大学无机化学大一理论部分总复习

第1章 化学基础知识 一、理想气体气体状态方程

理想气体：分子之间没有相互吸引和排斥，分子本身的体积相对于气体所占体积可以忽略（具有质量的几何点）。

理想气体与实际气体产生偏差原因： ①气体分子本身的体积 ②分子间力

实际气体在低压和高温的条件下，接近理想气体。 计算：pV = nRT ;

注意单位kPa(Pa)、m 3(L)、mol 、8.314、K 标准条件(standard condition,或标准状况） 101.325kPa 和273K （即0℃）--STp 二、气体分压定律

分压：一定温度下，混合气体中的某种气体单独占有混合气体的体积时所呈现的压强。

分压定律：p B = x B p 总

p 总=p 1+p 2+p 3+…p B 三、稀溶液的依数性

前提：难挥发 非电解质 稀溶液 溶液蒸气压降低：△p = k b 沸点升高：△T b = k b b 凝固点降低：△T f = k f b 渗透压：Π = cRT

依数性……仅与溶液中溶质的质点数有关，而与溶质的特性无关。 b:1000g 溶剂中的溶质的物质的量。 沸点：0.1mol·L -1NaCl 和蔗糖水溶液？

第3章 化学热力学基础 3-1 热力学第一定律

※ 状态函数的特征 ：状态函数的改变量只决定于过程的始态和终态，与变化所经历的途径无关。

热： 规定：体系吸热 Q ＞0 体系放热 Q ＜0

功： 规定：体系对环境做功 W< 0；环境对体系做功 W>0 功有多种形式，若不注明，一般只讨论气体的体积功 W=F·△L =p·S·(-△V/S) = - p·△V (理想气体任意过程） 热力学第一定律 △U= Q + W

K 97.271K 033.1-K 273（葡）△-K 273)葡(K 033.1kg mol 95mol kg K 86.1（葡）（葡）△得

根据：△kg mol 95g 100g 1000mol g 180g 10)水()葡(（葡）解：水中，求溶液凝固点g 100葡萄糖溶于

g 10.152f 111

1

====⋅⨯⋅⋅===⋅=⨯⋅==-----f f f f f T T b k T b k T m n b

【W,Q不是状态函数,U,H,G,S等是状态函数】

3-2 热化学

一、化学反应的热效应

化学反应热：反应物与生成物温度相同时体系发生化学变化时吸收或放出的热。1.恒容反应热Q V由△U=Q V+W

Q V =△U （∵△V=0，∴W=-p△V=0）

2.恒压反应热（Q p)与焓(H )

△U=Q p+W Q p=△H

理想气体的U、H都只是温度的函数，与体积、压力无关。温度不变，同一组份的气体的△U、△H不变(p1V1=p2V2)。

Q p = Q V+△nRT △r H m= △r U m+ △νRT

第4章化学反应速率

一、浓度对反应速率的影响

基元反应：aA ＋bB = gG ＋hH

瞬时速率：r= kc (A)a c (B)b

a+b 为反应级数，k速率常数与温度、催化剂有关，与浓度无关

二、反应速率理论

1、碰撞理论

活化分子组，有效碰撞；活化能E a小，一定温度下，单位体积中活化分子百分数大，r快；

2、过渡状态理论

三、温度对反应速率的影响

四、催化剂对反应速率的影响

催化机理：催化剂参与了化学反应，改变了反应的历程，降低了反应的活化能，反应速率加快。

反应的定速步骤是最慢的一步，活化能最大

第5章 化学平衡 5-1 化学平衡状态 一、可逆反应

同一条件下,同时向正、逆两个方向进行的反应。 二、化学平衡

热力学分析：△r G m =0; 动力学分析:ν(正)=ν(逆) 三、化学平衡的特征

1. ν(正)=ν(逆) ；

2.动态平衡；

3.有条件的平衡。 5-2 平衡常数

一、经验平衡常数

二、标准平衡常数

K p =

(p G )g (p H )h

(p A)a (p B )b

b

a h g C C C C K ⎪⎪⎭⎫ ⎝⎛⎪⎪⎭⎫ ⎝⎛⎪⎪⎭⎫ ⎝⎛⎪⎪⎭⎫ ⎝⎛=θθθθθ

]B []A []H []G [b

B a

A h

H g

G p

p p p p p p p K ⎪⎪⎭

⎫ ⎝⎛⎪⎪⎭⎫ ⎝⎛⎪⎪⎭⎫ ⎝⎛⎪⎪⎭⎫ ⎝⎛=θθθθθ

三、温度对平衡的影响

第6章 原子结构与元素周期律

21122112

)(11ln T T T T R H T T R H K K m r m r -∆=⎪⎪⎭

⎫ ⎝⎛-∆=θθθθ

6-2 核外电子排布与元素周期表

一、多电子原子的能级

1.屏蔽效应

把其它电子对某个选定电子的排斥作用归结

为对核电荷的抵消作用，称为屏蔽效应。

2.钻穿效应

这种由于电子钻到核附近而回避其它电子的

屏蔽的现象叫做钻穿效应.

3.核外电子的排布

排布原则：能量最低原理；泡利不相容原理；

洪特规则；洪特规则特例。

二、元素周期表

7个周期，7个主族(A)，7个副族(B)，零族，Ⅷ族，5个区

6-3 元素基本性质的周期性

一、原子半径（通常讨论共价半径）

同周期的主族元素,自左向右，元素的有效核电荷数↑，原子半径↓

同周期的副族元素,自左向右，元素的有效核电荷数↑( 增大的幅度较小)，原子半径↓（减小的幅度比主族小得多）

同主族元素由上而下，n ↑(即电子层数增加)，原子半径↑

二、电离能I

作用：①I是衡量元素金属性的一种尺度。I越小表示元素的原子越易失电子，金属性越强。

②说明元素通常呈现的价态同一元素：I1

电离能的变化规律

主族元素：同周期，从左到右，I1增大

同族，从上到下，I1减小

过渡元素：I1变化不大，总趋势是从左到右I1略增;

总之：稀有气体（s2p6)、碱土金属(s2)、ⅡB元素(d10s2)具有反常高的电离能。

三电子亲合能E

1.定义某元素的一个基态的气态原子得到一个电子形成负一价的气态离子时所放出的能量叫做该元素的第一电子亲合能。

E = 100kJ·mol-1 Q = - 100kJ·mol-1

E主要是用来衡量元素原子得电子的难易，半径越小，越容易得电子，E越大。

同周期从左到右，E呈增大趋势（放热多）；

同族从上到下E呈减小趋势。

四、电负性x

1.定义元素原子在分子中吸引电子的能力叫该元素的电负性。

x越大，元素原子得电子的能力越强；

x越小，元素原子得电子的能力越弱。

2.电负性的周期性（主族）

同一周期,从左到右电负性增加,元素的非金属性增强。

同一族,从上到下电负性递减,元素的金属性增强。

副族元素电负性变化不明显。

第7章化学键理论概述

7－1 离子键理论

电负性相差较大（△x＞1.7）的两个元素的原子

1.离子键：正、负离子间通过静电作用而形成的化学键。

2.离子键的特点

离子键的本质是静电作用；离子键没有方向性、没有饱和性；键的离子性与元素电负性有关

3.正离子的电子构型

2电子构型：1s2 ；8电子构型：ns2np6

18电子构型：ns2np6nd10 【ds区，部分p区，Pb(Ⅳ) 】

18+2电子构型:(n-1)s2(n-1)p6(n-1)d10ns2【Pb2+】

9-17电子构型：ns2np6nd1-9