每个原子轨道中最多只能排布两个自旋相反的电子。能量最低原理：电子填充由低到高能级；洪德(Hund)规则同一亚层中，最多轨道规则。即：电子分布在角量子数1相同的简并轨道上时,总是尽可能分占不同的轨道，且自旋平行。洪德规则特例：简并轨道中的电子排布，当电子处于半充满：p3,d5,f7-最稳定状态全满：p6,diO,fl4、全空：pO,dO,fO-相对稳定状态核外电子构型式或电子排布式几个Hund规则特例：Cr,Cu,M。等的电子排布式；电子结构式中能级的书写顺序与电子填充顺序有不同；原子失去电子的顺序与电子填充顺序相反。四、元素周期表和元素周期系1.元素周期表（PeriodicTable）的构造1）电子层结构与周期（Periods）周期数=电子层数=最外主量子数 各周期中元素数目TOC\o"1-5"\h\z特短周期-第一周期 2短周期-第二、三周期 8、8长周期-第四、五周期 18、18特长周期-第六、七周期 32、32各周期中能容纳元素最大数目为2n22）电子层结构与族（FamilyorGroup）价电子、价电子层、价电子层结构的概念周期表共分8类16族―I~VIn8类，A（主人B（副）两族主族：族数=价电子数；副族：除VIII、IB、IIB族外，其它的族数二价电子数。3）电子层结构与区（Blocks）元素周期表共分：s、p、d、ds、f5个区s区：ns1-2p区：ns2np1-6d区：（n-1）d1-10ns1-2ds区：（n-1）d10ns1-2f区：（n-2）f1-14（n-1）d0-1ns24）元素的分类主族元素（maingroupelements）-s区、p区过渡元素（transitionelements）-d区、ds区内过渡元素（innertransitionelements）-f区稀土元素（4f层）镧系元素〔lanthanide〕（5f层）锕系元素〔actinide〕元素周期表构造规律周期数=电子层数（主量子数n，7个）族数=最外层电子数（主族，8个）=外围电子数（副族10个）价电子构型与价电子数S区，（ns）1-2;p区，（ns）2（np）x;d区，（n-1）s1-2ndx电子排布的周期性决定了元素性质的周期性元素基本性质的周期性1）原子半径〔atomicradius〕-数值只有近似的意义共价半径〔covalentradius〕-共价键金属半径〔metallicradius〕-金属键X得华半径〔vanderwaalsradius〕-分子作用力*三种半径相差很大，一定要选择同一类型的才能比较。原子半径的周期性同一周期自左向右原子半径逐渐减小。同一周期，主族元素的原子半径减小幅度较大，而副族元素的则较小。原因：电子层相同，从左到右，有效核电荷数逐渐递增。同一族自上而下原子半径依次增大。与主族相比，同一副族元素的原子半径增大幅度较小。第五、六周期同族元素原子半径非常接近一镯系收缩；2)电离能I(ionizationenergy)电离能：基态气体原子失去一个电子成为气态离子所需的最小能量称为电离能。对于多电子原子，可以有I,I,I…1 2 3规律性：同一元素，各级电离能的大小顺序为：I<I<I<.../1 2 3 n同周期内元素的电离能自左向右依次增大；周期内I由左向右有起伏，原因:hund规则特例引起的.1同族内元素的电离能由上向下逐渐减小。主族元素原子的I变化明显；1副族元素的I变化幅度较小。*特例：镧系收缩。1物理意义：衡量元素的原子气态时失电子的能力-判断元素的化学性质。通常以I1的大小判断，I越小，元素金属性越强。1原子结构实验证明手段一证明原子结构的分层。3)电子亲合能EA(Afflictionenergy)元素的气态原子在基态时获得一个电子成为一价气态负离子所放出的能量称为电子亲和能。当负一价离子再获得电子时要克服负电荷之间的排斥力，因此要吸收能量。电子亲合能反映气态非金属得到电子的能力！变化规律性同一周期：从左到右，Z*增大，r减小，最外层电子数依次增多，趋向于结合电子形成8电子结构，E的正值增大。卤素的A呈现最大正值，IIA为负值，稀有气体的A为最大负值。同一主族：从上到下，规律不很明显，大部分的E正值变小。特例：E(N)为负值，是p区元素中除稀有气体外唯一的正值。A的最大正值不出现在F原子而是Cl原子。4)电负性 〔electronegativity〕表示分子中的原子对成键电子的相对吸引能力，用X表示。物理意义：电负性越小，吸引电子能力越小，金属性越强，非金属性越弱。是元素化学活泼性的衡量标准，分界值2.0;预估计化学键的键型。一般电负性相差大于1.7为离子键。Pauling电负性Pauling电负性为相对值，规定H的为2.1。

一般规律：同一周期中，元素电负性由左向右增大；同一族中，元素电负性由上到下减小。*周期表中：左下角Cs最小(0.79),最活泼金属；右上角F最大(4.0),最活泼非金属。有机化学复习总结有机化学部分一．有机化合物的命名能够用系统命名法命名各种类型化合物：包括烷烃，烯烃，炔烃，烯炔，脂环烃〔单环脂环烃和多环置换脂环烃中的螺环烃和桥环烃〕，芳烃，醇，酚，醚，醛，酮，羧酸，羧酸衍生物〔酰卤，酸酐，酯，酰胺〕，多官能团化合物〔官能团优先顺序：-COOH>-SO3H>-COOR>-COX>-CN>-CHO>>C=O>-OH(醇)>-OH(酚)>-SH>-NH2>-OR>C=C>-C三C->(-R>-X>-NO2)，并能够判断出Z/E构型和R/S构型。根据化合物的系统命名，写出相应的结构式或立体结构式〔伞形式，锯架式，纽曼投影式，也由€「投影式〕。立体结构的表示方法：5〕构象(c。nf。rmati。n)COOH5〕构象(c。nf。rmati。n)COOH4〕菲舍尔投影式：OHHCH3乙烷构象：最稳定构象是交叉式，最不稳定构象是重叠式。正丁烷构象：最稳定构象是对位交叉式，最不稳定构象是全重叠式。⑶环己烷构象：最稳定构象是椅式构象。一取代环己烷最稳定构象是e取代的椅式构象。多取代环己烷最稳定构象是e取代最多或大基团处于e键上的椅式构象。立体结构的标记方法Z/E标记法：在表示烯烃的构型时，如果在次序规则中两个优先的基团在同一侧，为Z构型，在相反侧，为E构型。CH-CH-H C2H5ACT2H5HCl(Z)—3一氯一2-戊烯 (E)-3一氯一2一戊烯顺/反标记法：在标记烯烃和脂环烃的构型时，如果两个相同的基团在同一侧，则为顺式；在相反侧，则为反式。AC-巴"、_/

zAC-巴"、_/

zCC\ /C=CHHH CH3顺一2一丁烯 反一2一丁烯顺一1,4一二甲基环己烷CHCH3H反一1,4一二甲基环己烷R/S标记法：在标记手性分子时，先把与手性碳相连的四个基团按次序规则排序。然后将最不优先的基团放在远离观察者，再以次观察其它三个基团，如果优先顺序是顺时针，则为R构型，如果是逆时针，则为S构型。注：将伞状透视式与菲舍尔投影式互换的方法是：先按要求书写其透视式或投影式，然后分别标出其R/S构型，如果两者构型相同，则为同一化合物，否则为其对映体。

二.有机化学反应与特点反应类型「自由基反应，自由基取代：烷烃卤代、芳烃侧链卤代、烯烃的「自由基反应，自由基取代：烷烃卤代、芳烃侧链卤代、烯烃的a一H卤代自由基加成：烯，炔的过氧化效应反应类型《(按历程分)反应类型《(按历程分)亲电加成:亲电取代:-工利亲核取代:离子型反应亲核加成:I消除反应:烯、炔、二烯烃的加成，脂环烃小环的开环加成芳环上的亲电取代反应卤代烃、醇的反应，环氧乙烷的开环反应，醚键断裂反应,卤苯的取代反应炔烃的亲核加成卤代烃和醇的反应L协同反应：双烯合成还原反应〔包括催化加氢〕：烯烃、炔烃、环烷烃、芳烃、卤代烃氧化反应：烯烃的氧化〔高锰酸钾氧化，臭氧氧化，环氧化〕；炔烃高锰酸钾氧化，臭氧氧化；醇的氧化；芳烃侧链氧化，芳环氧化〕有关规律马氏规律：亲电加成反应的规律，亲电试剂总是加到连氢较多的双键碳上。过氧化效应：自由基加成反应的规律，卤素加到连氢较多的双键碳上。空间效应：体积较大的基团总是取代到空间位阻较小的位置。定位规律：芳烃亲电取代反应的规律，有邻、对位定位基，和间位定位基。查依切夫规律：卤代烃和醇消除反应的规律，主要产物是双键碳上取代基较多的烯烃。6)休克尔规则：判断芳香性的规则。存在一个环状的大n键，成环原子必须共平面或接近共平面，n电子数符合4n+2规则。霍夫曼规则：季铵盐消除反应的规律，只有烃基时，主要产物是双键碳上取代基较少的烯烃〔动力学控制产物〕。当B-碳上连有吸电子基或不饱和键时，则消除的是酸性较强的氢，生成较稳定的产物〔热力学控制产物〕。基团的“顺序规则〞反应中的立体化学烷烃：烷烃的自由基取代：外消旋化烯烃：烯烃的亲电加成：溴，氯，HOBr〔HOCl〕，羟汞化-脱汞还原反应---—反式加成其它亲电试剂：顺式+反式加成烯烃的环氧化，与单线态卡宾的反应：保持构型烯烃的冷稀KMnO4/H2O氧化：顺式邻二醇烯烃的硼氢化-氧化：顺式加成烯烃的加氢：顺式加氢环己烯的加成〔1-取代，3-取代，4-取代〕炔烃：选择性加氢：Lindlar催化剂----顺式烯烃Na/NH3〔L〕 反式加氢

亲核取代：SN1：外消旋化的同时构型翻转SN2：构型翻转〔Walden翻转〕消除反应：E2，E1cb:反式共平面消除。环氧乙烷的开环反应：反式产物四．概念、物理性质、结构稳定性、反应活性〔一〕.概念1.同分异构体同分异构CH31.同分异构体同分异构CH3｛碳架异构H2C=C-CH2CH2H2c;C-CH3位置异构CH2=CHCH2cH3CH3cH=CHCH3官能团异构CH3CH2OHCH3OCH3互变异构CH2=CH-OH^^CH3CHO」构型异构，

.构象异构'顺反异构

.对映异构试剂亲电试剂：简单地说，对电子具有亲合力的试剂就叫亲电试剂〔electrophilicreagent〕。亲电试

剂一般都是带正电荷的试剂或具有空的p轨道或d轨道能够接受电子对的中性分子，如:H+、Cl+、Br+、RCH2+、CH3CO+、NO2+s+SO3HsSO>BF3SAlCl3等，都是亲电试剂。亲核试剂：对电子没有亲合力，但对带正电荷或部分正电荷的碳原子具有亲合力的试剂叫亲核试剂〔nucleophilicreagent〕。亲核试剂一般是带负电荷的试剂或是带有未共用电子对的中性分子，如：OH.、HS.、CN-、NH2一、RCH2一、RO.、RS-、PhO.、RCOO.、X-sH2O、ROH、ROR、NH3、RNH2等，都是亲核试剂。自由基试剂：Clhv或高温「2Clhv或高温「2均裂"2ClBr2hv或高温

均裂»2BrCl2、8弓是自由基引发剂，此外，过氧化氢、过氧化苯甲酰、偶氮二异丁氰、过硫酸铵等也是常用的自由基引发剂。少量的自由基引发剂就可引发反应，使反应进行下去。酸碱的概念布朗斯特酸碱：质子的给体为酸，质子的受体为碱。Lewis酸碱：电子的接受体为酸，电子的给与体为碱。共价键的属性键长、键角、键能、键矩、偶极矩。杂化轨道理论

SP3、SP2、SP杂化。旋光性平面偏振光：手性：手性碳：旋光性：旋光性物质〔光学活性物质〕，左旋体，右旋体：内消旋体、外消旋体，两者的区别：对映异构体，产生条件：非对映异构体：TOC\o"1-5"\h\z苏式，赤式： 『HO 『HOH OH H OHH OH HO HCH20H CH20H赤