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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与化学平衡
1.化学反应速率
2.质量作用定律
元反应aA+BbYy+Zz
3.影响化学反应速率的因素:
温度,浓度,催化剂,其它、
温度就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的反应,如固体与液体,固体与气体或液体与气体的反应等,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,就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的浓度或分压,必须就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,她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,使用就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。
第三章电解质溶液与离子平衡
1.强电解质溶液表观电离度
2.水的离解
H2OH++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
质子理论认为凡就是能给出质子的物质都就是酸,凡能接受质子的物质都就是碱。
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 (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,它就是判断沉淀的生成与溶解的重要依据、 11.沉淀的溶解,转化 第四章氧化与还原 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与为零,离子中,元素或多元素的氧化值之与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+的区别。 5.Nerst方程 6.电极电势的应用 判断氧化剂与还原剂的相对强弱,判断氧化还原反应进行的程度与方向。 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与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1234 电子层KLMN 角量子数0123 电子亚层spdf 每个亚层电子数261014 每层最多容纳电子数281832 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 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与饱与性 7.离子极化 离子极化对物质的熔点、溶解度的影响。 8.其她类型晶体 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: 内界与外界,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的原子或分子。 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。 内轨配合物就是参与杂化的原子的次外层的电子参与杂化,形成化学键,外轨配合物就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、及就是否可以生成更稳定的配合物。 4.鳌合物概念与特性 a)配合物形成体在周期表中的分布 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 碱金属的物理性质,钠钾的制备,碱金属氧化物,硫化物,氢氧化物的性质, 生产氢氧化钠的新工艺,重要的钠钾盐。 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 碱土金属元素的物理性质,氧化物、氢氧化物的性质,盐类的通性,硬水软化与纯水的制备。 5.对角线规则 LiBeBC NaMgAlSi 6.氢氧化物的性质 M-O-HM++OH- M-O-HMO-+H+ Փ=z/r(z: M离子的电荷;: r: 离子半径) Փ1/2<0、22MOH显碱性 Փ1/2在0、22---0、32间MOH显两性 Փ1/2>0、32MOH显酸性 第九章主族元素 (二)铝、锡、铅、砷、锑、铋 1、元素的概述 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,形成负氧化态的能力减弱。 5)一般都有多种氧化态。 最高氧化态等于价层电子数。 2.铝的典型性质缺电子性、亲氧性及两性,氧化物两性。 3.锡、铅单质的性质 锡、铅氧化物的氧化还原性。 2HgCl2+Sn2+→Hg2Cl2↓+Sn4++2Cl_ Hg2Cl2+Sn2+→2Hg↓+Sn4++2Cl_ 锡、铅的氧化物有SnO,SnO2,PbO,PbO2 4.砷、锑、铋的单质及其化合物的性质,含砷、含铅废水的处理。 第十章非金属元素(-)氢稀有气体卤素 1.氢的制备、性质、应用。 氢在自然界中的分布三种同位素: 11H;12H;13H 氢的成键特征: 离子键、共价键、独特的键形 氢可以与金属、非金属反应生成相应的氧化物,如水,二氧
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- 无机化学 总结 笔记