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来源:学生作业帮 编辑:作业帮 分类:综合作业 时间:2024/08/30 19:48:08
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无机化学考研辅导 无机化学(理论部分) 相关知识点 1. 无机物(分子或离子)构型 ( 1 )分子或离子 必须掌握的相关知识点: ①原子的电子构型(有要求记忆的) ②离子的电子构型及种类(如18e) ③原子、离子半径的相对大小 ④原子、离子电负性的相对大小。 ⑤化学键的类型: σ 键、 π 键、 多中心键、离域π键、反馈键。 ⑥键长、键角、电子对之间的排斥作用的相对大小。 ⑦ VSEPR 、 杂化轨道理论 ( 2 )配合物 ①中心离子的电子构型 ②配位体的种类(单、多基)、配位原子、配位数。 ③组成、命名与异构 ④杂化轨道类型与配位数(奇数罕见)、空间构型的对应关系。 ⑤内外轨型、高低自旋与磁性、稳定性的对应关系。 ⑥分裂能、成对能的相对大小。 ⑦ 螯合物的定义和结构特点。理解螯合物具有特殊稳定性的原因。 2. 物质的熔、沸点 ( 包括硬度 ) ( 1 )与晶体类型有关,如原子晶体、 离子晶体、分子晶体, 金属晶体。 ( 2 ) 与氢键的存在有关。 3 . 物质的稳定性: ①与总键能、晶格能的大小有关。 ②热力学稳定性、离子极化能力。 4 . 物质的磁性: ( 1 )分子或离子 ①需确定有无成单电子及数目多少。 ②利用 MO 理论 (要求掌握双原子分子轨道能级图) ( 2 )配合物 ①与外轨型、内轨型有关。 ②确定高低自旋类型,即可确定。 ③利用分裂能的大小确定。 5 . 物质的颜色 ①阳离子的电子能否产生 d-d 跃迁 或 f-f 跃迁。 ②阳离子的极化作用能否使阴离子产生荷移跃迁。 ③互补色的概念。 6 . 无机物溶解度 ( 1 )离子晶体 ①晶格能、水合热的大小 ②极化能力和变形性的大小 ③阴阳离子的半径差的大小 ( 2 )共价化合物 主要利用相似相溶原则 A. 溶质与溶剂的极性相似 B. 溶质与溶剂的结构相似(氢键) 7 . 物质的氧化还原性 ①得失电子能力的大小(电极电势) ②含氧酸根中键数目的多少 ③ 溶液的浓度、温度和酸、碱度 ④掌握能斯特方程及其与自由能、平衡常数的定量关系 ⑤掌握元素电势图及其应用 8 . 化学反应方向 ①键能变化及常见生成物的稳定性 ② 热力学( 热、熵增) 变化的趋势 ③利用 软硬酸碱理论判断 ④氧化还原能力的相对大小 ⑤化学物种存在的条件(六价铬、锰) ⑥水解反应规律(亲核、亲电) ⑦歧化反应规律(有无多变氧化态) ⑧酸碱反应规律(高酸低碱中具两) 9 . 键参数与分子的性质 ① 键的极性:与电负性差值有关 ② 键角:与中心原子的杂化类型、电子对之间的相互作用有关 ③ 键长:与原子、离子半径的大小、电荷的高低;极化能力、变形性的大小有关 ④ 分子的磁性( 有无成单电子及数目多少) ⑤ 分子极性(键的极性、分子空间构型的对称性) 10 . 元素在周期表中的位置 ① 四个量子数的意义及取值规则 ②核外电子的排布原理(构造原理) ③原子的价电子构型与周期、族、区以及常见氧化态的关系。 11 . 溶液中有关质点浓度计算 ① 化学平衡, K 的意义和性质 ② 电离平衡、沉淀 - 溶解平衡,氧化 - 还原平衡,配合 - 解离平衡 ③熟练 利用多重平衡规则 12 . 常见的基本概念 Lewis 酸、碱;质子酸、碱;同离子效应;盐效应;缓冲溶液;屏蔽效应;钻穿效应;电负性;电离势;电子亲合势;晶格能;键能;对角线规则; 惰性电子对效应;镧系收缩。 13. 基本公式及计算 ① 理想气体状态方程;气体扩散定律;摩尔分数;非电解质稀溶液 依数性的计算。 ② 有效核电荷的计算(斯莱特规则); 多电子原子中任一个电子的能量计算;利用 Born—Haber 循环间接计算晶格能等。 ③ 有关化学热力学的计算;吉 - 赫方程;反应的自由能变、平衡常数、电池电动势三者间的关系。 ④ 速率方程; Arrhenius 公式;反应级数的确定。 ⑤要求熟练掌握有关所有的化学平衡计算;缓冲溶液的计算;对多重平衡要熟练 使用多重平衡规则来计算 对水解平衡还可以利用酸碱的质子理论来进行。 ⑥能斯特方程;未知电对电极电势的计算。 ⑦ 配合物稳定常数应用及有关计算 元素和化合物部分 ( 1 )结构 ( 2 )性质 要求重点掌握的是化学性质: ①常见的氧化态 ②形态与颜色 ③酸、碱性(利用不同的酸碱理论来综合判断) ④氧化还原能力的相对大小 ⑤溶解性 ⑥热稳定性 ⑦常见的反应现象 ⑧常见的制备方法和用途 ⑨掌握 s 区、 p 区、 ds 区的常见元素及化合物的基本性质。 ⑩重点掌握 d 区中的: A. 第一过渡系元素及基化合物的基本性质。 B. 侧重 V (颜色丰富) Mo 、 W (形成多酸)。 第一讲 分子结构 (molecular structure) 1-1 离子键理论 一. 基本要点 由于原子间发生电子转移,生成正负离子,并通过静电库仑作用而形成的化学键称为离子键。通常,生成离子键的条件是两原子的电负性差大于1.7以上,由离子键形成的化合物叫做离子键化合物。 离子型化合物具有一些固有的特征,如它们都以晶体的形式存在,具有较高的熔、沸点,在熔融态或 水溶液中可导电等。 二、离子特征 1. 离子电荷: 是指原子在形成离子化合物过程中失去或获得的电子数。正离子电荷通常是+1、+2、+3或+4;阴离子:-1、-2,而-3、-4的负离子一般都是含氧酸根离子或配阴离子。 2. 离子的电子构型 (1)2e构型:1s 2 ,如Li + ,Be 2+ (2)8e构型:(n-1)ns 2 (n-1)p 6 :Na + ,Mg 2+ ,Ba 2+ 等 (3)9~17e构型(n-1)ns 2 (n-1)p 6 (n-1)d 1~9 :Fe 2+ ,Mn 2+ (4)18e构型: (n-1)ns 2 (n-1)p 6 (n-1)d 10 : Cu + ,Ag + ,Zn 2+ 等 (5)18+2e构型:(n-1)ns 2 (n-1)p 6 (n-1)d 10 ns 2 : Sn 2+ ,Pb 2+ 等 3. 离子半径:(变化规律) 同一元素: 负离子 > 原子 > 低价正离子 >高价正离子 同族元素同价离子: 从上→下,半径增大 同一周期:从左→右,半径r↓ 三、晶格能(U) 1. 定义:指相互远离的气态正离子和负离子结合成1mol离子晶体时所释放的能量绝对值,或1mol离子晶体解离成自由气态离子所吸收的能量的绝对值。 2. 计算:晶格能不能用实验直接测量,通常有两种方法计算: (1)库仑作用能模型理论计算: 不用马德隆常数的晶格能计算公式 L 0 =1.214×10 5 ×ν× (1-34.5/r 0 ) r 0 为离子的核间距;ν=n + +n - 其中n + 、n - 分别是离子晶体化学式中正、负离子的数目 (2)玻恩—哈伯(Born—Haber)循环间接计算: 例:已知NaF(s)的生成焓,金属Na的升华热,Na的电离热,F 2 的离解热, F的电子亲合能,试计算NaF的晶格能U。 四、离子极化 1. 基本概念 离子间除了库仑力外,诱导力起着重要作用,因为阳离子具有多余的.......
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