无机化学核心考点基础知识点框架梳理及其解析.docx
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无机化学核心考点基础知识点框架梳理及其解析
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
=
=20
=（133.0-35.5-20）kPa
=75.5kPa
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
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）
（2）
，
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
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40~400kJ·mol-1，多数为60~250kJ·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
LeChatelier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★
4.5Gibbs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
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Kø
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10-32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：
JJ=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
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：
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
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1.92×10-3g·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
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：
øHg2Cl2/Hg=0.2801V
饱和（KCl溶液）甘汞电极：
Hg2Cl2/Hg=0.2412V
0.1MKCl：
Hg2Cl2/Hg=0.3337V
②氯化银电极：
AgCl（s）+e＝Ag（s）+Cl－
标准态时：
cCl-＝1.0
øAgCl/Ag=0.2223V
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+=1.51VøFe3+/Fe2+=0.77V
øCu2+/Cu＝0.34VøSn4+/Sn2+＝0.154V
øCl2/Cl-＝1.36VøI2/I-＝0.54V
øZn2+/Zn＝-0.762
氧化能力：
MnO4->Cl2>Fe3+>I2>Cu2+>Sn4+>Zn2+
还原能力：
Mn2+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
，
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…
KLMNO…
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：
1s22s22p3
Z=26Fe：
1s22s22p63s23p63d64s2
半满全满规则：
当轨道处于全满、半满时，原子较稳定。
2.sp2杂化
4.不等性sp3杂化
NH3
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。
①LP=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
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
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）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+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/pm97999695
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：
AgFAgClAgBrAgI
②晶型改变
AgClAgBrAgI
r+/r-0.6950.630.58
理论上晶型NaClNaClNaCl
实际上晶型NaClNaClZnS
配位数664
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=0μ≠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。
总结
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
课后习题做8，9，10，11
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