无机化学学习指导

无机化学学习指导第一章化学反应中的质量关系和能量关系[学习指导]1．“物质的量”（n）用于计量指定的微观基本单元或其特定组合的物理量，其单位名称为摩[尔]，单位符号为mol。

2.摩尔质量（M) M = m/n3.摩尔体积（V m）V m = V/n4.物质的量浓度（c B）c B = n B/V5.理想气体状态方程pV = nRT6.理想气体分压定律p= Σp B ；p B = (n B/n)p7.化学计量式和化学计量数O = ΣνB B ；νB B8.反应进度（ξ）表示化学反应进行程度的物理量，符号为ξ，单位为mol。

随着反应的进行，任一化学反应各反应物及产物的改变量：Δn B = νBξ9.状态函数状态函数的改变量只与体系的始、终态有关，而与状态变化的途径无关。

10.热和功体系和环境之间因温差而传递的热量称为热。

除热以外，其它各种形式被传递的能量称为功。

11.热力学能（U）体系部所含的总能量。

12.能量守恒定律孤立体系中能量是不会自生自灭的，它可以变换形式，但总值不变。

13.热力学第一定律封闭体系热力学能的变化：ΔU = Q + WQ > 0, W > 0, ΔU > 0；Q < 0, W < 0, ΔU < 0。

14.恒压反应热（Q p）和反应焓变（Δr H m）H(焓) ≡U + pV, Q p = Δr H m15.赫斯定律Q p = ∑Q B , Δr H m = ∑Δr H m(B)B B16.标准状况：p = 101.325kPa, T = 273.15 K标准(状)态：pθ= 100kPa下气体：纯气体物质液体、固体：最稳定的纯液体、纯固体物质。

溶液中的溶质：摩尔浓度为1mol·L-117.标准摩尔生成焓（）标准态下最稳定的单质─────—→单位物质的量的某物质=18.标准摩尔反应焓变（）一般反应cC + dD = yY + zZ=[y(Y) + z(Z)] - [c(C)+ d(D)]=Σνi(生成物) + Σνi(反应物)第二章化学反应的方向、速率和限度[学习指导]1.反应速率：单位体积反应进行程度随时间的变化率，即：2.活化分子：具有等于或超过E c能量（分子发生有效碰撞所必须具备的最低能量）的分子。

3.活化能（1）经验活化能：活化分子具有的平均能量()与反应物分子的平均能量()之差称为反应活化能(E a)。

（2）过渡状态理论中的势能垒：反应进行所必须克服的势能垒(E b)。

4.反应物浓度对反应速率的影响──质量作用定律cC + dD —→ yY + zZ 对于基元反应υ= k{c(C)}c·{c(D)}d5.熵变、吉布斯自由能变计算式：＝Σνi(生成物) + Σνi(反应物)＝Σνi(生成物) + Σνi(反应物)6.吉布斯公式：Δr G m ＝Δr H m - TΔr S m（T）≈（T）-T（T）7.化学反应方向的判据：8.Δr G m与的关系：Δr G m =+ RT ln J9.实验平衡常数表达式：例cC(g) + dD(g) yY(g) + zZ(g),10.标准平衡常数关系式：11.转化率(α)：反应前后体积不变，又可表示为：12.平衡移动原理：当体系达平衡后，若改变平衡状态的任一条件（如浓度、压力、温度），平衡就向着能减弱其改变的方向移动。

第三章酸碱反应和沉淀反应学习指导1. 水的离子积2. pH值3. 弱酸（HA）的解离常数：4. 解离度和稀释定律α为表征弱电解质解离程度大小的特征常数5. 弱酸、弱碱溶液pH值的计算6. 同离子效应：弱电解质溶液中，加入含有相同离子的易溶强电解质而使弱电解质解离度降低的效应。

7. 缓冲溶液：具有保持pH值相对稳定作用的溶液。

8. 盐类水解反应：盐的组分离子与水解离出来的H+或OH-结合成弱电解质的反应。

9. 水解常数：一元弱酸强碱盐一元弱碱强酸盐一元弱酸弱碱盐10. 影响水解度的因素：一般来说，水解产物的解离度越小、溶解度越小；盐溶液的浓度越小，温度越高，盐的水解度越大。

11. 溶度积：一定温度下，难溶电解质的饱和溶液中，各组分离子浓度幂的乘积为一常数。

溶解A m B n(s) mA n+ + nB m-沉淀12. 溶度积与溶解度的换算：13. 溶度积规则：14. 离子沉淀完全的要求：c(M n+) < 10-5mol·L-115. 分步沉淀：离子积（J）首先超过溶度积的难溶电解质先沉出。

16. 溶解难溶电解质的常用方法：生成弱电解质；氧化还原法；生成配离子。

17. 沉淀转化：相同类型的难溶电解质，溶度积较大的易转化为溶度积较小的。

不同类型的难溶电解质，溶解度较大的易转化为溶解度较小的。

第四章氧化还原反应[学习指导]1．氧化还原反应: 参加反应的物质之间有电子转移的化学反应。

2. 氧化数(氧化值)：某一元素原子在其化合态中的形式电荷数。

3. 氧化还原反应方程式的配平方法：氧化值法；离子-电子法。

4. 原电池：能使氧化还原反应产生电流的装置。

5. 氧化还原电对：电极反应中氧化型和相应的还原型物质组成的电极。

6. 标准电极电势：标准状态下，以标准氢电极为比较标准测出的某电极的相对电势。

7．电池的标准电动势：Eθ = Eθ(+) - Eθ(-)8．能斯特方程式：9. 影响电极电势的因素:(1) 电极的本性；(2) 离子的浓度或气体分压；(3) 温度；(4) 溶液酸碱性；(5) 沉淀或弱电解质的生成。

10．电极电势的应用(1) 判断原电池的正、负极,计算原电池的电动势；(2) 判断氧化剂、还原剂的相对强弱；(3) 计算弱电解质的解离常数；(4) 计算难溶电解质的溶度积；(5) 判断氧化还原反应的方向和限度；11．原电池的电动势和电池反应的Δr G m与原电池的电动势与电极电势的关系:Δr G m = -Z'FE == Z'F[E(+)-E(-)]= -Z'FEθ == Z'F[Eθ(+)- Eθ(-)]12．氧化还原反应方向的判据: E > 0, 氧化还原反应能自发进行。

13．氧化还原反应限度可以用其化学平衡常数Kθ来衡量。

Kθ的计算公式为:14. 元素标准电极电势图的应用：(1) 计算电对的标准电极电势:(2) 发生歧化反应的判据: 电势图中, Eθ(右) > Eθ(左)(3) 解释元素的氧化还原特性。

第五章原子结构与元素周期性[学习指导]1. 原子和元素：原子是组成物质的基本单元，由一个原子核和若干个核外电子组成。

元素是具有一类单核粒子的总称。

2. 核素、同位素、同量素：具有确定原子数和中子数的单核粒子称为核素。

质子数相同而中子数不等的同一种元素的原子互称为同位素。

质量数相同而原子序数不同的元素称为同量素。

3. 微观粒子具有波粒二象性。

4. 波函数与原子轨道：波函数是描述核外电子运动状态的数学表达式，其空间图像称“原子轨道”。

5. 概率密度与电子云:电子在原子核外空间某处单位体积出现的概率称为概率密度(│ψ│2),用小黑点代替其分布所得的空间图象称为电子云。

6. s.p.d原子轨道的空间图象。

7. 量子数：描述原子中个电子状态的四个参数(主、副、磁、自旋量子数)。

8. 基态原子中电子分布原理：泡利不相容和能量最低原理，洪特规则。

9. 鲍林近似能级图和核外电子填入轨道顺序：→n s → (n-2)f →(n-1)d →n p10. 元素在周期表中的位置(周期、区、族)，由该元素原子核外电子的分布所决定。

11. 原子性质的周期性：┌│┤│└共价半径：两个相同原子形成共价键时，其核间距离的一半。

原子半径(r) 金属半径：金属单质晶体中，两个相邻元素原子间距离之半。

德华半径：单质分子晶体中，相邻分子距离最近的两个原子核间距之半。

第一电离能(I1)：基态的气态原子失去一个电子变为氧化数加一的气态阳离子所需的能量。

第一电自亲合能(E A1)：基态的气态原子得到一个电子形成氧化值-1的气态阴离子所释放的能量。

电负性(χ)：分子中元素原子吸到电子的能力。

第六章分子的结构与性质[学习指导]1．化学键：分子或晶体相邻原子(或离子)间强烈的相互吸引作用。

2．共价键(1) 定义：原子间由于成键电子的原子轨道重叠形成的化学键。

(2) 特征：具有方向性和饱和性。

(3) 分类：按极性分按原子轨道重叠部分的对称性分(4) 配位共价键：共用电子由一个原子单方面提供形成的共价键。

3．价键理论要点(1) 两原子接近时，自旋方向相反的未成对的价电子可以配对成键；(2) 成键电子的原子轨道重叠越多，所成共价键越稳定。

4．离子键：阳、阴离子间的静电引力。

无方向性、无饱和性。

5．s-p杂化与分子几何构型的关系（见表6-4）。

6．运用n=2的同核双原子分子轨道能级图推测一、二周期元素同核双原子分子的存在并阐明其结构；预言分子的顺磁性与反磁性。

7．分子的极性与变形性正负电荷中心不重合的分子称极性分子。

分子极性大小以分子偶极矩（μ=q×d）大小来量度。

μ=0的则为非极性分子。

衡量分子变形性大小的标度为分子极化率（α）。

8．分子间力取向力--固有偶极之间的吸引力。

诱导力--固有偶极与诱导偶极之间的吸引力。

色散力--瞬时偶极之间的吸引力。

结构相似的同系列物质，分子间力越大，物质熔点、沸点越高，硬度越大。

溶质与溶剂分子间力越大，互溶度越大。

9．氢键对物质性质的影响(1) 分子间形成氢键，物质的熔、沸点升高，分子形成氢键，熔、沸点降低。

(2) 溶质与溶剂分子间形成氢键，互溶度越大。

(3) 分子间有氢键的液体，一般粘度较大，分子易缔合。

第七章固体的结构与性质[学习指导]1.晶体的特征：有一定几何外形；有固定的熔点；各向异性。

2.离子晶体、原子晶体、分子晶体、金属晶体的特征及性质（见表7-2）。

3.三种典型的A-B型离子晶体类型：NaCl型、CsCl型、ZnS型。

4. 晶格能(U)越大，该离子晶体越稳定。

5.金属键：金属晶体中金属原子间的结合力。

6.应用能带理论解释金属的物理性质和阐明导体、半导体及绝缘体的特性。

7.混合型晶体：层状、链状。

8.实际晶体点缺陷类型：空穴、置换、间充。

9.实际晶体的键型变异。

10. 离子的电子构型：2e、8e、(9～17e)、18e、(18+2)e 。

11.离子极化(1) 离子极化力：阳离子的电荷越多、半径越小，极化力越强；不同电子构型离子的极化力18e、(18+2)e、2e > (9～17e) > 8e。

(2) 离子变形性：离子半径越大，变形性越大。

电子构型相同：阴离子> 阳离子离子电荷相同、半径相近：(18+2)e、18e、(9～17e) >> 8e 电场强度(E)一定，极化率(α)越大，变形性越大。