无机化学复习提纲

1、09-10期终复习要点复习：第一章：1、 溶液浓度表示cB，bB等表示及xB，wB。2、反应进度x = 1mol(必须有相应计量方程式)，当反应完全时：nB = nA 否则，DnB = DnA3、稀溶液的通性拉乌尔定律 难挥发、非电解质、稀溶液，p = po·B， p = po×A 。溶液沸点的升高和疑固点下降Tb = Kb×bB TfKf×bB 溶液的渗透压（） ×V = nB×R×T 即 = cB×R×T，应用求分子量，注意：其他电解质的定性比较。4、胶体溶液，胶团的结构： （AgI）m ·

2、 nI-· （n-x）K+x-·xK+，带电性及有关性质。5、高分子溶液，属真溶液，胶体分散系，有一些胶粒性质，是热力学稳定体系。溶液的盐析作用，表面活性剂（油水乳液）等。第二章：1、概念：状态函数，热和功（注意规定符号）途径函数。 DU = Q + W 热力学第一定律，标准态y。2、热化学，QV = DU - W = DU ，Qp = H2 -H1 = DH，Þ 盖斯定律。3、D f Hym的定义，D r Hym = n BDfHym(B)(可以用298.15K近似计算)。4、熵（S）混乱度的量度，热力学第三定律即S*( 0 K ) = 0 ，标准摩尔熵S ym

3、 (B,T )，D r S ym =n BS ym(B) (可以用298.15K近似计算)注意：单质S ym (B,T )不为零，而D f Hym，D fGym及（H+,aq）的人为规定值为零5、D r Gym = n BD fGym (B) ，是T的函数不在298.15K时，D r Gym = D r H ym - TD r S ym，计算时注意S的单位。根据D r H ym ，D r S ym的正负、温度的影响可分四种情况。6、平衡概念， Kp，Kc有单位，Ky（除标准态）表达时应注意：平衡状态；与化学计量方程式有关；纯固体、液体、溶剂参与时。多重平衡规则。7、化学反应等温方程式，D r

4、Gm = -RT lnKy + RT lnQ Þ 反应商判据。注意：Ky与D rGym时kJ和J。8、化学平衡移动吕·查德里原理，注意温度的影响和有关计算。9、质量作用定律：v = k cAx cB y，基元反应，非基元反应不同，k有单位与（x+y）级数有关。10、了解速率理论（碰撞理论、过渡状态理论，有效碰撞条件：活化分子、适当取向。）、Arrhenius公式k = A×e -/RT，ln = - Þ Ea ，A Þ T3、k3 。第三章1、准确度和精密度，定义及两者的关系，系统误差（固定的、偏向性的）和偶然误差（正态分布）的区别及处理。2、

5、数据处理（d r，CV，置信度和置信区间等概念），可疑数据的取舍（Q法）。3、有效数字和运算规则（加减与小数点后有效位数相同，乘除与有效位数最少者相同）。4、滴定分析法的基本要求（99.9%，快，能确定终点，稳定）。标准溶液、基准物质、T滴定度的定义。第四章1、酸碱质子理论， 质子酸 质子碱 十 质子， 共轭质子酸碱对，=2、 质子平衡式，原则是得与失质子相等。如：NH4HCO3水溶液系统中、参考组分为：NH4+ ，HCO3- ，H2O H2O H2O H3O+ OH- NH4+ H2O H3O+ NH3 HCO3- H2O H3O+ CO32- HCO3- H2O H2CO3 OH- NH3

6、 CO32- OH- = H3O+ H2CO33、弱酸、弱碱的pH有关计算，注意条件：·20，且500，三种情况。稀释定律：与浓度的平方根成反比 = 。4、 多元弱酸（碱）溶液， / > 40时，近似一级处理(很小)。重点讨论了 H2S，。5、两性物质，c0 20， c020， Þ pH =1/2(pKa1q + pKa2q )。6、同离子效应和缓冲溶液，选择pH接近的pKa或pKb，7、分布系数，di = ci / c0 = F(H+)(给定弱酸（碱）)， ， 8、酸碱滴定曲线，化学计量点和滴定突跃的pH值计算，要求±0.1%范围，与起始浓度、Kya Ky

7、b有关，滴定条件：Kya×c0 ³ 10-8 ，Kya1/ Kya2 ³ 104有两个滴定突跃。注：计算时注意体积变化。9、指示剂的理论变色范围pH = p士 1，指示剂的选择条件是变色范围落在滴定突跃范围内。10、应用。有关滴定分析计算。第五章1、Ksp的表示与s的换算。（如A2B或AB2 KySP = 4s3）可以从热力学、实验求得。2、溶度积原理沉淀反应的反应商。（1） 当Q > Kysp时，溶液过饱和；（2） 当Q = Kysp时，溶液饱和，沉淀溶解处于动态平衡；（3） 当Q < Kysp时，溶液不饱和，无沉淀析出。5、 同离子效应和盐效应。6

8、、 沉淀的溶解，（1）酸度，硫化物和氢氧化物，从平衡原理推导计算 Ky = ， Kysp (M(OH)n) = Mn+OH-n，注意起始和沉淀完全的pH计算。7、 分步沉淀，沉淀转化与Kysp有关，注意：同一类型，不同类型。8、 沉淀滴定法银量法，注意滴定条件。莫尔法铬酸钾为指示剂，中、弱减性，AgNO3标准溶液，适用Cl-,Br-。佛尔哈德法铁铵钒指示剂，酸性，硫氰酸钾（铵）标液。法扬司法有机吸附指示剂。第六章：1、 氧化与还原和半反应与电对的概念。原电池结构及符号。2、标准氢电极，电极电势，注意电极电势的介质、大小的意义等。3、原电池的电动势与DrGy的关系，DrGmy = -nFEy，非

9、标态电动势，及电极有类似的公式。4、 能斯特方程，E = Ey - ，j (Ox/Red) = jy (Ox/Red) ，讨论酸度和弱电解质。总结：cOX, j,cRed, j,酸性对含氧物质影响明显。5、jy'，引入活度系数 g B 和副反应系数a B，当cOX = cRed或为1时，某强酸浓度下的电势值。6、电极电势的应用，1）j值越大，表明氧化态物质得电子能力越强，是强氧化剂。j值越低，表明还原态物质失电子能力越强，是强还原剂。2）原电池中电极电势高的是正极，电极电势低的是负极。3）判断氧化还原反应进行的方向。E>0，=0，<0。7、Ey 与Ky，Ey = lgKy，

10、对一个具体的氧化还原反应，Ey =jy氧 - jy还。8、Ey' 与Ky'，Ey' = lgKy'.滴定分析条件，当n=1 时，lg Ky¢ ³ 6 或 Ey¢(Djy¢) ³ 0.4 (V) ；当n1 ¹ n2 时，即 lgKy¢ ³ 3 (n1+n2)或 Ey¢(Djy¢) ³ 3(n1+n2 ) ´ 0.0592/n1× n2 。9、或pH值有关计算，设计原电池，Ej (+)j (-)。10、元素电势图及应用，当jy(右) &g

11、t; jy(左) 时，可发生歧化反应；计算jy(未知)。11、化学计量点电势jsp = ，氧化还原滴定的突跃范围为：jy¢2+ 3 ´ 0.0592/n2 jy¢1 - 3 ´ 0.0592/n1 或： Dj = Djy¢- 3 ´ 0.0592 ´ 12、氧化还原指示剂变色的电极电势范围为：jy¢In ± V。13、常用氧化还原滴定方法1）重铬酸钾法，强酸条件，常温下进行，具有一系列优点：如基准试剂，稳定性很高，滴定速度较快等。2）高锰酸钾法，优点是氧化能力强，可应用于直接、间接、返滴定等多种滴定分析，

12、可对无机物、有机物进行滴定，本身为自身指示剂，缺点是稳定性差。3）碘量法，在弱酸性或中性介质中进行，可分为直接碘法与间接碘法。有关滴定分析计算。第七章：1、核外电子运动特性：波粒二象性，量子化，统计性。2、y函数与量子数的概念（n、l、m、si）取值和意义，主量子数n和轨道角动量量子数l决定核外电子的能量；轨道角动量量子数l决定电子云的形状；磁量子数m决定电子云的空间取向；自旋角动量量子数si决定电子运动的自旋状态。3、介绍了原子轨道的角度分布图，s、p、d的形状和空间取向，2电子云角度分布图。电子云的径向分布图，电子云径向分布曲线上有n-l个峰值。4、鲍林近似能级图，分7个能级组，能级交错。

13、5、核外电子排布原理，泡利(W. Pauli)不相容原理，能量最低原理，洪特规则，洪特规则补充。6、核外电子排布的表示，电子构型（或电子结构式），轨道排布式，原子实表示式，外层电子构型。注意：能级交错，半充满和全充满（ 24Cr， 29Cu）。7、元素周期系，核外电子排布的周期性导致了区、族的划分。8、原子性质周期性，从同一周期，同一族，和过渡区的有效核电荷的周期变化，导致了电离能、电子亲和能、电负性、原子半径（注意镧系收缩现象）的有规律变化。（注意N半充满）9、离子键，稀有气体结构形成正、负离子以静电引力为作用力，没有方向性和饱和性。晶格能越大，离子晶体越稳定，与离子半径和电荷有关。10、价

14、键理论：成单电子，自旋相反能配对成键，有方向性和饱和性。11、分子轨道理论：成键分子轨道和反键分子轨道，应用能级图、三个原则对分子中的电子填充，注意O、F与N、C、B等元素的能级区别。12、对称性与共价键，C2轴对称即s对称性，C2轴反对称即p对称性。s键“头碰头”， p“肩并肩”，如两原子间有三键则为一s键，两p键。13、键参数：键角，键能，键长，与分子的稳定性、空间结构有关。键的极性，不同原子间的电负性不同引起的极性不同。14、VSEPR理论，AXmEn，VP=BP + LP的计算，推测分子空间构型。注意LP的计算。15、杂化轨道理论，有等性杂化和不等性杂化，注意典型例子如CO2，BF3，

15、NH3，H2O等。16、晶体的特征，各向异性、熔点。分类：7个晶系；结合力不同分四类（离子晶体、原子晶体、金属晶体和分子晶体），注意他们的物理性质的区别。17、金属键能带理论，导带、满带、禁带对导体、绝缘体、半导体及金属的物理性质的解释。18、分子晶体，极性分子的条件，分子偶极的产生使分子间有三种力，色散力、诱导力、取向力。注意极极有三种力，非极极有两种力，非非只有色散力。氢键形成条件，有饱和性、方向性，对物理性质的影响。19、离子晶体，构型和半径的规律性，离子晶体 AB型的三种典型晶体结构（NaCl，CsCl，ZnS），用离子半径比（0.414，0.732）推断。20、离子极化的双重性，一般

16、只考虑正离子的极化能力和负离子的变形性。如遇到Ag+、Hg2+等（18e，(18+2)e）变形性很大的正离子以及极化能力较大的负离子时，要考虑离子的附加极化作用。21、极化作用影响，向共价键过渡，晶型转变、溶解度下降、颜色加深、熔沸点降低等。第八章：1、配合物组成，命名，注意配位数、命名时中心离子的化合价。2、配位物价键理论，中心离子的空轨道杂化及空间构型和磁性的变化，分内轨型和外轨性。3、晶体场理论，d电子受到配位场斥力不相等，导致ML6配合物的d轨道能级分裂为最高能级eg（二重）和最低能级t2g（三重）。4、影响分裂能o的因素: 中心离子的电荷高，o大。电荷相同时，核半径增大，o大。配位体

17、的性质：“光谱化学序”，通常将CO，CN-等称为强场配位体，而X- 称为弱场配位体。5、分裂后中心离子的d 电子排布, 当强场分布时，o > P，电子进入d(t2g),成单电子数减少，LS；当弱场分布时，o < P，电子进入dr(eg),成单电子数多，不变HS。6、晶体场稳定化能，CFSE = -2/5o·nt+ 3/5o·ne。o一定时，进入低能轨道的电子数越多，则稳定化能越大，配合物越稳定。 晶体场理论对配合物磁性，颜色（d-d 跃迁）很好地解释。7、配离子的解离平衡，。n = 。当TL >> TM时，可利用n 或 Kd 来计算。8、配位平衡的移

18、动，酸度、沉淀应用多重平衡规则，注意配位平衡中的有关电极电位的计算9、酸效应Y(H) = = 1 /(Y)，是pH的函数，随pH的增大，Y(H)趋向于1。配位效应M= =M(L) +M(OH) -1。条件稳定常数 lg Ky MY = lgKyMY - lgM - lgY(H)10、配位滴定曲线，注意化学计量点的计算。配位滴定条件：lg(c(M)·Ky) 6, 或lgKy 8，如只有酸效应, lgKyMY - lgY(H) 8, Þ lgY(H) lgKyMY - 8。可求得不同金属离子的能被滴定的最小pH值。11、金属指示剂原理、条件、存在的问题。12、配位滴定提高选择性方法：控制溶液的酸度；掩蔽法有配位掩蔽法、沉淀掩蔽法、氧化还原掩蔽法。有关滴定分析计算。第九章：1、朗伯比尔定律：A = lg=lg，k用a 表示（L·g-1·cm-1）；用表示（L·mol-1·cm-1，与a的关系为：= Ma 。 注意朗伯比尔定律的应用和有关计算。偏离朗伯一比尔定律的原因：物理原因入射的单色光不纯所引起的。化学原因溶液本身的化学变化。2、分光光度计的基本构造：一般包括光源、单色光器、吸收池、检测器、显示器五大部分。紫外、可见的器件不同。3、分光光度测定的方法：标准曲线法，标准对照法，吸光系数法4、显色反应条件，显色剂用量的选择（三