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1、复习重点

无机化学复习提纲

by CantonGirl

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（Ψ）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、|ψ|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、ψ和|ψ|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，ψ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σ键和π键。前者重叠程度大二活泼性则较π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。

1

107°、104°5′。ΔG=0平衡

（3）溶解与沉淀

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，

NH3·H2O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109°28′改变成

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。

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：ΔHsoln<0，放热，有利

2　熵增加：熵是用来衡量系统无序程度的一个物理量 ΔSsoln>0，有利 两者综合为ΔG=ΔH-TΔS中，ΔG<0有利（自发），ΔG>0有利（不自发），

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

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

2

3、难溶电解质的沉淀-溶解平衡

3　Ksp 与溶解度S

（4）酸与碱式3-HOOH KH2OH2O导出α或 若c/Ka≥100时，可用近似最简式H3O-KacCH3COOH—CH3COO-，NH4+—NH33、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）HAc+H2O=H3O++Ac- α=x/c,∴x=αc1、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Kb越小，碱性越弱。若知Ka（Kb）可求Kb（Ka）如：NH4+~NH3,若Kb，NH3=1.75×10-5，则Ka，NH4+=（1.0×10-14）/（1.75×10-5）=5.56×10-10 4、酸碱平衡中的浓度计算1　一元弱酸H+浓度的计算KaKa4Kac不考虑水的质子自递时，得H3O为近似计算公2始态 c 平衡 c-x x x c（1-α） αc αc当c>400Ka时，α<0.05，在计算时可采用近似1-α≈1Ka，[H+]=αc=KaccKwH3OOH- ，指水的离子积常数2、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α增加 如 表明H3O+浓度与弱酸浓度成正比，α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·Kb=Kw，而Kw是一个定值，故共轭酸的Ka越大，酸性越强，则32（Ka=α2c）6、缓冲溶液是一对含有较高浓度共轭酸碱对的溶液（如HAc~Ac-，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 VBV-VBpHpKalgcBn或pHpKalgB或cAnApHpKalg（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<在P111>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）（+）-=E○--E○-3　电池的电动势 E=E+-E-，标准态 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-（H+/H）=0.0000V准确定的 E○25　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-值相同2Fe3++2e=2Fe2+ E○5、电极电势的应用-值大的电对中氧化型1　比较氧化剂、还原剂的相对强弱。标准态时，E○-值小的电对中还原型是相对强的还原剂。如，是相对强的氧化剂，E○-（Cl/Cl-）=1.36V，E○-（I/I-）=0.535V，故Cl的氧化性大于E○222I2，而I-的还原性大于Cl--=E○--E○---2　确定反应方向：E○+-，若E○>0,正向；E○<0，逆向4nE3　确定反应限度：标准态时（298K），lgK，K越大，正向进0.0592KZn5.7610Ag22行的趋势越大。-值大的氧化型作氧化剂，E○-值小的6、书写氧化还原反应时，（标准态）E○-值大的作正极，小的作负极。如：还原型作还原剂，判断正负极。E○-（Ag+/Ag）=0.80V，E○-（Fe3+/Fe2+）=0.77VAg++Fe2+=Ag+Fe3+ E○7、求离子浓度及平衡常数 例：<是P131，习题16> -（Ag+/Ag）=0.799V，E○-（Zn2+/Zn） 2Ag++Zn=2Ag+Zn2+ E○=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） 2[0.7991（--0.7626）]lgK52.76 K5.7610520.059252，∴Ag0.30.052.4610-27525.76108、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2EA /V Cu0.159Cu0.52Cu 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AE左BE右C，若可以发生歧化反应，若E右则不能发生歧化反应。E右E左E左n1E1n2E22　计算相关电对的电极电势 | E |，E（n为电子得3n33AE1BE2C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)4]SO4 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、π配体等几种。如NH3·H2O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)4]52+,[Fe(CN)6]3-,[PtCl2(NH3)2]0）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K1>K2>……,总的生成常数为KsK1K2K3……KnMLn MLn（又称累积稳定常数βn）若将其取对数，得lgKslgK1lgK2……，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=2.1×1013，求含有0.01mol/L CaSO4和0.0mol/L NH3水中Cu2+的浓度<是P147> 解：配位平衡方程式为：Cu2+ + 4NH4 = Cu（NH3）42+初始态 0.01 0. 0平衡态 x 0.0-4（0.01-x） 0.01-x （设Cu2+完全转 化为[Cu(NH3)4]2+)≈0.50 ≈0.010.01132.110 x=7.62×10-1x（0.50）3、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 Ks（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）6 算。2+=0.1mol/L K缓冲公式 pHpKalg=Kac，αKa/c，α=x/c327，求[Ag+].2　Ka·Kb=Kw，pH=-lg[H+]，pKa=-lgKa，[H+] 例： 已知反应Ag++2NH3=Ag（NH3）2+，若平衡是[Ag（NH3）]2、题目的主要内容包括基本概念及计算，概念题涉及1~6章，计算题集中在3~6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，这样会浪费很多时间，一定要有足够的时间做计算题，因为占的分数比例较多4、一定要掌握的几个公式<含意义及应用>1　Ksp与S的关系及相互运算<是P91>如Ksp=S2，Ksp=4S3;混合浓度的计4　配位稳定常数 KsK1K2K3…… 或 lgKslgK1lgK2……（总稳定常数与多级稳定常数的关系——配合物的生成与解离是分步的）Ag(NH)1.6710KAgNHAg（NH）0.1∴Ag6.010（1.6710）（1.0）cBnVB或pHpKalgB或pHpKalgcAnAV-VB732772-9nE-=E○--E○- ，lgK3　E○+-0.0592ss=1.67×10KsNH3322mol/L