普通化學原理

本文檔相關內容參見視頻1、2無機化學課程的總體設計

吉林大學化學學院宋天佑

普通化學原理

元素化學

一普通化學原理教學內容

物質結構

反應原理

兩部分熱力學和動力學化學平衡四大平衡反應原理物質結構原子結構分子結構晶體結構配位化合物結構四大平衡酸堿解離平衡沉淀溶解平衡氧化還原平衡絡合解離平衡

二普通化學原理的教學目的1.為后續(xù)課程的教學打基礎物理化學結構化學分析化學有機化學2.為無機元素化學教學打基礎

講授元素化學的反應事實時，要用理論貫穿。

便于講授，也便于學生理解。熱力學動力學

反應進行的可能性現(xiàn)實性

需要在二氧化硅進行氯化的體系中加入焦炭，與之共熱。SiO2+2Cl2+C——SiCl4+CO2

這是反應的耦合。

從二氧化硅制備四氯化硅SiO2+4HF——SiF4

+2H2O

從二氧化硅制取四氟化硅不需要反應的熱力學耦合SiO2SiCl4（g）SiF4（g）/（kJ?mol－1）

－911－657－1615/（kJ?mol－1）

－856－617－1573fG?mfH?m

分析下面的熱力學數(shù)據(jù)，即可以理解上述兩個制備反應條件不同的原因

鋰和鈉反應活性的比較

電對Na+/NaK+/KRb+/RbCs+/Cs

E?/V－

2.71－

2.931－

2.98－

3.026IA族元素

（M+/M）的電極電勢E

?，從Na的－2.71V到Cs的－3.026V依次減小，呈現(xiàn)很強的規(guī)律性。

電對Li+/LiNa+/NaK+/KRb+/RbCs+/Cs

E?/V－

3.0401

－

2.71－

2.931－

2.98－

3.026

但是鋰嚴重地打破了這一規(guī)律M

M+（aq）即過程的熱效應越有利，吸熱越少，或者說放熱越多。

金屬的E

?（M+/M）越小，說明金屬在熱力學上越活潑。

整個過程

M

M+（aq）的熱效應rHm，等于金屬的原子化熱

A，第一電離能

I1，離子的水合熱

H

之和。M（g）

AH

于是整個過程是可以分解為

M（s）

M+（aq）

rHm

I1

M+（g）M（g）

I1

AHM（s）

M+（aq）

rHmM+（g）Li的原子化熱

A

大，第一電離能

I1也大，吸熱比

Na多。

關鍵是

Li+

的水合熱

H<<0，水合過程遠比Na+

放熱多。M（g）

I1

AHM（s）

M+（aq）

rHmM+（g）Li+

的水合熱的有利克服了原子化熱和第一電離能對

Li的不利，導致總的熱效應

rHm對

Li比Na有利。故

E

?（Li+/Li）

=－3.0401V

E

?（Na+/Na）=－2.71

V

盡管在熱力學上

E

?（Li+/Li）小于

E

?（Na+/Na），但實際反應中由于鋰的原子化熱大，引起反應的活化能大，致使反應速率慢。

例如鋰與水的反應不如鈉劇烈。

另外產(chǎn)物LiOH的溶解度較小，覆蓋在鋰的表面，也導致反應速率變慢。

熱力學一章討論標態(tài)下、恒溫恒壓下、無非體積功的過程或化學反應進行的可能性

化學平衡一章恒溫恒壓、無非體積功

氧化還原反應一章恒溫恒壓、有非體積功酸堿平衡沉淀溶解平衡絡合解離平衡氧化還原平衡主要討論與溶液相關的反應

常見離子的分離Zn2+，Cu2+，Ag+，Cr3+，Al3+

幾種離子存在于同一溶液中

離子的分離將用到四大平衡Zn2+，Cu2+，Ag+，Cr3+，Al3+Zn2+，Cu2+，Cr3+，Al3+HCl（aq）AgClCuSZn2+，Cr3+，Al3+0.3mol·dm－3

鹽酸，H2SNH3·H2O，H2O2Ba2+BaCrO4ZnNH3

42+（）ZnNH3

42+，CrO42－（）AlOH3（

）Zn2+，Cu2+，Ag+，Cr3+，Al3+Zn2+，Cu2+，Cr3+，Al3+HCl（aq）AgCl涉及沉淀溶解平衡Zn2+，Cu2+，Cr3+，Al3+CuSZn2+，Cr3+，Al3+0.3mol·dm－3

鹽酸，H2S

涉及酸堿平衡和沉淀溶解平衡Zn2+，Cr3+，Al3+NH3·H2O，H2O2ZnNH3

42+，CrO42－（）AlOH3（

）

涉及沉淀溶解平衡、絡合解離平衡和氧化還原平衡。Ba2+BaCrO4ZnNH3

42+（）ZnNH3

42+，CrO42－（）涉及沉淀溶解平衡

研究無機物結構的理論基礎原子結構分子結構晶體結構配位化合物結構

可以從結構上分析

SiCl4水解反應進行的機理。

關鍵是

Si

有

3d

空軌道，當

H2O分子以其具有孤電子對的負電性的O端與中心Si接近時Si可以接受H2O以形成sp3d雜化的五配位中間體sp3雜化sp3d雜化ClClClClSi+H2O

氯化氫分子離去，再由sp3d雜化變成sp3

雜化sp3雜化sp3d雜化－HClOHClClClSiOHOHOHOHSi繼續(xù)取代+3H2O－3HCl

繼續(xù)取代生成硅酸OHClClClSisp3雜化ClClClClSi+H2O－HClOHOHOHOHSi繼續(xù)取代+3H2O－3HClsp3d雜化sp3雜化OHClClClSi

而

NCl3水解的關鍵是N有孤電子對

當

H2O

分子以其具有電正性的H端與中心N接近時H通過N的孤電子對與

N

成單鍵相結合形成中間體中間體當Cl―O―H與中間體分離時Cl將Cl―N成鍵電子對留給NO將H―O成鍵電子對帶走于是取代產(chǎn)物為電中性。

且中心

N

仍具有一孤電子對。

當H2O分子的H與其接近時，仍可以形成中間體。H繼續(xù)取代Cl，最終得到水解產(chǎn)物NH3。Cl―O―H中

O與Cl共用一對電子成單鍵，形成水解的另一種產(chǎn)物次氯酸。PX3+3H2O——H3PO3+3HX三鹵化磷水解的方式一般為產(chǎn)物是亞磷酸POHHOOHPCl3中心

P原子既有空

d

軌道，可以接受水分子中具有孤對電子的負電性的O端的進攻

又有孤電子對占有的軌道，可以接受具有電正性的H端的進攻

所以

PCl3可以同時發(fā)生兩種不同機理的水解反應。

當PCl3與H2O分子接近時，水的H端進攻中心具有孤電子對的軌道。

形成sp3d雜化的中間體。sp3

雜化sp3d雜化

同時水的O端進攻中心的空

d軌道

于是

H

通過

P

的孤電子對與P成單鍵相結合。H―O斷裂時其成鍵電子對留給O。O與P共用2對電子成雙鍵。

當H―Cl與中間體分離時，Cl將

P―Cl成鍵電子對帶走。H將H―O成鍵電子對留給O。

故第一步取代產(chǎn)物為電中性，且中心P不再具有孤電子對。

第二步只能是水的O

端進攻中心的空d軌道

第三步，―OH取代最后一個ClPCl3水解的產(chǎn)物是POHHOOHCCl4中心

C原子既沒有空

d

軌道，以接受水分子中具有孤對電子的負電性的O端的進攻

又沒有孤電子對占有的軌道，以接受具有電正性的H端的進攻

所以

CCl4很難發(fā)生水解反應。

上述幾個例子說明，普通化學原理教學對于元素化學教學十分重要。

物質結構

在后

反應原理在先

多數(shù)教材

物質結構

反應原理

三普通化學原理講授次序

為后續(xù)課程的教學打基礎

為無機元素化學教學打基礎

講授時應該深入淺出、適可而止

努力的方向是如何在現(xiàn)有的學時、現(xiàn)有的學生知識基礎上講清楚問題

在普通化學原理講授之前一般有“化學基礎知識”章

內容的選擇

為反應原理和物質結構做鋪墊

分壓

平衡常數(shù)

分體積

體系與環(huán)境的界面氣體分子的速率分布與能量分布動力學、活化分子阿侖尼烏斯公式

依數(shù)性

電離學說

質量摩爾濃度

依數(shù)性、標準態(tài)2熱力學3動力學和化學平衡4原子結構5分子結構6晶體結構7配位化合物結構8酸堿解離平衡

9沉淀溶解平衡絡合解離平衡10氧化還原平衡

吉林大學化學學院2011級教學的內容和次序

在分子結構和共價鍵理論一章中，只講有關共價鍵的理論路易斯理論

價鍵理論

價層電子對互斥理論

雜化軌道理論

分子軌道理論

價鍵理論的鍵、鍵定義

成鍵條件中的對稱性一致條件

分子軌道理論中的成鍵三原則中有對稱性一致原則

必須先講授對稱性

旋轉和對稱軸

反映和對稱面

反演和對稱中心

2熱力學3動力學和化學平衡4原子結構5分子結構6晶體結構7配位化合物結構8酸堿解離平衡

9沉淀溶解平衡絡合解離平衡10氧化還原平衡

將“晶體結構”獨立設章，講授晶體的基礎知識，不與離子鍵混在一起。離子晶體和離子鍵

分子晶體和分子間作用力

離子極化學說簡介

金屬晶體和金屬鍵

原子晶體和混合晶體

晶體結構一章的內容與次序2熱力學3動力學和化學平衡4原子結構5分子結構6晶體結構7配位化合物結構8酸堿解離平衡

9沉淀溶解平衡絡合解離平衡10氧化還原平衡

將“配位化合物結構”獨立設章，不與絡合解離平衡混在一起。

介紹配位化合物的穩(wěn)定性時，要涉及到“軟硬酸堿分類”，這是在路易斯酸堿理論基礎上進行的分類。

必須借助“化學基礎知識”一章，單獨設立“酸堿理論的發(fā)展”一節(jié)

。

而介紹路易斯酸堿理論以往是在酸堿解離平衡一章，尚未講授。

將絡合解離平衡和沉淀溶解平衡放在一起作為第九章。

原因之一是，絡合解離平衡和沉淀溶解平衡的篇幅均較小。

原因之二是，配位化合物的生成是沉淀發(fā)生溶解的一種途徑。

將氧化還原平衡放在四大平衡的最后講授。

原因是可以將影響電極電勢的因素酸堿、沉淀、絡合集中講解。

現(xiàn)將全部內容及講授順序列出第一章化學基礎知識1.1理想氣體的狀態(tài)方程1.2實際氣體的狀態(tài)方程1.3混合氣體的分壓定律1.4氣體擴散定律1.5氣體分子的速率分布和能量分布1.6溶液的飽和蒸氣壓降低1.7溶液沸點升高和凝固點降低1.8滲透壓1.9稀溶液依數(shù)性的應用1.10酸堿理論的發(fā)展第二章化學熱力學初步2.1熱力學基本概念2.2熱力學第一定律2.3熱化學2.4化學反應進行的方向第三章反應速率和化學平衡3.1反應速率概念3.2反應速率理論3.3濃度對反應速率的影響3.4濃度與反應時間的關系3.5溫度對反應速率的影響3.6催化劑對反應速率的影響?

?

3.7平衡常數(shù)3.8K和rGm

的關系3.9化學平衡的移動第四章原子結構和元素周期律4.1核外電子運動的特殊性4.2核外電子運動狀態(tài)的描述4.3核外電子排布和元素周期律4.4元素基本性質的周期性第五章分子結構和共價鍵理論5.1對稱性5.2路易斯理論5.3價鍵理論5.4價層電子對互斥理論5.5雜化軌道理論5.6分子軌道理論第六章晶體結構基礎6.1晶體結構基本概念6.2離子晶體和離子鍵6.3分子晶體和分子間作用力6.4離子極化學說簡介6.5金屬晶體和金屬鍵6.6原子晶體和混合晶體第七章配位化合物的結構7.1配位化合物的基本概念7.2配位化合物的異構現(xiàn)象與命名方法7.3配位化合物的穩(wěn)定性7.4配位化合物的價鍵理論7.5配位化合物的晶體場理論第八章酸堿解離平衡8.1強電解質的解離8.2弱電解質的解離平衡8.3鹽類的水解第九章沉淀溶解平衡和絡合解離平衡9.1沉淀溶解平衡9.2沉淀溶解平衡的移動9.3絡合解離平衡9.4絡合解離平衡的移動第十章氧化還原反應和電化學10.1原電池10.2電池反應的熱力學10.3E

與E

?

的關系10.4化學電源與電解

2熱力學5學時3動力學和化學平衡5學時4原子結構6學時5分子結構和共價鍵5學時1化學基礎知識5學時

實際授課時數(shù)6晶體結構5學時7配位化合物結構5學時8酸堿解離平衡3學時

9沉淀溶解平衡3學時

絡合解離平衡10氧化還原平衡8學時

普通化學原理教學計50學時

元素化學教學計劃約50學時

在《簡明無機化學》前言中我曾寫道，本教材90學時的基本內容，給主講教師留下了很大的空間。

進可以在教材的基礎上對元素部分的知識框架加以充填和豐富，以滿足更高層次數(shù)學的需要；

四短學時教學的實踐與思考

退可以精簡理論部分偏深、偏難的內容，使學時數(shù)降到60~70。

現(xiàn)在已經(jīng)通過2009級和2010級唐敖慶班，完成了70

學時無機化學的教學實踐。

從1994級學生開始，高分子專業(yè)，應化專業(yè)，化工專業(yè)的無機化學教學就屬于短學時教學。授課時數(shù)不足

70

學時。

考研時和90學時的化學專業(yè)同樣要求，一張考卷。

參與“十一五”期間的教學評估工作，使我有機會了解到校內其他院系以及一些兄弟院校的無機化學教學工作的現(xiàn)狀。

令人興奮的是許多年輕的博士走上了無機化學教學第一線，為我們的教師隊伍補充了新鮮血液。

年輕教師在教學和科研兩條戰(zhàn)線上拼搏，深感使命之神圣的同時，更體會到任務之艱巨，時間之寶貴。

作為有一些教學經(jīng)驗的教師，有責任給年輕人以關心與幫助。

很重要的一點，要幫助他們精選化學原理和元素化學中最重要的知識作為無機化學的授課內容，以避免原理和元素比重失調。

篇幅大的教材內容豐富，但年輕教師選擇教學內容較有難度。

如果從頭講起又不分詳略，則60幾學時用完而元素化學幾乎沒涉及，就不成其為無機化學了。

下面給出70學時教學的分學時記錄，供參考。

這是2010級學生的授課記錄。

第一章化學基礎知識1.1理想氣體的狀態(tài)方程1.1.1描述氣體狀態(tài)的物理量1.1.2理想氣體的基本假定1.1.3氣體壓力的產(chǎn)生1.1.4理想氣體的經(jīng)驗公式1.2混合氣體的分壓定律1.2.1基本概念1.混合氣體與組分氣體2.組分氣體的摩爾分數(shù)3.總體積與分壓4.總壓與分體積5.體積分數(shù)1.2.2分壓定律——分壓與總壓的關系1.2.3分壓與組成之間的關系課間

1.3氣體擴散定律1.4溶液的飽和蒸氣壓降低1.4.1飽和蒸氣壓1.純溶劑的飽和蒸氣壓2.溶液的飽和蒸氣壓3.解釋實驗現(xiàn)象1.4.2拉烏爾定律1.溶液的濃度2.拉烏爾（Laoult）定律1.5溶液沸點升高和凝固點降低（1）結束1.5.1飽和蒸氣壓圖1.5.2計算公式1.沸點升高公式2凝固點降低公式1.6滲透壓1.6.1滲透現(xiàn)象1.6.2滲透壓1.6.3滲透壓公式1.7依數(shù)性的應用1.7.1計算公式的適用范圍1.7.2依數(shù)性質的應用1.測定相對分子質量2.制作制冷劑1.8酸堿理論的發(fā)展1.8.1阿侖尼烏斯理論課間

1.8.2酸堿質子理論1.酸堿質子理論的酸堿定義2.酸堿的共軛關系3.兩性物質4.酸堿反應1.8.3酸堿電子理論第二章化學熱力學初步2.1基本概念2.1.1體系和環(huán)境2.1.2狀態(tài)和狀態(tài)函數(shù)2.1.3過程和途徑（2）結束2.1.4體積功2.1.5熱力學能2.2熱力學第一定律2.2.1第一定律的表述2.2.2功和熱1.功和熱的符號規(guī)定2.功和熱與途徑有關2.3熱化學2.3.1化學反應的熱效應1.恒容反應熱QV

2.恒壓反應熱Qp3.反應熱的測量課間4.反應進度與摩爾反應熱5.Qp

和QV的關系2.3.2熱化學方程式2.3.3蓋斯定律2.3.4生成熱1.生成熱的定義（3）結束

2.標準狀態(tài)3.標準生成熱的應用2.3.5燃燒熱2.3.6從鍵能估算反應熱2.4化學反應進行的方向2.4.1過程進行的方式1.p－V線與體積功2.體積功的極限課間

3.可逆途徑和自發(fā)過程2.4.2化學反應進行的方向2.4.3反應熱和溫度對反應方向的影響2.4.4熵1.混亂度和微觀狀態(tài)數(shù)2.狀態(tài)函數(shù)熵（S）3.熱力學第三定律和標準熵（4）結束4.ΔrS

正負的定性判斷2.4.5狀態(tài)函數(shù)吉布斯自由能（G）1.自由能判據(jù)2.標準生成自由能3.吉布斯—赫姆霍茲方程第三章反應速率與化學平衡3.1反應速率概念3.1.1平均速率課間

3.1.2瞬時速率3.2濃度對反應速率的影響3.2.1速率方程3.2.2反應級數(shù)3.2.3速率常數(shù)k3.2.4質量作用定律3.3溫度對反應速率的影響3.3.1反應進程—勢能圖3.3.2有效碰撞3.3.3阿侖尼烏斯公式3.4濃度與反應時間的關系3.4.1零級反應（5）結束

3.4.2一級反應3.5平衡常數(shù)3.5.1經(jīng)驗平衡常數(shù)3.5.2標準平衡常數(shù)3.5.3幾種重要的化學平衡1.水的解離平衡課間

2.弱酸和弱減的解離平衡3.水解平衡4.沉淀溶解平衡5.絡合解離平衡3.5.4平衡轉化率3.5.5判斷化學反應的方向3.6K

和rGm

的關系3.6.1化學反應等溫式（6）結束3.6.2幾種熱力學數(shù)據(jù)間的關系3.6.3平衡常數(shù)的求法3.7化學平衡的移動3.7.1平衡移動的概念3.7.2濃度對化學平衡的影響3.7.3壓力對化學平衡的影響課間（本節(jié)課用時35分鐘）3.7.4溫度對化學平衡的影響第四章原子結構和元素周期律4.1核外電子運動的特殊性4.1.1微觀粒子的性質4.1.2薛定諤方程與波函數(shù)（7）結束

4.2核外電子運動狀態(tài)的描述4.2.1四個量子數(shù)1.主量子數(shù)n2.角量子數(shù)l3.磁量子數(shù)m4.自旋量子數(shù)ms課間

4.2.2與波函數(shù)相關的圖像1.概率和概率密度概念2.電子云圖3.徑向分布和角度分布4.徑向概率密度分布5.徑向概率分布圖6.角度分布圖4.3核外電子排布和元素周期律4.3.1多電子原子的能級（8）結束1.屏蔽效應2.鉆穿效應3.原子軌道近似能級圖4.3.2核外電子排布1.排布原則2.核外電子的排布4.3.3元素周期表1.元素的周期課間（本節(jié)課用時40分鐘）2.元素的區(qū)和族4.3.4

科頓（

F.A.Cotton）軌道能級圖4.3.5斯雷特（Slater）規(guī)則4.4元素基本性質的周期性4.4.1原子半徑1.原子半徑概念2.原子半徑在周期表中的變化規(guī)律（9）結束（本節(jié)課用時50分鐘）4.4.2電離能1.電離能概念2.第一電離能的變化規(guī)律3.電離能與價態(tài)之間的關系4.4.3電子親和能1.概念2.第一電子親和能在周期表中的變化4.4.4電負性第五章化學鍵與分子結構5.1離子鍵與離子晶體課間

5.1.1離子鍵的形成5.1.2離子鍵的強度1.鍵能和晶格能2.玻恩－哈伯循環(huán)3.影響離子鍵強度的因素4.離子半徑5.1.3離子晶體的特點5.2晶體的空間結構（10）結束

5.2.1對稱性1.旋轉和對稱軸2.反映和對稱面3.反演和對稱中心5.2.2晶體和點陣5.2.3晶胞課間

5.2.4晶系5.2.5晶體的14種點陣型式5.2.6配位數(shù)與r+/r－的關系5.3共價鍵理論5.3.1路易斯理論5.3.2價鍵理論1.氫分子中的化學鍵2.價鍵理論（11）結束5.3.3價層電子對互斥理論1.理論要點2.多重鍵的處理課間

3.影響鍵角的因素5.3.4雜化軌道理論1.理論要點2.用雜化軌道理論解釋構型3.雜化理論與價層電子對互斥理論的關系（12）結束

5.3.5分子軌道理論1.分子軌道理論在化學鍵理論中的位置2.理論要點3.同核雙原子分子4.異核雙原子分子5.4金屬鍵理論5.4.1金屬鍵的改性共價鍵理論（13）結束（本次課用時65分鐘）5.4.2金屬晶體的密堆積結構5.4.3金屬鍵的能帶理論1.理論要點2.金屬的物理性質5.5分子間作用力5.5.1分子的偶極矩1.永久偶極2.誘導偶極和瞬間偶極5.5.2分子間作用力——范德華力1.取向力2.誘導力課間

3.色散力5.5.3氫鍵1.氫鍵的概念2.氫鍵的特點3.氫鍵對于化合物性質的影響5.6離子極化學說簡介5.6.1對離子特征的描述5.6.2離子極化現(xiàn)象5.6.3影響變形性的因素1.簡單離子2.復雜陰離子5.6.4影響極化能力的因素5.6.5離子極化對化學鍵類型的影響（14）結束5.6.6相互極化5.6.7反極化作用第六章氧化還原反應6.1基本概念6.1.1原電池1.半反應2.鹽橋3.電池符號6.1.2電極電勢和電動勢1.電極電勢2.原電池的電動勢課間

3.標準氫電極4.其他類型的電極5.標準電極電勢表6.電極反應式的書寫（15）結束6.2電池反應的熱力學6.2.1E

和電池反應的rGm

的關系6.2.2E

和電池反應的K

的關系6.2.3元素電勢圖1.酸性的強弱2.電對的電極電勢3.判斷某種氧化態(tài)的穩(wěn)定性課間

6.2.4自由能－氧化數(shù)圖1.自由能－氧化數(shù)圖的作法2.判斷氧化還原性質3.歧化反應6.2.5水溶液中離子的熱力學函數(shù)6.3E

與E

的關系6.3.1能斯特方程（16）結束6.3.2能斯特方程的應用1.酸度對電極電勢的影響2.沉淀對電極電勢的影響3.配位化合物的生成對電極電勢的影響課間

6.3.3電勢－pH圖1.電勢－pH圖的基本概念2.H2O的電勢－pH圖3.鉻體系的電勢－pH圖6.4化學電源與電解6.4.1化學電源簡介（17）結束6.4.2電解過程簡介1.原電池和電解池2.分解電勢3.超電勢第七章配位化合物7.1配位化合物的異構現(xiàn)象與命名方法7.1.1配位化合物的異構現(xiàn)象1.結構異構課間

2.空間異構7.1.2配位化合物的命名1.命名的基本原則2.配體的命名3.配體的先后順序4.異構體的命名7.2配位化合物的穩(wěn)定性7.2.1酸堿的軟硬分類7.2.2影響配位單元穩(wěn)定的因素1.中心與配體的關系2.螯合效應（18）結束3.中心和配體的性質7.3配位化合物的價鍵理論7.3.1配位單元的構型與中心的雜化方式7.3.2中心雜化軌道的形成1.nsnpnd雜化2.（n－1）dnsnp雜化7.3.3價鍵理論中的能量問題7.3.4價鍵理論的實驗根據(jù)7.4配位化合物的晶體場理論7.4.1d軌道在晶體場中的能量分裂課間

1正八面體場2正四面體場3正方形場7.4.2分裂后d軌道中電子的排布7.4.3過渡金屬化合物的顏色1.吸收光譜2.d－d躍遷3.電荷躍遷（19）結束7.4.4晶體場穩(wěn)定化能1.分裂后的d軌道的能量2.晶體場穩(wěn)定化能3.水合熱的雙峰曲線7.4.5Jahn－Teller效應課間第八章鹵素8.1鹵素單質8.1.1物理性質1.存在狀態(tài)2.顏色3.鹵素單質在水中的溶解度8.1.2化學性質1.鹵素與金屬的反應2.與H2

的反應3.與H2

以外非金屬反應（20）結束4.與水的反應8.1.3單質的制備1.Cl2

的制備2.F2

的制備3.Br2

的制備4.I2

的制備8.2鹵化氫和氫鹵酸8.2.1物理性質1.沸點和存在狀態(tài)2.氣體密度3.在水中溶解度8.2.2化學性質1.酸性課間

2.還原性3.熱穩(wěn)定性8.2.3鹵化氫的制備1.鹵化物與高沸點酸反應2.鹵素與氫氣直接化合3.鹵化物水解法8.3鹵化物8.3.1金屬鹵化物1.金屬鹵化物的生成2.難溶性鹵化物3.鹵離子形成的配位化合物8.3.2擬鹵素和擬鹵化物1.氫化物的酸性2.氧化還原性質3.鹽的溶解性和配位化合物（21）結束8.3.3互鹵化物和多鹵化物1.互鹵化物2.多鹵化物8.4鹵素的含氧酸及其鹽8.4.1次鹵酸1.化學性質2.次鹵酸的制備8.4.2亞鹵酸及其鹽課間

8.4.3鹵酸及其鹽1．性質2.鹵酸及其鹽的制取8.4.4高鹵酸及其鹽1.化學性質2.高鹵酸的制備第九章氧族元素9.1氧9.1.1氧氣和氧化物1.氧氣的制備2.氧氣的性質3.氧化物的酸堿性4.氧化物酸堿性的規(guī)律（22）結束9.1.2臭氧1.臭氧的分子結構2.臭氧的產(chǎn)生、性質和存在9.1.3過氧化氫1.過氧化氫的分子構型2.過氧化氫的性質課間

3.過氧化氫的制取9.2硫和硫化物9.2.1單質硫9.2.2硫化氫和氫硫酸1.制法2.性質9.2.3硫化物1.輕金屬的硫化物2.重金屬的硫化物（23）結束

3離子的分離9.3硫的含氧化合物9.3.1S（IV）的含氧化合物1.SO2

的分子結構2.SO2

和H2SO3

的性質3.SO2

和H2SO3

的制法4.焦亞硫酸鈉9.3.2S（VI）的含氧化合物1.SO3

的結構2.硫酸的分子結構3.硫酸的性質課間

4.硫酸的衍生物5.硫酸鹽6.焦硫酸及其鹽9.3.3硫的其他氧化態(tài)含氧化合物1.硫代硫酸及其鹽（24）結束

2.過二硫酸及其鹽3.連二亞硫酸鈉9.4硒和碲9.4.1單質9.4.2硒和碲的氫化物9.4.3硒和碲的含氧化合物第十章氮族元素10.1氮和氮的化合物10.1.1單質1.氮氣的化學性質2.氮氣的制備10.1.2氮的氫化物課間

1.氨2.聯(lián)氨3.羥氨4.疊氮酸10.1.3氮的含含氧化合物（25）結束1.氮的氧化物2.亞硝酸及其鹽課間

3.硝酸及其鹽10.2磷和磷的化合物10.2.1單質1.同素異形體2.磷的化學性質3.磷的制取

10.2.2磷的氫化物1.磷化氫2.聯(lián)膦10.2.3磷的含氧化合物1.氧化物2.次磷酸和亞磷酸（26）結束

3.磷酸10.2.4磷的鹵化物和硫化物10.3砷、銻、鉍10.3.1單質1.物理性質2.化學性質10.3.2砷、銻、鉍的氫化物1.氫化物的制備課間

2.化學性質10.3.3砷、銻、鉍的含氧化合物1.酸堿性2.氧化還原性質10.3.4砷、銻、鉍的三鹵化物10.3.5砷、銻、鉍的硫化物1.硫化物的性質2.硫化物的制備（27）結束第十一章碳族和硼族元素11.1碳11.1.1單質1.同素異形體2.碳的還原性11.1.2氧化物1.二氧化碳2.一氧化碳11.1.3碳酸及其鹽1.結構2.可溶性碳酸鹽課間

3.碳酸鹽的生成4.碳酸鹽的熱分解11.1.4碳的鹵化物和硫化物1.四氯化碳2.二硫化碳11.1.5碳化物11.2硅11.2.1單質1.制備2.化學反應11.2.2硅烷1.制備2.化學性質11.2.3硅的鹵化物1.水解性2.制備11.2.4硅的含氧化合物1.二氧化硅（28）結束2.硅酸3.硅膠4.硅酸鹽11.3硼11.3.1單質1.晶體硼的結構2.生產(chǎn)與制備課間

3.硼的反應11.3.2硼烷1.結構2.乙硼烷的制備3.乙硼烷的性質11.3.3硼的含氧化合物1.三氧化二硼（29）結束

2.硼酸3.硼砂11.3.4三鹵化硼1結構2性質11.4鍺、錫、鉛11.4.1單質1.物理性質2.與酸堿的反應11.4.2鍺、錫、鉛的含氧化合物1.酸堿性課間

2.氧化還原性質11.4.3鹵化物和硫化物1.鹵化物2.硫化物11.5鋁、鎵、銦、鉈11.5.1單質1.物理性質2.化學性質11.5.2鋁、鎵、銦、鉈的化合物1.穩(wěn)定性2.酸堿性3.氧化還原性4.鋁鹽第十二章IA，IIA族和稀有氣體12.1堿金屬和堿土金屬單質12.1.1制備1.電解法（30）結束

2.化學還原法12.1.2單質的性質1.生成合金2.化學反應12.2堿金屬和堿土金屬的化合物12.2.1含氧二元化合物12.2.2氫氧化物12.2.3鹽類1.難溶鹽2.硫化物3.鋇資源的轉化和利用4.結晶水合鹽類的脫水12.2.4對角線規(guī)則和次級周期性1.鋰的特性2.鋰與鈉的活性比較3.鈹