【笔记】化学竞赛无机部分笔记摘要
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化学竞赛无机部分笔记摘要。
一、路易斯结构式
一、FC（形式电荷）计算公式
1、公式及其表达意义
V=价电子总数L=孤对电子数（不是电子对数，电子数为电子对数的2倍）S=共用电子数FC=V-L-0.5S
2、中性原子FC之和应等于零；负离子FC之和应为负值，绝对值等于所带电量；正离子FC之和应为正值，绝对值等于所带电量。
3、注意Lewis结构式中孤电子（对）要标出，结构稳定的一般满足8电子结构。另外形式电荷的大小与整体结构的稳定性无关，结构首先要符合八隅律，然后再考虑形式电荷大小。绝对值越低越稳定。在满足八隅律的前提下·以总量最低的为准。
4、形式电荷不同于氧化数。
2、路易斯结构式画法
1、首先确定分子骨架，通过电离能，较低在中间。
2、依照路易斯结构规则讨论价电子总数
3、讨论按八隅体规则共需多少电子
4、确定成键电子=所需总数-价电子总数
5、合理排列，画出简图
6、添加孤对电子
7、成键连线，标孤对电子
8、检验FC，选择FC最低的结构
三、共振杂化
1、共振论认为，如果一个物质存在两种以上满足共振要求的路易斯结构，这类物质只能用共振式来书写，而且它们实际上综合具有这些结构的特点。每一个共振中的结构称为共振结构或极限结构，而这样的物质看作由共振结构“杂化”而成，称为杂化体。
2、共振能杂化体的能量总是低于各极限结构，常用共振能的概念来表示该降低值。它被定义为杂化体能量低于最稳定极限结构能量的数值，常与另一个概念离域能混用。电子的离域降低了轨道能，增加了分子的稳定性，常会造成分子的芳香性，如苯。共振能随着极限结构数的增多而增大，尤其是存在等价极限结构时（能量相等）。可由量子化学计算、热化学方法或分子的氢化热来估计共振能。
四、八隅体规则不适用的情况
1、奇数价电子情况
1）、自由基时未成对电子添加在中心原子上，单电子导致自由基化学性质活泼。在体内人即需要自由基有有酶修复自由基造成的损害。
2）、一氧化氮（NO）属于自由基
（这种缺少了一个电子，而又非常活跃的原子或分子的自由基，自由基，化学上也称为“游离基”，是指化合物的分子在光热等外界条件下，共价键发生均裂而形成的具有不成对电子的原子或基团。在书写时，一般在原子符号或者原子团符号旁边加上一个“·”表示没有成对的电子。）
3、氧气的路易斯结构式。
含有两条π34，π键，需要应用分子轨道解释。
4、B、Al的不完整8配位
5、D轨道出现时可以容纳更多的电子。例如：PCl5、（CrO4）２-、此时应考虑出现共振的
情况，通过计算FC来确定最优的路易斯结构式，共振式计算时只需计算出一个结构的FC 即可。
2、离子键
1、起因：离子键是由电子转移（失去电子者为阳离子，获得电子者为阴离子）形成的。即正离子和负离子之间由于静电引力所形成的化学键。离子既可以是单离子，如Na+、Cl-；也可以由原子团形成；如SO4 2-，NO3-等。
2、相关信息
1）、成键微粒阴离子和阳离子
2）、键的本质阴离子和阳离子之间的静电作用
3）、影响离子键强弱的因素
阴阳离子的半径的大小
阴阳离子电荷的多少
4）、电子式
在元素符号周围用“· ”或“×”来表示原子最外层电子的式子
3、基本特点
3.1 基本性质
1、离子键的作用力强，无饱和性，无方向性。
2、离子键存在于离子化合物中，离子化合物在室温下是以晶体形式存在。
3、离子键较氢键强，其强度与共价键接近。
3.2 ．阴阳离子是否中和
也许有人会问，阴阳离子结合在一起，彼此电荷是否中和呢？钠离子和氯离子之间除了有静电相互吸引作用外，还有电子与电子，原子核与原子核之间的相互排斥作用。当两种离子接近到某一定距离时，吸引与排斥达到了平衡，于是阴阳离子之间就形成了稳定的化学键。所以，所谓阴阳离子电荷相互中和的现象是不会发生的。
3.3 ．晶格能
离子键的键能比较大，反映在离子化合物中就是高熔沸点，离子键的键能被称作晶格能，晶格能的符号与离子晶体解离过程焓变的符号保持一致。晶格能可以通过玻恩-哈勃循环（Bōrn-Haber cycle）或玻恩-兰德公式（Bōrn-Landé）计算得出，也可以通过实验测量测量。
5、Born-Lande
计算晶格能的Born-Lande公式表示为：U=KZ1Z2A(1-1/n)/r K=138940
K=（阿伏加德罗常数x元电荷量^2/(4派x真空介电常数)x10^9）
6、晶格能
离子键的键能比较大，反映在离子化合物中就是高熔沸点，离子键的键能被称作晶格能，晶格能的符号与离子晶体解离过程焓变的符号保持一致
三、极性共价键
一、极化共价键
1、定义及成因
原子之间通过共用电子对所形成的相互作用叫共价键。而在化合物分子中，不同种原子形成共价键时，因为原子吸引电子的能力不同，共用电子对将偏向吸引电子能力强的一方，所吸引电子能力强的一方显负性，吸引电子能力弱的原子一方显正性。这样电子对对偏移的共价键叫做极性共价键，简称极性键。在极性键中，非金属性相对较强的元素原子一端显负电性；非金属性相对较弱的元素原子一端显正电性。
2、偶极矩
分子呈电中性，但因空间构型的不同，正负电荷中心可能重合，也可能不重合。前者称为
非极性分子，后者称为极性分子，分子极性大小用偶极矩μ来度量，偶极矩定义为：μ=q·d .......①
式中，q为正、负电荷中心所带的电荷量；d是正、负电荷中心间的距离。偶极矩的SI 单位是库（仑）米（C·m）。矢量。D等于0时为非极性分子。
极性共价键
1、标志
成键两原子电负性差在0.4到1.7之间，可形成极性共价键。
2、极性分子判断方法
判断方法1、当分子的偶极矩为零时，分子为非极性分子。当分子的偶极矩不为零时，分子为极性分子。
判断方法2、判断极性基团的个数。个数越多，一般来说极性越强，水溶性越好。极性越弱，脂溶性越好。
四、VSEPR
一、原理：1、电子对之间相互排斥
2、中心原子结构
2、AXE方法：
1、表示意义A：中心原子X：成键（配位）原子E：孤电子对
2、空间数（SN）用来判断形状。
3、单键、重键在VSEPR中不区分。
4、共振结构中，可选择任意一结构去画出VSEPR构型。
5、多原子时可通过逐个讨论的方式确定分子构型。
三、m+n规则：
m为中心原子周围B原子个数．
n=（中心原子价电子数－直接相连原子数×该原子达稳定结构所需电子数）÷2
特别注意：当算出的n值不是整数值时，有2种取值方法．
①n>3时，只取整数位．(例如n=3.9只取n=3)
②n<3时，采取四舍五入．（例如n=1.5，取值为n=2）
例如：H2O m+n=2+（6－2×1）÷2=2+2=4价对四面体→sp3杂化
2个键对，2个孤对分子为V构型
NH3m+n=3+（5－3×1）÷2=3+1=4四面体分子→sp3杂化
3个键对，1个孤对分子为三角锥型
BF3m+n=3+（3－3×1）÷2=3+0=3平面三角形→sp2杂化
3个键对，0个孤对分子为平面三角形
O3m+n=2+（6－2×2）÷2=2+1=3价电对→sp2杂化
2个键对，1个孤对分子为V构型
注意：外来电子处在中心原子上，即得也得在中心原子上，失也失在中心原子上
例如：(I3)-[注:三碘带一负电] m+n=2+（7+1－2×1）÷2=2+3=5价电对→sp3d杂化
价对构型为三角双锥，2个键对，3个孤对，分子为直线型。
m+n规则中，m为成键电子对数，n为孤电子对数
四、表示方法及图例
1、路易斯结构表示时，突出线表示在外，虚线表示在内。
图例图一
图二
五、m+n应用
m+n值除可以判断分子几何形状外，还可以用来判断ABm型分子的极性。
当m+n值中，n=0时，则该分子为非极性分子．若n≠0，则该分子为极性分子．如CH4 其m+n=4+0 ，为非极性分子．PCl5 其m+n=5+0，为非极性分子．
注意：若m+n=4+2则该分子也为非极性分子．因为在m+n=4+2时，两对孤电子对替代八面体上下两对成键电子对，其余的四对成键电子对与两对孤电子对所形成的平面四边形为对称结构，所以m+n=4+2时分子也为非极性分子
六、、基本规律
对于一个中心原子和配位原子，我们首先计算价层电子的对数P，即有多少对电子。(孤对电子数目+成键电子数（包括配位原子的成键电子）目除以2)，为了尽可能的分开。P=2为直线，P=3为平面，P=4为四面体，P=5为三角双锥，p=6为八面体，p=7为五角双锥。
1.不同键电子对之间排斥作用的大小顺序为：三键排斥>双键排斥>单键排斥。
2.孤对电子与键对电子间的排斥大小为：孤对/孤对>孤对/键对>键对/键对。
3.配位原子的电负性增大或中心原子电负性减小，也会使键角偏离标准值.端原子电负性增加时，共享电子对将偏向配位体，从而减少成键电子对之间的斥力，键角的度数随之减小。
4.价电子对的相邻电子对越多，所受斥力就越大，距离原子核也越远。
七、VSEPR的局限性
VSEPR能够广泛预测定性预测各类ABn型分子的几何构型，但也有例外.例如BaI2，SrCl2都是弯曲形构型而非预计的直线性型；对过渡金属化合物几何构型的判断也有一定的局限性，对于过度元素配位场理论则能更好说明。
五、分子轨道理论（MO）
一· MO理论（分子轨道理论）应用了量子力学，分子波函数就意味着分子轨道。
二· MO理论与路易斯结构的区别：
价电子在整个分子里是区域化的，不仅仅和一个原子或者一个键有关。
（可以把这样的价电子分布说成成键轨道或者反键轨道。
两个不同原子轨道相干相加或者相消相减组合在一起就得到了一个分子轨道。）
三·分子轨道命名：σ轨道（头对头）和π轨道（肩并肩）
1Sa+1Sb= σ1s
σ轨道沿着键轴方向没有节点。两核之间电子概率密度相干相加，成键比非成键能量低
1Sa-1Sb= σ1s*(反键轨道），两核之间电子概率密度相消相减，反键比非成键能量高。
P轨道相干相消会形成π键（Pz轨道形成σ键），π键是沿着键轴有节面的轨道。其反键不仅沿着键轴有节面，垂直于键轴也有节面。
四·分子轨道满足一个轨道上最多有2个电子的原则。
五·分子轨道图。先填能量低的轨道，再填高的。
六·键序即成键个数BO=1/2*(成键电子数-反键电子数）
七·从分子轨道图可以表示未成对电子，故分子轨道理论可以预测自由基。
八·反键和成键两者距非成键的能量差相等。但是如果Z等于或者大于8，σ2p轨道比π2p 轨道能量更低
九、理论区别
⒈原子在形成分子时，所有电子都有贡献，分子中的电子不再从属于某个原子，而是在整个分子空间范围内运动。在分子中电子的空间运动状态可用相应的分子轨道波函数ψ（称为分子轨道）来描述。分子轨道和原子轨道的主要区别在于：
⑴在原子中，电子的运动只受1个原子核的作用，原子轨道是单核系统；而在分子中，电子则在所有原子核势场作用下运动，分子轨道是多核系统。
⑵原子轨道的名称用s、p、d…符号表示，而分子轨道的名称则相应地用σ、π、δ…符号表示。
十、简介
分子轨道可以由分子中原子轨道波函数的线性组合（linear combination of atomic orbitals，LCAO）而得到。有几个原子轨道就可以可组合成几个分子轨道，其中有一部分分子轨道分别由对称性匹配的两个原子轨道叠加而成，两核间电子的概率密度增大，其能量较原来的原子轨道能量低，有利于成键，称为成键分子轨道（bonding molecular orbital），如σ、π轨道（轴对称轨道）；同时这些对称性匹配的两个原子轨道也会相减形成另一种分子轨道，结果是两核间电子的概率密度很小，其能量较原来的原子轨道能量高，不利于成键，称为反键分子轨道（antibonding molecular orbital），如σ*、π* 轨道（镜面对称轨道，反键轨道的符号上常加“*”以与成键轨道区别）。还有一种特殊的情况是由于组成分子轨道的原子轨道的空间对称性不匹配，原子轨道没有有效重叠，组合得到的分子轨道的能量跟组合前的原子轨道能量没有明显差别，所得的分子轨道叫做非键分子轨道。
十一、原子轨道线性组合的原则（分子轨道是由原子轨道线性组合而得的）：
⑴对称性匹配原则
只有对称性匹配的原子轨道才能组合成分子轨道，这称为对称性匹配原则。
原子轨道有s、p、d等各种类型，从它们的角度分布函数的几何图形可以看出，它们对于某些点、线、面等有着不同的空间对称性。对称性是否匹配，可根据两个原子轨道的角度分布图中波瓣的正、负号对于键轴（设为x轴）或对于含键轴的某一平面的对称性决定。
⑵能量近似原则
在对称性匹配的原子轨道中，只有能量相近的原子轨道才能组合成有效的分子轨道，而且能量愈相近愈好，这称为能量近似原则。
⑶轨道最大重叠原则
对称性匹配的两个原子轨道进行线性组合时，其重叠程度愈大，则组合成的分子轨道的能量愈低，所形成的化学键愈牢固，这称为轨道最大重叠原则。在上述三条原则中，对称性匹配原则是首要的，它决定原子轨道有无组合成分子轨道的可能性。能量近似原则和轨道最大重叠原则是在符合对称性匹配原则的前提下，决定分子轨道组合效率的问题。
十2、理论使用
电子在分子轨道中的排布也遵守原子轨道电子排布的同样原则，即Pauli不相容原理、能量最低原理和Hund规则。具体排布时，应先知道分子轨道的能级顺序。目前这个顺序主要借助于分子光谱实验来确定。
十三、关键参数
键级在分子轨道理论中，用键级（bond order）表示键的牢固程度。键级的定义是：
键级= （成键轨道上的电子数-反键轨道上的电子数）/2
键级也可以是分数。一般说来，键级愈高，键愈稳定；键级为零，则表明原子不可能结合成分子，键级越小（反键数越多），键长越大。
2、键能：在绝对零度下，将处于基态的双分子AB拆开也处于基态的A原子和B原子时，所需要的能量叫AB分子的键离解能，常用符号D（A-B）来表示。
3、键角：键和键的夹角。如果已知分子的键长和键角，则分子的几何构型就确定了。
六、价键理论（VB）
1、形成
将对H2 的处理结果推广到其它分子中，形成了以量子力学为基础的价键理论（V. B. 法）。共价键的形成
2、解释
A,B 两原子各有一个成单电子，当A,B 相互接近时，两电子以自旋相反的方式结成电子对，即两个电子所在的原子轨道能相互重叠，则体系能量降低，形成化学键，亦即一对电子则形成一个共价键。形成的共价键越多，则体系能量越低，形成的分子越稳定. 因此，各原子中的未成对电子尽可能多地形成共价键. 配位键形成条件：一种原子中有孤对电子，而另一原子中有可与对电子所在轨道相互重叠的空轨道. 在配位化合物中，经常见到配位键. 在形成共价键时，单电子也可以由对电子分开而得到。
3、方向性和饱和性
共价键的数目由原子中单电子数决定（包括原有的和激发而生成的. 例如：O 有两个单电子，H 有一个单电子，所以结合成水分子，只能形成2个共价键；C 最多能与H 形成4 个共价键.原子中单电子数决定了共价键的数目. 即为共价键的饱和性。
各原子轨道在空间分布是固定的，为了满足轨道的最大重叠，原子间成共价键时，当然要具有方向性。共价键的键型
4、共价键的键型分类
成键的两个原子间的连线称为键轴. 按成键与键轴之间的关系，共价键的键型主要为两种：
δ）键
键特点：将成键轨道，沿着键轴旋转任意角度，图形及符号均保持不变. 即键轨道对键轴呈圆柱型对称，或键轴是n 重轴。
π) 键
键特点：成键轨道围绕键轴旋转180°时，图形重合，但符号相反.
键参数：化学键的形成情况，完全可由量子力学的计算得出，进行定量描述. 但通常用几个物理量加以描述，这些物理量称为键参数。
5、键参数
1、键能
AB(g) —— A(g) + B(g) H = EAB = DAB
对于双原子分子，解离能DAB等于键能EAB，但对于多原子分子，则要注意解离能与键能的区别与联系。另外，相同的键，在不同化合物中，键长和键能不相等. 例如，CH3OH 中和C2H6 中均有C-H键，而它们的键长和键能不同。
2、键角
是分子中键与键之间的夹角（在多原子分子中才涉及键角）。
如,H2S 分子，H-S-H 的键角为92°，决定了H2S 分子的构型为“V”字形。
又如：CO2中，O-C-O的键角为180°，则CO2分子为直线形。
因而，是决定分子几何构型的重要因素
七、杂化
1、概念：
轨道杂化理论是指的原子轨道杂化理论.我们知道原子的核外电子是排布在不同能级的原子轨道上面的,比如S轨道P轨道等等,原子在形成分子时，为了增强成键能力(使成键之后能量最低则最稳定)，同一原子中能量相近的不同类型的原子轨道重新组合，形成能量、形状和方向与原轨道不同的新的原子轨道(这种轨道的能量都比没有杂化以前的能量要低)。比如sp杂化、sp2杂化等等，这种原子轨道重新组合的过程称为原子轨道的杂化，所形成的新的原子轨道称为杂化轨道。形成杂化轨道之后再与其他的原子结合使得整个的分子能量降低，达到稳定的状态。
2、命名：键型（原子符号1、杂化1，原子符号2、杂化2）
3、理论要点
至于分子轨道理论要点有以下三点：第一，原子形成分子后，电子就不再局限于个别原子的原子轨道，而是从属于整个分子的分子轨道。所以分子轨道强调分子的整体性，换句话说在形成分子之后我们考虑它们时就不能一个原子一个原子来孤立考虑，电子也要在其形成的分子轨道中来考虑，不能再用什么原子外层电子排布什么的来看了。第二，分子轨道中电子的分布也和原子中的电子分布一样，遵循泡利不相容原理（最多一个分子轨道两个电子）、能量最低原理（按照排布之后能量要最低，大学会学到反键轨道知识等等，那时就知道为什么要能量最低）和洪特规则（一个轨道的电子要自旋相反，这和轨道的自旋量子数有关，结构化学中会学到）。在分子轨道中电子可以配对，也可以不配对（分子形成之后会有自旋的单电子存在，它们是不配对的，所有会有顺磁和反磁的分子）。第三，分子轨道可以近似地通过原子轨道的线性组合而得到比如s轨道和s轨道组成σ分子轨道。分子轨道的数目等于组合前各原子轨道数目之和。
4、杂化轨道理论的要点：
在成键过程中，由于原子间的相互影响，同一原子中几个能量相近的不同类型的原子轨道（即波函数），可以进行线性组合，重新分配能量和确定空间方向，组成数目相等的新的原子轨道，这种轨道重新组合的过程称为杂化（hybridization），杂化后形成的新轨道称为杂化轨道（hybrid orbital）。
5、杂化的类型：
等性杂化：全部由成单电子的轨道参与的杂化叫做等性杂化。
不等性杂化：有孤对电子轨道参与的杂化叫做不等性杂化。
杂化轨道的类型取决于原子所具有的价层轨道的种类和数目以及成键数目等。常见的有：sp杂化：sp杂化是指由原子的一个ns和一个np轨道杂化形成两个sp杂化轨道，每个sp 杂化轨道各含有1/2s成分和1/2p成分，两个轨道的伸展方向恰好相反，互成180度夹角，形成σ键。直线型。
sp2杂化：原子以一个ns和两个np轨道杂化，形成三个能量相同sp2杂化轨道，每个杂化轨道各含1/3s成分和2/3p成分。三个杂化轨道间的夹角为120度。
sp3杂化：由一个ns和三个np轨道杂化形成四个能量等同的sp3杂化轨道。每个sp3轨道都含有1/4s成分和3/4p成分。构型为正四面体。
sp3d杂化：由一个ns、三个np轨道和一个nd轨道杂化形成五个能量等同的sp3d杂化轨道。每个sp3d轨道都含有1/5个s、3/5个p和1/5个d成分。构型为三角双锥。
sp3d2杂化：由一个ns、三个np轨道和二个nd轨道杂化形成六个能量等同的sp3d2杂化轨道。每个sp3d2轨道都含有1/6个s、1/2个p和1/3个d成分。构型为面体。
6、空间形态
几种杂化轨道之后的分子空间形态
sp杂化：直线形如：CO2、CS2
sp2杂化：平面三角形（等性杂化为平面正三角形）如：BCl3、
sp3杂化：空间四面体（等性杂化为正四面体）如：CH4、CCl4
sp3d杂化：三角双锥如：PCl5
sp3d2杂化：八面体（等性杂化为正八面体）
sp3d3杂化：五角双锥如：IF7
dsp2杂化：平面四方形（等性杂化为正方形）如：Pt(NH3)2Cl2(顺铂）
注：中心原子有孤对电子的还要视孤对电子对数而定具体的空间结构如：H2O V形（角形）
7、局限性
说白了，最初原子轨道的杂化概念完全是人造的。是为了解释CH4--四面体这类的现象。
后来分子轨道理论出现，原子轨道的杂化就自然而然的被解释了---只不过是一种同原子的原子轨道的重新线性组合。同时，分子轨道理论也表明了这种组合（杂化）没有实际上的意义，而且有时会引起混乱。譬如：在杂化理论中，CH4中的八个成键电子是在同一种sp3轨道能级上. 但其实，它们是分在两个不同的能级上的（试验和分子轨道理论都表明了这一点）。但是由于杂化概念的方便，特别是在有机化学中被用来表示一个原子在分子中的几何环境。时至今日，杂化轨道仅被用来描述几何形状或环境。
8、杂化类型的判断方式
公式如下：（括号内为举例，以下均以H2S为例）
k=m+n
当k=2 sp杂化k=3 sp2杂化k=4 sp3杂化k=5 sp3d杂化k=6 sp3d2杂化
其中n值为ABn中的n，与中心原子结合的原子数（此时n是H2S中的2）(中心原子：按字面意思理解，就是分子形成是被当做中心的原子，H2S的中心原子为S)
m=(e-nd)/2
m：孤电子对数(指未成键电子）
e：中心原子价电子数（价电子数就是最外层电子数，S的e=6）
n：和上面的n是同一个值
d：与中心原子结合的原子最多能接收的电子数（与中心原子结合的原子指H原子，最外层差1 个电子排满，此处d=1）
8、、举例（1）
AX2 直线形(180°) sp杂化例: C2H2、CO2 V形(90°) sd杂化例: VO2+
AX3 平面正三角形(120°) sp2杂化例: BF3、石墨、C2H4 三角锥(90°) sd2杂化例: CrO3
AX4 正四面体(109.5°) sp3杂化例: CH4、钻石正四面体(109.5°) sd3杂化例: MnO4?AX5 四角锥(66°, 114°) sd4杂化例: Ta(CH3)5
AX6 三棱镜(63°, 117°) sd5杂化例: W(CH3)6
8、举例（2）、
超价分子(共振)
类别主族过渡金属
AX2 - 直线形(180°)
AX3 - 平面正三角形(120°)
AX4 - 平面正方形(90°)
AX5 三角双锥(90°, 120°) 三角双锥(90°, 120°)
非整数的杂化(s和d轨道) Fe(CO)5 AX6 正八面体(90°) 正八面体(90°)
AX7 五角双锥(90°, 72°) 五角双锥(90°, 72°)
非整数的杂化(s和3d轨道) V(CN)74?AX8 正四角反棱柱正四角反棱柱
非整数的杂化(s和3p轨道) IF8?
非整数的杂化(s和4d轨道) Re(CN)83?AX9 - 三侧锥三角柱
非整数的杂化(s和五d轨道) ReH92?
八、标准摩尔生成焓
一、定义
在温度T（若为298.15K时则可不标出）下，由标准状态的单质生成物质B(νB=+1)反
应的标准摩尔焓变。即在标准状态下（反应物和产物都是处于100KPa，通常温度选定298.15K），由指定单质生成单位物质的量（1mol）的化合物的化学反应热（即恒压反应热），称为该物质的标准摩尔生成焓或标准生成热。
2、标准摩尔生成焓的单位：kJ/mol。
三、计算
1、物质发生化学反应后的焓的变化等于生成物的总标准生成焓和反应物的总标准生成焓之差
2、焓变计算可用反应物键焓之和减去生成物键焓之和。
3、盖斯定律
2、标准摩尔反应焓
由标准摩尔生成焓计算出每个反应的标准摩尔反应焓。
三、盖斯定律
一、内容
盖斯定律换句话说，化学反应的反应热只与反应体系的始态和终态有关，而与反应的途径无关，而这可以看出，盖斯定律实际上是“内能和焓是状态函数”这一结论的进一步体现。利用这一定律可以从已经精确测定的反应热效应来计算难于测量或不能测量的反应的热效应。尽管盖斯定律出现在热力学第一定律提出前，但亦可通过热力学第一定律推导出。
2、使用注意
1、盖斯定律只适用于等温等压或等温等容过程，各步反应的温度应相同；
2、热效应与参与反应的各物质的本性、聚集状态、完成反应的物质数量，反应进行的方式、温度、压力等因素均有关，这就要求涉及的各个反应式必须是严格完整的热化学方程式。
3、各步反应均不做非体积功。
4、各个涉及的同一物质应具有相同的聚集状态。
5、化学反应的反应热(△H)只与反应体系的始态或终态有关,而与反应途径无关。
三、本质和意义
1、盖斯定律的本质：方程式按一定系数比加和时其反应热也按该系数比加和。
2、盖斯定律的意义：有些反应的反应热通过实验测定有困难，可以用盖斯定律间接计算出来。
九、熵
一、释义
1：物理学上指热能除以温度所得的商，标志热量转化为功的程度。
2：科学技术上用来描述、表征系统不确定程度的函数。亦被社会科学用以借喻人类社会某些状态的程度。
3：传播学中表示一种情境的不确定性和无组织性。
2、特点
1.熵是体系的状态函数，其值与达到状态的过程无关；
2.熵的定义式是：dS=dQ/T，因此计算某一过程的熵变时，必须用与这个过程的始态和终态相同的过程的热效应dQ来计算。（注：如果这里dQ写为dQR则表示可逆过程热效应，R 为reversible；dQ写为dQI为不可逆过程的热效应，I为Irreversible。）
3.TdS的量纲是能量，而T是强度性质，因此S是广度性质。计算时，必须考虑体系的质量；
4.同状态函数U和H一样，一般只计算熵的变化。
三、计算
同焓变。
十、吉布斯自由能
一、定义
吉布斯自由能又叫吉布斯函数，（英Gibbs free energy,Gibbs energy or Gibbs function; also known as free enthalpy）是热力学中一个重要的参量，常用G表示，它的定义是：
G = U ? TS + pV = H ? TS，
其中U是系统的内能，T是温度，S是熵，p是压强，V是体积，H是焓。
吉布斯自由能的微分形式是：
dG = ? SdT + Vdp + μdN，
其中μ是化学势，也就是说每个粒子的平均吉布斯自由能等于化学势。
2、物理意义
ΔxHm<0而ΔrSm<0或ΔxHm>0而ΔrSm<0>0的情况，反应究竟向哪边进行，则要综合考虑△H和△S的影响来进一步讨论。
定义吉布斯自由能G=H－TS。因为H、T、S均为状态函数所以G为状态函数。
吉布斯自由能改变量-ΔG=-(G2-G1)>=W非。表明状态函数G是体系所具有的在等温等压下做非体积功的能力。反应过程中G的减少量-ΔG是体系做非体积功的最大限度。这个最大限度在可逆途径得到实现。反应进行的方向和方式可以由ΔG进行判断：
-ΔG>W非反应以不可逆方式自发进行
-ΔG=W非反应以可逆方式进行
-ΔG 若反应在等温等压下进行，不做非体积功，即W非=0则 ΔG<0 反应以不可逆方式自发进行 ΔG=0 反应以可逆方式进行 ΔG>0 不能进行 可见等温等压下体系的吉布斯自由能减小的方向是不做非体积功的化学反应进行的方向。任何等温等压下不做非体积功的自发过程的吉布斯自由能都将减少。 三、自由能与平衡常数间关系 在等温等压反应中，如果吉布斯自由能为负，则正反应为自发，反之则逆反应自发。如果为0，则反应处于平衡状态。此时，根据范特霍夫等温公式，ΔG = ΔG0 + RT·ln J，J变成平衡常数，于是有： ΔG0 = -RT ln K 要注意，使用范特霍夫等温公式时，ΔG和ΔG0的温度一定要相等。这样，我们可以推出以下结论： ΔG0>0时，K<1； ΔG0=0时，K=1； ΔG0<0时，K>1。 四、吉布斯自由能与电化学 因为ΔG代表了反应所作的最大有用功，即ΔG=Wmax，又因为在原电池中，Wmax= -nFE. 其中，W为功，n表示转移电子数，F为法拉第常数，E为电池电动势。所以ΔG= -nFE，当所有反应物处于标准状况下的时候，该式变为-nFE = -RT ln K 此式中，因为n和F均为正数，所以当ΔG为负的时候反应为自发反应，此时E为正。因此，只要知道，和其中之一，就可以通过公式算出另外两个。 三者关系 ΔG K E 标准状况下的反应情况 负>1 正倾向于生成产物 0 =1 0 反应物与产物处于平衡状态 正<1 负倾向于生成反应物。 此文档是由网络收集并进行重新排版整理.word可编辑版本！ 软硬酸碱理论 将酸和碱根据性质的不同各分为软硬两类的理论。软硬酸碱理论简称HSAB理论，是一种尝试解释酸碱反应及其性质的现代理论。它目前在化学研究中得到了广泛的应用，其中最重要的莫过于对配合物稳定性的判别和其反应机理的解释。软硬酸碱理论的基础是酸碱电子论，即以电子对得失作为判定酸、碱的标准。 体积小，正电荷数高，可极化性低的中心原子称作硬酸，体积大，正电荷数低，可极化性高的中心原子称作软酸。将电负性高，极化性低难被氧化的配位原子称为硬碱，反之为软碱。硬酸和硬碱以库仑力作为主要的作用力；软酸和软碱以共价键力作为主要的相互作用力。 在软硬酸碱理论中，酸、碱被分别归为“硬”、“软”两种。“硬”是指那些具有较高电荷密度、较小半径的粒子（离子、原子、分子），即电荷密度与粒子半径的比值较大。“软”是指那些具有较低电荷密度和较大半径的粒子。“硬”粒子的极化性较低，但极性较大；“软”粒子的极化性较高，但极性较小。此理论的中心主旨是，在所有其他因素相同时，“软”的酸与“软”的碱反应较快速，形成较强键结；而“硬”的酸与“硬”的碱反应较快速，形成较强键结。大体上来说，“硬亲硬，软亲软”生成的化合物较稳定。 1963年由R.G. 皮尔孙提出。1958 年S.阿尔兰德、J.查特和N.R.戴维斯根据某些配位原子易与Ag+、Hg2+、Pt2+ 配位；另一些则易与Al3+、Ti4+配位，将金属离子分为两类。a类金属离子包括碱金属、 碱土金属Ti4+、Fe3+、Cr3+、H+；b 类金属离子包括Cu+、Ag+、Hg2+、Pt2+。皮尔孙在前人工作的基础上提出以软硬酸碱来区分金属离子和配位原子：硬酸包括a类金属离子（碱金属、碱土金属Ti4+、Fe3+、Cr3+、H+）硬碱包括F-、OH-、H2O、NH3、O2-、CH3COO-、PO43-、SO42-、CO32-、ClO4-、NO3-、ROH等软酸包括b类金属离子Cu2+、Ag+、Hg2+、Pt2+ Au+;Cd 2+; Pd2+、Hg2+及M0等。软碱包括I-、SCN-、CN-、CO、H-、S2O32-、C2H4、RS-、S2-等 交界酸包括Fe2+、Co2+、Ni2+; Zn2+、Pb2+、Sn2+、Sb3+、Cr2+、Bi3+ 、Cu2+等，交界碱包括N3-、Br- 、NO2-、N2 、SO32-等 表：软硬酸碱分类反应规律“硬酸优先与硬碱结合，软酸优先与软碱结合①取代反应都倾向于形成硬- 硬、软- 软的化合物。②软-软、硬-硬化合物较为稳定，软- 硬化合物不够稳定。③硬溶剂优先溶解硬溶质，软溶剂优先溶解软溶质，许多有机化合物不易溶于水，就是因为水是硬碱。④解释催化作用。有机反应中的弗里德-克雷夫茨反应以无水氯化铝（AlCl3）做催化剂，AlCl3是硬酸，与RCl中的硬碱Cl -结合而活化。 金属离子和配位原子分成a 和b两类。a类金属离子包括碱金属、碱土金属、高氧化数的轻过渡元素Ti、Fe、Cr和H；b类金属离子包括较重的、低氧化数的过渡元素Cu、Ag、Hg、Pt。a类金属离子的特性随氧化数升高而加强，它优先与体积小、电负性大的原子结合；b类金属离子形成化合物的稳定性，因配位原子的电负性增大而减弱：C≈S>I>Br>Cl>N>O>F此顺序几乎（不是全部）和a类金属离子形成 中山大学1999—2000考研《无机化学》真题（含答案） 考试科目：无机化学；专业：无机化学、分析化学、有机化学、物理化学；研究方向：以上各专业所有方向 （考生注意：全部答案必须写在答卷纸（簿）上，写在试题上无效，答案要注明题号，不用抄题。） 一.选择题（共10分）。（请标明题次，并把所选答案前的字母写在答卷纸上） 1. 根据“酸碱质子理论”，都属于“两性电解质”的是 A.HAc,H2O,HPO42-; B.HF,F-,HSO4-; C.HCO3-,CO32-,HS-; D.OH-,H2PO4- ,NH4+ 2.在相同温度下， 2H2(g)+S2(g)=2H2S(g) KP1 2Br2(g)+2H2S(g)=4HBr(g)+S2(g) KP2 H2(g)+Br2(g)=2HBr(g) KP3 则KP2= A.KP1*KP3 B.2KP3*KP1 C.KP1/(KP3)2 D(KP3)2/KP1 3. 下列电对中Φθ，最小的是 A.Ag+/Ag; B.AgBr/Ag; C.Ag(NH3)2+/Ag; D.Ag(CN)2-/Ag 4. 某反应速度常数K的量纲为dm3.mol-1.s-1,该反应是 A.一级反应； B. 三级反应； C. 二级反应； D.1/2级反应 5. 下列卤化物中，共价性最强的是 A. LiI; B. BeI2 C.LiCl D.MgI2 6. 单键键能正确的大小顺序是 A.O-----O>S-S>Se-Se B.O-O>S-S>Se-Se C. O-O>S-S>Se-Se D. O-O>S-S>Se-Se 7 以Cr2O3为原料制备铬酸盐，应选的试剂是 A.Cl2; B.H2O2; C.KOH和KClO D.浓HNO3 8. 下列盐中，属于正盐的是 A.NaH2PO2 B.NaH2PO3 C.Na2HPO4 D.NaH2PO4 9. 既能溶于Na2S溶液，又能溶于Na2S2溶液的硫化物是 A.ZnS B.As2S3 C.CuS D.HgS 10. 下列含氧酸Ka1变化顺序不正确的是 A. HBrO4>HClO3>HClO B. H3SO4>H2P2O7>H3AsO4 C. H2SO4>H2SeO4>H6TeH6 D. HClO3>HIO3>H5IO6 二、填空题（共28分）（请按空格上的序号在答卷纸上写出相应的答案） 简答題： 1. 第一过渡系元素氧化态分布有什么特点？为什么ⅦB族后的Fe元素不易达到族号氧化态？ 答：氧化态分布的特征是两端少且氧化态低，中间氧化态多且高，元素呈现的氧化态与化合反应的能量及配位原子的性质有关：（1）Fe 原子虽然有8个价电子，但其要失去第七、第八个价电子时需要消耗很大的能量，虽然其形成化学键可获得一些能量，但其不能满足电离能的需要；（2）Fe的高氧化态，有很强的氧化能力，配体必须能与Fe共处。综上，Fe元素不易达到族号氧化态。 2. 钛被称作“第三金属”，请写出工业从TiO2矿抽取Ti的原理（用方程式表示）。 答：TiO2 + 2C + 2Cl2 →TiCl4 + 2CO TiCl4 + 2Mg → Ti + 2MgCl2 3. 为何氮气是反磁性物质而氧气却是顺磁性物质? 答：由分子轨道法，N2[KK(σ2s)2(σ2s*)2(π2p)4(σ2p)2]， 而O2[KK(σ2s)2(σ2s*)2(σ2p)2(π2p)4(π2p*)2]，N2分子中无成单电子而O2分子中两个三电子π键中各有一个成单电子，因而N2是抗磁性的，而O2是顺磁性的。 4. PF3和BF3的分子组成相似，而它们的偶极矩却明显不同，PF3（1.03D）而BF3（0.00D），为什么？ 答：这是因为P与B价电子数目不同，杂化方式也不同， 因而分子结构不同所致。PF3 中P采取sp3杂化方式，分 子构型为不对称的三角锥 形，键的极性不能抵消，因 而分子有极性；而BF3中B 采取sp2杂化方式，分子为 对称的平面正三角形，键的 极性完全抵消，因而分子无 极性。 5. PF3和BF3的分子组成 相似，而它们的偶极矩却明 显不同，PF3（1.03D）而BF3 （0.00D），为什么？ 答：这是因为P与B价电子 数目不同，杂化方式也不同， 因而分子结构不同所致。PF3 中P采取sp3杂化方式，分 子构型为不对称的三角锥 形，键的极性不能抵消，因 而分子有极性；而BF3中B 采取sp2杂化方式，分子为 对称的平面正三角形，键的 极性完全抵消，因而分子无 极性。 6. 热量和功是否为体系的 性质?是否为状态函数? 答：热和功都不是体系的状 态函数，而是过程函数。也 不是体系的性质，体系的性 质是描述体系的状态的物理 量，如T，V等。不能谈体系 在某种状态下具有多少功或 多少热量，它们只有在能量 变换时才会有具体的数值， 与途径有关，不同的途径， 数值不同。 7. 为何氮气是反磁性物质 而氧气却是顺磁性物质? 答：由分子轨道法，N2[KK(σ 2s)2(σ2s*)2(π2p)4(σ 2p)2]，而O2[KK(σ2s)2(σ 2s*)2(σ2p)2(π2p)4(π 2p*)2]，N2分子中无成单电 子而O2分子中两个三电子 π键中各有一个成单电子， 因而N2是抗磁性的，而O2 是顺磁性的。 8. 什么叫杂化？原子轨道 为什么要杂化？ 答：杂化是指形成分子时， 由于原子的相互影响，若干 不同类型、能量相近的原子 轨道混合起来重新组合成一 组新轨道的过程.原子轨道 之所以杂化，是因为：(1) 通 过价电子激发和原子轨道的 杂化有可能可以形成更多的 共价键； (2)杂化轨道比未 杂化的轨道具有更强的方向 性，更利于轨道的重叠；(3) 杂化轨道的空间布局使得化 学键间排斥力更小，从而分 子构型更稳定。 9. PF3和BF3的分子组成相 似，而它们的偶极矩却明显 不同，PF3（1.03D）而BF3 （0.00D），为什么？ 答：这是因为P与B价电子 数目不同，杂化方式也不同， 因而分子结构不同所致。PF3 中P采取sp3杂化方式，分 子构型为不对称的三角锥 形，键的极性不能抵消，因 而分子有极性；而BF3中B 采取sp2杂化方式，分子为 对称的平面正三角形，键的 极性完全抵消，因而分子无 极性。 选择题： 1．汞中毒的症状是 （ A ）(A) 贫血 (B) 骨头畸形、压迫骨头会 引起剧痛 (C) 会诱发癌症 (D) 颤抖、呆滞、运动失调， 严重时死亡 2．在人体血液中负责输送氧 气的金属蛋白是（ D ） (A) 肌红蛋白 (B) 铁贮存 蛋白 (C) 血蓝蛋白 (D) 血红蛋白 3．稀有气体中，最难被液化 的是 （ A ）(A) He (B)Ne(C)Xe (D) Kr 4．下列物质中，强烈氧化性 与惰性电子对效应无关的是 （ C ）(A) PbO2 (B) NaBiO3 (C) K2Cr2O7 (D) TlCl3 5. A → B + C是吸热的 可逆基元反应，正反应的活 化能为E正，逆反应的活化 能为E逆（B ）(A) E正 < E逆(B) E正 > E逆 (C)E 正 = E逆 (D) 三种都可能 6．下列锕系元素是人工合成 的是 （ B ）(A)Ac (B)Am (C)Th (D) U 7．维生素B12含有的金属元 素是 （ A ）(A)Co (B) Fe (C) Ca (D) Mg 8．废弃的CN－溶液不能倒入 （ C ）(A) 含Fe3+的 废液中 (B) 含Fe2+的废液 中 (C) 含Cu2+的酸性废液 中 (D) 含Cu2+的碱性废 液中 9. 速率常数k是一个 参数（ D ）(A) 无量纲 参(B) 量纲为 mol·L-1·s-1(C) 量纲为 mol2·L-1·s-1 的参数 (D) 量纲不定的参数 10．下列各元素中，电子亲 和能最高的是 （ C ）(A) Cs (B) Li (C) Cl (D) F 11．最早被发现的稀有气体 元素是 （ A ）(A) He (B)Ne (C)Ar (D) Kr 12．下列各元素中，第一电 离能最高的是 （ D ）(A) Cs (B) Li (C) O (D) F 13. 已知某一反应 A + B →C 的E正=50kJ/mol，则该 反应的E逆为 （ D ） (A) -50KJ/mol (B) < 50KJ/mol (C) > 50KJ/mol (D) 无法确定 14．在酸性溶液中，不能稳 定存在的是 （ A ） (A) VO43－ (B) CuSO4 (C) FeCl3 (D) Cr2O72－ 16．Ln3+离子不易形成羰基 化合物是因为它们 （ B ） (A) 无d电子 (B) 是硬酸(C)无空d轨道 (D) 轨道对称性不匹配 17. H2O2的分解反应为： H2O2(aq) →H2O(l) + 1/2O2(g)，下列表示的瞬时 速度中，正确的是 （ D ） (A) dc(H2O2)/dt (B)-dc(H2O)/dt(C)-dc(O2) /(2dt) (D) dc(O2)/(2dt) 18. 反应 X + Y → Z，其 速度方程式为：υ =k[X]2[Y]1/2，若X与Y的 浓度都增加4倍，则反应速 度将增加多少倍 （ D ） (A) 4 (B) 8 (C) 16 (D) 32 22下列元素中，电子亲和能 最高的是 （ B ）(A) F (B) Cl (C) Li (D) Cs 23．在酸性溶液中，不能存 在的物种是 （A）(A)FeO42-(B)CuI 第四章配合物 （一）配合物AYZ的价层电子对数计算： 中心原子价层电子数配位原子数n电荷数 2 注：(1)配位原子为H或卤素原子，则n1；配位原子为O,S,则n0；配位原子为N,则n1。价层电子对数 (2)电荷数：带正电时减去，带负电时加上。 （二）配合物的命名： （1）系统命名时，配体与中心原子名称间要加“合”字，简称时“合”字可以省略；系统命名时，要给出配体的个数，简称时可省略；配合物为阴离子或与之配对的阳离子为H时，需加“酸”结尾，若单独存在，称“酸根”。（2）当配合物形成体与多种配体配合时，有顺序： ①先无机后有机，如［Pt(en)Cl2］ ［Co(en)2Cl2］ClK［Co(en)Cl4］ ②先阴离子后中性分子，如［Pt(NH3)2Cl2］ K［Pt(NH3)Cl3］ 二氯一（乙二胺）合铂氯化二氯二（乙二胺）合钴四氯一（乙二胺）合钴酸钾二氯二氨合铂三氯一氨合铂酸钾 （三）磁矩的计算：n(n2)BM,其中n为配合物中未成对电子数。 适用条件：不适用于第四周期后元素的磁矩计算。 第五章化学热力学基础 （一）化学热力学基本公式： ①溶解度 m溶质 100g/100g（溶剂）m溶剂 n溶质m溶剂 ②质量摩尔浓度③质量分数 m溶质m溶液 ④物质的量分数 n1 ，（其中n1n2n总)n总 ⑤溶液的蒸气压P PB*B，(PB*为纯溶剂的蒸气压，B为溶剂摩尔分数） （二）等温等容：QV rUm 等温等压：QP rHm 而W nRT,rHm rUm nRT rUm W （三）吉布斯亥姆霍兹方程：rGm rHm T rSm 对于任意温度T下，均有rGm(T)rHm(298K)T rSm(298K)范特霍夫等温方程：rGm(T)rGm(T)RTlnK （四）物质在热力学标态下达到分解温度时，rGm0，而rGm0。 求分解温度的最低温度： ①隐藏已知条件rG（mT)0,则有rGm(T)RTlnK. ②情况一：反应后，系统内的各组分气体分压均与大气压P相等（达到平衡），则K1，rGm(T)0. 情况二：反应后，系统内的各组分气体分压不等于大气压P，则有rGm(T)RTlnKp. ③再有rGm(T)rHm(298K)T rSm(298K)，联合②中的式，即可求出温度T. （五）rSm［BSm(B)］Sm(生成物)Sm(反应物) rHm［B fHm(B)］fHm(生成物)fHm(反应物)同理rGm也可以这样计算。 注：对于稳定单质，fH（T）0kJ/mol.m 第六章化学平衡常数 （一）平衡状态时，rGm RTlnK （二）平衡常数的注意点： ①平衡常数只与温度有关，温度不变，平衡常数不变。 ②平衡常数是与化学方程式一一对应的。同一反应，方程式写法不同平衡常数 的数值不同。 （三）浓度平衡常数Kc与分压平衡常数Kp的关系： Kp K（RT)cK K（pp 1 )Kp （四）偶联反应的平衡常数：若rG（1）rG（2）rG（3），则 K1K2K3mmm (298K)11lnK1rHm （五）() lnK2RT2T1 第一章物质存在的状态………………………………………………………………2 一、气体 .......................................................................................................... 2 二、液体 .......................................................................................................... 3 ①溶液与蒸汽压 ................................................................................................ 3 ②溶液的沸点升高和凝固点的下降 ................................................................... 3 ③渗透压 .......................................................................................................... 4 ④非电解质稀溶液的依数性 .............................................................................. 4 三、胶体 .......................................................................................................... 4 第二章 化学动力学初步……………………………………………………………5 一、化学反应速率 ............................................................................................ 5 二、化学反应速率理论 ..................................................................................... 6 三、影响化学反应速率的因素 .......................................................................... 6 2、温度 ............................................................................................................ 7 第三章 化学热力学初步……………………………………………………………8 一、热力学定律及基本定律 .............................................................................. 8 二、化学热力学四个重要的状态函数 ................................................................ 9 4、自由能 ....................................................................................................... 10 ①吉布斯自由能 .............................................................................................. 10 ②自由能G ——反应自发性的判据 .................................................................. 11 ③标准摩尔生成自由能θ m f G ? (11) 中山大学 无机化学（上）期中考查试卷 化学、材料化学、临床医学专业2006级2006年11月27日 姓名: 班别: 学号: 一、选择题:请把正确答案的字母填在各小题前的( )内。(共15分) ( ) 1. NH4NO3固体溶解于水中，溶液变冷，该过程的?G、?H、?S的符号依次为 A. +，-，- ; B. -，+，+ ; C. +，+，- ; D. -，+，- ( ) 2. 关于“物质的量”，不正确的表述是 A. 0.60 mol O2 ; B. 2.63 mol Fe0.91S ; C. 2.0 mol 硫酸铜; D. 3.7 ? 10-4 mol Hg2Cl2 ( ) 3. 对于任意循环过程，不正确的表述是 A. ?G = 0, ?H = 0, ?S = 0; B. ?U = 0, ?G = 0, ?S = 0 ; C. ?G < 0, ?S = 0, ?H = 0; D. ?S = 0, ?H = 0, W = -Q ( ) 4. (1) 2 H2(g) + S2(g) = 2 H2S(g)K1 (2) 2 Br2(g) + 2 H2S(g) = 4 HBr(g) + S2(g)K2 (3) H2(g) + Br2(g) = 2 HBr(g)K3 同一温度，上述各反应平衡常数之间的关系是 A. K3= K1× K2； B. K3= K1/ K2； C. K3= (K1×K2)2； D. K3= (K1 ×K2)1/2 ( ) 5. 任何温度下均自发的过程是 A. ?H < 0, ?S > 0 ; B. ?H > 0, ?S > 0 ; C. ?H < 0, ?S < 0 ; D. ?H > 0, ?S < 0 ( ) 6. 根据“酸碱质子理论”, 不属于“共轭酸碱对”的是 A. NH3, NH4+ ; B. HAc, H2Ac+ ; C. H3O+, OH- ; D. H2PO4-, HPO42- ( ) 7. 欲配制pH = 3.70的缓冲溶液, 最好选取下列哪一种酸及其钠盐(共轭碱) A. H3PO4, K a1 = 7.5 ? 10-3 ; B. H2CO3, K a1 = 4.3 ? 10-7 ; C. HCOOH, K a= 1.8 ? 10-4 ; D. HAc, K a= 1.8 ? 10-5 ( ) 8. H2CO3(aq)在298 K的K a1 = 4.3 ? 10-7, K a2= 5.6 ? 10-11. 该温度下饱和H2CO3(aq)中[CO32-]r约等于 A. 0.10 ; B. 0.050 ; C. 5.6 ?10-11 ; D. 4.3 ?10-7 ( ) 9. 已知298 K，H2CO3(aq)的K a2 = 5.6 ? 10-11, 则0.10 mol?dm-3 Na2CO3溶液的pH = A. 2.22; B. 9.50; C. 10.32; D. 11.78 ( ) 10. 某反应的速率常数k的量纲是s-1, 该反应属于 A. 零级反应; B. 一级反应; C. 二级反应; D. 三级反应( ) 11. 已知: C(石墨) + O2(g) = CO2(g), ?H1 ?= -393.5 kJ?mol-1, CO(g) + 1/2 O2(g) = CO2(g) , ?H2 ?= -283.0 kJ?mol-1; 18.1 复习笔记 一、f区元素概述 f区元素包括镧系元素和锕系元素。近年来人们根据光谱实验结果，认为镧系元素应是57号元素La至70号元素Yb，锕系元素应是89号元素Ac至102号元素No。71号元素Lu和103号元素Lr则应分别是第5周期和第6周期的第一个d区元素，即ⅢB族元素。f区元素又称内过渡元素。 二、镧系元素 1．镧系元素的通性 （1）镧系元素基态原子的价层电子构型可以表示为4f0~145d0-16s2。镧系元素的特征氧化值是+3。 （2）镧系元素的原子半径和离子半径总的递变趋势是，随着原子序数的增大缓慢地减小（镧系收缩）。 （3）镧系元素的水合离子大多是有颜色的，这是由于产生f-f跃迁而引起的。几乎所有镧系元素的原子或离子都有顺磁性。 （4）镧系元素都是活泼金属，是较强的还原剂。由于镧系元素的离子半径很相近，其化合物的性质非常相似，所以它们在自然界中总是共生在一起，因此分离比较困难。 2．镧系元素的重要化合物 Ln的氧化物多数是白色的。Ln（OH）3大多是难溶的碱，碱性随Ln3+半径的减小逐渐减弱，胶状的Ln（OH）3能在空气中吸收二氧化碳生成碳酸盐。镧系元素的草酸盐 Ln2（C2O4），溶解度小。镧系元素的氢氧化物、草酸盐或硝酸盐受热分解可以得到 Ln2O3，镧系元素的配合物种类和数量比d区元素少，稳定性较差。 镧系元素氟化物难溶于水，其溶度积由LaF3到YbF3逐渐增大。 镧系元素与硫酸、硝酸、盐酸形成的盐都易溶解于水，结晶盐含有结晶水。硫酸盐的溶解度随温度升高而降低。 3．镧系元素的配合物 与d区元素相比，镧系元素形成的配合物种类和数量较少，且稳定性较差。 三、锕系元素 1．锕系元素的通性 （1）锕系元素 锕系元素都是放射性元素，其中铀后面的元素是以人工核反应合成的，称为超铀元素。 （2）锕系元素基态原子的价层电子构型 锕系元素基态原子的价层电子构型中，89～93号和96号元素有6d电子。锕系元素中，从Ac到Am具有多种氧化值并达到高氧化值，Cm以后的元素易呈低氧化值，稳定的氧化值多为+3，唯有No在水溶液中最稳定的氧化态为+2。 （3）锕系元素离子半径的变化规律 锕系元素相同氧化值的离子半径随原子序数的增加而逐渐缓慢地减小，称为锕系收缩。 （4）锕系元素的离子和单质 高考化学中常见的电子式大全 ————————————————————————————————作者：————————————————————————————————日期： 中学化学中常见的电子式大全原子 离子 单质分子 共价化合物 离子化合物 形成过程 电子式书写的常见错误及纠正措施 物质的电子式可体现其构成元素之间的结合方式，也决定着该物质的化学性质；对于简单微粒还可以通过电子式推导其空间结构。因此电子式是近几年高考的考查热点之一。但由于高中教材中未涉及电子亚层、分子轨道等理论知识，学生难以较系统理解微粒最外层电子的排布，而只能靠记忆、知识积累来处理这一类问题，错误率较高， 如将氧原子的电子式写成（正确应为）。典型错误归纳有以下两类：一、无法正确排列微粒中原子或离子的顺序。例如HClO的电子式写 O O H Cl O Mg2+ Cl 2 成： ； MgCl 2的电子式写成： 。二、不能正确表达共价键的数目。例如混淆O 2和H 2O 2中氧原子间的共用电子对数目。针对以上问题，笔者总结了三种书写短周期元素形成的微粒的电子式的小技巧，供大家参考。 一：“异性相吸、电荷交叉”让原（离）子快乐排队。 “异性相吸、电荷交叉”是指在书写电子式时让微粒中带（部分）正电荷的离（原）子与带负电荷的离（原）子交错排列。如次氯酸的分子式常被约定俗成为HClO ，但根据H 、Cl 、O 个三原子的氧化性（或电负性）差异可知该分子中H 、Cl 带部分正 电荷，O 带部分负电荷，因此HClO 的电子式应为 ：。对于离子化合 物Mg 3N 2，先可判断出式中Mg 为+2价，N 为-3价，根据“异性相吸、电荷交叉” 的规律其电子式为 。 这条规律几乎适用于所有的离子化合物，运用时要求大家首先能正确判断化学式含有的微粒种类和它们所带的电荷的正负。如MgCl 2由Mg 2+和Cl -以1：2的比例构成，Na 2O 2由Na +和O 22-以2：1的比例构成。而对于共价微粒、只有少数氧化性（电负性）相差很小的非金属原子形成的共价体有例外，例如HCN （其中C 为+4价、N 为-3价，电子式为 ）。高中阶段涉及的常见共价微粒（由短周期元素原子形成的共价微粒）的电子式基本都可以采用该规律来解决。 二、“电子分配求差量”揭开共用电子对数目的面纱。 该方法的理论依据来源于配位化学中的“18电子规则”。（参见《中级无机化学》唐宗熏主编，2003，高等教育出版社）虽然该方法仅适用于计算共用键的数目，对配位键则爱莫能助。但在高中阶段要求掌握的配位化合物较少，典型代表为 Fe(SCN)3、[Ag(NH 3)2]OH 、 ， 。该方法在高中阶段应用较广。具体算法以例说明： H C N H O Cl [Fe( —O - Mg 2+ N Mg 2+ N Mg 2+ 第5章 溶液与电离平衡 习题答案 原子量取四位有效数字，计算过程采用“四舍六入五成双”取舍，热力学数据除题目给出外均引用自书后附录以及兰氏手册。 1. 实验室某些常用的试剂百分浓度及密度分别是： （1）浓盐酸：含HCl 37.0%，密度1.19 g ?cm -3；加至3位有效数字 （2）浓硫酸：含H 2SO 4 98.0%，密度1.98 g ?cm -3； （3）浓硝酸：含HNO 3 70.0%，密度1.42 g ?cm -3； （4）浓氨水：含NH 3 28.0%，密度0.900 g ?cm -3。 试分别计算它们的物质的量浓度。 解：（1） -33-3-13 1.19g cm 1000cm 37.0% 12.0mol dm 36.5g mol 1.0dm n c V ???===??? （2）19.8 mol·dm -3 （3）15.8 mol·dm -3 （4）14.8 mol·dm -3 2. 是非题 （1） 0.10 mol .dm -3 HAc 溶液中c (H +) ＝ 1.3?10-3 mol .dm -3，故0.050 mol .dm -3 HAc 溶液中c (H +) ＝ 0.65?10-3 mol .dm -3； （2）向浓度均为0.10 mol .dm -3的NH 3? H 2O- NH 4Cl 的缓冲溶液中，加入HCl 使c (HCl) = 0.099 mol .dm -3，则由于溶液的缓冲作用，pH 不变； （3）Na 2CO 3溶液中通入适量CO 2气体，便可得到一种缓冲溶液； （4）多元弱酸盐的水解（如Na 3PO 4），以第一步水解为主； （5）将浓度均为0.10 mol .dm -3的HAc 和NaAc 混合溶液冲稀至浓度均为0.05 mol .dm -3，则由于HAc 电离度增大，混合溶液的酸度降低； （6）在一定的温度下，改变溶液的pH ，水的离子积不变； （7）弱电解质的电离度随弱电解质浓度降低而增大； （8）NH 4Ac 为一元弱酸碱盐，水解程度很大，故其水溶液的酸碱性很大。 解：（1）错误，因为乙酸不是强酸，在稀释过程中电离平衡会向右移动，氢离子浓度应略高于0.65X10-3mol/dm -3。 （2）错误，缓冲溶液只能在一定程度下减弱外来酸碱对pH 的影响，本题中HCl 已使（NH 4+）/（NH 3·H 2O ）明显上升，所以pH 会有变化。 （3）正确，通入适量的CO 2可以形成（HCO 3-—CO 32-）缓冲体系。 （4）正确，因为第一步水解产生的OH -会强烈地抑制第二步的水解。 （5）错误，因为在稀释过程中，c (HAc)和c (Ac -)同等程度变小，据公式 r O a r H p p lg( )c =K c -酸 盐 ，因为r r r r ( )( )c c c c =酸 酸 盐 盐 稀释前稀释后，所以溶液的酸度不变。 （6）正确，水的离子积是只与温度有关，在一定温度下是常数。 （7 ）正确，ini c α≈ = 西北大学化学系2003～2004学年度第二学期 《中级无机化学》试题及答案 一 按要求回答下列各题(6×5) 1 (1) 确定化合物B 10CPH 11的构型并予以命名； (2) 利用三中心两电子键理论判断B n H n 2－阴离子多面体结构中所包含的化学键的类型和数目。 解：(1) B 10CPH 11，写作(CH)(BH)10P ，a ＝1，q ＝0，c ＝0，p ＝10，一个P 原子， n ＝a ＋p ＋(P 原子数)＝1＋10＋1＝12，b ＝(3×1＋2×10＋ 3)/2＝13＝12＋1， 属闭式结构 命名：闭式－一碳一磷癸硼烷(11)或闭式－一碳一磷代十二硼烷(11) (2) B n H n ＋2－22－，c=2，m ＝2，n ＝n ，写出拓扑方程并求解 n －2＝s ＋t m －2＝2－2＝0＝s ＋x n －m/2＋c ＝n －2/2＋2＝n ＋1＝x ＋y B －B 键的数目：3， 三中心两电子硼桥键的数目：n －2； 2 假定LiH 是一个离子化合物，使用适当的能量循环，导出H 的电子亲合焓的表达式。 解： △Lat H m θ(LiH, s) △EA H m θ(H)＝(△atm H m θ＋△I 1H m θ)Li ＋△f H m θ(H)－△f H m θ(LiH ，s)－△Lat H m θ(LiH, s) 3 应用Pauling 规则， (1) 判断H 3PO 4(pK a ＝2.12)、H 3PO 3(pK a ＝1.80)和H 3PO 2(pK a ＝2.0)的结构； (2) 粗略估计H 3PO 4、H 2PO 4－和HPO 42－的pK a 值。 解：(1) 根据pK a 值判断，应有相同非羟基氧原子。 H 3PO 4： H 3PO 3： H 3PO 2： (2) H 3PO 4：一个非羟基氧原子，pK a 值约为2；H 2PO 4－：pK a 值增加5，约为7；HPO 42 －pK a 约为12。 4 用VSEPR 理论预言下列分子或离子的结构，并写出它们所属的点群： f m θ P H HO HO P OH HO HO P H HO H 无机化学复习总结 无机化学复习不完全攻略(原创，有不足，请指点)5 j5 K# N. x2 r) 转载自free kao yan6 n! Z+ E9 T; _) m/ U 首先说明一下,我是复习考有机专业的,因为接触无机比较早,也看过一些无机的教材,对无机的知识点略有了解,同时应版主要求,把版中无机的讨论带动起来,故介绍一下个人学的无机的心得,供大家参考,仅代表个人观点. & B$ {0 `1 t3 h7 ~ 无机的东西比较杂,并且比较松散,主要可以分为理论部分和元素化合物部分! V% q* h7 C' G+ O 理论部分主要分为四大结构和四大平衡,以及化学热力学,动力学初步和溶液 四大结构:原子结构,分子结构,配合物结构,晶体结构 四大平衡:酸碱平衡,沉淀溶解平衡,配位离解平衡,氧化还原平衡 如果你考物化的话化学热力学和动力学基础就不用看了,物化讲的比这个透彻得多,平衡的总纲以及溶液部分在物化里面也是讲的很详细; 如果你分析化学学得好的话,四大平衡也可以少看很多,因为分析化学就是建立在四大平衡的基础上的(仪器分析不算,呵呵); 5 `2 f: h; A$ f/ f+ F5 k 而结构化学里面所涉及到的结构问题又比无机的四大结构深多了,同样如果你在这方面比较强,那四大结构又省了很多事. 但是如果每门掌握的都不透彻怎么办呢?不要担心,无机的理论部分 仅仅是是一个大纲性质的东西,也就是总结性的概括.所以每种理论都有,但是每种理论要求都比较简单,按照四大结构-四大平衡-化学热力学初步-化学动力学初步-溶液的顺序自己仔细地过一遍也不是很难的事情,起码我感觉比自学有机容易多了,呵呵 如果你的化学基础比较扎实,也不要在旁边偷偷笑,正所谓"结构决定性质",无机尽管理论比较简单,但是其精髓在于用简单的理论解释大量的现象和物质性质,在你掌握相关理论的基础上要能够灵活地把它们运用到平时见到的单质和化合物的性质解释.这样才算真正掌握了无机的理论. 总的来说无机的理论部分重点在运用. s5 V [. M$ }# E) Z 而无机化学的重点则元素部分,这个也是无机主要讲的东西以及无机的特点., Y2 A. _0 I, {& Q3 Y4 ^" z- G" a 首先建议周期表最好是背过,认识并且会写除f区以外的元素,镧系最好能背过,一些重要的比如说La Ce也要知道的.* ~8 E+ ?2 e3 m$ G2 @ 个人感觉主族元素里面比较重要的是B,P,S,Sn,Pb,As,Bi,4 W' N: X5 ?8 h 副族里Hg,Co,Cr,Mn,Ti,V,Cu等比较重要,下面分主族和副族元素分开介绍:, I* Q6 y8 _- _' l' b, U7 Y w 第一主族里面要注意过氧化物,超氧化物,臭氧化物的结构和生成条件,焰色反应的火焰颜色(包括碱土金属和少量过渡金属的都要知道),以及碱金属的不溶盐; 无机化学实验教学大纲 （2010） 中山大学化学与化学工程学院 课程名称（中文）无机化学实验 课程名称（英文） Experimental Inorganic Chemistry 课程编号 02141071 课程性质独立设课课程属性基础课 教材及实验指导书名称： 《基础化学实验》第一版，刘汉标、石建新、邹小勇等编著，科学出版社，2008年 《无机化学实验》第三版，中山大学等校编，高等教育出版社，1992年 《无机化学实验补充教材》，无机化学实验教学小组编著，2009年 学时学分：总学时 90 总学分 3 实验学时 90 实验学分 3 应开实验学期一～二年级一、四学期 适用专业化学类各专业 先修课程无机化学（可同时开课） 一、课程简介及基本要求 《无机化学实验》是以实验操作为主的技能课程，它既是一门独立的课程，又与相应的理论课——《无机化学》——有紧密的联系。它具有自己的培养目标、教学思想、教学内容和方法。本课程的目标是：在培养学生掌握实验的基本操作、基本技能和基本知识的同时，努力培养学生的创新意识与创新能力。为了达到这一目标，本课程按照下述指导思想进行改革：压缩单纯的验证性实验内容、将基 本操作融入综合实验、增加综合与设计实验。本课程的内容分为三个层次：基础实验（验证性实验与基本操作）、综合实验和设计实验（含学生自带课题）。在后两个层次的实验中，融入了我校化学院教师具有特色的科研项目，目的是通过完成这些带有研究性质的实验，使学生有独立解决问题的机会，以培养学生的科研意识与创新意识。通过实验课的训练，学生应达到下列要求： 1. 从实验获得感性认识，深入理解和应用《无机化学》理论课中的概念、理论，并能灵活运用所学理论知识指导实验。 2. 规范地掌握化学实验的基本操作与基本技能，包括：玻璃仪器的清洗，简单玻璃仪器的制作，加热和冷却方法，常见离子的基本性质与鉴定，基本物理常数的测定方法，典型无机化合物的基本合成、分离、纯化方法，紫外－可见分光光度法等。 3. 具有仔细观察进而分析判断实验现象的能力，能正确诚实记录实验现象与结果；处理实验结果时具有逻辑推理、做出正确结论的能力；在分析实验结果的基础上，能正确地运用化学语言进行科学表达，独立撰写实验报告；具有解决实际化学问题的实验思维能力和动手能力。 4. 能根据实验需要，通过查阅手册、工具书及其它信息源获取必要信息，能独立、正确地设计实验（包括选择实验方法、实验条件、仪器和试剂、产品质量鉴定等），独立撰写设计方案，具有一定的创新意识与创新能力。 5. 具有实事求是的科学态度、勤俭节约的优良作风、认真细致的工作作风、相互协作的团队精神、勇于开拓的创新意识等科学品德和科学精神。 6. 能掌握仪器设备（如气相色谱、红外光谱、紫外－可见分光光度计、差热分析仪等）的测试原理与应用范围，并能正确使用仪器设备。 7. 对基地班及逸仙班的同学开展研究式实验教学，要求学生具有初步科研能力，每人能独立撰写1～2篇研究性小论文。 8. 要求课前进行预习，弄懂实验目的与原理，熟悉实验内容与步骤，写出预习报告。 第一章 物质的状态 理想气体：是设定气体分子本身不占空间、分子间也没有相互作用力的假想情况下的气体。 实际气体：处于高温（高于273 K ）、低压（低于数百千帕）的条件下，由于气体分子间距离相当大，使得气体分子自身的体积与气体体积相比可以忽略不计，且分子间作用力非常小，可近似地将实际气体看成是理想气体。 pV = nRT （理想气体状态方程式） R 称为比例常数，也称为摩尔气体常数。 R = Pa·m3·mol-1·K-1 = kPa·L·mol-1·K-1 = ·mol-1·K-1（Pa·m3=N·m-2·m3=N·m = J ） 道尔顿理想气体分压定律 式中 xi 为某组分气体的摩尔分数。理想气体混合物中某组分气体的分压等于该组分气体的摩尔分数与总压力的乘积。 分体积定律 当几种气体混合时，起初每一种气体在各处的密度是不同的，气体总是从密度大的地方向密度小的地方迁移，直至密度达到完全相同的状态，这种现象称为扩散。 相同温度、相同压力下，某种气体的扩散速度与其密度的平方根成反比，这就是气体扩散定律。用u i 表示扩散速度，ρi 表示密度，则有： 或 式中u A 、u B 分别表示A 、B 两种气体的扩散速度，ρA 、ρB 分别表示A 、B 两种气体的密度。 同温同压下，气体的密度（ρ）与其摩尔质量（M ）成正比，据此可以表示为： 对理想气体状态方程进行修正 对n = 1 mol 实际气体，其状态方程为： 气体分子运动论的主要内容包括以下几个假设： （1）气体由不停地作无规则运动的分子所组成； （2）气体分子本身不占体积，视为数学上的一个质点； i i RT RT p p n n V V =∑=∑=i i i i i p n n p p x p p n n === 或1212= = +++ i i i i n RT n RT n RT nRT V V V V p p p p =???=+???=∑ ∑ i u A B u u A B u u 2 2()()an p V nb nRT V +-=2()()m m a p V b RT V +-= 无机化学总结 在学习方法上要求： 一、要掌握基本概念、基础知识 1 基础知识，例如元素名称，符号，周期表，重要的方程式，重要单质的制备、 性质及用途，重要化合物的制备、性质及用途； 例如：重要的氧化剂：KMnO4、K2Cr2O7、PbO2、H2O2、Cl2、NaClO、KClO3等 还原剂：SnCl2、H2C2O4、Na2SO3、H2S、KI、 沉淀剂：C2O42-、CrO42-、S2-、CO32-、OH- 配合剂：NH3、H2O 、CN-、SCN-、S2O32- 显色剂等； 2、一些重要的基本理论：如：化学键理论： ①VBT：经典的价键理论、价层电子对互斥理论、杂化理论、 ②CFT： ③MOT： 原子结构理论 酸碱理论 氧化还原理论 3、各种概念的具体定义，来源，使用范围；各种定律、定理、规则及使用条件 等；例如：PV=nRT 使用条件为高温低压；配合物的定义、K稳的定义等。 镧系收缩、 4、一些伟大科学家的重要贡献； 例如：1893年瑞士年仅26岁的化学家维尔纳（Wrener,A）提出PV=nRT 使用条件为高温低压理论，成为化学的奠基人。 Pauling 阿累尼乌斯（Arrhenius,S.） 5、一些科学方法，例如测定分子量的方法（四种）、测定原子量的方法；使自己 在科学思维能力，科学方法上得到提高。特别是实验方法，动手操作能力上得到提高。 6、掌握学习方法。例如：演绎法，归纳法。 按照自己的习惯，建立一套适应自己的学习方法。 二、要系统总结所学过的知识 1、整个无机化学：一个气体定律（四个定律）两个基础知识（热力学、动力学）三个结构（原子结构、分子结构和晶体结构）四大平衡（酸碱平衡、沉淀溶解平衡、氧化还原平衡和配合平衡）及各种元素的性质。中级无机化学作业
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