普通化学
1、物质的结构和物质状态（3-4题）
2、溶液（2-3题）
3、化学反应与电化学（2-3题）
4、氧化还原反应与电化学（1-2题）
5、有机化学（2-3题）
10题共10分
第一节物质的结构与物质的状态
一、原子结构的近代概念
原子是由带正电荷的原子核和带负电荷的电子组成，物质发生变化，原子核并没有变化，而核外电子运动状态发生变化。
1、核外电子的运动特性
核外电子的运动具有能量的量子化和波粒二象性。
（1）能量的量子化
原子的能量只能处于一些不连续的能量状态中，原子吸收和辐射的能量是一份一份的，不连续的。因此原子光谱是不连续的线状光谱。
量子：每一小份不连续的能量的基本单位叫做量子
（2）波粒二象性
电子具有粒子性，因为电子具有质量和动量。
电子的衍射试验证明微观粒子的波动性，且电子等微观粒子波是具有统计性的概率波。
2、核外电子的运动规律的描述
（1）波函数：用空间坐标来描写波的数学函数式。以Ψ(x,y,z)或Ψ(r,θ,φ)表示。一个确定的波函数Ψ，称为一个原子轨道。表征原子中电子的一种运动状态。
（2）量子数
①主量子数n
n的取值：n=1,2,3,4，…，∞对应于电子层K，L，M，N，…
意义：表示能量的高低和离核的远近。n越大，表示电子能量越高，离核越远。由于n的取值不连续，因此核外电子的能量也是不连续的，量子化的。具有相同n值得原子轨道称为出于同一电子层。
②角量子数ll的取值：0,1,2,3,4，n-1（n个）
意义：a、表示亚层，确定原子轨道的形状
b、对于多电子原子，与n共同确定原子轨道的能量
l的取值：…
电子亚层：spdf…
轨道形状：球形双球形梅花形复杂…
s轨道角度分布
P轨道角度分布图
d轨道角度分布图
③磁量子数m
m的取值：受l的限制，m=0,±1，±2，…，±l（共2l+1个）
意义：确定原子轨道的空间取向；同一个亚层的轨道，称为等价轨道。
l=0，m=0，s轨道空间取向为1；
l=1，m=0，±1p轨道空间取向为3，有3个等价轨道；
l=2，m=0，±1，±2d轨道空间取向为5，有5个等价轨道；
…
一个原子轨道：是指n、l、m三种量子数都具有一定数值时的一个波函数ψ（n,l,m）。
例如：ψ（1,0,0）代表基态氢原子的波函数
n、l、m取值合理才能确定一个存在的波函数。三者的取值与波函数的关系：
n=1（1个），l=0，m=0，ψ（1,0,0）
n=2（4个），l=0，m=0，ψ（2,0,0）
l=1，m=0,±1ψ（2,1,0），ψ（2,1,1），ψ（2,1,-1）
n=3（9个），l=0，m=0，ψ（3,0,0）
l=1，m=0,±1ψ（3,1,0），ψ（3,1,1），ψ（3,1,-1）
l=2,m=0,±1,±2ψ（3,2,0），ψ（3,2,1），ψ（3,2,-1）
ψ（3,2,2）,ψ（3,2,-2）
n=4（16个）
波函数ψ数目=n2
+
④自旋量子数ms=代表电子自身两种不同的运动状态。
-
也可用↑↑表示自旋平行，↑↓表示自旋反平行。
这样，n、l、m、ms四个量子数确定电子的一个完整的运动状态，
以ψ（n,l,m,ms）表示。如ψ（1,0,0,+1/2）
例题：3d轨道的磁量子数m的合理值是：
3d是指n=3，电子亚层是d，就是l=2，所以m的合理值是0、±1、±2
同理4s是指n=4，电子亚层是s，就是l=0
（3）几率密度与电子云
几率密度:表示电子在核外空间某单位体积内出现的几率（概率）大小。电子的几率密度等于
Ψ
2。
电子云:用黑点疏密的程度描述原子核外电子的几率密度
Ψ
2分布规律的图形。黑点密的地方，电子出现的几率密度较大，单位体积内电子出现的机会多。
氢原子1s电子云（二维投影）
原子轨道角度分布图与电子云角度分布图的区别
a原子轨道角度分布图比电子云角度分布图“胖些"；
b原子轨道角度分布图有“＋”“－”，电子云角度分布图无“＋”“－”。
3、原子核外电子分布
（1）多电子原子轨道的能级
①角量子数l相同时，n越大，能量越高
E1S＜E2S＜E3S＜E4S……
②主量子数n相同时，l越大，能量越高
E3S＜E3p＜E3d……
③当主量子数n和角量子数l都不同时，可能发生能级交错的现象
E4S＜E3d；E5S＜E4d；E6S＜E4f＜E5d
原子轨道近似能级图
能量逐渐升高7s……
6s4f5d6p
5s4d5p
4s3d4p
3s3p
2s2p
1s
能量逐渐升高
电子的填充顺序为1s→2s→2p→3s→3p→4s→3d→4p→5s→4d→5p…
（2）核外电子分布的规则
①泡利不相容原理：一个原子中不可能有四个量子数完全相同的两个电子。
一个原子轨道中只能容纳自旋方向相反的两个电子。表示为
由此可知，s轨道最多容纳2个电子，表示为s2：
p轨道最多容纳6个电子，表示为p6：
d轨道最多容纳10个电子，表示为d10：
根据每层有n2个轨道，每个轨道最多能容纳2个电子，由此可得每一个电子层最大容量为2n2个电子。
②最低能量原理：电子总是尽先占据能量最低的轨道。电子依据近似能级图由低到高依次排布。
③洪特规则：在n和l值都相同的等价轨道中，电子总是尽可能分占各个轨道且自旋平行。如2p3：
洪特规则特例：当电子的分布出于全充满、半充满或全空时，比较稳定。
全充满：p6或d10或f14
半充满：p3或d5或f7
全空：p0或d0或f0
例如：
24Cr1S22S22P63S23P63d54S1，半充满比较稳定。
29Ｃu1S22S22P63S23P63dS1,全充满比较稳定(42Mo、47Ag、79Au)
46Pd属于全空特例
核外电子分布式
二、原子结构和元素周期表
1、元素周期表
2、元素在周期表中的位置和原子结构的关系
（1）周期数=电子层数n
例如1S22S22P63S23P63d54S1，n=4，第4周期
（2）族数：
①主族族号=最外层电子数=价电子数
ⅠA：ns1
ⅡA：ns2
ⅢA-ⅦA：ns2np1~5
②ⅠB，ⅡB的族号=最外层s的电子数
ⅠB：（n-1）d10ns1
ⅡB：（n-1）d10ns2
③ⅢB-ⅦB的族号=（n-1）d+ns电子数=价电子数
ⅢB-ⅦB：（n-1）d1~5ns2
④Ⅷ族：（n-1）d+ns电子数=8,9,10
（n-1）d6ns2；（n-1）d7ns2；（n-1）d8ns2；
⑤零族的最外层电子数=2或8
3、元素在周期表中的分区
周期表与价电子结构的关系
镧系、锕系元素为f区
4、元素性质的周期性递变
（1）原子半径：
同一周期，从左往右，原子半径逐渐减少，非金属性增强，电离能增大；
同一族，从上往下，原子半径逐渐增大，金属性增强，电离能减少
镧系收缩：镧系后第五、六周期元素原子半径接近，性质相似，如Zr和Hf、Nb和Ta、Mo和W。
（2）电离能（I）：电离能越大，原子越难失去电子；数值越小，原子越容易失去电子；
（3）电子亲和能（Y）：电子亲和能越大，原子越容易获得电子，元素非金属性越强
（4）元素电负性（X）：原子在分子中吸引电子的能力。电负性越大，吸引电子的能力大，元素的非金属越强；电负性越小，元素的金属性越强
同一周期，自左向右，电负性值增大，非金属性增强；
同一族，自上向下电负性逐渐减少，金属性增大。
5、氧化物及其水合物的酸碱性递变规律
（1）同周期元素最高价态的氧化物及其水合物，从左到右酸性递增，碱性递减。
以三周期为例：
酸性增强，碱性减弱
（2）同族元素相同价态的氧化物及其水化物,自上而下酸性减弱,碱性增强。
（3）同一元素,不同价态的氧化物及其水合物,高价态的酸性比低价态的酸性强。
三、化学键和分子结构
1、化学键：分子或晶体中相邻的原子（离子）之间的强烈的相互作用。一般分为金属键、离子键、共价键。
（1）金属键：金属离子与自由电子之间的库伦引力。存在于金属晶体中。
（2）离子键：由正、负离子的静电引力形成的化学键。存在于离子晶体中。
（3）共价键：分子内原子间通过共用电子对所形成的化学键。典型的共价键是在非金属单质（如氧气、氮气）或电负性相差不大的原子之间（如氯化铝、氯化氢）形成。
：
①共价键饱和性：原子中一个未成对电子只能和另一个原子中自旋相反的一个电子配对成键
②共价键方向性：成键时原子轨道要对称性匹配（正的和正的，负的和负的），并实现最大程度的重叠。
根据重叠方式不同共价键分为：
③σ（西格玛）键：原子轨道沿两核连线，以“头碰头”方式重叠。单键中如下
S-S: H2
S-Px: HCl
Px-Px: Cl2
④π键：原子轨道沿两核连线，以“肩并肩”方式重叠。在双键和三键中
单键σCl2：Px-Pxσ键
双键σ+π—C=C—:Px-Pxσ键;Py-Pyπ键
三键σ+π+πN2中—N=N—:Px-Pxσ键;Py-Pyπ键;Pz-Pzπ键
下列各物质的化学键中，只存在σ键的是（B）
A、C2H2； B、H2O；
C、CO2； D、CH3COOH
下列物质的化学键中，只存在σ键的是（A）
（A）PH3 （B）H2C=CH2
（C）CO2 （D）C2H2三键
2、键的极性和分子的极性
极性分子：正负电荷中心不重合的分子（如H2O、HX、SO2、H2S、HCN等）
非极性分子：正负电荷中心重合的分子（如CH4、CCl4、CO2、CS2、N2、H2等）
电偶极矩=q.l
q：正负电荷中心所带电量；
l：正负电荷中心之间的距离。
极性分子:0;
非极性分子：=0
分子极性与键的极性一致。即键是极性键，分子是极性分子；键是非极性键,分子是非极性分子。
若键是非极性的，其分子也是非极性的，如N2、H2、O2；键的极性越大，分子的极性越强，如极性HFHClHBrHI
分子是否极性不仅取决于键的极性,而且取决于分子的空间构型。结构对称的分子，键的极性可互相抵消，为非极性分子。如CH4,Cl4,CO2,CS2等分子。同种元素组成的分子电荷分布均匀，分子为非极性分子，不同种元素组成的分子，结构对称的分子为非极性分子，结构不对称的分子为极性分子。
3、杂化轨道理论和分子空间构型
杂化轨道理论要点:
（1）电子在成键原子的作用下，进行激发；
（2）能级相近的原子轨道互相杂化；
（3）几个轨道参加杂化,形成几个杂化轨道；
（4）杂化轨道成键能力更强。
杂化轨道类型
CO是极性分子
四、分子间力与氢键
1、分子间力
（1）：瞬时偶极和瞬时偶极之间产生的吸引力，色散力普遍存在于一切分子之间。
瞬时偶极：由于分子在某瞬间正负电荷中心不重合所产生的一种偶极。
（2）：由固有偶极和诱导偶极之间所产生的吸引力。
诱导偶极：由于分子受外界电场包括极性分子固有偶极场的影响所产生的一种偶极。
诱导力存在于极性分子与非极性分子之间，极性分子与极性分子之间。
（3）：由固有偶极之间所产生的吸引力。取向力只存在于极性分子与极性分子之间。
：
非极性分子与非极性分子间之间：只有色散力；
非极性分子与极性分子之间：具有色散力和诱导力；
极性分子与极性分子之间：具有色散力、诱导力和取向力。
分子间力(范德华力)：色散力、诱导力和取向力的总称。
其中色散力最普遍，也最重要。分子间力比一般化学键弱得多，没有方向性和饱和性。同类型分子中，色散力与摩尔质量成正比，故可近似认为分子间力与摩尔质量成正比。
2、氢键：氢原子除能和电负性较大的X原子（如：F、O、N）形成强的极性共价键外，还能吸引另一个电负性较大的Y原子（如：F、O、N）中的孤电子云对形成氢键。
X—H……Y（X、Y电负性较大的原子如F、O、N）
分子中含有F－H键、O－H键或N－H键的分子能形成氢键。
如:HF、H2O、NH3（极性分子）、无机含氧酸(HNO3、H2SO4、H3BO3等)、有机羧酸（－COOH）、醇(－OH)、胺(NH2)、蛋白质等分子之间都存在氢键。而乙醛（CH3CHO）和丙酮（CH3－CO－CH3）等醛、酮、醚分子之间则不能形成氢键。
3、分子间力对物质性质的影响
①物质的熔点和沸点：同类型的单质和化合物，其熔点和沸点一般随摩尔质量的增加而增大。但含有氢键的物质比不含氢键的物质熔点和沸点要高。例如，
HF HClHBrHI
沸点（℃）：20－85－57－36
HF分子间存在氢键，其熔点和沸点比同类型的氢化物要高，出现反常现象。
②物质的溶解性：极性相似者相溶，即极性溶质易溶于极性溶剂；非极性（或弱极性）溶质易溶于非极性（或弱极性）溶剂。
例如：碘易溶于苯或四氯化碳，而难容于水。
五、晶体结构和性质
（一）晶体结构与性质
1、离子晶体
（1）晶格结点上的微粒：正、负离子
（2）微粒间作用力：离子键即正、离子之间的静电引力。其作用力随离子电荷的增多和半径的减少而增强。
（3）晶体中不存在独立的简单分子。例如NaCl晶体，表示Na+:Cl-=1:1
（4）晶体的特性：熔点高、硬度大；延展性差；一般易溶于极性溶剂；熔融态或水溶液均易导电。
在相同类型的典型离子晶体中，离子的电荷越多，半径越小，晶体的熔点越高，硬度越大。
离子电荷与半径的规律如下：
①在同一周期中，自左向右随着正离子电荷数的增多，离子半径减少。如半径：Na+＞Mg2+；K+＞Ca2+＞Sc3+
②同一元素，随着正离子电荷数的增多，离子半径减少。如半径：Fe2+＞Fe3+
③在同一族中，自上而下离子半径逐渐增大。如I-＞Br-＞Cl-＞F-
2、原子晶体
（1）晶格结点上的微粒：原子；
（2）微粒间作用力：共价键；
（3）晶体中不存在独立的简单分子。例如方石英（SiO2）晶体,表示Si:O=1:2。（4）晶体的特性：熔点高、硬度大；延展性差；一般溶剂中不溶；是电的绝缘体或半导体。
常见的原子晶体:金刚石（C）、单晶硅（Si）、碳化硅(SiC)、方石英(SiO2)、锗(Ge)、砷化镓(GaAs)、氮化铝（AlN）
3、分子晶体
（1）晶格结点上的微粒：极性分子或非极性分子。
（2）微粒间作用力：分子间力（还有氢键）。在同类型的分子中，分子间力随分子量的增大而增大，熔点和硬度也随之增大.
（3）晶体中存在独立的简单分子。例如CO2晶体,表示一个分子。
（4）晶体的特性：熔点低、硬度小；延展性差；其溶解性遵循“相似者相溶”。(有的易溶于有机溶剂）
4、金属晶体
（1）晶格结点上的微粒：原子或正离子；
（2）微粒间作用力：金属键；金属原子价电子数越多，半径越小，金属键越强（3）晶体中不存在独立的简单分子；
（4）晶体的特性：是电和热的良导体，熔点较高、硬度较大；优良的变形性和金属光泽。VIB单质熔沸点最高。
硬度最大的金属：铬Cr
熔点最高的金属：钨W
（二)过渡型的晶体
1、链状结构晶体如石棉
链与链之间的作用力：弱的静电引力;
链内的作用力：强的共价键。有纤维性。
2、层状结构晶体
如石墨，层与层之间的作用力是弱的分子间力，层内的作用力为SP2—SP2σ键及离域大π键，是热和电的良导体,可作润滑剂。
六、物质状态
1、理想气体状态方程:PV=nRTPV=RT
P－压力（Pa）;V－体积（m3）;T－绝对温度（K）；n－摩尔数（mol）;
R－气体常数 R＝8.JK-1mol-1；m质量g；M摩尔质量g/mol
2、分压定律
（1）分压：气体混合物中每一种气体的压力，等于该气体单独占有与混合气体相同体积时所产生的压力。
（2）道尔顿分压定律：适于各组分互不反应的理想气体。
①气体混合物总压力等于混合物中各组分气体分压的总和。
P总＝PA＋PB＋……
将0.dm3压力为6.08×Pa的气体A与0.15dm3压力为8.11×Pa的气体B,在等温下混合在0.5dm3的真空容器中,混合后的总压力为:（B）A.1.42×Pa ;B.3.95×PaC.1.4atm ; D.3.9atm
注意：dm3为L，cm3为mL1atm=1.01×Pa
混合后:PA=6.08×Pa×0./0.5=1.52×Pa,PB=8.11×Pa×0.15/0.5=2.43×Pa,
混合后的总压力为:P=PA+PB=1.52×Pa+2.43×Pa=3.95×Pa
②混合气体中某组分气体的分压，等于总压力乘以该组分气体的摩尔数。
PA=P总PA=P总
第二节溶液
一、溶液浓度
（1）质量分数（%）=x%
（2）物质的量浓度（c）=
（3）质量摩尔浓度（m）=
（3）摩尔分数（x）=
1L=1dm3,1ml=1cm3,1mol/L=1mol/dm3
二、稀溶液的通性
稀溶液通性：溶液的蒸汽压下降、沸点升高、凝固点下降以及渗透压等。这些性质与溶质的粒子数有关，与溶质的本性无关，叫做依数性。
1、溶液的蒸汽压下降
（1）蒸汽压：在一定温度下，液体和它的蒸汽处于平衡时，蒸汽所具有的压力。实验证明：难挥发溶质形成溶液的蒸汽压总是低于纯溶剂的蒸汽压（p0），其差值称为溶液的蒸汽压下降ΔP=p0-p溶液
（2）拉乌尔定律：在一定温度下，难挥发的非电解质稀溶液的蒸汽压下降和溶质（A）的摩尔分数成正比。
ΔP=xp0
2、溶液的沸点上升和凝固点下降
（1）沸点：液相的蒸汽压等于外界压力时的温度，用Tb表示。
（2）凝固点：液相蒸汽压和固相蒸汽压相等的温度，用Tf表示。
溶液的沸点上升：溶液的沸点总是高于纯溶剂的沸点；
溶液的凝固点下降：溶液的凝固点总是低于纯溶剂的凝固点。利用凝固点下降原理，冬天可以在水箱中加入乙二醇作为防冻剂。
（3）拉乌尔定律：难挥发非电解质稀溶液的沸点上升和凝固点下降与溶液的质量摩尔浓度（m）成正比。
ΔTb=kb.mΔTf=kf.m
kb：溶剂的沸点上升常数
kf：溶剂的凝固点下降常数
3、渗透压π：为维持被半透膜所隔开的溶液与纯溶剂之间的渗透平衡而需要的额外压力。
：等只允许溶剂分子透过,而不允许溶质分子(或离子)透过的膜称半透膜。
：溶剂分子透过半透膜进入溶液的现象。
πv=nRT π=cRTc为摩尔浓度
：当施加于溶液面上的外压大于渗透压时，溶剂通过半透膜进入纯溶剂中。
：
（1）溶液粒子数越多，依数性越大；
（2）对于电解质溶质的稀溶液，蒸汽压下降、沸点上升、凝固点下降和渗透压的数值都比同浓度的非电解质稀溶液的相应数值要大。
对同浓度的溶液来说，
溶液沸点高低或渗透压大小顺序为：A2B或AB2型强电解质溶液＞AB型强电解质溶液＞弱电解质溶液＞非电解质溶液
溶液蒸汽压或凝固点的顺序：A2B或AB2型强电解质溶液＜AB型强电解质溶液＜弱电解质溶液＜非电解质溶液
将质量摩尔浓度均为0.10mol·kg-1的BaCl2,HCl,HAc,蔗糖水溶液的粒子数、蒸气压、沸点、凝固点和渗透压按从大到小次序排序
解：按从大到小次序排序如下：
粒子数: BaCl2→HCl→HAc→蔗糖
蒸气压: 蔗糖→HAc→HCl→BaCl2
沸点: BaCl2→HCl→HAc→蔗糖
凝固点: 蔗糖→HAc→HCl→BaCl2
渗透压: BaCl2→HCl→HAc→蔗糖