现代基础化学复习提纲.doc

预计四五六章内容考试的多些第一章 原子结构和元素周期表1原子结构理论（了解波尔理论和量子力学理论） 2.测不准原理（德国，海森堡，了解）3.原子轨道，三个量子数的相关理论，n决定原子核外的电子层数;m决定亚层中的轨道个数以及亚层中轨道伸展方向的个数；l取值个数决定了亚层的个数和种类 4.单电子原子无能级交错现象，原子轨道能量取决于主量子数n,且n越大，轨道能量越大;多电子原子的能级不仅与n有关，还与l有关，且n相同，l越大，轨道能量越高；l相同，n越大，轨道能量越高.能级交错现象：n值大的亚层能量反而比n值小的能量低的现象，如3d4s .5.核外原子排布三大原则，洪特规则的特例（熟记）6.原子电子结构的表示方式（熟练运用）7.元素周期律以及周期表分区（熟记）8.有效核电荷，原子半径，（重点记忆）电离能，电子亲和能，电负性的变化规律9. 徐光宪经验规则一:E=n+0.7*l；徐光宪经验规则二:E=n+0.4l，熟练比较两个规则并可以运用10.了解氧化值的计算方法和熟记常见元素的氧化值第二章 分子结构和分子间力1. 价键理论的基本要点以及所用范围（熟记）2、共价键的特征，类别以及相关键参数（熟记并应用，键参数如何变化要能够判断）3杂化轨道理论的基本要点以及杂化轨道特征和三种sp杂化轨道（熟记并应用）4、等性杂化和不等性杂化的区别（了解），要记住不等性杂化的几种分子结构怎样杂化和杂化表达式（了解）唯自旋公式（熟记以判断顺磁性与反磁性）5分子轨道理论的基本要点，能级顺序和应用（熟记并应用）两种分子轨道的特征以及区别4、分子轨道表达方式（熟练运用）6价键理论，杂化轨道理论，分子轨道理论内在关联和区别（熟记）分子的极性和偶极矩（了解并能判断）7分子的变形性和极化率（熟记判断方法和相关规律）8、三种分子间力以及极性非极性分子间存在的力的种类（熟记） 这两章内容易在选择填空中出现，复习过程中应该注意记忆的准确性，规律内容要记清楚。第三章 固体结构和固体性能了解概念1、固体：分为晶体和非晶体两大类。2、晶体的特征：a、 有整齐规则的几何外形b、 具有各向异性c、有一定的熔点。3、晶格：在研究晶体内粒子的排列时，可以把粒子当成几何的点，晶体是由这些点在空间按一定的规则排列成的，这些点的总和称为晶格。4、四类晶体的内部结构及性质特征(60页图表)5、几种典型的离子晶体(特点)6、应用半径比规则注意点1）只适用于AB型离子晶体2）实验值与理论值不一定7、离子半径的变化规律1）同一周期自左向右，阳离子半径下降（因为正电荷上升，核对电子的引力增加）阴离子半径略下降（因为负电荷上升，核对电子的引力下降2）同一族自上而下，离子半径增加(因为电子层数增加)3）同一种元素，阴离子半径原子半径阳离子半径。了解离子半径，分子半径，范德华半径，金属半径及其区别二、晶格能晶格能 U定义在标准状态下，破坏1mol离子晶体使它变为气态正离子和气态负离子所需吸收的能量 2.晶格能 U 与物理性质3. 晶格能 U 的计算 玻恩-朗德公式n：玻恩指数离子的电子构型HeNeAr或Cu+Kr或Ag+Xe或Au+n5791012* 影响晶格能最重要的因素：1)电荷 2)离子半径 离子的极化和变形；影响极化力的因素：正离子的电荷越高，半径越小，极化力越大2. 电荷相同，半径相似的不同离子，极化力取决于离子的外层电子构型。8电子构型 917电子构型 0,则该反应不能从左至右发生（应是自发地从右向左发生）;rGm0.则该反应能够从左至右发生，至少能在该条件下发生;rGm=0，则该反应达到平衡状态，即左右速率相等.（3）.条件：恒温恒压，只做体积功2.标准摩尔反应吉式函数： 若参与化学反应的各物质均处于标准状态，则可用标准摩尔反应吉氏函数来判断反应方向;否则只能用rGm来判断3标准摩尔生成吉式函数恒温且在热力学标准状态下由最稳定的单质生成1mol物质的标准摩尔反应吉氏函数称为标准摩尔生成吉氏函数。按此定义最稳定单质的标准摩尔生成吉氏函数应该等于零。五平衡常数1.实验平衡常数：2.标准平衡常数： 对于溶液中的反应：注意：标准平衡常数量纲为1 2）公式：（熟练计算）3.重点理解与应用：若化学方程式的系数加倍或减半，则原K要平方或开方；若两化学方程式相加或相减，则总反应的 K为原两反应K的积或商；若反应方程式的方向相反，则两反应的K互为例数。六化学反应等温方程式1.J 称为反应商。2.判据三：反应商七化学平衡的移动1.吕.查德里原理：如果改变平衡系统的条件之一(例如，浓度、压强或温度)，平衡就向能减弱这个改变的方向移动。2.压力：1）增大压强，平衡向气体分子数减小的方向移动；减小压强，平衡向气体分子数增加的方向移动；如反应前后气体分子总数不变，则压强对平衡无影响。（2）通入稀有气体：a若保持总压不变，通入稀有气体，平衡向气体分子数增加的方向移动。b若保持总体积不变，通入稀有气体，平衡不移动。（重点理解）3.温度：此式为计算题中的重点公式，需牢记。第八章 化学反应速率和反应机理化学反应速率方程1. 化学反应速率方程的基本形式.对总反应：eE + fF+gG + rR +若反应在溶液中进行，其反应速率方程一般可表示为：对于气相反应和气固相催化反应，可表示成：式中E、F、 一般为反应物，有时也可以是产物。在一定温度下 k 是常数，称为速率常数。、 称为反应的分级数。分级数之和+ = n, 称为反应总级数或简称反应级数。2. 反应速率常数 k1速率常数 k 的数值等于各反应物浓度均为单位量时的反应速率，故又称速率常数 k 为比速率。它的大小直接决定了反应速率的大小及反应进行的难易程度。 速率常数 k 是由反应物质本性决定的特性常数。当反应指定后，k 值的大小与反应物浓度无关，而于反应温度、所用的催化剂及溶剂等因素有关。 速率常数 k 的单位与反应级数有关。 若浓度的单位，时间的单位用 s (秒)，反应速率的单位用，零级反应，+ = 0；k 的单位为： 一级反应，+ = 1；k 的单位为：二级反应，+ = 2；k 的单位为： n 级反应，+ = n；k 的单位为： 以各物质表示的速率常数之间的关系为：反应级数:1. 零级反应对反应： 假设反应开始时A物质的浓度为cA0，t 时刻后A的浓度为cA，积分上式，可得：零级反应的特征： 在一定温度下，反应速率是常数，与浓度无关。 速率常数 kA 的单位为： A物质的浓度 cA 与时间 t 成线性关系。2. 一级反应对反应： 积分上式: 或 设A物质的转化率为aA，可得： 以表示半衰期，即反应物浓度降低到一半(A=0.5)所需的时间。它是衡量化学反应快慢的一个重要指标。对一级反应：一级反应的特征： 速率常数 kA 的单位为： lncA对时间 t 作图是一直线，直线的斜率等于速率常数 kA的负值。 半衰期与A物质的初始浓度 cA0 无关。若反应物转化掉 所用的时间是转化掉所用时间的 2 倍，则此反应必是一级反应。 一级反应的一些规律：1) 当初始浓度提高一倍，反应速率及产量也都提高一倍2) 达到一定的转化率所需时间与初始浓度无关。 3. 二级反应 (假设只有一种反应物)对反应： t = 0: t = t : cA cA0 cA 积分上式: 设A物质的转化率为A，可得： 对二级反应：二级反应的特征： 速率常数 kA 的单位为：对时间 t 作图是一直线，直线的斜率等于速率常数 kA。 半衰期与A物质的初始浓度 cA0 成反比。反应物转化掉所用的时间是转化掉所用时间的 3 倍。由反应速率数据确定反应速率方程 用实验数据求速率常数时，应该至少求出三个 k 值，最后结果是这些 k 值的平均值温度对反应速率的影响阿仑尼乌斯方程： 或可以由实验数据求化学反应的活化能。以对作图应得直线，由直线斜率和截距可求得Ea和A。若化学反应在温度T1和T2时的速率常数分别为k1和k2，并且Ea在T1至T2的温度范围可视为常数，则或催化剂：能显著改变化学反应的速率而本身质量及化学性质在反应前后保持不变的物质称为催化剂。尽管催化剂可以改变化学反应的速率，但不能改变化学平衡常数。这意味着对于一个可逆反应，催化剂必然同等程度地加快正、逆反应的速率。对气固相催化反应，一般要经历五个基本的步骤：了解化能 Ea：活化分子所具有的最低能量E0与分子的平均能量E平之差。过渡状态理论吸热反应的活化能总是大于放热反应的活化能！反应速率与活化能的关系(1) 反应物浓度增大时，单位体积内分子总