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1、 是液体的固定性质，随温度的升高而升高。 （2） 稀溶液的饱和蒸气压。 由于溶液表面被占据，溶液的饱和蒸气压会低于纯液体。 拉乌尔定律：难挥发性的非电解质的稀溶液，其溶液饱和蒸气压下降值与溶质的摩尔分数成正比。 由于稀溶液中有以下关系b=kX质，k为常数，拉乌尔定律也可以表述为：难挥发性的非电解质的稀溶液，其溶液饱和蒸气压下降值与溶质的质量摩尔分数成正比。 （3） 稀溶液的依数性。 稀溶液的某些性质的改变只与溶质的浓度有关，与溶液种类无关。 其一：溶液的沸点升高。 溶液的饱和蒸气压与大气压相同时，发生沸腾现象。 溶液沸点的计算方法： -RTInP（液）/P（标）=H-TS。 当P（液）= P（

2、标）时，T就是沸点。难挥发性的非电解质的稀溶液，其溶液沸点升高值与溶质的质量摩尔分数成正比。 其二：溶液的凝固点下降。 定理：难挥发性的非电解质的稀溶液，其溶液凝固点下降值与溶质的质量摩尔分数成正比。 其三：溶液的渗透压。 稀溶液的渗透压公式：=cRT 或 V=nRT。其中c指的是物质的量浓度。三：固体和晶体 1. 晶体、非晶体、准晶体的区别。 晶体：有规则几何外形、有固定性质、各向异性、内部长序排列具有平移对称性和周期性、自限性（自动转化为晶体状态的性质）。 准晶体：列但不具有平移对称性和周期性、可做热电转化材料。 非晶体：无规则几何外形、无固定性质、各向同性、内部排列混乱无序、有玻璃化温度

3、，长时间放置会有流动性。 2. 晶体的对称性。 （1）旋转：若图形绕对称轴旋转360/n可以复原，那这个图形就是旋转对称的，该轴成为Cn轴。若图形含有多条旋转对称轴，则n最大的成为主轴，其他为负轴。 （2）反映：图形凭借某一平面进行镜面对称操作后可以复原。 该平面成为镜面。 （3）反演：图形凭借某一点进行中心对称操作后可以复原。 该平面成为对称中心。 3. 点阵和晶型。 （1）点阵：包含有组成点阵最基本元素（包括化学环境不同的同种原子）。 （2）晶型： 立方晶型：简单立方、体心立方、面心立方。 四方晶型：简单四方、体心四方。 正交晶型：简单正交、体心正交、面心正交、底心正交。 单斜晶型：简单单

4、斜、底心单斜。 三斜晶型：简单三斜。 六方晶型：简单六方、R心六方。 判断体心的方法：所有点的坐标加上（1/2,1/2,1/2）后还属于原来类型的点。 判断面心的方法：所有点的坐标加上（1/2,1/2,0）和（0,1/2,1/2）和（1/2,0,1/2）后还属于原来类型的点。 判断底心的方法：所有点的坐标加上（1/2,1/2,0）或（0,1/2,1/2）或（1/2,0,1/2）后还属于原来类型的点。四：化学热力学基础 1.热力学基本概念。 体系、环境、状态、状态函数、过程、途径。 注意：过程量不是状态函数，如功、热量等。 2.热力学第一定律。 热力学能：体系内所有能量的总和。 是状态函数，其值

5、尚不可求得。 理想气体的热力学能只与温度有关。 定律：体系内能的变化等于物体吸热量和环境对体系做功的总和。 3.反应热。 定义：当化学反应反应物和生成物的温度相同时，体系吸收的热量。 （1）恒容反应热Qv：全部用来改变体系的热力学能。 测量方法：弹式燃烧器（适合测量有机物的燃烧反应热） （2）恒压反应热Qp：全部用来改变体系的焓。 焓：定义式为H=Q+W，是状态函数，其值不可求得。杯式测量仪（适合测量中和热等溶液反应热） 4. Qp和Qv的关系。 Qp=Qv+nRT，n表示前后气体物质的量的差值。 若是固液体反应或前后气体分子数不变的反应，则Qp=Qv。 5.盖斯定律。化学反应的反应热等于各个

6、分部反应的反应热的总和。6.生成热fHm。 规定每一种元素的标准摩尔生成热为零，以此为基准来测定由单质生成某种物质的反应热，叫做该物质的标准摩尔生成热fHm。这是个相对值。 7.燃烧热cH0。 1mol可燃物完全燃烧生成稳定的氧化物时的反应热。 注意：“稳定的氧化物”指的是：CO2、H2O（l）、SO2、N2等。 8.化学反应进行的方向。 （1）化学反应的体积功。在各种途径中，可逆过程的体积功最大，其值就是P-V曲线和X轴围成对的面积。这是个理想状态，现实中液体在沸点的汽化和液化可以近似看为可逆过程。 （2）焓变对反应方向的影响：化学反应总是自发地向焓降低（放热）的方向进行。 （3）熵S：表示

7、物体的微观状态数和混乱度，定义式为：S=RTln， 其中表示微观状态数，可以求得，是状态函数。 熵等于恒温可逆状态反应热与温度的比值，即“热温商”。 （4）标准摩尔生成熵：由热力学第三定律，1mol某物质从熵值为零的绝对零度出发，变化到某温度的熵变，叫做这个反应的标准摩尔生成熵。这是个绝对值。 （5）熵变对化学反应方向的影响。 熵增加原理：一切自发过程都着熵增加的方向进行。 （6）吉布斯自由能G。 定义式：G=H-TS，是状态函数。 若反应做非体积功，则反应自发条件为：G=W非。 若反应不做非体积功，则反应自发条件为：=0。 （7）标准摩尔生成吉布斯自由能。 规定元素的指定单质的吉布斯自由能为

8、0，推算出的某物质在指定温度的吉布斯自由能变化，称为标准摩尔生成吉布斯自由能，这是个相对值。五：化学反应速率 1.平均速率与瞬时速率。 平均速率： 一段时间内反应物的减少量或生成物的增加量和时间的比值。 瞬时速率： 单位时间内反应物的减少量或生成物的增加量。都与反应系数有关。1/aVa=1/bVb=1/cVc=1/dVd。 2.速率方程（瞬时速率）：V=kC（a）mC（b）n，其中k叫做速率常数。 3.反应级数。 对某反应，反应级数等于m+n； 对一种反应物，反应级数等于m或n。 4.速率常数。 对不同反应物或生成物来说，k与反应系数有关。 1/aka=1/bkb=1/ckc=1/dkd。 5

9、.反应机理。 （1）基元反应：可以一步完成的反应。 基元反应通常是可逆的，一般为单分子或双分子反应。 基元反应的速率方程的m或n就等于该物质的反应系数。但反过来却不一定是基元反应。 （2）由反应机理建立反应速率方程。 稳态近似法： 假定反应稳定后，活性中间体的净生成速率为0。 平衡假设法： 假设有活性中间体生成和消耗的反应达到平衡。 反应机理包括定速步骤，即慢反应，在这之前的所有基元反应的都很快，可以假设定速步骤不影响前面反应的平衡。 6.反应物浓度和时间的关系。 （1）零级反应：C（a）=C0-kt。 半衰期：t= C0/2k 。 （2）一级反应：ln C（a）=ln C0- kt 或lg

10、C（a）=lg C0- kt/2.303 。t=ln2/k。 结论：半衰期不随反应物浓度变化的是一级反应！ （3）只有一种反应物的二级反应： 1/ C（a）-1/ C0=kt。t=1/k C0 （4）只有一种反应物的三级反应： 1/ C（a）2-1/ C02=2kt。t=3/2k C02 7.碰撞理论。 碰撞理论认为：反应物分子间的相互碰撞是反应进行的先决条件；分子碰撞频率越高，反应速率越大；大多数碰撞是不起作用的，只有达到一定能量的活化分子的碰撞才是有效碰撞。 活化分子：具有足够能量可以发生反应的分子。 碰撞次数Z*= Zfe-E/RT 。 其中Z代表碰撞总次数，E代表反应活化分子具有的最低

11、能量，f是取向因子（只有特定方向的碰撞才是有效的）。增大浓度或压强，不改变活化分子百分数，但是单位体积内分子总数增加，反应速率增加；增加温度或催化剂，增加活化分子百分数，反应速率增加。优点：简单直观，适用于气体反应。缺点：不适用于固体液体反应。 8.过渡状态理论。 过渡状态理论认为：反应物碰撞后会形成活性配位化合物，这个化合物不可分离，能量极高，既可以恢复为反应物，又可以变为产物。任何反应都需要跨过“能垒”。 活化能的概念：活化配位化合物具有的平均势能和反应物能量的差值。从微观角度讨论化学反应的实质。计算方法复杂，很多活性中间体的结构难以确定。 9.温度对化学反应速率的影响。 反应速率常数k与

12、温度的关系： k=Ae-E/RT ，其中A称为指前因子，E为反应活化能。 进一步转化为常用线性公式为： lnk=-E/RT+lnA lgk=-E/2.303RT+lnA lnk2/k1=E （T2-T1）/R T2 T1 常用作图法来求解速率常数方程。 10.催化剂：通过改变化学反应的活化能，改变反应速率。 反应前后，催化剂的质量、性质不变。 有均相催化剂和多相催化剂之分。 均相：反应物、生成物成一种状态。 多相：反应物、生成物成多种状态。六.化学平衡 1.经验平衡常数：对于反应A（g）+ B（g）=C（g）+D（g）来说，经验平衡常数Kc=CcCCdD/ CaACbB或Kp=PcCPdD/

13、PaAPbB 。 2.标准平衡常数：标准平衡常数Kc=（Cc/C0）C （Cc/C0）D/（Ca/C0）A （Cb/C0）B或Kp=（Pc/P0）C （Pc/P0）D/（Pa/P0）A （Pb/P0）B,其中C0表示的是标准浓度1，P0表示标准大气压101000Pa。 3.标准平衡常数K与反应的吉布斯自由能的关系。 G=-RTlnK。 反应商：Q=（Cc/C0）C （Cc/C0）D/（Ca/C0）A （Cb/C0）B 若QK，则反应逆向进行。 4.浓度对平衡的影响。 只有一种反应物的反应，增加反应物浓度相当于增大压强。 有两种以上反应物的反应，增加一种反应物浓度，反应正向移动，其他反应物转化率

14、增加，自身转化率不一定；增加一种生成物的浓度，反应逆向进行。 5.压强对平衡的影响。 增加压强，反应向气体分子数减小方向移动。 6.温度对平衡的影响。 由-RTInG=H-TS得出： lnK2/K1=H （T2-T1）/R T2 T1。 升高温度，放热反应平衡常数减小，吸热反应平衡常数增加。七.原子结构和元素周期律 1.氢原子光谱。 巴尔末公式： 里德伯公式： 其中，巴尔末公式就是里德伯公式的n=2的形式。 2.玻尔原子理论。 玻尔认为：原子系统只能存在于一系列不连续的能量状态中（E1、E2、E3），在这些状态中，电子绕核作加速运动而不辐射能量，这种状态称这为原子系统的稳定状态（定态）。只有当

15、原子从一个较大的能量En的稳定状态跃迁到另一较低能量Ek的稳定状态时，才发射单色光。各级轨道的能量：EK=h=-13.6/K2。单色光的能量等于两个轨道能量间的差值，经过变换即可得到里德伯公式。 3.微观粒子的波粒二象性。 微观粒子既具有粒子性，又具有波动性。 物质波的频率=E/h,波长=h/p,其中h为普朗克常数，p为粒子的动量。 4.不确定性原理。 不确定性原理：粒子的位置与动量不可同时被确定，位置的不确定性与动量的不确定性遵守不等式.。 5.薛定谔方程。 薛定谔方程是描述微观粒子运动状态的基本方程，这是一个二阶偏微分方程，它的解是一系列波函数，用以描述微观粒子的状态。解薛定谔方程时，常将

16、直角坐标变换为球坐标,同时引入以下四个量子数：（1）主量子数n=1,2,3，表示粒子运动的能层。（2）角量子数l=0,1,2n-1,表示粒子运动的能级。（3）磁量子数m=0,1，2l,表示同一能级不同方向的原子轨道。 （4）自旋磁量子数ms=0.5，表示同一原子轨道内自旋方向相反的一对电子。 6.影响轨道能量的因素。 由于多电子原子或离子的内层电子对原子核电荷有抵消屏蔽作用，多电子原子或离子的某能级的能量公式为 E=-13.6（Z-）2/n2,其中Z为核电荷数，是该能级的内层电子对该能级的总屏蔽常数。的计算法则（斯特莱规则）是：等于某能级的屏蔽常数乘该能级电子数，最后求和。 穿孔效应：外层电子

17、有可能钻到内层，使屏蔽效应大大降低，这可能导致能级交错（外层能量比内层低）。 7.核外电子的排布。 （1）能量最低原理：核外电子总是尽可能分布在能量较低的轨道上。 （2）泡利不相容原理：同一原子中没有四个量子数完全相同的两个电子。 （3）洪特规则：电子进入能量简并的原子轨道时，优先以自旋相同的方式分别进入两个轨道。轨道全充满或半充满时能量较低。 比如：铬按照规则原本应当为3d44s2,但如果s能级上的一个电子进入d轨道，将会得到两个半充满轨道3d54s1,显然这比原来一个全充满能量要低。 8.元素周期表。 元素周期表的分区：s区（A，A） P区（A-0族） d区（B-族） ds区（B，B） f

18、区（镧系，锕系） 9.原子半径。 无论金属半径、共价半径，都是把原子看做球体，球心距的一半为原子半径。 （1）随着原子序数增加，核电荷数增加，对电子吸引力增加，有使原子半径减小的趋势。 （2）随着原子序数增加，外层电子数增加，对最外层电子的排斥力增加，有使原子半径增加的趋势。 一般的，同族原子半径随周期增大而增大；同周期原子半径随着原子序数增加而减小，但遇到有半充满轨道的原子，由于这种结构对原子核电荷数的屏蔽作用较大，原子半径会增加。镧系收缩：镧系元素的电子填充到内层，对核电荷的抵消作用大大增强，使这些元素的原子半径减小的幅度变小。同样的，锕系也有收缩。该现象导致镧系后面的元素的半径相应减小，

19、甚至与上一周期同族的原子半径相同，使得这些元素在性质上极为相似，极难分离。 10.电离能：气态基态原子失去一个电子所需要的能量。 一般同周期原子电离能随序数增加而增加，但是如果元素失去一个电子后是半充满结构，第一电离能就会低一些；同主族的元素，电离能随周期数增加而减小。 11.电子亲和能：处于气态的基态原子得到一个电子释放的能量。 电子亲和能的变化规律和第一电离能基本相同，但氧和氟的电子亲和能比硫和氯低。 电子亲和能的重要性不如电子亲和能。 12.电负性:用来衡量一种元素得电子能力的大小。 电负性越大，非金属性越强。 氟的电负性最大，钫的电负性最小。 电负性的变化规律和第一电离能基本相同。八.

20、分子结构和价键理论 1.路易斯理论。 （1）原子之间以共用电子对形成分子。 （2）每个原子应具有二电子或八电子稳定结构（八隅体）。 （3）路易斯结构式满足八隅体规则。 （4）对于可以画出多个路易斯结构式的物质，满足八隅体规则的是正确的，若有多个满足，那真正的形式是这几个结构式的“共振杂化体”（电子离域论的雏形）。 先进性：首次提出成键概念和共用电子对概念。 缺陷：有些物质不满足八隅体规则却可以存在；有些满足八隅体规则的结构式不满足实际性质；没有揭示共价键的本质。 2.现代价键理论。 （1）共价键的本质是电子云的重叠。 （2）维持共价键的是原子核对电子云重叠部分的吸引力，而不是静电库仑力。 （3

21、）共价键形成时，既可以双方均给出未成对电子和原子轨道成键，如H2O的形成；也可以一方提供空轨道，另一方提供孤电子对成键，如CO的形成。 （4）共价键的形成遵循轨道最大重叠原则。 （5）共价键的方向性：“头碰头”型的是键，“肩并肩”型的是键，键重叠程度比键强。p轨道的键有三个相互垂直方向，即px，py，pz。 3.杂化轨道理论。 （1）原子在成键时，需要经过激发，将内层电子激发到外层的空轨道中，形成单电子，与另一方原子的单电子配对。 如基态碳原子只能形成两个键，激发后最多可以形成四个键。 （2）杂化：经过激发的原子之间的轨道线性组合成新的杂化轨道。 杂化包括sp、sp2、sp3、sp3d、sp3

22、d2杂化等。 （3）等性杂化和不等性杂化。 等性杂化：杂化轨道完全相同。 不等性杂化：杂化轨道不完全相同。 （4）若具有平面结构的分子每个原子均有一个轨道垂直于分子平面，电子就可以离域形成大键，如苯，大键的能量更低。但是，参与形成大键的电子不能超过原子数的二倍。 4.价层电子对互斥理论。 （1）成键电子对数和孤电子对数：ABn型分子成键电子对数=（中心原子最外层电子数+特定数）/2；对于F,Cl,H等一价原子，特定数为1；对于O，S等二家原子，特定数为0；对于N，P等三价原子，特定数为-1。孤电子对数=成键电子对数-n。 （2）电子对数与空间构型的关系。价电子层对数 电子对空间排布 配位原子数

23、 孤电子对数 分子空间构型 2 直线型 2 0 直线型 3 正三角形 3 0 正三角形3 2 1 V形 4 正四面体 4 0 正四面体 4 3 1 三角锥体 4 2 2 V形 5 三角双锥 5 0 三角双锥 5 4 1 变形四面体 5 3 2 T形5 2 3 直线形 6 八面体 6 0 八面体 6 5 1 四方锥6 4 2 平面正方形 （3）影响键角的因素。 孤-孤孤-原原-原； 电负性小电负性大； 多重键单键。 5.分子轨道理论。 （1）分子轨道。 原子在形成分子时，不在原轨道运行，而是形成新的分子轨道，分子轨道是原来原子轨道的线性组合。 （2）轨道线性组合三原则。 对称性匹配原则：只有对称

24、性相同的轨道才能成分子轨道。 能量相近原则：能量相近的原子轨道才能组合。 轨道最大重叠原则：轨道重叠程度越大越稳定。 （3）两种分子轨道。 成键轨道：比原来能量低。 反键轨道：比原来能量高。 （4）键级：（成键轨道电子数-反键轨道电子数）/2。 键级越大，分子越稳定。七.分子的极性和分子间作用力。 （1）分子的极性。 极性分子：分子正负电荷中心不重合。 （2）分子极性衡量标准。 偶极矩：分子偶极电荷和正负电荷中心距的乘积 分子处于基态时的偶极矩叫做固有偶极。 分子在外电场作用下形成的偶极叫诱导偶极。 不同分子相互作用形成的偶极叫瞬时偶极。 （3）分子间作用力。 取向力：由固有偶极决定，属于静电

25、引力。 诱导力：由诱导偶极决定，属于静电引力。 色散力：由瞬时偶极决定，属于静电引力。一般分子中，色散力占主导；但在极性较大的分子中，取向力占主导。 （4）次级键。 两个原子核间距在范德华半径和共价半径之间的，可以认为形成了次级键。次级键在这个范围内是连续分布的。 （5）氢键。具有孤电子对的，电负性较大的，原子半径较小的原子（F、O、N）或是具有给电子性质的原子团（键）与氢原子形成的次级键。 （6）氢键的饱和性和方向性。 饱和性：一个原子只能和一个原子形成氢键。 方向性：氢键是沿特定方向形成的。 以上两个性质都是对强氢键具有的。八.酸碱的解离平衡九.沉淀溶解平衡在一定温度下难溶电解质晶体与溶解

26、在溶液中的离子之间存在溶解和结晶的平衡，称作多项离子平衡，也称为沉淀溶解平衡。以AgCl为例，尽管AgCl在水中溶解度很小，但并不是完全不溶解。从固体溶解平衡角度认识：AgCl在溶液中存在下述两个过程：在水分子作用下，少量Ag+和Cl-脱离AgCl表面溶入水中；溶液中的Ag+和Cl-受AgCl表面正负离子的吸引，回到AgCl表面，析出沉淀。在一定温度下，当沉淀溶解和沉淀生成的速率相等时，得到AgCl的饱和溶液，即建立下列动态平衡：AgCl（s） Ag+（aq）+ Cl-（aq）溶解平衡的特点是动态平衡，即溶解速率等于结晶速率，且不等于零。其平衡常数Ksp称为溶解平衡常数；它只是温度的函数，即一

27、定温度下Ksp一定。与其它平衡常数如电离平衡常数一样，也是温度T的函数。对大多数难溶盐来说，温度升高，溶解度增加根据溶度积常数，可以判断某一难溶电解质的多相系统中沉淀 、溶解过程进行的方向。例如，在一定温度下，将过量的BaSO4固体放入水中，溶液达到饱和后，如果设法增大c（Ba2+）或c（SO42-），如加入BaCl2或Na2SO4，则平衡会发生移动，生成BaSO4沉淀BaSO4（s） = Ba2+ + SO42- 平衡向左移动由于沉淀的生成，系统中的c（Ba2+）或c（SO42-）会逐渐减小，当它们的乘积c（Ba2+）c（SO42-） = 时，系统达到了一个新的平衡状态。如果设法降低上述平衡系统中的c（Ba2+）或c（SO42-），则平衡也会发生移动，使BaSO4溶解BaSO4（s） = Ba2+ + SO42- 平衡向右移动当c（Ba2+）c（SO42-）= 时，BaSO4沉淀溶解又达到了平衡。难溶物饱和溶液的判断：一定温度下，某物质在水中的溶解度为Qc；当QcKsp，溶液过饱和，有沉淀析出，直到溶液到达新的平衡；当Qc = Ksp，溶液恰好饱