2012福建教師招聘考試化學(xué)知識(shí)整理

1、與全日制義務(wù)教育化學(xué)課程標(biāo)準(zhǔn)（實(shí)驗(yàn)稿）、普通高中化學(xué)課程標(biāo)準(zhǔn)（實(shí)驗(yàn)）相關(guān)的大學(xué)化學(xué)知識(shí)（一）無(wú)機(jī)化學(xué)1物質(zhì)結(jié)構(gòu)（1）原子結(jié)構(gòu)有關(guān)術(shù)語(yǔ)和概念原子半徑：共價(jià)半徑、金屬半徑、范德華半徑電離能：使元素處于基態(tài)的氣態(tài)原子失去一個(gè)電子成為+1價(jià)氣態(tài)陽(yáng)離子所需要的能量，叫第一電離能（i1）單位（kj/mol）。同一主族元素，隨原子半徑的曾大，第一電離能依次減小。元素的電離能越小越易失去電子，金屬性越強(qiáng)。電子親和能：元素的一個(gè)處于基態(tài)的氣態(tài)原子獲得一個(gè)電子成為-1價(jià)陰離子所放出的能量成為該元素的第一電子親和能e，單位（kj/mol）。電子的親和能越大，該元素越容易獲得電子。同一周期從左向右，元素電子親和能依次

2、增大。同一主族，自上到下，電子親和能減小。電負(fù)性：原子吸引電子的能力，一般金屬的電負(fù)性較小，非金屬的較大。同一周期從左向右，元素電子電負(fù)性依次增大。同一主族，自上到下，電負(fù)性減小。電負(fù)性最高的事氟，最小的是銫。（2）四個(gè)量子數(shù)的意義和相互關(guān)系（會(huì)用四個(gè)量子數(shù)寫出1-4周期元素的電子結(jié)構(gòu)式，并由電子結(jié)構(gòu)式確定元素所在的區(qū)、周期、族、特征電子構(gòu)型和元素名稱）主量子數(shù)n：是決定電子運(yùn)動(dòng)能量的主要參數(shù)，決定電子的層數(shù)。取值為n=1、2、3、4，為自然數(shù)。n越大能量越大，其電子離核越遠(yuǎn)，半徑越大。在關(guān)鋪學(xué)上用符號(hào)k、l、m、n、o、p來(lái)代表n=1、2、3、4、5、6等電子層。角量子數(shù)l：表示原子軌道或電

3、子云的形狀，l=0的s軌道；原子或者電子云呈球形分布。l=1的軌道p軌道，原子或者電子云呈啞鈴形分布；l=2的d軌道，呈花瓣形分布。l只能取小于n的正整數(shù)。當(dāng)n相同時(shí)，在單電子中能量ens=enp=end=enf，在多電子原子中ensenpend孤電子對(duì)-成鍵電子對(duì)成鍵電子對(duì)-成鍵電子對(duì)三鍵斥力雙鍵斥力單鍵斥力2.熱力學(xué)和化學(xué)平衡（1）狀態(tài)函數(shù)的概念和特性（掌握u、h、s、g、u、s、h、g、fh、fg和s的概念和性質(zhì)）狀態(tài)函數(shù)：數(shù)值大小僅僅決定于系統(tǒng)的狀態(tài)，而與系統(tǒng)過(guò)去的歷史無(wú)關(guān)，當(dāng)系統(tǒng)的狀態(tài)發(fā)生變化時(shí)，它的變化量與系統(tǒng)變化的途徑無(wú)關(guān)。u熱力學(xué)能（內(nèi)能）：是系統(tǒng)內(nèi)各種形式的能量的總和，是狀態(tài)

4、函數(shù)單位j或kj。u的值只取決于系統(tǒng)的始態(tài)和終態(tài)。h焓：h=u+pv h0吸熱； h0放熱；h在物質(zhì)的量不變時(shí)，理想氣體的h是溫度的函數(shù)，通?；瘜W(xué) 反應(yīng)中，溫度對(duì)焓變影響較小。s熵：系統(tǒng)內(nèi)的混亂程度的狀態(tài)函數(shù)。單位（j.k-1.mol-1）系統(tǒng)的混亂程度增大有利于反應(yīng)自發(fā)進(jìn)行。純物質(zhì)完整有序晶體在0k時(shí)的熵值為0g吉布斯自由能：g=h-ts 是狀態(tài)函數(shù)。g吉布斯自由能變：是狀態(tài)函數(shù)，在等溫、等壓下不做非體積功時(shí)反應(yīng)自發(fā)性的判據(jù)：g0反應(yīng)非自發(fā)進(jìn)行，能逆向進(jìn)行g(shù)=0反應(yīng)處于平衡狀態(tài)fh標(biāo)準(zhǔn)摩爾生成焓：在溫度t下，由參考狀態(tài)的單質(zhì)生成1mol物質(zhì)b反應(yīng)的標(biāo)準(zhǔn)摩爾焓變，單位（kj/mol）。在任何溫

5、度下參考狀態(tài)單質(zhì)的標(biāo)準(zhǔn)摩爾生成焓均為0.碳的參考狀態(tài)為石墨，磷為白磷。fg標(biāo)準(zhǔn)摩爾生成吉布斯自由能：在溫度t下，由參考狀態(tài)的單質(zhì)生成1mol物質(zhì)b反應(yīng)的標(biāo)準(zhǔn)摩爾吉布斯自由能變。單位（kj/mol）s標(biāo)準(zhǔn)摩爾熵：在298.15k溫度下，1mol某純物質(zhì)b在標(biāo)準(zhǔn)壓力下的規(guī)定熵。對(duì)于同一種物質(zhì)：氣態(tài)熵液態(tài)熵固態(tài)熵。相對(duì)分子質(zhì)量相近且分子結(jié)構(gòu)相似的s相似。結(jié)構(gòu)相似，質(zhì)量不同的，s隨質(zhì)量增大而增大。物質(zhì)的相對(duì)分子質(zhì)量相近或分子式相同，分子構(gòu)型復(fù)雜的s較大。（2）熱力學(xué)第一定律和蓋斯定律（了解用fh、fg、和s求算標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)和非標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)下體系的h、s和g的方法）熱力學(xué)第一定律：自然界的一切物質(zhì)都具有能量，能

6、量有各種不同的形式，能夠從一種形式轉(zhuǎn)化為另一種形式，在轉(zhuǎn)化過(guò)程中，不生不滅，能量總值不變，即能量守恒和轉(zhuǎn)化定律。蓋斯定律：定壓或定容條件下的任意化學(xué)反應(yīng)，在不做其它功時(shí)，不論是一步完成的還是幾步完成的，其熱效應(yīng)總是相同的（反應(yīng)熱的總值相等）（3）吉-赫公式的計(jì)算、應(yīng)用，反應(yīng)自發(fā)進(jìn)行方向的判斷g=h-ts當(dāng)系統(tǒng)h0，即放熱熵增加的反應(yīng)，在所有溫度下，g0，s0，即吸熱熵增加的反應(yīng)，在較高溫度下，tsh，g0在高溫下反應(yīng)能正向進(jìn)行。當(dāng)系統(tǒng)h0，s0，即放熱熵減小的反應(yīng)，在較低溫度下，|ts|h|，g0，s0反應(yīng)不能正向進(jìn)行（4）化學(xué)反應(yīng)等溫式的意義、用途（能應(yīng)用公式rg=-rtlnk進(jìn)行有關(guān)計(jì)算）

7、 rg= - rtlnk: r=8.314j/k（r摩爾氣體常數(shù)）用于判斷等溫等壓下化學(xué)反應(yīng)的方向和限度，并為控制化學(xué)反應(yīng)方向提供了依據(jù)。（5）化學(xué)平衡（理解平衡常數(shù)的意義及多重平衡的規(guī)則）化學(xué)平衡：反應(yīng)體系中各種物質(zhì)的生成速率等于消耗速率，反應(yīng)物和生成物的濃度或分壓不在隨時(shí)間變化。平衡常數(shù)：達(dá)到平衡，這時(shí)各生成物濃度的化學(xué)計(jì)量數(shù)次冪的乘積除以各反應(yīng)物濃度的化學(xué)計(jì)量數(shù)次冪的乘積所得的比值是個(gè)常數(shù)，用k ，只和溫度有關(guān)。多重平衡的規(guī)則：若體系中某反應(yīng)為其他某些反應(yīng)之和，則該反應(yīng)的平衡常數(shù)等于其他平衡常數(shù)的乘積（6）酸堿的電離理論和質(zhì)子理論酸堿的電離理論：酸、堿是一種電解質(zhì)，它們?cè)谒芤褐袝?huì)離解，

8、能離解出氫離子的物質(zhì)是酸；能離解出氫氧根離子的物質(zhì)是堿酸堿質(zhì)子理論：凡是能夠釋放出質(zhì)子(h+)的物質(zhì)，無(wú)論它是分子、原子或離子，都是酸；凡是能夠接受質(zhì)子的物質(zhì)，無(wú)論它是分子、原子或離子，都是堿（7）同離子效應(yīng)、鹽效應(yīng)的概念、應(yīng)用同離子效應(yīng)：已經(jīng)建立平衡的弱電解質(zhì)溶液中，加入與其含有相同離子的另一強(qiáng)電解質(zhì)，而使平衡向降低弱電解質(zhì)電離度方向移動(dòng)的作用?？捎糜谡{(diào)節(jié)溶液的酸堿性，控制弱酸溶液中的酸根離子濃度達(dá)到離子分離、提純的目的。鹽效應(yīng)：往弱電解質(zhì)的溶液中加入與弱電解質(zhì)沒(méi)有相同離子的強(qiáng)電解質(zhì)時(shí)，由于溶液中離子總濃度增大，離子間相互牽制作用增強(qiáng)，使得弱電解質(zhì)解離的陰、陽(yáng)離子結(jié)合形成分子的機(jī)會(huì)減小，從而

9、使弱電解質(zhì)分子濃度減小，離子濃度相應(yīng)增大，解離度增大。作用：使難溶物質(zhì)的溶解度增大，使弱電解質(zhì)的電離度增大。（8）緩沖溶液的組成、原理，緩沖溶液ph的計(jì)算緩沖溶液：當(dāng)往某些溶液中加入一定量的酸和堿時(shí)，有阻礙溶液ph變化的作用，稱為緩沖作用，這樣的溶液叫做緩沖溶液。（9） ksp的意義、濃度積規(guī)則（掌握ksp與溶解度（s）的關(guān)系、換算及ksp的有關(guān)計(jì)算）ksp： nam+ +mbn- 既表示難溶強(qiáng)電解質(zhì)在溶液中溶解趨勢(shì)，也表示生成該難溶物質(zhì)的難易程度。3. 化學(xué)反應(yīng)動(dòng)力學(xué)（1）化學(xué)反應(yīng)速率的表達(dá)方法:化學(xué)反應(yīng)速率用單位時(shí)間（如每秒，每分，每小時(shí)）內(nèi)反應(yīng)物濃度的減小或生成物濃度的增大來(lái)表示（2）溫

10、度對(duì)反應(yīng)速率的影響、arrhenius方程式及其應(yīng)用化學(xué)反應(yīng)速率隨著溫度的升高而增大，一般溫度升高10k，速率近似增大2-4倍。arrhenius方程式k= k0exp(-ea/rt )式中k0為指前因子，其單位與反應(yīng)速率常數(shù)相同，決定于反應(yīng)物系的本質(zhì)； r為氣體常數(shù)，在此式中取值 8314 j(mo1.k)。 【化學(xué)反應(yīng)活化能ea】ea為化學(xué)反應(yīng)活化能 jmol。ea=2.303rt1t2/(t1-t2)*lg（k2/k1)（3）活化分子、活化能（ea）會(huì)用活化分子、活化能（ea）解釋溫度、濃度（壓力）和催化劑對(duì)反應(yīng)速率的影響 活化分子:在相同溫度下，分子的能量并不完全相同，有些分子的能量高

11、于分子的平均能量，稱為活化分子 活化能（ea）:活化分子所具有的最低能量與分子的平均能量的差值即為活化能，活化能的大小不一定能表示一個(gè)反應(yīng)進(jìn)行的快慢，但是可以表示一個(gè)反應(yīng)受溫度影響是否顯著。4. 氧化還原反應(yīng)和電化學(xué)（1）氧化還原反應(yīng)、氧化還原反應(yīng)方程式的配平（氧化數(shù)法、離子-電子法）氧化數(shù)法：使氧化劑和還原劑得失電子守恒氧化數(shù)法：在原子數(shù)守恒的基礎(chǔ)上，以電子配平電荷數(shù)（2）標(biāo)準(zhǔn)電極電勢(shì)（掌握用判斷標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)氧化劑、還原劑的強(qiáng)弱以及選擇適當(dāng)氧化劑、還原劑的方法。能用元素標(biāo)準(zhǔn)電極電勢(shì)圖判斷是否能發(fā)生歧化反應(yīng)及其反應(yīng)的程度）標(biāo)準(zhǔn)電極電勢(shì)：用標(biāo)準(zhǔn)氫電極與其他各種標(biāo)準(zhǔn)狀下的電極組成原電池，測(cè)出電池的電動(dòng)

12、勢(shì)。標(biāo)準(zhǔn)電極電勢(shì)與得電子多少無(wú)關(guān)與半反應(yīng)式的正反寫法無(wú)關(guān)。電極電勢(shì)越大，氧化能力越強(qiáng)。電極電勢(shì)值越小還原能力越大。g=-nef（3）nernst方程能運(yùn)用nernst方程進(jìn)行有關(guān)計(jì)算，并判斷氧化還原反應(yīng)的方向和程度（用公式lgk = ne/ 0.059），e=正-負(fù)配位化合一般認(rèn)為k為105時(shí)，反應(yīng)進(jìn)行很徹底了。5.配位化合物（1）配合物、配合物的命名（理解配合物穩(wěn)定常數(shù)k穩(wěn)的意義并進(jìn)行有關(guān)計(jì)算，能判斷配位離解反應(yīng)的限度及配離子生成和破壞的方法）配合物：由中心原子 ( 或離子 ) 和幾個(gè)配體分子（ 或離子）以配位鍵相結(jié)合而形成的復(fù)雜分子或離子，通常稱為配位單元。凡是含有配位單元的化合物都稱做配位化合物，簡(jiǎn)稱配合物，也叫絡(luò)合物。內(nèi)界外界中心原子配位體配位數(shù)配合物的命名：若配離子中的配體不止一個(gè)，在命名時(shí)順序如下，先無(wú)機(jī)配體再有機(jī)配體，先陰離子后中性分子（2）雜化軌道理論（能用雜化軌道理論判斷常見配合物雜化類型、分子構(gòu)型、穩(wěn)定性、磁性等性質(zhì)）配位數(shù)雜化