无机化学学习指导

精品文档无机化学学习指导第一章化学反应中的质量关系和能量关系学习指导1“物质的量”（n） 用于计量指定的微观基本单元或其特定组合的物理量，其单位名称为摩尔，单位符号为mol。2. 摩尔质量（M) M = m/n3. 摩尔体积（Vm）Vm = V/n4. 物质的量浓度（cB）cB = nB/V5. 理想气体状态方程 pV = nRT6. 理想气体分压定律 p= pB ；pB = (nB/n)p7. 化学计量式和化学计量数 O = BB ；B B8. 反应进度（）表示化学反应进行程度的物理量，符号为，单位为mol。随着反应的进行，任一化学反应各反应物及产物的改变量：nB = B9. 状态函数状态函数的改变量只与体系的始、终态有关，而与状态变化的途径无关。10. 热和功 体系和环境之间因温差而传递的热量称为热。除热以外，其它各种形式被传递的能量称为功。11. 热力学能（U）体系内部所含的总能量。12. 能量守恒定律孤立体系中能量是不会自生自灭的，它可以变换形式，但总值不变。13. 热力学第一定律封闭体系热力学能的变化：U = Q + WQ 0, W 0, U 0；Q 0, W 0, U 0。14. 恒压反应热（Qp）和反应焓变（rHm） H(焓) U + pV, Qp = rHm15. 赫斯定律 Qp = QB , rHm = rHm(B)B B16. 标准状况： p = 101.325kPa, T = 273.15 K标准(状)态： p= 100kPa下 气体：纯气体物质液体、固体：最稳定的纯液体、纯固体物质。溶液中的溶质：摩尔浓度为 1molL-117. 标准摩尔生成焓（）标准态下最稳定的单质 单位物质的量的某物质 =18. 标准摩尔反应焓变（）一般反应cC + dD = yY + zZ =y(Y) + z(Z) - c(C)+ d(D)=i(生成物) + i(反应物)第二章化学反应的方向、速率和限度学 习 指 导1. 反应速率：单位体积内反应进行程度随时间的变化率，即： 2. 活化分子：具有等于或超过Ec能量（分子发生有效碰撞所必须具备的最低能量）的分子。3. 活化能（1）经验活化能：活化分子具有的平均能量()与反应物分子的平均能量()之差称为反应活化能(Ea)。（2）过渡状态理论中的势能垒：反应进行所必须克服的势能垒(Eb)。4. 反应物浓度对反应速率的影响质量作用定律cC + dD yY + zZ对于基元反应 = kc(C)cc(D)d5. 熵变、吉布斯自由能变计算式： i(生成物) + i(反应物) i(生成物) + i(反应物)6. 吉布斯公式：rGm rHm - TrSm （T）（T）-T （T）7. 化学反应方向的判据： 8. rGm与的关系：rGm = + RTlnJ9. 实验平衡常数表达式：例 cC(g) + dD(g) yY(g) + zZ(g) , 10. 标准平衡常数关系式： 11. 转化率()：反应前后体积不变，又可表示为： 12. 平衡移动原理：当体系达平衡后，若改变平衡状态的任一条件（如浓度、压力、温度），平衡就向着能减弱其改变的方向移动。第三章 酸碱反应和沉淀反应学习指导 1. 水的离子积 2. pH值 3. 弱酸（HA）的解离常数： 4. 解离度和稀释定律 为表征弱电解质解离程度大小的特征常数 5. 弱酸、弱碱溶液pH值的计算 6. 同离子效应：弱电解质溶液中，加入含有相同离子的易溶强电解质而使弱电解质解离度降低的效应。 7. 缓冲溶液：具有保持pH值相对稳定作用的溶液。 8. 盐类水解反应：盐的组分离子与水解离出来的H+ 或 OH-结合成弱电解质的反应。9. 水解常数： 一元弱酸强碱盐 一元弱碱强酸盐 一元弱酸弱碱盐 10. 影响水解度的因素： 一般来说，水解产物的解离度越小、溶解度越小；盐溶液的浓度越小，温度越高，盐的水解度越大。11. 溶度积：一定温度下，难溶电解质的饱和溶液中，各组分离子浓度幂的乘积为一常数。 溶解 AmBn(s) mAn+ + nBm- 沉淀 12. 溶度积与溶解度的换算： 13. 溶度积规则： 14. 离子沉淀完全的要求： c(Mn+) 0, 氧化还原反应能自发进行。13氧化还原反应限度可以用其化学平衡常数K来衡量。K的计算公式为: 14. 元素标准电极电势图的应用：(1) 计算电对的标准电极电势: (2) 发生歧化反应的判据: 电势图中, E(右) E(左) (3) 解释元素的氧化还原特性。第五章 原子结构与元素周期性学习指导1. 原子和元素：原子是组成物质的基本单元，由一个原子核和若干个核外电子组成。元素是具有一类单核粒子的总称。2. 核素、同位素、同量素：具有确定原子数和中子数的单核粒子称为核素。质子数相同而中子数不等的同一种元素的原子互称为同位素。质量数相同而原子序数不同的元素称为同量素。3. 微观粒子具有波粒二象性。4. 波函数与原子轨道：波函数是描述核外电子运动状态的数学表达式，其空间图像称“原子轨道”。5. 概率密度与电子云:电子在原子核外空间某处单位体积内出现的概率称为概率密度(2),用小黑点代替其分布所得的空间图象称为电子云。6. s.p.d原子轨道的空间图象。7. 量子数：描述原子中个电子状态的四个参数(主、副、磁、自旋量子数)。8. 基态原子中电子分布原理：泡利不相容和能量最低原理，洪特规则。9. 鲍林近似能级图和核外电子填入轨道顺序： ns (n-2)f (n-1)d np 10. 元素在周期表中的位置(周期、区、族)，由该元素原子核外电子的分布所决定。11. 原子性质的周期性：共价半径：两个相同原子形成共价键时，其核间距离的一半。原子半径(r)金属半径：金属单质晶体中，两个相邻元素原子间距离之半。范德华半径：单质分子晶体中，相邻分子距离最近的两个原子核间距之半。第一电离能(I1)：基态的气态原子失去一个电子变为氧化数加一的气态阳离子所需的能量。第一电自亲合能(EA1)：基态的气态原子得到一个电子形成氧化值-1的气态阴离子所释放的能量。电负性()：分子中元素原子吸到电子的能力。第六章 分子的结构与性质学习指导1化学键：分子内或晶体内相邻原子(或离子)间强烈的相互吸引作用。2共价键(1) 定义：原子间由于成键电子的原子轨道重叠形成的化学键。(2) 特征：具有方向性和饱和性。(3) 分类：按极性分按原子轨道重叠部分的对称性分(4) 配位共价键：共用电子由一个原子单方面提供形成的共价键。3价键理论要点(1) 两原子接近时，自旋方向相反的未成对的价电子可以配对成键；(2) 成键电子的原子轨道重叠越多，所成共价键越稳定。4离子键：阳、阴离子间的静电引力。无方向性、无饱和性。5s-p杂化与分子几何构型的关系（见表6-4）。6运用n=2的同核双原子分子轨道能级图推测一、二周期元素同核双原子分子的存在并阐明其结构；预言分子的顺磁性与反磁性。7分子的极性与变形性正负电荷中心不重合的分子称极性分子。分子极性大小以分子偶极矩（=qd）大小来量度。=0的则为非极性分子。衡量分子变形性大小的标度为分子极化率（）。8分子间力取向力-固有偶极之间的吸引力。诱导力-固有偶极与诱导偶极之间的吸引力。色散力-瞬时偶极之间的吸引力。结构相似的同系列物质，分子间力越大，物质熔点、沸点越高，硬度越大。溶质与溶剂分子间力越大，互溶度越大。9氢键对物质性质的影响(1) 分子间形成氢键，物质的熔、沸点升高，分子内形成氢键，熔、沸点降低。(2) 溶质与溶剂分子间形成氢键，互溶度越大。(3) 分子间有氢键的液体，一般粘度较大，分子易缔合。第七章 固体的结构与性质学习指导1. 晶体的特征：有一定几何外形；有固定的熔点；各向异性。2. 离子晶体、原子晶体、分子晶体、金属晶体的特征及性质（见表7-2）。3. 三种典型的A-B型离子晶体类型：NaCl型、CsCl型、ZnS型。4. 晶格能(U)越大，该离子晶体越稳定。5. 金属键：金属晶体中金属原子间的结合力。6. 应用能带理论解释金属的物理性质和阐明导体、半导体及绝缘体的特性。7. 混合型晶体：层状、链状。8. 实际晶体点缺陷类型：空穴、置换、间充。9. 实际晶体的键型变异。10. 离子的电子构型：2e、8e、(917e)、18e、(18+2)e 。11. 离子极化(1) 离子极化力：阳离子的电荷越多、半径越小，极化力越强； 不同电子构型离子的极化力 18e、(18+2)e、2e (917e) 8e。(2) 离子变形性：离子半径越大，变形性越大。电子构型相同：阴离子 阳离子离子电荷相同、半径相近：(18+2)e、18e、(917e) 8e电场强度(E)一定，极化率()越大，变形性越大。(3) 离子极化作用越强，键的极性越弱，晶体向配位数减小的构型转变，物质的溶解度降低。12. 固相反应的特点和重要影响因素（成核、扩散）。第八章配位化合物学习指导1. 配合物：由形成体与配体以配位键结合而成的复杂化合物。2. 形成体：在配合物中接受配体孤电子对的原子或离子。3. 配体：在配合物中提供孤电子对的分子或离子。4. 配位原子和配位个体：配体中与形成体直接相连的原子称配位原子。由形成体结合一定数目的配体所形成的结构单元称配位个体。5. 配离子：带电荷的配位个体。6. 配位数：在配位个体中与一个形成体成键的配位原子的总数称为该形成体的配位数。7. 配合物价键理论要点：(1) 形成体的杂化轨道与配位原子的某个孤电子对轨道相互重叠，形成配位键。(2) 形成体仅以最外层轨道杂化成键的配键称外轨配键；若形成体还使用了次外层轨道成键的配键称内轨配键。(3) 形成体与配位数均相同的配合物，内轨型比外轨型的要稳定。(4) = 0 的物质具有反磁性；0 的物质具有顺磁性。(5) = 8. 和 值越大，表示该配离子在水溶液中越稳定。 = 9. 的应用：(1) 计算配合物溶液中有关离子的浓度；(2) 判断配离子之间以及与沉淀间转化的可能性；(3) 计算由配离子组成电对的电极电势。第九章 元素概论学习指导1 普通元素元素 轻稀有元素 分散稀有元素 稀有元素高熔点稀有元素 铂系元素 稀土元素放射性稀土元素 稀有气体2 气态N2、O2等11种元素单质游离态 液态Hg、Br2存在形态 固态非金属单质、金属单质化合态: 氧化物、卤化物、硫化物、碳酸盐、磷酸盐、硫酸盐、硅酸盐、硼酸盐等3单质物理性质递变规律(1)熔、沸点：主族同周期两头低中间高；副族 一般较高；(2)密度和硬度：主族两头小、中间大；副族 一般较大；(3)导电性：主族周期表从左到右由导体 半导体 非导体； 副族易导电。4氢气的性质氢气是无色、无臭、无味的可燃气体。熔、沸点极低，扩散性好，在水中溶解度很小，但可大量溶于镍、钯等金属中。有还原性，加热时可与许多单质反应形成各类氢化物。5氢化物类型：离子型、分子型、金属型。6离子型氢化物的特征 离子型氢化物熔、沸点较高，熔融态能导电，受热或与水作用时放H2，还原性强。第十章 碱金属和碱土金属元素学习指导1碱金属、碱土金属单质的熔、沸点较低，硬度较小。最软的是Cs。2碱金属、碱土金属元素化合物以离子型为主。Li、Be的化合物具有一定的共价性。3同族元素单质的标准电极电势自上往下逐渐减小，但E(Li+/Li) C12 Br2 I2； 还原性：F- Cl- Br- I-。5HF HCl HBr HI 酸性、还原性逐渐增强；热稳定性逐渐减弱。6HClO HClO3 HClO4 酸性、热稳定性逐渐增强；氧化性逐渐减弱。7O3分子中存在键；H202分子中有-O-O-基；H2SO4分子中存在(p-d)键。8H2O2的主要性质(1) 不稳定性 分解为O2和H2O；(2) 弱酸性；(3) 氧化性 被还原为H2O；(4) 还原性 被氧化为O2。9H2S的主要性质(1)弱酸性；(2)还原性 一般被氧化为S。10亚硫酸及其盐(1) H2SO3为中强酸；(2) 亚硫酸及其盐具有氧化还原性，但以还原性为主 还原性 被氧化为SO42-；氧化性 一般被还原为S。 11硫酸的主要性质(1) 吸水性和脱水性；(2) 浓硫酸有氧化性 一般被还原为SO2。12K2S2O7可作熔矿剂。13硫代硫酸及其盐(1) H2S2O3不稳定 分解为H2S和S；(2) Na2S2O3具有强还原性遇强氧化剂 被氧化为SO42-；遇弱氧化剂 被氧化为S4O62-。第十二章 氮族、碳族和硼族元素 学习指导1. 惰性电子对效应。2. NH3的三类反应: 加合、取代、氧化。3. 铵盐: (1) 固体铵盐的热分解规律 非氧化性酸的铵盐NH3+ 相应酸或酸式盐； 氧化性酸的铵盐不放NH3,主要放N2。(2) NH4+的鉴定4. 亚硝酸及其盐:(1) 不稳定性(常用于鉴定NO2-)；(2) 氧化性: NO2-NO； (3) 还原性: NO2-NO3-。5. 硝酸及其盐； (1) HNO3、NO3-的结构: 除含有一般键外, HNO3中还含有键, NO3-中还含有键；(2) HNO3的性质: 热不稳定性； 强氧化性: 和金属反应时, 其还原产物与金属活泼性及硝酸浓度有关。 (3)硝酸盐的 热分解规律活泼性强于Mg的金属硝酸盐亚硝酸盐 + O2；活泼性在Mg-Cu间的金属硝酸盐金属氧化物+NO2+ O2；活泼性小于Cu的金属硝酸盐金属单质+NO2+ O2。(4) NO3-的鉴定6. 磷酸及其盐: (1) H3PO4为非挥发性、无氧化性的三元中强酸；(2) 正盐及两种酸式盐的溶解性、水溶液酸碱性；(3) PO43-的鉴定7. 砷、锑、铋氧化物的其水合物及其盐的性质: (1) 氧化物的水合物酸碱性:从AsSbBi酸性，碱性H3AsO3两性偏酸；Sb(OH)3两性；Bi(OH)3弱碱性。(2) 氧化还原性: As（）Sb（）Bi（）还原性； As（）Sb（）Bi（）氧化性， NaBiO3在酸性介质是具有强氧化性。(3) M3+的盐及M3+、M5+的硫化物: M3+的水解性； 硫化物的颜色及酸碱性、硫代酸盐8. 碳酸及其盐(1) 碳酸为二元弱酸(2) 金属离子与可溶性碳酸盐反应规律 S(氢氧化物) S(碳酸盐)碳酸盐9. 硅酸及其盐 (1) 硅酸为二元难溶弱酸 (2) 硅酸盐大多难溶且有色10. 锡、铅重要化合物 (1) Sn(OH)2、Pb(OH)2白色、两性 (2) Sn()还原性：被氧化产物 SnCl2 SnCl4； Sn(OH)42-Sn(OH)62- PbO2氧化性, 还原产物Pb() (3) 锡、铅硫化物颜色, 酸碱性； (4) SnS与Na2S2的反应11. 硼、铝重要化合物 (1) B2H6的结构: 分子中含有3c-2e键, 价键结构式。 (2) Al2Cl6的结构: 分子中含有配位键, 价键结构式。 (3) H3BO3为一元弱酸 H3BO3 + H2O B(OH)4- + H+ (4) 硼砂珠试验 (5) 矾的通式 ()() M M(SO4)212H2O12. 对角关系 三对: LiMg BeAl BSi第十三章 过渡元素学习指导1. 过渡元素及其通性：长式周期表中位于s区和p区元素之间的元素。(1) 均为金属元素，外观均呈银白色或灰白色。除B族外，多数熔点、沸点较高、硬度大。同一周期金属单质从左到右金属活泼性逐渐减弱。(2) 元素氧化值：从左到右：B BB -从上往下： 高氧化态趋于稳定(3) 易形成配合物，且有配位催化作用；配离子大多显色。(4) 多数过渡元素原子或离子具有磁性。2. TiO2的主要性质：(1) 白色难溶固体。(2) 两性偏碱。溶于浓H2SO4生成TiOSO4，溶于浓NaOH生成Na2TiO3。3. V2O5的主要性质(1) 橙黄色至转红色固体，无味、有毒、微溶于水。(2) 两性偏酸：(3) 中强氧化剂：V2O5 VO2+(蓝)4. Cr的化合物：(1) Cr2O3是溶、熔皆难的两性氧化物，与酸性溶剂(如K2S2O7)共熔能转变为可溶性Cr()盐。(2) Cr(OH)3难溶于水，具两性，碱性介质中有较强还原性。(3) CrO3(暗红色)有毒，有强氧化性。(4) (A) CrO42-(黄色)Cr2O72-(橙红色)(B) Cr2O72-盐在酸性溶液中有强氧化性，本身被还原为Cr3+。CrO42-和Cr2O72-盐：(5) 难溶铬酸盐： PbCrO4(黄色)BaCrO4(柠檬黄)Ag2CrO4(砖红) 5. Mo、W重要化合物的主要性质(1) CrO3 MoO3 WO3氧化性依次减弱。(2) H2CrO4 H2MoO4 H2WO4酸性、氧化性依次减弱。(3) Mo、W含氧酸及其盐在酸性介质中易脱水、缩合成多酸或杂多酸。6. Mn重要化合物的主要性质(1) Mn2+的弱还原性： Mn2+MnO4-(2) MnO2的弱氧化性： MnO2Mn2+(3) MnO42-在酸性介质中易歧化： MnO42-MnO4- + MnO2(4) MnO4-的强氧化性：7. 铁系元素的主要性质(1) Fe(OH)3 CoO(OH) NiO(OH)氧化性依次增强 -Fe(OH)2 Co(OH)2 Ni(OH)2还原性依次减弱(2) CoCl26H2O(粉红)CoCl2(蓝)(3) 氨合配离子稳定性按Fe2+ Co2+ Ni2+顺序依次增强 -稳定性：Co(NH3)63+ Co(NH3)62+(4) 重要配合物的颜色：K3Fe(CN)6(深红)K4Fe(CN)63H2O(黄)Fe(NCS)n3-n(血红)Co(NH3)62+(土黄)Co(CN)63-(黄)Co(NCS)42-(蓝)Ni(NH3)62+(蓝紫)Ni(CN)42-(橙黄)Ni(CO)4(无色)8. Cu、Ag、Zn、Hg重要化合物的主要性质(1) 金属的酸溶性：Zn可溶于非氧化性酸，Cu、Ag可溶于硝酸或热硫酸，Hg可溶于硝酸，Au只能溶于王水。(2) 稳定性： CuO(黑) Cu2O(暗红或黄) Ag2O(暗棕)。 AgX见光分解ZnO(白) HgO(红或黄)AgOH、Hg(OH)2不存在。(3) 氢氧化物酸碱性： Cu(OH)2(浅蓝)两性偏碱，Zn(OH)2两性。(4) Ag与氨水、S2O32-、CN-的反应。(5) Hg2+盐的水解性、氧化性以及与NH3、OH-、I-、S2-的反应。(6) Cu+不稳定，易自动歧化；Hg22+较稳定，不会自动歧化。第十四章 镧系和锕系元素学习指导 1. 镧系元素、锕系元素的原子半径和离子半径变化的总趋势是随着原子序数的增加而逐渐缩小，这种现象称为镧系收缩。受镧系收缩的影响，铕后的钇族元素与钇第三过渡系与第二过渡系的同族元素性质相似，分离困难。2. 我国稀土元素资源具有储量大、分布广、类型多、矿种全、品位高等特点。3. 核反应一般可分为放射性衰变、粒子轰击原子核、核裂变及核聚变等四种类型。4. 放射性衰变分类：(1) 衰变：不稳定的原子核自