成人自考无机化学考试大纲Word格式.docx
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能利用自由能变化判断化学反应的自发方向。
（一）热力学常用术语简介（一般）
了解体系和环境、状态和状态函数等概念。
（二）热力学第一定律和热化学，热效应和焓，热化学方程式（次重点）
热化学方程式、恒压反应热与焓变、热力学第一定律及简单计算。
（三）盖斯定律、生成热及有关计算（重点）
盖斯定律、物质的标准生成热ΔHf°
。
应用：
由已知反应的反应热求未知反应的反应热；
由物质的生成热求化学反应的反应热。
（四）化学反应的自发性；
熵和自由能；
Gibbs公式及应用（重点）
化学反应的自发性及判据；
熵和自由能的初步概念。
Gibbs公式及应用举例。
第三章化学反应速率与化学平衡
了解什么是反应速率及影响速率的因素；
了解化学平衡的特征及平衡常数的物理意义；
掌握有关化学平衡的各类计算；
掌握浓度、压力和温度对化学平衡移动的影响。
（一）反应速率表示法（一般）
什么是反应速率及如何用不同物质的浓度变化求同一反应的平均速率。
（二）反应速率理论、活化能（次重点）
反应速率的有效碰撞理论
活化能与活化分子的概念；
活化能与反应热的关系。
（三）浓度对反应速率的影响（重点）
速率方程、速率常数、质量作用定律。
反应级数的概念。
（四）温度对反应速率的影响（次重点）
了解升高温度速率加快的主要原因，能用阿氏公式定性解释温度与速率、活化能与速率的关系。
（五）催化剂对速率的影响（次重点）
正催化剂能加快反应速率的原因。
（六）化学平衡及平衡常数（重点）
化学平衡的特征及平衡到达的标志。
浓度平衡常数（Kc）和压力平衡常数（KP）；
二者的互算；
平衡常数的物理意义及平衡常数表示式的书写。
（七）有关化学平衡的计算（重点）
掌握以下几类计算：
1.求Kc或KP，Kc与KP的互算；
2.求初浓度或初摩尔数；
3.求转化率或分解率等。
（八）化学平衡的移动（次重点）
浓度、温度、压力（对气体反应）对化学平衡的影响。
催化剂与化学平衡无关。
第四章电离平衡
在对质子理论、水的电离及溶液酸碱性有所认识的基础上，掌握一元弱酸（碱）的电离和有关计算，溶液pH值的求算。
了解多元弱酸电离的概况。
领会同离子效应和盐效应对弱电解质电离平衡的影响。
掌握缓冲溶液的缓冲原理及pH值的计算；
盐类水解及有关计算。
对强电解质溶液概况有一初步认识。
（一）酸碱质子理论（次重点）
酸碱的定义和酸碱反应的实质。
（二）水的电离和溶液的pH值（次重点）
水的电离和水的离子积常数。
[H+]、[OH－]和pH的换算。
（三）一元弱酸（碱）的电离，同离子效应和盐效应（重点）
一元弱酸的电离及[H+]、Ka、α等的近似求算。
一元弱碱的电离及[OH－]、Kb、α等的近似求算。
同离子效应发生后溶液pH值和α的求算。
盐效应简介。
（四）强电解质溶液简介（一般）
强电解质溶液的表观电离度，活度与活度系数。
（五）缓冲溶液（重点）
缓冲原理和缓冲溶液的组成。
缓冲溶液pH值的计算，缓冲溶液的配制。
影响缓冲溶液pH值的因素。
（六）盐类水解（次重点）
水解的实质和水解盐的类型。
弱碱强酸盐、弱酸强碱盐和多元弱酸盐一级水解后溶液pH值的求算；
水解常数和水解度。
浓度、温度、酸度对水解的影响。
第五章沉淀溶解平衡
通过本章学习了解难溶电解质溶液中溶解度和溶度积的相互关系，掌握沉淀生成和溶解的条件及有关计算，了解同离子效应和盐效应对难溶物溶解度的影响及什么是分级沉淀。
（一）溶度积原理（重点）
溶度积常数（Ksp），Ksp和溶解度S的关系，溶度积原理和溶度积规则。
（二）沉淀的生成或溶解（重点）
利用溶度积规则进行计算，判断溶液混合后有无沉淀产生。
沉淀平衡中的同离子效应和盐效应。
（三）沉淀的溶解（一般）
了解使沉淀溶解的常用手段。
（四）分级沉淀（一般）
了解分级沉淀及应用。
第六章氧化还原反应
在了解氧化还原反应实质和氧化数概念的基础上，能应用离子－电子法配平氧化还原反应方程式。
掌握原电池和电极电势概念，熟悉标准电极电势（φ°
）相对值的测定方法。
能熟练应用φ°
表判断氧化剂、还原剂的相对强弱及氧化还原反应的方向。
掌握计算氧化还原反应平衡常数的方法及Nernst方程的应用。
了解影响电极电势的因素；
元素电势图及其应用。
（一）氧化还原反应的基本概念（次重点）
氧化还原反应的实质。
氧化数，离子－电子法配平氧化还原反应方程式。
（二）原电池和电极电势（重点）
金属与其盐界面上的电势差称为金属的电极电势（φ）；
任一电对氧化态和还原态之间的电势差即为该电对的电极电势。
电极电势是氧化剂和还原剂氧化还原能力大小的判据。
原电池的电动势（E）等于两电极电极电势（φ）之差，E=φ+-φ－。
标准氢电极和标准电极电势（φ°
）值的测定，φ°
表。
（三）φ°
表的应用（重点）
应用φ°
表判断氧化剂和还原剂的相对强弱。
表判断标准状况下氧化还原反应的自发方向。
求氧化还原反应的平衡常数，判断反应进行的程度。
元素电势图及其应用，判断歧化反应可否发生。
（四）影响电极电势的因素（重点）
Nernst方程及书写该方程的注意点。
浓度、酸度和沉淀的形成对φ值的影响；
求Ksp值。
第七章原子结构
了解核外电子运动的特殊性及量子力学对电子运动状态的描述方法；
掌握核外电子排布规律及常见元素原子的外电子排布式；
熟悉原子结构与元素周期系的关系；
熟悉周期表的结构及表内元素性质的变化规律。
（一）微观粒子运动的特殊性（一般）
电子等微观粒子能量和动量等量的变化的不连续性、波粒二象性和运动规律的统计性。
（二）描述电子运动状态的四个量子数（重点）
四个量子数（n、l、m、ms）的物理意义、取值及相互关系。
等价轨道。
（三）多电子原子的能级和元素原子的外电子排布（重点）
n+0.7l规则和电子能级组；
核外电子排布三原则；
1－36号元素原子的外电子排布（包括铬、铜等的反常排布）；
元素周期系。
（四）周期表的结构（次重点）
周期表的结构，周期与族。
主副族的结构特征，周期位置和元素分区。
（五）元素某些基本性质的周期性（一般）
原子半径及周期变化规律；
电离能（I）和电子亲和能（E）。
电负性（X）及其周期变化规律。
第八章化学键与分子结构
了解离子键和离子晶体的基本特征。
掌握价键理论的要点和共价键的实质与特征，能应用轨道杂化和价层电子对互斥理论判断某些多原子分子的空间构型。
了解分子间力和氢键及其对无机物性质的影响。
了解四类晶体的基本特征及离子极化对物质键型和性质的影响。
（一）离子键和离子晶体（一般）
离子键的实质和特征；
离子晶体简介。
（二）共价键理论（重点）
以H2为例，说明共价键的形成和实质。
价键理论的要点，共价键的饱和性和方向性，配位键简介。
共价键的键型：
s键和π键。
（三）多原子分子的空间构型（重点）
轨道杂化理论（S和P轨道）的要点和相应分子的空间形状；
价层电子对互斥理论和有关分子（或离子）的空间构型。
（四）分子间作用力和氢键（次重点）
键的极性和分子的极性，偶极矩m，分子的极化。
取向力、诱导力、色散力简介，分子间力的特点，分子间力对无机物性质的影响。
什么是氢键；
氢键的形成、实质、类型、特点及对物质性质的影响。
（五）分子晶体和原子晶体（一般）
分子晶体和原子晶体的组成和性质。
（六）离子极化简介（一般）
离子的极化力与变形性；
影响离子极化与变形的因素；
单向与相互极化；
极化对键型、晶型和物质性质的影响（溶解度、颜色、熔点等）
第九章配合物
熟悉配合物的基本概念。
掌握配合物价键理论的要点并能推断常见配离子的几何构型。
理解配离子在溶液中的稳定性并利用K稳和K不稳进行有关计算。
了解配合平衡与其它平衡的关系。
（一）配合物的基本概念（次重点）
配合物的组成，形成体与配位体，单齿与多齿配体，配位原子，配位数，简单配合物与螯合物。
配合物的命名。
（二）配合物的价键理论（重点）
价键理论的要点；
配位数为2、4、6的配离子中，中心离子轨道杂化的类型与配离子的几何构型；
配离子的轨型和磁性。
（三）配离子在溶液中的稳定性（重点）
配离子的K稳和K不稳（指总稳定常数和总不稳定常数）
利用K稳和K不稳进行有关计算。
包括：
配合平衡移动的方向；
配合平衡与沉淀平衡的有关计算；
配合平衡时有关离子浓度的求算；
金属和配离子电对φ°
值的计算，K稳的求算等。
（四）配合平衡与其它平衡的关系（一般）
配合平衡与溶液酸度、沉淀平衡和氧化还原反应的关系等。
第十章P区元素及其化合物
熟悉卤素单质、氢化物、含氧酸及其盐的结构和性质。
熟悉O2和H2O2的结构和性质。
熟悉硫的重要含氧酸及其盐的性质。
熟悉氮、磷单质，氨和铵盐的结构和性质；
氮的含氧酸及其盐的重要性质；
磷酸盐和砷、锑、铋重要化合物的性质。
了解碳酸盐的性质和SiO2的结构和性质。
了解硼酸及铝、锡、铅重要化合物的性质。
（一）卤素单质及其重要化合物（重点）
卤素单质的氧化性和卤阴离子的还原性，有关反应式。
卤素单质与水的两类反应，氯与碱的两类反应。
氯的含氧酸及其盐的酸性、稳定性、氧化性变化规律。
（二）氧和硫及其重要化合物（重点）
O2的结构，活泼性与顺磁性。
H2O2的结构和性质；
SO2和亚硫酸盐的还原性及硫酸的性质；
硫代硫酸盐和过二硫酸盐的性质。
（三）氮和磷及其重要化合物（重点）
氮和磷单质的结构和性质，活泼性差异的原因。
氨的结构和性质、铵盐的热稳定性，有关反应式。
磷酸盐水溶液的酸碱性及解释。
（四）砷、锑、铋的化合物（次重点）
As2O3的两性和毒性，验砷法。
Sb（Ⅲ）、Bi（Ⅲ）盐的强水解性及Bi（Ⅴ）化合物的强氧化性。
（五）碳和硅（次重点）
CO2的结构，两种碳酸盐溶液的酸碱性。
非金属与碱的两类反应。
有关重要反应式，如：
Si与碱、熔融态的SiO2与Na2CO3、溶液中CO2与Na2SiO3、SiO2与氢氟酸的反应等。
（六）硼、铝、锡、铅的重要化合物（次重点）
硼酸的电离；
铝和氢氧化铝的两性；
SnCl2的水解性和还原性；
PbO2的强氧化性。
有关反应式。
第十一章d和ds区元素的重要化合物
了解d区元素的通性。
掌握Cr（Ⅲ）和Cr（Ⅵ）化合物的性质及相互转化。
掌握Mn（Ⅱ）、Mn（Ⅳ）和Mn（Ⅶ）化合物的性质。
掌握铁的重要化合物的性质，了解钴和镍氢氧化物的性质。
掌握铜、银、锌、汞重要化合物的性质。
熟悉上述各项性质的有关反应式。
（一）d区元素的通性（次重点）
d区元素的结构特征；
活泼性变化规律；
多变的氧化态及强成络能力等。
（二）铬的化合物（重点）
Cr（Ⅲ）氢氧化物的两性及Cr（Ⅲ）盐的还原性。
Cr（Ⅵ）化合物的存在形式及氧化性。
Cr（Ⅲ）和Cr（Ⅵ）的相互转化。
（三）锰的化合物（重点）
锰的常见稳定氧化态，各态锰化合物的相对稳定性。
Mn（Ⅱ）在碱性介质中的还原性；
Mn（Ⅳ）化合物的氧化还原性。
Mn（Ⅶ）的强氧化性及其在不同介质中的还原产物。
Mn（Ⅱ）与Mn（Ⅳ）、Mn（Ⅱ）与Mn（Ⅶ）的相互转化。
（四）铁的重要化合物（重点）
Fe（Ⅱ）盐的还原性及其在碱性介质中的不稳定性；
Fe（Ⅲ）盐的强水解性及氧化性；
Fe（Ⅱ）和Fe（Ⅲ）氢氧化物的性质、稳定配离子和二者的鉴别反应式。
（五）钴和镍氢氧化物的稳定性（一般）
三价钴和镍氢氧化物的强氧化性。
（六）铜和银的化合物（次重点）
铜和银的常见氧化态；
Cu（Ⅰ）在溶液中的歧化反应；
Cu（OH）2的两性；
Ag（Ⅰ）的重要化合物（AgNO3和AgX）。
（七）锌和汞的化合物（次重点）
Zn（OH）2的两性，ZnCl2的水解。
Hg2Cl2和HgCl2的性质及Hg（Ⅰ）和Hg（Ⅱ）的鉴别，有关反应式。
第三部分有关说明与实施要求
一、考核目标的能力层次表述：
本大纲在编写时把课程所含知识内容和能力层次按知识点化解为考核目标。
在考核目标中，按照“识记”、“理解”和“应用”规定其应达到的能力层次要求，其含义是：
“识记”：
能知道有关名词、概念和知识的含义，并能正确的认识和表述。
“理解”：
在识记的基础上，能全面把握基本概念、基本原理和基本性质，能掌握有关概念、原理、性质和反应的区别与联系。
“应用”在理解的基础上，能运用基本概念、基本原理、基本方法分析和解决有关的理论问题和实际问题。
一般分为“简单应用”和“综合应用”，其中“简单应用”指在理解的基础上能用学过的一两个知识点分析和解决简单的问题；
“综合应用”指在简单应用的基础上能用学过的多个知识点综合分析和解决比较复杂的问题，是最高层次的要求。
二、指定教材：
《无机化学》，侯新初主编，中国医药科技出版社出版2001年版。
三、自学方法指导：
1.自学时，应根据大纲中各章的考核知识点及知识点的能力层次要求和考核目标去阅读教材，以便心中有数。
2.自学时对每个知识点均要仔细阅读，对基本概念必须深刻理解，对基本理论必须彻底弄清，对重要性质和反应必须牢固掌握。
3.自学过程中应做好阅读笔记，按考核目标把教材中的基本概念、原理、重要性质和反应等加以整理，以加深对问题的认识、理解和记忆，提高自学效果。
4.各章后的习题是理解所学知识，培养分析和解决问题能力及提高运算能力的重要环节。
应当在阅读教材的基础上完成作业，切勿不加思索地照书抄写，认真做好习题对参加考试是极为有益的。
四、对社会助学的要求：
1.应熟知考试大纲对本课提出的总要求和各章的知识点。
2.应掌握各知识点要求达到的能力层次并深刻领会各知识点的考核目标。
3.辅导时应以考试大纲为依据，指定教材为基础，不要随意增删内容。
4.因课时有限，辅导时要突出重点，不要有问即答，要启发诱导，让学生理解和掌握本课的精华所在。
注重对应考者能力的培养。
5.应让考生了解试题的难易不等同于能力层次的高低，在不同能力层次中包含着不同难度的试题。
6.本课程共4学分，总课时为72学时，各章助学学时分配如下：
章次
内容
建议学时
第一章
溶液
5
第二章
化学热力学基础
7
第三章
化学反应速率与化学平衡
第四章
电离平衡
10
第五章
沉淀溶解平衡
4
第六章
氧化还原
第七章
原子结构
6
第八章
化学键与分子结构
8
第九章
配合物
第十章
p区元素及其化合物
第十一章
d区和ds区元素的重要化合物
合计
72
五、关于命题考试的若干规定
1.本大纲各章所提到的内容和考核目标都是考试内容。
试题覆盖到章、适当突出重点。
2.试卷中对不同能力层次的试题比例大体是：
“识记”占10％，“理解”占30％，“应用”占60％。
3.试题难易程度要合理，易、较易、较难、难的比例为2:
3:
2。
4.每份试卷中，各类考核点所占比例约为：
重点65％，次重点25％，一般10％。
5.本课试题类型有：
填空、单项选择、多项选择、判断改正、反应式、简答和计算等。
6.考试采用闭卷笔试，考试时间150分钟，百分制评分，60分及格。
六、题型示例：
（一）填空
水分子中氧原子发生杂化，故分子构型为。
（二）单项选择
已知NH3（g）的标准生成热ΔHf°
＝－46.2kφ×
mol－1，则反应N2（g）+3H2（g）=2NH3（g）的热效应ΔH°
为（）kφ×
mol－1
①－46.2②46.2③－92.4④92.4
（三）多项选择题
下列变化中ΔH为负值的是（）
①K（s）®
K（g）②K（g）®
K+（g）+e③Na+（g）+Cl－（g）®
NaCl（s）
④Cl2（g）®
2Cl（g）⑤Cl（g）+e®
Cl－（g）
（四）判断改正
生成配离子使沉淀溶解时，沉淀物的Ksp越小，配离子的K稳越小，越有利。
（）
（五）反应式
Cr2O72－+H2S+H＋——
（六）简答
NH4NO3（s）有两种热分解方式，用热力学判断何者更易发生？
反应<
1>
：
NH4NO3（s）==NH3（g）+HNO3（g）
ΔH=171kφ×
2>
NH4NO3（s）==N2O（g）+2H2O（g）
ΔH=－23kφ×
（七）计算
例：
637K时合成氨反应N2（g）+3H2（g）Û
2NH3达平衡，H2、N2和NH3达浓度分别为2.0、3.0和4.0mol×
l－1，求<
该反应的Kc和KP；
<
H2和N2的初浓度；
3>
N2的平衡转化率（已知R＝0.082大气压×
升/摩尔×
度）
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