无机化学复习 2008.ppt

1、无机化学复习,二、分子结构理论,三、反应自发性,四、反应极限（K）,五、热力学图形,六杂化轨道理论、晶体场理论、VSEPR比较,六杂化轨道理论、晶体场理论、VSEPR比较,七、各章小结,A、基础理论部分各章小结,第二章物质的状态、第九章溶液基本内容1理想气体状态方程和混合气体分压定律。2气体扩散定律和实际气体范得华方程。3气体的液化和临界现象。4液体的蒸气压和沸点。5晶体的结构，类型和缺陷。6水的结构，性质以及水的污染和净化。7非电解质稀溶液的依数性。8胶体的制备，性质，聚沉和稳定性。9高分子溶液。,重点纲要,1掌握混合气体的分压，分体积和摩尔分数的定义以及分压定律的内容2重点掌握有关混合气体

2、分压和分体积的计算。3掌握气体扩散定律的内容和计算。4了解液体的蒸气压和沸点的定义5了解晶体的结构和类型6了解水的性质以及污染和净化情况7重点掌握稀溶液的蒸气压下降，沸点降低，凝固点降低和渗透压的计算8掌握溶胶的制备，性质，聚沉和稳定性,一、理想气体状态方程式的应用,1.计算p，V，T，n四个物理量之一pV=nRT用于温度不太低，压力不太高的真实气体。,2.气体摩尔质量的计算,3.气体密度的计算,=,二、气体分压定律,组分气体B在相同温度下占有与混合气体相同体积时所产生的压强，叫做组分气体B的分压。,本章小结,三、分体积定律,混合气体中某一组分B的分体积VB是该组份单独存在并具有与混合气体相同

3、温度和压力时所占有的体积。,四、稀溶液的依数性,第三章原子的结构,基本内容1氢原子光谱与玻尔理论。2微观粒子的运动特点：波粒二象性，得布罗意预言，测不准原理，几率性。3核外电子运动状态的描述：波函数和四个量子数，原子轨道和电子云的径向分布和角度分布。4多电子原子的能级：屏蔽效应，钻穿效应，能级组。5核外电子排布原理和元素的电子排布情况。6原子结构与元素周期性的关系：周期，族的划分及变化规律，元素分区。7原子半径，电离势，电子亲合势，电负性的定义,性质和在周期表中的变化规律。,重点纲要,1重点掌握四个量子数的定义和它的取值要求，并能正确写出任何一个指定电子的正确的四个量子数。以及电子层，能级，原

4、子轨道和运动状态的定义和它们分别与四个量子数的关系。2了解波函数的角度分布和径向分布的图形以及与四个量子数的关系；波函数，电子云和几率的区别。特别是s，p和d三种原子轨道的基本形状和在空间的不同伸展方向。3掌握屏蔽效应和钻穿效应的定义以及用它们解释能级能量的高低（注意能级交错现象）。4掌握能级组的分组(包括哪些能级，能量高低排列)，对应的周期数和组内的状态数。5重点掌握周期，族的判断方法和元素的分区的划分。6重点要求熟练地写出指定元素的核外电子排布式，价电子构型以及所在的周期，族数等信息。7掌握原子半径，电离势，电子亲合势和电负性的定义以及它们的主要应用和在周期表中的变化规律。,一、核外电子运

5、动状态及特性1.基本概念:定态、基态、激发态；波粒二象性；概率波；原子轨道-波函数；概率密度(2)-电子云,本章小结,结论：,波函数是Schrodinger方程的解，它不是一个数值，而是一个空间坐标x、y、z或球极坐标(r、)的函数式。(2)解Schrodinger方程，可以获得一系列合理的解及其相应的能量E。利用它们可以描述核外电子的运动状态。(3)本身没有明确的物理意义，但2确有。它表示在空间某处电子出现的概率密度。,解Schrodinger方程得一系列解、E，称为“定态”,分为基态和激发态。,二.氢原子的波函数,1、四个量子数：主量子数：n=1，2，3概率最大的区域离核的远近，主要能量因

6、素。轨道角动量量子数：l=0,1,2,3(n1)共n个原子轨道形状，次要能量因素。磁量子数：m=0,1,2l共(2l1)个轨道伸展方向。自旋角动量量子数：2.原子轨道的图形：原子轨道的径向波函数，角度波函数：(r，)=Rn，l(r)Yl，m(，)3电子云：单位体积内黑点数与|2成正比的图形。2(r，)=R2n，l(r)Y2l，m(，),波函数n,l,m表示电子的运动轨道它又称原子轨道,如1s,2Px。波函数可分解为径向波函数和角度函数数，它们的分布图有正负号部分。,4.径向分布函数图D(r)的意义：厚度为dr的同心圆薄球壳夹层出现的概率。,特点：基态氢原子中电子出现概率的极大值在r=a0的球面

7、上。电子径向分布图的峰数有(nl)个。n越大，主峰离核越远。l越小，第一个峰离核越近。钻穿能力顺序为：nsnpndnf,三多电子原子结构,2.核外电子的排布规律：能量最低原理；Pauli不相容原理；Hund规则。简并轨道全充满、半充满、全空。,四.原子的电子组态与元素周期表1.核外电子排布与周期表：(1)周期与能级组；(2)族与原子的电子组态；(3)元素在周期表中的分区。,2.元素性质的周期变化规律：有效核电荷;原子半径;元素的电负性。,第四章化学键与分子结构,基本内容离子键的形成，本质，特性和单键的离子性百分数。离子的特征和离子晶体的特性。离子极化的概念和应用。共价键：形成、本质，分类和特性

8、；r键和o键的概念和性质。杂化轨道理论，价电子对互斥理论的基本内容和具体应用。化学键参数的定义，分子极性和磁性的概念。分子轨道理论：含义，形成，类型，分子轨道中电子排布；键级等。金属键：形成，理论解释，特性和应用。分子间作用力：种类，性质和在分子晶体中的存在情况以及对物质性质的影响。10氢键的定义，类型，特性等和对物质性质的影响。,重点纲要,1掌握离子键键能和晶格能的定义和区别以及离子键的特征，重点是影响离子键大小的因素。(要求能定性判断所给离子晶体的熔沸点高低)2了解离子晶体的五种空间结构类型以及离子半径比与配位数的关系3掌握离子半径的定义以及它们在周期表中的变化规律（同一周期和同族的规律）

9、。4重点掌握离子极化的概念并能熟练地应用它来解释如晶体熔点的降低，化合物溶解度减小以及颜色加深等现象。5掌握共价键的定义和特征，重点是键和键的定义和性质以及区别。6掌握各种键参数的定义，并正确判断哪些分子是极性或非极性分子，它们极性大小的表示方法；哪些分子是磁性分子以及磁性大小的求算。7重点掌握杂化轨道的类型和空间构型，并能判断一般分子的杂化类型和空间构型。(包括键数，孤对电子数，杂化类型，杂化轨道空间构型和分子空间构型)8熟练掌握价层电子对互斥理论的规则，重点是应用它来判断分子的空间构型。9掌握分子轨道理论的基本概念，重点要求是正确写出第二周期非金属的双原子分子或离子的分子轨道排布式，并通过

10、键级的大小判断它们的稳定性大小。10掌握金属键的概念以及影响金属键大小的因素，重点学会定性判断金属单质的熔沸点高低。11掌握分子间作用力和氢键的基本概念和它们的特点，并能判断哪些分子中存在取向力，诱导力，色散力和氢键。,1.离子键理论,离子键的形成元素的电负性差比较大；易形成稳定离子；形成离子键时释放能量多。离子键的特征本质是静电引力（库仑引力）；没有方向性和饱和性（库仑引力的性质所决定）；键的离子性与元素的电负性有关：X1.7，发生电子转移，形成离子键；X917e8e.离子的变形性:离子半径:半径越大，变形性越大;离子的电荷:负离子电荷越高，变形性越大，正离子电荷越高，变形性越小;电子构型:

11、18电子构型、917电子构型8电子构型;复杂离子的变形性通常不大，而且复杂离子中心氧化数越高，变形性越小,当正负离子混合在一起时，着重考虑正离子的极化力，负离子的变形性，但是18e构型的正离子(Ag+,Cd2+等)也要考虑其变形性。,第五章化学热力学基础,基本内容1有关热力学的常用术语：体系和环境，状态和状态函数，过程和途径，热，功，内能等。2热力学第一定律：焓变，反应热和热化学方程式，盖斯定律，几种热效应(生成热，溶解热，水合热)。3化学反应的方向：反应自发性，熵的概念和熵变，吉布斯自由能和自由能变化()，利用判断反应方向。4吉布斯亥姆霍兹公式；温度对化学反应的影响。,重点纲要,1掌握有关的

12、基本概念(体系，环境，状态函数，过程，途径等，注意正确判断哪些性质属于广度性质，哪些属于强度性质)2掌握内能，焓，功和热的定义以及相互间的关系，即热力学第一定律的计算（注意热和功的正负号的规定）3掌握热化学方程式的正确书写方法以及摩尔反应热的定义及相关计算。4重点掌握利用盖斯定律进行相关计算。5重点掌握标准摩尔生成热，溶解热和离子的标准摩尔生成热的定义以及利用这些数据进行化学反应的等压热效应的计算。6掌握自发性，混乱度，熵和标准熵的定义以及相关的计算。7重点掌握吉布斯自由能，标准生成自由能的定义和相关计算以及用自由能判断反应方向的判据。8掌握吉布斯亥姆霍兹公式的应用(注意H和S近似看作与温度无

13、关，而G则随T的变化而改变)和温度与平衡常数的关系式。,1.四大热力学函数U、H、S、G（1）互相关系：H=UpV；G=HTS（2）性质：1）皆为状态函数，广度性质；2）S可测定绝对值，U、H、G皆不可。（3）物质的fHm、Sm、fGm单位：kJmol-1、Jmol-1K-1、kJmol-1（4）化学反应的rHm、rSm、rGmrHm=vifHm（生成物）vifHm（反应物）rSm=viSm（生成物）viSm（反应物）rGm=vifGm（生成物）vifGm（反应物）（5）吉布斯一赫姆霍兹方程：G=HTS（等温、封闭体系）G=HTS（等温、封闭体系）2.热力学三大定律（1）第一定律：即热现象领域

14、的“能量守恒与转化定律”。解决过程中的“能量交换”问题。公式：U=Q+W其中：U=Qv（恒容，不做其他功）；H=Qp（恒压，不做其他功）H=U+pV（等压）利用“盖斯定律”计算反应热。,本章小结,（2）第二定律封闭体系在等温、等压、不做其他功条件下，吉布斯自由能减小（G0）的过程可自发进行。用于判断过程自发的方向：G0逆反应自发G=0平衡态（可逆过程）（3）第三定律任何纯物质的完美晶体的Sm=0。指出熵变也是影响过程方向的因素之一。3.尚未解决的问题（1）反应限度：属“化学热力学范畴”（见“化学平衡”章）。（2）反应速率与反应机理：“化学动力章”范畴。,第六章化学反应速度,基本内容化学反应速度

15、的表示方法：平均速度和瞬时速度。化学反应机理：基元反应和复杂反应，质量作用定律。有效碰撞理论，活化能。浓度对化学反应速度的影响速度方程，反应级数。温度对化学反应速度的影响阿仑尼乌斯公式。催化剂对化学反应速度的影响。,重点纲要,1重点掌握有关反应级数，速度常数和速度方程的计算。2掌握基元反应，非基元反应，反应分子数和质量作用定律的定义。3掌握阿累尼乌斯公式的应用和活化能的概念。4重点掌握催化剂的定义以及对化学平衡，反应速度和反应方向的影响,一、反应速率的表示法,1平均反应速率：对于aA+bB=cC+dD,Vi=Ci/t，或等于ni/t）。其中，i为反应物时前加负号2.瞬时反应速率：=dC/dt。

16、=曲线的斜率3反应速率之间的关系:反应速率之比方程式系数比二、反应速率方程式1基元反应与非基元反应：反应物分子通过碰撞一步直接转化成生成物的反应叫基元反应；由多个基元反应组成的总反应为非基元反应。在由多个基元反应组成的总反应中，必有一个基元反应是最慢的，它决定着总反应的速度2反应速率方程式：v=kC(A)C(B)。对于基元反应，和与反应方程式的系数相同；对于非基元反应，则不同。和要由实验决定。总反应的级数为反应物级数之和.3温度对反应速率的影响:k=Ae-Ea/RT4.反应速率常数公式的应用求反应的活化能：lnk=-Ea/RT+lnA,以lnk对1/T作图，其斜率可求出活化能。已知活化能，求某

17、一温度下的反应速率k:ln(k2/k1)=Ea/R(1/T1-1/T2)注意：本公式与已知反应的焓变求某一温度下的平衡常数公式的区别！,本章小结,第七章化学平衡,基本内容可逆反应和化学平衡的概念以及平衡的特点。化学平衡定律，c与p之定义，平衡常数的书写规则。平衡常数的意义及应用。转化率及有关化学平衡的计算。影响化学平衡移动的因素：浓度，压力，温度。,重点纲要,1掌握可逆反应和化学平衡的定义以及平衡的特点（前提，条件，标志等）；2掌握化学平衡定律的内容和正确书写平衡常数关系式的规则（注意Kc与Kp的定义式和它们之间的换算以及它们的单位）；3掌握平衡常数数值大小的意义和浓度商的定义以及用它们来判断

18、反应的方向的判据；4重点掌握转化率的定义和有关平衡常数和转化率的相互计算；5掌握浓度，压力和温度对化学平衡移动的影响及相关计算。,一、平衡常数,1、经验平衡常数：aA+bBgG+hH,本章小结,Kp=Kc(RT)n,2、标准平衡常数K,在液相反应的Kc与K在数值上相等，而在气相反应的Kp一般不与其K的数值相等。,3、平衡常数书写的注意事项,（1）反应方程式的书写不同，平衡常数值不同。（2）纯液体、纯固体参加反应时，其浓度（或分压）可认为是常数，均不写进平衡常数表达式中。（3）K与温度有关，但与反应物浓度无关。,4、多重平衡规则,某个反应可以表示为两个反应的和(或差)，则总反应的平衡常数等于各分

19、反应平衡常数之积(或商)。这个关系称为多重平衡规则。,二、平衡常数与Gibbs自由能变,5、化学反应的限度与平衡常数K：K反映了在给定温度下，反应的限度。（1）K10+7自发，反应彻底（2）K10-7非自发，不能进行（3）10+7K10-7一定程度进行怎样求K?（1）测定；（2）热力学计算。6、标准平衡常数与化学反应的方向反应商,当体系处于平衡状态时，rGm=0,同时Q=K，此时,QK时rGm0逆反应自发进行,三、化学平衡的移动,浓度：增加反应物浓度，平衡向生成物方向移动；压力：增加压力，平衡向气体计量系数减小方向移动；温度：升高温度，平衡向吸热方向移动。VantHoff方程式,（1）已知H时

20、，从T1、求T2时的（2）求H（当已知不同温度下的值时）,第八章电解质溶液,基本内容酸碱理论：电离理论，酸碱质子理论和电子理论。水的离子积常数，溶液酸度，值。弱酸，弱碱的电离平衡及有关计算。强电解质溶液：活度，活度系数和离子强度的基本概念。同离子效应，盐效应，缓冲溶液及相关计算。盐类水解，盐溶液的值的计算。沉淀溶解平衡：溶度积与溶度积规则，溶解度与溶度积的相互换算，沉淀生成与溶解及有关计算。,重点纲要,1掌握三种酸碱理论中对酸碱的定义的不同，重点是酸碱质子理论，并要求能正确写出物质的共轭酸或碱的形式。2掌握溶液的酸度，酸的浓度，pH值的概念和区别；拉平效应和区分效应的定义。3重点掌握一元弱酸和

21、弱碱溶液的pH值以及解离度的计算。4重点掌握有关多元弱酸或弱碱的电离的计算。5掌握强电解质的表观解离度，活度和活度系数以及离子强度的概念。6掌握同离子效应的概念以及相关的计算。7重点掌握缓冲溶液的pH(或pOH)的计算公式以及缓冲溶液的选择标准，缓冲能力和范围。8掌握弱酸强碱，强酸弱碱和弱酸弱碱盐溶液的pH值的计算以及影响水解平衡的条件。9掌握溶度积常数的定义和溶解度的关系(换算公式)。10重点掌握有关溶度积规则的计算。,一、强电解质溶液理论,本章小结,同离子效应和盐效应：在弱酸或弱碱的水溶液中,加入相同离子的易溶性强电解质,使弱酸或弱碱的离解度降低的现象称为同离子效应。在弱酸或弱碱中加入含有

22、不相同离子的强电解质,其离解度稍有增加的现象称为盐效应。,2、水的电离和水溶液的pH值,Kw=H+OH-=10-710-7=10-14;pH+pOH=pKw=14,三、多元弱酸的解离平衡,四、缓冲溶液弱酸形成的缓冲体系：弱碱形成的缓冲体系：,or:,or:,缓冲溶液的选择和配制：（1）缓冲溶液的pH值应在缓冲溶液的有效缓冲范围内。（2）缓冲溶液中除了H+和OH-离子参与反应外，其它成分不与反应物或生成物发生其它作用。（3）选择的弱酸pKa或弱碱的pKb应尽可能接近缓冲溶液的pH或pOH值（即：尽量使c酸（碱）/c盐1）。（4）缓冲溶液中酸（碱）与盐的浓度尽量大些。,五、盐的水解,1.强酸弱碱盐

23、:,2.弱酸强碱盐:,3.弱酸弱碱盐:,六、酸碱理论,1.酸碱的质子理论酸能给出质子的物质(分子、离子)；碱能接受质子的物质(分子、离子)；两性物质既能接受质子又能放出质子的物质(如H2O等)；中性物质既不能接受质子又不能放出质子的物质(如NaCl等).酸碱共轭关系:酸碱+质子;共轭酸碱Ka与Kb的关系:,KaKb=Kw,2.酸碱电子理论lewis酸：凡是可以接受电子对的分子、离子或原子，如Fe3+,Fe2+,Ag+,BF3等。lewis碱：凡是给出电子对的离子或分子，如:X,:NH3,:CO,H2O:等。lewis酸与lewis碱之间以配位键结合生成酸碱加合物。(酸碱反应实质),六、沉淀溶解平衡,1.溶度积和溶度积规则:溶度积:;,溶度积规则,Q=处于平衡状态，饱和溶液；,2.沉淀的平衡移动沉淀的生成:当时，有沉淀生成,分步沉淀的次序:与的大小及沉淀的类型有关沉淀类型相同，被沉淀离子浓度相同，小者先沉淀，大者后沉淀；沉淀类型不同，