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1、精选优质文档-倾情为你奉上无机化学核心考点 基础知识点框架梳理及其解析第一章 气体 1.1理想气体状态方程式 理想气体状态方程式及其应用 1.2气体的分压定律 分压定律与应用 （标号是考试重点）本章包括四个小节，理想气体状态方程式，气体混合物，气体分子运动论，真实气体。其中前两个小节是考试的重点，理想气体状态方程式及应用，分压定律及应用。后两小节基本不考在复习每一个知识点的过程中，首先要了解知识点，熟悉教材内容、分析教材例题，并注意应用条件，最后再通过本讲义如下内容对应的例题，从分析、解题、注意易错点到完成老师布置的作业完成相应知识点的掌握过程知识点一 理想气体状态方程各物理量的单位： 压力P
2、-Pa；体积V-dm3；气体摩尔数n- mol；气体常数R- 8.314 J.mol-1.-1；绝对温度T- .如在标况下1摩尔气体， 压力，温度，体积一般有如下关系 P Pa; V 22.4 dm3；T 273.15 k;从中可以算出:R=PV/nT=22.41273.15=8.314 J.mol-1.-1 . 知识点二 分压定律一个容器内有几种混合气体，相互间不发生化学反应的条件下,总压强 P总与各种气体的分压Pi之间有如下关系：P总 P1 + P2 + P3 +.+ Pn对于理想气体,容易得证：n总 n1 + n2 + n3 +. . + nn 左 边 ： P总 n总RT/V 右 边 =
3、 n1*RT/V +n2*RT/V+.+nn*RT/V = n1+n2+.+nn*RT/V = n总*RT/V = 左 边例题：某容器中含有NH3、O2 、N2等气体的混合物。取样分析后，其中n(NH3)=0.320mol，n(O2)=0.180mol，n(N2)=0.700mol。混合气体的总压p=133.0kPa。试计算各组分气体的分压解：n= n(NH3)+n(O2)+n(N2)=0.320mol+0.180mol+0.700mol=1.200mol =133.0kPa =35.5 kPa =35.5 =20 =(133.0-35.5-20)kPa =75.5 kPa总结这一章知识点比较
4、简单，先熟悉课本，把例题弄明白，再分别做两道课后习题巩固一下看课本例题1-2，1-3，1-4课后习题做1，3，9，12 第二章 热化学 2.1热力学的术语和基本概念 2.2热力学第一定律 热力学第一定律、焓变和热化学方程式、Hess定律 知识点一 学习本章首先注意几个基本概念 系统(封闭系统，敞开系统，隔离系统），环境，状态 过程（定温过程，定压过程，定容过程），相，反应进度 知识点二 热力学第一定律 1.热和功的概念与比较 2.热力学第一定律对于封闭系统热力学第一定律为：3.焓与焓变在定压过程中焓 状态函数焓变 吸热反应0， 放热反应0 4.热化学方程式书写原则 （看课本）5.标准摩尔生成焓
5、 在温度T下,由参考状态单质生成物质B(B=+1)的标准摩尔焓变，称为物质B的标准摩尔生成焓 标准摩尔燃烧焓 在温度T下, 物质B (B= -1)完全氧化成指定产物时的标准摩尔焓变，称为物质B的标准摩尔燃烧焓6 Hess定律化学反应不管是一步完成还是分几步完成，其反应热总是相同的例：已知298.15K下，反应：（1）=-393.5(2) 计算298.15K下，CO的标准摩尔生成焓应用：1.利用方程式组合计算 总结 看课本例题2-1，2-2 课后习题做2，3，8，11，21 这一章中hess定律比较重要，考的几率比较大，要熟练掌握，会计算。 第三章 化学动力学基础3.1反应速率的概念3.2浓度对
6、化学反应速率的影响化学反应速率方程式及实验确定方法、3.3温度对反应速率的影响Arrhenius方程式及应用3.4反应速率理论碰撞理论与活化能、基元反应3.5催化剂与催化作用 知识点一 1.定容反应的反应速率 2.平均速率与瞬时速率的概念，表达式知识点二 1.化学反应速率方程式2. 浓度与时间的定量关系半衰期 当反应物A的转化率为50%时所需的反应时间称为半衰期，用表示。 对于一级反应,其半衰期为： ， 知识点三反应速率方程影响反应速率的因素有两个：k与温度有关，T增大，一般k也增大， 但kT不是线性关系。Arrhenius方程： k0指前参量Ea实验活化能，单位为kJmol-1直线的斜率为
7、为直线关系，直线的截距为 由Arrhenius方程可定义Ea： Arrhenius方程式的应用1.已知T1k1， T2k2，求Ea两式相减，整理得到：活化能的数量级在40 400 kJmol-1 ，多数为60250 kJmol-1 2.由Ea计算反应速率常数例题：2N2O5(g)2N2O4 (g) + O2(g)已知：T1=298.15K, k1=0.46910-4s-1 T2=318.15K, k2=6.2910-4s-1求：Ea及338.15K时的k3。知识点四 1.理解碰撞理论的概念 2.过渡态理论含义及意义 3.活化能 总结 这章知识点比较重要，rrhenius方程的应用是重点。 这章
8、的例题都要仔细做一遍 课后习题做3，5，7，11，16，17 第四章 化学平衡 熵和Gibbs函数 4.1标准平衡常数 标准平衡常数表达式 4.2标准平衡的应用 判断反应程度、预测反应方向、计算平衡组成 4.3化学平衡的移动 Le Chatelier原理 4.4自发变化和熵 熵的概念与物质熵的特点 化学反应熵变的计算 4.5 Gibbs函数 Gibbs函数变判据、标准摩尔生成Gibbs函数、Gibbs函数与化学平衡知识点一化学平衡在可逆反应中，正反应和逆反应的速率相等时反应物和生成物的浓度不再随时间而改变的状态称为化学平衡。如： CO(g)+H2O(g) CO2(g)+H2(g)正逆反应达到动
9、态平衡，即：v正 v逆就可以说该反应已经达到化学平衡了。平衡常数 一、 经验平衡常数对任一可逆反应 aA + bB gG + hH在一定温度下达到平衡时，体系中各物质的浓度间有如下关系： GgHh/AaBb=K 浓度单位用摩尔浓度时，该常数用Kc表示aA + bB gG + hH c 均为平衡时的浓度 气相反应时，平衡浓度也可以用各气体分压表示;此时平衡常数为Kp 根据理想气体分压与浓度的关系：p = nRT/V =cRTKp= Kc(RT)n 标准平衡常数K 平衡常数表达式中各项浓度用相对浓度表示 ，此时的常数即为标准平衡常数。相对浓度：ci/c, pi/p 与标态值比 平衡常数表达式中各项
10、浓度用相对浓度表示 ，此时的常数即为标准平衡常数。相对浓度：ci/c, pi/p 与标态值比知识点二1 判断反应的程度K 愈大，反应进行得愈完全；K 愈小，反应进行得愈不完全；K 不太大也不太小(如 10-3 K 103),反应物部分地转化为生成物。2 预测反应的方向反应商aA (g)+ bB(aq)+cC(s) xX(g)+yY(aq)+zZ(l)对于一般的化学反应：任意状态下：反应商判据： J K 反应逆向进行知识点三1 浓度对化学平衡的影响化学平衡的移动：当外界条件改变时，化学反应从一种平衡状态转变到另一种平衡状态的过程。对于溶液中的化学反应，平衡时，J = K 当c(反应物)增大或c(
11、生成物)减小时,J K 平衡向逆向移动。 例题： 反应 CO(g) + H2O(g) - CO2(g) + H2(g) 某温度下达到平衡时。CO = H2O = 0.005CO2 = H2 = 0.015 向平衡体系中加H2O(g), 使 H2O = 1mol/ml, 判断平衡移动的方向, 并求重新平衡时 CO 的转化率 平衡因浓度的改变而被破坏时, Qc 发生变化:若从 CO = 0.02算起，第一次平衡时, 转化率为 75%, 第二次平衡时 2 压力对化学平衡的影响部分物种分压的变化如果保持温度、体积不变，增大反应物的分压或减小生成物的分压，使J减小，导致J K ，平衡向逆向移动。体积改变
12、引起压力的变化对于气体分子数增加的反应， nB 0，x nB 1，JK ，平衡向逆向移动，即向气体分子数减小的方向移动。对于反应前后气体分子数不变的反应， nB =0， x nB =1， J = K ，平衡不移动。对于气体分子数减小的反应 ，nB 0， x nB 1， J Cl2 Fe3+ I2 Cu2+ Sn4+ Zn2+还原能力：Mn2+ Cl- Fe2+ I- Cu Sn2+ Zn二、氧化还原反应方向判断反应方向性：rG j(还原剂) 此时，E j正极 j负极 0 ，这样 rG-nFE jCl2/Cl-=1.36 反应可自发三 确定氧化还原反应进行的限度四 元素电势图1.判断歧化反应能否
13、发生2.计算电对的电极电势总结第七章与前两章一样，都是比较重要的章节，涉及到的计算题重点很多，几乎每一小节都是考试的重点，五六七这三章要结合起来看，结合考的几率很大。 课本例题看7-2，7-3，7-4，7-5，7-6，7-7，7-9，7-11，7-12，7-13，7-14 课后习题做4，5，6，11，13，14，16，19，20，21，23 第八章 原子结构 8.1氢原子结构 氢原子光谱和Bohr理论、电子的波粒二象性、量子数 氢原子的基态和激发态 8.2多电子原子结构 多电子原子轨道能级、核外电子排布 8.3 元素周期律 原子的电子层结构和元素周期系、元素性质的周期性 知识点一 氢原子光谱
14、ohr理论及三点假设 电子的波粒二象性四个量子数 主量子数 n n=1, 2, 3, 角量子数l=0,1,2,n-1 磁量子数 m =+， 自旋量子数 ，主量子数n：与电子能量有关，对于氢原子，电子能量唯一决定于n；不同的n值，对应于不同的电子层：K L M N O角量子数l ： l 的取值 0，1，2，3n1 对应着 s, p, d, f. (亚层) l 决定了的角度函数的形状。磁量子数m： m可取 0，1, 2l ； 其值决定了角度函数的空间取向知识点二核外电子排布核外电子分布三规则： 最低能量原理电子在核外排列应尽先分布在低能级轨道上, 使整个原子系统能量最 低。 Pauli不相容原理每
15、个原子轨道中最多容纳两个自旋方式相反的电子。 Hund 规则在 n 和 l 相同的轨道上分布的电子,将尽可能分占 m 值不同的轨道, 且自旋平行。N：1s2 2s2 2p3 Z = 26 Fe：1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d6 4s2 半满全满规则： 当轨道处于全满、半满时，原子较稳定。知识点三 元素周期律：元素以及由它形成的单质和化合物的性质，随着元素的原子序数(核电荷数)的依次递增，呈现周期性的变化元素周期表(长表) 周期号数等于电子层数。 各周期元素的数目等于相应能级组中原子轨道所能容纳的电子总数。 主族元素的族号数等于原子最外层电子数 元素的分区和族1) s 区: , 最
16、后的电子填在ns上, 包括 IA IIA , 属于活泼金属, 为碱金属和碱土金属;2) p区:, 最后的电子填在np上, 包括 IIIA-VIIA以及 0 族元素, 为非金属和少数金属;3) d区: , 最后的电子填在(n-1)d上, 包括 IIIB-VIIB以及VIII族元素, 为过渡金属;4) ds区: , (n-1)d全充满, 最后的电子填在ns上, 包括 IB-IIB, 过渡金属(d和ds区金属合起来,为过渡金属);5) f区: , 包括镧系和锕系元素, 称为内过渡元素或内过渡系. 量子数，电子层，电子亚层之间的关系每个电子层最多 容纳的电子数 2 8 18 2n2主量子数 n 1 2
17、 3 4电子层 K L M N角量子数 l 0 1 2 3电子亚层 s p d f 每个亚层中轨道数目 1 3 5 7每个亚层最多容纳电子数 2 6 10 14 原子半径（r）共价半径 金属半径van der Waals 半径 主族元素：从左到右 r 减小； 上到下 r 增大。过渡元素：从左到右r 缓慢减小； 从上到下r略有增大。 电离能基态气体原子失去电子成为带一个正电荷的气态正离子所需要的能量称为第一电离能，用 I 1表示。E (g) E+ (g) + e- I 1由+1价气态正离子失去电子成为带+2价气态正离子所需要的能量称为第二电离能，用 I 2表示E+ (g) E 2+ (g) +
18、e- I 2例如：同一周期：主族元素从A 到卤素，Z*增大，r 减小，I 增大。其中A 的 I1 最小，稀有气体的 I1 最大；长周期中部(过渡元素)，电子依次加到次外层， Z* 增加不多， r 减小缓慢， I 略有增加N、P、As、Sb、Be、Mg电离能较大 半满，全满。同一主族：从上到下，最外层电子数相同；Z*增加不多，r 增大为主要因素，核对外层电子引力依次减弱，电子易失去，I 依次变小。电子亲和能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。例如O (g) + e - O- (g) A1
19、 =-140.0 kJ . mol-1O- (g) + e - O2- (g) A2 =844.2 kJ . mol-1电子亲和能的大小变化的周期性规律如下图：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，A 的负值增大。卤素的 A 呈现最大负值，A为正值，稀有气体的 A 为最大正值。 同一主族：从上到下，规律不很明显，大部分的 A 负值变小。特例： A(N)为正值，是 p 区元素中除稀有气体外唯一的正值。 A 的最大负值不出现在 F 原子而是 Cl 原子。电负性原子在分子中吸引电子的能力称为元素的电负性，用 表示。电负性的标度有多种，常见的
20、有Mulliken标度( )， Pauling标度()和Allred-Rochow 标度( )。电负性标度不同，数据不同，但在周期系中变化规律是一致的。电负性可以综合衡量各种元素的金属性和非金属性。同一周期从左到右电负性依次增大；同一主族从上到下电负性依次变小，F 元素 为3.98，非金属性最强。 总结 这一章内容比较繁琐，要理解，选择，填空出的比较多，记忆的东西比较多 课后习题做5，10，11，12，14，15，16，19 第九章 分子结构 9.1价键理论 共价键的本质与特点、共价键的键型、杂化轨道理论 9.2价层电子对互斥理论 9.3分子轨道理论 9.4键参数知识点一共价键的键型1.键：
21、原子轨道沿核间联线方向进行同号重叠(头碰头)。2.键： 两原子轨道垂直核间联线并相互平行进行同号重叠(肩并肩)。杂化轨道基本要点： 成键时能级相近的价电子轨道混合杂 化，形成新的价电子轨道杂化轨道。 杂化前后轨道数目不变。 杂化后轨道伸展方向，形状发生改变。1.sp3杂化CH4的空间构型 为正四面体 2.sp2杂化 4.不等性sp3杂化NH3 小结：杂化轨道的类型与分子的空间构型知识点二 价层电子对互斥理论基本要点 分子或离子的空间构型与中心原子的价层电子对数目有关。价层电子对=键电子对+孤对电子对(VP) (BP) (LP)价层电子对尽可能远离,以使斥力最小。LP-LP LP-BP BP-B
22、P推断分子或离子的空间构型的具体步骤：确定中心原子的价层电子对数，以AXm为例 (A中心原子,X配位原子) ：VP=1/2A的价电子数+X提供的价电子数离子电荷数( )原则：A的价电子数=主族序数；配体X：H和卤素每个原子各提供一个价电子, 氧与硫不提供价电子；正离子应减去电荷数,负离子应加上电荷数。例：VP( ) = (6+40+2)=4确定中心原子的孤对电子对数，推断分子的空间构型。 LP=0:分子的空间构型=电子对的空间构型例如知识点三分子轨道：是以多个原子核为中心构成的多中心轨道，分子知识点二Schrodinger 方程的解。可以采取原子轨道线性组合的方法求得分子轨道的波函数。例如：
23、A+BAB 总结 这章同第八章一样也是选择，填空考试的重点，重在理解，不要死记硬背。 课后习题做2，3，5，6，8，14第十章 固体结构 10.1晶体结构和类型 10.2金属晶体 10.3离子晶体 离子晶体结构、晶格能、离子极化 10.4分子晶体 分子的偶极矩和极化率、分子间的吸引作用、氢键 知识点一1. 晶胞：晶体的最小重复单元，通过晶胞在空间平移无隙地堆砌而成晶体2. 立方晶系分为简单立方、体心立方和面心立方三种型式晶体类型知识点二1.三种典型的离子晶体NaCl型晶格：面心立方 配位比：6:6晶胞中离子的个数 CsCl型晶格 简单立方 配位比： 8:8晶胞中离子的个数 ZnS型(立方型)晶
24、格：面心立方 配位比：4:4晶胞中离子的个数 配位数构型0.2250.414 4ZnS型0.4140.732 6NaCl型0.7321.00 8CsCl型 影响晶格能的因素 离子的电荷(晶体类型相同时)Z，U 例：U(NaCl)U(CaO) 晶体的结构类型 离子电子层结构类型1.离子的极化率()一般规律 离子半径 r ： r 愈大， 愈大。如：Li+Na+K+Rb+Cs+；FClBr(Mg2+) 离子电荷：负离子电荷多的极化率大。 如：(S2) (Cl) 离子的电子层构型:(18+2)e-,18e- 917e-8e- 如：(Cd2+) (Ca2+)； (Cu+) (Na+) r/pm 97 9
25、9 96 95 2.离子极化力(f ) 一般规律：离子半径 r ：r 小者，极化力大。离子电荷：电荷多者，极化力大。离子的外层电子构型： f ：(18+2)e-,18e- 917e- 8e- 当正负离子混合在一起时，着重考虑正离子的极化力，负离子的极化率，但是18e构型的正离子(Ag+, Cd2+ 等)也要考虑其变形性。3.离子极化的结果 键型过渡(离子键向共价键过渡)如：AgF AgCl AgBr AgI 晶型改变AgCl AgBr AgIr+/r- 0.695 0.63 0.58 理论上晶型 NaCl NaCl NaCl实际上晶型 NaCl NaCl ZnS配位数 6 6 4 性质改变例如
26、；溶解度 AgCl AgBr AgINaCl 易溶于水，CuCl 难溶于水知识点三分子的偶极矩和极化率 分子的偶极矩()：用于定量地表示极性分子的极性大小式中 q 为极上所带电量，l 为偶极长度极性分子 非极性分子=0 0双原子分子：异核：HX 同核 H2 多原子分子O3（V字形）分子的偶极矩与键矩的关系：极性键构成的双原子分子：分子偶极矩 = 键矩多原子分子的偶极矩 = 键矩的矢量和，例如：(SF6) = 0，键矩互相抵消， (H2O)0，键矩未能抵消.分子的极化率： 用于定量地表示分子的变形性大小。分子的变形性大小指的是正电中心与负电中心发生位移(由重合变不重合，由偶极长度小变偶极长度大) 。影响分子变形性大小的因素外因：外加电场愈强，分子变形愈厉害；内因：分子愈大，分子变形愈厉害。