大學無機化學知識點總結(jié)

第第2頁共24頁第第頁共24頁的物質(zhì)組成和狀態(tài)；用單垂線“丨”表示相與相間的界面，用雙折線“II”表示鹽橋。2、Faraday定律：⑴在電化學電池中，兩極所產(chǎn)生或消耗的物質(zhì)的物質(zhì)的量與通過電池的電荷量成正比。⑵當給定的電荷量通過電池時，電極上所產(chǎn)生或消耗的物質(zhì)的物質(zhì)的量正比于物質(zhì)的摩爾質(zhì)量被對應于半反應每摩爾物質(zhì)每摩爾物質(zhì)所轉(zhuǎn)移的電子數(shù)除的商。對于半反應，根據(jù)Faraday定律，第一：電極上沉淀出或消耗掉的正比于通過電池的電荷量Q。Q越大越大。第二：當通過電池的電荷量Q—定時，正比于，為物質(zhì)的摩爾質(zhì)量。3、Faraday常量表示一摩爾電子所帶的電荷量，，F(xiàn)被稱為Faraday常量4、當原電池放電時，兩極間的電勢差將比該電池的最大電壓要小。這是因為驅(qū)動電流通過電池需要消耗能量或者稱其為要做功，產(chǎn)生電流時，電池電壓的降低正反映了電池內(nèi)所消耗的這種能量；而且電流越大，電壓降低越多。因此，只有電池中沒有電流通過時，電池才具有最大電壓又稱其為開路電壓。當通過原電池的電流趨近于零時，兩電極間的最大電勢差被稱為原電池的電動勢，用表示。5、當電池中各物質(zhì)均處于標準狀態(tài)時，測定的電動勢被稱為標準電動勢，用表示。6、可逆電池必須具備以下條件。第一：電極必須是可逆的，即當相反方向的電流通過電極是，電極反應必然逆向進行；電流停止，反應也停止。第二：要求通過電極的電流無限小，電極反應在接近于電化學平衡的條件下進行。7、電池反應的標準摩爾Gibbs函數(shù)變。第三節(jié)：電極電勢1、原電池的電動勢是構(gòu)成原電池的兩個電極間的最大電勢差，即正極電勢減去負極電勢等于電池的電動勢：。2、電極電勢的絕對值無法確定，常選取標準氫電極（簡寫為SHE）作為比較的基準，稱其為參比電極。參比電極中最常用的是甘汞電極。3、各電對的標準電極電勢是以標準氫電極為參比電極并與各標準電極組成原電池時測得的電動勢。使待測半電池中各物質(zhì)均處于標準狀態(tài)下，將其與標準氫電極相連組成原電池，以電壓表測定該電池的電動勢并確定其正極和負極，進而可推算出待測半電池的標準電極電勢。4、電極電勢高的電對為正極，電極電勢低的電對為負極。兩電極的標準電極電勢之差等于原電池的標準電極電勢。即、5、In,lno6、如果電對的氧化型生成難溶化合物（配合物），則電極電勢變??；若還原型生成難溶化合物（配合物），則電極電勢變大；當還原型和氧化型同時生成難溶化合物（配合物），若（）（氧化型）＜（）（還原型），則電極電勢變小，反之則變大。第四節(jié)：電極電勢的應用1、某電對的越大，其氧化型的得電子能力（氧化性）越強，還原型失電子能力（還原性）越弱；反之電對的越小，其氧化型的得電子能力（氧化性）越弱，還原型失電子能力（還原性）越強。2、，log,ln3、元素電勢圖：當某種元素形成三種或三種以上氧化值的氧化物時，這些物種可以組成多種不同的電對，各電對的標準電極電勢可用圖的形式表示出來，這種圖叫做元素電勢圖。畫元素電勢圖，可以按元素氧化值由高到低的順序，把各氧化物的化學式從左到右寫出來，各不同氧化物之間用直線連接起來，在直線上表明不同氧化值物種所組成的電對的標準電極電勢。4、歧化反應發(fā)生的一般規(guī)則：，若〈則B能發(fā)生歧化反應第二篇：物質(zhì)結(jié)構(gòu)基礎第八章：原子結(jié)構(gòu)第一節(jié)：原子結(jié)構(gòu)的Bohr理論1、電子的電量為,電子的質(zhì)量為。2、每種元素的原子輻射都具有一定頻率成分構(gòu)成的特征光譜，它們是一條條離散的譜線，被稱為線狀光譜，即原子光譜。3、氫原子光譜的頻率公式：4、Bohr原子結(jié)構(gòu)理論；⑴定態(tài)假設原子的核外電子在軌道上運行時，只能夠穩(wěn)定的存在于具有分立的，固定能量的狀態(tài)中，這些狀態(tài)稱為定態(tài)（能級），即處于定態(tài)的原子的能量是量子化的。此時原子并不輻射能量，是穩(wěn)定的。⑵躍遷規(guī)則原子的能量變化（包括發(fā)射和吸收電磁輻射）只能在兩定態(tài)之間以躍遷的方式進行。在正常情況下，原子中的電子盡可能處于離核最低的軌道上。這時原子的能量最低，即原子處于基態(tài)。當原子受到輻射，加熱或通電時，獲得能量后的電子可以躍遷到離核較遠的軌道上去即原子被激發(fā)到高能量的軌道上，這時原子處于激發(fā)態(tài)。處于激發(fā)態(tài)的電子不穩(wěn)定，可以躍遷到離核較近的軌道上，同時釋放出光子。光的頻率取決于離核較遠的軌道的能量（）與離核較近的軌道的能量（）之差：第二節(jié)：微觀粒子運動基本特征1、實物粒子波長滿足，其中為實物粒子質(zhì)量，為實物粒子運動速度，為動量。2、不確定原理：對運動中的微觀粒子來說，并不能同時準確確定它的位置和動量。其關系式為：，式中為微觀粒子位置（或坐標）的不確定度，為微觀粒子動量的不確定度，該式表明微觀粒子位置不確定度與動量不確定度的成績大約等于Plank常量的數(shù)量級。就是說，微觀粒子位置不確定度越小，則相應它的動量不確定度就越大。3、微觀粒子的波動性是大量微觀粒子（或者是一個粒子千萬次運動）所表現(xiàn)出來的性質(zhì)，可以說物質(zhì)的運動是具有統(tǒng)計意義的概率波；在空間某個區(qū)域波強度（即衍射強度）大的地方，粒子出現(xiàn)的機會多，波強度小的地方粒子出現(xiàn)的機會少。從數(shù)學角度看，這里說的機會是概率，也就是說，在空間區(qū)域內(nèi)任一點波的強度與粒子出現(xiàn)的概率成正比。第三節(jié)：氫原子結(jié)構(gòu)的量子力學描述1、方程：式中是坐標的函數(shù)，是系統(tǒng)總能量，是勢能，是微觀粒子質(zhì)量，是Planck常量。2、（1）主量子數(shù)在原子的電子中最重要的量子化性質(zhì)是能量。原子軌道的能量主要取決于主量子數(shù)，對于氫原子和類氫原子，電子的能量值取決于。的取值為1,2,3,4,5等正整數(shù)。越大電子離核的平均距離越遠，能量越高。因此，可將值所表示的電子運動狀態(tài)對應于K,L,M,N,0…電子層⑵角量子數(shù)原子軌道的角動量有角量子數(shù)決定。在多原子電子中原子軌道的能量不僅取決于主量子數(shù)，還受角量子數(shù)的影響。受限制，只能取0到（-1）的整數(shù)，按照光譜學的規(guī)定，對應的符號為s,p,d,f,g…。一定，取不同值代表同一電子層中不同狀態(tài)的亞層。角量子數(shù)還表明了原子軌道的分布角度形狀不同。=0，為s軌道，其角度分布為球形對稱；=1,為p軌道，其角度分布為啞鈴型；=2為d軌道，其角度分布為花瓣形。對多電子原子來說，相同，越大，其能量越大。⑶磁量子數(shù)決定角動量在磁場方向的分量。其取值受角量子數(shù)的限制，從-，…，0,…，+,共有（2+1）個取值。磁量子數(shù)決定原子軌道在核外空間的取向。=0，只有0—個取值，表示s軌道在核外空間只有一種分布方向,即以核為球心的球形。=1，有+1，-1，0三個取值，表示p亞層在空間有三個分別沿x軸，y軸，z軸的取向軌道，即軌道。=2，有0，-1，+1，-2，+2五個取值，表示d亞層有五個取向的軌道，分別是軌道。⑷自旋量子數(shù)電子除軌道運動外，還有自旋運動。電子自旋運動的自旋角動量有自旋量子數(shù)決定。處于同一軌道上的電子自旋狀態(tài)只能有兩種，分別用自旋磁量子數(shù)和來確定。正是由于電子具有自旋角動量，使氫原子光譜在沒有外磁場時會發(fā)生微小的分裂，得到了靠的很近的譜線。3、一個原子軌道可以用，，一組三個量子數(shù)來確定，但是原子層中每個電子的運動狀態(tài)必須用，，，四個量子數(shù)來確定。四個量子數(shù)確定之后，電子在核外空間的運動狀態(tài)就確定了。4、概率密度是空間某單位體積內(nèi)電子出現(xiàn)的概率。電子在核外空間某區(qū)域內(nèi)出現(xiàn)的概率等于概率密度與該區(qū)域體體積的乘積。5、電子云是概率密度的形象化描述。黑點密的地方電子出現(xiàn)的概率大；黑點稀疏的地方電子出現(xiàn)的概率小。6、電子云有等密度圖和界面圖兩種圖示。在電子云等密度圖中，每一個球面上的數(shù)字表示概率密度的相對大小。在電子云界面圖中，界面實際上是一個等密度面，電子在此界面內(nèi)出現(xiàn)的概率高于90%，在此界面外出現(xiàn)的概率低于10%，通常認為在界面外發(fā)現(xiàn)電子的概率可忽略不計。7、氫原子各種狀態(tài)的徑向分布函數(shù)圖中鋒數(shù)等于主量子數(shù)與角量子數(shù)之差，即、7、原子軌道角度分布圖與電子云角度分布圖。第四節(jié)：多電子原子結(jié)構(gòu)1、由Pauling近似能級圖發(fā)現(xiàn)：角量子數(shù)相同的能級的能量高低由主量子數(shù)決定，主量子數(shù)越大能量越高；主量子數(shù)相同，能級能量隨角量子數(shù)的增大而增大，這種現(xiàn)象稱為能級分裂；當主量子數(shù)與角量子數(shù)均不同時，有時出現(xiàn)能級交錯現(xiàn)象。2、Cotton原子軌道能級圖（見課本P240）概括了理論和實驗的結(jié)果，定性的表明了原子序數(shù)改變時，原子軌道能量的相對變化。由此圖可以看出不同于Pauling近似能級圖的點：⑴反映出主量子數(shù)相同的氫原子軌道的兼并性。也就是對原子序數(shù)為1的氫原子來說，其主量子數(shù)相同的各軌道全處于同一能級點上。⑵反映出原子軌道的能量隨原子序數(shù)的增大而降低。⑶反映出隨著原子序數(shù)的增大，原子軌道能級下降幅度不同，因此曲線產(chǎn)生了交錯現(xiàn)象。3、屏蔽效應：一個電子對另一個電子產(chǎn)生電荷屏蔽，使核電荷度該電子的吸引力減弱，即由核外電子云抵消了一些核電荷的作用。是核電荷減少數(shù)，稱為屏蔽常數(shù)，相當于被抵消的正電荷數(shù)。4、鉆穿效應：在多電子原子中每個電子既被其他電子所屏蔽，也對其余電子起屏蔽作用，在原子核附近出現(xiàn)概率較大的電子，可更多的避免其余電子的屏蔽，受到核的較強的吸引而更靠近核，這種進入原子內(nèi)部空間的作用叫做鉆穿效應。就其實質(zhì)而言，電子運動具有波動性，電子可在原子區(qū)域的任何位置出現(xiàn)，也就是說，最外層電子有時也會出現(xiàn)在離核很近處，只是概率較小而已。5、主量子數(shù)相同時，角量子數(shù)越小的電子，鉆穿效應越明顯，能級也越低。6、基態(tài)原子核外電子排布規(guī)則：⑴能量最低原理：電子在原子軌道中的排布，要盡可能使整個原子系統(tǒng)能量最低。⑵Pauli不相容原理：同一原子軌道最多容納兩個自選方式相反的電子，或者說同一原子中不可能存在一組四個量子數(shù)完全相同的電子。⑶Hund規(guī)則：在相同或相同的軌道上分布的電子，將盡可能分占值不同的軌道且自旋平行。S層最多容納2個電子，p層最多容納6個電子，d層最多容納10個電子，f層最多容納14個電子，g層最多容納18個電子…⑷全滿半滿最穩(wěn)定。8、原子核外電子排布：1s,2s,2p,3s,3p,4s,3d,4p,5s,4d,5p,6s,4f,5d,6p,7s,5f,6d,7p…出現(xiàn)d軌道時，電子按照的順序在原子軌道上排布，若d軌道和f軌道均已出現(xiàn)，電子按照的順序在院子軌道上排布。第五節(jié)：元素周期表1、能級與周期的關系：周期特點能級組對應的能級原子軌道數(shù)元素種類數(shù)一特短周期11S12二短周期22s2p48三短周期33s3p48四長周期44s3d4p918五長周期55s4d5p918六特長周期6634f5d6pl632七不完全周期77s5f6d7pl6應有322、元素的族：同族元素價電子數(shù)目相同。主族元素的價電子全部排布于最外層的軌道，盡管同族元素電子層數(shù)從上到下逐漸增加，但價電子排布完全相同。主族序數(shù)等于價電子總數(shù)。除氦元素外稀有氣體元素最外層電子排布均為，呈現(xiàn)穩(wěn)定結(jié)構(gòu)，稱為零族元素，也稱為第八主族。前五個副族價電子數(shù)目對應族序數(shù)，而第一第二副族是根據(jù)軌道上是有1個或2個電子來劃分的，第8,9,10列元素被稱為第八族，價電子排布一般為3、元素的分區(qū)：S區(qū)元素：包括第一，第二主族，最后一個電子填充在s軌道上，價電子排布為（第一主族）或（第二主族），屬于活潑金屬。P區(qū)元素：包括第三主族到第七主族及零族，最后一個電子填充在p軌道上，價電子排布為（第三主族），（第四主族），（第五主族），（第六主族），（第七主族），（零族）d區(qū)元素：包括第三副族到第七副族，最后一個電子填充在軌道上吧，價電子排布為（鈧，釔），（第四副族），（第五副族，鈮為），（第六副族，鎢為），（第七副族），鐵為，鈷為，鎳為，釕為，銠為，鈀為，鋨為，銥為，鉑為（第八族所有元素的價電子數(shù)等于列序數(shù)，可以為8,9,10）。一般而言，它們的區(qū)別主要在次外層的d軌道上，由于d軌道未充滿電子（鈀除外），他們可以不同程度的參與化學鍵的形成。ds區(qū)元素：包括第一，第二副族。它們院子次外層為充滿電子的d軌道，最外層s層上有1?2個電子。電子層結(jié)構(gòu)為（第一副族），（第二副族）。ds區(qū)元素族數(shù)對應s軌道上電子數(shù)。f區(qū)元素：包括鑭系元素和婀系元素，最后一個電子填充在f軌道上，價電子排布為第六節(jié)：元素性質(zhì)的周期性1、原子半徑：原子半徑可以分為金屬半徑，共價半徑和VanderWaals半徑。金屬單質(zhì)晶體中，兩個最近鄰金屬原子核的一半，稱為金屬原子的金屬半徑。同種元素的兩個原子以共價單鍵結(jié)合時，其核間距的一半稱為該原子的共價單鍵半徑。在分子晶體中，分子間以VanderWaals力結(jié)合，兩個原子核間距離的一半就是VanderWaals半徑。除金屬為金屬半徑（配位數(shù)為12）,稀有氣體為VanderWaals半徑，其余皆為共價半徑。2、原子半徑變化規(guī)律：⑴同一周期，隨著原子序數(shù)的增加原子半徑逐漸減小，但長周期中部（d區(qū)）各元素的原子半徑隨電荷增加減小減慢。第一，第二副族元素（ds區(qū)）原子半徑略有增大，此后又逐漸減小。同一周期中原子半徑的大小受兩個因素制約：一是隨著核電荷數(shù)增加，原子核對核外層電子的吸引力增強，使原子半徑逐漸減?。欢请S著核外電子數(shù)的增加，電子間斥力增強，使原子半徑變大。因為增加的電子不足以完全屏蔽所增加的核電荷，所以從左到右，有效核電荷數(shù)逐漸增大，原子半徑減小。在長周期中從左到右電子逐一填入亞層，對核的屏蔽作用較大，有效核電荷數(shù)增加較少，核對外層電子的吸引力增加不多，因此原子半徑減少緩慢。而到了長周期后半部，即第一，第二副族元素，由于電子構(gòu)型，屏蔽效應顯著，所以原子半徑又略有增大。鑭系，錒系元素中，從左到右，原子半徑也是逐漸減小，只是減小幅度更