(完整版)普通化学第六版知识点整理

普通化学知识点整理

第1章热化学与能量

1.几个基本概念

1）系统：作为研究对象的那一部分物质和空间

a．开放系统：有物质和能量交换 b.封闭系统：只有能量交换 c.隔离系统：无物质和能量交换2）环境：系统之外，与系统密切联系的其它物质和空间

3）相：系统中任何物理和化学性质完全相同的、均匀部分——单相（均匀），多相（不均匀）

注意：一个气态（固体）一个相；液体，若相溶，一个相，若不相溶，几种液体，几个相

同一物质不同状态就是不同相；碳元素同素异形体不同相

4）状态：用来描述系统；状态函数：描述系统状态（如pV=nRT）

5）状态函数的性质：状态函数是状态的单值函数；当系统的状态发生变化时，状态函数的变化量只与系统的始、末态有关，而与变化的实际途径无关

6）状态函数的分类：广度性质：其量值具有加和性，如体积、质量，热容，焓，熵等

强度性质：其量值不具有加和性，如温度、压力，密度，摩尔体积等

两个广度性质的物理量的商是一个强度性质的物理量

7）过程：系统状态发生任何的变化VS 途径：实现一个过程的具体步骤

8）化学计量数

其中νB 称为B的化学计量数（根据具体的反应式子系数）反应物：νB为负；产物：νB为正

9）反应进度ξ：反应进度只与化学反应方程式的书写有关

2.反应热：化学反应过程中系统放出或吸收的热量；热化学规定：系统放热为负，系统吸热为正

注意：摩尔反应热指当反应进度为1mol时系统放出或吸收的热量

3.热效应：等容热效应（弹式量热计）；等压热效应（火焰热量计）

q

=ΔU q p= ΔU + p(V2–V1)

V

反应热：（两种液体时比热容不同需分开，注意比热单位）摩尔反应热：

4.热化学方程式：表示化学反应与热效应关系的方程式

注意：先写出反应方程，再写出相应反应热，两者之间用分号或逗号隔开

若不注明T, p, 皆指在T=298.15 K，p=100kPa下

标明反应温度、压力及反应物、生成物的量和状态

5.热力学第一定律

封闭系统，不做非体积功时，若系统从环境吸收热q，从环境得功w，则系统热力学能的增加ΔU(U2–U1)为：

ΔU=q + w（热力学能从前称为热能）

6.内能的特征：状态函数（状态确定，其值确定；殊途同归；周而复始）、无绝对数值、广度性质

7.热：系统吸热为正，放热为负热量q不是状态函数

8.功：系统对外功为负，外部对系统作功为正功w不是状态函数

9.体积功w体的计算

w

=–p外(V2–V1)=–p外ΔV

体

10.焓（状态函数）（kJ/mol）Δr H m：反应的摩尔焓

H =U + pV q p =H2–H1=ΔH（ΔH<0放热；ΔH>0吸热）

注意：q V=ΔU（定容）VS q P=ΔH（定压） q p– q V = n2(g)RT – n1(g)RT = Δn(g)RT

对于没有气态物质参与的反应或Δn (g)=0的反应，q V ≈ q p

对于有气态物质参与的反应，且Δn (g)≠0的反应，q V ≠ q p 11.盖斯定律：

化学反应的恒压或恒容反应热只与物质的始态或终态有关而与变化的途径无关

标准压力p

=100kPa

12.标准摩尔生成焓：标准状态时由指定单质生成单位物质的量的纯物质B 时反应的焓变称为标准摩尔生成焓，记作

注意：

标准态指定单质的标准生成焓为0。生成焓的负值越大，表明该物质键能越大，对热越稳定 13.标准摩尔焓变：标准状态下,反应进度ξ=1mol 的焓变称为反应的标准摩尔焓变: Δr H m

注意：f 表示生成，r 表示反应

标准摩尔焓变与摩尔焓求法的区别

14.反应的标准摩尔焓变的计算：

第2章 化学反应的基本原理与大气污染控制

1.自发反应（自发过程）：在给定条件下能自动进行的反应或过程

2.熵（状态函数，具有加和性）：系统内物质微观粒子的混乱度(或无序度)的量度 S=k ln Ω

熵增加原理：在隔离系统中发生的自发进行反应必伴随着熵的增加，或隔离系统的熵总是趋向于极大值 ΔS 隔离 ≥0 自发过程；平衡状态

3. 物质的标准摩尔熵：单位物质的量的纯物质在标准状态下的规定熵，以S m (或简写为S )表示，注意单位为

J ·mol -1

·K -1

指定单质的标准熵值是零 4.熵的性质：(1)对于同一种物质：S g > S l > S s

(2)同一物质在相同的聚集状态时，其熵值随温度的升高而增大 S 高温>S 低温 (3)对于不同种物质：S 复杂分子>S 简单分子 (4)对于混合物和纯净物：S 混合物>S 纯物质 气体分子数增加，熵增大 5．标准摩尔熵变Δr S m

=

V B S m

6.吉布斯等温方程：Δr G m =Δr H m r S m

ΔG<0，自发过程，过程能向正方向进行 -ΔG>-w' 即ΔG

最小自由能原理 ΔG=0，平衡状态 在非体积功w ’ -ΔG=-w' 即ΔG=w'平衡状态

ΔG>0，非自发过程，过程能向逆方向进行 -ΔG<-w' 即ΔG>w'非自发状态

7.标准摩尔吉布斯函数变：

一般可以表示

8.标准摩尔生成吉布斯函数：Δf G m ，常用单位为kJ. mol

-1

若为单质或H +

则Δf G m

=0

反应的标准摩尔吉布斯函数变

αA(l) + b B(aq)

g G(s) + d D(g),

其他温度时：

非标准态：

9.Δr G =0就是化学平衡

的热力学标志或称反应限度的判据

10.标准平衡常数K

（与方程式的写法有关），K

值越大，说明反应进行得越彻底，反应物的转化率越高

平衡时或

11.

多重平衡：

——

12．化学平衡的移动：因新的平衡状态过程 因为，由此可判断

13.范特霍夫等压方程式：某一反应在不同温度 T 1 和 T 2 时的平衡常数分别为K 1 和K 2 ，则

14.化学反应的速率：用单位时间单位体积内发生的反应进度 ，单位mol·dm -3·s -1

15.速率方程和反应级数

υ=k{c(A)}a .{c(B)}b

（k 为速率常数，n=a+b 为反应级数）

16.（基）元反应：由反应物一步直接生成产物

17.一级反应的三个特征：ln{c}对t 作图为一直线；t 1/2与反应物起始浓度无关；速率常数k 的量纲为(时间)ˉ1

18.阿仑尼乌斯公式

（E a 为活化能，k 为速率常数）

19.反应的活化能

20.加快反应速率（如表）

加快反应速率

21.催化剂

第3章 水溶液化学

1.与溶液中溶质的独立质点数有关(溶液的依数性，也称稀溶液定律)：粒子数越多，溶液的蒸气压(当凝聚和蒸发)、凝固点越低；沸点和渗透压越高

2. 相同溶剂温度升高，蒸气压增大

3.（往溶剂中加入难挥发的溶质）蒸气压下降：同一温度下，纯溶剂蒸气压（大）与溶液蒸气压（小）之差；溶液浓度越大，溶液的蒸气压下降越多

4.质量摩尔浓度m ：1kg 溶剂中所含溶质的物质的量，SI 单位mol?kg -1

m B = n B /w A n B —溶质B 的物质的量，单位为mol ，w A —溶剂的质量，单位为kg

摩尔分数(或物质的量分数)：任何一物质的量除以溶液中的总物质的量，用x n 表示 5.在一定温度下，难挥发的非电解质稀溶液的蒸气压下降Δp 与溶质的摩尔分数成正比

其中x B 是溶质B 在溶液中的摩尔分数，k 为蒸气压下降常数，m B 为溶液的质量摩尔浓度，p A 是纯溶剂的蒸汽压

6.溶液的沸点上升：难挥发物质的溶液的沸点总是高于纯溶剂的沸点 k bp 称为溶剂的摩尔沸点上升常数，单位为K ·kg ·mol

-1

7.fp 称为溶剂的摩尔凝固点下降常数

NOTICE: K fp ,k bp 只与溶剂种类有关 同种溶剂：k fp ＞k bp （即凝固点下降多） 冰水共存温度0℃；水汽共存点100℃ 水的蒸气压小于冰的蒸气压

8.渗透现象：被半透膜隔开的两边溶液的浓度不等（单位体积内溶质的分子数不等），溶剂通过半透膜进入溶液或溶剂从稀溶液通过半透膜进入浓溶液的现象（单向扩散）

渗透压：阻止渗透进行所施加的最小外压,用П表示，ΠV=nRT 或Π=nRT/V=cRT （是溶剂分子渗透的结果） 等渗溶液：渗透压与人体内的基本相等的溶液

反渗透：若外加在溶液上的压力大于渗透压，则会使溶液中的溶剂向纯溶剂方向流动，使纯溶剂体积增加的过程广泛用于海水淡化、工业废水的处理及溶液的浓缩等

9.解离度：溶液中已解离的10.1负离子全部是OH ˉ的化合物是碱

2）酸碱质子理论()：凡能给出质子的物质都是酸；凡能结合质子的物质都是碱

11.

合质子后形成的酸被称为该碱的共轭酸

12.共轭酸与它的共轭碱一起称为共轭酸碱对（酸越强，其共轭碱越弱） HAc/Ac -,H 3O +

/H 2O ，NH 4+

/NH 3

,H 3O +

/H 2O ，HCN/CN -,H 2O/OH -，HCO 3-/CO 32-,H 2O/OH -

14.15.一元弱酸

16.一元弱碱

C(H +

)=K W /c （OH -） pH=-lg{c （H +

）}

17.水的离子积K W =1.0*10-14

18.同离子效应：在弱酸的溶液中加入该酸的共轭碱，或在弱碱的溶液中加入该碱的共轭酸，使得弱酸或弱碱的解离度大大下降的现象，如HAc 的水溶液中加入NaAc ，使得HAc 解离平衡向左移动，HAc 的解离度降低 19.缓冲溶液：对外加的酸和碱具有缓冲能力的溶液

组成缓冲溶液的一对共轭酸碱：HAc-Ac -/

NH 4+

-NH 3

/H 2PO 4--HPO 42-等 20．缓冲溶液的pH ：共轭酸 = 共轭碱 + H

+

其中K a 为共轭酸的解离常数，pK a 为K a 的负对数 缓冲能力主要与以下因素有关：

a ）缓冲溶液中共轭酸的pK a 值：缓冲溶液的pH 在其pK a 值附近时，缓冲能力最大

b ）缓冲对的浓度：缓冲对的浓度均较大时，缓冲能力较大

c ）缓冲对的浓度比: 为1:1或相近(0.1~10)时,缓冲能力较大 21.一般认为，当缓冲对的浓度比在0.1和10之间才具有缓冲作用

因此，缓冲溶液的pH 和pK a 之间有以下关系：pH = pK a ± 1（pK a 可查附录） 22.难溶盐的定义：习惯上将100gH 2O 中溶解度小于0.01g 的物质称作难溶物

多相离子平衡：难溶电解质在水溶液中，溶解和结晶速率相同，存在固体和溶液中离子之间的动态平衡

难溶（还是会有溶解的，如沉淀）VS 不溶

23.溶度积：难溶电解质的饱和溶液中，当温度一定时，其离子浓度的乘积为一常数，这个平衡常数Ks K s (A n B m )={c eq

(A m+)}n

·{c eq

(B n+)}m

同类型的物质可以用Ks 的大小判断溶解度，不同类型时不能判断

24.溶度积规则

A n

B m (s) = n A m+(aq) + m B n-(aq)

Q c 为任意状态下有关离子浓度的乘积即浓度商

25.沉淀溶解的条件：降低溶度积常数中相关离子的浓度，使得Qc＜Ks

1）利用酸碱反应

2）利用氧化还原反应

3）利用络合（配位）反应（AgCl(s) + NH3 → [Ag(NH3)2]+ + Clˉ）

26.同离子效应：在难溶电解质饱和溶液中，加入含有与难溶物组成中相同离子的强电解质，使难溶电解质的溶解度降低的现象

27.沉淀转化应用：CaSO4不溶于酸，难以除去。若用Na2CO3溶液处理，可转化为更难溶但质地疏松、易溶于酸的物质——CaCO3

第4章电化学与金属腐蚀

1.原电池：将氧化还原反应的化学能转变为电能的装置（分别在两只烧杯中进行，用盐桥{含有琼胶的饱和氯化钾溶液}联系）

原电池是由两个半电池组成的；半电池中的反应就是半反应,即电极反应，因此将半电池又叫电极

电池反应：Cu2++Zn→Zn2++Cu

正极反应:Cu2+ +2e-Cu {得电子被还原发生还原反应，是氧化剂（即氧化态），反应使化合价降低}

负极反应:Zn2+-2e-Zn2+{失电子被氧化发生氧化反应，是还原剂（即氧化态），反应使化合价升高} 得电子者氧化剂，发生还原反应,化合价升高是被氧化，化合价降低是被还原

原电池：“负氧正还”VS电解池：“阳氧阴还”

电子通过导线，离子通过盐桥（正离子流向铜，负离子流向锌）

图示表示：

（-）Zn |Zn2+（c1）|| Cu2+（c2）| Cu（+）“|”表示两相的界面，“||”表示盐桥，盐桥两边是所处的溶液

电势:Zn—低, Cu—高

3.法拉第：单位物质的量的电子所带电荷量（F） 1F=96485C/mol

4.电池反应：原电池放电过程所发生的化学反应，是两电极上的电极反应之和

5．标准摩尔生成吉布斯函数与标准电动势的关系：Δr G m =-nFE

电动势的能斯特方程：

电极电势的能斯特方程：（n表示转移的电子数）

注意：1）电极反应中某物质若是气体，则用相对分压 p/p（100kPa）表示 2）纯液体、纯固体不表示在式中电极电势： (氧化态/还原态)

标准电动势：E=φ(正极)-φ(负极) 电动势：E =φ(正极)-φ(负极)

注意：1）人为规定标准氢电极电势

2）电势越大氧化性越强，电势越小还原性越强

3）Zn2++2e- = Zn 与 2Zn2++4e- = 2Zn φ数值相同

4）Cu2++2e- = Cu与Cu = Cu2++2e φ数值相同

6.氧化还原反应方向的判断

E >0 即ΔG <0 反应正向自发

E =0 即ΔG =0 反应处于平衡状态

E <0 即ΔG >0 反应正向非自发(逆过程可自发）

7.氧化还原反应进行程度的衡量：氧化还原反应标准平衡常数K的大小

8.化学电源

1）一次电池：放电后不能充电或补充化学物质使其复原的电池

锌-锰干电池（1.5伏，携带方便）/锌-氧化汞电池（能量高，电压平稳，但不环保）/锂-铬酸银电池（能量高，稳定）

2）二次电池：放电后通过充电使其复原的电池

铅蓄电池（廉价，实用，太笨重）

3）连续电池：在放电过程中可以不断地输入化学物质，通过反应把化学能转变成电能，连续产生电流的电池

燃料电池

9.电解：利用外加电能的方法迫使反应进行的过程，电能转变为化学能

电解池：阳极氧化，阴极还原

10.电解池中两极的电解产物

在阳极上进行氧化反应的首先是析出电势(考虑超电势因素后的实际电极电势)代数值较小的还原态物质；在阴极上进行还原反应的首先是析出电势代数值较大的氧化态物质

阳极析出的物质：金属电极, X- , S2-,OH-,含氧酸根（还原态）

M-n e-2X--2e-4OH- – 4e-→2H2

阴极析出的物质：不活泼金属正离子(如Cu2+、Zn2+)，H+，(活泼金属离子(如Na+、Mg2+)在水溶液中不放电) （氧化态）

2H++2e-M2++2e-

11.电解的应用

1）电镀：应用电解原理在某些金属表面镀上一薄层其他金属或合金的过程，既可防腐蚀又可起装饰的作用（电镀液一般为含镀层金属配离子的溶液）

2）阳极氧化：用电解的方法通以阳极电流，使金属表面形成氧化膜以达到防腐耐蚀目的的一种工艺

3）电刷镀：把适当的电镀液刷镀到受损的机械零部件上使其回生的技术

12.腐蚀的分类

A.化学腐蚀：金属与周围介质直接发生氧化还原反应而引起的腐蚀（钢铁的高温氧化脱碳、石油或天然气输送管部件的腐蚀等）

B.电化学腐蚀：金属与周围介质发生电化学作用而引起的金属腐蚀（钢铁在潮湿的环境中生锈）

1）析氢腐蚀(酸性较强的条件下,产生氢气)阴极产生氢气

2）吸氧腐蚀（弱酸性或中性条件下）阴极氧气被还原

3) 差异充气腐蚀

13.金属腐蚀的防止

1）改变金属的内部结构2）保护层法

3）缓蚀剂法（无机缓蚀剂，有机缓蚀剂，气相缓蚀剂）

4）阴极保护法

牺牲阳极保护法：用较活泼的金属或其三元合金如(Zn、Al)连接在被保护的金属上，被保护的金属作为腐蚀电池阴极而达到不遭腐蚀的目的（腐蚀电池）

外加电流法：将被保护金属与另一附加电极作为电解池的两个电极，被保护金属作为电解池阴极，在直流电的作用下阴极受到保护（电解池）

第5章物质结构基础

1.波函数：λ=h/mv（λ为粒子波的波长；v为粒子的速率，m为粒子的质量）

2.薛定谔方程：

x=r·sinθcosφ； y=r·sinθsinφ；z=r·cosθ； r2=x2 + y2+z2；

3.量子数

a．主量子数n（n=1,2,3,4…对应电子层K,L,M,N…）

表示核外的电子层数并确定电子到核的平均距离

确定单电子原子的电子运动的能量

n的值越大，离核的平均距离越远，电子能级就越高

b．角量子数l（电子亚层）受限于n

l的取值：l= 0,1,2,3,···, (n–1)

l =0,1,2,3 s、p、d、f 轨道

表示亚层，基本确定原子轨道的形状

对于多电子原子，与n共同确定原子轨道的能量

c．磁量子数m

m的取值: m = 0,±1,±2,···l，共可取2l + 1个值

确定原子轨道的伸展方向（注：s--1，p--3，d--5，f--7）

d．自旋量子数m s

对错对

4.电子云：空间某单位体积内找到电子的概率分布的图形，故也称为概率密度

氢原子基态波函数的平方：（表明1s电子出现的概率密度是离核距离r的函数，r ，概率密度氢原子基态电子云呈球状

注意：波函数角度分布有正、负之分，电子云角度分布无正、负之分

电子云的径向分布（即离核远近情况）

当主量子数增大时，离核的距离越来越远；当主量子数相同时，角量子数可取不同的值

5.多电子原子轨道的能级

1）主量子数n相同时，l越大，能量越高 E1s

2）角量子数l 相同时，n 越大，能量越高 E ns

3）当主量子数n 和角量子数l 都不同时，可以发生能级交错的现象 E 4s

1）泡里不相容原理：在同一个原子中,不允许两个电子的四个量子数完全相同，即同一个原子轨道最多只能容纳两个电子，且自旋相反（量子数为n 的电子层内允许排布的电子数最多为2n 2

个） 2）能量最低原理

3）洪德规则：当电子在n,l 相同的数个等价轨道上分布时，每个电子尽可能占据磁量子数不同的轨道且自旋平行 补充：当相同能量的轨道为全充满、半充满或全空的状态时，能量较低，比较稳定 7.原子与离子的特征电子构型（电子分布式）1-30号元素

8.多电子原子轨道的能量估算

9.元素周期表分区

10.原子半径

在同一周期中，从左到右减小；在同一族中，从上到下增加

11.第一电离能：处于基态的1mol 气态原子失去一个电子成为气态+1价阳离子所需吸收的能量，单位kJ/mol 规律：原子半径r 大时，电子离核远，受核的引力小，较易电离，从而电离能较小 金属活泼性越强，电离能越小

同一周期中，自左至右，第一电离能一般增加；同一族中，主族元素自上而下第一电离能依次减小 12.电负性：元素的原子在分子中吸引电子的能力，反映了元素的金属性和非金属性强弱

电负性是一个相对数值，在同一周期中，从左到右电负性增加；在同一族中，自上而下电负性下降 一般金属元素（除铂系外）的电负性数值小于2.0，而非金属元素（除Si 外）则大于2.0 13.元素的氧化值

注意：F 、O 例外

14.化学键：分子中原子之间的长程强相互作用力；化学键可分为离子键、金属键和共价键三种

同周期主族元素从左至右最高氧化值逐渐升高，并等于元素的最外层电子数即族数

1）离子键（没有方向性，没有饱和性）电负性差值大于1.8

活泼金属，活泼非金属靠近，通过静电相互作用结合成离子型化合物

注意：FeCl3、AlCl3不是典型离子键，是向共价键过度的化学键

2）金属键：金属的电离能较小，最外层的价电子容易脱离原子的束缚而形成自由电子，金属离子紧密堆积，所有自由电子在整个堆积体间自由运动而形成（没有方向性，没有饱和性；本质：金属离子与自由电子之间的库仑引力）3）共价键（具有方向性和饱和性）：两个原子共用成键电子对形成的，成键电子对可以由两个原子共同提供，也可以由一个原子单独提供（后者习惯上称为配位键）电负性差值小于1.8

a．价键理论：（必须同号重叠）

组成分子的两个原子必须具有未成对的电子，且它们的自旋反平行（能提供的未成对电子数就是形成共价键的数目形成共价键的两个原子轨道的对称性必须匹配；形成共价键的两个原子轨道获得最大程度的重叠

b．分类：（π键的强度一般不及σ键）

15.共价键参数

a．键长：分子中成键原子的两核间的距离

b．键角：分子中相邻两键间的夹角

c．键能E：298.15K，标准状态下单位物质量的气态物质的共价键断裂生成气态原子所需的能量称为键离解能( D)，键能的数值为同类键各级解离能的均值，但习惯上取正值

16.分子极性和电偶极矩

分子中正、负电荷重心重合的分子称为非极性分子，不能重合的分子则称为极性分子

电偶极矩（与电负性差值有关）：μ=q·l（μ的值越大，分子的极性就越大）

17.杂化轨道与分子极性

18.典型分子的空间构型

1）HgCl2分子直线型、两个sp杂化轨道性质完全相同、成键轨道夹角为180度

2）BF3分子平面三角形、三个sp2杂化轨道、成键轨道夹角为120度

3）CH4(CCl4、金刚石)分子正四面体结构、四个sp3杂化轨道、成键轨道夹角为109°28’

4）NH3分子三角锥形、极性分子、成键轨道夹角为107度

5）H2O分子 V字形、极性分子、104°40’

19.分子间作用力：范德华力（取向力、诱导力、色散力）、氢键、疏水作用等，比化学键要弱得多，范德华力存在于所有分子中

范德华力的特点：永远存在于分子间的弱相互作用；短程力；没有方向性、没有饱和性；以色散力为主

1）取向力（正负相吸）：分子固有电偶极之间的作用力，存在于极性分子中

2）诱导力：固有偶极与诱导偶极之间的作用力，存在于极性分子之间或极性分子与非极性分子之间

3）色散力（最主要）：当非极性分子相互靠近时，由于电子和原子核的不断运动，正负电荷中心不能始终保持重合，产生瞬间偶极，瞬间偶极之间的相互作用

色散力存在于所有分子之间，同类型分子距离相等时，相对分子质量越大，其色散力越大

只有当分子的极性很大时（如H20）才以色散力为主

4）氢键：负性很大的原子X（F、O、N）与H原子成键时，由于X吸引电子的能力很强，使氢原子带有较多正电荷，它与另一个电负性大且半径又小的原子Y （F、O、N）形成氢键（F-H/O-H/N-H）HF、H2O、NH3

20.分子间力和氢键对物质性质的影响

1）分子间氢键使物质的熔点和沸点大幅升高，无氢键时，同类单质和化合物的熔点和沸点随分子摩尔质量的增加而升高

2）物质的溶解性：极性溶质易溶于极性溶液；非性溶（弱极性）易溶于非极性（弱极性）溶液

I2溶于乙醇、CCl4；离子键--极性大

21.晶体（固定形状、熔点、各向异性）结构

1）离子晶体：点阵点上的物质微粒是正、负离子，粒子之间作用力是离子键力

特点：熔点高，硬度大，质脆，延展性差，融状态可导电；离子晶体的熔点、硬度等性质主要与晶格能有关

晶体的晶格能：298.15K，标准状态下，由气态正、负离子形成单位物质的量的离子晶体所释放的能量

2）原子晶体：点阵点上的物质微粒是原子，微粒之间的作用力是共价键

特点：一般低配位、硬度高，强度大与熔点高

金刚石，SiC，SiO2（方英石），Si3N4，BN，AlN

3）金属晶体：点阵点上的物质微粒是金属离子，微粒之间作用力是金属键书P195表格

特点：展延性；导电导热性；金属晶体的硬度、强度、熔点等相差很大

金属钨熔点最高；汞硬度最低；铬硬度最高；氦沸点最低；自然界金刚石硬度最高

4）分子晶体：点阵点上的物质微粒是分子，微粒之间作用力是分子间力

第6章无机化合物

1.单质的熔点、沸点、硬度

单质的熔点、沸点和硬度一般具有相同的变化趋势，即熔点高的单质其沸点一般也高，硬度也较大

第2、3周期元素的单质：从左到右，逐渐升高，第四主族的元素最高，随后降低

第4、5、6周期元素的单质：从左到右，逐渐升高，第六副族的元素最高，随后总趋势是逐渐降低

2.金属单质活泼性规律

3.氯化物的熔点和沸点

活泼金属的氯化物如NaCl、KCl、BaCl2等是离子晶体,熔点、沸点较高

非金属的氯化物如PCl3、CCl4、SiCl4等是分子晶体，熔点、沸点都很低

位于周期表中部的金属元素的氯化物如AlCl3、FeCl3、CrCl3、ZnCl2等是过渡型氯化物,熔点、沸点介于两者之间

注意：Cl和F、Cl和O组成的不叫氯化物

同一金属元素的低价态氯化物的熔点比高价态要高，如FeCl2

4.离子极化理论

离子极化的结果，使正、负离子之间发生了额外的吸引力，甚至有可能使两个离子的轨道或电子云产生变形而导致轨道的相互重叠，趋向于生成极性较小的键，即离子键向共价键转变；因而，极性键可以看成是离子键向共价键过渡的一种形式

5.影响离子极化作用的重要因素

离子的电荷：电荷数越多，极化力越强

离子的半径：半径越小，极化力越强，如 Mg2+> Ba2+

离子的外层电子构型：8电子构型(稀有气体原子结构)的离子(如Na+、Mg2+)极化力弱，9~17电子构型的离子(如Cr3＋、Mn2＋、Fe2＋、Fe3+)以及18电子构型的离子(如Ag＋、Zn2+等)极化力较强

6．影响离子变形性大小的重要因素

离子的电荷:随正电荷的减少或负电荷的增加，变形性增大Si4+

离子的半径:随半径的增大，变形性增大 F-

离子的外层电子构型:18、9~17等电子构型的离子变形性较大，具有稀有气体外层电子构型的离子变形性小

K+

负离子的极化力较弱，正离子的变形性较小

Be的极化力极强，MgCl2过渡化合物，BeCl2共价化合物

高价态金属氯化物比低价态的熔点、沸点往往要低些，挥发性也极强

地壳：O,Si,Al,Fe 空气：N2土壤：SiO2，Al2O3

7.氧化物

大多数同价态的金属氧化物的熔点都比其氯化物的要高，如MgO>MgCl2

金属性强的元素的氧化物是离子型化合物，如Na2O、MgO，熔点、沸点大都较高

大多数非金属氧化物是共价化合物，如CO2、N2O5，固态时是分子晶体，熔点、沸点低；SiO2则是原子晶体，熔点高，硬度大

8.铁的氧化物

FeO 黑色粉末；Fe2O3（氧化性高）棕红色或黑色粉末、氧化性高、具有两性；Fe3O4（FeO、Fe2O3）黑色晶体、有磁性铁丝燃烧生成四氧化三铁

9.酸碱性

从左到右(同周期)：酸性增强，碱性减弱；自上而下(同族)：酸性减弱，碱性增强

高价态的酸性比低价的态强；低价态的碱性比高价的态强

10.氯化物

活泼金属的氯化物：钾、钠、钡的氯化物在水中解离并水合，但不与水发生反应；不太活泼金属的氯化物：镁、锌、铁等氯化物会不同程度地与水发生反应(水解)，酸性增强；非金属氯化物：除CCl4外，高价态氯化物与水完全反应

化学学业水平考必背知识点

化学学业水平考必背知识点 一、化学计量 1、 物质的量计算式（4个）：n = m / M n = V / 22.4 （标况气体） n = N / N A n=CV 2、 气体摩尔体积概念：1摩尔气体所占的体积 3、 标准状况：0℃,101.3KPa 4、 同温同压下，气体体积和物质的量的关系：体积之比等于物质的量之比 5、 物质的量浓度概念：单位体积的溶液中所含溶质的物质的量 6、物质的量浓度和质量百分比浓度换算：c = 1000·ρ·a% M 7、 一定物质的量浓度溶液配制的计算：c （浓）·V （浓）= c （稀）·V （稀） 二、原子结构 1、原子构成： 原子核 质子（每个质子带一个单位正电荷）——质子数决定元数种类 A Z X （+） 中子（不带电） 质子与中子数共同决定原子种类 核外电子（-）（带一个单位负电荷） 质量数=质子数+ 中子数 质子数=电子数=核电荷数=原子序数 2、道尔顿：原子论 汤姆逊：发现电子及葡萄干面包模型 卢瑟福：α粒子的散射实验及原子结构行星模型 3、同位素概念：质子数相同而中子数不同的同一元素的不同原子 同位素 化学 性质相似， 物理 性质不同 4、相对原子质量计算式：M = Ma ×a% + Mb ×b% + Mc ×c% +…… 5、1~18号元素原子核外排布式 原子及离子结构示意图： 原子及离子电子式： 6、核外电子排布规律（能量高低；电子层（K 、L 、M 、N 、O 、P 、Q ）： ①电子按能量由低到高分层排布。②每个电子层上最多填2n 2个电子。 ③最外层不超过8个电子，次外层不超过18个电子，依次类推，（第一层不超过2个） ④最外层电子数为8或第一层为2的原子为稳定结构的稀有气体元素。 三、化学键 1、化学键分为：离子键、共价键、金属键 2、离子键概念：阴阳离子间通过静电的相互作用 Na Cl + - [:..:].. [:..:][:..:]....Cl Mg Cl - + - 2 Na O Na + -+[:.. :].. 2。 K 2S CaCl 2 NaOH NH 4Cl Na 2O 3、共价键概念：原子间通过共用电子对而形成的化学键 NH 3 H 2O HCl H Cl :.. :.. 、 Cl 2 :..:.. :.... Cl Cl N 2 CO 2 4、金属键概念：金属阳离子和自由电子之间形成的强作用力 四、能的转化

大学普通化学复习知识点

配浙大普通化学第五版复习，根据注册结构师考试摘选课本内容编辑。 .1物质的结构和物质状态 原子结构的近代概念；原子轨道和电子云；原子核外电子分布；原子和离子的电子结构；原子结构和元素周期律；元素周期表；周期；族；元素性质及氧化物及其酸碱性。离子键的特征；共价键的特征和类型；杂化轨道与分子空间构型；分子结构式；键的极性和分子的极性；分子间力与氢键；晶体与非晶体；晶体类型与物质性质。 3.2溶液 溶液的浓度；非电解质稀溶液通性；渗透压；弱电解质溶液的解离平衡；分压定律；解离常数；同离子效应；缓冲溶液；水的离子积及溶液的pH值；盐类的水解及溶液的酸碱性；溶度积常数；溶度积规则。 3.3化学反应速率及化学平衡 反应热与热化学方程式；化学反应速率；温度和反应物浓度对反应速率的影响；活化能的物理意义；催化剂；化学反应方向的判断；化学平衡的特征；化学平衡移动原理。 3.4氧化还原反应与电化学 氧化还原的概念；氧化剂与还原剂；氧化还原电对；氧化还原反应方程式的配平；原电池的组成和符号；电极反应与电池反应；标准电极电势；电极电势的影响因素及应用；金属腐蚀与防护。 3.5；有机化学 有机物特点、分类及命名；官能团及分子构造式；同分异构；有机物的重要反应：加成、取代、消除、氧化、催化加氢、聚合反应、加聚与缩聚；基本有机物的结构、基本性质及用途：烷烃、烯烃、炔烃、；芳烃、卤代烃、醇、苯酚、醛和酮、羧酸、酯；合成材料：高分子化合物、塑料、合成橡胶、合成纤维、工程塑料。；第1章 热化学与能源 系统环境 按照系统与环境之间有无物质和能量交换，可将系统分成三类: （1)敞开系统与环境之间既有物质交换又有能量交换的系统，又称开放系统。 (2)封闭系统与环境之间没有物质交换，但可以有能量交换的系统。通常在密闭容器中的系统即为封闭系统。热力学中主要讨论封闭系统。 (3}隔离系统与环境之间既无物质交换又无能量交换的系统，又称孤立系统。绝热、密闭的恒容系统即为隔离系统。 系统中具有相同的物理性质和化学性质的均匀部分称为相。所谓均匀是指其分散度达到分子或离子大小的数量级。相与相之间有明确的界面，超过此相界面，一定有某些宏观性质(如密度、折射率、组成等)要发生突变。 系统的状态是指用来描述系统的诸如压力P、体积V温度T、质量M和组成等各种宏观性质的综合表现。用来描述系统状态的物理量称为状态函数。

高中化学复习必背知识点【高考必备】

高考化学复习必背知识点（一） 一、常见物质的俗名及成分 1．硫酸盐类 (1)皓矾：ZnSO4·7H2O (2)重晶石(钡餐)：BaSO4 (3)绿矾：FeSO4·7H2O (4)芒硝：Na2SO4·10H2O (5)明矾： KAl(SO4)2·12H2O (6)蓝矾(胆矾)：CuSO4·5H2O (7)熟石膏：2CaSO4·H2O 2．矿石类 (1)电石：CaC2 (2)磁铁矿石：Fe3O4 (3)赤铁矿石：Fe2O3 (4)石英：SiO2 (5)刚玉(蓝宝石，红宝石)：Al2O3 3．气体类 (1)高炉煤气：CO、CO2等混合气体(2)水煤气：CO、H2 (3)天然气(沼气)：CH4 4．有机类 (1)福尔马林：35%～40%的HCHO水溶液(2)蚁酸：HCOOH (3)尿素：CO(NH2)2 (4)氯仿：CHCl3 (5)甘油：CH2OH—CHOH —CH2OH (6)硬脂酸：C17H35COOH

(7)软脂酸：C15H31COOH (8)油酸：C17H33COOH (9)肥皂：C17H35COONa(10)银氨溶液：Ag(NH3)2OH (11)葡萄糖： C6H12O6 (12)蔗糖：C12H22O11 (13)淀粉：(C6H10O5)n (14)石炭酸：苯酚 5．其他类 (1)石灰乳：Ca(OH)2 (2)铜绿：Cu2(OH)2CO3 (3)王水：浓盐酸、浓HNO3(按体积比3∶1混合) (4)泡花碱：Na2SiO3 (5)小苏打：NaHCO3 (6)纯碱、苏打：Na2CO3 (7)大苏打：Na2S2O3·5H2O (8)光卤石：MgCl2·6H2O (9)生理盐水：0.9%的氯化钠溶液(10)漂白液：有效成分NaClO，非有效成分NaCl (11)漂白粉：有效成分Ca(ClO)2，非有效成分CaCl2 (12)碱石灰：CaO、NaOH 二、物质的状态和颜色 1．固体物质 淡黄色：S、Na2O2、AgBr、三硝基甲苯黄色：Au、AgI、Ag3PO4、FeS2 紫红色：Cu 红色：Cu2O 红棕色：红磷、Fe2O3 棕黄色：CuCl2、FeCl3

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第 1 章化学反应与能量转化 第 1 节化学反应的热效应 教学重点：反应热概念的含义；热化学方程式的正确书写；热化学方程式的正确书写以及反应焓变的计算。 从物质结构的角度看，化学反应的实质是旧化学键的断裂和新化学键的 生成，因此几乎所有的化学反应都伴随着能量的释放或吸收。通过过去对化学的学习，我们知道在化学反应中，化学能可以与多种形式的能量发生转化，其中最普遍的能量转化是化学能与热能之间的转化。因此可以将化学反应分为放热反应和吸热反应。 第 1 节化学反应的热效应 类型比较放热反应吸热反应 定义有热量放出的化学反应吸收热量的化学反应 形成原因反应物具有的总能量大于生反应物具有的总能量小于生成 成物具有的总能量物具有的总能量 与化学键生成物分子成键时释放出的生成物分子成键时释放出的总 强弱关系总能量大于反应物分子断裂能量小于反应物分子断裂旧键 旧键时吸收的总能量时吸收的总能量 常见的放热反应： ① 活泼金属与水或酸的反应②酸碱中和反应③ 燃烧反应④ 多数化合反应常见的吸热反应： ①多数分解反应，如 CaCO3 高温2↑ CaO+CO ②2NH4 Cl（s）+Ba(OH)2·8H2O（s）＝ BaCl2+2NH 3↑ +10H2O ③ C(s)+H2 高温 2 ④ 2 高温 CO+H 2CO O(g) CO +C 注意：化学反应是放热还是吸热，与反应条件（加热或不加热）没有关系。放热反应和吸热反应我们还可以借助下面的图像来理解。 生成物反应物 能能量 反应物生成 反应过程吸热反应反应过 放热反 下列对化学反应热现象的说法不正确的是（AC）A. 放热反应时不必加热 B.化学反应一定有能量变化 C.一般地说，吸热反应加热后才能发生 D.化学反应的热效应的数值与参加反应的物质的多少有关

普通化学第六版知识点整理

普通化学知识点整理 第1章热化学与能量 1.几个基本概念 1）系统：作为研究对象的那一部分物质和空间 a．开放系统：有物质和能量交换 b.封闭系统：只有能量交换 c.隔离系统：无物质和能量交换2）环境：系统之外，与系统密切联系的其它物质和空间 3）相：系统中任何物理和化学性质完全相同的、均匀部分——单相（均匀），多相（不均匀） 注意：一个气态（固体）一个相；液体，若相溶，一个相，若不相溶，几种液体，几个相 同一物质不同状态就是不同相；碳元素同素异形体不同相 4）状态：用来描述系统；状态函数：描述系统状态（如pV=nRT） 5）状态函数的性质：状态函数是状态的单值函数；当系统的状态发生变化时，状态函数的变化量只与系统的始、末态有关，而与变化的实际途径无关 6）状态函数的分类：广度性质：其量值具有加和性，如体积、质量，热容，焓，熵等 强度性质：其量值不具有加和性，如温度、压力，密度，摩尔体积等 两个广度性质的物理量的商是一个强度性质的物理量 7）过程：系统状态发生任何的变化VS 途径：实现一个过程的具体步骤 8）化学计量数 其中νB 称为B的化学计量数（根据具体的反应式子系数）反应物：νB为负；产物：νB为正 9）反应进度ξ：反应进度只与化学反应方程式的书写有关 2.反应热：化学反应过程中系统放出或吸收的热量；热化学规定：系统放热为负，系统吸热为正 注意：摩尔反应热指当反应进度为1mol时系统放出或吸收的热量 3.热效应：等容热效应（弹式量热计）；等压热效应（火焰热量计） q =ΔU q p= ΔU + p(V2–V1) V 反应热：（两种液体时比热容不同需分开，注意比热单位）摩尔反应热： 4.热化学方程式：表示化学反应与热效应关系的方程式 注意：先写出反应方程，再写出相应反应热，两者之间用分号或逗号隔开 若不注明T, p, 皆指在T=298.15 K，p=100kPa下 标明反应温度、压力及反应物、生成物的量和状态 5.热力学第一定律 封闭系统，不做非体积功时，若系统从环境吸收热q，从环境得功w，则系统热力学能的增加ΔU(U2–U1)为： ΔU=q + w（热力学能从前称为热能） 6.内能的特征：状态函数（状态确定，其值确定；殊途同归；周而复始）、无绝对数值、广度性质 7.热：系统吸热为正，放热为负热量q不是状态函数 8.功：系统对外功为负，外部对系统作功为正功w不是状态函数 9.体积功w体的计算 w =–p外(V2–V1)=–p外ΔV 体 10.焓（状态函数）（kJ/mol）Δr H m：反应的摩尔焓 H =U + pV q p =H2–H1=ΔH（ΔH<0放热；ΔH>0吸热） 注意：q V=ΔU（定容）VS q P=ΔH（定压） q p– q V = n2(g)RT – n1(g)RT = Δn(g)RT

化学学业水平考必背知识点

化学学业水平考必背知识点 道尔顿：原子论 汤姆逊：发现电子及葡萄干面包模型 卢瑟福：α粒子的散射实验及原子结构行星模型 三、化学键 1、化学键分为：离子键、共价键、金属键 2、离子键概念：阴阳离子间通过静电的相互作用 Na Cl + - [:..:].. [:..:][:..:].. .. Cl Mg Cl -+ -2 Na O Na + -+[:.. :].. 2。 K 2S CaCl 2 NaOH NH 4Cl Na 2O 3、共价键概念：原子间通过共用电子对而形成的化学键 NH 3 H 2O HCl H Cl :.. :.. 、 Cl 2 :..:.. :.... Cl Cl N 2 CO 2 4、金属键概念：金属阳离子和自由电子之间形成的强作用力 六、元素周期表 3、递变性： 性质 同周期（从左→右） 同主族（从上→下） 原子半径 逐渐减小 逐渐增大 电子层结构 电子层数相同，最外层电子数增多 电子层数递增，最外层电子数相同 失电子能力（得电子能力） 逐渐减小（逐渐增大） 逐渐增大（逐渐减小） 金属性（非金属性） 逐渐减弱（逐渐增强） 逐渐增强（逐渐减弱） 最高价氧化物对应水化物的酸、碱性 酸性逐渐增强，碱性逐渐减弱 酸性逐渐减弱，碱性逐渐增强 非金属气态氢化物形成难易及稳定性 形成由难→易，稳定性逐渐增强 形成由易→难，稳定性逐渐减弱 5、半导体材料：梯字区两边元素 农药、化肥：周期表右上角元素 强电解质有哪些：强酸（H 2SO 4、HNO 3、HCl 、HBr 、HI 等）、强碱（KOH 、NaOH 、Ba(OH)2、Ca(OH)2）和绝大部分的盐。 弱电解质有哪些：弱酸、弱碱、水 4、电离方程式： H 2SO 4 → 2H + + SO 42- NaOH → Na + + OH - Ba(OH)2 → Ba 2+ + 2OH - HCl → H + + Cl - NaCl Na ＋＋Cl － CH 3COOH CH 3COO －＋H ＋ NH 3·H 2O NH 4+ + OH - NH 4Cl → NH 4+ + Cl -

普通化学第六版知识点整理

第1章热化学与能量 1.几个基本概念 1）系统：作为研究对象的那一部分物质和空间 a．开放系统：有物质和能量交换 b.封闭系统：只有能量交换 c.隔离系统：无物质和能量交换2）环境：系统之外，与系统密切联系的其它物质和空间 3）相：系统中任何物理和化学性质完全相同的、均匀部分——单相（均匀），多相（不均匀） 注意：一个气态（固体）一个相；液体，若相溶，一个相，若不相溶，几种液体，几个相 同一物质不同状态就是不同相；碳元素同素异形体不同相 4）状态：用来描述系统；状态函数：描述系统状态（如pV=nRT） 5）状态函数的性质：状态函数是状态的单值函数；当系统的状态发生变化时，状态函数的变化量只与系统的始、末态有关，而与变化的实际途径无关 6）状态函数的分类：广度性质：其量值具有加和性，如体积、质量，热容，焓，熵等 强度性质：其量值不具有加和性，如温度、压力，密度，摩尔体积等 两个广度性质的物理量的商是一个强度性质的物理量 7）过程：系统状态发生任何的变化VS 途径：实现一个过程的具体步骤 8）化学计量数 其中 B 称为B的化学计量数（根据具体的反应式子系数）反应物：B为负；产物：B为正 9）反应进度ξ：反应进度只与化学反应方程式的书写有关 2.反应热：化学反应过程中系统放出或吸收的热量；热化学规定：系统放热为负，系统吸热为正 注意：摩尔反应热指当反应进度为1mol时系统放出或吸收的热量 3.热效应：等容热效应（弹式量热计）；等压热效应（火焰热量计） q =ΔU q p= ΔU + p(V2–V1) V 反应热：（两种液体时比热容不同需分开，注意比热单位）摩尔反应热： 4.热化学方程式：表示化学反应与热效应关系的方程式 注意：先写出反应方程，再写出相应反应热，两者之间用分号或逗号隔开 若不注明T, p, 皆指在T= K，p=100kPa下 标明反应温度、压力及反应物、生成物的量和状态 5.热力学第一定律

普通化学知识点总结(完整版)

普通化学复习资料 3.1物质的结构与物质的状态 3.1.1原子结构 1．核外电子的运动特性 核外电子运动具有能量量子化、波粒二象性和统计性的特征，不能用经典的牛顿力学来描述核外电子的运动状态。2．核外电子的运动规律的描述 由于微观粒子具有波的特性，所以在量子力学中用波函数Ψ来描述核外电子的运动状态，以代替经典力学中的原子轨道概念。 (1)波函数Ψ(原子轨道)：用空间坐标来描写波的数学函数式,以表征原子中电子的运动状态。 一个确定的波函数Ψ，称为一个原子轨道。 (2)概率密度（几率密度）：Ψ2表示微观粒子在空间某位置单位体积内出现的概率即概率密度。 (3)电子云：用黑点疏密的程度描述原子核外电子出现的概率密度(Ψ2)分布规律的图形。黑点较密的地方,表示电子出现的概率密度较大,单位体积内电子出现的机会较多。 (4)四个量子数:波函数Ψ由n.l.m三个量子数决定，三个量子数取值相互制约： 1)主量子数n的物理意义： n的取值：n=1,2,3，4……∞ ,

意义：表示核外的电子层数并确定电子到核的平均距离； 确定单电子原子的电子运动的能量。 n = 1，2，3，4, ……∞，对应于电子层K，L，M，N, ··· 具有相同n值的原子轨道称为处于同一电子层。 2)角量子数ι: ι的取值：受n的限制，ι= 0,1,2……n-1 (n个)。 意义：表示亚层，确定原子轨道的形状；对于多电子原 子，与n共同确定原子轨道的能量。… ι的取值： 1 ， 2 ， 3 ， 4 电子亚层：s, p, d, f…… 轨道形状：球形纺锤形梅花形复杂 图3－1 3)磁量子数m: m的取值：受ι的限制， m=0 ,±1,±2……±ι(2ι+1个) 。 意义：确定原子轨道的空间取向。 ι=0， m=0， s轨道空间取向为1； ι=1, m=0 ,±1， p轨道空间取向为3； ι=2, m=0 ,±1,±2 , d轨道空间取向为5；

江苏化学学业水平测试精选常考必背知识点

高中化学学业水平测试复习纲要——必修1 1．常见的有机物有： 甲烷、乙烯、苯、乙醇、乙酸、乙酸乙酯、糖类、油脂、蛋白质等。 2．常见的混合物有： 煤、石油、漂白粉；硬铝、黄铜、钢等合金；氯水，氨水等溶液，胶体。 3．液氯、液氨、冰醋酸属于纯净物。 4．常见的电解质有：酸、碱、盐等，其在水溶液中能发生电离。 5．鉴别溶液和胶体的方法：丁达尔效应 6．区别胶体与其它分散系的根本依据是：分散质粒子直径在10－9~10－7m 之间 7．反应前后元素化合价发生变化的反应是氧化还原反应。一般而言，反应物或生成物中有单质的一定是氧化还原反应。 8．失高氧 还原剂：失去电子，化合价升高，被氧化（发生氧化反应、生成氧 化产物），是还原剂（有还原性） 9．摩尔是物质的量的单位 10． 摩尔质量的单位g/mol 或g ．mo l －1 11． 22.4mol/L 的使用条件： ①标准状况下（0℃ 101KPa ）；②气体。（注：水在标准状况下为液体） 12． ☆☆☆ n= 13． c (浓溶液)·V(浓溶液) = c(稀溶液）·V(稀溶液) 14． c =1000ρω/M 15． 配制一定物质的量浓度溶液必需．． 的仪器： ×× mL 容量瓶、烧杯、玻璃棒、胶头滴管。 16． 过滤用于分离固体和液体的混合物，主要仪器：漏斗。 17． 蒸馏用于分离液体混合物，如：乙醇和水的混合物。冷凝水“下进上出”。 18． 萃取可用于提取碘水中的碘单质。主要仪器：分液漏斗；萃取剂不能溶于 水，如四氯化碳，不可使用酒精。 19． 分液用于分离互不相溶的液体，如：乙酸乙酯和饱和Na 2CO 3溶液，植物 油和水。主要仪器：分液漏斗。使用时注意“上倒下放”。 20． 蒸发的主要仪器：蒸发皿。当蒸发皿中出现较多的固体时，停止加热。 不可加热至蒸干。 21． 原子结构模型：道尔顿——实心球模型；汤姆生——葡萄干面包式；卢瑟 福——带核的原子模型；玻尔——电子云模型。 22． 符号，其中：质量数= A 、 质子数= Z 、 中子数= A －Z 、 电子数= Z 原子序数＝核电核数＝质子数=原子的核外电子数 质量数（A ）＝质子数（Z ）＋中子数（N ） 如： 其中：质量数=14，质子数=6，中子数=14-6=8，电子数=6 23． 同位素：质子数相同，中子数不同的原子互为同位素。如 1 1H 、 2 1H 、 3 1H 24． 氢氟酸应存放在塑料瓶中，不能存放在玻璃瓶中。

高中化学学业水平测试常考必背知识点汇总-共12页

化学必修1 1．托盘天平精确到 g，量筒精确到 mL。 2．可直接加热的仪器：。 3．点燃可燃气体（氢气等）前要。 4．酒精着火应迅速用盖灭，钠、钾着火用盖灭。 5．分离提纯的装置： 依次为：、、、。 6．用于分离固体和液体的混合物，主要仪器：。 7．用于分离液体混合物，（主要仪器包括）如：乙醇和水的混合物。冷凝水“”。 8．可用于提取碘水中的碘单质。主要仪器：；萃取剂不能溶于水，如，不可使用。 9．用于分离互不相溶的液体，如：乙酸乙酯和饱和Na2CO3溶液，植物油和水。 主要仪器：。使用时注意“”。 10．的主要仪器：。当蒸发皿中出现较多的固体时，停止加热。 不可。 11．精盐含（硫酸钠，氯化镁，氯化钙）的提纯的方法： 加氯化钡目的：除去，加入氢氧化钠目的是除去，加入碳酸钠的目的是除去，加入盐酸的目的是除去。 12．是物质的量的单位 13．摩尔质量的单位数值与该物质的（如氯化氢相对分子量为：36.5，摩尔质量为：） 14．22.4mol/L的使用条件： ①下（0℃ 101KPa）；②气体。（注：水在标准状况下为液体）15．物质的量的计算的四个公式： n= 16．溶液稀释的公式： 17．两个浓度的转化公式： 18．配制一定物质的量浓度溶液必需 ．．的仪器：。19．有关物质的量在化学方程式计算中的应用做题步骤：

（1）； （2）； （3）。 20． 21．Fe(OH)3胶体的制备方法：是FeCl3+沸水，不是FeCl3+NaOH；宏观区分胶体与溶液的方法是： 22．区别胶体与其它分散系的根本依据是：分散质粒子直径而不是。 23．常见的电解质有：等，其在水溶液中能发生。不是电解质。 24．电离方程式： 如H2SO4= 2H++SO42－ Ba(OH)2 =Ba2+ +2OH－ Na2CO3 =2Na++ CO32－ 25．在离子反应中可以拆开的物质： （HCl、H2SO4、HNO3）、 [KOH、NaOH、Ba(OH)2、Ca(OH)2]、 （钾、钠、铵盐个个拆，硝酸盐类也相同，氯化物仅银（AgCl）不拆，硫酸盐仅钡（BaSO4）不拆，碳酸盐拆钾钠铵，） 26．离子方程式典型错误： 1)电荷、原子不守恒，如：Fe+Fe3+=2Fe2+、Na+H2O=Na++OH-+H2 2)拆分错误，如： 碳酸钙与稀盐酸反应不能写成：CO32－+2H+ = CO2↑+H2O， 应写成：CaCO3+2H+ =Ca2++ CO2↑+H2O 3)化学原理错误，如： Fe和HCl反应不能写成2Fe+6H+＝2Fe3++3H2↑， 应写成Fe+2H+=Fe2++H2↑； 27．不能与H+共存的离子有：、、 28．不能与OH－共存的离子有： 29．不能与CO32－共存的离子有： 30．C l－与Ag+共存。 SO42－与Ba2+共存。

普通化学考研复习提纲

复习提纲 第一章化学反应的基本规律 第一部分 热力学 1． 体系的分类 2． 状态函数的特征？热力学函数哪些属于状态函数？ 3． S m ? ， Δf H m ?，Δf G m ?，Δr H m ?，Δr S m ?，Δr G m ? 等热力学函 数的规定 4． 热与功正负的规定？热力学第一定律 5． 物质的标准态的规定 6． 如何通过盖斯定律计算未知反应的反应热、熵变、焓变、 吉布斯自由能变、平衡常数？ 7． 判断自发反应的依据？热力学第二定律的两种表述？ 8． 标态下Δr G m ?的计算（吉布斯-赫姆霍兹公式）---（会判断 和计算），熵变的大致判断（定性），转化温度的计算？ 9． 非标态下Δr G m 的计算（化学等温方程式） 10． 热力学平衡常数的概念？如何计算？（公式） 11． 平衡常数与标准摩尔吉布斯自由能变的关系（会计算） 12． 浓度、温度、压力对平衡常数及反应方向的影响？ 第二部分 动力学 1． 质量作用定律与反应速率表达式的关系 2． 基元反应与复杂反应，速率决定步骤 3． 反应速率常数的单位与反应级数

4．利用活化分子理论与过渡态理论解释浓度、温度、催化剂对反应速率的影响 5．利用阿仑尼乌斯公式计算反应速率常数及活化能 第二章水基分散系 1．稀溶液有哪些依数性？如何定性判断？如何定量计算？2．稀溶液依数性的应用 例：减压蒸馏、汽车水箱防冻、撒盐除雪、腌菜蜜饯、输液、（低渗、高渗溶液）、海水淡化、测定物质分子质量 3.分散体系分类、分散剂、分散质 4、相似相溶原理（结合第四章分子间作用力） 5、质量摩尔浓度的计算 6．胶粒的吸附作用、结构及所带电荷 7、溶胶的聚沉方法及应用 8、填空（布朗运动、丁铎尔效应、电泳、电渗、触变作用、絮凝作用、保护作用等）----关注黑体字部分 第三章溶液中的化学平衡 1．一元弱酸、弱碱的pH值的计算及同离子效应的计算 2．酸碱质子理论判断共轭酸碱以及酸碱反应的方向 3．常见缓冲溶液的组成？缓冲范围？如何根据需要选择合适的

浙江省高中化学学考必背知识点1

学考化学必会知识点快餐版（Ⅰ） 1.溶或熔时能导电的化合物是电解质 2.溶和熔时不能导电的化合物是非电解质 3.金属单质或溶液既不是电解质也不是非电解质 4.常见电解质：NaCl、HCl、NaOH、KNO3、NH4Cl、BaSO4、AgCl 5.常见非电解质：酒精、蔗糖、CO2、SO3、SO2、NH3 6.盐酸、稀硫酸、NaCl溶液等既不是电解质也不是非电解质，因为它们是混合物 7. HCI≠盐酸H2SO4≠稀硫酸、NaCl≠NaCl溶液、NH3.H2O(一水合氨)≠氨水 8. 弱电解质与强电解质区别在于是否完全电离，而不是导电能力的强弱；常见弱电解质：弱酸、弱碱、水（CH3COOH、HClO、NH3·H2O等）其电离方程式用≒ 9. 盐类水解：显碱性：CH3COONa、Na2CO3、NaHCO3显酸性：NH4Cl、FeCl3 10. 焰色反应是物理变化，钠元素的焰色反应是黄色，钾元素的焰色反应是紫色（透过蓝色钴玻璃）。实验前铂丝用稀盐酸清洗，不能用其他酸 11. 地壳中含量前五位元素：O、Si、Al、Fe、Ca 12. Si在自然界主要以化合态（SiO2）存在，晶体硅是半导体材料，可用于制造计算机芯片及太阳能电池板等；纯净的SiO2晶体就是石英，SiO2是酸性氧化物，能与碱反应生成盐和水；SiO2难溶于水，主要用于制造光导纤维。 13. 三大硅酸盐材料是水泥、玻璃、陶瓷 14．盛NaOH溶液试剂瓶用胶塞不用玻璃塞 15. 三大原子晶体：金刚石、单晶硅、二氧化硅（石英） 16. 胶体与溶液的本质区别是粒子直径（10-7~10-9m）不是丁达尔效应 2 19. 实验室制氯气用MnO2和浓盐酸，而不是稀盐酸 20. CCl4比水重，苯比水轻，二者都是常用萃取剂；酒精一般不能做萃取剂 21. 不可再生三大化石能源：煤、石油、天然气（一级能源） 22. 化学键是微粒间的相互作用，既有引力也有斥力；由分子晶体构成的物质发生物理变化时克服的是分子间作用力，发生化学变化时克服的是共价键。 23. 只含有离子键的化合物就是离子化合物（标志：含有金属元素或NH4+），仅含有共价键的单质或化合物是共价型的分子晶体（标志：全部是非金属元素组成），含有原子团（如SO42-、NO3－）的物质一定含有共价键 24. 元素周期律：电子层数=周期数最外层电子数=主族数 25. 短周期是前三周期，共18种元素。第一周期仅有氢、氦两元素。同一周期，从左到右，原子半径逐渐

(完整版)同济大学普通化学实验基础思考题答案及重点

连续变化法测定配合物组成时，为什么说只有当金属离子与配位体浓度之比恰好与配合物组成相同时，配合物的浓度最大？ 在加入的配体浓度小于金属离子的时候连续加入生成的配合物越多所以浓度是一直上升的，当配位体浓度与金属离子浓度之比恰好达到计量点时配合物浓度达到最大值再加入过量也没有多余的金属离子与之络合！！实验十七乙酰苯胺的制备 除了醋酸酐外，还有哪些酰基化试剂？答：常用的酰基化试剂有： 酰氯，酸酐，羧酸，酯反应活性依次降低。此处已乙酰氯、乙酸酐、乙酸、乙酸酯来进行比较。乙酰氯反应速度最快，但价格昂贵，且易吸潮水解，因此应在无水条件下进行反应。醋酸酐试剂较贵，但反应迅速，副反应易发生。 醋酸试剂易得，价格便宜，但反应时间较长，适合大规模制备。乙酸酯反应活性很差，故不经常采用。 2、加入HCl和醋酸钠 CH3COONa的目的是什么？ 答：苯胺直接和乙酸酐作用反应剧烈，难以控制，易生成副反应。加入盐酸后由于大部分苯胺生成苯胺盐酸盐，反应式如下： C6H5NH2+ HCL C6H5NH2.HCL 此时只有少量的游离未成盐苯胺和乙酸酐进行反应，使得反应比较缓和，且随着反应的进行，平衡左移，使得反应一直在游离苯胺浓度较低的状态下进行，反应易控制，且减少了副反应的发生。 用游离胺与纯乙酸酐进行酰化时，常伴有N,N-二乙酰苯胺[ArN(COCH3)2]副产物的生成。加入醋酸钠可以和生成的醋酸组成醋酸-醋酸钠的缓冲溶液，调节溶液pH在其中进行酰化，由于酸酐的水解速度比酰化速度慢得多，可以得到高纯度的产物。加入醋酸钠还可以将HCL 中和掉，使得盐酸盐的可逆平衡反应向左进行，是反应彻底，提高产率。 3、若实验自制的试问：乙酰苯胺熔点为113℃~114℃，所制得的苯胺纯度如何？ 答：纯乙酰苯胺的熔点为114.3℃，若实验室自制的乙酰苯胺熔点为113℃~114℃，说明里面可能含有少量杂质，但纯度已经很高。 本实验在将Grignard试剂加成物水解前的各步中，为什么使用的药品仪器均需绝对干燥？为此你采取了什么措施？ Grignard试剂的制备必须在无水条件下进行，所用仪器和试剂均需干燥，因为微量水分的存在抑制反应的引发，而且会分解形成的Grignard试剂而影响产率。实验采取的方法有：一、实验所用的玻璃仪器，包括三颈瓶，冷凝管，滴液漏斗等在使用前均需洗净并于烘箱内烘干，然后取出后放于干燥箱内冷却待用（也可取出后在仪器开口处用塞子塞紧，防止冷却过程中玻璃壁吸附空气中的水分）。二、实验试剂溴苯需用无水CaCl2干燥，再经蒸馏纯化，二苯酮须经无水K2CO3干燥（CaCl2会和二苯酮反应生成络合物，故此处不用CaCl2而选用无水K2CO3），再经蒸馏纯化，市售乙醚需用压钠机压入钠丝，瓶口用带有无水CaCl2干燥管的橡皮塞塞紧，在远离火源的阴凉处放置24小时，至无氢气泡放出。 三、反应过程中，冷凝管及滴液漏斗上方与外界相通处均装置无水CaCl2干燥管，以保证实验过程中空气中水汽不会进入装置内。。 2、本实验中溴苯加入太快或一次加入，有什么不好？ C6H5-Br + Mg → C6H5-Mg-Br 由于制备Grignard试剂的反应是一个放热反应，易发生偶合等副反应，所以滴加溴苯、醚混合液时需控制滴加速度，不宜过快（过快加入会造成暴沸的现象），并不断振摇。当反应开始后，应调节滴加速度，使反应物保持微沸为宜。补充思考题 1、实验中加碘的作用？ 答：在形成格氏试剂的过程中往往有一个诱导期，作用非常慢，所以对活性较差的卤化物或

化学学业水平考必背知识点

化学学业水平考必背知识点 一、化学计量 1、 物质的量计算式（4个）：n = m / M n = V / 22.4 （标况气体） n = N / N A n=CV 2、 气体摩尔体积概念：1摩尔气体所占的体积 3、 标准状况：0℃,101.3KPa 4、 同温同压下，气体体积和物质的量的关系：体积之比等于物质的量之比 5、 物质的量浓度概念：单位体积的溶液中所含溶质的物质的量 6、物质的量浓度和质量百分比浓度换算：c = 1000·ρ·a% M 7、 一定物质的量浓度溶液配制的计算：c （浓）·V （浓）= c （稀）·V （稀） 二、原子结构 1、原子构成： 原子核 质子（每个质子带一个单位正电荷）——质子数决定元数种类 A Z X （+） 中子（不带电） 质子与中子数共同决定原子种类 核外电子（-）（带一个单位负电荷） 质量数=质子数+ 中子数 质子数=电子数=核电荷数=原子序数 2、道尔顿：原子论 汤姆逊：发现电子及葡萄干面包模型 卢瑟福：α粒子的散射实验及原子结构行星模型 3、同位素概念：质子数相同而中子数不同的同一元素的不同原子 同位素 化学 性质相似， 物理 性质不同 4、相对原子质量计算式：M = Ma ×a% + Mb ×b% + Mc ×c% +…… 5、1~18号元素原子核外排布式 原子及离子结构示意图： 原子及离子电子式： 6、核外电子排布规律（能量高低；电子层（K 、L 、M 、N 、O 、P 、Q ）： ①电子按能量由低到高分层排布。②每个电子层上最多填2n 2个电子。 ③最外层不超过8个电子，次外层不超过18个电子，依次类推，（第一层不超过2个） ④最外层电子数为8或第一层为2的原子为稳定结构的稀有气体元素。 三、化学键 1、化学键分为：离子键、共价键、金属键 2、离子键概念：阴阳离子间通过静电的相互作用 N a C l + - [:..:].. [:.. :][:..:].. .. C l M g C l - + -2 N a O N a +- + [:.. :] .. 2。 K 2S CaCl 2 NaOH NH 4Cl Na 2O 3、共价键概念：原子间通过共用电子对而形成的化学键 NH 3 H 2O HCl H C l :.. :.. 、 Cl 2 :..:.. :.. .. C l C l N 2 CO 2 4、金属键概念：金属阳离子和自由电子之间形成的强作用力 四、能的转化

大学普通化学复习知识点要点

配浙大普学第五版复习，根据注册结构师考试摘选课本容编辑。 .1物质的结构和物质状态 原子结构的近代概念；原子轨道和电子云；原子核外电子分布；原子和离子的电子结构；原子结构和元素周期律；元素周期表；周期；族；元素性质及氧化物及其酸碱性。离子键的特征；共价键的特征和类型；杂化轨道与分子空间构型；分子结构式；键的极性和分子的极性；分子间力与氢键；晶体与非晶体；晶体类型与物质性质。 3.2溶液 溶液的浓度；非电解质稀溶液通性；渗透压；弱电解质溶液的解离平衡；分压定律；解离常数；同离子效应；缓冲溶液；水的离子积及溶液的pH值；盐类的水解及溶液的酸碱性；溶度积常数；溶度积规则。 3.3化学反应速率及化学平衡 反应热与热化学方程式；化学反应速率；温度和反应物浓度对反应速率的影响；活化能的物理意义；催化剂；化学反应方向的判断；化学平衡的特征；化学平衡移动原理。 3.4氧化还原反应与电化学 氧化还原的概念；氧化剂与还原剂；氧化还原电对；氧化还原反应方程式的配平；原电池的组成和符号；电极反应与电池反应；标准电极电势；电极电势的影响因素及应用；金属腐蚀与防护。 3.5；有机化学 有机物特点、分类及命名；官能团及分子构造式；同分异构；有机物的重要反应：加成、取代、消除、氧化、催化加氢、聚合反应、加聚与缩聚；基本有机物的结构、基本性质及用途：烷烃、烯烃、炔烃、；芳烃、卤代烃、醇、苯酚、醛和酮、羧酸、酯；合成材料：高分子化合物、塑料、合成橡胶、合成纤维、工程塑料。；第1章 热化学与能源

系统环境 按照系统与环境之间有无物质和能量交换，可将系统分成三类: （1)敞开系统与环境之间既有物质交换又有能量交换的系统，又称开放系统。 (2)封闭系统与环境之间没有物质交换，但可以有能量交换的系统。通常在密闭容器中的系统即为封闭系统。热力学中主要讨论封闭系统。 (3}隔离系统与环境之间既无物质交换又无能量交换的系统，又称孤立系统。绝热、密闭的恒容系统即为隔离系统。 系统中具有相同的物理性质和化学性质的均匀部分称为相。所谓均匀是指其分散度达到分子或离子大小的数量级。相与相之间有明确的界面，超过此相界面，一定有某些宏观性质(如密度、折射率、组成等)要发生突变。 系统的状态是指用来描述系统的诸如压力P、体积V温度T、质量M和组成等各种宏观性质的综合表现。用来描述系统状态的物理量称为状态函数。 当系统的状态确定后，系统的宏观性质就有确定的数值，亦即系统的宏观性质是状态的单值函数。系统的性质之间是有一定联系的，所以一般只要确定少数几个性质，状态也就确定了。状态函数之间的定量关系式称为状态方程式。 状态函数按其性质可分为两类: （1）广度性质(又称容量性质)，系统的某性质等于各部分该性质之和，具有加和性。体积、热容、质量熵、焓和热力学能等均是广度性质。 （2}强度性质此类性质不具有加和性，其量值与系统中物质的量多寡无关，仅决定于系统本身的特性。温度与压力、密度、粘度等均是强度性质。 系统经过某过程由状态I变到状态ll之后，当系统沿该过程的逆过程回到原来状态时，若原来过程对环境产生的一切影响同时被消除(即环境也同时复原)，这种理想化的过程称为热

高中化学学业水平考试必背知识点

高中毕业会考 高中化学学业水平测试必修1、2必背考试点 1、化合价(常见元素的化合价)： Na 、K 、Ag 、H ：+1 F ：—1 Ca 、Mg 、Ba 、Zn ：+2 Cl ：—1，+1，+5，+7 Cu ：+1，+2 O ：—2 Fe ：+2，+3 S ：—2，+4，+6 Al ：+3 Mn ：+2，+4，+7 N ：—3，+2，+4，+5 2、氧化还原反应 定义：有电子转移(或者化合价升降)的反应 本质：电子转移(包括电子的得失和偏移) 特征：化合价的升降 氧化剂(具有氧化性)——得电子——化合价下降——被还原——还原产物 还原剂(具有还原性)——失电子——化合价上升——被氧化——氧化产物 口诀：得——降——(被)还原——氧化剂 失——升——(被)氧化——还原剂 四种基本反应类型和氧化还原反应关系： 3、金属活动性顺序表 K Ca Na Mg Al Zn Fe Sn Pb (H) Cu Hg Ag Pt Au 还 原 性 逐 渐 减 弱 4、离子反应 定义：有离子参加的反应 电解质：在水溶液中或熔融状态下能导电的化合物 非电解质：在水溶液中和熔融状态下都不能导电的化合物 离子方程式的书写步骤： 第一步：写。写出化学方程式 第二步：拆。易溶于水、易电离的物质拆成离子形式；难溶(如CaCO 3、BaCO 3、BaSO 4、AgCl 、AgBr 、 AgI 、Mg(OH)2、Al(OH)3、Fe(OH)2、Fe(OH)3、Cu(OH)2等)，难电离(H 2CO 3、H 2S 、CH 3COOH 、HClO 、H 2SO 3、NH 3·H 2O 、H 2O 等)，气体(CO 2、SO 2、NH 3、Cl 2、O 2、H 2等)，氧化物(Na 2O 、MgO 、Al 2O 3等)不拆 第三步：删。删去方程式两边都有的离子 第四步：查。检查前后原子守恒，电荷是否守恒。 离子共存问题判断： ①是否产生沉淀(如：Ba 2+和SO 42-，Fe 2+和OH -)； ②是否生成弱电解质(如：NH 4+和OH -，H +和CH 3COO -)

普通化学知识点总结(全)

普通化学知识点总结(全) 3、1物质的结构与物质的状态 3、1、1原子结构 1、核外电子的运动特性核外电子运动具有能量量子化、波粒二象性和统计性的特征，不能用经典的牛顿力学来描述核外电子 的运动状态。 2、核外电子的运动规律的描述由于微观粒子具有波的特性，所以在量子力学中用波函数Ψ来描述核外电子的运动状态，以代替经典力学中的原子轨道概念。 (1)波函数Ψ(原子轨道)：用空间坐标来描写波的数学函数式,以表征原子中电子的运动状态。 一个确定的波函数Ψ，称为一个原子轨道。(2)概率密度（几率密度）：Ψ2表示微观粒子在空间某位置单位体积内出现的概率即概率密度。(3)电子云：用黑点疏密的程度描述原子核外电子出现的概率密度(Ψ2)分布规律的图形。黑点较密的地方,表示电子 出现的概率密度较大,单位体积内电子出现的机会较多。(4)四个 量子数:波函数Ψ由n、l、m三个量子数决定，三个量子数取值 相互制约：1) 主量子数n的物理意义：n的取值：n=1,2,3，4……∞ , 意义：

表示核外的电子层数并确定电子到核的平均距离；确定单电子原子的电子运动的能量。n =1，2，3，4, ……∞，对应于电子层K，L，M，N, 具有相同n值的原子轨道称为处于同一电子层。2) 角量子数ι: ι的取值：受n的限制，ι= 0,1,2……n-1 (n个)。意义：表示亚层，确定原子轨道的形状；对于多电子原子，与n共同确定原子轨道的能量。… ι的取值：1 ，2 ，3 ，4电子亚层： s, p, d, f…… 轨道形状： 球形纺锤形梅花形复杂图3－13) 磁量子数m: m的取值：受ι的限制， m=0 ,1,2……ι(2ι+1个) 。意义：确定原子轨道的空间取向。 ι=0， m=0， s轨道空间取向为1；ι=1, m=0 ,1， p轨道空间取向为3；ι=2, m=0 ,1,2 , d轨道空间取向为5；……n，ι相同的轨道称为等价轨道。s 轨道有1个等价轨道，表示为：p轨道有3个等价轨道，表示为： d轨道有5个等价轨道，表示为：……一个原子轨道是指n、ι、m三种量子数都具有一定数值时的一个波函数Ψ （n,ι,m），例如Ψ(1,0,0)代表基态氢原子的波函数。n 、ι、m取值合理才能确定一个存在的波函数，亦即确定电子运动的一个

化学学业水平考必背知识点

化学学业水平考必背知 识点 Company Document number：WUUT-WUUY-WBBGB-BWYTT-1982GT

化学学业水平考必背知识点 一、化学计量 1、物质的量计算式（4个）：n = m / M n = V / （标况气体） n = N / N A n=CV 2、气体摩尔体积概念：1摩尔气体所占的体积 3、标准状况：0℃, 4、同温同压下，气体体积和物质的量的关系：体积之比等于物质的量之比 5、物质的量浓度概念：单位体积的溶液中所含溶质的物质的量 6、物质的量浓度和质量百分比浓度换算：c = 1000·ρ·a% M 7、一定物质的量浓度溶液配制的计算：c（浓）·V（浓）= c（稀）·V（稀） 二、原子结构 1、原子构成： 原子核质子（每个质子带一个单位正电荷）——质子数决定元数种类 A X （+）中子（不带电）质子与中子数共同决定原子种类 Z 核外电子（-）（带一个单位负电荷） 质量数=质子数+ 中子数 质子数=电子数=核电荷数=原子序数 2、道尔顿：原子论 汤姆逊：发现电子及葡萄干面包模型 卢瑟福：α粒子的散射实验及原子结构行星模型 3、同位素概念：质子数相同而中子数不同的同一元素的不同原子 同位素化学性质相似，物理性质不同

4、相对原子质量计算式：M = Ma ×a% + Mb ×b% + Mc ×c% +…… 5、1~18号元素原子核外排布式 原子及离子结构示意图： 原子及离子电子式： 6、核外电子排布规律（能量高低；电子层（K 、L 、M 、N 、O 、P 、Q ）： ①电子按能量由低到高分层排布。②每个电子层上最多填2n 2个电子。 ③最外层不超过8个电子，次外层不超过18个电子，依次类推，（第一层不超过2个） ④最外层电子数为8或第一层为2的原子为稳定结构的稀有气体元素。 三、化学键 1、化学键分为：离子键、共价键、金属键 2、离子键概念：阴阳离子间通过静电的相互作用 Na Cl + - [:..:].. [:..:][:..:].. .. Cl Mg Cl -+ -2 Na O Na + -+[:..:].. 2。 K 2S CaCl 2 NaOH NH 4Cl Na 2O 3、共价键概念：原子间通过共用电子对而形成的化学键 NH 3 H 2O HCl H Cl :..:.. 、 Cl 2 :..:.. :.. .. Cl Cl N 2 CO 2 4、金属键概念：金属阳离子和自由电子之间形成的强作用力 四、能的转化 1、溶解的两过程（能量变化、类型）： 2、溶解平衡概念： 3、放热反应反应物能量 生成物能量，有：