课程导学

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一、网上自学进度表

课程内容	自学时间	备注
绪论	1学时	课程内容和意义
第一章 化学反应中的质量和能量关系	3学时	化学反应的基本规律
第二章 化学反应的方向、限度和速率	12学时
第三章 溶液中的离子平衡	12学时	化学反应基本规律的应用I
第四章 氧化还原反应和电化学	8学时
第五章 原子结构	6学时	物质结构基础理论和知识
第六章 分子结构	6学时
第七章 晶体结构	4学时
第八章 配位化合物	4学时	化学反应基本规律的应用II
第九章 非金属元素及其重要化合物	4学时	单质和无机化合物知识
第十章 金属元素及其化合物	4学时
合计	64学时

二、课程实施方案

本课程的教学过程分为网上(课堂)讲授、自学、习题和作业、答疑和课程考核等五个环节。

1. 讲授

无机化学课程的对象一般为一年级新生，刚从高中的环境进入到大学环境，在学习方式、生活方式等方面有很多的不适应，对教师和课堂的依赖性较大。所以，课程的教学仍以讲授为主。无机化学的学习，一方面是学习无机化学的理论和知识，另一方面是培养自学的能力、科学思维的能力，树立科学的发展观。学生要带着问题和疑问学习，在学习中发现问题和解决问题。

2. 自学

一次课堂学习，不可能把老师讲授的内容都掌握，课前和课后的自学和课堂教学同样重要，花费的时间也应该更多。自学的内容可以围绕课件、习题和作业，有目的地查找解决问题的方法和途径。

学习是终身的。在大学的学习中，比掌握知识更重要的是掌握获取新知识的能力，即再学习的能力。

以下书目可作为自学的教材或参考书。

[1] 大学化学. 王林山, 牛盾. 北京: 冶金工业出版社, 2005

[2] 黄可龙，雷家珩，王林山. 无机化学，科学出版社，2007

[3] 天津大学编，无机化学(第3版)，高等教育出版社，2002

[4] R Chang. Chemistry (8th ed), McGraw-Hill Co. Inc, 2005

[5] 申泮文主编. 化学元素周期表，高等教育出版社，1999

[6] 董平安、魏益海、邵学俊. 无机化学习题与解答，武汉大学出版社，2004

[7] 杨宏孝. 无机化学简明教程原理·结构·元素·实验，天津大学出版社，2004

[8] 蔡少华、龚孟濂. 无机化学习题解答，中山大学出版社，2004

[9] 伍承樑. 无机化学学习指导与阅读材料，天津大学出版社，2002

[10] 迟玉兰. 无机化学释疑与习题解析，高等教育出版社，2002

[11] 傅献彩编. 大学化学(面向21世纪课程教材)，高等教育出版社，2002

[12] 麦松威、周公度、李伟基编. 高等结构无机化学，北京大学出版社，2002

[13] 申泮文主编. 近代化学导论(上、下册)，高等教育出版社，2002

[14] 胡忠鲠主编. 现代化学基础，高等教育出版社，2000

以下网站为国家级无机化学精品课程网站。

吉林大学：http://59.72.0.99/software/net/wjhx/shipin/index.html

西北工业大学：http://www.xgu.cn/wjhx/ckwx.htm

中山大学：http://202.116.65.193/jinpinkc/wujihuaxue/

中国科学技术大学：http://www.teach.ustc.edu.cn/jpkc/xiaoji/wjhx/

天津大学：http://202.113.13.85/webclass/wjhx/

了解无机化学发展前沿，可浏览《无机化学学报》网站, http://www.wjhxxb.cn/wjhxxb /ch /index.aspx。

3. 习题和作业

每一章后都留有习题。习题分为两部分，一部分是练习题，习题后附答案。另一部分为课后作业，要求学生在指定期限内完成，并通过e-mail或网络平台提交。学生通过习题和作业，加深对理论和概念的理解，培养解决问题和分析问题的能力。教师通过批改作业了解学生对知识掌握的情况，给与必要的指导。

4. 答疑

在课程学习期间，学生和教师通过e-mail或网络答疑平台进行互动，任课教师就学生提出的疑难问题给予解答或进行讨论。

5. 考核环节

本课程考核成绩由三部分构成，互动、答疑占10%，作业占20%，期末笔试占70%。期末笔试为闭卷。卷面试题包括单项选择题、填空题、判断题、简答题（含名词解释）、综合题等。

三、学习指导

第1部分 化学反应的基本规律

本部分包括教学大纲第一章和第二章的内容。

第一章 化学反应中的质量和能量关系

1.1化学反应中的质量和能量关系

1.2气体

1.3化学反应中的能量关系

1.4能源

第二章 化学反应的方向、限度和速率

2.1化学反应的方向

2.2化学平衡

2.3化学反应速率

一、基本知识：

1. 系统、环境和相

系统：被研究的对象。

环境：系统以外与系统相联系的部分。

按系统与环境之间物质和能量的交换情况，可将系统分为孤立系统、封闭系统和敞开系统。

孤立系统：系统与环境之间既无能量交换，又无物质交换。

封闭系统：系统与环境之间有能量交换，无物质交换。

敞开系统：系统与环境之间既有能量交换，又有物质交换。

相：系统中物理和化学性质均匀的部分。相与相之间有明显的界面。

2. 状态和状态函数

状态：系统的状态是由系统的物理性质与化学性质所确定的系统的存在形式。

状态函数：用来描述系统状态的性质（指系统的宏观性质）。

状态函数具有单值性，系统状态一定，状态函数一定。且状态函数的改变量只与系统始态和终态有关，而与变化的具体途径无关。

3. 内能、热和功

内能：系统内部所包含的一切形式能量的总和称为内能，符号U。内能是状态函数。

热：由于系统与环境之间温度的不同，在系统和环境之间交换的能量，符号为Q。

功：除热以外其它形式交换的能量统称为功，符号为W。

热力学规定：

系统从环境吸热，Q为正值；系统对环境放热，Q为负值。

系统对环境做功，W为负值；环境对系统做功，W为正值。

热和功不是状态函数

4. 焓、焓变和化学反应热效应

焓(H)：热力学规定 H ≡ U +pV 焓是状态函数。

焓变(∆H)：∆H = H₂ − H₁ = ∆U −∆(pV )指系统变化前后焓的差值。

恒压反应热)(Q_p )：反应在恒压条件下进行且只做体积功时，所产生的热效应。恒压反应热在数值上等于焓变(∆H)。Q _p = H₂ – H₁ = DH。

标准摩尔生成焓(DH)：在标准态下，由元素的最稳定单质生成1mol纯物质时，反

应的焓变称为该物质的标准摩尔生成焓。单位：kJ·mol⁻¹。

规定：标准态下，稳定单质的标准摩尔生成焓为0。

化学反应标准摩尔焓变(DH^θ)的计算：对于任意的化学反应

DH^q = åνDH_f^q(生成物) － åνDH (反应物)

5. 书写热化学反应方程式的注意事项：① 注明物质的聚集状态 ② 注明反应条件（如

不注明，则认为是100kPa, 298K）。③ 要配平方程式。但注意同一反应，不同的配平式其热效应值不同。可以用代数式进行运算。

6. 熵、熵变：

熵：是衡量系统内微观粒子混乱程度或无序度的物理量。符号：S。系统的混乱度愈大，其熵值愈大：反之，熵值愈小。熵是状态函数。

热力学第三定律：0 K时，任何纯净的完美晶体的熵值为零。

标准摩尔熵：在标准态下，1mol某物质的熵值称为该物质的标准摩尔熵(S)。单位：J·mol⁻¹·K⁻¹。

化学反应标准熵变(DS)的计算：

DS^q = åνDS^θ(生成物) － åνDS^θ (反应物)

7. 吉布斯函数、吉布斯函数变和标准生成吉布斯函数：

吉布斯函数(G)：定义G ≡ H − TS

吉布斯函数变(∆G)：恒温恒压条件下，∆G = ∆H − T∆S

标准生成吉布斯函数(∆G)：在标准状态下，由稳定单质生成1mol纯物质时的标准吉布斯函数变称为该物质的标准摩尔生成吉布斯函数，简称标准生成吉布斯函数。

规定：标准状态下，稳定单质的标准生成吉布斯函数为0。

化学反应标准吉布斯函数(DG)的计算：

DG^q = åνD G(生成物) － åνD G(反应物)

8. 化学反应速率：单位时间内反应物或生成物浓度的变化值。

符号：υ，一般情况下，单位为：mol·dm ^–3·s^－1

化学反应速率包括平均速率、瞬时速率、比速率。

化学反应速率的数学表达式：υ =

基元反应：反应物分子一步直接转化为产物分子的反应。

反应速率常数(k)：反应物的浓度为单位浓度时的反应速率。其单位随反应级数的不同而不同。

二、基本理论

1. 理想气体状态方程：PV = nRT

2. 气体分压定律

3. 热力学第一定律（能量守恒定律）：能量有不同的表现形式，可以从一种形式转化为另一种形式，可以从一个物体传递给另一个物体，在转化和传递过程中能量的总和不变。(水变油)

系统内能的变化值等于系统从环境吸收的热量加上环境对系统做的功。

数学表达式： DU = U₂−U₁ = Q + W (人造雪)

4. 盖斯定律：化学反应的热效应，只与反应的始态、终态有关，而与反应过程无关。或者说，一个化学反应，不论是一步完成还是分几步完成的，其反应热效应总是相同的。

5. 化学反应自发性的判据，对于可逆化学反应：

∆G＜0 反应自发进行

∆G＝0 反应系统处于平衡状态

∆G＞0 反应非自发进行，逆向反应可自发进行

6. 化学反应等温方程式：在恒温恒压条件下，反应的吉布斯函数变化为

（J为反应商）

7. 化学平衡、标准平衡常数及其计算

(1) 化学平衡：可逆反应在一定条件下，正向反应与逆向反应的反应速率相等，系统所处的状态称为化学平衡状态，简称化学平衡。

(2) 化学平衡特点：①正向与逆向反应的反应速率相等 ②系统中各种物质的量不再随时间而改变 ③有相应的平衡常数 ④是暂时的、动态平衡。

(3) 化学标准平衡常数：对于可逆反应 aA＋bB ⇌ cC＋dD

其标准平衡常数

（各物种以相应的计量系数为指数）

例如对于溶液反应，

有关标准平衡常数的几点说明： ①标准平衡常数可以衡量反应进行的程度；②标准平衡常数表示式中各物种的浓度或压力指平衡时的浓度或压力；③标准平衡常数与反应物的浓度和分压无关，只是温度的函数；④标准平衡常数的数值与计量方程的书写形式有关；⑤平衡常数表示式中不写出液体及固体纯物种的浓度或压力；⑥标准平衡常数没有单位。

(4) 由等温方程式，当反应达平衡时，DG=0 Q=K^q 则得：

(5) 有关标准平衡常数的计算

(6) 化学平衡移动原理：改变化学平衡的条件，平衡就向减弱此改变的方向移动。

外界条件的变化对化学反应速率及化学平衡的影响规律见表：

条件改变	v	k	K^q
恒温、恒压，增加反应物浓度	↗	—	—	→
恒温下，增加系统的压力	↗	—	—	向气体分子数目减小的方向移动
恒压，升高温度	↗	↗	改变	向吸热方向移动
恒温、恒压，加入催化剂	↗	↗	—	不移动

8. 化学反应速率方程及理论：

反应速率方程式：对于反应 aA＋bB＝dD＋eE 其反应速率与反应物的关系为：ν＝k·{C (A)}^x ·{C (B)}^y x、y分别为A、B物质的反应级数；（x+y）为反应的总级数。

对于简单反应，x = a，y = b；否则，x、y的值必须由实验来确定。

k为反应速率常数。

上述反应速率方程式也是浓度对反应速率的影响关系式。

温度对反应速率的影响：

① Van′t Hoff规则：当温度每升高10 K时，一般化学反应速率大约增加2～4倍。

② Arrhenius公式：反应速率常数(k)与温度的关系为：

式中：A为指前因子, Ea为反应的活化能。

正催化剂的加入只是加快反应速率，缩短反应时间，对化学平衡无影响。（例题）

第2部分 溶液与离子反应

本部分包括教学大纲第三章的内容。

第三章 溶液中的离子平衡

3.1 稀溶液的通性

3.2 酸碱理论

3.3 水的电离和溶液的pH值

3.4 弱电解质的电离平衡

3.5 沉淀与溶解平衡

第八章 配位化合物

8.1配合物的基本概念

8.3配合物的解离平衡

8.2配合物的价键理论

8.4配合物的应用

一、水的电离、溶液的酸碱性和pH值

水的电离 H₂O = H⁺ + OH^－

ΔG －237.18 0 －157.3 kJ/mol

ΔG^q = 79.88 kJ·mol^－1

= 1.0´10^－14

pH值的定义： pH = -㏒[H⁺]

pH值 ＜7 = 7 ＞7

酸性 中性 碱性（弱碱水）

二、弱电解质的电离

1. 电离平衡和平衡常数

电离平衡电离常数，或

意义：大小表示酸性或碱性的强弱。

与温度有关。

平衡常数可由实验直接测定。也可由热力学计算得到。

2. 一元弱电解质（如HA）的酸度或pH值计算

HA ⇌ H⁺ + A^－

t = 0 c 0 0

变化 －x x x

t = ¥ c－x x x

K= x² +x – c= 0

当 c / K^q ≥ 500时，[H⁺] = x = pH = -㏒[H⁺] = -㏒

3. 电离度和稀释定律

电离度，即离解率，a = 100％

电离度的特点与温度有关，但影响不大；与浓度有关。浓度增加，a降低。

稀释定律：弱电解质的电离度随着浓度的降低而增大。当满足c/K^q>500，

a =。

4. 分步电离

多元弱电解质在水溶液中分步电离。

H₂A ⇌ H⁺ + HA^－

HA^－ ⇌H⁺ + A^2－

H₂A = 2 H⁺ + A^2－

一般，<<。如H₂S，= 1.1´10^－7，= 1.3´10^－13

5. 同离子效应与缓冲溶液

同离子效应定义：在弱电解质溶液中加入与该弱电解质含相同离子的强电解质，使弱电解质的电离度降低，这种现象叫同离子效应。

缓冲溶液：凡能保持溶液pH值相对稳定的溶液叫缓冲溶液。缓冲溶液具有缓冲作用的根本原因在于同离子效应。

缓冲溶液的组成：弱酸及其盐、弱碱及其盐或弱酸弱碱盐的混合溶液。

缓冲溶液pH值计算：

弱酸-弱酸盐缓冲溶液体系 pH = p－㏒

弱碱-弱碱盐缓冲溶液体系

pH = p－p＋㏒ 或 pOH = p－㏒

缓冲溶液的选择：

弱酸-弱酸盐缓冲溶液，p值尽可能接近所要求的pH值；再调整的比值。

弱碱-弱碱盐缓冲溶液，p值尽可能接近所要求的pOH值；再调整的比值。

三、溶解度与溶度积

在一定温度下，难溶电解质溶于水成为饱和溶液时，固体和溶液中离子之间建立的动态平衡称为沉淀溶解平衡。该平衡为多相离子平衡，其平衡常数为溶度积常数。

1. 溶度积常数()： 多相平衡式（以AgCl为例） AgCl(s) ⇌ Ag⁺(aq)＋Cl^－(aq)

其平衡常数表达式为： == c(Ag⁺)·c(Cl^－)

通式： A_nB_m(s) ⇌ nA^m+＋mB^n－ =

2. 溶解度(S)和K_sp^q的关系：相同类型的难溶电解质，其愈大，则S愈大；愈小，则S愈小。

不同类型的难溶电解质，不能直接比较，须通过计算比较。

3. 溶度积规则：

Q_c为离子积，是任意时刻离子浓度的乘积。

Q_c＝ 处于沉淀溶解平衡；

Q_c＜ 无沉淀产生或原有沉淀溶解；

Q_c＞ 有沉淀产生。

溶度积规则应用： 判断沉淀生成

判断各种沉淀先后次序（分步沉淀）

沉淀溶解

沉淀转化

4. 同离子效应和盐效应

同离子效应：加入含相同离子的易溶电解质，使难溶电解质的溶解度降低的现象。

盐效应：加入易溶电解质，使难溶电解质的溶解度增大的现象。（例题）

四、配合物

1. 配合物的组成

(1) 定义：配合物是由可以给出孤对电子或多个不定域电子的一定数目的离子或分子(称为配体)和具有接受孤对电子或多个不定域电子的空位的原子或离子(统称中心原子)按一定的组成和空间构型所形成的化合物。如[Cu(NH₃)₄]²⁺、[Ag(CN)₂]^—离子等均为配离子。配离子与带有异电荷的离子组成的中性化合物，如配盐[Cu(NH₃)₄]SO₄、[Cu(H₂O)₄]SO₄·H₂O，配酸H₂PtCl₆]，配碱[Cu(NH₃)₄](OH)₂等都称为配合物。不带电荷的中性分子如Ni(CO)₄，[Co(NH₃)₃C1₃]，就是中性配合物，或称配位分子。

(2) 组成：中心离子（原子）、配体、配位原子，内界、外界，配位数。

(3) 命名：（配体数）配体名称 + 合 + 中心原子名称（氧化数）

配体多种时，一般先简单后复杂，先离子后分子，先无机后有机。同类配体按配位原子元素符号的英文字母顺序。一些常见的配合物，也可用简称或俗名。

2. 价键理论

(1) 配位键的本质

(2) 杂化与配离子的空间构型：

配 位 数 2 3 4 5 6

杂化方式 sp sp² sp³ dsp² dsp³ sp³d d²sp² d²sp³ sp³d²

空间构型

3. 内轨型和外轨型

高自旋低自旋

配体电子进入中心离子的外层空轨道ns np nd 时，中心离子的电子不发生重排，电子按自旋最大的状态排布，称为外轨型或高自旋。反之为内轨型或低自旋。

杂化方式 电子重排 自旋情况 磁性 键能 稳定性、

外轨型 sp³d² 不重排 高自旋 强 小 差

内轨型 d²sp³ 重排 低自旋 小 大 稳定(例题)

第3部分 氧化还原

本部分包括教学大纲第四章的内容。

第四章 氧化还原反应和电化学

4.1氧化还原反应的基本概念

4.2原电池及其组成

4.3电极电势

4.4电极电势的应用

4.5化学电源

一、氧化还原反应及配平

1. 氧化数：1970年，国际纯粹和应用化学联合会(IUPAC)给出：

氧化数是指某元素的一个原子的荷电数。该荷电数是假定把每一化学键的电子指定给电负性更大的原子而求得。

2. 确定氧化数的一般规则：

在单质中，元素的氧化数为零。

在单原子离子中，元素的氧化数等于离子所带的电荷数。

在大多数化合物中，氢的氧化数为+1；在金属氢化物中为-1。

氧的氧化数多数为-2；在过氧化物中为-1；在氟化物中可为+1、+2。

氟的氧化数为-1。

金属元素的氧化数通常情况下为正数。

在中性分子中，各元素氧化数的代数和为零；

在多原子离子中，各元素氧化数

的代数和等于离子所带电荷数。

3. 氧化还原反应方程式的配平（离子-电子法，半反应法）

配平原则：（1）物料平衡，反应前后各种元素的原子总数相等；

（2）电荷平衡，得失电子相等，粒子电荷数的代数和相等。

配平步骤：

找出氧化剂和还原剂。

分别写出两个半反应式，并分别配平。

将两个半反应式各乘以适当系数，将两个半反应式合并，消去电子。

二、原电池

将化学能转化为电能的装置称为原电池。

原电池符号，如 (-) Zn½Zn²⁺(c₁)‖Cu²⁺(c₂)½Cu (+)

书写方式：

（1）电极之间用‘‖’表示，相与相之间用‘½’隔开。

顺序：(-) s½g½l‖l½g ½s (+)。

（2）气体注明压力，溶液注明浓度。

（3）电对中无导体，外加惰性电极。

原电池的电动势 E＝φ_＋－φ_－ E^θ＝φ^θ₊－φ^θ_－ （化学电源—电池）

三、电极

由氧化还原电对组成

氧化还原电对：由同一种元素的不同氧化数物质所构成的整体称为氧化还原电对。

表示法：氧化型/还原型，例如，Zn²⁺/Zn、H⁺/H₂、Fe^3＋/Fe^2＋。

电极名称及反应：正极━━ 电子流入的电极，发生还原反应；

负极━━ 电子流出的电极，发生氧化反应。

电极电势；金属(或非金属)与溶液中自身离子达平衡时产生的电势差就是电极电势。

电极电势符号：φ或φ^θ ，例如φ_(Zn2+/Zn)。

电极电势的应用： （1）计算电池电动势

（2）计算弱电解质电离常数

（3）计算难溶电解质的溶度积

（4）判断氧化反应的方向和限度

四、Nernst 方程

电池反应： aA＋bB＝cC＋dD

此式称为电池反应的Nernst 方程。

电极反应： 氧化型＋ne ＝ 还原型

φ＝φ^θ＋

此式为电极反应的Nernst 方程。

五、原电池的电动势与反应的吉布斯函数的关系 (例题)

ΔG^θ＝－nFE^θ 或 ΔG＝－nFE

第4部分 物质结构基础

本部分包括教学大纲第五章、第六章和第七章的内容。

第五章 原子结构

5.1原子结构

5.2多电子原子核外电子排布

5.3元素周期表

5.4元素周期律

第六章 分子结构

6.1基本概念

6.2离子键

6.3共价键

6.4金属键

第七章 晶体结构

7.1晶体及其内部结构

7.2离子晶体

7.3金属晶体

7.4原子晶体

7.5分子晶体

一、微观粒子运动的特征

1. Bohr原子模型：

（1）电子只沿某些能量一定的轨道呈圆周运动，既不吸收也不释放能量；

（2）电子在不同轨道跃迁时，吸收或释放能量。能量以光子的形式释放出来，DE = hn

（3）轨道能量是不连续的，即轨道能量是量子化的。P = nh/2p

2. 波粒二象性

微观粒子的运动具有波、粒二象性：集波动性与实物粒子性为一体的特性称为波、粒二象性。所谓“粒子性”是指它具有某些象粒子的特点，又有与宏观粒子相应的物理量等。所谓“波动性”是指它能产生衍射，具有波长(德布罗意波波长或物质波)，但与经典波不同。

3. 波函数：描述微观粒子运动状态的数学函数式，符号为ψ。

Schrödinger方程式：

4. 四个量子数的取值及物理意义：

（1）主量子数(n)：表示电子在原子核外空间出现区域离原子核远近的量子数。是决定电子能量高低、确定原子能级的主因素。

n＝1，2，3，4，……

相应光谱符号 K L M N ……

（2）角量子数(l)：取决于电子运动角动量的量子数，决定波函数角度部分函数图形的形状。它的取值受主量子数的制约。

l= 1，2，3，4，…，(n-1)

相应的光谱符号 s p d f

（3）磁量子数(m)：表示ψ或轨道的空间取向，m有几个值表明轨道有几个空间伸展方向。是决定角量子数在磁场方向分量的量子数。它的取值受角量子数的制约。

m＝ 0，±1，±2，…，±l 共可取（2 l+1）个值。

（4）自旋量子数(m_s)：描述电子自旋运动状态的量子数。

它的取值只有两个：、。

二、核外电子排布规律

1. 基态电子排布三原则

（1）能量最低原理：在基态时，多电子原子核外电子总是尽可能地占据能级较低的轨道。

（2）Pauli不相容原理：在同一原子中不可能有四个量子数完全相同的两个电子。

（3）Hund规则：电子进入等价轨道，尽先占据各个不同的轨道，并且自旋平行。

Hund规则特例：等价轨道在电子全充满、半充满和全空时，原子结构稳定。

2. 原子的电子构型：基态原子的电子分布式称为原子的电子构型。

3. 原子的价电子构型：基态原子的外层电子分布式称为外层电子构型，也称价电子构型。

4. 电子轨道能级：

(1) Pauling近似能级图

① l相同，n越大，能级越高；

② n相同，l越大，能级越高，即s < p < d < f；

③ n和l相同的轨道，能级相同，又称等价轨道或简并轨道；

④ 能级交错现象。

(2) 能级组

可以按照（n + 0.7l）值，将原子轨道分为若干能级组。

轨道	1s	2s	2p	3s	3p	3d	4s	4p	4d	4f	5s	5p	5d	5f	6s	6p	6d	7s
n	1	2	2	3	3	3	4	4	4	4	5	5	5	5	6	6	6	7
l	0	0	1	0	1	2	0	1	2	3	0	1	2	3	0	1	2	0
n+0.7l	1	2	2.7	3	3.7	4.4	4	4.7	5.4	6.1	5	5.7	6.4	7.1	6	6.7	7.4	7

轨道	1s	2s	2p	3s	3p	4s	3d	4p	5s		4d	5p	6s		4f	5d	6p	7s	5f	6d
n+0.7l	1	2	2.7	3	3.7	4	4.4	4.7	5		5.4	5.7	6		6.1	6.4	6.7	7	7.1	7.4
能级组	1	2		3		4				5				6				7
轨道数	1	4		4		9				9				16				7
电子数	2	8		8		18				18				32				32

三、元素周期表

（1）区：根据各元素原子的外层电子构型特点，将周期表划分为五个区，每个区的名称、范围和外层电子构型分别为：

s区：ⅠA，ⅡA ，ns^1~2

p区：ⅢA~ⅦA，0族，ns²np^1~6

d区：ⅢB~ⅦB，Ⅷ，(n-1)d^1~9ns²

ds区：ⅠB，ⅡB， (n-1)d¹⁰ns^1~2

f区：镧系，锕系(n-2)f^0~14(n-1)d^0~2ns²

（2）元素的氧化值：某元素一个原子的荷电数称为该元素的氧化值。

（3）原子半径：在晶体（或分子）中两个原子间距离的一半称为原子半径。

根据原子半径的确定方法，分为金属半径、共价半径和范德华半径三种。

（4）元素的电离能：基态的气态原子（或离子）失去1个电子所需吸收的能量。

（5）元素的电子亲和能：基态的气态原子或负离子获得一个电子所放出(或吸收)的能量。

（6）电负性：元素原子在分子中吸引电子的能力称为电负性。

元素周期表中，元素的氧化值、原子半径、电离能、电子亲和能、电负性以及金属性和非金属性均有一定的规律性。

四、分子结构

1、价键理论(VB)要点：

（1）自旋方向相反的未成对电子可以配对成键。→饱和性

（2）原子轨道最大重叠。→方向性。

共价键：电负性相等或相差很小的非金属元素的原子之间靠共用电子对结合所成的键，称为共价键。

共价键的类型：

按极性分：极性键和非极性键。

按轨道重叠方式分：s键和p键。p键原子轨道重叠少，活泼易反应。

s键：原子轨道“头”对“头”地沿核间连线重叠，所成的键称为s键；

p键：原子轨道“肩”并“肩”地重叠，所成的键称为p键。

配位共价键：成键电子对由一个原子单独提供。

2. 离子键

正、负离子之间由静电引力形成的化学键称为离子键

离子键的特点：电负性差大于1.7；有极性；无方向性和饱和性。

3. 杂化轨道理论

杂化轨道：原子中能量相近的原子轨道线性组合，实现能量的再分配和改变空间伸展方向的原子轨道称为杂化轨道。

杂化轨道主要用以解释分子或配离子的空间构型。

杂化轨道理论要点：

(1) 成键时，中心原子的成键原子轨道能量重新分布，形状发生改变，即杂化。

(2) 有几个原子轨道参加杂化，就生成几个杂化轨道。

(3) 杂化轨道能量相同、形状相同。

杂化轨道的类型和分子的几何构型：

杂化	价电子	几何形状	对称性	极性	实例
sp	ns^2np^0	直线	＋	－	BeCl2, HgCl2, C2H2
sp^2	ns^2np^1	三角	＋	－	BF3, BCl3, C2H4
sp^3	ns^2np^2	四面体	＋	－	CH4, CCl4, CHCl3，C3H6
	ns^2np^3	三角锥	－	＋	NH3, PH3
	ns^2np^4	V	－	＋	H2O, H2S

五、分子间力

1. 分子的极性和变形性

分子的偶极矩：分子总体是电中性的，但分子内部有带正电荷的原子核和带负电荷的电假设正、负电荷分别集中于正电荷中心和负电荷中心，又称为分子的两个极。两极间的距离l与电量q之乘积称为偶极矩，用µ表示。µ=q·l

非极性分子：µ=0的分子称为非极分子。

极性分子：µ≠0的分子称为极性分子。µ越大，分子的极性越强。

分子的极化率：分子在强电场作用下发生变形，正负电荷中心分离，产生的偶极矩，称为诱导偶极。诱导偶极矩的大小与电场强度E成正比：µ=αE，α为分子的极化率。极化率越大，分子的变形性越大。

2. 分子间力的种类

色散力：分子之间由于分子热运动产生的瞬时偶极之间的相互作用力称为色散力。色散力大小与分子变形性有关。分子越大，色散力越大。

诱导力：在极性分子固有偶极的作用下，非极性分子或极性分子产生诱导偶极，诱导偶极与固有偶极之间的作用力，称为诱导力。

取向力：极性分子之间由于固有偶极采取异极相邻的取向而产生的作用力，称为取向力。

色散力、诱导力、取向力是分子间力的三种类型。色散力普遍存在于一切分子之间；诱导力存在于极性分子和非极性分子以及极性分子和极性分子之间；取向力仅存在于极性分子和极性分子之间。

分子间力的特点：无方向性和饱和性；永远存在。

色散力 >> 取向力 > 诱导力

3. 氢键

氢键的形成条件：（1）要有氢原子；（2）x或y原子元素的电负性大、半径小、有孤对电子。一般来说H和N，O，F形成的化合物能形成氢键。

氢键的特点是：键能与分子间力数量级相同；氢键强弱与元素电负性有关；氢键具有方向性和饱和性。这一点使氢键有别于分子间力而类似于化学键。

六、晶体结构

1. 晶体类型

(1) 晶体与非晶体性质比较

(2) 晶体分类：离子晶体、分子晶体、原子晶体、金属晶体。

离子晶体：晶格结点之间的力是离子键。

特征：熔点高。硬度高。加工性差。易溶于水。导电性好。

原子晶体：晶格结点粒子为原子，以共价键结合。

特征：熔点高，硬度高，导电、导热性差。

分子晶体：晶格结点粒子为分子，以分子间力结合。

特征：熔点、硬度低。

2. 离子极化

离子极化理论：离子的极化是指离子在外电场的作用下，发生变形产生诱导偶极的过程。

离子的极化力：离子使其它(电荷相反的)离子(或分子)极化(变形)的能力。

离子的变形性：是指离子在其它离子的作用下发生极化变形的能力。

阳离子，极化作用占主要地位；阴离子，变形性占主要地位。

离子极化作用的强弱主要取决于：

（1）离子的电荷：电荷数愈多，极化作用愈强。

（2）离子的半径：半径愈小，极化作用愈强。

（3）离子的外层电子结构：当离子的电荷数相同、半径相近时，极化作用的大小关系是：

8电子＜9～17电子＜18电子18+2电子

离子的变形性大小主要取决于：

（1）离子的电荷：随着正电荷数的减少或负电荷数的增加，变形性增大。

（2）离子的半径：随着半径的增大，变形性增大。

（3）离子的外层电子结构：8电子型离子变形性较小，其它型的离子变形性较大。

相互极化作用(附加极化作用)：在讨论离子的相互极化时，主要考虑阳离子对阴离子的极化作用。但当阳离子的变形性也较大时，容易引起两种离子之间相互的附加极化作用，使化合物的键型表现出由离子键向共价键过渡。(例题)

第5部分 元素知识

本部分包括教学大纲第九和第十章的内容。

第九章 非金属元素及其重要化合物

9.1 空气、氢气、氧气和水

9.2 卤素

9.3 硫

9.4 碳和硅

9.5 氮

第十章 金属元素及其化合物

10.1 金属通论

10.2 碱金属 碱土金属

10.3 铝分族和锗分族

10.4 铜族和锌族

10.5 过渡元素

一、单质的性质

1. 物理性质

单质的晶体结构变化规律：同一周期从左至右，由典型的金属晶体向分子晶体过渡，其间出现原子晶体、层状或链状等过渡型晶体。

单质的物理性质变化规律：单质的熔点、沸点和硬度，一般说来，同周期相比是中间大两端小。对于短周期来说，ⅣA族最大；对于长周期而言，ⅥB族附近最大。

s区：由于原子半径较大，晶体中金属键较弱，所以它们的密度小、熔点低、硬度小，属于轻金属、低熔金属和软金属。由于同周期元素自左至右，原子半径减小，所以同周期的ⅡA族与ⅠA族相比，熔点、沸点较高，密度、硬度较大。

d区：由于原子半径较小，有效核电荷较大，所以能参加成键的电子数较多；从左至右，未成对的d电子数逐渐增多，增加了金属键和晶格能量，所以该区金属一般具有熔点、沸点高和硬度大的特点，尤其是ⅣB－ⅦB族金属。

ds区：对于同周期的ⅠB族与ⅡB族元素来说，ⅡB族的原子半径较大；ⅠB族元素的(n-1)d轨道刚填满部分d电子能参加成键，保持着d区元素的特征，而ⅡB族元素的d电子难于参加成键，具有p区元素的特征，所以，ⅠB族金属偏向d区，熔点、沸点稍高，硬度略大；ⅡB族金属偏向p区，熔点、沸点低，硬度略小。

p区：右上方是非金属，其单质是分子晶体，熔点沸点一般很低；左下方是金属，它们的晶体结构有向分子晶体逐渐转变的趋势，因而它们的熔点、沸点和硬度在金属中是较低的，属于低熔金属；p区斜对角线和中部的一些单质，处于金属和非金属之间。

2. 化学性质

单质的化学性质通常表现为氧化还原性。单质的化学性质首先决定于组成元素的原子电子层结构以及原子半径等。其次，与分子结构、晶体结构有关。再其次与反应进行的条件有关。

（1）金属单质的还原性

基本符合元素周期中金属性的递变规律。

与O₂的作用：s区金属极易被氧化，除生成普通氧化物外，还可生成过氧化物和超氧化物。

2Mg + O₂ ＝ 2MgO 4Li + O₂ ＝ 2Li₂O

2Na + O₂ ＝ Na₂O₂ (过氧化钠) K + O₂ ＝ KO₂ (超氧化钾)

p区常见金属Sn、Pb、Sb、Bi都不甚活泼，在空气中无显著作用，只有Al较活泼，但由于生成致密氧化膜阻止了反应的继续进行；d区及ds区金属，第4周期元素(Sc除外)与O₂常温下作用不显著。除ⅢB族外，该区第5、6周期金属都很不活泼，与O₂无明显作用。

与H₂O的作用：主族中的活泼金属与水反应。通式：

M + nH₂O ＝ M(OH)_n + H₂↑

ⅠA 族反应剧烈，ⅡA族程度次之，ⅢA族的Al与水几乎不反应；d区及ds区金属，除ⅢB族的Sc、Y外，常温都不与水作用，高温时部分与水反应。如：

3Fe + 4H₂O(g) ＝ Fe₃O₄ + 4H₂↑

Zn + H₂O(g) ＝ ZnO + H₂↑

与酸作用：j^q值为负的金属，一般都与非氧化性酸发生置换而放出氢气。s区金属作用最剧烈；p区金属作用程度次子；d区及ds区金属，除钒外的多数第4周期金属能与酸作用。通式：

M＋nH⁺ ＝ Mⁿ⁺＋H₂↑

与碱作用：只有少数金属如Zn、Al、Sn、Ga、Pb、In能和碱溶液作用，表现了它们向非金属过渡、它们的氧化物和氢氧化物具有两性性质。

（2）非金属单质的氧化还原性

绝大多数非金属单质既有氧化性又有还原性。活泼的非金属单质用作氧化剂，如F₂, O₂, Cl₂；较不活泼的非金属单质用作还原剂，如C, H₂；极不活泼的用作惰性介质，如Ar, N₂。(蛋白质中的氮)

二、无机化合物

1. 常见化合物的物理性质

(1) 氯化物的熔点、沸点及其晶体结构

同周期主族元素的氯化物，如：

NaCl MgCl₂ AlCl₃ SiCl₄

正离子电荷数增加， 半径减小， 极化作用增强

晶体类型 离子晶体 层状晶体 层状晶体 分子晶体

(过 渡 型 晶 体)

熔点(K) 1074 987 463(加压) 203

从左到右，依次降低

同一金属的不同氧化数的氯化物：一般地，高氧化数金属的氯化物比低氧化数金属氯化物的熔点、沸点要低些。

各区氯化物：

s区除MgCl₂、BeCl₂外，一般来说为离子晶体，熔点、沸点较高。

d区及ds区为过渡型晶体，低氧化数金属氯化物易偏向离子型，熔点、沸点较高；高价氧化数金属氯化物易偏向分子型，熔点、沸点较低。

p区的非金属氯化物大多为分子晶体，熔点、沸点低；p区的金属氯化物一般为过渡型晶体，类似d区及ds区的氯化物，但更易偏向分子型，熔点、沸点低。

(2) 氧化物的物理性质及其晶体结构

一般规律(对普通氧化物)：由于O^2－离子半径小，不易被极化，所以，“正离子”极化作用弱时为离子型氧化物；“正离子”极化作用强时，相互极化的结果，变为共价型(分子型或原子型)氧化物。

金属性强的氧化物是典型的离子晶体，熔点、沸点较高，硬度较大。非金属的氧化物都是共价型化合物，多数在固态是分子晶体，熔点、沸点低；少数是原子晶体(如SiO₂，熔点、沸点高、硬度大)以及过渡型晶体(如As₂O₃)。金属性不太强的元素的氧化物大多是过渡型化合物，其中低氧化数的氧化物偏向离子型(如MnO，熔点高，硬度 较大)，高氧化数的氧化物偏向共价型(分子晶体，如Mn₂O₇)。

2. 常见无机化合物的化学性质

(1) 氯化物的水解

氯化物溶于水时，主要表现为难溶于水，不水解；溶于水、不水解；溶于水、同时进行水解三种形式。其水解是因为氯化物RCl_x中，Cl^－离子的极化作用较小，所以正离子R^x+与水分子的相互极化作用起了决定作用。

(2) 氧化物及其水合物的酸碱性

① 一般规律

a. 同周期元素的最高氧化数的氧化物及其水合物，从左至右，碱性逐渐减弱，酸性逐渐增强。

b. 同族元素相同氧化数的氧化物及其水合物，从上至下，碱性逐渐增强，酸性逐渐减弱。

c. 同一元素不同氧化数的氧化物及其水合物，高氧化数比低氧化数的酸性要强。

② 碱性、两性、酸性氧化物及其水合物在元素周期表中的分布

a. 形成碱性氧化物及其水合物的元素，一般是低氧化数(+1、+2、+3的金属元素，主要在s区、d区及ds区。

b. 形成两性氧化物及其水合物的元素，一般是中间氧化数(+2、+3、+4)的弱金属元素，主要在p区、d区及ds区。

c. 形成酸性氧化物及其水合物的元素，一般是较高氧化数(+3～+7)的非金属元素和弱金属元素，主要在p区、d区。

③ R-O-H模型

氧化物的水合物，不论其为酸性、碱性或两性，都可以看做是氢氧化物。如果R代表成碱或成酸元素，用x表示元素R的氧化数，则可用一个通式，R(OH)_x，来表示这种氢氧化物，如氧化钙、氧化铝、氧化硼和三氧化硫的水合物分别表示为Ca(OH)₂、Al(OH)₃、B(OH)₃。氧化硼的水合物通常表示为H₃BO₃，但其结构式为

氧化物的水合物酸碱性变化规律，可以简单地用R－O－H模型来说明。

在R－O－H模型中，把R(OH)_x化合物的电离分为酸式电离和碱式电离，如下图所示，

第一种离解方式是R—O键断裂(I处)，电离出OH^-离子，化合物发生碱式电离；第二种离解方式是O—H键断裂(II处)，电离出H⁺离子，化合物发生酸式离解。

在R－O－H模型中，R、O、H都被看作是离子。R^x+的电荷数越大，半径越小，则它与O^2-之间的吸引力越大，它与H⁺之间的排斥力也越大，越易发生酸式解离，酸性越强。反之，易发生碱式电离，碱性越强。

④ 鲍林规则

规则1，多元含氧酸相邻两级电离常数相差10⁴～10⁵倍。

规则2，通式为(HO)_mRO_n的含氧酸，n值越大，酸性越强；n值越小，酸性越弱。n = 0，为弱酸；n = 1，为中强酸；n = 2，为强酸；n = 3，为极强酸。

(3) 含氧酸及其盐的热稳定性

含氧酸盐的热稳定性可以用分解温度来衡量。分解温度越高，其热稳定越大。含氧酸盐的热稳定性有如下规律。

a. 同一种元素的含氧酸，其正盐及酸式盐的热稳定性次序是：正盐＞酸式盐＞酸，例如，Na₂CO₃＞NaHCO₃＞H₂CO₃。

b. 同一种元素含氧酸的正盐，金属离子不同时，盐的热稳定性次序是：碱金属盐＞碱土金属盐＞过渡金属盐＞铵盐，例如，Na₂CO₃＞CaCO₃＞ZnCO₃＞(NH₄)₂CO₃。

c. 同主族金属元素的同一种含氧酸的盐，热稳定性随金属原子半径增大而增大，例如，MgCO₃＜CaCO₃＜SrCO₃＜BaCO₃。

d. 同一种元素的含氧酸，高氧化数的含氧酸比低氧化数的含氧酸稳定，它们相应的含氧酸盐的稳定顺序也是这样，例如，NaClO<NaClO₂<NaClO₃<NaClO₄。

e. 含氧酸的热稳定性与其盐的热稳定性，一般说来有对应关系。酸较稳定，其盐也较稳定；酸不稳定，其盐也不稳定。例如：碳酸、硝酸、亚硝酸、重铬酸、高锰酸等热稳定性较差，其对应的盐都不稳定，易分解；而硫酸、磷酸的热稳定性很大，它们的盐都是难于分解的盐。

(4) 含氧酸及其盐的氧化还原性

a. 硫的含氧酸及其盐

浓H₂SO₄是一种强氧化性酸，加热时氧化性更显著，可以氧化许多金属和非金属，通常还原产物为SO₂，当还原剂的还原性很强时，可被部分还原为S甚至H₂S。

Cu +2H₂SO₄ (浓) ＝ CuSO₄ + SO₂ + 2H₂O

H₂SO₄ (浓) + 8HI ＝ 4I₂ + H₂S + 4H₂O

3Zn + 4 H₂SO₄ (浓) ＝ S + 3ZnSO₄ + 4H₂O

稀硫酸的氧化性来自其H⁺离子。硫酸盐不具氧化性。

焦硫酸H₂S₂O₇可以被看做是两硫酸分子失去一个水分子后的产物，它具有比浓H₂SO₄更强的氧化性。但在水中，焦硫酸根又变成硫酸根。

在H₂S₂O₈分子式中，形式上S的氧化数为+7。所有的过二硫酸及其盐都是强氧化剂，其本身被还原为硫酸盐，如

2Mn²⁺ + 5 + 8H₂O 2 + 10 + 16H⁺

在亚硫酸(H₂SO₃)及其盐中，S的氧化数是+4，属于中间价态，所以亚硫酸及其盐既有氧化性又有还原性，但以还原性为主。在酸性条件下，亚硫酸及其盐既有一定氧化性，又显较弱的还原性，但在碱性条件下则显强还原性。

硫代硫酸(H₂S₂O₃)非常不稳定，但硫代硫酸盐是相当稳定的。S₂O₃^2-离子中的两个硫原子的平均氧化数是+2，因而，Na₂S₂O₃具有一定的还原性。

碘单质可以定量地将Na₂S₂O₃氧化成连四硫酸钠Na₂S₄O₆，

2 Na₂S₂O₃ + I₂ ＝ Na₂S₄O₆ + 2NaI

此反应广泛用于分析化学，用以测定I₂或简介测定其他氧化性物质的含量。

	氧化性减弱，还原性增强
H2S2O8	H2S2O7	H2SO4	H2SO3	H2S2O3
	氧化性增强，还原性减弱

b. 氮和磷的含氧酸及其盐

N的含氧酸有两种，即硝酸(HNO₃)和亚硝酸(HNO₂)，均具有氧化性。由于硝酸分子中N处于最高氧化态，加之不稳定易分解放出NO₂和O₂，所以HNO₃具有很强的氧化性，能与众多的金属和非金属反应，反应产物与硝酸浓度及还原剂的还原性有关。HNO₂或NO₂^-既具有氧化性又有还原性，且以氧化性为主。

磷的各种含氧酸在酸性和碱性介质中都不显氧化性。

磷酸(H₃PO₄)是不挥发的三元中强酸，无氧化性也无还原性。

亚磷酸(H₃PO₃) 是二元中强酸，还原性较强，能还原中等强度的氧化剂，而自身被氧化成H₃PO₄，如

H₃PO₃ + 2Ag⁺ + H₂O ＝ H₃PO₄ + 2 Ag + 2H⁺

次磷酸(H₃PO₂)是一元中强酸，次磷酸及其盐的还原性极强，能还原一些具有弱氧化性的金属离子，如

H₃PO₃ + Ni²⁺ + 2H₂O ＝ H₃PO₄ + Ni + 2H⁺

因而，次磷酸盐主要用于化学镀，在金属、塑料等表面镀银或镍等。

c. 氯的含氧酸及其盐

氯、溴、碘可与氧分别形成次卤酸HXO、亚卤酸HXO₂、卤酸HXO₃和高卤酸HXO₄（高碘酸H₅IO₆），并生成相应的含氧酸盐。其中具有较多实际用途的是氯的各种含氧酸。

氯的各种含氧酸及其盐均是较强的氧化剂，其氧化性依Cl的氧化数增加而提高。

	稳定性增强，氧化性减弱
HClO	HClO2	HClO3	HClO4
NaClO	NaClO2	NaClO3	NaClO4
	稳定性增强，氧化性减弱

次氯酸很不稳定，具有强氧化性，漂白粉的漂白作用即缘于其中强氧化剂次氯酸钙。冷的稀HClO₄水溶液氧化性比HClO₃弱，无明显氧化能力。热的浓HClO₄水溶液则氧化性很强，是强氧化剂，常用于消解复杂的矿物或稳定有机物。

d. 过渡金属的含氧酸及其盐

过渡金属的含氧酸盐中常见的是铬酸盐和高锰酸盐。KMnO₄是最常用的氧化剂之一，其氧化能力和还原产物因介质的酸碱度不同而有很大差异，在酸性条件下被还原为Mn²⁺，碱性条件下被还原为MnO₄^2-，中性条件下则被还原为MnO₂。

铬酸盐在碱性介质中无氧化性，在酸性介质中转化为重铬酸盐，如K₂Cr₂O₇具有较强的氧化性，本身被还原为绿色的Cr³⁺。(例题)

  
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