無機化學(xué)考研輔導(dǎo)無機化學(xué)（理論部分）相關(guān)知識點1.無機物（分子或離子）構(gòu)型（1）分子或離子必須掌握的相關(guān)知識點：①原子的電子構(gòu)型（有要求記憶的）②離子的電子構(gòu)型及種類（如18e）③原子、離子半徑的相對大小④原子、離子電負(fù)性的相對大小。⑤化學(xué)鍵的類型：σ鍵、π鍵、多中心鍵、離域π鍵、反饋鍵。⑥鍵長、鍵角、電子對之間的排斥作用的相對大小。⑦VSEPR、雜化軌道理論

（2）配合物①中心離子的電子構(gòu)型②配位體的種類（單、多基）、配位原子、配位數(shù)。③組成、命名與異構(gòu)④雜化軌道類型與配位數(shù)（奇數(shù)罕見）、空間構(gòu)型的對應(yīng)關(guān)系。⑤內(nèi)外軌型、高低自旋與磁性、穩(wěn)定性的對應(yīng)關(guān)系。⑥分裂能、成對能的相對大小。⑦螯合物的定義和結(jié)構(gòu)特點。理解螯合物具有特殊穩(wěn)定性的原因。

2.物質(zhì)的熔、沸點(包括硬度)（1）與晶體類型有關(guān)，如原子晶體、離子晶體、分子晶體，

金屬晶體。（2）與氫鍵的存在有關(guān)。3.物質(zhì)的穩(wěn)定性：①與總鍵能、晶格能的大小有關(guān)。②熱力學(xué)穩(wěn)定性、離子極化能力。4.物質(zhì)的磁性：（1）分子或離子①需確定有無成單電子及數(shù)目多少。②利用MO理論（要求掌握雙原子分子軌道能級圖）（2）配合物①與外軌型、內(nèi)軌型有關(guān)。②確定高低自旋類型，即可確定。③利用分裂能的大小確定。5.物質(zhì)的顏色①陽離子的電子能否產(chǎn)生d-d躍遷或f-f躍遷。②陽離子的極化作用能否使陰離子產(chǎn)生荷移躍遷。③互補色的概念。6.無機物溶解度（1）離子晶體①晶格能、水合熱的大小②極化能力和變形性的大小③陰陽離子的半徑差的大小（2）共價化合物主要利用相似相溶原則A.

溶質(zhì)與溶劑的極性相似B.

溶質(zhì)與溶劑的結(jié)構(gòu)相似（氫鍵）7.物質(zhì)的氧化還原性①得失電子能力的大小（電極電勢）②含氧酸根中鍵數(shù)目的多少③溶液的濃度、溫度和酸、堿度④掌握能斯特方程及其與自由能、平衡常數(shù)的定量關(guān)系⑤掌握元素電勢圖及其應(yīng)用8.化學(xué)反應(yīng)方向①鍵能變化及常見生成物的穩(wěn)定性②熱力學(xué)（熱、熵增）變化的趨勢③利用軟硬酸堿理論判斷④氧化還原能力的相對大小⑤化學(xué)物種存在的條件（六價鉻、錳）⑥水解反應(yīng)規(guī)律（親核、親電）⑦歧化反應(yīng)規(guī)律（有無多變氧化態(tài)）⑧酸堿反應(yīng)規(guī)律（高酸低堿中具兩）9.鍵參數(shù)與分子的性質(zhì)①鍵的極性：與電負(fù)性差值有關(guān)②鍵角：與中心原子的雜化類型、電子對之間的相互作用有關(guān)③鍵長：與原子、離子半徑的大小、電荷的高低；極化能力、變形性的大小有關(guān)④分子的磁性（有無成單電子及數(shù)目多少）⑤分子極性（鍵的極性、分子空間構(gòu)型的對稱性）10.元素在周期表中的位置①四個量子數(shù)的意義及取值規(guī)則②核外電子的排布原理（構(gòu)造原理）③原子的價電子構(gòu)型與周期、族、區(qū)以及常見氧化態(tài)的關(guān)系。11.溶液中有關(guān)質(zhì)點濃度計算①化學(xué)平衡，K的意義和性質(zhì)②電離平衡、沉淀-溶解平衡，氧化-還原平衡，配合-解離平衡③熟練利用多重平衡規(guī)則

12.常見的基本概念Lewis酸、堿；質(zhì)子酸、堿；同離子效應(yīng)；鹽效應(yīng)；緩沖溶液；屏蔽效應(yīng)；鉆穿效應(yīng)；電負(fù)性；電離勢；電子親合勢；晶格能；鍵能；對角線規(guī)則；惰性電子對效應(yīng)；鑭系收縮。13.基本公式及計算①理想氣體狀態(tài)方程；氣體擴散定律；摩爾分?jǐn)?shù)；非電解質(zhì)稀溶液依數(shù)性的計算。②有效核電荷的計算（斯萊特規(guī)則）；多電子原子中任一個電子的能量計算；利用Born—Haber循環(huán)間接計算晶格能等。③有關(guān)化學(xué)熱力學(xué)的計算；吉-赫方程；反應(yīng)的自由能變、平衡常數(shù)、電池電動勢三者間的關(guān)系。④速率方程；Arrhenius公式；反應(yīng)級數(shù)的確定。⑤要求熟練掌握有關(guān)所有的化學(xué)平衡計算；緩沖溶液的計算；對多重平衡要熟練使用多重平衡規(guī)則來計算對水解平衡還可以利用酸堿的質(zhì)子理論來進(jìn)行。⑥能斯特方程；未知電對電極電勢的計算。⑦配合物穩(wěn)定常數(shù)應(yīng)用及有關(guān)計算

元素和化合物部分（1）結(jié)構(gòu)

（2）性質(zhì)

要求重點掌握的是化學(xué)性質(zhì)：①常見的氧化態(tài)②形態(tài)與顏色③酸、堿性（利用不同的酸堿理論來綜合判斷）④氧化還原能力的相對大小⑤溶解性⑥熱穩(wěn)定性⑦常見的反應(yīng)現(xiàn)象⑧常見的制備方法和用途⑨掌握s區(qū)、p區(qū)、ds區(qū)的常見元素及化合物的基本性質(zhì)。⑩重點掌握d區(qū)中的：A.第一過渡系元素及基化合物的基本性質(zhì)。B.側(cè)重V（顏色豐富）Mo、W（形成多酸）。

第一講分子結(jié)構(gòu)（molecularstructure）1-1離子鍵理論一.基本要點由于原子間發(fā)生電子轉(zhuǎn)移，生成正負(fù)離子，并通過靜電庫侖作用而形成的化學(xué)鍵稱為離子鍵。通常，生成離子鍵的條件是兩原子的電負(fù)性差大于1.7以上，由離子鍵形成的化合物叫做離子鍵化合物。離子型化合物具有一些固有的特征，如它們都以晶體的形式存在，具有較高的熔、沸點，在熔融態(tài)或水溶液中可導(dǎo)電等。二、離子特征1.離子電荷:是指原子在形成離子化合物過程中失去或獲得的電子數(shù)。正離子電荷通常是+1、+2、+3或+4；陰離子：-1、-2，而-3、-4的負(fù)離子一般都是含氧酸根離子或配陰離子。2.離子的電子構(gòu)型（1）2e構(gòu)型：1s2，如Li+，Be2+（2）8e構(gòu)型：(n-1)ns2(n-1)p6：Na+，Mg2+，Ba2+等（3）9~17e構(gòu)型(n-1)ns2(n-1)p6(n-1)d1~9：Fe2+，Mn2+（4）18e構(gòu)型：(n-1)ns2(n-1)p6(n-1)d10：Cu+，Ag+，Zn2+等（5）18+2e構(gòu)型：(n-1)ns2(n-1)p6(n-1)d10ns2：Sn2+，Pb2+等3.離子半徑：（變化規(guī)律）同一元素：負(fù)離子>原子>低價正離子>高價正離子同族元素同價離子：從上→下，半徑增大同一周期：從左→右，半徑r↓

三、晶格能（U）1.定義：指相互遠(yuǎn)離的氣態(tài)正離子和負(fù)離子結(jié)合成1mol離子晶體時所釋放的能量絕對值，或1mol離子晶體解離成自由氣態(tài)離子所吸收的能量的絕對值。2.計算：晶格能不能用實驗直接測量，通常有兩種方法計算：（1）庫侖作用能模型理論計算：不用馬德隆常數(shù)的晶格能計算公式

L0＝1.214×105×ν×

（1－34.5/r0）r0為離子的核間距；ν＝n＋＋n－

其中n＋、n－分別是離子晶體化學(xué)式中正、負(fù)離子的數(shù)目

（2）玻恩—哈伯（Born—Haber）循環(huán)間接計算:例：已知NaF(s)的生成焓，金屬Na的升華熱，Na的電離熱，F(xiàn)2的離解熱,F的電子親合能，試計算NaF的晶格能U。四、離子極化1.基本概念離子間除了庫侖力外，誘導(dǎo)力起著重要作用，因為陽離子具有多余的.......

第一章化學(xué)反應(yīng)中的能量關(guān)系1-1基本概念狀態(tài)函數(shù)：用來說明、確定體系所處狀態(tài)的宏觀性質(zhì)即物理量。n、T、

V、

p……是與體系的狀態(tài)相聯(lián)系的物理量。

功和熱Q、W不是熱：是由于溫度差引起的能量從環(huán)境到體系的傳遞。

熱用符號Q

表示，熱的SI單位為J

規(guī)定：體系吸熱，Q

>0,

體系放熱，Q

<0。功：是除了熱外（輻射能除外）能量在環(huán)境和體系之間的傳遞。

功用符號W

表示，功的SI單位為J。

規(guī)定：環(huán)境對體系作功，W

>0,

體系對環(huán)境作功，W

<0。1-2熱力學(xué)第一定律ΔU=Q+W

U熱力學(xué)能

單位J1-3熱化學(xué)

反應(yīng)熱和反應(yīng)焓變及熱效應(yīng)反應(yīng)熱：焓具有加合性，與物質(zhì)量有關(guān)，反應(yīng)式與熱效應(yīng)一一對應(yīng)。系數(shù)發(fā)生改變，反應(yīng)熱也變。

如

2H2(g)+O2(g)=2H2O(l)

ΔrH

m0(298)=-571.6kJ.mol-1

2H2(g)+O2(g)=2H2O(g)

ΔrH

m0(298)=-483.6kJ.mol-1

熱化學(xué)定律——蓋斯定律一個反應(yīng)若能分若干步進(jìn)行，則總反應(yīng)的反應(yīng)熱等于各分步反應(yīng)反應(yīng)熱的代數(shù)和。例1：已知：（1）C(s)+O2(g)=CO2(g)

ΔrH

0

m1=-394kJ.mol-1

（2）CO(g)+O2(g)=CO2(g)

ΔrH

m2y=-284kJ.mol-1求（3）C(s)+O2(g)=CO(g)

標(biāo)準(zhǔn)態(tài)下的恒壓反應(yīng)熱

ΔrH

0m3（298K)分析：（1）-（2）=（3）ΔrH

0m3=ΔrH

0m1-ΔrH

0m2=-394kJ.mol-1

-

(-284kJ.mol-1)=-110kJ.mol-1

例2

如：298K、標(biāo)準(zhǔn)態(tài)下：（1）C(s)+O2(g)=CO2(g)

ΔrH

0m1（2）H2(g)+(1/2)O2(g)=H2O(l)

ΔrH

0m2（3）CH4(g)+2O2(g)=CO2(g)+2H2O(g)

ΔrH

0m3求：（4）C(s)+2H2(g)=CH4(g)

ΔrH

0m4解：觀察得：（2）×2+（1）-3=（4）

∴ΔrH

0m4=2×ΔrH

0m2+ΔrH

0m1-ΔrH

0m3

四、物質(zhì)的標(biāo)準(zhǔn)摩爾生成焓1、定義

物質(zhì)B的標(biāo)準(zhǔn)摩爾生成焓

是指在溫度T

下

由穩(wěn)定態(tài)的單質(zhì)生成1mol物質(zhì)B時的標(biāo)準(zhǔn)摩爾焓變。

用符號ΔfH0

m

表示。2、由ΔfH0m(298K)計算ΔrH0m

(298K)

ΔrH0m

(298K)

=ΣνiΔfH0m(298K)

該公式可由熱力學(xué)第一定律

（蓋斯定律）推導(dǎo)出。

第2章

化學(xué)反應(yīng)速率與化學(xué)平衡1

反應(yīng)速率與活化能活化能Ea越大，活化分子數(shù)越少，有效碰撞次數(shù)少

反應(yīng)速率就小。

反之，Ea小，反應(yīng)速率大一般：60-250kJ/mol,

中和反應(yīng)

Ea＝40kJ/mol

為快速反應(yīng)；

2SO2（g）+O2（g）＝2SO3（g）

Ea＝250.8kJ/mol,活化能較大，反應(yīng)速率較小。2

基元反應(yīng)的速率方程對于一般的化學(xué)反應(yīng)

mA+nB=eD其速率方程可表示為一般形式式中：

v

=kcm(A)

cn

(B)m.n是A、B的反應(yīng)級數(shù)，m+n為反應(yīng)總級數(shù)

3化學(xué)平衡大量實驗事實表明，對于任何一個可逆反應(yīng)

mA+

nB

==

pC+

qD(CC)p

"(CD)q

(CA)m

"(CB)n

＝

KC

1

標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù)

例：

N2

(g)+3H2

(g)

=

2NH3

(g)

HAc(aq)

=

H+

(aq)+Ac－

(aq)

K0

＝

(PNH3

/

P

0

)2

(PN2

/

P

0

)

(PH2

/

P

0

)3

K0＝

(CH＋

/

C

0

)(CAc-

/

C

0

)

CHAc

/

C

0

Zn(s)+2H+

(aq)

=

H2

(g)

+

Zn2+

(aq)

K0

＝

(PH2

/

P

0

)

(CZn2＋

/

C

0

)

(CH＋

/

C

0

)2

練習(xí)：寫出下列反應(yīng)的標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù)表達(dá)式（1）CaCO3(s)=CaO(s)+CO2(g)

(2)

Br2(l)=Br2(g)

(3)Cr2O72-+H2O=2CrO42-

+2H+

2化學(xué)平衡的移動

增大反應(yīng)物濃度或減小生成物濃度，平衡正向移動減小反應(yīng)物濃度或增大生成物濃度，平衡逆向移動。

壓力催化劑影響

第3章

酸堿反應(yīng)與沉淀平衡3.1一定濃度的弱一元酸、堿水溶液pH計算設(shè)HAc的初始濃度為ca：

,H3O+的平衡濃度為

x,則：

HAc+H2O=H3O+

+Ac-平衡時：

ca-x

x

x

條件：

3.2、緩沖溶液pH計算弱酸及其弱酸鹽

弱堿及其弱堿鹽

例：判斷下列溶液是否構(gòu)成緩沖液，并計算其pH值①0.1mol·L-1HCl

25ml與0.1mol·L-1NH3

10ml混合。②0.001mol·L-1NaOH與0.1mol·L-1HAc等體積混合③0.2mol·L-1HCl與0.6mol·L-1NH3等體積混合

3.3沉淀—溶解平衡平衡時：溶度積KspK0sp=

c(Ba2+)/c

0

×

c(SO42-

)/c

0溶度積規(guī)則：當(dāng)J>

Kspy，溶液為過飽和溶液，有沉淀生成，直至J=

Kspy。當(dāng)J=

Kspy，沉淀溶解反應(yīng)處于平衡狀態(tài)，溶液為飽和溶液。當(dāng)J<

Kspy，溶液為不飽和溶液，若溶液中有難溶電解質(zhì)固體，

則固體會溶解，直到溶液達(dá)飽和。分步沉淀：離子積首先達(dá)到溶度積

J

>K0sp的離子先沉淀

第4章

氧化還原與電化學(xué)氧化——還原電對

電極電對之間的關(guān)系

電池電動勢E

E=

j

(Cu2+

/Cu)

-

j

(Zn2+/Zn)

E：

如果電池中各物質(zhì)均處于標(biāo)準(zhǔn)態(tài)：E0=

j0

(Cu2+

/Cu)

-

j

0

(Zn2+/Zn)氧化還原能力j0(Zn2+/Zn）=-0.76V

j0(Cu2+/Cu）=0.34V

Cu2+