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1、1 1、复习重点、复习重点无机化学复习提纲无机化学复习提纲by CantonGirlby 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 1）原子结构）原子结构1、电子的空间运动状态要用波函数（）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、|2 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、和|2 2的角度分布图有何不同？两者形状相似，指向相同，前者有+
2、、-之分，后者没有+、-之分，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 2）分子结构）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
3、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 键和 键。前者重叠程度大二活泼性则较 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
4、 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。1107、1045。G=0 平衡（3 3）溶解与沉淀）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，NH3H2O 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 10928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
5、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：Hsoln0，有利两者综合为 G=H-TS 中，G0 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
6、反应的方法实现，如 CuS 和 HNO3、Mg（OH）2和 HCl1Ksp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23、难溶电解质的沉淀-溶解平衡3Ksp与溶解度 S（4 4）酸与碱）酸与碱式3-H O OHK H2OH2O导出或若 c/Ka100 时，可用近似最简式H3O-KacCH
7、3COOHCH3COO-，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-=x/c,x=c1、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=1.7510-5，则 Ka，NH4+=（1.010-14）/（1.7510-5）=5.5610-104、酸碱平衡中的浓度计算1一元弱酸 H+浓度的计算 KaKa4Kac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-xxxc（
8、1-）cc当 c400Ka时，0.05，在计算时可采用近似 1-1Ka，H+=c=KaccKw H3OOH-，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 增加如表明 H3O+浓度与弱酸浓度成正比，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KaKb=Kw，而 Kw是一个定
9、值，故共轭酸的 Ka越大，酸性越强，则32（Ka=2c）6、缓冲溶液是一对含有较高浓度共轭酸碱对的溶液（如 HAcAc-，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 pKalgcBn或pH pKalgB或cAnApH pKalg（5 5）氧化还原）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
10、 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
11、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 E25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+E5、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
12、.36V，E-（I/I-）=0.535V，故 Cl 的氧化性大于E222I2，而 I-的还原性大于 Cl-=E-E-2确定反应方向：E+-，若 E0,正向；E0，逆向4nE3确定反应限度：标准态时（298K），lgK，K越大，正向进0.0592KZn 5.7610Ag22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+E7、求离子浓度及平衡常数例：-（Ag+/Ag）=0.799V，E-（Zn2+/Z
13、n）2Ag+Zn=2Ag+Zn2+E=0.7626V求Ag+开始 0.100.30平衡 x0.3+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）20.7991（-0.7626）lgK 52.76K 5.7610520.059252，Ag0.30.05 2.4610-27525.76108、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2EA/V Cu0.159Cu0.52Cu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
14、素，如 4KClO3=3KClO4+KCl。在元素电势图中AE左BE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n1E1n2E22计算相关电对的电极电势|E|，E（n 为电子得3n33AE1BE2C失）（6 6）配位化合物）配位化合物1、配合物的组成、命名、配位体、配位数1如Cu(NH3)4SO4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、配体等几种。如 NH3H2O 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)452+,Fe
15、(CN)63-,PtCl2(NH3)20）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 K1K2,总的生成常数为Ks K1K2K3KnMLnMLn（又称累积稳定常数 n）若将其取对数，得lgKs lgK1lgK2，2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=2.11013，求含有 0.01mol/L CaSO4和0.540mol/L NH3水中 Cu2+的浓度解：配位平衡方程式为：Cu2+4NH4=Cu（NH3）42+初始态0.
16、010.540平衡态x0.540-4（0.01-x）0.01-x（设 Cu2+完全转化为Cu(NH3)42+)0.500.010.0113 2.110 x=7.6210-154x（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 7）元素部分不作为重
17、要内容，不会单独命题，可能在某些题目）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中出现相关的内容2 2、试题（分、试题（分 A A、B B 卷）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 pKalg=Kac，Ka/c，=x/c327，求Ag+.2KaKb=Kw，pH=-lgH+，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
18、本概念及计算，概念题涉及 16 章，计算题集中在 36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1Ksp与 S 的关系及相互运算如 Ksp=S2，Ksp=4S3;混合浓度的计4配位稳定常数 Ks K1K2K3 或 lgKs lgK1lgK2（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)1.6710K AgNHAg（NH）0.1Ag 6.010（1.6710）（1.0）cBnVB或pH pKalgB或pH pKalgcAnAV-VB732772-9nE-=E-E-，lgK3E+-0.0592ss=1.6710KsNH33 22mol/L