高中化学竞赛如何准备呢？_百度知道
高中化学竞赛如何准备呢？
高中化学竞赛如何准备呢？我今年准高一，湖南的，最近在啃黑白砖哪位学长学姐能把竞赛要看的书分阶段列一下？（比如入门级，基础级，提高级，超难级）最好能把书的特点打一下（像讲的好，答案好，价钱好……）谢谢了，谢谢了，谢谢了
我有更好的答案
一，基础。勿忽视基础内容。课内的练习性题必须100%的会做，并且有着高正确率。这个做起来不难，需要认真听课做作业等等。二，提高。这步是关键，具体而言指的是高中知识和大学教材里的知识的结合。给自己积极的心理暗示，并积极、主动地去用大学知识理解、拓展高中内容。不说空话。三，攻坚。多看、多练、多问。四，练习。五，运气。1、高中化学竞赛是面向高中在校生举办的知识竞赛活动。2、竞赛主要分为五个阶段：第一阶段：市级预赛。第二阶段：省级预赛。第三阶段：全国高中生化学竞赛(省级赛区)。第四阶段：全国高中化学竞赛决赛。第五阶段、国际高中生奥林匹克化学竞赛。
采纳率：83%
能在百度知道上看见一个化竞党真不容易…黑白砖其实主要是辅助作用，光看它们肯定不够的必备书：张祖德《无机化学》
简直是为竞赛党量身定做的一本书，内容精炼，值得一看，并且祖德爷爷也一直在全国各地为我们讲课，听他的课没有他的书怎么行？上面有很多英文，可以提升逼格邢其毅《基础有机化学》
大门鼎鼎的大本，内容翔实，讲的也不错，看一遍肯定不够，两遍也不够，看多少遍都不够！推荐再买一本配套习题，不过注意配套习题有的地方和书上例题不一样。入门书：蓝皮《无机化学》
这个基本上化竞党都有，错误比较多，内容也不能说很不错，但的确很适合化竞入门，不过有的地方还是讲的晦涩难懂了点北大《普通化学原理》《普通无机化学》
这两本书用的人少一点，但是讲的很不错，通俗易懂，适合自学基础书：武大《分析化学》(上册)&南大《物理化学》
不解释，分析和物化必备。物化推荐配一本学习指导科大《无机化学要点·例题·习题》
这本书好像也没什么好说的，中规中矩 《无机化学例题与习题》&《有机化学例题与习题》
很基础很基础的两本书，同一系列的，买不买都可以提高书：格林伍德《元素化学》
可以说是元素化学的最强书，内容相当多，但可能比较难找到，我们老师给我们在某宝上印了一套《高等无机结构化学》
省选必备，开始的一部分可以跳过，全tm是高数…《结构与物性》
作者周公度也是我国在结构化学方面比较厉害的人物了，没看过但是翻过，据说很不错裴坚《中级有机化学》
不太好用的书，没什么好说的，但看在作者的份上以及往年的题目…《The Art of Writing Reasonable Organic Reaction Mechanisms》
大名鼎鼎的Art，机理讲的很好，需要一定的英语专业词汇
我只挑了我接触过的一些书，还有的可以去化学竞赛吧看看，置顶帖&精品贴里可以收获很多的
哦对了，入门之前需要先把高中选修三四五都干掉，直接跳跃到大学可能有点egg pain…
邢大本今年出了第四版，但只有上册，下册需要等到年底…
学长能推荐物理竞赛的吗？
北大出版社的《中国化学奥林匹克竞赛试题解析》里有10-15年的真题和解析，值得一买浙大出版社有很多好书，以题目为主，我买了几本，不过名字都忘了
另外选修345自学有啥困难吗？
(:з」∠)_物竞我没怎么搞，只能结合我的一点经验还有看到的物竞党推荐点…选修345我感觉没什么难的，看悟性…我拿着一本五三和一套38套一个月不到就搞定了
我觉得53不咋好，高考必刷题怎样？
这个无所谓，把选345都过一遍就好了。有机要重点过，剩下两本的内容基本上看一会儿大学书就都有了
学长QQ多少？
qq用私信发了…话说物竞的书在物竞吧置顶帖已经有比较详细的整理和介绍了，我这个半吊子还是不要瞎说话了…
本回答被提问者采纳
是奥林匹克竞赛吗
应该是吧？
我那时也没干什么，直接去考。不过我是英语作文
首先你要有好的化学基础，我觉得参加奥赛等的基础是高中化学，所以说你要先把高中化学基础全部搞定，然后学习大学的无机化学和基础有机化学，包括识谱，奥赛的很多题目都是大学无机有机化学，关于化学理论上的知识要比高中全面的多。如果有条件可以找一个稍微优秀的化学专业的本科生或者研究生教你，或者直接报个培训班。自己学习有些地方阻力还是挺大的。有什么请追问，难得有这么爱学化学的孩子。
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我们会通过消息、邮箱等方式尽快将举报结果通知您。案例版/《基础化学》
《基础化学》作&&&&&&者：//著&&出&&版&社：&&出版日期：2008-09& 基本信息作&者：徐靖//周明华& 出&版&社：军事医学科学出版社&出版日期：2008-09& ISBN：&版&次：1& 包&装：平装&开&本：16开& 页&数：232页&字&数：367000千& 印&张：1次& 所属分类：图书&&&&&&&&&(分类细分与勘误)&内容介绍 《基础化学》共分12章，介绍了溶液的浓度与渗透压，电解质溶液，缓冲溶液，酸碱滴定法，可见分光光度法，化学反应的能量变化、方向和限度，化学反应的速率，氧化还原反应与原电池，原子结构与元素周期律，现代价键理论和分子间作用力，配位化合物等内容。每一章节不仅介绍了基础化学的理论知识，还介绍了医学案例，提供了相关的延伸阅读材料。《基础化学》适用于医学院校本专科学生作为教材使用，同时也适合医学科研人员参考阅读。
本教材在汲取国内外优秀教材经验的基础上，在坚持“三基”、“五性”、“三特定”的同时，特别注重素质教育和创新能力的培养，加强了与医学的联系。每章选编适量相关知识的案例和阅读材料，紧跟生命科学和现代医学科学最新发展前沿，既凸显了化学知识在医学中的应用，激发学生的学习兴趣，又拓展了学生的思维空间，有利于创新素质的培养。&
本案例版教材采用法定计量单位，遵守国家标准（GB—93），选用国际通用数据，规范名词术语及英文表达。力求内容适当、条理清楚、语言简洁、循序渐进。& 本教材共12章，理论课参考学时为44～50学时，其中，绪论2学时，溶液的浓度和渗透压2学时，电解质溶液5～6学时，缓冲溶液3～4学时，酸碱滴定2～3学时，可见紫外分光光度法2～3学时，化学反应热及化学反应方向和限度6～7学时，化学反应速率4～5学时，氧化还原与电极电位5～6学时，原子结构和元素周期律3～4学时，共价键和分子问力3～4学时，配位化合物4～5学时。& 作者简介姓名：徐靖&周明华著 作者简介： 作品：《基础化学:案例版》&姓名：徐靖//周明华著 作者简介：&目录第一章&绪论 　第一节&中心学科化学的地位与作用 　　一、化学在人类社会发展中的重要作用 　　二、化学与医学和药学的重要关系 　第二节&基础化学的内容与任务 　　一、基础化学的内容与任务 　　二、基础化学的学习方法 　参考文献 第二章&溶液的浓度和渗透压 　第一节&溶液组成量度的表示方法 　　一、物质的量浓度 　　二、质量浓度 　　三、摩尔分数和 　　四、其他浓度表示法 　第二节&溶液的渗透压 　　一、渗透现象和渗透压力 　　　阅读材料　反渗透法 　　二、溶液的渗透压与温度和浓度的关系 　第三节&渗透压在医学上的意义 　　一、渗透浓度 　　二、等渗、低渗和高渗溶液 　　三、和胶体渗透压 　　　阅读材料　测定渗透压在临床上的意义 　本章小结 　参考文献 　习题 第三章&电解质溶液 　第一节&强电解质溶液理论 　　一、强电解质和弱电解质 　　二、强电解质溶液理论 　第二节&酸碱 　　一、质子酸碱的概念 　　二、水溶液中的平衡 　第三节&酸碱溶液ph的计算 　　一、计算酸碱溶液[h+]的思路 　　二、或弱碱溶液 　　三、多元弱酸或弱碱溶液 　　四、两性物质溶液 　第四节&难溶强电解质的沉淀溶解平衡 　　一、难溶强电解质的沉淀溶解平衡与溶度积 　　二、沉淀平衡的移动 　　　阅读材料　尿结石的形成 　本章小结 　参考文献 　习题 第四章&缓冲溶液 　第一节&缓冲溶液及缓冲机制 　　一、缓冲溶液及其组成 　　二、缓冲机制 　第二节&缓冲溶液的ph 　　一、缓冲溶液ph的计算公式 　　二、缓冲溶液ph计算公式的校正 　第三节&缓冲容量和缓冲范围 　　一、缓冲容量 　　二、缓冲范围 　第四节&缓冲溶液的配制 　　一、缓冲溶液的配制原则和步骤 　　二、标准缓冲溶液 　　　阅读材料　血液中的缓冲系 　本章小结 　参考文献 　习题 第五章&酸碱滴定法 　第一节&酸碱滴定法的基本原理 　　一、酸碱指示剂 　　二、滴定曲线和指示剂的& 书摘第一章　绪论
第一节　中心学科化学的地位与作用
一、化学在人类社会发展中的重要作用
自从有了人类，化学便与人类结下了不解之缘。钻木取火，用火烧煮食物，烧制陶器，冶炼青铜器和铁器，都是化学技术的应用。正是这些应用，极大地促进了当时社会生产力的发展，成为人类进步的标志。自从进入21世纪，人类世界面临着一系列的重大难题，如人口增加、粮食匮乏、环境污染、能源不足、疾病困扰等，这些问题的解决都离不开化学知识的运用。
（一）化学仍是解决食物短缺问题的主要学科之一
据预测，我国人口在本世纪中期将达到16亿。今后任务的严重性是既要增加食物产量保证人民的生存需要，又要保护耕地草原，改善农牧业生态环境，以保持农牧业可持续发展。这一切必须依靠化学在研究开发高效安全肥料、饲料、饲料添加剂、农药、可降解的农用材料等方面发挥作用。
（二）化学在能源和资源的合理开发和安全利用中起关键作用
在资源勘探，油田、煤矿、钢铁基地选定中的矿物分析，以及原子能材料、半导体材料、超纯物质中微量杂质的分析等都与化学密切相关，化学就像工业的眼睛一样时刻关注着世界的发展，为资源的合理开发和利用提供保障。本世纪初期，各国对能源的争夺日趋激烈，谁拥有能源，谁就能拥有世界。因此，开发高效、洁净、经济、安全的新能源是化学工作者面临的重大课题。
（三）化学继续推动材料科学的发展
材料是人类赖以生存和发展的物质基础，化学是新材料的“源泉”。在满足人类衣食住行基本需求之后，为提高生存质量和安全，实现可持续性发展，新材料的研究将是物质科学未来研究的重点。例如，具有特殊生理功能的新型陶瓷材料即生物人工骨为临床外科手术带来技术性的革命。生物人工骨与人体骨骼具有良好的生物相容性，不产生过敏和排异反应，能与周围骨组织形成，一般半年以后就与自体骨形成化学键结合。
全国纺织高职高专规划教材/《基础化学》
简介《基础化学》
&出&版&社： 出版时间： 版　　次：1页　　数：305字　　数：394000&印刷时间：开　　本：纸　　张：胶版纸&印　　次：I&S&B&N：0内容介绍本书适合作纺织类、化工类及相关专业的高职高专教学用书。全书整合了无机化学、分析化学及物理化学的主要内容，深入浅出，叙词简练，既注重大专阶段与高中阶段内容的衔接，又能为高等职业技术学院毕业生今后的进一步深造打下一定的化学基础。&
本书可供、轻纺染整、、卫生监督等与化学相关的专业学生使用。 目录第一章&物质结构& 第一节&概述 第二节&核外电了的运动状态 第三节&元素的基本性质与原子结构的关系 第四节&化学键理论概述 思考题与习题& 第二章&溶液& 第一节&溶液的浓度 第二节&非电解质稀溶液的依数性 第三节乳浊液与高分子溶液 思考题与习题 第三章&化学热力学& 第一节&化学热力学 第二节&热化学基础 第三节&熵的含义 第四节&吉布斯自由能 思考题与习题 第四章&化学反应速率& 第一节&化学反应速率与反应级数 第二节&温度与反应速率的关系 第三节&浓度与反应速率的关系 第四节&催化作用 思考题与习题 第五章&化学平衡& 第一节&化学平衡的概念 第二节&化学平衡的移动 第三节平衡常数与吉布斯自由能 思考题与习题& 第六章&酸碱平衡& 第七章&化学分析& 第八章&酸碱滴定法& 第九章&沉淀溶解平衡& 第十章&配位化合物& 第十一章&氧化还原与电化学& 第十二章&吸光光度法& 第十三章&现代分析仪器简介& 第十四章&非金属元素简述& 第十五章&金属元素选述& 第十六章&绿色化学简述& 第十七章&实验部分& 元素周期表& 主要参考文献&
医药高职高专教育系列教材/《基础化学》
基本信息定　　价：￥32.00&作　　者：&主编 出&版&社： 出版时间： 版　　次：1页　　数：326字　　数：500000&印刷时间：开　　本：纸　　张：胶版纸&印　　次：I&S&B&N：9包　　装：平装&我要买：件请输入购买数量余量有限送积分：240收藏人气：1& 商品详情&商品评论(0条)&商品问答(0条)&编辑推荐 内容简介本书为全国医学高职高专药学专业教材。本教材在编写过程中主要按以下思路编写：
突出教育特点。以药典中常用药物原料及药物为核心，用医药学中常见化合物及药物为实例，将无机化学与有机化学合并，介绍化学的基本知识与基本理论。让学生从基础课就联系专业、接触专业、熟悉专业轺将基本化学的基本内容分为两个部分：上篇无机化学；下篇有机化学。使学生进一步了解体学与药学的关系，理解化学对药学的重要性。不学生学习化学、生物化学、药物化学、天然药物化学等后续课程打下坚实的化学基础。
为了充分体现高职高专教育的特色，《基础化学》力求简单明了、重点突出、深入浅出。鉴于药学专业具有药学、药营、中药学、制药工程、工商管理（药学）等不同的药学学科，对化学的深测、侧重点、内容要求不同，我们在本书的编写上都有所考虑，各不同方向的高职高专药学专业教学，可根据各自需要进行取舍。此外，本教材也适用于医学类和相关医学专业化学教学。
本书以药典为蓝本，选择具有典型官能团的药物或原料，主要进行基本，如试管和滴管的使用，常见试剂及溶液的配制，熔点和沸点测定，常压与减压蒸馏等；还要进行药物结构特征与性质鉴别试验，从配制试剂开始实训。 作者简介
目录《基础化学》
&绪言——化学与药物 上篇&无机化学 第一章&溶液 第一节&溶液的组成量度 第二节&稀溶液的依数性 第三节&溶液的渗透压 第二章&化学反应速率与化学平衡 第一节&化学反应速率 第二节&影响化学反应速率的因素 第三节&化学平衡 第四节&化学平衡的移动 第三章&电解质溶液 第一节&弱电解质的电离平衡 第二节&溶液pH值的计算 第三节&酸碱质子理论
高职教材/《基础化学》
基本信息《基础化学》
&定　　价：￥27.00& 作　　者：　主编 出&版&社： 出版时间： 版　　次：1页　　数：252字　　数：332000&印刷时间：开　　本：16开纸　　张：胶版纸&印　　次：1I&S&B&N：8内容介绍本教材是根据教育的培养目标，从高职学生的特点和认知规律出发，并结合编者多年来的教学与实践经验而编写的。本教材的编写坚持“必需、够用”的原则，充分考虑高职高专教学的特点，精心遴选无机、分析、有机的知识点有机整合而成。本书可作为高职高专食品类、生物技术类等相关专业的教材，也可供轻纺、环保等专业选用。 在本教材的编写过程中，着重突出以下特色：
1．满足专业需要，突出实用性。本教材结合食品、生物技术类专业对化学知识的需求，将原来的无机化学、分析化学、有机化学的内容进行融通和整合，对实用性不强的内容进行删减，在保证学生掌握基本知识、基本理论、基本技能的前提下，注重理论与实践的结合。&
2．知识结构合理，符合学生的认知规律。本教材内容深广度适中，降低起点和难度，避开了烦琐的公式推导，删减了过深的反应机理，力求重点突出、概念准确、语言简练、深入浅出，方便学生自学。&&&& 目录第一章　化学基础知识 　第一节　溶液组成的表示方法 一、物质的量浓度 二、质量摩尔浓度 三、溶质的质量分数 四、滴定度 五、溶液浓度的换算和配制 　第二节　元素周期律和元素周期表 一、周期 二、族 三、区 第三节　化学平衡 一、化学平衡 二、标准平衡常数 三、规则
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?2010年中国医药科技出版社出版图书
（2010年中国医药科技出版社出版图书）
该书按“需用为准、够用为度、实用为先”的原则选取和编排教学内容，包括原理和元素化学物性质两部分，共计13章。全书重点讲授了、化学反应的速率和限度、和以及酸碱平衡、、氧化还原平衡、配位平衡等无机化学基本原理；对于元素化合物性质则以为依据，突出重要的、有代表性的元素及其化合物的性质和反应类型，强调其在生物体内的分布和作用，以及其药用价值。还包括“生物无机化学基本知识”一章，介绍了生物元素、生物矿化、矿物药以及现代生物无机化学的发展。
无机化学内容简介
该书是普通高等专科教育药学类专业系列教材之一。
该书可作为高等职业院校、高等专科院校、成人高校、民办高校及本科院校的二级学院药学及相关专业的教学用书，并可作为社会从业人士的业务参考书及培训用书。
无机化学目录
第一章 溶液
第一节 分散系
第二节 溶液的浓度
一、溶液浓度的表示方法
二、浓度的有关计算
第三节 稀溶液的依数性
一、溶液的蒸气压下降
二、溶液的沸点升高
三、溶液的凝固点降低
四、溶液的渗透压
第二章胶体溶液及表面现象
第一节 溶胶
一、溶胶的性质
二、溶胶的稳定性和聚沉
第二节高分子化合物溶液
一、高分子化合物的概念
二、高分子化合物溶液的形成和特征
三、高分子溶液对溶胶的保护作用
第三节 凝胶
一、凝胶的形成
二、凝胶的主要性质
第四节 物质的表面现象
一、表面张力与表面能
二、表面吸附
三、表面活性物质
第三章 化学反应动力学
第一节化学反应速率
一、化学反应速率及表示方法
二、反应的活化能
三、化学反应速率的影响因素
第二节 化学反应的限度
一、可逆反应与化学平衡
二、化学平衡常数
三、多重平衡规则
第三节 化学反应进行的方向
一、浓度对化学平衡的影响
二、压力对化学平衡的影响
三、温度对化学平衡的影响
第四章 酸碱平衡
第一节酸碱质子理论
一、酸碱质子理论
二、酸碱反应
三、酸碱的强度
第二节 溶液的酸碱性
一、水的解离平衡
二、溶液的酸度
三、酸碱指示剂
第三节电解质溶液
一、强电解质
二、弱电解质溶液
第四节 缓冲溶液
一、缓冲溶液的组成和作用原理
二、缓冲溶液pH的计算
三、缓冲溶液的配制
第五章 沉淀-溶解平衡
第一节 难溶电解质的溶度积
一、沉淀-溶解平衡
二、溶度积常数
三、溶度积与溶解度
四、溶度积规则
第二节 沉淀的生成和溶解
一、沉淀的生成
二、分步沉淀
三、沉淀的溶解
四、沉淀的转化
第六章 氧化还原与电极电势
第一节氧化还原反应的基本概念
一、氧化数
二、氧化还原共轭关系
三、氧化还原反应式的配平
第二节 电极电势
一、原电池
二、电极电势的产生
三、标准电极电势的测定
四、影响电极电势的因素——Nernst方程
第三节 电极电势的应用
一、比较氧化剂和还原剂的相对强弱
二、判断氧化还原反应自发进行的方向
三、判断氧化还原反应进行的限度
四、元素标准电极电势图及其应用
第七章 原子结构
第一节 核外电子运动状态
一、电子云的概念
二、核外电子运动状态的描述
三、多电子原子轨道的能级
四、基态原子中电子分布原理
第二节 电子结构与元素周期表
一、元素周期性与电子层结构的关系
二、元素性质的周期性
第八章 共价键与分子结构
第一节 共价键理论
一、现代价键理论
二、杂化轨道理论
三、价层电子对互斥理论
四、键参数
第二节分子间作用力与氢键
一、分子的极性
二、分子间作用力
第九章 配位化合物
第一节 配位化合物的基本概念
一、配合物及其组成
二、配合物的化学式及命名
三、配合物的类型
第二节 配合物的价键理论
一、价键理论的基本要点
二、内轨型配合物和外轨型配合物
三、配合物类型的判断
四、配合物的立体构型
五、配合物的几何异构
第三节 配位平衡
一、稳定常数和不稳定常数
二、配位离解平衡的应用
三、螯合物的稳定性
第四节 配合物的应用
一、在分析化学中的应用
二、在生物科学和医学领域中的应用
三、在工农业领域中的应用
第十章s区元素及其化合物
第一节 碱金属元素
一、碱金属的通性
二、碱金属的氧化物和氢氧化物
三、常见的碱金属盐类
四、碱金属元素在生物体内的分布及作用
五、常用的含碱金属元素药物
第二节 碱土金属元素
一、碱土金属的通性
二、碱土金属的氧化物和氢氧化物
三、常见的碱土金属盐类
四、碱土金属元素在生物体内的分布及作用
五、常用的含碱土金属元素药物
第十一章 p区重要元素及其化合物
第一节 卤素
一、卤素的通性
二、卤素单质
三、卤化氢和氢卤酸
四、卤素的含氧酸及其盐
五、卤素在生物体内的分布及作用
六、常用的含卤素药物
第二节 氧族元素
一、氧族元素的通性
二、氧、臭氧和过氧化氢
三、硫、硫化氢和金属硫化物
四、硫的重要含氧酸及其盐
五、氧族元素在生物体内的分布及作用
六、常用的含氧族元素药物
第三节 氮族元素
一、氮族元素的通性
二、氨和铵盐
三、氮的含氧酸及其盐
四、磷的含氧酸及其盐
五、砷、锑、铋的重要化合物
六、氮族元素在生物体内的分布及作用
七、常用的含氮族元素药物
第四节 碳族和硼族元素
一、碳族和硼族元素的通性
二、活性炭的吸附作用
三、碳的无机含氧酸及其盐
四、硅的含氧化合物
五、硼酸和硼砂
六、铝、锡、铅的重要化合物
七、碳族和硼族元素在生物体内的分布及作用
八、常用的含碳族和硼族元素药物
第十二章 过渡元素
第一节 过渡元素的通性
一、过渡元素的基本性质变化特征
二、过渡金属单质的物理性质
三、过渡金属的化学性质
第二节 重要过渡元素及其化合物
一、铬和锰
二、铁、钴、镍
三、铜和银
四、锌、镉、汞的重要化合物
五、过渡元素在生物体内的分布及作用
六、常用的含过渡元素药物
第十三章 生物无机化学基本知识
第一节 生物无机化学研究的内容和方法
第二节 生物元素
一、生物元素的分类
二、最适营养浓度定律
三、生物金属元素的存在形式
四、生物元素的生理功能
第三节 生物矿化
一、生物矿物与生物矿化
二、生物矿物的分类
第四节 矿物药
一、矿物药的分类
二、矿物药作用的化学基础
三、矿物药的特点
四、矿物药研究方向
第五节 生物无机化学的应用
一、生物无机化学与现代医学
二、化学模拟生物过程
附录一 元素的相对原子质量
附录二 常用酸碱的相对密度和浓度
附录三 一些质子酸的解离常数
附录四 常用酸碱指示剂
附录五 常用缓冲溶液的配制和pH
附录六 常见难溶化合物的溶度积常数
附录七 常见配离子的稳定常数K稳
附录八 EDTA的酸效应系数
附录九 一些电对的标准电极电势φ°（298.15K）
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中山大学--无机化学课件
无机化学二00四年九月绪 言 课一、无机化学概况㈠ 化学发展史化学是研究物质组成、结构、性质及其变化规律的自然科 学。她与社会的发展、人们的生活紧密联系。 十九世纪初，化学被划分为无机化学和有机化学。 化学四大分支学科有机化学：以研究碳氢化合物及衍生物的结构、性质等为内容。无机化学：除碳氢化合物及衍生物外，研究物质组成、 结构、性质及其变化规律的学科。分析化学：以研究物质化学组成的鉴定方法及其原理为内容。 物理化学：应用物理测量方法和数学处理方法研究物质及其反应，寻求化学性质与物理性质之间本质联系的普遍规律。㈡ 无机化学发展简介十九世纪以前 化学的历史就是无机化学的历史 十九世纪中~二十世纪中 有机化学蓬勃发展，无机化学相对停滞不前 二十世纪五十年代后 无机化学复兴时期 无机化学与其他学科相互渗透，出现新分支 现在 学科。复兴阶段标志： ①现代物理方法的引入、新兴工业和尖端科学技术的发展促进了 无机化学的飞跃发展――人工元素的研究。 ②结构理论的发展（VB法、MO法、配位理论），对物质结构、 性质及变化规律更系统的认识，积累了丰富的热力学和动力学数 据，无机反应规律被总结出来，建立了大规模的无机工业体系； 工业的发展反过来又促进科学研究，相互促进。 无机化学新分支学科： 希有元素化学、希土元素化学、金属有机化学、无机高分子 化学、生物无机化学等。㈢ 无机化学研究对象和内容 对象：除炭、氢化合物及其衍生物外所有元素的 单质和化合物。 内容：这些对象的组成、结构、性质和反应规律 以及它们之间的相互联系。二、课程的教学目的及安排1、任务： ? 承接作用：中学和大学两学习阶段的桥梁； ? 后续课程的基础： 它是培养目标的整体知识结构和能力结构的重 要组成部分。 2、特点： ? 实验性； ? 课程内容多，杂。3、教学目的：①、在中学化学知识的基础上，获得物质结构、化学 反应基本原理等理论知识，把元素及其化合物方面 的知识更加系统化和规律化。 ②、具有分析处理一般无机化学问题的初步能力，在 自学、文献检索等方面的能力有一定的发展。4、教学安排：? 以元素周期系为线索，把化学反应原理、物质结构 的基础知识与元素性质尽可能结合在一起，运用基 本理论和规律去分析并掌握元素及其化合物的基本 性质。第一章 化学反应一般原理第二章 酸碱反应 第三章 氧化还原反应 第四章 原子结构 第五章 分子结构、晶体结构 第六章 配位化合物 第七章 S区元素15节8节 6节 6节 8节 5节 4节第八章 d、ds区元素第九章 P区元素11节16节三、希望和要求1、预习：大学阶段的学习是不可缺少的。了解有关内容是必须的， 还 应积极思考，提出问题。2、听课及笔记：大学课堂教学不是简单的知识传授，更重要的是如何灵活运 用知识，处理解决问题，在这方面的能力的提高。“听”什么：结合预习，积极配合思考。“笔记”： 积累重要信息和资料，知识的线索和结构。做好笔 记不是件易事，需用心体会，不断总结。 3、作业： 量不多，重在质。 要求：①必须做好（字）；②两个本子，每周末交，全批改。 4、课外阅读：非常重要。 刊物：大学化学、化学教育、中学化学教育、无机化学学报等。 建议：多做读书卡。5、考核管理：作业： 10%小论文、讨论：10% 期中考试：30% 期末考试：50%。第一章 化学反应一般原理化学反应所涉及的问题包括： ⑴反应判据 ⑵反应限度 ⑶反应速度 ⑷反应机理 ⑴⑵属于化学热力学范畴；⑶⑷属于化学动力学范畴。 本章主要从反应重能量变化的研究开始，讨论反应的方 向和限度，然后再考虑反应的快慢。 仅涉及一些基本知识和思考的方法，重点在于实际应用。热力学简介它是研究能量转换过程中所遵循规律的一门学科。于19世纪 中叶，蒸汽机的发明和应用，研究热和机械功之间的转换关 系形成，后来研究范围推广到各种能量之间的相互转换中。特点：1、基础是两个经验定律； 2、结论具有统计意义：是讨论大量质点的平均行为， 不涉及物质的微观结构和过程机理。局限性：不能讨论过程如何进行和进行的快慢； 结论不能说明过程进行的机理和快慢。热力学一些专门术语体系：研究对象。 环境：与体系紧密联系的部分。 状态函数：描述体系状态性质的函数。 热量：发生变化时，体系与环境之间因温差传递的能量形式。它与变化相关联。规定：体系从环境吸热为正。 功 ：除热以外的其他能量传递形式。规定环境对体系做 功为正。 内能：体系内部能量总和。热力学第一定律――能量守恒△U = Q + W第一节 化学反应方向可逆反应在某条件下，反应方向如何判断？能量最 低原理 热效应 焓变 计算 处理 熵增 原理计算 自由能G 最小原理能量最低原理与自然现象1-1自发过程 一定条件下，无需外力作用能自动进行的过程。 “自发”不含“快速”之意“非自发”不等于“不可能”1-2化学反应热效应，反应焓变1.反应热 一定温度下，只对抗外压作膨胀功时，反应吸收或 放出的热量。?恒容反应热 QV=△U?恒压反应热 QP=△H2.焓（H）――新物理量物质的又一种能量形式。 H≡ U + PV如何理解QP=△H恒温恒压下，反应物、产物各自有不同的焓。 当反应物的焓比产物的焓高时，由反应物转变为 产物，就要释放出那多余的部分(△H)，以热量的形式释放。△H = H产物 － H反应物△H＞0 QP＞0 吸热△H＜0HQP＜0N2+3H2放热H△H2NH33.状态函数特征状态一定值一定，殊途同归变化等，周而复始变化零。4.Hess定律反应一步完成的热效应等于分步进行的各步热效 应之和。反应的热效应只与始终态有关，与变化途径无关。 小结：?条件相同的反应或聚集状态相同的同种物质才能 相消或合并。 ?反应式乘（或除）以某数，相应的热效应也要同 乘（除）以该数。5、热化学方程式（△H⊙表示反应热）思考： ①中学的热化学方程式与用△H⊙表示的热化学方 程式有何差异？ ②书上△H⊙的单位为KJ/mol，mol-1表示什么？ ③对同一反应，反应是书写不同，△H⊙值有无变 化？ ④⊙代表是么？ 6、标准态――物质状态的参比基准线规定：标准压强下物质的确切聚集状态。 [注] 对温度没有规定。 [比较] 气体标准状态。说明： ①、气体的标准态：P⊙ = 1.013×105 ②、溶液中溶质的标准态：标准压强下，溶质的 浓度为 1mol/?, 即 C⊙ =1mol/? ③、液体和固体的标准态： P⊙下的纯物质。 7、反应热的计算 ①、原则――Hess定律 [问题] 能否通过较少的实验数据获得任意化学反 应的热效应？ [分析] 反应 A + B ? C + D △H⊙ = H ⊙产物 - H ⊙反应物绝对法难确定△H⊙ ，可用相对法解决②、标准生成焓――△fH⊙ 定义：温度T、标态时，由指定单质生成1mol某 物质（以化学式表示）的焓变。 [说明] 指定单质：多为元素的最稳定单质，状态亦指定。 生成反应：指定单质反应生成1mol生成物的过程。 [推论]： 指定单质△fH⊙ =0 △fH⊙ 非绝对值 熟悉元素的指定单质、物质的生成过程。 H, Na, K, C, O, N, F, Cl, Br, I 写出生成过程：CO2 , MgO, KBr, NaI[问题] 已知物质的△fH⊙ ，如何计算反应的△H⊙？[设计]反应物②产物①各种指定单质[思路] 过程Ⅰ 由各指定单质直接生成产物； 过程Ⅱ 由各指定单质先生成反应物，然后 反应物再转化为产物 必有：过程Ⅰ热效应 = 过程Ⅱ热效应 [公式] △H⊙ =∑△fH⊙产物 - ∑△fH⊙反应物1-3标准态时反应的方向许多放热反应为自发过程：如：3Fe(s) + 2O2(g) → Fe3O4(s) △H⊙ =－1120KJ2H2 + O2 →2H2O(g)△H⊙ =－483.6KJ但有些吸热过程也能自发进行：如：常温常压下H2CO3(aq) → H2O(?) + CO2(g)该反应△H⊙= +19.3KJ，但自发进行。 [为什么]仔细考察这类过程有共同的特点：混乱程度增大。 所以，体系的混乱度也对过程的方向有影响：有序到无序利于自发，反之不利于自发。表征体系组成微粒分布混乱程度的函数。 S值越大，混乱度越大，有序性越差。 规律：熵值 Ⅰ、固体＜液体＜气体 Ⅱ、混合物＞纯净物 Ⅲ、S随温度升高增大 热力学第三定律： 各种纯化学物质的最完整晶体，在0K时熵 值为零粒子的热运动完全停止，内部排列达到 最有序程度。即S0K=0 设： A0K → ATK △S = ST － S0 = ST ST为绝对值，乘绝对熵。1、熵――S2、标准熵定义：1mol纯物质在标准态时的熵值。ST⊙ 单位：J? -1? -1 mol K [比较] △fH⊙ 与 ST⊙ ①ST⊙ 为绝对值， △fH⊙为相对值； ②指定单质△fH⊙ =0，而ST⊙ ≠0。3、 △S⊙计算与△H⊙ 计算原则、方法一样。 △S⊙ =∑ S⊙产物 －∑ S⊙反应物 [分析]：前述自发吸热过程都是△S⊙＞0 故 自发过程的方向受两大因素制约： △S⊙、△H⊙小结① △H⊙ ＜0 ， △S⊙ ＞0 自发； ② △H⊙ ＞0 。 △S⊙＜0， 非自发。 ③ △H⊙ ＜0 ， △S⊙ ＜0 ④ △H⊙ ＞0 。 △S⊙ ＞0， [美]Gibbs提出：恒温恒压下，△H和△S可综合成一 个新的函数变量，记为△G称Gibbs自由能变量。 关系： △G =△H－T△S △G⊙ =△H⊙ －T△S⊙4、自由能G（又一新能量形式）意义不讨论。① 最小自由能原理： 恒温恒压下 △G ＜0 自发； △G ＞0 非自发 △G⊙ ＜0 标态自发； △G⊙ ＞0 标态非自发 由关系△G⊙ =△H⊙ －T△S⊙ 假设△H⊙ 、△S⊙不 随温度变化，可估计自发反应进行的温度范围。 ②△G⊙ 计算（与△H⊙相似） Ⅰ、由 △fG⊙――标准生成自由能计算 Ⅱ、由△G⊙ =△H⊙ －T△S⊙ 计算 本节小结： 介绍了化学热力学的初步知识，主要讨论了焓、熵、 自由能等状态函数，其意义不深究，解决了反应方 向的判据。重点在于应用： Ⅰ、 △G⊙、△H⊙、△S⊙计算 Ⅱ、用△G⊙判断自发反应方向。第二节 反应限度 化学平衡反应方向确定后，反应进行到什么程度才停止呢？2-1 反应限度的判据1、能量判据 [分析] 恒温恒压下，根据最小自由能原理，反应之所以 自发进行，是因为△G＜0 。 随着反应进行，必有∑G产增大，∑G反降低。故有 △G →0趋势。 当△G=0时，反应失去推动力，宏观上反应“不 再进行”，即自发反应进行到△G=0而“停止”。 反应限度的能量判据： △G=0[比 较 ] 高 中 知 识 对可逆反应，最终有∨ 正 =∨ 逆 ， 正反应单位时间 内消耗的反应物必然为逆反应所补偿，宏观上各 组分的量不再随时间而变，达到化学平衡。? ∨正=∨逆为反应限度的质量判据。2、化学平衡――反应的限度恒温恒压下，反应达到∨正=∨逆或△G=0时的状态 ? 化学平衡建立的条件：恒温恒压， ∨正=∨逆 △G=0 ? 平衡建立的标志： 各组分的数量不再随时间而变。? 化学平衡的特征（定性）： ①动态平衡。 ②是恒温恒压封闭体系中可逆反应进行的最大限 度或最终状态。 [问题]化学平衡的定量特征,平衡组成之间的关系？ 3、化学平衡定律 ①活度商（反应商）Qi 反应 aA + bB ? cC + dD) c ( PD ) d P? P? Qi ? ( PA ) a ( PB ) b P? P? (Cc ) c (CD ) d C? C? Qi ? ( CA ) a ( CB ) b C? C? (P c② Van’t Hoff恒温方程式： △G=△Go+RT?nQi 平衡时， △G=0 △Go= -RT?n(Qi)平 [分析] 该式将反应的标准自由能变与平衡时各物质的组成 关系联系起来了。 式中，R,T,△Go均为常数， (Qi)平必为常数。写为Ko ③平衡常数――质量作用定律 一定温度下，反应达到平衡，产物浓度以反应方程 式计量系数为乘幂的乘积与反应物浓度以计量系数 为乘幂的乘积之比为常数。 一定温度下，每个平衡反应都有它自己特征的平衡 常数，这是化学平衡的定量特征。④ Ko的性质、意义： ?性质：它仅为温度的函数，与浓度无关，不随平衡 组成而变，与达到平衡的途径无关。 ?意义：反应了平衡混合物中产物所占的相对比例， 它很好的反映出反应进行的程度。 表明了一定温度下反应平衡的条件： Q = Ko 平衡 Q ＞ Ko 反应自右向左进行 Q ＜ Ko 反应自左向右进行 ?Ko 与 Q异同： 都对应相同的反应式，但Q为任意态下的值，ko 为 平衡时的值。 ⑤平衡常数的表示法及书写规则（自学）2-2多重平衡规则――K的组合一定温度下，若反应可表示为多个分反应之和或差， 则该反应平衡常数等于各分反应平衡常数之积或商。 即平衡常数与达到平衡的途径无关。 [分析]∵△Go= -RT?nKo 若：总反应=反应1+反应2 △Go总=△Go1+△Go2 －RT?nKo =－RT?nKo1－RT?nKo2 ∴KO=KO1×KO2 [注] 各反应必须是同一温度，各物质集聚状态相同 才能组合。2-3 应用――平衡计算[内容] ko的确定及平衡组成的有关计算 1、K的确定 Ⅰ.根据△Go= -RT?nKo Ⅱ.多重平衡规则 Ⅲ.实验测定 2、计算平衡组成 平衡转化率：简称转化率 平衡时已转化的某反应物的量与转化前该物质的量 之比。 还有离解率、分解率之说 它也反映了反应进行的程度[注意] 产率、收率等概念 例 ： 已 知 反 应 CO2(g)+H2(g)==CO(g)+H2O(g) T=1473K 时 Kc=2.3，求： ①当CO2、H2起始浓度均为0.01mol/? ② 当 CO2 起 始 浓 度 为 0 . 0 1 mol/?，H2 起 始 浓 度 为 0.02mol/?两种情况下。CO2的转化率。 [小结]： K和转化率都可表示反应进行的程度，但转化率与 反应物起始浓度和反应温度有关，K而仅为温度的 函数 注意解题步骤。例：已知水煤气反应在1000K时K0=1.0，若密闭反应 罐中通入1.013×105Pa水汽与足量的红炭反应。 求平衡时各气体的压力和水汽的转化率。2-4 平衡移动化学平衡为动态平衡，当改变平衡条件，使△G≠0， 平衡被破坏。平衡移动：反应从旧平衡点转变到新平衡点的过程 ?浓度、压力、温度等因素都可使平衡发生移动。 [分析]： △G=△Go+RT?nQi 且△Go=－RT?nK =－RT?nk +RT?nQi =RT?n(Qi／K ) [讨论]①恒温下 当Qi＜K △G＜0 正向移动至Qi*＝K Qi＝K △G =0，平衡不移动 Qi＞K △G＞0，逆向移动至Qi#＝K②仅改变温度，旧平衡 T1Qi＝K1改变温度至T2Qi≠K2 平衡被破坏移动至 Qi*＝K2 关键是K如何改变 1、浓度的影响 [定性] [定量处理] 例 CO+H2O==CO2+H2 T=1073 K,密闭容器中2mol CO和H2O混合，平衡时转化率为50%。若再加入 3mol H2O，问平衡能否维持？各组分的量为多少？ [实际应用] 利用廉价原料或不断移走产物，以提高某反应物的 转化率。2、压力的影响 [定性]改变压力，可导致体积的变化，而影响化学 平衡。较复杂。 ①对无气体参与的固液反应体系，几乎无影响 ②对有气体参加的反应压力的变化，可能有影响。 [分析] PV = nRT 仅改变体积 P∝V-1 改变体积为原来的m倍，则P’=P×m-1 反应 aA(g) + bB(g) ? cC(g) + dD(g) 平衡时?P ? P ? Kp ? ? a b? pA ? pB ?平 ?C C d D改变体积为原来的m倍，则总压及各物质均为旧平 衡的m-1倍。 1 1 则： ( m PD ) d ? ( m PC ) cQp ?( PA ) ? ( PB )1 m a 1 mbQp=Kp×(1/m)(c+d－a－b) 令△n=c+d－a－b = Kp ×(1/m)△n [讨论] ?若△n=0 反应前后气体分子数无变化，改变体积 Qp=Kp不影响平衡。 ?若△n≠0 当△n＞0 0＜m＜1即总压增大，Qp＞Kp 逆向移动 m＞1 即总压减小， Qp＜Kp 正向移动 当△n＜0 0＜m＜1即总压增大，Qp＜Kp 正向移动 m＞1 即总压减小，Qp＞Kp 逆向移动3、温度的影响 [分析] K是温度的函数，改变温度，K变，平衡被破坏。 4、催化剂对化学平衡的影响 [结论] 催化剂只改变反应速度，对已达到平衡的反应，加 入催化剂，同等程度改变正逆反应速度，故对平衡 无影响。 即催化剂不能改变平衡状态。 [总结] Le.Chatelier原理 改变影响平衡的某一因素，平衡就沿着减弱这种影 响的方向移动，直至新平衡。[引] 计算 常温反应2H2 + O2 ? 2H2O(?) 的平衡常数。[思考]该条件实际反应情况与反应趋势。 [说明]反应速度与热力学之间没有直接的联系。第三节 化学反应速度3-1 反应速度的表示1、定义：一定条件下，反应物转变为产物的快慢。 2、表示：单位时间某物质的浓度变化。 注意：①可用不同物质的浓度变化表示反应速度； ②其数值不一定相等，但意义相同，有关系 ③单位：mol/?? s 对大多数反应，物质浓度随时间的变化不是呈 线性关系故有平均速度和瞬时速度之分3、速度测定 ①平均速度 ②瞬时速度：实验测定物质浓度随时间变化的 数据，处理曲线某点切线的斜率。 [问题]为什么反应速度千差万别？ 3-2 速度理论简介――碰撞理论要点：①反应进行的先决条件：分子相互碰撞； ②有效碰撞：发生反应的碰撞； ③活化分子：发生有效碰撞的分子，它比一般分子的 能量高。一定条件下，分子能量分布一定。 ④活化能：活化分子具有的平均能量与反应物分子的 平均能量之差。(Ea) 意义：由反应物转变为产物所要逾越的“能量障碍”。活化分子平均能量EaA+B△HC+D反应进程活化能越大，反应逾越的能量障碍越大，反应速度 越小。 如反应N2+3H2 ? 2NH3 △Go =－33.28KJ/mol △Ho=－92.38KJ/mol Ea=330KJ/mol所要逾 越的“能量障碍”很大。 常温常压自发，但Ea高，活化分子数少，速度极小。根据碰撞理论增大反应速度： ①增大单位时间内分子碰撞总数； ②增大碰撞总数中有效碰撞的百分数。3-3影响反应速度的外部因素浓度、压力、温度、催化剂一、浓度（压力）的影响①定性分析： 浓度（压力）增大，单位时间内分子碰撞总数增多， 有效碰撞增加，速度增大； ②定量处理 速率方程式：反应物浓度与反应速度的数学关系式。 反应 aA(g) + bB(g) ? cC(g) + dD(g) V∝CAαCBβ= k CAαCBβ[说明] k 为比例常数，称速率常数 α、β为反应分级数， α+β为反应总级数，他们反映了 浓度（压力）对速度的影响程度。 ③速率常数的意义和性质 [分析]当反应物浓度均为单位1时 V=k Ⅰ、一定温度下， k值只取决于反应本性，不同反应 k不同， k反映V的内因。 Ⅱ、 k 值不随浓度、压力而变，与温度、催化剂有关 Ⅲ、 k 单位与反应级数有关。 [强调] 反应级数与反应计量系数并非一回事，不一定相符合。 反应级数是实验值，可为整数、分数、小数。 所以对一般反应，级数不能直接从计量系数导出。要深入了解浓度对反应速度的影响，必须涉及反应经 历的具体历程。 ④反应机理――反应经历的途径 Ⅰ、基元步骤：有效碰撞中一步转化为产物的过程。 Ⅱ、简单反应：仅由一个基元步骤构成的反应。 如：2NO2→2NO+O2 已证明是一个简单反应 Ⅲ、复杂反应：由多个基元步骤构成的反应。（普遍） [小结] ⑴、基元步骤直接反映了反应经历的具体途径，所以 基元步骤的速率方程，反应级数与计量系数一致。 ⑵、复杂反应只能通过实验测得，或由反应机理推导 出（不要求）。 ⑶、动力学研究的问题较热力学复杂。二、温度的影响[定性分析] 升高温度，加速反应，早就被人所知。 浓度不变，分子总数不变，温度升高，部分分子获得 能量，变成活化分子，即活化分子百分数增加，有效 碰撞增加，反应速度加快。 [定量] Arrhenuis公式： k=Aе-(Ea/RT) 或?nk= ?nA－(Ea/RT) A ――常数，称频率因子或指前因子 Ea――实验活化能 R――气体常数 表明： k与T呈指数变化关系，T微小的变化， k就有 较大变化。 [思考] Ea越大， k随温度的变化越大。三、催化剂的影响[概念] 改变反应速度，自身在反应前后的质量和化学 组成不变的组分。 正、负催化剂；酶、触媒、防老剂等。 催化剂对V的有效影响是浓度、温度无法比拟的。 [研究表明] 催化剂通过改变反应途径，改变反应活 化能实现对反应速度的影响，它参与了反应。活化分子平均能量EaA+B+K△HAK+B C+K反应进程[催化剂特性] ⑴、选择性 ⑵、不能起动反应，不能使非自发反应发生 ⑶、不能改变反应的平衡常数反应原理综合应用[方法] 1、方向判断及反应自发进行的温度范围确定； 2、改变转化率的条件确定； 3、改变反应速度的条件确定； 4、其他考虑的因素。 [实例分析] 水煤气变换条件分析CO(g)+H2O(g) → CO2(g)+H2(g)⑴、热力学数据： △H⊙=－41KJ △S⊙ =－42.4 J? -1 △G⊙ =－28.5KJ K 常温常压反应自发。 ⑵、自发反应温度范围 T＜ △H⊙/△S⊙ ≈700℃ ⑶、从平衡移动角度分析 K随温度升高而减小，即CO平衡转化率降低。 增加水汽量可提高CO转化率； △n=0，改变压力对平衡无影响。 ⑷、从反应速度角度考虑 温度升高，速度增大，常温该反应速度小； 总压增加，速度增大，可加速达到平衡； 催化剂使用，提高反应速度； 增加水汽量可提高反应速度。综合反应条件： 解决冲突，考虑经济核算及操作控制。 投料比：CO：H2O=1：5~8，过多水汽温度难控制。 总压：5~7×105Pa 温度：多段变换处理。 高温变换，低温出料：高温提高速度，迅速建立平衡， 然后降温平衡移动提高转化率。讨 论 题1、评述下列陈述： ①因为△G⊙ =－RT ?nKo，所以温度升高，平衡常数 减小； ②可逆反应建立平衡时，必有△G⊙=0； ③对放热反应，其他条件一定，温度越高，反应物的 转化率越低； ④吸热反应的活化能高，放热反应的活化能低。 2、下列陈述对否？为什么？ ①单质的焓，自由能为零 ②单质的生成焓为零。 ③反应所吸收或放出的热量为反应的焓变。 ④由于CaCO3 分解是吸热反应。故CaCO3 的生成焓小 于零。3、可逆反应C(S)+H2O(g)?CO(g)+H2(g)△H＞0，下列陈 述对否，为什么？ ①因为诸物质的配平系数相等，所以平衡时各反应物 和产物的浓度相等。 ②升高温度，使正反应速率增加，逆反应速率减小， 故平衡正向移动。 ③加入催化剂，可大大提高正反应速率，平衡正向移 动。 4、选择： ⑴、任何一个化学反应，影响平衡常数数值的因素有 ①反应物、产物浓度 ②催化剂 ③体积 ④温度 ⑵、对反应，CO(g)+H2O(g)?H2(g)+CO2(g)（ ）是正确 的。 ①Kp=1 ②Kp＝Kc ③Kp＞Kc ④Kp＜Kc⑶若△G为负值，则反应（ ） ①吸热 ②放热 ③自发反应 ④不发生 ⑷、如果某反应的△H＞0，要它成为自发过程必须满 足的条件是（ ） ①△S＞0，高温②△S＜0，高温③△S＞0，低温④ △S＜0，低温 5、是非题： ⑴反应A+B ? C △H＞0，平衡后，若升高温度，则 产物C的量将减少，反应速度减慢。 ⑵反应在一定温度和浓度下，不论是否使用催化剂， 只要达到平衡，产物的浓度总是相同的。 ⑶升高温度速率常数和平衡常数都增大。 ⑷指定单质的△fH?298、△fG?298 均为零，但其S?298不 为零。[引] 本章应用反应一般原理，讨论无机物在水溶液 中的反应规律。 [特点]反应速度较大，故重点集中在反应的方向和限 度上。 [思考]标题含义。第二章酸碱反应第一节 酸碱理论一、 电离理论1、立论点：水溶液中物质的离解。 2、要点： ①电离：电解质在水中或熔融状态下离解为自 由移动的离子的过程。 ②酸：在水溶液中电离产生的阳离子全部是H+ 的化合物；阴离子全部是OH―的化合物是碱。即：H+是酸的特征，OH―是碱的特征。 ③ 酸碱反应的实质： H+和OH―结合成水，另一产物称为盐。 二、质子理论 1、立论点：物质与质子的关系。 2、要点： ⑴酸、碱定义： 酸――凡能给出质子的物种 碱――凡能接受质子的物种 两性物――既可给出、亦可接受质子的物种 ⑵共轭关系： 质子酸? H+ + 质子碱 酸中有碱，碱可变酸――对应互变关系⑶相对强弱：给出或接受质子的相对能力 相互制约关系――共轭的必然结果 ⑷酸碱反应 实质：质子在两共轭酸碱对之间的转移或传递。 [简评] 它揭示了酸碱的对立统一关系，扩大了酸碱范围，解 决了非水体系的酸碱及反应问题。第二节 水溶液的酸碱性一、水的离解和PH值 1、KW――水离子积常数的意义 它把酸碱对立统一关系联系起来了。 2、酸碱性： [H+]=[OH-]中性，[H+]＞[OH-]酸性，[H+]＜[OH-]碱性3、PH值[思考] “PH=7.5的水溶液，是碱性溶液” “酸性溶液仅存在，碱性溶液仅存在” “中性溶液的含义是什么？” 4、计算 ①0.01 mol/? HCl的PH值 ②10-8 mol/? HCl的PH值 5、 PH值的测定 ① PH计――酸度计 ②指示剂 ③ PH试纸二、无机物在水中的行为 一般存在溶解、离解、水解等情况。可单独发生，也 可同时存在。 1、溶解 溶解性――溶解能力的表征 易、可、微、难。 2、离解 电解质： “离子氛”――被异号电荷离子包围的模型 强电解质：电离度大于60%。 3、盐的水解――中和之逆过程第三节 酸碱平衡一、电离平衡――弱电解质在水中电离的平衡状态 1、电离常数 表征了弱电解质电离程度，仅为温度的函数。 2、多元酸碱离解的特点 ①电离过程是分步进行的； ②各级电离常数显著减小。 3、有关计算 例：计算10-5MHAc溶液的[H+]和电离度(Ka=1.8×10-5) 例：求室温饱和硫化氢水溶液的[H+]、[OH-]、[S2-]、 [HS-]及电离度。K1=10-8 K2=10-15 例：计算0.1M H2SO4溶液的[H+]、[SO42-]。 K=1.2×10-2二、水解平衡――化学平衡的又一种形式[分析] 氯化铵水溶液NH4Cl(aq) H2O ? ? NH4+ + + ClH++OH? NH3? 2O H NH4+ + H2O ? NH3? 2O H + Kw ―― Kb H+K=[NH3][H+]――――[NH4+]=1、水解常数Kh表征了盐水解程度大小，亦仅为温度的函数。 弱碱强酸盐：Kh=Kw／Kb 弱酸强碱盐： Kh=Kw／Ka 弱酸弱碱盐：Kh=Kw／Kb ?Ka 一般Kh并不大。 2、水解度h――转化率的具体形式之一 3、有关计算 多元盐水解计算与多元酸碱电离相似，只考虑第一级 水解。 例：计算0.1M NH4Cl的PH值（室温）。 例：计算0.1M Na2CO3的PH值（室温）。 [注]弱减弱酸盐及酸式盐计算不要求，只作定性分析三、沉淀平衡――多相体系[分析]难溶物在水中的溶解过程(BaSO4) BaSO4(S) ? Ba(aq)2+ + SO42-(aq) 平衡时：Kc = [Ba2+] [SO42-] = Ksp 1、溶度积常数Ksp――难溶物溶解平衡定量特征 Ksp反映了物质在水中的溶解能力。 2、溶度积规则 Qi(离子积) = Ksp 平衡 Qi≠ Ksp 非平衡 Qi＞ Ksp 直至Qi# = Ksp 即沉淀生成 Qi＜ Ksp 直至Qi* = Ksp 即沉淀溶解 3、溶解度与Ksp的关系 [问题] 不同难溶物能否直接用Ksp比较溶解能力例：难溶物氯化银和铬酸银在水中溶解度大小KspAgCl= 1.56×10-10KspAg2CrO4= 9×10-12沉淀生成相同类型难溶物可直接用Ksp比较。4、溶度积规则应用 例：等体积的4×10-3 M AgNO3和K2CrO4混合是否有 Ag2CrO4沉淀生成？ KspAg2CrO4= 9×10-12 [注] ①、人眼对混浊度的敏感度 1×10-5 g/ml； ②、可能存在过饱和状态。 例：已知Ca3(PO4)2的Ksp= 2×10-29,求： ①、它在纯水中的溶解度S； ②、它在0.1M Na3PO4溶液中的溶解度。 5、分步沉淀与沉淀转化 [前提]不考虑反应速度①分步沉淀：在混合溶液中加入沉淀剂，被沉淀离子 先后沉淀的现象。 例：浓度均为0.1M Cl-、CrO42-混合溶液，加入Ag+， 谁先沉淀？ [问题]当第二种离子开始沉淀时，溶液中另一种离子 尚存多少？ [小结]掌握了分步沉淀的规律，可控制适当条件，实 现分离的目的。 ②沉淀转化：由一种沉淀转化为另一种沉淀的过程。 遵守溶度积规则。 例：讨论碳酸钡转化为铬酸钡的条件。 KspBaCO3= 5.1×10-9 KspBaCrO4= 1.2×10-10[思考] 能否实现硫酸钡向碳酸钡的转化？ KspBaCO3= 5.1×10-9 KspBaSO4= 1.2×10-10四、影响酸碱平衡的因素 主要讨论离子浓度对酸碱平衡的影响[为什么] 1、同离子效应 加入与弱电解质或难溶物质具有相同离子的强电解质， 使弱电解质的电离度或沉淀的溶解度减小的作用。 [理解]平衡移动原理 例：讨论用形成MF2沉淀除去F-或M2+的可行性。 KspMF2 = 8×10-8 [应用]利用同离子效应，加入过量沉淀剂使被沉淀离 子除去或沉淀更完全。 例：0.5M NH3?H2O中加入NH4Cl(s)使之浓度为0.5M， 比较加入前后溶液的[OH-]和氨水的电离度。[OH-]0=1.3×10-3 α=1.34% [OH-]1=1.8×10-5 α=0.02%2、盐效应 [问题]0.1M HAc中加入NaCl固体，使之浓度为0.1M， HAc的电离度如何变化？ 氯化银在硝酸钾溶液中的溶解度？ CKNO3 (M) 0 10-3 5×10-3 10-2 SAgCl(×10-5M) 1.28 1.32 1.39 1.43 加入强电解质，使弱电解质的电离度或沉淀的溶解度 增大的作用――盐效应。 [理解]有效浓度的变化对平衡的影响 [注意]盐效应较同离子效应影响小，一般不考虑。 3、缓冲溶液 在一定范围内具有保持体系PH值基本不变的溶液。 范围――少量强酸、碱、稀释。[问题] ①100ml纯水中加1M NaOH 0.1ml，PH变化？ ②在0.5M NH3?H2O和0.5M NH4Cl混合溶液100ml中， 加入1M NaOH 0.1ml，PH变化？ [结果]纯水的PH变化远大于氨―氯化铵溶液。 缓冲原理：因为存在较大量的抗酸和抗碱成分，外加 少量酸碱，平衡移动维持PH基本不变。 因此,当抗酸、抗碱成分被消耗完，即失去缓冲能力。 组成：弱酸及其盐、弱碱及其盐、酸式盐等 缓冲容量： [思考]缓冲能力大小与哪些因素有关？ 4、稀释效应 弱电解质的电离度、盐的水解度增大5、温度对水解平衡的影响 温度升高，促进水解。第三章 氧化还原反应[引言]什么是氧化还原反应？第一节 基本概念[认识过程] 氧化――结合氧的过程 还原――失去氧的过程 氧化――失去电子过程 还原――得电子的过程 [问题]如何认识反应：H2+Cl2?2HCl一、氧化数（态、值）1、定义：元素的一个原子在纯化学物种中的特定形 式电荷数。 特定性―― “特定形式电荷数” 服从下列规则⑴纯化学物种的实际电荷数等于其组成元素的氧化数之和 ⑵一般情况下，元素在化合状态中的氧化数规定不为零， 处于周期表左下方元素的氧化数为+，右上方的为－； ⑶化合状态，F为－1；大多数含氧化合物中O为－2，H 除金属氢化物外，为+1； ⑷元素在分子间化合物中的氧化态与其在对应小分子中 的一样。 [注] ①上述为计算元素氧化数的原则；规定将正负号Z于 数的前面。 ②氧化态亦简称价态，但它与化合价概念不同。二、氧化还原反应――对立的统一体定义：某些元素的氧化数发生改变的反应。 氧化――氧化数升高的过程 还原――氧化数降低的过程[注] 氧化剂、还原剂、氧化、还原、被氧化、被还原、氧 化数变化、电子得失等概念及关系。三、氧化还原反应方程式配平（自学）原则：质量守恒、电量守恒。(氧化数法和离子电子法) [规律]――介质产物的一般规律 酸中出水，碱中出水，水中出酸或碱 反应物多氧―― 酸性 加H+ → H2O 碱性 加H2O → OH反应物少氧―― 酸性 加H2O → H+ 碱性 加OH- → H2O第二节 电极电势（位）[引言]引起氧化数变化的原因是什么？一、氧化还原电对一个氧化还原反应包含氧化、还原两过程，故拆分为两 半反应。例 Zn + Cu2+ ? Zn2+ + Cu 氧化反应： Zn ? Zn2+ + 2e 还原反应： Cu2+ +2e ? Cu 每个半反应表明了某元素高低不同氧化态之间的转化关系 [氧化型] + ne ? [还原型] 正向为还原，逆向为氧化，它们彼此依存，相互转化， 关系与共轭酸碱对一样。称为氧化还原电对（电对）。 电对符号：[氧化型]／[还原型] [小结]每个氧化还原反应至少有两个电对，分别称为氧化 剂电对和还原剂电对。 氧化剂――氧化剂电对的氧化型充当 还原剂――还原剂电对的还原型充当二、氧化还原反应与原电池1、原电池：借助自发反应直接提供电能的装Z。 例：Zn + Cu2+ ? Zn2+ + Cu 组成的Daniel电池 原则上一个自发的氧化还原反应都可通过适当的方式获 得电能。反应：Zn + H2SO4(稀) ? ZnSO4 + H2 用三种装Z实现上述反应H2SO4H2SO4H2SO4(a)(b)(c)原电池： 正极――得到电子流的极 负极――提供电子流的极 2、组成原电池的条件 ①自发反应――△G＜0 ②氧化和还原反应分别在两处进行； ③两极的电解质溶液必须沟通。 3、原电池的表示――电池符号书写规则 ①还原剂电对写在左边，构成负极半电池； ②“|或?”表示分界面，“‖”表示盐桥； ③应注明溶质的浓度、气体的分压； ④当电对中无固体电导体时，加惰性材料作电导体。 例：Daniel电池符号 Volta电池符号[小结] ①原电池由正负两个半电池组成，分别由电池反应的 两个电对构成。 ②负极半电池提供电子流，由电池反应中的还原剂电 对充当。 ③电池反应中的氧化剂在正极。三、电极电势及其测定电极电势――电极的电位，是体系的性质之一，为状 态函数，其绝对值难测定。 1、比较的基准――标准氢电极 电极符号：Pt | H2(P) ? H+(1M)规定：298K标准氢电极的电位为零2、标准电极电势 将标准氢电极固定作为负极半电池，其他电极（标 态）作正极，构成原电池。 则：ε?=??(+)－??(－)= ??(+) 例：测Zn2+／Zn的? ? 电池：(－) Pt | H2(P) ? H+(1M)‖Zn2+(1M) | Zn (+) [注]①有酸表和碱表之分(?A?、 ?B?) ②又称还原电位； ③??值与电极写法无关； ④??仅适用于水溶液。四、电极电势的意义和应用??为还原电位，即发生还原反应，故其电位的代数 值越大，该电对中氧化型的氧化能力越强。1、意义：表征了电对中氧化型的氧化能力和还原型的 还原能力。 2、应用： ①氧化还原能力的判断 金属活动顺序表。 ②判断氧化还原反应自发进行的方向。 ε＞0 ε= ?(+)－?(－)[强氧化型]1+[强还原型]2 ? [弱氧化型]2+[弱还原型]1“对角线方向相互反应”规则 例：在含Cl－、Br－、I－混合液中，选用何种氧化剂只 氧化I－为I2 ③判断反应产物； [前提]不考虑反应速度，水溶液中，标准态。④反应限度 [问题]电池电动势与热力学的自由能变有何联系？ ∵ －△G=Wf(有用功) 若只作电功，则Wf=C×ε=nFε ∴ －△G=nFε △G=－nFε 标态下，△G?=－nFε? 又∵ △G?=－RT?nK ∴ －RT?nK =－nFε? 由ε?可计算K 例：借助?? 确定AgCl的Ksp AgCl(s） ? Ag++Cl-第三节 影响电极电势的因素[讨论]实验室制取氯气反应MnO2+Cl2 [说明] ?要受到外界因素的影响(仅讨论浓度、压力)一、能斯特方程式 半反应：Fe3+ + e ? Fe2+ ∵－△G=△G? + RT?nQ =△G? + RT?n([Fe2+]／[Fe3+ ]) 又∵ △G=－nFε，△G?=－nFε? 这里ε= ? ε?= ?? ∴ －nF ? =－nF?? + RT?n([Fe2+]／[Fe3+ ]) ? =?? + (RT／nF)?n([Fe3+]／[Fe2+ ]) ? =?? + (RT／nF)?n([氧化型]／[还原型]) [注]①Nerst方程式应用的温度恒定；一般为298K ②式中的氧化型和还原型为参与电极反应的所有物种 二、应用 1、氧化剂、还原剂浓度对?的影响 [定性分析]例：已知Cu+／Cu的??=0.52v，KspCuCl=10-6;求：CuCl／Cu的 ??2、酸度对的影响 PH――电势图对有H+、OH-参与的电极反应，溶液酸度的变化对?有 影响。 PH――电势图：将恒温恒浓下， PH与?的关系作图。纵坐标为?，横坐标为PH，其关系必为一条直线，截 距为??，斜率为-A×0.05915／n A为H+的计量系数 [分析]线上方为氧化型的优势区，线下方为还原型优 势区，线上为平衡状态。[应用]预测物质在水中的稳定区域??HClO/Cl2Cl2 / Cl－Fe3+/Fe2+O2 / H 2OI2 / I－ H+/ H2Na+/NaPH[应用]判断不同PH氧化还原反应进行的方向例：Cl2+H2O ? HCl+HClO3、元素电势图若元素有多种氧化态，则可组成多个电对，将各电对 ??的关系以图表方式表示，称元素电势图。 规定：按氧化数从高低顺序排列。如：氯元素?A?ClO－ ?1.19 4ClO－ ?1.43 3HClO?1.63Cl 2?1.36Cl－[分析]元素电势图中物种左边的数值表征其还原能力，右边 数值表征其氧化能力。应用：①判断某物质能否发生岐化反应原则： ??左 ＞??右 该物质发生岐化反应（标态）②计算某电对的??例：计算氯元素电势图中ClO3-／Cl2电对的??第四章 原子结构[引言]化学变化是分子间原子的重新组合。要深入理 解化学反应的实质，掌握元素及其化合物的性质， 就必须了解原子的结构。 [方法] 轻因重果，为我所用。第一节 原子结构的复杂性一、星式原子模型 1897年发现电子； 1911年Rutherford根据α离子散射实验结果，提出星式 原子模型；[评述]奠定了正确认识原子结构的基础；但根据电磁 学：原子将毁灭，所产生的光谱应为连续光谱。 光谱：光通过分光镜后形成的色带（谱线）。 连续光谱：色带无明显的分界线，为连续波长光。 线状光谱：谱线是分立的，有明显的分界。 二、近代原子模型――玻尔理论 1、氢光谱 在可见光区有四条分立谱线；λ=b×[n2／(n2－4)] ν=R(1／n12 － 1／n22) 碱金属原子的光谱也有类似规律。 2、Bohr理论 要点：①电子在符合量子化条件的轨道上绕核运动，这些轨 道称为稳定轨道，电子在稳定轨道上运动不释放能 量； ②轨道离核越远，能量越大； 关系式：E=－2.179×1018／n2 基态：电子尽可能处于能量最低轨道的状态； 激发态：获得能量，电子跃迁到能量高轨道的状态。 ③脱离供给能量体系，激发态不稳定，电子将从高能 级回到较低能级，以光子形式放出能量。 光子学说：△E=hν 对氢光谱及原子结构的解释。 [简评]是结构理论的重大突破，但对原子结构复杂性 仍认识不够。三、电子的波粒二象性 波动性：表征：波长、频率、衍射干涉等； 粒子性：速度、质量、动量等。 光子学说启发，法国de Broglie设想电子具有波动性。 很快被电子衍射实验所证实。 可见，高速运动的电子，在原子中的运动规律必然与 宏观物体不同。 测不准原理――Heisenberg △X?△P≥h／2π第二节 核外电子状态的描述一、原子轨道 Schr?dinger方程? 2? ? 2? ? 2? 8? 2 m ? ? ? ( E ? V )? 2 2 2 2 ?x ?y ?z h[说明]①方程的解Ψ非具体数值，而是一函数关系； ②有很多数学解Ψ； ③须同时引入三个限制条件，即三个量子数， Ψ才具 有确定的物理意义；换句话说，一组量子数确定后， 对应唯一解Ψ和相应的能量确定，该电子的运动状 态确定。 1、原子轨道与波函数 每个特定解Ψn?m表示电子运动的一稳定状态，借用 “轨道”名称，称Ψ为原子轨道。2、量子数n、?、m――限制条件 ①取值规则（制约关系） n：自然数； ?：≤ n-1，即0，+1，+2… n-1； m：|m|≤ ?，即0，±1，±2 … ±?。②n――主量子数 意义：表示电子离核的远近（统计意义）；是决定电 子能量的主要因素，常将n决定的能量状态称为电子 层(主层）。 ③?――角量子数 意义：确定原子轨道的形状，在多电子原子中是决定 电子能量的次要部分。称为电子亚层或能级。 能量关系： 单电子体系：仅由n决定； 多电子体系：由n和?共同决定。 ④m――磁量子数 意义：决定原子轨道在空间的伸展方向，不影响电子 能量。[说明]Ⅰ、简并轨道――能量相同的轨道； Ⅱ、m有几个值，就有几个轨道。 3、 Ψn?m的图像――根据Ψ的角度函数画出的（书） 二、电子云――统计观点 形象说明原子轨道。 1、几率：电子在空间出现的机会； 2、几率密度：电子在空间单位体积出现的机会。 根据电子衍射现象，几率密度等于|Ψ|2 。 3、电子云：用小黑点的疏密表示空间各处电子几率 密度大小，得到的图形。 三、自旋量子数ms 意义：表征电子的自旋情况，取值±1/2[小结] 电子的运动状态需用一套四个量子数来描述， 缺一不可，即四个量子数确定后，电子在核外空间 的运动状态就确定了。 四、电子运动的可能状态数 [分析]第三节 核外电子排布和原子结构周期性[前提]基态原子 一、排布原理 1、能量最低原理； 2、Pauli不相容原理； 3、其他规则。 二、能级顺序――近似能级图1、能级交错现象； 2、能级组：能量相近的能级划分为一组； 3、徐光宪先生n+0.7?规则。 4、近似能级图――电子填充顺序 三、电子排布（基态原子） 原子序数=核电荷数=核外电子数 电子排布式、轨道式 1、Hund规则： 电子将尽可能多分占不同的简并轨道，且自旋平行。 2、Hund规则特例： [例外]Nb、Ru、Rh、W、Pt 简并轨道全充满,半充满,全空,能量相对较低,较稳定。 “原子实”――希有气体结构；“价电子构型”四、电子排布周期性――周期表 [分析] 1、能级组与周期： 周期是根据最高能级组确定的。周期数=最高能级组数=该周期元素原子最外电子层的主量子数2、元素分区、族数与电子构型： 主族元素：族数=最外电子层电子数 副族元素：ⅠB、ⅡB=最外电子层电子数 ⅢB~Ⅷ=nS电子数+(n-1)d电子数S结构 特征PddsnS1~2 nS1~2nP1~6 (n-1)d1~9nS1~2 (n-1)d10nS1~23、规律： ①各周期元素的数目 ②每周期元素原子的最外电子层电子数≤8 ③每周期元素原子的次外电子层电子数≤18 [应用] 例：价电子构型为3S23P4，确定其位置及名称。 Z=26，何元素？位置及名称。 结构为[Ar]3d104S24P2，何元素及位置。 五、元素某些性质周期性变化规律 元素周期律――电子排布周期性变化的必然结果 1、原子半径（统计意义) 影响因素：①n，② Z， ③电子间斥力规律： ①同族 ②同周期 2、电离能Ⅰ 定义：气态原子失去电子变为气态阳离子时所需的能量 它反映了原子失电子的难易程度。 影响因素：核电荷数、原子半径、电子间斥力和结构 稳定性。 变化规律： ①同元素原子 Ⅰ1＜Ⅰ2＜Ⅰ3 ②同族元素 主族：从上到下减小； 副族：从上到下增大。 ③同周期：起伏变化。2、电子亲和能Y 定义：气态原子获得电子变为气态阴离子时的能量变化 衡量元素原子获得电子的难易程度。 影响因素：核电荷数、原子半径、电子间斥力和结构 稳定性。 变化规律： ①多数情况下，Y1为负值， Y2、Y3为正值； ②数据远不如电离能完整。 总趋势：同周期，从左到右Y1负值增； 同族，从上到下Y1 负值减。 ③但第二周期与第三周期同族元素Y1 异常。 |YCl| ＞ |YF| |YS| ＞ |YO|3、电负性X 综合考虑Ⅰ和Y，表征元素原子在化合物中吸引电子 的本领。 规律： ①同周期，从左到右X值增； ②同族，从上到下X值减（主族）。 ③金属元素多在2.0以下，铯（钫）最小，氟最大。一、填空（24分）1、加入 、 或 都能使HAc溶液的PH值 增大，其中加入 和 所得的溶液可具有缓 冲能力。 2、NH3、OH―、Na+、NH2―、NH4+、Cl―、H+物种中，属共 轭酸碱对的是 。 3、已知： 电对 MnO4?／Mn2?、Fe3?／Fe2?、Cl2／Cl?、MnO2／Mn2?的 ?⊙分别为1.49、0.77、1.36、1.23， 则氧化性减弱顺序 为 ；将MnO4?／Mn2?和Fe3?／Fe2? 组成原电池，电池符号为 。 4、氧化还原反应中，氧化剂是由 电对中的 型 充当，还原剂发生 反应，是氧化数 的过程。 5、中性溶液是指 的溶液。 6、若某反应的?H?0，要它成为自发过程，必须满足的条件 是 。影响反应平衡常数数值的因素有 .二、选择题（10分）1、I2和H2S反应生成硫单质，说明( 2、下列()。①I2的氧化性比S更强 ②H2S是氧化剂 ③硫是比碘更强的还原剂 ④S―2被还原为S)溶液可做缓冲溶液。)有关。③电离常数 ④溶解度①CH3COOH+一定量NaOH ②CH3COOH+一定量HCl ③CH3COOH+一定量NaCl ④CH3COOH+一定量KCl3、水溶液中酸的强度与(①浓度 ②电离度4、Ag2SO4的饱和溶液浓度为2.5×10―2，则该温度下 它的溶度积为( ) ①6.25×10―5②3.91×10―7③6.25×10―4④3.91×10―5 5、符合甲烷生成焓定义的反应是( )。①C(石墨)+2H2(g) ?CH4(g) ③C(石墨)+4H(g) ? CH4(g) ②C(g)+2H2(g)?CH4(g) ④C(g)+4H(g)?CH4(g)三、完成并配平反应式（1题用氧化数法，2题用 离子―电子法 10分）NH4NO3 ―― N2 + HNO3 + H2O CrO2―+ H2O2 + OH――― CrO42―四、是非题（错误处用横线标明并改正之12分）1、一定温度下，溶液的PH值变，水的离子积不变。 2、某物质的电极电势代数值越小，表明它的氧化性 越弱，还原性越强。 3、一定温度下，溶液越稀，弱电解质的电离度越大， 溶液中离子的浓度却越小。 4、HAc和Ac―是共扼酸碱对，HAc是弱酸，Ac―是强碱 5、碳酸钠溶液中通入二氧化碳便可得到一种缓冲溶液 6、硫酸是强酸，故其水溶液一定是强酸性的。五、简答题（14分）1、在HAc溶液中分别加入少量的NaAc、HCl、NaOH，HAc 的电离度有何变化？加水稀释又如何？说明之。 2、根据酸表中的标准电极电势说明下列物质相遇，哪些能起 氧化还原反应？ I―、Sn2+、Fe3+、Zn2+、Cr2O72―六、计算题（24分）1、1升0.3mol/?HCl中含有Cd2+ 0.001mol，在室温下通H2S使 之饱和(浓度为0.1mol/?)。问溶液中尚有未被沉淀的Cd2+为 多少？(以mg／ml表示)。 2、溶液中含有0.1mol/? Li+和0.1mol/? Mg2+，滴加NaF(忽略体 积变化)，哪种离子先被沉淀出来？当第二种沉淀析出时， 第一种沉淀的离子是否沉淀完全？两种离子有无可能分离 开？ 3、在100ml 0.2mol/? MnCl2溶液中，加入100 ml含NH4Cl的 0.02mol / ?氨水溶液，欲阻止Mn(OH)2沉淀形成，上述氨水 中需含多少克NH4Cl。七、附加题（20分）1、计算Mg(OH)2在1M NH4Ac溶液中的溶解度为多少？ 2、在Fe(OH)3的饱和水溶液中，OH―浓度是否为Fe3+浓度的 三倍，计算Fe(OH)3饱和溶液的PH值并说明之。第五章 分子结构和晶体结构[引言]分子是参与化学反应的基本单元。分子是由原 子组成的，所以分子的形成说明原子之间存在着相 互作用，这种相互作用影响着物质的性质。 分子结构：微观独立存在的集合体（分子、离子、原 子）中原子之间的排列及作用。 晶体结构：宏观聚集体中微粒（原子、分子、离子） 的排列及作用。第一节 化 学 键一、定义：在分子或晶体中，相邻原子间强烈的相互 作用。二、类型： 离子键 共价键（配位键） 金属键 三、键参数：表征化学键性质的物理量。 1、键能： 概念：破坏1mol气态化学键（化学式表示）变成气态 原子或原子团所需要的能量。 若破坏的化学键多于一个时，则取其平均值。 键能越大，破坏键所需能量越大，键越强。 2、键长： 概念：分子间两原子核间的平衡距离。 一般情况下，键长越短，键强度越大。键越牢固。3、键角： 概念：表征化学键方向性、分子空间结构的重要参数。 指键之间的夹角 4、键矩：表征原子间键的正负电荷重心不重合的程度。 键矩为零正负电荷重心重合，为非极性键。 键矩不为零，为极性键；键矩越大，键极性越强。第二节离子化合物的结构[问题]：根据希有气体原子的电离能和电子亲合能数 据有何启示？ 说明：原子难失去电子，也难得到电子。该电子构型 稳定。 对价电子数较少金属原子，倾向于失去价电子 变成希有气体型的阳离子。对非金属，价电子数多，则倾向于获得电子成8电子型 的阴离子。 提出：金属与非金属原子彼此发生电子转移，形成的 相互作用，称为离子键。一、离子键及离子化合物：1、定义：由异电荷靠静电作用产生的化学结合力，称 为离子键。 离子型化合物：由离子键组成的化合物。 2、形成条件： 通常以电负性差大于1.7作为是否为离子键的参考依据 3、本质：静电作用。 4、特征：①无方向性 ②无饱和性 5、离子结构类型： 2e、8e、18e、18+2e、不饱和型二、离子晶体及其特性：1、晶体： 微观粒子（分子、原子、离子）在空间规则排列形成 的宏观聚集体。 2、晶格结点：微粒所处的位置。 3、晶胞：重复排列的具有代表性的最小单元。 4、离子晶体特性： 具有较高的熔沸点和硬度；脆性，机械加工性能差；导电性：熔融或水溶液导电，但固体不导电。三、晶格能1、定义：破坏1mol晶体（化学式），形成无限远离 的气态离子的能量变化2、分析：离子晶体形成过程中的能量变化 3、表明：离子晶体能稳定存在，关键在于阴阳离子间 强烈的结合力，仅用电子结构稳定说明其形成是不 完善的。 4、影响因素：离子的电荷、半径 5、应用： NaX物理性质变化规律四、离子极化前面的讨论，视离子为不变的球对称体，而实际上 离子间将以各自的电场相互影响其电子云。 1、极化现象：使阴离子的电子云“变形”，与核发生 相对位移，产生偶极，在离子间产生一种附加作用 力的现象。 2、规律及影响因素： ①变形性：离子半径越大，变形性越大； ②极化能力：外加电场或离子自身的电场强弱 离子半径小、电荷多，电场强度越大，极化能力越大 ③结构影响： 离子的结构对其极化能力和变形性影响较大当半径和电荷相近时,极化能力和变形性与结构关系：18e、18+2e、2e＞9～17e＞8e 一般，考虑阳离子的极化能力阴离子的变形性。 4、离子极化的作用： ①键型变异 ②对化合物溶解度、颜色的影响 [注意]离子极化是离子键理论的补充，但离子型化合 物毕竟不多，故存在局限性，不能乱套。第三节 共价化合物的结构[问题] 如何说明H2、HCl等众多物质的形成及性质。离子键理论不能圆满解释。提出了原子间可通过共用电子对形成分子的观点， 即共价键。 共价键：原子间通过共用电子对形成的化学键。 [问题]：共用电子为什么能形成？形成条件是什么？ 本质是什么？ 随着量子力学的建立，近代原子结构理论的发展，先 后建立了两大共价键理论：VB法和M0法。一、VB法：立论点：电子配对和原子轨道最大重叠。1、要点： ①电子配对原理： 原子间共价键结合是以相互自旋反向的未成对电子 彼此配对为前提，符合不相容原理 即成单电子且自旋相反，俩俩偶合成“电子对”形 成共价键。 推论：两原子各有一个成单电子且自旋反向，则形成 一个稳定共价单键；若有多个成单电子且自旋反向， 则形成复键。 若A原子有两个成单电子，B原子有一个成单电 子，满足自旋反向则形成AB2型分子。 ②原子轨道最大重叠原理： 两配对电子的原子轨道，力图最大程度的重叠才能 最大限度的使核间的电子云密集，能量处于最低状 态，形成共价键。2、共价键的本质和形成条件：①本质：仍是电性的。 ②形成条件： Ⅰ、成单电子自旋相反； Ⅱ、原子轨道最大重叠。 同时满足，方能成键。 3、共价键的特征：①饱和性：由于每个原子提供的轨道和成单电子数目 是一定的，所以每年原子的成键总数或以单键联接 的原子数目是一定的。 ②方向性：原子轨道除S外，在空间都有一定的取向， 所以只有沿着一定的方向才能发生最大重叠。4、共价键的类型：σ键：沿键轴方向，“头碰头”方式重叠。 π键：轨道对称轴相互平行，“肩并肩”重叠。 重叠程度：σ键大于π键 5、VB法补充 ①激发成键观点：②配位键：原子间共用电子对是由一个原子提供形成 的化学键。[问题]：水分子的空间构型如何解释？ 二、杂化轨道理论立论：原子轨道在成键时，为增强其成键能力，几个 原子轨道可混杂重新组成几个新的原子轨道。1、要点： ⑴原子形成分子时存在价层内电子的激发，轨道杂化 过程。 ①杂化：原子相互影响，若干不同类型能量相近的原 子轨道“混合”，重新组合成一组新的轨道的过程。 ②杂化轨道：杂化后形成的新轨道。 ③杂化轨道数目：与参与组合的原子轨道数目相同。 ⑵等性、不等性杂化 等性杂化：每个杂化轨道完全等同 不等性杂化：每个杂化轨道不完全等同，即杂化轨 道中有不参与成键的孤电子对。 ⑶满足轨道最大重叠原理 ⑷满足化学键之间最小排斥原理2、杂化类型：3、应用 离域键――大π键形成条件：“肩并肩”重叠方式，共用电子数小于共 用电子原子数的两倍。 4、杂化理论的局限性及应用注意杂化类型的确定，应根据实验数据（键参数）、对中 心原子结构分析，要灵活掌握。 三、分子的某些性质 1、极性――分子偶极 分子中正、负电荷中心不重合的程度，由偶极矩表征。 2、分子极性与键的极性非极性键：――非极性分子极性键：结构对称――非极性分子结构不对称――极性分子3、磁性：表征分子在磁场中行为的参数 抗磁性：磁力线受到的阻力较真空大 顺磁性：磁力线受到的阻力较真空小 这主要与物质内部的成单电子结构有关，无成单电子 抗磁；通过磁性数据，可得到成单电子数信息。 四、共价物质的晶体结构共价键的饱和性,使一些以共价键结合的物质以小分子 形式存在。1、分子间作用力与分子晶体①范氏力 Ⅰ、分子偶极： 固有偶极 诱导偶极 瞬时偶极 Ⅱ、范氏力：取向力：极性分子间，因固有偶极的存在产生的相互 作用力。 诱导力：外电场作用下分子产生诱导偶极而发生的作 用力。色散力：由瞬时偶极而产生的作用力。Ⅲ、三种存在范围：取向力――极性分子间 诱导力：极性分子间、极性――非极性分子色散力：所有分子之间。 Ⅳ、影响因素： 取向力：分子间距离的六次方成反比，与温度成反比， 与固有偶极成正比。 诱导力：分子间距离的六次方成反比，与温度成反比， 与变形性成正比。 色散力：分子间距离的六次方成反比，与温度成反比， 与变形性成正比。相对大小：色散力＞＞取向力＞诱导力。Ⅴ、范氏力特点：永远存在于分子间的一种力； 作用力较小，作用范围小； 无方向性和饱和性。 ②分子晶体及特性： Ⅰ、分子晶体：占据晶格结点的质点是小分子，分子 间靠范氏力彼此规则排列，形成的宏观聚集体。 Ⅱ、特征： 硬度小，熔沸点低， 固液气态导电性差， 加工性尚可。 Ⅲ、范氏力对物质物性的影响③氢键――分子间又一种作用力Ⅰ、氢键：与电负性值很大、半径小的元素原子共价 结合的氢原子与另一电负性值很大、半径小的元素 原子之间的作用。 Ⅱ、形成条件：F、O、N Ⅲ、特征： 具有方向性和饱和性 氢键较范氏力大但不如化学键强。 Ⅳ、氢键类型及对物性的影响 分子内和分子间氢键 2、原子晶体 共价物质的另一类晶体①定义：占据晶格结点的质点为原子，原子间通过共 价键规则排列，形成的宏观聚集体。 ②特征： 不存在独立的小分子 高熔沸点、高硬度 热电不良导体加工性能差 3、混合型晶体――石墨 第四节 金属键与金属晶体 如何说明金属原子间的相互作用 一、金属键：金属原子间的相互作用力 二、改性共价键理论要点：1、自由电子 2、金属原子通过“共用”“自由电子”相互作用，结 合在一起 特征：1、电性力 2、无方向性和饱和性 三、金属晶体 结构特点：倾向最紧密堆积 性质：较高密度 良好加工性 良好导电热性 光泽作用 力化 学 键离子键 金属键 静电 引力 大 强 无 无 大 共价键分子间作用力 氢 键 范氏力产生原因 条件 强度 性 方向 质 饱和 极性共用自 原子间共 氢核吸引高 偶极作 由电子 用电子对 电负性原子 用力 金属 小 F、O、N 分子间 原子间 强 无 无 无 强 有 有 较强 有 有 有 弱 无 无类 型分子 晶体 原子 晶体 离子 晶体 金属 晶体晶体结构 质 点 分 子 原 子 离 子 原子 离子 作用 熔 力 沸点 范氏力 低 氢键 共价键 离子键 金属键 高 高 高晶体性质 硬 度 小 大 脆 大 脆 大 加工 液导 固导 性能 电性 电性 尚 差 差 可 差 差 好 差 好 好 差 差 好第六章 配位化合物[引言]配位化合物的存在范围极为广泛，在生产生活 中起着重要作用。对它的研究，形成了无机化学的 一个重要分支学科――配位化学。并成为引人瞩目 的化学领域之一。第一节配位化合的组成和命名一、配合物定义：中心元素与可给出电子对或多个不 定域电子的物种以配位键形成的化合物。二、组成：一般情况下，由外界和内界组成。1、内界：由中心元素与配位体以配位键组成的单元。 2、外界：其它部分。3、中心元素：又称配合物形成体，为价层有空轨道的 原子或离子。 4、配位体：含有孤电子对或π电子的物种。配位原子：配位体中与中心元素直接键合的原子。5、配位数：直接与中心元素直接键合的配位原子的数目。三、配合物的命名符合一般无机物命名原则。1、总顺序：配体数目(大写),配体名称,“合”,中心元素名(氧化 态)2、多配体命名顺序：①无机配体在前，有机配体在后；②阴离子配体在前，阳离子、中性配体随后；③同类配体：按配位原子符号的英文字母顺序排列； 若配位原子也相同，少原子数配体在前；若原子数 亦同，则按其结构式中与配位原子相连原子的符号 英文字母顺序排列。第二节配位化合物的结构一、维尔纳的工作（观点）1、一些金属原子除有主价（氧化态）外，还有付价；2、形成化合物时，倾向于既满足其主价，又满足其付 价；3、在水中，与金属原子的主价键合的原子（团）易于 离解，以付价结合的原子（团）难于离解。 二、价键理论――VB法应用1、外轨型和内轨型配合物。2、低自旋和高自旋配合物。3、中心元素的杂化类型与电子层结构和配体中配位原 子的电负性有关。第三节配合物形成的性质变化 一、颜色改变 二、溶解度的改变 三、影响电极电势第四节 配位平衡――配合物的稳定性一、配位平衡及其平衡常数 K不稳、 K稳 意义：表征配合物在水中离解程度的大小。二、逐级常数 与多元弱电解质一样，配合物的离解或配位也是分步 的。 规律： 1、K稳=K稳1 K稳2 K稳32、 K1＞K2＞K3 但各级常数相差不大三、应用――有关计算例：使0.1mol AgCl溶于1L NH3溶液中，问NH3的浓度 应为多少？第七章 S区元素元素部分知识：S区、P区、ds区、d区第一过渡系等元 素单质和化合物的重要知识。 元素分类（粗分、细分） 一、碱金属、碱土金属元素结构特征及元素性质变化 规律。 二、成键特征及特殊性。 三、单质在水溶液中的行为――活泼性变化规律（φ） 四、重要化合物性质。 1、氧化物和氢氧化物性质知识。 ⑴氧化物 ①与水作用 ②与CO2作用 ③氧化还原性质⑵氢氧化物①水中溶解性②碱性变化规律――ROH规则③热稳定性2、氢化物 ①结构特点 ②性质 3、重要盐类①溶解性特点②硬水及其软化③对角线规则S区讨论题1、按110种元素，有多少种金属、准金属、非金属？ 2、S区元素结构特征？ 3、碱金属、碱土金属名称由来？包括哪些元素？ 4、解释下列事实： ①用金属Cs制造光电管。 ②过氧化物或超氧化物可用于急救、高空飞行、潜 水、登山中。 ③过氧化物上用作分解矿石的熔剂、漂白剂。 5、何为焰色反应？应用它应注意些什么？ 6、根据电极电势变化规律，锂电位反常，如何理解？ 锂与水实际作用如何？为什么？ 7、碱金属、碱土金属元素在自然界中的存在形式为何？ 如何理解？怎样保存其单质？8、钙在空气中燃烧后的产物与水作用，有气体产生， 为何物？ 9、盛Ba(OH)2溶液的瓶子，放置后，内壁会被蒙上一 层白膜，为何物？除去它，如何洗涤？ 10、如何配制不含CO32-的氢氧化钠溶液？ 11、ROH规则及其理解。 12、解释碱金属、碱土金属氢氧化物溶解性、碱性及 热稳定规律。 13、归纳碱金属、碱土金属盐类性质的突出特点。 14、对角线规则的理解。 15、硬水危害及软化方法。 16、P305 7、12、15、20、22题 17、实验习题。第八章d区、ds区元素元素一、概述1、结构特征 2、“过渡元素”名称由来 3、分类 4、性质变化规律①物性之最：导热、导电、廷展性、熔点、硬度、 密度 ②化学性质： 金属性、氧化态、颜色、配位性 ③原子半径变化特点二、d区元素㈠铬、锰 1、单质的物理化学特性及重要反应 2、重要化合物（1）Cr ①+3价化合物 Ⅰ、氧化物和氢氧化物性质特征 Ⅱ、盐类 a、存在形态 b、氧化还原性 ②+6价化合物 Ⅰ、存在形态 Ⅱ、CrO42-与Cr2O72-的关系 Ⅲ、溶解性 Ⅳ、氧化性 Ⅴ、鉴定反应 （2）Mn ①常见氧化态分析 ②MnO2性质特征③Mn2+性质特征 ④锰酸盐存在条件及性质特征 ⑤MnO4Ⅰ、氧化性及还原物规律 Ⅱ、不稳定性 （二）铁系元素 1、包括哪些元素，为什么把它们归在一起讨论？ 2、概述 通性： ①物理性质 ②化学性质 ③氧化态 3、重要化合物 ①氧化物性质特征 ②氢氧化物性质特征③盐类 ④配合物 三、ds区元素 ㈠ 概述 1、氧化数 2、离子极化的影响 3、化合物颜色 4、金属单质特性 ㈡ 重要化合物（铜、银、锌、镉、汞） 1、氧化物和氢氧化物 ①颜色 ②溶解性 ③酸碱性 2、卤化物、硫化物的颜色和溶解性 3、配合物 NH3、CN―、S2O32―、SCN― 4、Cu(Ⅰ)与Cu(Ⅱ)、Hg(Ⅰ)与Hg(Ⅱ) 的相互转化关系讨论题 1、含铬废水处理方法综述（小报告） 2、完成下列转化Ba Cr O 4 ? K 2 C r O 4 ? K 2 C r 2 O 7 ? N a 2 C r 2 O 7 ? C r O 3 Fe ( C r O 2 ) 2 ? K 2 C r O 4 ? K C r O 2 ? C r ( O H ) 3 ? C r C l 3 ? C r C l 2 C r O 5 ?K 2C r 2O 7 ?C r C l 3Mn2O7 ? MnO4 ? MnO4―2―? MnO2MnO4 ― ? MnO(OH)? Mn(OH) ? Mn2 + ? Mn 23、分析加热高锰酸钾固体后的产物 4、某绿色固体A可溶于水，其水溶液中通入CO2即得棕黑色 沉淀B和紫红色溶液C。B与浓盐酸共热时放出黄绿色气体D， 溶液近乎无色，将此溶液C和溶液混合，即得沉淀B。将气体 D通入A溶液，可得C。试判断A是哪种钾盐。5、某棕黑色粉末，加热情况下和浓硫酸作用会放出 助燃性气体，所得溶液与PbO2作用(稍加热)时会出现 紫红色。若再加入3%的H2O2溶液，颜色能褪去，并 有白色沉淀出现。问此棕黑色粉末为何物？ 6、分析：⑴ 水溶液中，碳酸钠分别与硫酸亚铁和硫 酸铁作用产物。⑵Fe分别与氯气和盐酸作用产物 7、金属M溶于稀盐酸生成MCl2，其磁矩为5.0 B.M.. 在无氧条件下操作，MCl2遇NaOH溶液产生白色沉淀 A。A接触空气就逐渐变绿，最后变成棕色沉淀B。灼 烧时，B变成红棕色粉末C。C经不彻底还原，生成黑 色的磁性物质D。B溶于稀盐酸生成溶液E。E能使碘 化钾溶液氧化出I2，但如在加入碘化钾之前先加入氟 化钠，则不会析出I2。若向B的浓NaOH悬浮液中通入 氯气，可得紫红色溶液F，加入BaCl2时就析出红棕色 固体G。G是