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无机化学A提纲2讲解
第一章气体和溶液
一、理想气体状态方程
二、Dalton分压定律
混合气体的总压力等于混合气体中各组分气体分压力之和。
PB=XBP
三、稀溶液的通性(依数性)
⒈溶液的蒸气压下降⒉溶液的沸点上升
⒊溶液的凝固点下降⒋溶液具有渗透压
四、溶胶溶液
1.基本特征:
多相性、高分散性、热力学不稳定性。
2.溶胶性质:
布朗运动、丁达尔效应、电泳。
3.溶胶相对稳定性的原因:
布朗运动,胶粒带电,溶剂化作用。
4.溶胶聚沉的因素:
电解质的聚沉作用,溶胶的相互聚沉,加热。
习题7、10、11、12、14、18
第二章化学热力学初步
一、状态函数
二、热力学第一定律U=Q+W
三、热化学
1、焓H=U+PV;焓变△H=H2-H1Qp=△H;Qv=△U
△H=△U+p△V=△U+△nRT(气体)
2、热化学方程式及反应进度
3、盖斯定律
化学反应无论是一步完成还是分步完成,其效应完全相同。
4、标准生成焓
在标准态和指定温度(通常298K),由指定单质生成1mol的纯物质时的反应热称为该物质的标准摩尔生成焓。
由标准摩尔生成焓计算反应的标准摩尔焓变。
四、热力学第二定律
1、在孤立系统的任何自发过程中,系统的熵总是增加的。
∆S孤>0
2、热力学第三定律:
在热力学温度0K时,任何纯物质的完整晶体的熵值为0。
3、标准熵:
在标准态下,1摩尔纯物质的熵称为该物质的标准摩尔熵(简称标准熵)。
由标准摩尔熵计算反应的标准摩尔熵变。
五、吉布斯自由能
G=H-TS
1、Gibbs-Helmholtz方程:
△G=△H-T△S
2、自由能变与反应自发性判据:
封闭体系,等温等压,只作体积功的条件下
△G<0正反应自发.
△G=0平衡状态.
△G>0逆反应自发.
3、标准生成吉布斯自由能
在指定温度和标准态下,由指定单质生成1mol某物质的吉布斯自由能变,称为该物质的标准生成吉布斯自由能
由标准生成吉布斯自由能计算反应的标准摩尔吉布斯自由能变。
4、△G与温度的关系
△rGθ(T)=△rHθ(T)-T△rSθ(T)≈△rHθ(298)-T△rSθ(298)
转向温度T转=△rHθ(298)/△rSθ(298)
5、范托夫等温方程
气体:
a=p/pθ
溶液:
a=c/cθ
固体和纯液体a=1
课后题1、3、6、9、15、17、21
第三章化学平衡和化学反应速率
一、化学平衡
1、化学平衡的特征
2、标准平衡常数及有关计算
3、多重平衡规则
如果某反应可以由几个反应相加(或相减)得到,则该反应的平衡常数等于几个反应的平衡常数之积(或商)。
二、化学平衡的移动
1.LeChatelier原理—简单情况
2.反应的吉布斯自由能变来判断—复杂情况
反应正向进行
平衡状态
反应逆向进行
四、化学平衡移动程度的计算
1.浓度和压力改变不会影响平衡常数,利用平衡常数对平衡移动作定量计算
2.温度对化学平衡的影响表现为平衡常数随温度而变
五、化学反应速率
1、质量作用定律(浓度的影响)
对一般基元反应
速率方程:
k:
速率常数,随温度、溶剂、催化剂而变。
2、温度对反应速率的影响
多数反应,温度升高,速率增大。
Arrhenius方程
应用:
课后题4、7、8、14、24、27
第四章解离平衡
一、酸碱质子理论
共轭酸碱对、两性物质、酸碱反应的实质、解离常数Ka,Kb
二、弱酸、碱的解离平衡
1、一元弱酸碱的解离平衡
2、解离度α
(稀释定律)
3、多元弱酸碱近似为一元弱酸碱处理
4、两性物质的解离平衡
5、同离子效应和盐效应
三、缓冲溶液
1、组成----共轭酸碱对
2、pH值的计算
3、缓冲容量:
1)缓冲容量越大,缓冲能力越强
2)影响缓冲容量的因素
4、有效缓冲范围:
pH=pKa±1
四、沉淀溶解平衡
1、溶度积常数
2、溶度积和溶解度的关系
3、溶度积规则
1)Q<不饱和溶液,无沉淀析出,
若原来有沉淀存在,则沉淀溶解,
2)Q=饱和溶液,处于平衡
3)Q>过饱和溶液,沉淀析出
4、沉淀的生产和溶解
注意:
弱酸、弱碱溶液中各种离子浓度的计算
5、分步沉淀和沉淀的转化
如何判断沉淀顺序,沉淀是否完全?
沉淀转化的方向?
等
课后题1、2、3、6、8、18、20、21、22、27、30
第五章氧化还原反应
一、基本概念
二、离子—电子法(半反应法)配平氧化还原方程式
三、电极电势
1.简单原电池的表示方法
2.标准电极电势、标准氢电极及标准电极电势表
3.能斯特方程式
298K时:
注意:
对于有H+(OH-)参加的电极反应,溶液酸度会影响其电极电势。
4.吉布斯自由能变和电极电势的关系
四、电极电势的应用
1.计算原电池的电动势(两种方法)
2.判断氧化还原反应进行的方向(对角线规则)
3.选择合适的氧化剂和还原剂
4.判断氧化还原反应进行的次序
5.判断氧化还原反应进行的程度
6、测定某些化学常数
五、元素的电势图及其应用
课后题7、8、12、13、15、20、22、23、26
第六章原子结构
一、微观粒子的波粒二象性及不确定原理
二、氢原子核外电子的运动状态
1.四个量子数n、l、m、ms
2.波函数角度部分分布图
3.电子云的角度部分分布图
三、多电子原子核外电子运动状态
1.屏蔽效应和钻穿效应
2.原子核外电子的排布
1)保利不相容原理
2)能量最低原理1s,2s,2p,3s,3p,4s,3d,4p,5s,4d,5p,6s,4f,5d,6p
3)洪特规则
3.原子轨道失电子顺序:
np,ns,(n-1)d,(n-2)f
四、原子结构和元素周期律
1.核外电子排布和周期表的关系
周期数=电子层层数=n
主族的族数=最外层电子数;
副族的族数=最外层电子数+次外层电子数
元素的分区:
s区,p区,d区,ds区,f区。
2.原子结构与元素基本性质
原子半径:
同一主族自上而下半径增大,同一周期自左到右半径逐渐减小。
电离能:
同一周期由左往右逐渐增大,同一主族逐渐减小,例外:
Be>B,N>O(解释原因)
电子亲和能:
变化规律同上。
例外:
第三周期大于第二周期,如S>O
电负性:
变化规律同上。
课后题6、8、10、13、15、18、24、27、28
第七章分子结构
一、离子键理论
1、基本要点
2、离子半径变化规律
二、价键理论
共价键的本质、形成本质、特征和分类。
三、杂化轨道理论
类型
轨道数目
杂化轨道夹角
轨道形状
实例
sp
2
180°
直线
BeCl2,HgCl2
sp2
3
120°
平面三角
BF3
sp3
4
109.5°
四面体
CH4,SiCl4
不等性sp3
4
90°~
109.5°
三角锥
V型
NH3
H2O
四、分子轨道理论
1.原子轨道线性组合遵循三原则
•对称性匹配;能量相近;最大重叠
2、电子在分子轨道中填充的原则:
•最低能量原理;Pauli不相容原理;Hund规则
3、同核双原子分子轨道能级图
O2[(σ1s)2(σ1s*)2(σ2s)2(σ2s*)2(σ2px)2(π2py)2(π2pz)2(π2py*)1(π2pz*)1]
键级=1/2(成键轨道中的电子数-反键轨道中的电子数)
五、分子的极性和分子间作用力
1.偶极矩
2.分子的极性和化学键的极性关系
3.分子间力-定向力、诱导力和色散力
六、离子极化
1.极化作用强弱跟离子的极化力和变形性相关。
2.离子的极化作用对化合物性质的影响
八、氢键
1.分子间氢键和分子内氢键
2.氢键的特点及对化合物性质的影响。
课后题4、5、10、14、15、19
第八章配位化合物
一、配位化合物的定义和组成
二、配合物的命名
配体数配体名称合中心元素名称(罗马数字表明氧化态值)
三、配位化合物的异构现象(了解)
四、配合解离平衡(了解)
课后题1、2、3、7、17
题型:
选择;填空;判断;简答;计算
另外:
实验部分不单独考试,理论考试中会涉及小部分实验内容。
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