普通化学考研复习资料一

2010年《普通化学》考研辅导资料之一——《普通化学》考研内容精选第一章化学反响的根本规律一、根本知识点：1、体系的状态函数〔1〕体系—人为规定研究对象的物质系统。敞开体系：体系与环境有物质和能量交换。封闭体系：体系与环境无物质交换，但有能量交换。孤立体系：体系与环境无物质交换，又无能量交换。〔2〕状态—体系中一切性质的总和。广度性质：表现体系量的特征〔与体系中物质的量成正比〕，例如体积V、质量m、热容C、热力学能U、焓H、熵S、吉布斯自由能G等，具有加和性。强度性质：表现体系质的特征〔与体系中物质的量无关〕，例如温度T、压力P、浓度c、密度ρ等，不具有加和性。〔3〕状态函数—由状态所决定的每一种理化性质，统称为体系的状态函数。或能决定状态的性质和以一定关系随这些性质而变化的其它性质，统称为体系的状态函数。例如T、P、V和H=U+pV、G=H–TS等。(4)状态函数特征—其变量仅与状态有关，而与变化途径无关。例如〔循环过程〕其数学处理可用全微分的概念，H其微量变化可用dH表示，而热Q是由于体系与环境的温度差异而引起的能量传递量，Q的数值会随具体途径而变化，故热Q不是状态函数，其微量变化要用δQ表示。因为在等压过程中，Qp=△H，所以dH=δQp。2、热力学第一定律〔化学反响中的能量守恒〕热力学能〔内能〕U—是体系内部各种能量的总和。是体系自身的性质，是广度性质，是体系的一种状态函数。其绝对值无法确定，但其变量△U只取决于体系的始、终态。〔2〕热力学第一定律数学表达式:△U=U2–U1=Q+W=Qv(等容反响热)〔3〕等压反响热与焓：H=U+pV，△U=Qp+W，△H=Qp所以焓也是体系的一种状态函数。其绝对值也是无法确定，但其变量△H只取决于体系的始、终态。其是体系的广度性质，具有加和性。〔4〕盖斯定律——化学反响的反响热只与反响体系的始、终态有关，而与其变化的途径无关。〔5〕3、热力学第二定律：孤立体系中所发生的任意过程总是向着熵增大的方向进行。熵〔S〕——是体系的状态函数，是量度体系混乱度的函数。标准熵：在标准状态下，1mol某纯物质从0K慢慢升温到TK时两状态间的熵变。4、热力学第三定律：在热力学温度0K时，任何纯物质的熵值为零。〔1〕〔2〕〔3〕〔4〕5、化学反响的自发性判据〔1〕该化学反响在任何温度下能自发进行。〔2〕该化学反响在任何温度下不能自发进行。〔3〕该化学反响在低于某温度下能自发进行。〔4〕该化学反响在高于某温度下能自发进行。6、吉布斯自由能与化学反响的自发性判据〔1〕〔2〕〔3〕〔4〕〔5〕该化学反响在某温度标准状态下能自发进行。该化学反响在某温度标准状态下不能自发进行。该化学反响在某温度标准状态下处平衡状态。〔6〕或KJ。mol¯1该化学反响在某温度非标准状态下能自发进行。或KJ。mol¯1该化学反响在某温度非标准状态下不能自发进行。该化学反响在某温度非标准状态下处平衡状态。7、热力学等温、等压方程式：〔1〕〔2〕〔3〕时，8、化学反响限度——化学平衡化学平衡的特征：是在一定温度下，化学反响建立的相对的一种动态平衡。其特征可用平衡常数表示。标准平衡常数可用热力学等温、等压方程式求得，故又称热力学平衡常数。对某一反响而言，标准平衡常数的数值仅与温度有关。对气相反响而言：假设为溶液中溶质的反响而言：多重平衡规那么：某总反响为假设干个分步反响之和〔或之差〕时，那么总反响的平衡常数为这假设干个分步反响平衡常数的乘积〔或商〕。9、化学反响速率基元反响〔简单反响〕为一步到底的反响。非基元反响〔复杂反响〕为多步基元反响组成，其化学反响速率由其中最慢一步基元反响决定。〔2〕化学反响进度单位：mol〔3〕化学反响速率单位：mol.dmˉ3.sˉ1〔4〕反响的活化能〔60250kj.molˉ1〕=临界-平均〔5〕质量作用定律〔x,y的数值由实验决定〕反响速率常数〔k〕为当c(A)=c(B)=1mol.dmˉ3时的反响速率。对某一反响而言，反响速率常数的数值与温度有关,此外与反响的活化能有关.使用适当的催化剂可改变活化能.化学反响速率与反响速率常数及浓度有关.另外在多相体系中,其化学反响速率还与相界面的大小有关.二、重点及难点1、化学反响方向的判断〔1〕该反响向正反响方向进行〔反响自发〕该反响向逆反响方向进行〔反响非自发〕该反响处平衡状态〔2〕假设该反响向正反响方向进行〔反响自发〕该反响向逆反响方向进行〔反响非自发〕该反响处平衡状态〔3〕KJ。mol¯1该反响向正反响方向进行〔反响自发〕KJ。mol¯1该反响向逆反响方向进行〔反响非自发〕〔4〕该化学反响在低于某温度下能自发进行该化学反响在高于某温度下能自发进行2、化学反响的标准平衡常数与温度的关系3、化学反响的反响速率常数与温度的关系三、计算题中运用的计算公式使用条件和考前须知1、某化学反响标准摩尔焓变的计算：使用条件——要依据已给定的某化学反响来进行计算，故其与化学反响式的书写形式有关。考前须知——不要忘记化学反响式中的化学计量数。使用条件——在任何温度下某化学反响标准摩尔焓变可近似等于298.15K时该化学反响的标准摩尔焓变，因为某化学反响标准摩尔焓变与温度关系不大。考前须知——不要忘记化学反响式中的化学计量数，其单位为kj.molˉ1。使用条件——利用在某温度下某化学反响的标准摩尔吉布斯自由能变及298.15K时该化学反响的标准摩尔熵变来进行计算。也因为某化学反响的标准摩尔熵变与温度关系不大。考前须知——式中的吉布斯自由能变与温度有关，故要使用该温度下的吉布斯自由能变进行计算，注意使用的单位要一致。因为其中化学反响的标准熵变的单位为j.molˉ1.Kˉ1.使用条件——利用在不同温度下该化学反响的标准平衡常数来进行计算。考前须知——注意使用的单位要一致。因为式中的标准气体常数R的单位为j.molˉ1.Kˉ1.2、某化学反响标准摩尔熵变的计算：使用条件——要依据已给定的某化学反响来进行计算，故其与化学反响式的书写形式有关。考前须知——不要忘记化学反响式中的化学计量数。化学反响标准熵变的单位为j.molˉ1.Kˉ1.使用条件——在任何温度下某物质的标准摩尔熵等于298.15K时的标准熵，同样在任何温度下某化学反响的标准摩尔熵变可近似等于298.15K时该化学反响的标准摩尔熵变。因为某化学反响标准摩尔熵变与温度关系不大。考前须知——不要忘记化学反响式中的化学计量数，故其与化学反响式的书写形式有关。其单位为j.molˉ1Kˉ1.使用条件——利用在某温度下某化学反响的标准摩尔吉布斯自由能变及298.15K时该化学反响的标准摩尔焓变来进行计算。也因为某化学反响的标准摩尔焓变与温度关系不大。考前须知——注意使用的单位要一致。因为式中的标准吉布斯自由能变及标准焓变的单位为kj.molˉ1，而式中的标准熵变的单位为j.molˉ1.Kˉ1.3、某化学反响标准摩尔吉布斯自由能变的计算：使用条件——式中的标准摩尔吉布斯自由能变是指在298.15K时的化学反响标准摩尔吉布斯自由能变。同样要依据已给定的某化学反响来进行计算，故其与化学反响式的书写形式有关。考前须知——不要忘记化学反响式中的化学计量数。其单位为kj.molˉ1。使用条件——式中的标准摩尔吉布斯自由能变是指在任何指定温度TK时的化学反响标准摩尔吉布斯自由能变。利用该化学反响的标准摩尔焓变、该化学反响的标准摩尔熵变及指定温度TK来进行计算。考前须知——注意使用的单位要一致。因为式中的标准吉布斯自由能变及标准焓变的单位为kj.molˉ1，而式中的标准熵变的单位为j.molˉ1.Kˉ1.使用条件——式中的摩尔吉布斯自由能变是指在任何指定温度TK时的化学反响非标准摩尔吉布斯自由能变。利用该化学反响在该温度下的标准摩尔吉布斯自由能变和该化学反响在非平衡状态时的浓度商或分压商来进行计算。考前须知——注意使用的单位要一致。因为式中的非标准摩尔吉布斯自由能变和标准摩尔吉布斯自由能变的单位为kj.molˉ1，而式中的标准气体常数R的单位为j.molˉ1.Kˉ1；另外要注意式中的浓度商和分压商是指相对浓度商和相对分压商，是无量纲的。使用条件——式中的标准摩尔吉布斯自由能变是指在任何指定温度TK时的化学反响标准摩尔吉布斯自由能变。可利用该温度下的标准平衡常数来进行计算。考前须知——注意使用的单位要一致。因为式中的标准摩尔吉布斯自由能变的单位为kj.molˉ1，而式中的标准气体常数R的单位为j.molˉ1.Kˉ1；另外要注意式中的标准平衡常数是无量纲的。使用条件——某一氧化复原反响的摩尔吉布斯自由能变可利用该反响组成原电池的原电池电动势来进行计算；那么其标准摩尔吉布斯自由能变可利用该反响组成原电池的标准原电池电动势来进行计算。其温度一般指298.15K。考前须知——式中的F是法拉第常数，即96485C.molˉ1，电动势E的单位为V，那么其标准摩尔吉布斯自由能变和非标准摩尔吉布斯自由能变的单位为j.molˉ1.4、某化学反响能自发进行的临界温度的计算：使用条件——当某化学反响的时可使用此式来进行计算。考前须知——注意使用的单位要一致。因为式中的标准摩尔焓变的单位为kj.molˉ1。而式中的标准摩尔熵变的单位为j.molˉ1.Kˉ1.使用条件——当某化学反响的时可使用此式来进行计算。考前须知——注意使用的单位要一致。因为式中的标准摩尔焓变的单位为kj.molˉ1。而式中的标准摩尔熵变的单位为j.molˉ1.Kˉ1.5、某化学反响的标准平衡常数的计算：使用条件——对气相反响，可使用此式来进行计算。考前须知——式中的分压是指化学反响处平衡状态时，反响物和生成物的相对分压。假设是多相反响，那么分压是指化学反响处平衡状态时，气体反响物和气体生成物的相对分压。另外其数值与化学反响式中的化学计量数有关，即与化学反响式的书写形式有关。使用条件——对溶液中溶质的反响，可使用此式来进行计算。考前须知——式中的浓度是指化学反响处平衡状态时，反响物和生成物的相对浓度。假设是多相反响，那么浓度是指化学反响处平衡状态时，溶液中溶质的相对浓度。另外其数值与化学反响式中的化学计量数有关，即与化学反响式的书写形式有关。而且平衡常数表达式中不包含纯液体、纯固体和水溶液中的水的浓度项。使用条件——对于多重平衡体系而言，某总反响为假设干个分步反响之和〔或之差〕时，那么总反响的平衡常数为这假设干个分步反响平衡常数的乘积〔或商〕。考前须知——平衡常数是无量纲的，其数值与化学反响式中的化学计量数有关，即与化学反响式的书写形式有关。使用条件——可利用该温度下的标准摩尔吉布斯自由能变来进行计算。因为当某化学反响的非标准摩尔吉布斯自由能变对于零时，该化学反响处于平衡状态。考前须知——注意使用的单位要一致。由于式中的标准摩尔吉布斯自由能变单位为kj.molˉ1。而式中的标准气体常数R的单位为j.molˉ1.Kˉ1。使用条件——某一氧化复原反响处于平衡状态时，可使用此式来进行计算。考前须知——式中的电池电动势是指标准原电池电动势。6、化学反响的反响速率计算：〔x,y的数值由实验决定〕使用条件——对基元反响而言，式中x=a,y=b；对非基元反响而言，其反响速率由其中最慢的一步基元反响决定，x,y的数值由实验决定。考前须知——式中反响速率的单位为mol.dmˉ3.sˉ1，浓度单位为mol.dmˉ3，而反响速率常数k的单位可由该反响的反响级数〔x+y〕决定。但是也可认为反响速率常数k是无量纲的。使用条件——利用反响的活化能和某一温度下的反响速率，来计算另一温度下的反响速率。考前须知——注意使用的单位要一致。因为活化能的单位为kj.molˉ1，而标准气体常数R的单位为j.molˉ1.Kˉ1。7、化学反响的活化能计算：使用条件——利用不同温度下的反响速率，来计算该反响的活化能；或利用不同温度下的反响速率常数，来计算该反响的活化能。考前须知——注意使用的单位要一致。因为活化能的单位为kj.molˉ1，而标准气体常数R的单位为j.molˉ1.Kˉ1。8、化学反响的反响速率常数k测定和计算：使用条件——利用实验测定，反响速率常数k是指单位浓度时的反响速率。考前须知——实验时，可改变某一反响物的浓度屡次，再改变另一反响物的浓度屡次，来测定该反应的反响级数，并且可计算该反响的反响速率常数k。使用条件——利用反响的活化能和某一温度下的反响速率常数，来计算另一温度下的反响速率常数。考前须知——注意使用的单位要一致。因为活化能的单位为kj.molˉ1，而标准气体常数R的单位为j.molˉ1.Kˉ1。第二章水基分散系一、根本知识点：1、分散体系〔分散质、分散剂〕；可分溶液、胶体及粗分散体系。2、稀溶液的依数性〔稀溶液的通性〕——拉乌尔定律蒸气压下降溶液的沸点升高溶液的凝固点降低渗透压3、胶体分散体系——是一种高度分散的多相不均匀体系胶体的种类：溶胶〔分散剂为液体的分散体系，分散质可为气体、液体和固体〕气溶胶〔分散剂为气体的分散体系〕胶体的结构：胶团=胶粒〔胶核+电位离子+吸附层反离子〕+扩散层反离子例如：〔负溶胶〕〔正溶胶〕胶体的稳定性与破坏稳定性：胶体的颗粒小、分散度高、外表积大有很大的外表能，而且处于强烈的布郎运动之中，由于相同电性的胶粒可通过静电作用相互排斥，所以具有稳定性。溶胶的破坏：由于参加电解质、加热、改变酸度、浓度和利用相反电性的溶胶间互相作用等方法，可使胶体的稳定性被破坏，产生聚沉作用。溶胶的保护作用：由于参加高分子化合物，其被吸附在胶粒外表，使胶粒不易互相接触，因而显著地增加了胶体的稳定性。溶胶的敏化作用：由于参加少量高分子化合物，其不能完全覆盖胶粒外表，反而会使胶粒吸附在高分子的分子链上，变得易于聚沉而产生絮凝作用。溶胶的胶凝作用：高分子溶液和某些溶胶，在适当的条件下，整个体系会转变成一种弹性半固体状态的凝胶〔冻胶〕。但某些凝胶经过机械搅动后，又会变为溶胶，静置时又会变为凝胶，此现象称为触变作用。重点及难点溶液通性的定性分析：与分散体系中分散质的粒子数多少有关，假设粒子数愈多，那么该溶液的通性愈明显。即该溶液的蒸气压下降得愈多，其溶液的沸点升高、凝固点降低得愈多，其溶液具有愈高的渗透压。所以在浓度相同条件下进行比拟，溶液通性强电解质比弱电解质明显；弱电解质又比非电解质明显。溶液的依数性定量计算：〔1〕式中为该温度下纯溶剂的饱和蒸气压〔2〕式中为溶质的质量摩尔浓度上式中的所以可由此求得未知物的摩尔质量。但是式中的是指在1000克溶剂中未知物的质量。〔3〕式中的单位要一致，假设单位为Pa，那么的单位为m3,假设单位为Kpa,那么的单位为dm3,的单位为mol.dmˉ3。上式中为溶质的摩尔数，所以可由此求得未知物的摩尔质量。计算题中运用的计算公式使用条件和考前须知1、蒸气压下降的计算：使用条件——适用于可溶性、非挥发性、非电解质的稀溶液。利用溶质的摩尔分数及该温度下纯溶剂的饱和蒸气压，来计算该溶液的蒸气压下降值和该溶液的蒸气压。考前须知——溶液的蒸气压下降值和该溶液的温度有关，与溶质的摩尔分数也有关。但对浓溶液及挥发性、电解质溶液无此定量关系。2、溶液的沸点升高、凝固点降低的计算：使用条件——适用于可溶性、非挥发性、非电解质的稀溶液。利用溶质的质量摩尔浓度及该溶剂的沸点升高常数、凝固点降低常数来分别计算该溶液的沸点升高值、凝固点降低值。以及求出该溶液的沸点、凝固点。考前须知——式中溶质的浓度是指质量摩尔浓度，即指1000克溶剂中所含溶质3、溶液的渗透压计算：使用条件——适用于可溶性、非挥发性、非电解质的稀溶液。利用理想气体方程式计算溶液的渗透压。考前须知——注意使用的单位要一致。假设体积单位为m3，那么溶液的渗透压的单位为Pa；假设体积单位为dm3，溶液的浓度单位为mol.dmˉ3，那么溶液的渗透压的单位为KPa。4、未知物的摩尔质量计算：使用条件——适用于可溶性、非挥发性、非电解质的稀溶液。利用该溶液的蒸气压下降值、该溶液的沸点升高值、凝固点降低值及该溶液的渗透压均可计算未知物的摩尔质量。考前须知——溶液的沸点升高、凝固点降低的计算公式中溶质的浓度是指质量摩尔浓度，溶液的渗透压计算公式中溶质的浓度是指体积摩尔浓度。通常利用溶液的渗透压来计算未知物的摩尔质量，因为溶液的渗透压与溶质的浓度变化关系极大，故计算的误差较小。溶液中的化学平衡根本知识点：酸碱质子理论凡能给出质子的物质都是酸，凡能接受质子的物质都是碱。其中包含分子酸碱和离子酸碱。共轭酸碱关系：酸给出一个质子后，就成了其酸的共轭碱；而碱接受一个质子后，就成了其碱的共轭酸。酸碱电离、水的电离、酸碱中和及盐类水解反响可统称为酸碱反响。均可认为是两对共轭酸碱之间的质子转移。一元弱酸弱碱的电离平衡〔1〕弱酸弱碱的电离常数〔在298.15K时，弱酸弱碱电离平衡的标准平衡常数〕水的离子积常数 共轭酸碱对电离常数之间的关系 式中为弱酸的电离常数，为其共轭碱的电离常数。盐类的水解常数 该盐是一种碱，为其共轭酸的电离常数； 该盐是一种酸，为其共轭碱的电离常数。多元弱酸弱碱的电离平衡〔1〕H2S==H++HS-HS-==H++S2-〔2〕S2-+H2O==HS-+OH-HS-+H2O==H2S+OH-同离子效应HAc+HCl混合溶液:使HAc的电离度下降，溶液的酸度由HCl决定；HAc+NaAc混合溶液:也使HAc的电离度下降，溶液的酸度由混合溶液决定；NH3H2O+NaOH混合溶液:使NH3H2O的电离度下降，溶液的碱度由NaOH决定；NH3H2O+NH4Cl混合溶液:也使NH3H2O的电离度下降，溶液的碱度由混合溶液决定。沉淀溶解平衡溶度积常数〔298.15K〕由难溶电解质本性决定 溶度积规那么假设那么该溶液中有沉淀；假设那么该溶液中无沉淀；假设那么该溶液处于平衡状态。分步沉淀在多种相似离子的混合溶液中，利用溶度积规那么，假设能仔细控制沉淀剂的量，使溶液中几种相似离子分别先后沉淀，而不相互干扰。一般定量判断：当后一种离子开始沉淀时，前一种离子的残留浓度小于10-5mol.dmˉ3那么可认为不相互干扰，可分步沉淀。配位化合物及在水溶液中的配位平衡配位化合物——由配离子与其相反离子以离子键结合的复杂化合物，或由电荷相反的两个配离子结合的复杂化合物，以及由中心离子〔原子〕与配位体直接结合的配位分子。配离子——由中心离子〔原子〕与配位体〔假设干个负离子或中性分子〕以配价键结合的复杂离子〔配阳离子、配阴离子〕。假设以配价键结合的复杂分子，那么为配位分子。配位化合物的命名〔由右向左〕称为某化某或某酸某。配离子的命名〔先配位体后中心离子，配位体中先简单后复杂、先无机后有机〕用“合”字相连，并且在中心离子后用〔〕加上罗马数字表示中心离子的氧化数。水溶液中的配位平衡〔配合解离平衡〕 配离子的稳定常数及不稳定常数配离子的累积平衡常数〔逐级稳定常数〕；；；溶液中的电化学平衡氧化复原电对：氧化型/复原型〔Zn2+/Zn〕(Cl2/Cl-)(MnO4-/Mn2+)原电池〔-〕复原型|氧化型‖氧化型|复原型〔+〕电极反响〔半反响〕与电池反响〔全反响〕〔-〕氧化反响Zn→Zn2++2e-〔+〕复原反响Cu2++2e-→Cu电池反响：Zn+Cu2+===Zn2++Cu〔4〕电极电位，单位V；标准电极电位，参与电极反响的离子浓度均为1.0mol.dmˉ3，参与电极反响的气体分压为100Kp.〔5〕能斯特方程a氧化型+ne-b复原型 一般情况下，可用T〔298.15K〕，F〔96485C·molˉ1〕那么原电池的电动势Eº〔电池〕=Eº〔+〕-Eº〔-〕=Eº〔氧化剂〕-Eº〔复原剂〕E〔电池〕=E〔+〕-E〔-〕=E〔氧化剂〕-E〔复原剂〕氧化复原反响的ΔrGm及Kº〔T〕ΔrGm=-nFE〔电池〕；ΔrGºm=-nFEº〔电池〕∵而当ΔrGm〔T〕=0时，该氧化复原反响处于平衡状态。∴-nFEº〔电池〕=2.303RTlgKº〔T〕一般情况下，可用T〔298.15K〕，F〔96485C·molˉ1〕那么氧化复原反响的方向判断E〔电池〕>0该氧化复原反响为正方向，即E〔氧化剂〕>E〔复原剂〕；E〔电池〕<0该氧化复原反响为逆方向，即E〔氧化剂〕<E〔复原剂〕；E〔电池〕=0该氧化复原反响为平衡状态，即E〔氧化剂〕=E〔复原剂〕。氧化剂、复原剂相对强弱的比拟假设某氧化复原电对的电极电位代数值愈小，那么该电对中的复原型的复原能力愈强；假设某氧化复原电对的电极电位代数值愈大，那么该电对中的氧化型的氧化能力愈强；氧化复原反响的方向是强氧化剂与强复原剂作用的方向。电解E分解电压=〔E析出〕阳极-〔E析出〕阴极E理论分解电压=〔E理论析出〕阳极-〔E理论析出〕阴极E实际分解电压=E理论分解电压+ΔE超ΔE超=│η阳极│+│η阴极│阳极发生氧化反响，是电对中的复原型失电子反响，故应该由电极电位代数值愈小的电对中的复原型物质放电，但由于超电位的作用，使其电极电位代数值升高；阴极发生复原反响，是电对中的氧化型得电子反响，故应该由电极电位代数值愈大的电对中的氧化型物质放电，但由于超电位的作用，使其电极电位代数值下降。金属腐蚀与保护化学腐蚀及电化学腐蚀〔析氢腐蚀、吸氧腐蚀与浓差腐蚀〕金属的电化学防腐法〔牺牲阳极法与阴极保护法〕实际体系中的多重平衡沉淀溶解平衡与弱酸弱碱电离平衡金属硫化物在H2S溶液中的沉淀溶解，金属氢氧化物在不同酸度下的沉淀溶解。沉淀溶解平衡与氧化复原平衡溶液中参加沉淀剂后，对电极电位的影响及氧化复原反响平衡常数的测定。沉淀溶解平衡与配合解离平衡溶液中参加配合剂后，对沉淀溶解平衡的影响，在配位化合物溶液中入沉淀剂后，是否有难溶电解质沉淀。配合解离平衡与弱酸弱碱电离平衡配位化合物溶液在不同酸度下，对配合解离平衡的影响。配合解离平衡与氧化复原平衡溶液中参加配合剂后，对电极电位的影响及氧化复原反响平衡常数、配合解离平衡常数的测定。重点及难点一元弱酸弱碱溶液的酸度计算〔弱酸弱碱的电离常数一般小于10-5，弱酸弱碱的浓度不太稀的条件下，Kº/C小于10-4条件下，可用近似公式计算〕多元弱酸弱碱溶液的酸度计算〔当满足Kºa1/Kºa2大于104时，该可近似作一元弱酸弱碱溶液处理；同时又满足Kºa1/C小于10-4条件下，也可用近似公式计算〕缓冲溶液的酸度计算弱酸+共轭碱〔HAc+NaAc〕弱碱+共轭酸〔NH3H2O+NH4Cl〕沉淀溶解平衡有关计算难溶电解质在纯水中的溶解度AB型A2B型AB2型难溶电解质在混合溶液中的溶解度AB型在KB溶液中的溶解度A2B型在K2B溶液中的溶解度AB2型在KB溶液中的溶解度有关溶度积规那么计算溶液中有沉淀生成溶液中无沉淀生成溶液处于沉淀溶解平衡，为饱和溶液。分步沉淀计算Cl-和I-混合溶液中，滴加AgNO3溶液AgI开始沉淀时AgCl开始沉淀时氧化复原反响中有关计算氧化复原反响方向的判断及其产物的估计〔不能直接用电对的标准电极电位来判断〕假设E〔氧化剂〕>E〔复原剂〕，那么该氧化复原反响方向为正方向，其产物为反响物氧化剂电对中的复原型和反响物复原剂电对中的氧化型。假设E〔氧化剂〕<E〔复原剂〕，那么该氧化复原反响方向为逆方向，即该氧化复原反响不能发生。同样也可用氧化复原反响组成的原电池电动势来判断：假设E〔电池〕>0，那么该氧化复原反响方向为正方向，其产物为反响物氧化剂电对中的复原型和反响物复原剂电对中的氧化型。假设E〔电池〕<0，那么该氧化复原反响方向为逆方向，即该氧化复原反响不能发生。其中Jc为该氧化复原反响非平衡状态时的浓度商。氧化复原反响的平衡常数计算〔只能用电对的标准电极电位来计算〕只有当E电池=0时，该氧化复原反响处于平衡状态。配合解离平衡的有关计算金属离子的配合率及配合后溶液中残留金属离子的浓度〔平衡浓度〕计算一般而言配合离子的Kº〔稳〕很大，可认为溶液中金属离子全部配合成配合离子，即配合离子的起始浓度等于溶液中金属离子，当到达配合解离平衡时，金属离子的平衡浓度是由配合离子解离出来的金属离子浓度，即为配合后溶液中残留金属离子的浓度。而金属离子的配合率：配合解离平衡时溶液中配合剂的浓度计算〔上式中n为该配位化合物的配位数〕金属离子在两种不同配合剂存在时的有关计算多重平衡的有关计算〔多重平衡同时成立，注意总平衡常数与有关平衡常数的关系；千万要注意在同一体系中相同离子应具有相同浓度。〕沉淀溶解平衡与弱酸弱碱电离平衡有关计算 金属硫化物开始沉淀时的[H+]应满足以下条件： 金属硫化物完全沉淀时的[H+]应满足以下条件：金属氢氧化物M〔OH〕2开始沉淀时的[OH-]应满足以下条件：金属氢氧化物M〔OH〕2完全沉淀时的[OH-]应满足以下条件：假设判断溶液中是否有金属氢氧化物M〔OH〕2沉淀时，应该用溶度积规那么：假设[OH-]由弱碱NH3·H2O决定，那么当时有氢氧化物M〔OH〕2沉淀；假设[OH-]由弱碱与其共轭酸决定，那么当时有氢氧化物M〔OH〕2沉淀；〔2〕沉淀溶解平衡与氧化复原平衡有关计算假设电对中氧化型发生沉淀，那么可使其电极电位下降。 假设电对中复原型发生沉淀，那么可使其电极电位上升。同时也可用上述的两标准电极电位数值，或利用此原理设计一原电池，求某难溶电解质的溶度积。淀溶解平衡与配合解离平衡有关计算同时可判断在配位化合物溶液中参加沉淀剂后，有否沉淀产生。其中金属离子浓度由其配离子解离决定，阴离子的浓度由沉淀剂决定。配合解离平衡与弱酸弱碱电离平衡有关计算从此可求出平衡时游离Fe3+离子的浓度，也可判断配离子在弱酸弱碱中的稳定性。配合解离平衡与氧化复原平衡有关计算假设电对中氧化型发生配合反响，那么可使其电极电位下降。[Cu(NH3)4]2++2e-====Cu+4NH3同时也可利用上述的两标准电极电位数值，求出该配离子的稳定常数。 计算题中运用的计算公式使用条件和考前须知1、一元弱酸弱碱的电离常数计算：使用条件——适用于一元弱酸弱碱的溶液，即一元弱酸弱碱的电离常数一般小于10-5。考前须知——式中的浓度均指一元弱酸弱碱到达电离平衡时的浓度。使用条件——适用于纯一元弱酸弱碱的溶液。利用一元弱酸弱碱的浓度和电离度来近似计算。考前须知——注意一元弱酸弱碱的近似计算的条件，〔弱酸弱碱的电离常数一般小于10-5，弱酸弱碱的浓度不太稀的条件下，Kº/C小于10-4条件下，可用近似公式计算〕。一元弱酸弱碱的浓度可用起始浓度来代入近似计算。2、一元弱酸弱碱溶液的酸度计算：使用条件——适用于纯一元弱酸弱碱的溶液。利用一元弱酸弱碱的电离常数及浓度来近似计算。考前须知——注意一元弱酸弱碱的近似计算的条件，〔弱酸弱碱的电离常数一般小于10-5，弱酸弱碱的浓度不太稀的条件下，Kº/C小于10-4条件下，可用近似公式计算〕。一元弱酸弱碱的浓度可用起始浓度来代入近似计算。3、一元弱酸弱碱溶液的电离度计算：使用条件——适用于纯一元弱酸弱碱的溶液。利用一元弱酸弱碱的电离常数及浓度来近似计算。考前须知——注意一元弱酸弱碱的近似计算的条件，〔弱酸弱碱的电离常数一般小于10-5，弱酸弱碱的浓度不太稀的条件下，Kº/C小于10-4条件下，可用近似公式计算〕。一元弱酸弱碱的浓度可用起始浓度来代入近似计算。使用条件——适用于纯一元弱酸弱碱的溶液。利用一元弱酸弱碱的氢离子浓度、氢氧根离子浓度来近似计算。考前须知——注意一元弱酸弱碱的近似计算的条件，〔弱酸弱碱的电离常数一般小于10-5，弱酸弱碱的浓度不太稀的条件下，Kº/C小于10-4条件下，可用近似公式计算〕。一元弱酸弱碱的浓度可用起始浓度来代入近似计算。使用条件——适用于纯一元弱酸弱碱电离平衡体系中，共轭酸碱对电离常数之间的关系计算。考前须知——依据酸碱质子理论，盐类水解反响可认为是酸碱反响，故其水解常数与对应的共轭酸碱的电离常数之间的关系也如此。那么纯盐类溶液的酸度计算、水解度的计算也可参照一元弱酸弱碱的有关计算。4、多元弱酸弱碱溶液的酸度计算：使用条件——适用于纯多元弱酸弱碱电离平衡体系中，而且满足Kºa1/Kºa2大于104，那么可近似作一元弱酸弱碱溶液处理；同时又满足Kºa1/C小于10-4条件下，也可用近似公式计算。考前须知——式中的浓度可用多元弱酸弱碱的起始浓度来代入近似计算。使用条件——适用于纯多元弱酸电离平衡体系中，而且满足Kºa1/Kºa2大于104，那么可近似作一元弱酸弱碱溶液处理；同时又满足Kºa1/C小于10-4条件下，也可用近似公式计算。考前须知——对于纯多元弱碱电离平衡体系中，可参照此条件进行近似计算。使用条件——适用于纯多元弱酸电离平衡体系中及二元盐类水解平衡体系。考前须知——依据酸碱质子理论，此盐类是二元弱酸电离平衡体系。其水解常数与对应的共轭碱的电离常数之间的关系也如此。使用条件——适用于纯多元弱碱电离平衡体系中及二元盐类水解平衡体系。考前须知——依据酸碱质子理论，此盐类是二元弱碱电离平衡体系。其水解常数与对应的共轭酸的电离常数之间的关系也如此。5、缓冲溶液的酸度计算：使用条件——适用于弱酸与其共轭碱组成的缓冲溶液体系。考前须知——式中，是指该弱酸的浓度，而是指该弱酸对应的共轭碱的浓度。使用条件——适用于弱碱与其共轭酸组成的缓冲溶液体系。考前须知——式中，是指该弱碱的浓度，而是指该弱碱对应的共轭酸的浓度。6、难溶电解质的溶解度计算：AB型A2B型AB2型使用条件——适用于难溶电解质在纯水中的溶解度计算，即在饱和水溶液中的溶解度。考前须知——式中的溶解度是指到达难溶电解质的沉淀溶解平衡时的离子的浓度，其单位是mol.dmˉ3，注意其溶解度是指到达难溶电解质的沉淀溶解平衡时哪个离子的浓度，但一般指其金属离子的浓度。AB型在KB溶液中的溶解度A2B型在K2B溶液中的溶解度AB2型在KB溶液中的溶解度使用条件——适用于难溶电解质在含有相同离子的混合溶液中溶解度计算。考前须知——注意相同离子的同离子效应，可使其溶解度下降；假设在不含有相同离子的混合溶液中那么会发生盐效应，会使其溶解度上升。7、难溶电解质的有关溶度积规那么计算：溶液中有沉淀生成溶液中无沉淀生成溶液处于沉淀溶解平衡，为饱和溶液。使用条件——适用于难溶电解质在多种混合溶液中体系，包含多相体系。考前须知——式中的离子积是指溶液中难溶电解质相关的起始离子浓度的乘积，并且要注意这些离子是由哪个物质提供及其解离后间接提供。8、难溶电解质的分步沉淀计算：使用条件——溶液中含有两种或多种负离子，向混合溶液中滴加沉淀剂的体系。考前须知——控制沉淀剂的量，使溶液中几种相似离子分别先后沉淀，而不相互干扰。即当后一种离子开始沉淀时，前一种离子的残留浓度小于10-5mol.dmˉ3，那么可认为不相互干扰，可分步沉淀。注意当后一种离子开始沉淀时，两种难溶电解质的沉淀溶解平衡同时成立。同样溶液中含有两种或多种正离子，向混合溶液中滴加沉淀剂的体系也可参照此方法。9、金属离子的配合率及配合后溶液中残留金属离子的浓度计算：使用条件——金属离子在有配合剂存在的水溶液中的配位解离平衡状态。考前须知——由于一般金属配离子的稳定常数较大，故一般可认为其配合率可达100%。但是不等于溶液中根本不存在金属离子，这里所指的溶液中残留金属离子浓度是指到达配位解离平衡状态时的金属离子的浓度。一般其数值很小，可通过其配离子的配位解离平衡常数表达式来计算。10、配合解离平衡时溶液中所需配合剂的浓度计算：使用条件——金属离子在有配合剂存在的水溶液中的配位解离平衡状态。考前须知——这里所指的配合剂的浓度是指到达配位解离平衡状态时的配合剂浓度，而配合解离平衡时溶液中所需配合剂的浓度是指配合剂的起始浓度。n是指金属离子的配位数。11、金属离子在两种不同配合剂存在时的有关计算：使用条件——同一种金属离子在有两种不同配合剂存在时的配位解离平衡状态。考前须知——首先要求出其总的平衡常数，然后进行有关计算。此时两种配位解离平衡应该同时成立。12、氧化复原电对的电极电位计算：a氧化型+ne-b复原型使用条件——适用某一氧化复原电对的电极反响，即原电池的半反响。考前须知——依据能斯特方程式，T〔298.15K〕，F〔96485C·molˉ1〕。某一氧化复原电对的电极电位数值与其氧化复原电对的电极反响书写方式无关。13、原电池的电动势计算：Eº〔电池〕=Eº〔+〕-Eº〔-〕=Eº〔氧化剂〕-Eº〔复原剂〕E〔电池〕=E〔+〕-E〔-〕=E〔氧化剂〕-E〔复原剂〕使用条件——标准原电池的电动势是指参与电池反响的离子浓度均为1.0mol.dmˉ3，参与电池反响的气体分压均为100Kp；非标准原电池的电动势不是如此。考前须知——此体系并非氧化复原平衡体系。所以所有参与电池反响的离子浓度及气体分压均为非氧化复原平衡时的相对离子浓度和相对气体分压。14、氧化复原反响的平衡常数计算：使用条件——适用于氧化复原平衡体系，此时原电池的电动势等于零。考前须知——此体系所有参与电池反响的离子浓度及气体分压均为氧化复原平衡时的相对离子浓度和相对气体分压。n是配平后电池反响中的电子得失数。15、氧化复原反响的ΔrGm及Kº〔T〕关系计算：ΔrGm=-nFE〔电池〕；ΔrGºm=-nFEº〔电池〕；使用条件——适用于298.15K温度下的电池反响〔氧化复原反响〕。前式为非平衡体系，后式为平衡体系。考前须知——由此前两式计算而得的电池反响〔氧化复原反响〕非标准吉布斯自由能变和标准吉布斯自由能变单位均为j.molˉ1。后式中的温度也为298.15K，那么其平衡常数是指298.15K时的平衡常数。16、电解过程的超电位、超电压及分解电压的计算：E分解电压=〔E析出〕阳极-〔E析出〕阴极E理论分解电压=〔E理论析出〕阳极-〔E理论析出〕阴极E实际分解电压=E理论分解电压+ΔE超ΔE超=│η阳极│+│η阴极│使用条件——电解过程的阳极上，应该是发生氧化反响，由溶液中电极电位代数值最小的电对放电；电解过程的阴极上，应该是发生复原反响，由溶液中电极电位代数值最大的电对放电。电极上的理论析出电位，由能斯特方程式计算；电极上的实际析出电位等于理论析出电位与超电位之和。考前须知——阳极上的超电位为正〔增大〕，而阴极上的超电位为负〔减小〕。电解过程的超电压为阴、阳极超电位绝对值之和。17、沉淀溶解平衡与弱酸弱碱电离平衡有关计算： 金属硫化物开始沉淀时的[H+]应满足以下条件： 金属硫化物完全沉淀时的[H+]应满足以下条件：金属氢氧化物M〔OH〕2开始沉淀时的[OH-]应满足以下条件：金属氢氧化物M〔OH〕2完全沉淀时的[OH-]应满足以下条件：使用条件——在金属盐类溶液中，不断地通人H2S气体，并且通过调节溶液的酸度来到达金属离子的别离；同样在金属盐类溶液中，也可通过调节溶液的碱度来到达金属离子的别离。但是，要满足分步沉淀的先决条件。考前须知——体系中的酸度及碱度的来源和计算。假设是判断有否金属硫化物、金属氢氧化物沉淀，应该用溶度积规那么来判断。18、沉淀溶解平衡与氧化复原平衡有关计算：使用条件——难溶电解质参与电极反响的平衡体系。难溶电解质为氧化态。考前须知——该平衡体系中，[Clˉ]=1。故可用此平衡体系来测定难溶电解质的浓度积。使用条件——难溶电解质参与电极反响的平衡体系。难溶电解质为复原态。考前须知——该平衡体系中，[Ag+]=1。故也可用此平衡体系来测定难溶电解质的溶度积。19、淀溶解平衡与配合解离平衡有关计算：使用条件——难溶电解质参与配离子的配合解离平衡体系。考前须知——该平衡体系中，总平衡常数为配离子的稳定常数与难溶电解质的溶度积常数之积。使用条件——难溶电解质参与配离子的配合解离平衡体系。考前须知——该平衡体系中，难溶电解质的溶解度可用下式进行计算。同时可判断在配位化合物溶液中参加沉淀剂后，有否沉淀产生。其中金属离子浓度由其配离子解离决定，阴离子的浓度由沉淀剂决定。20、配合解离平衡与弱酸弱碱电离平衡有关计算：使用条件——配离子的配合解离中产生的物质可与溶液中氢离子或氢氧根生成弱酸或弱碱的平衡体系。考前须知——该平衡体系中，总平衡常数与配离子的稳定常数和弱酸弱碱的电离常数有关。同时可求出平衡时游离Fe3+离子的浓度，也可判断配离子在弱酸弱碱中的稳定性。21、配合解离平衡与氧化复原平衡有关计算：[Cu(NH3)4]2++2e-====Cu+4NH3使用条件——配离子参与电极反响的平衡体系。故该体系存在配离子的配合解离平衡和配离子参与电极反响的双重平衡。考前须知——该平衡体系中，[Cu(NH3)42+]=1，[NH3]=1。所以可利用上述的两标准电极电位数值，求出该配离子的稳定常数。结构化学根本知识点：原子结构单电子原子的原子结构原子轨道——通常把描述原子中的电子运动状态的波函数ψ称为原子轨道。“轨道”并不是经典力学中描述的质点运动的几何轨迹，也不是指波尔轨道，而是指原子核外电子的一种具有确定能量的运动状态。四个量子数——是描述具有确定能量的原子核外电子运动状态的量子化的四种取植。主量子数n〔是描述原子轨道的能级上下，该核外电子所处的电子层数。1，2，3…n〕副量子数l〔是描述原子轨道的形状。0，1，2，3…n-1〕磁量子m〔是描述原子轨道的空间取向。0，±1，±2，±3…±l〕自旋量子数ms〔是描述核外电子自旋运动状态。+½和-½〕 ,||,多电子原子的原子结构原子轨道与电子云〔ψ的径向局部和角度局部〕电子云是用形象方式描述核外电子在空间某位置上单位体积内出现的概率密度。〔电子云的径向分布图和角度分布图〕原子轨道的能级上下次序可见当时，原子轨道的能级发生能级交错现象：当时，原子轨道的能级也发生能级交错现象：多电子原子的核外电子排布：〔3〕元素周期表元素周期数与原子轨道的能级组数第一周期〔超短周期〕——第一能级组〔1s〕；第二周期〔短周期〕——第二能级组〔2s、2p〕；第三周期〔短周期〕——第三能级组〔3s、3p〕；第四周期〔长周期〕——第四能级组〔4s、3d、4p〕；第五周期〔长周期〕——第五能级组〔5s、4d、5p〕；第六周期〔超长周期〕——第六能级组〔6s、4f、5d、6p〕；第七周期〔未完成周期〕——第七能级组〔7s、5f、6d、…〕；元素周期表主族数与原子的最外层电子数〔IA、IIA、IIIA、IVA、VA、VIA、VIIA、O〕元素周期表副族数与原子的最外层电子数和次外层电子数〔IB、IIB、IIIB、IVB、VB、VIB、VIIB、VIII及La系和Ac系〕元素周期表分为5个区：s区〔IA、IIA〕；p区〔IIIA、IVA、VA、VIA、VIIA、O〕；d区〔IIIB、IVB、VB、VIB、VIIB、VIII〕；ds区〔IB、IIB〕；f区〔La系和Ac系〕。元素周期性原子半径同周期从左到右依次收缩〔主族变化明显，过渡元素其次，内过渡元素更不明显〕；原子半径同族从上到下依次增大；元素的第一电离能同周期从左到右依次增大，但有特例〔O<N、S<P、B<Be、Al<Mg〕；元素的第一电离能同族从上到下依次减小；元素的第一电子亲合能同周期从左到右依次增大；元素的第一电子亲合能同族从上到下依次减小，但有特例〔Cl>F、S>O〕；元素的电负性同周期从左到右依次增大；〔F最大为4.0〕元素的电负性同族从上到下依次减小；〔Cs最小为0.7〕分子结构化学键〔分子内相邻原子之间的强烈作用力〕离子键〔分子内相邻正、负离子之间的静电引力〕共价键〔分子内相邻原子之间电子云相互重叠的强烈作用力〕配位键〔配位共价键〕是特殊共价键。〔分子内中心形成体与配体之间的强烈作用力〕金属键〔改性共价键〕是金属原子和金属离子彼此间以自由电子相互结合的强烈作用力〕分子之间作用力〔范德华力及氢键〕色散力〔由于分子发生瞬时变形而产生的瞬时偶极之间的作用力〕诱导力〔由于分子受固有偶极的电场影响产生的诱导偶极，其与固有偶极之间的作用力〕取向力〔由分子间固有偶极产生的作用力〕氢键〔特殊的分子之间作用力和分子内特殊的不相邻原子之间作用力——分子内氢键〕非极性分子之间只存在色散力；非极性分子与极性分子之间存在色散力和诱导力；极性分子之间存在色散力、诱导力和取向力。假设某极性分子内有与电负性大的原子相结合的氢原子，那么该极性分子之间不但存在色散力、诱导力和取向力，而且存在分子间氢键。晶体结构离子晶体〔晶格格点上是正、负离子，彼此间以离子键相互结合成的晶体〕原子晶体〔晶格格点上是中性原子，彼此间以共价键相互结合成的晶体〕分子晶体〔晶格格点上是分子，彼此间以范德华力相互结合成的晶体〕金属晶体〔晶格格点上是金属原子和金属离子，彼此间以金属键相互结合成的晶体〕混合键型晶体〔由不同的键型混合组成的晶体〕例如石墨晶体中既有共价键又有金属键的作用，而层间结合又是靠范德华力，故石墨是混合键型晶体。超分子化学超分子物——独立存在的化学实体〔如离子、分子、原子团、配合物等〕，相互之间借助于非共价键力〔如静电引力、偶极作用、亲油亲水、芳环堆叠、范德华力、氢键等分子间作用力〕，进一步结合在一起所形成的产物。超分子化学——超越分子以外的化学。分子识别——从多种相似的分子中寻找、选择出某种特定的分子并与之结合。其过程涉及到受体分子对底物复杂的识别、选择和键合作用。其本质是受体和底物在立体结构与能量方面的双重匹配。〔球形识别、正四面体识别、对RNH3+离子及相关底物的识别、对分子长度的线性识别等〕超分子催化作用——在受体与底物结合成超分子时，有多余的反响基团还能与被结合的底物反响，引起底物的变化，生成新的化合物，然后放出产物，使受体分子重新再生出来，用于新一轮的催化循环。这种在超分子水平上的催化作用称为超分子催化作用。其过程包括键合和转化两个主要步骤。超分子物的液膜传输作用——将指定物质从源相穿过液膜相传送到吸收相的过程为液膜传输，其过程中的载体是一种可溶于液膜相的受体，这些受体分子可在液膜相与源相的相界面上，识别被传送的底物，与其结合成超分子，并可在液膜相中自由运动，然后在液膜相与吸收相的相界面上将底物分子放入到吸收相中。分子组装——由大量数目不确定的受体与底物相互识别，并结合成一个整体，那么称为分子组装。例如DNA的自身复制过程是一种分子组装，而且是自发过程。其中受体能主动寻找、选择、识别底物，并自动与之结合，因此也称为分子自组装。重点及难点原子结构〔1〕四个量子数合理性及作用某原子轨道的能级上下可由主量子数n和副量子数l决定；某确定的原子轨道应由主量子数n和副量子数l和磁量子数m决定；某一个核外电子的运动状态那么由主量子数n和副量子数l、磁量子数m和自旋量子数ms决定。||〔2〕屏蔽效应与钻穿效应屏蔽效应——内层电子及同层电子对外层电子的排斥作用，如同屏障一般，使该元素的有效核电荷降低，这种作用称为屏蔽效应。〔其中同层电子间σ=0.35，次外层电子对外层电子的σ=0.85，n-2层及再内层电子对外层电子的σ=1.00〕屏蔽效应的结果：；；； 钻穿效应——外层电子能避开屏蔽作用而钻穿到内层某空间，靠近原子核，使该原子轨道的能级降低，这种作用称为钻穿效应。其结果发生原子轨道的能级分裂现象。；；；由于屏蔽效应和钻穿效应的共同作用，其结果发生原子轨道的能级交错现象。当时，；当时，多电子原子的核外电子排布规律〔二原理和一规那么〕〔基态〕能量最低原理——按原子轨道的能级上下次序排布〔不违反泡利不相容原理〕泡利不相容原理——每根原子轨道只能容纳2个自旋方向不同的电子。即在同一原子中，不可能出现四个量子数完全相同的电子。洪特规那么——电子排布在能级相同的等价轨道时，优先以自旋方向相同的方式单独排布在各等价轨道。当电子排布在等价轨道中，全满、半满和全空为稳定状态，能量最低。全满：；半满：；全空：激发态——不违反泡利不相容原理的前提下，但违反能量最低原理的排布状态。错误排布——违反泡利不相容原理的所有排布状态。元素周期性变化中特例元素的第一电离能同周期从左到右依次增大，但有特例：O<N、S<P、B<Be、Al<Mg是因为N、P原子的核外电子排布中最外层P电子为半满状态，较稳定；而O、S原子的核外电子排布中最外层有4个P电子，较易失去1个P电子而形成半满状态，故O、S元素的第一电离能小于相对元素N、P。元素的第一电子亲合能同族从上到下依次减小，但有特例：Cl>F、S>O是因为F、O两原子半径相对过小，核外电子较密集于原子核周围，对外来电子有较强的排斥作用，故F、O元素的第一电子亲合能小于相对元素Cl、S。分子结构现代价键理论要点——必须满足能量最低原理。两原子成键前应均含有未成对电子〔成单电子〕，而且其自旋方向相反；两原子在形成共价键的过程中，必须到达原子轨道的最大限度的重叠〔有效重叠〕。共价键包括头碰头的σ键和肩并肩的π键，共价键具有方向性和饱和性的特征。配价键理论要点——由中心形成体与配体之间形成的特殊共价键中心形成体〔中心离子或原子〕必须具有价电子空轨道，而配体中的配位原子必须具有孤对电子；并且在形成配价键过程中，中心离子或原子的价电子空轨道必须经过杂化，从而使配体中的配位原子所提供的孤对电子进入，到达原子轨道的最大限度的重叠，将配位体与中心形成体紧密地结合在一起，形成特殊共价键。故配离子均具有一定的空间构型。杂化轨道的类型与空间构型 杂化，直线型。杂化，平面三角型。；，正四面体。外轨型。四面体。，三角锥型。V字性型。，平面正方形。内轨型。正八面体。；外轨型。正八面体。内轨型。离子极化对分子内化学键的影响及对其溶解性、热稳定性等的影响离子极化——分子内的正、负离子间除静电引力外，还存在诱导作用，使得两原子轨道之间有可能发生电子云互相重叠，导致分子内化学键的变化。其主要为正离子的极化力和负离子的被极化程度。分子内正离子的极化力愈强，负离子的被极化程度愈大，那么分子内离子极化作用愈明显，其分子内化学键的共价键成分愈多；反之分子内化学键的离子键成分愈多。对其溶解性、热稳定性等的影响见下一章。第五章单质及无机化合物一、根本知识点：1、金属及其化合物〔1〕金属元素在元素周期表中的位置和分类90种金属元素在元素周期表中S区、d区、ds区、f区及p区B-Si-As-Te-At和Al-Ge-Sb-Po对角线的左下方。金属元素可分为重金属、轻金属、贵金属和稀有金属；稀有金属又可分稀有轻金属、稀有难熔金属、稀散金属、稀土金属和放射性金属。〔2〕过渡金属元素通性过渡金属原子中成单电子〔价电子〕较多，故其分子内金属键相当强，其晶体内部有较多的自由电子，导致过渡金属表现出熔点高、密度大、硬度大、具有较好的延展性和机械加工性，又都是热和电的良导体。而且除IIIB族元素外，其余元素都具有多种氧化数，易形成配位化合物，它们的离子往往具有颜色。2、非金属元素及其化合物〔1〕非金属元素在元素周期表中的位置和分类22种非金属元素在元素周期表中p区B-Si-As-Te-At和Al-Ge-Sb-Po对角线的右上方。其分单原子分子〔稀有气体〕、双原子小分子〔X2、O2、N2、H2〕多原子分子S8、P4、As4〕和大分子物质〔C60、金刚石、晶体硅等〕〔2〕氯化物的水解性及卤化物的溶解性同周期的氯化物从左到右，由于分子内阳离子的电荷量增大，其离子极化力增强，使得分子内离子极化程度增强，导致分子内化学键由典型的离子键向典型的共键键过渡。故其水解性从不能水解到局部水解，再到完全水解甚至到完全彻底水解，其水解产物从碱式氯化物到氢氧化物，再到金属氧化物的水化物到两种酸。同族卤化银的溶解性从上到下，由于卤离子的半径增大，易被极化程度增大，使得分子内离子极化程度增强，导致分子内化学键由典型的离子键向典型的共价键过渡。故其溶解性下降，其卤化银的颜色加深。AgF〔典型离子键〕，无色；AgCl(含有共价键成分的离子键)，白色；AgBr〔含离子键成分的共价键〕，淡黄色；AgI〔典型共价键〕，深黄色。〔3〕氧化物及其水化物的酸碱性同周期的氧化物及其水化物的酸性从左到右增强，碱性减弱。由于分子内阳离子的电荷量增大，其离子极化力增强，其水化物的酸式电离程度增大之缘故。同族氧化物及其水化物的碱性从上到下增强，酸性减弱。由于分子内阳离子的半径增大，其离子极化力减弱，其水化物的碱式电离程度增大之缘故。同一元素的不同氧化数的氧化物及其水化物的酸性，随氧化数的增大而增强；而其碱性随氧化数的增大而减弱。由于分子内阳离子的形式电荷量增大，其离子极化力增强，使分子内化学键中共价键成分增多，其熔点降低。例如MnO的碱性较强，熔点高，而Mn2O7的酸性最强，但熔点最低。〔4〕金属硫化物的溶解性假设金属离子为+1价的8电子构型，由于其无离子极化力，那么其硫化物分子中无离子极化力，那么此类金属硫化物的溶解性极好〔具有水溶性〕；例如：NaS,(NH4)2S.假设金属离子为+2价的8电子构型，或是9—17构型，由于其离子极化力不太强，那么其硫化物分子中离子极化程度不太强，那么此类金属硫化物的溶解性不太好〔可溶解于稀酸〕；例如：MgS,FeS,MnS.假设金属离子为+2价的18电子构型，或是+1价的18电子构型，由于其离子极化力很强，那么其硫化物分子中离子极化程度很强，那么此类金属硫化物的溶解性差〔不溶解于稀酸，但可溶解于强酸或氧化性的酸〕；例如：CuS,PbS,SnS.假设金属离子为+2价的18电子构型，其离子半径又较大，那么由于其离子极化力极强，又存在附加极化作用〔超极化作用〕，导致此类金属硫化物的溶解性极差〔不溶解于强酸或氧化性的酸，只能溶解于王水中〕；例如：HgS.(5)碳酸盐的热稳定性由于碳酸盐〔正盐〕分子中的金属离子的离子极化力小于碳酸氢盐分子中的一个氢离子，更小于碳酸分子中的二个氢离子的共同作用，所以碳酸分子热稳定性极差〔极易分解为CO2和H2O〕，碳酸氢盐热稳定性小于同金属离子的碳酸盐〔正盐〕；由于碳酸盐〔正盐〕分子中的金属离子的离子极化力愈强〔离子电荷数高，离子半径小〕，那么该碳酸盐的热稳定性愈差，反之金属离子的电荷数为+1价，又是8电子构型，该金属离子无离子极化力，所以该碳酸盐的热稳定性最好。故同周期的碳酸盐热稳定性从左到右逐渐下降；同族的碳酸盐热稳定性从上到下逐渐上升。；〔6〕硝酸盐和亚硝酸盐硝酸盐和亚硝酸盐的热稳定性很差，容易受热分解，而且其热分解反响伴随有氮元素的氧化态的改变。金属活泼顺序在Mg以前的活泼金属的硝酸盐，受热分解成亚硝酸盐和氧气。；而亚硝酸盐受热分解成其氧化物及NO和O2。金属活泼顺序介于Mg与Cu之间的金属〔包括Mg与Cu〕的硝酸盐，受热分解成其氧化物及NO2和O2。金属活泼顺序在Cu以后的不活泼金属的硝酸盐，受热分解成其单质及NO2和O2。而硝酸铵的分解可是一种特例：硝酸盐和亚硝酸盐的氧化复原性，因为它们受热分解有氧气产生，故硝酸盐和亚硝酸盐可作为固体氧化剂使用。硝酸盐在水溶液中的氧化能力可随溶液的酸度增大而提高。亚硝酸盐在酸性溶液中既有氧化性又有复原性。第六章有机化合物一、根本知识点1、有机化合物的分类按碳链骨架分类：链烃〔烷烃、烯烃和炔烃〕，环烃〔脂环烃和芳香烃〕，以及杂环化合物。按官能团分类：烷烃，烯烃，二烯烃，炔烃，芳香烃，卤代烃，醇，酚，醚，醛，酮，羧酸，酯，胺，腈。2、有机化合物的命名链烃及其衍生物的命名选择含官能团的最长碳链为主链，并依次用甲、乙、丙、丁、戊、己、庚、辛、壬、葵、十一、十二┅┅表示主链碳原子的多少。给主链上的碳原子进行编号〔使官能团或取代基的序号尽可能最小为原那么〕再以官能团的名称命名：某烷、某烯、某炔、某醇、某醛、某酮、某酸、某胺、某腈；卤代某烃、某某醚〔以醚键左右的烃基命名〕、某酸某酯。芳香烃及其衍生物的命名当苯环上只有简单烷烃基、卤素原子、硝基等取代基时，可以苯环作为母体。命名为：甲苯、氯苯、硝基苯等。假设苯环上有两个上述简单基团，那么可分别以邻、对、间来表示两个基团的相对位置。例如：邻二甲苯、对二氯苯、间二硝基苯等。当苯环上连有不饱和烃基、羟基、醛基、羰基、羧基、酯基、氨基、磺酸基及很长碳链的烃基时，那么把苯环作为取代基进行命名。例如：苯乙烯、苯酚、苯甲醛、苯乙酮、苯甲酸、某酸苯酯、苯胺、苯磺酸等。3、主要几种有机化合物及其特征与典型反响饱和烃——非极性分子，不溶于水及极性溶剂，而易溶于醚类等有机非极性溶剂。完全氧化反响〔燃烧〕局部氧化反响取代反响不饱和烃——易加成、易氧化及可发生聚合反响。(3)芳香烃——易取代、不易加成、不易氧化。卤化反响，生成卤代苯；硝化反响，生成硝基苯；磺化反响，生成苯磺酸。〔4〕卤代烃——极性分子，但不溶于水，能溶于醇、醚等有机溶剂。取代反响ß—消除反响〔5〕醇、酚、羧酸、酯类化合物醇、酚、羧酸的酸性：羧酸>碳酸>酚>醇。