无机化学复习提纲

化教专业“无机化学(下)”课程复习大纲第七章元素通论1．重点掌握p区元素的氢化物的熔沸点(色散力)、热稳定性(键能)、酸性（键能)和还原性(给电子能力)的定性变化规律以及用学过的理论定性解释这些变化规律；(说到底,都是半径与电负性)2．重点掌握定性判断含氧酸的酸碱性大小的方法。

（5M-7,离子势）3．重点掌握定性判断含氧酸的氧化性大小的方法。

（结合电子的能力，稳定性）4．重点掌握定性判断含氧酸及其盐的热稳定性大小的方法-离子极化现象。

（看阴离子的稳定性和阳离子的极化能力）5．掌握对角线规则和6s惰性效应的概念以及其典型表现。

（低氧化态稳定,Pb,Bi,Tl）6. 掌握稀有气体的化合物空间构型的判断。

第八章非金属元素1. 重点掌握硼酸H3BO3是几元酸以及其显酸性的机理；(一元酸，路易斯酸，与水的OH 结合)2. 掌握乙硼烷分子的成键情况和分子结构；（3c-2e硼氢桥键）3. 掌握CO、CO2的结构和性质（CO偶极矩小是因为电负性和配建抵消了）4. 掌握H2CO3，HCO3-的CO32-的结构和稳定性大小及理论解释。

（双键成分）5. 碳酸盐的性质：（1）溶解性；（2）水解性；（3）热稳定性：学会定性判断盐的稳定性高低(铁铝铬是氢氧，铜锌镁铅是碱式碳酸。

极化能力)6. 掌握SiO2和硅酸盐的结构特点和性质；(硅氧四面体)7. 掌握SiX4的水解性质（硅酸和卤酸，氟硅酸是特别的）8. 掌握氨及其衍生物（联氨，羟氨）和叠氮酸的结构和性质（碱性、还原性）以及应用所学理论进行定性解释（OH比NH2比H更容易吸引H，从而抵消了N的负电荷，）9. 掌握氮的含氧化物的性质：a．NO、NO2 （π33）和HNO2及其盐的结构和性质；b．HNO3 （π34）和NO3—（π46）的结构以及酸的氧化性和盐的稳定性；（H导致的电级电势）10. 磷及其化合物的性质（1）白磷（黄磷），红磷和黑磷的结构及其稳定性（2）P4O6和P4O10的水解反应（3）As4O6和As4O10的性质（酸碱性、氧化还原性）（4）砷的硫化物As2S3和As2S5的性质（酸碱性、溶解性、氧化还原性）（5）H3AsO3和H3AsO4的性质（酸碱性、氧化还原性）（6）卤化物NF3, NCl3、PCl3、PCl5的水解反应（7）磷酸及其盐的溶解性（8）焦磷酸的性质（与磷酸比较）（9）偏磷酸及其盐的性质：（10）亚磷酸H3PO3的结构和性质（几元酸、强还原性）（11）次磷酸H3PO2的结构和性质（几元酸、强还原性）11。

３、状态和状态函数系统的状态是指系统所处的状况。

热力学中用系统的宏观性质如压力（）、温度（Ｔ）、密度（）、体积（Ｖ）、物质的量（）及热力学能（Ｕ）、焓（Ｈ）、熵（Ｓ）、吉布斯函数（Ｇ）等来描述系统的状态。

这些描述系统宏观性质的物理量称之为状态函数。

状态函数的最重要特点是它的数值仅仅取决于系统的状态，当系统状态发生变化时，状态函数的数值也随之改变。

但状态函数的变化值（增量）只取决于系统的始态与终态，而与系统变化的途径无关。

５、热和功热和功是系统状态发生变化时与环境之间的两种能量交换形式。

系统与环境之间因存在温度差异而发生的能量交换形式称为热（或热量），量符号为Ｑ；系统与环境之间除热以外的其他各种能量交换形式统称为功，量符号为Ｗ。

热力学规定：系统向环境吸热，Ｑ取正值；系统向环境放热，Ｑ取负值。

环境对系统做功，Ｗ取正值；系统对环境做功，Ｗ取负值。

由于系统体积变化而与环境产生的功称体积功，用－△Ｖ表示；除体积功以外的所有的其他功都称为非体积功Ｗf（也叫有用功）。

W＝－△Ｖ＋Ｗf热和功都不是系统的状态函数，除了与系统的始态、终态有关以外，还与系统状态变化的具体途径有关。

６、热力学能与热力学第一定律热力学能Ｕ是系统内部各种形式能量的总和，是系统的状态函数。

热力学第一定律的数学表达式为△Ｕ＝Ｑ＋Ｗ１、化学反应热效应（１）恒容反应热ＱV在等温条件下，若系统发生化学反应是在容积恒定的容器中进行，且不做非体积功的过程，则该过程与环境之间交换的能量就是恒容反应热ＱV。

Q V＝△U （２）恒压反应热Q p与焓变△H在等温条件下，若系统发生化学反应是在恒定压力下进行，且不做非体积功的过程，则该过程中与环境之间交换的热量就是恒压反应热Q p。

Q p＝△Ｕ＋△Ｖ＝Ｕ2－Ｕ1＋（Ｖ2－Ｖ1）＝（Ｕ2＋2Ｖ2）－（Ｕ1＋1Ｖ1）定义Ｈ＝Ｕ＋ＶＨ称为焓。

Q p＝Ｈ2－Ｈ1＝△Ｈ△Ｈ称为焓变，△Ｈ＞０，表明系统是吸热的；△Ｈ＜０，表明系统是放热的。

高中化学复习提纲第一部分：必修一第一章第一节化学实验的基本方法（其他实验知识在选修六）考点一 物质的分离与提纯1．过滤：适用于分离一种组分可溶，另一种不溶的固态混合物。

如：粗盐的提纯。

2．蒸发结晶：适用于混合物中各组分物质在溶剂中溶解性的差异不同。

3．蒸馏法：适用于分离各组分互溶，但沸点不同的液态混合物。

如：酒精与水的分离。

主要仪器： 酒精灯、石棉网、蒸馏烧瓶、温度计、冷凝器、牛角管、锥形瓶等。

4．分液：适用于分离互不相容的两种液体。

5．萃取：适用于溶质在互不相溶的溶剂里溶解度不同。

如：用CCl4萃取溴和水的混合物。

分层：上层无色，下层橙红色。

注：不用酒精萃取。

第二节 化学计量在实验中的应用考点一 物质的量、阿伏加德罗常数、摩尔质量1.物质的量（1）物质的量是七个基本物理量之一，其意义是表示含有一定量数目的粒子的集体。

符号为：n ，单位为：摩尔（mol）。

（2）物质的量的基准（N A）：以0.012kg12C所含的碳原子数即阿伏加德罗常数作为物质的量的基准。

阿伏加德罗常数可以表示为N A，其近似值为6.02×1023 mol-12.摩尔质量（M）1摩尔物质的质量，就是该物质的摩尔质量，单位是g/mol 。

1mol任何物质均含有阿伏加德罗常数个粒子，但由于不同粒子的质量不同，因此，1 mol不同物质的质量也不同；12C的相对原子质量为12，而12 g 12C所含的碳原子为阿伏加德罗常数，即1 mol 12C的质量为12g。

同理可推出1 mol其他物质的质量。

3.关系式：n ＝；n＝特别提醒：1.摩尔只能描述原子、分子、离子、质子、中子和电子等肉眼看不到、无法直接称量的化学微粒，不能描述宏观物质。

如1mol麦粒、1mol电荷、1mol元素的描述都是错误的。

2.使用摩尔作单位时，应该用化学式(符号)指明粒子的种类。

如1mol水（不正确）和1molH2O（正确）；1mol食盐（不正确）和1molNaCl(正确)3.语言过于绝对。

第一篇：化学反应原理第一章：气体第一节：理想气态方程1、气体具有两个基本特性：扩散性和可压缩性。

主要表现在：⑴气体没有固定的体积和形状。

⑵不同的气体能以任意比例相互均匀的混合。

⑶气体是最容易被压缩的一种聚集状态。

2、理想气体方程：nRT PV = R 为气体摩尔常数，数值为R =8.31411--⋅⋅K mol J3、只有在高温低压条件下气体才能近似看成理想气体。

第二节：气体混合物1、对于理想气体来说，某组分气体的分压力等于相同温度下该组分气体单独占有与混合气体相同体积时所产生的压力。

2、Dlton 分压定律：混合气体的总压等于混合气体中各组分气体的分压之和。

3、(0℃=273.15K STP 下压强为101.325KPa = 760mmHg = 76cmHg)第二章：热化学第一节：热力学术语和基本概念1、 系统与环境之间可能会有物质和能量的传递。

按传递情况不同，将系统分为：⑴封闭系统：系统与环境之间只有能量传递没有物质传递。

系统质量守恒。

⑵敞开系统：系统与环境之间既有能量传递〔以热或功的形式进行〕又有物质传递。

⑶隔离系统：系统与环境之间既没有能量传递也没有物质传递。

2、 状态是系统中所有宏观性质的综合表现。

描述系统状态的物理量称为状态函数。

状态函数的变化量只与始终态有关，与系统状态的变化途径无关。

3、 系统中物理性质和化学性质完全相同而与其他部分有明确界面分隔开来的任何均匀部分叫做相。

相可以由纯物质或均匀混合物组成，可以是气、液、固等不同的聚集状态。

4、 化学计量数()ν对于反应物为负，对于生成物为正。

5、反应进度νξ0)·(n n sai k e t -==化学计量数反应前反应后-，单位：mol 第二节：热力学第一定律0、 系统与环境之间由于温度差而引起的能量传递称为热。

热能自动的由高温物体传向低温物体。

系统的热能变化量用Q 表示。

若环境向系统传递能量，系统吸热，则Q>0；若系统向环境放热，则Q<0。

⽆机化学复习提纲⼆、原电池及电极电势原电池是借助于氧化还原反应⽽产⽣电流的装置，是⼀种将化学能转变成电能的装置。

在理论上和实际应⽤中原电池都有重要意义。

任⼀⾃发的氧化还原反应原则上都可以被设计（负极和正极上）发⽣，两个半电池之间⼜有适当联系（如盐桥等）的情况下才能产⽣电流。

盐桥的作⽤是接通电路和保持溶液的电中性。

例如，原电池(g)│Pt（＋）（－）Zn│Zn2+(aq)││H+(aq)│H2如果把电极反应都写成还原反应则电池反应是正极反应与负极反应相减得到的原电池之所以能产⽣电流是由于正、负极的电极电势不同。

原电池的电动势等于在原电池内⽆电流通过时正极的电极电势减负极的电极电势电极电势是电极与溶液界⾯形成扩散双电层⽽测得的⼀个相对值。

电动势和电极电势均受温度、压⼒、浓度等因素的影响。

当系统中各物种都处于标准状态下（通常为298Ｋ），相应的电动势、电极电势分别为标准电动势和标准电极电势。

则有这⾥的标准电极电势是标准还原电极电势，它是某电极与标准氢电极所组成原电池的电）＝0.0000Ｖ，故测得的数值，即为，符号取决于组成电池极电势相对值，因（H+/H2中该电极为正极还是负极。

电动势和电极电势的关系与电池反应和电极反应的关系是相对的。

必须牢记，在使⽤还原电极电势时，电极反应必须按还原半反应来写。

3、氧化剂与还原剂相对强弱的⽐较电极电势代数值越⼩，则该电对中的还原态物质还原能⼒越强，氧化态物质氧化能⼒越弱；电极电势代数值越⼤则该电对中还原态物质还原性越弱，氧化态物质氧化性越强。

电极电势较⼤的电对中氧化态物质可以电极电势较⼩的电对中的还原态物质。

将同⼀元素不同氧化值各电对的标准电极电势的这种关系以图的形式表⽰出来，构成了元素电势图。

利⽤元素电势图可以从已知的，求未知的，⼜可以⽤它判断某些物种能否发⽣歧化。

因为当某物种(右)＞(左)，该物种正好是⼤的电对的氧化型⼜是⼩的电对的还原型，即可以发⽣⾃⾝氧化还原反应，⼜称为歧化反应。

无机与分析化学复习资料第一部分复习提纲第6章氧化还原平衡和氧化还原滴定法1.氧化还原的基本概念(1)氧化数：氧化数是指元素原子的荷电数。

(2)氧化还原反应：在化学反应中，若反应前后有元素的氧化值发生变化，这样的化学反应称为氧化还原反应。

(3)氧化还原电对：氧化剂与其还原产物、还原剂与其氧化产物组成的电对称为氧化还原电对，简称电对。

2.原电池和电极电势(1)化学反应作为电池反应的原电池符号(2)电极反应(3)标准电极电势3.影响电极电势的因素(1)用Nemst方程计算各种类型电极的电极电势(2)计算氧化型、还原型形成沉淀时电对的电极电势4.电极电势的应用(1)判断原电池的正负极、计算电动势；(2)比较氧化剂、还原剂的相对强弱；(3)判断氧化还原反应的方向；(4)判断氧化还原反应的程度。

5.元素电势图及其应用(1)元素电势图(2)元素电势图的应用1.判断原电池的正负极，计算电动势；2.比较氧化剂和还原剂的相对强弱；3.判断氧化还原反应进行的方向；4.判断氧化还原反应进行的程度；5.设计原电池测量(计算)反应的平衡常数6.氧化还原滴定法(1)条件电极电势定义和测定方法(2)氧化还原滴定曲线滴定分数、对称电对间滴定的计量点电势的计算、影响滴定突跃的因素(3)氧化还原滴定的预处理为什么要预处理以及对预处理剂的要求(4)氧化还原滴定的指示剂三类指示剂、氧化还原指示剂的变色原理(5)高镒酸钾法%1高镒酸钾标准溶液的配制和标定%1用草酸钠标定高镒酸钾标准溶液的反应条件%1高镒酸钾法测铁(6)重铭酸钾法重铭酸钾法测铁(7)碘量法%1直接碘量法和间接碘量法%1碘和硫代硫酸钠标准溶液的配制和标定%1碘和硫代硫酸钠反应的适宜条件%1碘量法测铜(8)氧化还原滴定结果的计算滴定结果的计算、称样量的估算第8章化学键和分子结构1.离子键离子键的强度、晶格能与离子晶体的硬度和熔点、离子的特征、离子半径、离子的电子构型；离子晶体——立方晶系三种典型的离子晶体的结构特征、离子半径与配位数；离子极化一一正离子的极化作用与负离子的变形性、离子极化物质性质的影响2.共价键(1)价键理论价键理论的基本要点、原子轨道的重叠与共价键的特征和类型；共价键的键参数——键能、键长和键角(2)杂化轨道理论一一s、p杂化的三种类型与分子的空间构型、不等性sp3 杂化'(3)分子轨道理论一一分子轨道能级图、电子的排布、键级与分子的稳定性3.分子间力和氢键(1)极性分子和非极性分子、偶极矩、分子的变形性(2)分子间力不同分子间存在哪些作用力、这些作用力的相对大小；分子间力对物质物理性质的影响(3)氢键氢键的形成、氢键的存在情况、氢键对物质物理性质的影响第9章配位平衡和配位滴定法1.配合物的组成(1)中心离子(2)配位体一一单基配体和多基配体、螯合物(3)配位数(4)简单配合物的命名：总原则：配体数目一配体名称一合中心离子名称(氧化数)配体的先后顺序规则：%1先无机配体后有机配体%1在无机配体和有机配体中按负离子一正离子一中性分子的次序命名%1同类配体按配位原子的字母顺序先后命名2.配合物的价键理论(1)中心离子的杂化类型与配离子的空间构型(2)配合物的磁性与内、外轨型配合物3.配位平衡(1)平衡常数的各种表示方法(2)配体的量远大于中心离子的量时配位平衡的计算(3)配位平衡的移动配位平衡与沉淀溶解平衡(计算离子浓度，判断沉淀的生成与溶解)配离子间的移动(计算反应的平衡常数，判断反应方向)配位平衡与氧化还原平衡（计算标准电极电势，判断氧化还原能力的变化）配位平衡与酸碱平衡（计算反应的平衡常数和离子浓度）4.影响金属EDTA配合物稳定性的因素（1）主反应和副反应（2）EDTA的酸效应和酸效应系数（3）金属离子的配位效应（4）条件稳定常数只考虑酸效应的条件稳定常数、同时考虑酸效应和金属离子配位效应的条件稳定常数5.配位滴定曲线（1）滴定突跃及影响滴定突跃的因素（2）准确滴定的条件（3）配位滴定的最低pH值和酸效应曲线6.金属指示剂（1）金属指示剂的作用原理（2）金属指示剂应具备的条件（3）金属指示剂的封闭现象和僵化现象7.配位滴定的方式与应用（1）单组分的测定%1直接滴定法Bi3+, Fe3+, Zn2+, Pb2+, Cu2+, Ca2+, M「+等%1返滴定法A「+的测定%1置换滴定法AP+的测定（2）混合溶液的滴定①用控制的酸度方法消除干扰和用控制酸度的方法进行连续滴定C M .Kgy ,判断依据：7―-10实例：Bi3+（或Fe3+）, Pb2+（或Zn2+, Cu2+,）混合溶液滴定就+ （或Fe‘+）Fe3+, Al3+, Ca2+, Mg?+混合溶液滴定Fe’*、Al3+Bi3+（或Fe3+）＞ Pb2+（或Cu2+）和Zi?+的分别测定。

《无机化学》10～23章复习提纲《无机化学》10~23章复习提纲第10章：难溶性强电解质的沉淀—溶解平衡1.能用K sp θ比较难溶性强电解质的溶解度大小，K sp θ~S 的换算。

2.同离子效应、盐效应对S 的影响。

3.离子积(Q i )的求得，溶度积规则的应用。

典型习题：P 398例10-11、例10-12，P 409习题19、22，P 929习题10第11章：氧化还原反应1.能用离子—电子法配平水溶液中的氧化还原方程式。

2.理解电极电势? 的意义，能用Nernst 方程计算电极反应的? ，特别注意沉淀的形成、配离子的形成对离子浓度的影响，离子浓度、酸度对? 的影响。

3.列举? 的应用，如何应用? 说明无机化学问题？典型习题：P 467习题3、8、9、10，P 765习题13，P 856习题8，P 930习题13， 1028-10293+2+2626A 3+2+3636B 3-4-66B P [C o(H O )][C o(H O )] 1.84V [C o(N H )][C o(N H )]0.1V [C o(C N )][C o(C N )]0.83Ve e e ??θθθ+=++=++=- ：如何理解下列电极电势的变化：第12章：卤素1.掌握卤素单质及其含氧酸的氧化性强弱规律，并能用电极电势解释它们参与的自发进行的氧化还原反应，特别是Cl 2、Br 2、I 2及低氧化数含氧酸根在碱性溶液中的歧化反应。

2.掌握卤素单质、NaClO 、KClO 3的制备方法。

3. 卤素单质的物理性质(存在状态、颜色)差异应如何说明？4.从结构上看，影响含氧酸氧化性强弱的因素是什么？对(HO)m RO n ，一切影响R-O 键强度(是否易断裂)的因素都会影响含氧酸的氧化性强弱，诸如：中心原子R 的离子势φ 大小(包括非羟基氧的多少)、弱酸及浓酸中羟基氧上H +的反极化作用等。

典型习题：P 558习题2、5、9、19等补充习题：(1)如何解释浓H 2SO 4的氧化性强于稀H 2SO 4及H 2SO 3；(2)对稀酸，如何解释HNO 2的氧化性强于HNO 3、H 2SO 3>H 2SO 4、HClO >HClO 4。

第一章化学热力学内容提要一、基本概念1、化学反应进度若系统发生有限化学反应，则ｎB（）－ｎB（0）＝B（－0）或△ｎB＝B△式中ｎB（），ｎB（0）分别代表反应进度为和0时的物质Ｂ的物质的量；为反应起始的反应进度，一般为０，则有△ｎB＝B即化学反应进度为＝B－１△ｎB２、系统和环境人们把研究的对象称之为系统，而系统之外与系统密切相关的部分则称之为环境。

系统可分为：①敞开系统——系统与环境之间可以既有物质、又有能量交换②封闭系统——系统与环境之间可以有能量的交换，但无物质交换③隔离系统——也称孤立系统，系统与环境之间既无物质的交换，也无能量的交换，是一种理想系统。

３、状态和状态函数系统的状态是指系统所处的状况。

热力学中用系统的宏观性质如压力（）、温度（Ｔ）、密度（）、体积（Ｖ）、物质的量（）及热力学能（Ｕ）、焓（Ｈ）、熵（Ｓ）、吉布斯函数（Ｇ）等来描述系统的状态。

这些描述系统宏观性质的物理量称之为状态函数。

状态函数的最重要特点是它的数值仅仅取决于系统的状态，当系统状态发生变化时，状态函数的数值也随之改变。

但状态函数的变化值（增量）只取决于系统的始态与终态，而与系统变化的途径无关。

４、过程与途径当系统发生一个任意的变化时，我们说系统经历了一个过程。

系统状态变化的不同条件，我们称之为不同的途径。

如系统有等温过程、等压过程和等容过程等。

５、热和功热和功是系统状态发生变化时与环境之间的两种能量交换形式。

系统与环境之间因存在温度差异而发生的能量交换形式称为热（或热量），量符号为Ｑ；系统与环境之间除热以外的其他各种能量交换形式统称为功，量符号为Ｗ。

热力学规定：系统向环境吸热，Ｑ取正值；系统向环境放热，Ｑ取负值。

环境对系统做功，Ｗ取正值；系统对环境做功，Ｗ取负值。

由于系统体积变化而与环境产生的功称体积功，用－△Ｖ表示；除体积功（也叫有用功）。

以外的所有的其他功都称为非体积功ＷfW＝－△Ｖ＋Ｗf热和功都不是系统的状态函数，除了与系统的始态、终态有关以外，还与系统状态变化的具体途径有关。

无机化学期末复习大纲第一章溶液1. 溶液的浓度重点掌握几种常用的浓度表示方法，质量浓度与物质的量浓度间的换算，溶液的稀释。

2. 掌握渗透、半透膜、渗透压等概念，重点掌握渗透压定律及其计算，掌握渗透浓度的计算，掌握等渗、高渗和低渗溶液的概念。

了解晶体渗透压和胶体渗透压。

3.稀溶液定律，掌握稀溶液定律之间的内在联系。

第二章化学反应速率与化学平衡1.化学反应速率掌握化学反应速率的表示方法，了解有效碰撞理论、过渡状态理论，掌握浓度、温度、催化剂对反应速率的影响。

2. 掌握活化能，活化分子的概念。

2. 掌握影响化学反应速率的因素。

能用活化分子、活化能的概念解释浓度、温度、压力、催化剂对反应速率的影响。

3. 掌握化学平衡及其特征，化学平衡常数及其物理意义；温度、浓度（压力）和催化剂对化学平衡的影响。

4. 熟悉掌握化学平衡和化学平衡移动的有关计算。

第三章电解质溶液1．掌握弱电解质的特点，弱电解质的电离平衡，电离度及其影响因素。

3．掌握水的电离平衡和水的离子积常数，溶液的酸碱性和溶液的PH 值的计算。

4．掌握一元弱酸和一元弱碱溶液中氢离子浓度和溶液pH值的计算。

5．掌握同离子效应和缓冲溶液的含义。

6．掌握缓冲溶液酸碱度的计算。

8、掌握难溶电解质的溶解度和溶度积常数的概念，二者之间的关系。

溶度积规则及其应用，溶度积的有关计算第五章氧化还原与电极电势1、掌握氧化值和氧化态、氧化、还原、氧化剂、还原剂等的概念；掌握氧化还原方程式的配平。

2、掌握原电池的组成和符号，明确电极反应与电池反应的关系。

3、熟练掌握Nernst方程进行的有关计算，会利用电极电势的大小比较氧化剂和还原剂的相对强弱，判断氧化还原反应的方向。

第六章原子结构1、熟练掌握四个量子数的物理意义和取值规则。

2、掌握原子核外电子排布所遵循的一般规律，能熟悉的写出元素的原子和简单离子的核外电子排布式，能用一组量子数正确表示它们的电子结构。

3、掌握核外电子组形态与元素周期表的关系（周期、族、区）。

无机化学复习提纲by CantonGirl1、复习重点以教材为蓝本，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、m s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m s 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”。

2009-2010年度无机化学复习纲要注意：（1）本提纲旨在帮助同学们理解课程重点内容，供参考，请学习委员将本材料发给生科院09级本科所有同学；其它复习材料还应包括教材及习题本。

（2）期末考试题型有选择（30题）、填空（10题）、判断（10题）、简答（5题，其中两题任选一题）、计算题（3题）。

试题特点: 知识点覆盖面较宽，尽量避免复杂数学运算。

（3）应试建议：注意考试时间分配，避免某些题目占用过多时间。

化学原理部分1.气体和溶液。

熟练掌握理想气体状态方程和道尔顿分压定律；理解蒸气压的概念：水的蒸气压指与纯水共存且处于气液平衡的条件下水蒸气的分压，水的蒸气压仅与温度有关，与水量及空间大小无关。

(为什么？--可写一个平衡方程式H2O（l）→H2O（g）, 液态水为纯物质，其活度为一，则平衡常数仅决定于水蒸气分压)；掌握不挥发非电解质稀溶液的依数性（包括蒸气压、凝固点、沸点和渗透压）与溶液浓度的线性关系，这里所说的稀溶液实际上是一类理想溶液。

2.化学热力学和化学平衡。

掌握热力学的一些常用术语；本课程学习了四个重要热力学状态函数（状态函数有什么特点？）：热力学能（或称内能，U）、焓（H，H=U+pV）、熵（混乱度的标度，S）、吉布斯自由能（G，G=H-TS）；化学热力学能解决化学反应的吸热放热（焓变）、化学反应的方向（吉布斯自由能变）及反应进行的程度（平衡常数）的问题；由于系统的U绝对值无法知道，这导致与U相关的H和G都没有绝对值，但是这些状态函数的改变量是可以求出的；化学反应前后状态函数的该变量可以通过特定实验测量热（Q）和功（W），然后进行数学处理求得，由于热量传递的测量相对简单而且技术成熟、精度高，而功的测量难度较大，所以热力学测量通常需要设定一些实验条件使功可以计算得到（如等容过程不做功，W=0；等压过程W= -pΔV，仅通过测量体积变化可算出做功大小）；正因为如此，一些公式适用的条件必须注意：ΔH=ΔU+pΔV 等压过程ΔH=ΔU+RTΔn 等温过程ΔH=Q p=ΔU+pΔV=ΔU+RTΔn 等温、等压过程，Q p为等压反应热ΔU= Q v等容过程，Q v为等容反应热ΔS= Q r/T 等温可逆过程ΔG=ΔH+TΔS 等温等压过程可用ΔG来判断反应的方向以上最后一个公式称为吉布斯-赫姆霍兹方程，是本课程化学热力学部分最重要的公式。

《无机化学》考试大纲一、溶液（一）溶液的浓度1.1.溶液浓度的表示方法：物质的量浓度、质量摩尔浓度、摩尔分数、体积分数、质量分数2.2.溶液浓度的有关计算（二）稀溶液的依数性1.1.溶液的蒸汽压下降2.2.溶液的沸点升高3.3.溶液的凝固点降低4.4.溶液的渗透压二、化学反应中的能量关系（一）基本概念和常用术语1.1.体系、环境的概念和体系的分类2.2.状态与状态函数，广度性质与强度性质3.3.体系与环境进行能量交换的形式，热、功和热力学能的概念（二）化学反应热效应1.1.能量守恒定律（热力学第一定律）及其数学表达式2.2.反应热、恒压反应热和焓的定义，化学反应的焓变与恒压反应热的关系3.3.热力学标准状态的规定，热化学方程式及书写注意点4.4.Hess定律的内容及应用5. 5.标准生成焓的定义及应用（利用标准生成焓计算化学反应的恒压反应热）三、化学反应速率、限度和方向（一）化学反应速率1．化学反应速率的概念和表示方法（1）平均速率（2）瞬时速率2.有效碰撞理论和过渡状态理论的要点，活化分子、活化能和活化络合物的概念，活化能与反应热的关系3.浓度对化学反应速率的影响(1)(1)基元反应与非基元反应(2)(2)质量作用定律(3)(3)反应速率方程、反应速率常数和反应级数4.温度对化学反应速率的影响(1)(1)Van`t Hoff 经验公式(2) Arrhenius公式与反应活化能的计算5..催化剂对反应速率的影响（1）催化剂的概念（2）催化剂对反应速率的影响（二）化学反应的限度和方向1.可逆反应与化学平衡2.化学平衡常数的概念与应用（1）（1）实验平衡常数（2）（2）标准平衡常数（3）（3）平衡常数表达式的书写规则（4）（4）平衡常数的应用（三）化学平衡的移动（1）浓度对化学平衡的影响（2）压力对化学平衡的影响（3）温度对化学平衡的影响（4）平衡原理移动四、电离平衡与溶液的酸碱性(一) 酸碱质子理论1.酸碱的定义2.酸碱反应3.酸碱的强度(二) 溶液的酸碱性1.水的电离平衡、水的质子自递作用、水的离子积2.溶液的酸度(三) 电解质溶液1．强电解质溶液：电离度、表观电离度、活度、活度系数、离子强度2．弱电解质溶液的电离平衡：电离常数、稀释定律、同离子效应、盐效应(四) 盐类的水解1．盐类水解的实质2．各类盐的水解平衡3．影响盐类水解的因素：温度的影响、浓度的影响、酸度的影响(五) 缓冲溶液1．缓冲溶液的概念、抗酸成分、抗碱成分、缓冲对、缓冲系2．缓冲作用原理3．缓冲溶液pH值的计算4．缓冲溶液的缓冲能力5、缓冲溶液的选择和配制五、沉淀-溶解平衡(一) 难溶电解质的溶度积1．溶度积常数2．溶度积和溶解度的相互关系及换算3．溶度积规则(二) 沉淀的生成与溶解1．沉淀的生成2．分级沉淀3．沉淀的溶解4．沉淀的转化六、氧化还原与电极电势(一) 氧化还原反应的基本概念1．氧化数的概念及确定规则，氧化数与化合价的区别，歧化反应2．氧化还原共轭关系的基本概念3．氧化还原方程式的配平（氧化数法和离子－电子法）(二) 电极电势1．1．原电池的概念、组成及工作原理，盐桥、电极、电极反应（半电池反应）及电池反应，原电池的符号表示2．2．电池电动势，电极电势的概念3．3．标准氢电极、标准电极电势、标准电极电势表4．4．Nernst方程式，影响电极电势的因素(三) 电极电势的应用1. 比较氧化剂和还原剂的相对强弱2. 判断氧化还原反应进行的方向3. 判断氧化还原反应的限度4. 元素标准电极电势图及其应用七、原子结构(一) 核外电子运动状态的描述1．核外电子运动的特殊性2．核外电子的运动状态：波函数和电子云的概念、四个量子数的意义、取值及对核外电子运动状态的影响(二) 多电子原子的结构1．基态原子中电子分布原理：Pauli不相容原理、能量最低原理、Hund 规则2．多电子原子轨道的能级：近似能级图、屏蔽效应、钻穿效应及电子构型的表示法(三) 电子层结构与元素周期系1．元素周期系与电子层结构的关系2．元素性质的周期性八、化学键与分子结构（一）共价键理论1．现代价键理论2．杂化轨道理论3．分子轨道理论4．键参数：键长、键角、键能(二)分子间作用力与氢键1．分子的极性2．分子间作用力（取向力、诱导力、色散力）3．氢键（三）离子极化、晶体1．离子极化的概念及一般规律、离子极化对键型和无机物性质的影响2．晶体的一般概念、晶体的类型和晶格能九、配位化合物(一) 配位化合物的基本概念1．配位化合物的定义、配位化合物的组成、配位数、配离子的电荷2．配位化合物的类型：简单配位化合物、螯合物3．配位化合物的化学式和命名(二) 配位化合物的价键理论1．键的本质和配合物的分类，内、外轨型配合物，高、低自旋配合物2．配位化合物的磁性3．配位化合物的空间构型(三) 配位化合物在水溶液中的稳定性1．配位平衡常数：稳定常数和不稳定常数2．配位平衡的移动及与溶液酸度、沉淀平衡、氧化还原平衡的关系(四) 配位化合物的应用1．在生物学方面的应用2．在医药学方面的应用3．在分析化学中的应用十、重要元素及其化合物( 一) 概述1．元素在自然界的分布2．无机物的性质(二) 卤素1．卤素的通性2．卤素单质3．卤化氢和氢卤酸4．氯的含氧酸及其盐5．常用的含卤素药物(三) 氧族元素1．氧族元素的通性2．氧、臭氧和过氧化氢3．硫、硫化氢和金属硫化物4．硫的重要含氧酸及其盐。

《无机化学》1〜10章复习提纲第一章：绪论1•学习化学的目的是什么？2•无机化学有哪些分支学科和前沿学科？第二章：物质的状态1・掌握理想气体状态方程式、分压定律，并能熟练进行有关计算。

对有气体参加的反应，气体组分的分压与浓度间的关系为Pi=cJ（T,此关系式在第八章中应用较多。

2•记住R的取值和单位。

在pV=nRT式中，的取值与p、V的单位有关：若p的单位为Pa、V的单位为m3,则R的取值是8.314;若p的单位为kPa、V的单位为L（或dm3）, R的取值仍是8.314。

3•实际气体与理想气体有何差别？实际气体的pV偏离状态方程（即实际气体的pVtnRT）的原因是什么？4•晶体有何特性？晶体与非晶体的区别是什么？典型习题：P345习题2、5、8、10等第三章：原子结构阴极射线、放射性等的发现证实原子不是物质组成中的最小微粒，原子具有可分性，电子是原子的重要组成部分。

在原子结构中，化学工作者研究的是原子中核外电子的运动状态，特别是高能电子T价电子（能形成化学键的电子）的运动状态。

具有波粒二象性的电子在原子中的运动状态有其特殊规律。

量子力学认为电子的运动状态符合测不准原理，因而不能用牛顿力学定律描述。

以量子力学为基础的原子结构模型中，电子的运动状态是用波函数孙描述的。

0的意义可从I讦说明，丨讦（几率密度）的图象就是电子云，电子云图就是原子中电子运动状态的统计结果，这说明电子的运动状态具有统计性规律。

原子中的电子在核外是分层排布的，某些电离能值突变、原子的线状光谱等实验事实是电子分层排布的最好佐证。

因此，电子的运动能量是量子化的。

学习本章，在以上基础上重点应搞清下列问题：1・电子进入轨道的顺序T能级顺序和核外电子排布原则。

2•用轨道排布式正确表达基态原子中电子的运动状态，特别是价层结构的书写。

3•四个量子数（比、L m> ms）的意义与电子层中电子运动状态的标记符号的关系。

如，3^的意义是什么？4•原子结构与元素周期表的关系->元素原子的价层结构与元素所在的周期、族、区的关系。