无机化学复习提纲（电子版）

更新时间：2024-02-01 00:29:01 阅读量：教育文库文档下载

说明：文章内容仅供预览，部分内容可能不全。下载后的文档，内容与下面显示的完全一致。下载之前请确认下面内容是否您想要的，是否完整无缺。

无机化学复习提纲

一、复习重点

by CantonGirl

以教材为蓝本，以各章小结为主线进行重点复习。在理解的基础上，记住重点概念、公式，即是将各章的一些主要内容列出，复习时重点看。

（一）原子结构

1、电子的空间运动状态要用波函数（Ψ）来描述，它受n、l、m、ms四个量子数规定，n和l的合理组合是能判断能量高低。（n、l、m共同规定决定一个原子轨道，n、l、m和ms 决定电子的运动状态）

2、|ψ|2表示电子在空间出现的概率密度，它的形象化图形，即电子云。

3、ψ和|ψ|2的角度分布图有何不同？两者形状相似，指向相同，前者有+、-之分，后者没有+、-之分，ψ图像较瘦

4、多电子原子轨道能级图——鲍林近似能级顺序及电子排布遵守三原则（鲍里不相容原理，能量最低原理，洪特规则）

5、能级组与元素周期表：共七个周期，七个能级组，十六个族，五个区（根据电子排布可以确定元素的位置）

6、电负性是衡量在化学键中原子吸引成键电子能力相对大小的尺度，一般金属元素电负性较小，非金属元素电负性较大，通常认为电负性为2是金属元素和非金属元素的近似分界点，以此来判断键的极性

（二）分子结构

1、离子键、共价键、氢键的形成条件及特征

离子键——电负性差值大的两元素的原子得失电子形成正负离子，两者

通过静电作用形成的化学键，是有无方向性和无饱和性的特征。

共价键——电负性差值较小，甚至相同的两元素原子通过共用电子对的

重叠方式成键，是有方向性、饱和性。有两种类型的键，即σ键和π键。前者重叠程度大二活泼性则较π键小。

氢键——与H结合的元素电负性大（一般是N、O、F），半径小的化合

物。分子间的引力属于静电作用力，但具有方向性、饱和性。是一种特殊的分子间作用力，因此分子的性质，如熔沸点、溶解度等会出现反常，如水。（有分子间氢键和分子内氢键，影响的性质不同） 2、杂化、杂化轨道、等性与不等性杂化

杂化指同一原子中参与成键的能量相近的原子轨道重新组合的过程，包括能量、方向、数目都与原轨道不同的新轨道称“杂化轨道”。使成键能力尽可能增加，系统能量尽可能降低。有sp、sp2、sp3杂化轨道。

根据形成的轨道能量、成分、电子对是否相同，分等性杂化与不等性杂

化。如CH4为等性杂化。每个轨道都含有1个单电子，分子构型为正四面体，NH3·H2O为不等性杂化。其中有个别轨道含孤电子对。故其空间构型分别为三角锥形和V形。是因为孤电子对的存在，压迫了键角。从109°28′改变成107°、104°5′。

3、分子的极性与键的极性及分子的空间构型有关

双原子分子，键有极性的，则分子一定有极性。但多原子分子，键有极

性，分子则不一定有极性。如二氧化碳。 4、分子间作用力

范德华力包括取向力、诱导力、色散力，其中色散力是广泛存在于所有分子间的一种作用力。

（三）溶解与沉淀

1、“相似相溶”规则是结构和极性的相似性，符合者而溶，如乙醇-水，I2-CCl4等。

2、溶解过程的两个驱动力：

① 焓的能量降低：ΔHsoln<0，放热，有利

② 熵增加：熵是用来衡量系统无序程度的一个物理量 ΔSsoln>0，有利两者综合为ΔG=ΔH-TΔS中，ΔG<0有利（自发），ΔG>0有利（不自发），ΔG=0平衡

3、难溶电解质的沉淀-溶解平衡

① Ksp 是一种平衡常数，表示在一定温度下，难溶电解质在水溶液中的沉

淀-溶解平衡时，离子浓度幂积为一常数——溶度积。Q为离子积，任意条件下溶液中离子浓度之积。两者表达式相似，Ksp 用[ ]表示平衡浓度，Q用（）表示任意浓度 ② 溶度积规则

通过比较溶液的离子积Q与溶度积Ksp 的相对大小，判断系统可能发生的过程QKsp 过饱和、有沉淀；Q=Ksp 平衡、沉淀于溶液稳定共存 ③ Ksp 与溶解度S

两者都与溶解能力大小有关，也与电解质类型有关，两者可以互相换算

I-I型 Ksp =S2；II-I（I-II）型 Ksp =4S3；III-I（I-III）型 Ksp =27S4 ④ 同离子效应和盐效应

同离子效应降低难溶物的溶解度。为使沉淀超于完全，可适量加入

过量沉淀剂，使残留离子的浓度小于等于10-5mol/L 盐效应可使难溶物的溶解度稍增加

⑤ 沉淀溶解可通过加稀酸形成水，弱电解质或氧化还原反应的方法实现，

如CuS和HNO3、Mg（OH）2和HCl

（四）酸与碱

1、共轭酸碱对

根据质子理论，酸碱反应是质子的传递反应，通过失去和得到质子而相

互转变的一对酸碱称为共轭酸碱对

CH3COOH—CH3COO-，NH4+—NH3 2、两性物质及水的质子自递反应

两性物质是指既能给出质子又能接受质子的物质，如H2O+H2O=H3O++OH-。水分子间质子传递称“质子自递”。在一定温度下，导出质子自递平衡常数

?HO??OH? 或 K??HO??OH? ，指水的离子积常数 K??HO??HO?-3?-w3223、质子酸碱的强弱可溶Ka和Kb衡量，根据热力学原理，得到

（共轭酸碱对）

Ka·Kb=Kw，而Kw是一个定值，故共轭酸的Ka越大，酸性越强，则

Kb越小，碱性越弱。若知Ka（Kb）可求Kb（Ka）

如：NH4+~NH3,若Kb，NH3=1.75×10-5，则Ka，NH4+=（1.0×10-14）/（1.75

×10-5）=5.56×10-10 4、酸碱平衡中的浓度计算

① 一元弱酸H+浓度的计算

不考虑水的质子自递时，得H3O?????Ka?Ka?4Kac22为近似计算公式

若c/Ka≥100时，可用近似最简式H3O-?Kac

② 多元弱酸，求[H3O+]时，可用第一级质子传递反应公式

5、稀释反应

对于弱酸加水，进行稀释，溶液中H3O+浓度降低，但其电离度α增加如

HAc+H2O=H3O++Ac- α=x/c,∴x=αc

始态 c 平衡 c-x x x c（1-α） αc αc

当c>400Ka时，α<0.05，在计算时可采用近似1-α≈1

导出α?Ka，[H+]=αc=Kac c??表明H3O+浓度与弱酸浓度成正比，α与弱酸浓度的平方根成反比，即弱酸稀释了。H3O+浓度降低，但电离度升高。若知道电离度，可求Ka值（Ka=α2c） 6、缓冲溶液

是一对含有较高浓度共轭酸碱对的溶液（如HAc~Ac-，共轭酸抗碱，共

轭碱抗酸），能抵御外加少量酸碱、水引起的pH变化，称为缓冲溶液计算溶液pH公式 pH?pKa?lgcBnVB或pH?pKa?lgB或pH?pKa?lg cAnAV-VB 3

（五）氧化还原

1、氧化还原是一类反应前后有电子转移或偏移的反应，可用氧化数变化来描述，氧化数是一个人为地指定的数值，它有几个规则<在P111>

2、在氧化还原反应中，物质失去电子（氧化数升高）的反应称氧化反应，氧化数升高的物质为还原剂。物质得到电子（氧化数降低）的反应称为还原反应，该物质称氧化剂。如Cu2++Zn=Zn2++Cu（Cu2+是氧化剂，Zn是还原剂），这是由两个半反应组成，每一个半反应有两种不同氧化值的物种组成电对，如Cu2+/Cu,Zn2+/Zn。称氧化还原电对，氧化数高的称“氧化型”（氧化剂），氧化数较低的称“还原型”（还原剂）。

3、反应式的配平：得失电子总数相等（氧化数相等），反应前后原子个数相等 4、原电池和电极电势

① 借助于氧化还原反应产生电流的装置（即将化学能转变为电能），它由

两个半电池（正极、负极）和盐桥组成，盐桥的作用是导电和平衡电荷 ② 电池符号（-）Zn（s）|Zn2+（c1）||Cu2+（c2）|Cu（s）（+）

○○○

③ 电池的电动势 E=E+-E-，标准态 E-=E+--E--

④ 电极电势的绝对值尚无法测定，当今只有相对值，是以标准氢电极为基

-准确定的 E○（H+/H2）=0.0000V ⑤ 电极的类型

方向而改变，乘以相应系数其值不变。如Fe3++e=Fe2+和2Fe3++2e=2Fe2+ -E○值相同

5、电极电势的应用

○

① 比较氧化剂、还原剂的相对强弱。标准态时，E-值大的电对中氧化型是

--相对强的氧化剂，E○值小的电对中还原型是相对强的还原剂。如，E○