大学化学总结

大学化学总结复习要求：1、全面复习，会总结！2、有疑问一定要答疑！考试要求1、不允许有任何作弊现象发生！有监控哦……2、带学生证。3、重修、缓考同学交重修证、缓考证；转专业同学交相关证明，否则不允许考试。4、带计算器，不允许借其他同学的计算器。5、不允许使用自己的草稿纸，可以在考试本背面或后面附有的草稿纸上进行演算，绝对不允许撕下草稿纸，否则考试本作废。考试题型判断题；填空题；选择题；完成并配平反应方程式；简答题；计算题。一、判断化学反应进行的方向1、非标准态(任意态)（针对化学反应）吉布斯公式:

ΔG＝ΔH－T·ΔS用来判断反应方向；判断自发进行的温度条件。2、标准态：(1)T为任意温度：(2)T=298K时：①

注意单位要一致！②第一章化学反应的基本规律P1第二章化学反应的方向和程度P243、概念及定律体系及类型、状态函数、恒压热效应、焓、熵及其性质、热力学第一定律、盖斯定律解释：为什么温度对化学反应的G影响很大，对H和S却影响很小？答:(1)温度对G影响很大，可从吉布斯公式G=H-TS得到充分说明。(2)从本质上讲，反应热效应就是反应物拆散旧键所吸收的能量和生成物形成新键所放出的能量之差值。同一反应不管在高温或低温下进行，其化学键改组的情况是相同的，因此反应的热效应也自然相近。在一些近似的计算中，把H看作不随温度而变的常数是允许的。(3)熵是描述体系混乱度的状态函数。温度升高，混乱度增大，即熵值增大。但是对一个化学反应来说，升高温度，反应物和生成物的熵都同时水涨船高，因此它们的差值S变化还是不大的。所以要计算某一反应在温度T时的就可用如下的近似公式：

二、化学平衡1、概念及其物理意义化学平衡的特点、标准平衡常数、活化能、多重平衡规则及其应用(电解质溶液、配位化合物)2、化学平衡的计算(1)利用标准平衡常数表达式进行计算(平衡浓度、分压)(2)利用公式：3、化学平衡的移动（吕·查得里原理）判断反应平衡移动方向或者判断有利于产物生成所需要的浓度、压力、温度条件。特定反应：温度一定，表征平衡常数的值一定。

可以据此进行一些计算。三、化学反应速率P321、概念及定律：平均速率、催化剂、质量作用定律、反应速率方程、反应级数平均速率：无论用反应物还是生成物表示反应速率，反应速率数值都是相同的。2、影响化学反应速率的因素：浓度、压力、温度、催化剂一、酸碱质子理论概念：质子酸、质子碱、酸碱共轭关系二、弱电解质溶液中的解离平衡1、概念：解离常数、稀释定律、解离度、同离子效应、缓冲溶液及其缓冲原理2、计算：弱酸、弱碱、二元弱酸、缓冲溶液中H+离子浓度及pH值3、缓冲溶液的配制方法及有关计算三、难溶电解质的沉淀溶解平衡

P701、概念：溶度积、同离子效应、分步沉淀、沉淀的转化第三章电解质溶液P512、计算：(1)溶度积（平衡浓度）(2)溶度积规则及其应用：离子积：溶度积规则：Q<Ksp：溶液不饱和（无沉淀产生，或原有沉淀溶解）Q>Ksp：溶液过饱和（有沉淀析出，至达到饱和）Q=Ksp：溶液饱和，无沉淀生成或有沉淀不溶解。（任意态浓度）第四章氧化还原反应和电化学

P82一、离子-电子配平氧化还原反应二、原电池1、会写原电池符号、电池反应以及电极反应。2、会应用能斯特方程计算电极的电极电势：氢电极：2H++2e-=H2三、电极电势的应用1、计算原电池的电动势：2、判断氧化剂或还原剂的相对强弱：注意：(1)标准态时根据的大小比较；(2)非标准态时根据的大小比较。3、判断氧化还原反应进行的方向：(1)标准态时通过的符号判断；(2)非标准态时通过G或E的符号判断。4、判断氧化还原反应进行的程度：T=298K：四、电解:判断电极产物（惰性电极；金属电极）五、金属材料的腐蚀与防腐1、防腐类型及电极反应：析氢腐蚀、吸氧腐蚀、差异充气腐蚀2、防腐措施：牺牲阳极保护法、外加电流法第五章原子结构与周期系

P127一、理解波函数、原子轨道、几率密度、电子云、四个量子数、电子层、电子亚层、能级、能级组的概念及物理意义二、会写四个量子数的取值范围三、能运用泡利不相容原理、能量最低原理和洪特规则及其特例写出36号元素前的核外电子排布式、外层电子构型、未成对电子数：Be、B、C、N、O、F、Ti、Cr、Fe、Ni、Cu、Zn等。（外层电子构型：主族；副族）四、根据外层电子构型判断36号元素前在周期表的位置。（周期；族；区）[例]判断：1、两原子之间形成共价键时，首先形成的一定是共价键。（）选择：2、下列化合物中，含有极性键的有()，含有非极性键的有()，极性分子有（）。A.P4B.BF3C.IClD.CCl4第六章分子结构和晶体结构

P165一、现代价键理论的要点、共价键的类型、特征二、杂化轨道理论等性杂化：sp(BeCl2)、sp2(BF3)、sp3(CH4)不等性杂化：sp3(H2O、NH3)三、分子间力类型、氢键对物质熔沸点的影响色散力；诱导力；取向力；氢键四、晶体类型、质点间作用力及熔沸点高低[例]1、CO2、SiO2、Na2O、Ca的晶体类型分别是（），熔点最高的是（），熔点最低的是（）。2、H2O的中心原子O采用()杂化，其中有()个单键，该分子的几何构型为()。判断：3、就轨道的形成和分布来说，形成的杂化轨道的分布向一个方向集中，这样对形成共价键有利。（）一、配合物的组成、基本概念二、配合物的价键理论(能运用价键理论解释配合物几何构型或内轨型或外轨型)

(1)中心离子Mn+和配体L间的结合是由Mn+提供空轨道，L提供孤电子对而形成的配位键。(2)Mn+提供的空轨道必须进行杂化，杂化轨道的类型决定配离子的空间构型和稳定性。(3)磁矩第七章配位化合物

P208计算中心离子未成对电子数n，是区别内、外轨型的重要依据。形成外轨型配合物，中心离子的外层电子构型不发生变化，未成对电子数多，较大；形成内轨型配合物，中心离子的外层电子构型往往发生重排，未成对电子数减少或等于0，较小。内轨型：dsp2([Ni(CN)4]2－)、d2sp3([Fe(CN)6]3－)外轨型：sp([Ag(NH3)2]＋)、sp3([Zn(NH3)4]2＋)、sp3d2([FeF6]3-)稳定性：内轨型＞外轨型，如[Fe(CN)6]3-比[FeF6]3-稳定．三、配离子的解离平衡及有关离子浓度的计算P2261、稳定常数K稳：K稳可以比较同类型配合物的稳定性大小。不同类型配合物的稳定性要通过计算。同类型指的是①中心离子相同，配位数相同，配体不同②配体、配位数相同，中心离子不同。2、配位平衡与其他平衡的关系(1)结论：①对于具有相同配位数的配离子，反应方向：Ｋ稳小Ｋ稳大②配离子有系数时，Ｋ稳应有方次数（多重平衡规则推导K）(2)与沉淀平衡的竞争实质是配合剂与沉淀剂争夺金属离子能力的大小，Ｋ稳越大或Ｋsp越小，争夺金属离子能力就越大。①②注意：配离子或沉淀有系数时，Ｋ稳或Ｋsp应有方次数。2[Ag(CN)2]-+S2-⇌Ag2S+4CN-[例]1、在配合物[Co(NH3)5Cl](NO3)2中，中心离子的电荷是（）。A.+1B.+2C.+3D.无法确定2、中心离子以dsp2杂化轨道成键而形成的配合物，其空间构型是（）。A.直线形B.平面四方形C.正四面体型D.八面体型3．[Cu(NH3)4]2-中Cu2+的杂化轨道类型：dsp2杂化轨道。Cu2+外层电子构型：3d9，其中一个d电子激发到p轨道上，发生重排后空出一个3d轨道，采取dsp2杂化轨道。第八章无机化合物

P237一、氯化物水解反应、硝酸盐热分解反应二、离子极化理论：解释熔沸点高低、氯化物水解产物类型、氢氧化物酸碱性变化规律ROH规则、碳酸盐热稳定性[例]1、下列物质中热稳定性最好的是（）。A.Mg(HCO3)2B.MgCO3C.H2CO3D.SrCO3

2、下列物质中水解度最大的是（）。A.FeCl3B.FeCl2C.BCl3D.BeCl2

3、H3BO3、HNO2、HNO3、H3AlO3的酸性由弱到强的顺序是（）。离子极化是指离子发生变形产生诱导偶极过程。离子的极化力是指(使邻近的异号电荷离子极化变形的能力)，其影响因素有(离子电荷、离子半径、离子的外层电子构型)；离子的变形性是指(离子在外电场作用下可以被极化的程度)，其影响因素有(离子电荷、离子半径、离子的外层电子构型)。在一般情况下，主要是(正离子)对(负离子)的极化。离子极化的结果会导致(键的极性)减弱，使键型发生从(离子键)向(共价键)的转变，进而导致晶体类型由(离子晶体)转变为(过渡型晶体)乃至转变为(共价型(分子)晶体)。物质的(熔沸点)随之发生相应的变化。1、用离子极化理论解释氯化物熔、沸点高低（如过渡型晶体、第二主族元素氯化物、同一金属元素组成的不同价态氯化物的熔、沸点），各举一例。答：主要考虑正离子对负离子的极化作用：（负离子半径大、电荷高变形性大：18、917e>8e）正离子的电荷越高，半径越小，极化力越大；极化力：18、18+2e>917e>8e构型；随着离子极化的加强，使正、负离子的电子云发生变形而导致原子轨道部分重叠，产生了从离子键向共价键的过渡，所以离子极化使化合物的熔沸点下降，在水中溶解度减小，颜色加深。（1）NaCl>MgCl2>AlCl3>SiCl4>PCl5（2）BeCl2<MgCl2<CaCl2<SrCl2<BaCl2

(因为极化力：Ba2+<Sr2+<Ca2+<Mg2+<Be2+)（3）FeCl3<FeCl2(极化力Fe3+>Fe2+)2、用离子极化理论解释水解度大小，举例说明；并写出水解方程式。（课本249页）答：卤化物中发生水解的是正离子。正离子在水溶液中是以水合离子形式存在的。而极化力弱的正离子如Na+、K+、Ba2+离子，水分子发生取向，但不发生水解。若正离子的极化力比较强，如Mg2+、Al3+、Fe3+离子，会使水分子极化，发生变形，正离子对水分子中氧(带有负电荷)的吸引力会增强，而对水分子中的氢(带有正电荷)的斥力增强，这样就削弱了O—H间的化学键。当正离子和水分子的极化作用增大到一定程度时，就会使水分子中的O—H键断裂，H＋被分离出来，OH－则与正离子结合，发生水解。具有很强极化力的正离子，如Si4+、P5+离子，使水分子断裂，分离出H+离子的倾向更加显著，因此水解作用更强烈。

3、用ROH规则（离子极化理论）解释氢氧化物酸碱性。答：（酸式）RO-+H+

ROHR++OH-（碱式）若正离子Rx+的电荷越高，半径越小（如高价过渡金属），对O2-的极化力越强，吸引力大过与H+同O2-间的吸引力，越容易发生酸式解离,此元素的氢氧化物便是酸性氢氧化物，如H3PO4。相反Rx+的电荷越低，半径越大，对O2-的极化力越弱，越容易发生碱式解离，此元素的氢氧化物便是碱性氢氧化物，如NaOH。如果Rx+对O2-的吸引力与O2-同H+间的吸引力差不多，则有可能按两种方式解离，这便是两性氢氧化物。同周期从左到右：酸性增强；同族从上到下：碱性增强；高价态Rx+氢氧化物易发生酸式解离，酸性较强。

4、用离子极化理论解释碳酸盐热稳定性大小，举例。答：把M2+、C4+、O2-都看作离子。在CO32-中，C4+对O2－有极化作用,使O2-产生诱导偶极，负电荷一端指向C4+，正电荷朝向外侧。金属离子M2+可以看作是CO32-的一个外加电场，当靠近CO32-时，对一个O2-产生极化作用，它会吸引负电荷而排斥正电荷，这样对O2-产生反极化作用。加热时，离子热运动比较剧烈，有利于M2+靠近CO32-，使反极化作用加强。当作用力大到一定程度，就会使原来的偶极反向，导致CO32-破裂，分解成MO和CO2。所以碳酸盐的热分解实际上就是金属离子与C4+离子争夺O2-的过程。显然，金属离子的极化力越强，其碳酸盐越不稳定，越容易分解。∵Na＋、K＋、Ba2＋等活泼金属离子电荷低，半径大，且为8e构型，极化力弱，所以它们的碳酸盐比较稳定；H＋离子同M2+一样对一个O2-产生反极化作用，它的半径非常小，极化力很强，很容易夺取CO32-中的O2-，∴H2CO3

特别不稳定。酸式盐容易分解，不如正盐稳定也是因为其中有H＋参加极化的原因。碳酸盐热稳定性的一般规律为：碱金属盐>碱土金属盐>过渡金属盐>铵盐；碳酸盐>碳酸氢盐>碳酸；如Na2CO3>MgCO3>FeCO3第八章无机化合物CrO42–

⇌Cr2O72–

⇌Cr3+

⇌Cr(OH)3⇌CrO2–①

2CrO42–

+2H+→Cr2O72–

+H2O②Cr2O72–

+3SO32–

+8H+→2Cr3++3SO42–

+4H2O③Cr3++3OH–

→Cr(OH)3↓④Cr(OH)3

+OH–

→CrO2–

+2H2O⑤CrO2–

+2H2O≜Cr(OH)3↓+OH–

⑥Cr(OH)3↓+3H+→Cr3++3H2O⑦10Cr3++6MnO4–

+11H2O→5Cr2O72–

+6Mn2++22H+⑧Cr2O72–

+2OH–

→2CrO42–

+H2O⑨2CrO2–

+3H2O2+2OH–

→2CrO42–

+4H2O123456789Mn2+←MnO4–

→MnO2

MnO42–①2MnO4–

+5SO32–

+6H+→2Mn2++5SO42–

+3H2O②2MnO4–

+3SO32–

+H2O→2MnO2

↓

+3SO42–

+2OH–

③2MnO4–

+SO32–

+2OH–

→2MnO42–+SO42–

+H2O3211、Fe3+的鉴定反应①Fe3++6SCN–

→[Fe(NCS)6]–

(血红色)②4Fe3++3[Fe(CN)6]4–

→Fe4[Fe(CN)6]3↓(蓝色)掩蔽Fe3+:[Fe(NCS)6]–

+6F–

→[FeF6]3–(无色)+6SCN–

2、Fe2+的鉴定反应3Fe2++2[Fe(CN)6]3–

→Fe3[Fe(CN)6]2↓(蓝色)1．下列物质中熔点最高的是()A.FeCl2B.NaClC.FeCl3D.SiCl42．判断下列物质熔点由高到低的顺序，并简述原因。FeCl3；FeCl2；PCl3；PCl53．BF