无机化学总结笔记
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。
无机化学知识点学习笔记(1)
《无机化学》学习笔记一第一章化学反应中的质量关系和能量关系1.初步了解体系与环境、状态函数、热、功、热力学能的概念和化学计量数、反应进度、恒压反应热、焓变、标准摩尔生成焓的含义。
2.熟悉热化学方程式的书写和赫斯定律的应用。
3.会应用热化学方程式和标准摩尔生成焓计算标准摩尔反应焓变。
知识点:1.化学计量数化学反应方程式：cC+dD=yY+zZ，令：-c=νc,-d=νd,y=νy, z=νz,得：0=νc C+νd D+νy Y+νz Z,称为化学计量方程式。
νc,νd,νy,νz分别为物质C,D,Y,Z的化学计量数。
2.反应进度对于化学计量方程式：0=νc C+νd D+νy Y+νz Z,dξ=d n B/νB，ξ为反应进度。
3.体系和环境体系--为了研究方便，把要研究的那部分物质和空间与其它物质或空间人为地分开。
被划分出来作为研究对象的那部分物质或空间称为体系。
环境--体系之外,并与体系有密切联系的其它物质或空间称为环境。
4.体系与环境的关系按照体系和环境之间物质和能量的交换情况，可将体系分为以下3类：敞开体系-----体系和环境之间，既有物质交换，又有能量交换。
封闭体系-----体系和环境之间，没有物质交换，但有能量交换。
孤立体系-----体系和环境之间，既没有物质交换，又没有能量交换。
5.状态函数描述体系状态的一系列宏观的物理量，称为状态函数。
6.状态函数的特点（1）体系的状态一确定，各状态函数均有确定值。
（2）当体系状态发生变化时，状态函数的改变量只与体系的起始状态和最终状态有关，而与状态变化的具体途径无关。
（3）体系的各状态函数之间往往是有联系的。
因此，通常只需确定体系的某几个状态函数，其它的状态函数也随之而定7.功和热热和功是体系状态发生变化时,体系与环境之间交换或传递能量的两种不同形式。
体系状态发生变化时,体系与环境因温度不同而发生能量交换的形式称为热。
在热力学中常用Q表示,定义体系从环境吸热时Q为正值,体系放热给环境时Q为负值。
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。
无机化学-知识点总结
无机化学-知识点总结无机化学知识点总结无机化学是化学学科的一个重要分支，它研究的是无机物质的组成、结构、性质和反应等方面的知识。
以下是对无机化学中一些重要知识点的总结。
一、原子结构与元素周期表1、原子结构原子由原子核和核外电子组成。
原子核包含质子和中子，质子带正电荷，中子不带电。
核外电子绕核运动，处于不同的能级和轨道。
电子的排布遵循泡利不相容原理、能量最低原理和洪特规则。
2、元素周期表元素周期表是按照原子序数递增的顺序排列的。
周期表中的横行称为周期，纵列称为族。
同一周期元素的电子层数相同，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。
同一主族元素的最外层电子数相同，从上到下原子半径逐渐增大，金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。
二、化学键与物质结构1、化学键化学键包括离子键、共价键和金属键。
离子键是由阴阳离子之间的静电作用形成的，通常存在于活泼金属与活泼非金属之间。
共价键是原子之间通过共用电子对形成的，分为极性共价键和非极性共价键。
金属键是金属原子之间通过自由电子形成的。
2、物质结构物质的结构有原子晶体、分子晶体、离子晶体和金属晶体。
原子晶体如金刚石，由原子通过共价键形成空间网状结构，硬度大，熔点高。
分子晶体如干冰，通过分子间作用力结合，熔点和沸点较低。
离子晶体由阴阳离子通过离子键形成，熔点较高，硬度较大。
金属晶体由金属阳离子和自由电子组成，具有良好的导电性、导热性和延展性。
三、化学热力学基础1、热力学第一定律能量守恒定律在热力学中的体现，即ΔU ＝ Q ＋ W，其中ΔU 为热力学能的变化，Q 为吸收或放出的热量，W 为做功。
2、热力学第二定律指出了热功转换的方向性和不可逆性，即自发过程总是朝着熵增加的方向进行。
3、热力学第三定律规定了绝对零度时，纯物质的完美晶体熵值为零。
四、化学反应速率和化学平衡1、化学反应速率表示化学反应进行快慢的物理量，通常用单位时间内反应物浓度的减少或生成物浓度的增加来表示。
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。
无机期末总结
无机期末总结无机化学是化学科学的一个重要分支，研究元素、化合物和材料的结构、性质和制备方法。
本学期，我们学习了无机化学的基本概念、重要原理和实践应用，使我们对无机化学有了更深入的了解。
在这篇总结中，我将回顾本学期所学的知识，并分享一些学习体会和感悟。
一、基本概念和理论在学习无机化学的过程中，我们首先了解了无机化学的基本概念和理论。
无机化学是研究无机物质的化学性质的科学，有着丰富的体系和分类方法。
元素周期表是无机化学研究的基础，它按照元素的原子序数和电子结构的规律，将元素分为不同的周期和族。
通过学习元素周期表，我们能够了解元素的周期性规律和趋势，例如电离能、电子亲和能、原子半径等。
无机化合物是无机化学研究的重要对象，它包括离子化合物、共价化合物和配合物等。
离子化合物是由正离子和负离子组成的，根据离子的组成和化学键的类型，离子化合物可以分为典型离子型化合物和复离子型化合物。
共价化合物是由共用电子对形成的化合物，常见的共价键有单键、双键和三键。
配合物是由金属离子和配体形成的化合物，它们具有特殊的结构和性质。
二、原子结构和化学键原子结构和化学键是无机化学的重要内容，我们通过学习量子力学和扩展的海森堡不确定性原理，理解了原子结构的本质和电子云模型。
根据波函数和量子数的规律，我们能够预测原子的能级、电子分布和化学键的形成。
化学键是原子间的相互作用力，可以分为离子键、共价键和金属键等。
离子键是正负离子之间的引力相互作用，共价键是电子对的共享，金属键是金属中自由电子的共享。
在化学键的形成中，我们学习了原子轨道的杂化和分子轨道的组合。
杂化作用是原子轨道重新组合形成杂化轨道，使得成键轨道能量降低，提高化学键的稳定性。
杂化轨道可以解释许多化学现象，例如甲烷的四面体结构和亚硝酸根离子的平面三角形结构。
分子轨道的组合是原子轨道叠加形成的，它们由分子轨道能级图表示，能够预测分子的电子排布和化学性质。
三、无机化学反应和平衡无机化学反应和平衡是无机化学的核心内容，我们通过学习酸碱理论、氧化还原反应和配位反应，了解了无机化学反应的机理和动力学。
无机化学知识点总结
无机化学知识点总结一、无机化学的基本原理1. 原子结构与元素周期表原子是物质的基本单位，由原子核和绕核电子组成。
原子核由质子和中子组成，质子数决定了元素的原子序数，即元素周期表中的元素编号。
而电子的排布决定了元素的化学性质。
元素周期表是基于元素的原子序数和化学性质进行排列的，它反映了元素的周期性规律和趋势。
2. 化学键与晶体结构化学键是原子之间的相互作用力。
根据原子之间的电子共享或转移，化学键可以分为共价键、离子键和金属键。
共价键是通过电子共享形成的，离子键是通过电子转移形成的，金属键是金属原子内的电子云相互重叠形成的。
这些化学键形成了物质的晶体结构，晶体结构的类型决定了物质的性质。
3. 反应平衡与化学反应化学反应是物质之间发生化学变化的过程，通常包括物质的生成和消耗。
化学反应通过反应方程式进行描述，反应平衡是指反应物和生成物的摩尔比在一定条件下保持不变的状态。
化学反应的平衡常数和动力学速率是化学反应研究的重要参数。
4. 配位化学与过渡金属化合物过渡金属化合物是指含有过渡金属元素的化合物，其中过渡金属离子通过配位基与配位子形成配合物。
配位化学研究了配位物的结构、性质和合成方法，配位物的稳定性、配位数、立体化学等是配位化学的重要内容。
二、无机化学的主要知识点1. 主族元素化合物主族元素是元素周期表中的ⅢA、ⅣA、ⅤA、ⅥA和ⅦA族元素，它们可形成氧化物、氢化物、卤化物等化合物。
主族元素的化合物具有多种性质，如ⅢA族元素具有氧化性，ⅣA族元素具有还原性等。
2. 离子化合物离子化合物是由阳离子和阴离子组成的化合物，它们通常具有良好的溶解度、导电性和晶体结构。
离子化合物的性质和结构与其离子的大小、电荷和架构有关。
3. 氧化还原反应氧化还原反应是指物质失去或获得电子，从而使氧化态发生变化的化学反应。
氧化还原反应包括氧化、还原、氧化剂和还原剂等概念，它们是化学反应中的重要参与者。
4. 配合物化学过渡金属离子通过配体与配位子形成配合物，配合物具有不同的结构、性质和应用。
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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与化学平衡1．化学反应速率2．质量作用定律元反应aA +BｂYy + Zz3.影响化学反应速率得因素: 温度, 浓度，催化剂, 其它、温度就是影响反应速率得重要因素之一。
温度升高会加速反应得进行;温度降低又会减慢反应得进行。
浓度对反应速率得影响就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。
其她因素, 如相接触面等。
在非均匀系统中进行得反应,如固体与液体，固体与气体或液体与气体得反应等,除了上述得几种因素外,还与反应物得接触面得大小与接触机会有关。
超声波、紫外线、激光与高能射线等会对某些反应得速率产生影响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，足够得能量。
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得特征常数，就是一定条件下可逆反应进行程度得标度。
对同类反应而言，K值越大,反应朝正向进行得程度越大，反应进行得越完全（2)书写与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得浓度或分压,必须就是在系统达到平衡状态时相应得值。
生成物为分子项，反应物为分母项,式中各物质浓度或分压得指数,就就是反应方程式中相应得化学计量数。
气体只可以用分压表示,而不能用浓度表示，这与气体规定得标准状态有关。
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,她们得浓度在平衡常数表达式中不必列出。
在稀溶液中进行得反应,如反应有水参加，由于作用掉得水分子数与总得水分子数相比微不足道，故水得浓度可视为常数,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，使用就是须注意相应得温度(3）平衡移动原理如以某种形式改变一个平衡系统得条件(如浓度、压力、温度），平衡就会向着减弱这个改变得方向移动.ａ浓度对化学平衡得影响增大反应物得浓度或减小生成物得浓度,平衡向右移动，减小反应物得浓度或增大生成物得浓度,平衡逆向移动。
b 压力对化学平衡得影响压力变化只对反应前后气体分子数有变化得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得方向移动；减小压力,平衡向气体分子数得方向移动ｃ温度对化学平衡得影响温度变化时，主要改变了平衡常数,从而导致平衡得移动.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得活化能,加快反应速率，缩短达到平衡得时间.由于它以同样倍数加快正、逆反应速率，平衡常数K并不改变,因此不会使平衡发生移动。
6.化学平衡得综合利用.第三章电解质溶液与离子平衡1．强电解质溶液表观电离度2．水得离解H2ＯH++OH—Kw = 1０14３、酸碱指示剂4．弱酸弱碱得电离平衡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得电离平衡6．同离子效应,缓冲溶液同离子效应：在若电解质得溶液中，加入含有相同离子得易溶强电解质，使弱电解质离解度降低得现象。
缓冲溶液：能保持pH相对稳定得溶液,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就是能给出质子得物质都就是酸，凡能接受质子得物质都就是碱。
质子酸可以就是分子、阳离子或阴离子。
质子碱也可以就是分子、阳离子或阴离子。
酸碱共轭关系根据质子理论，酸给出质子后剩余得部分就称为碱，因为它具有接受质子得能力；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.沉淀与溶解平衡容度积，容度积规则,盐效应（1）Q〉K，溶液呈过饱与状态，有沉淀从溶液中析出,直到溶液呈饱与状态、（2）Q〈K,溶液就是不饱与状态，无沉淀析出、若系统中原来有沉淀，则沉淀开始溶解，直到溶液饱与、（3）Q＝K，溶液为饱与状态,沉淀与溶解处于动态平衡、此即溶度积规则，它就是判断沉淀得生成与溶解得重要依据、11.沉淀得溶解,转化第四章氧化与还原1。
氧化还原得基本概念氧化值（形式电荷)，单质中元素得氧化值为零,中性分子分子中,各元素氧化值得代数与为零，离子中，元素或多元素得氧化值之与等于离子所带得电荷。
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．原电池原电池得组成：至少两个电对,有象盐桥那样能连起来得装置。
电极可以就是金属,也可以就是非金属。
Cu-Zn原电池符号，电极反应,电池反应.作为本章得重点必须掌握。
4．电极电势标准电极电势,标准氢电极电势,电池符号Eθ本教材使用得电极电势就是还原电极电势，一定要注意与其它教材区别，尤其一些老教材.注意：Cu2++ 2e- = Cｕ与Cu –2ｅ—=Cu2+得区别.5．Nｅrst方程6．电极电势得应用判断氧化剂与还原剂得相对强弱, 判断氧化还原反应进行得程度与方向。
7．元素电势图及其应用元素电势图:元素不同得氧化值,按照有高到低得顺序排成一行，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得标准电极电势值。
应用元素电势图可以进行歧化反应得能否发生得判断.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得氧化还原性质得判断。
如教材对氯及其氧化物在酸性条件与碱性条件下得性质进行得评价。
第五章原子结构与元素周期律。
1.原子核外电子得运动状态原子轨道,电子云，四个量子数，Ｐauling 能级图量子数，电子层，电子亚层之间得关系，每个电子层最多容纳得电子数主量子数 1 2３4电子层K L M Ｎ角量子数0 １2３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２８１８322．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．元素性质得周期性有效核电荷，原子半径,电离能,电子亲与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得相互作用共价键: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得结合力3．共价键理论要点:配对原则与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与非等性杂化,等性杂化分为就是sp，sp2,sp３5．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6．离子键与离子晶体 离子得电子构型2电子型: Li ＋、 B ｅ2 +、 8电子型:Na +，B ａ2 +、 18电子型:Ag +，Zn 2 +、 18＋2电子型:S ｎ2 ＋,Ｂi 2 ＋9 －— 17电子型：Fe 2＋，Cu 2+离子化合物无方向性与饱与性７。
离子极化离子极化对物质得熔点、溶解度得影响。
8。
其她类型晶体第七章 配位化合物1．配位化合物得基本概念配位化合物得组成：内界与外界,内外界之间属于离子键，当然也有得配合物无外界,如Fe(CO)4。
形成体与配位体，形成体主要就是金属原子或金属离子。
配位体主要就是能提供孤电子对得原子或分子.配位数就是配位原子数。
命名原则遵循无机化合物得命名原则。
如：[Cu(H ２O ）４]·SO ４ 硫酸四水合铜(II)2.配位化合物得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得空间构型。
内轨配合物与外轨配合物得异同.内轨配合物就是参与杂化得原子得次外层得电子参与杂化，形成化学键,外轨配合物就是指原子得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,平衡常数得应用,配位平衡得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来判断相同类型得配合物得稳定性强与弱。
也可以进行溶液中某离子浓度得计算.影响配位平衡得因素有溶液得酸碱性、氧化还原反应、及就是否可以生成更稳定得配合物.4. 鳌合物 概念与特性a) 配合物形成体在周期表中得分布第八章 主族元素（一） 碱金属与碱土金属1.碱金属（IA )： n ｓ1Li ， Na ， K ， Ｒｂ， C ｓ， Ｆr2．碱土金属（IIA ）: ｎs 2 Be ， Mg, Ca, Sr, Ｂa ， Ｒａ3.碱金属元素概述碱金属得物理性质,钠钾得制备，碱金属氧化物,硫化物,氢氧化物得性质， 生产氢氧化钠得新工艺，重要得钠钾盐。
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 碱土金属元素得物理性质，氧化物、氢氧化物得性质，盐类得通性,硬水软化与纯水得制备。
5．对角线规则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 CsBaLiＢe BCNa Mg Al Ｓi 氢氧化物得性质Ｍ－O－H Ｍ+ + ＯH—M- O- H ＭO— + Ｈ+Փ= z/ｒ(z: M离子得电荷;：ｒ:离子半径）Փ1/2 <0、22 MOＨ显碱性Փ１/2在0、２2——－0、32间MOH显两性Փ1/2〉０、3２MＯH显酸性第九章主族元素（二）铝、锡、铅、砷、锑、铋1、元素得概述1）、ｐ区元素分为金属与非金属元素.只有砷分族３种As，Sb，Bｉ属常见元素。
2、）价电子构型:ｎs２nｐ１-6３)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。
4）同周期元素自右而左,形成负氧化态得能力减弱。
5）一般都有多种氧化态.最高氧化态等于价层电子数。
２。
铝得典型性质缺电子性、亲氧性及两性，氧化物两性。
3。
锡、铅单质得性质锡、铅氧化物得氧化还原性.＿２HgＣl2 + Sn２＋→Ｈg2Cl2↓＋Sn4+ + 2Cｌ_Hg2Ｃｌ2 + Sn2+→2Ｈg↓＋Sn4++ 2Cl锡、铅得氧化物有SnO，SnO２，PbＯ，PbO24.砷、锑、铋得单质及其化合物得性质，含砷、含铅废水得处理。
第十章非金属元素（－）氢稀有气体卤素1．氢得制备、性质、应用。
氢在自然界中得分布三种同位素：1１H;12Ｈ；13H氢得成键特征：离子键、共价键、独特得键形、实验室制备Z n+H2SＯ4→ＺｎＳO4+H２↑电解法阴极２H2O+２ｅ-→H2↑+2O H—阳极4OＨ-→O2↑+2Ｈ２O＋４ｅ—工业生产C（赤热)+H2O（g）→H２(g）＋C O(g)2、稀有气体简介稀有气体He Ne ArＫｒXe Ｒn价电子构型nｓ2nｐ6稀有气体电离能,熔沸点,溶解度，气体密度有如下变化规律。