无机化学知识点归纳

第一篇：化学反响原理第一章：气体第一节：志向气态方程1、气体具有两个根本特性：扩散性和可压缩性。主要表如今：气体没有固定的体积和形态。不同的气体能以随意比例互相匀称的混合。气体是最简洁被压缩的一种聚集状态。2、志向气体方程： 为气体摩尔常数，数值为3、只有在高温低压条件下气体才能近似看成志向气体。 第二节：气体混合物1、对于志向气体来说，某组分气体的分压力等于一样温度下该组分气体单独占有及混合气体一样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：热力学术语和根本概念1、 系统及环境之间可能会有物质和能量的传递。按传递状况不同，将系统分为：封闭系统：系统及环境之间只有能量传递没有物质传递。系统质量守恒。放开系统：系统及环境之间既有能量传递以热或功的形式进展又有物质传递。隔离系统：系统及环境之间既没有能量传递也没有物质传递。2、 状态是系统中全部宏观性质的综合表现。描绘系统状态的物理量称为状态函数。状态函数的变更量只及始终态有关，及系统状态的变更途径无关。3、 系统中物理性质和化学性质完全一样而及其他部分有明确界面分隔开来的任何匀称部分叫做相。相可以由纯物质或匀称混合物组成，可以是气、液、固等不同的聚集状态。4、 化学计量数对于反响物为负，对于生成物为正。5、反响进度=，单位：mol第二节：热力学第肯定律0、 系统及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。系统的热能变更量用Q表示。假设环境向系统传递能量，系统吸热，那么Q>0；假设系统向环境放热，那么Q<0。1、 系统及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：由于系统体积变更而及环境交换的功称为体积功。非体积功：体积功以外的全部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状况下，系统内全部微观粒子的全部能量之和称为热力学能，又叫内能。4、 气体的标准状态纯志向气体的标准状态是指其处于标准压力下的状态，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，压力为时的状态。液体溶液中溶剂或溶质的标准状态溶液中溶剂可近似看成纯物质的标准态。在溶液中，溶质的标准态是指压力,质量摩尔浓度，标准质量摩尔浓度，并表现出无限稀释溶液特性时溶质的假想状态。标准质量摩尔浓度近似等于 标准物质的量浓度。即5、 物质B的标准摩尔生成焓B,相态，T是指在温度T下，由参考状态单质生成物质B反响的标准摩尔焓变。6、 参考状态一般指每种物质在所探讨的温度T和标准压力时最稳定的状态。个别状况下参考状态单质并不是最稳定的，磷的参考状态是白磷(s,白)，但白磷不及红磷和黑磷稳定。O2(g)、H2(g)、Br2(l)、I2(s)、Hg(l)和P4(白磷)是T=298.15K，下相应元素的最稳定单质，即其标准摩尔生成焓为零。7、 在任何温度下，参考状态单质的标准摩尔生成焓均为零。8、 物质B的标准摩尔燃烧焓B，相态，T是指在温度T下，物质B()完全氧化成一样温度下指定产物时的反响的标准摩尔焓变。第四节：Hess定律1、 Hess定律：化学反响不管是一步或分几步完成，其总反响所放出或汲取的热总是相等的。其本质是化学反响的焓变只及始态和终态有关，而及途径无关。2、 焓变根本特点：某反响的正及其逆反响的逆数值相等，符号相反。即正=-逆。始态和终态确定之后，一步反响的等于多步反响的焓变之和。3、 多个化学反响计量式相加(或相减)，所得化学反响计量式的T等于原各计量式的T之和或之差。第五节：反响热的求算1、 在定温定压过程中，反响的标准摩尔焓变等于产物的标准摩尔生成焓之和减去反响物的标准摩尔生成焓之和。=总生成物-总反响物假如有参考状态单质，那么其标准摩尔生成焓为零2、 在定温定压过程中，反响的标准摩尔焓变等于反响物的标准摩尔燃烧焓之和减去产物的标准摩尔燃烧焓之和 。=总反响物-总生成物参考状态单质只适用于标准摩尔生成焓，其标准摩尔燃烧焓不为零第三章：化学动力学根底第一节：反响速率第二节：浓度对反响速率的影响速率方程1、 对化学反响来说，反响速率及反响物浓度的定量关系为：，该方程称为化学反响速率定律或化学反响速率方程，式中称为反响速率系数，表示化学反响速率相对大小；,分别为反响物A和B的浓度，单位为；，分别称为A，B的反响级数；称为总反响级数。反响级数可以是零、正整数、分数，也可以是负数。零级反响得反响物浓度不影响反响速率。反响级数不同会导致单位的不同。对于零级反响，的单位为，一级反响的单位为，二级反响的单位为，三级反响的单位为2、 由试验测定反响速率方程的最简洁方法初始速率法。在肯定条件下，反响开始时的瞬时速率为初始速率，由于反响刚刚开始，逆反响和其他副反响的干扰小，能较真实的反映出反响物浓度对反响速率的影响详细操作是将反响物按不同组成配置成一系列混合物。对某一系列不同组成的混合物来说，先只变更一种反响物A的浓度。保持其他反响物浓度不变。在某一温度下反响开始进展时，记录在肯定时间间隔内A的浓度变更，作出图，确定t=0是的瞬时速率。也可以限制反响条件，是反响时间间隔足够短，这时可以把平均速率作为瞬时速率。3、对于一级反响，其浓度刚好间关系的通式为：第三节：温度对反响速率的影响Arrhenius方程1、 速率系数及温度关系方程：，=-， ，试验活化能，单位为。为指前参量又称频率因子。及具有一样的量纲。及是两个经验参量，温度变更不大时视为及温度无关。2、 对Arrhenius方程的进一步分析：在室温下，每增加4，将使值降低80%。在室温一样或相近的状况下，活化能大的反响，其速率系数那么小，反响速率较小；小的反响较大，反响速率较大。对同一反响来说，温度上升反响速率系数增大，一般每上升10，值将增大210倍。对同一反响来说，上升肯定温度，在高温区，值增大倍数小；在低温区值增大倍数大。因此，对一些在较低温度下进展的反响，上升温度更有利于反响速率的进步。对于不同的反响，上升一样温度，大的反响值增大倍数大；小的反响值增大倍数小。即上升温度对进展的慢的反响将起到更明显的加速作用。第四节：反响速率理论及反响机理简介1、=正-负2、由一般分子转化为活化分子所须要的能量叫做活化能第五节：催化剂及催化作用1、 催化剂是指存在少量就能显著加速反响而本身最终并无损耗的物质。催化剂加快反响速率的作用被称为催化作用。2、 催化剂的特征：催化剂只对热力学可能发生的反响起催化作用，热力学上不行能发生的反响，催化剂对它不起作用。催化剂只变更反响途径又称反响机理，不能变更反响的始态和终态，它同时加快了正逆反响速率，缩短了到达平衡所用的时间，并不能变更平衡状态。催化剂有选择性，不同的反响常采纳不同的催化剂，即每个反响有它特有的催化剂。同种反响假如能生成多种不同的产物时，选用不同的催化剂会有利于不同种产物的生成。每种催化剂只有在特定条件下才能表达出它的活性，否那么将失去活性或发生催化剂中毒。第四章：化学平衡 熵和Gibbs函数第一节：标准平衡常数1、平衡的组成及达成平衡的途径无关，在条件肯定时，平衡的组成不随时间而变更。平衡状态是可逆反响所能到达的最大限度。平衡组成取决于开始时的系统组成。2、对可逆反响来说，其标准平衡常数3、两个或多个化学计量式相加或相减后得到的化学计量式的标准平衡常数等于原各个化学计量式的化学平衡常数的积或商，这称为多重平衡原理。第二节：标准平衡常数的应用1、反响进度也常用平衡转化率来表示。反响物A的平衡转化率表达式为2、J表示反响商。假设J<那么反响正向进展；假设J=，那么反响处于平衡状态；假设J>，那么反响逆向进展。第三节：化学平衡的挪动1、浓度对化学平衡的影响：浓度虽然可以使化学平衡发生挪动，但并不能改变更学平衡常数的数值，因为在肯定温度下，值肯定。当反响物浓度增加或产物浓度削减时，平衡正向挪动；当反响物浓度削减或产物浓度增加时，平衡逆向挪动。2、压力对化学平衡的影响：综合考虑各反响物和产物分压是否变更及反响前后气体分子数是否变更。3、温度对化学平衡都影响：温度变更引起标准平衡常数的变更，从而使化学平衡挪动。温度对标准平衡常数的影响用vant Hoff方程描绘。 第四节：自发变更和熵1、自发变更的根本特征：在没有外界作用或干扰的状况下，系统自身发生的变更称为自发变更。有的自发变更开始时须要引发，一旦开始，自发变更将始终进展到达平衡，或者说自发变更的最大限度是系统的平衡状态。自发变更不受时间约束，及反响速率无关。自发变更必定有肯定的方向性，其逆过程是非自发变更。两者都不能违背能量守恒定律 。非自发变更和自发变更都是可能进展的。但是只有自发变更能自动发生，而非自发变更必需借助肯定方式的外部作用才能发生。没有外部作用非自发变更将不能接着进展。2、在反响过程中，系统有趋向于最低能量状态的倾向，常称其为能量最低原理。相变更也具有这种倾向。3、 系统有趋向于最大混乱度的倾向，系统混乱度的增加有利于反响的自发进展。4、 纯物质完好有序晶体在0K时熵值为零；.5、 熵及物质聚集状态有关。同一种物质气态熵值最大，液态次之，固态熵值最小。有相像分子构造且相对分子质量又相近的物质，其值相近。分子构造相近而相对分子质量不同的物质，其标准摩尔熵值随分子质量增大而增大。物质的相对分子质量相近时，分子构型越困难，其标准摩尔熵值越大。6、反响的标准摩尔熵变等于各生成物的标准摩尔熵值之和减去各反响物的标准摩尔熵值之和7、在任何自发过程中，系统和环境的熵变更总和是增加的。即： 自发变更 非自发变更 平衡状态8、第五节：Gibbs函数1、 Gibbs函数被定义为：,被称为Gibbs自由能。2、 在不做体积功和定温定压条件下，在任何自发变更中系统的Gibbs函数是削减的，由得当<0,>0时反响能正向进展。当>0,<0时反响在高温下能正向进展。当<0,<0时反响在低温下能正常进展。当>0,<0时反响不能正向进展。3、 当时的在吸热熵增反响中是反响能正向进展的最低温度；在放热熵减反响中是反响能正向进展的最高温度。因此这个温度就是反响是否可以正向进展的转变温度。4、 物质B的标准摩尔生成Gibbs函数B，相态，T是指在温度T下由参考状态单质生成物质B且时的标准摩尔Gibbs函数变。5、 <-40时反响多半能正向进展；>40时反响大多逆向进展；-40<<40时要用来推断反响方向。6、 Vant Hoff方程： 第五章：酸碱平衡第一节：酸碱质子理论1、酸碱质子理论：但凡能释放出质子的任何含氢原子的分子或离子都是酸；任何能及质子结合的分子或离子都是碱。简言之酸是质子赐予体，碱是质子承受体。2、质子理论强调酸和碱之间的互相依靠关系。酸给出质子后生成相应的碱，而碱结合质子后生成相应的酸。酸及碱之间的这种依靠关系称为共轭关系，相应的一对酸和碱称为共轭酸碱对。酸给出质子后生成的碱为这种酸的共轭碱，碱得到质子后所生成的酸称为这种碱的共轭酸。3、 酸碱解离反响是质子转移的反响。在水溶液中酸碱的电离时质子转移反响。盐类水解反响事实上也是离子酸碱的质子转移反响。4、 既能给出质子又能承受质子的物质称为两性物质。5、 酸碱的强度首先取决于其本身的性质，其次及溶剂的性质等有关。酸和碱的强度是指酸给出质子和碱承受质子实力的强弱。给出质子实力强的酸是强酸，承受质子实力强的碱是强碱；反之，就是弱酸和弱碱。6、 溶剂的碱性越强溶质表现出来的酸性就越强，溶剂的酸性越强溶质表现出来的碱性就越强。第二节：水的电离平衡和溶液的PH1、 对反响,被称为水的离子积常数。25时，。第三节：弱酸、弱碱解离平衡1、酸的水溶液中存在质子转移反响：，其标准平衡常数简写为，称为弱酸HA的解离常数，弱酸解离常数的数值说明了酸的相对强弱。解离常数越大酸性越强，给出质子实力越强。值受温度影响但变更不大。2、在一元弱碱的水溶液中存在反响：，,称为一元弱碱B的解离常数。3、解离度的定义为解离的分子数及总分子数的比值，即,解离度越大越大，PH越小。解离度及解离常数关系为。对碱同样适用。第四节：缓冲溶液1、 同离子效应：在弱酸或弱碱的溶液中，参与及这种酸或碱含一样离子的易溶强电解质，使酸或碱的解离度降低。2、 缓冲溶液：具有可以保持PH相对稳定性能的溶液也就是不因参与少量强酸或强碱而显著变更PH的溶液。缓冲溶液通常由弱酸和他的共轭碱组成。缓冲溶液PH计算公式：,第五节：酸碱指示剂1、 当溶液中即时，溶液呈现出的颜色；当即时，溶液呈现的颜色；当即时，溶液呈现两者的混合颜色。2、 指示剂的变色范围是，但是由于人的视觉对不同颜色的敏感度的差异实际变色范围经常小于两个pH单位。第六节：酸碱电子理论1、 酸是随意可以承受电子对的分子或离子；酸是电子对的承受体，必需具有可以承受电子对的空轨道。碱那么是可以给出电子对的分子或离子；碱是电子的赐予体，必需具有未共享的孤对电子。酸碱之间以共价键相结合，并不发生电子对转移。第七节：配位化合物2、 在协作物中Lewis酸被称为形成体(或中心离子)，Lewis碱被称为配体。协作物的定义是形成体及肯定数目的配体以配位键按肯定的空间构型结合形成离子或分子。这些离子或分子被称为配位个体。形成体通常是金属离子或原子，也有少数是非金属元素B,P,H。通常作为配体的是非金属的阴离子或分子。4、 在配体中，及形成体成键的原子叫做配位原子；配位原子具有孤对电子。常见的配位原子有F,Cl,Br,I,S,N,C等。配体中只有一个配位原子的称为单齿配体，有两个或两个以上配位原子的称为多齿配体。在配位个体中，及形成体成键的配位原子个数叫作配位数。常见多齿配体有：5、 协作物的化学式：协作物的化学式中首先应先列出配位个体中形成体的元素符号，在列出阴离子和中性分子配体，将整个配离子或分子的化学式括在方括号中。6、 协作物的命名：命名时，不同配体之间用·隔开。在最终一个配体名称后缀以“合字。含配阴离子的协作物的命名遵照无机盐命名原那么。例如为硫酸四氨合铜为氯化六氨合铂。含配阴离子的协作物，内外层间缀以“酸字。例如为六氰合铁酸钾配体的次序： 含有多种无机配体时，通常先列出阴离子名称，后列出中性粒子名称。例如为三氯·氨合铂酸钾 配体同是中性分子或同是阴离子时，按配位原子元素符号的英文字母依次排列，例如氯化五氨·水合钴。 假设配位原子一样，将含原子数较少的配体排在前面，较多原子数的配体排在后面；假设配位原子一样且配体中含有的及子数目也一样，那么按构造中及配位原子相连的非配位原子元素符号的英文字母依次排列。例如为氨基·硝基·二氨合铂 配体中既有无机配体又有有机配体，那么无机配体排在前面有机配体排在后面。例如为三氯·乙烯合铂酸钾。7、 简洁协作物：协作物分子或离子只有一个中心离子，每个配体只有一个配位原子及中心离子成键。螯合物：在螯合物分子或离子中，其配体为多齿配体，配体及中心离子成键，形成环状构造。多核协作物：多核协作物分子或离子含有两个或两个以上的中心离子，中心离子间常以配体相连。羰合物：某些d区元素以CO为配体形成的协作物称为羰合物。烯烃协作物：某些d区元素以不饱和烃为配体形成的协作物称为烯烃协作物。第八节：配位反响及配位平衡1、,是协作物的解离常数，又称为协作物的解离常数或不稳定常数。越大，协作物越不稳定。2、,是协作物生成常数，又称为稳定常数或累积稳定常数。3、一般来说协作物的逐级稳定常数随着配位数的增加而削减。4、以N,O,F等电负性大吸引电子实力强，半径小，难被氧化不易失去电子，不易变形难被极化的原子为配位原子的碱成为硬碱。反之那么为软碱，介于二者之间的为交界碱。5、硬酸多是电荷数较多，半径较小，外层电子被原子核束缚得较紧而不易变形极化率较小的阳离子。反之那么为软酸，介于两者之间的为交界酸。6、常见的酸和碱分类如下：硬酸软酸交界酸酸金属原子硬碱软碱交界碱碱7、软硬酸碱原那么：软亲软，硬亲硬 第六章：沉淀溶解平衡第一节：溶解度和溶度积1、溶解度：在肯定温度下，到达溶解平衡时，肯定量溶剂中含有的溶质质量。2、常见无机化合物溶解性： 常见无机酸是可溶的，硅酸是难溶的； 氨、族氢氧化物，是可溶的； 是微溶的；其余元素的氢氧化物都是难溶的。 几乎全部的硝酸盐都是可溶的；是微溶的。 大多数醋酸盐是可溶的；是难溶的。 大多数氯化物是可溶的；是微溶的；是难溶的。 大多数溴化物，碘化物是可溶的；是微溶的；是难溶的。 大多数硫酸盐是可溶的；是微溶的；,是难溶的。 大多数硫化物是难溶的，第一主族，第二主族金属硫化物和 是可溶的。 多数碳酸盐，磷酸盐，亚硫酸盐是难溶的；第一主族Li除外和铵离子的这些盐是可溶的。 多数氟化物是难溶的；第一主族Li除外金属氟化物，是可溶的；是微溶的。 几乎全部的氯酸盐，高氯酸盐都是可溶的；是微溶的； 几乎全部的钠盐，钾盐均是可溶的；是难溶的。2、 对于一般沉淀反响来说：，溶度积的通式是3、 难溶电解质的溶度积常数的数值在稀释溶液中不受其他离子存在的影响，只取决于温度。温度上升，多数难溶化合物的溶度积增大。第二节：沉淀的生成和溶解1、 同离子效应：在难溶电解质的饱和溶液中，参与含有一样离子的强电解质时，难溶电解质的溶解度将降低。同离子效应使难溶电解质的溶解度降低。2、 盐效应使难溶电解质溶解度增大。一般来说，假设难溶电解质的溶度积很小时，盐效应的影响很小，可忽视不计；假设难溶电解质的溶度积较大，溶液中各种离子的总浓度也较大时，就应考虑盐效应的影响。3、 金属硫化物的溶解平衡： , 称为在酸中的溶度积常数。4、 某些难容硫化物的溶度积常数： 第七章：氧化复原反响 电化学根底第一节：氧化复原反响根本概念1、 有电子得失或转移的反响称为氧化复原反响。2、 表示元素氧化态的数值称为氧化数又称氧化值。在单质中元素氧化值为零。在单原子离子中，元素氧化值等于离子所带电荷数。在大多数化合物中，氢的氧化值为+1，只有在金属氢化物中，氢的氧化值为-1。通常在化合物中氧的氧化值为-2，但是在等过氧化物中养的氧化值为-1，在氧的氟化物中，如中氧的氧化值为+2，+1。在全部氟化物中氟的氧化值为-1。碱金属和碱土金属在化合物中氧化值分别为+1和+2。在中性分子中，各元素氧化值代数和为零。在多原子离子中，各元素氧化数代数和等于离子所带电荷数。第二节：电化学电池1、 电池图示：将发生氧化反响的负极写在左边，发生复原反响的正极写在右边；并按依次用化学式从左到右依次排列各个相的物质组成和状态；用单垂线“表示相及相间的界面，用双折线“表示盐桥。2、 Faraday定律：在电化学电池中，两极所产生或消耗的物质的物质的量及通过电池的电荷量成正比。当给定的电荷量通过电池时，电极上所产生或消耗的物质的物质的量正比于物质的摩尔质量被对应于半反响每摩尔物质每摩尔物质所转移的电子数除的商。对于半反响，依据Faraday定律，第一：电极上沉淀出或消耗掉的正比于通过电池的电荷量Q。Q越大越大。第二：当通过电池的电荷量Q肯定时，正比于，为物质的摩尔质量。3、 Faraday常量表示一摩尔电子所带的电荷量，F被称为Faraday常量4、 当原电池放电时，两极间的电势差将比该电池的最大电压要小。这是因为驱动电流通过电池须要消耗能量或者称其为要做功，产生电流时，电池电压的降低正反映了电池内所消耗的这种能量；而且电流越大，电压降低越多。因此，只有电池中没有电流通过时，电池才具有最大电压又称其为开路电压。当通过原电池的电流趋近于零时，两电极间的最大电势差被称为原电池的电动势，用表示。5、 当电池中各物质均处于标准状态时，测定的电动势被称为标准电动势，用表示。6、 可逆电池必需具备以下条件。第一：电极必需是可逆的，即当相反方向的电流通过电极是，电极反响必定逆向进展；电流停顿，反响也停顿。第二：要求通过电极的电流无限小，电极反响在接近于电化学平衡的条件下进展。7、 电池反响的标准摩尔Gibbs函数变。第三节：电极电势1、 原电池的电动势是构成原电池的两个电极间的最大电势差，即正极电势减去负极电势等于电池的电动势：。2、 电极电势的肯定值无法确定，常选取标准氢电极简写为SHE作为比较的基准，称其为参比电极。参比电极中最常用的是甘汞电极。3、 各电对的标准电极电势是以标准氢电极为参比电极并及各标准电极组成原电池时测得的电动势。使待测半电池中各物质均处于标准状态下，将其及标准氢电极相连组成原电池，以电压表测定该电池的电动势并确定其正极和负极，进而可推算出待测半电池的标准电极电势。4、 电极电势高的电对为正极，电极电势低的电对为负极。两电极的标准电极电势之差等于原电池的标准电极电势。即.5、 ，。6、 假如电对的氧化型生成难溶化合物协作物，那么电极电势变小；假设复原型生成难溶化合物协作物，那么电极电势变大；当复原型和氧化型同时生成难溶化合物协作物，假设()氧化型<()(复原型)，那么电极电势变小，反之那么变大。第四节：电极电势的应用1、 某电对的越大，其氧化型的得电子实力氧化性越强，复原型失电子实力复原性越弱；反之电对的越小，其氧化型的得电子实力氧化性越弱，复原型失电子实力复原性越强。2、 ,3、 元素电势图：当某种元素形成三种或三种以上氧化值的氧化物时，这些物种可以组成多种不同的电对，各电对的标准电极电势可用图的形式表示出来，这种图叫做元素电势图。画元素电势图，可以按元素氧化值由高到低的依次，把各氧化物的化学式从左到右写出来，各不同氧化物之间用直线连接起来，在直线上说明不同氧化值物种所组成的电对的标准电极电势。4、 歧化反响发生的一般规那么：,假设<那么B能发生歧化反响 第二篇：物质构造根底第八章：原子构造第一节：原子构造的Bohr理论1、电子的电量为,电子的质量为。2、 每种元素的原子辐射都具有肯定频率成分构成的特征光谱，它们是一条条离散的谱线，被称为线状光谱，即原子光谱。3、氢原子光谱的频率公式：4、Bohr原子构造理论；定态假设 原子的核外电子在轨道上运行时，只可以稳定的存在于具有分立的，固定能量的状态中，这些状态称为定态能级，即处于定态的原子的能量是量子化的。此时原子并不辐射能量，是稳定的。跃迁规那么 原子的能量变更包括放射和汲取电磁辐射只能在两定态之间以跃迁的方式进展。在正常状况下，原子中的电子尽可能处于离核最低的轨道上。这时原子的能量最低，即原子处于基态。当原子受到辐射，加热或通电时，获得能量后的电子可以跃迁到离核较远的轨道上去即原子被激发到高能量的轨道上，这时原子处于激发态。处于激发态的电子不稳定，可以跃迁到离核较近的轨道上，同时释放出光子。光的频率取决于离核较远的轨道的能量及离核较近的轨道的能量之差：第二节：微观粒子运动根本特征1、实物粒子波长满意，其中为实物粒子质量，为实物粒子运动速度，为动量。2、不确定原理：对运动中的微观粒子来说，并不能同时精确确定它的位置和动量。其关系式为：，式中为微观粒子位置或坐标的不确定度，为微观粒子动量的不确定度，该式说明微观粒子位置不确定度及动量不确定度的成果大约等于Plank常量的数量级。就是说，微观粒子位置不确定度越小，那么相应它的动量不确定度就越大。3、微观粒子的波动性是大量微观粒子或者是一个粒子千万次运动所表现出来的性质，可以说物质的运动是具有统计意义的概率波；在空间某个区域波强度即衍射强度大的地方，粒子出现的时机多，波强度小的地方粒子出现的时机少。从数学角度看，这里说的时机是概率，也就是说，在空间区域内任一点波的强度及粒子出现的概率成正比。第三节：氢原子构造的量子力学描绘1、方程：式中是坐标的函数，是系统总能量，是势能，是微观粒子质量，是Planck常量。2、主量子数 在原子的电子中最重要的量子化性质是能量。原子轨道的能量主要取决于主量子数，对于氢原子和类氢原子，电子的能量值取决于。的取值为1,2,3,4,5等正整数。越大电子离核的平均间隔 越远，能量越高。因此，可将值所表示的电子运动状态对应于K,L,M,N,O电子层角量子数 原子轨道的角动量有角量子数确定。在多原子电子中原子轨道的能量不仅取决于主量子数，还受角量子数的影响。受限制，只能取0到-1的整数，依据光谱学的规定，对应的符号为s,p,d,f,g。肯定，取不同值代表同一电子层中不同状态的亚层。角量子数还说明了原子轨道的分布角度形态不同。=0，为s轨道，其角度分布为球形对称；=1，为p轨道，其角度分布为哑铃型；=2为d轨道，其角度分布为花瓣形。对多电子原子来说，一样，越大，其能量越大。磁量子数 确定角动量在磁场方向的重量。其取值受角量子数的限制，从-，0，+，共有2+1个取值。磁量子数确定原子轨道在核外空间的取向。=0，只有0一个取值，表示s轨道在核外空间只有一种分布方向，即以核为球心的球形。=1，有+1，-1，0三个取值，表示p亚层在空间有三个分别沿x轴，y轴，z轴的取向轨道，即轨道。=2，有0，-1，+1，-2，+2五个取值，表示d亚层有五个取向的轨道，分别是轨道。自旋量子数 电子除轨道运动外，还有自旋运动。电子自旋运动的自旋角动量有自旋量子数确定。处于同一轨道上的电子自旋状态只能有两种，分别用自旋磁量子数和 来确定。正是由于电子具有自旋角动量，使氢原子光谱在没有外磁场时会发生微小的分裂，得到了靠的很近的谱线。3、一个原子轨道可以用，一组三个量子数来确定，但是原子层中每个电子的运动状态必需用，四个量子数来确定。四个量子数确定之后，电子在核外空间的运动状态就确定了。4、概率密度是空间某单位体积内电子出现的概率。电子在核外空间某区域内出现的概率等于概率密度及该区域体体积的乘积。5、电子云是概率密度的形象化描绘。黑点密的地方电子出现的概率大；黑点稀疏的地方电子出现的概率小。6、电子云有等密度图和界面图两种图示。在电子云等密度图中，每一个球面上的数字表示概率密度的相对大小。在电子云界面图中，界面事实上是一个等密度面，电子在此界面内出现的概率高于90%，在此界面外出现的概率低于10%，通常认为在界面外发觉电子的概率可忽视不计。 7、氢原子各种状态的径向分布函数图中锋数等于主量子数及角量子数之差，即. 7、 原子轨道角度分布图及电子云角度分布图。 第四节：多电子原子构造1、 由Pauling近似能级图发觉：角量子数一样的能级的能量上下由主量子数确定，主量子数越大能量越高；主量子数一样，能级能量随角量子数的增大而增大，这种现象称为能级分裂；当主量子数及角量子数均不同时，有时出现能级交织现象。 2、 Cotton原子轨道能级图见课本P240概括了理论和试验的结果，定性的说明了原子序数变更时，原子轨道能量的相对变更。由此图可以看出不同于Pauling近似能级图的点：反映出主量子数一样的氢原子轨道的兼并性。也就是对原子序数为1的氢原子来说，其主量子数一样的各轨道全处于同一能级点上。反映出原子轨道的能量随原子序数的增大而降低。反映出随着原子序数的增大，原子轨道能级下降幅度不同，因此曲线产生了交织现象。3、屏蔽效应：一个电子对另一个电子产生电荷屏蔽，使核电荷度该电子的吸引力减弱，即由核外电子云抵消了一些核电荷的作用。是核电荷削减数，称为屏蔽常数，相当于被抵消的正电荷数。4、钻穿效应：在多电子原子中每个电子既被其他电子所屏蔽，也对其余电子起屏蔽作用，在原子核旁边出现概率较大的电子，可更多的防止其余电子的屏蔽，受到核的较强的吸引而更靠近核，这种进入原子内部空间的作用叫做钻穿效应。就其本质而言，电子运动具有波动性，电子可在原子区域的任何位置出现，也就是说，最外层电子有时也会出如今离核很近处，只是概率较小而已。5、主量子数一样时，角量子数越小的电子，钻穿效应越明显，能级也越低。6、基态原子核外电子排布规那么： 能量最低原理：电子在原子轨道中的排布，要尽可能使整个原子系统能量最低。 Pauli不相容原理：同一原子轨道最多包容两个自选方式相反的电子，或者说同一原子中不行能存在一组四个量子数完全一样的电子。 Hund规那么：在一样或一样的轨道上分布的电子，将尽可能分占值不同的轨道且自旋平行。S层最多包容2个电子，p层最多包容6个电子，d层最多包容10个电子，f层最多包容14个电子，g层最多包容18个电子 全满半满最稳定。8、 原子核外电子排布：1s,2s,2p,3s,3p,4s,3d,4p,5s,4d,5p,6s,4f,5d,6p,7s,5f,6d,7p出现d轨道时，电子依据 的依次在原子轨道上排布，假设d轨道和f轨道均已出现，电子依据的依次在院子轨道上排布。第五节：元素周期表1、 能级及周期的关系：周期特点能级组对应的能级原子轨道数元素种类数一特短周期11s12二短周期22s2p48三短周期33s3p48四长周期44s3d4p918五长周期55s4d5p918六特长周期6634f5d6p1632七不完全周期77s5f6d7p16应有322、 元素的族：同族元素价电子数目一样。主族元素的价电子全部排布于最外层的轨道，尽管同族元素电子层数从上到下渐渐增加，但价电子排布完全一样。主族序数等于价电子总数。除氦元素外稀有气体元素最外层电子排布均为，呈现稳定构造，称为零族元素，也称为第八主族。前五个副族价电子数目对应族序数，而第一第二副族是依据轨道上是有1个或2个电子来划分的，第8,9,10列元素被称为第八族，价电子排布一般为3、 元素的分区： S区元素：包括第一，第二主族，最终一个电子填充在s轨道上，价电子排布为(第一主族或(第二主族)，属于活泼金属。P区元素：包括第三主族到第七主族及零族，最终一个电子填充在p轨道上，价电子排布为 (第三主族)，(第四主族)，(第五主族)，(第六主族)，(第七主族)，(零族) d区元素：包括第三副族到第七副族，最终一个电子填充在轨道上吧，价电子排布为(钪，钇)，(第四副族)，(第五副族，铌为)，(第六副族，钨为)，(第七副族)，铁为，钴为，镍为，钌为，铑为，钯为，锇为，铱为，铂为(第八族全部元素的价电子数等于列序数，可以为8,9,10)。一般而言，它们的区分主要在次外层的d轨道上，由于d轨道未充溢电子钯除外，他们可以不同程度的参及化学键的形成。 ds区元素：包括第一，第二副族。它们院子次外层为充溢电子的d轨道，最外层s层上有12个电子。电子层构造为(第一副族)，(第二副族)。ds区元素族数对应s轨道上电子数。 f区元素：包括镧系元素和婀系元素，最终一个电子填充在f轨道上，价电子排布为 第六节：元素性质的周期性1、 原子半径：原子半径可以分为金属半径，共价半径和Van der Waals半径。金属单质晶体中，两个最近邻金属原子核的一半，称为金属原子的金属半径。同种元素的两个原子以共价单键结合时，其核间距的一半称为该原子的共价单键半径。在分子晶体中，分子间以Van der Waals力结合，两个原子核间间隔 的一半就是Van der Waals半径。除金属为金属半径(配位数为12)，稀有气体为 Van der Waals半径，其余皆为共价半径。2、 原子半径变更规律： 同一周期，随着原子序数的增加原子半径渐渐减小，但长周期中部d区各元素的原子半径随电荷增加减小减慢。第一，第二副族元素ds区原子半径略有增大，此后又渐渐减小。 同一周期中原子半径的大小受两个因素制约：一是随着核电荷数增加，原子核对核外层电子的吸引力增加，使原子半径渐渐减小；二是随着核外电子数的增加，电子间斥力增加，使原子半径变大。因为增加的电子缺乏以完全屏蔽所增加的核电荷，所以从左到右，有效核电荷数渐渐增大，原子半径减小。 在长周期中从左到右电子逐一填入亚层，对核的屏蔽作用较大，有效核电荷数增加较少，核对外层电子的吸引力增加不多，因此原子半径削减缓慢。而到了长周期后半部，即第一，第二副族元素，由于电子构型，屏蔽效应显著，所以原子半径又略有增大。 镧系，锕系元素中，从左到右，原子半径也是渐渐减小，只是减小幅度更小。这是由于新增加的电子填入亚层上，f电子对外层电子屏蔽效应更大，外层电子感受到的有效核电荷数增加更小，因此原子半径减小缓慢。镧系元素从镧到镥原子半径减小更缓慢的事实称为镧系收缩。镧系收缩的结果使镧系以后的该周期元素原子半径及上一周期对应元素的原子半径特别接近。导致和；和，和等在性质上极为相像，别离困难。同一主族中，从上到下，外层电子构型一样，电子层增加因素占主导地位，所以原子半径渐渐增大 。副族元素原子半径，从第四周期过渡到第五周期是增大的，但第五周期和第六周期同一族中过渡元素的原子半径比较接近。3、 电离能：基态气体原子失去一个电子成为带一个正电荷的气态离子所须要的能量称为第一电离能，用表示。由+1价气态正离子失去电子成为+2价气态正离子所须要的能量叫做第二电离能，用表示。以此类推还有第三电离能，第四电离能等等。随着原子逐步失去电子所形成离子正电荷数越来越多，失去电子变得越来越困难。因此同一元素原子各级电离能渐渐增大。 4、 电离能大小反映原子失去电子的难易。电离能越小，原子失去电子越简洁，金属性越强；反之，电离能越大，原子失去电子越难，金属性越强。电离能的大小主要取决于有效核电荷，原子半径和原子电子层构造。 同一周期中，从碱金属到卤素，原子有效电荷数逐个增加，原子半径逐个减小，原最外层上电子数逐个增多，电离能逐个增大。第一主族最小，稀有气体最大，处于峰顶。长周期中部元素，即过渡元素，由于电子加到次外层，有效核电荷增加不多，原子半径减小缓慢，电离能仅略有增加。N,P,As和Be，Mg等的电离能较大，均比它们后面元素的电力能大是因为它们的原子构造分别是半满和全满状态，比较稳定，失去电子相对较难，因此电离能也就越大。同一族从上到下，最外层电子数一样，有效核电荷增加不多，原子半径增大成为主要因素，致使核对外层电子引力依次减弱，电子渐渐易于失去，电离能依次减小。5、 电子亲和能：元素气态原子在基态时获得一个电子成为-1价气态负离子所放出的能量称为电子亲和能。用A表示 6、 电子亲和能的大小反映了原子的到电子的难易。非金属原子的第一电子亲和能总是负值，而金属的电子亲和能一般为较小负值或正值。稀有气体的弟子亲和能均为正值。电子亲和能的大小也取决于有效核电荷，原子半径和原子电子层构造。7、 同一周期，从左到右，原子的有效电荷增大，原子半径渐渐减小，同时由于最外层电子数增加，趋向于结合电子形成8电子稳定构造。元素的电子亲和能负值在增大。卤素的电子亲和能呈现最大负值。碱土金属由于半径大又具有电子层构造难以结合电子，电子亲和能为正值；稀有气体元素具有8电子稳定构造，更难以结合电子，因此电子亲和能为最大正值。同一主族，从上到下规律不如周期变更那么明显，大部分呈现电子亲和能负值变小的趋势，部分呈相反趋势。比较特别的是N原子的电子亲和能为正值，是P区元素除稀有气体的唯一正值，只是由于具有半满的p亚层稳定电子层构造，加之原子半径小，电子间排挤力大得电子困难。另外，值得留意的是，电子亲和能的最大负值不是出如今F原子，而是Cl原子。这可能由于F原子半径小，进入的电子会受到原有电子较强的排挤，用于抑制电子排挤所消耗的能量相对更多。8、 电负性：元素原子在化合物中吸引电子的实力。电负性不是一个孤立原子的性质，而是在四周原子的影响下分子中原子的性质。Puling把氢的电负性指定为2.2，在此根底上，从相关分子键能数据动身，及氢的电负性比照，得到其他元素电负性数值。因此，各元素电负性数值是相对数值。Puling电负性标度称为。其他电负性标度见课本P256. 9、 在Puling电负性标度中金属元素电负性一般在2.0以下，非金属元素一般在2.0以上。同一周期从左到右，电负性依次增大，元素金属性增加，非金属性减弱；同一主族，从上到下，电负性依次变小，元素金属性减弱，非金属性增加。过渡元素电负性递变不明显，它们都是金属，但金属性都不及第一，第二主族元素。第九章：分子构造第一节：Lewis理论1、 分子或晶体中相邻原子或离子之间的剧烈吸引作用称为化学键。2、 电负性一样或差值较小的非金属元素形成的化学键称为共价键，两个原子之间必需共用电子对，即电子配对才能形成化学键，这是Lewis理论的核心，简称为电子配对理论。3、 在分子中，每个原子均应具有稳定的稀有气体原子的8电子外层电子构型He除外，习惯上称为“八隅体规那么。并不是全部分子中的原子都符合“八隅体规那么。4、 通常用短线表示共用电子对并将成键的元素符号连接起来，并在元素符号四周用小黑点表示未成键价电子，这种描绘分子构造的式子称为Lewis构造式。假如原子间共用两对电子或三对电子，可分别用两条短线“或三条短线“表示。5、 Lewis构造式并不代表分子形态，而仅仅代表成键方式和键的数目。第二节：价键理论1、 共价键的本质是由于原子轨道重叠，原子核间电子的概率密度增大，吸引原子核而成键。2、 价键理论根本要点：原子中自旋方式相反的未成对电子互相接近时，可互相配对形成稳定的化学键。一个原子有几个未成对电子，便可及几个自旋相反的未成对电子配对成键。形成共价键时，成键电子的原子轨道必需在对称性一样的前提下发生重叠，原子轨道重叠程度越大，两核间电子的概率密度就越大，形成的共价键就越稳定。3、 共价键的特点:共价键具有饱和性 在以共价键结合的分子中，每个原子成键的总数或及其以共价键相连的原子数目是肯定的，这就是共价键的饱和性。共价键具有方向性 除s轨道外，p,d,f轨道在空间都有肯定的伸展方向，成键时只有沿着肯定的方向取向，才能满意最大重叠原那么，这就是共价键的方向性。4、 共价键的键型：键和键 原子轨道沿核间连线方向进展同号重叠而形成的共价键称为键；两原子轨道垂直核间连线并互相平行而进展同号重叠所形成的共价键称为键剩余几个p轨道形成几个pp键,剩余几个p电子形成几个dp键。双键中一个共价键是键，另外一个共价键是键；叁键中一个共价键是键，另外两个都是键，它们互相之间成90°；至于单键，成键时通常轨道都是沿核间连线方向到达最大重叠的，所以都是键。配位键 共用的一对电子由一个原子单独供应的共价键叫做配位键。配位键用箭头“而不用短线表示，以示区分。箭头方向是从供应电子对的原子指向承受电子对的原子。配位键的形成条件：供应共用电子对的原子有孤对电子；承受电子对的原子有空轨道。第三节：杂化轨道理论1、 杂化是指在形成分子的过程中，假设干不同类型能量相近的原子轨道重新组合成一组新的原子轨道。这种轨道重新组合的过程称为杂化，所形成的新轨道称为杂化轨道。2、 杂化轨道类型：只有s轨道和p轨道参及的杂化称为sp型杂化。依据参及杂化的p轨道数目的不同，sp型杂化又分为三种杂化方式：杂化 杂化是由1个s轨道和3个p轨道组合而成。每个杂化轨道含有s轨道成分和p轨道成分，杂化轨道间夹角为°，空间构型为四面体。杂化 杂化是由1个s轨道和2个p轨道组合而成。每个杂化轨道含有s轨道成分和p轨道成分，杂化轨道间夹角为120°，空间构型为平面三角形。杂化 杂化是由1个s轨道和1个p轨道组合而成。每个杂化轨道含有s轨道成分和p轨道成分，杂化轨道间夹角为180°，空间构型为直线型。型杂化轨道间的夹角可用公式cos计算，为足化轨道间夹角，为杂化轨道中s轨道成分。spd型杂化 s轨道，p轨道，d轨道共同参及的杂化称为spd型杂化。这里只介绍两种常见类型:杂化和杂化。杂化 1个s轨道，3个p轨道和1个d轨道组合成5个杂化轨道，在空间排列成三角双锥构型，杂化轨道间夹角为90°和120°。杂化 1个s轨道，3个p轨道和2个d轨道组合成6个杂化轨道，在空间排列成正八面体构造，杂化轨道间夹角为90°和180°。不等性杂化：上述sp型和spd型杂化，杂化过程中形成的是一组能量简并的轨道，参及杂化的各原子轨道如s,p,d等成分相等，这种杂化属于等性杂化。有些分子杂化状况不同，参及杂化的原子轨道不仅含有未成对电子的原子轨道，也包电子已耦合成对的原子轨道或者没有电子的空原子轨道。也就是说，杂化过程中参及杂化的各原子轨道s,p,d的成分并不相等，所形成的杂化轨道是一组能量彼此不相等的轨道，这种杂化称为不等性杂化。第四节：价层电子互斥理论1、 价层电子互斥理论根本要点：当中心原子及个配位原子或原子团,个孤电子对组成型分子时，分子的空间构型取决于中心原子的价层电子对数。价层电子对数简称价层电子对包括成键电子对及未成键的孤电子对。分子的空间构型实行电子对互相排挤作用最小的构型。价层电子对间尽可能远离以使斥力最小。因此，价电子对空间排布方式及价电子对数关系如下表：就只含有共价单键的型分子而言，中心原子的价层电子对数等于成键电子对数及孤电子对数之和即=+。分子的几何构型及价层电子对数，成键电子对数及孤电子对数之间的关系如下表：的价层电子对数成键电子对数孤对电子对数分子类型的价层电子对的排布方式分子的几何构型实例220直线型330平面三角形21形44O四面体31三角锥22形续表的价层电子对数成键电子对数孤对电子对数分子类型的价层电子对的排布方式分子的几何构型实例550三角双锥41变形四面体跷跷板形32T形23直线型660八面体51四方锥42平面正方形中心原子及配位原子之间以双键或叁键结合，VSEPR理论把重键当成单键处理，因为同一多重键中的键和键连接着一样的两个原子，就确定分子几何构型的意义上看，多重键的2对或3对电子同单键的一对电子是等同的。价层电子对间斥力大小取决于电子对之间的夹角以及电子对的类型。一般规律是： 电子对间夹角越小，斥力越大。 价层电子对间斥力大小依次为：孤对电子对孤对电子对>孤对电子对成键电子对>成键电子对成键电子对 多重键的存在虽然不能变更分子的几何形态，但对键角有肯定影响，排挤作用随多重键键型不同而有所差异：叁键>双键>单键。2、 分子几何构型预料：确定中心原子价层电子对数。中心原子的价层电子对数可以用下式计算：=中心原子的价电子数+供应的价电子数离子电荷数负加正减；式中中心原子的价电子数等于中心原子所在的族数，VSEPR理论探讨的共价分子主要针对主族化合物，它们分别属于28主族，它们作为中心原子供应的价电子数分别为28He除外。作为配位原子的元素通常是氢，卤素，氧和硫。计算配位原子供应的价电子数时，氢和卤素记为1，氧和硫原子当做不供应共用电子处理，故价电子数记为0。确定中心原子的孤对电子数，用以下公式计算:=(中心原子的价电子数-及配位原子成键用去的价电子数之和)然后依据上表确定价层电子对排布方式。注：假设，分子几何构型及价层电子对的空间构型不同。3、 杂化轨道数(a)等于参及杂化但未成键的孤对电子数(b)及端极原子数(c)之和，即a=b+c；参及杂化但未成键的孤对电子数(b)等于中心原子价电子数E及离子电荷数(q)【负加正减】之和及成键电子数V之差的一半，即第五节：分子轨道理论1、分子轨道理论要点：分子轨道理论认为，在分子中的电子不局限在某个原子轨道上运动，而是在分子轨道上运动。分子轨道可以由组成分子的原子的原子轨道线性组合而成。例如，两个原子轨道 和 线性组合成两个分子轨道和。式中和是常数。组合成的分子轨道及组合前的原子轨道数目相等，但轨道能量不同。 是能量低于原子轨道的成键分子轨道，是原子轨道同号重叠波函数相加形成的，电子出如今核间区域的概率密度大，对两个核产生剧烈的吸引作用，形成的键强度大。 是能量高于原子轨道的反键分子轨道，是原子轨道异号重叠波函数相减形成的。两核之间形成节面，即电子在两核之间出现的概率密度小，对成键不利。反键原子轨道在两核间有节面，而成键原子轨道那么没有。依据原子轨道组合方式不同，可将分子轨道分为轨道和轨道s轨道及s轨道线性组合 两个原子的s轨道线性组合成成键分子轨道和反键原子轨道。p轨道及p轨道线性组合 有两种方式，一是“头碰头，二是“肩并肩。两个原子的轨道沿x轴以“头碰头方式重叠时，产生一个成键分子轨道和一个反键分子轨道。同时两个原子的两个轨道以及两个轨道之间以“肩并肩的方式发生重叠，分别形成成键分子轨道以及反键分子轨道。 原子轨道的线性组合要遵循能量相近原那么，对称性匹配原那么和轨道最大重叠原那么。能量相近原那么 只有能量相近的原子轨道才能有效地组合成分子轨道。此原那么对于选择不同类型的原子轨道之间的组合对象尤为重要。对称性匹配原那么 只有对称性一样的原子轨道才能组合成分子轨道。以x轴为键轴，等组成的分子轨道绕键轴旋转，各轨道形态和符