第一章 物质得状态
理想气体:就是设定气体分子本身不占空间、分子间也没有相互作用力得假想情况下得气体。
实际气体：处于高温（高于273 K)、低压（低于数百千帕)得条件下，由于气体分子间距离
相当大，使得气体分子自身得体积与气体体积相比可以忽略不计,且分子间作用力非常小，
可近似地将实际气体瞧成就是理想气体.
p Ｖ = ｎＲＴ（理想气体状态方程式）
R 称为比例常数,也称为摩尔气体常数。
R ＝ 8、31４ Pa·m ３·mol －1·Ｋ－1 = ８、31４ kPa·L·m ｏl －1·Ｋ-1
= ８、314Ｊ·mol －1·K-1（Pa·m ３=N·m －２·m3＝N·m ＝ J)
道尔顿理想气体分压定律
式中 ｘi 为某组分气体得摩尔分数.理想气体混合物中某组分气体得分压等于该组分气体得摩尔分数与总压力得乘积。
分体积定律 当几种气体混合时，起初每一种气体在各处得密度就是不同得，气体总就是从密度大得地方向密度小得地方迁移,直至密度达到完全相同得状态,这种现象称为扩散。
相同温度、相同压力下，某种气体得扩散速度与其密度得平方根成反比,这就就是气体扩散
定律.用ｕi 表示扩散速度,ρi 表示密度，则有:
或
式中ｕA 、u Ｂ分别表示A 、B 两种气体得扩散速度,ρA 、ρB 分别表示A 、Ｂ两种
气体得密度。
同温同压下，气体得密度(ρ)与其摩尔质量（M)成正比，据此可以表示为：
对理想气体状态方程进行修正
对n ＝ １ mol 实际气体，其状态方程为：
气体分子运动论得主要内容包括以下几个假设：
(1)气体由不停地作无规则运动得分子所组成；
（２）气体分子本身不占体积，视为数学上得一个质点；
(3)气体分子间相互作用力很小，可忽略；
（4)气体分子之间及分子对容器壁得碰撞视为弹性碰撞，气体得压力就是由于气体分子同容
器壁产生碰撞得结果；
（５)气体分子得平均动能与气体得温度成正比。
通常把蒸气压大得物质称为易挥发得物质,蒸气压小得物质称为难挥发得物质。
对同一液体来说，若温度高,则液体中动能大得分子数多，从液体中逸出得分子数就相应得
多些,蒸气压就高;若温度低,则液体中动能大得分子数少，从液体中逸出得分子数就相应得少
些,蒸气压就低。
克劳修斯-克拉贝龙（C ｌansius —C ｌapeyr ｏn)方程
沸点就是指液体得饱与蒸气压等于外界大气压时得温度。在此温度下，气化在整个液体内部
与表面同时进行(在低于该温度时气化仅在液体得表面上进行），称之为液体得沸腾。三氯甲
烷、乙醇、水与醋酸得正常沸点依次分别为61。3℃, 78.4℃, 10０℃与1１8.5℃。减压蒸馏i i i i i p n n p p x p p n n
=== 或1212= = +++ i i i i
n RT n RT n RT nRT V V V V p p p p =???=+???=∑∑
得方法正就是利用减压时液体沸点会降低得这一特征去实现分离与提纯物质得目得。这种方法适用于分离提纯沸点较高得物质以及那些在正常沸点易分解或易被空气氧化得物质。
如果温度高于某一数值，则无论加多大得压力也不能使气体液化.这一温度称为临界温度,用符号T c表示。在临界温度时,使气体液化所需得最低压力称为临界压力,用ｐｃ表示；而在临界温度与临界压力下物质所占有得体积称为临界体积,用V c表示.T c、ｐc与V c统称为临界常数。
晶体与非晶体特性得异同点主要表现在以下几个方面:
（1)晶体与非晶体得可压缩性与扩散性均很差。
（2)完整晶体具有固定得几何外形,而非晶体则没有。
（３)晶体具有固定得熔点,非晶体则没有固定得熔点.非晶体被加热到一定温度后开始软化,流动性增加,直至最后变成液体。从软化到完全熔化，要经历一段较宽得温度范围。
（4）晶体具有各向异性,许多物理性质，如光学、导热性、导电性与溶解作用等在晶体得不同方向上测定时，就是各不相同得.如石墨晶体易沿着层状结构方向断裂,石墨得层向导电能力远远高于竖向导电能力。晶体得各向异性就是其内部粒子有规律排列得反映.非晶体则表现出各向同性。
等离子体实际就是部分电离状态得气体,物质得第四种状态。电离就是指中性气体得原子（或分子)电离成离子与自由电子。
水得三相点所对应得温度(0.０1℃）与压力(0、61１ｋＰａ）下，固、液与气三态可以共存,即三态处于平衡状态。
第二章溶液与胶体
分散系：一种或几种物质以细小得粒子分散在另一种物质里所形成得体系。分散系由分散质与分散剂两部分组成。溶液中，分散质一般称为溶质，分散剂一般称为溶剂。
表2－1 按分散质粒子直径得大小分类得液态分散系
１、质量分数2、物质得量浓度
3、质量摩尔浓度４、摩尔分数
溶液得性质有两类：第一类：如颜色、导电性、酸碱性等由溶质得本性决定。
第二类：如溶液得蒸气压下降、沸点升高、凝固点下降、渗透压等则与溶质得本性无关,取决于溶液中溶质得自由粒子（可以就是分子、离子、原子等微粒）数目,即浓度。
后一类性质常称为溶液得依数性，也称为溶液得通性。在难挥发非电解质得稀溶液中，这些性质就表现得更有规律。
拉乌尔(F、M、Rａｏｕlt)定律(只适用于非电解质稀溶液)：
溶液蒸气压下降:Δp = K p·ｂB溶液沸点升高:△T ｂ=Ｋb ·b B
凝固点下降:△T f = K f ·b B溶液得渗透压：Π=ｃB RＴ
一些常见溶剂得沸点与Kｂ值
一些常见溶剂得凝固点与Ｋｆ值
渗透性就是指分子或离子透过半透膜得性质。具有这种性质得膜有猪得膀胱、肠衣、植物得细胞壁以及人工制造得无机陶瓷膜等。
如果半透膜两边溶液浓度相等，渗透压相等,这种溶液称为等渗溶液.
在水溶液中或熔融状态下能导电得化合物称为电解质,不能导电得化合物称为非电解质。根据其水溶液中导电能力得强弱又可分为强电解质与弱电解质。解离度就是指溶液中已解离得电解质得物质得量占溶液中初始电解质物质得量得百分数，用α表示。
离子活度就是离子在反应中发挥作用得有效浓度：a ＝ f ·c
离子强度（定量表征电解质浓度与离子电荷数对活度系数得影响）: z B就是离子Ｂ得电荷，I越大，ｆ就越小。对于稀溶液，弱电解质溶液、难溶强电解质溶液作近似计算时ｆ值非常接近１，可用浓度代替活度。
胶体分散系就是由颗粒大小在1～100 nm 得分散质组成得体系。它可分为两类:
①胶体溶液,又称溶胶。它就是由小分子、原子或离子聚集成较大颗粒而形成得多相体
系。如Ｆe（ＯH）３溶胶与As２S３溶胶等。
②高分子溶液,它就是由一些高分子化合物组成得溶液。如胶水。
分散体系得分散度常用比表面来衡量:S0＝比表面积越大，表面能就越高,系统就越不稳定,因此液体与固体都有自动减少表面能得能力。凝聚与表面吸附就是降低表面能得两种途径。
固体在溶液中得吸附分为两类:分子吸附(非极性得吸附剂较易吸附非极性得物质）与离子吸附（离子选择吸附与离子交换吸附)。交换能力与溶液中离子得浓度与价数有关，浓度越大，离子价数越高，水化离子半径越小（水化离子半径:Li＋＞Na+>K+〉Ｒｂ＋＞Cs+),交换能力越强。
溶胶制备常用方法就是分散法(研磨法、超声波法、电弧法、胶溶法)与物理、化学凝聚法。溶胶得光学性质：丁达尔效应。动力学性质：布朗运动。
电学性质：电泳：溶胶粒子在外电场作用下发生定向移动得现象。
电渗:在外电场下,使溶胶粒子不动，分散剂定向移动得现象称为电渗。
溶胶粒子带电得主要原因：吸附带电、解离带电
胶团得结构［(ＡｇI）m.n I—.（ｎ－x）K+］x—．ｘK+
溶胶得稳定性：布朗运动、胶粒带电、溶剂化作用。
聚沉值：能使一定量得溶胶在一定时间内开始聚沉所需电解质得最低浓度,单位为mmｏl·L-１。相反电荷价数愈高（价态得影响远大于浓度),水化半径越小,聚沉能力愈大。
溶于水后能显著降低水得表面能得物质称为表面活性剂。表面活性剂得分子就是由亲水得极性基团与憎水得非极性基团两大部分构成。极性部分通常－OH、-ＮH２、—ＣOOH与-NH3＋等基团，而非极性部分主要就是由碳氢组成得长链（-R)或芳香基团(—Ar）等。
乳浊液就是分散质与分散剂均为液体得粗分散系。乳浊液又可分为两大类：
一类就是“油”(通常指有机相）分散在水中所形成得系统，以油／水型（或O/Ｗ)表示，如牛奶、豆浆、各种农药乳化剂等;
另一类就是水分散在“油”中形成得水/油型(或W/O)乳浊液，例如原油,人造黄油等.
第三章化学热力学基础
体系可分为三类：敞开体系、封闭体系、孤立体系
描述体系得一系列物理量(如气体得压力、温度、体积与组分得摩尔数等）称为状态函数. 状态函数得性质：
(1)一些状态函数具有加与性，如n、V 等（容量性质）
(2）一些状态函数没有加与性,如T、P等（强度性质)
状态函数得特征：
（1）状态一定,状态函数值一定。
（2）状态函数变化量只与体系得始、终态有关，与途径无关.
体系得某一物理量如果具有上述两个特征，则必就是体系得一个状态函数。
过程主要有：定温过程；定压过程；定容过程;绝热过程;循环过程.
当体系与环境间存在温差时,体系与环境间传递得能量叫做热,以Q表示.
除了热得形式以外,其它各种被传递得能量都叫功,以W表示.功分为体积功与非体积功(也称有用功）。
功得取值：体系对环境做功,取负值;环境对体系作功，取正值。
功与热不就是状态函数(注意状态函数两个特征)。
体系内部能量得总与称为热力学能（内能)，用符号U表示，单位为J或kJ。
体系得状态确定时，体系内部得能量也随之确定，就是体系得状态函数。
热力学第一定律：U2 = U1＋（Ｑ+ W ) , U2 -U1= ?U = Q＋W
规定：(1)体系吸收热量为“ + ”值,放出热量为“— "值。
（2)体系对环境作功(如膨胀）为“ - ”值，环境对体系作功（如压缩）为“+ ”值。当生成物得温度与反应物得温度相同，且在反应过程中体系只反抗外压做膨胀功（W有= 0时)，化学反应过程中所吸收或放出得热量就叫做这个反应得反应热或热效应。
恒容条件：恒容反应热?U= Q V
恒压条件:恒压反应热定义：H（焓）=Ｕ+pV(? H ＝?U + ?ｎRT)
则Qｐ＝H２－Ｈ1 = ?H（焓变)
反应进度（衡量化学反应进行程度得物理量）：ξ得单位就是ｍol
热化学方程式：H２（g)+ 1/２O2(g)= H2Ｏ（l）=－2８5、8３kJ·ｍol
－1
符号△rＨmθ得左下标“r”表示化学反应，右下标“m”表示反应进度变化量ξ=1ｍol,即△ｒHｍ表示化学反应进度为1mol时得反应焓变，因此也称为摩尔焓变，习惯上常用kJ·mol-1为单位.右上标“θ"表示反应在标准状态下进行。标准状态就是指在温度T与标准压力pθ(100 ｋPa）时该物质得状态。
①标明反应得温度与压力,在298、15 Ｋ与100 kＰa下进行,可以不注明.
②标明所有参加反应各物质得状态,气、液、固态可分别用ｇ、l、s表示。有多种晶型得固体要注明其晶型。以aq代表水溶液，（aq，∞）代表无限稀释水溶液。
盖斯定律(1８４0):不管化学反应就是一步完成,还就是分步完成,其热效应总就是相同得.
标准状态下，由元素得稳定单质生成1mｏl某物质时得热效应叫做该物质得标准摩尔生成焓或标准摩尔生成热。用?f H mθ表示，ｆ表“生成”，单位kＪ·mol-1，稳定单质及H+得?f Hｍθ为零，利用标准摩尔生成焓求反应焓得通式为：
ＤrＨmθ=∑(νi?fＨmθ）生成物－∑(νi?ｆＨｍθ)反应物=ＳνB?f H mθ（Ｂ）
1mｏl某有机化合物在1０0kＰa与某温度下被完全燃烧时所放出得热量叫做该化合物得标准摩尔燃烧焓,以?cＨmθ表示.完全燃烧就是指化合物中得C变为CＯ2(g),H变为Ｈ2O（ｌ）, S变为SO２（g)，N变为N2（g）, Ｃｌ变为ＨCl（ａq）,并规定这些燃烧产物得?c H mθ为零
利用标准摩尔燃烧焓计算反应热得公式就是：
?r Hｍθ=∑（νi?c Hｍθ）反应物-Ｓ(νi?c H mθ)生成物=—∑νＢ?ｃH mθ(B)
自发过程得特征：
（1）一切自发过程都就是单向性得，具有对环境做功得能力。欲使其逆向进行，环境必需对它做功。
（2）自发过程得进行有一定得限度,如只能进行到温度相等，水位相等，浓度相等等.
体系得混乱度可用一个称为熵得热力学函数来描述。体系越混乱,熵值越大。S也就是一个状态函数，其变化量与途径无关。
热力学第三定律：在热力学温度0K时，任何纯物质得完美晶体得熵值都等于0。
在标准状态下，温度Ｔ时，1mol物质得熵值称为该物质得标准摩尔熵(或标准熵）,用符号Ｓｍθ表示，单位为J、mｏl—1·K—1。化学反应得熵变可由物质得Sｍθ求得:
Ｄr S mθ= ∑(νiＳmθ）生成物—∑（νi S mθ)反应物=∑νＢS mθ(B）
标准摩尔熵得一些规律：同一物质聚集状态不同,
聚集状态相同，分子结构愈复杂,分子摩尔质量愈大,熵值愈大；
同一物质,温度愈高，熵值愈大。
等温可逆过程得体系熵变可由下式计算:?S＝Q r/T
r指可逆过程（水在沸点时蒸发，冰点时得凝固、溶解过程为可逆过程），Ｑr指可逆过程得热效应(若讨论恒温恒压体系不做有用功,则等于?H),T为体系得热力学温度。
等温过程得环境熵变可由下式计算：ＤS环= Q环/T环Q环与Q体大小相等,符号相反。在孤立体系中，自发过程使体系得熵值增加，处于平衡状态时体系得熵值达到最大,而使体系熵值减小得过程就是不可能发生得。此规律称熵增原理,也称热力学第二定律。
?Ｓ孤立＝?S体+?Ｓ环>0 自发过程
?S孤立=ＤS体+ ?S环＝0 平衡过程
?Ｓ孤立=?S体+?S环<0 非自发过程
化学反应通常在恒温、恒压下并与环境间有能量得交换情况下发生得。
Ｇ=H－T·S G称吉布斯自由能，也就是一个状态函数。
?H—T?S ＝G2 —G1= ?G(吉布斯自由能变）<０
在恒温恒压下(封闭体系):
?Ｇ＜0,自发过程ＤｒGｍθ〈0,自发过程
?G=０, 平衡过程?ｒGｍθ=0，平衡过程
?G>0，非自发过程?rＧmθ〉０,非自发过程
标准摩尔生成吉布斯自由能：在指定得反应温度（一般在298、15K）与标准态下,令稳定得单质得吉布斯自由能为0，并且把由稳定单质生成1mol某物质得吉布斯自由能变称为该物质得标准吉布斯,记为?fＧm 。
?r G mθ= Ｓ(ｎi?ｆG mθ）生成物-∑(ｎiＤf G mθ)反应物＝ＳνB G mθ(B)=?ｒH mθ—TＤrＳmθ由吉布斯-赫姆霍兹关系式可得到以下四种情况:
?Ｈ?S?G（= ?H—T?Ｓ)过程
（1) + + T升高时有利值变“—” T高利自发进行
(２）＋- 任何T时，值为“+" 不可能自发
（3）—＋任何Ｔ时,值为“－”始终自发
(4）－—T降低时有利值变“-” T低利自发进行
范德霍夫(Vaｎ’t Hoff)化学反应定温式: Ｑ为浓度商或压力商
或
经历一定得反应时间后，正反应速率与逆反应速率相等，此时反应达到最大限度，故各种物质得浓度将不再改变这种状态称为化学平衡状态，简称化学平衡。
化学平衡具有以下特征:
①化学平衡就是反应在一定条件下所能达到得最大限度.此时反应得=０。
②化学平衡就是一种动态平衡,正、逆反应还在进行,但速率相等.从表观上瞧,系统中各物质得浓度及其它宏观性质(如温度、密度等）不随时间变化,具有定值.
③化学平衡就是有条件得平衡,条件改变，平衡改变。在一定条件下,无论反应就是从正向还就是逆向开始，反应都可以到达平衡。
浓度平衡常数与压力平衡常数:Kｐ=Kc △v=(ｄ＋e）-（a＋ｂ）.
（＝１00kPa）＝Kｐ( =1mｏl·L—1）=Kｃ（)△v
总反应M=反应１－反应2,则.
浓度对化学平衡移动得影响
当Ｑ/ =1时,Q = ，△ｒG m＝0，反应达平衡状态;
当增加反应物浓度或减少生成物浓度时,则Q＜,△r G m〈０,反应正向移动;
当增加生成物浓度或减少反应物浓度时，则Ｑ〉,△r G m〉0，反应逆向移动。
压力对化学平衡移动得影响
体系得总压力增加至原来得ｘ倍，体系中各组分得分压也相应增加至原来得ｘ倍，此时反应商为
加入惰性气体以改变体系得总压力
①在定温定容下,平衡不发生移动.
②在定温定压下,为了维持总压力不变,体系得体积必须增大,此时反应中各组分气体得分压下降，平衡将向气体分子数增加得方向移动。对于＞0得反应，即气体分子数增多得反应,平衡正向移动;对于〈0得反应，即气体分子数减少得反应,平衡逆向移动。温度对化学平衡移动得影响
由与得到
当即放热反应,T2〉T1，K2θ＜Ｋ1θ，平衡逆向移动；T2 当即吸热反应，Ｔ2＞T1,Ｋ2θ>Ｋ1θ，平衡正向移动;T2 如果改变平衡体系得条件之一（如浓度、压力或温度），平衡就会向减弱这种改变得方向移动.这一规律称为化学平衡移动原理。 第四章化学动力学基础 在化学反应进行得一段时间里,单位时间内反应物浓度得减少或生成物浓度得增加即为平均速率.用表示.例如反应2HＩ(ｇ)H2（g）＋I2（g） =—＝= 瞬时速率就是Δt趋于零时得物质浓度得变化率,以表示, 即= = 在化学反应历程中，反应物粒子(分子、原子、离子、自由基等）直接作用生成新产物得反应,即一步完成得反应,称为基元反应.由两个或两个以上基元反应所构成得整体反应,称为复杂反应或非基元反应,慢反应就是整个反应速率得决定因素。 能发生化学反应得碰撞，称为有效碰撞。具有较高能量能发生有效碰撞得分子,称为活化分子。通常把活化分子所具有得平均能量与反应物分子得平均能量之差,称为反应得活化能. 过渡状态理论：翻越势垒所需得能量即反应物或生成物得反应活化能。 E a（+) 与E a(-) 之差可认为就是反应得热效应ΔH，即ΔＨ＝E a(+) —E a(－) 若E a(+）＞E a（—),反应为吸热; Eａ（+） 基元反应速率方程得确定—质量作用定律= （气体则可用p) 利用实验数据或定速步骤确定非基元反应得速率方程。 反应级数就是指化学反应速率方程式中各反应物浓度项幂指数之与。 反应得分子数就是指基元反应中发生反应所需要微粒（分子、原子、离子或自由基）得数目. 四分子及其以上得反应尚未发现。 温度对化学反应速率得影响 范特霍夫规则:当温度每升高1０℃时，反应速率大约增加到原来速率得２～4倍。 阿仑尼乌斯公式： 如果某反应在不同温度下得初始浓度与反应程度都相同，则有= ， 催化剂对反应速率得影响 催化剂就是一种能改变化学反应速率，而本身质量与组成保持不变得物质。机理就是催化剂使反应得活化能降低,活化分子百分数增加，反应速率加快。(除热力学上不能进行得反应) 催化剂得特征:（１）催化剂参加反应,反应前后其质量、组成与化学性质都不改变。 （2）催化剂只能缩短达到化学平衡得时间，而不能改变平衡状态，即只能改变反应速率，不能改变反应得程度。 (３）催化剂具有选择性：一种催化剂只能适用于某一种或某几种反应;同样得反应物,选用不同得催化剂可能得到不同得产物. 酶催化作用:催化效率高；高度特异性；反应条件温与 第五章物质结构简介 波尔理论:电子在核外一系列具有不同半径得同心圆得轨道上运动；在一定轨道上运动得电 子具有一定得能量（或处于一定能级），不同得轨道代表不同得能级；当电子由一种定态跃迁至另一种定态时，就要吸收或放出能量. 四个量子数： 主量子数n:ｎ就是决定原子内电子能量高低得主要因素。用它来代表电子得层数。 主量子数n 1 ２３ 4 5 6 7 电子层符号K L ＭN O P Q 角量子数l:它得取值由ｎ决定，可取从0到(n-1）得整数。例如n＝1,l只能为０；n = 2,ｌ可以为0,1两个值，余下类推.角量子数l就表示同一电子层可能存在得分层,或称为原子轨道亚层简称亚层。 角量子数l01 2 3 4 分层符号s pｄf g 磁量子数m：m得取值由l决定，可取0、±1、±2、±3、±?l，共取2l+１个值。m表示在同一亚层中原子轨道在空间得伸展方向，即每一亚层中得轨道数目,各轨道能量相等。 自旋量子数ｍs：mｓ得取值只有+1/2或－１/2,每个原子轨道上可以有两个自旋相反得电子,称为成对电子。因此s、p、d、ｆ亚层最多可容纳得电子数分别就是2、６、10、14. 由核外其余电子抵消部分核电荷对指定电子吸引得作用称为屏蔽效应。因此，角量子数相同得各轨道电子得能量随主量子数得增大而升高。外层电子钻到内层靠近原子核得能力称为钻穿效应.钻穿效应越大，该电子得能量就越低。 主量子数大得能级反而比主量子数小得能级低得现象称为能级交错。 （鲍林）原子轨道近似能级图 电子排布式：2６Fe 1ｓ2２s2２p6３ｓ23p64ｓ23d6 电子层结构式：２6Ｆe 1s22s2２p６3s23p6３d６4ｓ2 或26Fe [Aｒ] 3d64s2 原子失去电子形成离子，失电子得规律如何？实验证明,原子轨道失去电子得次序就是:n p，n s,（ｎ－1)d，（ｎ-２）f,即最外层得n p电子最先失去,ｎｐ电子失光后才失n s电子，余类推。例如，As3+核外电子结构式为1s22s22p６３ｓ２３p６3d104ｓ2,Ｃu２＋为1s２2s22p63s2３ｐ6３d9。 原子得电子层结构与元素周期得关系 周期数=电子层数=最外层得主量子数 主族元素：族数= 最外层得电子数 副族元素：ⅠB、ⅡB族数= 外层电子数 ⅢB-ⅦB族数＝外层s电子与次外层d电子之与 Ⅷ族元素外层s电子与次外层ｄ电子之与为8－10 零族元素外层电子数为8（第一周期为2） 原子半径：对于同周期得副族元素来说,从左到右原子半径缩小缓慢.同一族中,主族元素从上到下因电子层数增多，半径依次增大。 电离能：定稳定压下,基态气态原子失去电子形成气态离子时所需得能量，用I表示，单位 Ｋj/mｏｌ。同一周期得主族元素从左至右电离能明显增大。第一电离能愈小，原子愈易失去电子,该元素金属性愈强. 电子亲合能：电子亲合能就是原子获得电子难易得量度。元素得电子亲合能值越负，表示原子获得电子得能力越大,元素得非金属性越强；元素得电子亲合能正值越大,则原子获得电子得能力越小,元素得金属性越强。 电负性:就就是某元素得原子在分子中吸引成键电子对能力大小得相对数值。元素得电负性越大,非金属性越强,金属性越弱；反之金属性就越强.电负性最大得就是氟,最小得就是铯. 正、负离子间通过静电作用而形成得化学键叫做离子键。由离子键形成得化合物称为离子化合物,离子化合物存在得形式就是离子晶体. 离子键形成得条件就是相互作用得原子得电负性差值要较大。电负性差值大于1、7，形成离子键,该化合物为离子型化合物；若差值小于1、７，则可判断它们之间主要形成共价键，该物质为共价型化合物。（不绝对） 离子键得特性：没有方向性、没有饱与性 晶格能（U）可以用来衡量离子键得强度大小。晶格能就是指在标准状态下,使离子晶体变为气态正离子与气态负离子时所吸收得能量，单位为ｋJ·mol-1。 离子半径得变化规律 （1）同一主族自上而下，电子层数依次增多,具有相同电荷得离子半径也依次增大，而在同一周期中,正离子得电荷数越高,半径越小；负离子得电荷数越高，半径越大. (2)同一元素得正离子半径小于它得原子半径，简单得负离子半径大于它得原子半径。(３）同一元素形成几种不同电荷得离子时，电荷高得正离子半径小. （４）对等电子离子而言，离子半径随负电荷得降低与正电荷得升高而减小。 (5)周期表中：相邻两族元素左上方与右下方斜对角线上得正离子半径近似相等，称为对角线规则。 离子半径越小，离子间得引力就越大，离子化合物得熔点、沸点也越高。离子电荷高,与相反电荷得吸引力大,熔点、沸点就高。例如ＣaO得熔点（26１4℃）比NaCｌ（801℃）高。离子得电子构型 (1）2电子构型：最外层为2个电子得离子，n s2,如Li+、Be2+等。 （2）８电子构型：最外层为8个电子得离子，n s2n p6，如Ｎa＋,Ca２+等. （3)18电子构型：最外层为1８个电子得离子，n s2n p6ｎd10，如Zn2＋、Ｃｄ2+、Aｇ+等。（4)１8+２电子构型：次外层为１８个电子,最外层为2个电子得离子,（n—1)ｓ2（ｎ—1)p ６（n-1）d１0n s2,如Pb2+、Ｓn2+等。 （５）不饱与电子构型：最外层为９～１7个电子得离子,n s２n p6nｄ1-9，如Fe2＋、Mn2+等. 离子构型与结合力大小为：８e＜(９-17)ｅ＜18ｅ或（1８+2)e.如KCｌ易溶于水,ＡgCl难溶于水. 分子中每个原子都应具有稳定得稀有气体电子层结构（8电子结构),可以通过原子间共用一对或几对电子来实现,这种靠共用电子对结合得化学键叫共价键. 共价键得特点:饱与性与方向性 共价键得类型 按共价键数不同，共价键可分为单键、双键与叁键。两原子间形成共价单键，该单键一定就是σ键；如果两个原子可以形成多种键,共价双键或叁键，其中必定有一个σ键，其余就是π键。 按共用电子对提供得方式分类可分为正常共价键与配位共价键。如果共价键得共用电子对由一个原子提供得，则称为配位共价键或称配位键. 按共价键就是否有极性,共价键可分为极性共价键(如HCl）与非极性共价键(如Ｃl2）。 分子空间构型: 为正四面体,NH３为三角锥,NO2为V形结构，为平面三角形,PCｌ5为三角双锥构型，Ｈ2O为V形，HCHＯ为平面三角形。 分子得极性:根据分子得正、负电荷重心就是否重合，可把分子划分为极性分子与非极性分子(CＨ4、CO2等也就是）两种。 分子间力又叫范德华力，就是分子之间一种较弱得作用力，一般比化学键键能小一、二个数量级。它得特点就是无方向性与无饱与性，作用力程（范围）短，只有几个。分子间力一般分为取向力、诱导力与色散力三种类型。在非极性分子之间只存在色散力;在极性分子与非极性分子之间存在色散力与诱导力；在极性分子之间则三种力都存在。 分子间力对物质性质得影响 对于相同类型得化合物来说,一般随摩尔质量得增加，分子体积得增大，其色散力增加，则熔、沸点升高，如HCl、HＢr、HＩ。 对于摩尔质量相近而极性不同得分子，极性分子得熔、沸点往往比非极性分子高.这就是因为极性分子间除了色散力之外，还存在取向力与诱导力。如CＯ与Ｎ2摩尔质量相近,但CO 得熔、沸点高。 对于化学相似得同系物，如稀有气体、卤素、直链烷烃、直链烯烃等,分子间力大小主要决定于色散力,故随摩尔质量得增大,分子变形性增强,熔、沸点升高。 形成氢键主要有以下两个条件：①要有一个与电负性很高得原子(如F、Ｏ、Ｎ等)以共价键结合得氢原子;②靠近氢原子得另一个原子必须电负性很高（如F、O、Ｎ等),并且有孤对电子。氢键得类型可分为分子间氢键与分子内氢键. 氢键得特点 (１)氢键就是一种可存在于分子之间也可存在于分子内部得作用力,它比化学键弱很多，但比范德华力稍强。 (2)氢键有饱与性与方向性。方向性就是指分子内氢键中X、H、Ｙ三个原子尽量在一条直线上；饱与性即氢键中氢配位数一般为2。 氢键对物质性质得影响 （1）对物质熔沸点得影响:HF、Ｈ2Ｏ与NH3得熔点与沸点比同族元素氢化物偏高。分子内氢键得形成,常使其熔沸点低于同类化合物。如邻硝基苯酚得沸点就是4５℃，而间位、对位硝基苯酚分别为９６℃与114℃。 （２）对蛋白质构型得影响 (3)对物质溶解度得影响:如果溶质分子与溶剂水分子之间可形成氢键，则溶质得溶解度增大.如果溶质分子形成内氢键,则在极性溶剂中得溶解度减小，而在非极性溶剂中得溶解度增大。 （4）对物质酸性得影响：分子内形成氢键，常使酸性增强，原因就是分子内氢键得形成促进了氢得解离。 （5）对粘度得影响:分子间存在氢键得液体，一般粘度较大,氢键越多,黏度也越大。如丙三醇、浓硫酸、磷酸等多羟基化合物，由于分子间可形成众多得氢键，因此，表现为黏稠状液体。 晶体就是由原子、离子或分子在空间按一定规律周期性地重复排列构成得固体. 共同得性质： (1) 晶体具有规则得多面体几何外形. (2)晶体呈现各向异性。 不同类型难溶电解质与s 有如下关系: 对于ＡB型(如ＡgCｌ、AgＢｒ、ＢａＳO4等)化合物：＝s2 对于A2B或ＡB2型(如Ag2ＣrO4、Mg（ＯH）2等)化合物：=４s3 对于A３B或ＡＢ3型（如Fｅ（OH)３等)化合物: =2７ｓ4 如果溶液中同时存在着几种离子，这些离子都能被同一沉淀剂所沉淀,由于各种沉淀得溶度积得不同，这些沉淀将按一定顺序依次析出,这种现象称为分步沉淀 由化学等温式可知(溶度积规则）: 若Q＜,未饱与溶液，反应向沉淀溶解方向进行,直至达到饱与. 若Q＝，饱与溶液，沉淀溶解处于平衡状态. 若Ｑ> ，过饱与溶液，反应向沉淀生成方向进行，直至达到饱与。 已经证明水中常见强酸得酸性顺序为: ＨＣlO4>HＩ〉ＨＢr〉HＣl＞HＮO3〉H２ＳＯ４（一级解离） 在Ｃｌ得一系列含氧酸中，中心原子Cｌ得氧化数越高，与它结合得Ｏ原子得电子密度就越低，O—Ｈ键就越弱，酸性也就越强,HＯＣl 原理：缓冲溶液得pＨ之所以能保持相对得稳定性,就是依赖于溶液中有相当大量得能用于消耗与Ｈ+得抗碱成分与抗酸成分来实现得。 一些常见得缓冲溶液 注意：酸性或碱性较强得缓冲溶液,如或得pH 计算，不能用上述缓冲公式,而必须按照酸或碱得解离平衡组成来计算。这就是因为这些酸或碱得解离平衡常数较大，或不成立,否则会引起较大得计算误差。 缓冲容量（在一定体积（Ｖ)得缓冲溶液中,加入一定量（n）得一元强酸或强碱后引起溶液p Ｈ得变化）ββ值越大，说明缓冲能力越强. 配离子得稳定性由 [Ｆｅ（Ｈ２O）6]３+→［FeCl６］３-→［Fｅ（NＣS)6］3－→［FｅF6］３—→［Fe(C2O4）３］3－依次增大。 n s n pｎd轨道杂化形成得配合物称为外轨型配合物；若部分利用内层轨道，如(n-1）ｄn s n p轨道杂化形成得配合物则称为内轨型配合物。 氧化还原反应方程得配平（离子-电子法) 值越大,电对中氧化态物质得氧化能力越强, 就是强氧化剂; 其还原态物质得还原能力越弱, 就是弱还原剂。如F２、Cl2、ＭnＯ4－等均为强氧化剂。 值越小,电对中还原态物质得还原能力越强，就是强还原剂,而其氧化态物质得氧化能力越弱，就是弱氧化剂.如Li、Na、Ｍg就是强还原剂。 判断氧化还原反应得方向 又 ?r Gｍ〈0，ε〉0 反应正向自发进行 ?ｒＧm＝０,ε=0反应达平衡 ?r G m＞0,ε＜0 反应逆向自发进行 判断歧化反应能否发生 时，Ｂ就不稳定，易发生歧化反应； 时，Ｂ不能发生歧化反应; 当A与C同时存在溶液中时，将发生歧化反应得逆反应。（当Ｆe3+遇到金属铁时可发生逆歧化反应生成Fe2+。所以在配制FｅＳＯ4水溶液时，需加入铁屑以防止Fe２+被空气氧化。） 第四章配合物 （一）配合物AYZ的价层电子对数计算： 中心原子价层电子数配位原子数n电荷数 2 注：(1)配位原子为H或卤素原子，则n1；配位原子为O,S,则n0；配位原子为N,则n1。价层电子对数 (2)电荷数：带正电时减去，带负电时加上。 （二）配合物的命名： （1）系统命名时，配体与中心原子名称间要加“合”字，简称时“合”字可以省略；系统命名时，要给出配体的个数，简称时可省略；配合物为阴离子或与之配对的阳离子为H时，需加“酸”结尾，若单独存在，称“酸根”。（2）当配合物形成体与多种配体配合时，有顺序： ①先无机后有机，如［Pt(en)Cl2］ ［Co(en)2Cl2］ClK［Co(en)Cl4］ ②先阴离子后中性分子，如［Pt(NH3)2Cl2］ K［Pt(NH3)Cl3］ 二氯一（乙二胺）合铂氯化二氯二（乙二胺）合钴四氯一（乙二胺）合钴酸钾二氯二氨合铂三氯一氨合铂酸钾 （三）磁矩的计算：n(n2)BM,其中n为配合物中未成对电子数。 适用条件：不适用于第四周期后元素的磁矩计算。 第五章化学热力学基础 （一）化学热力学基本公式： ①溶解度 m溶质 100g/100g（溶剂）m溶剂 n溶质m溶剂 ②质量摩尔浓度③质量分数 m溶质m溶液 ④物质的量分数 n1 ，（其中n1n2n总)n总 ⑤溶液的蒸气压P PB*B，(PB*为纯溶剂的蒸气压，B为溶剂摩尔分数） （二）等温等容：QV rUm 等温等压：QP rHm 而W nRT,rHm rUm nRT rUm W （三）吉布斯亥姆霍兹方程：rGm rHm T rSm 对于任意温度T下，均有rGm(T)rHm(298K)T rSm(298K)范特霍夫等温方程：rGm(T)rGm(T)RTlnK （四）物质在热力学标态下达到分解温度时，rGm0，而rGm0。 求分解温度的最低温度： ①隐藏已知条件rG（mT)0,则有rGm(T)RTlnK. ②情况一：反应后，系统内的各组分气体分压均与大气压P相等（达到平衡），则K1，rGm(T)0. 情况二：反应后，系统内的各组分气体分压不等于大气压P，则有rGm(T)RTlnKp. ③再有rGm(T)rHm(298K)T rSm(298K)，联合②中的式，即可求出温度T. （五）rSm［BSm(B)］Sm(生成物)Sm(反应物) rHm［B fHm(B)］fHm(生成物)fHm(反应物)同理rGm也可以这样计算。 注：对于稳定单质，fH（T）0kJ/mol.m 第六章化学平衡常数 （一）平衡状态时，rGm RTlnK （二）平衡常数的注意点： ①平衡常数只与温度有关，温度不变，平衡常数不变。 ②平衡常数是与化学方程式一一对应的。同一反应，方程式写法不同平衡常数 的数值不同。 （三）浓度平衡常数Kc与分压平衡常数Kp的关系： Kp K（RT)cK K（pp 1 )Kp （四）偶联反应的平衡常数：若rG（1）rG（2）rG（3），则 K1K2K3mmm (298K)11lnK1rHm （五）() lnK2RT2T1 第一章物质存在的状态………………………………………………………………2 一、气体 .......................................................................................................... 2 二、液体 .......................................................................................................... 3 ①溶液与蒸汽压 ................................................................................................ 3 ②溶液的沸点升高和凝固点的下降 ................................................................... 3 ③渗透压 .......................................................................................................... 4 ④非电解质稀溶液的依数性 .............................................................................. 4 三、胶体 .......................................................................................................... 4 第二章 化学动力学初步……………………………………………………………5 一、化学反应速率 ............................................................................................ 5 二、化学反应速率理论 ..................................................................................... 6 三、影响化学反应速率的因素 .......................................................................... 6 2、温度 ............................................................................................................ 7 第三章 化学热力学初步……………………………………………………………8 一、热力学定律及基本定律 .............................................................................. 8 二、化学热力学四个重要的状态函数 ................................................................ 9 4、自由能 ....................................................................................................... 10 ①吉布斯自由能 .............................................................................................. 10 ②自由能G ——反应自发性的判据 .................................................................. 11 ③标准摩尔生成自由能θ m f G ? (11) 第13章 氢和稀有气体 13-1 氢作为能源，其优点是？目前开发中的困难是什么？ 1、解：氢作为能源，具有以下特点： （1）原料来源于地球上储量丰富的水，因而资源不受限制； （2）氢气燃烧时放出的热量很大； （3）作为燃料的最大优点是燃烧后的产物为水，不会污染环境； （4）有可能实现能量的储存，也有可能实现经济高效的输送。 发展氢能源需要解决三个方面的问题：氢气的发生，氢气的储备和氢气的利用 13-2按室温和常压下的状态（气态 液态 固态）将下列化合物分类，哪一种固体可能是电的良导体？ BaH 2;SiH 4;NH 3;AsH 3;PdH 0.9;HI 13-3试述从空气中分离稀有气体和从混合气体中分离各组分的根据和方法。 3、解：从空气中分离稀有气体和从混合稀有气体中分离各组分，主要是利用它们不同的物理性质如：原子间不同的作用力、熔点沸点的高低以及被吸附的难易等差异达到分离的目的。 13-4试说明稀有气体的熔点 、沸点、密度等性质的变化趋势和原因？ 4、解：氦、氖、氩、氪、氙，这几种稀有气体熔点、沸点、密度逐渐增大。 这主要是由于惰性气体都是单原子分子，分子间相互作用力主要决定于分子量。分子量越大，分子间相互作用力越大，熔点沸点越来越高。 密度逐渐增大是由于其原子量逐渐增大，而单位体积中原子个数相同。 13-5你会选择哪种稀有气体作为：（a ）温度最低的液体冷冻剂；（b ）电离能最低 安全的放电光源；（c ）最廉价的惰性气氛。 13-6用价键理论和分子轨道理论解释HeH 、HeH + 、He 2+ 粒子存在的可能性。为什么氦没有双原子分子存在？ 13-7 给出与下列物种具有相同结构的稀有气体化合物的化学式并指出其空间构型： (a) ICl 4- (b)IBr 2- (c)BrO 3- (d)ClF 7、 解： 4XeF 平面四边形 2XeF 直线形 3XeO 三角锥 XeO 直线形 18.1 复习笔记 一、f区元素概述 f区元素包括镧系元素和锕系元素。近年来人们根据光谱实验结果，认为镧系元素应是57号元素La至70号元素Yb，锕系元素应是89号元素Ac至102号元素No。71号元素Lu和103号元素Lr则应分别是第5周期和第6周期的第一个d区元素，即ⅢB族元素。f区元素又称内过渡元素。 二、镧系元素 1．镧系元素的通性 （1）镧系元素基态原子的价层电子构型可以表示为4f0~145d0-16s2。镧系元素的特征氧化值是+3。 （2）镧系元素的原子半径和离子半径总的递变趋势是，随着原子序数的增大缓慢地减小（镧系收缩）。 （3）镧系元素的水合离子大多是有颜色的，这是由于产生f-f跃迁而引起的。几乎所有镧系元素的原子或离子都有顺磁性。 （4）镧系元素都是活泼金属，是较强的还原剂。由于镧系元素的离子半径很相近，其化合物的性质非常相似，所以它们在自然界中总是共生在一起，因此分离比较困难。 2．镧系元素的重要化合物 Ln的氧化物多数是白色的。Ln（OH）3大多是难溶的碱，碱性随Ln3+半径的减小逐渐减弱，胶状的Ln（OH）3能在空气中吸收二氧化碳生成碳酸盐。镧系元素的草酸盐 Ln2（C2O4），溶解度小。镧系元素的氢氧化物、草酸盐或硝酸盐受热分解可以得到 Ln2O3，镧系元素的配合物种类和数量比d区元素少，稳定性较差。 镧系元素氟化物难溶于水，其溶度积由LaF3到YbF3逐渐增大。 镧系元素与硫酸、硝酸、盐酸形成的盐都易溶解于水，结晶盐含有结晶水。硫酸盐的溶解度随温度升高而降低。 3．镧系元素的配合物 与d区元素相比，镧系元素形成的配合物种类和数量较少，且稳定性较差。 三、锕系元素 1．锕系元素的通性 （1）锕系元素 锕系元素都是放射性元素，其中铀后面的元素是以人工核反应合成的，称为超铀元素。 （2）锕系元素基态原子的价层电子构型 锕系元素基态原子的价层电子构型中，89～93号和96号元素有6d电子。锕系元素中，从Ac到Am具有多种氧化值并达到高氧化值，Cm以后的元素易呈低氧化值，稳定的氧化值多为+3，唯有No在水溶液中最稳定的氧化态为+2。 （3）锕系元素离子半径的变化规律 锕系元素相同氧化值的离子半径随原子序数的增加而逐渐缓慢地减小，称为锕系收缩。 （4）锕系元素的离子和单质 无机化学（上） 知识点总结 第一章 物质存在的状态 一、气体 1、气体分子运动论的基本理论 ①气体由分子组成，分子之间的距离>>分子直径； ②气体分子处于永恒无规则运动状态； ③气体分子之间相互作用可忽略，除相互碰撞时； ④气体分子相互碰撞或对器壁的碰撞都是弹性碰撞。碰撞时总动能保持不变，没有能量损失。 ⑤分子的平均动能与热力学温度成正比。 2、理想气体状态方程 ①假定前提：a 、分子不占体积；b 、分子间作用力忽略 ②表达式：pV=nRT ；R ≈8.314kPa 2L 2mol 1-2K 1- ③适用条件：温度较高、压力较低使得稀薄气体 ④具体应用：a 、已知三个量，可求第四个； b 、测量气体的分子量：pV=M W RT （n=M W ） c 、已知气体的状态求其密度ρ：pV=M W RT →p=MV WRT →ρMV RT =p 3、混合气体的分压定律 ①混合气体的四个概念 a 、分压：相同温度下，某组分气体与混合气体具有相同体积时的压力； b 、分体积：相同温度下，某组分气体与混合气体具有相同压力时的体积 c 、体积分数：φ= 2 1 v v d 、摩尔分数：xi= 总 n n i ②混合气体的分压定律 a 、定律：混合气体总压力等于组分气体压力之和； 某组分气体压力的大小和它在混合气体中体积分数或摩尔数成正比 b 、适用范围：理想气体及可以看作理想气体的实际气体 c 、应用：已知分压求总压或由总压和体积分数或摩尔分数求分压、 4、气体扩散定律 ①定律：T 、p 相同时，各种不同气体的扩散速率与气体密度的平方根成反比： 2 1 u u =21p p =2 1 M M (p 表示密度) ②用途：a 、测定气体的相对分子质量；b 、同位素分离 二、液体 无机化学复习总结 无机化学复习不完全攻略(原创，有不足，请指点)5 j5 K# N. x2 r) 转载自free kao yan6 n! Z+ E9 T; _) m/ U 首先说明一下,我是复习考有机专业的,因为接触无机比较早,也看过一些无机的教材,对无机的知识点略有了解,同时应版主要求,把版中无机的讨论带动起来,故介绍一下个人学的无机的心得,供大家参考,仅代表个人观点. & B$ {0 `1 t3 h7 ~ 无机的东西比较杂,并且比较松散,主要可以分为理论部分和元素化合物部分! V% q* h7 C' G+ O 理论部分主要分为四大结构和四大平衡,以及化学热力学,动力学初步和溶液 四大结构:原子结构,分子结构,配合物结构,晶体结构 四大平衡:酸碱平衡,沉淀溶解平衡,配位离解平衡,氧化还原平衡 如果你考物化的话化学热力学和动力学基础就不用看了,物化讲的比这个透彻得多,平衡的总纲以及溶液部分在物化里面也是讲的很详细; 如果你分析化学学得好的话,四大平衡也可以少看很多,因为分析化学就是建立在四大平衡的基础上的(仪器分析不算,呵呵); 5 `2 f: h; A$ f/ f+ F5 k 而结构化学里面所涉及到的结构问题又比无机的四大结构深多了,同样如果你在这方面比较强,那四大结构又省了很多事. 但是如果每门掌握的都不透彻怎么办呢?不要担心,无机的理论部分 仅仅是是一个大纲性质的东西,也就是总结性的概括.所以每种理论都有,但是每种理论要求都比较简单,按照四大结构-四大平衡-化学热力学初步-化学动力学初步-溶液的顺序自己仔细地过一遍也不是很难的事情,起码我感觉比自学有机容易多了,呵呵 如果你的化学基础比较扎实,也不要在旁边偷偷笑,正所谓"结构决定性质",无机尽管理论比较简单,但是其精髓在于用简单的理论解释大量的现象和物质性质,在你掌握相关理论的基础上要能够灵活地把它们运用到平时见到的单质和化合物的性质解释.这样才算真正掌握了无机的理论. 总的来说无机的理论部分重点在运用. s5 V [. M$ }# E) Z 而无机化学的重点则元素部分,这个也是无机主要讲的东西以及无机的特点., Y2 A. _0 I, {& Q3 Y4 ^" z- G" a 首先建议周期表最好是背过,认识并且会写除f区以外的元素,镧系最好能背过,一些重要的比如说La Ce也要知道的.* ~8 E+ ?2 e3 m$ G2 @ 个人感觉主族元素里面比较重要的是B,P,S,Sn,Pb,As,Bi,4 W' N: X5 ?8 h 副族里Hg,Co,Cr,Mn,Ti,V,Cu等比较重要,下面分主族和副族元素分开介绍:, I* Q6 y8 _- _' l' b, U7 Y w 第一主族里面要注意过氧化物,超氧化物,臭氧化物的结构和生成条件,焰色反应的火焰颜色(包括碱土金属和少量过渡金属的都要知道),以及碱金属的不溶盐; 第13章 氢与稀有气体 13-1 氢作为能源,其优点就是什么？目前开发中的困难就是什么？ 1、解:氢作为能源,具有以下特点: （1）原料来源于地球上储量丰富的水,因而资源不受限制; （2）氢气燃烧时放出的热量很大; （3）作为燃料的最大优点就是燃烧后的产物为水,不会污染环境; （4）有可能实现能量的储存,也有可能实现经济高效的输送。 发展氢能源需要解决三个方面的问题:氢气的发生,氢气的储备与氢气的利用 13-2按室温与常压下的状态(气态 液态 固态)将下列化合物分类,哪一种固体可能就是电的良导体？ BaH 2;SiH 4;NH 3;AsH 3;PdH 0、9;HI 13-3试述从空气中分离稀有气体与从混合气体中分离各组分的根据与方法。 3、解:从空气中分离稀有气体与从混合稀有气体中分离各组分,主要就是利用它们不同的物理性质如:原子间不同的作用力、熔点沸点的高低以及被吸附的难易等差异达到分离的目的。 13-4试说明稀有气体的熔点 、沸点、密度等性质的变化趋势与原因？ 4、解:氦、氖、氩、氪、氙,这几种稀有气体熔点、沸点、密度逐渐增大。 这主要就是由于惰性气体都就是单原子分子,分子间相互作用力主要决定于分子量。分子量越大,分子间相互作用力越大,熔点沸点越来越高。 密度逐渐增大就是由于其原子量逐渐增大,而单位体积中原子个数相同。 13-5您会选择哪种稀有气体作为:(a)温度最低的液体冷冻剂;(b)电离能最低 安全的放电光源;(c)最廉价的惰性气氛。 13-6用价键理论与分子轨道理论解释HeH 、HeH +、He 2+ 粒子存在的可能性。为什么氦没有双原子分子存在？ 13-7 给出与下列物种具有相同结构的稀有气体化合物的化学式并指出其空间构型: (a) ICl 4- (b)IBr 2- (c)BrO 3- (d)ClF 7、 解: 4XeF 平面四边形 2XeF 直线形 3XeO 三角锥 XeO 直线形 无机化学知识点归纳 一、常见物质的组成和结构 1、常见分子（或物质）的形状及键角 （1）形状：V型：H2O、H2S 直线型：CO2、CS2 、C2H2平面三角型：BF3、SO3 三角锥型：NH3正四面体型：CH4、CCl4、白磷、NH4+ 平面结构：C2H4、C6H6 （2）键角：H2O：104.5°；BF3、C2H4、C6H6、石墨：120°白磷：60° NH3：107°18′CH4、CCl4、NH4+、金刚石：109°28′ CO2、CS2、C2H2：180° 2、常见粒子的饱和结构： ①具有氦结构的粒子（2）：H－、He、Li+、Be2+； ②具有氖结构的粒子（2、8）：N3－、O2－、F－、Ne、Na+、Mg2+、Al3+； ③具有氩结构的粒子（2、8、8）：S2－、Cl－、Ar、K+、Ca2+； ④核外电子总数为10的粒子： 阳离子：Na+、Mg2+、Al3+、NH4+、H3O+； 阴离子：N3－、O2－、F－、OH－、NH2－； 分子：Ne、HF、H2O、NH3、CH4 ⑤核外电子总数为18的粒子： 阳离子：K+、Ca 2+； 阴离子：P3－、S2－、HS－、Cl－； 分子：Ar、HCl、H2S、PH3、SiH4、F2、H2O2、C2H6、CH3OH、N2H4。 3、常见物质的构型： AB2型的化合物（化合价一般为＋2、－1或＋4、－2）：CO2、NO2、SO2、SiO2、CS2、ClO2、CaC2、MgX2、CaX2、BeCl2、BaX2、KO2等 A2B2型的化合物：H2O2、Na2O2、C2H2等 A2B型的化合物：H2O、H2S、Na2O、Na2S、Li2O等 AB型的化合物：CO、NO、HX、NaX、MgO、CaO、MgS、CaS、SiC等 能形成A2B和A2B2型化合物的元素：H、Na与O，其中属于共价化合物（液体）的是H和O［H2O和H2O2］；属于离子化合物（固体）的是Na和O［Na2O和Na2O2］。 4、常见分子的极性： 常见的非极性分子：CO2、CS2、BF3、CH4、CCl4、、SF6、C2H4、C2H2、C6H6等 常见的极性分子：双原子化合物分子、H2O、H2S、NH3、H2O2、CH3Cl、CH2Cl2、CHCl3等 5、一些物质的组成特征： （1）不含金属元素的离子化合物：铵盐 （2）含有金属元素的阴离子：MnO4－、AlO2－、Cr2O72－ 无机化学重点笔记Revised on November 25, 2020 第一章 物质的状态 理想气体：是设定气体分子本身不占空间、分子间也没有相互作用力的假想情况下的气体。 实际气体：处于高温（高于273 K ）、低压（低于数百千帕）的条件下，由于气体分子间距离相当大，使得气体分子自身的体积与气体体积相比可以忽略不计，且分子间作用力非常小，可近似地将实际气体看成是理想气体。 pV = nRT （理想气体状态方程式） R 称为比例常数，也称为摩尔气体常数。 R = Pa·m3·mol-1·K-1 = kPa·L·mol-1·K-1 = ·mol-1·K-1（Pa·m3=N·m-2·m3=N·m = J ） 道尔顿理想气体分压定律 式中 xi 为某组分气体的摩尔分数。理想气体混合物中某组分气体的分压等于该组分气体的摩尔分数与总压力的乘积。 分体积定律 当几种气体混合时，起初每一种气体在各处的密度是不同的，气体总是从密度大的地方向密度小的地方迁移，直至密度达到完全相同的状态，这种现象称为扩散。 相同温度、相同压力下，某种气体的扩散速度与其密度的平方根成反比，这就是气体扩散定律。用u i 表示扩散速度，ρi 表示密度，则有： 式中u A 、u B 分别表示A 、B 两种气体的扩散速度，ρA 、ρB 分别表示A 、B 两种气体的密度。 同温同压下，气体的密度（ρ）与其摩尔质量（M ）成正比，据此可以表示为：i i RT RT p p n n V V =∑=∑=i u A B u u A B u u 对理想气体状态方程进行修正 对n = 1 mol实际气体，其状态方程为： 气体分子运动论的主要内容包括以下几个假设： （1）气体由不停地作无规则运动的分子所组成； （2）气体分子本身不占体积，视为数学上的一个质点； （3）气体分子间相互作用力很小，可忽略； （4）气体分子之间及分子对容器壁的碰撞视为弹性碰撞，气体的压力是由于气体分子同容器壁产生碰撞的结果； （5）气体分子的平均动能与气体的温度成正比。 通常把蒸气压大的物质称为易挥发的物质，蒸气压小的物质称为难挥发的物质。 对同一液体来说，若温度高，则液体中动能大的分子数多，从液体中逸出的分子数就相应的多些，蒸气压就高；若温度低，则液体中动能大的分子数少，从液体中逸出的分子数就相应的少些，蒸气压就低。 克劳修斯-克拉贝龙（Clansius-Clapeyron）方程 沸点是指液体的饱和蒸气压等于外界大气压时的温度。在此温度下，气化在整个液体内部和表面同时进行（在低于该温度时气化仅在液体的表面上进行），称之为液体的沸腾。三氯甲烷、乙醇、水和醋酸的正常沸点依次分别为61.3℃, 78.4℃, 100℃和118.5℃。减压蒸馏的方法正是利用减压时液体沸点会降低的这一特征去实现分离和提纯物质的目的。这种方法适用于分离提纯沸点较高的物质以及那些在正常沸点易分解或易被空气氧化的物质。 第十章P 333作业参考答案 思考题 1、（4）极化力与极化率 极化力：描述阳离子对阴离子变形的影响能力。 极化率：描述离子（主要指阴离子）本身变形性的大小。 13、离子的极化力、变形性与离子电荷、半径、电子层结构有何关系？离子极化对晶体结构和性质有何影响？ 举例说明。 答：（1）离子极化力的影响因素： 阳离子的正电荷越高 半径越小极化力越大； 当阳离子的电荷相同和半径相近时，阳离子极化力大小与其最外电子层结构关系是18e、18+2 e->9~17 e- > 8 e-。 ⑵离子变形性的影响因素：阴离子半径愈大、变形性愈大；阳离子变形性与它最外层电子构型有关：18e、 18+2 e-> 9~17 e-> 8 e-。 （3）离子极化结果：使离子键向共价键过渡、阴阳离子间的配位数减小、溶解度减小、熔点降低、颜色加 深。 14、试用离子极化的概念讨论，Cu+与NV半径相近，但CuCI在水中的溶解度比NaCI小得多的原因。 答：Cu+最外层电子结构是18e而N6是8e。C1的极化力大于N6, CuCI中的离子键向共价键过渡、使离子键减弱，所以CuCI在水中的溶解度小于NaCI。 17、形成氢键具备的条件是：元素的电负性大、原子半径小、有孤对电子（F、O N三种元素具备条件）。 习题： 1、填充下表 7、下列物质中，何者熔点最低？NaCI KBr KCI MgO 答：KBr熔点最低（因为阴阳离子的半径均大，晶格能小） 8、熔点由高到低：（1）从NaF到Nal熔点降低。 9、下列离子的最外层电子构型属于哪种类型？ Ba 2+8 e- Cr3+9~17 e- CcT 18 e- Pb 2+18+2 e- S 区d 区ds 区p 区 10*、I的半径最大、极化率最大。 11、写出下列物质极化作用由大到小顺序 SiCI 4> AICI 3> MgC2>NaCI 12、讨论下列物质的键型有何不同？ (1)CI 2非极性共价键(2)HCI 极性共价键 (3)Agl离子键向共价键过渡(4)NaF 离子键 16、试用离子极化观点解释AgF易溶于水，而AgCI、AgBr、AgI难溶于水，并且由AgCI到AgBr再到AgI溶解度依次减小。 答：AgF是离子键，所以易溶于水。而AgCl-AgBr-AgI随着阴离子半径的增大，由离子键向共价键过渡程度增大，所以难溶于水，且溶解度减小。 第^一章P366作业参考答案 思考题 1、区别下列概念 (2)、d—d跃迁：在晶体场理论中，一个处于低能量轨道的电子进入高能量轨道，叫做 d —d跃迁。此过程吸收相当于分裂能的光能。 (3)、晶体场分裂能：中心离子5个能量相等的d轨道，在配体影响下分裂为两组(一组能量低、一组能量高)，两组的能量差叫分裂能。 4、试述下列理论 (1)价键理论： A、形成体(M)价层有空原子轨道，配位体(L)有孤对电子； B、形成体的空轨道在配位体作用下进行杂化，用杂化轨道接受L的孤对电子，形成配位键M - : L ; C、杂化轨道不同，配合物空间构型不同。 (2)晶体场理论： 第一章 物质的状态 理想气体：是设定气体分子本身不占空间、分子间也没有相互作用力的假想情况下的气体。 实际气体：处于高温（高于273 K ）、低压（低于数百千帕）的条件下，由于气体分子间距离相当大，使得气体分子自身的体积与气体体积相比可以忽略不计，且分子间作用力非常小，可近似地将实际气体看成是理想气体。 pV = nRT （理想气体状态方程式） R 称为比例常数，也称为摩尔气体常数。 R = Pa·m3·mol-1·K-1 = kPa·L·mol-1·K-1 = ·mol-1·K-1（Pa·m3=N·m-2·m3=N·m = J ） 道尔顿理想气体分压定律 式中 xi 为某组分气体的摩尔分数。理想气体混合物中某组分气体的分压等于该组分气体的摩尔分数与总压力的乘积。 分体积定律 当几种气体混合时，起初每一种气体在各处的密度是不同的，气体总是从密度大的地方向密度小的地方迁移，直至密度达到完全相同的状态，这种现象称为扩散。 相同温度、相同压力下，某种气体的扩散速度与其密度的平方根成反比，这就是气体扩散定律。用u i 表示扩散速度，ρi 表示密度，则有： 或 式中u A 、u B 分别表示A 、B 两种气体的扩散速度，ρA 、ρB 分别表示A 、B 两种气体的密度。 同温同压下，气体的密度（ρ）与其摩尔质量（M ）成正比，据此可以表示为： 对理想气体状态方程进行修正 对n = 1 mol 实际气体，其状态方程为： 气体分子运动论的主要内容包括以下几个假设： （1）气体由不停地作无规则运动的分子所组成； （2）气体分子本身不占体积，视为数学上的一个质点； i i RT RT p p n n V V =∑=∑=i i i i i p n n p p x p p n n === 或1212= = +++ i i i i n RT n RT n RT nRT V V V V p p p p =???=+???=∑ ∑ i u A B u u A B u u 2 2()()an p V nb nRT V +-=2()()m m a p V b RT V +-= 811《无机化学》考试大纲 一、考试的基本要求 作为化学领域的一个重要分支，无机化学是除碳氢化合物及其衍生物以外，对所有元素及其化合物的性质和反应进行实验研究和理论研究的科学。随着科技的不断进步，无机化学与生物、医药、电子、能源、环境、材料、地质、矿产等领域的重叠范围也越来越大。本考试科目要求应试学生比较系统地掌握物质结构基础、化学热力学与化学动力学基础、水溶液化学原理以及元素化学等相关概念和理论；能够比较熟练地运用无机化学基本原理、实验方法、检测技能、应用技术，初步掌握新化合物及新材料的设计、制备、表征和应用的方法；要求学生具有一定的分析问题、解决问题的能力，并时刻关注与无机化学交叉的学科。 二、考试方式和考试时间 闭卷考试，总分150，考试时间为3小时。 三、参考书目（仅供参考） 《无机化学》(上、下册)(第三版)，武汉大学、吉林大学等校编，高等教育出版社，1994年 《无机化学》(上、下册)(第四版)，北京师范大学、华中师范大学、南京师范大学无机化学教研室编，高等教育出版社，2003年 四、试题类型： 主要包括填空题、选择题、是非题、名词解析、书写化学反应方程式、简答题、推断题、计算题、论述题等类型，并根据每年的考试要求做相应调整。 五、考试内容及要求 第一部分物质结构基础 一、原子结构与元素周期系 掌握：微观粒子运动、原子轨道、电子云、量子数、基态原子、轨道能级、屏蔽效应和钻穿效应、原子半径、电离能、电负性等基本概念；玻尔原子模型和量子力学原子模型的区别；原子轨道角度分布图和电子云角度分布图；电子分布原理及电子分布；原子性质的周期性和核外电子分布关系。 熟悉：玻尔原子模型；量子力学原子模型；核外电子的分布；元素周期系和核外电子分布的关系。 二、分子结构 掌握：共价键和离子键的特点；原子轨道杂化的条件、类型及与分子几何构型的关系；分子轨道形成、能级、电子在分子轨道中的分布、分子轨道理论的应用；分子间力的类型、氢键及其对物质性质的影响。 熟悉：键参数；共价健；离子键；杂化轨道理论；分子轨道理论；分子间力和氢键 三、晶体结构 掌握：晶体中晶胞、晶格的基本概念；晶体的特点；离子晶体密堆积规则及简单的结构类型；离子晶体、原子晶体、分子晶体、金属晶体、混合晶体(如石墨)的特点；离子极化及其对物质性质的影响。 熟悉：晶体及其内部结构；离子晶体；原子晶体和分子晶体；金属晶体；混合晶体；离子极化 第二部分化学热力学基础 一、化学热力学初步 掌握：状态函数、反应焓变和物质标准生成焓基本概念及其应用；进行有关能量守衡方程、盖斯定律和反应热的计算。 熟悉：化学热力学的研究对象；热力学各基本概念；内能、焓、自由能、熵等状态函数。 二、化学平衡 掌握：化学平衡状态；平衡常数、标准平衡常数及其计算；反应熵及其作为化学反应自发进行方向判据的应用。 熟悉：浓度、压强、温度等对化学平衡移动的影响。 第三部分化学动力学基础 掌握：化学反应速率和表示方法；反应速率理论；反应历程。 熟悉：浓度对化学反应速率的影响；温度对化学反应速率的影响、阿伦尼乌斯公式及其应用；催化剂对化学反应速率的影响。 第四部分水溶液化学原理 一、水溶液 北华大学2015-2016学年第二学期无机化学期中考试卷 1.氟与水猛烈反应, 并伴随燃烧现象，其主要反应产物有( ) A . HF 和O 2 B. HF 和FOH C. HF 、O 2和FOH D. HF 和O 3 2.实验室中制取少量HBr 所采用的方法是（ ） A.红磷与Br 2混合后滴加H 2O 固体与浓H 2SO 4 C .红磷与H 2O 混合后滴加Br 2 在水中歧化反应 3.下列含氧酸的氧化性递变不正确的是( ) >H 2SO 4>H 3PO 4 >HClO 4>H 5IO 6 >HClO 3>HClO 4 >HClO 3>HIO 3 4.在热碱溶液中，Cl 2的歧化产物为( ) -和ClO - -和ClO -2 -和ClO - 3 -和ClO -4 5.卤素单质与磷反应能生成三卤化磷而不能生成五卤化磷的是（ ） 2 C 6.下列物质的水解产物中既有酸又有碱的是（ ） 3 C 7.下列单质硫在常温下稳定性最大的是( ) A.斜方硫 B.单斜硫 C.弹性硫 D.无定形硫 8.分子结构和中心原子杂化类型都与O 3 相同是（） 2 C 9.为使已变暗的古油画恢复原来的白色，使用的方法是（） A.用SO 2漂白B.用稀H 2 O 2 溶液擦洗 C.用氯水擦洗 D.用O 3 漂白 10.与Zn粉反应可生成Na 2S 2 O 4 的试剂是（） 3 C 11.与FeSO 4 和浓硫酸发生棕色环反应的是（） 2 C 和S 2 2-反应的产物是( ) 和S 和S 13. 在磷酸二氢钠溶液中加入硝酸银溶液，以下叙述正确的是( ) A. 析出白色AgH 2PO 4 B. 析出黄色Ag 2 HPO 4 沉淀 C. 析出黄色Ag 3PO 4 沉淀 D. 不析出沉淀 14.黄磷与KOH溶液共热，反应产物为( ) 和K 3P 和 3 C和K 3 P 和PH 3 15.与Na 2CO 3 溶液反应生成碱式盐沉淀的离子是（） ＋＋＋＋ 无机化学读书笔记 【篇一：无机化学学习心得】 《普通化学》培训总结 本人作为化学专业的一名普通老师，有幸参加了高等学校教师网络 在线培训课程，同济大学吴庆生教授主讲的《普通化学》生动形象，他渊博的知识、严谨的态度、丰富的经验以及独特的教学艺术，给 我留下深刻的印象，使我受益良多。 本门课程的培训视频以在校的普通化学及其相关课程的授课老师为 对象，主要介绍了普通化学的课程定位、课时安排、教学理念、难 重点教学设计、主要的教学方法、示范教学、考核与评价、教学前 沿等内容。通过主讲教师对其多年课程教学经验的分享，经过面对 面交流，为我们指点迷津，提高了我们对本门课程教学能力。 我作为一名老师队伍当中的新人，需要从学生的学习思维模式和立 场迅速切换到老师的授课思维状态，经过本门课程的学习，使我有 了一定的感悟。我初步明白，作为一名老师，要竭尽所能的将知识 传授给学生，但用何种教学方式才能更好地激发学生的学习热情与 潜能，这是我目前以至于以后都要不断思考、总结的问题。经过此 次的培训，给我提供了一些思路，我打算从以下几方面着手： 第一，丰富教学形式。以丰富多样的课堂教学模式，充分结合当代 学生的性格特点，不拘泥于枯燥的理论教学，而要采用富有激情、 生动形象、理论结合实际的教学方式，把理论化学与生活中的化学 结合在一起，使学生能更好地运用到生活的方方面面，做到理论与 实践完美结合。当然，除了课堂教学之外，还要适当增加实践教学，激发学生的学习热情。 第二，充分利用多媒体教学与板书教学相结合的方式。对一些无机 化学当中抽象的内容，要采用动画的方式，具象地展现在学生面前，以便于他们更好地理解。 第三，教学要详略得当，对于重难点问题，要深入解析，以具体的 教学案例深入分析问题，使学生更好地掌握所学内容和解决问题的 方法，同时，要将所学内容完美结合，前后串起来，在学习新知识 的同时，复习旧知识，而且便于更好地理解所学内容。 以上就是我本次学习的心得体会，我非常感谢吴教授的精彩授课， 同时非常荣幸有这次机会可以跟吴教授面对面交流学习，使我我受 益匪浅，希望以后还有更多的交流、学习和提升的机会。 无机化学知识点总结 1、知道典型的溶解性特征 ①加入过量硝酸从溶液中析出的白色沉淀：AgCl,原来溶液是Ag（NH3）2Cl;后者是硅酸沉淀,原来的溶液 是可溶解的硅酸盐溶液。生成淡黄的沉淀,原来的溶液中可能含有S2－,或者是S2O32－ ②加入过量的硝酸不能观察到沉淀溶解的有AgCl,BaSO4;BaSO3由于转化成为BaSO4而不能观察到沉淀的溶 解。AgBr,AgI,也不溶解,但是沉淀的颜色是黄色。 ③能够和盐反应生成强酸和沉淀的极有可能是H2S气体和铅、银、铜、汞的盐溶液反应。： ④沉淀先生成后溶解的：CO2和Ca(OH)2；Al3+和氢氧化钠；AlO2－和盐酸；,氨水和硝酸银。 2、操作不同现象不同的反应: Na2CO3和盐酸；AlCl3和NaOH,NaAlO2和盐酸；AgNO3和氨水；FeCl3和Na2S；H3PO4 和Ca(OH)2反应。 3、先沉淀后澄清的反应： AlCl3溶液中加入NaOH溶液,生成沉淀,继续滴加沉淀溶解： AgNO3溶液中滴加稀氨水,先沉淀后澄清： NaAlO2溶液中滴加盐酸,也是先沉淀后澄清： 澄清石灰水通入二氧化碳,先沉淀后澄清：； 次氯酸钙溶液中通入二氧化碳,先沉淀后澄清：； KAl(SO4)2与NaOH溶液：； 4、通入二氧化碳气体最终能生成沉淀的物质：苯酚钠溶液、硅酸钠溶液、偏铝酸钠溶液（这三种都可以与 少量硝酸反应产生沉淀）、饱和碳酸钠溶液。 苯酚钠溶液：； 硅酸钠溶液：； 饱和碳酸钠溶液：； 偏铝酸钠溶液：； 5、能生成两种气体的反应： HNO3的分解：； Mg与NH4Cl溶液的反应：； 电解饱和食盐水：； C与浓HNO3加热时反应：； 碳族元素预习笔记 一、碳族元素通性 1、原子结构性质 ⑴相似性： ?外层电子构型:ns2np2 气态氢化物的通式：RH4 最高价氧化物对应的水化物通式为H2RO3或R(OH)4 ⑵递变性 ?+2价化合物主要氧化态稳定性：由上至下逐渐增强 +4价化合物主要氧化态稳定性：由上至下逐渐减弱 但铅（Ⅱ）化合物稳定性高于铅（Ⅳ），铅（Ⅳ）本身为强氧化剂。 ?熔沸点降低（锡和铅反常），单质密度逐渐增大 ?金属性增强，非金属性减弱，（由于半径不断增大，原子核对外层电子引力变小所致） ?最高价氧化物对应水化物的酸性减弱 （最高价氧化物对应的酸举个例子解释：碳酸H2CO3。(HO)2-CO连接一个氧原子，氧原子强吸电子作用导致碳原子电子云密度下降，对应的碳原子同样要从羟基上边多取电子，那么最终结果就是羟基氧 原子再把和氢原子公用的电子对拉向自己。那么此时氢原子是缺电子的，就会很容易电离。氢原子 越缺电子越容易电离；那么对应的中心原子越吸电子，氢原子就越缺电子。所以从上到下，元素原 子电负性减弱，吸电子能力减弱，自然氢离子电离能力减弱，酸性减弱。） ?氢化物的稳定性减弱 ?第一电离能:由碳至铅逐渐减小(同主族由上至下半径增大，更易失去最外层电子)特殊:锡<铅?熔沸点:由碳至铅逐渐减小(碳、硅为原子晶体，锗、锡、铅为金属晶体) 二、元素的成键特性 ⒈碳:①共价键(sp:CO sp2:乙烯 sp3:甲烷):碳碳，碳氢，碳氧键键能大，稳定，因此碳氢氧 可形成多种有机化合物。 ②以碳酸盐的形式存在于自然界中 2.硅:①硅氧四面体形式存在(石英，硅酸盐矿) ②硅硅，硅氧，硅氢键较弱，可形成有机化合物但数量较少 3.锡铅:①离子键(+2氧化态，SnO、PbO +4氧化态，SnCl4) ②共价键(+4氧化态，SnO、PbO2) 二、碳及其化合物 1.单质(三种同素异形体) ①金刚石:结构:sp3杂化，原子晶体，五个碳原子构成正四面体 性质:硬度最大，熔沸点很高（由于其为空间网状结构），无色透明，不导电，化学惰性，但800°C以上与空气反应成CO2 ②石墨:结构:sp2杂化，层状原子晶体，每层上的碳原子各提供一个含成单电子的p轨道形成大π 键 层与层之间靠分子见作用力结合在一起。 性质: 灰黑色，硬度小，熔沸点低于金刚石； 化学惰性，500°C可被空气氧化成CO2，也可被浓热HClO4氧化成CO2 7C+4HClO4=2H2O+2Cl2↑+7CO2↑ 良好导电性（因为每个碳原子均为sp2杂化，并贡献剩余一个p轨道上的电子形成大π键， π电子可以自由移动） 15.1 复习笔记 一、卤素的概述 卤素包括氟、氯、溴、碘和砹五种元素，均为非金属元素，其中氟的非金属性最强，碘有微弱的金属性，砹是放射性元素。 1．卤素的性质 卤素的许多性质有规律的递变。随着原子序数的增大，卤素原子的半径依次增大，电离能依次减小，电负性依次减小。其单质的氧化性按F 2，Cl 2，Br 2，I 2的次序减弱，卤素负离子的还原性按F -，Cl -，Br -，I -的次序增强。 2．卤素原子的价层电子结构 卤素原子的价层电子构型为n s 2n p 5，除氟只形成-1氧化值的化合物外，氯、溴、碘都能形成多种氧化值（-1，+1，+3，+5，+7）的化合物。 3．卤素形成的单质 氯水，溴水，碘水的主要成分是单质，在碱存在下，促进X 2在H 2O 中的溶解、歧化。 2222X 2H O 4HX O +??→+，激烈程度：222F Cl Br >>＞I 2 22X H O HXO HX ???→++←??? ，激烈程度：222Cl Br I >>二、卤化物 1．卤化物 金属卤化物；根据卤化物的键型，又可分为离子型卤化物和共价型卤化物。 （1）活泼金属和较活泼金属的低氧化态卤化物是离子型的。它们的熔点、沸点、溶解度等性质与晶格能大小有密切联系。金属卤化物大多易溶于水，对应氢氧化物不是强碱的都易水解，产物通常为氢氧化物或碱式盐。 （2）非金属卤化物和p 区元素的多数金属卤化物都是共价型的。p 区元素中的一些卤化物也属于共价型卤化物。非金属卤化物为共价型卤化物，易水解，产物通常为两种酸。 3233BX 3H O H BO 3HX (X Cl,Br,I) +??→+=4223SiCl 3H O H SiO 4HCl +→+（3）卤化物的键型及性质的递变规律： 同一周期：从左到右，阳离子电荷数增大，离子半径减小，离子型向共价型过渡，熔沸点下降。 同一金属不同卤素： ①AlX 3随着X 半径的增大，极化率增大，共价成分增多； Na 的卤化物均为离子键型，随着离子半径的减小，晶格能增大，熔沸点增大。 ②同一金属不同氧化值：高氧化值的卤化物共价性显著，熔沸点相对较低。 2．卤化氢 常温下，卤化氢都是无色、具有刺激性气味的气体。氢卤酸的酸性按 HF 无机化学，有机化学，物理化学，分析化学 无机化学 元素化学、无机合成化学、无机高分子化学、无机固体化学、配位化学（即络合物化学）、同位素化学、生物无机化学、金属有机化学、金属酶化学等。 有机化学 普通有机化学、有机合成化学、金属和非金属有机化学、物理有机化学、生物有机化学、有机分析化学。 物理化学 结构化学、热化学、化学热力学、化学动力学、电化学、溶液理论、界面化学、胶体化学、量子化学、催化作用及其理论等。 分析化学 化学分析、仪器和新技术分析。包括性能测定、监控、各种光谱和光化学分析、各种电化学分析方法、质谱分析法、各种电镜、成像和形貌分析方法，在线分析、活性分析、实时分析等，各种物理化学性能和生理活性的检测方法，萃取、离子交换、色谱、质谱等分离方法，分离分析联用、合成分离分析三联用等。 无机化学 第一章：气体 第一节：理想气态方程 1、气体具有两个基本特性：扩散性和可压缩性。主要表现在： ⑴气体没有固定的体积和形状。⑵不同的气体能以任意比例相互均匀的混合。⑶气体是最容易被压缩的一种聚集状态。 2、理想气体方程：nRT PV = R 为气体摩尔常数，数值为R =8.31411--??K mol J 3、只有在高温低压条件下气体才能近似看成理想气体。 第二节：气体混合物 1、对于理想气体来说，某组分气体的分压力等于相同温度下该组分气体单独占有与混合气体相同体积时所产生的压力。 2、Dlton 分压定律：混合气体的总压等于混合气体中各组分气体的分压之和。 3、(0℃=273.15K STP 下压强为101.325KPa = 760mmHg = 76cmHg) 第二章：热化学 第一节：热力学术语和基本概念 1、 系统与环境之间可能会有物质和能量的传递。按传递情况不同，将系统分为： ⑴封闭系统：系统与环境之间只有能量传递没有物质传递。系统质量守恒。 ⑵敞开系统：系统与环境之间既有能量传递〔以热或功的形式进行〕又有物质传递。 ⑶隔离系统：系统与环境之间既没有能量传递也没有物质传递。 2、 状态是系统中所有宏观性质的综合表现。描述系统状态的物理量称为状态函数。状态函 数的变化量只与始终态有关，与系统状态的变化途径无关。 3、 系统中物理性质和化学性质完全相同而与其他部分有明确界面分隔开来的任何均匀部 分叫做相。相可以由纯物质或均匀混合物组成，可以是气、液、固等不同的聚集状态。 4、 化学计量数()ν对于反应物为负，对于生成物为正。 5、反应进度νξ0 )·(n n sai k e t -==化学计量数 反应前反应后-，单位：mol 第二节：热力学第一定律 0、 系统与环境之间由于温度差而引起的能量传递称为热。热能自动的由高温物体传向低温 物体。系统的热能变化量用Q 表示。若环境向系统传递能量，系统吸热，则Q>0；若系统向环境放热，则Q<0。 1、 系统与环境之间除热以外其他的能量传递形式，称为功，用W 表示。环境对系统做功， W>O ；系统对环境做功，W<0。 2、 体积功：由于系统体积变化而与环境交换的功称为体积功。 非体积功：体积功以外的所有其他形式的功称为非体积功。 3、 热力学能：在不考虑系统整体动能和势能的情况下，系统内所有微观粒子的全部能量之 和称为热力学能，又叫内能。 4、 气体的标准状态—纯理想气体的标准状态是指其处于标准压力θ P 下的状态，混合气体 中某组分气体的标准状态是该组分气体的分压为θP 且单独存在时的状态。 液体（固体）的标准状态—纯液体（或固体）的标准状态时指温度为T ，压力为θP 时的状态。大学本科无机化学笔记
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