无机化学总结笔记文档格式.docx

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温度就是影响反应速率得重要因素之一。

温度升高会加速反应得进行;

温度降低又会减慢反应得进行。

　　浓度对反应速率得影响就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。

其她因素,如相接触面等。

在非均匀系统中进行得反应,如固体与液体，固体与气体或液体与气体得反应等,除了上述得几种因素外,还与反应物得接触面得大小与接触机会有关。

超声波、紫外线、激光与高能射线等会对某些反应得速率产生影响

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，足够得能量。

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得特征常数，就是一定条件下可逆反应进行程度得标度。

对同类反应而言，K值越大,反应朝正向进行得程度越大，反应进行得越完全

（2）书写与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得浓度或分压,必须就是在系统达到平衡状态时相应得值。

生成物为分子项，反应物为分母项,式中各物质浓度或分压得指数,就就是反应方程式中相应得化学计量数。

气体只可以用分压表示,而不能用浓度表示，这与气体规定得标准状态有关。

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,她们得浓度在平衡常数表达式中不必列出。

在稀溶液中进行得反应,如反应有水参加，由于作用掉得水分子数与总得水分子数相比微不足道，故水得浓度可视为常数,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，使用就是须注意相应得温度

（3）平衡移动原理　如以某种形式改变一个平衡系统得条件（如浓度、压力、温度），平衡就会向着减弱这个改变得方向移动.

ａ浓度对化学平衡得影响

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

b压力对化学平衡得影响

压力变化只对反应前后气体分子数有变化得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得方向移动；

减小压力,平衡向气体分子数得方向移动

ｃ温度对化学平衡得影响

温度变化时，主要改变了平衡常数,从而导致平衡得移动.

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得活化能,加快反应速率，缩短达到平衡得时间.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.化学平衡得综合利用.

第三章电解质溶液与离子平衡

1．强电解质溶液表观电离度

2．水得离解　

　　　　H2ＯH+　+OH—

　　　Kw=1０14

３、酸碱指示剂

4．弱酸弱碱得电离平衡

　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得电离平衡

6．同离子效应,缓冲溶液

同离子效应：

在若电解质得溶液中，加入含有相同离子得易溶强电解质，使弱电解质离解度降低得现象。

缓冲溶液：

能保持pH相对稳定得溶液,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

质子理论认为凡就是能给出质子得物质都就是酸，凡能接受质子得物质都就是碱。

质子酸可以就是分子、阳离子或阴离子。

质子碱也可以就是分子、阳离子或阴离子。

酸碱共轭关系

　根据质子理论，酸给出质子后剩余得部分就称为碱，因为它具有接受质子得能力；

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.沉淀与溶解平衡容度积，容度积规则,盐效应

（1）Q〉K，溶液呈过饱与状态，有沉淀从溶液中析出,直到溶液呈饱与状态、

（2）Q〈K,溶液就是不饱与状态，无沉淀析出、若系统中原来有沉淀，则沉淀开始溶解，直到溶液饱与、

（3）Q＝K，溶液为饱与状态,沉淀与溶解处于动态平衡、

此即溶度积规则，它就是判断沉淀得生成与溶解得重要依据、

11.　沉淀得溶解,转化

第四章氧化与还原

　1。

氧化还原得基本概念

氧化值（形式电荷），单质中元素得氧化值为零,中性分子分子中,各元素氧化值得代数与为零，离子中，元素或多元素得氧化值之与等于离子所带得电荷。

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

原电池得组成：

至少两个电对,有象盐桥那样能连起来得装置。

电极可以就是金属,也可以就是非金属。

Cu-Zn原电池符号，电极反应,电池反应.作为本章得重点必须掌握。

4．电极电势

标准电极电势,标准氢电极电势,电池符号Eθ

本教材使用得电极电势就是还原电极电势，一定要注意与其它教材区别，尤其一些老教材.注意：

Cu2+　+2e-=Cｕ与Cu–2ｅ—=Cu2+得区别.

5．Nｅrst方程

6．电极电势得应用

判断氧化剂与还原剂得相对强弱,判断氧化还原反应进行得程度与方向。

7．元素电势图及其应用

元素电势图:

元素不同得氧化值,按照有高到低得顺序排成一行，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得标准电极电势值。

应用元素电势图可以进行歧化反应得能否发生得判断.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得氧化还原性质得判断。

如教材对氯及其氧化物在酸性条件与碱性条件下得性质进行得评价。

第五章原子结构与元素周期律。

　1.原子核外电子得运动状态

原子轨道,电子云，四个量子数，Ｐauling能级图

　量子数，电子层，电子亚层之间得关系，每个电子层最多容纳得电子数

　　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．元素性质得周期性

有效核电荷，原子半径,电离能,电子亲与能

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得相互作用

　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得结合力

3．共价键理论要点:

配对原则与最大重叠原则

键参数：

键长，键角,键能

4．杂化理论与分子构型

等性杂化与非等性杂化,等性杂化分为就是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　

极-极　　　　　　

6．离子键与离子晶体

　离子得电子构型

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与饱与性

７。

离子极化

离子极化对物质得熔点、溶解度得影响。

8。

其她类型晶体

第七章配位化合物

1．配位化合物得基本概念

配位化合物得组成：

内界与外界,内外界之间属于离子键，当然也有得配合物无外界,如Fe（CO）4。

形成体与配位体，形成体主要就是金属原子或金属离子。

配位体主要就是能提供孤电子对得原子或分子.配位数就是配位原子数。

命名原则遵循无机化合物得命名原则。

如：

[Cu（H２O）４]·

SO４　硫酸四水合铜（II）

2.配位化合物得结构

　　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得空间构型。

内轨配合物与外轨配合物得异同.内轨配合物就是参与杂化得原子得次外层得电子参与杂化，形成化学键,外轨配合物就是指原子得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,平衡常数得应用,配位平衡得移动

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来判断相同类型得配合物得稳定性强与弱。

也可以进行溶液中某离子浓度得计算.

　影响配位平衡得因素有溶液得酸碱性、氧化还原反应、及就是否可以生成更稳定得配合物.

4.鳌合物概念与特性

a）配合物形成体在周期表中得分布

第八章主族元素

（一）碱金属与碱土金属

1.碱金属（IA　）：

nｓ1

　　　　Li，Na，　K，　Ｒｂ，　Cｓ，　Ｆr

2．碱土金属（IIA　）:

　ｎs2

　　　　Be，　Mg,Ca,Sr,Ｂa，Ｒａ

3.碱金属元素概述

碱金属得物理性质,钠钾得制备，碱金属氧化物,硫化物,氢氧化物得性质，

生产氢氧化钠得新工艺，重要得钠钾盐。

　　　　　　　原子半径减小

金属性、还原性减弱

电离能、电负性增大

4．碱土金属元素概述

碱土金属元素得物理性质，氧化物、氢氧化物得性质，盐类得通性,硬水软化与纯水得制备。

5．对角线规则

　　　　　　Li　　　Ｂe　　B　C

　　Na　　Mg　　　　Al　　Ｓi

6．氢氧化物得性质

　　Ｍ－O－H　　　　　　Ｍ++ＯH—

M-O-H　　ＭO—+Ｈ+　

Փ=z/ｒ　（z:

M离子得电荷;

：

ｒ:

离子半径）

　Փ1/2　<

　0、22　　MOＨ显碱性

Փ１/2在0、２2——－0、32间　　　MOH显两性

　　Փ1/2　〉　０、3２　　MＯH显酸性

第九章主族元素

（二）铝、锡、铅、砷、锑、铋

1、元素得概述

　1）、ｐ区元素分为金属与非金属元素.只有砷分族３种As，Sb，Bｉ属常见元素。

　2、）价电子构型:

ｎs２nｐ１-6

３）同一族自上而下，原子半径逐渐增大,金属性逐渐增强,非金属减弱。

4）同周期元素自右而左,形成负氧化态得能力减弱。

5）一般都