无机化学重点笔记

第一章 物质的状态理想气体：是设定气体分子本身不占空间、分子间也没有相互作用力的假想情况下的气体。实际气体：处于高温（273K、低压（低于数百千帕）的条件下，由于气体分子间距可近似地将实际气体看成是理想气体。pV=nRT（理想气体状态方程式）R称为比例常数，也称为摩尔气体常数。R=8.314Pa·m3·mol-1·K-1=8.314kPa·L·mol-1·K-1=8.314J·mol-1·K-1（Pa·m3=N·m-2·m3=N·m=J）道尔顿理想气体分压定律

p

RTnRTpini

或 p

i iV Vpxpp n i n ixi摩尔分数与总压力的乘积。分体积定律

V

iT nT nT=i =1 +2 +VV+Vp p p

1 2 ii度小的地方迁移，直至密度达到完全相同的状态，这种现象称为扩散。ui表示扩散速度，ρi表示密度，则有：ui

或 uA1i1iBAuAuBABρBAB两种气体的密度。MBMA同温同压下，气体的密度（ρ）与其摩尔质量（M）成正比，据此可以表示为：uMBMAuB对理想气体状态方程进行修正

(p

an2V2

)(Vnb)nRTaV对n=1mol实际气体，其状态方程为p 2b)RTVm气体分子运动论的主要内容包括以下几个假设：气体由不停地作无规则运动的分子所组成；气体分子本身不占体积，视为数学上的一个质点；气体分子间相互作用力很小，可忽略；器壁产生碰撞的结果；气体分子的平均动能与气体的温度成正比。通常把蒸气压大的物质称为易挥发的物质，蒸气压小的物质称为难挥发的物质。的少些，蒸气压就低。克劳修斯-克拉贝龙（Clansius-Clapeyron）方程

p2 (11)2.303R表面同时进行（在低于该温度时气化仅在液体的表面上进行61.3℃78.4℃100118.5于分离提纯沸点较高的物质以及那些在正常沸点易分解或易被空气氧化的物质。TcpcVc表示。Tc、pcVc统称为临界常数。晶体和非晶体特性的异同点主要表现在以下几个方面：晶体和非晶体的可压缩性和扩散性均很差。完整晶体具有固定的几何外形，而非晶体则没有。化，流动性增加，直至最后变成液体。从软化到完全熔化，要经历一段较宽的温度范围。现出各向同性。（子）电离成离子和自由电子。水的三相点所对应的温度（0.01℃）和压力（0.611kPa）下，固、液和气三态可以共存，即三态处于平衡状态。第二章 溶液和胶体和分散剂两部分组成。溶液中，分散质一般称为溶质，分散剂一般称为溶剂。表2-1 按分散质粒子直径的大小分类的液态分散系分散系类型粗分散系胶体分散系分子分散系颗粒直径大小＞100nm1～100nm＜1nm高分子溶液 溶胶分散质存在形式分子的大聚集体大分子 小分子的聚体小分子、离子或原子主要性质不稳定很稳定 稳定最稳定多相单相 多相单相普通显微镜可见超显微镜可见电子显微镜也不可见不能透过滤纸能透过滤纸，但不能透过半透膜能透过半透膜实 例泥浆胶水 Fe(OH)3胶NaCl溶液的浓度表示n1、质量分数 n

mBm

2、物质的量浓度

cnBnB Vn3、质量摩尔浓度

B

4、摩尔分数

Bn溶液的性质有两类：第一类：如颜色、导电性、酸碱性等由溶质的本性决定。决于溶液中溶质的自由粒子（可以是分子、离子、原子等微粒）数目，即浓度。后一类性质常称为溶液的依数性，也称为溶液的通性。在难挥发非电解质的稀溶液中，这些性质就表现得更有规律。拉乌尔（.M.Raoult定律（只适用于非电解质稀溶液：

pp*xAA溶液蒸气压下降：Δp=Kp·B 溶液沸点高：△Tb=Kb·bB凝固点下降：△Tf=Kf·bB 溶液的渗透压：Π＝cBRT一些常见溶剂的沸点和Kb值溶 剂Tb/KKb/K·kg·mol-1水373.150.512乙醇350.541.22苯353.352.53一些常见溶剂的凝固点和Kf值溶 剂Tf/KKf/K·kg·mol-1水273.151.86乙醇350.541.22苯278.665.12胞壁以及人工制造的无机陶瓷膜等。如果半透膜两边溶液浓度相等，渗透压相等，这种溶液称为等渗溶液。解质的物质的量占溶液中初始电解质物质的量的百分数，用α表示。离子活度是离子在反应中发挥作用的有效浓度：a=f·c

I=1(cz2)离子强度（定量表征电解质浓度和离子电荷数对活度系数的影响： 2 BB zBBf1，可用浓度代替活度。1~100nm的分散质组成的体系。它可分为两类：①胶体溶液，又称溶胶。它是由小分子、原子或离子聚集成较大颗粒而形成的多相体系。如Fe(OH)3溶胶和As2S3溶胶等。②高分子溶液，它是由一些高分子化合物组成的溶液。如胶水。A分散体系的分散度常用比表面来衡量：Ｓ0＝V 比表面积越大，表面能就越高，系统就种途径。（非极性的吸附剂较易吸附非极性的物质吸附（离子选择吸附和离子交换吸附大，离子价数越高，水化离子半径越小（水化离子半径：i＋＞a＋＞K＋＞Rb＋＞Cs＋，交换能力越强。溶胶制备常用方法是分散法（研磨法、超声波法、电弧法、胶溶法）和物理、化学凝聚法。溶胶的光学性质：丁达尔效应。动力学性质：布朗运动。电学性质：电泳：溶胶粒子在外电场作用下发生定向移动的现象。电渗：在外电场下，使溶胶粒子不动，分散剂定向移动的现象称为电渗。溶胶粒子带电的主要原因：吸附带电、解离带电胶团的结构[(AgI)m．nI-．(n-x)K+]x-．xK+溶胶的稳定性：布朗运动、胶粒带电、溶剂化作用。聚沉值：能使一定量的溶胶在一定时间内开始聚沉所需电解质的最低浓度，单位为molL1。相反电荷价数愈高（价态的影响远大于浓度基团和憎水的非极性基团两大部分构成。极性部分通常-OH、-NH2、-COOH和-NH3+等基团，而非极性部分主要是由碳氢组成的长链（-R）或芳香基团（-Ar）等。乳浊液是分散质和分散剂均为液体的粗分散系。乳浊液又可分为两大类：一类是“油”(通常指有机相)分散在水中所形成的系统，以油/水型（或O/W）表示，如牛奶、豆浆、各种农药乳化剂等；另一类是水分散在“油”中形成的水/油型（或W/O）乳浊液，例如原油，人造黄油等。第三章 化学热力学基础体系可分为三类：敞开体系、封闭体系、孤立体系描述体系的一系列物理量（如气体的压力、温度、体积和组分的摩尔数等）称为状态函数。状态函数的性质：n、V等（容量性质）T、P等（强度性质状态函数的特征：状态一定，状态函数值一定。状态函数变化量只与体系的始、终态有关，与途径无关。体系的某一物理量如果具有上述两个特征，则必是体系的一个状态函数。过程主要有：定温过程；定压过程；定容过程；绝热过程；循环过程。当体系与环境间存在温差时，体系与环境间传递的能量叫做热，以Q表示。除了热的形式以外，其它各种被传递的能量都叫功，以W表示。功分为体积功和非体积功（也称有用功。功和热不是状态函数（注意状态函数两个特征。体系内部能量的总和称为热力学能（内能UJk体系的状态确定时，体系内部的能量也随之确定，是体系的状态函数。热力学第一定律：U2=U1+(Q+W)，U2-U1=U=Q+W（1体系吸收热量为值，放出热量为值。（2）体系对环境作功（如膨胀）为“-”值，环境对体系作功（如压缩）为“+”值。当生成物的温度和反应物的温度相同，且在反应过程中体系只反抗外压做膨胀功（W有=0时)，化学反应过程中所吸收或放出的热量就叫做这个反应的反应热或热效应。恒容条件：恒容反应热U=QV恒压条件：恒压反应热 定义：H(焓）=U+pV （H=U+nRT）则 Qp=H2-H1=H（焓变）反应进（衡量化学反应进行程度的物理量BB)B() ξ的单是olB Br 热化学方程式：H2（g）+1/2O2（g）=H2O（l） ΔHΘr 符号△Hθ的左下标“r”表示化学反应，右下标“m”表示反应进度变化量ξ=1mol，即△Hrm rm1mol－1为单“θ”Tp（10时该物质的状态。①标明反应的温度和压力，在298.15K和100kPa下进行，可以不注明。②标明所有参加反应各物质的状态，气、液、固态可分别用g、l、s表示。有多种晶型的固体要注明其晶型。以aq代表水溶液,(aq，∞)代表无限稀释水溶液。盖斯定律（1840fm f1molHθ表示，f表“生成”-1H+fm fm m 生成物 m反应物 BfrHθ=(ifHθ) -(ifHθm m 生成物 m反应物 Bfcmcm1mol某有机化合物在100kPa和某温度下被完全燃烧时所放出的热量叫做该化合物的标准摩尔燃烧焓，以Hθ表示。完全燃烧是指化合物中的C变为CO2(g)，H变为H2O(l)，S变为SO2(g)，N变为N2(g)，Cl变为HCl(aq),并规定这些燃烧产物的Hθ为零cmcm利用标准摩尔燃烧焓计算反应热的公式是：rm 反应物 生成物 iicmHθ=(Hθ) -(rm 反应物 生成物 iicm自发过程的特征：它做功。S态函数，其变化量与途径无关。热力学第三定律：在热力学温度0K时，任何纯物质的完美晶体的熵值都等于0。在标准状态下，温度T时，1mol物质的熵值称为该物质的标准摩尔熵（或标准熵)，用符号m Sθ表示，单位为J.-1。 化学反应的熵变可由物质的Sm rm 生成物 反应物 Bi imSθ=(Srm 生成物 反应物 Bi im标准摩尔熵的一些规律: 同一物质聚集状态不同，

SΘsSΘlSΘgm m m 同一物质，温度愈高，熵值愈大。等温可逆过程的体系熵变可由下式计算：S=Qr/Tr（r热效应（，T为体系的热力学温度。等温过程的环境熵变可由下式计算：S环=Q环/T环 Q环与Q体大小相等，符号相反。系熵值减小的过程是不可能发生的。此规律称熵增原理，也称热力学第二定律。S孤立=S体+S环>0 过程S孤立=S体+S环=0 过程S孤立=S体+S环<0 非自发过程化学反应通常在恒温、恒压下并与环境间有能量的交换情况下发生的。G=H-T·S G称吉布斯自由能，也是一个状态函数。H-TS=G2-G1=G（吉布斯自由能变）<0在恒温恒压下（封闭体系：G<0，自发过程rGmθ<0，自发过程G=0，平衡过程rGmθ=0，平衡过程G>0，非自发过程rGmθ>0，非自发过程（298.15K）01molfGm。rmrGmθ(ifGmθ)生成物(ifGmθ)反应物=BGmθ(BrHmθTSrm由吉布斯-赫姆霍兹关系式可得到以下四种情况：H S G（H-TS） 过程（1）+ + T升高时有利值变“-” T高利自发进行（2）+ - 任何T时，值为“+” 不可能自发- + 任何T时，值为“-” 始终自发- - T降低时有利值变“-” T低利自发进行范德霍夫（Van’tHoff）化学反应定温式：ΔG

ΔGΘQ

Q为浓度商或压力商 p/Θep/Θ Q p/Θap/

rm rm c/Θec Q c/Θac/ 质的浓度将不再改变这种状态称为化学平衡状态，简称化学平衡。化学平衡具有以下特征：

ΔrGm=0。②化学平衡是一种动态平衡，正、逆反应还在进行，但速率相等。从表观上看，系统中各物质的浓度及其它宏观性质（如温度、密度等）不随时间变化，具有定值。③化学平衡是有条件的平衡，条件改变，平衡改变。在一定条件下，无论反应是从正向还是逆向开始，反应都可以到达平衡。浓度平衡常数与压力平衡常数：Kp=Kc(RT)Δv

△v＝(d+e)-(a+b)。(pΘ=100kPa)

KΘ＝Kp

(

(1olL1)KΘ

K＝Kc(

Θ△vM=12

KΘ1。KM ΘK2浓度对化学平衡移动的影响

RTlnKΘRTlnQΔrGm

RTlnQKΘ

K1时，QKΘ，△G=0，反应达平衡状态；

压力对化学平衡移动的影响体系的总压力增加至原来的x倍，体系中各组分的分压也相应增加至原来的x倍，此时反应商为 QxBKΘ

Befad加入惰性气体以改变体系的总压力①在定温定容下,平衡不发生移动。B＞0多的反应，平衡正向移动；对于移动。

B

＜0的反应，即气体分子数减少的反应，平衡逆向温度对化学平衡移动的影响由ΔGΘRTlnKΘ和ΔGΘΔHΘTΔSΘ得到

KΘ ΔHΘ(298.15K)1 122r m rm rm rm rm KΘ

R T Tr 当ΔHΘr

1 2 12即放热反应，T2>T1，K2θ<K1θ，平衡逆向移动；T2<T1，Kθ>K1θ，平衡正22向移动。2r 当ΔHΘr

即吸热反应，T2>T1，K2θ>K1θ，平衡正向移动；T2<T1，Kθ<K1θ，平衡逆向移动。如果改变平衡体系的条件之一（如浓度、压力或温度动。这一规律称为化学平衡移动原理。第四章 化学动力学基础在化学反应进行的一段时间里，单位时间内反应物浓度的减少或生成物浓度的增加即为平均速率。用

表示。例如反应2HI(g) H2(g)+I2(g)

Δc(HI)=Δc(H2)

=c(I2)Δt t瞬时速率是Δt

表示，即=imcdc0dt()E与反应物分子的平均能量Er之差，称为反应的活化能

Ea。过渡状态理论：翻越势垒所需的能量即反应物或生成物的反应活化能。Ea(+)与Ea(-)之差可认为是反应的热效应ΔH，即ΔH=Ea(+) -若Ea(+)＞Ea(-)，反应为吸热；Ea(+)＜Ea(-)，反应为放热。基元反应速率方程的确定—质量作用定律

=cac

（气体则可用p）AB利用实验数据或定速步骤确定非基元反应的速率方程。反应级数是指化学反应速率方程式中各反应物浓度项幂指数之和。反应的分子数是指基元反应中发生反应所需要微粒（分子、原子、离子或自由基）的数目。四分子及其以上的反应尚未发现。温度对化学反应速率的影响范特霍夫规则：当温度每升高10℃时，反应速率大约增加到原来速率的2~4倍。2阿仑尼乌斯公式： p 2lg

(11)2.303Rt k如果某反应在不同温度下的初始浓度和反应程度都相同，则有催化剂对反应速率的影响

1=t2

2 ，k1（除热力学上不能进行的反应）（1）不能改变反应的程度。用不同的催化剂可能得到不同的产物。酶催化作用：催化效率高；高度特异性；反应条件温第五章 物质结构简介波尔理论：电子在核外一系列具有不同半径的同心圆的轨道上运动；在一定轨道上运动的电子具有一定的能量(或处于一定能级)，不同的轨道代表不同的能级；当电子由一种定态跃迁至另一种定态时，就要吸收或放出能量。四个量子数：主量子数n：n是决定原子内电子能量高低的主要因素。用它来代表电子的层数。主量子数n1234567电子层符号KLMNOPQn0到(n-1)n=可0，1l轨道亚层简称亚层。角量子数l01234分层符号spdfgm：ml0、1、2、3、l2l+1个值。m表示在同一亚层中原子轨道在空间的伸展方向，即每一亚层中的轨道数目，各轨道能量相等。ms：ms的取值只有+1/2或1/2sp、d、f2、6、10、14。穿效应。钻穿效应越大，该电子的能量就越低。主量子数大的能级反而比主量子数小的能级低的现象称为能级交错。（鲍林）原子轨道近似能级图电子排布式： 26Fe1s22s22p63s23p64s23d6电子层结构式： 26Fe1s22s22p63s23p63d64s2 或 26Fe[Ar]3d64s2原子失去电子形成离子，失电子的规律如何？实验证明，原子轨道失去电子的次序是：np，ns，(n1)d，(n2)f，即最外层的np电子最先失去，np电子失光后才失ns电子，余类推。例如，As3+核外电子结构式为1s22s22p63s23p63d104s2，Cu2+为1s22s22p63s23p63d9。原子的电子层结构与元素周期的关系周期数=电子层数=最外层的主量子数主族元素： 族数=最外层的电子数副族元素：ⅠB、ⅡB族数=外层电子ⅢB-ⅦB族数=外层s电子与次外层d电子之和Ⅷ族元素外层s电子与次外层d电子之和为8-10零族元素外层电子数为8（第一周期为2）从上到下因电子层数增多，半径依次增大。I子，该元素金属性愈强。的能力越小，元素的金属性越强。大，非金属性越强，金属性越弱；反之金属性就越强。电负性最大的是氟，最小的是铯。（不绝对）离子键的特性：没有方向性、没有饱和性晶格能（U）可以用来衡量离子键的强度大小。晶格能是指在标准状态下，使离子晶体变为气态正离子和气态负离子时所吸收的能量，单位为kJ·mol-1。离子半径的变化规律同一周期中，正离子的电荷数越高，半径越小；负离子的电荷数越高，半径越大。同一元素的正离子半径小于它的原子半径，简单的负离子半径大于它的原子半径。同一元素形成几种不同电荷的离子时，电荷高的正离子半径小。对等电子离子而言，离子半径随负电荷的降低和正电荷的升高而减小。角线规则。CaO的熔点（2614℃）NaCl（801℃）高。离子的电子构型（1）2电子构型：最外层为2个电子的离子，ns2，如Li+、Be2+等。（2）8电子构型：最外层为8个电子的离子，ns2np6，如Na+，Ca2+等。（3）18电子构型：最外层为18个电子的离子，ns2np6nd10，如Zn2+、Cd2+、Ag+等。（4）18+2电子构型：次外层为18个电子，最外层为2个电子的离子，(n-1)s2(n-1)p6(n-1)d10ns2，如Pb2+、Sn2+等。（5）9～17个电子的离子，ns2np6nd1-9Fe2+、Mn2+等。离子构型与结合力大小为：8e＜(9-17)e＜18e或(18+2)eKCl难溶于水。分子中每个原子都应具有稳定的稀有气体电子层结构（8电子结构一对或几对电子来实现，这种靠共用电子对结合的化学键叫共价键。共价键的特点：饱和性和方向性共价键的类型按原子轨道重叠的方式分类，可分为σ键和π键。键型重叠方式键能稳定性反应活性分子形状重叠类型σ键“头碰头”大高低有影响(决定分子的形状)s-s p-s px-pxπ键“肩并肩”小低高无影响py-py pz-pzσπ按共用电子对提供的方式分类可分为正常共价键和配位共价键。如果共价键的共用电子对由一个原子提供的，则称为配位共价键或称配位键。按共价键是否有极性，共价键可分为极性共价键（HC）和非极性共价键（Cl分子空间构型：NH为正四面体，NH3为三角锥，NO2为V形结构，NO

为平面三4 3角形，PCl5为三角双锥构型，H2OV形，HCHO为平面三角形。分子的极性：根据分子的正、负电荷重心是否重合，可把分子划分为极性分子和非极性分子（CH4、CO2等也是）两种。（范围短，只有几个。分子间力一般非极性分子之间存在色散力和诱导力；在极性分子之间则三种力都存在。分子间力对物质性质的影响HCl、HBr、HI。CON2的熔、沸点高。定于色散力，故随摩尔质量的增大，分子变形性增强，熔、沸点升高。形成氢键主要有以下两个条件：①要有一个与电负性很高的原子（F、O、N等）（FN等对电子。氢键的类型可分为分子间氢键和分子内氢键。氢键的特点比范德华力稍强。X、H、Y三个原子尽量在一条直线上；饱和性即氢键中氢配位数一般为2。氢键对物质性质的影响对物质熔沸点的影响：HF、H2ONH3内氢键的形成，常使其熔沸点低于同类化合物。如邻硝基苯酚的沸点是4596114℃。对蛋白质构型的影响度增大。了氢的解离。(5)液体。晶体是由原子、离子或分子在空间按一定规律周期性地重复排列构成的固体。共同的性质：晶体具有规则的多面体几何外形。晶体呈现各向异性。晶体类型组成粒子晶体类型组成粒子粒子作用力物理性质实例熔沸点硬度熔融导电性离子晶体离子离子键高大好NaCl、MgOBaO原子晶体原子共价键高大差分子晶体极性分子分子间力（氢键）低小差HF、NH3、H2O非极性分子小差H2O2金属晶体原子、离子金属键高或低大或小好Cr、K、FeW、不同类型难溶电解质

ΘKsp s有如下关系：KKB型（AgClAgBr、BaS4等）化合物：s2KspA2B或AB2型（如Ag2CrO4、Mg(OH)2等）化合物：KA3B或AB3型（如Fe(H3等）化合物：=27s4Ksp

=4s3KspK积的不同，这些沉淀将按一定顺序依次析出，这种现象称为分步沉淀KΔGRTlgQK由化学等温式rm

Θ（溶度积规则：spK若Q<K

，未饱和溶液，反应向沉淀溶解方向进行，直至达到饱和。K若Q=K

Θ，饱和溶液，沉淀溶解处于平衡状态。spK若Q >K

，过饱和溶液，反应向沉淀生成方向进行，直至达到饱和。已经证明水中常见强酸的酸性顺序为：HClO4＞HI＞HBr＞HCl＞HNO3＞H2SO4（一级解离）ClClOHOCl<HClO3<HClO4H2SO4＞H2SO3；HNO3＞HNO2等。1923年美国化学家路易斯提出了酸碱电子理论的概念：在反应过程中，能接受电子对的分子、原子团或离子称为酸；能给出电子对的分子、原子团或离子称为