無機化學復習提綱.doc

二、原電池及電極電勢原電池是借助于氧化還原反應而產生電流的裝置，是一種將化學能轉變成電能的裝置。在理論上和實際應用中原電池都有重要意義。任一自發(fā)的氧化還原反應原則上都可以被設計成原電池。原電池與氧化還原反應的對應關系如下：氧化還原反應半反應式電對氧化劑還原劑電子由還原劑轉給氧化劑電池反應電極反應電極正極負極電子由負極流向正極在原電池中還原劑失電子被氧化的半反應和氧化劑得電子被還原的半反應分別在兩處（負極和正極上）發(fā)生，兩個半電池之間又有適當聯系（如鹽橋等）的情況下才能產生電流。鹽橋的作用是接通電路和保持溶液的電中性。例如，原電池（）ZnZn2+(aq)H+(aq)H2(g)Pt（）如果把電極反應都寫成還原反應則電池反應是正極反應與負極反應相減得到的原電池之所以能產生電流是由于正、負極的電極電勢不同。原電池的電動勢等于在原電池內無電流通過時正極的電極電勢減負極的電極電勢電極電勢是電極與溶液界面形成擴散雙電層而測得的一個相對值。電動勢和電極電勢均受溫度、壓力、濃度等因素的影響。當系統(tǒng)中各物種都處于標準狀態(tài)下（通常為298），相應的電動勢、電極電勢分別為標準電動勢和標準電極電勢。則有這里的標準電極電勢是標準還原電極電勢，它是某電極與標準氫電極所組成原電池的電極電勢相對值，因（H+/H2）0.0000，故測得的數值，即為，符號取決于組成電池中該電極為正極還是負極。電動勢和電極電勢的關系與電池反應和電極反應的關系是相對的。必須牢記，在使用還原電極電勢時，電極反應必須按還原半反應來寫。3、氧化劑與還原劑相對強弱的比較電極電勢代數值越小，則該電對中的還原態(tài)物質還原能力越強，氧化態(tài)物質氧化能力越弱；電極電勢代數值越大則該電對中還原態(tài)物質還原性越弱，氧化態(tài)物質氧化性越強。電極電勢較大的電對中氧化態(tài)物質可以電極電勢較小的電對中的還原態(tài)物質。將同一元素不同氧化值各電對的標準電極電勢的這種關系以圖的形式表示出來，構成了元素電勢圖。利用元素電勢圖可以從已知的，求未知的，又可以用它判斷某些物種能否發(fā)生歧化。因為當某物種(右)(左)，該物種正好是大的電對的氧化型又是小的電對的還原型，即可以發(fā)生自身氧化還原反應，又稱為歧化反應。一、核外電子的運動狀態(tài)、電子的運動特征（）波粒二象性質量為、運動速度為的粒子其相應的波長為其中是粒子的動量，為普朗克（Planck M）常量。（）量子化2、核外電子運動狀態(tài)描述（3）量子數主量子數（n） 可取的數為1，2，3，4， ，值愈大，電子離核愈遠，能量愈高。根據=1，2，3，4， ，相應稱為K，L，M，N，O，P，Q層。軌道角動量量子數（l） 的取值受的限制，可取的數為0，1，2， ，（1），共可取個，在光譜學中分別用符號s，p，d，f， ，表示，相應為s亞層、p亞層、d亞層和f亞層。在多電子原子中，當相同時，不同的角量子數（即不同的電子云形狀）也影響電子的能量大小。磁量子數（m） 的量子化條件受值得限制，可取得數值為0，1，2，3， ，共2+1個值。值反映原子軌道或電子云在空間的伸展方向，即取向數目。自旋角動量量子數（ms） 量子力學用自旋角動量量子數= 1/2 或=1/2 分別表示電子的兩種不同的自旋運動狀態(tài)。3、原子軌道和電子云的圖像（1）原子軌道的角度分布圖 原子軌道角度分布圖表示波函數的角度部分（，）隨和變化的圖象。只要量子數，相同，其（，）函數式就相同，就有相同的原子軌道角度分布圖。 、核外電子排布規(guī)則當主角量子數和軌道角動量量子數都不同時，有能級交錯現象： （）核外電子排布的一般規(guī)則能量最低原理 多電子原子在基態(tài)時核外電子的排布將盡可能優(yōu)先占據能量較低的軌道，以使原子能量處于最低。泡利（Pauli）不相容原理 在同一原子中不可能有四個量子數完全相同的兩個電子存在。或者說在軌道量子數確定的一個原子軌道上最多可容納兩個電子，而這兩個電子的自旋方向必須相反，即自旋角動量量子數分別為1/2 和1/2。洪特（Hund F）規(guī)則 電子在能量相同的軌道（即簡并軌道）上排布時，總是盡可能以自旋相同的方式分占不同的軌道，因為這樣的排布方式原子的能量最低。此外，作為洪特規(guī)則的補充，當亞層的簡并軌道被電子半充滿、全充滿或全空時最為穩(wěn)定。（1）有效核電荷（Z*） 屏蔽效應 在多電子原子中，電子除受到原子核的吸引外，還受到其他電子的排斥，其余電子對指定電子的排斥作用可看成是抵消部分核電荷的作用，從而削弱了核電荷對某電子的吸引力，即使作用在某些電子上的有效核電荷下降。這種抵消部分核電荷的作用叫屏蔽效應。斯萊脫（Slater J C）規(guī)則：a、將原子中的電子按從左向右分成以下幾組：（1s）；（2s，2p）；（3s，3p）；（3d）；（4s，4p）；（4d）；（4f）；（5s，5p）；（5d）；（5f）；（6s，6p）等組；位于指定電子右邊各組對該電子的屏蔽常數=0，可近似看作無屏蔽作用；b、同組電子間的屏蔽常數=0.35（1s組例外，=0.30）（2）原子半徑（）共價半徑 同種元素的兩個原子以共價鍵結合時，它們核間距的一半稱為該原子的共價半徑。范德華半徑 當兩個原子只靠范德華力（分子間作用力）互相吸引時，它們核間距的一半稱為范德華半徑。原子半徑的周期性 同一主族元素原子半徑從上到下逐漸增大；副族元素的原子半徑從上到下遞變不是很明顯；第一過渡系到第二過渡系到遞變較明顯，而第二過渡系到第三過渡系基本沒變，這是由于鑭系收縮的結果。同一周期中原子半徑的遞變按短周期和長周期有所不同。在同一短周期中，由于有效核電荷的逐漸遞增，核對電子的吸引力作用逐漸增大，原子半徑逐漸減小。在長周期中，過渡元素由于有效核電荷的遞增不明顯，因而原子半徑減小緩慢。鑭系收縮 鑭系元素從Ce到Lu整個系列的原子半徑逐漸收縮的現象稱為鑭系收縮。由于鑭系收縮，鑭系以后的各元素如Hf，Ta，W等原子半徑也相應縮小，致使它們的半徑與上一個周期的同族元素Zr，Nb，Mo非常接近，相應的性質也非常相似。（4）元素的電負性（） 元素的電負性是指元素的原子在分子中吸引電子能力的相對大小，即不同元素的原子在分子中對成鍵電子吸引力的相對大小，它較全面地反映了元素金屬性和非金屬性的強弱。1、離子鍵理論（1）離子鍵離子鍵的本質就是正、負離子間的靜電吸引作用，離子鍵的特點是沒有方向性和飽和性。（2）晶格能離子晶體的晶格能是指由氣態(tài)離子形成離子晶體時所放出的能量。通常為在標準壓力和一定溫度下，由氣態(tài)離子生成離子晶體的反應其反應進度為1mol時所放出的能量，單位為KJmol-1。晶格能的數值越大，離子晶體越穩(wěn)定。晶格能可以根據波恩（Born）哈伯（Haber）循環(huán)來計算，也可由理論公式計算：2、價鍵理論（1）價鍵理論基本要求 自旋相反的未成對電子相互配對時，由于它們的波函數符號相同，按量子力學的術語是原子軌道的對稱性匹配，核間的概率密度較大，此時系統(tǒng)的能量最低，可以形成穩(wěn)定的共價鍵。 如A，B兩原子各有一未成對電子，并自旋相反，則互相配對構成共價單鍵。如果A，B兩原子各有兩個或三個未成對電子，則在兩個或三個未成對電子間可形成共價雙鍵或共價三鍵。如果A原子有兩個未成對電子，B原子只有一個未成對電子，則A原子可同時與兩個B原子形成共價單鍵，則形成AB2分子。若原子有能量合適的空軌道，原子B有孤對電子對，原子B的孤對電子對所占據的原子軌道和原子A的空軌道能有效地重疊，則原子B的孤電子對可以與原子A共享，這樣形成的共價鍵稱為共價配鍵，以符號AB表示。 原子軌道疊加時，軌道重疊程度越大，電子在兩核間出現的概率越大，形成的共價鍵也越穩(wěn)定。因此，共價鍵應盡可能沿著原子軌道最大重疊的方向形成，這就是最大重疊原理。（2）共價鍵的特征飽和性 共價鍵的飽和性是指每個原子的成鍵總數或以單鍵相連的原子數目是一定的。因此共價鍵的本質是原子軌道的重疊和共用電子對的形成，而每個原子的未成對電子數是一定的，所以形成共用電子對的數目也就一定。方向性 根據最大重疊原理，在形成共價鍵時，原子間總是盡可能的沿著原子軌道最大重疊的方向成鍵。成鍵電子的原子軌道重疊程度越高，電子在兩核間出現的概率密度也越大，形成的共價鍵就越穩(wěn)固。除了s軌道呈球形對稱外，其他的原子軌道(p,d,f)在空間都有一定的伸展方向。因此，在形成共價鍵的時候，除了s軌道和s軌道之間在任何方向上都能達到最大程度的重疊外，p，d，f原子軌道的重疊，只有沿著一定的方向才能發(fā)生最大程度的重疊。這就是共價鍵的方向性。3、分子軌道理論（1）物質的磁性分子磁矩與分子中的未成對電子數間的關系可用下式表示： 磁矩（）可由實驗測得，并由此可以推斷分子中的未成對電子數。（2）分子軌道理論分子軌道理論著眼于中個分子系統(tǒng)，電子不再屬于某個原子而在整個分子中運動。分子中電子的運動狀態(tài)用分子軌道波函數描述，分子軌道的數目等于組成分子的各原子軌道的數目之和，但軌道的能量發(fā)生了變化。形成分子軌道后能量下降的為成鍵軌道，能量升高的為反鍵軌道，而能量不變的為非鍵軌道。（3）組成有效分子軌道的條件為了有效地組成分子軌道，參與組成該分子軌道的原子軌道必須滿足能量相近、軌道最大重疊和對稱性匹配三個條件。4、共價鍵的類型（1）原子軌道和分子軌道的對稱性原子軌道的對稱性 若以x軸為對稱軸旋轉180，原子軌道形狀、符號不變的為對稱性，原子軌道形狀不變而符號相反的為對稱性。分子軌道的對稱性 以分子軌道的核間聯線為對稱軸，具有對稱性的分子軌道稱為分子軌道，具有對稱性的分子軌道則為分子軌道。（2）共價鍵的類型共價鍵可分為極性鍵和非極性鍵。鍵 如果原子軌道沿核間聯線方向進行重疊形成共價鍵，具有以核間聯線（鍵軸）為對稱軸的對稱性，則稱為鍵。其特點為“頭碰頭”方式達到原子軌道的最大重疊。重疊部分集中在兩核之間，對鍵軸呈圓柱形對稱。鍵 形成的共價鍵若對鍵軸呈對稱，則稱為鍵。其特點是兩個原子軌道“肩并肩”地達到最大重疊，重疊部分集中在鍵軸的上方和下方，對通過鍵軸的平面呈鏡面反對稱，在此平面上（稱為節(jié)面）。如果三個或三個以上用鍵連接起來的原子處于同一平面，其中的每個原子有一個軌道且互相平行，軌道上的電子總數小于軌道數的兩倍，這些軌道相互重疊形成的鍵稱為大鍵，記作。5、共價鍵參數（1）鍵級分子的鍵級越大，表明共價鍵越牢固，分子也越穩(wěn)定。（2）鍵能鍵能是從能量因素衡量化學鍵強弱的物理量。其定義為：在標準狀態(tài)下，將氣態(tài)分子AB（g）解離為氣態(tài)原子A（g），B（g）所需要的能量，用符號表示，單位為KJmol-1。鍵能的數值通常用一定溫度下該反應的標準摩爾反應焓變表示，如不指明溫度，應為298.15K。即1、價層電子對互斥理論（VSEPR理論）通常共價分子（或離子）可以通式AXmEn表示，其中A為中心原子，X為配位原子或含有一個配位原子的基團（同一分子中可有不同的X），為配位原子的個數（即中心原子的鍵電子對數，也是中心原子的鍵數），E表示中心原子A的價電子層中的孤對電子對，為孤對電子對數。 價電子對： 成鍵電對：孤電子對 價電子對VP的排布方式：23456VP排布方式直線形平面三角形正四面體形三角雙錐形正八面體形在考慮價電子對排布時，還應考慮鍵電子對與孤電子對的區(qū)別。鍵電子對受兩個原子核吸引，電子云比較緊縮；而孤電子對只受中心原子的吸引，電子云比較“肥大”，對鄰近的電子對的斥力就較大。所以不同的電子對之間的斥力(在夾角相同情況下，一般考慮90夾角)大小順序為孤對電子對與孤電子對 孤電子對與鍵電子對 鍵電子對與鍵電子對此外，分子若含有雙鍵、三鍵，由于重鍵電子較多，斥力也較大，對分子構型也有影響。2、雜化軌道理論（1）要點雜化軌道理論認為在原子間相互作用形成分子的過程中，同一原子中能量相近的不同類型的原子軌道（即波函數）可以相互疊加，重新組成同等數目、能量完全相等而成鍵能力更強的新的原子軌道，這些新的原子軌道稱為雜化軌道。雜化軌道的形成過程稱為雜化。雜化軌道在某些方向上的角度分布更集中，因而雜化軌道比未雜化的原子軌道成鍵能力強，使形成的共價鍵更加穩(wěn)定。不同類型的雜化軌道有不同的空間取向，從而決定了共價型多原子分子或離子的不同的空間構型。（2）類型sp雜化 由同一原子的一個ns軌道和一個np軌道組合得到的兩個雜化軌道稱為sp雜化軌道。每個雜化軌道都包含著1/2的s成分和1/2的p成分，兩個雜化軌道的夾角為180。sp2雜化 sp2雜化是一個ns原子軌道與兩個np原子軌道的雜化，每個雜化軌道都含1/3的s成分和2/3的p成分，軌道夾角為120，軌道的伸展方向指向平面三角形的三個頂點。sp3雜化 sp3雜化是由一個ns原子軌道和三個np原子軌道參與雜化的過程。每一個sp3雜化軌道都含有1/4的s成分和3/4的p成分，這4個雜化軌道之間的夾角為109.5。（3）不等性雜化 參與雜化的每個原子軌道均有未成對的單電子，雜化后每個軌道的s，p成分均相同的雜化稱為等性雜化。當參與雜化的原子軌道不僅包含未成對的單電子原子軌道而且也包含成對電子的原子軌道時，這種雜化稱為不等性雜化。第九章 晶體結構3、分子晶體（1）分子極性和偶極矩分子中正、負電荷中心不重合的分子叫極性分子，正、負電荷中心重合的分子叫非極性分子.偶極矩在極性分子中，正、負電荷中心的距離稱偶極長，用符號 表示,單位為m ；正、負電荷所帶電量為 +q 和 q,單位C；系統(tǒng)偶極矩的大小等于和的乘積。偶極矩是個矢量,它的方向規(guī)定為從正電荷中心指向負電荷中心。偶極矩的SI單位是庫侖 米 （Cm），實驗中常用德拜(D)來表示：分子極性的大小常用偶極矩來量度，愈大，分子極性愈大。（2）分子變形性和極化率分子在外電場作用下，正、負電荷中心距離增大的現象，稱為變形極化，所形成的偶極成為誘導偶極。誘導偶極與外電場強度成正比：式中為比例常數，也稱為極化率。如果外電場強度一定，則極化率愈大，愈大,分子的變形性也愈大，所以極化率可表征分子的變形性。（3）分子間的吸引作用分子的極性和變形性，是產生分子間力的根本原因。分子間力一般包括三種力：色散力、誘導力和取向力。色散力 任何分子由于其電子和原子核的不斷運動，常發(fā)生電子云和原子核之間的瞬間相對位移，從而產生瞬間偶極。瞬間偶極之間的作用力稱為色散力，所以色散力是分子間普遍存在的作用力。色散力與分子的變形性有關，分子的變形性越大，色散力越大；一般分子量越大,分子變形性越大,色散力越大。誘導力 當極性分子與非極性分子相鄰時，極性分子就如同一個外電場，使非極性分子發(fā)生變形極化，產生誘導偶極。極性分子的固有偶極與誘導偶極之間的這種作用力稱為誘導力。極性分子的偶極矩愈大，非極性分子的變形性越大，產生的誘導力也越大；而分子間的距離越大，則誘導力愈小。由于在極性分子之間也會相互誘導產生誘導偶極，所以極性分子之間也會產生誘導力。取向力 極性分子與極性分子之間，由于用同性相斥、異性相吸的作用，使極性分子間按一定方向排列而產生的靜電作用力稱為取向力。偶極矩越大，取向力越大；分子間距離越小，取向力越大。分子間力與化學鍵不同。分子間力的本質基本上屬靜電作用，因而它既無方向性，也無飽和性。分子間力是一種永遠存在于分子間的作用力，隨著分子間距離的增加，分子間力迅速減小。分子間力主要影響物質的物理性質，如物質的熔點、沸點、溶解度等。（4）氫鍵形成氫鍵的條件是 氫原子與電負性很大的原子X形成共價鍵； 有另一個電負性很大且具有孤對電子的原子X（或Y）；一般在XHX（Y）中，把“ ”稱作氫鍵。在化合物中，容易形成氫鍵的元素有F，O，N，有時還有Cl，S。氫鍵的特征：氫鍵的鍵能一般在40KJmol-1以下，比化學鍵的鍵能小得多，而和范德華力處于同一數量級。但氫鍵有兩個與范德華力不同的特點，那就是它的飽和性和方向性。氫鍵可以分為分子間氫鍵和分子內氫鍵兩大類。分子內氫鍵由于分子結構原因通常不能保持直線形狀。2、離子晶體晶格終點上排列的是正離子和負離子，晶格終點間的作用力是離子鍵。NaCl型 NaCl型晶體屬于立方晶系，配位比是6：6。屬于NaCl型結構的離子晶體有堿金屬的大多數鹵化物、氫化物和堿土金屬的氧化物、硫化物，AgCl也屬此類型。CsCl型 CsCl型晶體結構屬于立方晶系。配位數比是8：8。屬于CsCl型結構的離子晶體有CsCl，CsBr，CsI，RbCl，ThCl，TlCl，NH4Cl，NH4Br等。ZnS型 ZnS型的晶體結構有兩種形式，立方ZnS型和六方ZnS型。這兩種形式的化學鍵的性質相同，基本上為共價鍵型，其晶體應為共價型晶體。但有一些AB型離子晶體具有立方ZnS型的晶體結構（正離子處于Zn的位置，負離子處于S的位置），所以晶體化學中以ZnS晶體結構作為一種離子晶體構型的代表，為立方晶系，其配位比未4：4。屬立方ZnS型的離子晶體有：BeO，BeS，BeSe等。離子半徑的規(guī)律性 同周期核外電子數相同的正離子半徑隨正電荷的增加而減?。?S區(qū)和P區(qū)同族元素的離子半徑自上而下增加； 周期表中處于相鄰的左上方和右下方對角線上的正離子，其半徑相近； 正離子的半徑通常較小，約為10 170 pm。同一元素的正離子半徑均小于該元素的原子半徑，且隨正離子的電荷增加而減小； 同一元素的負離子半徑則較該元素的原子半徑大，約130 250 pm之間。正負離子半徑比與配位數的關系見下表3、離子極化作用離子極化是離子鍵向共價鍵過渡的重要原因。當一個離子處于外電場中時，正負電荷中心發(fā)生位移，產生誘導偶極，這一過程稱為離子的極化。（1）離子的極化能力與變形性離子極化能力的大小取決于離子的半徑、電荷和電子層構型。離子電荷越高，半徑越小，極化能力越強。此外，正離子的電子層構型對極化能力也有影響，其極化能力大小順序為18、（18+2）及2電子構型（9 17）電子構型8電子構型離子的半徑越大，變形性越大。用極化率表示離子的變形性大小。因為負離子的半徑一般比較大，所以負離子的極化率一般比正離子大；正離子的電荷數越高，極化率越小；負離子的電荷數越高，極化率越大。在常見離子中S2和I是很容易被極化的。離子的變形性也與離子的電子層結構有關：18、（18+2）電子構型（917）電子構型8電子構型 在討論離子的極化作用時，一般情況下，只須考慮正離子的極化能力和負離子的變形性。只有在遇到Ag+、Hg2+等變形性很大的正離子以及極化能力較大的負離子時，才考慮離子的附加極化作用。（2）離子極化對晶體鍵型的影響離子極化作用的結果使化合物的鍵型從離子鍵向共價鍵過渡。（3）離子極化對化合物性質的影響溶解度 離子極化的結果導致化合物在水中的溶解度下降。顏色 一般化合物離子極化程度越大，化合物顏色越深。熔、沸點 離子極化的結果使化合物從離子鍵向共價鍵過渡，因而熔、沸點下降。一、配位化合物的組成配合物內界(中括號內部分)是由配位體和中心原子構成，是配合物的特征部分，例如中心離子 配位原子 配位數 配位數 外界離子1、中心離子或原子(也稱形成體)中心離子主要是一些過渡金屬元素的離子。硼、硅、磷等一些具有高氧化數的非金屬元素也能作為中心離子，如NaBF4中的B（）、K2SiF6中的Si（）和NH4PF6中的P（）。也有不帶電荷的中性原子作形成體的，如Ni(CO)4，Fe(CO)5都是中性原子。2、配位體和配位原子和中心離子結合的、含有孤電子對的中性分子或陰離子叫做配位體，如NH3，H2O，CN，X(鹵素陰離子)等。配位體圍繞著中心離子按一定空間構型與中心離子以配位鍵結合。配位體中具有孤電子對的，直接與中心離子以配位鍵結合的原子稱為配位原子，常見的配位體及配位原子有：含氮配位體 NH3，NCS 含氧配位體 H2O，OH含鹵素配位體 ，Cl，Br，I 含碳配位體 CN，CO含硫配位體 SCN在一個配位體中只以一個配位原子和中心離子(或原子)配位的配位體稱單基配位體。有兩個或兩個以上的配位原子同時跟一個中心離子(或原子)配位的配位體稱多基配位體，如乙二胺NH2CH2CH2NH2，草酸根C2O42等。3、配位數與中心離子直接以配位鍵結合的配位原子數稱為中心離子的配位數。如果是單基配位體，那么中心離子的配位數就是配位體的數目，如Cu(NH3)4 SO4中,配位數就是配位體NH3分子的數目4；若配位體是多基的,那么配位數則是配位體的數目與配位原子數的乘積，如乙二胺是雙基配位體，在Pt(en)2 2+ 中，Pt2+的配位數為22 = 4。4、配離子的電荷配離子的電荷等于中心離子電荷與配位體總電荷的代數和，例如：Co(NH3)2(NO)4 配離子電荷數（3）02（1）41。 .二、配合物的命名配位化合物的命名與一般無機化合物的命名原則相同。在含配離子化合物中，都是陰離子名稱在前，陽離子名稱在后。若為配位陽離子化合物，則叫 “某化某”或 “某酸某” ；若為配位陰離子化合物，則在配位陰離子與外界之間用 “酸”字連接。配合物內界配離子的命名方法，通常可照如下順序：配位體數 配位體名稱 合 中心離子名稱 中心離子的氧化值。不同配位體名稱之間用圓點 “ ”分開，用二、三、四等數字表示配位體數。若配位體有多種，則先命名陰離子配體，再命名中性分子配體。陰離子配體的次序為：簡單離子 復雜離子 有機酸根離子。中性分子則按配位原子元素符號的拉丁字母順序排列。三、配位化合物的價鍵理論1、配合物的中心離子M同配位體L之間以配位鍵結合。配位體提供孤對電子，是電子給予體。中心離子提供空軌道，接受配位體提供的孤對電子，是電子對的接受體。兩者之間形成配位鍵，一般表示為ML。中心離子用能量相近的軌道（如第一過渡金屬元素3d，4s，4p，4d）雜化，以雜化的空軌道來接受配位體提供的孤對電子形成配位鍵。配位離子的空間結構、配位數、穩(wěn)定性等，主要決定于雜化軌道的數目和類型。配位數雜化軌道類型空間構型配離子類型實 例2sp直線形外軌型Ag(CN)2，Cu(NH3)2+3sp2平面三角形外軌型HgI3，CuCl34sp3正四面體形外軌型Zn(NH3)42+，Co(SCN)424dsp2平面正方形內軌型PtCl42，Cu(NH3)42+6sp3d2正八面體外軌型Fe(H2O)62，FeF636d2sp3正八面體內軌型Fe(CN)64，Cr(NH3)63+一般來說，內軌型配合物比外軌型穩(wěn)定。若用價鍵理論還不能準確判斷一個配合物究竟是內軌型還是外軌型，則可通過對配合物磁矩的測定來確定。第六章：1、 氧化與還原和半反應與電對的概念。原電池結構及符號。2、標準氫電極，電極電勢，注意電極電勢的介質、大小的意義等。3、原電池的電動勢與DrGy的關系，DrGmy = -nFEy，非標態(tài)電動勢，及電極有類似的公式。4、 能斯特方程，E = Ey - ，j (Ox/Red) = jy (Ox/Red) ，討論酸度和弱電解質?？偨Y：cOX, j,cRed, j,酸性對含氧物質影響明顯。5、jy，引入活度系數 g B 和副反應系數a B，當cOX = cRed或為1時，某強酸濃度下的電勢值。6、電極電勢的應用，1）j值越大，表明氧化態(tài)物質得電子能力越強，是強氧化劑。j值越低，表明還原態(tài)物質失電子能力越強，是強還原劑。2）原電池中電極電勢高的是正極，電極電勢低的是負極。3）判斷氧化還原反應進行的方向。E0，=0， jy(左) 時，可發(fā)生歧化反應；計算jy(未知)。11、化學計量點電勢jsp = ，氧化還原滴定的突躍范圍為：jy2+ 3 0.0592/n2 jy1 - 3 0.0592/n1 或： Dj = Djy- 3 0.0592 12、氧化還原指示劑變色的電極電勢范圍為：jyIn V。13、常用氧化還原滴定方法1）重鉻酸鉀法，強酸條件，常溫下進行，具有一系列優(yōu)點：如基準試劑，穩(wěn)定性很高，滴定速度較快等。2）高錳酸鉀法，優(yōu)點是氧化能力強，可應用于直接、間接、返滴定等多種滴定分析，可對無機物、有機物進行滴定，本身為自身指示劑，缺點是穩(wěn)定性差。3）碘量法，在弱酸性或中性介質中進行，可分為直接碘法與間接碘法。有關滴定分析計算。第七章：1、核外電子運動特性：波粒二象性，量子化，統(tǒng)計性。2、y函數與量子數的概念（n、l、m、si）取值和意義，主量子數n和軌道角動量量子數l決定核外電子的能量；軌道角動量量子數l決定電子云的形狀；磁量子數m決定電子云的空間取向；自旋角動量量子數si決定電子運動的自旋狀態(tài)。3、介紹了原子軌道的角度分布圖，s、p、d的形狀和空間取向，2電子云角度分布圖。電子云的徑向分布圖，電子云徑向分布曲線上有n-l個峰值。4、鮑林近似能級圖，分7個能級組，能級交錯。5、核外電子排布原理，泡利(W. Pauli)不相容原理，能量最低原理，洪特規(guī)則，洪特規(guī)則補充。6、核外電子排布的表示，電子構型（或電子結構式），軌道排布式，原子實表示式，外層電子構型。注意：能級交錯，半充滿和全充滿（ 24Cr， 29Cu）。7、元素周期系，核外電子排布的周期性導致了區(qū)、族的劃分。8、原子性質周期性，從同一周期，同一族，和過渡區(qū)的有效核電荷的周期變化，導致了電離能、電子親和能、電負性、原子半徑（注意鑭系收縮現象）的有規(guī)律變化。（注意N半充滿）9、離子鍵，稀有氣體結構形成正、負離子以靜電引力為作用力，沒有方向性和飽和性。晶格能越大，離子晶體越穩(wěn)定，與離子半徑和電荷有關。10、價鍵理論：成單電子，自旋相反能配對成鍵，有方向性和飽和性。11、分子軌道理論：成鍵分子軌道和反鍵分子軌道，應用能級圖、三個原則對分子中的電子填充，注意O、F與N、C、B等元素的能級區(qū)別。12、對稱性與共價鍵，C2軸對稱即s對稱性，C2軸反對稱即p對稱性。s鍵“頭碰頭”， p“肩并肩”，如兩原子間有三鍵則為一s鍵，兩p鍵。13、鍵參數：鍵角，鍵能，鍵長，與分子的穩(wěn)定性、空間結構有關。鍵的極性，不同原子間的電負性不同引起的極性不同。14、VSEPR理論，AXmEn，VP=BP + LP的計算，推測分子空間構型。注意LP的計算。15、雜化軌道理論，有等性雜化和不等性雜化，注意典型例子如CO2，BF3，NH3，H2O等。16、晶體的特征，各向異性、熔點。分類：7個晶系；結合力不同分四類（離子晶體、原子晶體、金屬晶體和分子晶體），注意他們的物理性質的區(qū)別。17、金屬鍵能帶理論，導帶、滿帶、禁帶對導體、絕緣體、半導體及金屬的物理性質的解釋。18、分子晶體，極性分子的條件，分子偶極的產生使分子間有三種力，色散力、誘導力、取向力。注意極極有三種力，非極極有兩種力，非非只有色散力。氫鍵形成條件，有飽和性、方向性，對物理性質的影響。19、離子晶體，構型和半徑的規(guī)律性，離子晶體 AB型的三種典型晶體結構（NaCl，CsCl，ZnS），用離子半徑比（0.414，0.732）推斷。20、離子極化的雙重性，一般只考慮正離子的極化能力和負離子的變形性。如遇到Ag+、Hg2+等（18e，(18+2)e）變形性很大的正離子以及極化能力較大的負離子時，要考慮離子的附加極化作用。21、極化作用影響，向共價鍵過渡，晶型轉變、溶解度下降、顏色加深、熔沸點降低等。第八章：1、配合物組成，命名，注意配位數、命名時中心離子的化合價。2、配位物價鍵理論，中心離子的空軌道雜化及空間構型和磁性的變化，分內軌型和外軌性。3、晶體場理論，d電子受到配位場斥力不相等，導致ML6配合物的d軌道能級分裂為最高能級eg（二重）和最低能級t2g（三重）。4、影響分裂能o的因素: 中心離子的電荷高，o大。電荷相同時，核半徑增大，o大。配位體的性質：“光譜化學序”，通常將CO，CN-等稱為強場配位體，而X- 稱為弱場配位體。5、分裂后中心離子的d 電子排布, 當強場分布時，o P，電子進入d(t2g),成單電子數量子數主量子數 n 1，2，3 角量子數 l 0，1，2 ，(n 1)磁量子數 m 0， 1， 2 ， l自旋 (磁) 量子數 ms 的取值為 1 / 2, 分別代表順、逆時針兩個方向。l 只可取 n 個值，m 只可取(2l1)個值（1）成單電子配對：自旋相反的未成對的電子互相配對形成穩(wěn)定的共價鍵;（2）軌道最大重疊：在共價鍵形成時，為了使體系的能量達到最低，原子軌道（價電子軌道）盡可能采取最大的重疊方式重疊。3、共價鍵的特點（1）共價鍵具有飽和性（2）共價鍵具有方向性雜化軌道的數目等于雜化前原子軌道的數目。雜化軌道的總能量等于雜化前原子軌道的總能量?；罨蹺a越大，活化分子數越少，有效碰撞次數少 反應速率就小。反之，Ea小，反應速率大2 基元反應的速率方程對于一般的化學反應 mA+nB