無機化學總復習2010學年緒論有效數字：從第一位非0數字到小數點后最后一位運算規則：加減：結果的小數位數與小數點后位數最少的一致乘除：結果的有效數字位數與有效數字位數最少的一致對數：有效數字位數（小數位數）應與真數的有效數字位數相同。數的修約：四舍六入五成雙第一章溶液1、質量分數

ωB＝m溶質/m溶液

(無量綱)2、摩爾分數

ΧB＝n溶質/n總 (無量綱)3、質量摩爾濃度

bB＝n溶質/m溶劑

(mol/kg)4、質量濃度ρB＝m溶質/V溶液

(g/L)5、物質的量濃度

cB＝n溶質/V溶液

(mol/L)６、稀溶液的依數性（1）溶液的蒸氣壓下降拉烏爾定律：Δp=KbB（2）溶液的沸點升高ΔTb=Kb·bB（3）溶液的凝固點降低ΔTf=Kf·bB（4）滲透壓Π=

cRT應用？如何產生？a=γ·cΠ=aRT7、離子強度、活度、活度系數第二章化學反應的方向一、基本概念：

狀態和狀態函數；過程與途徑；熱和功；內能；熱力學第一定律：ΔU=Q+W；焓H=U+pV。二、化學反應的熱效應1、恒容反應熱和恒壓反應熱

QV=UQP=HQP=QV+nRT2、熱化學方程式3、蓋斯定律4、標準摩爾生成焓△fHm5、標準態氣體：壓力105Pa

溶液：濃度1mol·L-1

固體、液體：105Pa下的純物質6、反應熱△rHm的計算

(1)由標準摩爾生成焓

rHm=ifHm(生)-ifHm(反)(2)由吉布斯公式△rG

m=△rHm

-T△rSm(3)由蓋斯定律間接計算三、熵和熵變的計算

1、S=klnΩ；

2、熱力學第三定律：S（0K）=0；

3、標準摩爾熵變的計算:(1)△rSm=∑νi△Sm(生)-∑νi△Sm(反)

(2)△rSm

=(△rHm

-△rGm

)/T四、吉布斯能與化學反應的方向

1、定義：G=H-TS

2、G-H方程式：△G=△H-T△S

3、化學反應自發性的判據：

<0自發過程

ΔG=0平衡狀態

>0非自發過程4、G-H公式的應用HSG=H-TS低溫高溫正向反應情況–+––任何溫度下均自發+–++任何溫度下

均非自發–––+低溫時自發高溫時非自發+++–低溫時非自發高溫時自發5、標準生成吉布斯能fGm

定義：

fGm（穩定單質）=06、標準吉布斯能變rGm的計算:(1)△rGm＝∑νi△fGm(生)－∑νi△fGm(反)

(2)△rGm＝△rHm

－T△rSm１、基本概念：平均速率、瞬時速率、基元反應、非基元反應、反應分子數、反應級數２、有效碰撞理論的要點發生有效碰撞的條件３、活化能Ｅa第三章化學反應速率４、質量作用定律：對基元反應aA+bB+…=gG+hH+…v=k·cAa?cB

b…５、濃度、溫度、催化劑對反應速率的影響６、阿侖尼烏斯方程的應用第四章化學平衡１、化學平衡：２、化學平衡的特點：

(1)平衡是動態的

(2)到達平衡狀態的途徑是雙向的

(3)平衡組成與達到平衡的途徑無關３、化學平衡常數：４、標準平衡常數：(1)與溫度有關，但與反應物濃度、分壓無關。(2)對同一個反應，在一定溫度下，平衡常數相同，但平衡濃度不一定相同。(與初始濃度有關)(3)對于不含氣相物質的反應，K

和

K數值相等。(4)對于含氣相物質的反應，K

和

K不一定相等。

５、關于平衡常數K和K６、van’tHoff等溫式：７、自由能變化與平衡常數a.Q<K，ΔrG

<0，反應自發正向進行；b.Q=K，ΔrG

=0，反應處于平衡狀態；c.Q>K，ΔrG

>0，反應自發逆向進行。rGm

＝fGm(生)-fGm(反)，標準態，298KrGm

＝rHm-TrSm，標準態,TK

rG

＝-RTlnK

，T溫度下的平衡常數rG

＝rH

-TrS，任何狀態rG=rG

+RTlnQ

，任何狀態８、可用于計算rG

的公式有：９、平衡移動原理（呂·查德里原理）：若對平衡系統施加影響，平衡將沿著減小此影響的方向移動。濃度、壓強、溫度：對吸熱反應：T升高，K增大，正向移動。對放熱反應：T升高，K減小，逆向移動。10、催化劑催化劑使正、逆反應的活化能減小相同的量，同等倍數增大正、逆反應速率常數，但不能改變標準平衡常數，也不改變反應商。催化劑只能縮短反應達到平衡的時間，不能改變平衡組成。第五章酸堿平衡與沉淀－溶解平衡１、酸堿質子理論：酸：給出質子的微粒堿：接受質子的微粒２、共軛酸堿對：（一）酸堿平衡３、酸度常數與堿度常數４、水的離子積任何溶液中：(25℃)KW=[H+][OH-]=1×10-14

KaKb=Kw=1×10-14或：pKa+pKb=pKw=14.00

5、一元弱酸[H+]近似計算６、兩性物質[H+]近似公式：(1)同離子效應：在弱電解質溶液中，加入一種與該弱電解質具有相同離子的強電解質，使得離解平衡左移，從而降低了弱電解質的離解度的現象。(2)鹽效應：在弱電解質溶液中，加入與弱電解質無關的強電解質鹽類，導致該弱電解質電離度略有增大的現象。７、同離子效應與鹽效應８、緩沖溶液pH值的計算：(亨德生公式)9、影響緩沖能力的因素：緩沖比一定時，總濃度大則緩沖能力強。總濃度一定時，緩沖比越接近1，則緩沖能力越強。（二）難溶電解質的沉淀溶解平衡１、溶度積：２、溶度積與溶解度的關系３、溶度積規則

a.Qi=Ksp，處于沉淀-溶解平衡

b.Qi

<Ksp，未飽和，可以溶解

c.Qi

>Ksp，過飽和，沉淀析出計算第六章氧化還原１、氧化還原方程式的配平原則：①反應過程中得失電子數必須相等；②滿足根據質量守恒定律，即方程式兩邊各元素的原子總數必須各自相等。２、配平方法：①氧化數法②離子電子法書寫電池符號

電極反應

電池反應注意：負極(-)最左邊，正極(+)最右邊；氧化半反應物質在左，還原半反應物質在右。各物質要注明狀態(s,l,g)和溫度，溶液中物質標濃度，氣體物質標分壓。（標準狀態可默認）等號的左邊必須寫反應物，右邊必須寫生成物。電子寫在左、右邊均可。３、原電池：４、電極電勢的應用（１）判斷氧化劑、還原劑的相對強弱

Eθ大，則氧化態氧化能力強

Eθ小，則還原態還原能力強（２）判斷氧化還原反應的方向

氧化還原反應自發進行的方向是：較強的氧化劑氧化較強的還原劑（３）判斷氧化還原反應進行的程度（４）元素電勢圖５、電池電動勢與自由能ΔrG=-nFE池ΔrG<0，E池>0

反應正向自發進行。ΔrG＝0，E池＝0

反應達到平衡。ΔrG>0，E池<0

反應逆向自發進行。6、電池電動勢與平衡常數298.15K７、能斯特方程：對任一電對：反應物產物８、元素電勢圖的應用a.判斷氧化劑和還原劑的強弱

Eθ大，則氧化態氧化能力強

Eθ小，則還原態還原能力強b.判斷中間氧化態能否發生岐化反應

E右θ>E左θ發生歧化反應

E右θ<

E左θ發生歸中反應c.預計反應產物d.求未知電對的標準電極電勢值第七章原子結構１、玻爾理論的氫原子模型氫原子光譜的特點能量量子化光子學說三個基本假設：定態假設能級躍遷假設量子化軌道假設２、４個量子數：

主量子數n：（電子層）取值：1、2、3、4…

光譜學符號：K，L，M，N…

副量子數l：（電子亞層）

取值：0、1、2、3…(n-1)，共n個光譜學符號：s，p，d，f…磁量子數m：取值：0、±1、±2、…±l，共(2l+1)個決定波函數圖象在空間的伸展方向自旋量子數ms：取值：+1/2或-1/2。表征電子的自旋方向。３、原子軌道圖形（對應取值）s：球形p：啞鈴型d：花瓣型4、多電子原子結構屏蔽效應：在多電子原子中，由于受同層及內層電子排斥影響，可認為被考察電子所感受的核電荷減少。鉆穿效應：l較小的電子鉆到核附近的能力較強，使屏蔽效應減弱，以至電子能量降低。軌道能級交錯順序解釋5、核外電子排布規則a.能量最低原理排布的最終結果將使體系總能量最低b.保利不相容原理同一原子中，沒有運動狀態全同的電子c.洪特規則電子進入簡并軌道時，將盡量分占不同軌道，并且自旋方向平行特例：等價軌道全滿，半滿或全空的狀態較穩定第八章分子結構

離子鍵化學鍵的類型共價鍵

金屬鍵ionicbondcovalentbondmetallicbond１、２、離子鍵（1）形成條件：兩成鍵原子的電負性差別較大。（2）離子鍵沒有方向性，沒有飽和性。（3）影響離子鍵的因素有：離子的電子構型、離子電荷、半徑

３、周期表中離子半徑的變化規律（P198

）形成條件：（1）自旋相反的未成對電子可配對形成共價鍵。（2）成鍵電子的原子軌道盡可能達到最大程度的重疊。重疊越多，能量降低越多，共價鍵越穩定。（最大重疊原理）特征：（1）飽和性（2）方向性４、共價鍵類型：σ鍵：“頭碰頭”π鍵：“肩并肩”５、S和p原子軌道雜化：類型軌道數目空間構型實例sp2直線HgCl2、BeCl2sp23三角平面BF3sp34四面體CCl4、NH3、H2O６、價層電子對互斥理論要點

７、分子軌道理論要點

８、第二周期元素雙原