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 化学反应速率和化学平衡
1． 化学反应速率
2． 质量作用定律
元反应 aA + Bb Yy + Zz
3.影响化学反应速率的因素: 温度, 浓度, 催化剂, 其它.
温度是影响反应速率的重要因素之一。温度升高会加速反应的进行；温度降低又会减慢反应的进行。
浓度对反应速率的影响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。
其他因素， 如相接触面等。在非均匀系统中进行的反应，如固体和液体，固体和气体或液体和气体的反应等，除了上述的几种因素外，还与反应物的接触面的大小和接触机会有关。超声波、紫外线、激光和高能射线等会对某些反应的速率产生影响
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，足够的能量。
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的特征常数，是一定条件下可逆反应进行程度的标度。对同类反应而言，K值越大，反应朝正向进行的程度越大，反应进行的越完全
(2)书写和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的浓度或分压，必须是在系统达到平衡状态时相应的值。生成物为分子项，反应物为分母项，式中各物质浓度或分压的指数，就是反应方程式中相应的化学计量数。气体只可以用分压表示，而不能用浓度表示，这与气体规定的标准状态有关。
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，他们的浓度在平衡常数表达式中不必列出。在稀溶液中进行的反应，如反应有水参加，由于作用掉的水分子数与总的水分子数相比微不足道，故水的浓度可视为常数，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，使用是须注意相应的温度
(3)平衡移动原理 如以某种形式改变一个平衡系统的条件（如浓度、压力、温度），平衡就会向着减弱这个改变的方向移动。
a 浓度对化学平衡的影响
增大反应物的浓度或减小生成物的浓度，平衡向右移动，减小反应物的浓度或增大生成物的浓度，平衡逆向移动。
b 压力对化学平衡的影响
压力变化只对反应前后气体分子数有变化的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的方向移动；减小压力，平衡向气体分子数的方向移动
c 温度对化学平衡的影响
温度变化时，主要改变了平衡常数，从而导致平衡的移动。
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的活化能，加快反应速率，缩短达到平衡的时间。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.化学平衡的综合利用。
第三章 电解质溶液和离子平衡
1．强电解质溶液 表观电离度
2．水的离解
H2O H+ +OH-
Kw = 1014
3. 酸碱指示剂
4．弱酸弱碱的电离平衡
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的电离平衡
6．同离子效应，缓冲溶液
同离子效应：在若电解质的溶液中，加入含有相同离子的易溶强电解质，使弱电解质离解度降低的现象。
缓冲溶液：能保持pH相对稳定的溶液，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
质子理论认为凡是能给出质子的物质都是酸，凡能接受质子的物质都是碱。
质子酸可以是分子、阳离子或阴离子。
质子碱也可以是分子、阳离子或阴离子。
酸碱共轭关系
根据质子理论，酸给出质子后剩余的部分就称为碱，因为它具有接受质子的能力；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．沉淀和溶解平衡 容度积，容度积规则，盐效应
（1）Q>K,溶液呈过饱和状态,有沉淀从溶液中析出,直到溶液呈饱和状态.
（2）Q 此即溶度积规则,它是判断沉淀的生成和溶解的重要依据. 11． 沉淀的溶解，转化 第四章 氧化和还原 1．氧化还原的基本概念 氧化值 （形式电荷），单质中元素的氧化值为零，中性分子分子中，各元素氧化值的代数和为零，离子中，元素或多元素的氧化值之和等于离子所带的电荷。 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 原电池的组成：至少两个电对，有象盐桥那样能连起来的装置。电极可以是金属，也可以是非金属。 Cu-Zn原电池符号，电极反应，电池反应。作为本章的重点必须掌握。 4．电极电势 标准电极电势，标准氢电极电势，电池符号Eθ 本教材使用的电极电势是还原电极电势，一定要注意和其它教材区别，尤其一些老教材。注意： Cu2+ + 2e- = Cu 与 Cu –2e- =Cu2+ 的区别。 5．Nerst方程 6．电极电势的应用 判断氧化剂和还原剂的相对强弱， 判断氧化还原反应进行的程度和方向。 7．元素电势图及其应用 元素电势图：元素不同的氧化值，按照有高到低的顺序排成一行，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的标准电极电势值。 应用元素电势图可以进行歧化反应的能否发生的判断。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的氧化还原性质的判断。如教材对氯及其氧化物在酸性条件和碱性条件下的性质进行的评价。 第五章 原子结构与元素周期律。 1．原子核外电子的运动状态 原子轨道，电子云，四个量子数，Pauling 能级图 量子数,电子层,电子亚层之间的关系，每个电子层最多容纳的电子数 主量子数 1 2 3 4 电子层 K L M N 角量子数 0 1 2 3 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 2 8 18 32 2．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．元素性质的周期性 有效核电荷，原子半径，电离能，电子亲和能 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的相互作用 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的结合力 3．共价键理论要点：配对原则和最大重叠原则 键参数： 键长，键角，键能 4．杂化理论与分子构型 等性杂化和非等性杂化，等性杂化分为是sp,sp2,sp3 5．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。 离子的电子构型 2电子型： Li+. Be2 +. 8电子型：Na +,Ba2 +. 18电子型：Ag +,Zn2 +. 18+2电子型：Sn2 +,Bi2 + 9 -- 17电子型：Fe2 +,Cu2+ 离子化合物无方向性和饱和性 7．离子极化 离子极化对物质的熔点、溶解度的影响。 8．其他类型晶体 第七章 配位化合物 1．配位化合物的基本概念 配位化合物的组成：内界和外界，内外界之间属于离子键，当然也有的配合物无外界，如Fe(CO)4。 形成体与配位体，形成体主要是金属原子或金属离子。配位体主要是能提供孤电子对的原子或分子。配位数是配位原子数。 命名原则遵循无机化合物的命名原则。 如：[Cu(H2O)4]·SO4 硫酸四水合铜（II） 2．配位化合物的结构 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的空间构型。 内轨配合物与外轨配合物的异同。内轨配合物是参与杂化的原子的次外层的电子参与杂化，形成化学键，外轨配合物是指原子的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，平衡常数的应用，配位平衡的移动 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来判断相同类型的配合物的稳定性强与弱。也可以进行溶液中某离子浓度的计算。 影响配位平衡的因素有溶液的酸碱性、氧化还原反应、及是否可以生成更稳定的配合物。 4.鳌合物 概念与特性 a)配合物形成体在周期表中的分布 第八章 主族元素（一） 碱金属与碱土金属 1．碱金属(IA ): ns1 Li, Na, K, Rb, Cs, Fr 2．碱土金属(IIA ): ns2 Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra 3．碱金属元素概述 碱金属的物理性质，钠钾的制备，碱金属氧化物，硫化物，氢氧化物的性质， 生产氢氧化钠的新工艺，重要的钠钾盐。 IA IIA Li Be Na Mg K Ca Rb Sr Cs Ba 原子半径增大 金属性、还原性增强 电离能、电负性减小 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 碱土金属元素的物理性质，氧化物、氢氧化物的性质，盐类的通性，硬水软化和纯水的制备。 5．对角线规则 Li Be B C Na Mg Al Si 6．氢氧化物的性质 M- O- H M+ + OH- M- O- H MO- + H+ Փ= z/r (z: M离子的电荷；：r：离子半径) Փ 1/2 ＜ 0.22 MOH显碱性 Փ 1/2 在0.22---0.32间 MOH显两性 Փ 1/2 ＞ 0.32 MOH显酸性 第九章 主族元素（二）铝、锡、铅、砷、锑、铋 1.元素的概述 1）.p区元素分为金属和非金属元素。只有砷分族3种As, Sb,Bi属常见元素。 2.）价电子构型：ns2np1-6 3）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，形成负氧化态的能力减弱。 5）一般都有多种氧化态。最高氧化态等于价层电子数。 2．铝的典型性质缺电子性、亲氧性及两性，氧化物两性。 3．锡、铅单质的性质 锡、铅氧化物的氧化还原性。 2HgCl2 + Sn2+ → Hg2Cl2↓ + Sn4+ + 2Cl_ Hg2Cl2 + Sn2+ → 2Hg↓ + Sn4+ + 2Cl_ 锡、铅的氧化物有SnO,SnO2,PbO,PbO2 4．砷、锑、铋的单质及其化合物的性质，含砷、含铅废水的处理。 第十章 非金属元素（-） 氢 稀有气体 卤素 1．氢的制备、性质、应用。 氢在自然界中的分布 三种同位素：11H；12H； 13H 氢的成键特征： 离子键、共价键、独特的键形 氢可以与金属、非金属反应生成相应的氧化物，如水，二氧化碳等 。 、 实验室制备 Zn + H2SO4 →ZnSO4 + H2↑ 电解法 阴极 2H2O +2e- → H2 ↑ + 2OH- 阳极 4OH- → O2 ↑ + 2H2O +4e- 工业生产 C(赤热) + H2O（g） → H2(g) + CO(g) 2.稀有气体简介 稀有气体 He Ne Ar Kr Xe 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。 He Ne Ar Kr Xe Rn 第一电离能 大 小 mp. bp. 小 大 水中溶解度 小 大 气体密度 小 大 3.卤素单质的制备，氢化物的性质，熟悉氯的含氧酸及其盐的性质应用。 卤素单质 F2 Cl2 Br2 I2 氢化物 HF HCl HBr HI 卤素单质可以发生氧化反应，是很强的氧化剂；单质还可以发生歧化反应。 2．4. 拟卤素与氰的几种重要化合物。 第十一章 非金属元素（二） 氧 硫、氮、磷、碳、硅、硼 1．氧及其化合物 氧单质、臭氧、过氧化氢。过氧化氢的结构及性质。 氧分子表现出顺磁性，是因为分子中含有2个3电子π键，也就是含有两个未成对电子，自旋平行。 臭氧浅兰色气体，在距地面20-40km的高空处存在较多，形成臭氧层，可以吸收紫外线。现在由于氟利昂等影响了臭氧层。臭氧的氧化性比氧的氧化性强。 双氧水市售有30%和3%，分子中存在一个过氧键，四个原子不在一个平面内，即可作氧化剂又可以做还原剂。如双氧水与高锰酸钾和二氧化锰分别反应，与高锰酸钾反应表现出还原性，与二氧化锰反应表现出氧化性。 2．硫及其化合物 硫单质及其氧化物和含氧酸盐。硫化氢及硫化物 硫单质有3种同素异形体，主要氧化物有SO2,SO3,形成相应的酸H2SO3,H2SO4.还有H2S2O3,H2S2O4,H2SO3,H2S2O5,H2S2O7,H2S2O8.硫酸是二元强酸，具有吸水性、氧化性和脱水性。H2S2O8形成的盐具有强氧化性，如(NH4)2S2O8. 硫化氢是无色有臭鸡蛋气味的气体。其水溶液为二元弱酸。和许多重金属形成难溶盐。 3.氮及其氢化物、盐 氮气工业上主要是由液态空气经分馏制得。氨，是氮的两种重要化合物。是强酸，具有氧化性。盐分解产物主要有，生成亚盐，氧化物，金属单质。 亚盐有毒。 汽车尾气中主要成份有NOX 。 4．磷及其化合物。 磷主要的同素异形体有白磷和红磷。氧化物主要有P2O5,P2O3.含氧酸主要有偏磷酸、焦磷酸、磷酸。磷酸可以形成一种正盐和两种酸式盐，只有磷酸二氢盐的水溶液呈酸性，其它两种呈碱性。 5．碳、硅、硼几种单质及其化合物的性质、应用。 碳的同素异形体有三种，即金刚石、石墨和球烯。其中球烯中C60 最稳定。 硅是地壳中含量最高的元素。石英是常见的二氧化硅的天然晶体。水玻璃是硅酸钠的水溶液。 第十二章 过渡元素(一) 1．过渡元素的通性。 过渡元素原子半径不如主族元素半径变化，但呈现多种氧化态（如上图），具有很强的配位能力，具有催化性能和磁性，水合离子有颜色。 2．铜副族元素的通性，单质及其化合物的性质。 铜副族元素包括Cu、Ag、Au。第一副族与主族的区别与联系。第一主族元素活泼。 铜的一价化合物主要有：Cu2O, Cu2S, CuCl 铜的二价化合物主要有：CuO, CuS CuCl2 银常见的化合物是AgNO3，不同银的化合物具有感光性，银可以和许多配体形成配合物。银能溶于稀或浓的中，一般含银的废水废渣需要处理，处理的原则是产生沉淀，与液体分开。 3．锌副族元素的通性，锌、汞及其化合物的性质 IIB族包括锌、镉、汞三种元素，都是银白色金属，它们与元素周期表中的Sn,Pb,Bi等一起合称低熔点金属。通常所说的铅管，铅丝都是镀锌的铁管或铁丝。 镉主要用作耐腐蚀和高温的材料。 汞齐是汞能溶解许多金属形成液态或固态的合金，如钠汞齐。 锌的主要化合物有：ZnO, ZnCl2, ZnS, ZnSO4 铬的主要化合物有：CdS, Cd(NO3)2, 含镉废水需要处理。 汞的化合物有：Hg(NO3)2, HgCl2, HgO,HgCl, 含汞废水需要处理。 第十三章 过渡金属元素（二） 1．铬及其化合物。 铬是周期表中VIB族第一种元素，在地壳中的丰度，居21位，主要矿物。铬铁矿（FeO·Cr2O3）。不锈钢是指含Cr在2%以上的钢。 铬的氧化物和氢氧化物有： CrO Cr2O3 Cr(0H)2 Cr(OH)3 具有强氧化性的有CrO3，H2Cr2O7 Na2Cr2O7 K2Cr2O7 是两种重要的重铬酸盐，都是黄色晶体，分别称做红矾钠和红矾钾。 铬的各种物质之间转化关系见下表。 2．锰及其化合物。 锰是VIIB第一种元素，地壳中的丰度为14位，主要以软锰矿（MnO2.xH2O）形式存在。 主要化合物有MnO, Mn2O3 ,MnO2, MnO3, Mn2O7 主要氢氧化物有Mn(OH)2, Mn(OH)3, Mn(OH)4,H2MnO4,HMnO4 应该掌握的是KMnO4 的氧化性质及应用。 3．铁、钴、镍的单质、氧化物、氢氧化物的性质。 铁、钴、镍位于元素周期表VIIIB，性质相似，合称铁系元素。它们属于中等活泼金属，高温下能与O,S,Cl等非金属反应。 铁系元素氧化物都有颜色，其中钴二价盐因所含结晶水数目不同而呈现多种颜色。 铁系元素氢氧化物低价有还原性，高价具有氧化性。 实验室配置二价铁盐常用的是铁的复盐，FeSO4·(NH4)2SO4·6H2O下载本文
6．离子键与离子晶体分子极性 色散力 诱导力 取向力 非-非 有 非-极 有 有 极-极 有 有 有
