大学化学知识点归纳第一章基本框架概念:1、热力学标准态;状态函数;内能U;热Q;功W2、热效应;焓(变)(H,△H,△rHθ,△rHθm,△fHθm)3、吉布斯自由能(G,△G,△rGθ,△rGθm,△fGθm)4、熵(Sθm,△rSθm)第三章基本知识点及要求4、一元弱酸弱碱得电离平衡:c(H+)={Ka、c(HA)}1/21、原电池(△G＜0)组成;正负极反应及配平;书写符号;电极类型;电对书写2、电极电势E⊖及电动势E标准氢(甘汞)电极;无加与性与方程式书写无关;介质酸碱性有关3、Nernst方程意义,正确书写及应用aO+ze-=bR(R=8、315J·K-1·mol-1;F=96,485C·mol-1;T＝298、15K)4、电动势E与△G得关系5、电极电势得应用6、化学电源:掌握铅蓄电池电极反应及充放电原理大家学习辛苦了，还是要坚持1、波尔理论:定态假设;轨道假设;跃迁假设2、微观粒子得波﹑粒二象性:λ=h/p=h/mv;波恩得统计解释;概率波3、电子运动得三大特性:能量量子化;波粒二象性;统计性4、薛定谔方程与波函数y:波函数=薛定锷方程得合理解=原子轨道概念意义;s,p轨道角度分布图(形状特点及描述)5、电子云y2与波函数y:概念意义;s,p电子云角度分布图(形状特点及描述)电子云与原子轨道角度分布图区别6、四个量子数n,l,m,ms:取值,意义7、核外电子排布:(1)三原则:泡利不相容;能量最低;洪特规则(2)电子进入能级顺序及电子分布式:重点4,5周期8、周期系与元素性质:(1)外层电子构型与周期表中得位置(2)有效核电荷数,原子半径,电负性描述了原子中电子出现几率最大得区离核得远近。n值越大,电子出现几率最大得区域离核越远,也可以说电子离核得平均距离越大。n值相同得各原子轨道电子离核得平均距离较接近,故常把具有相同主量子数n得各原子轨道归并称为同一个“电子层”。n=1,2,3,4,5,6等正整数,电子层分别用K,L,M,N,O,P表示,称为电子层得符号。在氢原子中n值越大得电子层,电子得能量越高。但在多电子原子中,核外电子得能量则由主量子数n与角量子数l两者决定。角量子数l可表示原子轨道或电子云得形状。l=0,1,2,3,…,(n-1)l=0时(s轨道),原子轨道或电子云呈球形分布;l=1时(p轨道),原子轨道得角度分布图为双球面,电子云得角度分布得图为两个交于原点得橄榄形曲面;l=2(d轨道)及3(称f轨道)时,原子轨道得形状更为复杂。角量子数就表示同一电子层n得不同“电子亚层”。n,l相同得各原子轨道属于同一“电子亚层”,简称“亚层”。m=0,±1,±2,……±l。决定了原子轨道(或电子云)在空间得伸展方向。l=0,m=0,亚层只有一个球形得s轨道,无方向性。l=1,m=0﹑±1,p亚层有三个不同伸展方向得p轨道,常用pz,px,py表示这三个不同伸展方向。l=2,m=0﹑±1﹑±2,d亚层有5个不同伸展方向得d轨道。当n,l,m都确定,就决定了就是哪一个主层、什么形状得亚层、某个伸展方向得轨道。ms得取值只有+1/2与-1/2,不依赖于n,l,m三个量子数它描述了电子自旋运动得特征。电子得自旋只有两个方向,通常称为正自旋与反自旋,或顺时针方向与反时针方向,可用向上或向下得箭头“↑↓”来表示这两个不同方向得电子自旋运动状态。原子得外层电子构型与周期表得分区1、离子键:本质,特征2、价键理论理论要点,共价键本质特征,键与键,键参数3、杂化轨道理论与分子构型理论要点;sp,sp2,sp3,不等性sp3杂化:分子构型及书上实例4、分子间力与氢键(1)共价键极性与分子极性(电偶极矩p与分子构型)(2)色散力,诱导力,取向力(3)氢键:特征;存在条件;对物性影响键与键得对比表能量相近原则只有能量相近得轨道才能发生杂化(如ns与np)。轨道数目守恒原则新组成得杂化轨道数目等于原来得原子轨道数目。能量重新分配原则杂化前原子轨道能量各不相同,杂化轨道得能量相同最大重叠原则杂化时,都有s轨道得参与,s轨道得Ψ为正值,导致杂化轨道一头大一头小。大头部分参与形成稳定化学键。杂化轨道对称性分布原则杂化后原子轨道在球形空间中尽量成对称性分布,因此,等性杂化轨道间得键角相等。第八章大气污染与水污染2)温度—形变曲线两个转变温度