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无机化学总复习习题课

无机化学总复习习题课


总复习习题课

一、几种常见的化学键理论
1、 路易斯理论 同种原子之间以及电负性相近的原子之间通过共用电 子形成分子,通过共用电子对形成的化学键为共价键,形

成的分子为共价分子。
解释分子中,每个原子均应具有稳定的稀有气体原子 的8电子外层电子构型,习惯又称为“八隅体规则”。

为共价键理论奠定基础。

2、价键理论
共价键的形成:自旋相反的两个电子的电子云密集在两个原子 核之间,降低了两核之间的正电排斥,是系统能量降低,从 而形成稳定的共价键。 共价键的本质:是电性的。

共价键的结合力:是两个原子核对共用电子对形成负电区域的
吸引力,而不是正负离子之间的库伦作用力。 共价键的类型:δ键和π键 其作用:能解释简单的δ键和π键,共价键的形成过程和本质, 成功的解释了共价键的方向性和饱和性等特点。

3、价层电子对互斥理论(VSEPR)
1、 VSEPR理论要点 2、确定分子构型的一般规则: A B 确定中心原子的价电子对数 根据价电子对数确定价电子对电子构型

C
D

绘出构型图
确定稳定构型

用VSEPR理论可预测分子的几何构型以及估计键角的变化

ABnLm 分子的中心原子的价电子对排布方式和分子 的几何构型
A的 价电 子 对数 2 孤 键 对 对数 数 n m 2 0

分子类型 ABnLm

A的价电子对 分子的 的排布方式 几何构型

实例

AB2

直线形 平面 三角形

BeCl2,CO2 BF3,BCl3, SO3,CO32,NO3-

3 3 2

0

AB3

1

AB2L

V形

PbCl2,SO2, O3,NO2, NO2-

A的 价电 子 对数

键 孤 对数 对数 n m

分子类型 A的价电子对 ABnLm 的排布方式

分子的 几何构型

实例

4

0

AB4

四面体 三角 锥形

CH4,CCl4, SiCl4,NH4+, SO42-,PO43NH3,PF3, AsCl3, H3O+,SO32-

4

3

1

AB3L

2

2

AB2L2

V形

H2O,H2S, SF2,SCl2

A的 键 价电 对 子 数 对数 n

孤 分子类 对数 型 m ABnLm

A的价电子 对的排布方 式

分子的 几何构型

实例

5

0

AB5

三角 双锥形

PF5,PCl5, AsF5

5

4

1

AB4L

变形 四面体

SF4,TeCl4

3

2

AB3L2

T形

ClF3,BrF3

键 A的 对 价电子 数 对数 n 2

孤 对数 m

分子类型 A的价电子对 ABnLm 的排布方式

分子的 几何构型

实例

3

AB2L3

直线形

XeF2,I3,IF2SF6,SIF62,AlF63ClF5, BrF5,IF5 XeF4,ICl4-

6 6
5

0

AB6

正八面体

1

AB5L

四角锥形

4

2

AB4L2

平面 正方形

4、杂化轨道理论 杂化轨道的类型:sp3、 sp2、 sp、 dsp3、 sp3d 、d2sp3 sp3d2、 sp3d3 用杂化轨道理论讨论问题,是在已知分子的分子的几

何构型尤其是在键角的基础上进行的。
例:解释下列分子或离子中形成的共轭π键。 (1)NO2,П33,(2)CO32-, П36,(3)O3, П34

5、分子轨道理论 A 排布原则:和电子填充原子轨道的三原则相同 能量最低原理,保里不相容原理、洪特规则 B C 非键电子、 σ 键、 π 键 键级=
成键轨道电子总数-反 键轨道电子总数 2

键级越大,键长越短,键能越高;键级为零,没有成键作用

解释物质的顺磁性,化合物的稳定性。

二、化合无颜色的判断
1、d-d跃迁:一般过渡金属及其化合物带有颜色。对于d轨道

全空(d0)或全满(d10)的过渡金属离子,由于不能产生
d-d跃迁,因而无色。 2、荷移跃迁:MnO4-、 Cr2O72-、 VO3-、 CrO43-、PbO2、 HgI2 、Cu2O 、 V2O3 3、极化作用:极化作用越强,对于化合物的颜色影响越大。

如AgCl、AgBr和AgI随相互极化作用增加而颜色有白色到淡
黄色再到黄色。

离子的极化作用
离子极化作用强弱取决于(阳离子): (1)电荷越高极化作用越强:eg:Si4+> Al3+> Mg2+> Na+

(2)对于不同电子层结构的阳离子,它们的极化作用大小的
顺序为:18或(18+2)电子构型的离子>9-17电子构型的 离子>8电子构型的离子 (3)电荷相等、电子层结构相等的离子,半径小的具有较强 的极化能力。

(4)同一主族半径小的极化能力强。

三、配合物稳定性的判断 配合物的稳定性其实质就是配位单元的稳定性。 1、中心与配体的关系 软亲软,硬亲硬;软亲硬,不稳定。 2、螯合效应:螯合物以五元环、六元环螯合物最稳定。

3、中心的影响:
(1)中心的电荷:同一元素或同周期元素作为中心,中心的 电荷越高,配位化合物越稳定。 (2)中心所在周期:同族元素作为中心,中心所处的周期数越 大时,其d轨道交伸展,配位化合物越稳定。

4、配体的影响:配体中配位原子的电负性越小,给电子能力 越强,配合物越稳定。 5、内轨型 6、EAN:过渡金属价层达到18个电子时,配合物一般较稳定。 7、极化作用:极化作用越强越稳定。

四、根据电极电势判断某种氧化态的稳定性 1.电对电极电势越高,氧化性越强;电对电极电势越低,还

原性越强。
2、用图解法研究电势时, A------B-------C 若E(右)>E(左),即B作为氧化型时的电对B/C的电 势大于其作为还原型时的电对A/B的电势,则B要发生歧化

反应,则B不稳定。这也是歧化反应的条件。
3、若E(右)<E(左),则B稳定,B不发生歧化反应,而A 和C发生反应生成B。

五、氢化物酸性强弱的规律 1、同一周期的元素氢化物的酸性随原子的序数 增加而增强。 第二周期 PKa 第三周期 PKa NH3 35 PH3 27 H2O 16 H2Se 7 HF 3.2 HBr -7

原因:

同一周期中,直接同质子相连的原子的氧化数逐渐降

低,因此,所带的负电荷因此减少,从而使原子的电子密度 越来越小,吸引质子的能力越来越弱,所以相应的氢化物的 酸性依次增强。 2、同一主族的元素的氢化物的酸性随原子序数的增加而增强。 原因:同一族的氢化物中,同氢结合的原子的电荷相同,而半 径随原子序数逐渐增大,使原子的密度逐渐减小,对氢质子的

吸引减弱,酸性依次增强

六、含氧酸的酸性强弱规律
1、同一周期同种类型的含氧酸,随中心原子原子序数的增

加,酸性依次增强。
2、同族元素中,同一类型的酸,随中心原子原子序数增大, 酸性依次减弱。

3、R原子相同,酰氧原子越多(中心原子的氧化数越高),
酸性越强。

? ?

H4SiO4<H3PO4<H2SO4<HClO4 同一周期酸性逐渐增强。中心原子的电负性逐渐增高,与 羟氧原子争夺电子的能力增强,使羟氧原子的密度逐渐降 低,吸引质子的能力越来越弱,因此酸性逐渐增强。

?

!!!仅限于同一类型的酸

? ? ?

HClO > HBrO > HIO HClO3 > HBrO3 > HIO3 HClO4 > HBrO4 > HIO4 氧原子数相同,R电负性越强,与羟氧原子争夺电子的能力 增强,使羟氧原子的密度降低,吸引质子的能力越弱,因 此酸性越强。

?

?

?
?

?

HClO4>HClO3>HClO2> HClO HBrO4>HBrO3> HBrO 酰氧原子越多,使中心原子电子密度降低,使R所带的正电 荷进一步提高,对羟氧原子外层电子的吸引力增强,羟氧 原子的电子密度降低,吸引质子的能力减弱,酸性越强。 !!例外

七、无机含氧酸的氧化性 1、同周期主族元素含氧酸的氧化性从左到右增强,其电势值 显著升高。 例如:H4SiO4<H3PO4<H2SO4<HClO4 同一周期副族元素含氧酸的氧化性从左到右也增强。

2、同一主族元素含氧酸的氧化性从上到下呈现波浪式变化,
第2、4、6周期的电势值较高,第3、5周期的电势值较低。 3、同一元素在均为稀酸的条件下,低价态的酸比高价态酸的 氧化性强。 4、对于同一种含氧酸及其盐来说,一般浓酸氧化性大于稀酸,

含氧酸氧化性大于含氧酸盐。

硝酸盐的分解规律 1.碱金属和碱土金属(不包括Li,Be,Mg),其分解产物为:

MNO2 + O2
2.金属活泼性在Mg与Cu之间的金属(包括Li,Be,Mg,Cu) 其分解产物为: MO + NO2 + O2

3.活泼性比Cu差的金属,其分解产物为:
Hg, Ag, Pt, Au: M + NO2 + O2

硝酸盐的热稳定性与阳离子的极化能力有关,阳离子的极化 能力越强,硝酸盐越不稳定,分解反应越容易进行。

硫化物的溶解规律: 溶于稀盐酸: Al3+,Cr3+,Zn2+,Mn2+,Fe2+,Fe3+,Co2+,Ni2+,Ba2+等的硫化物沉淀 溶于浓盐酸的: CdS,PbS,SnS,SnS2,Bi2S3,Ag2S
As3+ ,As5+ 的硫化物不溶于浓盐酸,溶于NaOH

Sb3+ ,Sb5+ 溶于浓盐酸,溶于NaOH
CuS溶于HNO3,不溶于HCl HgS溶于王水和Na2S

期末考试题型 ? ? ? ? ? ? 选择题(1’×15) 填空题(1’×15 ) 问答题(共六题,15’) 鉴别题(10’+ 5 ’ ) 配平方程式( 2’×5) 计算题(10’ ×2)

第三章
? ? ? ? f H m , ? f Gm , S ? 定义,反应熵变? r Sm估计

(通过反应式判断)
第五章
平衡常数的表达式与计算

第六章 1.量子数的表示方法 2.电离能、电子亲和能、电负性的相关规律 3.分子间作用力存在的形式,以及它们对溶沸点的影响。

计算

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由Nernst公式求K稳

E

θ Ag(NH ) ? /Ag 32

=

E?

+ 0.0592lg Ag+/Ag 1

1 K稳

第十二章 ? 单质的保存方法 ? 氧化物,过氧化物,超氧化物,臭氧化物与水的反应 ? 氢氧化物的溶解度

19-22章 过渡金属 Cr Mn Fe V等元素的常见离子在水溶液中的颜色 常见化合物的俗名。


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