无机化学学习基本要求
第一章 原子结构于元素周期系
氢原子结构（核外电子运动）的量子力学模型
了解微观粒子的波粒二象性
量子力学用四个量子数描述电子的运动状态
1、要求将课后布置的作业订正好，搞懂
2、掌握教材上的基本要求，课上讲的书中没
有的可以不进行复习。
1,主量子数 n
意义,表示原子的大小,核外电子
离核的远近和电子能量的高低。
①主量子数 n,是决定电子层数的，
n值相同的电子在一个电子层。
n的取值范围,n = 1,2,3,4 …… n
（正整数）
2,角量子数 l
意义, 决定了原子轨道的形状。
l取值范围：对于给定的 n值,l只能取小
于 n的整数值。
l = 0,1,2,3 …… ( n-1),共 n个取值。
光谱学上常用下列符号代表角量子数 l,
角量子数 l, 0 1 2 3 4 ……
光谱符号, s p d f g ……
3,磁量子数 m
磁量子数 m的取值与角量子数 l有关，对于给
定的 l值，有（ 2l+1）个 m的取值，即,
取值,m = 0,± 1,± 2,± 3,…… ± l,共
(2l+1)个值。
意义, 对于形状一定的轨道 ( l 相同电子轨道 ),
m 决定其空间取向。
l = 1,有三种空间取向 (能量相同,三重简并 )。
简并轨道, 能量相同的原子轨道，称为简并轨
道
4.自旋量子数 ms
ms=± 1/2
例,用四个量子数描述 N原子 2s2p上的 5个电
子的运动状态 。
n l m ms
2s 2 0 0 － 1/2
2 0 0 ＋ 1/2
2p 2 1 0 － 1/2
2 1 － 1 － /2
2 1 ＋ 1 － 1/2
d电子云图
f电子云图
基态原子电子组态（电子排布）
排布的三原则
1) 能量最低原理
2) Pauli(保利 )不相容原理
3) Hunt(洪特 )规则
原子轨道排布原理,
元素周期系
1,元素的分区和族
2,原子的电子层结构与元素的分区
3,原子的电子层结构与周期的关系
4.原子的电子层结构和元素周期系
5.原子的电子层结构与族的关系
掌握 36号以前以及主族元素的电子结
构与周期等的关系，做出相应的判断。
元素基本性质的周期性
一,原子半径变化基本规律
二,电离能的变化规律和特例 （ N,P等）
三,电子亲合能 E的变化规律和特例（ F小？ ）
四,电负性
五,镧系收缩造成的后果，如一些元素的分离
的困难。
第二章 分子结构
价层电子对互斥理论判断简单分子结构,
杂化轨道理论：解释简单分子和一些配
合物中的中心原子的杂化情况和空间构型,
分子轨道理论：电子在分子轨道中的填
充情况 。如,O2 F2
N2及以前的分子,
会计算键级和比较稳定性,键长等的大小。
?
? ?
? ?
? ?
? ?
? ?
? ? ?
? ?
? ?
? ?
? ?
? ?
? ? ? ?
N2 分子轨道图 分子轨道能级图 为 B 图
键级 = ( 6 － 0 ) / 2 = 3,
三 键 一个 ? 键，两个 ? 键
2p 2p
?*2
xp
?*2
zp
?*2
yp
? 2
yp
? 2
zp
? 2
xp
1s 1s
? 1s
?*1s
2s 2s
? 2s
?*2s
AO MO AO
或简写成,
[ Be 2 ] ( ) 2 ( ) 2
( ) 2
? 2
yp
? 2
zp
? 2
xp
分子轨道式
( ? 1s ) 2 ( ?*1s ) 2 ( ? 2s ) 2
( ?*2s ) 2 ( ) 2 ( ) 2
( ) 2
? 2
yp
? 2
zp
? 2
xp
问题,N2 + 分子轨道电子排布式如何？
并比较 N2 +, N2其稳定性。键级？
O2 分子轨道图 分子轨道能级图为 A 图
每个 3 电子 ? 键的键级为 1/2 。
键级 = ( 6 － 2 ) / 2 = 2
一个 ? 键
? ?
? ?
? ?
? ?
? ?
? ?
? ?
? ?
? ? ?
?
? ?
? ?
? ? ?
?
? ?
? ?
两个 3 电子 ? 键
双键
2p 2p
2s 2s
? 2s
?*2s
? 1s
?*1s
MO
1s 1s
AO AO
?*2
xp
?*2
zp
?*2
yp
? 2
yp
? 2
zp
? 2
xp
分子轨道式,
( ? 1s ) 2 ( ?*1s ) 2 ( ? 2s ) 2
( ?*2s ) 2 ( ) 2 ( ) 2
( ) 2 ( ) 1 ( ) 1
? 2
xp
? 2
yp?
2
zp
?*2
yp
?*2
zp
或简写成,
[ Be 2 ] ( ) 2 ( ) 2
( ) 2 ( ) 1 ( ) 1
? 2
xp
? 2
yp?
2
zp
?*2
yp
?*2
zp
分子间作用力－ 范德华力
取向力, 指极性分子间的作用力
诱导力, 极性分子 - 非极性分子之间
极性分子 - 极性分子之间
色散力, 非极性分子 - 非极性分子之间
极性分子 - 非极性分子之间
极性分子 - 极性分子之间
键能小，只有几个至几十个 kJ·mol-1，
比化学键小 1-2个数量级。 氢键 的形成。
第三章 晶体结构
1、离子的电子层结构类型,
（ 1） 2电子构型,Li+, Be2+
（ 2） 8电子构型,Na+, Ca2+
(3)18电子构型,Zn2+, Hg2+, Cu+, Ag+
（ 4）（ 18+2）电子构型,Pb2+, Sn2+
（ 5） 9-17电子构型,Fe2+, Cr3+, Mn2+
2、离子型晶体的晶格能（点阵能）
掌握利用波恩 -哈伯循环球解相关的参数
N a ( s ) + 1 / 2 C l
2
N a C l ( s )
f
H
m
0
= - 4 1 1 k J m o l
- 1
C l ( g ) C l
-
( g )
H
4
0
H
2
0
H
1
0
N a ( g )
N a ( g )
+
H
3
0 +
H
5
0
会用离子晶体的离子极化理论解释
一些现象。
如,ZnI2,CdI2,HgI2 从左到右，熔点
和溶解度 依次降低 。（这时需考虑 Hg离子的
变形性 ）。
反极化作用：说明盐类分解的温度差异
问题。
如稳定性,HNO3 < LiNO3 < NaNO3
离子极化对化学键型、化合物溶解度的影响
、化合物的颜色也依次加深（ ZnI2 CdI2HgI2
无色, 黄绿, 红色 ） 。
第四章 配位化合物
配离子的构成：中心离子和配位体；
配位原子，配位数，配体数的区别；
配合物的命名；
空间异构（立体异构）,
1、几何异构（顺反异构）
配位化合物的价键理论：杂化轨道理论
在配合物中的应用。
物质的磁矩的计算公式在判断配合物构
型内轨型和外轨型方面的重要性,
导致一些物质呈现颜色的部分理论,
d-d跃迁,是电子从分裂后的低能量 d轨
道向高能量 d轨道跃迁造成的。 （ f-f 越迁）
荷移跃迁,ZnI2（ 3d10）无色 ;CdI2（
4d10）黄绿色 ; HgI2（ 5d10）红色。再如,
第 5章 化学热力学基础
熟悉热力学第一定律及其相关概念。
掌握化学反应热效应；
掌握热化学方程式；反应热、反应焓变的计
算；盖斯定律及有关计算；吉布斯能和化
学反应方向的判断 ;
重点,
化学热力学的四个状态函数 —热力学
能、焓、熵、自由能的计算。
主要解决化学反应中的三个问题,
① 化学反应中能量是如何转化；
② 化学反应的方向性；
③ 反应进行的程度。
掌握道尔顿分压定律的应用和有关
计算。
关于标准生成焓
(1) 同一物质不同聚集态下，标准生成
焓数值不同
(2) 指定的稳定单质的标准生成热才是
零；
Δf Hom（ C，石墨） = 0 kJ·mol-1
Δf Hom （ C，金刚石） = 1.9 kJ·mol-1
(3) 附录中数据是在 298.15K下的数据。
(4) 同一物质在不同 温 度下有不同的标
准摩尔生成热；
(5) 反应热效应的计算,
a A + b B = c C + dD
ΔrHm =
[Δf Hm(生成物 )] – [Δf Hm(反应物 )]
自由能、熵等有类似的计算公式。
盖斯定律,
不管化学反应是一步完成或分几步完成，
这个过程的热效应是相同的，即总反应的热
效应等于各步反应的热效应之和。
注意其应用条件,
① 某化学反应是在等压（或等容）下一
步完成的，在分步完成时，各分步也要在等
压（或等容）下进行；
② 要消去某同一物质时，不仅要求物质
的种类相同，其物质的聚集状态也相同。
盖斯定律及其应用。
自由能 ΔG （重要内容）
过程自发性判据 ΔG与 ΔrG
标准态下,用 ΔrGom> 0 或 ΔrGom< 0
非标准态下,用 ΔrG > 0 或 ΔrG < 0
ΔG (T) = ΔH－ TΔS,
会 求算反应逆转的温度
298 K时 ΔrGom 的计算方法,
ΔrGom ＝ Δf Gom(生成物 ) – Δf Gom(反应物 )
ΔrGm ＝ ΔrHom - 298ΔrSom
范特霍夫等温方程
焓、熵和自由能等计算公式汇集,
化学反应, m A + n B ? x C + y D
?rHm? ＝ ??fHm?,(生成物 ) - ??fHm?,(反应物 )
＝ [x ?fHm?,c + y ?fHm?,d ]-
[m ?fHm?,a + n ?fHm?,b]
?rG ? m＝ ??f G? m (生成物 ) - ??fG? m (反应物 )
?rS? m＝ ??f S? m (生成物 ) - ??f S? m (反应物 )
ΔrGm（ T） = ΔrHm - TΔrSm
?rGm（ T） ＝ ?rH? m - T ? ?rS? m 常用
第六章 化学平衡
书写平衡常数关系式的规则
（ 1） K的表示式与要表达的方程式相一致。
（ 2）有固体或纯液体参加的化学反应，其浓
度不写在关系式中。
（ 3）在稀的水溶液中，如水参加反应，则水
的浓度不必写在关系式中,
（ 4）平衡常数是温度的函数。温度不变，平
衡常数不变。
（ 5）多重平衡规则的应用 或称偶联反应
的平衡常数的应用 （重要）
标准平衡常数（ Kθ）
标准平衡常数是将平衡浓度或平衡分压
分别除以各自标准态的数值为基础（即得平
衡时的相对浓度或相对分压）求得的平衡常
数。
相对的意义是：对于标准态数值的倍数。
掌握化学平衡常数的意义及转化率的计
算方法。
反应商的定义,Jc 或 Jp
Jc 与 Kc的关系
ΔG= RTlnJ/K（范特霍夫等温方程式）
Jc < Kc 则向正方向进行；
Jc > Kc 则反应向逆方向进行。
Jc ＝ Kc 则反应达到平衡状态，即反应
进行到最大限度。
转化率 η＝
（某物的消耗量 /初始值） × 100%
重点掌握化 学平衡的移动的有关计算
这些方法适用于一切平衡。将这些计算
方法迁移到酸碱平衡、氧化还原平衡、沉淀
溶解平衡、配位平衡就形成了一系列的化学
平衡的计算问题。
温度对化学平衡的影响
第七章 化学动力学 基础
了解 反应速率的理论,
碰撞理论 过渡态理论
速度方程和速度常数,
由质量作用定律（只适用于基元反应）
直接写出速率方程
一般的化学反应而言,
???
BA ckc?
掌握如何根据实验数
据求其速率方程的方法?
反应级数与反应分子数（只适于基
元反应）的概念
)e x p (
RT
EaAk ??
温度对反应速率（阿伦尼乌斯公式）
A
RT
Ea
k lnln
1
???
A
RT
Ea
k lg
30.2
lg
1
???
aE
RTk A e ??
)(ln
21
12
1
2
TT
TT
R
Ea
k
k ?
?
反应历程
其反应速度主要决定于速度最慢的基元
反应 （称决定步骤）
反应历程的理论研究,了解 平衡假设和
稳态假设的思想。
催化剂作用的原理,参与了化学变化过
程，改变了原来反应的途径，降低了活化能，
增大了活化分子分数，反应速率显著增大。
第八章 水溶液（不做要求）
第九章 酸碱平衡
1,酸碱质子理论（共轭酸碱的概念）
HA ? H+ + A-
（共轭）酸 共轭碱
关系,KaKb=Kw
即 Ka和 Kb成反比关系，所以，弱酸
的酸性越强 (Ka越大 )，则 其 共轭碱的碱性
越弱 (Kb越小 )。
2,酸碱盐溶液中的电离平衡
HAc ? H+ + Ac-
Ka=[H+][Ac-]/[HAc]
Ka称为弱酸的电离平衡常数，简称为酸常数
电离度 （解离度） ──电离程度的大小
?=
(已电离的浓度 /弱电解质的初始浓度 )× 100％
对于一元弱酸,
酸cK ??
?
a][H
公式成立的条件,?<5％或 c酸 /Ka≥500
３、水溶液化学平衡的计算（ 重点部分 ）
同离子效应
缓冲溶液的计算,
x =
- K a +
2
K a 2 + 4 K a C
[ H
+
] = K a
C 酸
C 盐
共 轭 酸 碱 混 合 液 的 氢
离 子 浓 度 的 计 算 公 式
又 称 汉 德 森 公 式
不满足,?<5％
或 c酸 /Ka≥500时
的计算公式
[ O H - ]= K b
C 碱
C 盐
多元酸或碱分步电离
多元弱酸的电离是分步进行的。 H2S ? H+ + HS-
Ka1=[H+][HS-]/[H2S]=5.7× 10-8 --------------（ 1）
HS- ? H+ + S2-
Ka2=[H+][S2-]/[HS-]=1.2× 10-15 --------------（ 2）
总反应,H2S ? 2H+ + S2-
K=[H+]2[S2-]/[H2S] =Ka1Ka2=6.8× 10-23
注意：①此式只表明平衡时 [H+],[S2-],[H2S]
三种浓度的关系，而不说明电离过程为,
H2S ? 2H+ + S2-
② 多元酸 Ka1/Ka2≥102时忽略二级电离,当一元
酸处理
从 Ka1,Ka2数值可知,第二步电离比第一步困难
得多。此时溶液中的 H+主要来源于第一步电离。
在忽略水的电离条件下，可当作一元弱酸处理,
[H+] = ? Ka1C
由于第二步电离非常小,[H+] ? [HS-] 则,
[S2- ]= Ka2 (纯二元弱酸的一般性重要结论 )
若考虑总的电离平衡：根据多重平衡规则
[H+]2[S2-]
K = Ka1Ka2 =
[H2S]
[ S 2 - ] =
K a [ H 2 S ]
[ H + ] 2
=
K a 1 K a 2 [ H 2 S ]
[ H + ] 2
缓冲溶液的 pH值
[ H + ] = K a
c ( H A )
c ( A )
汉 德 森 公 式
pH=pKa - lg(c酸 /c盐 )
= pKa - lg(n酸 /n盐 ) （ n为物质的量，
摩尔）
称为缓冲溶液公式
∴ pH值决定于 Ka和 (c酸 /c盐 )两个因素。
水解平衡
二元弱酸酸根的水解举例
第十章 沉淀平衡
A g C l ( s ) A g + + C l -溶 解沉 淀
Ksp(AgCl) = [Ag+][Cl-]
溶度积原理
J > Ksp 时，平衡左移，生成沉淀；
J < Ksp 时，平衡右移，沉淀溶解；
J = Ksp 时，沉淀溶解处于平衡状态
例题,在 0.20L的 0.50mol·L-1 MgCl2溶液中
加入等体积的 0.10mol·L-1的氨 水溶液，问有
无 Mg(OH)2沉淀生成？为了不使 Mg(OH)2沉
淀析出，至少应加入多少克 NH4Cl(s)？ (设加
入 NH4Cl(s)后体积不变 )
这是课堂上讲过的一个例题。这里的
OH- 的浓度时由氨的碱式电离提供的，很易
求的。特别要掌握后一步的求解平衡常数的
方法，多个平衡组合的耦合平衡常数的求法。
)aq(SH)aq(C d C l ( a q )Cl4)aq(2HC d S ( s ) 224 ??? ???
( a q )Cl( a q ))A g ( N H ( a q )2 N HA g C l ( s ) 233 ?? ??
fa2a1sp
2a22a1
2
4fsp
42
2
2
4
)SH()SH(
) C d C l() C d S(
)}Cl({)}H({
)}SH() } { C d C l({
KKKK
KK
KK
cc
cc
K
?????
??
?
??
?
fsp KKK ??
c(Cd2+) c(S2－ )
c(Cd2+) c(S2－ )
再比如,
( aq )A g I ( aq )IA g I ( s ) 2???
第十一章 电化学基础（ 重点 ）
氧化还原反应的配平,氧化值 (数 )法,
离子 — 电子法,
酸性介质,多 n个 O 加 2n个 H+，另一边
加 n个 H2O
碱性介质：多 n个 O 加 n个 H2O，另一
边加 2n个 OH-
总之，在碱性介质中，可以在半反应的两
边只能出现 H2O或 OH-；在酸性介质中可以
在半反应的两边只能出现 H2O或 H+。即酸介
质中不能出现 OH-，反之，亦然。
几个重要的公式,
能斯特（ Nernst）方程式,
非标准态的电 动势
标准电
动势
非标准态的电极电势
标准电极电势
059.0
lg
??n
K ?
基本要求 （ 重点内容 ）
1）判断氧化剂、还原剂的相对强弱
2）判断氧化还原反应进行的方向
E＞ 0 反应正向自发进行
E＜ 0 反应逆向自发进行
3）确定氧化还原反应进行的限度
4） 元素电势图 （拉提摩图）
5）判断 歧化反应 进行的方向和 K值。
6）由已知的计算未知电对的电极电势
7）氧化还原对角线关系。（不要与元素性质
的对角线关系混淆）。
解,Ag+ + Cl – + Ag = AgCl + Ag
负极,Ag Cl + e = Ag + Cl – (氧化作用 )
正极,Ag+ + e = Ag (还原作用 )
lgK = 0.5773/0.059 = 9.75 K = 5.62 × 109
Ksp = 1/K = 1.78 × 10 – 10
059.0
lg
??n
K ?
例 11-10求反应 Ag+ + Cl – = AgCl(s) 的 K及 Ksp
2223.07996.0
ε AgA g C lAgAg
??
???? ??? ????? ????
把非氧化还原反应设计成原电池进行平衡常数
的计算
A g C l + 2 N H
3
A g ( N H
3
)
2
+
+ C l
-
6 - 2 x
起 始 浓 度
达 到 平 衡
6 00
x
x
K =
[ A g ( N H
3
)
2
+
] [ C l
-
]
[ N H
3
]
2
[ A g
+
]
[ A g
+
]
=
[ A g ( N H
3
)
2
+
]
[ N H
3
]
2
[ A g
+
]
[ A g
+
]
[ C l
-
] = K
稳
K s p
由两个平衡组成的耦合平衡的求法：用
多重平衡规则，或采取直接写出，然后分子
分母同城一个浓度。
第十二章 配位平衡
配合物的稳定常数及其相关的计算
例,欲使 0.10mmol的 AgI完全溶解生成
Ag(NH3)2+,最少需要 1.0L氨水的浓度是多少
？改用 1.0LKCN溶液时，浓度为多少？
解,Ag+ + 2NH3 = [Ag(NH3)2]+
平衡浓度 x 0.3+2x 0.1-x
将数据代入平衡常数表达式
解方程求出,x=9.9× 10-8即为 c(Ag+)
c ([Ag(NH3)2]+) =0.1mol.L-1 c(NH3) = 0.3mol.L-1
掌握这种解题的思路和方法。
第十三章 氢和稀有气体
本章不做要求
第十四章 卤素
F2及化合物的特殊性,
F-F键长特短，但键能却反常地弱，而 F
与其它原子形成的键强度大。
F2的活泼性最强，氧化性强。
F的电子亲合能异常地比 Cl小。
F的电负性最大。 HF弱酸性的原因？
卤素的歧化反应 （元素电势图及相关计算 ）
C l O 3 - C l O 2 - C l O - 1 / 2 C l 2 C l -
0, 3 5 0, 5 6 6 0, 4 0 1, 3 5 8
0, 4 7 0, 8 9
H I OH B r OH C lO ??R-OH的应用,
酸性,HClO<HClO2<HClO3<HClO4
会判断歧化反应的发生，计算氧化还原
反应的平衡常数，电动势，自由能变等问题
第十五章 氧族元素
硫的化合物为重点，注意氧的特殊性
模仿卤素的通性，学习元素电子亲合能
、键能、氧化性等方面的变化规律，类比记
忆。
H2O2的性质（弱酸性、氧化性、发生过
氧链的转移反应、还原性）,
过氧离子、超氧离子和氧（ O22-,O2-,O2
等 ）的分子轨道表示式，判断其稳定性、键
级的大小、磁性等问题。
O22-,[KK（ σ2s） 2（ σ2s*） 2（ σ2p） 2
（ π2p） 4（ π2p*） 4]
键级为 1，抗磁性物质。
O2-,分子轨道式（ 17个电子）,
[KK（ σ2s ） 2（ σ2s*） 2（ σ2p） 2（ π2p） 4
（ π2p*） 3]
极化理论,
(3)(2)(1)比较：半径小、极化强的分解温
度低，故 (1)<(2)<(3)
(2)(4)比较：外层电子多的极化强，温度
低故 (4)<(2) （ 8电子构型与 18电子构型）
(5)(6)比较,价态高，极化强，温度低
故 (6)<(5)
离子极化的影响有如下两条结论,
1 ）碱金属的硫酸盐比碱土金属的硫酸盐的
分解温度还高。极化能力,M（ I）＜ M
（ II ）
2 ）碳酸盐的分解温度比硫酸盐低。因为 C
（ IV）不如 S（ VI）抵抗反极化的能力大。
以上讨论是在产物中有 CO2, SO3 气
体，△ S 相近的情况下进行的，比较的只是
△ H。硅酸盐的中心，虽然是 Si(IV),但产
物中的 SiO2 不挥发，无明显的熵效应,故
和碳酸盐相比甚至和硫酸盐相比，硅酸盐的
分解温度也是高的。
硫代硫酸钠,
还原性
配位能力
过二硫酸,
氧化性
第 16章 氮族元素
电子构型,ns2np3，半充满，电离能比
同周期左右的元素的要高；
惰性电子对效应：上而下，低价态趋于
稳定。
硝酸的强氧化性：与不同还原性的金属
反应。
PCl3 NCl3 水解产物的区别。
+1 H3PO2 次磷酸（一元酸，结构）
+3 H3PO3 亚磷酸（二元酸，结构）
+5 H3PO5 磷酸（三元酸，结构）
d-pπ反馈键的形成,
As,Sb,Bi卤化物的水解
HXA s OHOHA s X 23 3323 ???
OHBiM n OHB i OMn 23432 7521452 ????? ?????
第 17章 碳 硅 硼
硼族元素的缺电子特征,
N
H
H
H
B
F
F
F
N
H
H
H
B
F
F
F
+
H C lBOHOHB C l 33 3323 ???
硼酸的酸性
硼烷分子中的氢桥键（多中心键,3c-2e）,
第一横排元素的不规则性（第二周期元素）
FONCB,、、、
对角线相似规则,
第六周期的不规则性：惰性 s电子对效应
含氧酸的酸性和强度,
第四周期的不规则性：氧化性,BO3->ClO3->IO3-
r
Z
??
阳离子半径
阳离子电荷
离子势?
鲍林 (Pauling,L.)规则,
K1≈105N-7 N为非羟基氧原子数 N
Kl:K2:K3≈1:10-5:10-10,或 pKa的差值为 5
p区元素性质的特征
第二周期元素具有反常性
第四 周期元素表现出异样性 (d区插入 )
最后三个元素性质缓慢地递变
?÷×???????????·?????±?
-200
-150
-100
-50
0
50
100
150
?ü ?ú ￡¨′ó μú ?t ?ü ?ú ?á μú áù ?ü ?ú ￡?
·
?
?
?
/
?
?
?
?
?
?
AH4 AH3 H2A HA
第二十二章 ds区金属
Cu（ Ⅰ ）与 Cu（ Ⅱ ）,Hg（ Ⅰ ）与 Hg
（ Ⅱ ）之间的转化。
第二十三章 过渡元素
重点,Mn ； Cr 。
镧系收缩及后果。
各类无机化学考试的知识点简介,
1.分子 (离子 )的构型：价层电子对互斥模型（
预测） ;杂化轨道理论（解释）。
2.分子 (离子 )的稳定性：分子轨道理论
(键级，键长，键能等判断与计算 )； 杂
化轨道理论等。
3.物质的熔沸点：晶体的类型 (离子晶体：
晶格能；离子键强度 )； (分子晶体：分
子间力，氢键 )；极化理论。
4.物质的颜色, 极化理论； d-d跃迁；荷
移光谱。
5.物质的磁性, 分子轨道理论。
6.化学反应程度，方向：平衡常数 K的大小；
反应的吉布斯自由能变大小 (ΔrG) 。
7.溶液中有关浓度的计算：根据化学平衡,主
要有 酸碱电离平衡；沉淀 -溶解平衡；氧化 -
还原平衡；配位平衡等四大平衡,K是关键，
注意运用多重平衡规则。
8.物质溶解度大小,极化理论； 软硬酸碱理
论等。
9.常见基本概念：对角线规则（两个）；惰
性电子对效应； Lewis酸碱；质子酸碱；缓冲
溶液；屏蔽效应；钻穿效应；同离子效应；
盐效应；镧系收缩；电离势；电子亲和势；
电负性；晶格能，歧化反应，活化能，孤电
子对的键弱化效应。
10.元素周期表：常见元素符号；价电子层结
构；能级组；四个量子数取值规则。
11.元素部分：制备 -结构 -性质 -用途，重点是
性质。如相互转化，推断，判断等方面。
第一章 原子结构于元素周期系
氢原子结构（核外电子运动）的量子力学模型
了解微观粒子的波粒二象性
量子力学用四个量子数描述电子的运动状态
1、要求将课后布置的作业订正好，搞懂
2、掌握教材上的基本要求，课上讲的书中没
有的可以不进行复习。
1,主量子数 n
意义,表示原子的大小,核外电子
离核的远近和电子能量的高低。
①主量子数 n,是决定电子层数的，
n值相同的电子在一个电子层。
n的取值范围,n = 1,2,3,4 …… n
（正整数）
2,角量子数 l
意义, 决定了原子轨道的形状。
l取值范围：对于给定的 n值,l只能取小
于 n的整数值。
l = 0,1,2,3 …… ( n-1),共 n个取值。
光谱学上常用下列符号代表角量子数 l,
角量子数 l, 0 1 2 3 4 ……
光谱符号, s p d f g ……
3,磁量子数 m
磁量子数 m的取值与角量子数 l有关，对于给
定的 l值，有（ 2l+1）个 m的取值，即,
取值,m = 0,± 1,± 2,± 3,…… ± l,共
(2l+1)个值。
意义, 对于形状一定的轨道 ( l 相同电子轨道 ),
m 决定其空间取向。
l = 1,有三种空间取向 (能量相同,三重简并 )。
简并轨道, 能量相同的原子轨道，称为简并轨
道
4.自旋量子数 ms
ms=± 1/2
例,用四个量子数描述 N原子 2s2p上的 5个电
子的运动状态 。
n l m ms
2s 2 0 0 － 1/2
2 0 0 ＋ 1/2
2p 2 1 0 － 1/2
2 1 － 1 － /2
2 1 ＋ 1 － 1/2
d电子云图
f电子云图
基态原子电子组态（电子排布）
排布的三原则
1) 能量最低原理
2) Pauli(保利 )不相容原理
3) Hunt(洪特 )规则
原子轨道排布原理,
元素周期系
1,元素的分区和族
2,原子的电子层结构与元素的分区
3,原子的电子层结构与周期的关系
4.原子的电子层结构和元素周期系
5.原子的电子层结构与族的关系
掌握 36号以前以及主族元素的电子结
构与周期等的关系，做出相应的判断。
元素基本性质的周期性
一,原子半径变化基本规律
二,电离能的变化规律和特例 （ N,P等）
三,电子亲合能 E的变化规律和特例（ F小？ ）
四,电负性
五,镧系收缩造成的后果，如一些元素的分离
的困难。
第二章 分子结构
价层电子对互斥理论判断简单分子结构,
杂化轨道理论：解释简单分子和一些配
合物中的中心原子的杂化情况和空间构型,
分子轨道理论：电子在分子轨道中的填
充情况 。如,O2 F2
N2及以前的分子,
会计算键级和比较稳定性,键长等的大小。
?
? ?
? ?
? ?
? ?
? ?
? ? ?
? ?
? ?
? ?
? ?
? ?
? ? ? ?
N2 分子轨道图 分子轨道能级图 为 B 图
键级 = ( 6 － 0 ) / 2 = 3,
三 键 一个 ? 键，两个 ? 键
2p 2p
?*2
xp
?*2
zp
?*2
yp
? 2
yp
? 2
zp
? 2
xp
1s 1s
? 1s
?*1s
2s 2s
? 2s
?*2s
AO MO AO
或简写成,
[ Be 2 ] ( ) 2 ( ) 2
( ) 2
? 2
yp
? 2
zp
? 2
xp
分子轨道式
( ? 1s ) 2 ( ?*1s ) 2 ( ? 2s ) 2
( ?*2s ) 2 ( ) 2 ( ) 2
( ) 2
? 2
yp
? 2
zp
? 2
xp
问题,N2 + 分子轨道电子排布式如何？
并比较 N2 +, N2其稳定性。键级？
O2 分子轨道图 分子轨道能级图为 A 图
每个 3 电子 ? 键的键级为 1/2 。
键级 = ( 6 － 2 ) / 2 = 2
一个 ? 键
? ?
? ?
? ?
? ?
? ?
? ?
? ?
? ?
? ? ?
?
? ?
? ?
? ? ?
?
? ?
? ?
两个 3 电子 ? 键
双键
2p 2p
2s 2s
? 2s
?*2s
? 1s
?*1s
MO
1s 1s
AO AO
?*2
xp
?*2
zp
?*2
yp
? 2
yp
? 2
zp
? 2
xp
分子轨道式,
( ? 1s ) 2 ( ?*1s ) 2 ( ? 2s ) 2
( ?*2s ) 2 ( ) 2 ( ) 2
( ) 2 ( ) 1 ( ) 1
? 2
xp
? 2
yp?
2
zp
?*2
yp
?*2
zp
或简写成,
[ Be 2 ] ( ) 2 ( ) 2
( ) 2 ( ) 1 ( ) 1
? 2
xp
? 2
yp?
2
zp
?*2
yp
?*2
zp
分子间作用力－ 范德华力
取向力, 指极性分子间的作用力
诱导力, 极性分子 - 非极性分子之间
极性分子 - 极性分子之间
色散力, 非极性分子 - 非极性分子之间
极性分子 - 非极性分子之间
极性分子 - 极性分子之间
键能小，只有几个至几十个 kJ·mol-1，
比化学键小 1-2个数量级。 氢键 的形成。
第三章 晶体结构
1、离子的电子层结构类型,
（ 1） 2电子构型,Li+, Be2+
（ 2） 8电子构型,Na+, Ca2+
(3)18电子构型,Zn2+, Hg2+, Cu+, Ag+
（ 4）（ 18+2）电子构型,Pb2+, Sn2+
（ 5） 9-17电子构型,Fe2+, Cr3+, Mn2+
2、离子型晶体的晶格能（点阵能）
掌握利用波恩 -哈伯循环球解相关的参数
N a ( s ) + 1 / 2 C l
2
N a C l ( s )
f
H
m
0
= - 4 1 1 k J m o l
- 1
C l ( g ) C l
-
( g )
H
4
0
H
2
0
H
1
0
N a ( g )
N a ( g )
+
H
3
0 +
H
5
0
会用离子晶体的离子极化理论解释
一些现象。
如,ZnI2,CdI2,HgI2 从左到右，熔点
和溶解度 依次降低 。（这时需考虑 Hg离子的
变形性 ）。
反极化作用：说明盐类分解的温度差异
问题。
如稳定性,HNO3 < LiNO3 < NaNO3
离子极化对化学键型、化合物溶解度的影响
、化合物的颜色也依次加深（ ZnI2 CdI2HgI2
无色, 黄绿, 红色 ） 。
第四章 配位化合物
配离子的构成：中心离子和配位体；
配位原子，配位数，配体数的区别；
配合物的命名；
空间异构（立体异构）,
1、几何异构（顺反异构）
配位化合物的价键理论：杂化轨道理论
在配合物中的应用。
物质的磁矩的计算公式在判断配合物构
型内轨型和外轨型方面的重要性,
导致一些物质呈现颜色的部分理论,
d-d跃迁,是电子从分裂后的低能量 d轨
道向高能量 d轨道跃迁造成的。 （ f-f 越迁）
荷移跃迁,ZnI2（ 3d10）无色 ;CdI2（
4d10）黄绿色 ; HgI2（ 5d10）红色。再如,
第 5章 化学热力学基础
熟悉热力学第一定律及其相关概念。
掌握化学反应热效应；
掌握热化学方程式；反应热、反应焓变的计
算；盖斯定律及有关计算；吉布斯能和化
学反应方向的判断 ;
重点,
化学热力学的四个状态函数 —热力学
能、焓、熵、自由能的计算。
主要解决化学反应中的三个问题,
① 化学反应中能量是如何转化；
② 化学反应的方向性；
③ 反应进行的程度。
掌握道尔顿分压定律的应用和有关
计算。
关于标准生成焓
(1) 同一物质不同聚集态下，标准生成
焓数值不同
(2) 指定的稳定单质的标准生成热才是
零；
Δf Hom（ C，石墨） = 0 kJ·mol-1
Δf Hom （ C，金刚石） = 1.9 kJ·mol-1
(3) 附录中数据是在 298.15K下的数据。
(4) 同一物质在不同 温 度下有不同的标
准摩尔生成热；
(5) 反应热效应的计算,
a A + b B = c C + dD
ΔrHm =
[Δf Hm(生成物 )] – [Δf Hm(反应物 )]
自由能、熵等有类似的计算公式。
盖斯定律,
不管化学反应是一步完成或分几步完成，
这个过程的热效应是相同的，即总反应的热
效应等于各步反应的热效应之和。
注意其应用条件,
① 某化学反应是在等压（或等容）下一
步完成的，在分步完成时，各分步也要在等
压（或等容）下进行；
② 要消去某同一物质时，不仅要求物质
的种类相同，其物质的聚集状态也相同。
盖斯定律及其应用。
自由能 ΔG （重要内容）
过程自发性判据 ΔG与 ΔrG
标准态下,用 ΔrGom> 0 或 ΔrGom< 0
非标准态下,用 ΔrG > 0 或 ΔrG < 0
ΔG (T) = ΔH－ TΔS,
会 求算反应逆转的温度
298 K时 ΔrGom 的计算方法,
ΔrGom ＝ Δf Gom(生成物 ) – Δf Gom(反应物 )
ΔrGm ＝ ΔrHom - 298ΔrSom
范特霍夫等温方程
焓、熵和自由能等计算公式汇集,
化学反应, m A + n B ? x C + y D
?rHm? ＝ ??fHm?,(生成物 ) - ??fHm?,(反应物 )
＝ [x ?fHm?,c + y ?fHm?,d ]-
[m ?fHm?,a + n ?fHm?,b]
?rG ? m＝ ??f G? m (生成物 ) - ??fG? m (反应物 )
?rS? m＝ ??f S? m (生成物 ) - ??f S? m (反应物 )
ΔrGm（ T） = ΔrHm - TΔrSm
?rGm（ T） ＝ ?rH? m - T ? ?rS? m 常用
第六章 化学平衡
书写平衡常数关系式的规则
（ 1） K的表示式与要表达的方程式相一致。
（ 2）有固体或纯液体参加的化学反应，其浓
度不写在关系式中。
（ 3）在稀的水溶液中，如水参加反应，则水
的浓度不必写在关系式中,
（ 4）平衡常数是温度的函数。温度不变，平
衡常数不变。
（ 5）多重平衡规则的应用 或称偶联反应
的平衡常数的应用 （重要）
标准平衡常数（ Kθ）
标准平衡常数是将平衡浓度或平衡分压
分别除以各自标准态的数值为基础（即得平
衡时的相对浓度或相对分压）求得的平衡常
数。
相对的意义是：对于标准态数值的倍数。
掌握化学平衡常数的意义及转化率的计
算方法。
反应商的定义,Jc 或 Jp
Jc 与 Kc的关系
ΔG= RTlnJ/K（范特霍夫等温方程式）
Jc < Kc 则向正方向进行；
Jc > Kc 则反应向逆方向进行。
Jc ＝ Kc 则反应达到平衡状态，即反应
进行到最大限度。
转化率 η＝
（某物的消耗量 /初始值） × 100%
重点掌握化 学平衡的移动的有关计算
这些方法适用于一切平衡。将这些计算
方法迁移到酸碱平衡、氧化还原平衡、沉淀
溶解平衡、配位平衡就形成了一系列的化学
平衡的计算问题。
温度对化学平衡的影响
第七章 化学动力学 基础
了解 反应速率的理论,
碰撞理论 过渡态理论
速度方程和速度常数,
由质量作用定律（只适用于基元反应）
直接写出速率方程
一般的化学反应而言,
???
BA ckc?
掌握如何根据实验数
据求其速率方程的方法?
反应级数与反应分子数（只适于基
元反应）的概念
)e x p (
RT
EaAk ??
温度对反应速率（阿伦尼乌斯公式）
A
RT
Ea
k lnln
1
???
A
RT
Ea
k lg
30.2
lg
1
???
aE
RTk A e ??
)(ln
21
12
1
2
TT
TT
R
Ea
k
k ?
?
反应历程
其反应速度主要决定于速度最慢的基元
反应 （称决定步骤）
反应历程的理论研究,了解 平衡假设和
稳态假设的思想。
催化剂作用的原理,参与了化学变化过
程，改变了原来反应的途径，降低了活化能，
增大了活化分子分数，反应速率显著增大。
第八章 水溶液（不做要求）
第九章 酸碱平衡
1,酸碱质子理论（共轭酸碱的概念）
HA ? H+ + A-
（共轭）酸 共轭碱
关系,KaKb=Kw
即 Ka和 Kb成反比关系，所以，弱酸
的酸性越强 (Ka越大 )，则 其 共轭碱的碱性
越弱 (Kb越小 )。
2,酸碱盐溶液中的电离平衡
HAc ? H+ + Ac-
Ka=[H+][Ac-]/[HAc]
Ka称为弱酸的电离平衡常数，简称为酸常数
电离度 （解离度） ──电离程度的大小
?=
(已电离的浓度 /弱电解质的初始浓度 )× 100％
对于一元弱酸,
酸cK ??
?
a][H
公式成立的条件,?<5％或 c酸 /Ka≥500
３、水溶液化学平衡的计算（ 重点部分 ）
同离子效应
缓冲溶液的计算,
x =
- K a +
2
K a 2 + 4 K a C
[ H
+
] = K a
C 酸
C 盐
共 轭 酸 碱 混 合 液 的 氢
离 子 浓 度 的 计 算 公 式
又 称 汉 德 森 公 式
不满足,?<5％
或 c酸 /Ka≥500时
的计算公式
[ O H - ]= K b
C 碱
C 盐
多元酸或碱分步电离
多元弱酸的电离是分步进行的。 H2S ? H+ + HS-
Ka1=[H+][HS-]/[H2S]=5.7× 10-8 --------------（ 1）
HS- ? H+ + S2-
Ka2=[H+][S2-]/[HS-]=1.2× 10-15 --------------（ 2）
总反应,H2S ? 2H+ + S2-
K=[H+]2[S2-]/[H2S] =Ka1Ka2=6.8× 10-23
注意：①此式只表明平衡时 [H+],[S2-],[H2S]
三种浓度的关系，而不说明电离过程为,
H2S ? 2H+ + S2-
② 多元酸 Ka1/Ka2≥102时忽略二级电离,当一元
酸处理
从 Ka1,Ka2数值可知,第二步电离比第一步困难
得多。此时溶液中的 H+主要来源于第一步电离。
在忽略水的电离条件下，可当作一元弱酸处理,
[H+] = ? Ka1C
由于第二步电离非常小,[H+] ? [HS-] 则,
[S2- ]= Ka2 (纯二元弱酸的一般性重要结论 )
若考虑总的电离平衡：根据多重平衡规则
[H+]2[S2-]
K = Ka1Ka2 =
[H2S]
[ S 2 - ] =
K a [ H 2 S ]
[ H + ] 2
=
K a 1 K a 2 [ H 2 S ]
[ H + ] 2
缓冲溶液的 pH值
[ H + ] = K a
c ( H A )
c ( A )
汉 德 森 公 式
pH=pKa - lg(c酸 /c盐 )
= pKa - lg(n酸 /n盐 ) （ n为物质的量，
摩尔）
称为缓冲溶液公式
∴ pH值决定于 Ka和 (c酸 /c盐 )两个因素。
水解平衡
二元弱酸酸根的水解举例
第十章 沉淀平衡
A g C l ( s ) A g + + C l -溶 解沉 淀
Ksp(AgCl) = [Ag+][Cl-]
溶度积原理
J > Ksp 时，平衡左移，生成沉淀；
J < Ksp 时，平衡右移，沉淀溶解；
J = Ksp 时，沉淀溶解处于平衡状态
例题,在 0.20L的 0.50mol·L-1 MgCl2溶液中
加入等体积的 0.10mol·L-1的氨 水溶液，问有
无 Mg(OH)2沉淀生成？为了不使 Mg(OH)2沉
淀析出，至少应加入多少克 NH4Cl(s)？ (设加
入 NH4Cl(s)后体积不变 )
这是课堂上讲过的一个例题。这里的
OH- 的浓度时由氨的碱式电离提供的，很易
求的。特别要掌握后一步的求解平衡常数的
方法，多个平衡组合的耦合平衡常数的求法。
)aq(SH)aq(C d C l ( a q )Cl4)aq(2HC d S ( s ) 224 ??? ???
( a q )Cl( a q ))A g ( N H ( a q )2 N HA g C l ( s ) 233 ?? ??
fa2a1sp
2a22a1
2
4fsp
42
2
2
4
)SH()SH(
) C d C l() C d S(
)}Cl({)}H({
)}SH() } { C d C l({
KKKK
KK
KK
cc
cc
K
?????
??
?
??
?
fsp KKK ??
c(Cd2+) c(S2－ )
c(Cd2+) c(S2－ )
再比如,
( aq )A g I ( aq )IA g I ( s ) 2???
第十一章 电化学基础（ 重点 ）
氧化还原反应的配平,氧化值 (数 )法,
离子 — 电子法,
酸性介质,多 n个 O 加 2n个 H+，另一边
加 n个 H2O
碱性介质：多 n个 O 加 n个 H2O，另一
边加 2n个 OH-
总之，在碱性介质中，可以在半反应的两
边只能出现 H2O或 OH-；在酸性介质中可以
在半反应的两边只能出现 H2O或 H+。即酸介
质中不能出现 OH-，反之，亦然。
几个重要的公式,
能斯特（ Nernst）方程式,
非标准态的电 动势
标准电
动势
非标准态的电极电势
标准电极电势
059.0
lg
??n
K ?
基本要求 （ 重点内容 ）
1）判断氧化剂、还原剂的相对强弱
2）判断氧化还原反应进行的方向
E＞ 0 反应正向自发进行
E＜ 0 反应逆向自发进行
3）确定氧化还原反应进行的限度
4） 元素电势图 （拉提摩图）
5）判断 歧化反应 进行的方向和 K值。
6）由已知的计算未知电对的电极电势
7）氧化还原对角线关系。（不要与元素性质
的对角线关系混淆）。
解,Ag+ + Cl – + Ag = AgCl + Ag
负极,Ag Cl + e = Ag + Cl – (氧化作用 )
正极,Ag+ + e = Ag (还原作用 )
lgK = 0.5773/0.059 = 9.75 K = 5.62 × 109
Ksp = 1/K = 1.78 × 10 – 10
059.0
lg
??n
K ?
例 11-10求反应 Ag+ + Cl – = AgCl(s) 的 K及 Ksp
2223.07996.0
ε AgA g C lAgAg
??
???? ??? ????? ????
把非氧化还原反应设计成原电池进行平衡常数
的计算
A g C l + 2 N H
3
A g ( N H
3
)
2
+
+ C l
-
6 - 2 x
起 始 浓 度
达 到 平 衡
6 00
x
x
K =
[ A g ( N H
3
)
2
+
] [ C l
-
]
[ N H
3
]
2
[ A g
+
]
[ A g
+
]
=
[ A g ( N H
3
)
2
+
]
[ N H
3
]
2
[ A g
+
]
[ A g
+
]
[ C l
-
] = K
稳
K s p
由两个平衡组成的耦合平衡的求法：用
多重平衡规则，或采取直接写出，然后分子
分母同城一个浓度。
第十二章 配位平衡
配合物的稳定常数及其相关的计算
例,欲使 0.10mmol的 AgI完全溶解生成
Ag(NH3)2+,最少需要 1.0L氨水的浓度是多少
？改用 1.0LKCN溶液时，浓度为多少？
解,Ag+ + 2NH3 = [Ag(NH3)2]+
平衡浓度 x 0.3+2x 0.1-x
将数据代入平衡常数表达式
解方程求出,x=9.9× 10-8即为 c(Ag+)
c ([Ag(NH3)2]+) =0.1mol.L-1 c(NH3) = 0.3mol.L-1
掌握这种解题的思路和方法。
第十三章 氢和稀有气体
本章不做要求
第十四章 卤素
F2及化合物的特殊性,
F-F键长特短，但键能却反常地弱，而 F
与其它原子形成的键强度大。
F2的活泼性最强，氧化性强。
F的电子亲合能异常地比 Cl小。
F的电负性最大。 HF弱酸性的原因？
卤素的歧化反应 （元素电势图及相关计算 ）
C l O 3 - C l O 2 - C l O - 1 / 2 C l 2 C l -
0, 3 5 0, 5 6 6 0, 4 0 1, 3 5 8
0, 4 7 0, 8 9
H I OH B r OH C lO ??R-OH的应用,
酸性,HClO<HClO2<HClO3<HClO4
会判断歧化反应的发生，计算氧化还原
反应的平衡常数，电动势，自由能变等问题
第十五章 氧族元素
硫的化合物为重点，注意氧的特殊性
模仿卤素的通性，学习元素电子亲合能
、键能、氧化性等方面的变化规律，类比记
忆。
H2O2的性质（弱酸性、氧化性、发生过
氧链的转移反应、还原性）,
过氧离子、超氧离子和氧（ O22-,O2-,O2
等 ）的分子轨道表示式，判断其稳定性、键
级的大小、磁性等问题。
O22-,[KK（ σ2s） 2（ σ2s*） 2（ σ2p） 2
（ π2p） 4（ π2p*） 4]
键级为 1，抗磁性物质。
O2-,分子轨道式（ 17个电子）,
[KK（ σ2s ） 2（ σ2s*） 2（ σ2p） 2（ π2p） 4
（ π2p*） 3]
极化理论,
(3)(2)(1)比较：半径小、极化强的分解温
度低，故 (1)<(2)<(3)
(2)(4)比较：外层电子多的极化强，温度
低故 (4)<(2) （ 8电子构型与 18电子构型）
(5)(6)比较,价态高，极化强，温度低
故 (6)<(5)
离子极化的影响有如下两条结论,
1 ）碱金属的硫酸盐比碱土金属的硫酸盐的
分解温度还高。极化能力,M（ I）＜ M
（ II ）
2 ）碳酸盐的分解温度比硫酸盐低。因为 C
（ IV）不如 S（ VI）抵抗反极化的能力大。
以上讨论是在产物中有 CO2, SO3 气
体，△ S 相近的情况下进行的，比较的只是
△ H。硅酸盐的中心，虽然是 Si(IV),但产
物中的 SiO2 不挥发，无明显的熵效应,故
和碳酸盐相比甚至和硫酸盐相比，硅酸盐的
分解温度也是高的。
硫代硫酸钠,
还原性
配位能力
过二硫酸,
氧化性
第 16章 氮族元素
电子构型,ns2np3，半充满，电离能比
同周期左右的元素的要高；
惰性电子对效应：上而下，低价态趋于
稳定。
硝酸的强氧化性：与不同还原性的金属
反应。
PCl3 NCl3 水解产物的区别。
+1 H3PO2 次磷酸（一元酸，结构）
+3 H3PO3 亚磷酸（二元酸，结构）
+5 H3PO5 磷酸（三元酸，结构）
d-pπ反馈键的形成,
As,Sb,Bi卤化物的水解
HXA s OHOHA s X 23 3323 ???
OHBiM n OHB i OMn 23432 7521452 ????? ?????
第 17章 碳 硅 硼
硼族元素的缺电子特征,
N
H
H
H
B
F
F
F
N
H
H
H
B
F
F
F
+
H C lBOHOHB C l 33 3323 ???
硼酸的酸性
硼烷分子中的氢桥键（多中心键,3c-2e）,
第一横排元素的不规则性（第二周期元素）
FONCB,、、、
对角线相似规则,
第六周期的不规则性：惰性 s电子对效应
含氧酸的酸性和强度,
第四周期的不规则性：氧化性,BO3->ClO3->IO3-
r
Z
??
阳离子半径
阳离子电荷
离子势?
鲍林 (Pauling,L.)规则,
K1≈105N-7 N为非羟基氧原子数 N
Kl:K2:K3≈1:10-5:10-10,或 pKa的差值为 5
p区元素性质的特征
第二周期元素具有反常性
第四 周期元素表现出异样性 (d区插入 )
最后三个元素性质缓慢地递变
?÷×???????????·?????±?
-200
-150
-100
-50
0
50
100
150
?ü ?ú ￡¨′ó μú ?t ?ü ?ú ?á μú áù ?ü ?ú ￡?
·
?
?
?
/
?
?
?
?
?
?
AH4 AH3 H2A HA
第二十二章 ds区金属
Cu（ Ⅰ ）与 Cu（ Ⅱ ）,Hg（ Ⅰ ）与 Hg
（ Ⅱ ）之间的转化。
第二十三章 过渡元素
重点,Mn ； Cr 。
镧系收缩及后果。
各类无机化学考试的知识点简介,
1.分子 (离子 )的构型：价层电子对互斥模型（
预测） ;杂化轨道理论（解释）。
2.分子 (离子 )的稳定性：分子轨道理论
(键级，键长，键能等判断与计算 )； 杂
化轨道理论等。
3.物质的熔沸点：晶体的类型 (离子晶体：
晶格能；离子键强度 )； (分子晶体：分
子间力，氢键 )；极化理论。
4.物质的颜色, 极化理论； d-d跃迁；荷
移光谱。
5.物质的磁性, 分子轨道理论。
6.化学反应程度，方向：平衡常数 K的大小；
反应的吉布斯自由能变大小 (ΔrG) 。
7.溶液中有关浓度的计算：根据化学平衡,主
要有 酸碱电离平衡；沉淀 -溶解平衡；氧化 -
还原平衡；配位平衡等四大平衡,K是关键，
注意运用多重平衡规则。
8.物质溶解度大小,极化理论； 软硬酸碱理
论等。
9.常见基本概念：对角线规则（两个）；惰
性电子对效应； Lewis酸碱；质子酸碱；缓冲
溶液；屏蔽效应；钻穿效应；同离子效应；
盐效应；镧系收缩；电离势；电子亲和势；
电负性；晶格能，歧化反应，活化能，孤电
子对的键弱化效应。
10.元素周期表：常见元素符号；价电子层结
构；能级组；四个量子数取值规则。
11.元素部分：制备 -结构 -性质 -用途，重点是
性质。如相互转化，推断，判断等方面。
