无机化学内容提要(上下册)

nullnull 无机化学学习基本要求第一章 原子结构于元素周期系 氢原子结构（核外电子运动）的量子力学模型了解微观粒子的波粒二象性量子力学用四个量子数描述电子的运动状态1、要求将课后布置的作业订正好，搞懂 2、掌握教材上的基本要求，课上讲的书中没有的可以不进行复习。null1. 主量子数 n 意义： 表示原子的大小, 核外电子离核的远近和电子能量的高低。 ①主量子数n：是决定电子层数的，n值相同的电子在一个电子层。 n的取值范围：n = 1、2、3、4　……n （正整数）null 2. 角量子数 l 意义: 决定了原子轨道的形状。 l取值范围：对于给定的n值，l只能取小于n的整数值。 l = 0，1，2，3 …… (n-1) ，共n个取值。 光谱学上常用下列符号代表角量子数l： 角量子数l ： 0 1 2 3 4 …… 光谱符号 ： s p d f g …… null 3. 磁量子数m 磁量子数m的取值与角量子数l有关，对于给定的l值，有（2l+1）个m的取值，即： 取值：m = 0，±1，±2，±3，…… ±l，共(2l+1)个值。 意义: 对于形状一定的轨道( l 相同电子轨道), m 决定其空间取向。 l = 1, 有三种空间取向 (能量相同, 三重简并)。　　 简并轨道: 能量相同的原子轨道，称为简并轨道null4.自旋量子数 ms ms=±1/2例 ：用四个量子数描述N原子2s2p上的5个电子的运动状态 。 n l m ms 2s 2 0 0 －1/2 2 0 0 ＋1/2 2p 2 1 0 －1/2 2 1 －1 －/2 2 1 ＋1 －1/2 nullnulld电子云图null f电子云图基态原子电子组态（电子排布）基态原子电子组态（电子排布） 排布的三原则 1) 能量最低原理 2) Pauli(保利)不相容原理 3) Hunt(洪特)规则 原子轨道排布原理：元素周期系元素周期系1. 元素的分区和族 2. 原子的电子层结构与元素的分区 3. 原子的电子层结构与周期的关系 4.原子的电子层结构和元素周期系 5.原子的电子层结构与族的关系 掌握36号以前以及主族元素的电子结构与周期等的关系，做出相应的判断。元素基本性质的周期性元素基本性质的周期性一.原子半径变化基本规律 二.电离能的变化规律和特例（N, P等） 三.电子亲合能E的变化规律和特例（F小？） 四.电负性 五.镧系收缩造成的后果，如一些元素的分离 的困难。 第二章 分子结构第二章 分子结构 价层电子对互斥理论判断简单分子结构： 杂化轨道理论：解释简单分子和一些配合物中的中心原子的杂化情况和空间构型 ： 分子轨道理论：电子在分子轨道中的填充情况 。如：O2 F2 N2及以前的分子： 会计算键级和比较稳定性,键长等的大小。null   N2 分子轨道图分子轨道能级图为 B 图键级 = ( 6 － 0 ) / 2 = 3 ， 三 键 一个  键，两个  键 问题：N2 + 分子轨道电子排布式如何？ 并比较N2 + 、N2其稳定性。键级？　nullO2 分子轨道图分子轨道能级图为 A 图每个 3 电子  键的键级为 1/2 。键级 = ( 6 － 2 ) / 2 = 2 一个  键     双键2p2p 1s*1s分子间作用力－范德华力 分子间作用力－范德华力 取向力: 指极性分子间的作用力 诱导力: 极性分子 - 非极性分子之间 极性分子 - 极性分子之间 色散力: 非极性分子 - 非极性分子之间 极性分子 - 非极性分子之间 极性分子 - 极性分子之间 键能小，只有几个至几十个kJ·mol-1，比化学键小1-2个数量级。氢键的形成。第三章 晶体结构第三章 晶体结构1、离子的电子层结构类型： （1）2电子构型： Li+ 、Be2+ （2）8电子构型： Na+ 、Ca2+ (3)18电子构型： Zn2+ 、Hg2+ 、 Cu+ 、 Ag+ （4）（18+2）电子构型： Pb2+ 、 Sn2+ （5）9-17电子构型： Fe2+ 、 Cr3+ 、 Mn2+ 2、离子型晶体的晶格能（点阵能） 掌握利用波恩-哈伯循环球解相关的参数null 会用离子晶体的离子极化理论解释一些现象。 会用离子晶体的离子极化理论解释一些现象。 如：ZnI2，CdI2，HgI2 从左到右，熔点和溶解度依次降低 。（这时需考虑Hg离子的变形性）。 反极化作用：说明盐类分解的温度差异问题。 如稳定性：HNO3 < LiNO3 < NaNO3 离子极化对化学键型、化合物溶解度的影响、化合物的颜色也依次加深（ZnI2 CdI2HgI2无色 、黄绿 、红色） 。第四章 配位化合物第四章 配位化合物 配离子的构成：中心离子和配位体； 配位原子，配位数，配体数的区别； 配合物的命名； 空间异构（立体异构）： 1、几何异构（顺反异构） 配位化合物的价键理论：杂化轨道理论在配合物中的应用。null 物质的磁矩的计算公式在判断配合物构型内轨型和外轨型方面的重要性： 物质的磁矩的计算公式在判断配合物构型内轨型和外轨型方面的重要性：导致一些物质呈现颜色的部分理论： d-d跃迁：是电子从分裂后的低能量d轨道向高能量d轨道跃迁造成的。（ f-f 越迁） 荷移跃迁： ZnI2（3d10）无色;CdI2（4d10）黄绿色; HgI2（5d10）红色。再如：第5章 化学热力学基础 第5章 化学热力学基础 熟悉热力学第一定律及其相关概念。 掌握化学反应热效应； 掌握热化学方程式；反应热、反应焓变的计算；盖斯定律及有关计算；吉布斯能和化学反应方向的判断; 重点: 化学热力学的四个状态函数—热力学能、焓、熵、自由能的计算。null 主要解决化学反应中的三个问题： ① 化学反应中能量是如何转化； ② 化学反应的方向性； ③ 反应进行的程度。 掌握道尔顿分压定律的应用和有关计算。null 关于生成焓 (1) 同一物质不同聚集态下，标准生成焓数值不同 (2) 指定的稳定单质的标准生成热才是零； Δf Hºm（C，石墨）= 0 kJ·mol-1 Δf Hºm （C，金刚石）= 1.9 kJ·mol-1 (3) 附录中数据是在 298.15K下的数据。 null(4) 同一物质在不同 温 度下有不同的标准摩尔生成热； (5) 反应热效应的计算： a A + b B = c C + dD ΔrHm = [Δf Hm(生成物)] – [Δf Hm(反应物)] 自由能、熵等有类似的计算公式。 null 盖斯定律： 不管化学反应是一步完成或分几步完成，这个过程的热效应是相同的，即总反应的热效应等于各步反应的热效应之和。 注意其应用条件： ① 某化学反应是在等压（或等容）下一步完成的，在分步完成时，各分步也要在等压（或等容）下进行； ② 要消去某同一物质时，不仅要求物质的种类相同，其物质的聚集状态也相同。null 盖斯定律及其应用。 自由能ΔG （重要内容） 过程自发性判据 ΔG与ΔrG 标准态下： 用ΔrGºm> 0 或 ΔrGºm< 0 非标准态下： 用 ΔrG > 0 或 ΔrG < 0 ΔG(T) = ΔH－ TΔS， 会求算反应逆转的温度 298 K时ΔrGºm 的计算方法： ΔrGºm ＝Δf Gºm(生成物) – Δf Gºm(反应物) ΔrGm ＝ΔrHºm - 298ΔrSºm范特霍夫等温方程范特霍夫等温方程 焓、熵和自由能等计算公式汇集： 焓、熵和自由能等计算公式汇集：化学反应 ：m A + n B  x C + y DrHm ＝ fHm,(生成物) - fHm,(反应物) ＝ [x fHm,c + y fHm,d ]- [m fHm,a + n fHm,b]rG  m＝ f G m (生成物) - fG m (反应物) rS m＝ f S m (生成物) - f S m (反应物) ΔrGm（T） = ΔrHm - TΔrSmrGm（T）＝ rH m - T  rS m 常用第六章 化学平衡第六章 化学平衡 书写平衡常数关系式的规则 （1）K的表示式与要表达的方程式相一致。 （2）有固体或纯液体参加的化学反应，其浓度不写在关系式中。 （3）在稀的水溶液中，如水参加反应，则水的浓度不必写在关系式中， （4）平衡常数是温度的函数。温度不变，平衡常数不变。 （5）多重平衡规则的应用或称偶联反应的平衡常数的应用（重要）标准平衡常数（Kθ）标准平衡常数（Kθ） 标准平衡常数是将平衡浓度或平衡分压分别除以各自标准态的数值为基础（即得平衡时的相对浓度或相对分压）求得的平衡常数。 　　相对的意义是：对于标准态数值的倍数。 掌握化学平衡常数的意义及转化率的计算方法。反应商的定义： Jc 或JpJc 与 Kc的关系 ΔG= RTlnJ/K（范特霍夫等温方程式） Jc < Kc 则向正方向进行； Jc > Kc 则反应向逆方向进行。 Jc ＝ Kc 则反应达到平衡状态，即反应进行到最大限度。 转化率 η＝ （某物的消耗量/初始值）×100% 重点掌握化学平衡的移动的有关计算 重点掌握化学平衡的移动的有关计算 这些方法适用于一切平衡。将这些计算方法迁移到酸碱平衡、氧化还原平衡、沉淀溶解平衡、配位平衡就形成了一系列的化学平衡的计算问题。 温度对化学平衡的影响第七章 化学动力学基础第七章 化学动力学基础 了解反应速率的理论： 碰撞理论 过渡态理论 速度方程和速度常数： 由质量作用定律（只适用于基元反应）直接写出速率方程一般的化学反应而言： 掌握如何根据实验数据求其速率方程的方法?null 反应级数与反应分子数（只适于基元反应）的概念温度对反应速率（阿伦尼乌斯公式）反应历程反应历程 其反应速度主要决定于速度最慢的基元反应（称决定步骤） 反应历程的理论研究：了解平衡假设和稳态假设的思想。 催化剂作用的原理：参与了化学变化过程，改变了原来反应的途径，降低了活化能，增大了活化分子分数，反应速率显著增大。 第八章 水溶液（不做要求）第八章 水溶液（不做要求） 第九章 酸碱平衡 1、 酸碱质子理论（共轭酸碱的概念） 　 HA  H+ + A-　　　　　　　　 （共轭）酸 共轭碱 关系： KaKb=Kw 　　即Ka和Kb成反比关系，所以，弱酸的酸性越强(Ka越大)，则其共轭碱的碱性越弱(Kb越小)。null2、 酸碱盐溶液中的电离平衡 HAc  H+ + Ac- 　　　　　Ka=[H+][Ac-]/[HAc] Ka称为弱酸的电离平衡常数，简称为酸常数 　电离度（解离度） ──电离程度的大小 　= (已电离的浓度/弱电解质的初始浓度)×100％对于一元弱酸：公式成立的条件：<5％或c酸/Ka≥500null３、水溶液化学平衡的计算（重点部分） 　　同离子效应　 缓冲溶液的计算： 不满足：<5％或c酸/Ka≥500时的计算公式多元酸或碱分步电离 多元酸或碱分步电离 多元弱酸的电离是分步进行的。H2S  H+ + HS- 　　Ka1=[H+][HS-]/[H2S]=5.7×10-8 --------------（1） HS-  H+ + S2- 　　Ka2=[H+][S2-]/[HS-]=1.2×10-15 --------------（2） 总反应：H2S  2H+ + S2- K=[H+]2[S2-]/[H2S] =Ka1Ka2=6.8×10-23 　　注意：①此式只表明平衡时[H+]、[S2-]、[H2S]三种浓度的关系，而不说明电离过程为： H2S  2H+ + S2- 　　②多元酸Ka1/Ka2≥102时忽略二级电离,当一元酸处理null 从Ka1、Ka2数值可知:第二步电离比第一步困难得多。此时溶液中的H+主要来源于第一步电离。在忽略水的电离条件下，可当作一元弱酸处理： [H+] =  Ka1C 由于第二步电离非常小，[H+]  [HS-] 则: [S2- ]= Ka2 (纯二元弱酸的一般性重要结论) 若考虑总的电离平衡：根据多重平衡规则 [H+]2[S2-] K = Ka1Ka2 = [H2S]缓冲溶液的pH值缓冲溶液的pH值 pH=pKa - lg(c酸/c盐) = pKa - lg(n酸/n盐) （n为物质的量，摩尔） 　　 称为缓冲溶液公式∴pH值决定于Ka和(c酸/c盐)两个因素。 水解平衡 水解平衡 二元弱酸酸根的水解举例二元弱酸酸根的水解举例第十章 沉淀平衡第十章 沉淀平衡Ksp(AgCl) = [Ag+][Cl-]溶度积原理 J > Ksp 时，平衡左移，生成沉淀； J < Ksp 时，平衡右移，沉淀溶解； J = Ksp 时，沉淀溶解处于平衡状态null例题： 在0.20L的 0.50mol·L-1 MgCl2溶液中加入等体积的 0.10mol·L-1的氨 水溶液，问有无Mg(OH)2沉淀生成？为了不使 Mg(OH)2沉淀析出，至少应加入多少克NH4Cl(s)？ (设加入NH4Cl(s)后体积不变) 这是课堂上讲过的一个例题。这里的OH- 的浓度时由氨的碱式电离提供的，很易求的。特别要掌握后一步的求解平衡常数的方法，多个平衡组合的耦合平衡常数的求法。nullnullc(Cd2+) c(S2－)c(Cd2+) c(S2－)再比如：第十一章 电化学基础（重点）第十一章 电化学基础（重点）氧化还原反应的配平：氧化值(数)法：离子— 电子法： 酸性介质： 多n个O 加2n个H+，另一边加n个H2O 碱性介质：多n个O 加n个H2O，另一边加2n个OH- 总之，在碱性介质中，可以在半反应的两边只能出现H2O或OH-；在酸性介质中可以在半反应的两边只能出现H2O或H+。即酸介质中不能出现OH-，反之，亦然。几个重要的公式：几个重要的公式：能斯特（Nernst）方程式：非标准态的电动势标准电动势非标准态的电极电势标准电极电势null 基本要求（重点内容） 基本要求（重点内容）1）判断氧化剂、还原剂的相对强弱 2）判断氧化还原反应进行的方向 E＞ 0 反应正向自发进行 E＜ 0 反应逆向自发进行 3）确定氧化还原反应进行的限度 4）元素电势图（拉提摩图） 5）判断歧化反应进行的方向和K值。 6）由已知的计算未知电对的电极电势 7）氧化还原对角线关系。（不要与元素性质的对角线关系混淆）。null解： Ag+ + Cl – + Ag = AgCl + Ag 负极： Ag Cl + e = Ag + Cl – (氧化作用) 正极： Ag+ + e = Ag (还原作用) lgK = 0.5773/0.059 = 9.75 K = 5.62 × 109 Ksp = 1/K = 1.78 ×10 – 10 例11-10求反应 Ag+ + Cl – = AgCl(s) 的K及Ksp 把非氧化还原反应设计成原电池进行平衡常数 的计算null 由两个平衡组成的耦合平衡的求法：用多重平衡规则，或采取直接写出，然后分子分母同城一个浓度。第十二章 配位平衡第十二章 配位平衡 配合物的稳定常数及其相关的计算 例： 欲使0.10mmol的AgI完全溶解生成Ag(NH3)2+,最少需要1.0L氨水的浓度是多少？改用1.0LKCN溶液时，浓度为多少？ 解： Ag+ + 2NH3 = [Ag(NH3)2]+ 平衡浓度 x 0.3+2x 0.1-x 将数据代入平衡常数表达式null 解方程求出： x=9.9×10-8即为c(Ag+) c ([Ag(NH3)2]+) =0.1mol.L-1 c(NH3) = 0.3mol.L-1 掌握这种解题的思路和方法。第十三章 氢和稀有气体第十三章 氢和稀有气体 本章不做要求 第十四章 卤素 F2及化合物的特殊性： F-F键长特短，但键能却反常地弱，而F与其它原子形成的键强度大。 F2的活泼性最强，氧化性强。 F的电子亲合能异常地比Cl小。 F的电负性最大。HF弱酸性的原因？ 卤素的歧化反应（元素电势图及相关计算） nullnullR-OH的应用：酸性：HClOClO3->IO3-null鲍林(Pauling,L.)规则：K1≈105N-7 N为非羟基氧原子数NKl:K2:K3≈1:10-5:10-10,或pKa的差值为5p区元素性质的特征第二周期元素具有反常性第四周期元素表现出异样性(d区插入)null最后三个元素性质缓慢地递变 null第二十二章 ds区金属 Cu（Ⅰ）与Cu（Ⅱ），Hg（Ⅰ）与Hg（Ⅱ）之间的转化。 第二十三章 过渡元素 重点： Mn ；Cr 。 镧系收缩及后果。各类无机化学考试的

知识点

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简介:1.分子(离子)的构型：价层电子对互斥模型（预测）;杂化轨道理论（解释）。null2.分子(离子)的稳定性：分子轨道理论(键级，键长，键能等判断与计算)； 杂化轨道理论等。 3.物质的熔沸点：晶体的类型(离子晶体：晶格能；离子键强度)；(分子晶体：分子间力，氢键)；极化理论。 4.物质的颜色: 极化理论；d-d跃迁；荷移光谱。 5.物质的磁性: 分子轨道理论。null6.化学反应程度，方向：平衡常数K的大小；反应的吉布斯自由能变大小(ΔrG) 。 7.溶液中有关浓度的计算：根据化学平衡,主要有酸碱电离平衡；沉淀-溶解平衡；氧化-还原平衡；配位平衡等四大平衡，K是关键，注意运用多重平衡规则。 8.物质溶解度大小： 极化理论； 软硬酸碱理论等。null9.常见基本概念：对角线规则（两个）；惰性电子对效应；Lewis酸碱；质子酸碱；缓冲溶液；屏蔽效应；钻穿效应；同离子效应；盐效应；镧系收缩；电离势；电子亲和势；电负性；晶格能，歧化反应，活化能，孤电子对的键弱化效应。 10.元素周期表：常见元素符号；价电子层结构；能级组；四个量子数取值规则。 11.元素部分：制备-结构-性质-用途，重点是性质。如相互转化，推断，判断等方面。