无机化学复习提纲(电子版).doc

无机化学复习提纲 by CantonGirl 1、 复习重点以教材为蓝本，以各章小结为主线进行重点复习。在理解的基础上，记住重点概念、公式，即是将各章的一些主要内容列出，复习时重点看。（1） 原子结构1、 电子的空间运动状态要用波函数（）来描述，它受n、l、m、ms四个量子数规定，n和l的合理组合是能判断能量高低。（n、l、m共同规定决定一个原子轨道，n、l、m和ms 决定电子的运动状态）2、 |2表示电子在空间出现的概率密度，它的形象化图形，即电子云。3、 和|2的角度分布图有何不同？两者形状相似，指向相同，前者有+、-之分，后者没有+、-之分，图像较瘦4、 多电子原子轨道能级图鲍林近似能级顺序及电子排布遵守三原则（鲍里不相容原理，能量最低原理，洪特规则）5、 能级组与元素周期表：共七个周期，七个能级组，十六个族，五个区（根据电子排布可以确定元素的位置）6、 电负性是衡量在化学键中原子吸引成键电子能力相对大小的尺度，一般金属元素电负性较小，非金属元素电负性较大，通常认为电负性为2是金属元素和非金属元素的近似分界点，以此来判断键的极性（2） 分子结构1、 离子键、共价键、氢键的形成条件及特征 离子键电负性差值大的两元素的原子得失电子形成正负离子，两者通过静电作用形成的化学键，是有无方向性和无饱和性的特征。 共价键电负性差值较小，甚至相同的两元素原子通过共用电子对的重叠方式成键，是有方向性、饱和性。有两种类型的键，即键和键。前者重叠程度大二活泼性则较键小。 氢键与H结合的元素电负性大（一般是N、O、F），半径小的化合物。分子间的引力属于静电作用力，但具有方向性、饱和性。是一种特殊的分子间作用力，因此分子的性质，如熔沸点、溶解度等会出现反常，如水。（有分子间氢键和分子内氢键，影响的性质不同）2、 杂化、杂化轨道、等性与不等性杂化 杂化指同一原子中参与成键的能量相近的原子轨道重新组合的过程，包括能量、方向、数目都与原轨道不同的新轨道称“杂化轨道”。使成键能力尽可能增加，系统能量尽可能降低。有sp、sp2、sp3杂化轨道。 根据形成的轨道能量、成分、电子对是否相同，分等性杂化与不等性杂化。如CH4为等性杂化。每个轨道都含有1个单电子，分子构型为正四面体，NH3H2O为不等性杂化。其中有个别轨道含孤电子对。故其空间构型分别为三角锥形和V形。是因为孤电子对的存在，压迫了键角。从10928改变成107、1045。3、 分子的极性与键的极性及分子的空间构型有关 双原子分子，键有极性的，则分子一定有极性。但多原子分子，键有极性，分子则不一定有极性。如二氧化碳。4、 分子间作用力范德华力包括取向力、诱导力、色散力，其中色散力是广泛存在于所有分子间的一种作用力。（3） 溶解与沉淀1、 “相似相溶”规则是结构和极性的相似性，符合者而溶，如乙醇-水，I2-CCl4等。2、 溶解过程的两个驱动力：1 焓的能量降低：Hsoln0，有利 两者综合为G=H-TS中，G0有利（不自发），G=0平衡3、 难溶电解质的沉淀-溶解平衡1 Ksp 是一种平衡常数，表示在一定温度下，难溶电解质在水溶液中的沉淀-溶解平衡时，离子浓度幂积为一常数溶度积。Q为离子积，任意条件下溶液中离子浓度之积。两者表达式相似，Ksp 用 表示平衡浓度，Q用（ ）表示任意浓度2 溶度积规则 通过比较溶液的离子积Q与溶度积Ksp 的相对大小，判断系统可能发生的过程QKsp 过饱和、有沉淀；Q=Ksp 平衡、沉淀于溶液稳定共存3 Ksp 与溶解度S 两者都与溶解能力大小有关，也与电解质类型有关，两者可以互相换算 I-I型 Ksp =S2；II-I（I-II）型 Ksp =4S3；III-I（I-III）型 Ksp =27S44 同离子效应和盐效应 同离子效应降低难溶物的溶解度。为使沉淀超于完全，可适量加入过量沉淀剂，使残留离子的浓度小于等于10-5mol/L盐效应可使难溶物的溶解度稍增加5 沉淀溶解可通过加稀酸形成水，弱电解质或氧化还原反应的方法实现，如CuS和HNO3、Mg（OH）2和HCl（4） 酸与碱1、 共轭酸碱对 根据质子理论，酸碱反应是质子的传递反应，通过失去和得到质子而相互转变的一对酸碱称为共轭酸碱对 CH3COOHCH3COO-，NH4+NH32、 两性物质及水的质子自递反应 两性物质是指既能给出质子又能接受质子的物质，如H2O+H2O=H3O+OH-。水分子间质子传递称“质子自递”。在一定温度下，导出质子自递平衡常数 或 ，指水的离子积常数3、 质子酸碱的强弱可溶Ka和Kb衡量，根据热力学原理，得到（共轭酸碱对）KaKb=Kw，而Kw是一个定值，故共轭酸的Ka越大，酸性越强，则Kb越小，碱性越弱。若知Ka（Kb）可求Kb（Ka）如：NH4+NH3,若Kb，NH3=1.7510-5，则Ka，NH4+=（1.010-14）/（1.7510-5）=5.5610-10 4、 酸碱平衡中的浓度计算1 一元弱酸H+浓度的计算不考虑水的质子自递时，得为近似计算公式若c/Ka100时，可用近似最简式2 多元弱酸，求H3O+时，可用第一级质子传递反应公式5、 稀释反应 对于弱酸加水，进行稀释，溶液中H3O+浓度降低，但其电离度增加 如 HAc+H2O=H3O+Ac- =x/c,x=c始态 c 平衡 c-x x x c（1-） c c当c400Ka时，0.05，在计算时可采用近似1-1导出，H+=c=表明H3O+浓度与弱酸浓度成正比，与弱酸浓度的平方根成反比，即弱酸稀释了。H3O+浓度降低，但电离度升高。若知道电离度，可求Ka值（Ka=2c）6、 缓冲溶液是一对含有较高浓度共轭酸碱对的溶液（如HAcAc-，共轭酸抗碱，共轭碱抗酸），能抵御外加少量酸碱、水引起的pH变化，称为缓冲溶液计算溶液pH公式 或或（5） 氧化还原1、 氧化还原是一类反应前后有电子转移或偏移的反应，可用氧化数变化来描述，氧化数是一个人为地指定的数值，它有几个规则2、 在氧化还原反应中，物质失去电子（氧化数升高）的反应称氧化反应，氧化数升高的物质为还原剂。物质得到电子（氧化数降低）的反应称为还原反应，该物质称氧化剂。如Cu2+Zn=Zn2+Cu（Cu2+是氧化剂，Zn是还原剂），这是由两个半反应组成，每一个半反应有两种不同氧化值的物种组成电对，如Cu2+/Cu,Zn2+/Zn。称氧化还原电对，氧化数高的称“氧化型”（氧化剂），氧化数较低的称“还原型”（还原剂）。3、 反应式的配平：得失电子总数相等（氧化数相等），反应前后原子个数相等4、 原电池和电极电势1 借助于氧化还原反应产生电流的装置（即将化学能转变为电能），它由两个半电池（正极、负极）和盐桥组成，盐桥的作用是导电和平衡电荷2 电池符号 （-）Zn（s）|Zn2+（c1）|Cu2+（c2）|Cu（s）（+）3 电池的电动势 E=E+-E-，标准态 E=E+-E-4 电极电势的绝对值尚无法测定，当今只有相对值，是以标准氢电极为基准确定的 E（H+/H2）=0.0000V5 电极的类型 分四类：金属电极（Cu2+/Cu）、气体电极（Pt|H2|H+）、金属难溶盐电极（Ag|AgCl|Cl-）、氧化还原电极（Pt|Fe3+，Fe2+）6 电极电势表均以还原形式表示，电极反应是可逆的，其正负号不因反应方向而改变，乘以相应系数其值不变。如Fe3+e=Fe2+和2Fe3+2e=2Fe2+ E值相同5、 电极电势的应用1 比较氧化剂、还原剂的相对强弱。标准态时，E值大的电对中氧化型是相对强的氧化剂，E值小的电对中还原型是相对强的还原剂。如，E（Cl2/Cl-）=1.36V，E（I2/I-）=0.535V，故Cl2的氧化性大于I2，而I-的还原性大于Cl-2 确定反应方向：E=E+-E-，若E0,正向；E0，逆向3 确定反应限度：标准态时（298K），越大，正向进行的趋势越大。6、 书写氧化还原反应时，（标准态）E值大的氧化型作氧化剂，E值小的还原型作还原剂，判断正负极。E值大的作正极，小的作负极。如：Ag+Fe2+=Ag+Fe3+ E（Ag+/Ag）=0.80V，E（Fe3+/Fe2+）=0.77V7、 求离子浓度及平衡常数 例： 2Ag+Zn=2Ag+Zn2+ E（Ag+/Ag）=0.799V，E（Zn2+/Zn）=0.7626V 求Ag+ 开始0.10 0.30 平衡 x 0.3+0.05-0.5x （设完全转化为Ag再平衡电离x）（消耗2mol Ag，生成1mol Zn） ，8、 元素电势图可以表明元素各种氧化态之间电极电势变化的关系图。如 它的主要应用：1 判断歧化反应能否发生（中间氧化态如Cu+即可被氧化为Cu2+，又可以被还原为Cu）指氧化数的升高与降低都发生在同一化合物中同一种元素，如4KClO3=3KClO4+KCl。在元素电势图中，若可以发生歧化反应，若则不能发生歧化反应。2 计算相关电对的电极电势 ，（n为电子得失）（6） 配位化合物1、 配合物的组成、命名、配位体、配位数1 如Cu(NH3)4SO4 硫酸四氨合铜（II），中心原子为Cu2+，配位体为NH3，配位数为42 配位体有单齿配体、多齿配体、两可配体、桥联配体、配体等几种。如NH3H2O为单齿配体，en为多齿配体，SCN-为两可配体3 配离子分阳离子，阴离子，若不带电荷的称配合分子（Cu(NH3)42+,Fe(CN)63-,PtCl2(NH3)20）2、 配位平衡1 稳定常数（生成常数）Ks配合物的生成通常是分段进行的，分别称为1级、2级、，用K1，K2,表示，且K1K2,总的生成常数为 （又称累积稳定常数n）若将其取对数，得，2 应用a. 判断反应方向：Ks大的稳定性相对较大（同类里的配合物）b. 计算平衡系统中有关物种的浓度 例 已知Cu（NH3）42+的Ks=2.11013，求含有0.01mol/L CaSO4和0.540mol/L NH3水中Cu2+的浓度 解：配位平衡方程式为：Cu2+ + 4NH4 = Cu（NH3）42+初始态 0.01 0.54 0平衡态 x 0.540-4（0.01-x） 0.01-x （设Cu2+完全转 0.50 0.01 化为Cu(NH3)42+) x=7.6210-153、 螯合物与螯合效应1 螯合物是一种具有环状结构的配合物，配体为多齿配体，称螯合剂。一般以形成五、六环为稳定，键角一般为108（与109接近），产生的张力小，且成环数越多越稳定2 螯合效应螯合物较相应的非螯合物更稳定的现象4、 配位平衡移动 与溶液中配合物（主要指复杂结构）存在以下平衡：Zn（NH3）42+=Zn2+4NH3 改变酸碱，或形成沉淀，或发生氧化还原反应都可以导致平衡移动（7） 元素部分不作为重要内容，不会单独命题，可能在某些题目中出现相关的内容2、 试题（分A、B卷）1、 题型：单选题、判断题、填空题、配平反应及计算题 （10题）（10题）（26个空）（4题） （3题） （20分）（20分）（26分） （4分） （30分）2、 题目的主要内容包括基本概念及计算，概念题涉及16章，计算题集中在36章。（A、B两份卷形式相同，题目不同，相似但不相同） 题目较多，面也较广，有记忆也有理解的。计算题要用公式，更要含运算。尤其是对数和反对数，开平方、立方一定要掌握；填空题虽填字并不多，但要精确；配平反应只填相应系数要注意前后原子个数，也要注意电荷数相等3、 做题目时一定要光做有把握的，而难的先放着不要纠缠在某个题目上