2011年考研专业大纲：福建师范大学《无机化学》
第一章 原子结构与元素周期系
重点掌握：原子轨道与电子云的涵义，四个量子数的物理意义；多电子原子的能级，核外电子分布的原则；原子电子层结构与周期表的内在联系；４、原子半径、电离势、电子亲和势、电负性的涵义及周期性变化规律。
难点：微观粒子运动的特点与量子化；描述核外电子运动状态的方法。
一能
§1.1核外电子运动状态
初步了解微观粒子运动的特点与量子化，统计规律的涵义，明确原子核外电子的运动不服从经典力学规律。了解描述核外电子运动状态的方法，明确原子轨道与电子云的涵义，初步了解径向分布的意义及其与电子云形状的区别和联系。掌握四个量子数的物理意义及其相互联系。
一、 核外电子运动状态的特殊性
１、 量子化特征—－氢原子光谱和玻尔理论
２、 核外电子运动的波粒二象性
３、 测不准原理
二、 核外电子运动状态的描述
１、 波函数和原子轨道
２、 几率密度和电子云
３、 波函数和电子云的区别与联系
三、 四个量子数
１、 四个量子数及其含义
２、 核外电子的可能运动状态
§1.2原子核外电子排布和元素周期表
了解屏蔽效应对原子轨道能量的影响，掌握多电子原子的能级高低顺序与核外电子分布的原则，熟练写出常见元素原子的核外电子的分布式。熟练掌握原子电子层结构与元素周期表间的内在联系及其应用。
一、 多电子原子的能级
１、 屏蔽效应
２、 钻穿效应
３、 近似能级图
二、 核外电子排布
１、 排布原则：能量最低原理、保里不相容原理、洪特规则
２、 排布实例
三、 原子结构与元素周期律的关系
１、 元素周期律
２、 元素周期表
３、 原子结构与元素周期律的关系
４、 原子结构与周期的关系
５、 原子结构与族的关系
§1.3 元素的基本性质及其变化的周期性
熟练掌握原子半径、电离势、电子亲和势、电负性的涵义及其周期性变化规律。
一、 原子半径
１、 定义
２、 测定与种类
３、 影响因素
４、 变化规律
二、 电离势
１、 定义
２、 影响因素
３、 变化规律
４、 应用
三、 电子亲合势
１、 定义
２、 变化规律
３、 应用
四、 电负性
１、定义
２、变化规律
３、应用
第二章 分子结构和晶体结构
重点掌握各类化学键的形成条件与特性及其对物质的影响，分子间作用力和氢键的形成机理及其对物质性质的影响，各种类型晶体质点作用力的区别及其对物质性质的影响。
§ 2.1 化学键参数与分子的性质
了解键能、键长、键角、键级、键的极性的涵义，明确分子的极性、磁性与分子结构的关系。
一、化学键参数
1、键能 2、键长 3、键角 4、键级 5、键的极性
二、分子的性质
1、分子的极性 µ=q·d
2、分子的磁性化学键参数
§2.2离子键
掌握离子键的形成条件、过程与特性，明确周期表各区元素离子电子层的构型与电荷。
一、 离子键理论的内容
二、 离子键的特点
1、本质为静电作用力
2、无方向性
3、无饱和性
4、键的离子性与元素的电负性有关
三、离子键的强弱
1、影响因素：离子的电荷、半径、电子层构型
2、衡量——晶格能
§ 2.3共价键
掌握共价键的形成条件、过程与特性，明确σ键与π键的区别；了解原子轨道杂化的涵义，掌握杂化轨道的几种主要类型及其对分子几何构型的影响。掌握分子轨道理论的基本要点，定性了解其在同核双原子分子中的应用。
§ 2.3.1 经典价键理论
一、经典价键理论
二、路易斯结构式
§2.3.2 现代价键理论（VB或电子配对法）
一、基本内容
二、特点
结合力的本质是电性的，共价键有饱和性和方向性
三、类型
§2.3.3轨道杂化理论
一、理论要点
二、杂化轨道类型、空间构型、成键能力间的关系
§2.3.4价层电子对互斥理论（VSEPR法）
一、AXm型共价分子的空间构型主要是要求A原子价层电子对之间的相互排斥作用尽可能最小。
二、应用VSEPR法时，正确判断中心原子的价层电子对数是关键。
三、推测共价分子的AXm的几何构型
§2.3.5分子轨道理论（MO法）
一、理论的基本要点
二、原子轨道线性组合的类型
成键分子轨道、反键分子轨道、非键分子轨道
三、分子轨道形成的三原则
最大重叠原则、能量相近、对称性原则
四、分子轨道中电子的排布
排布遵从三原则：能量最低原理、保里原理、洪特规则
五、第二周期同核双原子分子或离子的分子轨道图
§2.3.6共轭大π键及等电子体原理
一、共轭大π键
1、定义
2、实例：C6H6、丁二烯、CO2、O3、NO2、CO32-、NO31-
二、等电子体原理
1、AX2型价电子数为16：CO2
2、AX2型价电子数为18：SO2、O3
3、AX3型价电子数为24：CO32-、NO3-、SO3
4、AX4型价电子数为32：SO42 -、PO43-、
5、AX3型价电子数为26：SO32-、ClO3-
§ 2.4金属键
了解金属键的本性。
一、电子气理论（自由电子理论、改性共价键理论）
1、理论的要点
2、与共价键的异同
3、特点
二、能带理论（基本要点及一般应用）
§ 2.5键型过渡（了解）
§ 2.6分子间力
掌握分子间作用力的形成及分子间力对物质性质的影响，形成氢键的条件及氢键对物质性质的影响。
一、 范德华力
1、类型及存在
2、特点：作用力比化学键能小1~2个数量级，无方向性、无饱和性
3、对物质物理性质的影响
1）影响熔沸点
可以说明同类型分子晶体物质的熔沸点规律，如卤素单质的熔沸点规律。
2）影响溶解度：可用来说明“相似相溶原理”
二、氢键
1、氢键形成的条件Ｘ－Ｈ．．．Ｙ
2、特点
3、分类
4、强弱
5、对物质性质的影响
§ 2.7离子的极化
掌握离子极化、极化力与变形性的概念，了解其影响因素与初步应用。
一、基本概念
二、影响因素——离子的电子构型
三、离子的极化对物质结构和性质的影响
1、对化学键型的影响
2、晶格类型的转变
3、化合物溶解度的变化
4、化合物颜色的变化
§ 2.8.晶体的结构
掌握晶体与无定形体的区别，明确各种类型晶体质点间作用力的区别及其对物质性质的影响，了解离子晶体的空间构型。
§ 2.8.1晶体
一、晶体
晶体的特征、晶体的定义、晶格、晶格结点
二、晶胞
定义、布拉维系、晶胞中的原子坐标与计数
§ 2.8.2晶体的基本类型的性质对比
一、离子晶体
特性、类型、离子的半径比与配位数和晶体构型的关系
二、分子晶体和原子晶体
三、金属晶体
1、堆积模型
2、性质
第三章 化学热力学基础
本章讨论一个定律（热力学第一定律及其推论——盖斯定律），一个公式（吉布斯-亥姆霍兹公式）和四个热力学函数（U、H、S、G）及其变化量的求法。所以应重点掌握焓和焓变的概念，盖斯定律的应用及热效应的运算，自由能变化与反应的方向，吉布斯-亥姆霍兹公式。
§ 3.1基本概念
了解热力学的一些基本概念。
一、系统与环境
1、系统(体系物系):热力学中被研究的对象
2、环境:体系以外的其他部分
3、分类:敞开体系、封闭体系、孤立体系
l在热力学中,主要研究封闭体系。
l体系+环境=热力学上的宇宙。
二、 状态和状态函数
1、状态：由一系列表征体系性质的物理量所确定下来的体系的存在形式。
2、状态函数：藉以确定体系状态的物理量（如U、H、S、）。
△X=X终态-X始态
3、体系的性质：
（1）广度性质：有加和性。如：V
（2）强度性质：无加和性。如：T
三、过程与三、过程和途径
1、过程：体系的状态发生变化时状态变化的经过
2、途径：由同一始态变到同一终态的状态变化所经历的具体方式
四、热和功
热：由于温度不同而在体系和环境之间传递的能量。
功（W）：将除热以外各种被传递的能量。
数符规定：
1、热由环境流入体系Q为正值，反之为负值。2、环境对体系做功W为正值，反之为负值。
特点：与状态变化联系着，其值与过程有关，不是状态函数。
五、物质的量
五、物质的量
1、计量物质的微观基本单元的物理量，被计量的物质微粒可为分子、原子、离子、光子、电子等微粒，也可为某些微观粒子的特定组合。
2、当物质的微粒数或特定组合数与0.012 ㎏１２Ｃ的原子数相等时，其物质的量为１ｍｏｌ
３、阿伏加德罗常数、阿伏加德罗常量
4、摩尔体积（Vm）：1mol物质的体积m3.mol-1或L.mol-1
摩尔质量：1mol物质的质量Kg. mol-1
摩尔分数（物质的量分数）：组分的物质的量与混合物的物质的量之比
摩尔反应：其具体内涵与特定的化学方程式一一对应。对于一个特定的化学方程式，反应物按方程式的计量系数完全转化为生成物，就称发生了1mol反应。
六、浓度
六、浓度
广义浓度：一定量溶液或溶剂中溶质的量
狭义浓度：指物质的量浓度即每升溶液中的溶质B的物质的量CB=nB/V(mol.l-1或mol.dm-3)
质量摩尔浓度：每Kg溶剂中溶质的物质的量mb=nb/WA(mol.Kg-1)
七、气体
1、理想气体状态方程 PV=nRT R=8.314J.mol.K-1
理想气体:假定分子只是一个几何上的点，只占有位置而不占有体积；分子间无相互吸引。是一种假想模型。实际气体处于温度不太低、压力不太高时，可近似看作理想气体。
2、混合气体定律：混合气体中各组分气体的相对含量可用气体的分体积或体积分数或分压表示。
（1）分体积定律VT=V1+V2+V3+…+Vi=∑Vi=∑XiVT
(2)分压定律 P=P1+P2+P3+…+Pi=∑Pi=∑XiP
八、相：系统里物理性质完全均匀的部分
九、热力学温度
十、热力学标准态（标态）
§ 3.2 热力学第一定律及热化学
掌握焓和焓变的概念，会用盖斯定律进行反应的焓变计算。
一、热力学第一定律 △U = Q ++W
二、热化学
把热力学理论和方法用到化学反应中讨论和计算化学反应的能量变化的学科。
（一）化学反应的热效应
在恒温或恒容且不做非体积功和条件下，当一个化学反应发生后，若使产物的温度回到反应物的起始温度，这时体系吸收或放出的热量。常称反应热。
１、 恒容反应热（QV）：在恒容过程中完成的化学反应的热效。
QV= △U (∵W=0)
2、恒压反应热（QP）：在恒压过程中完成的化学反应热效应。
QP=△H
焓：H≡U+PV
焓的特点（1）为状态函数 （2）有广度性质
（3）其绝对值求不出 （4）与T、P有关
3、QV与QP的关系：QP- QV=P·△V
（二）热化学方程式及其书写方法
1、热化学方程式：表示出热效应的化学方程式。
2、书写注意事项：
（三）盖斯定律
一个化学反应若能分成几步来完成，总反应的热效应等于各分反应的热效应之和。
（四）几种热效应
1、生成热
（1）标准生成热（焓）：在标准压力和指定温度下，由最稳定单质生成1mol该物质时的等压热效应。
△fH θm ，简称生成 热，单位为 kJ·mol-1
处于标准态下的最稳定单质的标准生成热为零。
(2)应用：可用于计算化学反应的热效应
△rH θ = ∑υi △fH θ (生成物）- ∑ υi △fH θm (反应物）
= ∑ υB △fH θm(B）
2、溶液中离子的生成热
溶液中离子的标准摩尔生成热（简称离子生成热）：指从标准状态的稳定单质生成1mol溶于足够大量水（即无限稀溶液）中的离子时所产生的热效应。热力学规定△fH θm （H+,aq）=0
3、燃烧热：在105Pa下，1mol物质完全燃烧时的热效应称为该物质的标准摩尔燃烧热。△cHθm ，简称燃烧热，单位为 kJ·mol-1
△rHӨm =∑υi △cHӨm(反应物)-∑υi △cHӨm(生成物)
§3.3 化学反应的方向
掌握吉布斯自由能和熵及它们的变化的初步概念，会计算反应的△S、△G；初步学会用△G去判断化学反应的方向；理解化学反应等温式的含义，会用其计算△rG m和K平衡；能根据吉布斯-亥姆霍兹公式理解△H、△G △S的关系，并会用于分析温度对反应自发性的影响。
一、 反应焓变对反应方向的影响
二、 熵初步概念
1、熵及熵变对反应方向的影响
熵：热力学上描述体系混乱度的状态函数。符号为S，单位为J.mol-1 .K-1。
２、 对过程熵变的估计
３、 热力学第三定律和标准熵
①热力学第三定律： 在0K时任何完美晶体的熵值为0
②绝对熵（ST）：根据热力学第三定律，通过实验或计算求得各种物质在指定温度下的熵值。 △S =ST-S0= ST （∵S0 =0）
标准熵（Sθm ）：物质在标准状态下的摩尔绝对值。单位为J.mol-1 .K-1，水溶液中单个离子的标准熵是相对于指定水合离子的标准熵为零而求得。
4、化学反应的熵变为
△rSθ = ∑υi S θm (生成物)- ∑ υi Smθ (反应物)
三、吉布斯自由能变与自发性
1、吉布斯自由能：能综合反映体系的焓变及熵两种状态函数的新函数。其变化可用于判断过程的自发性。 G≡H-TS
2、吉布斯自由能判据
在等温等压，不做非体积功的条件下，化学反应自发性的判据为
△G＜0反应以不可逆方式进行
△G ＝0反应以可逆方式进行，即处于平衡状态
△G ＞0，反应不能正向进行。
3、标准生成吉布斯自由能（ △fGθm ）：某温度下由处于标准态的各种元素的最稳定单质生成1mol某纯物质的吉布斯自由能的改变量。按定义，最稳定单质的标准生成吉布斯自由能为0，水合离子的标准生成自由能是以△fGθ (H+,aq)=0为基础求得的相对数值。
4、化学反应的标准吉布斯自由能变的计算及应用
△rGθm = ∑υi △fGθm (生成物）- ∑υi △fGθm (反应物）
5 、吉布斯-亥姆霍兹公式（温度对△G的影响）
△rG = △H - T△S
此式表明△G不仅与焓变和熵变有关，而且还与温度有关
四、化学反应等温式 ——任意状态时反应自发性的判据
△rG m(T) = △rGθm (T) + RT㏑J
第四章 化学平衡
本章重点掌握可逆反应到达平衡的特征及其影响因素；平衡常数表示式与运算；可逆反应进行的方向和限度的判据和温度影响反应方向的热力学解释。
§4.1化学平衡
掌握化学平衡概念，平衡常数的物理意义，有关计算与应用。
一、可逆反应和化学平衡
化学平衡就是要研究可逆反应的规律。
可逆反应：在同一条件下，向相反的两个方向都能进行的反应。
一般来说，任何化学反应都有一定的可逆性，但是不同的化学反应可逆程度差别很大。如：Ag++Cl- →AgCl↓(逆反应倾弱),还有些反应在进行时,逆反鹫在发生的条件尚..未具备,反应物即已耗尽,如2KClO3 →2KCl+3O2 ↑这些反应,习惯上称为不可逆反应。
化学平衡状态:是一个热力学要概念,是指系统内发生的化学反应既无正向进行的自发性,又无逆向进行的自发性时的一种状态,即
△G=0时的状态。
可逆反应建立化学平衡时有如下重要特征：
1、建立平衡的前提：只有在恒温条件下，封闭体系中进行的可逆反应才能建立平衡。
2、建立平衡的条件：V正=V逆
3、建立平衡的标志：平衡状态是封闭体系中可逆第应进行的最大限度。此时各物质的浓度不再随时间而变。
4、化学平衡是有条件的平衡。当外界因素改变时，V正、V逆变化，原有平衡将受到破坏，直到建立新的动态平衡。
二、平衡常数
为定量地研究化学平衡，必须找出平衡时，反应体系内各组分的量之间的关系。平衡常数就是衡量平衡状态的一种数量标志。
1、平衡常数的表达式
（1）经验平衡常数（或实验平衡常数）
对任一可逆反应 aA+bB = dD+eE 在一定温度下，达到平衡时，体系中各物质的浓度间有如下关系：
Kc={[D]d[E]e} / {[A]a[B]b} =ΠCiυi
若是气相反应则有 Kp=（PDd · Pee） / （Paa · PBb）=ΠPiυi
同一反应的Kc和Kp一般来说不相等，但所表示的是同一个平衡状态，因而两者间有固定的关系：
∵ PiV = niRT → Pi = (ni / V)RT = Ci RT
∴Kp= Π（Ci RT ）υi = (RT)Σ υ · Πciυi = Kc (RT) Σ υ
即 Kp= Kc (RT) Σ υ
（2）标准平衡常数Kθ
若把浓度换成平衡时的相对浓度（即[ ]/C θ ），分压换成平衡时的相对分压（即[Pi ]/P θ ）则得标准平衡常数。
对任一可逆反应 Aa + bB = Dd + eE
平衡时各物质的相对浓度 [ A ]/Cθ [ B ]/Cθ [ D ]/Cθ [ E]/Cθ
平衡时各物质的相对分压[PA ]/Pθ [PB ]/Pθ [PD ]/Pθ [PE]/Pθ
则 Kθ = {([D] / Cθ )d([ E]/Cθ )e} / {( [ A ]/Cθ )a([ B ]/Cθ )b}
=Π ( Ci/ Cθ ) υi
或 Kθ = {([PD ]/Pθ )d ([PE]/Pθ )e } / {([PA]/Pθ )e ([PB ]/Pθ )d }
= Π(Pi/ Pθ )υi
= KP(1/ Pθ) Σ υ
（3）两者关系
标准平衡常数为无量纲的量，而经验平衡常数一般是有单位的，只有当Σ υ =0时，K才为无量纲的量。液相反应的KC与Kθ在数值上相等（∵ Cθ =1mol/l），而气相反应的KP一般不与Kθ数值上相等。
Kθ = KP(1/ Pθ) Σ υ = KP( Pθ) -Σ υ Pθ =100KPa
2、书写平衡常数表达式注意事项
(1)表达式中各物质的浓度或分压均为平衡时的浓度或分压，其指数与方程式中相应组分的计量系数一致。
(2)平衡常数表示式的书写形式和数值决定于反应方程式的书写形式。
(3)纯液体、纯固体的浓度不写在平衡式中，但在非水溶液中，若有水出现时，水的浓度不可视为常数，应表示在平衡常数表达式中。
(4)当几个反应相加得到总反应时，总反应的平衡常数等于各相加反应的平衡常数相乘。
(5)对气体反应其平衡常数也可用平衡分压来表示,同一反应
Kp= Kc (RT) Σ υ
3、平衡常数的性质
（1）是反应的特性常数，是化学反应处于平衡状态时数量上的标志。一般对同类反应，同条件下，K越大，表明反应进行的越完全。
（2）平衡常数是在恒温下，与各成分浓度无关的一个常数。
（3）平衡常数随温度的改变而变化。KC（或KP）和温度之间的定量关系为： ㏑(k2θ/ k1θ) = -△rHθ/R(1/ T2 - 1/ T1 )
(4)催化剂的加入,在改变正反应速率的同时,也同样倍数地改变逆反应的速率,使反应提早划延缓到达平衡,但不改变K值。
(5)若某个反应可以表示为两个或更多个反应的总和,则总反应的K等于各反应的K的乘积即多重平衡规则。
4 、平衡常数的应用
(1)利用平衡常数可以做各种计算如可从一些物质的平衡浓度计算另一些物质的平衡浓度;从初始浓度求算平衡浓度,从平衡浓度求算平衡转化率等。
(2)预测指定条件下,反应进行的方向。
JC=KCθ 则△rG=0 反应达到平衡(进行到最大限度)
JC＜KCθ则△rG ＜0 正向自发进行
JC＞KCθ则△rG ＞0 逆向反应自发
(3)预测反应进行的限度
平衡常数表征反应进行的程度,在实际应用时,常用转化率这个概念来说明反应进行的程度。
转化率=平衡时已转化的量÷反应物初始的量×100％
(4)计算反应的自由能变化: △rGθ = - RT㏑Kθ
§4.2化学平衡的移动——勒沙特里定律
熟悉影响平衡移动的因素。
化学平衡的移动:因为条件改变,旧的平衡被破坏,引起混合物中各物质百分含量随之改变,从而达到新平衡状态的过程。
研究化学平衡就是要使平衡朝有利于生产需要的方向行动。可逆反应在一定温度下进行的方向和限度仅由JC和KC的相对大小来决定。当JC=KC时反应达到平衡状态.若要使平衡向正向移动,只要改变条件使JC＜KC(或JP＜ KP＝,正反应就能自发进行,平衡向正向移动,这可采取两个途径:①改变反应物或产物的浓度(或分压)使JC＜KC(或JP＜ KP＝ ②改变温度,使KC或KP数值增加,从而大于JC或JP。可见,浓度、压力、温度都可引起平衡移动.但两者有本质区别。改变浓度或分压只改变平衡点,而温度的变化,却导致平衡常数的改变。
影响平衡移动的各种结论，可以得出一个规律即勒沙特勒原理：假如改变平衡系统的条件之一，如温度、压力、浓度，平衡就向减弱这个改变的方向移动。
根据这个原理：
①当增加反应物浓度时，平衡就向能减少反应物浓度的方向即向右移动。这是力求减弱条件改变的结果。同理，在减少生成物的浓度时，平衡就向能增加生成物浓度的方向移动。
②当升高温度时，平衡就向能降低温度即吸热方向移动；当降低温度时，平衡就向能升高温度即放热方向移动。
③当增加压力时，平衡向能减少压力即减少气体分子数目的方向移动；当降低压力时，平衡向能增大压力即增加气体分子数目的方向移动。该原理是一条普遍规律，适用于已经达到平衡的体系，不适用于未达到平衡的体系。
第五章化学动力学基础
本章重点是掌握浓度、温度、催化剂对反应速率的影响。难点在活化能的概念及其与反应速率的关系。
§ 5.1 化学反应速率
了解反应速率的概念、速率的实验测定。
一、化学反应速率的表示法
1、定义：对任一化学反应从左向右进行的速率，通常用单位时间内某一反应物浓度的减少或某一生成物浓度的增加来表示。（单位为mol.L-1.s-1）
2、表示法
平均速率：r平=∣△CB/△t∣或
r平=(1/υB).(△CB/△t)
r平=△ξ/△t
[∵(nB-nB0 ) / υB ]
瞬时速率：r=∣dCB/dt∣或 r=(1/υB).(dCB/dt) r=dξ/dt
对于同一反应，用不同物质为基准表示反应速率时，其数值并不相同，但其速率之比等于各物质化学计量系数之比即
rA:rB:rD:rE = a:b:d:e
二、化学反应速率的实验测定
以浓度为纵坐标，时间为横坐标作C-t曲线，在曲线上任一点作切线，其斜率等于dCB/dt ∴r=∣dCB/dt∣
§5.2 反应速率理论
了解反应速率理论，理解活化能概念。
一、碰撞理论
1 、反应是通过反应物的彼此碰撞而进行
2 、并非所有的碰撞都发生反应,其中大多为无效的惮性碰撞,只少数能反应的才是有效碰撞
3 、能发生有效碰撞的反应物分子称为活化分子。此分子数目增多，有效碰撞次数增多
4、Ea=活化分子具有的平均能量E﹡-反应物分子的平均能量E
一般Ea在60~250 KJ. mol-1之间。相同条件下Ea越小，活化分子数目越多，单位时间有效碰撞次数越多，速率越大。
二、过渡态理论
1、要点：化学反应并非简单碰撞能完成，而需要经过一个很短时间的过渡态。按现代结构理论来分析：反应物分子的有效碰撞的实质是借助能量的传递，使反应物分子的化学键断裂，形成产物分子的新的化学键，在旧键；断裂和新键形成过程中，必须经过一个活化过渡状态，该状态具有较高的能量，很不稳定，一经生成就很快向生成物分子转化。
2、活化能Ea=E﹡- E（活化分子的平均能量E﹡与反应物分子平均能量E之差） 由稳定的反应物分子过渡到活化状态所吸收的能量就是活化能。所以Ea是基态反应物平均能量与过渡态的能量之差。
反应的热效应△H是正反应的活化能与逆反应的活化能之差。 △H=Ea-Ea′(＜0为放热，＞0为吸热反应)
3、影响Ea的因素
①不同反应Ea不同（可由实验测定）
②同一反应，温度对Ea有影响，但影响很小，可忽略，一般粗略认为Ea与温度无关。催化剂（反应历程改变）对Ea有极大影响，使
E﹡发生变化，从而使Ea改变
三、影响反应速率的因素
1、内因：（反应物的结构）Ea
2、外因：反应物的浓度、温度、催化剂
§5.3 反应历程（机理）
了解基元反应、复杂反应、反应分子数概念的涵义。
一、反应机理：
化学反应式往往只表示原始反应物和最终产物，并不表示反应的途径或步骤。反应的途径或步骤称为反应机理。
二、基元反应与非基元反应
反应物分子在有效碰撞中一步直接生成产物的称为基元反应，由一个基元反应构成的反应称为简单反应。由两个或两个以上基元反应才能生成产物的反应称为非基元反应，或复杂反应。
三、反应分子数（仅对基元反应而言）
基元反应方程式中的反应物是微观的分子，它们的总系数是几，就意味着几个分子参加了反应。称为反应分子数。
单分子反应、双分子反应较常见，三分子反应少见。
四、确定反应机理的方法
1、据实验确定速率方程，定出反应级数
2、据经验，假设所有可能反应步骤，并用实验进行测定
3、所有事实、假定一致，反应机理即确定，若无则返回2步。
§5.4 影响反应速率的因素
掌握浓度、温度、催化剂对反应速率的影响，并能用活化分子和活化能的概念解释；了解反应级数的涵义；理解反应速率常数的意义；了解活化能与反应速率的关系。
一、浓度的影响
（通过单位体积内活化分子数目的变化来改变单位时间内有效碰撞的次数）温度相同时，反应物浓度增大，则速率增大。（∵T定，则反应物中的活化分子百分数一定，当反应物浓度增大时，单位体积内活化分子数增加，所以单位时间内反应物分子进行有效碰撞的机会增加，速率增大。）
1、速率方程：aA+bB=dD+eE r=kCAm.CBn
①反应级数：速率方程中反应物浓度的指数。它反映了各反应物浓度项对速率的影响的大小级别。级数越高，反应受浓度的影响越大。m、n分别称为反应物A、B的反应级数。m+n称为反应的总级数。反应级数可为整数、分数、零，且反应级数同反应历程、速率常数一样基本上都是由实验来确定的。
0级 r=k 匀速反应，速率与反应物浓度无关
1级 r= kC 速率与反应物的浓度成正比
2级 r= kC2速率与反应物的浓度的平方成正比
②反应速率常数k：单位浓度的反应速率
特征：ⅰ取决于反应的本性，其它条件相同时，快反应常有较大的k。
ⅱ 与浓度无关。
ⅲ 随温度升高而增大。
ⅳ 同一反应： rA:rB:rD:rE =a:b:d:e= kA:kB:kD:kE
ⅴ k的量纲取决于反应的级数 r=kCAm.CBn
∴k=r/ CAm.CBn [单位为mol.L-1.s-1÷ (mol.L-1)m+n]
即为(L.mol -1 ) m+n-1 .s-1
m+n=1级反应, k的单位为s-1
m+n=2级反应, k的单位为(L.mol -1 ).s-1
m+n级反应, k的单位为(L.mol -1 ) m+n-1 .s-1
2、质量作用定律：一定温度下，对基元反应，其速率与反应物浓度系数次方成正比。这一定量关系称为基元反应的质量作用定律。
基元反应： aA+bB=dD+eE r=kCAa.CBb
该定律仅适用于基元反应，非基元反应若不知反应机理，其速率方程r=kCAm.CBn 其中的k、m、n应由实验来确定。
3、书写速率方程注意事项
①质量作用定律用于基元反应，非基元反应r=kCAm.CBn
②如遇纯固体、纯液体，其浓度视为常数，不必表示在方程式中。
4、用实验数据建立速率方程
5、用速率方程进行计算 半衰期 t 1/2= （Ln2）/ k
二、温度的影响（通过能量变化改变活化分子百分数）
温度对速率的影响很大。一般，大多数反应随温度升高速率增大。（∵浓度一定，温度升高时，①运动加剧，碰撞频率加大②温度升高使反应物中的某些非活化分子获得能量成为活化分子，即活化分子百分数增加，∴速率增大）
范特霍夫规则：一般化学反应，温度升高10K则速率增大2至4倍。
1、阿仑尼乌斯公式
K为速率常数， A为频率因子或指前因子，Ea为经验活化能，R为气体常数，T为绝对温度。对于给定反应Ea为定值，A为经验常数（在不是很宽的温度范围内，Ea、A不随温度变化）所以k仅与温度有关。由于T与k变化成指数关系，T稍有变化，k就会变化很大。该式表明T升高，无论是吸热还是放热，k均增大，所以反应速率 r=kCAa.CBb增大。用速率理论来解释：T↑外界供给能量活化分子﹪↑。
2、公式的应用
①①由公式可知：在Ea已知时，由一个温度的k求另一个温度的k。
②作图法求Ea 、 A。
以lnk对1/T 作图: lnk为纵坐标,1/T为横坐标,得一条直，
斜率为-Ea/R 截距为lnA
三、催化剂对反应的影响
1、基本概念：凡能改变反应速率的物质称为催化剂。可分为均相、异相催化剂，正催化剂、负催化剂。催化作用：催化剂能改变速率的作用。
催化剂的选择性：同一反应选用不同催化剂产生不同的产物；同一物质对不同反应不一定产生催化作用。
2、催化剂作用原理
改变反应机理（即改变原来反应的途径），改变活化络合物而降低Ea，从而增加活化分子﹪。
①只改变反应历程，只改变速率，不改变反应的趋势（平衡常数和反应自由能）与限度。不改变始终态，所以不影响反应的热效应。
②同等程度地加快正、逆反应的速率，只改变到达平衡的时间，而不改变平衡常数和平衡状态。
第六章 电离平衡
本章重点是熟练各类有关溶液的[H+]、[OH-]的计算；如何控制溶液的PH值；怎样控制沉淀的生成和溶解。
§6.1酸碱理论
了解酸碱理论发展的概况，酸碱的定义。
一、 酸碱电离理论 (1887, Arrenius)
１、 定义
酸：水溶液中电离出的正离子全部为H+的化合物。
碱：水溶液中电离出的负离子全部为OH-的化合物。
２、 优点：简便地解释了水溶液中的酸、碱反应
３、 缺点：把酸碱只局限在水溶液中，且碱只限于氢氧化物。
二、 酸碱质子理论 ( 1923, Bronsted)
１、 定义
酸：凡能给出质子的分子或离子。碱：凡能接受质子的分子或离子。
２、 优点：概括了电离理论，也可用于无水溶剂或不电离的溶剂体系。
3、缺点：对没有质子参加反应的酸碱不能说明。
三、 酸碱电子理论 ( 1923, Lewis )
１、 定义
酸：电子对接受体。碱：电子对给予体。
2、优点：概括了前两种酸碱理论，扩大了酸碱的范围。
3、缺点：没有统一的酸碱标度。
§6.2溶液的酸碱性
掌握溶液酸度的概念和pH的意义，熟悉pH与[H+]的相互换算，了解拉平效应和区分效应。
一、水的电离：
纯水有微弱的导电能力，说明水是很弱的电解质。
H2O = H+ + OH- 295K时，达平衡时有：KW=[H+][OH-]=1´ 10-14
称作水的离子积，它表明在一定温度时，水溶液中[H+]和[OH-]之积为一常数。升高温度时，KW增大，室温下一般取KW==1´ 10-14。
二、溶液的酸度：
水溶液中氢离子的浓度称为溶液的酸度。常用pH来表示溶液酸度的大小。
pH=-lg[H+]
pH的意义：①pH越小，[H+]越大，酸度越高
②pH减小一个单位，相当于[H+]大10倍
③因为pH +pOH =14，所以一般pH值的应用范围是1～14。因此，当强酸强碱溶液在浓度大时直接用摩尔浓度表示。
★溶液的酸碱性与pH值或pOH值的关系是：
pH=7或pOH=7中性
pH>7或pOH<7碱性
pH<7或pOH>7酸性
三、拉平效应和区分效应
拉平效应：将酸的强度拉平的作用
区分效应：能够区分酸（或碱）的强弱的作用
§6.3电解质的电离
初步了解强电解质理论；能用化学平衡原理分析弱酸、弱碱的电离平衡；掌握多元弱酸电离的机理；熟练掌握有关离子浓度的计算
一、 强电解质的电离：
１、 强电解质是完全电离的，在水溶液中以水合离子存在，所以不存在电离平衡
２、 表观电离度：实际测得的强电解质的电离度，反应了溶液中离子间互相牵制作用的强度，被称之为表观电离度
３、 活度（有效浓度）：a = f .c （f≤1）
二、 弱电解质的电离平衡：
１、 一元弱酸弱碱的电离
①电离平衡常数：
对反应AB=A++B- 电离平衡常数
弱酸Ki用Ka表示，弱碱Ki用Kb表示。Ki的大小，表示弱电解质的相对强弱，它与浓度无关，但随温度变化。
②离子浓度计算：
只考虑弱酸（碱）本身的电离，忽略水的电离
[H+]=
当C／Ka ≥400或α≤5%时 [H+]=
同理：[OH-]=
当C／Kb ≥400或α≤5%时 [OH-]=
③电离度和稀释定律
α=
２、 多元弱酸的电离：
① 多元弱电解质是分级电离的，每一级电离都有一个平衡常数
②当K1>>K2>>K3，并且K1>>Kw时，求[H+]时可当作一元弱酸处理。
③二元弱酸溶液中，酸根的的浓度近似等于，与酸的浓度关系不大
④多元弱酸酸根浓度极低，当需大量酸根时，往往用其盐
§6.4同离子效应和缓冲溶液
掌握同离子效应、盐效应等影响电离平衡移动的因素；掌握缓冲溶液作用原理、缓冲溶液的性质、缓冲溶液pH值的计算。
一、 同离子效应
在弱电解质溶液中加入具有相同离子的强电解质，使弱电解质的电离度降低的现象。
二、 缓冲溶液
① 定义：具有一定抵御外来少量酸、碱影响，而保持pH值相对稳定的溶液。
② 缓冲作用原理：
③ 缓冲溶液离子浓度计算
弱酸及其盐：[H+]= Ka pH =pKa – lg
弱碱及其盐：：[OH-]= Kb pOH =pKb – lg
§6.5盐类的水解
掌握各种盐类水解平衡及有关计算。
一、定义：
盐的离子与溶液中水电离出的或离子作用产生弱电解质的反应。
二、盐类水解的实质：酸与碱中和反应的逆反应
三、水解类型
１、 弱酸强碱盐水解，溶液呈碱性。
当C盐／Kb ≥400时 [OH-]= =
水解度 h=
２、 弱碱强酸盐水解，溶液呈酸性
[H+]=
h=
３、 弱酸弱碱盐
当Ka≈Kb时近似推得：[H+]=
当Ka＞Kb时近似推得：[H+]= =1´ 10-7，溶液为中性。
当Ka＞Kb时，[H+]＞1´ 10-7，溶液为酸性。
当Ka＜Kb时，[H+]＜1´ 10-7，溶液为碱性。
４、 强酸强碱盐：不水解
５、 多元弱酸或多元弱碱盐
若Ka2＞Kh2 溶液呈酸性，若Ka2＜Kh2 溶液呈碱性
四、影响盐类水解的基本因素
i. 水解离子的本性
ii. 浓度
iii. 温度
iv. 溶液的酸碱性
§6.6沉淀-溶解平衡
掌握Ksp的意义及溶度积规则；掌握沉淀的生成，溶解或转化的条件；熟悉有关溶度积常数计算。
一、溶度积常数
Ksp=[An+]m[Bm-]n
在一定温度下，难溶强电解质的饱和溶液中，各离子浓度的系数次方的乘积为一常数，该常数被称为浓度积常数。
二、溶解度和溶度积的关系
三、溶度积规则
当离子积Qi＞Ksp时，平衡逆向移动，溶液是过饱和的，沉淀生成，直到建立新平衡。
当离子积Qi=Ksp时，处于平衡状态，溶液是饱和的，维持原状不变。当离子积Qi＜Ksp时，平衡正向移动，溶液是不饱和的，如有沉淀，则沉淀溶解，，直到建立新平衡。
四、同离子效应和盐效应
１、 同离子效应
在难溶电解质的饱和溶液中加入含有相同离子的另一种电解质，可使难溶电解质的溶解度降低的效应。
作用：使难溶电解质的溶解度大幅度降低。
应用：利用同离子效应，可使欲沉淀离子尽可能沉淀完。
２、 盐效应
在难溶电解质的饱和溶液中加入不含相同离子的强电解质，将使电解质的溶解度增大降低的效应。
作用：使难溶电解质的溶解度略有增大。
３、 同离子效应和盐效应
产生同离子效应的同时，必然伴随盐效应的发生，但同离子效应的影响要大得多。
五、溶度积规则的应用
１、 判断溶液中能否生成沉淀
２、 计算氢氧化物沉淀时溶液的pH值
３、 选择沉淀溶解的方法
六、分步沉淀与沉淀的转化
１、 分步沉淀
当溶液中同时含有数种离子都能与加入的沉淀剂发生沉淀反应，它们将按照各自的离子积到达溶度积的先后次序生成沉淀。分步沉淀是一种常用的金属离子分离方法。
２、 沉淀的转化
在含有某种沉淀的溶液中加入另一种沉淀剂，引起由一种沉淀转化为另一种沉淀的现象。
沉淀转化的程度可由相互转化物质Ksp的比值判定。
第七章 电化学基础
本章重点为离子-电子法配平氧化还原反应方程式；标准电极电势的应用；pH电势图的分析和应用。
§7.1氧化还原的基本概念
熟练掌握氧化还原反应方程式的配平。
一、氧化数
是某元素一个原子的荷电数，这种荷电数由假设把每个键中的电子指定给电负性更大的原子而求得。
二、氧化还原的基本概念
在氧化还原反应中，氧化数降低的物质为氧化剂；氧化数升高的物质为还原剂。氧化数降低的过程为还原，氧化数升高的过程为氧化。
三、氧化还原反应方程式的配平
1、氧化数法
配平的两个基本要求是氧化剂和还原剂的氧化数变化必须相等；方程式两边的各个元素的原子数相等。
★ 配平步骤：
1、根据实验结果写出反应物和生成物的化学式。
2、求元素氧化数的变化值。
3、调整系数，使氧化数变化相等。
4、配平反应前后氧化数未发生变化的原子数。
2、离子-电子法
这种方法只适用于水溶液中使用，它可避免求氧化数的麻烦。
1、写出半反应的离子方程式，配平两边的原子和电荷。
2、使两个半反应的电子得失数相等。
3、使反应前后原子个数相等，写成分子方程式。
§7.2氧化还原反应和电极电势
了解原电池中反应的基本概念；熟练掌握原电池的表示法。
一、基本概念
原电池是由氧化还原产生电流的装置，它使化学能转变为电能。
锌电极：氧化反应 Zn→Zn2++2e
铜电极：还原反应 Cu2++2e→Cu
电池反应：氧化还原反应 Zn + Cu2+→Zn2++ Cu
原电池的电动势 E=φ（+） - φ（-）
Φ为电极电势，其影响因素有电极的本性、温度、介质、离子浓度等。
二、原电池的表示法
（-）Zn ∣Zn2+ ‖Cu2+∣Cu（+）
§7.3标准电极电势
掌握电极电势的概念及标准电极电势的应用。
一、标准电极电势
2H++2e↔H2 φHө = 0.0000 v
二、标准电极电势表及其应用
1、利用标准电极电势表可判断氧化剂和的强弱，标准电极电势值越小，其还原型的还原性越强、氧化型的氧化性越弱。
2、利用标准电极电势求反应平衡常数
3、判断反应进行的方向
若反应的Eө＞0，反应向右进行；若反应的Eө＜0，反应向左进行。
§7.4影响电极电势的因素
了解能斯特方程的意义和pH-电势图的意义；掌握能斯特方程和有关的计算；了解氧化还原平衡和其它平衡间的联系。
电极电势值与电极的本性、温度、物质的浓度。能斯特方程式体现了在固定室温以及电极固定的情况下，浓度对电极电势的影响。
Φ=Φө+
离子浓度改变，电极电势值也改变。对于两个电势比较接近的电对，离子浓度的改变，有可能使反应方向改变；对于有[H+]和[OH-]参加的反应，介质的酸度对电极电势也有影响。
§7.5化学电源和电解
了解化学电源和电解原理。
一、化学电源
1、干电池
2、燃料电池
二、电解的原理
电解是在外电源作用下被迫发生氧化还原过程。把电能转变为化学能。
电解池的阴极发生还原反应，是阳离子移向的极；阳极发生氧化反应是阴离子移向的极。
第八章氢和稀有气体
本章重点用价层电子对互斥理论来判断稀有气体化合物的结构。
§8.1氢
掌握氢的物理和化学性质和化学性质。
§8.2稀有气体
一、了解稀有气体发展史，单质的性质，用途和从空气中分离它们方法
二、了解稀有气体化合物的性质和结构特点
三、熟练掌握价层电子对互斥理论在稀有气体化合物的结构中的运用。
第九章 卤素
本章重点在卤素的通性、卤素单质及其主要化合物的重要性质与规律；氢卤酸的酸性强弱比较热力学及结构因素的解释。通过对本章的学习逐步掌握元素分论的学习方法。
§9.1卤素通性
掌握应用元素周期律与物质结构初步理论分析归纳卤素的共性、变化规律和氟的特殊性。熟练应用元素电势图分析卤素及其主要化合物的氧化还原性能。
一、 卤素原子的物理性质
二、 卤素的存在
三、 卤素的电势图
§9.2卤素单质
能应用元素周期律与物质结构初步理论分析归纳卤素单质的共性、变化规律和氟的特殊性。掌握卤素单质的重要性质、用途与制备方法。
一、 卤素单质的物理性质
二、 卤素单质的化学性质
三、 卤素单质的制备和用途
§9.3卤化氢和氢卤酸
能应用元素周期律与物质结构初步理论分析归纳卤化氢和氢卤酸的共性、变化规律和氟的特殊性。掌握氢卤酸的重要性质、用途与制备方法，氢卤酸的酸性强弱比较热力学及结构因素的解释。
一、 卤化氢和氢卤酸的物理性质
二、 制备和用途
§9.4卤化物、卤素互化物、多卤化物
了解卤化物的类型及卤素互化物、多卤化物、拟卤素的一般性质。
一、 卤化物
二、 卤素互化物
三、 多卤化物
四、 拟卤素
§9.5卤素的含氧化合物
了解卤素含氧酸酸度变化规律；氯的含氧酸及其盐的氧化性；H5IO6的结构及高碘酸的性质。
一、卤素的氧化物
二、含氧酸及其盐
第十章 氧族元素
重点是氧族通性；O2、O3、H2O2分子的结构与性质；硫的同素异形体结构特征及相互转化；三氧化硫、硫酸和硫酸盐。
§10.1氧族元素的通性
掌握氧族通性。
§10.2氧和臭氧
掌握氧和臭氧的制备、结构、性质、用途。
§10.3过氧化氢
掌握过氧化氢的制备、结构、性质、用途。
§10.4硫及其化合物
掌握硫、硫的氢化物、氧化物、含氧酸及其盐的制备、结构、性质、用途。
§10.5硒和碲
初步了解硒、碲的一般性质。
第十一章 氮族元素
本章重点在于掌握氮族的通性；氨的性质与其结构的关系；硝酸的氧化机理与还原产物；磷的同素异形体与结构性质；磷的含氧酸及其盐。
§11.1通性
掌握氮族元素的通性。
§11.2氮及其化合物
掌握氮和氮的氢化物、氧化物、含氧酸及其盐的制备、结构、性质、用途。
§11.3磷及其化合物
掌握磷及其化合物（氢化物、卤化物、氧化物、磷酸等）的结构、性质、用途。
§11.4砷、锑、铋
掌握砷、锑、铋单质及其化合物的性质和递变规律。
§11.5惰性电子对效应
了解惰性电子对效应。
第十二章 碳族元素
本章较全面地讨论、碳、硅及其重要化合物的性质和结构，此外对锗 、锡、铅及其重要化合物的性质也作一介绍。本族元素除有从非金属到金属完整过度的特征外，还有由于电负性居中，使其形成的化合物多为共价化合物（常见氧化数为+Ⅳ）和在典型金属元素中形成稳定的+Ⅱ价的离子化合物的特征。掌握价态变化规律和重点物质的性质是好本章的关键。注意和ⅤA族元素性质对比是重要学习方法。
§12.1通性
了解元素的基本性质、电子构型和成键性质、自然界存在和丰度。
§12.2碳及其化合物
1、了解碳的结构和同素异形体。
2、掌握一氧化碳、二氧化碳的结构和性质；碳酸的酸性；碳酸盐的水解性和热稳定性。
§12.3硅及其化合物
１、 了解硅的结构和同素异形体。
２、 掌握二氧化硅的结构和性质；硅酸和硅酸钠的性质。
3、了解不溶性硅酸盐的结构、自然界存在分子筛的实际应用。
§12.4锗及其化合物
１、 了解锗、锡、铅的氧化物、氢氧化物的酸碱性。
２、 掌握Sn（Ⅱ）的还原性、水解性和Pb（Ⅳ）的氧化性，Pb（Ⅱ）盐的溶解性，从而掌握高低价化合物氧化-还原性的变化规律。
第十三章 硼族元素
硼、铝是本章重点元素。学习中应以硼为中心，通过对硼及其重要化合物性质、结构的剖析来掌握缺电子原子的成键特点。掌握硼元素 的共价性和缺电子性是学好本章的关键。镓、铟、铊直接位于过渡元素之后，引起了本族元素性质自硼到铊的规律性变化中带来了差异性。本族元素自硼到铊由高氧化数到低氧化数稳定的变化规律，是学习本章的要充分注意的另一个问题。本族是p区的第一族元素 ，因此在学习中要密切注意与ⅣA族元素 的性质对比。
§13.1硼族元素的通性
了解硼族元素的通性。
§13.2硼及其化合物
１、 了解硼的结构和性质。
２、 掌握硼酸、硼砂、乙硼烷和三卤化硼的性质、结构和主要用途。
３、 掌握缺电子化合物的成键特点和桥键的形成。
§13.3铝及其化合物
１、 了解铝的冶炼。
２、 掌握铝及其化合物的主要性质格三氯化铝的结构。
§13.4镓、铟、铊及其化合物
１、 对镓分族单质及重要化合物的性质、用途公作一般了解。
２、 对比Si、B、Al及其化合物的性质，了解对角线规则。
３、 掌握本族元素从硼到铊由高氧化数（+Ⅲ）稳定过渡到低氧化数（+Ⅰ）稳定的变化规律。
４、 对比Ga(OH)3和Al(OH)3的酸碱性，了解Ga(OH)3性质反常的原因。
第十四章 非金属元素小结
掌握非金属及其化合物重要性质的递变规律。
§14.1非金属单质
§14.2氢化物
§14.3含氧酸
§14.4含氧酸盐的热分解反应类型和规律
第十五章 金属通论
本章要求能用结构的知识说明金属的物理、化学性质；掌握一般的金属冶炼方法，并能用热力学函数△Gө判断金属从其化合物中被还原的可能性和难易程度；了解合金的基本类型和性质。重点在于掌握一般金属冶炼方法及金属还原过程的热力学。
§15.1概述
§15.2金属的提炼
§15.2金属的物理性质和化学性质
§15.3合金
第十六章 S区金属
本章重点为S区金属通性及其比较；氧化物生成条件和性质比较；S区金属氢氧化物及盐类的性质和变化规律；并能用元素周期律，物质结构及电势图等基础理论，分析比较这些相似性及差异。难点在艾林汉图；氧化物的稳定性、结构及性质的比较。
§16.1碱金属与碱土金属通性
掌握碱金属、碱土金属的通性（物理性质和化学性质）
§16.2碱金属与碱土金属单质
掌握单质结构、性质、存在、制备及钾、钠、钙、镁的用途。
§16.3碱金属与碱土金属化合物
掌握碱金属，碱土金属的重要化合物；氢化物、氧化物、过氧化物的一般性质，氢氧化物的碱性及溶解性，重要盐类的溶解性、热稳定性等性质的变化规律。
§16.4对角线规则
了解锂、铍的特性及锂-镁，铍-铝的相似性。
第十七章 配位化合物
本章只概括地介绍关于配位化合物的基本知识和基础理论。重点是配合物价键理论基本要点；配合物稳定常数及有关计算。难点在晶体场理论；配合物的稳定常数及有关计算。
§17.1配合物的基本概念
掌握有关配合物涵义、组成、命名等基本概念，了解配合物的主要类型。
§17.2配合物中的化合物理论
掌握配合物价键理论的基本要点及对配合物磁性、配位数、空间构型和稳定性的解释。初步掌握晶体场理论基本要点。
§17.3配合物的稳定性
掌握配位化合物稳定常数的意义、应用及有关计算。
§17.4 螯合物
对螯合物的定义、形成条件、稳定性作一了解即可。
§17.5配合物形成时的性质变化
了解物质形成配合物前后的性质变化。
第十八章 ds区金属
学习本章时应抓住几个对比（铜族与锌族、铜族与碱金属、锌族与碱土金属、ds区金属与d区金属、ds区金属与p区金属的对比），从而全面掌握铜、银、锌、汞单质和各主要化合物性质上的特点和重要反应。重点为ⅠB与ⅡB、ⅠB与ⅠA、ⅡB与ⅡA与各分族元素性质比较；Cu（Ⅰ）与Cu（Ⅱ），Hg（Ⅰ）与Hg（Ⅱ），之间相互转化关系。
§18.1铜族元素
１、 掌握ⅠB元素的通性并与ⅠA金属比较。
２、 掌握铜族的单质及其重要化合物的性质和用途。
３、 了解铜、金的冶炼原理。
４、 掌握Cu（Ⅰ）与Cu（Ⅱ），Hg（Ⅰ）与Hg（Ⅱ），之间相互转化关系。
§18.2锌族元素
１、 握ⅡB元素的通性并与ⅡA金属比较。
２、 握锌族的单质及其重要化合物的性质和用途。
３、 解锌、汞的冶炼原理。
4、掌握Hg（Ⅰ）与Hg（Ⅱ），之间相互转化关系。
第十九章 过渡元素（一）
学习过渡元素时应注意以下几个问题：1、注意掌握有关元素、化合物等基本素材，反应方程式，与上册的理论部分知识的密切联系。2、递变的规律性，并注意与主族的对比与区别。3、能利用周期律的知识及“过渡元素通性”的内容来推断、了解每个过渡元素性质及递变规律。4、过渡元素递变规律远不如主族，有些甚至是目前难于解释的。学习中注意对这类问题进行探索。本章的重点是1、过渡元素原子结构特征与性质变化规律。2、过渡系各副族与相应主族元素性质的比较。难点在元素及化合物的性质及反应式。
§19.1过渡元素的通性
掌握过渡元素的价电子构型特点及其与过渡元素通性的关系，并与主族的规律进行对比。
§19.2钛副族
掌握钛的单质及其化合物的性质、用途。钛的冶炼。
§19.3钒副族
掌握钒的单质及其化合物的性质、用途。钒的冶炼。
§19.4铬副族
掌握铬的单质及其化合物的性质、用途。铬的冶炼。
§19.5锰副族
掌握锰的单质及其化合物的性质、用途。锰的冶炼。
第二十章 过渡元素（二）
重点是铁系元素的性质及重要化合物。
§20.1铁系元素的通性
掌握铁系元素的通性。
§20.2铁系元素的重要化合物
掌握铁、钴、镍单质及其重要化合物的性质、结构和用途。
§20.3铂系元素简介
一般了解铂系元素的单质及其主要化合物性质。
第二十一章 镧系元素和锕系元素
本章内容侧重介绍镧系元素的通性及锕系与镧系的对比，以使学习者对镧系、锕系元素有个概括认识，其次介绍几种重要元素及其化合物。因些重点在镧系元素的结构特征和性质；镧系收缩及其对元素性质的影响。
§21.1镧系元素
１、 掌握镧系元素原子的电子层结构与性质的关系。
２、 掌握镧系收缩的定义、实质及影响。
３、 了解镧系的主要化合物。
§21.2锕系元素
１、 掌握锕系元素原子的电子层结构与性质的关系。通过与镧系对比了解锕系元素的特性。
2、掌握镧系、锕系元素性质上的异同。3、了解锕系的主要化合物。