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2014大学无机化学考试总复习(课堂PPT)

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大学无机化学课件完整版

大学无机化学课件完整版

原子的大小可以用原子半径来表示，原子半径随着原子序数的增加而呈
现周期性的变化。同一周期内，从左到右原子半径逐渐减小；同一族内，
从上到下原子半径逐渐增大。
02
电离能
表示原子失去电子的难易程度。电离能越大，原子越难失去电子。同一
周期内，从左到右电离能逐渐增大；同一族内，从上到下电离能逐渐减
小。
03
电负性
离子键的强度
离子键的强度与离子的电 荷、半径及电子构型有关， 电荷越高、半径越小，离 子键越强。
共价键及共价分子
共价键的形成
01
原子间通过共用电子对形成的化学键称为共价键，共价键具有
方向性和饱和性。
共价分子的结构
02
共价分子中原子间通过共价键连接，形成分子构型和空间构型。
共价键的类型
03
根据电子对的成键方式，共价键可分为σ键和π键，其中σ键比π
生活中无机化学应用实例
食盐
食盐是氯化钠的俗称，是生活中最常用的调味品之一，也是人体 必需的无机盐之一。
肥皂
肥皂的主要成分是高级脂肪酸钠盐，属于无机盐类表面活性剂， 具有去污、乳化等作用。
陶瓷
陶瓷材料大多由无机非金属氧化物组成，如氧化铝、氧化硅等， 具有优良的物理和化学性质。
工业中无机化学应用实例
键更稳定。
金属键及金属晶体
金属键的形成
金属原子间通过自由电子的相互作用形成的化学键称为金属键。
金属晶体的结构
金属晶体中金属原子通过金属键连接，形成紧密堆积的结构，具有 良好的导电、导热和延展性。
金属键的强度
金属键的强度与金属原子的电负性、原子半径及价电子数有关，电 负性越小、原子半径越大、价电子数越多，金属键越强。

无机化学及分析化学 无机及分析化学复习79页PPT

无机化学及分析化学 无机及分析化学复习79页PPT

谢谢！
无机化学及分析化学 无 机及分析化学复习
6、纪律是自由的第一பைடு நூலகம்件。——黑格 尔 7、纪律是集体的面貌，集体的声音， 集体的 动作， 集体的 表情， 集体的 信念。 ——马 卡连柯
8、我们现在必须完全保持党的纪律， 否则一 切都会 陷入污 泥中。 ——马 克思 9、学校没有纪律便如磨坊没有水。— —夸美 纽斯
10、一个人应该：活泼而守纪律，天 真而不 幼稚， 勇敢而 鲁莽， 倔强而 有原则 ，热情 而不冲 动，乐 观而不 盲目。 ——马 克思
61、奢侈是舒适的，否则就不是奢侈 。——CocoCha nel 62、少而好学，如日出之阳；壮而好学 ，如日 中之光 ；志而 好学， 如炳烛 之光。 ——刘 向 63、三军可夺帅也，匹夫不可夺志也。 ——孔 丘 64、人生就是学校。在那里，与其说好 的教师 是幸福 ，不如 说好的 教师是 不幸。 ——海 贝尔 65、接受挑战，就可以享受胜利的喜悦 。——杰纳勒 尔·乔治·S·巴顿

《大学无机化学》PPT课件

《大学无机化学》PPT课件
•不能参与成键的、已配对的电子称为孤对电子，孤 对电子占据的轨道不能参与成键，这样的轨道称为 非键轨道
示例 (1)
NH3 • HNH=10728’ • 成键电子对数：3 • 孤对电子数目：1
H2O • HOH=10430’ • 成键电子对数：2 • 孤对电子数目：2
示例 (2)
总结
杂化轨道 类型
• 出发点是分子的整体性，重视分子中电子的运动 状况，以分子轨道的概念来克服价键理论中强调 电子配对所造成的分子电子波函数难于进行数学 运算的缺点。莫利肯把原子轨道线性组合成分子 轨道，可用数学计算并程序化。分子轨道法处理 分子结构的结果与分子光谱数据吻合，因此50年 代开始，价键理论逐渐被分子轨道理论所替代。
• 分子型共价单质
I2
P4
• 原子型共价化合物 SiC
共价键理论的建立与发展
•共价键理论(经典Lewis学说): 1916年，美国路易 斯(G.W. Lewis) 提出两原子各提供1个或2个电子作 为两原子共有，使每个原子都具有8电子的稳定结构 ，共有电子与两原子核相互吸引而使两原子相互结 合。这种原子间的结合称为共价键。1923年出版“ 价键和原子、分子的结构”，系统阐述了他的价键 理论，并提出了描述这种共价结合的图示法（路易 斯结构式）。被称为八隅说。 •1919年美国朗缪尔(I. Langmuir):一种原子间共用 电子对可以不是来自两原子，而是由一个原子单独 提供的（路易斯－朗缪尔理论）。 作为化学键的经典电子理论，电价理论和共价键理 论在化学键理论发展史上起到了继往开来的作用。
• 方向性：各原子轨道在空间分布方向是固定的，为了满足轨道的最大程度重叠，原子 间成的共价键，必须具有方向性。
共价键类型
• 键 原子轨道沿成键原子间联线的方向头对头

2014届高考化学一轮复习名师讲解课件：第四章 非金属及其化合物章末整合 38张ppt

2014届高考化学一轮复习名师讲解课件：第四章 非金属及其化合物章末整合 38张ppt

＋Y 【解析】 分析“ H＋ Cl2→ W――→紫色溶液”， 可知“ H ＋ Cl2→ W”为化合反应， 并且考虑到三价铁离子遇苯酚溶液显 紫色。联想到常见的反应： 2FeCl2＋ Cl2===2FeCl3，可知 H 为 FeCl2，W 为 FeCl3，Y 为苯酚。由 G＋ W(FeCl3)→B(淡黄色固 体 )＋ X＋ H(FeCl2)知， G 为还原剂， 固体 B 为反应后的生成物， 可联想到 H2S 与 FeCl3 的反应，从而断定 G 为 H2S，B 为 S，X △ ＋盐酸 为 HCl。“B＋ F――→E ――→ H(FeCl2)＋ G(H2S)”中的 F 为 Fe， E 为 FeS。 “ A＋ X(HCl)→B＋ C(气体 )＋D” 中的 A 为 Na2S2O3， C 为 SO2， D 为 NaCl。
(对应学生用书 P74)
一、主干知识网络
非金属
非金属
二、非金属及其化合物的转化关系 1．碳、硅及其化合物
2．氯及其化合物
3．硫及其化合物
4.Байду номын сангаас及其重要化合物
无机框图题的解答策略 1．题型特点 无机框图推断题集基本概念、基本理论及元素化合物知识 于一体，具有考查知识面广、条件隐蔽性强、思维容量大、试 题区分度高等特点，是高考命题专家的“宠儿”。该题型能较 好地考查学生对所学知识进行重组、转换、迁移、解决实际问 题的能力、逻辑推理能力和分析综合能力等。从历年高考考生 答卷情况来看，无机框图推断题仍为考生的“软肋”。
从物质 A 的水溶液出发， 有如图所示的一系列变化(参加反 应或反应生成的 H2O 没有表示出来)。
试完成下列问题： (1)写出下列物质的化学式： A________， E________， X________， Y________。 (2)写出步骤①②发生反应的离子方程式： ① ______________________________________________； ② ______________________________________________。

无机化学综合复习资料ppt课件市公开课金奖市赛课一等奖课件

无机化学综合复习资料ppt课件市公开课金奖市赛课一等奖课件

一、氧 掌握分子结构（MO法）和氧化性、配位性质。 二、臭氧
掌握分子结构（2σ + 1Π34）和强氧化性（无还原性）。 三、过氧化氢
掌握分子结构和氧化-还原性。 四、硫化物
五、硫含氧酸及其盐
掌握分类、构成、命名、分子结构特点和特性化性。
10/10/
第16页 16
本章主要内
1. 氧族元素通性
2. 氧、臭氧、过氧化氢分子结构及其性质
10/10/
第2页 2
（二）氧化还原反应概念和方程式配平
1．氧化还原反应凡有电子得失或共用电子对 偏移发生反应。
氧化失去电子或共用电子对偏离改变，相应物 质称为“还原剂”;
还原得到电子或共用电子对靠近改变，相应物 质称为“氧化剂”。
氧化过程：元素氧化数↑;
还原过程：元素氧化数↓。
凡若干元素氧化数发生改变过程，就是氧化还原
NH3(l) + NH3(l) NH4+ + NH2-
(5) 氨解反应。
第20页 20
四、掌握VA-VIIA氢化物酸碱性、还原性改变规律 碱性↘，酸性↗，还原性↘
还原性增强 酸性增强
碱性增强
NH3 PH3 AsH3 SbH3
BiH3
H2O H2S H2S H2Te
HF HCl HBr HI
10/10/
无机化学复习
10/10/
第1页 1
十一．氧化还原反应
（一）氧化态（数）概念
氧化数本质：
在单质中，元素氧化数为0；在离子化合 物中，即正、负离子所带电荷数；在极 性化合物中，即元素一个原子提供参与 共价键电子数，其中电负性小,共用电子 对离得较远元素为正氧化数，电负性大、 共用电子以离得较近元素为负氧化数。

2014届高考化学总复习第八章第四节

2014届高考化学总复习第八章第四节
课 后 作 业
固
考 基
2．特点
·
教
材
回
扣
析 考 点 · 重 难 突 破
研 考 题 · 巧 悟 方 法
菜单
新课标 ·化学（安徽专用）
提 考 能 · 随 堂 自 测
课 后 作 业
新课标 ·化学（安徽专用）
固
考
基
3．沉淀溶解平衡常数——溶度积
·
教
材
(1)表达式
回
扣
对于溶解平衡MmAn(s) mMn＋(aq)＋nAm－(aq)
重
难 至溶液饱和，达到新的平衡状态。
突
破
① 分 离 离 子 ： 同 一 类 型 的 难 溶 电 解 质 ， 如 AgCl 、 课
后
研 考
AgBr、AgI，溶度积小的物质先析出，溶度积大的物质后析
作 业
题 ·
出。
巧
悟
方
法
菜单
新课标 ·化学（安徽专用）
固
考
基 ·
②控制溶液的pH来分离物质，如除去CuCl2中的FeCl3
提 考 能 · 随 堂
自
析
③氧化还原法：通过氧化还原反应使平衡体系中的离子 测
考
点 ·
浓度降低，从而使沉淀溶解，如Ag2S溶于HNO3。
重
难
(4)沉淀的转化
突
破
①含义
课
后
研 考
一般情况下，溶解度小的沉淀转化生成溶解度更小的沉
堂 自
析 ________________________。
测
考
点 ·
【答案】 把混合物与饱和KI溶液混合，振荡静置，
重
难 突

2014届高考化学总复习第十一章第二节


堂
析 考 点 · 重 难 突
原油(常
石 油 综
分馏
压分馏) 重油(减
压分馏)
根据石油各组分沸 得到不同沸点
点不同，利用加热 范围的分馏产
汽化、冷凝、回流， 物——汽油、煤
把石油分成不同沸 油、柴油、重
点范围的组分
油等
自 测
破
研 考 题 · 误
合 利 用
在一定条件下，把
裂化
重油、石 蜡
相对分子质量大、 沸点高的烃断裂为 相对分子质量小、
固
考
基
【巩固练习】
·
教
材
1．(填一填)请将下列物质的转化或分离方法的序号填
回
扣 在横线上(每一项只填写一种方法)。并指出属于化学变化还
提 考 能 · 随 堂
自
析 是物理变化。
测
考
点 ·
①溶解 ②裂解 ③分馏 ④裂化 ⑤干馏 ⑥蒸馏
重
难 突
⑦电解 ⑧过滤 ⑨萃取
破
(1)把煤转化为焦炉气、煤焦油和焦炭等________。
突
破 元素，还含有氢、氧、_氮__、_硫__等元素。
课
后
研 考
(2)煤的干馏
作 业
题
· 误
煤的干馏指将煤_隔__绝___空__气__加强热使之分解的过程，工
区 警
业上也叫_煤__的__焦__化__。
示
菜单
新课标 ·化学（安徽专用）
固
考
基 · 教 材 回 扣
提 考 能 · 随 堂
自
测 析
考
点
·
重
难
突
破
(3)煤的气化
课 后
研 考 题 ·

演示文稿大学无机化学期末复习必考知识点归纳课件

8-5、9、11
第二十一页，共134页。
掌握螯合物的结构特点及稳定性
含有多齿配体的配位剂 ①含有两个或两个以上配位原子且同时与一个中
心离子配位成键。 ②每两个配位原子之间应相隔2~3个其它原子。 ③五员环、六员环较稳定。 小五大六不稳、数目
越多越稳
第二十二页，共134页。
掌握影响EDTA配合物稳定性的外部因素，重点掌握 酸效应和酸效应系数
第三十一页，共134页。
影响电极电势的因素
内因 电极的热力学过程
外因 1) 浓度对电极电势的影响
2) pH对电极电势的影响 3) 生成沉淀对电极电势的影响 4) 生成配合物对电极电势的影响
第三十二页，共134页。
熟练掌握Nernst方程，掌握浓度、
压力、酸度、沉淀反应、配位反应对 电极电势的影响，并能熟练的运用
第二十九页，共134页。
掌握原电池的组成，电极反应，电池符号；
原电池由两个半电池组成 电极反应：
负极：Zn-2e=Zn2+ 正极: Cu2++2e=Cu 原电池总反应（电池反应）： Zn+Cu2+==Zn2++Cu 电池符号 (-)Zn|ZnSO4(c1)||CuSO4(c2)|Cu(+)
配位滴定中的酸度控制
最高酸度（最低PH值） lgY（H）lg KMY – 8 查表得pH值 lg Y（H） 对应的pH
最低酸度（最高pH值） 没有辅助配位剂存在时,一定浓度的金属离子形 成沉淀时的pH值,可粗略地认为是配位滴定允 许的最高pH值（最低酸度）
缓冲溶液与酸度的控制
8-17
第二十七页，共134页。
（优选）大学无机化学期 末复习必考知识点归纳课 件

2014高考化学.ppt


动性弱于铜的金属(Ag 和 Au)沉淀在电解槽底部，形成阳极泥。
4．电冶金
金属冶炼：Mn＋＋ne－===M。
(1)电解熔融的氯化钠冶炼金属钠：
①阳极反应：2Cl－－2e－===Cl2↑。
②阴极反应：2Na＋＋2e－===2Na。
③总反应： 2NaCl(熔融)=电==解==2Na＋Cl2↑
。
课前自主回顾 课堂互动探究
课前自主回顾 课堂互动探究
课时作业
与名师对话
3．电解池的工作原理 以电解CuCl2溶液为例
高考总复习 ·SJ版 ·化学
课前自主回顾 课堂互动探究
课时作业
与名师对话
高考总复习 ·SJ版 ·化学
电极名称 电极反应 反应类型
电子流向
阴极 Cu2＋＋2e－===Cu
还原反应
阳极
2Cl－－2e－===Cl2↑ 氧化反应
2．电镀 电镀时，用 金属镀层 作阳极， 待镀制品 作阴极，用含 镀层金属离子 的溶液作电解质溶液。理论上讲，电镀时， 电解质溶液的成分及浓度是不变的。
课前自主回顾 课堂互动探究
课时作业
与名师对话
高考总复习 ·SJ版 ·化学
3．铜的精炼(粗铜中通常含有 Zn、Fe、Ni、Ag、Au 等杂
质)
电极名 称
课时作业
与名师对话
高考总复习 ·SJ版 ·化学
问题探究2：电解进行时，溶液中的离子浓度一定会减小 吗？
提示：不一定。有些离子浓度会减小，如用惰性电极电 解盐酸时，H＋与Cl－均发生电极反应而消耗掉，使HCl变稀； 而有的浓度会增大，如电解Na2SO4、HNO3等实际上就是电 解水，故离子浓度增大。
课前自主回顾 课堂互动探究
课时作业

无机及分析化学总复习幻灯片


测定反应为: Na2CO3 + HCl
NaHCO3 + NaCl
以上反应是以酚酞作指示剂，消耗HCl溶液V1(mL)。
NaHCO3 + HCl
NaCl + CO2 + H2O
以上反应是以甲基橙作指示剂，消耗HCl溶液V2(mL)。
计算wN ：2C a 3 O=1 2cHC 2 lV1m M sN2C a 3 O 1 0310% 0
1212.001030.2500163.94
=2
100%=49.18%
11000
(3 2 .0 0 1 2 .0 0 2 ) 1 0 3 0 .2 5 0 0 1 4 1 .9 6
N a2 H P O 4=
1 .0 0 0
1 0 0 %
= 2 8 .3 9 %
第十四章氧化还原滴定法
=0.51，所以Q算Q表，则79.90应该舍去。
2. 根据所有保留值，求出平均值：
x= 7 9 .5 8 7 9 .4 5 7 9 .4 7 7 9 .5 0 7 9 .6 2 7 8 .3 8= 7 9 .5 0 %
6
3. 求出平均偏差：
d=0.080.050.030.120.12=0.07
HBegCCl22lBBFCl33 CSiHC4l4
Be(ⅡA) B(ⅢA) C,Si
Hg(ⅡB)
(ⅣA)
三角锥
NH 3
PH 3 N,P (ⅤA)
V型
H2O
H 2S
O,S
(ⅥA)
第九章 配合物结构
• 配合物的基本概念（形成体、配位体、配 位原子、配位数、单基配位体、多基配位 体）
• 常见配合物分子的磁性 • 配合物的价键理论 • 四配位、六配位配合物的杂化、磁性、内
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(A) 1.3 10-7 mol·dm-3 (C) 5.2 10-10 mol·dm-3
(B) 1.0 10-9 mol·dm-3 (D) 2.2 10-5 mol·dm-3
• 当IP ＝ Ksp 平衡 • 当IP < Ksp 无沉淀析出 • 当IP > Ksp 有沉淀析出。
15
• 溶度积和溶解度的关系 对于溶质MaXb，溶解度为s（mol/L）， 则:Ksp=(as)a(bs)b=aabbs(a+b)
Kw ＝[H+][OH-]=10-14
3
一元弱酸（碱）溶液氢（氢氧根）离子浓度计算
[H＋]＝ Kac酸
条件：（1） Ka·c酸≥ 20 Kw , （2） c酸/Ka ≥ 500 ）
[OH-]＝
Kbc碱
条件：（1） Kb·c碱≥ 20 Kw , （2） c碱/Kb ≥ 500 ）
4
将氨水的浓度稀释一倍，溶液中OH- 离子浓度 就减小到原来的一半。×
(B) 4.5 10-10
(C) 4.5 10-8
(D) 4.5 10-4
〔OH-〕＝ Kbc碱
Ka Kb KW
7
二元弱酸、弱碱溶液
在实际计算[H+] 时，通常忽略二级离解，从 而把二元弱酸、弱碱当作一元弱酸、弱碱近 似处理。
二元弱酸第二步质子传递平衡所得的共轭碱 的浓度近似等于Ka2，与酸的浓度关系不大。
〔OH-〕＝ Kbc碱
5
➢酸碱共轭关系 HPO42－ PO43－ + H+ 酸 共轭碱 质子
➢互为共轭酸碱对的酸碱常数的相互关系 Ka ·Kb＝ [H+][OH-]＝ Kw= 1.00×10-14
6
0.045 mol·dm-3 KNO2溶液的pH = 8.0，则HNO2的
Ka是
(A) 4.5 10-2
弱酸（碱）、沉淀中的同离子效应及近似计算 • HAc在NaAc的存在下解离度大大降低 • AgCl在AgNO3的存在下溶解度大大降低
L1
AgI开始沉淀时，
[Ag ]
Ksp (AgI) [I ]
8.52 10 17 0.0100
mol
L1
8.52 10 15 mol
L1
当 AgCl开始沉淀，
[I ]
Ksp (AgI) [Ag ]
8.52 10 17 1.77 10 8
mol
L1
4.8110 9 mol
L1
此时I-离子沉淀完全，所以可实现分步沉淀2。3
[H3O ] Ka1 c 4.5107 0.020 mol L1 9.5105 mol L1
pH=-lg(9.5×10-5)=4.02
10
解 H2CO3(aq)+H2O(l) H3O+(aq) + HCO3-(aq)
HCO3-(aq)+H2O(l)
H3O+(aq) + CO32-(aq)
第一步解离生成的H+抑制了第二步解离, 因此 [H3O+]≈[HCO3‾]≈9.5×10-5 mol·L-1 [CO32‾] = 4.7×10-11 mol·L-1，
11
解离度的概念及计算
弱电解质达到解离平衡时
已解离浓度 初始浓度
100％
Ka
c
稀释定律
12
0.20 mol·dm-3甲酸溶液中3.2 %的甲酸已电离，它的 电离常数是
(A)9.6 10-3 (C) 1.25 10-6
(B) 2.1 10-4 (D) 4.8 10-5
Ka
c0
13
溶度积规则
Ksp=(as)a(bs)b=aabbs(a+b)
17
沉淀完全的判断
沉淀完全的条件：溶液中被沉淀离子浓度低于 1.0×10-5 mol/L
• 例：计算欲使0.01mol/L的Fe3+开始沉淀和 沉淀完全时的pH值。
（已知Fe(OH)3的Ksp＝2.79×10－39）
18
19
分步沉淀
例：含0.1mol/L的Cl-及I-溶液中加入Ag+，问 哪种沉淀先析出，可否实现分步沉淀。
考试总复习
1
一、酸碱,沉淀及缓冲溶液
水的离子积及水溶液的pH、pOH ➢ Kw ＝[H+][OH-]=10-14 适用于所有稀水溶液。 • pH值的定义: pH = -lg[H+] • pOH的定义：pOH= - lg [OH-]
• pH+pOH=14
2
例：在浓度均为0.01 mol·L-1的HCl，H2SO4， NaOH和NH4Ac四种水溶液中，H+和OH-离子 浓度的乘积均相等。√
L1
AgI开始沉淀时，
[Ag ]
Ksp (AgCl) [Cl ]
1.77 10 10 0.0100
mol
L1
1.77 10 8 mol
L1
所以AgI先沉淀。22
AgCl开始沉淀时,
[Ag ]
Ksp (AgCl) [Cl ]
1.77 10 10 0.0100
mol
L1
1.77 10 8 mol
16
已知在室温下AgCl的Ksp = 1.8 10-10，Ag2CrO4的 Ksp = 1.1 10-12，Mg(OH)2的Ksp = 7.04 10-11， Al(OH)3的Ksp = 2 10-32。那么溶解度最大的是 (不考虑水解）
(A) AgCl (C) Mg(OH)2
(B) Ag2CrO4 (D) Al(OH)3
已知：AgCl的Ksp=1.56×10-10； AgI的Ksp=1.＝1.77×10-10, Ksp(AgI)＝8.52×10-17 AgCl开始沉淀时,
[Ag ]
Ksp (AgI) [I ]
8.52 10 17 0.0100
mol
L1
8.52 10 15 mol
8
9
例 已知H2CO3的Ka1=4.5×10-7, Ka2=4.7×10-11, 计算0.020 mol·L-1 H2CO3溶液中[H3O+]、[CO32-] 及pH。 解：H2CO3(aq)+H2O(l) H3O+(aq) + HCO3-(aq)
HCO3-(aq)+H2O(l) H3O+(aq) + CO32-(aq) ∵Ka2<<Ka1, 求[H3O+]只需考虑一级解离
溶度积常数
离子积
Ksp＝[Ag+][Cl-]
• 当IP ＝ Ksp 平衡 • 当IP < Ksp 无沉淀析出 • 当IP > Ksp 有沉淀析出。
溶度积规则可以作为沉淀生成和溶解的依据。
14
CaC2O4的Ksp为2.6 10-9，要使0.020 mol·dm-3 CaCl2溶液生成沉淀，至少需要的草酸根离子浓 度是