普通化学第六章
高一化学第六章知识点归纳
高一化学第六章知识点归纳高一化学的第六章主要讲述了化学反应速率与化学平衡。
本章内容相对较为复杂，但是通过归纳总结，可以帮助我们更好地掌握相关知识。
本文将按照化学反应速率和化学平衡两方面进行归纳。
一、化学反应速率1. 化学反应速率的定义化学反应速率是指化学反应物质浓度变化的快慢程度。
反应速率越快，反应物质浓度变化越快，反应物质消耗或生成的速度越快。
2. 影响化学反应速率的因素（1）温度：温度的升高会增加反应物粒子的动能，使反应速率加快。
（2）浓度：反应物浓度越高，反应发生的可能性越大，反应速率越快。
（3）催化剂：催化剂可以降低反应物粒子的活化能，从而加快反应速率。
（4）表面积：反应物颗粒的表面积越大，接触到其他物质的面积就越大，反应速率越快。
3. 化学反应速率的表示方式（1）平均反应速率：指单位时间内反应物浓度变化的平均速率。
（2）瞬时反应速率：指在某一特定时刻的反应物浓度变化速率。
4. 反应速率与反应机理的关系反应速率与反应机理密切相关。
反应机理是指化学反应的细节步骤，反应速率取决于反应机理中速率决定步骤的速率常数。
二、化学平衡1. 化学平衡的定义化学平衡是指在封闭容器中，反应物和生成物的浓度或分压达到一定的比例关系，并且不再发生宏观可观察的变化。
2. 平衡常数平衡常数是描述在一定温度下，反应物和生成物浓度达到平衡时的比例关系的常数。
平衡常数与反应物浓度无关。
3. 影响化学平衡的因素（1）温度：温度的变化会影响到化学反应的平衡位置，对于放热反应而言，温度的升高会使平衡向生成物的方向移动。
（2）浓度：浓度的变化也会影响平衡位置的移动，增加某种物质的浓度会使平衡向亏损该物质的方向移动。
（3）压力：只有气体参与的反应才会受到压力的影响，对于反应物和生成物的摩尔数之比不等于反应物系数之比的反应，增加压力会使平衡向摩尔数较少的方向移动。
（4）催化剂：催化剂对平衡位置无影响，但可以加快反应达到平衡的速度。
4. 平衡常数的应用平衡常数与反应物浓度的关系可以用来计算反应物浓度的变化，从而实现对化学反应过程的控制。
沉淀-溶解反应解读
安徽科技学院理学院《普通化学》教案（六）第六章 沉淀-溶解反应6.1难溶电解质的沉淀溶解平衡1、沉淀溶解平衡：当沉淀速率和溶解速率相等时就达到沉淀溶解平衡。
特点：反应的特点是在反应过程中伴随着物相的变化，属于多相平衡。
2、溶度积：以固体AgCl 置于水中为例：AgCl(s) Ag +(aq) + Cl －(aq)（1）饱和溶液：在一定温度下，AgCl 达到沉淀溶解平衡时的溶液。
对于任一难溶电解质的沉淀溶解平衡：A mB n (s) mA n+(aq) + nB m-(aq)K θsp = [c eq (A n+)/c Ө]m [c eq (B n －)/c Ө]n（6-1）（2）溶度积常数（溶度积）：K θsp 大小表示难溶电解质溶解趋势。
（3）K θsp 的特点：K θsp 与沉淀的量及离子的浓度变化无关；K θsp 随温度的升高而增大，但温度的影响并不显著。
（4）溶解度：难溶电解质在水中的溶解趋势还可以用溶解度s 来表示。
溶度积和溶解度可以互相换算，换算时必须注意浓度单位，要把溶解度的单位换算成物质的量浓度单位(即mol ∙dm －3)。
【例6.1】298K 时，AgCl 的溶解度为1.92×10-4g ／100gH 2O ，求该温度下AgCl 的K θsp 。
【解】 设AgCl 的溶解度为s ，溶度积为K θsp∵ = 1g ∙cm -3，∴ s = 1.01441092.14⨯⨯- = 1.33×10-5 mol ∙dm -3AgCl(s) Ag +(aq) + Cl -(aq)平衡浓度／mol ∙dm －3s sK θsp=[c eq (Ag +)/c Ө][c eq (Cl -)/c Ө]=(s/c Ө )2=(1.33×10-5)2=1.77×10-10【例6.2】 己知室温时K θsp (BaSO 4)=1.07×10－10、K θsp[Mg(OH)2]＝5.61×10-12、 K θsp(Ag 2CrO 4)＝1.12×10-12，求它们的溶解度s 。
化学第六章知识点九年级
化学第六章知识点九年级在九年级的化学课程中，第六章是一个关键的章节，涵盖了许多重要的知识点。
本文将介绍一些这些知识点，探讨它们的重要性，并且给出一些实际应用的例子。
1. 化学方程式化学方程式是化学反应过程的表达方式。
它用化学式和符号来描述反应物和生成物之间的变化。
方程式中包含了反应物和生成物的化学式以及反应条件等信息。
通过化学方程式，我们可以了解反应物消耗的比例关系、反应物转化的程度以及新物质的生成情况。
例如，当氢气和氧气发生反应时，生成水：2H2 + O2 -> 2H2O这个方程式中，2个氢气分子（H2）与1个氧气分子（O2）反应生成2个水分子（H2O）。
2. 化学计量化学计量用来描述化学反应中物质的量的关系。
在化学方程式中，反应物和生成物的系数可以表示它们的摩尔比。
利用化学计量的原理，可以计算出反应物的摩尔质量、反应物消耗的比例以及生成物的量。
举个例子，考虑以下方程式：4NH3 + 5O2 -> 4NO + 6H2O根据方程式的系数，可以得知氨气（NH3）与氧气（O2）的摩尔比为4:5，产生的一氧化氮（NO）和水（H2O）的摩尔比为4:6。
3. 相对分子质量和相对原子质量在化学反应中，我们经常需要计算反应物和生成物的质量。
为了方便计算，化学家引入了相对分子质量和相对原子质量的概念。
相对分子质量（或分子量）是一个分子中各个原子质量的总和。
例如，水（H2O）的相对分子质量可以计算为氢原子（H）的相对原子质量（1.00784 g/mol）乘以2（因为有2个氢原子），再加上氧原子（O）的相对原子质量（15.999 g/mol），得到的结果为18.01528 g/mol。
相对原子质量是一个单个原子的质量。
例如，氧原子（O）的相对原子质量为15.999 g/mol。
利用相对分子质量和相对原子质量，我们可以在化学计算中方便地计算反应物和生成物的质量和摩尔数。
4. 氧化还原反应氧化还原反应是一种常见的化学反应类型。
普通化学 PPT课件-第六章 沉淀溶解反应
（2）若Q= Ksp ， △G=0，溶液为饱和溶液。反应处于平衡状态；
（3）若Q＜ Ksp ， △G ＜0，溶液为不饱和溶液。无沉淀生成 或已有的沉淀溶解。
溶度积规则
[例3-18] 已知在298K时，PbI2的Ksp =8.49×10－9。问（1）在 0.010mol·L-1Pb(NO3)2溶液中加入等体积的0.010mol·L－1KI溶液时， 是否有PbI2沉淀产生？（2）如果加入等体积的KI溶液后，混合溶液 中的C(Pb2＋)和C(I－)的离子积，恰好达到PbI2的溶度积，求这KI溶 液的浓度。
A. 增大 B. 减小 C. 相同 D. 无法判断
盐效应
3.溶度积规则
rG m (T) RT ln K RT ln Q
化学反 应等温 方程式
AmBn（s）
mAn+（aq） + nBm-（aq）
Qsp Cm (An ) Cn (Bm )
（1）若Q＞ Ksp ，△G ＞0，溶液为过饱和溶液。有沉淀生成；
A. AgCl (1.8 x 10-10)
Ksp = S2
S=1.34×10－5
B. Ag2C2O4 (3.4 x 10-11)
Ksp = 4S3
S=2.40×10－4
C. Ag2CrO4 (1.1 x 10-12) D. AgBr (5.2 x 10-13)
例： Hg2Cl2 的KSP为1.3 x 10-18 ,0.1升饱和溶液的浓度
沉淀
Ksp Cm (An ) Cn (Bm )
溶度积原理
rG
m
(T)
RT
ln
K
sp
f
G
m
/
kJ
mol
AgCl(s) -109.80
普通化学第6章
6.2 单质的化学性质
6.2.1 金属单质的还原性
▴ 金属与氧的作用
S区金属易与氧化合，形成氧化物（Li2O、BaO、MgO）、
过氧化物（Na2O2、BaO2）、超氧化物（KO2、CsO2、CaO4、 BaO4等）。 过氧化物和超氧化物都是固体储氧物质. 2 Na2O2 + 2CO2 = 2 Na2CO3 + O2↑ 4 KO2 + 2H2O = 3O2 + 4KOH 4 KO2 + 2CO2 = 2 K2CO3 + 3O2 ↑
6.2 单质的化学性质
6.2.2 非金属单质的氧化还原性
● 大多数非金属单质既有氧化性又有还原性，其中Cl2、Br2、I2 、P4、S8等能发生歧化反应。例如 X2 + 2NaOH = NaXO + NaX + H2O（低温） X2 + 6NaOH = NaXO3 + NaX + 3H2O（加热） 2Cl2 +2Ca(OH)2 = CaCl2 + Ca(ClO)2 + 2H2O ▴ 离子型氢化物 2M+ H2 = 2MH (M = Li, Na, K等) M + H2 = MH2 (M = Ca, Sr, Ba) CaH2 + H2O = 2H2 + Ca(OH)2 ● 一些不活泼的非金属单质如稀有气体、N2等通常不与其他物 质反应，常用做惰性介质或保护性气体。 惰性气体及其应用（p269）
普通化学 第三版第六章摘要
普通化学第三版（笔记）第六章分子式保持物质化学性质的最小微粒，是物质参与化学反应的基本单元，其性质决定于分子的内部结构。
分子或晶体中直接相邻的原子之间强烈的相互吸引力称为化学键。
化学键包括离子键、共价键、金属键三种基本类型。
1913年，德国化学家柯赛尔提出离子键理论。
柯赛尔离子键理论认为①在一定条件下，具有较小电离能的活泼金属原子与具有较大亲和能的活泼非金属原子之间可发生电子转移，金属原子变成阳离子，非金属原子变成阴离子。
②阳离子和阴离子在静电引力的作用下相互吸引、靠近、紧密堆积。
过程中放出能量，形成了离子键和离子型晶体。
气态阳离子与气态阴离子结合成1mol固体化合物所放出的能量称为离子的晶格能。
单位KJ·mol-1。
化学中总是用晶格能的数据来说明离子键的强弱。
一般认为电负性Δχ≥1.7的典型金属和非金属原子之间才能形成离子键。
离子键中也有部分共价性。
Δχ=1.7只是一种近似，如氟和氢χ=1.9，但仍是共价键。
6.1.2离子键没有方向性和饱和性离子晶体是由正负离子按化学式的组成相间排列形成巨型分子。
与一个离子相邻的相反电荷离子的数目（即配位数）主要取决于正离子与负离子的半径比r正/r负。
6.1.3离子是离子化合物的基本结构粒子。
离子的性质在很大程度上决定着离子键和离子化合物的性质①离子电荷离子是带有电荷的原子或原子团离子电荷的不同往往带来性质上的不同②离子的电子构型单原子负离子通常具有8电子构型。
氮原子正离子则有五种外层电子构型（①）二电子构型（1s2）Li+、Be2+。
（②）8电子构型（ns2np6）Na+、Mg2+、Al3+、Sc3+、Ti4+（③）9~17电子构型（ns2np6nd1~9）如d区元素离子Mn2+、Fe2+、Fe3+、Co2+、Ni2+（④）18电子构型（ns2np6nd10）如Cu+、Ag+、Zn2+、Cd2+、Hg2+。
ds区的元素的离子和Sn4+、Pb4+。
p区高氧化数金属正离子（⑤）18+2电子构型[(n-1)s2(n-1)p6(n-1)d10nS2）]Sn2+、Pb2+、pb3+、Bi3+等p区低氧化数金属离子③离子半径同原子半径一样离子半径也难以确定，同一离子半径会因为推算方法和使用离子晶体的不同而不同，一般有以下规律，r正>r原、r原<r负。
普通化学第六章课后习题解答
第六章酸碱反应参考答案P 142综合性思考题：1、解：①稀释后)(10.0100050020.01-⋅=⨯=L mol c BOH ∵500/>θb B O H K c ∴可用最简式求算)(-OH c 即： θb K c OH c ⋅=-)( 35101010.0)(---=⨯=OH c)10lg (140.143---=-=pOH pH=14.0-3=11.0②加入NaOH 后:c[NaOH]=c[BOH]=0.20×500/1000=0.10(mol.L -1)此时可以只考虑NaOH 的解离：∴c(OH -)=c[NaOH]=0.10(mol.L -1)pH=14.0-pOH=14-(-lg0.1)=14.0-1=13.0③加入0.10mol/L500mL 弱酸后形成BOH~BA 缓冲体系：BOH+HA=BA+H 2O)(05.010005001.05002.0)(1-⋅=⨯-⨯=L mol BOH c )(05.010005001.0)(1-⋅=⨯=L mol BA c sb bc c pK pOH lg -=θ )()(l g )100.1lg(5BA c BOH c -⨯-=- 0.505.005.0lg 5=-= pH=14-pOH=14-5.0=9.0④加入0.20mol/L500mL 弱酸后形成弱酸弱碱盐体系：BOH+HA=BA+H 2O 根据θθ21)(a a K K H c ⋅=+有：87514210100.1100.1100.1)(----+=⨯⨯⨯⨯=⋅=θθθa b W K K K H c pH=-lg[H +]=-lg10-8=8⑤加入0.40mol/L500mL 弱酸后形成HA~BA 缓冲体系：反应式为：BOH+HA=BA+H 2O)(10.010005002.05004.0)(1-⋅=⨯-⨯=L mol HA c )(10.010005002.0)()(1-⋅=⨯==L mol BOH c BA c sa a c c pK pH lg -=θ )()(lg )100.1lg(7BA c HA c -⨯-=- 0.71.01.0lg 0.7=-= ⑥加入0.20mol.L -1500mLHCl 后，BOH+HCl=BCl+H 2O)(10.0100050020.0)()(1-+⋅=⨯==L mol HCl c B c 此时形成强酸弱碱盐体系：9514101010---===θθθb W a K K K ∵500/>+θa B K c ∴591010.010)()(--++=⨯=⋅=B c K H c a θpH=-lg(10-5)=5.0⑦加入0.40mol.L -1500mLHCl 后，BOH+HCl=BCl+H 2O)(10.010005002.050040.0)(1-⋅=⨯-⨯=L mol HCl c )(10.0100050020.0)()(1-+⋅=⨯==L mol BOH c B c 此时以HCl 解离为主：c （H +）=c （HCl ）=0.10pH=-lg(0.1)=1.0⑧当加入大量水稀释至BOH 浓度为 1.0×10-10mol.L -1时，可以仅仅考虑水的解离，此时c(H)≈c(OH)=1.0×10-7(mol ·L -1)pH=-lg(H +)=-lg(10-7)=7.02、解：①OH HPO224+---+OH PO H 42 O H2-++OH HOH H P O224+-+-+O H PO 334 质点量的大小为--->>344224PO PO H HPO ②A 、在体系中加入等体积0.10mol/L 的NaOH ，此时可组成Na 2HPO 4~Na 3PO 4缓冲溶液B 、在体系中加入等体积德0.10 mol/L 的HCl ，此时可组成Na 2HPO 4~NaH 2PO 4缓冲溶液 ③可用酸式盐体系求算：θθ32)(a a K K H c ⋅=+111381016.31010)(---+⨯=⨯=H cpH=-lg(3.16×10-11)=10.5④等体积0.10mol/L 的NaOH ，此时可组成Na 2HPO 4~Na 3PO 4缓冲溶液A 、决定溶液pH 的关键平衡过程为：OH HPO224+-+-+O H PO 334 B 、抗酸成分：-34PO ；抗碱成分：-24HPOC 、)/(05.0210.020.0)(24L mol VV V HPO c =⨯-⨯=-)/(05.0210.0)(34L mol V V PO c =⨯=- 根据盐酸c lg c pK pH a -=θ有：13)10(lg 0.0505.0lg 133=-=-=-θa pK pH ⑤等体积加入0.10mol.L -1HCl 后，---+=+Cl PO H HCl HPO 4224此时：)/(05.0210.020.0)(24L mol VV V HPO c =⨯-⨯=-)/(05.0210.0)()(42L mol V V HCl c PO H c =⨯==- 组成H 2PO 4-~HPO 42-缓冲溶液根据盐酸c lgc pK pH a -=θ有： 8)10(lg 0.0505.0lg 82=-=-=-θa pK pH ⑥等体积加入0.10mol.L -1HCl 后，---+=+Cl PO H HCl HPO 4224完全反应生成H 2PO 42，此时可用酸式盐计算：θθ21)(a a K K H c ⋅=+6831016.31010---⨯=⨯=pH=-lg(3.16×10-6)=5.5⑦等体积加入0.20mol/LNaOH 后，反应为：O H PO OH HPO 2344+=+---此时体系为多元弱酸盐体系Na 3PO 4O H PO234+---+OH HPO 24)(10.0220.0)()(134--⋅===L mol VV NaOH c PO c 1131431101010---===θθθa Wb K K K ∵500/)(134<-θb K POc ,所以可用求根公式计算：2)(4)()(34121--⋅++-=PO c K K K OH c b b b θθθ21.0104)10(101211⨯⨯++-=--- =0.0618(mol.L -1)pH=14-pOH=14-(-lg0.0618)=14-1.21=12.79P 1232、解：方法1： ∵1mol 的任何理想气体在标准状况下所占的体积都为22.4L ， ∴11.2L 气体的)(5.04.222.113mol n NH == 配成1L 溶液，浓度为：)(5.01/5.01-⋅==L mol L mol c b∵500/>θb b K c ，可用近似公式计算：即：35)(1097.25.01077.1--⨯=⨯⨯=⋅=-b b OH c K c θ ∴ 47.111097.2lg 14143=⨯-=-=-pOH pH方法2： 标态下：10011.20.458.314298PVnRT n mol ⨯=⇒==⨯ 10.45/10.45b c mol L -∴==⋅∵500/>θb bK c ，可用近似公式计算： 即：35)(1082.245.01077.1--⨯=⨯⨯=⋅=-b b OH c K cθ ∴45.111082.2lg 14143=⨯-=-=-pOH pH3、解：①未加NH 4Ac 前，HAc 浓度为0.1mol/L ∵c(HAc)/K a θ>500，可用最简式计算： 溶液的HAca c K H ⋅=+θ][ =1.33×10-3 (mol/L)pH 1=2.87 电离度%1001.01033.1%100][][31⨯⨯=⨯=-+HAc H α = 1.33%②加入NH 4Ac ， NH 4Ac 溶解后).(1.0177/7.7/][1444-===L mol VM W Ac NH AcNH Ac NH 此时组成HAc~NH 4Ac 混合溶液 溶液中[HAc]=0.1mol/L ，[A c －]=[NH 4Ac]=0.1mol/L依题意有： HAc H + + Ac －平衡时： 0.1-x x 0.1+x ]1.0[]1.0[][][][x x x HAc Ac H K a -+⋅=⋅=-+θ∵c(HAc)/K a θ>500且有大量的Ac -，产生同离子效应，故离解的x 很小，∴0.1-x ≈0.1+x ≈0.1 ∴[H +]=x= K a θ.0.1/0.1=1.78×10-5(mol/L)pH 2=4.75电离度%1001.01078.1%100][][52⨯⨯=⨯=-+HAc H α =0.0178%由计算结果可看出，加入NH 4Ac 后，因为产生同离子效应，使得HAc 的解离度降低，pH 值增大。
普通化学课件
6.5.1 配位化合物的组成
1. 配合物的定义 含有中心原子或离子（M）并被若干配位体（L）
配位而形成的化合物（MLn），称为配合物。M 与L结合的方式是：M提供空轨道，L提供孤对电 子与M共享，形成配位键—— L→M
27
6.5.1 配位化合物的组成
中心离子(或原子) 在配合物形成时，中心离子(或原子)有空的
24
6.5 配位化合物 教学大纲
了解配合物的组成、分类，掌握配位数、中
心离子电荷数、配离子电荷数及它们之间的 关系和配合物的命名规则。
理解用杂化轨道理论处理配合物的空间构型。 了解配合物的应用。
25
6.5 配位化合物 6.5.1 配位化合物的组成 6.5.2 配位化合物的命名 6.5.3 配位化合物的空间构型 6.5.4 配离子的解离平衡
能提供多齿配体的配位剂称为螯合剂。
31
多齿配体：
乙二胺（en）
H2
N
CH2
CH2
N
H2
乙二胺四乙酸根 EDTA（Y4－）
O• •OC
H 2C N
•• ••
CH 2
CH 2
CH 2 N
O OC
••
H 2C
CH 2
COO•• 4–
CO O
••
32
6.5.1 配位化合物的组成
中心离子的配位数：配位原子数目。 配位体数：配位体（配体）的数目。
18
6.4.2 氧化物及其水合物的酸碱性 • 2. 酸碱性规律的解释(离子键理论） R(OH)x型化合物可按下列两种方式解离：
若Rx+的正电荷少，半径较大，则Rx+吸引O2－排 斥H+的能力小，发生碱式解离，呈碱性。
普通化学第六章
第六章
二氧化铁(FeO2)为深绿色黏稠的油状液体。
熔点为-25℃，沸点为170℃。有焦糊气味。与水 互溶。水溶液呈酸性。
第六章
6.1.2
氧化物和卤化物的化学性质
无机化合物的化学性质涉及范围很广。现联系周期 系和化学热力学，着重讨论氧化还原性和酸碱性。
1 氧化还原性
本节选择科学研究和实际工程中应用较多的高锰酸 钾、重铬酸钾、亚硝酸盐、过氧化氢为代表，介绍 氧化还原性、介质的影响及产物的一般规律。
的催化剂。
性质较稳定的无水氯化物如CaCl2等常用作干燥剂。
第六章
4. 氧化物的熔点、沸点
金属性强的元素的氧化物是离子型化合物，如Na2O、
MgO，熔点、沸点大都较高。 大多数非金属氧化物是共价化合物，如CO2、N2O5，固 态时是分子晶体，熔点、沸点低；SiO2则是原子晶体，熔点 高，硬度大。
第六章
l、BaCl2等熔点较高、稳定
性好的氯化物在熔融状态可用作高温介质(盐浴剂)， CaF2、NaCl、KCl等可以用作红外光谱仪的棱镜。
过渡型的无水氯化物如AlCl3、ZnCl2、FeCl3等可以在
极性有机溶剂中溶解，常用作烷基化反应或酰基化反应
第六章
2. 氧化物及其水合物的酸碱性
根据氧化物对酸、碱的反应不同可将氧化物分成酸性、碱性、 两性和不成盐四类，氧化物的水合物可用一个简化通式R(OH)x 来表示。
氧化物及其水合物的酸碱性强弱的一般规律：
周期系各族元素最高价态的氧化物及其水合物 从左到右(同周期)：酸性增强，碱性减弱 自上而下(同族)：酸性减弱，碱性增强 同一元素形成不同价态的氧化物及其水合物 高价态的酸性比低价的态强；低价态的碱性比高价的态强。
普通化学_6
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环状化合物的命名示例1
例6.3 命名下列环状化合物
CH2CH3 HO OH NH2
4-乙基环己烯
CH2CH3
O
O O CH3
1,4-苯二酚 (对苯二酚) 1,4-苯二醌 (对苯二醌)
N S N N
4-氨基吡啶
CH3
CH3
OH
3-甲基-5-乙基 环己烯 CH3O 3-羟基苯甲酸 CH3O (m-羟基苯甲酸)
2-环己基乙胺
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6.3 有机物分子结构的基本规律
有机物的反应与分子中局部基团的结构有关，因此 了解有机化合物基团的结构对获得有机物反应规律 很有必要。本节从有机物中常见共价键的角度出发， 了解有机物的成键特征以及由此决定的一些反应的 特征。
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6.2.1 单键
1 单键化合物的性质 有机化合物中单键的形式非常常见。C原子在形成单键时 以sp3杂化，4个杂化轨道间的夹角为109°28´，C—C单 键为σ键，键能约为347kJ· molˉ1。 单键的一个特征是可以自由饶轴转动，因此，2个C以上 的烷烃有无数种构象，其中的两种为极端：交叉式和重 叠式。当取代基体积不大时，两种构象的能量差很小， 室温下两种构象同时存在，但若取代基都比较大时，交 叉式构象为主。
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多官能团化合物的命名示例
例6.2 命名下列化合物
CH3CH2NO2 CH3CHCH3
硝基乙烷 2-氯丙烷
CH3CHCH2SO3H OH HSCH2CHCOOH
2-羟基丙磺酸
Cl CH3CH CHCH2OH 2-丁烯-1-醇 CH2 CH3CHCH2OH NH2 CH3OCH2CH2OH CH3OCH3Cl CH3CCHO O
普通化学课件 第6章
• 半导体和绝缘体的价电子所处的能带均为满带，满带与空
带之间存在着禁带。半导体和绝缘体随温度的升高而增强.
• 半导体和绝缘体区别不是绝对的
面 向 21世 纪 教 材
6.2 单质的化学性质
6.2.1 金属单质的还原性
1. 金属单质活波性变化规律 • 同周期中，从左到右金属的还原性逐渐减弱，而副族金属
右逐渐增高，到第四主族最高，然后又急剧降低，至惰性气 体为最低。原因是单质的晶体结构类型的变化。
2.副族元素变化规律 ：同周期副族元素单质的熔、沸点和硬 度从左到右逐渐增高，到第六副族最高，以后又缓慢降低。 原因是未成对的d电子个数的变化。
单质的晶体结构
面 向 21世 纪 教 材
周期表中，IA族(氢是周期表中位置不确定元素)、ⅡA 族及 全部副族元素的单质都是金属晶体；零族是分子晶体。其余同族 元素的单质从上到下，由分子晶体或原子晶体过渡到金属晶体。 表6.1 列出主族及零族元素单质的晶体类型 p区非金属元素单质的成键规律一般与成键的价电子数有关.
6.1 单质的物理性质
面 向 21世 纪 教 材
金属元素90种，非金属16种，稀有气体6种 在长式周期表中通过硼—硅—砷—碲—砹和铝—锗—锑—钋 之间的对角线将金属与非金属划分，位于上方是非金属，下 方是金属，对交线附近砷、锗、碲、锑为准金属。
6.1.1 熔点、沸点和硬度
1.主族元素变化规律 ：同周期单质的熔、沸点和硬度从左到
面 向 21世 纪 教 材
• 较不活泼的非金属单质如C、H2、Si 常用作还原剂
S 2HNO3 H 2SO 4 2NO(g) S 2H2SO 4 (浓) 3SO 2 (g) 2H2 O
• 部分非金属单质既具有氧化性，又具有还原性，如Cl2、 Br2、I2、P、S等能发生歧化反应。例如： I2(g) + H2S(g) = 2HI(g) + S(s) (I2的氧化性 ) 2H2(g) + O2(g) = 2H2O(g) (H2的还原性)
高一化学第6章知识点归纳
高一化学第6章知识点归纳化学是一门研究物质组成、性质、变化规律的科学，它与我们的生活息息相关。
在高一化学的学习过程中，第6章是一个重要的章节，主要介绍了化学反应速率的基本概念和影响因素。
本文将对这一章节的知识点进行归纳总结，帮助读者更好地理解和掌握相关知识。
一、化学反应速率的概念化学反应速率是指单位时间内反应物消失或产物生成的量，通常用物质的浓度变化来表示。
化学反应速率越快，表示反应进行得越迅速。
二、化学反应速率的计算1. 平均速率：平均速率等于反应物浓度变化量除以反应时间的差值。
2. 瞬时速率：瞬时速率是指某一瞬间的反应速率，通常通过微元法求得。
三、影响化学反应速率的因素1. 温度：温度升高可使分子动能增大，分子碰撞频率和能量增加，从而提高反应速率。
2. 浓度：反应物浓度升高，有效碰撞的概率增加，反应速率也随之增加。
3. 催化剂：催化剂能提供新的反应路径，降低活化能，从而加快反应速率。
4. 固体颗粒的粒度：固体颗粒的粒度越小，表面积越大，有效碰撞概率增加，反应速率增大。
5. 反应物的性质：反应物之间的化学性质和浓度对反应速率有直接影响。
四、反应速率与反应动力学反应速率是反应动力学的一个重要内容，它研究化学反应速率与反应物浓度、温度、催化剂等因素之间的关系。
反应动力学研究的内容广泛，涉及到各种反应的速率规律和反应机理等。
五、化学反应速率的实验测定实验可以通过测量反应物消失的速度或产物生成的速度来确定反应速率。
常用的实验方法包括观察颜色的变化、温度的变化、气体的产生、测量物质的质量变化等。
六、化学反应速率与实际应用化学反应速率的研究对于我们理解和控制化学反应过程具有重要意义。
在实际应用中，我们可以通过调节反应条件或添加催化剂来控制反应速率，以满足工业生产的需要。
总结起来，高一化学第6章主要介绍了化学反应速率的基本概念和影响因素。
了解化学反应速率的计算方法以及影响因素对于我们深入理解化学反应过程具有重要作用。
普通化学 大学化学第六章
酸性条件：
2MnO4– + 6H+ + 5SO32– = 2Mn2+ + 5SO42– + 3H2O
2MnO4– + 6H+ + 5H2O2= 2Mn2+ + 8H2O + 5O2
中性条件： 2MnO4– + H2O + 3SO32– = 2MnO2(s) + 3SO42– +2OH– 2MnO4– + H2O + 3H2O2= 2MnO2(s) + 2OH– + 3O2 + H2O
二、单质的沸点(℃)
沸点高的单质： W
三、单质的硬度
数据不全，但仍可看出，各周期 两端元素的单质硬度小，而在周期中 间元素（短周期的碳族、长周期中的 三、单质的硬度 铬副族）的单质硬度大。
硬度最大： C(金刚石)>B、 Cr(金属之最)
表6.1 ⅠA H2 Li Na Be Mg ⅡA
主族及零族元素的单质的晶体类型 ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 零族 He B Al C Si N2 P O2 S F2 Cl2 Ne Ar
ө
可将较强的还原剂(如Fe2+、NO22–、SO32–、H2S等)氧化
Cr2O72– + 14H+ + 6Fe2+ = 2Cr3++ 6Fe3+ +7H2O
用于测定铁矿石中铁含量
2Cr2O72– + 16H+ + 3C2H5OH =4Cr3++3CH3COOH +11H2O 绿色 橙色 用于快速检测驾驶员是否酒后驾车
6.3无机化合物的物理性质
化学高一第六章知识点总结
化学高一第六章知识点总结第六章化学知识点总结一、化学反应与化学方程式化学反应是指物质之间发生物质或能量的转化过程。
化学方程式则是用化学符号和化学计量数表示化学反应过程。
1. 原子的化学反应原子之间的化学反应是通过原子之间的组合、分离和重组来实现的。
例如，氧气和氢气反应生成水，反应方程式为：2H2 + O2 → 2H2O2. 离子的化学反应离子之间的化学反应是通过离子之间的组合、分离和重组来实现的。
例如，氯化钠溶于水生成钠离子和氯离子，反应方程式为：NaCl(s) + H2O(l) → Na+(aq) + Cl-(aq)3. 化学方程式的平衡化学方程式中的反应物和生成物的物质的种类和数量必须保持平衡，即反应物的摩尔数等于生成物的摩尔数。
例如，燃烧反应方程式为：C3H8 + 5O2 → 3CO2 + 4H2O二、化学计量与化学反应中的质量关系化学计量是研究化学反应中物质的质量关系的学科。
化学计量的基本原则是根据化学方程式中反应物与生成物之间的物质摩尔比例进行计算。
1. 摩尔质量摩尔质量是指物质的单位摩尔所含有的质量，通常用单位为克/摩尔（g/mol）来表示。
例如，氧气的摩尔质量为32g/mol。
2. 量子计量量子计量是根据化学方程式中反应物与生成物之间的物质的摩尔比例进行质量计算。
例如，已知燃烧反应方程式：C3H8 + 5O2 → 3CO2 + 4H2O当已知燃烧过程中燃气的质量时，可以通过量子计量计算生成物的质量。
三、物质的摩尔质量和摩尔体积物质的摩尔质量和摩尔体积是物质量与摩尔之间的相互关系。
在一定条件下，物质的摩尔质量与密度、摩尔体积之间存在一定比例关系。
1. 摩尔质量与摩尔质量的计算物质的摩尔质量可以通过元素的相对原子质量之和来计算。
例如，计算氧气的摩尔质量：摩尔质量（O2）= 相对原子质量（O）× 22. 摩尔体积与摩尔体积的计算物质的摩尔体积可以通过物质的摩尔质量和物质的密度之间的关系来计算。
高一化学第6章知识点总结
高一化学第6章知识点总结高一化学的第6章主要涵盖了物质的组成与结构、化学键及分子间力、化学键与结构的性质、物质的宏观性质与组成结构的关系等方面的内容。
本文将对这些知识点进行总结，以帮助同学们更好地掌握这些内容。
一、物质的组成与结构物质的组成与结构是化学研究的基础，也是我们了解和认识物质的重要途径。
我们常见的物质主要由元素和化合物组成，元素是由原子构成的，而化合物是由不同元素组合而成。
物质的微观结构是由原子和分子的排列方式决定的，例如晶体和非晶体等。
二、化学键及分子间力化学键是原子之间的力，它决定了物质的性质。
常见的化学键有离子键、共价键和金属键。
离子键是由正负离子间的静电力所形成的，共价键是由原子间的电子共享所形成的，而金属键是在金属中形成的。
分子间力主要包括范德华力、氢键和离子-离子相互作用力等，它们影响物质的物理性质，如融点和沸点等。
三、化学键与结构的性质化学键的类型和结构的性质密切相关。
共价键的强度取决于键的类型（单键、双键或三键）和原子间的电负性差异。
在分子中，分子的形状和极性也与化学键的性质有关。
此外，化学键还可以根据价电子对排布的形状分为线性分子、三角形分子、四面体分子等。
四、物质的宏观性质与组成结构的关系物质的宏观性质是指我们能够直接感知到的性质，例如颜色、气味和热量等。
它们与物质的组成结构有着密切的关系。
例如，物质的颜色取决于物质吸收或反射的光的波长，物质的气味可能是由分子间的相互作用引起的，物质的热导率与物质的结构和振动有关。
总结起来，高一化学第6章的内容主要围绕物质的组成与结构、化学键及分子间力、化学键与结构的性质以及物质的宏观性质与组成结构的关系展开。
通过学习这些知识点，我们可以更深入地了解物质的本质和性质，并能够将其应用于实际问题的解决中。
化学作为一门实验性科学，我们还需要通过实验来观察和验证这些理论知识，才能更好地掌握和应用它们。
希望同学们能够认真学习，通过练习和实践，不断提高化学知识与实践能力，为今后的学习和发展打下坚实的基础。
普通化学课件知识点精选chapter6
化 分子中相邻的两个化学键之间的夹角。
学
NH3
H2O
CO2
College Chemistry
三角锥型
V型
直线型
∴键角是反映分子空间构型的一个重要参数。
College Chemistry
大 Chapter 6 分子结构和晶体结构 学 2、要点：
（1）杂化发生在同一原子中能量相近的原子轨道
化 之间。 H2O、NH3、CH4、BF3 学 （2）杂化前后轨道数目不变，有几个原子轨道发
大 Chapter 6 分子结构和晶体结构
学 三、键参数
化
描述化学键性质的物理量。
学 1、键能（ © 键能）
衡量化学键强弱的物理量。
College Chemistry
Eθ 431kJm ol-1 H -C l
Eθ 567kJm ol-1 H -F
键能越大，键越牢固。
大 Chapter 6 分子结构和晶体结构
College Chemistry
的原子轨道含有成对电子，这样的杂化为不等
性杂化，形成的杂化轨道为不等性杂化轨道。
典型的例子：NH3和H2O
大 Chapter 6 分子结构和晶体结构
学 （二）分子的变形性
化
非极性分子：在外加电场作用下，电子云和原
学 子核会发生相对位移，分子发生变形，正、负电荷
College Chemistry
学 σ 键和π 键两种:
σ 键：成键原子轨道沿键轴方向以“头碰头”的 方式重叠成键。如果两个原子是以单键 结合的，都是σ键。
College Chemistry
π 键：成键原子轨道沿键轴方向以“肩并肩”的 方式重叠成键。
大 Chapter 6 分子结构和晶体结构
高一化学第六章知识点
高一化学第六章知识点化学作为一门科学，研究的是物质的组成、性质、变化以及与能量的关系。
在高一的学习中，化学的知识点非常庞大，其中第六章是重要的内容之一。
本文将对高一化学第六章的知识点进行总结和梳理，以帮助同学们更好地掌握和理解这一章节。
一、化学反应速率1. 反应速率的定义：反应速率指的是单位时间内反应物消耗或生成物产生的数量。
2. 影响反应速率的因素：a. 温度：温度升高会增加反应物分子的平均动能，从而加快反应速率。
b. 浓度：反应物浓度的增加会增大反应物分子的碰撞频率，加快反应速率。
c. 催化剂：催化剂可以提高反应物的反应活性，降低活化能，从而加快反应速率。
d. 表面积：固体反应物的颗粒越小、越细，表面积越大，反应速率越快。
3. 化学反应速率的表达式：一般情况下，反应速率与反应物浓度的关系可以用以下表达式表示：反应速率 = k[A]^m[B]^n二、化学平衡与化学平衡常数1. 化学平衡的定义：当一个化学体系中反应物和生成物的浓度达到一定比例时，反应速率前后保持不变，此时体系处于化学平衡状态。
2. 平衡常数的定义：对于一个化学反应，可以定义平衡常数Ke，表示在给定温度下，反应物和生成物的浓度比例的稳定值。
3. 平衡常数的计算：a. 反应物和生成物浓度的比例可以通过化学方程式中的系数来确定。
b. 在平衡状态下，平衡常数Ke的值是不随浓度变化而改变的。
4. 影响化学平衡的因素：a. 温度：温度升高或降低会改变反应物和生成物的浓度比例，从而改变平衡常数Ke的值。
b. 压力或浓度的改变：对于气体反应，改变压力或浓度会影响反应平衡的位置，但不会改变平衡常数Ke的值。
c. 催化剂：催化剂可以加速反应达到平衡，但不会改变平衡常数Ke的值。
三、离子的溶解平衡1. 离子的溶解平衡的定义：在水溶液中，对于有限溶解度的离子化合物，其溶解过程可以达到动态平衡，称为离子的溶解平衡。
2. 溶解度积的概念：对于这种动态平衡下的离子溶解过程，可以定义溶解度积Ksp，表示溶解过程的平衡稳定状态。
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SCl4 -15d SeCl4 288d
ZnCl2 GaCl3 GeCl4 732 201.3 84
RbCl 1390 CsCl 1290
SrCl2 1250
p区金属中的铝、镓、锡、铅等可以溶解于氢氧化钠。
4.
金属的钝化
金属在空气中会自动氧化生成具有较强保护作用 的氧化膜，称为金属的钝化。最易产生钝化作用 的有Al、Cr、Ni和Ti以及含有这些金属的合金。
金属的钝化必须满足两个条件：
金属所形成的氧化膜在金属表面必须是连续的，即所生 成的氧化物的体积必须大于金属原有的体积。
金刚石
石墨 附图6.3 碳的同素异形体
C60
6.1.2
导电性和能带理论
1. 单质的导电性 金属能三维导电，是电的良导体；许多非金属单 质不能导电，是绝缘体；介于导体与绝缘体之间 的是半导体，例如Si、 Ge等。
思考：单质中最好的导体是谁？
答：Ag、Cu、Au、Al等是最好的导电材料。
金属的纯度以及温度等因素对金属的导电性能影响相当 重要。
O2 分子 S 分子,链状 Se 分子,链状 Te 链状 Po 金属
5.
非金属单质的晶体结构
金属晶体
附图6.1 非金属单质的分子和晶体结构示意图
C60的发现
1996年 Kroto, Smalley及 Curl三位教授因首先发现 C60而荣获瑞典皇家科学院 颁发的诺贝尔化学奖。
图6.5 C60结构图
H. W. 克鲁托 Harold W. Kroto
R. F. 柯尔 Robert F. Curl 附图6.2 发现C60的三位科学家
R. E. 史沫莱 Richard E. Smalley
碳的同素异形体
金刚石：sp3 网格状 硬度大 石墨：sp2 片层状 润滑性、导电性 C60：类sp2 球烯 多种优异性能
IA H2 分子 Li 金属 Na 金属 K 金属 Rb 金属 Cs 金属
Be 金属 Mg 金属 Ca 金属 Sr 金属 Ba 金属
B 近原子 Al 金属 Ga 金属 In 金属 Tl 金属
C 金刚石,原子 石墨,层状 Si 原子 Ge 原子 Sn 原子,金属 Pb 金属
N2 分子 P 分子,层状 As 分子,层状 Sb 分子,层状 Bi 层状,近金属
2Na + H2 = 2NaH Ca + H2 = CaH2
6.3
无机化合物的物理性质
无机化合物种类繁多， 情况比较复杂。这里 依照元素的周期性规律和物质结构，尤其是晶 体结构理论为基础，讨论具有代表性的氯化物 和氧化物的熔点、沸点等物理性质以及规律。
6.3.1 氯化物的熔点、沸点和极化理论
氯化物是指氯与电负性比氯小的元素所组成的二元化合物。 氯化物概述 NaCl、KCl、BaCl2等离子型氯化物熔点较高、稳定性好的 氯化物在熔融状态可用作高温介质(盐浴剂)，CaF2、NaCl、 KCl等可以用作红外光谱仪的棱镜。过渡型的无水氯化物 如AlCl3、ZnCl2、FeCl3等可以在极性有机溶剂中溶解，常 用作烷基化反应或酰基化反应的催化剂。性质较稳定的无 水氯化物如CaCl2等常用作干燥剂。
空能级 电子占 用能级 a 导体 空带 禁带 满带 满带 b 半导体 c 绝缘体 空带 禁带
空带 满带
图6.8 导体、半导体和绝缘体的能带模型示意图
6.2
单质的化学性质
单质的化学性质通常表现为氧化还原性
金属单质最突出的性质是它们容易失去电子而 表现出还原性
非金属单质的特征是化学反应中能获得电子而 表现出氧化性，但不少非金属单质有时也能表现 出还原性。
氯化物熔点
表6.2 氯化物的熔点 (单位为°C)
注1：IB~VB，IA~IVA族价态与族数相同； VIA族为四氯化物，VIB、VA族为三氯化 物。VIIB和VIII族为二氯化物。 注2：Tl、Pb、Bi分别为+1、+2、+3价。
IA
HCl -84.9 LiCl 1342 IIA BeCl2 520
4KO2(s) + 2CO2(g) = 2K2CO3 + 3O2(g)
金属与氧的作用 （续）
p区金属元素中只有Al比较活泼，能在空气中与氧反应，但生 成致密的氧化膜。 d区元素也比较不活泼，第四周期元素除Cu外可以与氧反应， 但Cr、Zn也形成致密的氧化膜。
思考：副族元素与氧反应的活泼性递变规律同主族元素
第
6结构基础知识,了解单质和某些化合物的熔点、 硬度以及导电性等物理性质的一般规律。 联系化学热力学基础知识,了解单质氧化还原性的一般 规律。 联系周期系和电极电势,明确某些化合物的氧化还原性 和酸碱性等化学性质的一般规律。 了解配合物的组成、命名。了解配合物价键理论的基本 要点以及配合物的某些应用。 了解重要金属、金属材料、无机非金属材料及纳米材料 的特性及应用。
过氧化物和超氧化物都是固体储氧物质，它们与水反应会 放出氧气，又可吸收CO2 并产生O2 气，所以较易制备的 KO2常用于急救器或装在防毒面具中: 2Na2O2(s) + 2CO2(g) = 2Na2CO3(s) + O2(g)
4KO2(s) + 2H2O(g) = 3O2(g) + 4KOH(s)
其他物质反应，常用做惰性介质保护气体。
值得注意的问题：
歧化反应 有些非金属单质既具有氧化性又具有还原性，其Cl2 、Br2 、I2 、 P4、S8等能发生岐化反应。 Cl2 + H2O = HCl + HClO Cl2 + 2NaOH = NaCl + NaClO + H2O 溴和碘在氢氧化钠中倾向于生成溴酸钠和碘酸钠： Br2 + 6NaOH = 5NaBr + NaBrO3 +3H2O
6.2.1
金属单质的还原性
思考1：金属单质的还原性主要与哪些因素有关？
答：从结构因素考虑，主要与元素的核电荷数、原子半 径和最外层电子数有关。
思考2：金属单质的还原性主要体现在哪些反应上？
金属与氧的作用 金属臵换氢的能力
1.
金属单质活泼性规律
同一周期 在短周期中，从左到右金属单质的还原性逐渐减弱。在长周 期中的递变情况和短周期一致，但较为缓慢，也有例外。
6.1.1
熔点、沸点和硬度
单质的熔点、沸点和硬度概述
单质的熔点、沸点和硬度一般具有相同的变化趋势，即 熔点高的单质其沸点一般也高，硬度也较大。 第2、3周期元素的单质 从左到右，逐渐升高，第四主族的元素最高，随后降低； 第4、5、6周期元素的单质 从左到右，逐渐升高，第六副族的元素最高，随后总趋势 是逐渐降低。
即：高熔点、高硬度单质集中在中部，其两侧较低。
1.
单质的熔点
图6.1 单质的熔点(°C)
2.
单质的沸点
图6.2 单质的沸点(°C)
3. 单质的硬度
图6.3 单质的硬度(莫氏)
4.
主族元素的晶体类型
IIA IIIA IVA
附表6.1 主族元素的晶体类型
VA VIA VIIA H2 分子 F2 分子 Cl2 分子 Br2 分子 I2 分子 At 0 He 分子 Ne 分子 Ar 分子 Kr 分子 Xe 分子 Rn 分子
设有1mol Na原子，按泡利不相容 原理可以容纳2NA个电子，而1mol Na原子只有NA个电子，只能充满 3s能带较低的一半分子轨道，其他 一半是空的。此时，3s能带中未满 的能带，简称未满带。 图6.7 金属钠中原子的3s轨道能带示意图
3.
能带理论的应用
金属晶体中存在这种未满的能带是金属能 导电的根本原因。 绝缘体的特征是价电子所处的能带都是满 带，且满带与相邻的空带之间存在一个较宽 的禁带。 半导体的能带与绝缘体的相似，但半导体 的禁带要狭窄得多。
AuCl3
IIIA BCl3 12.5 AlCl3 178s IIB
IVA CCl4 76.8 SiCl4 57.6
VA NCl3 <71 PCl3 75.5 AsCl3 130.2
VIA
NaCl MgCl2 1413 1412 KCl CaCl2 ScCl3 TiCl4 1500s >1600 825s 136.4
次氯酸钠 次氯酸钠可以释放出原子氯，后者有极强的杀菌和漂白作用。 因此广泛地用作消毒液和漂白剂。 次氯酸钠在工业上用作氧化剂，可以将芳酮氧化为羧酸： ArCOCH3 + NaOCl = ArCOONa +CH3Cl
2.
离子型氢化物
氢化物可分为共价型（如HCl)，金属型、离子型等。离子 型氢化物可以释放原子态氢，在工业上作为强还原剂用于 还原醛、酮、酯等羰基化合物。 活泼性极强的碱金属和碱土金属可以与氢气发生反应生成离 子型氢化物：
同一族
ⅠA
还 原 性 增 强
自上而下主副族变化规律相反（ⅢB与相邻的主族一致）。
ⅡA ⅢA ⅦA
ⅢB ⅣB
还增 原强 性
ⅡB
氧化性增强 氧 化 性 增 强 还原性增强
还原性增强
还原性增强不明显
附图6.3 金属单质活泼性规律
金属与氧的作用
s区金属与空气作用生成正常的氧化物，也生成部分过氧化 物(Li、Be、Mg除外) ，在纯氧气中生成过氧化物。 K、Rb、 Cs、Ca、Sr、Ba等在过量的氧气中燃烧可以生成超氧化物。
1. 氯化物的熔点和沸点
氯化物的熔点和沸点大致分为三种情况： 活泼金属的氯化物如NaCl、KCl、BaCl2 等是离子 晶体,熔点、沸点较高 非金属的氯化物如PCl3 、CCl4 、SiCl4 等是分子晶体， 熔点、沸点都很低 位于周期表中部的金属元素的氯化物如AlCl3、FeCl3、 CrCl3 、ZnCl2 等是过渡型氯化物,熔点、沸点介于两者 之间