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第一章·原子结构
一、基本概念（重点）
（1） ：代表概率密度；
（2）n：主量子数（电子层数），n值的大小表示电子的能量高低。 n值越大表示电子所在的层次离核较远，电子具有的能量也越高；
（3）l：角量子数（能级），l表示电子云的形状，对于多电子原子l也是决定电子能量高低的因素。Ens < Enp < End < Enf； E1s < E2s < E3s < E4s；
l
亚层符号
0
s
1
p
2
d
3
F
l 的取值 0 1 2
轨道形状 球形 亚铃形 四叶花瓣形
光谱符号 s轨道 p轨道 d轨道

（4）n与l的关系：
n
1
2
3
4
电子层
第一
第二
第三
第四
l
0
0 1
0 1 2
0 1 2 3
亚层
1s
2s 2p
3s 3p 3d
4s 4p 4d 4f

（5）m：磁量子数，m 表示电子云在空间的伸展方向，每一个m值代表一个伸展方向，磁量子数与能量无关；
（6）s：自旋角动量量子数，自旋量子数 ms＝+1/2和-1/2。电子的自旋只有两个方向，顺时针和逆时针方向，通常用“↑”和“↓”表示 。
二、结论与规律（重点）
（1）描述一个原子轨道的能量高低，用两个量子数（n，l）
（2）描述一个原子轨道，用三个量子数（n，l，m）
（3）描述一个原子轨道上运动的电子，用四个量子数（n，l，m，s）
（4）同一原子中，没有四个量子数完全相同的两个电子存在。
（5）l相同时， n越大，能量越高：E1s < E2s < E3s < E4s
原因：屏蔽效应：内层电子对外层电子的排斥相当于部分抵消了核对电子的吸引作用。轨道能量升高。
（6）n相同时，l越大，能量越高：Ens < Enp < End < Enf
原因：钻穿效应：外层电子可能钻到内层出现在离核较近的地方的现象。l 越小，钻穿能力越强。钻穿结果降低了其它电子对它的屏蔽作用，起到了增加有效核电荷，降低轨道能量的作用。
（7）n 与l 都不同的时候，一般n 越大，能量越高。
但有反常情况：E 4s < E 3d 能级交错
原因： 4s电子的钻穿能力较强
三、多电子原子中电子的填充规律（三条，重点）：
（1）能量最低原理
（2）泡利不相容原理：在同一原子中没有运动状态完全相同的电子。
（3）洪特规则：在等价轨道中，电子尽可能分占不同的轨道，且自旋方向相同。作为洪特规则的特例，等价轨道全充满，半充满或全空的状态是比较稳定的。
四、电子排布式的书写（重点）：
1、按电子层的顺序，而不是按电子填充顺序书写。
2、内层→原子芯[稀有气体符号]
如：11Na 1s22s22p63s1 [Ne]3s1
26Fe 1s22s22p63s23p63d64s2 [Ar]3d64s2
五、副族（重点）
（1）ⅢB~ⅦB族，族数 = (n-1)d及ns电子数的总和；
（2）ⅧB族有三列元素，(n-1)d及ns电子数和为8~10；
（3）IB、ⅡB族，完成(n-1)d10结构；ns电子数 = 族数。
六、原子的共价半径的变化规律（重点）
（1）同一周期元素原子半径的变化规律
短周期：自左至右原子半径逐渐↓，变化幅度较大；
长周期过渡元素：自左至右，原子半径逐渐↓，变化幅度较小，变化不太规律。
钪系收缩： rGa < rAl
镧系收缩：使镧系之后第六周期副族元素的原子半径与第五周期副族中的相应元素的原子半径相近，化学性质相似，难于分离。
（2）周期表中各族元素原子的共价半径变化规律：
同一主族元素自上而下，由于主量子数↑ ，原子半径↑ ；
同一副族元素，自上而下变化幅度小，第五六周期元素原子半径非常接近。
七、电离能（了解）
某气态原子失去一个电子,变成一个气态正一价离子所需吸收的最低能量。金属性越强，电离能就越低。
八、电子亲和能（了解）
某气态原子与一个电子结合成一个气态的负一价离子所放出的能量。非金属性强，亲和能低。
九、电负性（重点，概念题）
元素的原子在分子中吸引电子的能力。电负性大，吸电子能力强。
1. 同一周期中，左－－右，电负性增大。
同一主族中，上－－下，电负性减小。
2. 元素F的电负性最强，元素Cs的电负性最弱。
F的非金属性最强，Cs的金属性最强。
本章小结
掌握：
1、四个量子数的名称、符号、取值和意义。
2、原子轨道、概率密度、概率、电子云等概念。
3、核外电子排布的规律。
4、能熟练写出常见元素原子的核外电子排布。
熟悉：
1、电子的波粒二象性、测不准原理、量子化和能级等概念。
2、原子半径、电负性的周期性变化规律。
3、元素周期表的特征，根据电子构型能确定元素在周期表中的位置。

第二章·分子结构
一、离子键及其特点（概念题）：
(1)定义：正负离子间的静电吸引力叫做离子键。
(2)特点：既没有方向性，也不具饱和性。
(3)本质：静电作用力
(4)生成条件：原子间电负性相差较大
(5)离子性与元素电负性有关，电负性越大，离子性越高
(6)离子键的强度用晶格能U表示，晶格能U越大，则形成离子键时放出的能量越多，离子键越强。
波恩—哈伯（Born-haber）循环计算晶格能

(7)晶格能应用：
晶格能大小用来比较离子键的强度和晶体的牢固程度
晶格能越大，表示结合力越强，晶体越牢固，熔点越高，硬度越大

二、离子的特征（概念题）
（1）离子电荷高，离子间的静电引力强，相应化合物的熔点就高
（2）同族元素离子半径自上而下递增
（3）同一周期的正离子半径随离子电荷增加而减少；负离子半径随离子电荷增加而增大。
（4）同一元素负离子半径大于原子半径；正离子半径小于原子半径
（5）正电荷越高，半径越小
（6）离子半径越小，离子间吸引力越大，相应化合物的熔沸点越高
（7）一般来讲，离子电荷和半径大致相同的条件下，不同构型的正离子对同种负离子的结合力大小有如下规律：
8 电子层＜ 9-17 电子层＜18 或18+2 电子层
三、共价键（重点）
（一）共价键的本质：重叠部分越大，键越牢固，分子越稳定。
(二) 共价键的特点
（1）本质为电性，但不为静电引力。
（2）有饱和性 由单电子数目所决定
（3）有方向性：沿原子轨道最大重迭方向成键
（三）共价键类型
（1）σ键：原子轨道沿键轴（成键核间连线）以“头碰头” 方式进行重叠。
如s-s轨道、s-px轨道和px-px 轨道重叠。
（2）π键----相互平行的轨道“肩并肩” 重叠
如p-p、d-p、d-d
（四）键能：键能越大，键越牢固，分子越稳定。
（五）键长：一般键长越短，键越强
（六）键角：是决定分子空间构型 的主要因素。
四、杂化轨道（重点）
（一）孤立原子轨道本身不会发生杂化;
（二）只有能量相近的原子轨道才能发生杂化。
例： (2s，2p) (3s，3p) (4s，3d，4p)等
（三）等性与不等性杂化
（1）等性杂化：所有的杂化轨道都是等同的。
（2）不等性杂化：孤对电子造成的不完全等同的杂化
五、偶极矩（了解）
（1）衡量分子极性大小的量度
（2）μ=q×d
d-- 正、负电荷重心的距离；
q-- 偶极上一端的电荷。
μ=0为非极性分子
（3）电偶极矩愈大表示分子的极性愈强
六、Van der Waals力（了解）
（1）取向力:由于极性分子的取向而产生的分子间吸引作用。
（2）诱导力:由于诱导偶极而产生的分子间相互作用。
（3）色散力:由于瞬时偶极而产生的分子间相互作用。
（4）van der Waals力的特点：
– 静电引力，作用能比化学键小1～2个数量级
– 作用范围只有几十到几百pm；
– 不具有方向性和饱和性；
– 大多数分子色散力为主。
七、氢键（重点）
（一）氢键形成的条件：
（1）氢与电负性大、半径小的元素成键
（2）分子中有电负性大具有孤电子对，半径小的元素（F、O、N）。
（二）氢键的特点——不是化学键
①键能介于化学键和分子间作用力之间
②具有饱和性和方向性
（三）氢键的强弱顺序：和H两侧的原子的电负性有关
（四）氢键的类型：分子内氢键和分子间氢键
（五）氢键对物质性质的影响
(1) 有分子间氢键的化合物的熔点和沸点比没有氢键的同类化合物为高。
(2) 有分子内氢键的化合物的沸点，熔点不是很高。
(3) 氢键会影响物质的溶解度、密度、粘度等。
a.溶质和溶剂间形成氢键，可使溶解度增大；
b.若溶质分子内形成氢键，则在极性溶剂中溶解度小，而在非极性溶剂中溶解度增大。
本章小结
掌握：
1、共价键的本质和分类（σ键、π键的形成和特点）
2、杂化轨道理论的基本要点及应用。
3、分子间力和氢键的类型、特征。
熟悉：
1、键参数
2、氢键的形成条件及其对物质的物理性质的影响。

第三章·沉淀溶解（重点，计算题）
一、 溶度积
（1）溶度积只与温度有关
（2）只有在饱和溶液中才存在沉淀溶解平衡

【例3-6】 氯化银在298K时的溶解度为1.91 × 10-3 g·L-1，求其溶度积。
解： 已知氯化银的摩尔质量M为143.32g .mol-1:
1. 将氯化银的溶解度S单位换算为mol·L-1：
1.91 ×10-3/143.32 = 1.33 ×10-5(mol·L-1)
2. 写出平衡式：
AgCl(s)Ag+(aq) + Cl- (aq)
∴Ksp,AgCl = [Ag+ ][Cl-] = S2 = (1.33 ×10-5)2 ＝1.77 × 10-10

（3）对于相同类型难溶电解质，其溶解度 S 可以直接与 溶度积Ksp比较; Ksp ↑, S↑.
（4）对于不同类型难溶电解质，其溶解度 S 不能直接与 溶度积Ksp比较。
二、溶度积(Ksp)与溶解度(S)的关系

溶度积和溶解度之间的换算必须是有条件的：
1. 难溶电解质的离子在溶液中不能发生任何化学反应。
2. 难溶电解质溶于水后要一步完全电离。

三、溶度积规则
① 离子积Qc：任一条件下溶液中离子浓度幂的乘积
② 溶度积规则
（1）Qc = Ksp 饱和溶液，处于沉淀-溶解平衡
Qc ＜ Ksp 不饱和溶液，或沉淀溶解
Qc ＞ Ksp 生成沉淀
（2） 同离子效应
在难溶电解质饱和溶液中加入含有共同离子的易溶强电解质，沉淀溶解的多相平衡发生相对移动，结果使难溶电解质溶解度降低的现象叫做同离子效应。
（3） 盐效应
在难溶电解质的饱和溶液中加入某种不含相同离子的易溶电解质，使难溶电解质的溶解度比同温时纯水中的溶解度增大的现象。
（4） 同离子效应与盐效应的效果相反，但前者比后者显著得多。当有两种效应时，可忽略盐效应的影响
（5） 对同一类型的沉淀，Ksp越小越先沉淀，且Ksp相差越大分步沉淀越完全
四、沉淀的溶解
1. 生成弱电解质使沉淀溶解
2. 生成配离子使沉淀溶解
3. 发生氧化还原反应使沉淀溶解

第四章·酸与碱（重点，计算题）
一、共轭酸碱对（强酸弱碱、弱酸强碱）
二、反应实质（概念题）
（1）酸碱反应的实质是质子的传递
（2）电离作用的实质水与分子酸碱的质子传递反应
（3）中和反应的实质质子的传递作用
（4）水解反应的实质水与离子酸碱的质子传递反应
三、酸碱的强弱(以水为溶剂进行比较)
（1）Ka，Kb 只与物质的本性和温度T有关，与浓度无关 （参考p72 表5－2）
（2）Ka越大，酸性越强； Kb越大，碱性越强
四、离子积
（1）水的离子积适用于纯水和所有稀水溶液。
（2）Kw = Ka.Kb，即固定温度下，Ka与Kb成反比。说明酸愈弱，其共轭碱愈强；碱愈弱，其共轭酸愈强。

【例3-1】已知NH3的为Kb为1.79×10-5 ，试求NH4+的Ka。
解：NH4+是NH3的共轭酸, 故:
Ka = Kw / Kb
= 1.00 ×10-14 / (1.79×10-5 )
= 5.59 ×10-10
答： NH4+的Ka为5.59 ×10-10。

五、pH值
（一）

[H+] [OH-]=1.0×10-14
（二）一元弱酸中H+浓度的近似计算公式
当c/Kaθ≥500时，α< 5%，即c-[H+] ≈c，则：

六、计算酸性溶液中[H+]浓度、pH值的步骤
七、一元弱酸（HA）和一元弱碱B的浓度计算公式

八、电离度
（1）
（2）c↑，[H+] ↑,α↓；c→0，α→100％
九、多元弱酸、弱碱 （了解）
(1) Ka2co≥20Kw（忽略水的质子平衡）
(2) Ka1＞＞Ka2，Ka1/Ka2＞102，作一元酸处理：
(3) 多元弱碱与多元弱酸同理。
(4) K=Ka1·Ka2

十、同离子效应和盐效应
（一）同离子效应：
在弱酸或弱碱的水溶液中，加入与弱酸或弱碱含有相同的离子的易溶性强电解质，使弱酸或弱碱的解离度降低的现象。
（二）盐效应
在HAc溶液中加入不含相同离子的强电解质如NaCl ，离子之间的相互牵制作用增大，使HAc的解离度略有增大的效应。
产生同离子效应时，必然伴随有盐效应，但同离子效应的影响比盐效应要大得多，所以一般情况下，不考虑盐效应液不会产生明显影响。
十一、影响平衡移动的因素

[H+] 或[OH-]
电离度α
酸或碱的
浓度增大
↑
↓
同离子效应
↓
↓
盐效应
↑
↑

十二、缓冲溶液及缓冲机制
一、缓冲溶液：能够抵抗外来少量强酸、强碱，或稍加稀释时可保持其pH基本不变的溶液。
二、缓冲作用：缓冲溶液对强酸、强碱或稀释的抵抗作用。
三、组成
具有足够浓度的共轭酸碱对——缓冲对
如：HAc ~ Ac-、NH4+ ~ NH3
1）弱酸及其对应盐：HAc ~ NaAc
2）酸式盐及其次级盐：NaH2PO4 ~ Na2HPO4
3）弱碱及其对应盐：NH4Cl ~ NH3
十三、缓冲溶液pH的计算

第五章·氧化还原（重点）
氧化还原的实质：电子得失→氧化值变化
一、氧化数
定义：某元素一个原子的表观荷电数。（化合价）
二、氧化还原反应方程式的配平
（一）配平原则：
① 电荷守恒：元素原子氧化数升高的总数等于元素原子氧化数降低的总数。
② 质量守恒：反应前后各元素原子总数相等。
（二） 氧化数法
（三）离子-电子法(半反应法)
电对符号：氧化型／还原型（Ox/Red)
Zn2+ /Zn, Cu2+ / Cu，MnO4- / Mn2+
（1）写出未配平的离子反应方程式 ：
MnO4- + SO32- + H+→ Mn2+ + SO42- + H2
(2)将反应分解为两个半反应方程式
还原: MnO4- → Mn2+
氧化: SO32- → SO42-
(3)使半反应式两边相同元素的原子数相等
MnO4- + 8H+ → Mn2+ + 4H2O
SO32- + H2O → SO42- + 2H+

(4)用加减电子数方法使两边电荷数相等
MnO4- + 8H+ + 5e- → Mn2+ + 4H2O
SO32- + H2O - 2e- → SO42- + 2H+
(5)根据原则1，求出最小公倍数，乘以两个半反应式，并相加。

(6)整理，即得配平的离子反应方程式。
2MnO4-+5SO32-+6H+ → 2Mn2++3H2O+ 5SO42-
三、原电池
化学能→热能
(–) Zn| ZnSO4(c1)‖CuSO4(c2) | Cu (+)
(1) 负极写在左边，正极写在右边。
(2) “‖” 表示盐桥， “|” 表示相界面，同一相中不同物质间用“,”隔开。
(3) 离子紧靠盐桥写。
(4)电极中各物质的物理状态应标注出来，溶液则标明浓度，气体标明压强
盐桥：盐桥只能降低液接电势，但不能完全消除。

【例5-7】将下面的反应设计为原电池，写出正、负极的反应和电池符号：
2MnO4- + 16H＋ +10 Cl - ≒ 2Mn2＋ +5Cl2 + 8H2O
解：
正极(还原)： MnO4- + 8H+ + 5e -≒ Mn2+ + 4H2O
负极(氧化)：2Cl-－2e- ≒ Cl2
电池符号：

四、电极电势
（1）E = E(正极)– E(负极)
（2）标准电极电势(EΘ ) :离子浓度为1mol/L，气体分压为100KPa，温度为298K时的电极电势。
1. EΘ应在标准态的条件下使用，只适用于水溶液反应，不适用非水溶液和高温下的固相反应.
2. 标准电极电势表中的电极反应，均以还原形式表示：
氧化型＋ne- ≒ 还原型
3. 注意: Fe2+＋2e≒ Fe EΘ(Fe2+/ Fe ) ＝－0.440V
Fe3+＋e ≒ Fe2+ EΘ(Fe3+ / Fe2+)＝ +0.771V
4. EΘ为强度性质，与半反应的书写形式无关。
如： Cl2+2e ≒ 2Cl- EΘ ＝1.358V
1/2Cl2+e ≒ Cl- EΘ ＝1.358V
5. 对于共轭氧化还原对，强氧化剂弱还原剂，强还原剂弱氧化剂。
五、判断氧化剂、还原剂的相对强弱

六、氧化还原反应进行的方向（标准状态下）
EΘ > 0 反应按正方向自发进行
EΘ = 0 反应达平衡状态
EΘ < 0 反应按逆方向自发进行
七、能斯特方程

当T=298K时， Nernst方程为：

八、溶液中各物质浓度对电极电位的影响
1. 酸度对电极电位的影响
2. 沉淀的生成对电极电位的影响
3. 生成弱酸(或弱碱)对电极电位的影响
本章小结
1、氧化还原反应基本概念和配平。
2、原电池的组成方式，正负极的判断和电极反应。
(1) 正极反应 (2) 负极反应
(3) 总反应 (4) 电池符号
(5) 标准电极电势 EJ (6) 标准电动势 EJ = EJ +－EJ －

第六章·配位化合物（重点，命名）
一、定义
具有孤对电子的离子或分子和具有空轨道的原子或离子通过配位键组成的化合物。
二、配合物的组成

内界: 中心原子与配体，以配位键成键
外界：与内界电荷平衡的相反离子
中心原子：提供空的轨道以接受电子对

① 金属阳离子:如K4[Fe(CN)6]
② 某些非金属元素: 如[SiF6]2-
③ 中性原子:如Ni(CO)4和Fe(CO)5

2.配体：提供孤对电子或π电子
①是指与中心离子结合的分子或离子。
②配体中直接与中心离子（或原子）结合的原子叫配位原子。
③配体的分类(P208 表9－2)

3.配位数
直接同中心离子配位的原子数目叫它的配位数。
若为单齿配体，配位数＝配体数。
若为多齿配体，配位数≠配体数。

说明：①一般中心原子配位数为2、4、6
②配离子的电荷数等于中心原子和配体电荷的代数和
三、配合物的命名
（一）配合物的特征部分内界的命名方法
[Cu(NH3)4]2+ 四 氨 合 铜 (II) 离子
®配体数(以汉字数码表示)
® 配体名称(不同配体之间以圆点(·)分开)
® 合(表示配位结合)
® 中心离子名称
® 中心离子氧化数(加括号，以罗马数字表示)
（二）混合配体
(1) 先无机配体，后有机配体。
[CoCl (NH3)3en]2+ 一氯·三氨·乙二胺合钴(III) 离子
(2) 先阴离子，再中性分子，后阳离子的名称。
[PtCl3NH3]- 三氯· 一氨合铂(II)离子
(3) 同类配体，按配位原子元素的英文字母顺序。
[Co(NH3)5H2O]3+ 五氨· 一水合钴(III)离子
(4)同类配体同一配位原子时，将含较少原子数的配体排在前面。
[Pt(NO2)(NH3)(NH2OH)(Py)]Cl 氯化硝基·氨·羟氨·吡啶合铂(II)
(5) 配位原子相同，配体中所含的原子数目也相同时，按结构式中与配原子相连的原子的元素符号的英文顺序排列。
[Pt (NH2)(NO2)(NH3)2] 氨基·硝基·二氨合铂(II)
(6)配体化学式相同但配位原子不同，(- SCN, -NCS)时，则按配位原子元素符号的字母顺序排列。
（三）配合物的外界和内界的命名方法
配合物：[Cu(NH3)4] Cl2 氯化四氨合铜(II)
配合物：[Cu(NH3)4]SO4 硫酸四氨合铜(II)
配合物： H2SiF6六氟合硅(IV)酸
配合物：[Cu(NH3)4](OH)2，氢氧化四氨合铜(II)
总则：服从一般无机化合物的命名原则
阴离子在前，阳离子在后;
阴离子为简单离子，则称某化某;
阴离子为复杂离子，则称某酸某;
若外界为氢离子，则缀以“酸”字;
四、配合物的异构现象（※，概念题，看书）
组成相同而结构不同的分子或复杂离子叫做异构现象
键合异构现象
几何异构现象
五、配位平衡
（一）稳定常数
Cu2++4NH3 D [Cu(NH3)4]2+ ：
Ks值越大，说明生成配离子的倾向越大，而解离的倾向越小。
（二）不稳定常数
配合物离解反应的平衡常数：不稳定常数K不稳。
K稳=1/K不稳
（三）影响配合物稳定性的因素（※）
螯合效应
六、配位平衡的移动
（一）配位平衡与酸碱平衡
（1）当K稳越小，配离子越易解离
（2）平衡向生成弱酸、弱碱方向移动
（3）溶液的酸度↑，pH↓，配体同H＋结合成共轭酸使平衡右移，配离子平衡被破坏，称为酸效应。
（4）金属离子在水中，都会有不同程度的水解。溶液的pH值愈大，愈有利于水解的进行。
(二) 配位平衡与沉淀平衡
配合剂与沉淀剂争夺金属离子的能力,
K稳越大或Ksp越大，形成配合物的倾向越大,
K稳越小或Ksp越小，形成沉淀的倾向越大 。
(三) 配位平衡与氧化还原平衡（※）

PS：七八九章以实验来考

实验书+实验报告：
基本操作（第一份实验报告）
实验10，P75，T 3（3）、4（2）（3）（4）（6）（7）、5（3）（4）
实验11，P79，T 3（2）（3）、4（2）、7
实验14，P85，T 1、2（2）、5（1）（3）、6（1）（2）、7
实验22，P111，T 1、3（1）（2）（3）、5
P113，注意事项3

※各实验后的注意事项简要看看