无机及分析化学复习 大一汇总

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大一学无机化学重点知识点

大一学无机化学重点知识点

大一学无机化学重点知识点大一学习无机化学重点知识点在大一学习无机化学时,我们会接触到很多关于元素、原子结构、键合以及化学反应的重要知识点。

这些基础知识对于我们后续的学习和理解化学世界起着至关重要的作用。

本文将对这些重点知识进行深入探讨,帮助大家更好地理解和掌握无机化学的基础知识。

第一部分:元素和元素周期表在学习无机化学的起点,我们首先需要了解元素以及元素周期表。

元素是物质世界的基本组成单位,是由相同类型原子组成的纯粹物质。

元素以其原子序数为基准在元素周期表中排列,元素周期表以其独特的形式展示了元素的特性和规律。

元素的原子序数可以表示元素在元素周期表中的顺序,也可以表示元素中的质子数。

元素的质子数决定了其化学特性,而元素周期表中的周期和族则提供了关于元素特性的信息,如原子半径、电离能和电负性等等。

第二部分:原子结构了解元素和元素周期表后,我们需要深入了解原子结构。

原子是物质的基本单位,由质子、中子和电子组成。

质子和中子位于原子核中心,而电子则绕核心运动。

原子核中的质子数决定了原子的元素特性,而质子和中子的总和则决定了原子的质量数。

电子的数量和排布则决定了原子的化学性质。

此外,原子还有能级和轨道的概念,它们描述了电子在原子周围运动的方式。

第三部分:键合理论在无机化学中,我们也需要学习和掌握关于化学键的知识。

化学键是原子之间的相互作用力,用于形成分子和化合物。

常见的化学键有离子键、共价键和金属键等。

离子键是由电子从金属元素转移到非金属元素形成的,形成了离子晶体化合物。

共价键是电子通过共享形成的,并且可以形成共价分子化合物。

金属键则是在金属元素中形成的,由电子云共享形成。

了解这些键的性质和特点,对于理解化学反应和化学物质的性质至关重要。

第四部分:化学反应在学习无机化学的过程中,我们还需要了解和掌握各种化学反应。

化学反应是物质转化的过程,原有的物质被转化成新的物质。

化学反应可以分为合成反应、分解反应、置换反应和氧化还原反应等。

大一无机及分析的知识点

大一无机及分析的知识点

大一无机及分析的知识点在化学学科中,无机及分析化学是大一学生需要学习和掌握的重要知识点。

本文将以系统的方式介绍大一无机及分析化学的主要知识点,包括无机化学的基础概念、元素周期表、化学键与分子结构、配位化合物、酸碱理论、氧化还原反应、离子反应等内容。

通过学习这些知识点,学生们能够建立起对无机及分析化学的基本理论框架,为后续的学习打下坚实的基础。

一、无机化学基础概念无机化学是研究无机化合物的合成、性质和变化规律的学科,它主要关注的是不含碳-碳键的化合物。

无机化学中的核心概念包括物质的元素组成、化学式、化学方程式、化学键、离子等。

通过掌握这些基础概念,可以对不同种类的无机化合物进行准确的描述和分析。

二、元素周期表元素周期表是无机化学的重要工具,它按照元素的原子序数和化学性质将所有的元素进行了分类和排列。

学习元素周期表可以帮助我们了解元素的周期性变化规律,包括原子半径、电离能、电负性和化合价等性质。

元素周期表的学习也重点涉及元素的周期表组、周期、族和原子结构等相关知识。

三、化学键与分子结构化学键是指原子之间通过共享或转移电子所形成的各种化学键。

常见的化学键包括离子键、共价键和金属键。

了解不同类型的化学键有助于我们理解化合物的稳定性、形状和物理化学性质。

分子结构是指分子中原子的排列方式和空间构型,分子的几何构型对其性质和反应起着决定性的作用。

四、配位化合物配位化合物是指由中心金属离子和周围配体之间通过配位键形成的化合物。

通过学习配位化合物的构成、命名规则和性质,我们可以了解到配位化合物的稳定性、颜色和配位几何构型等重要信息。

常见的配位化合物包括金属络合物和配位聚合物。

五、酸碱理论酸碱理论是无机及分析化学中的重要内容。

传统的酸碱理论包括阿兰尼乌斯酸碱理论和布朗斯特酸碱理论。

阿兰尼乌斯酸碱理论将酸定义为能够供给氢离子的化合物,碱定义为能够接受氢离子的化合物。

布朗斯特酸碱理论将酸定义为能够接受电子对的化合物,碱定义为能够供给电子对的化合物。

无机及分析化学总复习

无机及分析化学总复习

c( H2 A) δ H2 A = = c
1 1+
θ Ka1
c( H )
+
+
c2 ( H + )
θ θ Ka1 Ka2
c2 ( H + ) = 2 + θ θ θ c ( H ) + c( H + )Ka1 + Ka1 ⋅ Ka2
δ HA
δA

θ c( H + ) ⋅ Ka1 c( HA− ) = = 2 + θ θ θ c c ( H ) + c( H + )Ka1 + Ka1 ⋅ Ka2
θ θ Ka1 ⋅ Ka2 c( A2− ) = = 2 + θ θ θ c c ( H ) + c( H + )Ka1 + Ka1 ⋅ Ka2
2−
酸碱溶液的pH值计算 酸碱溶液的pH值计算 溶液举例 类型 HAc 一元弱酸 NaAc 一元弱碱 HAcHAc-NaAc 缓冲溶液 NaHCO3 两 NaH2PO4 性 Na2HPO4 物 质 Na3PO4 多元弱碱 H2CO3 多元弱酸
AB AB2 A2B AB3
θ =c(A+) Ksp =c(A+)c(B-)
θ Ksp=c(A+){c(B-)}2 =c(A+){c(
s s 2s s
s 2s s 3s
θ Ksp
θ Ksp=4s3,
θ s= 3 Ksp / 4
θ ={c(A+) Ksp ={c(A+)}2c(B-)
θ Ksp=4s3
滴定度T 滴定度TA / B 滴定曲线 滴定突跃 四种滴定方式
每毫升标准溶液相当于被测物质的质量

无机及分析化学复习题(高起本)

无机及分析化学复习题(高起本)

《无机及分析化学》复习题(高起本)一、填空题1、已知298K时,0.010mol⋅L-1的某一元弱酸HA水溶液的pH=4.0,该弱酸Ka 为。

若向其中加入少量NaA固体,弱酸解离度α将。

2、过量KI与适量AgNO3溶液作用制得AgI溶胶,其胶粒结构式为。

3、某元素的最高氧化数为+6,最外层电子数为1个,且其原子半径是同族元素中最小的,该元素基态原子的电子排布式为。

4、无水CrCl3和NH3化合生成一种配合物,配合物的化学组成为CrCl3·5NH3,硝酸银能从该配合物水溶液中沉淀出所有氯的三分之二,则配合物的化学式为,该配合物的名称为。

5、定量分析中系统误差主要影响测定结果的。

6、配位滴定中,酸度越高,则EDTA与金属离子形成配合物稳定性越。

7、间接碘量法的标准溶液是,应该采取配制。

8、已知298K时,0.010mol⋅L-1的某一元弱碱水溶液的pH=10.0,该弱碱的标准解离常数为性。

若向其中加入其共轭酸固体,当其浓度亦为0.010mol⋅L-1时,混和液pH= 。

9、过量KCl与适量AgNO3溶液作用制得的胶体,其胶团结构式为。

10、某元素的最高氧化数为+7,其最外层电子数为2个,且其原子半径是同族元素中最小的,该元素名称为。

11、如下物质,C(石墨)、C(金刚石)、CO2(g)、C(无定形)、CO(g),标准摩尔燃烧焓和标准摩尔生成焓相等的一对物质分别是、标准摩尔生成焓为0的物质是。

12、AgCl(s)的溶度积常数为 1.6×10-7,则其在纯水中的溶解度为mol·L-1。

13、称取失去了少量结晶水的硼砂标定盐酸,所带来的误差类型为。

14、用碘量法测定五水硫酸铜的纯度,标准溶液是 ,滴定方式为 。

二、选择题1、质量分数均为0.05的乙二醇(分子量,62)、丙三醇(92)、葡萄糖(180)、蔗糖(342)水溶液,饱和蒸汽压最高的是 ( )A .乙二醇水溶液 B.丙三醇水溶液 C.葡萄糖水溶液 D.蔗糖水溶液2、在一个多电子原子中,具有下列各组量子数(n 、l 、m 、m s )的电子,能量最高的是 ( )A. 3、2、-1、-1/2B. 2、1、+1、-1/2C. 3、1、0、-1/2D. 3、1、-1、+1/23、 CCl 4分子的偶极矩为 ( )D (德拜)A. 2B. 3C. 0.5D. 04、已知反应1/2N 2(g) +CO 2(g)=NO(g)+CO(g)的 m rH ∆= 373 kJ ⋅mol -1,为了提高有毒气体NO和CO 的转化率,可采取的措施是: ( )A. 低温低压B. 低温高压C. 高温高压D. 高温低压5、利用反应2Ag ++Fe=2Ag+Fe 2+组成原电池,当向Ag +/Ag 电极中通入少量H 2S(g)后,电池电动势: ( )A. 升高B. 降低C. 不变D. 难于判断6、已知反应BrO 3-+5Br -+6H +=3Br 2+3H 2O,对Br -、BrO 3-均为一级反应,对H +为二级反应,设该反应在0.5mol ⋅L -1HAc (HAc 的 a K =1.8⨯10-5)溶液中进行,若向该反应体系中加入等体积水,其速率变为稀释前的 ( )A. 1/16倍B. 1/ 8倍C. 1/2倍D. 1/4倍7、下列说法,正确的是: ( )A. 含有两个以上氮原子的配体均可与中心离子形成稳定的螯合物。

无机化学大一必背知识点

无机化学大一必背知识点

无机化学大一必背知识点无机化学是化学学科中的一个重要分支,研究的是无机物质的性质、结构、组成等方面的知识。

作为大一学生,了解无机化学的基本知识点对于深入理解化学原理以及日后的学习都具有重要意义。

以下是大一必背的无机化学知识点。

1. 元素周期表元素周期表是无机化学中必须掌握的基础知识。

了解元素周期表的布局和常见元素的分布,掌握元素的周期性规律以及元素符号、原子序数、相对原子质量等基本信息。

2. 离子化合物与共价化合物了解离子化合物与共价化合物的基本特点。

离子化合物是由离子通过静电作用相互结合而形成的化合物,如NaCl;共价化合物是由共用电子对相互结合而形成的化合物,如H2O。

3. 配位化合物与配位键了解配位化合物的概念以及配位键的形成。

配位化合物是由中心金属离子与其周围的配体通过配位键结合而形成的化合物,如[Fe(CN)6] 4-。

配位键是指金属离子与配体之间通过配位作用形成的化学键。

4. 氧化还原反应了解氧化还原反应的基本概念以及常见的氧化还原反应类型,包括氧化反应、还原反应、氧化剂、还原剂等。

掌握氧化数的变化规律以及如何平衡氧化还原方程式。

5. 酸碱中和反应了解酸碱中和反应的基本概念以及常见的酸碱反应类型,包括强酸与强碱的中和反应、强酸与弱碱的中和反应等。

理解酸碱中和反应的过程及pH值的计算方法。

6. 氧化态与电子结构了解氧化态的概念以及不同氧化态对应的电子结构。

掌握常见元素的氧化态变化规律,了解氧化态在无机化学中的重要作用。

7. 晶体结构和晶体性质了解晶体结构和晶体性质的基本知识。

理解晶体的结构分类、晶体的几何形态、晶体的物理性质和化学性质。

8. 配位化学了解配位化学的基本概念和原理。

包括金属离子与配体的配位作用、配位化合物的结构、配位化合物的性质及应用。

9. 主族元素与副族元素了解主族元素和副族元素的特点和性质。

掌握主族元素和副族元素在元素周期表中的分布、离子化趋势、电子亲和力等基本信息。

无机及分析化学复习知识点

无机及分析化学复习知识点

无机及分析化学复习知识点1.无机化学的基本概念和基本名词:无机化学是研究无机化合物的组成、性质、结构和反应规律的学科。

其中,无机化合物是由金属元素和非金属元素组成的,包括无机酸、无机盐和无机氧化物等。

2.元素周期表:元素周期表是化学元素按照原子序数排列的表格,可以按照周期和族进行分类。

周期数代表了元素的电子层数,而族数代表了元素最外层电子的数量和化学性质。

3.化学键的类型:主要有离子键、共价键和金属键。

离子键是由正负电荷的离子吸引力形成的,共价键是由原子间的电子共享形成的,金属键是由金属原子之间的电子云形成的。

4.氢键和范德华力:氢键是一种特殊的非共价键,是由氢原子与较电负的原子(如氮、氧和氟)之间的吸引力形成的。

范德华力是由分子之间的瞬时的偶极-偶极相互作用力和极化-极化相互作用力形成的。

5.配位化学:配位化学是研究配位化合物的组成、结构和性质的学科。

配位化合物是由中心金属离子和一或多个配位体构成的,并通过坐标键相连。

6.配位数和配位体:配位数是指配位化合物中金属离子周围配位体的数目。

配位体是能够通过配位键与金属离子结合的分子或离子。

7.配位键的形成:配位键是由金属离子和配位体之间的坐标键形成的。

金属离子通常用方括号括起来表示,配位体则用化学式或名称表示。

8.配位化合物的结构:配位化合物的结构主要包括配位体的排列方式、金属离子的配位数和配位体之间的几何构型。

常见的几何构型有线性、三角形平面、正方形平面、四面体和八面体等。

9.配位键强度和配位效应:配位键强度是指配位键的拉力,与配位键的长度和配位体的电载密切相关。

配位效应是指不同配位体对同一金属离子形成的配位化合物的影响。

10.分析化学的基本概念和基本名词:分析化学是研究化学物质组成和性质的学科,主要包括定性分析和定量分析两个方面。

定性分析是确定化学物质中包含的元素和化合物的方法,定量分析是确定化学物质中元素和化合物的数量的方法。

11.分析化学的常用方法:如重量法、容量法、色谱法、光谱法、电化学法和质谱法等。

大一无机化学考知识点

大一无机化学考知识点

大一无机化学考知识点大一无机化学考试知识点大一无机化学是理工科学生必修的一门基础课程,它为后续专业课程的学习奠定了坚实的基础。

在考试前,对于重点知识点的掌握是提高成绩的关键。

本文将针对大一无机化学考试的知识点进行详细的介绍和总结,帮助学生更好地复习。

1. 元素周期表元素周期表是无机化学的基础,它按照原子序数的增大顺序,将化学元素分类排列。

学生需要掌握各个周期表中的元素符号、原子序数、原子量等基本信息,以及了解元素周期表的分组规则和特点。

2. 元素的电子结构元素的电子结构决定了其化学性质和反应行为。

学生需要掌握电子的能级分布、填充规则、电子轨道和互斥原理等基本概念,了解电子结构与元素性质之间的关系。

3. 化学键和化学键能化学键是由原子间电子的共享或转移而形成的。

学生需要了解化学键的种类,包括离子键、共价键和金属键,并掌握它们的形成、性质和破坏规律。

此外,化学键能是化学反应发生时必须克服的能量,学生需要了解化学键能的计算方法和意义。

4. 无机离子化合物的命名和化学方程式无机离子化合物的命名是基本的化学基础知识。

学生需要熟练掌握正离子和负离子的命名规则,以及常见离子化合物的命名方法。

同时,在给定化学方程式时,学生需要能够正确写出离子的离解和结合方程式。

5. 化学反应的平衡及其条件平衡是化学反应进行到一定程度时,反应物和生成物浓度不再发生明显变化的状态。

学生需要了解平衡的条件、平衡常数和平衡位置的概念,能够根据化学方程式计算平衡常数,并理解不同条件对平衡位置的影响。

6. 配位化学配位化学研究的是中心离子与其周围配位体之间的相互作用。

学生需要了解配位键的形成和特点,掌握常见配位化合物的命名规则和化学性质,以及重要的配位反应和配位理论。

7. 电化学电化学研究的是电能与化学能之间的相互转化关系。

学生需要了解电解液的电离程度、电解质溶液的导电性,以及电极电势和电解质溶液的浓度之间的关系。

此外,还需要了解电解池中的氧化还原反应和电解过程中的产物生成。

无机及分析化学知识点归纳

无机及分析化学知识点归纳

第一章物质结构基础1、四个量子数(1) 主量子数(n):电子所处的电子层。

(2) 副(角)量子数(l) :电子所处的电子亚层及电子云的形状。

l值受n限制,可取0,1……,n-1。

(3) 磁量子数(m):轨道在空间的伸展方向。

m的取值受l的限制(0、±1 … ±l),共(2l+1)个。

(4) 自旋量子数(m s):描述电子自旋的状态。

取值+1/2和-1/22、屏蔽效应与钻穿效应(1)屏蔽效应:内层电子对外层电子的排斥作用,削弱了原子核对外层电子的吸引力,使有效核电荷数减小(2)钻穿效应:外层电子钻入原子核附近而使体系能量降低的现象。

导致能级交错:如:E4s<E3d3、核外电子排布原理(1) 泡利不相容原理:每个轨道至多能容纳两个自旋方向相反的电子。

(2)能量最低原理:核外电子的分布在不违反泡利原理的前提下,优先占据能量较低的轨道,使整个原子系统能量最低。

(3)洪特规则:在n、l相同的轨道上分布电子时,将尽可能占据m 值不同的轨道,且自旋平行。

等价轨道在电子全充满、半充满、和全空时的状态比较稳定。

原因:两个电子占据同一轨道时,电子间排斥作用使系统的能量升高。

4、原子半径(1)原子半径分类:自由原子半径:电子云的径向分布函数D(r) 的最大值。

共价半径:单质分子中两个相邻原子的核间距一半。

范德华半径:分子晶体中,不同分子的相邻两原子核间距的一半。

注:同一元素的范德华半径较共价半径大。

金属半径:固体中测定两个最邻近原子的核间距一半。

(适用金属元素。

)(2)原子半径变化的周期性同周期:主族元素,自左向右原子半径逐渐减小。

d区过渡元素,原子半径略有减小;从IB 族元素起,原子半径反而有所增大。

同族:主族元素,自上而下,原子半径显著增大。

副族元素,自上而下,原子半径也增大,但幅度较小。

5、电离能:气态原子失去电子变为气态阳离子,克服核电荷对电子的吸引力而消耗的能量。

元素原子的电离能越小,越容易失去电子;越大,越难失去电子。

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1 无机化学及分析化学总结 第一章 绪论  系统误差:由固定因素引起的误差,具有单向性、重现性、可校正  偶然误差:随机的偶然因素引起的误差, 大小正负难以确定,不可校正,无法避免,服从统计规律 (1)绝对值相同的正负误差出现的概率相等 (2)大误差出现的概率小,小误差出现的概率大。  准确度: 在一定测量精度的条件下分析结果与真值的接近程度,用误差衡量  精密度(precision):多次重复测定某一量时所得测量 值的离散程度。用偏差衡量  准确度与精密度的关系:精密度好是准确度好的前提;精密度好不一定准确度高  测定结果的数据处理 (1)对于偏差较大的可疑数据按Q检验法进行检验,决定其取舍; (2) 计算出数据的平均值、平均偏差与标准偏差等;复习p12例题  有效数字及其计算规则 有效数字:实际能测得的数据,其最后一位是可疑的。对于可疑数字一般认为有±1的误差 例: 滴定管读数 21.09 mL 分析天平读数 0.2080 g 最后一位为可疑值 注意: (1) “0”的作用:有效数字(在数字的中间或后面)定位作用(在数字的前面) (2)对数值(pH、pOH、pM、pK等)有效数字的位数取决于小数部分的位数。 计算规则:(1) 加减法:计算结果小数点后的位数与小数点后位数最少的数据一样。 (2)乘除法(乘方、开方、对数)计算结果的有效位数与有效位数最少的数据一样。

第三章 化学热力学初步 基本概念:化学反应进度、体系与环境、状态与状态函数(状态函数的特征)、热与功(热与功的符号、体积功的计算WpV)、内能和热力学第一定律(热力学定律第一定律表达式ΔU = Q + W) rHm的计算: △rHm:摩尔反应焓变,对于给定的化学反应,反应进度为1mol时的反应热 rHm:化学反应中,任何物质均处于标准状态下,该反应的摩尔反应焓变 fHm:在温度T及标准态下,由参考状态单质生成1mol物质B的标准摩尔反应焓变即为物质B在T温度下的标准摩尔生成焓。参考状态单质的标准生成焓为零。 1.利用fHm计算rHm

rmBfm.BB

H(298.15K)H(298.15K), rHm≈rHm (298.15K);

2.盖斯定律:在恒容或恒压同时只做体积功的情况下,任一化学反应,不论是一步完成的,还是分几步完成的,其化学反应的热效应总是相同的,即化学反应热效应只与始、终状态有关而与具体途径无关。根据盖斯定律若化学反应可以加和,则其反应热也可以加和。

反应的方向: 热力学中,有两条重要的自然规律控制着所有物质系统的变化方向 (1)从过程的能量变化来看,物质系统倾向于取得最低能量状态;(2)从系统中质点分布和运动状态来分析,物质系统倾向于取得最大混乱度。 2

热力学中,体系的混乱度用熵来量度的。符号:S 对于物理或化学变化而论,几乎没有例外:一个导致气体分子数增加的过程或反应总伴随着熵值增大,即: S > 0;如果气体分子数减少,S < 0。

标准摩尔反应熵变的计算:rmBm.BBS(298.15K)S(298.15K),

rSm≈rSm (298.15K)  用熵变判断反应自发性的标准是,对于孤立系统: ΔS(孤) >0 自发过程;ΔS(孤) =0 平衡状态;ΔS(孤)<0 非自发过程  判断反应方向的判据是ΔG(适用条件:恒温恒压只做体积功): ΔG < 0 自发过程;ΔG > 0 非自发过程;ΔG = 0 平衡状态  ΔH、ΔS对反应自发性的影响(ΔG =ΔH- TΔS) ΔH<0, ΔS>0,则ΔG<0,任意温度下均自发 ΔH>0, ΔS<0,则ΔG>0,任意温度下均非自发 ΔH>0, ΔS>0,则高温下ΔG<0, 低温下ΔG>0,即高温自发,低温非自发 ΔH<0, ΔS>0,则高温下ΔG>0, 低温下ΔG<0,即高温自发,低温非自发

ΔrGm的计算:

(1)利用标准摩尔生成吉布斯函数计算

rmBfm.BB

G(298.15K)G(298.15K)(只有298.15K时的ΔfGm,B 数据,该方法只能

计算298.15K时的ΔrGm) (2)任意温度下的ΔrGm可按吉布斯——亥姆霍兹公式近似计算 ΔrGm(T)≈ΔrHm (298.15K)-TΔrSm(298.15K) (ΔrHm—KJ·mol-1, ΔrSm—J·mol-1·K-1注意单位换算)

 反应自发进行的温度范围的计算 ΔrGm(T)≈ΔrHm (298.15K)-TΔrSm(298.15K)

ΔrHm (298.15K)-TΔrSm(298.15K)<0 (反应自发)

ΔrHm (298.15K)和ΔrHm (298.15K)可以通过热力学数据算出,从而可求出自发进行的温度

范围。(p58例3-7)

第四章 化学反应速率和化学平衡化学反应速率  化学反应速率的表示方法(浓度随时间的变化)瞬时速率、平均速率  化学反应速率理论(碰撞理论、过渡状态理论) 活化分子、活化能(能用化学反应速率理论解释浓度、温度、催化剂对反应速率的影响)  质量作用定律(只适用于基元反应)、速率方程、反应级数  影响反应速率的因素 (1)内因:反应的活化能大小;(2)外因:浓度、温度、催化剂(不要求计算)  标准平衡常数 Kθ (1) Kθ表达式的书写

溶液用相对平衡浓度表示,Bcc即平衡浓度除以cθ (1 molL1)

气体用相对平衡分压表示,Bpp即平衡分压除以pθ (100 kPa),标准平衡常数是量纲为1的量。 3

复相反应中,固体、纯液体和溶剂不写入式中,即用“1”表示 (2)Kθ的求算:a通过表达式求得;b由θθrmΔGRTlnK求得θθrmΔGRTlnK

(1) 此式把动力学与热力学联系起来,只要知道了某温度下反应的标准摩尔吉布斯函数变 θrmΔG

,就可以求出反应的标准平衡常数Kθ。

(2) θrmΔG值愈小(越负),则Kθ值愈大,反应达到平衡时进行得愈完全。 非标态下化学反应方向的判据为:当 Q处于平衡状态;当 Q>Kθ ΔrGm >0 反应正向非自发

多重平衡规则: 若干反应方程式相加(减)所得到的反应的平衡常数为这些反应的平衡常数之积(商)。

反应1=反应2+反应3 123KKK;反应1=反应2-反应3 123/KKK

反应1=m×反应2 12()mKK

化学平衡的移动(吕.查德里原理) 1.浓度(分压) 、总压力对化学平衡的影响(此时温度不变,因而Kθ为定值) 2.温度对化学平衡的影响(影响Kθ) 升高温度,平衡向吸热反应方向移动,降低温度,平衡向放热反应方向移动, 有关化学平衡的计算 1. 写出反应方程式;2.找出各物质的初始浓度(分压);3.设定未知数表示出各物质的平衡浓度(分压)4.表示出平衡常数(标准平衡常数或实验平衡常数) →得到方程5.求解方程解出未知数(p87例4-10) 2. 第五章 四个量子数的取值及物理意义

(1)主量子数n:取值:1,2,3,…n等正整数。描述原子中电子(出现概率最大区域)离核的远近,n越大,电子(出现概率最大区域)离核的距离越远, 能量越高,同时n决定电子层 (2)角量子数l:0 1 2 3… n-1 物理意义1:决定波函数角度分布图和电子云角度分布图的形状 物理意义2:在多电子原子中与主量子数n一起决定电子的能量n相同,l越大能级越高 Ens(3)磁量子数 m m=0,±1,±2,…± l 物理意义:波函数和电子云角度分布图在空间的伸展方向,即取向数目 n,l相同,m不同的轨道叫等价轨道(简并轨道) (4)自旋量子数ms,电子有两种自旋方向; ms = +1/2或ms = 1/2;图示用箭头、符号表示  n、l、m三个量子数决定一个原子轨道(波函数);n、l、m、 ms四个量子数决定一个电子的运动状态  能级组 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d 7p 4

核外电子分布的一般原则: 能量最低原理、泡利不相容原理、洪特(Hund)规则 注意洪特规则(不容易理解):当电子在n, l 相同的数个等价轨道上分布时,每个电子尽可能占据磁量子数不同的轨道且自旋平行。 洪德规则的补充:简并轨道全充满、半充满或全空的状态比较稳定,全充满: p6, d10,f14 半充满: p3, d5, f7 全空: p0, d0, f0 能级交错时(4s3d,5s4d, 6s4f5d,7s5f6d),可以s轨道未填满,而让简并轨道半满,全满,

这时能量更低更稳定,如24Cr 51[]34Ards,29Cu 101[]34Ards

电子层结构与元素周期律(通过电子排布式能知道元素在周期表中的位置,反之亦然)

1.能级组与元素周期(行) (1)各周期元素数目=对应能级组中原子轨道的电子最大容量 (2)原子的电子层数=原子所在的周期数(钯Pd除外) 2.价电子构型与元素周期表中族的划分(列) 价电子:原子发生化学反应时参与形成化学键的电子价电子构型:价电子层的电子排布 主族元素(A): 最后一个电子填入ns或np轨道的元素 主族元素的价电子:最外层电子 (nsnp) IA~VIIIA(VIIIA也称零族) 副族元素(B): 最后一个电子填入(n1)d或(n2)f 轨道的元素 副族元素的价电子:最外层s电子,及(n1)d电子(甚至(n2)f电子) IIIB~ VIIIB, ⅠB ,IIB ,其中VIIIB元素有3列 族号数=价电子总数 (VIIIA为8或2,ⅠB,ⅡB d10不计入,Ⅷ 8~10) 3. 价电子构型与元素的分区 s 区 :最后一个电子填入s轨道的元素 p 区:最后一个电子填入p轨道的元素 d 区:最后一个电子填入d轨道且d轨道未满的元素 ds 区:最后一个电子填入d轨道且d轨道填满的元素 f 区:最后一个电子填入f轨道的元素

 元素基本性质的周期性 掌握主族元素原子半径、电离势、电负性的递变规律

 离子键 离子键——当活泼金属原子和活泼非金属元素原子互相接近时,前者失去电子形成正离子,后者得到电子形成负离子。正、负离子通过静电相互作用结合成离子型化合物 离子键的本质是静电作用力 生成离子键的条件: 原子间电负性相差足够大,一般要大于1.8左右 离子键的特征:没有方向性、没有饱和性 离子化合物的熔点和沸点:离子的电荷越高、半径越小,静电作用力就越强,熔点和沸点就越高。 价键理论: 共价键的本质:原子轨道发生重叠,两核间电子出现概率增大,降低了两核间的正电排斥,又增强了两核对电子云密度大的区域的吸引,系统能量降低, 形成稳定的共价键。

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