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1、精选优质文档-倾情为你奉上第1章 化学基础知识 一、理想气体气体状态方程 理想气体：分子之间没有相互吸引和排斥，分子本身的体积相对于气体所占体积可以忽略（具有质量的几何点）。 理想气体与实际气体产生偏差原因：气体分子本身的体积分子间力 实际气体在低压和高温的条件下，接近理想气体。计算：pV = nRT ; 注意单位kPa(Pa)、m3(L)、mol、8.314、K 标准条件(standard condition,或标准状况）101.325kPa和273K（即0）-STp 二、气体分压定律 分压：一定温度下，混合气体中的某种气体单独占有混合气体的体积时所呈现的压强。 分压定律：pB= xB p总
2、 p总=p1+p2+p3+pB 三、稀溶液的依数性前提：难挥发 非电解质 稀溶液溶液蒸气压降低：p = k b 沸点升高：Tb= kb b 凝固点降低：Tf = kf b 渗透压： = cRT 依数性仅与溶液中溶质的质点数有关，而与溶质的特性无关。b:1000g溶剂中的溶质的物质的量。沸点：0.1molL-1NaCl和蔗糖水溶液？第3章 化学热力学基础3-1 热力学第一定律 状态函数的特征 ：状态函数的改变量只决定于过程的始态和终态，与变化所经历的途径无关。热： 规定：体系吸热 Q0 体系放热 Q 0功： 规定：体系对环境做功 W0 功有多种形式，若不注明，一般只讨论气体的体积功 W=FL =
3、pS(-V/S) = - pV (理想气体任意过程） 热力学第一定律 U= Q + W【W,Q不是状态函数,U,H,G,S等是状态函数】3-2 热化学一、化学反应的热效应 化学反应热：反应物与生成物温度相同时体系发生化学变化时吸收或放出的热。1.恒容反应热 QV 由U=QV+W QV =U （V=0，W=-pV=0）2.恒压反应热（Qp)与焓(H ) U=Qp+W Qp=H 理想气体的U、H都只是温度的函数，与体积、压力无关。温度不变，同一组份的气体的U、H不变 (p1V1=p2V2)。 Qp = QV+nRT rHm= rUm+ RT 第4章 化学反应速率一、浓度对反应速率的影响基元反应：a
4、A bB = gG hH 瞬时速率： r = kc (A)a c (B)b a+b 为反应级数，k速率常数与温度、催化剂有关，与浓度无关二、反应速率理论1、碰撞理论 活化分子组，有效碰撞；活化能Ea小，一定温度下，单位体积中活化分子百分数大，r快；2、过渡状态理论三、温度对反应速率的影响四、催化剂对反应速率的影响 催化机理：催化剂参与了化学反应，改变了反应的历程，降低了反应的活化能，反应速率加快。 反应的定速步骤是最慢的一步，活化能最大第5章 化学平衡5-1 化学平衡状态一、可逆反应 同一条件下,同时向正、逆两个方向进行的反应。二、化学平衡 热力学分析：rGm=0; 动力学分析:(正)=(逆)
5、三、化学平衡的特征1. (正)=(逆) ；2.动态平衡；3.有条件的平衡。5-2 平衡常数一、经验平衡常数 二、标准平衡常数三、温度对平衡的影响 第6章 原子结构与元素周期律6-2 核外电子排布与元素周期表一、多电子原子的能级1.屏蔽效应 把其它电子对某个选定电子的排斥作用归结为对核电荷的抵消作用，称为屏蔽效应。2.钻穿效应 这种由于电子钻到核附近而回避其它电子的屏蔽的现象叫做钻穿效应.3.核外电子的排布排布原则：能量最低原理；泡利不相容原理；洪特规则；洪特规则特例。 二、元素周期表7个周期，7个主族(A)，7个副族(B)，零族，族，5个区 6-3 元素基本性质的周期性 一、原子半径（通常讨论
6、共价半径） 同周期的主族元素,自左向右，元素的有效核电荷数 ，原子半径 同周期的副族元素,自左向右，元素的有效核电荷数 ( 增大的幅度较小 )，原子半径 （减小的幅度比主族小得多）同主族元素由上而下，n (即电子层数增加)，原子半径 二、电离能I作用：I是衡量元素金属性的一种尺度。I越小表示元素的原子越易失电子，金属性越强。说明元素通常呈现的价态 同一元素： I1 I2 电离能的变化规律 主族元素：同周期，从左到右，I1增大 同族，从上到下，I1减小过渡元素：I1变化不大，总趋势是从左到右I1 略增; 总之：稀有气体（s2p6)、碱土金属(s2)、B元素(d10s2)具有反常高的电离能。三 电
7、子亲合能E1.定义 某元素的一个基态的气态原子得到一个电子形成负一价的气态离子时所放出的能量叫做该元素的第一电子亲合能。 E = 100kJmol-1 Q = - 100kJmol-1 E主要是用来衡量元素原子得电子的难易，半径越小，越容易得电子，E越大。同周期从左到右，E呈增大趋势（放热多）；同族从上到下E呈减小趋势。 四、电负性 x1.定义 元素原子在分子中吸引电子的能力叫该元素的电负性。 x越大，元素原子得电子的能力越强； x越小，元素原子得电子的能力越弱。2.电负性的周期性（主族） 同一周期,从左到右电负性增加,元素的非金属性增强。 同一族,从上到下电负性递减,元素的金属性增强。 副族
8、元素电负性变化不明显。第7章 化学键理论概述71 离子键理论电负性相差较大（x1.7）的两个元素的原子 1.离子键：正、负离子间通过静电作用而形成的化学键。2.离子键的特点 离子键的本质是静电作用；离子键没有方向性、没有饱和性；键的离子性与元素电负性有关3.正离子的电子构型 2电子构型：1s2 ；8电子构型： ns2np6 18电子构型： ns2np6nd10 【ds区，部分p区，Pb() 】 18+2电子构型:(n-1)s2(n-1)p6(n-1)d10ns2【Pb2+】 9-17电子构型：ns2np6nd1-94.AB型离子晶体的三种基本类型7-2 共价键理论72 共价键理论一、现代价键理
9、论(电子配对法)1.要点：共价键是通过自旋相反的单电子配对和对称性相符的原子轨道的最大重叠而形成的，使体系达到能量最低状态。2.共价键的特征 共价键结合力的本质是电性的；共价键有饱和性、有方向性3.共价键的类型：键(稳定)；键(活泼)4.配位键： 成键原子一方有空轨道，另方孤对电子二、价层电子对互斥理论（VSEPR理论）【推断】先确定ABn型分子中A的价层电子对数，再依表找出构型三、杂化轨道理论 【主要解释已知构型】同一原子中能量相近的某些原子轨道，在成键过程中重新.sp杂化:2个sp杂化轨道间的夹角为180，直线形。sp2杂化；3个sp2杂化轨道彼此间夹角为120, 平面三角形。sp3杂化：
10、每2个sp3杂化轨道间的夹角为10928, 四面体。sp3d2杂化：每2个sp3d2杂化轨道间夹角为90或180,八面体。sp3d杂化：每2个sp3d杂化轨道间夹角为90或120或180 ，杂化轨道的几何构型为三角双锥。 等性杂化，不等性杂化（各杂化轨道电子数不同）在 BrCH=CHBr 分子中，CBr键采用的成键轨道是 A. sp-p B. sp2-s C. sp2-p D. sp3-p四、分子轨道理论（MO法） 原子轨道组合成分子轨道时，遵循对称性匹配、能量相近和轨道最大重叠原则；分子轨道中电子的排布遵从原子轨道电子排布的三原则。7-3 金属键理论 7-4 分子间作用力-3 金属键理论两种
11、金属键理论：改性共价键理论、能带理论三种堆积方式：六方紧密堆积、面心立方紧密堆积、体心立方密堆积，空间利用率分为74.05%、74.05%、68.02%7-4 分子间作用力一、极性分子与非极性分子(x差值越大，极性越大)二、分子间作用力：取向力、诱导力、色散力三、氢键(H-N,O,F)四、离子的极化：实质化学键性质的转变。离共补、分子晶体和原子晶体补、混合型晶体第8章 酸碱解离平衡一、弱酸、弱碱的解离平衡二、缓冲溶液( NaAc-HAc;NH4Cl-NH3 )三、盐的水解1.一元弱酸强碱盐的水解显碱性2.一元弱碱强酸盐的水解显酸性3.一元弱酸弱碱盐的水解酸强显酸性，碱强显碱性 、4.强酸强碱盐
12、不水解溶液中性5.分步水解类同分步电离，溶液酸碱性主要取决于第一步水解。6.影响水解的因素（1）平衡常数：水解产物弱酸的Ka或弱碱的 Kb越小，对应盐的水解程度越大。（2）温度：盐的水解一般是吸热过程,温度升高,水解度增大。（3）盐的浓度：盐的起始浓度越小，水解度越大。（4）溶液的pH值：盐的水解使溶液显示酸(碱)性，则加酸(碱)可抑制水解，加碱(酸)可促进水解。 如何配制 保存SnCl2溶液，FeSO4溶液等第9章 沉淀溶解平衡一、溶度积常数在一定温度下，难溶电解质的饱和溶液中，各组分离子浓度幂次的乘积为一常数。二、溶度积和溶解度之间的换算 注意换算条件：溶解了的电解质完全电离为自由离子，溶液中不存在难溶电解质的分子或离子对，在溶液中不产生反应的化合物。 三、溶度积规则当被沉淀离子浓度 1.010-5moldm-3时，可认为该离子已沉淀完全。四、同离子效应和盐效应 同离子效应使难溶电解质的溶解度减小，盐效应使溶解度略微增大v 五、分步沉淀与沉淀的转化 混合溶液中的离子发生先后沉淀的现象称分步沉淀 由一种沉淀转化为另一种沉淀的过程称为沉淀的转化。分步沉淀，谁先沉的条件？专心-专注-专业