高中無機化學競賽輔導

1、元 素 部 分元素及其重要化合物性質變化的規(guī)律重要化合物和離子的結構重要化合物和離子的化學性質離子的分離和鑒定一、元素及其重要化合物性質變化的規(guī)律1. 周期表中元素性質的變化規(guī)律主族元素化合物性質的變化規(guī)律s區(qū)金屬氫氧化物的堿性強弱p區(qū)元素的氧化物、氫氧化物及含氧酸酸堿性的變化規(guī)律氧化物酸堿性的變化規(guī)律：同周期元素最高氧化態(tài)氧化物，從左到右堿性依次減弱，酸性依次增強；同族元素同氧化態(tài)氧化物堿性從上到下依次增強；有多種氧化態(tài)的元素，其氧化物的酸性依氧化態(tài)升高的順序增強。3) p區(qū)元素最高氧化態(tài)水和氧化物的氧化性強弱的變化規(guī)律4) p區(qū)元素氫化物的酸性和氧化性的變化規(guī)律3. 副族元素化合物性質的變

2、化規(guī)律-酸堿性及氧化還原性 Cu2+ Ag+ Zn2+ Cd2+ Hg2+NaOH Cu(OH)2 AgO Zn(OH)2 Cd(OH)2 HgO過量 Cu(OH)42- Zn(OH)42- Cd(OH)42- NaOH 6 mol dm-3 2 濃NaOH二、重要化合物和離子的結構氟化氙的結構鹵素含氧酸根的結構多鹵化物 I3-為線型結構O3的分子結構：中心氧原子sp2雜化， 形成鍵和34過氧化氫二氧化硫結構：sp2雜化鍵和34三氧化硫結構：sp2雜化鍵和46氮分子的結構氨的結構硝酸的結構H3PO2 H3PO3 H3PO4 的結構CO和CO2的結構硅酸鹽含硼化合物的結構CuCl2 為順磁性，

3、結構： dsp2雜化 鏈狀結構HgCl2： sp雜化 線型分子 反磁性Hg2Cl2 ： sp雜化 線型分子 反磁性配位化合物的結構三、重要化合物和離子的化學性質1. 氧化還原性質過氧化氫的氧化還原性質硝酸與金屬的反應： a) Fe Cr Al和冷濃硝酸，形成一層不溶的保護膜，阻礙 反應的繼續(xù)進行 b) Sn As Sb Mo W等和濃硝酸反應生成含水的氧化物或含氧酸 c) 其余金屬和硝酸反應都生成硝酸鹽硝酸被金屬還原的產物： 濃硝酸(12-16 mol dm-3) NO2為主； 6-8 mol dm-3 硝酸 NO為主； 2 mol dm-3 硝酸 N2O為主； 活潑金屬與很稀的硝酸(2 mo

4、l dm-3) 以NH4+為主； 活潑金屬與硝酸 H2王水 Au + HNO3 + 4HCl = HAuCl4 + NO + 2H2OSn(II)的還原性 Fe3+ Fe2+ Hg2+ Hg22- Hg氧化態(tài)間的轉化Cu+ Cu2+ Cu2+ 0.153V Cu+ 0.521V Cu 生成沉淀： 2 Cu2+ + 4I- = 2CuI + I2 生成配合物 ：2Cu2+ + 2H+ + 4Cl- + Cu = 2HCuCl2Hg(I) Hg(II) Hg2+ 0.92V Hg22+ 0.797V Hg Hg2(NO3) + H2S = HgS + Hg + 2HNO3 Hg2(NO3) + 2

5、NH3 = HgNH2NO3 + Hg + 2NH4NO3Cr(III)與Cr(VI)的相互轉化 CrO42- + 4H2O + 3e = Cr(OH)3 + 4OH- -0.12V Cr2O72- + 14H+ + 6e = 2Cr3+ + 7H2O 1.33VMn(II) Mn(VII) PbO2 NaBiO3 (NH4)2S2O8Mn2+ Mn(OH)2 淺粉 MnO(OH)2 棕Fe2+ Fe(OH)2 白 Fe(OH)2 Fe(OH)3 灰綠 Fe(OH)3 紅棕Co2+ Co(OH)Cl 藍 Co(OH)2 粉紅 (H2O2) Co(OH)3 土褐Ni2+ Ni(OH)Cl 綠 N

6、i(OH)2 綠 (ClO-) Ni(OH)3 黑三、重要化合物和離子的化學性質s區(qū)元素的化合物p區(qū)元素的化合物HF 酸性 HF + F- = HF2- 與二氧化硅的反應 HF + SiO2 = SiF4 + 2H2O鹵素的含氧酸及其鹽多鹵化物 I2 + I- = I3-多硫化物和硫代酸鹽 硫酸氨及與水性質的比較硅的化合物鉛的化合物 BF3水解，缺電子化合物 鋁的化合物d區(qū)元素的化合物 離子極化對ds區(qū)元素化合物性質的影響 顏色 溶解 HgF2 HgCl2 HgBr2 HgI2 水解性質Hg2+ 與鹵素及擬鹵離子形成的配合物 HgX42-HgNH2X4) 常見配位化合物及配位數 Cu(I) C

7、u(NH3)2+ CuCl3- Cu(CN)43- Cu(II) 配位數通常為4 CuCl42- Cu(NH3)42+ Cu(CN)42- Ag(I) 配位數通常為2 Ag(NH3)2+ Ag(S2O3)23- Ag(CN)2- Zn(II) 配位數為4和6 ZnCl42- Zn(NH3)42+ Zn(NH3)62+ Cd(II) 常見配位數為4 Hg(II) 配位數為4 與鹵素和類鹵離子CrO42- Cr2O72-CoCl2的顏色四、離子的分離和鑒定 Na+ K+ NH4+ Ca2+ Ba2+ Al3+ Sn2+ Pb2+ Cu2+ Ag+ Hg2+ Mn2+ Fe2+ Fe3+ Co2+

8、Ni2+ 鹵素離子 S2- S2O32- SO32- SO42- CrO42- Cr2O72- 原 理 部 分一、配位化合物定義配位化合物的化學鍵理論 1 價鍵理論 1) 配位鍵的本質 共價 2) 內軌型和外軌型配合物 磁性 3）配位離子的空間構型2. 晶體場理論1) 鍵本質：靜電作用2) d軌道能量的分裂 分裂能的大小: 八面體場大于四面體場 中心離子的影響 配體的影響： Cl F H2O NH3 en NO2 (N-bonded) OH O OH N NH N OH Cl OH S 特點： 是特殊的分子間作用力 具有方向性和飽和性晶體結構 1. 晶格和點陣、晶胞 晶系：立方 四方 正交 單

9、斜 三斜 三方 六方 2. 金屬晶體堆積 非密置層的堆積：簡單立方和體心立方 密堆積：立方密堆面心立方 六方密堆六方晶胞 空間利用率及配位數離子晶體 CsCl 負離子成簡單立方堆積，正離子占據立方體間隙。 NaCl 負離子成面心立方堆積，正離子占據八面體體間隙。 ZnS 負離子成面心立方堆積，正離子占據四面體間隙。分子晶體共價晶體 金剛石和石墨的結構離子極化離子的極化能力離子的變形性離子極化對鍵型和晶型的影響三、原子結構Bohr氫原子理論 氫原子光譜譜線的通式: 1/ = RH (1/n12 1/n22) 兩個假設微觀粒子的波粒二象性 = h/p = h/mv3. 近代量子力學對氫原子結構的描

10、述：微觀粒子的運動服從Shrodinger方程式，可用特定的波函數來描述它們的運動狀態(tài)。電子并不存在確定的原子軌道，但電子在空間都有一定的幾率分布。電子的運動狀態(tài)由四個量子數(n, l, m, ms)所規(guī)定，包括電子在空間的幾率密度、能量、軌道形狀和空間取向、電子的自旋狀態(tài)。 (四個量子數的取值)原子軌道的圖形 s p d 軌道的徑向、角度和電子云圖5. 多電子原子中的電子排布： 軌道能量取決于主量子數和角量子數，鉆穿和屏蔽效應 電子排布的原則：能量最低原理、Pauli不相容原理、Hund規(guī)則6. 元素周期律 元素性質的周期性變化：半徑 電離能 電子親和能 電負性四、氧化還原反應及電化學基礎

11、原電池 電池符號 電極電勢與電池電動勢 與GT 和K GT = - n F = 2.303 RT lg K / nF = (0.0591/n) lg K 3. Nernst方程 = + (0.0591/n)lgQ 濃度對電極電勢的影響的計算：三類電極反應 氧化還原平衡與酸堿及沉淀溶解平衡 利用電極電勢測定Ka Kb Ksp 元素標準電極電勢圖 水的E-pH圖五、沉淀溶解平衡 溶度積Ksp 溶解度的求算 沉淀的生成： 同離子效應 鹽效應 沉淀的溶解 沉淀的轉化 分步沉淀六、酸堿平衡酸堿理論： 電離理論 質子理論：共扼 強弱：區(qū)分和拉平效應 電子理論酸堿的電離平衡一元弱酸堿 H+ = (cKa)1

12、/2 適用條件二元弱酸堿 H3O+ 主要來自于第一步電離 弱酸根濃度近似等于Ka,2值兩性物的電離 H+ = (Ka,1 Ka,2 )1/2混合弱酸堿的電離 H+ = (Ka Kw/Kb )1/2平衡的移動緩沖溶液 pH = pKa + lg(CA-/CHA)七、化學反應速率反應速率的定義微分速率方程 v= kAmBn 基元反應 V=k(A)a(B)b 質量作用定律反應級數一級反應 lg(A) = lg(A)0 kt/2.303 t1/2 = 0.693/k零級反應 (A) = (A)0 kt 活化能 定義普通化學 第1-3章總 結 (1-3章)理想氣體狀態(tài)狀態(tài)方程PV = nRT氣體：混合氣

13、體分壓定律PA = P總(nA/n總)V、T 恒定P、T 恒定VA = V總(nA/n總) Lgk = - (Ea/2.303R)(1/T) + C k = Ae-Ea/RT6. 反應速率理論 碰撞理論 過渡狀態(tài)理論7. 催化作用普通化學 第1-3章 四個熱力學函數：U H S G 它們都是狀態(tài)函數，容量性質；2) U 、 H、 S、 G U = Q W = Qv H = U + p V = Qp 化學熱力學 Gibbs-Helmholtz方程 GT = HT - T ST普通化學 第1-3章4) Hess定律熱循環(huán)普通化學 第3章化學平衡平衡常數表達式標準平衡常數和實驗平衡常數vant Hoff 等溫式： G = G + 2.303 RT lg Q平衡時，G = 0 G = - 2.303 RT