无机化学核心考点 基础知识点框架梳理及其解析

第一章 气体

1.1理想气体状态方程式

理想气体状态方程式及其应用★

1.2气体的分压定律

分压定律与应用★

（标★号是考试重点）

本章包括四个小节，理想气体状态方程式，气体混合物，气体分子运动论，真实气体。

其中前两个小节是考试的重点，理想气体状态方程式及应用，分压定律及应用。

后两小节基本不考

在复习每一个知识点的过程中，首先要了解知识点，熟悉教材内容、分析教材例题，并注意应用条件，最后再通过本讲义如下内容对应的例题，从分析、解题、注意易错点到完成老师布置的作业完成相应知识点的掌握过程

知识点一

理想气体状态方程

各物理量的单位：

压力P-Pa；体积V-dm3；气体摩尔数n- mol；气体常数R- 8.314 J.mol-1.Ｋ-1；绝对温度T-Ｋ .

如在标况下1摩尔气体， 压力，温度，体积一般有如下关系 P＝ 101325 Pa; V＝ 22.4 dm3；T＝ 273.15 k;

从中可以算出:

R=PV/nT=101325＊22.4／1＊273.15=8.314 J.mol-1.Ｋ-1 .

知识点二

分压定律

一个容器内有几种混合气体，相互间不发生化学反应的条件下,总压强 P总与各种气体的

分压Pi之间有如下关系：

P总 ＝ P1 + P2 + P3 +...+ Pn

对于理想气体,容易得证：n总 ＝n1 + n2 + n3 +. ... + nn

左 边 ： P总 ＝ n总RT/V

右 边 = n1*RT/V +n2*RT/V+...+nn*RT/V

= [n1+n2+...+nn]*RT/V

= n总*RT/V = 左 边

例题：某容器中含有NH3、O2 、N2等气体的混合物。取样分析后，其中n(NH3)=0.320mol，n(O2)=0.180mol，n(N2)=0.700mol。混合气体的总压p=133.0kPa。试计算各组分气体的分压

解：n= n(NH3)+n(O2)+n(N2)

=0.320mol+0.180mol+0.700mol

=1.200mol

=ⅹ133.0kPa

=35.5 kPa

=ⅹ35.5

=20

=(133.0-35.5-20)kPa

=75.5 kPa

总结

这一章知识点比较简单，先熟悉课本，把例题弄明白，再分别做两道课后习题巩固一下

看课本例题1-2，1-3，1-4

课后习题做1，3，9，12

•

• 第二章 热化学

• 2.1热力学的术语和基本概念

• 2.2热力学第一定律

• 热力学第一定律★、焓变和热化学方程式★、Hess定律★

知识点一

• 学习本章首先注意几个基本概念

• 系统(封闭系统，敞开系统，隔离系统），环境，状态

• 过程（定温过程，定压过程，定容过程），相，反应进度

知识点二

热力学第一定律

• 1.热和功的概念与比较

• 2.热力学第一定律

对于封闭系统热力学第一定律为：

3.焓与焓变

在定压过程中

焓 状态函数

焓变

吸热反应＞0， 放热反应＜0

• 4.热化学方程式书写原则 （看课本）

5.标准摩尔生成焓

• 在温度T下,由参考状态单质生成物质B(νB=+1)的标准摩尔焓变，称为物质B的标准摩尔生成焓

• 标准摩尔燃烧焓

• 在温度T下, 物质B (νB= -1)完全氧化成指定产物时的标准摩尔焓变，称为物质B的标准摩尔燃烧焓

6 Hess定律

化学反应不管是一步完成还是分几步完成，其反应热总是相同的

例：已知298.15K下，反应：

（1）

=-393.5

(2)

计算298.15K下，CO的标准摩尔生成焓

应用：1.利用方程式组合计算

• 总结

• 看课本例题2-1，2-2

• 课后习题做2，3，8，11，21

• 这一章中hess定律比较重要，考的几率比较大，要熟练掌握，会计算。

•

• 第三章 化学动力学基础

3.1反应速率的概念

3.2浓度对化学反应速率的影响

化学反应速率方程式及实验确定方法★、

3.3温度对反应速率的影响

Arrhenius方程式及应用★

3.4反应速率理论

碰撞理论与活化能★、基元反应

3.5催化剂与催化作用

知识点一

• 1.定容反应的反应速率

• 2.平均速率与瞬时速率的概念，表达式

知识点二

• 1.化学反应速率方程式

2. 浓度与时间的定量关系

半衰期

当反应物A的转化率为50%时所需的反应时间称为半衰期，用表示。

对于一级反应,其半衰期为：

，

知识点三

反应速率方程

影响反应速率的因素有两个：

k与温度有关，T增大，一般k也增大， 但k~T不是线性关系。

Arrhenius方程：

k0—指前参量

Ea—实验活化能，单位为kJ·mol-1

直线的斜率为

为直线关系，直线的截距为

由Arrhenius方程可定义Ea：

Arrhenius方程式的应用

1.已知T1—k1， T2—k2，求Ea

两式相减，整理得到：

活化能的数量级在40 ~400 kJ·mol-1 ，多数为60~250 kJ·mol-1

2.由Ea计算反应速率常数

例题：2N2O5(g)2N2O4 (g) + O2(g)

已知：T1=298.15K, k1=0.469×10-4s-1

T2=318.15K, k2=6.29×10-4s-1

求：Ea及338.15K时的k3。

知识点四

• 1.理解碰撞理论的概念

• 2.过渡态理论含义及意义

• 3.活化能

总结

• 这章知识点比较重要，Ａrrhenius方程的应用是重点。

• 这章的例题都要仔细做一遍

• 课后习题做3，5，7，11，16，17

• 第四章 化学平衡 熵和Gibbs函数

• 4.1标准平衡常数

• 标准平衡常数表达式★

• 4.2标准平衡的应用★

• 判断反应程度、预测反应方向、计算平衡组成

• 4.3化学平衡的移动

• Le Chatelier原理★

• 4.4自发变化和熵

• 熵的概念与物质熵的特点★

• 化学反应熵变的计算★

• 4.5 Gibbs函数

• Gibbs函数变判据、标准摩尔生成Gibbs函数、Gibbs函数与化学平衡★

知识点一

化学平衡

在可逆反应中，正反应和逆反应的速率相等时反应物和生成物的浓度不再随时间而改变的状态称为化学平衡。如：

CO(g)+H2O(g) ≒ CO2(g)+H2(g)

正逆反应达到动态平衡，即：

v正 ＝ v逆

就可以说该反应已经达到化学平衡了。

平衡常数

一、 经验平衡常数

对任一可逆反应

aA + bB ≒ gG + hH

在一定温度下达到平衡时，体系中各物质的浓度间有如下关系：

[G]g[H]h/[A]a[B]b=K

浓度单位用摩尔浓度时，该常数用Kc表示

aA + bB ≒ gG + hH

c 均为平衡时的浓度

气相反应时，平衡浓度也可以用各气体分压表示;此时平衡常数为Kp

根据理想气体分压与浓度的关系：

p = nRT/V =cRT

Kp= Kc(RT)Δn

标准平衡常数K ø

平衡常数表达式中各项浓度用相对浓度表示 ，此时的常数即为标准平衡常数。

相对浓度：ci/cø, pi/pø — 与标态值比

平衡常数表达式中各项浓度用相对浓度表示 ，此时的常数即为标准平衡常数。

相对浓度：ci/cø, pi/pø — 与标态值比

知识点二

1 判断反应的程度

K 愈大，反应进行得愈完全；

K 愈小，反应进行得愈不完全；

K 不太大也不太小(如 10-3< K <103),反应物部分地转化为生成物。

2 预测反应的方向

反应商

aA (g)+ bB(aq)+cC(s) xX(g)+yY(aq)+zZ(l)

对于一般的化学反应：

任意状态下：

反应商判据：

J < K 反应正向进行；

• J = K 系统处于平衡状态

• J > K 反应逆向进行

知识点三

1 浓度对化学平衡的影响

化学平衡的移动：当外界条件改变时，化学反应从一种平衡状态转变到另一种平衡状态的过程。

对于溶液中的化学反应，平衡时，J = K

当c(反应物)增大或c(生成物)减小时,

J < K 平衡向正向移动。

当c(反应物)减小或c(生成物)增大时,

J > K 平衡向逆向移动。

• 例题：

反应 CO(g) + H2O(g) -> CO2(g) + H2(g) 某温度下达到平衡时。

[CO] = [H2O] = 0.005　[CO2] = [H2] = 0.015 向平衡体系中加H2O(g), 使 [H2O] = 1mol/ml, 判断平衡移动的方向, 并求重新平衡时 CO 的转化率

平衡因浓度的改变而被破坏时, Qc 发生变化:

若从 [CO] = 0.02算起，第一次平衡时, 转化率为 75%, 第二次平衡时

2 压力对化学平衡的影响

部分物种分压的变化

如果保持温度、体积不变，增大反应物的分压或减小生成物的分压，使J减小，导致J，平衡向正向移动。反之，减小反应物的分压或增大生成物的分压，使J增大，导致J> K ，平衡向逆向移动。

体积改变引起压力的变化

对于气体分子数增加的反应， ΣB > 0，x ΣB > 1，J>K ，平衡向逆向移动，即向气体分子数减小的方向移动。

对于反应前后气体分子数不变的反应， ΣB =0， x ΣB =1， J = K ，平衡不移动。

对于气体分子数减小的反应 ，ΣB <0， x ΣB <1， J < K ，平衡向正向移动，即向气体分子数减小的方向移动。

3.惰性气体的影响

①在惰性气体存在下达到平衡后，再恒温压缩, ΣB ≠0，平衡向气体分子数减小的方向移动, Σ B =0，平衡不移动。

②对恒温恒容下已达到平衡的反应，引入惰性气体，反应物和生成物pB不变，J= K ，平衡不移动。

③对恒温恒压下已达到平衡的反应，引入惰性气体，总压不变，体积增大，反应物和生成物分压减小，如果Σ B ≠0，平衡向气体分子数增大的方向移动。

4 温度对化学平衡的影响

K (T)是温度的函数。 温度变化引起K (T)的变化，导致化学平衡的移动。

知识点四

• 掌握一下概念的含义及现象

• 自发现象，焓，最低能量原理，

• 混乱度，熵

• 热力学第三定律，标准熵

• 热力学第二定律

知识点五

Gibbs函数判据

G----Gibbs函数（Gibbs自由能）

G是状态函数， 单位： kJ.mol-1

Gibbs 函 数(变)判据：

在定温定压下，任何自发变化总是系统的Gibbs 函数减小。

标准摩尔生成Gibbs函数

化学反应的标准摩尔Gibbs函数〔变〕

1.标准摩尔生成Gibbs函数

在温度TK下，由参考状态的单质生成物质B(且νB=+1时)的标准摩尔Gibbs函数变，称为物质B的标准摩尔生成Gibbs函数。

Gibbs函数与化学平衡

总结

• 本章节是历年考试的重点，所以要拿出时间好好学习这一章，共九道例题，希望同学们都能好好研究一下。

• 课后习题做3，5，7，10，12，13，20，22，23

• 第五章 酸碱平衡

• 5.1酸碱质子理论

• 基本概念★

• 5.2水的解离平衡和pH

• 5.3弱酸、弱碱的解离平衡

• 一元弱酸、弱碱、多元弱酸的解离平衡★

• 5.4缓冲溶液★

• 5.5 酸碱电子理论与配合物概述

• 5.6 配位反应与配位平衡★

知识点一

• 酸，碱的基本概念

• 两性物质

• 酸碱的区分及相对强弱

知识点二

• 水的解离平衡

• 溶液ＰＨ值计算公式

知识点三

• 一元弱酸的解离平衡

• 一元弱碱的解离平衡

• 稀释定律：在一定温度下( Ka 为定值)，某弱电解质的解离度随着其溶液的稀释而增大

多元弱酸的解离平衡

盐溶液的酸碱平衡

1.强酸弱碱盐（离子酸）

两边分别去负对数

2. 弱酸强碱盐（离子碱）

NaAc , NaCN……一元弱酸强碱盐的水溶液成碱性，因为弱酸阴离子在水中发生水解反应。如在NaAc水溶液中：

• 知识点四

• 同离子效应：在弱电解质溶液中，加入与其含有相同离子的易溶强电解质而使弱电解质的解离度降低的现象

• 缓冲溶液：具有能保持本身pH值相对稳定性能的溶液(也就是不因加入少量强酸或强碱而显著改变pH值的溶液)

缓冲作用原理

加入少量强碱：

溶液中较大量的HA与外加的少量的OH－生成A–和H2O，当达到新平衡时,c(A–)略有增加, c(HA)略有减少，变化不大，因此溶液的c(H3O+)或pH值基本不变。

加入少量强酸：

缓冲溶液pH值的计算

⒈ 弱酸—弱酸盐：

例HAc－NaAc，H2CO3—NaHCO3

两边取负对数，则

2. 弱碱 — 弱碱盐

NH3 · H2O — NH4Cl

结论

②缓冲溶液的缓冲能力是有限的；

③缓冲能力与缓冲溶液中各组分的浓度有关，c(HA) ，c(B)及 c(A－)或c(BH+)较 大时,缓冲能力强。

• 总结

• 这一章也是非常重要的一章，尤其是弱酸弱碱的解离平衡，缓冲溶液的计算都是每年常考的知识点，也有一定的难度，大家要重视，学这一章关键是总结规律。

• 看例题5-2，5-4，5-5，5-6，5-8, 5-10

• 课后习题做6，12，16，23，24

•

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• 第六章 沉淀-溶解平衡

• 6.1溶解度与溶度积

• 6.2沉淀的生成与溶解

• 溶度积规则★、同离子效应与盐效应

• pH对溶解度的影响★、配合物的生成对溶解度的影响★

• 6.3两种沉淀之间的平衡★

• 分步沉淀、沉淀的转化

知识点一

• 溶解度

• 溶度积

• 溶解度与溶度积的关系

• 在有关溶度积的计算中，离子浓度必须是物质的量浓度，其单位为mol·L－1，而溶解度的单位往往是g /100g水。因此，计算时有时要先将难溶电解质的溶解度 S 的单位换算为mol·L－1。

例 ：25oC，AgCl的溶解度为1.92×10-3 g·L-1，求同温度下AgCl的溶度积。

知识点二

溶度积规则

• .同离子效应

• 在难溶电解质溶液中加入与其含有相同离子的易溶强电解质，而使难溶电解质的溶解度降低的作用。

• 盐效应：

• 在难溶电解质溶液中，加入易溶强电解质而使难溶电解质的溶解度增大的作用

1.难溶金属氢氧化物

知识点三

分步沉淀的次序

沉淀类型不同，要通过计算确定。

② 与被沉淀离子浓度有关

沉淀的转化

=1.4×104

例题：在1LNa2CO3溶液中使0.010mol的CaSO4全部转化为CaCO3,求Na2CO3的最初浓度为多少?

• 总结

• 沉淀-溶解平衡也是考试的重点之一，计算题出的概率很大，两种沉淀之间的平衡是重点。

• 课本例题看6-1，6-2，6-3，6-4，6-5，6-6，6-7，6-8，6-10

• 课后习题做5，7，10，12，14，16，18，21

•

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• 第七章 氧化还原平衡 电化学基础

• 7.1氧化还原反应的基本概念

• 氧化还原反应方程式的配平★

• 7.2电化学电池

• 原电池的构造、原电池的电动势的测定、原电池的最大功与Gibbs函数

• 7.3电极电势

• 标准氢电极和甘汞电极、标准电极电势★、Nernst方程★

• 7.4电极电势的应用★

• 判断氧化剂、还原剂的相对强弱、判断氧化还原反应进行的方向、确定氧化还原反应进行的限度、元素电势图

知识点一

• 确定氧化值

• 氧化还原反应方程式的配平

• 配平原则：

• ① 电荷守恒：氧化剂得电子数等于还原剂失电子数。

• ② 质量守恒：反应前后各元素原子总数相等。

知识点二

电池反应和电极反应

• 电池反应一般是一氧化还原反应

Zn+ Cu2+(aq)←→Zn2+(aq)+ Cu

分为两个半反应：氧化半反应Zn →Zn2+(aq)+2e

还原半反应Cu2+(aq) +2e→ Cu

• 电池负极（－）输出电子，即失电子的反应

（－） Zn →Zn2+(aq)+2e

• 电池正极（＋）得到电子的反应

（＋） Cu2+(aq) +2e→ Cu

两个电极反应相加就是电池反应

几种不同电极的表示

氧化态还原态均为溶液：Fe3+ + e- ＝Fe2+

要加惰性电极，如Pt，C等：Pt |Fe2+, Fe3+

有气体参与反应：2H＋+2e-＝H2

也要加惰性电极: (Pt) H2 |H+(c)

有沉淀参与反应：AgCl+ e-＝Ag+ Cl－

Ag|AgCl,Cl－(c)

原电池的最大功与Gibbs函数

电功(J)=电量(C)×电势差(V)

电池反应：

EMF — 电动势（V）

F — 法拉第常数 96485（C·mol-1）

Z — 电池反应中转移的电子的物质的量标准状态：

知识点三

2.其它常用的参比电极

①甘汞电极：Hg2Cl2(s)+2e＝2Hg (l)+2Cl－

298K时：ø Hg2Cl2 /Hg=0.2801 V

饱和(KCl溶液)甘汞电极： Hg2Cl2 /Hg=0.2412 V

0.1MKCl： Hg2Cl2 /Hg=0.3337 V

②氯化银电极：AgCl(s)+e＝Ag (s)+Cl－

标准态时：cCl-＝1.0

ø AgCl /Ag=0.2223 V

3.电极电势的测定

知识点四

电池电势和电极电势的应用

一、氧化还原能力的大小顺序

氧化型 +ne =还原型

ø值越大，电对氧化型氧化能力越强；同理 ø值越小，电对还原能力越强。如：

øMnO4-/Mn2+= 1.51V øFe3+/Fe2+= 0.77V

øCu2+/Cu＝0.34V øSn4+/Sn2+＝0.154V

øCl2/Cl- ＝1.36V øI2/I- ＝0.54V

øZn2+/Zn＝-0.762

氧化能力：MnO4-> Cl2> Fe3+> I2> Cu2+> Sn4+> Zn2+

还原能力：Mn2+ < Cl-< Fe2+ < I- < Cu< Sn2+< Zn

二、氧化还原反应方向判断

反应方向性：ΔrG< 0 的方向自发

较强氧化剂＋较强还原剂→较弱还原剂＋较氧弱化剂

(氧化剂) > (还原剂)

此时，E＝ 正极－ 负极 > 0 ，

这样 ΔrG＝-nFE < 0

如：MnO4-＋Cl- → Mn2+＋Cl2 标态时自发吗?

∵ øMnO4-/Mn2+=1.51 > øCl2/Cl-=1.36

∴ 反应可自发

三 确定氧化还原反应进行的限度

四 元素电势图

1.判断歧化反应能否发生

2.计算电对的电极电势

总结

第七章与前两章一样，都是比较重要的章节，涉及到的计算题重点很多，几乎每一小节都是考试的重点，五六七这三章要结合起来看，结合考的几率很大。

课本例题看7-2，7-3，7-4，7-5，7-6，7-7，7-9，7-11，7-12，7-13，7-14

课后习题做4，5，6，11，13，14，16，19，20，21，23

•

• 第八章 原子结构

• 8.1氢原子结构

• 氢原子光谱和Bohr理论、电子的波粒二象性、量子数★

• 氢原子的基态和激发态

• 8.2多电子原子结构

• 多电子原子轨道能级★、核外电子排布★

• 8.3 元素周期律

• 原子的电子层结构和元素周期系、元素性质的周期性★

知识点一

• 氢原子光谱

• Ｂohr理论及三点假设

• 电子的波粒二象性

四个量子数

① 主量子数 n

n=1, 2, 3,……

② 角量子数

l=0,1,2,……n-1

③ 磁量子数 m

=+，……，

④ 自旋量子数

，

主量子数n：

与电子能量有关，对于氢原子，电子能量唯一决定于n；

不同的n值，对应于不同的电子层：

１　２　３　４　５…

K L M N O…

角量子数l ：

l 的取值 0，1，2，3……n－1

对应着 s, p, d, f…... (亚层)

l 决定了ψ的角度函数的形状。

磁量子数m：

m可取 0，±1, ±2……±l ；

其值决定了ψ角度函数的空间取向

知识点二

核外电子排布

核外电子分布三规则：

• 最低能量原理

电子在核外排列应尽先分布在低能级轨道上, 使整个原子系统能量最 低。

• Pauli不相容原理

每个原子轨道中最多容纳两个自旋方式相反的电子。

• Hund 规则

在 n 和 l 相同的轨道上分布的电子,将尽可能分占 m 值不同的轨道, 且自旋平行。

N：1s2 2s2 2p3

Z = 26 Fe：1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d6 4s2

半满全满规则：

当轨道处于全满、半满时，原子较稳定。

知识点三

元素周期律：元素以及由它形成的单质和化合物的性质，随着元素的原子序数(核电荷数)的依次递增，呈现周期性的变化

元素周期表(长表)

• 周期号数等于电子层数。

• 各周期元素的数目等于相应能级组中原子轨道所能容纳的电子总数。

• 主族元素的族号数等于原子最外层电子数

• 元素的分区和族

1) s 区: , 最后的电子填在ns上, 包括 IA IIA , 属于活泼金属, 为碱金属和碱土金属;

2) p区:, 最后的电子填在np上, 包括 IIIA-VIIA以及 0 族元素, 为非金属和少数金属;

3) d区: , 最后的电子填在(n-1)d上, 包括 IIIB-VIIB以及VIII族元素, 为过渡金属;

4) ds区: , (n-1)d全充满, 最后的电子填在ns上, 包括 IB-IIB, 过渡金属(d和ds区金属合起来,为过渡金属);

5) f区: , 包括镧系和锕系元素, 称为内过渡元素或内过渡系.

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 2 8 18 2n2

主量子数 n 1 2 3 4

电子层 K L M N

角量子数 l 0 1 2 3

电子亚层 s p d f

每个亚层中轨道数目 1 3 5 7

每个亚层最多容纳电子数 2 6 10 14

原子半径（r）

共价半径

金属半径

van der Waals 半径

主族元素：从左到右 r 减小；

上到下 r 增大。

过渡元素：从左到右r 缓慢减小；

从上到下r略有增大。

电离能

基态气体原子失去电子成为带一个正电荷的气态正离子所需要的能量称为第一电离能，用 I 1表示。

E (g) E+ (g) + e- I 1

由+1价气态正离子失去电子成为带+2价气态正离子所需要的能量称为第二电离能，用 I 2表示

E+ (g) E 2+ (g) + e- I 2

例如：

同一周期：主族元素从ⅠA 到卤素，Z*增大，r 减小，I 增大。其中ⅠA 的 I1 最小，稀有气体的 I1 最大；长周期中部(过渡元素)，电子依次加到次外层， Z* 增加不多， r 减小缓慢， I 略有增加

N、P、As、Sb、Be、Mg电离能较大 ——半满，全满。

同一主族：从上到下，最外层电子数相同；Z*增加不多，r 增大为主要因素，核对外层电子引力依次减弱，电子易失去，I 依次变小。

电子亲和能

元素的气态原子在基态时获得一个电子成为一价气态负离子所放出的能量称为电子亲和能。当负一价离子再获得电子时要克服负电荷之间的排斥力，因此要吸收能量。

例如

O (g) + e - O- (g) A1 =-140.0 kJ . mol-1

O- (g) + e - O2- (g) A2 =844.2 kJ . mol-1

电子亲和能的大小变化的周期性规律如下图：

同一周期：从左到右，Z* 增大，r 减小，最外层电子数依次增多，趋向于结合电子形成 8 电子结构，A 的负值增大。卤素的 A 呈现最大负值，ⅡA为正值，稀有气体的 A 为最大正值。

同一主族：从上到下，规律不很明显，大部分的 A 负值变小。特例： A(N)为正值，是 p 区元素中除稀有气体外唯一的正值。 A 的最大负值不出现在 F 原子而是 Cl 原子。

电负性

原子在分子中吸引电子的能力称为元素的电负性，用 表示。

电负性的标度有多种，常见的有Mulliken标度( )， Pauling标度()和Allred-Rochow 标度( )。

电负性标度不同，数据不同，但在周期系中变化规律是一致的。电负性可以综合衡量各种元素的金属性和非金属性。同一周期从左到右电负性依次增大；同一主族从上到下电负性依次变小，F 元素 为3.98，非金属性最强。

• 总结

• 这一章内容比较繁琐，要理解，选择，填空出的比较多，记忆的东西比较多

• 课后习题做5，10，11，12，14，15，16，19

• 第九章 分子结构

• 9.1价键理论

• 共价键的本质与特点、共价键的键型、杂化轨道理论★

• 9.2价层电子对互斥理论★

• 9.3分子轨道理论★

• 9.4键参数

知识点一

共价键的键型

1.σ键：

原子轨道沿核间联线方向进行同号重叠(头碰头)。

2.π键：

两原子轨道垂直核间联线并相互平行进行同号重叠(肩并肩)。

杂化轨道

基本要点：

• 成键时能级相近的价电子轨道混合杂

化，形成新的价电子轨道——杂化轨道。

• 杂化前后轨道数目不变。

• 杂化后轨道伸展方向，形状发生改变。

1.sp3杂化

CH4的空间构型

为正四面体

2.sp2杂化

4.不等性sp3杂化

NH3

小结：杂化轨道的类型与分子的空间构型

知识点二

价层电子对互斥理论

基本要点

• 分子或离子的空间构型与中心原子的价层电子对数目有关。

价层电子对=σ键电子对+孤对电子对

(VP) (σBP) (LP)

价层电子对尽可能远离,以使斥力最小。

LP-LP > LP-BP > BP-BP

推断分子或离子的空间构型的具体步骤：

确定中心原子的价层电子对数，

以AXm为例 (A—中心原子,X—配位原子) ：

VP=1/2[A的价电子数+X提供的价电子数±离子电荷数( )]

原则：

①A的价电子数=主族序数；

②配体X：H和卤素每个原子各提供一个价电子, 氧与硫不提供价电子；

③正离子应减去电荷数,负离子应加上电荷数。

例：VP( ) = (6+4×0+2)=4

确定中心原子的孤对电子对数，推断分子的空间构型。

① LP=0:分子的空间构型=电子对的空间构型

例如

知识点三

分子轨道：是以多个原子核为中心构成的多中心轨道，分子知识点二Schrodinger 方程的解。可以采取原子轨道线性组合的方法求得分子轨道的波函数。

例如： A+B→AB

总结

• 这章同第八章一样也是选择，填空考试的重点，重在理解，不要死记硬背。

• 课后习题做2，3，5，6，8，14

第十章 固体结构

• 10.1晶体结构和类型

• 10.2金属晶体

• 10.3离子晶体

• 离子晶体结构、晶格能★、离子极化★

• 10.4分子晶体

• 分子的偶极矩和极化率★、分子间的吸引作用★、氢键★

知识点一

1. 晶胞：晶体的最小重复单元，通过晶胞在空间平移无隙地堆砌而成晶体

2. 立方晶系分为简单立方、体心立方和面心立方三种型式

晶体类型

知识点二

1.三种典型的离子晶体

NaCl型

晶格：面心立方 配位比：6:6

晶胞中离子的个数

CsCl型

晶格 简单立方 配位比： 8:8

晶胞中离子的个数

ZnS型(立方型)

晶格：面心立方 配位比：4:4

晶胞中离子的个数

影响晶格能的因素

① 离子的电荷(晶体类型相同时)

Z↑，U↑ 例：U(NaCl)<U(MgO)

② 离子的半径(晶体类型相同时)

R↑，U↓ 例：U(MgO)>U(CaO)

③ 晶体的结构类型

④ 离子电子层结构类型

1.离子的极化率(α)

一般规律

① 离子半径 r ： r 愈大， α愈大。

　如α：Li+；F－－－－

② 负离子极化率大于正离子的极化率。

③ 离子电荷：正离子电荷少的极化率大。

如：α(Na+) >α(Mg2+)

④ 离子电荷：负离子电荷多的极化率大。

如：α(S2－) >α(Cl－)

⑤ 离子的电子层构型:(18+2)e-,18e-> 9－17e->8e-

如：α(Cd2+) >α(Ca2+)； α(Cu+) >α(Na+)

r/pm 97 99 96 95

2.离子极化力(f )

一般规律：

①离子半径 r ：r 小者，极化力大。

②离子电荷：电荷多者，极化力大。

③离子的外层电子构型：

f ：(18+2)e-,18e- > 9－17e- >8e-

当正负离子混合在一起时，着重考虑正离子的极化力，负离子的极化率，但是18e构型的正离子(Ag+, Cd2+ 等)也要考虑其变形性。

3.离子极化的结果

① 键型过渡(离子键向共价键过渡)

如：AgF AgCl AgBr AgI

② 晶型改变

AgCl AgBr AgI

r+/r- 0.695 0.63 0.58

理论上晶型 NaCl NaCl NaCl

实际上晶型 NaCl NaCl ZnS

配位数 6 6 4

③ 性质改变

例如；溶解度 AgCl > AgBr > AgI

NaCl 易溶于水，CuCl 难溶于水

知识点三

分子的偶极矩和极化率

– 分子的偶极矩(μ)：用于定量地表示极性分子的极性大小

式中 q 为极上所带电量，l 为偶极长度

极性分子 非极性分子

μ=0 μ≠0

双原子分子：异核：HX 同核 H2

多原子分子　O3（V字形）

分子的偶极矩与键矩的关系：

极性键构成的双原子分子：

分子偶极矩 = 键矩

多原子分子的偶极矩 = 键矩的矢量和，

例如：μ(SF6) = 0，键矩互相抵消，

μ(H2O)≠0，键矩未能抵消

２.分子的极化率：

用于定量地表示分子的变形性大小。分子的变形性大小指的是正电中心与负电中心发生位移(由重合变不重合，由偶极长度小变偶极长度大) 。

影响分子变形性大小的因素

外因：外加电场愈强，分子变形愈厉害；内因：分子愈大，分子变形愈厉害。

３.分子间具有吸引作用的根本原因：任何分子都有正、负电中心；任何分子都有变形的性能。

1.色散作用(色散力)

由于瞬时偶极而产生的分子间相互作用

色散力与分子极化率有关。α大,色散力大

2.诱导作用(诱导力)：

由于诱导偶极而产生的分子间相互作用

决定诱导作用强弱的因素：

极性分子的偶极矩：

μ愈大，诱导作用愈强。

非极性分子的极化率：

α愈大，诱导作用愈强

3.取向作用(趋向力)：

两个固有偶极间存在的同极相斥、异极相吸的定向作用称为取向作用。

两个极性分子相互靠近时，由于同极相斥、异极相吸，分子发生转动，并按异极相邻状态取向，分子进一步相互靠近。

3. 总结

4. 本章节知识点相对较少，重点也不是很多，课件把重点都做的比较详细，相对容易一些

5. 课后习题做8，9，10，11，13，15，16

*

* 第十一章 配合物结构

6. 11.1配合物的空间构型和磁性

7. 11.2配合物的化学键理论

8. 价键理论★、晶体场理论★

配合物的空间构型

知识点一

配合物的空间构型

配合物分子或离子的空间构型与配位数的多少密切相关

知识点二

价键理论

1.价键理论的要点：

(1) 形成体(M)：有空轨道

配位体(L)：有孤对电子

二者形成配位键ML

(2) 形成体(中心离子)采用杂化轨道成键

(3) 杂化方式与空间构型有关

2.配位数为 2 的配合物

[Ag(NH3)2]+的空间构型为直线形，μ=0

3.配位数为 4 的配合物

[BeX4]2-的空间构型为四面体

[Ni(CN)4]2-的空间构型为平面正方形，μ=0

9. 4.配位数为 6 的配合物

10. 这类配合物绝大多数是八面体构型，形成体可能采取d2sp3或sp3d2杂化轨道成键。

11. 例如：[Fe(CN)6]3- ，μ=2.4B.M.

12. 内轨配键,以内轨配键形成的配合物叫内轨型配合物

13. 例如：[FeF6]3- ，μ=5.90B.M.

同一中心离子的内轨型配合物比外轨型配合物稳定。

对价键理论的评价：

• 很好地解释了配合物的空间构型、磁性、稳定性，直观明了。

• 无法解释配合物的颜色(吸收光谱) 。

• 无法解释配合物的稳定性随Mn+的d电子数目的多少而变化。

• Fe3+的外轨配合物动用了高能量的4d轨道似乎不大可能

。

晶体场理论

1. 晶体场理论的基本要点

在配合物中，中心离子M处于带电的配位体L形成的静电场中，二者完全靠静电作用结合在一起；

晶体场对M的d 电子产生排斥作用，使M的d 轨道发生能级分裂；

分裂类型与化合物的空间构型有关；晶体场相同，L不同，分裂程度也不同

2. 八面体场中中心离子d轨道的分裂

在八面体型的配合物中，6个配位体分别占据八面体的6个顶点，由此产生的静电场叫做八面体场。八面体场中d 轨道与配体间的作用：

八面体场中d轨道能级分裂

总结

14. 这一章知识点不多，考的概率却很大，所以不应该轻视，像配合物空间结构，化学键理论，晶体场都是常考的知识点，认真准备。

15. 课后习题做2，4，6，7，8，10，11

* 第十二章 s区元素

16. 12.1 s区元素概述

17. 12.2 s区元素的单质

18. 12.3 s区元素的化合物★

19. 12.4 锂、铍的特殊性、对角线规则

知识点一

s区元素概述

碱金属(IA )：ns1

Li, Na, K, Rb, Cs, Fr

碱土金属(IIA )：ns2

Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra

都是活泼金属。

通性

易与H2直接化合成MH、MH2离子 型化合物；

与O2形成正常氧化物、过氧化物、超氧化物；

易与H2O反应(除Be、Mg外)，与非金属作用形成相应的化合物

20. 单质的物理性质

21. 单质的化学性质

22. 单质的焰色反应

知识点二

1 氢化物

s区元素的单质(除Be、Mg外)均能与氢形成离子型氢化物

1.均为白色晶体， 热稳定性差

LiH NaH KH RbH CsH NaCl

-90.4 -57.3 -57.7 -54.3 -49.3 -441

2.还原性强

钛的冶炼

剧烈水解

3.形成配位氢化物

铝氢化锂

受潮时强烈水解

2 氧化物

1.形成三类氧化物

正常氧化物(O2-) 过氧化物(O22-) 超氧化物(O2-)

稳定性: O2- > O2- > O22-

2.制备

直接

间接

3.化学性质

与H2O的作用

Li Cs剧烈程度

与CO2的作用

3 氢氧化物

碱金属和碱土金属的氢氧化物都是白色固体

易吸水而潮解

MOH易溶于水，放热。碱土金属溶解度（20℃）

总结

23. 从这一章开始，需要记忆的内容比较多，要找出规律性，要详细地做好笔记，选择，简答考的比较多

24. 课后习题做3，4，9，12，13，15

• 第十三章 p区元素 (一)

• 13.1 p区元素概述

• 13.2 硼族元素

• 硼族元素概述、硼族元素的单质、硼的化合物★、铝的化合物★

• 13.3 碳族元素

• 碳族元素概述、碳族元素的单质、碳的化合物★、硅的化合物★、锡、铅的化合物★

知识点一

硼族元素

• ns2np1 B Al Ga In Tl

+3 +3 +3 (+1) +1 +3 +1(+3)

电负性 2.04 1.61 1.81 1.78 1.62 2.04

（H 2.18）

＋3是特殊的价，一般是最稳定的，但是，从元素电位图上看出：

Tl3+＿1.25＿Tl+＿-0.336＿＿Tl

︱＿1.36＿TlCl＿-0.557 ＿＿∣

说明Tl3+有强的氧化性。因为有6S2因素

B与Si有点相似（斜对角规则）

B-B Si-Si没有C－C键强，但B-O、Si-O键强度大，键能高

B在自然界的存在形式：Na2B4O7•10H2O、H3BO3.

BnHn+4、 BnHn+6硼烷，早期高能燃料

B2H6+3O2→B2O3+3H2O ΔH=-2166KJ•mol-1

（注：B2H6是气体，有毒，有爆炸性，能燃烧）

C2H6+O2→CO2+H2O ΔH=-1559KJ•mol-1

除硼以外，均为金属

硼的化合物

25. 硼烷的性质

1.硼的氢化物

硼烷分类：BnHn+4和 BnHn+6

例： B2H6 B4H10

乙硼烷 丁硼烷

有CH4，但无BH3

最简单的硼烷：B2H6

硼烷的性质

① 自燃

高能燃料，剧毒

② 水解

③ 加合反应

④ 被氯氯化

2.硼的含氧化合物

① 三氧化二硼 B2O3

结构

原子晶体：熔点460C 无定形体：软化

制备

性质：

② 硼酸 H3BO3 性质：

一元弱酸 (固体酸)

受热易分解

③ 硼砂

水解呈碱性

构成缓冲溶液 pH=9.24 (20 ℃ )

与酸反应制H3BO3

脱水

硼砂珠实验

3.硼的卤化物

BX3结构 B：sp2杂化

水解

知识点二

铝的化合物

氢氧化铝：Al(OH)3

两性： Al(OH)3+ 3H+ Al3+ + 3H2O

Al(OH)3+ OH- [Al(OH)4]-

在碱性溶液中存在[Al(OH)4]-或[Al(OH)6]3-

铝的卤化物

AlF3 AlCl3 AlBr3 AlI3

离子键 共价键

离子晶体 分子晶体

分子晶体：熔点低，易挥发，易溶于有机溶剂，易形成双聚物

水解激烈

铝的含氧酸盐

硫酸铝

铝钾矾(明矾)

Al3+的鉴定：在氨碱性条件下，加入茜素

知识点三

碳的化合物

1.碳的氧化物 一氧化碳(CO)

结构：

CO(6+8=14e-)与N2（2×7=14e-）

是等电子体, 结构相似

性质：

①作配位体，形成羰基配合物

Fe(CO)5, Ni(CO)4, Co2(CO)8

其中C是配位原子。

②还原剂

③剧毒

2.二氧化碳 (CO2)

固体二氧化碳 干冰

经典的分子结构：O=C=O

C=O双键键长124pm (在CH3--C--CH3中)

C = O叁键键长113pm

CO2中，碳、氧之间键长116pm

3.碳酸及其盐

CO2溶于水，大部分CO2•H2O，极小部分H2CO3

碳酸及其盐的热稳定性：

①H2CO3

②同一族金属的碳酸盐稳定性从上到下增加

BeCO3 MgCO3 CaCO3 SrCO3 BaCO3

分解T/℃ 100 540 900 1290 1360

③过渡金属碳酸盐稳定性差

CaCO3 PbCO3 ZnCO3 FeCO3

分解T /℃ 900 315 350 282

价电子构型 8e_ (18+2)e_ 18e_ (9-17)e_

离子极化观点：

r(M2+) 愈小，M2+ 极化力愈大，MCO3 愈不稳定； M2+ 为18e_，(18+2)e_ ，(9-17)e_ 构型相对于 8e_构型的极化力大， 其 MCO3 相对不稳定

碳酸盐的溶解度：

易溶盐：Na2CO3 NaHCO3 K2CO3 KHCO3

100℃溶解度 45 16 156 60

(g/100g H2O)　

其它金属(含Li)碳酸盐难溶于水，且酸式盐溶解度大于正盐。

可溶性碳酸盐与金属离子作用的产物类型：

水溶液中存在碳酸盐的水解：

金属离子加入可溶性碳酸盐时，生成沉淀的类型：

① 氢氧化物碱性较强的金属离子与之反应生成碳酸盐沉淀。

例如：Ba2+、Sr2+、Ca2+和Ag+等

②氢氧化物碱性较弱的金属离子与之反应生

成碳酸羟盐(碱式碳酸盐)沉淀。

例如：Pb2+、Bi3+、Cu2+、Cd2+、Zn2+、Hg2+、Co2+、Ni2+和Mg2+等。

③ 水解性强、两性的金属离子与之反应生成氢氧化物沉淀。

例如：Al3+、Fe3+、Cr3+、Sn2+、Sn4+和Sb3+等

知识点四

硅的氧化物

无定型体：石英玻璃、硅藻土、燧石

晶体：天然晶体为石英，属于原子晶体

纯石英：水晶

含有杂质的石英：玛瑙，紫晶

性质：

① 与碱作用

② 与HF作用

硅酸及硅酸盐

H4SiO4 原硅酸

硅酸 H2SiO3 偏硅酸

xSiO2•yH2O 多硅酸

硅的卤化物 SiX4

SiF4 SiCl4 SiBr4 SiI4

聚集态 g l l s

分子量 小 大

熔沸点 低 高

水解

知识点四

锡、铅的化合物

Sn(II)的还原性

Pb(IV)的氧化性

2.锡、铅的盐类

溶解性

少数可溶：Pb(NO3)2, Pb(Ac)2(弱电解质，有甜味，俗称铅糖)，铅的可溶性化合物都有毒。

多数难溶

Pb2+的鉴定：

PbCrO4溶于过量的碱，此点与黄色BaCrO4有别。

3.锡、铅的硫化物

SnS(棕) SnS2(黄) PbS(黑)

均不溶于稀盐酸

配位溶解(浓HCl)

SnS + 4HCl → H2SnCl4 + H2S

PbS + 4HCl → H2PbCl4 + H2S

SnS2 + 6HCl → H2SnCl6 +2H2S

碱溶 (SnS, PbS不溶

26. 总结

27. 这一章知识点比较多，像硼，铝，碳，硅，锡，铅所涉及的内容，都是考试的重点，要注意。

28. 课后习题做2，4，10，12，15，17，19，20

*

*

* 第十四章 p区元素 (二)

29. 14.1氮族元素

30. 氮族元素概述、氮族元素的单质、氮的化合物★、磷的化合物★、砷、锑、铋的化合物★

31. 14.2 氧族元素

32. 氧族元素概述、氧及其化合物★、硫及其化合物★

知识点一

单质N2

1、N≡N 性质

分子轨道： 1s2 1s*2 2s2 2s*2 ∏2Pyz4

2px2 ∏2Pyz* 2Px*

键级=3 键能941.7kJ·mol﹣1

①  非常稳定，与较活泼的金属才能燃烧 结合, 如Li3N Mg3N2

②  N2+3H2→2NH3

③  生物固氮酶

氮的化合物

1.氮的氢化物 氨 (NH3)

结构 N：sp3杂化，三角锥形

制备

实验室：

工业

性质：

① 易溶于水，易形成一元弱碱

② 强还原性

③ 加合反应

④ 取代反应

NH2-NH2联氨(肼)，NH 亚氨基，N 氮化物

铵盐

①铵盐一般为无色晶体，绝大多数易溶于水

② 热稳定性差

挥发性非氧化性酸铵盐

非挥发性，非氧化性酸铵盐

2.氮的氧化物

一氧化氮(NO)

性质：

无色气体，水中溶解度较小

制备：

二氧化氮(NO2)

N：价电子2s22p3 sp2杂化后

性质

① 有毒，有特殊臭味的红棕色气体

③ 溶于水

④ 用碱吸收

3.氮的含氧酸及其盐

亚硝酸（HNO2）

制备：

硝酸 (HNO3)

结构

物理性质 ：

纯硝酸：无色液体，密度为1.53g·cm-3

浓硝酸：含HNO3 69%，密度 1.4g·cm-3 硝酸挥发而产生白烟——发烟硝 酸，溶有过量NO2的浓硝酸产生红烟，且硝酸常带黄色或红棕色

HNO3的化学性质

① 强氧化性

活泼金属：

规律：HNO3越稀，金属越活泼， HNO3 被还原的氧化值越低

• 冷的浓硝酸使Fe, Al, Cr钝化

• 王水：（氧化配位溶解）

② 热稳定性差，保存在棕色瓶中

③ 与有机化合物发生硝化反应

亚硝酸、硝酸及其盐的性质对比

酸性：

氧化性

热稳定性

活泼金属 MNO2>MNO3

知识点二

磷的化合物

1.磷的氢化物 (膦 PH3)

结构：与NH3相似

制备

性质：无色气体，似大蒜臭味，剧毒

强还原性

性质

P4O6白色易挥发的蜡状晶体，易溶于有机溶剂。

P4O10白色雪花状晶体，强吸水性。

3.磷的含氧酸及其盐

次磷酸( H3PO2)及其盐

性质：一元中强酸

亚磷酸 (H3PO3)及其盐

磷酸 H3PO4

性质：三元中强酸

特性：脱水缩合后形成焦磷酸、聚磷酸、(聚)偏磷酸

PCl5离子晶体

PCl5固体中含有[PCl4]+和[PCl6]-离子

[PCl4]+：P：sp3杂化 四面体

[PCl6]-：P：sp3d2杂化 八面体

同样：PBr5晶体中有[PBr4]+和Br-离子，分子构型为三角双锥

重要性质：水解

砷、锑、铋的 化合物

1.砷、锑、铋的氢化物

AsH3 SbH3 BiH3

稳定性 高 低

碱性 强 弱

熔沸点 低 高

化学性质：

自燃

缺氧分解

2. 砷、锑、铋的氧化物及其水合物

M(III)的氧化物和氢氧化物

两性

M(V)的氧化物和氢氧化物

4.砷、锑、铋的盐

盐类水解

氧化性(弱)

(鉴定Sb3+)

(鉴定Bi3+)

5.砷、锑、铋的硫化物

性质

均不溶于水和稀酸

(浓HCl)配位溶解

As2S3、As2S5不溶

知识点三

氧族元素概述

氧及其化合物

1. 氧（ O2）

分子轨道电子排布式

2. 臭氧(O3)：O2的同素异形体

中心O：sp2杂化形成

惟一极性单质

3. 过氧化氢（H2O2）

结构

氧化还原性

酸性

碱性

可见：H2O2氧化性强，还原性弱；是不造成二次污染的杀菌剂

知识点四

硫及其化合物

1.单质硫

结构： S：sp3杂化 形成环状S8分子

物理性质

硫有几种同素异形体

斜方硫 单斜硫 弹性硫

密度/gcm-3 2.06 1.99

颜色 黄色 浅黄色 190℃的熔融硫

稳定性 < 94.5℃ > 94.5℃ 用冷水速冷

硫的化学性质

• 与许多金属直接化合

•

与氢、氧、碳、 卤素(碘除外)、磷等直接作用

与氧化性酸作用

与碱的作用

2.硫化氢和硫化物

硫化氢

结构：H2S结构与H2O相似

H2S是无色，有腐蛋味，剧毒气体。稍溶于水。水溶液呈酸性，为二元弱酸

最重要的性质是它的还原性

与中等强度氧化剂作用

与强氧化剂反应

金属硫化物

颜色：(大多数为黑色,少数需要特殊记忆)

SnS 棕,SnS2 黄,As2S3 黄,As2S5 黄,

Sb2S3橙, Sb2S5橙,MnS 肉,ZnS 白，CdS 黄。

易水解：最易水解的化合物是Cr2S3和Al2S3

配位酸溶解(浓HCl)

4.二氧化硫、亚硫酸及其盐

SO2的结构：

S：sp2杂化，∠OSO=119.5°，S-O键长143pm，

SO2的性质：气体、无色，有强烈刺激性气味，易溶于水，溶于水后形成亚硫酸。

H2SO3的性质：

二元中强酸（只存在水溶液中）

漂白----使品红褪色

浓H2SO4的性质

强氧化性

与活泼金属反应

与不活泼金属反应

与非金属反应

6.硫的其他含氧酸及其盐

硫代硫酸及其盐

硫代硫酸(H2S2O3)：极不稳定，尚未制得纯品。

硫代硫酸盐：Na2S2O35H2O，海波，大苏打

制备

性质：易溶于水,水溶液呈弱碱性；遇酸分解

还原性

配位性

33. 总结

34. 这一章的知识点也非常多，氮，磷，氧，硫也都是考试的重点，要下苦功夫，把知识点系统化，规律化。

35. 课后习题做3，4，5，6，8，9，10，11，12

* 第十五章 p区元素 (三)

36. 15.1卤素

37. 卤素概述、卤素单质★、卤化物★、多卤化物、卤素互化物、卤素含氧化合物★

38. 15.2稀有气体

39. 15.3p区元素化合物性质变化规律★

知识点一

卤族元素的性质变化

卤素(VII) F Cl Br I

价电子构型 2s22p5 3s23p5 4s24p5 5s25p5

卤素单质的化学性质

氧化还原性

F2 Cl2 Br2 I2

X2 氧化性 强 弱

X- 还原性 强 弱

结论

氧化性最强的是F2，还原性最强的是Iˉ

与H2O反应

氧化反应

激烈程度

歧化反应

可见：氯水, 溴水, 碘水的主要成分是单质

在碱存在下，促进X2在H2O中的溶解、歧化

歧化反应产物

卤素的氢化物

卤化氢性质

常温下，卤化氢都是无色具有刺激性气味的气体

HBr和HI

卤化物水解

实际上

不能用复分解反应

卤化物 多卤化物 卤素互化物

1.卤化物

卤素与电负性比较小的元素生成的化合物

2.卤化物的分类

金属卤化物

3.卤化物的性质

卤化物的键型及性质的递变规律：

同一周期：从左到右，阳离子电荷数增大，离子半径减小，离子型向共价型过渡，熔沸点下降

例如： NaCl MgCl2 AlCl3 SiCl4

b.p./℃ 1465 1412 181(升华) 57.6

同一金属不同卤素：AlX3 随着X半径的增大，极化率增大，共价成分增多

例如： 离子键 共 价 型

AlF3 AlCl3 AlBr3 AlI3

b.p./℃ 1272 181 253 382

同一金属不同氧化值：高氧化值的卤化物共价性显著，熔沸点相对较低。

例如： SnCl2 SnCl4 ； SbCl3 SbCl5

m.p./℃ 247 -33 73.4 3.5

卤素的含氧化合物

1.各类卤素含氧酸根的结构(X为sp3杂化)

2.次卤酸及其盐

次卤酸 HClO HBrO HIO

重要反应

3.卤酸及其盐

卤酸： HClO3 HBrO3 HIO3

酸性： 强 强 近中强

酸性↓

已获得酸的浓度： 40% 50% 晶体

稳定性 小 大

主要反应：

氧化制备

鉴定I-、Br-混合溶液

氯的各种含氧酸性质的比较

酸性 HClO HClO2 HClO3 HClO4

稳定性 不稳 不稳 相对稳定 稳定

知识点二

p区元素的氧化物及其水合物

以第四周期元素的氢氧化物或含氧酸为例

KOH Ca(OH)2 Ga(OH)3

强碱 强碱 两性

Ge(OH)4 H3AsO4 H2SeO4 HBrO4

两性偏酸 中强酸 强酸 强酸

酸性增强，碱性减弱

Pauling规则：(定性)

氢氧化物或含氧酸，可记作： (OH)mROn

m：羟基氧的个数 n：非羟基氧的个数

例：HClO4 即 HOClO3 m=1，n=3

酸性的强弱取决于羟基氢的释放难易，而羟基氢的释放又取决于羟基氧的电子密度。若羟基氧的电子密度小,易释放氢,酸性强

总结

卤素及其化合物的性质一向都是考试的重点，要用类比跟对比的方法学习这章，知识点相对来说不是很繁琐，比上一章学起来要容易的多。

课后习题做1，2，4，7，11，12，13，14

* 第十六章 d区元素 (一)

40. 16.1 d区元素概述★

41. 16.2 钛、钒

• 铬、钼、钨 多酸型化合物★

• 锰★

42. 铁、钴、镍★

知识点一

d区元素的物理性质

– 熔点、沸点高 熔点最高的单质：钨(W)

– 硬度大 硬度最大的金属：铬(Cr)

– 密度大 密度最大的单质：锇(Os)

– 导电性，导热性，延展性好

d区元素的化学性质

总趋势：从左至右活泼性降低

知识点二

单质铬的性质

① 灰白色, 熔点沸点高，硬度大

① 灰白色, 熔点沸点高，硬度大

③ 无膜金属与酸的反应

在冷、浓硝酸中钝化

铬的化合物

1.Cr2O3(铬绿)

制备

性质

2.Cr(OH)3

水溶液中离子及其反应

1.Cr(Ⅲ)的盐

Cr(Ⅲ)的配合物的多种颜色

Cr2O72-与CrO42-间的转化

pH值的影响

pH<2：Cr2O72-为主 pH>6：CrO42-为主

Cr2O72-的氧化性

Cr(Ⅲ)的鉴定

知识点三

锰单质的性质

白色金属，硬而脆

活泼金属

与氧、卤素等非金属反应

锰的化合物

Mn(OH)2 (白色)

结论：Mn(Ⅱ)在碱性条件下不稳定(还原性强)

在酸性条件下稳定(还原性差)

水溶液中的锰离子及其反应

锰元素电势图：

Mn2+价电子构型 3d5

说明：①鉴定Mn2+常用NaBiO3

②酸化时用HNO3

③C(Mn2+)很低时，很灵敏

K2MnO4

①暗绿色晶体；

②在pH>13.5的碱性溶液中稳定存在；

③在水溶液中易歧化

KMnO4 (紫黑色晶体)

①强氧化性

溶液的酸度不同，MnO4被还原的产物不同

②不稳定性

(见光)遇酸

浓碱

加热

知识点四

单质的化学性质

与稀酸反应(Co，Ni反应缓慢)

钝化

浓、冷HNO3可使Fe，Co，Ni钝化；

浓H2SO4可使Fe钝化

纯Fe，Co，Ni在水、空气中稳定；

加热时，Fe,Co,Ni可与O2,S,X2等反应

铁、钴、镍的化合物

钴(Ⅱ)和镍(Ⅱ)的重要化合物

氢氧化物

还原性：Fe(Ⅱ)>Co(Ⅱ)>Ni(Ⅱ)

卤化物

Fe(Ⅱ), Co(Ⅱ), Ni(Ⅱ)的硫化物

FeS CoS NiS

但CoS, NiS形成后由于晶型转变而不再溶于酸

水溶液中铁、钴、镍的离子及其反应

1.Fe(Ⅱ),Fe(Ⅲ)的水溶液

水解性

[Fe(H2O)6]2+ [Fe(OH)(H2O)5]++H+

淡绿

Fe(H2O)6]3+ [Fe(OH)(H2O)5]2++H+

淡紫

氧化还原性

Fe2+具有还原性：(保存Fe2+溶液应加入Fe)

Fe3+中等强度氧化剂。(FeCl3烂板剂)

2.水溶液中的配合反应