復(fù)習(xí)總結(jié)普通化學(xué)課程考試題型選擇填空判斷簡答——熱力學(xué)、動力學(xué)、平衡、結(jié)構(gòu)計算——熱力學(xué)、四大平衡復(fù)習(xí)重點各章節(jié)應(yīng)掌握關(guān)鍵點課后思索題習(xí)題基本概念基本理論平衡計算共分3大部分1.物質(zhì)結(jié)構(gòu)原子、分子、固體結(jié)構(gòu)及性質(zhì)2.四大平衡酸堿、沉淀、氧化還原、配位3.化學(xué)熱力學(xué)、動力學(xué)物質(zhì)結(jié)構(gòu)一原子結(jié)構(gòu)及元素周期性1.微觀粒子運動特點量子化、波粒二象性、行為統(tǒng)計性2.薛定諤方程——描述微觀粒子運動3.波函數(shù)（）：是薛定鄂方程解，是描述核外電子運動狀態(tài)數(shù)學(xué)表示式；原子軌道：原子核外電子最大約率分布情況概率密度：電子在原子核外空間某處單位體積內(nèi)出現(xiàn)概率電子云：用小黑點疏密代表概率密度分布所得空間圖像

4.原子軌道、電子云角度分布圖區(qū)分5.四個量子數(shù)取值及物理意義量子數(shù)nlmms取值1,2,3,…,n(正整數(shù))0,1,2,…,n

10,1,2,…,

l1/2物理意義電子層、電子能量原子軌道類型或電子云形狀原子軌道數(shù)目或空間伸展方向電子自旋狀態(tài)符號K,L,M,N,O,P,Qs,p,d,f,g,h對應(yīng)于一套量子數(shù)（n、l、m、

ms）核外電子運動軌道運動自旋運動nlmms6.等價軌道：能量相等（n、l均相同）軌道。7.基態(tài)原子中電子分布三標(biāo)準(zhǔn)：能量最低原理、泡利不相容原理、洪特規(guī)則8.Pauling近似能級圖和核外電子填入軌道次序：ns→(n-2)f→(n-1)d→np（能級交織）。9.軌道能級：單電子原子，只與n有關(guān)；多電子原子，與n、l都有關(guān)。10.價電子電離次序：np→ns→(n-1)d→(n-2)f11.基態(tài)電子分布式：書寫可分三步完成：（1）寫出原子軌道填充次序；（2）按照電子排布三標(biāo)準(zhǔn)在每個軌道上填充電子；（3）將每個電子層各原子軌道按s、p、d、f次序整理，得原子電子分布式。例外情況不要求掌握??！離子電子分布式：Co2+:[Ar]3d7{不可寫作3d54s2}12.元素周期表：周期、族、區(qū)劃分。周期數(shù)=最高能級組數(shù)=該元素原子電子層數(shù)族：按電子最終填入亞層。族數(shù)=價電子總數(shù)主族元素：族數(shù)=最外層電子數(shù)[(ns+np)電子數(shù)]。副族元素：族數(shù)=最外層電子數(shù)+次外層d電子數(shù){[ns+(n1)d]電子數(shù)}。

當(dāng)[ns+(n1)d]電子數(shù)為8~10時，均屬Ⅷ；當(dāng)[ns+(n1)d]電子數(shù)為11、12時，分屬于IB和IIB，鑭系和錒系元素：均屬于ⅢB族。區(qū)：各區(qū)元素特征價層電子構(gòu)型區(qū)spddsf特征價層電子構(gòu)型ns1→2ns2np1→6(n1)d1→9ns1→2(n1)d10ns1→2(n2)f0→14(n1)d0→2ns2目標(biāo)要求：原子序數(shù)電子分布式周期、族、區(qū)13.原子性質(zhì)周期性遞變規(guī)律原子半徑（r）第一電離能（I1）第一電子親合能（EA）：EA1普通為負(fù)值

EA1均為正值電負(fù)性（）：F是電負(fù)性最大元素。給出幾個元素能夠指出其某種性質(zhì)（如電離能）大小次序。二分子結(jié)構(gòu)與性質(zhì)1.鍵參數(shù)：鍵能：與鍵解離能區(qū)分開鍵長鍵長越短，鍵能越大，鍵越牢靠。鍵性質(zhì)主要決定于成鍵原子本性。Lb(A－B)

rA+rB。估算未知鍵鍵長鍵角鍵級：凈成鍵電子數(shù)二分之一鍵極性：取決于成鍵兩原子電負(fù)性差值。差值越大，鍵極性越強(qiáng)。2.化學(xué)鍵

類型離子鍵：正負(fù)離子間靜電引力共價鍵：成鍵原子軌道重合共用電子對金屬鍵：金屬原子間作用力化學(xué)鍵理論（1）離子鍵理論離子鍵特點：本質(zhì)為靜電作用力；無方向性、無飽和性（2）共價鍵理論電子配對法—共價鍵類型：σ鍵、π鍵、配位共價鍵

__價鍵結(jié)構(gòu)式雜化軌道理論雜化理論關(guān)鍵點了解sp雜化與分子幾何構(gòu)型：會用該理論解釋表中例子幾何構(gòu)型。

雜化軌道與其它原子軌道重合只能形成σ鍵。雜化軌道是原子在成鍵時為適應(yīng)成鍵需要而形成。對sp3：一定要注明等性還是不等性分子軌道理論分子軌道類型（成鍵和反鍵；σ和π）；分子軌道能級圖——兩種能級次序?qū)懛肿榆壍朗剑忉尦涉I情況、分子磁性，計算鍵級、比較相對穩(wěn)定性。3.分子間力和氫鍵偶極矩（）：衡量分子極性大小物理量（μ=q

d）；μ=0則為非極性分子；μ0，為極性分子且μ越大，分子極性越強(qiáng)。(2)分子變形性：變形性大小用分子極化率（）來衡量，越大，分子變形性越大。(1)分子極性分子極性判斷（3）分子間力偶極種類：固有偶極：瞬時偶極：

分子間力類型：取向力、誘導(dǎo)力、色散力。三種作用力中，對大多數(shù)分子來說，色散力是主要。分子間力存在情況——掌握?。》肿由⒘φT導(dǎo)力取向力非–非非–極極–極分子間力對物質(zhì)物理性質(zhì)影響結(jié)構(gòu)類似同系列物質(zhì)，分子量越大，分子間力越大，物質(zhì)熔、沸點越高，硬度越大；溶質(zhì)與溶劑間分子間力越大，互溶度越大。

會用其解釋一些現(xiàn)象，如為何從熔、沸點看HCl<HBr<HI？（4）氫鍵：會判斷存在及解釋試驗事實！氫鍵形成條件：①有一個與電負(fù)性大元素性形成極性鍵氫原子；②有一個電負(fù)性大、半徑小且含有孤對電子元素；特點：有方向性、有飽和性。對物質(zhì)性質(zhì)影響（a）分子間形成氫鍵，物質(zhì)熔、沸點升高；分子內(nèi)形成氫鍵，物質(zhì)熔、沸點降低；（b）溶質(zhì)與溶劑分子間形成氫鍵，互溶度增大；（c）分子間有氫鍵液體，普通黏度較大；（d）分子內(nèi)形成氫鍵，往往使物質(zhì)酸性增強(qiáng)。比如：試說明以下事實（1）常溫下F2、Cl2是氣體，Br2是液體，I2是固體。（2）HCl、HBr、HI熔、沸點隨相對分子質(zhì)量增大而升高。（3）為何NH3易溶于水，而CH4卻難溶于水？三固體結(jié)構(gòu)及性質(zhì)1.晶體3個特征2.晶體分類單晶體和多晶體離子、原子、分子、金屬晶體3.四類晶體特征、性質(zhì)及舉例4.金屬能帶理論——解釋導(dǎo)體、絕緣體、半導(dǎo)體導(dǎo)電性。晶體構(gòu)型晶格結(jié)點上粒子種類粒子間作用力晶體普通性質(zhì)物質(zhì)實例離子晶體陽、陰離子靜電引力熔點較高、略硬而脆．普通易溶于水，固態(tài)時普通不導(dǎo)電活潑金屬氧化物和鹽類等原子晶體原子共價鍵熔點高、硬度大、難溶水和其它溶劑，不導(dǎo)電金剛石、單質(zhì)硅、單質(zhì)硼、碳化硅(SiC)、石英(SiO2)、氮化硼(BN)等分子晶體分子分子間力、氫鍵熔點低、易揮發(fā)、硬度小、符合相同相溶原理，不導(dǎo)電稀有氣體、多數(shù)非金屬單質(zhì)、非金屬之間化合物、有機(jī)化合物等金屬晶體金屬原子金屬陽離子金屬鍵導(dǎo)電性、導(dǎo)熱性、延展性好。有金屬光澤，熔點，硬度差異大金屬或合金四類晶體對比4.AB型離子晶體三種經(jīng)典類型。構(gòu)型晶格晶胞正、負(fù)離子配位數(shù)NaCl型面心立方立方體6∶6CsCl型簡單立方8∶8立方ZnS型面心立方4∶4晶體結(jié)構(gòu)類型主要由陰、陽離子半徑比決定半徑比規(guī)則。5.晶格能(U)：U越大，離子晶體越穩(wěn)定。與離子鍵相對應(yīng)。6.離子電子層結(jié)構(gòu)類型電子構(gòu)型例子區(qū)稀有氣體電子構(gòu)型2電子構(gòu)型ns2Li+,Be2+s區(qū)8電子構(gòu)型ns2np6Na+,Cl,O2,F,Sr2+p區(qū)非稀有氣體電子構(gòu)型18電子構(gòu)型ns2np6nd10Zn2+,Hg2+,Cu+,Ag+ds區(qū)18+2電子構(gòu)型(n-1)s2(n-1)p6(n-1)d10ns2Sn2+,Pb2+,Sb3+,Bi3+p區(qū)917電子構(gòu)型ns2np6nd1-9Cr3+,Mn2+,Cu2+,Fe2+,Fe3+d區(qū)四大平衡平衡常數(shù)分類經(jīng)驗：Kc、Kp

（Kp=Kc(RT)Δn）標(biāo)準(zhǔn)：用p/pθ、c/cθ表示平衡常數(shù)。{Kθ=Kp(1/pθ)Δn}

（對氣相反應(yīng)只可用p/pθ求Kθ）性質(zhì)：與T相關(guān)，與c、p無關(guān)；正逆反應(yīng)互為倒數(shù)；隨方程式寫法改變而改變；多重平衡規(guī)則：平衡常數(shù)表示式推導(dǎo)ΔrGmθ

＝-2.303RTlgKθ氣相反應(yīng)注意單位化學(xué)平衡特征V正=V逆（而不是k正=k逆：速率常數(shù)）各物質(zhì)濃度不隨時間而改變動態(tài)平衡標(biāo)志：ΔG=0（而不是ΔGθ=0）平衡計算：轉(zhuǎn)化率平衡移動：濃度、溫度、壓力影響：呂查德里原理

催化劑不影響平衡狀態(tài)，僅縮短到達(dá)平衡時間?；瘜W(xué)平衡移動影響原因移動方向濃度增加反應(yīng)物或降低生成物生成物方向壓強(qiáng)增大致系壓強(qiáng)分子數(shù)降低方向溫度升高溫度吸熱方向一酸堿反應(yīng)水解離平衡（pH+pOH=pKw）水溶液體系永遠(yuǎn)存在1.弱電解質(zhì)解離一元弱酸：一元弱堿多元弱酸：分步解離且解離常數(shù)逐層減小，按一元弱酸近似處理；二級解離產(chǎn)生陰離子濃度等于二級解離常數(shù)。緩沖溶液：組成判斷原理：同離子效應(yīng)pH計算：pH=pKaθ–lg(c酸/c鹽)；pOH=pKbθ–lg(c堿/c鹽)緩沖容量：緩沖對濃度越大，緩沖容量越大。

2.鹽水解實質(zhì)：H2O=H+OH-

水解平衡計算各類鹽水解：一元強(qiáng)堿弱酸鹽：一元強(qiáng)酸弱堿鹽：

一元弱酸弱堿鹽：二元弱酸鹽：=+cHQaKQbKQwK=+ccH=-ccOH=ch50003QhKc影響水解平衡原因：溫度、濃度、酸度（用于溶液配制）注意：全部公式使用均需滿足近似條件對于同離子效應(yīng)存在情況不可直接用公式求算對于計算，需有計算過程，不可直接代公式酸堿反應(yīng)與溶液pH——混合溶液pH計算類似于NaHCO3、NaH2PO4等，酸中H+未完全中和同時存在解離和水解平衡

溶液酸堿性判定比較對應(yīng)水解常數(shù)和解離常數(shù)，較大對應(yīng)反應(yīng)進(jìn)行程度較大溶液酸堿性判定補(bǔ)充：例：判斷NaHCO3溶液酸堿性分析例：說明以下試驗事實：Na3PO4和Na2HPO4呈堿性，而NaH2PO4呈酸性。解：Na3PO4因為水解顯然呈堿性。H3PO4各級解離常數(shù)(pKa)：2.15，7.20，12.32平衡pK結(jié)論H2PO4-=H++HPO42-7.20酸性H2PO4-+H2O=H3PO4+OH-11.85HPO42-=H++PO43-12.32堿性HPO42-+H2O=H2PO4-+OH-6.8二沉淀反應(yīng)Ksp與s換算關(guān)系溶度積規(guī)則離子完全沉淀要求：c(Mn+)10-5mol·L-1分步沉淀計算溶解難溶強(qiáng)電解質(zhì)3種慣用方法：生成弱電解質(zhì)；氧化還原法；生成配離子沉淀轉(zhuǎn)化三氧化還原反應(yīng)氧化還原反應(yīng)配平方法：氧化數(shù)法；離子-電子法。標(biāo)準(zhǔn)電極電勢：標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)下，以標(biāo)準(zhǔn)氫電極為比較標(biāo)準(zhǔn)而測出某電極相對電勢。原電池標(biāo)準(zhǔn)電動勢：原電池符號能斯特方程：弱電解質(zhì)、沉淀生成對電極電勢影響（新電對電極電勢求算）Q-Q+Q-=)()(EEE][][lg0592.0還原型氧化型zEE+=Q電極電勢應(yīng)用判斷氧化劑、還原劑相對強(qiáng)弱判斷原電池正、負(fù)極，計算原電池電動勢氧化還原方向判斷（E>0,自發(fā)）：氧化還原反應(yīng)程度：元素標(biāo)準(zhǔn)電極電勢圖應(yīng)用計算電正確標(biāo)準(zhǔn)電極電勢：E=(z1E1+z2E2+…)/z判斷岐化反應(yīng)能否發(fā)生:可發(fā)生；解釋氧化還原現(xiàn)象0592.0)(0592.0lg)()(Q-Q+QQ-==EEz’z’EK-=Dz’FEGmrQQ>左右EE注意電極電勢和電動勢值與反應(yīng)式寫法均無關(guān)。原電池電動勢E=E+-E-，

對于反應(yīng)2Ag++Zn=Zn2++2Ag，電動勢E=E(Ag+/Ag)–E(Zn2+/Zn)

對于反應(yīng)Ag++1/2Zn=1/2Zn2++Ag，電動勢E=E(Ag+/Ag)–E(Zn2+/Zn)四配位平衡配合物組成命名化學(xué)式價鍵理論：內(nèi)軌、外軌判斷幾何構(gòu)型與雜化類型配位平衡計算熱力學(xué)、動力學(xué)熱力學(xué)基本概念熱、功、熱力學(xué)能熱、功符號要求（以體系能量得失為準(zhǔn)，得取正值）若體系吸熱，Q>0；體系放熱，Q<0環(huán)境對體系做功，W>0；體系對環(huán)境做功，W<0Q和W都不是狀態(tài)函數(shù)。不能說體系某種狀態(tài)下含有多少Q(mào)或W狀態(tài)函數(shù)（特征）定態(tài)有定值各狀態(tài)函數(shù)之間存在聯(lián)絡(luò)：狀態(tài)方程狀態(tài)函數(shù)改變值只與始態(tài)、終態(tài)相關(guān)，與改變路徑無關(guān)反應(yīng)熱（Q）反應(yīng)前后溫度相同時，且體系不作非體積功，反應(yīng)過程中吸收或放出熱量注意：并不要求反應(yīng)過程中體系溫度一直恒定Qp=H，Qv=UH=U+nRT（注意各項單位）n：反應(yīng)前后氣體物質(zhì)量之差熱化學(xué)方程式：書寫規(guī)則赫斯定律標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)、標(biāo)準(zhǔn)情況熵、焓、吉布斯自由能熱力學(xué)第一定律：U=Q+W其實質(zhì)為能量守恒定律注意Q和W符號熵取值：0K，完美晶體熵為零。故即使最穩(wěn)定單質(zhì)在298.15K熵也不可為零。與U、H不一樣，體系熵S能夠測定影響S原因：g>l>s;復(fù)雜分子>簡單分子；軟>硬；T升高，S增大。標(biāo)準(zhǔn)摩爾熵（Smθ）標(biāo)準(zhǔn)態(tài)下，1mol物質(zhì)熵值單位是Jmol-1K-1反應(yīng)熵變注意常溫下即使最穩(wěn)定單質(zhì)標(biāo)準(zhǔn)熵不等于零某一化合物標(biāo)準(zhǔn)熵不等于由穩(wěn)定單質(zhì)形成1mol化合物時反應(yīng)熵變化學(xué)反應(yīng)熵變隨溫度改變不大，可近似認(rèn)為是常數(shù)焓標(biāo)準(zhǔn)摩爾生成焓fHmθ某溫度、標(biāo)準(zhǔn)態(tài)下，由最穩(wěn)定純態(tài)單質(zhì)生成1mol某物質(zhì)時焓變，稱為這種物質(zhì)標(biāo)準(zhǔn)摩爾生成焓標(biāo)準(zhǔn)態(tài)下最穩(wěn)定純態(tài)單質(zhì)標(biāo)準(zhǔn)摩爾生成焓為0普通而言，fHmθ與溫度相關(guān)，但影響很小。摩爾反應(yīng)焓變rHm定義：=1mol時焓變。rHm單位為kJmol-1注意：rHm與方程式寫法相關(guān)。吉布斯自由能Gibbs自由能定義：G=H–TSG=H-TS（吉布斯公式）標(biāo)準(zhǔn)摩爾生成Gibbs自由能fGmθ：標(biāo)準(zhǔn)態(tài)下，由最穩(wěn)定純態(tài)單質(zhì)生成1mol某物質(zhì)時吉布斯自由能變，稱為這種物質(zhì)標(biāo)準(zhǔn)摩爾生成吉布斯自由能。rGm=rHm-TrSm（G受溫度影響大）標(biāo)準(zhǔn)態(tài)方法1：分別求出焓變和熵變方法2：由標(biāo)準(zhǔn)摩爾生成Gibbs自由能（T=298.15K）rGm求算非標(biāo)準(zhǔn)態(tài)化學(xué)反應(yīng)等溫方程式對于反應(yīng)cC+dD=yY+zZ，在等溫恒壓下，rGm=rGm?+RTlnJ（J：反應(yīng)商）化學(xué)反應(yīng)方向判據(jù)：Gibbs判據(jù)恒溫恒壓下，封閉體系中任何自發(fā)改變總是使體系Gibbs函數(shù)減小。 < 正反應(yīng)自發(fā)進(jìn)行 G =0 平衡：反應(yīng)以可逆方式進(jìn)行 > 正反應(yīng)不能自發(fā)進(jìn)行使用條件：封閉體系，恒溫恒壓，不作非體積功區(qū)分fHmθfGmθSmθrHmθ

、rGmθ、rSmθ（m：指=1mol）三者均與反應(yīng)寫法相關(guān)m：指生成了1mol該物質(zhì)H2O(l)標(biāo)準(zhǔn)摩爾生成焓：應(yīng)用rGm=rHm-TrSm時：注意各物理量單位rGm：kJmol-1rHm：kJmol-1rSm：Jmol-1K-1概念辨析關(guān)于符號說明對于一個熱力學(xué)過程，U、H等單位為J或kJ對于一個詳細(xì)反應(yīng)，但不作定量計算時，使用rU、rH等形式，單位為J或kJ需要定量計算時，必須考慮反應(yīng)進(jìn)度，使用rH