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1、关于考试n 时间：2013年11月17日（周日） 上午 10：1012：10n 地点：1-301n 注意：携带ID、计算器，不用带草纸 考试签名 考试过程中手机关闭，开机按作弊处理。 书包等物品放在前面的讲台上。 关于试卷n 判断题。（15题，共15分）n 单相选择题。（30题，共30分）n 填空题。（每空1分，共25分）n 计算题。（4题，共30分） 除计算题外都在卷面上作答， 计算题在答题纸上作答。知识构架n 物质结构n 热力学三大定律+状态函数n 热力学化学平衡n 动力学物质结构n 原子结构n 核外电子分布与周期系n 化学键n 晶体结构一、一、原子结构原子结构2.表示电子运动状态的波函数
2、叫做原子轨道。表示电子运动状态的波函数叫做原子轨道。波函数，（薛定谔方程的解） 表示：n,l,m 或者轨道符号（eg：2px，3d）1. 微观粒子运动的特殊性。微观粒子运动的特殊性。 量子化、波粒二象性、统计性3.电子云电子云以黑点的疏密程度形象化的表示电子概率密度分布的图形。4.四个量子数四个量子数量子数符号量子数符号名名称称取取值值主要意义主要意义n(电子层电子层)主量子数主量子数1,2,3l (亚层亚层)角量子数角量子数0,1,2ml 磁量子数磁量子数0,1ms自旋量子数自旋量子数电子离核远近电子离核远近主要决定能级主要决定能级轨道形状符号，能级轨道形状符号，能级轨道伸展方向轨道伸展方向
3、电子的自旋电子的自旋5.原子轨道角度分布图原子轨道角度分布图(原子轨道的形状原子轨道的形状)和电子云角度分布图和电子云角度分布图(电子云的形状电子云的形状)1.核外电子分布三原则核外电子分布三原则二、二、核外电子分布与周期系核外电子分布与周期系2.近似能级图近似能级图（En+0.7l）（1）Pauli不相容原理不相容原理（2）能量最低原理）能量最低原理（3）洪特规则（特例）洪特规则（特例）1s2s2p3s3p4s3d4p3.核外电子分布周期性（周期，族，区）核外电子分布周期性（周期，族，区）电子排布不符合近似能级顺序的元素Cr、CuHe 代表2个电子 （一）Ne 代表10个电子（二）Ar 代表
4、18个电子（三）Kr 代表36个电子（四）巧计原子实 基态与激发态的电子排布：基态与激发态的电子排布：基态电子：符合三原则和能级顺序的排布激发态电子：低能级没有排满电子就填充到高能级轨道上。 主族和零族：ns，np电子 过渡元素：ns和(n-1)d电子 区别：价电子和最外层电子区别：价电子和最外层电子。4.元素性质的周期性元素性质的周期性(1)原子半径原子半径(2)元素的金属性和非金属性元素的金属性和非金属性(3)电负性（反映分子中原子吸引电子的能力）电负性（反映分子中原子吸引电子的能力） 2.0是金属与非金属的界限，有特例原子半径的周期性原子半径的周期性在同一短周期中，随着原子序数递增（从左
5、到右在同一短周期中，随着原子序数递增（从左到右) )，原子半径逐渐减小；，原子半径逐渐减小；同一主族中，自上而下各元素原子半径逐渐增大。同一主族中，自上而下各元素原子半径逐渐增大。元素金属性和非金属性的周期性元素金属性和非金属性的周期性n短周期元素，从左到右，金属性减弱，非短周期元素，从左到右，金属性减弱，非金属性增强。金属性增强。例如：第三周期从活泼金属例如：第三周期从活泼金属钠到活泼非金属氯。钠到活泼非金属氯。n同主族元素，自上而下，金属性增强，非同主族元素，自上而下，金属性增强，非金属性减弱。金属性减弱。元素的电负性元素的电负性 1932 1932年年PaulingPauling定义元素
6、的电负性概念：定义元素的电负性概念： 电负性用来电负性用来衡量分子中原子吸引电子的能力。衡量分子中原子吸引电子的能力。 电负性越大，原子在分子中吸引电子能力越电负性越大，原子在分子中吸引电子能力越强；电负性越小，原子在分子中吸引电子能强；电负性越小，原子在分子中吸引电子能力越弱。力越弱。 三、化学键三、化学键1.1.离子键离子键（1）共价键成键三原则（3）共价键的类型:键、键、键键、配位键（2）共价键的方向性、饱和性、极性（电负性之差）2.2.共价键共价键负离子，仍按近似能级图正离子，原则：npns(n-1)d分为：2电子型 ；8电子型(s区)；18电子型(ds区) ；18+2电子型(p区)；
7、917电子型(d区) 例如：Sc (d区)，Sc3+(8电子构型）孤对电子数孤对电子数=价层电子对数价层电子对数-n(ABn)3.3.价层电子对互斥理论价层电子对互斥理论判断分子空间构型判断分子空间构型Vp=A的价电子数+B提供的价电子数负离子正离子电荷数z配位原子配位原子B提供的电子数的计算方法提供的电子数的计算方法氢、卤素原子各提供的电子数为氢、卤素原子各提供的电子数为1氧、硫原子提供电子数为氧、硫原子提供电子数为0中心原子中心原子A的价层电子数的价层电子数=主族序数（零族为主族序数（零族为8）C：2s22p2N：2s22p3O：2s22p4Cl：3s23p5当当Vp=3，孤对电子孤对电子
8、=1：ABBl分子的空间构型：分子的空间构型：V型型ABBB当当Vp=4，孤对电子孤对电子=1：l三角锥三角锥当当Vp=4，孤对电子孤对电子=2：ABBlV型型A当当Vp=5，含有三对孤对电子含有三对孤对电子BBl直线型直线型ABBB当当Vp=5，含有两对孤对电子含有两对孤对电子lT型型当当Vp=6，含有一对孤对电子含有一对孤对电子ABBBBBl四方锥四方锥(Squarepyramidal)ABBBB当当Vp=6，含有两对孤对电子含有两对孤对电子l平面正方形平面正方形(Squareplanar)判断下列分子的空间几何构型nSnCl2nSO32-nSF4nClF3nClO2-nIF5nXeF4平
9、面正方形平面正方形(Squareplanar)AX4E2三角锥形三角锥形(Trigonalpyramidal)AX3E1变形四面体变形四面体(Trigonalbipyramidalorseesaw)AX4E1T型型(T-shaped)AX3E2V形形(V-shapedorbent)AX2E2四方锥四方锥(Squarepyramidal)AX5E1V形形(V-shapedorbent)AX2E1 四方锥四方锥直线型直线型T型型变型四面体变型四面体平面正方形平面正方形取向力取向力 极性与极性分子间诱导力诱导力 极性与极性分子间/非极性分子间色散力色散力 各种分子之间均存在（主要）氢键氢键(1)分子
10、间力：三种吸引力的总称X-HX-HX = N, O, F 分子晶体分子晶体(2)分子的极性 双原子分子，依据键的极性（电负性之差） 多原子分子，根据空间构型和键判断分子对称性四、晶体结构四、晶体结构2、Cr的原子序数为24，该原子的价电子构型是3d44s21、双原子分子中，键的极性和分子的极性是一致的。3、氢键存在于所有含H原子的分子之间。4、原子轨道沿两核联线以“ 肩并肩” 的方式进 行重叠的键是 键。1、某原子的质量数为51，中子数为28， 此 原子的原子序数为_，该元素的电子排 布式是 _， 价层电子构型是_， 基态 时未成对电子数为_。2、Na 原子最外层有一个电子，它的四个量子数的取
11、值 _。23Ar3d34s23d34s233，0，0，1/2或或-1/2热力学三大定律+状态函数n 预备知识n内能U+热力学第一定律n 焓H+化学反应热效应n 熵S+热力学第三定律n 吉布斯函数G+热力学第二定律预备知识1.系统与环境系统与环境 敞开系统、封闭系统、孤立系统2.相相（系统分为单相和多相） 气体（单相）, 溶液（单相）, 液体（单/多相） 固体（纯净物单相，混合物多相）T温下如果：反应3反应1+反应2则： X3=X1+X2 (X = H, S, G, U)3.状态函数及其特征状态函数及其特征（是否有加和性） 特点：状态一定值一定；X =X2-X1如何判断系统中相的数目？如何判断系
12、统中相的数目？相相( (phasephase) )：系统中任何：系统中任何物理物理和和化学化学性质性质完全相同的部分。完全相同的部分。单项系统（均相系统）单项系统（均相系统）（HomogenousSystem）多相项系统（非均相系统）多相项系统（非均相系统）（HeterogeneousSystem）系统分为系统分为依据：相与相之间有明确的界面依据：相与相之间有明确的界面(interface)(interface)。水水冰冰汽汽H2OCCl4氢气、氮气、氧气氢气、氮气、氧气的混合气体的混合气体单相单相多相多相多相多相多相多相关于相概念的几点说明：u 单相不一定是一种物质。单相不一定是一种物质。例
13、如：溶液和气体混合物例如：溶液和气体混合物u 同一种物质因聚集态不同也可以形成多相同一种物质因聚集态不同也可以形成多相 系统，或多相系统不一定是混合物。系统，或多相系统不一定是混合物。u 聚集态相同的物质在一起不一定为单相系统聚集态相同的物质在一起不一定为单相系统一一.内能内能U+热力学第一定律热力学第一定律1.热力学第一定律热力学第一定律能量守恒定律能量守恒定律表达式表达式U = Q + W W体=-pV2.U、Q、WU状态函数，无绝对值，有加和性 Q非状态函数，Q0吸热，Q0环境对系统做功（气体压缩） W0 吸热；H 0； 如果生成物和反应物相比，气态物质的 化学计量数是增大的 S 0 ;
14、 标准态，非标准态，非298.15krSm=BSm=cSm(C)+ dSm(D)- aSm(A)+ bSm(B)Sm（参考态单质）0 rSm(T) rSm （298.15K）标准态，标准态，298.15k（2）标准摩尔熵变）标准摩尔熵变rSm的计算的计算：（标准摩尔熵为绝对熵） 对于某物质而言熵值随温度的升高而增大，但对于化学反应而言熵变随温度变甚微。三三.吉布斯函数吉布斯函数G+热力学第二定律热力学第二定律1.吉布斯函数吉布斯函数G = H-TS状态函数，无绝对值，有加和性2.吉布斯函数变吉布斯函数变GG =Wmax3.热力学第二定律热力学第二定律反应自发性的判据反应自发性的判据定温定压，只
15、做体积功条件下：rGm 0，非自发过程，反应逆向进行；rGm = 0，平衡状态。相变过程为平衡态（1）估算）估算依据吉依据吉-亥方程亥方程 G =H- TS4.吉布斯函数变吉布斯函数变G的计算的计算 H S G 结论结论 + - + 皆不自发 - + - 皆自发 - - 低温自发 + + 高温自发（A）标准态，）标准态，298.15KrGm = BfGm=cfGm(C)+dfGm(D)-afGm(A)+bfGm(B)fGm（参考态单质）= 0（2）计算）计算rGm(298K)= -zFE (298K)（B）标准态，非标准态，非298.15KrGm (T)=rHm TrSm（C）非标准态，任意温
16、度非标准态，任意温度rGm(T) =rGm(T) + 2.303RTlgB 298K 非标准态 rGm= -zFE1、对于一个反应，如果 rHrG, 则该反应 必是熵增大的反应。3、混合物一定是多相系统，纯物质一定是单相系统。2、反应CH4(g)+2O2(g)CO2(g)+2H2O(l) rS=04、若已知Ag2O的标准摩尔生成焓为a kJmol-1，则 2 Ag2O(s) 4Ag(s) + O2(g)的Hm = -2akJmol-1热力学化学平衡n 化学平衡总述n 酸碱平衡n 配位平衡n 氧化还原平衡一一.化学平衡化学平衡1.标准平衡常数表达式（标准平衡常数表达式（与写法有关与写法有关）pB
17、=P =P.xB =P.VB%pB=P注：平衡常数表达式,适用于一切平衡系统（冰的融化、水的沸腾G = 0）aA(g) + bB(aq) cC(s) + dD(g) +hH(l)2.标准平衡常数的确立及物理意义标准平衡常数的确立及物理意义 平衡常数仅是温度的函数（1）lgK = -rGm(T)/2.303RTKw; 酸碱平衡 Ka ，Kb；配位平衡K稳；氧化还原平衡 吸热反应升温平衡常数增大（2）多重平衡规则 K1=K2.K3若:反应1反应2-反应3K1=K2/K3若:反应1反应2+反应3若:反应1 m反应2K1=(K2)m正逆反应的平衡常数互为倒数（1）判断反应进行的程度判断反应进行的程度l
18、gK = -rGm (T)/2.303RT3.标准平衡常数的应用标准平衡常数的应用K越大，反应进行的程度越大；不能预测自发性（2）预测反应进行的方向预测反应进行的方向rGm(T) = 2.303RTlgB/K 若 K ，rGm(T) K ，rGm(T) 0，反应逆向进行若 = K ，系统处于平衡状态。4.计算平衡组成计算平衡组成5.化学平衡的移动化学平衡的移动勒夏特列原理勒夏特列原理惰性气体的影响惰性气体的影响恒温恒容，分压不变，平衡不移动恒温恒压=总压减小，平衡向气体分子数增加的方向移动确定标准平衡常数，写出标准平衡常数的表达式设x，解方程1、NO(g) + CO(g) = 1/2N2(g)
19、 + CO2(g)， rH(298.15 K)= -374 kJmol-1 。 为 提 高 转 化 率， 应 采 取 的措施是（ ）(A)低 温 高 压 (B) 高 温 高 压 (C) 低 温 低 压 (D) 高 温 低 压若H2O(l)H+(aq) + OH-(aq) K1=1.010-14CH3COOH(aq) CH3COO-(aq) + H+(aq) K2=1.810-5CH3COO-(aq)+ H2O(l) CH3COOH(aq)+ OH-(aq) K3=?(3)=(1)-(2) K3=K1/K2 K3=5.610-10二二.酸碱平衡酸碱平衡1.稀溶液的依数性稀溶液的依数性p =p*x
20、BTb=KbbBTf=KfbBV =nBRT 正比关系破坏但是趋势趋势不变非电解质非电解质稀溶液稀溶液电解质电解质浓溶液浓溶液难挥发溶质的溶液，蒸气压下降，沸点上升、凝固点降低，产生渗透压，p，T，数值与溶液中的微粒数目相关而与本性无关。2.酸碱质子理论酸碱质子理论(1) 酸碱的定义(2) 共轭酸碱对和酸碱反应的实质3.弱酸弱碱的解离平衡及计算弱酸弱碱的解离平衡及计算(1) 纯纯一元弱酸的解离平衡及计算(2) 纯纯多元弱酸（H2A）的解离平衡(3) 若非纯若非纯酸/碱，要代入平衡常数表达式中计算 弱电解质的解离度随初始浓度的降低而增大(4) 解离度纯一元弱酸纯一元弱酸4.缓冲溶液缓冲溶液(1)
21、 同离子效应（解离度减小） 盐效应 （解离度增大）(2) 缓冲溶液的组成及计算 缓冲溶液的缓冲范围为：pH=pKa1缓冲溶液的配置三三.配位平衡配位平衡1.关于配合物的基本概念关于配合物的基本概念 中心原子、配体（单齿、双齿、多齿） 配位原子、配位数=配位原子数配体数2.配合物的命名配合物的命名（1）内界与外界某化某or某酸某（2）内界之间配体数配位体“合”中心原子(中心原子氧化数)一、二先无机配体后有机配体同类配位体：以配位原子元素英文字母排序先离子后中性分子以罗马数表示配体之间用配体之间用“”CrCl2(H2O)4Cl一氯化二氯一氯化二氯四水合铬四水合铬(III)Cr(NH3)5(H2O)
22、Cl3三氯化五氨三氯化五氨一水合铬一水合铬(III)3.配位平衡配位平衡4.配位平衡之间的移动配位平衡之间的移动 求解新平衡的平衡常数判断移动是否容易发生 Ag(NH3)2+ + 2CN- AgCN2 + 2NH3( (稳，稳，Cu(NH3)42+)KCu2+4NH3=Cu(NH3)42+1. 难挥发非电解质稀溶液的通性不仅与溶质种类有关，而且与溶液的浓度成正比。2、对于反应 Cu(NH3)42+Zn2+ Zn(NH3)42+ +Cu2+，已知K稳(Cu(NH3)42+) K稳(Zn(NH3)42+ )， 所以在标 准条件下反应正向难以进 行。3 将难挥发非电解质稀溶液在沸腾后不断加热时其沸点
23、是 A 恒定不变 B 连续下降 C 连续上升 D无规律变化4. 配合物中 配离子电荷为_，中心离子氧化数_，配位体是_配位数_配合物名称_。+2NH3,Cl-6二氯化一氯二氯化一氯五氨合五氨合钴()四四.氧化还原平衡氧化还原平衡1.氧化数氧化数2.原电池原电池（1） 构成（电极、盐桥、外电路）（2）电极反应的书写*氧化态氧化态+ze-还原态还原态CrO42-+4H2O+3e- CrO2-+4OH-+2H2OMnO4-+8H+5e- Mn2+4H2O（3） 表示方法电池符号界面界面界面界面b1盐桥盐桥b2界面界面(-)PtH2(105Pa) H+(lmolkg- -1)Cu2+(lmolkg-
24、-1) Cu(+) 当电极中含有不同氧化数的同种离子时， 高氧化数靠近盐桥，低氧化数靠近电极， 两种离子间用“，”分开。 参与电极反应的其他物质也要写在电极 符号中（例如：H+）。3.标准电极及标准电势表的应用标准电极及标准电势表的应用u各物质均为标准态，温度为298.15Ku反映物质得失电子倾向的大小，与物质 数量无关4.能斯特方程式能斯特方程式MnO4-+8H+5e-Mn2+4H2O2H+2e-H2（g）Hg2Cl2(s)+2e-2Hg(l)+2Cl-u将氢电极的标准电极电势规定为零而来（1）浓度对电极电势的影响（2）酸度对电极电势的影响 （3）沉淀的生成对电极电势的影响（4）配合物的生成
25、对电极电势的影响解决问题的根本方法，写出电极反应解决问题的根本方法，写出电极反应代入到能斯特方程中代入到能斯特方程中E(O/R) 氧化态氧化能力增强，还原态还原能力减弱；E(O/R) 还原态氧化能力增强；氧化态氧化能力减弱 5.电极电势的应用电极电势的应用（1）计算电池电动势，判断正负极）计算电池电动势，判断正负极E大者为正极；大者为正极；E小者为负极；小者为负极； 标准态：标准态：E = = E+ +- - E- - ； 非标准态：非标准态：E = = E+ + - - E- -任意态 rGm(T)=-zFE （2）判断氧化还原反应进行的方向判断氧化还原反应进行的方向E 0 反应正向非自发；
26、E =0 G =0 反应处于平衡状态；E 0 G 0 反应正向自发。（3）判断氧化剂和还原剂的相对强弱判断氧化剂和还原剂的相对强弱E(O/R)越大，电对中氧化态物质是强的氧化剂，对应的还原态物质是弱的还原剂。E(O/R)越小，电对中还原态物质是强的还原剂，对应的氧化态物质是弱的氧化剂。 （4）判断氧化还原反应进行的程度判断氧化还原反应进行的程度K+Ca2+Na+Mg2+Al3+:2H+2e-H2其他金属离子其他金属离子:M2+2e-M 阴极阴极 金属电极：金属电极： M-ne-Mn+X-，S2-：2X-2e-X2；S2-2e-S 含氧酸根：含氧酸根： 4OH-4e-2H2O+O2 阳极阳极 （
27、1）电解产物电解产物 6.电解电解（2）电镀电镀（镀件做阴极）随堂练习随堂练习1. 电极电势表中所列的电极电势值就是相应电极双电层的电位差。2. 对于电极反应：Pb2+(aq) + 2e-Pb(S) 和 1/2Pb2+(aq) + e- 1/2Pb(s)，当Pb2+浓度均为1 molkg-1 时，若 将其分别与标准氢电极组成原电池，则它们的电动势相同。3.电镀铜时，应以镀件作阳极，以粗铜为阴极。1、已知：(1) E(Fe2+/Fe) = -0.45V，(2) E(I2/I) = 0.54 V，(3) E(Fe3+ /Fe2+) = 0.77 V，(4) E(Br 2/Br) = 1.07 V，
28、(5) E(Cl2/Cl) =1.36 V，(6) E (MnO4-/Mn2+) = 1.51 V。 则在标准状态下，(1).上述电对中最强的还原剂为_， 最强的氧化剂为_。(2).选择 _作氧化剂，只能氧化I、 而不能氧化Br。(3).利用(3),(5) 两电对组成原电池，电 池 符 号 为_。MnO4-FeFe3+(-)PtFe2+(b1),Fe3+(b2)Cl-(b3)Cl2(p1)Pt(+)热力学知识小结n 对于参考态单： Sm（参考态单质）0n 判断反应自发性的判据 G，/K，En K, H, S, G，v与方程式写法有关 氧化还原反应的E, E(O/R)与方程式写法无关。n标准态的
29、定义（不涉及温度） H, S , G 气、溶液、纯固纯液 E 浓度、压力（书后表中数据298K） K 以参考态为标准一、一、化学反应速率化学反应速率二、二、浓度对反应速率的影响浓度对反应速率的影响aA+bBgG+dD= k cm(A) cn(B)动力学k速率常数，与浓度无关。对于速率常数，与浓度无关。对于m+n级反应的级反应的k单位单位是：是：(moldm-3)(1-m-n)s-1v = kca (A)cb(B) m=a n=b基元反应非基元反应v = kc (A)c(B) ma nb三、三、温度对反应速率的影响温度对反应速率的影响 = k cm(A) cn(B) = A e-Ea/RT cm
30、(A) cn(B)*浓度c *反应温度T *催化剂活化能四、活化能的实质四、活化能的实质Ea a = = E( (活化分子活化分子) )- - E( (反应物分子反应物分子) )Ea a = = E( (活化配合物活化配合物) )- - E( (反应物反应物) )五、催化作用的实质五、催化作用的实质改变了反应的机理，降低了反应的活化能，碰撞理论碰撞理论: :过渡状态理论过渡状态理论: :H = = Ea( (正反应正反应) )- - Ea( (逆反应逆反应) )六、动力学快慢和热力学数据之间没有必然联系六、动力学快慢和热力学数据之间没有必然联系 活化配合物所具有的最低能量和反活化配合物所具有的
31、最低能量和反应物分子的平均能量之差是应物分子的平均能量之差是活化能活化能：Ea a = = E( (活化配合物活化配合物) )- - E( (反应物分子反应物分子) )H = Ea(forward) Ea(reverse)1. 若反应 2A+B = C的活化能为54.6 kJmol-1 ，rHm = -27.7 kJ，则反应C = 2A+B的活化能应为 A.26.9 kJ B.-26.9 kJ C.82.3 kJ D.-82.3 kJ2. 在下列几种反应条件的改变中，不能引起 反应速率常数变化的是 A.改变反应体系的温度 B.改变反应体系所使用的催化剂 C. 改变反应物的浓度 D. 改变反应的
32、途径 1.元素在周期表中所处的周期数等于该元素原子的电子层数。2.K3Co(NO2)3Cl3名称为三氯三硝基合钴(III)酸钾，其中心离子的电荷为+3，配位数为 63.氢电极的电极电势是零。4. 同一主量子数的原子轨道并不一定属于同一能级组。5. Cu原子的价电子构型是4s1。1、氧化银受热按下式分解：、氧化银受热按下式分解：2Ag2O(s)4Ag(s)+O2(g)，已知已知298K时时Ag2O(s)的的 fH(298K)=-31.1kJ mol-1， fG(298K)=-11.2kJ mol-1。求。求:(1)该分解反应的该分解反应的 rS(298.15K)等于多少等于多少?(2)298K时
33、，该分解反应的时，该分解反应的K.(3)298K，分解反应达平衡时，分解反应达平衡时p(O2)为多少？为多少？(4)Ag2O(s)热分解的温度热分解的温度T是多少？是多少？(5)500K时，该分解反应的时，该分解反应的K=？(6)298K时时p(O2)=10kPa时，反应自发进行的方向时，反应自发进行的方向2.已知已知Fe2+(aq)+Ag+(aq)=Fe3+(aq)+Ag(s);若若Fe3+和和Fe2+浓度相等浓度相等，回答下列问题回答下列问题：（1）写出电极反应）写出电极反应和原电池符号和原电池符号（2）b(Ag+)为多少为多少，能使该原电池的电动势为零，能使该原电池的电动势为零（3）298K时，此反应的时，此反应的K ，rGm。（4）298K时，当时，当b(Ag+)=0.1molkg-1，rGm=？E(Fe3+/Fe2+)=0.771V, E (Ag+/Ag)=0.799V,Thank you!Good Luck!
