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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
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