溶液是不饱和状态,无沉淀析出.若系统中原来有沉淀,则沉淀开始溶解,直到溶液饱和.
（3）Q=K
溶液为饱和状态,沉淀和溶解处于动态平衡.
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1234
电子层KLMN
角量子数0123
电子亚层spdf
每个亚层电子数261014
每层最多容纳电子数281832
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。
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
6．离子键与离子晶体
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。
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
LiBeBC
NaMgAlSi
6．氢氧化物的性质
M-O-HM++OH-
M-O-HMO-+H+
Փ=z/r（z:
M离子的电荷；：
r：
离子半径）
Փ1/2＜0.22MOH显碱性
Փ1/2在0.22---0.32间MOH显两性
Փ1/2＞0.32MOH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HeNeArKrXeRn
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。
HeNeArKrXeRn
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F2Cl2Br2I2
氢化物HFHClHBrHI
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、硝酸盐
氮气工业上主要是由液态空气经分馏制得。
氨，硝酸是氮的两种重要化合物。
硝酸是强酸，具有氧化性。
硝酸盐分解产物主要有，生成亚硝酸盐，氧化物，金属单质。
亚硝酸盐有毒。
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,CuSCuCl2
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。
银能溶于稀或浓的硝酸中，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：
CrOCr2O3
Cr（0H）2Cr（OH）3
具有强氧化性的有CrO3，H2Cr2O7
Na2Cr2O7K2Cr2O7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
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