无机化学总结笔记
无机化学知识点归纳
第一篇：化学反应原理第一章：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 J3、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。
无机化学大一知识点笔记
无机化学大一知识点笔记基础概念1. 元素：物质的基本构成单位，由一个原子或几个原子组成。
常见的元素有氢、氧、氮、碳等。
2. 化合物：由两个或更多不同元素以固定的比例结合而成的物质。
常见化合物有水、二氧化碳等。
3. 显性价和隐性价：化合物中的元素可以具有多个化合价，其中显性价是通过化学键与其他原子形成共价键的化合价，而隐性价是元素在一些离子中的化合价。
4. 价电子：位于最外层能级的电子，决定元素的化学性质和元素间的化学反应。
原子结构1. 质子、中子和电子：构成原子的基本粒子，质子和中子位于原子核中，电子绕原子核运动。
2. 原子序数和质子数：原子序数是指原子核中质子和中子的总数，质子数是指原子核中质子的数量，两者相等。
3. 原子质量和相对原子质量：原子质量是指一个原子的质量，相对原子质量是相对于碳-12同位素的质量比较。
元素周期表1. 元素周期表的组和周期：元素周期表按照化学性质将元素分为若干组和周期，周期表中从左上到右下的方向，原子序数逐渐增加。
2. 主族元素和过渡元素：主族元素位于周期表的1A、2A和3A 到8A族，过渡元素位于周期表的3B到8B族。
3. 元素周期律：在元素周期表中，元素的化学性质会随着原子序数的增加而周期性地变化。
化学键和化合物1. 化学键的类型：共价键和离子键是常见的化学键类型，共价键是由原子间电子的共享形成的，离子键是由正负电荷间的相互吸引形成的。
2. 分子化合物和离子化合物：分子化合物由原子间的共价键连接而成，离子化合物由正负离子通过离子键连接而成。
3. 电负性：原子吸引和保留电子的能力，电负性差异决定了化合物的键类型，电负性差异大的元素间形成离子键。
主要元素和化合物1. 氢氧化物：由氢元素和氧元素组成的化合物，常见的氢氧化物有水和氢氧化钠等。
2. 氧化物：由氧元素和其他元素组成的化合物，常见的氧化物有氧化铁和氧化钙等。
3. 酸和碱：酸是能够释放出氢离子的化合物，碱是能够释放出氢氧根离子的化合物。
无机化学-知识点总结
无机化学-知识点总结关键信息项：1、化学元素周期表周期和族的特点元素的性质规律2、化学键离子键共价键金属键3、化学热力学热力学第一定律热力学第二定律热力学函数4、化学平衡酸碱平衡沉淀溶解平衡氧化还原平衡配位平衡5、化学反应速率影响反应速率的因素反应速率理论6、无机化合物酸碱盐配合物氧化物和氢氧化物7、主族元素碱金属和碱土金属卤素氧族元素氮族元素8、过渡金属元素铬、锰、铁、铜等元素的性质配合物的形成和性质11 化学元素周期表111 周期的特点周期表中的周期是指具有相同电子层数的元素按照原子序数递增的顺序排列的横行。
同一周期的元素从左到右，原子半径逐渐减小，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。
112 族的特点族是指具有相似化学性质的元素纵列。
主族元素的族序数等于最外层电子数，副族元素的族序数与价电子排布有关。
113 元素的性质规律包括原子半径、电离能、电子亲和能、电负性等性质在周期表中的变化规律。
原子半径一般随原子序数的增大而呈现周期性变化；电离能反映元素原子失去电子的难易程度，呈周期性递增；电子亲和能表示原子获得电子的倾向，也有一定的周期性；电负性用于衡量原子在化合物中吸引电子的能力，同样具有周期性。
12 化学键121 离子键离子键是由阴阳离子之间的静电引力形成的化学键。
通常在活泼金属与活泼非金属之间形成。
离子键的特点是无方向性和饱和性。
122 共价键共价键是原子之间通过共用电子对形成的化学键。
分为极性共价键和非极性共价键。
共价键具有方向性和饱和性。
123 金属键金属键是金属阳离子与自由电子之间的相互作用。
金属键使得金属具有良好的导电性、导热性和延展性。
13 化学热力学131 热力学第一定律即能量守恒定律，在任何热力学过程中，能量的总量保持不变。
表达式为△U ＝ Q ＋ W，其中△U 为内能的变化，Q 为吸收或放出的热量，W 为做功。
132 热力学第二定律指出在孤立系统中，自发过程总是朝着熵增加的方向进行。
无机化学知识点归纳
无机化学知识点归纳1、常见酸、碱、盐的溶解性规律：限于中学常见范围内，不全面① 酸：只有硅酸H2SiO3或原硅酸h4sio4是不溶的，而其他是可溶的；②碱：只有naoh、koh、baoh2可溶，caoh2微溶，其它均难溶。
③ 盐：钠盐、钾盐、铵盐和硝酸盐可溶；硫酸盐：仅硫酸钡、硫酸铅难溶、硫酸钙、硫酸银微溶，其它均可溶;氯化物：只有氯化银是不溶的，其他的是可溶的；碳酸盐、亚硫酸盐、硫化物：仅它们的钾、钠、铵盐可溶。
④ 磷酸二氢几乎可溶，而磷酸氢和磷酸的正盐只溶于钾、钠和铵。
⑤碳酸盐的溶解性规律：正盐若易溶，则其碳酸氢盐的溶解度小于正盐如碳酸氢钠溶解度小于碳酸钠;正盐若难溶，则其碳酸氢盐的溶解度大于正盐如碳酸氢钙的溶解度大于碳酸钙。
2.气体的溶解度：①极易溶于水的气体：hx、nh3② 溶于水但不易溶解的气体：O2微溶，co21:1，cl21:2h2s1：2.6、so21：40③ 不溶于水的常见气体：H2、N2、no、Co、CH4、C2H4、C2H2④氯气难溶于饱和nacl溶液，因此可用排饱和nacl溶液收集氯气，也可用饱和nacl 溶液吸收氯气中的氯化氢杂质。
3.硫磺和白磷P4不溶于水，微溶于乙醇，易溶于二硫化碳。
4、卤素单质cl2、br2、i2在水中溶解度不大，但易溶于酒精、汽油、苯、四氯化碳等有机溶剂，故常用有机溶剂来萃取水溶液中的卤素单质注意萃取剂的选用原则：不互溶、不反应，从难溶向易溶;酒精和裂化汽油不可做萃取剂。
5.大多数有机化合物不溶于水，但溶于有机溶剂。
它在水中的溶解度很小：碳氢化合物、卤代烃、酯类和多糖不溶于水；醇、醛、羧酸和低聚糖可溶于水。
乙醇、乙醛和乙酸可与水以任何比例混溶，但其溶解度随分子中烃基的增加而降低；苯酚在低温下不易溶于水，但其溶解度随温度升高而增加。
当温度高于70℃时，可与水以任何比例混溶。
6、相似相溶原理：极性溶质易溶于极性溶剂，非极性溶质易溶于非极性溶剂。
1.有色气体的元素物质：F2浅黄绿、Cl2黄绿、O3浅蓝色2、其他有色单质：br2深红色液体、i2紫黑色固体、s淡黄色固体、cu紫红色固体、au金黄色固体、p白磷是白色固体，红磷是赤红色固体、si灰黑色晶体、c黑色粉未3.无色气体单质：N2、O2、H2、稀有气体单质4、有色气体化合物：no25.黄色固体：s、FeS2、傻瓜金、黄金、Na2O2、Ag3PO4、AgBr、AGI6、黑色固体：feo、fe3o4、mno2、c、cus、pbs、cuo最常见的黑色粉末为mno2和c7.红色固体：feoh3、Fe2O3、Cu2O、Cu8、蓝色固体：五水合硫酸铜胆矾或蓝矾化学式：9.绿色固体：七水硫酸亚铁绿色明矾化学式：10、紫黑色固体：kmno4、碘单质。
大一无机化学知识点笔记
大一无机化学知识点笔记一、离子与化学键1. 原子与离子a. 原子：是物质的基本单位，由质子、中子和电子组成。
b. 离子：带电荷的原子或原子团。
c. 阳离子：失去一个或多个电子的正离子。
d. 阴离子：获得一个或多个电子的负离子。
2. 化学键a. 离子键：由正负电荷相吸引形成的化学键。
b. 共价键：由共享电子形成的化学键。
二、元素周期表1. 周期表的组成a. 主族元素：位于周期表的左侧，具有相似的化学性质。
b. 过渡元素：位于周期表的中间部分，具有不同的化学性质。
c. 副族元素：位于周期表的右侧。
2. 周期表的结构a. 周期：从左至右的水平行。
b. 主族：从上至下的垂直列。
三、离子化合物1. 阳离子和阴离子的组合形成离子化合物。
2. 离子化合物的命名规则：a. 一价阳离子：元素名称 + "ion"。
b. 一价阴离子：原子名称末尾去掉字母 "ine" + "ide"。
c. 多价离子：写出多价离子的带电荷形式。
四、配位化合物1. 配位键：由中心金属离子和周围的配位体形成的化学键。
2. 配位数：周围配位体与中心金属离子的配位数。
3. 配位化合物的命名规则：a. 配位体名称：以 "o" 结尾 + "ide"。
b. 配位化合物：中心金属离子名称 + 配位体名称。
五、酸碱中和反应1. 酸：产生H+离子的物质。
2. 碱：产生OH-离子的物质。
3. 酸碱中和反应：酸与碱反应生成盐和水。
六、化学平衡1. 平衡状态：反应物和生成物浓度保持不变的状态。
2. 平衡常数：反应物和生成物浓度的比值。
3. 影响平衡位置的因素：a. 温度：升高温度可促进反应向正向或逆向方向进行。
b. 压力：增加压力可促使反应向具有较少分子数的方向进行。
c. 浓度：增加反应物浓度可促进反应向正向方向进行。
七、氧化还原反应1. 氧化反应：物质失去电子。
无机化学 基本知识点总结
无机化学基本知识点总结一、原子结构1. 原子的组成原子是由质子、中子和电子组成的。
质子和中子位于原子核中，电子围绕原子核运动。
2. 元素的原子序数和质量数原子序数表示元素的质子数，而质量数表示元素的质子数和中子数之和。
原子序数决定了元素的化学性质，而质量数决定了元素的同位素。
3. 电子结构原子的电子结构决定了元素的化学性质。
电子在原子内的分布遵循一定的规律，即电子遵循能级分布，并且填充规律是按照“2-8-18-32”规则进行填充。
二、元素周期表1. 周期表的性质元素周期表是根据元素的化学性质和原子结构而排列的。
周期表中的元素按照原子序数排列，具有周期性。
2. 元素的周期性规律元素周期表中的元素具有周期性规律，即元素的周期表现出周期性变化。
这种周期性变化可以通过元素的原子结构和电子的排布规律来解释。
三、化学键1. 化学键的形成化学键是由原子之间的相互作用形成的。
化学键的形成使得原子之间形成更加稳定的结构，从而形成化合物。
2. 化学键的类型化学键主要包括离子键、共价键和金属键。
离子键是正负离子之间的电荷吸引力，共价键是原子间电子的共享，金属键是金属原子之间的电子云共享。
3. 极性与非极性化学键化学键可以分为极性和非极性两种。
极性化学键是由于原子电负性差距所产生的电荷分布不均匀的现象，而非极性化学键则是由于原子电负性相等而产生的电荷分布均匀的现象。
四、晶体结构1. 晶体结构的定义晶体结构是指晶体中原子、离子或者分子的排列规律和空间结构。
不同的元素或化合物在晶体中具有不同的晶体结构。
2. 晶体结构的分类晶体结构主要可以分为离子晶体、共价分子晶体和金属晶体。
离子晶体是由正负离子通过离子键结合而形成的，共价分子晶体是由共价键结合而形成的，而金属晶体则是由金属键结合而形成的。
五、酸碱性质1. 酸碱的定义酸是指能够释放出H+离子的物质，而碱则是指能够释放出OH-离子的物质。
酸碱的定义主要有布朗斯特德理论和劳里亚-布隆斯特德理论。
高中无机化学知识点总结
高中无机化学知识点总结一、基本概念与原理1. 物质的分类- 纯净物：单质和化合物- 混合物：由两种或两种以上物质组成2. 原子结构- 原子核与电子- 原子序数、同位素- 电子排布规律3. 化学式与化学方程式- 化学式的书写规则- 化学方程式的平衡4. 化学反应类型- 合成反应- 分解反应- 置换反应- 还原-氧化反应5. 化学计量- 摩尔概念- 物质的量与质量的关系- 气体定律（波义耳定律、查理定律、盖-吕萨克定律） - 理想气体状态方程二、元素与化合物1. 周期表- 周期与族的划分- 元素周期律2. 主族元素- 碱金属- 碱土金属- 硼族元素- 碳族元素- 氮族元素- 氧族元素- 卤素- 稀有气体3. 过渡金属- d区元素的特性- 金属的活性与金属活动性序列- 配合物4. 非金属元素- 氢、氧、氮的特性- 非金属的氧化物、酸、碱5. 无机化合物- 氧化物、硫化物、氯化物、硝酸盐 - 酸碱盐、基本盐、酸性盐- 矿物与矿石三、溶液与化学平衡1. 溶液的基本概念- 溶质与溶剂- 溶液的浓度表示方法2. 酸碱理论- 阿伦尼乌斯酸碱理论- 布朗斯特-劳里酸碱理论3. 酸碱平衡- 酸碱指示剂- pH值- 缓冲溶液4. 沉淀-溶解平衡- 溶度积（Ksp）- 沉淀的形成与溶解5. 氧化还原反应- 氧化数- 氧化还原反应的平衡四、热化学与电化学1. 热化学- 热化学方程式- 反应热与焓变2. 电化学基础- 电解质溶液- 电化学电池- 伏打电堆与电化学系列3. 电化学平衡- 标准电极电势- Nernst方程五、无机化学实验1. 常见无机化学实验操作 - 溶液的配制- 酸碱滴定- 氧化还原滴定2. 安全与环保- 实验室安全规则- 化学废料的处理六、无机化学的应用1. 材料科学- 金属与合金- 陶瓷与玻璃2. 环境科学- 水处理- 空气污染控制3. 生物无机化学- 酶的金属辅因子- 微量元素与健康本总结涵盖了高中无机化学的主要知识点，旨在为学生提供一个清晰的学习框架，帮助他们理解和掌握无机化学的基本概念、原理和应用。
无机化学大一知识点笔记专科
无机化学大一知识点笔记专科第一章基础概念1. 元素(Element)元素是指由相同类型的原子组成的物质，例如氢(H)、氧(O)、铁(Fe)等。
元素通过其原子序数和元素符号表示，如氢的原子序数是1，元素符号为H。
2. 化合物(Compound)化合物是由不同种类的元素按照一定比例结合而成的物质，具有独特的化学性质。
例如水(H2O)、二氧化碳(CO2)等。
化合物可以通过化学式表示，如水的化学式为H2O。
3. 分子(Molecule)分子是由两个或多个原子通过共价键结合而成的化合物的最小单位。
分子可以由相同或不同种类的原子组成，如氧气(O2)由两个氧原子组成，二氧化硫(SO2)由一个硫原子和两个氧原子组成。
4. 离子(Ion)离子是失去或获得电子后带电的原子或物质。
正离子是失去了一个或多个电子的原子或物质，如氢离子(H+)、氧离子(O2-)。
负离子是获得了一个或多个电子的原子或物质，如氯离子(Cl-)、氧离子(O2-)。
5. 化学反应(Chemical Reaction)化学反应是指物质之间发生的原子或离子重新组合的过程，导致物质的性质和组成发生改变。
化学反应可以通过化学方程式表示，如氧气与氢气生成水的反应可以用方程式2H2(g) + O2(g)→ 2H2O(l)表示。
第二章周期表和元素分类1. 周期表(Periodic Table)周期表是将元素按照一定的规则排列的表格，用于系统地组织和显示元素的信息。
周期表可以根据元素的原子序数、元素符号、原子质量等进行排列。
常用的周期表包括门捷列夫周期表和IUPAC周期表。
2. 元素周期律(Periodic Law)元素周期律是指元素的化学和物理性质随着原子序数的增加而周期性变化的规律。
根据元素周期律，周期表上元素的位置可以预测其一些性质和行为。
3. 元素分类根据元素的化学性质和周期表上的位置，元素可以分为金属、非金属和类金属等几类。
金属具有良好的导电和导热性、良好的延展性和变形性，能够形成阳离子。
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《无机化学》各章小结第一章绪论平衡理论：四大平衡理论部分原子结构1．无机化学结构理论：，分子结构，晶体结构元素化合物2．基本概念：体系，环境，焓变，热化学方程式，标准态古代化学3．化学发展史：近代化学现代化学第二章化学反应速率和化学平衡1．化学反应速率υ=Δc(A)Δt2．质量作用定律元反应aA + Bb Yy + Zzυ = k c (A) c (B)a b3.影响化学反应速率的因素: 温度, 浓度, 催化剂, 其它.温度是影响反应速率的重要因素之一。
温度升高会加速反应的进行；温度降低又会减慢反应的进行。
浓度对反应速率的影响是增加反应物浓度或减少生成物浓度，都会影响反应速率。
催化剂可以改变反应速率。
其他因素，如相接触面等。
在非均匀系统中进行的反应，如固体和液体，固体和气体或液体和气体的反应等，除了上述的几种因素外，还与反应物的接触面的大小和接触机会有关。
超声波、紫外线、激光和高能射线等会对某些反应的速率产生影响4.化学反应理论: 碰撞理论, 过渡态理论碰撞理论有两个要点：恰当取向，足够的能量。
过渡态理论主要应用于有机化学。
5.化学平衡: 标准平衡常数, 多重平衡规则, 化学平衡移动及其影响因素(1)平衡常数为一可逆反应的特征常数，是一定条件下可逆反应进行程度的标度。
对同类反应而言，K值越大，反应朝正向进行的程度越大，反应进行的越完全(2)书写和应用平衡常数须注意以下几点a. 写入平衡常数表达式中各物质的浓度或分压，必须是在系统达到平衡状态时相应的值。
生成物为分子项，反应物为分母项，式中各物质浓度或分压的指数，就是反应方程式中相应的化学计量数。
气体只可以用分压表示，而不能用浓度表示，这与气体规定的标准状态有关。
b.平衡常数表达式必须与计量方程式相对应，同一化学反应以不同计量方程式表示时，平衡常数表达式不同，其数值也不同。
c.反应式中若有纯故态、纯液态，他们的浓度在平衡常数表达式中不必列出。
在稀溶液中进行的反应，如反应有水参加，由于作用掉的水分子数与总的水分子数相比微不足道，故水的浓度可视为常数，合并入平衡常数，不必出现在平衡关系式中。
由于化学反应平衡常数随温度而改变，使用是须注意相应的温度(3)平衡移动原理如以某种形式改变一个平衡系统的条件（如浓度、压力、温度），平衡就会向着减弱这个改变的方向移动。
a 浓度对化学平衡的影响增大反应物的浓度或减小生成物的浓度，平衡向右移动，减小反应物的浓度或增大生成物的浓度，平衡逆向移动。
b 压力对化学平衡的影响压力变化只对反应前后气体分子数有变化的反应平衡系统有影响在恒温下增大压力，平衡向气体分子数减少的方向移动；减小压力，平衡向气体分子数的方向移动c 温度对化学平衡的影响温度变化时，主要改变了平衡常数，从而导致平衡的移动。
对于放热反应，升高温度，会使平衡常数变小。
此时，反应商大于平衡常数，平衡将向左移动。
反之，对于吸热反应，升高温度，平衡常数增大。
此时，反应商小于平衡常数，平衡将向右移动。
d 催化剂能够降低反应的活化能，加快反应速率，缩短达到平衡的时间。
由于它以同样倍数加快正、逆反应速率，平衡常数Kθ并不改变，因此不会使平衡发生移动。
6.化学平衡的综合利用。
第三章电解质溶液和离子平衡1．强电解质溶液表观电离度2．水的离解H2O H+ +OH-Kw = 10143. 酸碱指示剂4．弱酸弱碱的电离平衡Ka 弱酸电离常数Kb 弱碱电离常数5．稀释定律，一元弱酸碱与多元弱酸碱的电离平衡6．同离子效应，缓冲溶液同离子效应：在若电解质的溶液中，加入含有相同离子的易溶强电解质，使弱电解质离解度降低的现象。
缓冲溶液：能保持pH相对稳定的溶液，缓冲溶液通常由弱酸及其盐或弱碱及其盐所组成。
7．盐类水解强酸弱碱盐，强碱弱酸，弱酸弱碱盐，强酸强碱盐8．水解平衡及影响因素温度，溶液酸碱性等。
9．酸碱质子理论质子理论认为凡是能给出质子的物质都是酸，凡能接受质子的物质都是碱。
质子酸可以是分子、阳离子或阴离子。
质子碱也可以是分子、阳离子或阴离子。
酸碱共轭关系根据质子理论，酸给出质子后剩余的部分就称为碱，因为它具有接受质子的能力；碱接受质子后就变成了酸。
此所谓“酸中有碱，碱能变酸”。
相互依存10．沉淀和溶解平衡容度积，容度积规则，盐效应,溶液呈过饱和状态,有沉淀从溶液中析出,直到溶液呈饱和状态.（1）Q>Kθsp（2）Q<Kθ,溶液是不饱和状态,无沉淀析出.若系统中原来有沉淀,则沉淀开sp始溶解,直到溶液饱和.（3）Q=Kθ,溶液为饱和状态,沉淀和溶解处于动态平衡.sp此即溶度积规则,它是判断沉淀的生成和溶解的重要依据.11．沉淀的溶解，转化第四章氧化和还原1．氧化还原的基本概念氧化值（形式电荷），单质中元素的氧化值为零，中性分子分子中，各元素氧化值的代数和为零，离子中，元素或多元素的氧化值之和等于离子所带的电荷。
氧化还原电对，如Cu2+/Cu ，Fe3+/Fe2+2.离子电子法配平原则：电子总数相等；原子总数相等适用于溶液体系。
3．原电池原电池的组成：至少两个电对，有象盐桥那样能连起来的装置。
电极可以是金属，也可以是非金属。
Cu-Zn原电池符号，电极反应，电池反应。
作为本章的重点必须掌握。
4．电极电势标准电极电势，标准氢电极电势，电池符号Eθ本教材使用的电极电势是还原电极电势，一定要注意和其它教材区别，尤其一些老教材。
注意：Cu2+ + 2e- = Cu 与Cu –2e- =Cu2+的区别。
5．Nerst方程6．电极电势的应用判断氧化剂和还原剂的相对强弱，判断氧化还原反应进行的程度和方向。
7．元素电势图及其应用元素电势图：元素不同的氧化值，按照有高到低的顺序排成一行，在相邻两个物种之间用直线相连，表示一个电对，并在直线上标明此电对的标准电极电势值。
应用元素电势图可以进行歧化反应的能否发生的判断。
左电对电极电势大于右电对电极电势，则会发生歧化反应，反之，发生逆歧化反应。
另外，应用元素电势图，可以综合评价元素及其化合物的氧化还原性质的判断。
如教材对氯及其氧化物在酸性条件和碱性条件下的性质进行的评价。
第五章原子结构与元素周期律。
1．原子核外电子的运动状态原子轨道，电子云，四个量子数，Pauling 能级图量子数,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主量子数 1 2 3 4电子层K L M N角量子数0 1 2 3电子亚层s p d f每个亚层电子数 2 6 10 14每层最多容纳电子数 2 8 18 322．原子核外电子排布原子核外电子排布三原理，核外电子排布式，轨道排布式3．原子核外电子排布式与元素周期律周期与能级组，族与价电子构型，周期表元素分区。
4．元素性质的周期性有效核电荷，原子半径，电离能，电子亲和能第六章分子结构与晶体结构1. 化学键分子或晶体中相邻原子间强烈的相互作用共价键：共用电子对分类离子键：阴阳离子间吸引作用金属键：金属原子、金属离子与电子之间的结合力3．共价键理论要点：配对原则和最大重叠原则键参数：键长，键角，键能4．杂化理论与分子构型等性杂化和非等性杂化，等性杂化分为是sp,sp2,sp3 5．分子间作用力与分子晶体分子间作用力分为色散力，诱导力，取向力。
分子极性色散力诱导力取向力非-非有非-极有有极-极有有有6．离子键与离子晶体离子的电子构型2电子型：Li+. Be2 +.8电子型：Na +,Ba2+.18电子型：Ag +,Zn2+.18+2电子型：Sn2+,Bi2+9 -- 17电子型：Fe2+,Cu2+离子化合物无方向性和饱和性7．离子极化离子极化对物质的熔点、溶解度的影响。
8．其他类型晶体第七章配位化合物物理性质晶格节点粒子粒子间作用力熔沸点硬度熔融导电性例离子晶体离子离子键高大好N aC l 原子晶体原子共价键高大差金属晶体原子离子金属键高低大小好C r,K分子晶体分子分子间力底小差干冰1．配位化合物的基本概念配位化合物的组成：内界和外界，内外界之间属于离子键，当然也有的配合物无外界，如Fe(CO)4。
形成体与配位体，形成体主要是金属原子或金属离子。
配位体主要是能提供孤电子对的原子或分子。
配位数是配位原子数。
命名原则遵循无机化合物的命名原则。
如：[Cu(H2O)4]·SO4 硫酸四水合铜（II）2．配位化合物的结构配位化合物中化学键，包括离子键，共价键，配位键。
杂化轨道与配位化合物的空间构型。
内轨配合物与外轨配合物的异同。
内轨配合物是参与杂化的原子的次外层的电子参与杂化，形成化学键，外轨配合物是指原子的外层电子参与了杂化。
内轨配合物能量低，稳定性高。
3.配位平衡平衡常数，平衡常数的应用，配位平衡的移动配位平衡常数用K表示或β表示。
β值越大表示配离子越稳定。
可以应用β来判断相同类型的配合物的稳定性强与弱。
也可以进行溶液中某离子浓度的计算。
影响配位平衡的因素有溶液的酸碱性、氧化还原反应、及是否可以生成更稳定的配合物。
4.鳌合物概念与特性a)配合物形成体在周期表中的分布第八章主族元素（一）碱金属与碱土金属1．碱金属(IA ): ns1Li, Na, K, Rb, Cs, Fr2．碱土金属(IIA ): ns2 Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra3．碱金属元素概述碱金属的物理性质，钠钾的制备，碱金属氧化物，硫化物，氢氧化物的性质， 生产氢氧化钠的新工艺，重要的钠钾盐。
原子半径减小金属性、还原性减弱电离能、电负性增大4．碱土金属元素概述碱土金属元素的物理性质，氧化物、氢氧化物的性质，盐类的通性，硬水软化和纯水的制备。
5．对角线规则LiBe B CNa Mg Al Si 氢氧化物的性质M- O- H M + + OH -M- O- H MO - + H +Փ= z/r (z: M 离子的电荷；：r ：离子半径) Փ 1/2 ＜ 0.22 MOH 显碱性 Փ 1/2 在0.22---0.32间 MOH 显两性 Փ 1/2 ＞ 0.32 MOH 显酸性 第九章 主族元素（二）铝、锡、铅、砷、锑、铋1.元素的概述1）.p 区元素分为金属和非金属元素。
只有砷分族3种As, Sb,Bi 属常见元素。
2.）价电子构型：ns 2np 1-63）同一族自上而下，原子半径逐渐增大，金属性逐渐增强，非金属减弱。
原子半径增大金属性、还原性增强电离能、电负性减小IA IIA Li Be Na Mg K Ca Rb Sr Cs Ba4）同周期元素自右而左，形成负氧化态的能力减弱。
5）一般都有多种氧化态。
最高氧化态等于价层电子数。
2．铝的典型性质缺电子性、亲氧性及两性，氧化物两性。
3．锡、铅单质的性质锡、铅氧化物的氧化还原性。
2HgCl 2 + Sn 2+ → Hg 2Cl 2↓ + Sn 4+ + 2Cl _Hg 2Cl 2 + Sn 2+ → 2Hg ↓ + Sn 4+ + 2Cl _锡、铅的氧化物有SnO,SnO 2,PbO,PbO 24．砷、锑、铋的单质及其化合物的性质，含砷、含铅废水的处理。