无机化学总结笔记

《无机化学》各章小结

第一章 绪论

平衡理论 ：四大平衡

理论部分 原子结构

1．无机化学 结构理论：， 分子结构，

晶体结构

元素化合物

2．基本概念：体系，环境，焓变，热化学方程式，标准态

古代化学

3．化学发展史： 近代化学

现代化学

第二章 化学反应速率和化学平衡

1． 化学反应速率

υ=Δc(A)Δt

2． 质量作用定律

元反应 aA + Bb Yy + Zz

υ = k c (A) c (B)ab

3. 影响化学反应速率的因素: 温度, 浓度, 催化剂, 其它.

温度是影响反应速率的重要因素之一。温度升高会加速反应的进行；温度降低又会减慢反应的进行。

浓度对反应速率的影响是增加反应物浓度或减少生成物浓度，都会影响反应速率。

催化剂可以改变反应速率。

其他因素， 如相接触面等。在非均匀系统中进行的反应，如固体和液体，固体和气体或液体和气体的反应等，除了上述的几种因素外，还与反应物的接触面的大小和接触机会有关。超声波、紫外线、激光和高能射线等会对某些反应的速率产生影响

4. 化学反应理论: 碰撞理论, 过渡态理论

碰撞理论有两个要点：恰当取向，足够的能量。

过渡态理论主要应用于有机化学。

5. 化学平衡: 标准平衡常数, 多重平衡规则, 化学平衡移动及其影响因素

(1)平衡常数为一可逆反应的特征常数，是一定条件下可逆反应进行程度的标度。对同类反应而言，K值越大，反应朝正向进行的程度越大，反应进行的越完全

(2)书写和应用平衡常数须注意以下几点

a. 写入平衡常数表达式中各物质的浓度或分压，必须是在系统达到平衡状态时相应的值。生成物为分子项，反应物为分母项，式中各物质浓度或分压的指数，就是反应方程式中相应的化学计量数。气体只可以用分压表示，而不能用浓度表示，这与气体规定的标准状态有关。

b.平衡常数表达式必须与计量方程式相对应，同一化学反应以不同计量方程式表示时，平衡常数表达式不同，其数值也不同。

c.反应式中若有纯故态、纯液态，他们的浓度在平衡常数表达式中不必列出。在稀溶液中进行的反应，如反应有水参加，由于作用掉的水分子数与总的水分子数相比微不足道，故水的浓度可视为常数，合并入平衡常数，不必出现在平衡关系式中。

由于化学反应平衡常数随温度而改变，使用是须注意相应的温度

(3)平衡移动原理 如以某种形式改变一个平衡系统的条件（如浓度、压力、温度），平衡就会向着减弱这个改变的方向移动。

a 浓度对化学平衡的影响

增大反应物的浓度或减小生成物的浓度，平衡向右移动，减小反应物的浓度或增大生成物的浓度，平衡逆向移动。

b 压力对化学平衡的影响

压力变化只对反应前后气体分子数有变化的反应平衡系统有影响

在恒温下增大压力，平衡向气体分子数减少的方向移动；减小压力，平衡向气体分子数的方向移动

c 温度对化学平衡的影响

温度变化时，主要改变了平衡常数，从而导致平衡的移动。

对于放热反应，升高温度，会使平衡常数变小。此时，反应商大于平衡常数，平衡将向左移动。反之，对于吸热反应，升高温度，平衡常数增大。此时，反应商小于平衡常数，平衡将向右移动。

d 催化剂能够降低反应的活化能，加快反应速率，缩短达到平衡的时间。由于它以同样倍数加快正、逆反应速率，平衡常数K并不改变，因此不会使平衡发生移动。

6. 化学平衡的综合利用。

第三章 电解质溶液和离子平衡

1． 强电解质溶液 表观电离度

2． 水的离解

H2O H+ +OH-

Kw = 1014

3. 酸碱指示剂

4．弱酸弱碱的电离平衡

Ka 弱酸电离常数

Kb 弱碱电离常数

5．稀释定律，一元弱酸碱与多元弱酸碱的电离平衡

6．同离子效应，缓冲溶液

同离子效应：在若电解质的溶液中，加入含有相同离子的易溶强电解质，使弱电解质离解度降低的现象。

缓冲溶液：能保持pH相对稳定的溶液，缓冲溶液通常由弱酸及其盐或弱碱及其盐所组成。

7．盐类水解

强酸弱碱盐，强碱弱酸，弱酸弱碱盐，强酸强碱盐

8．水解平衡及影响因素

温度，溶液酸碱性等。

9．酸碱质子理论

质子理论认为凡是能给出质子的物质都是酸，凡能接受质子的物质都是碱。

质子酸可以是分子、阳离子或阴离子。

质子碱也可以是分子、阳离子或阴离子。

酸碱共轭关系

根据质子理论，酸给出质子后剩余的部分就称为碱，因为它具有接受质子的能力；碱接受质子后就变成了酸。此所谓“酸中有碱，碱能变酸”。相互依存

10．沉淀和溶解平衡 容度积，容度积规则，盐效应

（1） Q>Ksp,溶液呈过饱和状态,有沉淀从溶液中析出,直到溶液呈饱和状态.

（2） Q

（3） Q=Ksp,溶液为饱和状态,沉淀和溶解处于动态平衡.

此即溶度积规则,它是判断沉淀的生成和溶解的重要依据.

11． 沉淀的溶解，转化

第四章 氧化和还原

1．氧化还原的基本概念

氧化值 （形式电荷），单质中元素的氧化值为零，中性分子分子中，各元素氧化值的代数和为零，离子中，元素或多元素的氧化值之和等于离子所带的电荷。

氧化还原电对，如Cu2+/Cu ，Fe3+/Fe2+

2. 离子电子法配平

原则：电子总数相等；原子总数相等

适用于溶液体系。

3． 原电池

原电池的组成：至少两个电对，有象盐桥那样能连起来的装置。电极可以是金属，也可以是非金属。

Cu-Zn原电池符号，电极反应，电池反应。作为本章的重点必须掌握。

4． 电极电势

标准电极电势，标准氢电极电势，电池符号Eθ

本教材使用的电极电势是还原电极电势，一定要注意和其它教材区别，尤其一些老教材。注意： Cu2+ + 2e- = Cu 与 Cu –2e- =Cu2+ 的区别。

5． Nerst方程

6． 电极电势的应用

判断氧化剂和还原剂的相对强弱， 判断氧化还原反应进行的程度和方向。

7． 元素电势图及其应用

元素电势图：元素不同的氧化值，按照有高到低的顺序排成一行，在相邻两个物种之间用直线相连，表示一个电对，并在直线上标明此电对的标准电极电势值。

应用元素电势图可以进行歧化反应的能否发生的判断。左电对电极电势大于右电对电极电势，则会发生歧化反应，反之，发生逆歧化反应。

另外，应用元素电势图，可以综合评价元素及其化合物的氧化还原性质的判断。如教材对氯及其氧化物在酸性条件和碱性条件下的性质进行的评价。

第五章 原子结构与元素周期律。

1．原子核外电子的运动状态

原子轨道，电子云，四个量子数，Pauling 能级图

量子数,电子层,电子亚层之间的关系，每个电子层最多容纳的电子数

主量子数 1 2 3 4

电子层 K L M N

角量子数 0 1 2 3

电子亚层 s p d f

每个亚层电子数 2 6 10 14

每层最多容纳电子数 2 8 18 32

2． 原子核外电子排布

原子核外电子排布三原理，核外电子排布式，轨道排布式

3． 原子核外电子排布式与元素周期律

周期与能级组，族与价电子构型，周期表元素分区。

4． 元素性质的周期性

有效核电荷，原子半径，电离能，电子亲和能

第六章 分子结构与晶体结构

1. 化学键 分子或晶体中相邻原子间强烈的相互作用

共价键：共用电子对

分类 离子键：阴阳离子间吸引作用

金属键：金属原子、金属离子与电子之间的结合力

3． 共价键理论要点：配对原则和最大重叠原则

键参数： 键长，键角，键能

4． 杂化理论与分子构型

等性杂化和非等性杂化，等性杂化分为是sp,sp2,sp3

5． 分子间作用力与分子晶体

分子间作用力分为色散力，诱导力，取向力。

分子极性 色散力 诱导力 取向力

非-非 有

非-极 有 有

极-极 有 有 有

6． 离子键与离子晶体

离子的电子构型

2电子型： Li+. Be2 +.

8电子型：Na +,Ba2 +.

18电子型：Ag +,Zn2 +.

18+2电子型：Sn2 +,Bi2 +

9 -- 17电子型：Fe2 +,Cu2+

离子化合物无方向性和饱和性

7．离子极化

离子极化对物质的熔点、溶解度的影响。

8．其他类型晶体

第七章 配位化合物

1．配位化合物的基本概念

配位化合物的组成：内界和外界，内外界之间属于离子键，当然也有的配合物无外界，如Fe(CO)4。

形成体与配位体，形成体主要是金属原子或金属离子。配位体主要是能提供孤电子对的原子或分子。配位数是配位原子数。

命名原则遵循无机化合物的命名原则。

如：[Cu(H2O)4]·SO4 硫酸四水合铜（II）

2．配位化合物的结构

配位化合物中化学键，包括离子键，共价键，配位键。

杂化轨道与配位化合物的空间构型。

内轨配合物与外轨配合物的异同。内轨配合物是参与杂化的原子的次外层的电子参与杂化，形成化学键，外轨配合物是指原子的外层电子参与了杂化。内轨配合物能量低，稳定性高。

3. 配位平衡

平衡常数，平衡常数的应用，配位平衡的移动

配位平衡常数用K表示或β表示。β值越大表示配离子越稳定。可以应用β来判断相同类型的配合物的稳定性强与弱。也可以进行溶液中某离子浓度的计算。

影响配位平衡的因素有溶液的酸碱性、氧化还原反应、及是否可以生成更稳定的配合物。

4. 鳌合物 概念与特性

物理性质晶格节点粒子粒子间作用力熔沸点硬度熔融导电性例离子晶体离子离子键 高 大 好NaCl原子晶体原子共价键 高 大 差金属晶体原子离子金属键 高 低 大 小 好Cr,K分子晶体分子分子间 力 底 小 差干冰