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1、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支（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PV=nRT各物理量的单位：压力P-P a；体积V-d n?；
2、气体摩尔数n-m o l；气体常数R-8.3 1 4 J.m o l .K ；绝对温度T-K .如在标况下1 摩尔气体，压力，温度，体积一般有如下关系P=1 0 1 3 2 5 P a;V=2 2.4 dm3；T=2 7 3.1 5 k;从中可以算出：R=P V/n T=1 0 1 3 2 5 *2 2.4/1 *2 7 3.1 5=8.3 1 4 J.m o r .K 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 P i 之间有如下关系：P 总=P l +P 2 +P 3 +.+P n对于理想气体，容易得证：n总=n l +n 2
3、+n 3 +.+n n左 边：P总=n总 R T/V右 边=n l*R T/V +n 2*R T/V+.+n n*R T/V=nl+n2+.+nn*RT/V=n总*RT/V=左边例题：某容器中含有NH3、0 2、N 2等气体的混合物。取样分析后，其中n(NH3)=0.320mol,n(02)=0.180mol,A(N2)=0.700mo 1。混合气体的总压斤133.OkPao试计算各组分气体的分压解:n=H(NH3)+H(O2)+H(N2)=0.320mol+0.180mol+0.700mol=1.200moi0 3 2 0=归 丝 x 133.0kPa1.2 0 0=35.5 kPan(O2
4、)p(C)2)=-Pn=x 35.5 kPa0.320=20 kPap(N2)=p-p(NH3)P(O2)=(133.0-35.5-20)kPa=75.5 kPa总结这一章知识点比较简单，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 热力学第一定律玄、婚变和热化学方程式、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
5、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：A U=Q+V3.焰与烙变在定压过程中焰 H=U+p V 状态函数熔变 N H =H i Hi Qp=A/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.标准摩尔生成焙 在温度丁下，由参考状态单质生成物质B（vB=+l）的标准摩尔熠变，称为物质B的标准摩尔生成烯 标准摩尔燃烧熔 在温度T下，物质B （vB=-1）完全氧化成指定产物时的标准摩尔焰变，称为物质B的标准摩尔燃烧焰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）C（$）+O2（g）
6、=CO2（g）ArHm（i）=-393.5 kJ/mol(2)COG)+：O2(g)-CO2(g)计算298.15K下，CO的标准摩尔生成熔应用：1.利用方程式组合计算例：已知298.15K下，反应：(1)C(s)+C)2(g)-CC)2(g)画氯 l)=393.5kJ-moH(2)C O(g)+|O2(g)CO2(g)A?2)=-282.98kJ-mol-1计算298 5K卜，CO的标H忖季尔生戒怖痴了力学http：ZAk-vn u 育 司 豆 蓼 专*震 境 杏 通 专 密 0 0-8 22 解:利用Hess定律C(s)+O 式 g)阂.+8(g)嗣 途径2 po周.途 彳，1 I 掠 也
7、会 1)=出方喘(2)+氯3)也号=A17 7 (l)-A17/(2)=-1 1 0.5 3 k J mo H2.Ill标准摩尔/L-：成焰求反应的标准摩尔焰变4NH3(g)+502(g)逐户 4N0(g)+6H2O(g)4同？(N H g)5 /t(C)2，g)4 A (N 0,g)6 /3(比0谯)L2 N2(g)+5 O2(g)+6 H 2 (g：京=4隹%(NO、g)+6圈R(Hq.g)：-4 A (N H3,g)+5 A/f(O2,g)=4X90.25+6X(-241.82)-4 X(-46.11)0kJ moH=905.4 SkJ-mol4 总结 看课本例题2-1,2-2,课后习题
8、做2,3,8,1 1,2 1 这一章中hes s定律比较重要，考的几率比较大，要熟练掌握，会计第三章 化学动力学基础3.1 反应速率的概念3.2浓度对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Arrhen i us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对于般的化学反应:aA+f yY+二Zu=1工 巧;A DO.B一反应级数：若 a=1,A为一级反应；B=l,B为二级反应，则。+=3,总反应级数为3。a,必须通过实验确定其
9、值。通常a B W b。才一反应速率系数：零级反应n i o l-L-1-s-1；级反应s r1；二级反应（n i o l-L-】尸 寸；不不随浓度而变,一支 藕 府 影响，通常温度升高，才 增大。方阜最f%.2.浓度与时间的定量关系在CC1JI1的分解速率方程为：=MN2O5)亦可写为:丁 二 /vC(N2O5)9 =kdtdtc-f 但。=KDT C；(N2O5)K C(N2O5)JO C0(N2O5)通式：ln=-h(一级反应)c0(A)乂：Infc(A)=-kt+lnc0(A)启常工半衰期当反应物A的转化率为50%时所需的反应时间称为半衰期，用力/2表示。对于一级反应，其半衰期为：巾乎
10、二一灯/2,因 2二：。0则皿5 =_ 乜/2In 2 0.693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,一般人也增大，但 展T不是线性关系。Arrhenius 方程：k=kQ exp（一 纥/R T）的一指前参量Ea实验活化能，单位为kJ mol-1对数形式：I n Z=I n kQ-直线的斜率为一记显 然In 亍为直线关系，直线的截距为ln七由Arrhenius方程可定义Ea：Arrhenius方程式的应用1.已知 Tlkl,T2k 2,求 Ea7 =4 时,ln =nk0-Ea/R TlT=1时,In a =In kT)o.E&/R两式相减，整理得到:活化
11、能的数量级在40400kJ-mol-l,多数为60250 kJ-mol-12.由Ea计算反应速率常数例题：2N2O5(g)-2N2O4(g)+O2(g)已知：=298.15K,k1=0.469X10-4s-lT2=318.15K,k2=6.29 X 10-4s-l求：Ea 及 338.15K 时的 k3。解：E=R In=102kJ-mol1T2-T14=6.12X103S-1知识点四 i.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，Arrhenius方程的应用是重点。这章的例题都要仔细做一遍 课后习题做3,5,7,11,16,17第四章 化学平衡嫡和Gi
12、bbs函数 4.1标准平衡常数 标准平衡常数表达式 4.2标准平衡的应用支 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 L e C h a t el i er原理 4.4自发变化和牖 埔的概念与物质燧的特点 化学反应烯变的计算 4.5 G i b b s函数 G i b b s函数变判据、标准摩尔生成G i b b s函数、G i b b s函数与化学平衡山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：C O (g)+H20 (g)=C O2(g)+H2(g)正逆反应达到动态平衡，即：v 正=v 逆就可以
13、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:G g H h/A a B b=K浓度单位用摩尔浓度时，该常数用Kc表示a A +b B =g G +h Hc 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火 h根据理想气体分压与浓度的关系:p=nRT/V=cRTKp=Kc(RT)An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/co,p i/p o 与标态值比N CO2H2Kc
14、=-COH2O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/co,p i/p o 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1 0-3 K 1 0 3),反应物部分地转化为生成 物。2预测反应的方向反应商a A (g)+bB(a q)+cC(s)xX(g)+yY(a q)+zZ (1)对于一般的化学反应：任意状态下：j=s(x)/r匕(Y)/C F一加(A)/r C/(B)/c r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
15、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(生成物)减小时一，J K 平衡向逆向移动。,例题：反 应C O(g)+H 2 0 (g)-C 0 2 (g)+H 2(g)某温度下达到平衡时。C O =H 2 0 =0.0 0 5 C 0 2 =H 2 =0.0 1 5 向平衡体系中加H 2 O(g),使 H 2 0 =lmo l/ml,判断平衡移动的方向，并求重新平衡 时C 0的转化率解：Ke”竺2COH2O_(0.015mol dirf3)2(0.005mol dm3)2Kc=9平衡因浓度的改变而被破坏时
16、，Q c发生变化：COiHi=Q015moJ伊 CCfjHtO Q.Q05mo!dmi 0c=0.045 平衡将右移.CO(g)+4 0 T CO2(g)+珥(8)t0 0.005 1 0.015 0.015t,0.005-x 1-x 0.015+x 0.015+x.C02H)=Q015+X)2=9COH2。(0.005-x/1-x)解得 x=0.00495(moJdm-3)转化率=0 0 0 4 9 5 xioo%=99%0.05若 从CO=0.02算起，第一次平衡时，转 化 率 为75%,第二次平衡时转 化 率=0.015+0.00495*1 0 0%=99.75%0.022压力对化学平衡
17、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JK ,平衡向逆向移动。体积改变引起压力的变化对于气体分子数增加的反应，2 VB 0,x 2 VB 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，2VB=0,x SvB=1,J=K,平衡不移动。对于气体分子数减小的反应，2 VB 0,x SvB1,J 0,温度升高，K增大，J4。，平衡向正向移述贯知识点四掌握一下概念的含义及现象 自发现象，烯，最低能量原理，混乱度，熠 热力学第三定律，标准熠 热力学第二定律知识点五Gibbs函数判据AG=AH TAS（G
18、ibbs 公式）定义 G=H-TSG-Gibbs函 数（Gibbs自由能）G是状态函数，单位：kJ.mol-1Gibbs函 数（变）判据：在定温定压下，任何自发变化总是系统的Gibbs函数减小。A G0 反应是非自发的，能逆向进行AG=0 反应 处于平衡状态。标准摩尔生成Gibbs函数化学反应的标准摩尔Gibbs函 数 变）r m r m T1.标准摩尔生成Gibbs函数在温度TK下，由参考状态的单质生成物质B（且v B=+l时）的标准摩尔Gibbs函数变，称为物质B的标准摩尔生成Gibbs函数。相态,T），单位是k Jm o l-i。F京（参考态单质,7）=0”专1 111 具国总母专整喀鹿
19、杏通专为 0 H 2 m 2282.用&%（B,相态,乃计算GR对于化学反应：0=S K BJ 3 rG(298.15K)=E K A G g j 相态,298.15K)如果 TW298.15K烯 2 井298.15K)-T品?(298.15K)用 q M 只能判断标准状态下反应的方向。Gibbs函数与化学平衡等温方程式：Qm（T）=A1G1n+RTMJ反应达到平衡时,Qm（7 0,J=K$Q在 T）=-RTlnK气 T）将此式代入前式得：O O O。/T R T 1 叱+RT In J0 o o中 国 更 对 里 一 的 专 茅 台力学专QlWKfic http：/AK4Emu4n赛网奥务专
20、H震 座 杏 渔 专 为0106202299总结 本章节是历年考试的重点，所以要拿出时间好好学习这一章，共九道例题，希望同学们都能好好研究一下。课后习题做3,5,7,10,12,13,20,22,23第 五 章 酸 碱 平 衡 5.1酸碱质子理论基本概念十 5.2水的解离平衡和pH 5.3弱酸、弱碱的解离平衡 一元弱酸、弱碱、多元弱酸的解离平衡 5.4缓冲溶液支 5.5酸碱电子理论与配合物概述 5.6配位反应与配位平衡知识点一 酸，碱的基本概念 两性物质 酸碱的区分及相对强弱知识点二 水的解离平衡 溶液P H 值计算公式知识点三 一元弱酸的解离平衡 一元弱碱的解离平衡 稀释定律：在一定温度下(
21、K a为定值)，某弱电解质的解离度随着其溶液的稀释而增大多元弱酸的解离平衡第一步：H2co3 (叫)+H2O(1)H3O+(aq)+HCO；(aq)第二步：HCO；(aq)+H2O(1)H3O+(aq)+CO：(aq)(H2CO3)=卜(H3O+)卜(CO；)卜(HCO；)=4.7x10-盐溶液的酸碱平衡1.强酸弱碱盐(离子酸)NH4C1(S)电。NH；(aq)+Cr(aq)H2O(1)+H2O(1)-O H-(aq)+H3O+(aq)(1)K&NH：(aq)+OH-(aq)=NH 3(aq)+H2O(1)NH：(aq)+H2O(1)-NH3(aq)+H3O+(aq)(3)K?(1)+(2)=
22、(3)贝K+)=C(H Q +)C(NH3).a 4 c(NH：)c(或前:求 黑麻)通式：K?=告即：K?K：=K：K b两边分别去负对数pK，+p&=pK：25,pK?+pAf=14NH：的解离度就是所谓的盐类的水解度。由水解平衡时盐水解部分的浓度水解度=-X100%盐的初始浓度C 0-C eq=-x 100%pK：+pK：=pK：25,pK?+p&=14NH；的解离度就是所谓的盐类的水解度。,水解平衡时盐水解部分的浓度水解度=-X100%盐的初始浓度C 0 一 C eq=-X 1 0 0%C 02.弱酸强碱盐(离子碱)NaAc,NaCN一元弱酸强碱盐的水溶液成碱性，因为弱酸阴离子在水中发
23、生水解反应。如在NaAc水溶液中:Ac-(aq)+H2O(1)HAc(aq)+OH(aq)K(A C *(HAC)卜(OH K、b()一 5Af(Ac-)是质子碱A L的解离常数，也就是AL的水解常数。5.影响盐类水解的因素盐的浓度：c盐I,水解度增大。温 度：水解反应为吸热反应，/0,M，水解度增大。总之，加热和稀释都有利于盐类的水解。溶液的酸碱度：加酸可以引起盐类水解平衡的移动，例如加酸能抑制下述水解产物的生成。知识点四 同离子效应：在弱电解质溶液中，加入与其含有相同离子的易溶强电解质而使弱电解质的解离度降低的现象缓冲溶液：具有能保持本身pH 值相对稳定性能的溶液(也就是不因加入少量强酸或
24、强碱而显著改变pH 值的溶液)缓冲作用原理HA(aq)+H2O(1)H3O+(aq)+A-(aq)较少量 少量 较大量C(H3O+)=(HA)c(HA)卜(A1C(H3O+)的大/卜取决于C(HA)/c(A 1的比值。加入少量强碱：OH(aq)+HA(aq)A(aq)+H2O(l)因为c(HA),c(A-)较大，c(H3(D+)不因OFT的加入而有明显变化。溶液中较大量的H A与外加的少量的OH一生 成 和H2O,当达到新平衡时,c(AD略有增加,c(HA)略有减少,c(HA)c(A-)变化不大，因此溶液的C(H3(D+)或pH值基本不变。加入少量强酸：H3O+(aq)+A-(aq)-HA(a
25、q)+H2O(1)溶液中大量的A-与外加的少量的H3O+结合成H A,当达到新平衡时，c(HA)略有增加，c(A-)略有减少，变化不大,因此溶液的c(H3(r)或pH值基本不变。缓冲溶液pH值的计算1.弱酸一弱酸盐:例 HAc-NaAc,H2CO3NaHCO3HA(aq)+H2O(1)H3O+(aq)+A(aq)C(HQ+)=-(HA)C(HA)3 c(AD两边取负对数，则pH=pK?(HA)-1g,坐，)平衡浓度由于同离子效应的存，通常用初始浓度“(HA),“仆一)代替咱人),c(A-)02.弱 碱 一 弱碱盐NH3-H2O NH4CIB(aq)+H2O(1)BH+(aq)+OH-(aq)c
26、(BH+)c(OH-)c(B)c(OH-)=k(BH+)pOH=p (B)-lgc(B)c(BH+)P H痣 +坨 端=p K?(B lg喘结论缓冲溶液的p H值主要是由p靖或1 4 -p K：决定的，还 与 空 哑 或 卫2 _有关；c(A-)c(B H+)缓冲溶液的缓冲能力是有限的；缓冲 能 力 与 缓 冲 溶 液 中 各 组 分 的 浓 度 有 关，C(HA),c(B)及c(A 一)或c(BH+)较 大时,缓冲能力强。四 色或L接 近1时，缓冲能力大c(A-)c(BH+)总结这一章也是非常重要的一章，尤其是弱酸弱碱的解离平衡，缓冲溶液的计算都是每年常考的知识点，也有一定的难度，大家要重视
27、，学这一章关键是总结规律。看例题5-2,5-4,5-5,5-6,5-8,5-1 0 课后习题做6,1 2,1 6,2 3,2 4 第六章 沉淀-溶解平衡 6.1溶解度与溶度积 6.2沉淀的生成与溶解 溶度积规则、同离子效应与盐效应 pH对溶解度的影响、配合物的生成对溶解度的影响*6.3两种沉淀之间的平衡 分步沉淀、沉淀的转化知识点一 溶解度 溶度积 溶解度与溶度积的关系 在有关溶度积的计算中，离子浓度必须是物质的量浓度，其单位为m o l -L-1,而溶解度的单位往往是g/1 0 0 g 水。因此，计算时有时要先将难溶电解质的溶解度S 的单位换算为m o l -L-l o例：2 5 o C,A
28、 g C l 的溶解度为1.9 2 X1 0-3 g -L-1,求同温度下A g C l的溶度积。解：已知 143.31.92X10-3S=mol-L 1=1.34X10-3mol L1143.3 AgQU)-Ag+(aq)+CT(aq)平衡浓度/(mol L)S SAgCl)=匕(Ag+)Hc(QT)4=1.80X10-知识点二溶度积规则AnBin(s)=nA,n+(aq)+mBn-(aq)J =c(Am+)nc(B,1-)m沉淀一溶解平衡的反应商判据，即溶度积规则:也J 盘 平衡向左移动，沉淀析出；J=K1 处于平衡状态，饱和溶液；JH2O 使 J i 八 段I KfC(OH)=n/(),
29、一厂开始沉淀C(OH-)n/V o(Mn+)I沉淀冗全 C(OH-)4 j-尔 一5 iw tm w mV*0 X (鑫)_也1物乃*隼专gN重A咨曲：专 如 0/WAYEOW2U2O8T溶于酸也溶于碱+,Al(OH)3(s)+3H(aq)=A 1(aq)+3H2O(l)解聘蜉+OIT（购）一Al(OH)；(aq)例如：Mg(OH)Mn(QH)2 2琢 5.1X10-12 2.1X10-13Mg(OH)2(s)=Mg2+(aq)+2OH-(aq)NH；(aq)+OH-(aq)-N H3-H2O(aq)使 J J J K难溶金属硫化物的多相离子平衡：MS(s)=M2+(aq)+S(aq)强碱S?
30、-：S2-(aq)+凡0(1)-HSXaq)+OH(aq)MS(s)+H2O(l)=M2+(aq)+OJT(aQ)+HS(aq)Ke=C(M2+)C(OH-)C(HS-)难溶金属硫化物在酸中的沉淀-溶解平衡：MS(s)+2H+(aq)=M2+(aq)+H,S(aq)=C(M2+)C(H2S)C(S2)源 C(H+)2 C(S2-)节0 _ K-M S)或 小 烯(A S)烯 出 力)_“一合K 2 在酸中的溶度积第配合物的生成对溶解度的影响沉淀的配位溶解C d S(s)+2 H+(a q)+4 C T(a q)z C d Q：(a q)+H 2 s(a q)Y _ M ld C)&(H?S)c
31、(Cd2+)cS-K-M)2 C(C T)4 )=4(CdS)螳(Q lQ j)e一 (H2S)(H2S)-spa fAgClXs)+2NHs(aq)-Ag(NHs)J(aq)+CT(&q)0 0 0K*Kf _A T Z I T/、A T Z 万学专能证寿道:2。公 用 必 依 用Agl(s)+I(aq)Agl m皿.知识点三分步沉淀的次序 与耀的大小及沉淀的类型有关沉淀类型相同，被沉淀离子浓度相同,潴小者先沉淀,K 大者后沉淀；沉淀类型不同，要通过计算确定。与被沉淀离子浓度有关当a c r）c（r M A g也可能先析出G（AgD-Q（Ag+）心(AgQ)属(AgDKsp(AgDZ T-x
32、_ 1.8 X1 O-10/、“)一 8.3 X 1 0 )=2.2 X106c(f)沉淀的转化CaSQ(s)+CO2(aq)_ CaGD(s)+SO2(a.q)4 3 3 4e_ c(SOf)c(Ca2+)c(CO：)c(Ca2+)_ C(4)sp 3)_7.13,求Na 2 c O3的最初浓度为多少？解:Ca S Q(s)+C 凌-(a q)-Ca CQ(s)+S OT(a q)x 0.0 10平衡浓度/(mol 匚b2 12 =A：e =1 4 X104 尤=7.1x10-7xc0(Na2CO3)=(7.1xl0-7+0.010)mol-L1O.OlOmol-171总结 沉淀-溶解平衡也
33、是考试的重点之一，计算题出的概率很大，两种沉淀之间的平衡是重点。课本例题看看 1,6-2,6-3,6-4,6-5,6-6,6-7,6-8,6-10 课后习题做5,7,10,12,14,16,18,21 第七章氧化还原平衡电化学基础7.1氧化还原反应的基本概念 氧化还原反应方程式的配平7.2电化学电池 原电池的构造、原电池的电动势的测定、原电池的最大功与Gibbs函数7.3电极电势 标准氢电极和甘汞电极、标准电极电势、Nernst方程7.4电极电势的应用支 判断氧化剂、还原剂的相对强弱、判断氧化还原反应进行的方向、确定氧化还原反应进行的限度、元素电势图知识点一 确定氧化值 氧化还原反应方程式的配
34、平 配平原则：电荷守恒：氧化剂得电子数等于还原剂失电子数。质量守恒：反应前后各元素原子总数相等。知识点二电池反应和电极反应电池反应一般是一氧化还原反应Z n+Cu2+(a q)-,-Z n2+(a q)+Cu分为两个半反应：氧化半反应Z n f Z n2+(a q)+2 e还原半反应Cu2+(a q)+2 e-Cu,电池负极(一)输出电子，即失电子的反应()Z n-Z n2+(a q)+2 e 电池正极(+)得到电子的反应(+)Cu2+(a q)+2 e f Cu两个电极反应相加就是电池反应几种不同电极的表示氧化态还原态均为溶液：Fe3+e-=Fe2+要加惰性电极，如 Pt,C 等：Pt|Fe
35、2；Fe3+有气体参与反应：2 H+2 3=压也要加惰性电极：(Pt)H2|H+(C)有沉淀参与反应:AgCl+e-=Ag+ClAg|AgCl,Cr(c)原电池的最大功与Gib b s 函数电功(J)=电量(C)X 电势差(V)W m a x=乙7F勺F村一 G m=W m a x电池反应：&一 _ Z F Er J m 一 乙 厂 Jv iFEMF 电动势（V）F 法拉第常数 96 4 8 5 （C m ol-1）Z 电池反应中转移的电子的物质的量标准状态:知识点三1.标准氢电极2H+(1.0)+2e=H2(p9)p0H+/H2=O(V)与标准锌电极组成电池：(-)Zn|Zn2+1|H+|H
36、21Pt(+)E9=(p0H+/H2-p0Zn/Zn2+0.7628=0-p0Zn/Zn2+pZn/Zn2+=-0.7628 V图）-4 S 定 电 时 称/电 短 电 势 的 装 片2 .其它常用的参比电极甘汞电极:H g2C l2(s)+2 e=2 H g(D+2 C 1-2 98 K 时:(p0 H g2C l2/H g=0.2 8 01 V饱和(K C 1 溶液)甘汞电极：C l2 Fe3+I2 C u2+S n4+Z n2+还原能力：Mn2+C F Fe2+F C u S n2+Z n二、氧化还原反应方向判断反应方向性：Ar G 中(还原剂)此时，E=(p正极一中负极 ，这样 A r
37、 G=-nFE /V C 2+0.1607V 八 +0.5180V/v Cu-Cu-Cu_ 0.3394V_EQ=EQ(Cu+/Cu)-E(Cxi+/Cu+)=0.5180V-0.1607V=0.3573V0鹰 崔 发 生 歧 化 反 应；E+(g)+e-/i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，2表示E+(g)2+(g)+e-12例如：Li+(g)-e t Li2+(g)/2=7298.IkJ-moP1Li?*(g)e-Li3+(g)4=11815kJ moF1同一周期：主族元素从I A到卤素，Z*增大，r减小，/增大。其中I A的 八 最 小，稀有
38、气体的人最大；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，/略有增加N、P、As、Sb、Be、M g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，/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)A =-140.0 kJ,molO(g)+e-C)2-(g)A2=844.2 kJ.mo 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
39、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，IIA 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 C 1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，常见的有Mulliken标度(),Pauling标度(,)和 AUred-Rochow 标度(X A R)。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
40、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3.9 8,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：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
41、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。l.Sp3杂化CH4的空间构型为正四面体C：2s22P22.sp2杂化B F 3 的空间构型为平面三角形B：2 s 2 2 P l3.sp杂化Be：2s2BH2的空间构型为直线形H-B e-H4.不等性sp3杂化NH3ZHNH=10718小结：杂化轨道的类型与分子的空间构型杂化轨道类型2 b 犯 *不等性犯o 6 o杂化轨道数 2 3 4 4成键轨道夹角 1 8 0。1 2 0 1 0 9 2 8,9 0 0 LP-BP BP-BP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
42、 例(A中心原子,X配位原子)：VP=1/2A的价电子数+X提供的价电子数土离子电荷数()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：V P()=确定电子对的空间构型:(6+4*0+2)=4VP=2VP=3VP=4VP=5VP=6平面三角形直线形工角双铢正八面体万学古 M iB：Wtt：/fjaas*Kua专差”6彳*山O T O tt22W确定中心原子的孤对电子对数，推断分子的空间构型。L P=O:分子的空间构型=电子对的空间构型例如BeH2 VP=(2+2)=2 直线形BF VP=1(3+3)=
43、3 平面三角形CH4 VP=W(4+4尸4 四面体PCI,VP=(5+5尸5 三角双锥SF6 VP=；(6+6尸6 八面体LPNO：分子的空间构型不同于电子对的空间构型。VPLP电子对的空间构型分子的空间构型&12q1平面三角形V形NH34四面体二加锥1H2O2四面体V形IF561八面体四方铢XeF2八面体VJ|7 右|HI 十11 ：十力专彩史说对但嵬一的专合霹值合迪审检OtO-(B22V P=5,电/对空间构型为三角双锥，L P占据轴向还是水平方向三角形的某个顶点?原则：斥力最小。例如：SF4 VP=5 LP=1F 0JFFLP-BP(90)3 2结论：LP占据水平方向三角形，稳定分子构型
44、为变形四面体(跷跷板成 虞 茂 工VP LP电子对的空间构型分子的空间构型例5 1三角双锥变形四方体SF45 2三角双锥T形CIF35 3三角双锥直线形XeF2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Sc h r o di n g e r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：A+B-*AB%-式中：咒，外一原子轨道T 一成键分子轨道；a 反键分子轨道。C,C 一系数，表示原子轨道对分子轨道的贡献程度。同核双原子分子o2(O,F)Z-O X D-A切SXIXixl m XSXWH、二 巩 二 祖，/。孙2s-d)、-g)=2 第：周期同核
45、双原子分r中 醛 对 第 一 的 专 不 合万早专 1HW M，KM I 夏因总务专*B度 杏 渔 专 第010-022分子轨道电子排布式：N 2 k b iS )2 9；)2 9 2 s )2 (b；s 尸(兀 2P)4 (，p)或 K K(%s)2(b；s)2(兀 2 p,)2(兀 2 p,)2(%p)2 j3.0=1/2(10-4)=3O2 K K(a2 s)2 (b；)2 (b 2 P )2(71 2p)4 (兀;p)2 或 依 穴 区)2(%)2(兀现P g,P L )气；冉):O O:有两个三电子”键，具有顺磁性。B.O=1/2(8-4)=2键级 B.O=2(成 键 电 子 数-反
46、 键 电 子 数异核双原子分子4(r E=.26h/1HF分子的.电子构型:3=-3.35：10“J2。=-6.98 2s-H-*HKif HF 分 f FW fL22b230217r 4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、离子极化支,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
47、组成粒子粒子间作用力物理性质例熔沸点硬度熔融导电性金属晶体子子原离金属键高低大小好Cr,K原子晶体原子共价键高大差离子晶体离子离子键高大好NaCl分子晶体分子分子间力低小差干冰知识点二1.三种典型的离子晶体N aCl 型晶格：面心立方 配位比：6:6晶胞中离子的个数z+s 1 1）人 CP：8 x!+6 x L=4 个N a+：1 2 x-+l=4 个 8 24Cs Cl 型晶 格 简 单 立 方 配位比：8:8晶胞中离子的个数C sF 个 C l：8xU 个Zn S型（立方型）晶格：面心立方 配位比：4:4晶胞中离子的个数Zn2+：4个 S2-：6 x；+8 x；=4 个，Or+/r_配 位
48、构0.22f 0.414Zn型0.41一 0.736NaC型0.73一 L08CsC型影响晶格能的因素离子的电荷（晶体类型相同时）zt,U 例:（N aCl）（M g O）离子的半径（晶体类型相同时）,U 例:（M g O），（CaO）晶体的结构类型离子电子层结构类型L 离子的极化率（a）一般规律 离 子 半 径r ：r愈 大,。愈大。如 a：Li+N a+K+Rb+Cs+；F-C l-B r-a(M g 2+)离 子 电 荷：负离子电荷多的极化率大。如:a(S2-)a(C1-)离子的电子层构型：(1 8+2)e-,1 8 e-9-1 7 e-8 e-如：a(Cd2+)a(Ca2+)；a(Cu
49、+)a(N a+)r/p m 9 7 9 9 9 6 9 52 .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：(1 8+2)e-1 8 e-9-1 7 e-8 e-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1 8 e构型的正离子(A g+,C d 2+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：A g F A g Cl A g Br A g l晶型改变A g Cl A g Br A g lr/r-0.6 9 50.6 30.5 8理论上晶型N aClN
50、aClN aCl实际上晶型N aClN aClZn S配位数664 性质改变例如；溶 解 度A g Cl A g Br A g lN aCl易溶于水，CuCl难溶于水知识点三分子的偶极矩和极化率一 分子的偶极矩（）：用于定量地表示极性分子的极性大小R=q-l式 中q为极上所带电量，1为偶极长度极性分子 非极性分子=o双原子分子：异核：H X 同 核H 2多 原 子 分 子0 3 （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：（SF 6）=0,键矩互相抵消，（H 2 0）W 0,键矩未能抵消2.分子的极化率：用于定量地表示分子