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1、无机化学复习提纲09-10期终复习要点复习：第一章：1、 溶液浓度表示cB，bB等表示及xB，wB。2、反应进度 = 1mol(必须有相应计量方程式)，当反应完全时：nB = nA 否则，nB = nA3、稀溶液的通性拉乌尔定律 难挥发、非电解质、稀溶液，p = poB， p = poA 。溶液沸点的升高和疑固点下降Tb = KbbB TfKfbB 溶液的渗透压（） V = nBRT 即 = cBRT，应用求分子量，注意：其他电解质的定性比较。4、胶体溶液，胶团的结构： （AgI）m nI- （n-x）K+x-xK+，带电性及有关性质。5、高分子溶液，属真溶液，胶体分散系，有一些胶粒性质，是热

2、力学稳定体系。溶液的盐析作用，表面活性剂（油水乳液）等。第二章：1、概念：状态函数，热和功（注意规定符号）途径函数。 U = Q + W 热力学第一定律，标准态。2、热化学，QV = U W = U ，Qp = H2 H1 = H， 盖斯定律。3、 f Hm的定义， r Hm = BfHm(B)(可以用298.15K近似计算)。4、熵（S）混乱度的量度，热力学第三定律即S*( 0 K ) = 0 ，标准摩尔熵S m (B,T )， r S m = BS m(B) (可以用298.15K近似计算)注意：单质S m (B,T )不为零，而 f Hm， fGm及（H+,aq）的人为规定值为零5、 r

3、 Gm = B fGm (B) ，是T的函数不在298.15K时， r Gm = r H m T r S m，计算时注意S的单位。根据 r H m ， r S m的正负、温度的影响可分四种情况。6、平衡概念， Kp，Kc有单位，K（除标准态）表达时应注意：平衡状态；与化学计量方程式有关；纯固体、液体、溶剂参与时。多重平衡规则。7、化学反应等温方程式， r Gm = RT lnK + RT lnQ 反应商判据。注意：K与 rGm时kJ和J。8、化学平衡移动吕查德里原理，注意温度的影响和有关计算。9、质量作用定律：v = k cAx cB y，基元反应，非基元反应不同，k有单位与（x+y）级数有关

4、。10、了解速率理论（碰撞理论、过渡状态理论，有效碰撞条件：活化分子、适当取向。）、Arrhenius公式k = Ae /RT，ln = Ea ，A T3、k3 。第三章1、准确度和精密度，定义及两者的关系，系统误差（固定的、偏向性的）和偶然误差（正态分布）的区别及处理。2、数据处理（d r，CV，置信度和置信区间等概念），可疑数据的取舍（Q法）。3、有效数字和运算规则（加减与小数点后有效位数相同，乘除与有效位数最少者相同）。4、滴定分析法的基本要求（99.9%，快，能确定终点，稳定）。标准溶液、基准物质、T滴定度的定义。第四章1、酸碱质子理论， 质子酸质子碱 十 质子， 共轭质子酸碱对， =

5、2、 质子平衡式，原则是得与失质子相等。如：NH4HCO3水溶液系统中、参考组分为：NH4+ ，HCO3- ，H2O H2O H2O H3O+ OH- NH4+ H2O H3O+ NH3 HCO3- H2O H3O+ CO32- HCO3- H2O H2CO3 OH- NH3 CO32- OH- = H3O+ H2CO33、弱酸、弱碱的pH有关计算，注意条件：20，且500，三种情况。稀释定律：与浓度的平方根成反比 =。4、 多元弱酸（碱）溶液， / 40时，近似一级处理(很小)。重点讨论了 H2S，。5、两性物质，c020， c020， pH =1/2(pKa1 + pKa2 )。6、同离子

6、效应和缓冲溶液，选择pH接近的pKa或pKb， 7、分布系数，i = ci / c0 = F(H+)(给定弱酸（碱）)，8、酸碱滴定曲线，化学计量点和滴定突跃的pH值计算，要求0.1%范围，与起始浓度、Ka Kb有关，滴定条件：Kac0 108 ，Ka1/ Ka2 104有两个滴定突跃。注：计算时注意体积变化。9、指示剂的理论变色范围pH = p士 1，指示剂的选择条件是变色范围落在滴定突跃范围内。10、应用。有关滴定分析计算。第五章1、Ksp的表示与s的换算。（如A2B或AB2 KSP = 4s3）可以从热力学、实验求得。2、溶度积原理沉淀反应的反应商。（1） 当Q Ksp时，溶液过饱和；（

7、2） 当Q = Ksp时，溶液饱和，沉淀溶解处于动态平衡；（3） 当Q 0，=0， (左) 时，可发生歧化反应；计算(未知)。11、化学计量点电势sp =，氧化还原滴定的突跃范围为：2+ 3 0.0592/n2 1 3 0.0592/n1 或： = 3 0.0592 12、氧化还原指示剂变色的电极电势范围为：In V。13、常用氧化还原滴定方法1）重铬酸钾法，强酸条件，常温下进行，具有一系列优点：如基准试剂，稳定性很高，滴定速度较快等。2）高锰酸钾法，优点是氧化能力强，可应用于直接、间接、返滴定等多种滴定分析，可对无机物、有机物进行滴定，本身为自身指示剂，缺点是稳定性差。3）碘量法，在弱酸性或

8、中性介质中进行，可分为直接碘法与间接碘法。有关滴定分析计算。第七章：1、核外电子运动特性：波粒二象性，量子化，统计性。2、函数与量子数的概念（n、l、m、si）取值和意义，主量子数n和轨道角动量量子数l决定核外电子的能量；轨道角动量量子数l决定电子云的形状；磁量子数m决定电子云的空间取向；自旋角动量量子数si决定电子运动的自旋状态。3、介绍了原子轨道的角度分布图，s、p、d的形状和空间取向， 2电子云角度分布图。电子云的径向分布图，电子云径向分布曲线上有n-l个峰值。4、鲍林近似能级图，分7个能级组，能级交错。5、核外电子排布原理，泡利(W. Pauli)不相容原理，能量最低原理，洪特规则，洪

9、特规则补充。6、核外电子排布的表示，电子构型（或电子结构式），轨道排布式，原子实表示式，外层电子构型。注意：能级交错，半充满和全充满（ 24Cr， 29Cu）。7、元素周期系，核外电子排布的周期性导致了区、族的划分。8、原子性质周期性，从同一周期，同一族，和过渡区的有效核电荷的周期变化，导致了电离能、电子亲和能、电负性、原子半径（注意镧系收缩现象）的有规律变化。（注意N半充满）9、离子键，稀有气体结构形成正、负离子以静电引力为作用力，没有方向性和饱和性。晶格能越大，离子晶体越稳定，与离子半径和电荷有关。10、价键理论：成单电子，自旋相反能配对成键，有方向性和饱和性。11、分子轨道理论：成键分子

10、轨道和反键分子轨道，应用能级图、三个原则对分子中的电子填充，注意O、F与N、C、B等元素的能级区别。12、对称性与共价键，C2轴对称即对称性，C2轴反对称即对称性。键“头碰头”， “肩并肩”，如两原子间有三键则为一键，两键。13、键参数：键角，键能，键长，与分子的稳定性、空间结构有关。键的极性，不同原子间的电负性不同引起的极性不同。14、VSEPR理论，AXmEn，VP=BP + LP的计算，推测分子空间构型。注意LP的计算。15、杂化轨道理论，有等性杂化和不等性杂化，注意典型例子如CO2，BF3，NH3，H2O等。16、晶体的特征，各向异性、熔点。分类：7个晶系；结合力不同分四类（离子晶体、

11、原子晶体、金属晶体和分子晶体），注意他们的物理性质的区别。17、金属键能带理论，导带、满带、禁带对导体、绝缘体、半导体及金属的物理性质的解释。18、分子晶体，极性分子的条件，分子偶极的产生使分子间有三种力，色散力、诱导力、取向力。注意极极有三种力，非极极有两种力，非非只有色散力。氢键形成条件，有饱和性、方向性，对物理性质的影响。19、离子晶体，构型和半径的规律性，离子晶体 AB型的三种典型晶体结构（NaCl，CsCl，ZnS），用离子半径比（0.414，0.732）推断。20、离子极化的双重性，一般只考虑正离子的极化能力和负离子的变形性。如遇到Ag+、Hg2+等（18e，(18+2)e）变形性

12、很大的正离子以及极化能力较大的负离子时，要考虑离子的附加极化作用。21、极化作用影响，向共价键过渡，晶型转变、溶解度下降、颜色加深、熔沸点降低等。第八章：1、配合物组成，命名，注意配位数、命名时中心离子的化合价。2、配位物价键理论，中心离子的空轨道杂化及空间构型和磁性的变化，分内轨型和外轨性。3、晶体场理论，d电子受到配位场斥力不相等，导致ML6配合物的d轨道能级分裂为最高能级eg（二重）和最低能级t2g（三重）。4、影响分裂能o的因素: 中心离子的电荷高，o大。电荷相同时，核半径增大，o大。配位体的性质：“光谱化学序”，通常将CO，CN-等称为强场配位体，而X- 称为弱场配位体。5、分裂后中

13、心离子的d 电子排布, 当强场分布时，o P，电子进入d(t2g),成单电子数减少，LS；当弱场分布时，o TM时，可利用n 或 Kd 来计算。8、配位平衡的移动，酸度、沉淀应用多重平衡规则，注意配位平衡中的有关电极电位的计算9、酸效应Y(H) = = 1 /(Y)，是pH的函数，随pH的增大，Y(H)趋向于1。配位效应M= =M(L) +M(OH) -1。条件稳定常数 lg K MY = lgKMY - lgM - lgY(H)10、配位滴定曲线，注意化学计量点的计算。配位滴定条件：lg(c(M)K) 6, 或lgK 8，如只有酸效应, lgKMY - lgY(H) 8, lgY(H) lg

14、KMY - 8。可求得不同金属离子的能被滴定的最小pH值。11、金属指示剂原理、条件、存在的问题。12、配位滴定提高选择性方法：控制溶液的酸度；掩蔽法有配位掩蔽法、沉淀掩蔽法、氧化还原掩蔽法。有关滴定分析计算。第九章：1、朗伯比尔定律：A = lg=lg，k用a 表示（Lg-1cm-1）；用表示（Lmol-1cm-1，与a的关系为： = Ma 。 注意朗伯比尔定律的应用和有关计算。偏离朗伯一比尔定律的原因：物理原因入射的单色光不纯所引起的。化学原因溶液本身的化学变化。2、分光光度计的基本构造：一般包括光源、单色光器、吸收池、检测器、显示器五大部分。紫外、可见的器件不同。3、分光光度测定的方法：

15、标准曲线法，标准对照法，吸光系数法4、显色反应条件，显色剂用量的选择（三种情况），酸度、温度、时间等因素。5、 吸光度最佳范围（A 0.20.7 or T 20%65%）误差 2%。三种空白。第十章1、电位分析法可以分成两类：直接电位法，电位滴定法。指示电极和参比电极的定义。常用的参比电极甘汞电极，Ag-AgCl电极。2、离子选择性电极（ISE）电位的产生原理和膜电位。主要的离子选择性电极有pH玻璃电极，氟离子选择性电极及计算方法。3、直接电位法的应用，（1）溶液pH值的测定（2）离子浓度的测定标准曲线法：Elgci 作标准曲线。“总离子强度调节缓冲剂（TISAB）。标准加入法：。4 电位滴定法：（1）EV曲线法，（2）E/VV曲线法（一级微商法）