南理工 無機(jī)化學(xué)核心考點-基礎(chǔ)知識點框架梳理及其解析

南理工無機(jī)化學(xué)核心考點—基礎(chǔ)知識點框架梳理及其解析

無機(jī)化學(xué)核心考點基礎(chǔ)知識點框架梳理及其解析

第一章氣體

1.1理想氣體狀態(tài)方程式

理想氣體狀態(tài)方程式及其應(yīng)用★

1.2氣體的分壓定律

分壓定律與應(yīng)用支

(標(biāo)★號是考試重點)

本章包括四個小節(jié)，理想氣體狀態(tài)方程式，氣體混合物，氣體分子運動論，真實氣體。

其中前兩個小節(jié)是考試的重點，理想氣體狀態(tài)方程式及應(yīng)用，分壓定律及應(yīng)用。后兩小

節(jié)基本不考

在復(fù)習(xí)每一個知識點的過程中，首先要了解知識點，熟悉教材33

知識點二

分壓定律

一個容器內(nèi)有幾種混合氣體，相互間不發(fā)生化學(xué)反應(yīng)的條件下,總壓強(qiáng)P總與各種氣體的

分壓Pi之間有如下關(guān)系：

P總=Pl+P2+P3+...+Pn

對于理想氣體，容易得證：n總=nl+n2+n3+....+nn

左邊：P總=n總RT/V

右邊=nl*RT/V+n2*RT/V+...+nn*RT/V

=[nl+n2+...+nn]*RT/V

=n總*RT/V=左邊

例題：某容器中含有NH3、O2、N2等氣體的混合物。取樣分析后，其中n(NH3)=0.320mol,

n(02)=0.180mol,n(N2)=0.700molo混合氣體的總壓p=133.0kPa。試計算各組分氣體的分壓

解：n=n(NH3)+n(O2)+n(N2)

=0.320mol+0.180mol+0.700mol

=1.200mol

0.320b1.200

0.320=x133.0kPa1.200b(NH3)

=35.5kPa

P(O2)

n(O2)pn0.180x35.5kPa0.320=

=20kPa

P(N2)pp(NH3)p(o2)

=(133.0-35.5-20)kPa

=75.5kPa

總結(jié)

這一章知識點比較簡單，先熟悉課本，把例題弄明白，再分別做兩道課后習(xí)題鞏固一下

看課本例題1-2,1-3,1-4

課后習(xí)題做1,3,9,12

*

第二章熱化學(xué)

-2.1熱力學(xué)的術(shù)語和基本概念

-2.2熱力學(xué)第一定律?

?熱力學(xué)第一定律★、焙變和熱化學(xué)方程式★、Hess定律★

知識點一

?學(xué)習(xí)本章首先注意幾個基本概念

?系統(tǒng)(封閉系統(tǒng)，敞開系統(tǒng)，隔離系統(tǒng))，環(huán)境，狀態(tài)

?過程(定溫過程，定壓過程，定容過程)，相，反應(yīng)進(jìn)度

知識點二

熱力學(xué)第一定律

?1.熱和功的概念與比較

?2.熱力學(xué)第一定律

對于封閉系統(tǒng)熱力學(xué)第一定律為：

UQV

3.給與與變

在定壓過程中

熔HUpV狀態(tài)函數(shù)

婚變HH2H1QpH

吸熱反應(yīng)H>0,放熱反應(yīng)H<0

?4.熱化學(xué)方程式書寫原則(看課本)

5.標(biāo)準(zhǔn)摩爾生成焰

?在溫度T下，由參考狀態(tài)單質(zhì)生成物質(zhì)B(vB=+l)的標(biāo)準(zhǔn)摩爾焰變，稱為物質(zhì)B的標(biāo)準(zhǔn)摩

爾生成烙

?標(biāo)準(zhǔn)摩爾燃燒燃

?在溫度T下，物質(zhì)B(vB=-1)完全氧化成指定產(chǎn)物時的標(biāo)準(zhǔn)摩爾熔變，稱為物質(zhì)B的標(biāo)

準(zhǔn)摩爾燃燒焰

6Hess定律

化學(xué)反應(yīng)不管是一步完成還是分幾步完成，其反應(yīng)熱總是相同的例：已知298.15K下，

反應(yīng)：

(1)C(s)02(g)C02(g)

rHm(1)=-393.5kJ/mol

(2)CO(s)O2(g)CO2(g)2

計算298.15K卜一，CO的標(biāo)準(zhǔn)摩爾生成焰1應(yīng)用：1.利用方程式組合計算

?總結(jié)

?看課本例題2-1,2-2

?課后習(xí)題做2,3,8,11,21

?這一章中hess定律比較重要，考的幾率比較大，要熟練掌握，會計算。

?第三章化學(xué)動力學(xué)基礎(chǔ)

3.1反應(yīng)速率的概念

3.2濃度對化學(xué)反應(yīng)速率的影響

化學(xué)反應(yīng)速率方程式及實驗確定方法★、

3.3溫度對反應(yīng)速率的影響

Arrhenius方程式及應(yīng)用★

3.4反應(yīng)速率理論

碰撞理論與活化能★、基元反應(yīng)

3.5催化劑與催化作用

知識點一

?1.定容反應(yīng)的反應(yīng)速率

?2.平均速率與瞬時速率的概念，表達(dá)式

知識點二

?1.化學(xué)反應(yīng)速率方程式

2.濃度與時間的定量關(guān)系

半衰期

當(dāng)反應(yīng)物A的轉(zhuǎn)化率為50%時所需的反應(yīng)時間稱為半衰期，用

tl/2表示。

對于一級反應(yīng)，其半衰期為：

lnctl/2

c'ktl/2，因c1

tl/2

02c0

ln20.6931則In'ktl/2tl/2kk2

知識點三

反應(yīng)速率方程

影響反應(yīng)速率的因素有兩個：

k與溫度有關(guān)，T增大，一般k也增大，但k?T不是線性關(guān)系。Arrhenius方程:

kkOexp(Ea/RT)

kO—指前參量

Ea—實驗活化能，單位為kJ2mo[-1

Ea對數(shù)形式：InkInkORT

直線的斜率為Ea-R

為直線關(guān)系，直線的截距為InkO1顯然Ink—T

illArrhenius方程可定義Ea：

Eadlnk2dlnk則EaRT2dTdTRT

Arrhenius方程式的應(yīng)用

1.已知Tl—kl,T2—k2,求Ea

TT1時，InklInkOEa/RTl

TT2時，lnk2lnkT20Ea/R

兩式相減，整理得到：

k2Ea11In-klRT1T2

活化能的數(shù)量級在40700h0101-1,多數(shù)為60?250kJmol-l

2.由Ea計算反應(yīng)速率常數(shù)

例題：2N2O5(g)2N2O4(g)+02(g)

已知：T1=298.15K,kl=0.469310-4s-l

T=318.15K,k=6.29310-4s-l22

求：Ea及338.15K時的k3。

TTk212解：EaRin102kJmol-lT2Tlkl

k3Ea11InklRT1T3

k36.12103sl

知識點四

?1.理解碰撞理論的概念

?2.過渡態(tài)理論含義及意義

?3.活化能

總結(jié)

?這章知識點比較重要，Arrhenius方程的應(yīng)用是重點。?這章的例題都要仔細(xì)做一遍

?課后習(xí)題做3,5,7,11,16,17

??第四章化學(xué)平衡燧和Gibbs函數(shù)4.1標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù)標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù)表達(dá)式★4.2

標(biāo)準(zhǔn)平衡的應(yīng)用支

?判斷反應(yīng)程度、預(yù)測反應(yīng)方向、計算平衡組成4.3化學(xué)平衡的移動LeChatelier原理★

4.4自發(fā)變化和嫡嫡的概念與物質(zhì)嫡的特點★化學(xué)反應(yīng)嫡變的計算★4.5Gibbs函數(shù)

Gibbs函數(shù)變判據(jù)、標(biāo)準(zhǔn)摩爾生成Gibbs函數(shù)、Gibbs函數(shù)與化學(xué)平

衡支

知識點一

化學(xué)平衡

在可逆反應(yīng)中，正反應(yīng)和逆反應(yīng)的速率相等時反應(yīng)物和生成物的濃度

不再隨時間而改變的狀態(tài)稱為化學(xué)平衡。如：

C0(g)+H20(g)=CO2(g)+H2(g)

正逆反應(yīng)達(dá)到動態(tài)平衡，即：

v正=丫逆

就可以說該反應(yīng)已經(jīng)達(dá)到化學(xué)平衡了。

平衡常數(shù)

一、經(jīng)驗平衡常數(shù)

對任一可逆反應(yīng)

aA+bB=gG+hH

在一定溫度下達(dá)到平衡時，體系中各物質(zhì)的濃度間有如下關(guān)系：

[G]g[H]h/[A]a[B]b=K

濃度單位用摩爾濃度時，該常數(shù)用|Kc表示

aA+bB=gG+hH

ghcGcHKcabcAcBc均為平衡時的濃度

氣相反應(yīng)時，平衡濃度也可以用各氣體分壓表示;此時平衡常數(shù)為Kp

ghpGpHKpabpApB

根據(jù)理想氣體分壓與濃度的關(guān)系：

p=nRT/V=cRT

Kp=Kc(RT)An

標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù)K0

平衡常數(shù)表達(dá)式中各項濃度用相對濃度表示，此時的常數(shù)即為標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù)。

相對濃度：ci/co,pi/po—與標(biāo)態(tài)值比

[CO2][H2]Kc[C0][H20]

((pGpApp)agpHpBhpb

p)))平衡常數(shù)表達(dá)式中各項濃度用相對濃度表示，此時的常數(shù)即為標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù)。

相對濃度：ci/co,pi/po—與標(biāo)態(tài)值比

知識點二

1判斷反應(yīng)的程度

K愈大，反應(yīng)進(jìn)行得愈完全；

K愈小，反應(yīng)進(jìn)行得愈不完全；

K不太大也不太小(如10-3<K<103),反應(yīng)物部分地轉(zhuǎn)化為生成物。

2預(yù)測反應(yīng)的方向

反應(yīng)商

aA(g)+bB(叫)+cCXs)xX(g)+yY(aq)+zZ(l)

對于一般的化學(xué)反應(yīng)：

任意狀態(tài)下：

[pi(X)/p]x[ci(Y)/c]y

J[pi(A)/p]a[ci(B)/c]b

反應(yīng)商判據(jù)：

J<K反應(yīng)正向進(jìn)行；

?J=K系統(tǒng)處于平衡狀態(tài)

,J>K反應(yīng)逆向進(jìn)行

知識點三

1濃度對化學(xué)平衡的影響

化學(xué)平衡的移動：當(dāng)外界條件改變時，化學(xué)反應(yīng)從一種平衡狀態(tài)轉(zhuǎn)變到另一種平衡狀態(tài)的

過程。

對于溶液中的化學(xué)反應(yīng)，平衡時，J=K

當(dāng)c(反應(yīng)物)增大或c(生成物)減小時，

J<K平衡向正向移動。

當(dāng)c(反應(yīng)物)減小或c(生成物)增大時，

J>K平衡向逆向移動。

?例題：

反應(yīng)CO(g)+H20(g)->C02(g)+H2(g)某溫度下達(dá)到平衡時。

[C0]=[H20]=0.005[CO2]=[H2]=0.015向平衡體系中加H2O(g),使[H2O]=lmol/ml,

判斷平衡移動的方向，并求重新平衡時CO的轉(zhuǎn)化率

[CO2][H2]解:Kc[CO][H2O]

(0.015moldm3)2

(0.005moldm3)2

Kc9

平衡因濃度的改變而被破壞時,Qc發(fā)生變化

若從[CO]=0.02算起，第一次平衡時，轉(zhuǎn)化率為75%,第二次平2壓力對化學(xué)平衡的影

響

部分物種分壓的變化

如果保持溫度、體積不變，增大反應(yīng)物的分壓或減小生成物的分壓，使J減小，導(dǎo)致

J<K,平衡向正向移動。反之，減小反應(yīng)物的分壓或增大生成物的分壓，使J增大，

導(dǎo)致J>K,平衡向逆向移動。體積改變引起壓力的變化

對于氣體分子數(shù)增加的反應(yīng)，EB>O,xLB>1,J>K，平衡向逆向移

動，即向氣體分子數(shù)減小的方向移動。0.0150.00495轉(zhuǎn)化率100%99.75%0.02衡時

對于反應(yīng)前后氣體分子數(shù)不變的反應(yīng)，EB=0,xEB=l,J=K，平衡不移動。

對于氣體分子數(shù)減小的反應(yīng)，EB<0,x￡B<l,J<K,平衡向正向移

動，即向氣體分子數(shù)減小的方向移動。

3.惰性氣體的影響

①在惰性氣體存在下達(dá)到平衡后，再恒溫壓縮,￡B#),平衡向氣

體分子數(shù)減小的方向移動,EB=0,平衡不移動。

②對恒溫恒容下已達(dá)到平衡的反應(yīng)，引入惰性氣體，反應(yīng)物和生成物pB不變，J=K,

平衡不移動。

③對恒溫恒壓下已達(dá)到平衡的反應(yīng)，引入惰性氣體，總壓不變，體積增大，反應(yīng)物和生成

物分壓減小，如果EB#),平衡向氣體分子

數(shù)增大的方向移動。

4溫度對化學(xué)平衡的影響

K(T)是溫度的函數(shù)。溫度變化引起K(T)的變化，導(dǎo)致化學(xué)

平衡的移動。

知識點四

-掌握一下概念的含義及現(xiàn)象

?自發(fā)現(xiàn)象，燧，最低能量原理，

?混亂度，嫡

?熱力學(xué)第三定律，標(biāo)準(zhǔn)嫡

?熱力學(xué)第二定律

知識點五

Gibbs函數(shù)判據(jù)

GHTS.Gibbs公式

定義GHTS

G----Gibbs函數(shù)（Gibbs自由能）

G是狀態(tài)函數(shù)，單位：kJ.mol-1

Gibbs函數(shù)（變）判據(jù):

在定溫定壓下，任何自發(fā)變化總是系統(tǒng)的Gibbs函數(shù)減小。G0反應(yīng)是自發(fā)的,

能正向進(jìn)行；

G0反應(yīng)是非自發(fā)的，能逆向進(jìn)行

G0反應(yīng)處于平衡狀態(tài)。

標(biāo)準(zhǔn)摩爾生成Gibbs函數(shù)

化學(xué)反應(yīng)的標(biāo)準(zhǔn)摩爾Gibbs函數(shù)（變）

1.標(biāo)準(zhǔn)摩爾生成Gibbs函數(shù)

在溫度TK下，由參考狀態(tài)的單質(zhì)生成物質(zhì)B（且vB=+l時）的標(biāo)準(zhǔn)摩爾Gibbs函數(shù)變，稱

為物質(zhì)B的標(biāo)準(zhǔn)摩爾生成Gibbs函數(shù)。

Gibbs函數(shù)與化學(xué)平衡

總結(jié)

?本章節(jié)是歷年考試的重點，所以要拿出時間好好學(xué)習(xí)這一章，共九道例題，希望同學(xué)們

都能好好研究一下。

?課后習(xí)題做3,5,7,10,12,13,20,22,23

?第五章酸堿平衡

?5.1酸堿質(zhì)子理論

?基本概念十

?5.2水的解離平衡和pH

?5.3弱酸、弱堿的解離平衡

?一元弱酸、弱堿、多元弱酸的解離平衡★

?5.4緩沖溶液支

?5.5酸堿電子理論與配合物概述

?5.6配位反應(yīng)與配位平衡★

知識點一

?酸，堿的基本概念

?兩性物質(zhì)

?酸堿的區(qū)分及相對強(qiáng)弱

知識點二

?水的解離平衡

?溶液PH值計算公式

知識點三

??元弱酸的解離平衡

?一元弱堿的解離平衡

?稀釋定律：在一定溫度下(Ka為定值)，某弱電解質(zhì)的解離度隨著其溶液的稀釋而增大

多元弱酸的解離平衡

.-第一步：H2CO3(aq)H2O(l)H3O(aq)HCO3(aq)

,2一第二步：HCO-(aq)HO(l)HO(aq)CO3233(aq)

Ka2c(HO)c(CO)(HCO)4.7lOc(HCO)

32-3

23-

311

鹽溶液的酸堿平衡

1.強(qiáng)酸弱堿鹽(離子酸)

兩邊分別去負(fù)對數(shù)

2.弱酸強(qiáng)堿鹽（離子堿）

NaAc,NaCN……一元弱酸強(qiáng)堿鹽的水溶液成堿性，因為弱酸陰離子

在水中發(fā)生水解反應(yīng)。如在NaAc水溶液中：

Ac(aq)H20(l)HAc(aq)OH(aq)

Kb(Ac)c(HAc)c(OH)

c(Ac)

KwKa(HAc)

?知識點四

?同離子效應(yīng)：在弱電解質(zhì)溶液中，加入與其含有相同離子的易溶強(qiáng)電解質(zhì)而使弱電解質(zhì)

的解離度降低的現(xiàn)象

?緩沖溶液：具有能保持本身pH值相對穩(wěn)定性能的溶液(也就是不因加入少量強(qiáng)酸或強(qiáng)堿

而顯著改變pH值的溶液)

緩沖作用原理

HA(aq)H20(l)H30(aq).A(aq)

較少量少量較大量

Ka(HA)c(HA)c(H3O)c(A)

c(H3Q)的大小取決于c(HA)/c(A)的比值。

加入少量強(qiáng)堿：

OH(aq)HA(aq)A(aq)H2O(l)

因為c(HA),c(A)較大，c(H3Q)不因OH的

加入而有明顯變化。

溶液中較大量的HA與外加的少量的0H一生成A-和H20,當(dāng)達(dá)到

c(HA)-新平衡時,c(A)略有增加,c(HA)略有減少，變化不大，因此溶c(A)

液的c(H3O+)或pH值基本不變。

加入少量強(qiáng)酸：

緩沖溶液pH值的計算

1.弱酸一弱酸鹽：

例HAc-NaAc,H2CO3—NaHCO3

HA(叫)H20(l)H3O(aq)A(aq)

Ka(HA)c(HA)c(H3O){c(A)}

兩邊取負(fù)對數(shù)，則

2.弱堿一弱堿鹽

NH3-H20—NH4C1

B(aq)H2O(l)BH(aq)OHgq)

{c(BH)}{c(OH)}Kb(B)

{c(B)}

結(jié)論

②緩沖溶液的緩沖能力是有限的；

③緩沖能力與緩沖溶液中各組分的濃度有關(guān)，c(HA),c(B)及c(A一)或c(BH+)較大時,

緩沖能力強(qiáng)。

c(HA)c(B)或接近1時，緩沖能力大:c(A)c(BH)

?總結(jié)

?這一章也是非常重要的一章，尤其是弱酸弱堿的解離平衡，緩沖溶液的計算都是每年常

考的知識點，也有一定的難度，大家要重視，學(xué)這一章關(guān)鍵是總結(jié)規(guī)律。

?看例題5-2,5-4,5-5,5-6,5-8,5-10

?課后習(xí)題做6,12,16,23,24

?第六章沉淀-溶解平衡

?6.1溶解度與溶度積

?6.2沉淀的生成與溶解

?溶度積規(guī)則★、同離子效應(yīng)與鹽效應(yīng)

?pH對溶解度的影響★、配合物的生成對溶解度的影響*

?6.3兩種沉淀之間的平衡★

?分步沉淀、沉淀的轉(zhuǎn)化

知識點一

?溶解度

?溶度積

?溶解度與溶度積的關(guān)系

?在有關(guān)溶度積的計算中，離子濃度必須是物質(zhì)的量濃度，其單位為moPL—1,而溶解度

的單位往往是g/100g水。因此，計算時有時要先將難溶電解質(zhì)的溶解度S的單位換算為

mol2L_1o

例：25oC,AgCl的溶解度為1.92310-3gLl,求同溫度下AgCl的溶度積。

知識點二

溶度積規(guī)則

?.同離子效應(yīng)

?在難溶電解質(zhì)溶液中加入與其含有相同離子的易溶強(qiáng)電解質(zhì)，而使難溶電解質(zhì)的溶解度

降低的作用。

?鹽效應(yīng)：

?在難溶電解質(zhì)溶液中，加入易溶強(qiáng)電解質(zhì)而使難溶電解質(zhì)的溶解度增大的作用

1.難溶金屬氫氧化物

知識點三

分步沉淀的次序

沉淀類型不同，要通過計算確定。

②與被沉淀離子濃度有關(guān)

沉淀的轉(zhuǎn)化

7.1105

'94.910

=1.43104

例題：在lLNa2CO3溶液中使O.OlOmol的CaS04全部轉(zhuǎn)化為CaC03,求Na2CO3的最初

濃度為多少？

O.OlOmolL1

?總結(jié)

?沉淀-溶解平衡也是考試的重點之一,計算題出的概率很大，兩種沉淀之間的平衡是重點。

?課本例題看6看,6-2,6-3,6-4,6-5,6-6,6-7,6-8,6-10*課后習(xí)題做5,7,10,12,

14,16,18,21

?第七章氧化還原平衡電化學(xué)基礎(chǔ)

7.1氧化還原反應(yīng)的基本概念

氧化還原反應(yīng)方程式的配平★

7.2電化學(xué)電池

原電池的構(gòu)造、原電池的電動勢的測定、原電池的最大功與Gibbs函數(shù)

7.3電極電勢

標(biāo)準(zhǔn)氫電極和甘汞電極、標(biāo)準(zhǔn)電極電勢★、Nernst方程★

7.4電極電勢的應(yīng)用支

判斷氧化劑、還原劑的相對強(qiáng)弱、判斷氧化還原反應(yīng)進(jìn)行的方向、確定氧化還原反應(yīng)進(jìn)行

的限度、元素電勢圖.........

知識點一

?確定氧化值

?氧化還原反應(yīng)方程式的配平

?配平原則：

?①電荷守恒：氧化劑得電子數(shù)等于還原劑失電子數(shù)。?②質(zhì)量守恒：反應(yīng)前后各元

素原子總數(shù)相等。

知識點二電池反應(yīng)和電極反應(yīng)

?電池反應(yīng)一般是一氧化還原反應(yīng)

Zn+Cu2+(aq)<—>Zn2+(aq)+Cu

分為兩個半反應(yīng)：氧化半反應(yīng)Zn-Zn2+(叫)+2e

還原半反應(yīng)Cu2+(aq)+2eiCu

?電池負(fù)極(一)輸出電子，即失電子的反應(yīng)

(—)Zn->Zn2+(aq)+2e

?電池正極(+)得到電子的反應(yīng)

(+)Cu2+(aq)+2e—>Cu

兩個電極反應(yīng)相加就是電池反應(yīng)

幾種不同電極的表示

氧化態(tài)還原態(tài)均為溶液：Fe3++e-=Fe2+

要加惰性電極，如Pt,C等：Pt|Fe2+,Fe3+

有氣體參與反應(yīng)：2H++2e-=H2

也要加惰性電極:(Pt)H2|H+(c)

有沉淀參與反應(yīng)：AgCl+e-=Ag+Cl—

Ag|AgCl,Cl-(c)

原電池的最大功與Gibbs函數(shù)

電功(J)=電量(CT電勢差(V)

WmaxZFEMF

rGmWmax

電池反應(yīng)：G'ZFE

rmMF

EMF—電動勢(V)

F—法拉第常數(shù)96485(C2mol-1)

Z-電池反應(yīng)中轉(zhuǎn)移的電子的物質(zhì)的量標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài):

知識點三

2.其它常用的參比電極

①甘汞電極：Hg2c12(s)+2e=2Hg⑴+2C1—298K時：0Hg2c12/Hg=0.2801V

飽和(KC1溶液)甘汞電極：Hg2C12/Hg=0.2412V0.1MKC1：Hg2C12/Hg=0.3337V

②氯化銀電極：AgCl(s)+e=Ag(s)+Cl—

標(biāo)準(zhǔn)態(tài)時：cCl-=1.00AgCl/Ag=O.2223V

3.電極電勢的測定

知識點四

電池電勢和電極電勢的應(yīng)用

一、氧化還原能力的大小順序

氧化型+ne=還原型

。值越大，電對氧化型氧化能力越強(qiáng)；同理。值越小，電對還原能力越強(qiáng)。如：

0MnO4-/Mn2+=1.51V0Fe3+/Fe2+=0.77V

0Cu2+/Cu=O.34VoSn4+/Sn2+=0.154V

0C12/C1-=1.36V0I2/L=0.54V

oZn2+/Zn=-0.762

氧化能力：MnO4->C12>Fe3+>12>Cu2+>Sn4+>Zn2+還原能力：Mn2+

<Cl-<Fe2+<I-<Cu<Sn2+<Zn

二、氧化還原反應(yīng)方向判斷

反應(yīng)方向性：ArG<0的方向自發(fā)

較強(qiáng)氧化劑+較強(qiáng)還原劑一較弱還原劑+較氧弱化劑（氧化劑）>（還原劑）

此時，E=正極一負(fù)極>0,

這樣ArG=-nFE<0

如：MnO4-+Cl--Mn2++C12標(biāo)態(tài)時自發(fā)嗎？：0MnO4-/Mn2+=1.51>

0C12/C1-=1.36，反應(yīng)可自發(fā)

三確定氧化還原反應(yīng)進(jìn)行的限度

四元素電勢圖

1.判斷歧化反應(yīng)能否發(fā)生

2.計算電對的電極電勢

總結(jié)

第七章與前兩章一樣，都是比較重要的章節(jié)，涉及到的計算題重點很多，兒乎每小節(jié)都

是考試的重點，五六七這三章要結(jié)合起來看，結(jié)合考的幾率很大。

課本例題看7-2,7-3,7-4,7-5,7-6,7-7,7-9,7-11,7-12,7-13,7-14

課后習(xí)題做4,5,6,11,13,14,16,19,20,21,23

?

?第八章原子結(jié)構(gòu)

8.1氫原子結(jié)構(gòu)

氫原子光譜和Bohr理論、電子的波粒二象性、量子數(shù)★

氫原子的基態(tài)和激發(fā)態(tài)

8.2多電子原子結(jié)構(gòu)

多電子原子軌道能級★、核外電子排布★

8.3元素周期律

原子的電子層結(jié)構(gòu)和元素周期系、元素性質(zhì)的周期性★........

知識點一

?氫原子光譜

?Bohr理論及三點假設(shè)

?電子的波粒二象性

四個量子數(shù)

①主量子數(shù)n

n=l,2,3........

②角量子數(shù)

1=0,1,2,.......n-1

③磁量子數(shù)m

m=+L........,1

④自旋量子數(shù)ms

11ms,ms22

主量子數(shù)n：

與電子能量有關(guān)，對于氫原子，電子能量唯一決定于n；

2.1791018

E12n

不同的n值，對應(yīng)于不同的電子層：

12345...

KLMNO...

角量子數(shù)1:

1的取值0,1,2,3……n-1

對應(yīng)著s,p,d,f..,…（亞層）1決定了\|/的角度函數(shù)的形狀。

磁量子數(shù)m：

m可取0,±1,±2.......±1；

其值決定了V角度函數(shù)的空間取向

知識點二

核外電子排布

核外電子分布三規(guī)則：

?最低能量原理

電子在核外排列應(yīng)盡先分布在低能級軌道上，使整個原子系統(tǒng)能量最低。

?Pauli不相容原理

每個原子軌道中最多容納兩個自旋方式相反的電子。

?Hund規(guī)則

在n和1相同的軌道上分布的電子,將盡可能分占m值不同的軌道，且自旋平行。

N：ls22s22p3

Z=26Fe：Is22s22P63s23P63d64s2

半滿全滿規(guī)則：

當(dāng)軌道處于全滿、半滿時，原子較穩(wěn)定。

Z24Cr：Is22s22p63s23p63d54sl

Ar3d54sl

Z29Cu：Is22s22P63s23P63dl04sl

Ar3dl04slAr稱為原子芯

知識點三

元素周期律：元素以及由它形成的單質(zhì)和化合物的性質(zhì)，隨著元素的原子序數(shù)（核電荷數(shù)）

的依次遞增，呈現(xiàn)周期性的變化

元素周期表（長表）

?周期號數(shù)等于電子層數(shù)。

?各周期元素的數(shù)目等于相應(yīng)能級組中原子軌道所能容納的電子總數(shù)。

?主族元素的族號數(shù)等于原子最外層電子數(shù)

?元素的分區(qū)和族

l）s區(qū):，最后的電子填在ns上，包括IAIIA,屬于活潑金屬，為堿金屬和堿土金屬；

2）p區(qū):，最后的電子填在np上，包括IIIA-VIIA以及0族元素，為非金屬和少數(shù)金屬；

3）d區(qū):，最后的電子填在（n-l）d上，包括IIIB-VIIB以及VHI族元素，為過渡金屬；

4）ds區(qū)：，（n-l）d全充滿，最后的電子填在ns上，包括IB-IIB,過渡金屬（d和ds區(qū)金屬合

起來，為過渡金屬）；

5）f區(qū):，包括錮系和鋼系元素，稱為量子數(shù)，電子層，電子亞層之間的關(guān)系

每個電子層最多

容納的電子數(shù)28182n2主量子數(shù)n

1234電子層KLM

N角量子數(shù)10123電子亞層

spdf每個亞層中軌道數(shù)目135

7每個亞層最多容納電子數(shù)261014原子半徑(r)

共價半徑

金屬半徑

vanderWaals半徑

主族元素：從左到右r減??；

上到下r增大。

過渡元素：從左到右r緩慢減??；

從上到下r略有增大。電離能

基態(tài)氣體原子失去電子成為帶一個正電荷的氣態(tài)正離子所需要的能

量稱為第一電離能，用II表示。

E(g)E+(g)+e-Il

由+1價氣態(tài)正離子失去電子成為帶+2價氣態(tài)正離子所需要的能量稱

為第二電離能，用12表示

E+(g)E2+(g)+e-I2

例如：

Li(g)eLi2(g)127298.1kJmoll

Li2(g)eLi3(g)1311815kJmoll

同一周期：主族元素從IA到鹵素，Z*增大，r減小，1增大。其中IA的II最小，稀

有氣體的II最大；長周期中部(過渡元素)，電子依次加到次外層，Z*增加不多，r減小

緩慢，I略有增加N、P、As、Sb、Be、Mg電離能較大——半滿，全滿。

同一主族：從上到下，最外層電子數(shù)相同；Z*增加不多，r增大為主要因素，核對外層電

子引力依次減弱，電子易失去，I依次變小。電子親和能

元素的氣態(tài)原子在基態(tài)時獲得一個電子成為一價氣態(tài)負(fù)離子所放出的能量稱為電子親和

能。當(dāng)負(fù)一價離子再獲得電子時要克服負(fù)電荷之

間的排斥力，因此要吸收能量。

例如

O(g)+e-O-(g)Al=-140.0kJ.mol-1

O-(g)+e-02-(g)A2=844.2kJ.mol-1

電子親和能的大小變化的周期性規(guī)律如下圖：

同一周期：從左到右，Z*增大，r減小，最外層電子數(shù)依次增多，趨向于結(jié)合電子形成8

電子結(jié)構(gòu)，A的負(fù)值增大。鹵素的A呈現(xiàn)最大負(fù)值，IIA為正值，稀有氣體的A為最大

正值。

同一主族：從上到下，規(guī)律不很明顯，大部分的A負(fù)值變小。特例：A(N)為正值，是p

區(qū)元素中除稀有氣體外唯一的正值。A的最大負(fù)值不出現(xiàn)在F原子而是C1原子。

電負(fù)性

原子在分子中吸引電子的能力稱為元素的電負(fù)性，用表示。電負(fù)性的標(biāo)度有多種，

常見的有Mulliken標(biāo)度(

標(biāo)度(M),Pauling)?p)和Allred-Rochow標(biāo)度(AR

電負(fù)性標(biāo)度不同，數(shù)據(jù)不同，但在周期系中變化規(guī)律是??致的。電負(fù)性可以綜合衡量各種

元素的金屬性和非金屬性。同一周期從左到右電負(fù)性依次增大；同一主族從上到下電負(fù)性依

次變小，F(xiàn)元素為

3.98,非金屬性最強(qiáng)。

?總結(jié)

?這一章內(nèi)容比較繁瑣，要理解，選擇，填空出的比較多，記憶的東

西比較多

?課后習(xí)題做5,10,11,12,14,15,16,19

?第九章分子結(jié)構(gòu)

?9.1價鍵理論

?共價鍵的本質(zhì)與特點、共價鍵的鍵型、雜化軌道理論★?9.2價層電子對互斥理論★

?9.3分子軌道理論★

?9.4鍵參數(shù)

知識點一

共價鍵的鍵型

鍵：

原子軌道沿核間聯(lián)線方向進(jìn)行同號重疊（頭碰頭）。

2.兀鍵：

兩原子軌道垂直核間聯(lián)線并相互平行進(jìn)行同號重疊（肩并肩）。雜化軌道

基本要點：

?成鍵時能級相近的價電子軌道混合雜

化，形成新的價電子軌道——雜化軌道。

?雜化前后軌道數(shù)目不變。

?雜化后軌道伸展方向，形狀發(fā)生改變。

l.sp3雜化

CH4的空間構(gòu)型

為正四面體

2.sp2雜化

4.不等性sp3雜化

NH3

HNH107ol8,小結(jié)：雜化軌道的類型與分子的空

間構(gòu)型

知識點二

價層電子對互斥理論

基本要點

?分子或離子的空間構(gòu)型與中心原子的價層電子對數(shù)目有關(guān)。價層電子對=6鍵電子對+

孤對電子對

(VP)(oBP)(LP)

價層電子對盡可能遠(yuǎn)離，以使斥力最小。

LP-LP>LP-BP>BP-BP

推斷分子或離子的空間構(gòu)型的具體步驟：

確定中心原子的價層電子對數(shù)，

以AXm為例(A—中心原子,X—配位原子)：

VP=1/2[A的價電子數(shù)+X提供的價電子數(shù)士離子電荷數(shù)()]原則：

①A的價電子數(shù)=主族序數(shù)；

②配體X：H和鹵素每個原子各提供一個價電子，氧與硫不提供價電子；

③正離子應(yīng)減去電荷數(shù)，負(fù)離子應(yīng)加上電荷數(shù)。

例：VP()=(6+43

0+2)=4

確定中心原子的孤對電子對數(shù)，推斷分子的空間構(gòu)型。①LP=O:分子的空間構(gòu)型=電子對

的空間構(gòu)型例如

知識點三

分子軌道：是以多個原子核為中心構(gòu)成的多中心軌道，分子知識點二Schrodinger方程的

解?？梢圆扇≡榆壍谰€性組合的方法求得分子軌道的波函數(shù)。

例如：A+B—ABTICaTaCbTb

+Ca'+&Cb'+b

式中：Ta,+b—原子軌道

中一成鍵分子軌道；T—反鍵分子軌道。

C,C5一系數(shù)，表示原子軌道對分子軌道的

貢獻(xiàn)程度。

1鍵級B.0（成鍵電子數(shù)反鍵電子數(shù)2

總結(jié)

?這章同第八章一樣也是選擇，填空考試的重點，重在理解，不要死記硬背。

?課后習(xí)題做2,3,5,6,8,14

第十章固體結(jié)構(gòu)

10.1晶體結(jié)構(gòu)和類型10.2金屬晶體10.3離子晶體

離子晶體結(jié)構(gòu)、晶格能★、離子極化*104分子晶體

分子的偶極矩和極化率★、分子間的吸引作用★、氫鍵★知識點一

1.晶胞：晶體的最小重復(fù)單元，通過晶胞在空間平移無隙地堆砌而成晶體2.立方晶系分

為簡單立方、體心立方和面心立方三種型式晶體類型

知識點二

1.三種典型的離子晶體NaCl型

晶格：面心立方配位比：6:6晶胞中離子的個數(shù)

INa：12.14個4

CsCl型11CI：8,64個82

晶格簡單立方配位比：8:8晶胞中離子的個數(shù)1-C1：81個Cs：1個8

ZnS型（立方型）

晶格：面心立方配位比：4:4晶胞中離子的個數(shù)

Zn

2112-S：6.84個：4個

28

影響晶格能的因素

①離子的電荷(晶體類型相同時)Z：,Uf例：U(NaCl)<U(MgO)②離子的半徑

(晶體類型相同時)"，5例：U(MgO)>U(CaO)③晶體的結(jié)構(gòu)類型

④離子電子層結(jié)構(gòu)類型

1.離子的極化率(a)

一般規(guī)律

①離子半徑r：r愈大，a愈大。

如a：Li+<Na+<K+<Rb+<Cs+；F—<Cl_<Br—<I—

②負(fù)離子極化率大于正離子的極化率。

③離子電荷：正離子電荷少的極化率大。

如：a(Na+)>a(Mg2+)

④離子電荷：負(fù)離子電荷多的極化率大。

如：a(S2—)>a(Cl—)

⑤離子的電子層構(gòu)型：(18+2)e-,18e->9-17e->8e-

如：a(Cd2+)>a(Ca2+)；a(Cu+)>a(Na+)

r/pm97999695

2.離子極化力(f)

一般規(guī)律：

①離子半徑r：r小者，極化力大.

②離子電荷：電荷多者，極化力大。

③離子的外層電子構(gòu)型：

f：(18+2)e-,18e->9-17e->8e-

當(dāng)正負(fù)離子混合在一起時，著重考慮正離子的極化力，負(fù)離子的極化率，但是18e構(gòu)型的

正離子(Ag+,Cd2+等)也要考慮其變形性。

3.離子極化的結(jié)果

①鍵型過渡(離子鍵向共價鍵過渡)

如：AgFAgClAgBrAgl

②晶型改變

AgClAgBrAgl

r+/r-0.6950.630.58

理論上晶型NaClNaClNaCl

實際上晶型NaClNaClZnS

配位數(shù)664

③性質(zhì)改變

例如；溶解度AgCl>AgBr>Agl

NaCl易溶于水，CuCl難溶于水

知識點三

分子的偶極矩和極化率-分子的偶極矩（①：用于定量地表示極性分子的極性大小

式中q為極上所帶電量，1為偶極長度

極性分子非極性分子

n=0M）

雙原子分子：異核：HX同核H2

多原子分子03（V字形）

分子的偶極矩與鍵矩的關(guān)系：

極性鍵構(gòu)成的雙原子分子：

分子偶極矩=鍵矩

多原子分子的偶極矩=健矩的矢量和，

例如：M（SF6）=0,鍵矩互相抵消，

g（H2O）/0,鍵矩未能抵消

2.分子的極化率：

用于定量地表示分子的變形性大小。分子的變形性大小指的是正電中心與負(fù)電中心發(fā)生位

移（由重合變不重合，由偶極長度小變偶極長度大）。影響分子變形性大小的因素

外因：外加電場愈強(qiáng)，分子變形愈厲害；內(nèi)因：分子愈大，分子變形愈厲害。

3.分子間具有吸引作用的根本原因：任何分子都有正、負(fù)電中心；任何分子都有變形的性

能。

1.色散作用（色散力）

由于瞬時偶極而產(chǎn)生的分子間相互作用

色散力與分子極化率有關(guān)。a大，色散力大

2.誘導(dǎo)作用（誘導(dǎo)力）：

由于誘導(dǎo)偶極而產(chǎn)生的分子間相互作用

決定誘導(dǎo)作用強(qiáng)弱的因素：

極性分子的偶極矩：qI

N愈大，誘導(dǎo)作用愈強(qiáng)。

非極性分子的極化率：

a愈大，誘導(dǎo)作用愈強(qiáng)

3.取向作用（趨向力）：

兩個固有偶極間存在的同極相斥、異極相吸的定向作用稱為取向作用。

兩個極性分子相互靠近時，由于同極相斥、異極相吸，分子發(fā)生轉(zhuǎn)動，并按異極相鄰狀態(tài)

取向，分子進(jìn)一步相互靠近。

3.總結(jié)

4.本章節(jié)知識點相對較少，重點也不是很多，課件把重點都做的比較詳細(xì)，相對容易一些

5.課后習(xí)題做8,9,10,11,13,15,16

*

*第十一章配合物結(jié)構(gòu)

6.11.1配合物的空間構(gòu)型和磁性

7.11.2配合物的化學(xué)鍵理論

8.價鍵理論★、晶體場理論★

配合物的空間構(gòu)型

知識點一

配合物的空間構(gòu)型

配合物分子或離子的空間構(gòu)型與配位數(shù)的多少密切相關(guān)

知識點二

價鍵理論

1.價鍵理論的要點：

(1)形成體(M)：有空軌道

配位體(L)：有孤對電子

二者形成配位鍵ML

(2)形成體(中心離子)采用雜化軌道成鍵

(3)雜化方式與空間構(gòu)型有關(guān)

2.配位數(shù)為2的配合物

[Ag(NH3)2]+的空間構(gòu)型為直線形，g=0

3.配位數(shù)為4的配合物

[BeX4]2-的空間構(gòu)型為四面體

[Ni(CN)4]2-的空間構(gòu)型為平面正方形，p=0

9.4.配位數(shù)為6的配合物

10.這類配合物絕大多數(shù)是八面體構(gòu)型，形成體可能采取d2sp3或sp3d2雜化軌道

成鍵。

11.例如：[Fe(CN)6]3-,-2.4B.M.

12.內(nèi)軌配健,以內(nèi)軌配鍵形成的配合物叫內(nèi)軌型配合物

13.例如:[FeF6]3-,p=5.90B.M.

同一中心離子的內(nèi)軌型配合物比外軌型配合物穩(wěn)定。

對價鍵理論的評價：

?很好地解釋了配合物的空間構(gòu)型、磁性、穩(wěn)定性，直觀明了。

?無法解釋配合物的顏色(吸收光譜)。

?無法解釋配合物的穩(wěn)定性隨Mn+的d電子數(shù)目的多少而變化。

?Fe3+的外軌配合物動用了高能量的4d軌道似乎不大可能

O

晶體場理論

1.晶體場理論的基本要點

在配合物中，中心離子M處于帶電的配位體L形成的靜電場中，二者完全靠靜電作用結(jié)

合在一起；

晶體場對M的d電子產(chǎn)生排斥作用，使M的d軌道發(fā)生能級分裂；

分裂類型與化合物的空間構(gòu)型有關(guān)；晶體場相同，L不同，分裂程度也不同

2.八面體場中中心離子d軌道的分裂

在八血體型的配合物中，6個配位體分別占據(jù)八面體的6個頂點，由此產(chǎn)生的靜電場叫做

八面體場。八面體場中d軌道與配體間的作用：

八面體場中d軌道能級分裂

八面體場

球形場

總結(jié)

14.這一章知識點不多，考的概率卻很大，所以不應(yīng)該輕視，像配合物空間結(jié)構(gòu)，化學(xué)鍵

理論，晶體場都是?？嫉闹R點，認(rèn)真準(zhǔn)備。

15.課后習(xí)題做2,4,6,7,8,10,11

*第十二章s區(qū)元素

16.12.1s區(qū)元素概述

17.12.2s區(qū)元素的單質(zhì)

18.12.3s區(qū)元素的化合物支

19.12.4鋰、被的特殊性、對角線規(guī)則

知識點一

s區(qū)元素概述

堿金屬(IA)：nsl

Li,Na,K,Rb,Cs,Fr

堿土金屬(IIA)：ns2

Be,Mg,Ca,Sr,Ba,Ra

都是活潑金屬。

通性

易與H2直接化合成MH、MH2離子型化合物；

與02形成正常氧化物、過氧化物、超氧化物；

易與H2O反應(yīng)(除Bc、Mg外)，與非金屬作用形成相應(yīng)的化合物

20.單質(zhì)的物理性質(zhì)

21.單質(zhì)的化學(xué)性質(zhì)

22.單質(zhì)的焰色反應(yīng)

知識點二

1氫化物

s區(qū)元素的單質(zhì)(除Be、Mg夕卜)均能與氫形成離子型氫化物

1.均為白色晶體,熱穩(wěn)定性差

LiHNaHKHRbHCsHNaCl

-90.4-57.3-57.7-54.3-49.3-441

2.還原性強(qiáng)

2.23V)(2/H

).

鈦的冶煉

2LiHTiO2Ti2LiOH4NaHTiC14Ti4NaC12H2

劇烈水解

MHH20M0HH2(g)

CaH22H2OCa(OH)22H2(g)

3.形成配位氫化物

(無水)乙醛鋁氮化鋰

4LiHAlCI3Li[AlH4]3LiCl

受潮時強(qiáng)烈水解

LiAIH44H2OLiOHAI(OH)34H2

2氧化物

1.形成三類氧化物

正常氧化物(02-)過氧化物(O22-)超氧化物(0。)

穩(wěn)定性：

2.制備

直接

2NaO2Na2O2

K02K02

間接

Na2O22Na2Na2O

2KNO310K6K2ON2

MC03M0C02(g)

3.化學(xué)性質(zhì)

與H20的作用

IM2OH2O2M0H02->02->022-

LiCs劇烈程度

IM2OH2O2MOH

Na2O22H2O2NaOHH2O2

2KO22H2O2KOHH2O2O2

與CO2的作用

Li2OCO2Li2CO3

2Na2O22CO22Na2CO3O2(g)

4KO22CO22K2CO33O2(g)

3氫氧化物

堿金屬和堿土金屬的氫氧化物都是白色固體

易吸水而潮解

MOH易溶于水，放熱。堿土金屬溶解度（20℃）

總結(jié)

23.從這一章開始，需要記憶的內(nèi)容比較多，要找出規(guī)律性，要詳細(xì)地做好筆記，選擇，

筒答考的比較多

24.課后習(xí)題做3,4,9,12,13,15

?第十三章p區(qū)元素（一）

13.1p區(qū)元素概述

13.2硼族元素

硼族元素概述、硼族元素的單質(zhì)、硼的化合物★、鋁的化合物★13.3碳族元素

碳族元素概述、碳族元素的單質(zhì)、碳的化合物★、硅的化合物★、錫、鉛的化合物★?一

知識點一

硼族元素

?nsnp21BAlGaInT1

+3+3+3（+1）+1+3+1（+3）也負(fù)性2.041.611.81

1.781.622.04

（H2.18）

+3是特殊的價，一般是最穩(wěn)定的，但是，從元素電位圖上看出：T13+_1.25_T1+

_-0.336____T1

I_1.36_T1C1_-O.557____|

說明T13+有強(qiáng)的氧化性。因為有6S2因素

B與Si有點相似（斜對角規(guī)則）

B-BSi-Si沒有C-C鍵強(qiáng)，但B-O、Si-0鍵強(qiáng)度大，鍵能高

B在自然界的存在形式：Na2B4O7?10H2O、H3BO3.

BnHn+4、BnHn+6硼烷，早期高能燃料

B2H6+302-B2O3+3H2OAH=-2166KJ?mol-l

（注：B2H6是氣體，有毒，有爆炸性，能燃燒）

C2H6+O2-CO2+H2OAH=-1559KJ?mol-l

除硼以外，均為金屬

硼的化合物

25.硼烷的性質(zhì)

1.硼的氫化物

硼烷分類：BnHn+4和BnHn+6

例：B2H6B4H10

乙硼烷丁硼烷

有CH4,但無BH3

最簡單的硼烷：B2H6

硼烷的性質(zhì)

①自燃

B2H6(g)3O2(g)B2O3(s)3H2O(g)

高能燃料，劇毒

②水解

2H3BO3(s)6H2(g)B2H6(g)3H2O(l)

③加合反應(yīng)

BHCO2[H3BCO]26

[BH2(NH3)2][BH4]B2H62NH3

2LiHBH262LiBH4

@被氯氯化

BH(g)6Cl(g)2BC13(1)6HC1262

2.硼的含氧化合物

①三氧化二硼B(yǎng)2O3

結(jié)構(gòu)

原子晶體：熔點460C無定形體：軟化制備

4B(s)3O(g)2B2O3(s)2

2HBOB2O33H2O33

性質(zhì)：

2B3MgOB2O33Mg

②硼酸H3BO3性質(zhì)：

一元弱酸(固體酸)

受熱易分解

-H2O2OHBO2-HB2O3(玻璃態(tài))H3BO3

③硼砂

水解呈堿性

[B4O5(OH)4]25H2O4H3BO32OH-

4H3BO32OH-2H3BO32B(OH)-

4

構(gòu)成緩沖溶液pH=9.24(20℃)與酸反應(yīng)制H3BO3

NaBQHSQ5HO4H3BO3Na2SO4247242

脫水

878℃B2032NaB0210H20Na2B4O710H2O

硼砂珠實驗

Na2B4O7CoOCo(BO2)22NaBO2(藍(lán)色)

NaBONiONi(BO2)22NaBO2(棕色)247

3.硼的鹵化物

BX3結(jié)構(gòu)B：sp2雜化

33

水解

BX3HOH3BO33HX32(XCl,Br,I)

4BF3H2OH3BO33H[BF4]3

BF3HFHFBF3BFBC1BBr3BI3室溫下gg1s聚集態(tài)熔點/℃-127.1-107-46

49.9沸點/℃-100.412.791.3210

知識點二

鋁的化合物

氫氧化鋁:A1(OH)3

兩性：A1(OH)3+3H+A13++3H2O

A1(OH)3+OH-[A1(OH)4]-

在堿性溶液中存在囚(OH)4]-或[A1(OH)6]3-

鋁的鹵化物

A1F3A1C13AlBr3A1I3離子鍵

共價鍵

離子晶體分子晶體

分子晶體：熔點低，易揮發(fā)，易溶于有機(jī)溶劑，易形成雙聚物水解激烈

A1C133H2OAl(OH)33HCl

鋁的含氧酸鹽

硫酸鋁A12(SO4)3

鋁鉀帆(明帆)KA1(SO4)212H2O

2A132S2-6H2O2Al(OH)3(sJ3H2S(g)

J2-2A13CO33H2O2Al(OH)3(s)3CO2(g)

A13+的鑒定：在氨堿性條件下，加入茜素

知識點三

碳的化合物

1.碳的氧化物一氧化碳(CO)

結(jié)構(gòu)：

CO(6+8=14e-)與N2(237=14e-)

是等電子體，結(jié)構(gòu)相似

性質(zhì)：

①作配位體，形成城基配合物

Fe(CO)5,Ni(CO)4,Co2(CO)8

其中C是配位原子。

②還原劑

③劇毒

2.二氧化碳(C02)

固體二氧化碳干冰

經(jīng)典的分子結(jié)構(gòu)：0=C=0

C=0雙鍵鍵長124pm(在CH3-C-CH3中)

C=O叁鍵鍵長113pm

C02中，碳、氧之間鍵長116Pm

3.碳酸及其鹽

C02溶于水，大部分CO2-H2O,極小部分H2c03

,HC0-4.410-7H2CO31

-K..CO24.710-11HCO32

碳酸及其鹽的熱穩(wěn)定