大學(xué)普通化學(xué)總結(jié)課件省公開課金獎全國賽課一等獎微課獲獎?wù)n件

答疑：南堂-3125月22日(星期二)晚上:7：008：305月29日(星期二)晚上:7：008：306月2日（星期六）:早晨8：0011：00,下午2：305：006月3日（星期日）:早晨8：0010：30,期末考試時間：6月3日(星期天)，下午2：00-4：00地點：石工11級7-9班：東廊201；重修生：東廊201；

石工10級15班：東廊103。1/73考試要求(學(xué)校要求！)1、不允許有任何作弊現(xiàn)象發(fā)生！若有考試違紀學(xué)生，當(dāng)日報送，學(xué)校當(dāng)日處理！2、帶相關(guān)證件：學(xué)生證、轉(zhuǎn)專業(yè)證、重修證，沒有證件不允許考試。不能使用一卡通和身份證！3、帶計算器，不允許借其它同學(xué)計算器！4、不允許使用自己初稿紙，能夠在考試本后面或后面附有初稿紙上進行演算，絕對不允許撕下初稿紙，不然考試本作廢。2/73成績：平時成績(占？%)

+期末成績(占75-80%)其中：平時成績包含作業(yè)成績和試驗成績各10%和？%。注意：沒完成作業(yè)和試驗匯報同學(xué)盡快完成并交給老師！3/73總結(jié)復(fù)習(xí)要求：1、全方面復(fù)習(xí)，會總結(jié)！(最少看3遍書)2、適當(dāng)做練習(xí)(包含作業(yè))，有疑問一定要答疑！3、主要內(nèi)容：第一章

第八章4/73考試題型填空題、判斷題、選擇題、配平題（寫出生成物并配平）、簡答題！計算題：(熱力學(xué)、弱電解質(zhì)、難溶電解質(zhì)、配離子解離平衡、電化學(xué)計算)5/731、概念及定律體系及類型、狀態(tài)函數(shù)、恒壓熱效應(yīng)、焓、熵及其性質(zhì)、熱力學(xué)第一定律、分壓定律、蓋斯定律、標準生成焓

fH

、標準熵S

、標準生成吉布斯函數(shù)

fG

。注意：S(完整晶體，0K)=0；

S

(單質(zhì)，298K)≠0第一章化學(xué)反應(yīng)基本規(guī)律P1第二章化學(xué)反應(yīng)方向和程度P24一、判斷化學(xué)反應(yīng)進行方向6/732、標準態(tài)：(氣體分壓p=p

，溶液中溶質(zhì)濃度c=c

)(1)T=298K時：①②(2)T為任意溫度：注意:

①

G

<0反應(yīng)正向進行。②溫度對

H

和S

影響較小，在一定溫度范圍內(nèi)，可認為：③計算時單位要一致，S

單位J

mol-1

K-1化為kJ

mol-1

K-1。

(2)T為任意溫度：注意：

GT

單位為Jmol-1。7/733、非標準態(tài)(任意態(tài))：①吉布斯公式:

ΔG＝ΔH－T·ΔS（定性判斷）

用來判斷反應(yīng)方向或者判斷自發(fā)進行溫度條件。②熱力學(xué)等溫方程：注意:

(1)

G<0反應(yīng)正向進行。(2)計算時G和G

單位采取J

mol-1。反應(yīng)商Q<K

，反應(yīng)正向進行。③任一可逆反應(yīng)：c為任意態(tài)濃度8/73二、化學(xué)平衡1、概念及其物理意義化學(xué)平衡特點、標準平衡常數(shù)定義、活化能、多重平衡規(guī)則及其應(yīng)用(電解質(zhì)溶液、配位化合物)＊可逆反應(yīng)平衡常數(shù)是互為倒數(shù)關(guān)系。對于任一可逆反應(yīng)：平衡時，各物質(zhì)濃度符合：

c—平衡濃度9/732、化學(xué)平衡計算(1)利用公式：(2)利用標準平衡常數(shù)表示式進行計算

（平衡時相對濃度、相對分壓）

(3)利用多重平衡規(guī)則3、化學(xué)平衡移動及相關(guān)計算（呂·查德里原理）（判斷反應(yīng)平衡移動方向或者判斷有利于產(chǎn)物生成所需要濃度、壓力、溫度條件。）

45頁：假如改變平衡體系條件之一(如濃度、壓力、溫度)，平衡就向著能減弱其改變方向移動。10/73三、化學(xué)反應(yīng)速率P321、概念及定律：平均速率、催化劑、質(zhì)量作用定律、反應(yīng)速率方程、反應(yīng)級數(shù)平均速率：不論用反應(yīng)物還是生成物表示反應(yīng)速率，反應(yīng)速率數(shù)值都是相同。注意：質(zhì)量作用定律只適合用于基元反應(yīng)！填空：1、已知基元反應(yīng)2NO(g)+Cl2=2NOCl(g)，該反應(yīng)速率方程是

，反應(yīng)級數(shù)是

；假如容器體積不變，將NO濃度增加到原來3倍，反應(yīng)速率增加為原來

倍。11/73三、化學(xué)反應(yīng)速率P322、影響化學(xué)反應(yīng)速率原因：濃度、壓力、溫度、催化劑等怎樣影響反應(yīng)速率？阿侖尼烏斯公式:原因？(21頁)

催化劑作用：催化劑改變了反應(yīng)路徑，降低了活化能，可同時加緊正、逆反應(yīng)速率，縮短反應(yīng)到達平衡時間，但不能改變平衡狀態(tài)，即不能使平衡發(fā)生移動，不能改變K

，也不能改變平衡轉(zhuǎn)化率。12/73判斷題：1、標準態(tài)要求了溫度為298K。（）

2、穩(wěn)定單質(zhì)在298K時標準摩爾生成吉布斯函數(shù)和標準摩爾熵均為零。（）3、反應(yīng)焓變等于反應(yīng)熱。

（）4、氧化還原反應(yīng)達平衡時，標準電動勢和K

均為零。（）5、自發(fā)過程必使體系熵值增大。

（）6、公式中n是指氧化劑得到電子數(shù)目。（）7、有一溶液中存在幾個氧化劑，它們都能與某一還原劑反應(yīng)，普通來說，電極電勢代數(shù)值大氧化劑與還原劑反應(yīng)可能性大。（）答案：1，2，3，4，5，6，7

13/73選擇題：1、以下函數(shù)均為狀態(tài)函數(shù)是：（）A.H，G，W

B.U，S，Q

C.T

，P，U

D.G，S，W

2、已知某化學(xué)反應(yīng)是吸熱反應(yīng)，欲使此化學(xué)反應(yīng)速率常數(shù)k和標準平衡常數(shù)K

都增加，則反應(yīng)條件是：（）A.

恒溫下，增加反應(yīng)物濃度；B.

升高溫度；C.

恒溫下，加催化劑；D.

恒溫下，改變總壓力3、已知以下反應(yīng)平衡常數(shù)：H2(g)+S(s)?H2S(g):K1

;O2(g)+S(s)?SO2(g):K2

;則反應(yīng)：H2(g)+SO2(g)?O2(g)+H2S(g)平衡常數(shù)為：()A.K1

-K2

；B.K1

·K2

；C.K2

/K1

；

D.K1

/

K2

4、pH改變，電極電勢改變電對是()。

A.Fe3+/Fe2+B.I2/I-C.MnO4-/Mn2+D.Ni2+/Ni

答案：1C，2B，3D，4C14/735、對于一個化學(xué)反應(yīng)，以下說法正確是：(D)

A.濃度越小，反應(yīng)速率越快；B.溫度越小，反應(yīng)速率越快；

C.活化能越大，反應(yīng)速率越快；D.活化能越小，反應(yīng)速率越快

6、反應(yīng)H2(g)+Br2(g)?2HBr(g)在800K時

K

=3.8×105，1000K時K

=1.8×103，則此反應(yīng)是：(B)

A.吸熱反應(yīng)；B.放熱反應(yīng)；C.無熱效應(yīng)反應(yīng)；D.無法確定填空：1、依據(jù)阿侖尼烏斯公式，隨溫度升高，其速率常數(shù)k將增大；對不一樣反應(yīng)，其活化能越大，速率常數(shù)k將越小。2、反應(yīng)NO2(g)+NO(g)?N2O3(g)，ΔH<0，當(dāng)反應(yīng)到達平衡時，①T一定，壓縮容器體積，增大系統(tǒng)總壓，平衡向右移動；②T一定，保持容器體積不變，通入氖氣使系統(tǒng)總壓增加，平衡不移動。15/73第三章電解質(zhì)溶液P51一、酸堿質(zhì)子理論：共軛酸、共軛堿、酸堿共軛關(guān)系二、弱電解質(zhì)溶液中解離平衡1、概念：解離常數(shù)、稀釋定律、解離度、同離子效應(yīng)、緩沖溶液及其緩沖原理*在酸堿質(zhì)子理論中，給出質(zhì)子物質(zhì)是酸，接收質(zhì)子物質(zhì)是堿。酸和堿相互依存、相互轉(zhuǎn)化關(guān)系稱為酸堿共軛關(guān)系。酸堿反應(yīng)實質(zhì)是兩個共軛酸堿對之間質(zhì)子傳遞過程。16/732、計算：弱酸、弱堿、二元弱酸、緩沖溶液中H+離子濃度及pH值3、緩沖溶液配制方法及相關(guān)計算類型：弱酸及弱酸鹽弱堿及弱堿鹽三、難溶電解質(zhì)沉淀溶解平衡

P701、概念：溶度積、同離子效應(yīng)、鹽效應(yīng)、分步沉淀、沉淀轉(zhuǎn)化。鹽效應(yīng)：在弱電解質(zhì)溶液中，加入不含弱電解質(zhì)離子強電解質(zhì)，會使弱電解質(zhì)解離度增大。怎樣計算K

?17/732、計算：(1)溶度積：(2)溶度積規(guī)則及其應(yīng)用：離子積：Q<Ksp

：溶液不飽和（無沉淀產(chǎn)生，或原有沉淀溶解）Q>Ksp

：溶液過飽和（有沉淀析出，至到達飽和）Q=Ksp

：溶液飽和，無沉淀生成或有沉淀不溶解。類型：計算溶度積、溶解度、判斷沉淀是否生成（加入氨水或加入緩沖溶液）、判斷分步沉淀次序、判斷沉淀轉(zhuǎn)化等四、影響水解反應(yīng)原因水解離子本性、鹽溶液濃度、溫度和溶液pH值。18/73一、填空題：1、已知氨水溶液中，c(OH-)=2.410-3mol

dm-3，則此氨水濃度為

0.32mol

dm-3。（Kb

=1.810-5

）2、Ca(OH)2Ksp

=3.710-6，則Ca(OH)2飽和溶液pH值為12.28。二、經(jīng)過計算判斷以下反應(yīng)方向(未注明者為標準條件)(用箭頭表示):1、Mg(OH)2(s)+2NH4+(→)Mg2+(0.01moldm-3)+2NH3H2O(0.01moldm-3)已知：Ksp

(Mg(OH)2)=1.810-11，K

(NH3H2O)=1.7710-52、BaSO4(s)+CO32-(0.1moldm-3)(←)BaCO3(s)+SO4-2(0.01moldm-3)已知：Ksp

(BaSO4)=1.110-10,Ksp

(BaCO3)=5.110-9思緒：計算Q和K

，比較Q和K

大小，從而判斷反應(yīng)方向。(1)Q=1.010-4,K

=0.057(2)Q=0.1，K

=0.02219/73第四章氧化還原反應(yīng)和電化學(xué)

P82一、離子-電子配平氧化還原反應(yīng)二、原電池1、會寫原電池符號、電池反應(yīng)以及電極反應(yīng)。2、會應(yīng)用能斯特方程計算電極電極電勢：氫電極：2H++2e-=H220/73第四章氧化還原反應(yīng)和電化學(xué)

P82三、電極電勢應(yīng)用（綜累計算題）1、計算原電池電動勢：2、判斷氧化劑或還原劑相對強弱：注意：(1)標準態(tài)時依據(jù)大小比較；(2)非標準態(tài)時依據(jù)大小比較。3、判斷氧化還原反應(yīng)進行方向：(1)標準態(tài)時經(jīng)過符號判斷；(2)非標準態(tài)時經(jīng)過

G或E符號判斷。21/73第四章氧化還原反應(yīng)和電化學(xué)

P824、判斷氧化還原反應(yīng)進行程度：

注意:n指是什么？四、電解:判斷電極產(chǎn)物及電極反應(yīng)五、金屬材料腐蝕與防腐1、防腐類型及電極反應(yīng)：析氫腐蝕、吸氧腐蝕、差異充氣腐蝕(概念、實例？)2、防腐辦法（詳細方法）：犧牲陽極保護法、外加電流法T=298K：22/73計算題：已知：298K時，酸性介質(zhì)中，

(MnO4-/Mn2+)=1.49V；

(Cl2/Cl-)=1.36V。(1)將此兩個標準電極組成原電池，寫出電池符號、反應(yīng)反應(yīng)和電池反應(yīng)。(2)當(dāng)初c(Mn2+)=0.1mol

dm-3時(其它不變)，計算此時反應(yīng)

G。(3)計算298K時該反應(yīng)標準平衡常數(shù)K

。提醒：①

G=-nFE=-1096485(1.502-1.36)=-137.01103J

mol-1=-137.01kJmol-1

②③2MnO4-+8H++5e-=Mn2++4H2O23/73第五章原子結(jié)構(gòu)與周期系P127一、概念了解波函數(shù)、原子軌道、幾率密度、電子云、角度分布圖、四個量子數(shù)、電子層、電子亞層、能級、能級組、等價軌道、電負性概念及物理意義。核外電子運動狀態(tài)特征：①量子化特征：氫原子光譜是線狀光譜，證實核外電子運動能量含有量子化特征。②波粒二象性：電子衍射試驗證實電子運動含有波動性。量子化和波粒二象性是微觀粒子共同特征，核外電子運動狀態(tài)不能用經(jīng)典力學(xué)描述。2424/73二、四個量子數(shù)怎樣描述電子運動狀態(tài)及其取值范圍：用薛定諤方程求解波函數(shù)時，方程解和一組整數(shù)相關(guān)，這三個量子數(shù)為主量子數(shù)n，角量子數(shù)l和磁量子數(shù)m。量子數(shù)是解薛定諤方程時自然得到，并不是人為假定，而Bohr量子數(shù)是假定。波函數(shù)Ψn,l,m

表明：(波函數(shù)與原子軌道看作同義詞)

①軌道大小(電子層數(shù)，電子出現(xiàn)最大約率區(qū)域離核遠近，比如：1s電子在r=52.9pm，2s電子在r=211pm)；②軌道形狀；③軌道在空間伸展方向。四個量子數(shù)之間關(guān)系(量子數(shù)取值相互限制

)：n=1，2，3，4，，nl=0，1，2，3，，n-1m=0，

1，2，

，lms=

?四個量子數(shù)n、l、m、ms可將一個電子運動狀態(tài)描述出來。2525/73三、概率密度和電子云原子核外電子并不是沿一定軌道運動，因為電子波粒二象性，電子運動符合統(tǒng)計規(guī)律，不可能同時準確測定電子位置和速度，只能用統(tǒng)計方法確定電子在核外空間某區(qū)域出現(xiàn)機會(概率)。|Ψ|2表示電子在核外某處單位微體積內(nèi)出現(xiàn)概率，即概率密度。

電子云就是電子概率密度形象化描述，是用統(tǒng)計方法描述在不一樣方向上電子出現(xiàn)概率密度大小。注意：原子軌道與電子云角度分布圖區(qū)分。四、鮑林近似能級圖與氫原子軌道能級圖比較五、基態(tài)原子核外電子排布三標準(152頁)能量最低原理、泡利不相容原理和洪特規(guī)則2626/73六、能寫出36號元素前核外電子排布式、外層電子構(gòu)型、未成對電子數(shù)：Be、B、C、N、O、F、S、Sc、Ti、Cr、Fe、Ni、Cu、Zn等。七、柯頓能級圖(145頁)：原子軌道能級與原子序數(shù)關(guān)系圖八、元素周期表和元素性質(zhì)周期性(原子半徑、電負性)掌握好各種元素電子層結(jié)構(gòu)及其改變是學(xué)好元素周期律關(guān)鍵九、依據(jù)外層電子構(gòu)型判斷36號元素前在周期表位置。

（周期；族；區(qū)）例題：以下各組表示核外電子運動狀態(tài)量子數(shù)中合理是()。A.n=3，l=3，m=2，ms=-1/2；B.n=2，l=0，m=1，ms=+1/2；C.n=1，l=0，m=0，ms=+1/2；D.n=0，l=0，m=0，ms

=-1/2。2727/73第六章分子結(jié)構(gòu)和晶體結(jié)構(gòu)P165一、當(dāng)代價鍵理論基本關(guān)鍵點、共價鍵類型、特征關(guān)鍵點：①兩原子靠近時，自旋方向相反未成正確價電子能夠配對形成穩(wěn)定化學(xué)鍵。②成鍵電子原子軌道重合越多，兩核間電子概率密度就越大，形成共價鍵就越穩(wěn)定。還要符合原子軌道對稱性一致，即重合波函數(shù)符號必須相同。依據(jù)原子軌道重合方式，共價鍵有σ鍵、π鍵兩種類型。

共價鍵含有飽和性和方向性特征。

二、雜化軌道理論及分子空間構(gòu)型(1)等性雜化：sp(BeCl2)、sp2(BF3

)、sp3(CH4)(2)不等性雜化：sp3不等性雜化：H2O

、

NH3sp2不等性雜化：SO228/73雜化類型spsp2sp3sp3不等性sp3不等性雜化軌道幾何構(gòu)型直線三角形正四面體四面體四面體中心原子Be(Ⅱ),Hg(Ⅱ)B(Ⅲ)C(Ⅳ),Si(Ⅳ)N(Ⅴ),P(Ⅴ)O(Ⅵ),S(Ⅵ)分子幾何構(gòu)型直線正三角形(正)四面體三角錐V型實例HgCl2、BeCl2、CO2、CS2BF3BCl3CH4、CCl4

SiH4、SiCl4CH3Cl、CHCl3NH3NF3PCl3PH3H2OOF2H2S鍵角180

120

109

28’107

18’104

45’分子極性無無無有有表1s-p雜化及分子空間構(gòu)型分子間力29/73三、分子間力類型、氫鍵對物質(zhì)熔沸點影響在共價化合物中，鍵極性大小與成鍵兩元素電負性

差值相關(guān)。分子極性大小可用偶極矩

來量度。氫鍵特征：方向性和飽和性。氫鍵類型：分子間氫鍵和分子內(nèi)氫鍵。分子間氫鍵形成使沸點和熔點升高，使冰密度比水小，使一些溶液粘度大。分子內(nèi)氫鍵形成使沸點、熔點降低，如硝酸、鄰硝基苯酚。分子分子間力種類產(chǎn)生原因非極性分子之間色散力瞬時偶極非極性分子-極性分子色散力、誘導(dǎo)力瞬時偶極、誘導(dǎo)偶極極性分子之間色散力、誘導(dǎo)力、取向力瞬時偶極、誘導(dǎo)偶極、固有偶極30/73四、晶體類型、質(zhì)點間作用力及熔沸點高低判斷表2

晶狀固體結(jié)構(gòu)與性質(zhì)關(guān)系小結(jié)晶體類型晶格結(jié)點上微粒粒子間作用力晶體熔點物質(zhì)實例金屬晶體金屬原子和正離子金屬鍵熔點低或高金屬或合金如Mg、Cr、W、Ag、Ti、Cu、Au離子晶體正、負離子離子鍵熔點較高活潑金屬氧化物和鹽類等，如NaCl、NaF、CaF2、MaO、BaO原子晶體原子共價鍵熔點高金剛石、Si、B、SiC、石英SiO2、BN、AlN分子晶體分子分子間力、氫鍵熔點低稀有氣體、多數(shù)非金屬單質(zhì)、非金屬化合物、有機物，如干冰CO2，單質(zhì)碘I2，冰、H231/73同一晶體類型熔點比較：

離子晶體：熔點高低可用晶格能U或離子鍵衡量，離子所帶電荷越多，半徑越小，晶格能越大或離子鍵越強，熔點越高。分子晶體：結(jié)構(gòu)相同同系列物質(zhì)，相對分子質(zhì)量越大，分子變形性越大，分子間力越強，熔、沸點越高。石墨中原子之間有三種作用力：共價鍵、金屬鍵、分子間作用力，所以石墨兼具原子晶體、金屬晶體和分子晶體性質(zhì)。練習(xí)：

比較以下各對物質(zhì)溶沸點高低，并說明原因。(1)NaF和MgO(2)SiO2和SO232/73σ鍵：原子軌道以“頭碰頭”形式重合所形成鍵對鍵軸(x軸)含有圓柱形對稱性

33/73π鍵：原子軌道以“肩對肩”形式重合所形成鍵對xy平面含有反對稱性

即重合部分對xy平面上、下兩側(cè)，形狀相同、符號相反。34/73第七章配位化合物P208一、配合物組成、命名能夠?qū)懗鰞?nèi)界、外界、中心離子及其電荷、配體、配位原子、配位數(shù)等。配位數(shù)是指與中心離子直接結(jié)合配位原子總數(shù)。配體命名次序：先無機，后有機；先離子，后分子，先少齒，后多齒；同類配位，字母為序。二、配合物價鍵理論

(1)中心離子Mn+和配體L間結(jié)合是由Mn+提供空軌道，L提供孤電子對而形成配位鍵(

鍵)。(2)Mn+提供空軌道必須進行雜化，雜化軌道類型決定配離子空間構(gòu)型和穩(wěn)定性。(3)不一樣類型雜化軌道含有不一樣空間構(gòu)型。配合物空間構(gòu)型與雜化軌道類型、配位數(shù)及配體種類相關(guān)。35/73三、配合物磁性含有未成對電子配合物含有順磁性，不含有未成對電子(中心離子電子全部偶合成對)配合物含有反磁性。用磁矩表征配合物在磁場中產(chǎn)生磁效應(yīng)。磁矩與配合物未成對電子數(shù)n之間近似定量關(guān)系是：能利用磁矩判斷配合物幾何構(gòu)型或內(nèi)軌型或外軌型，步驟：①判斷形成配合物前中心離子未成對電子數(shù)；②依據(jù)磁矩計算配合物中心離子未成對電子數(shù)n，推測其價電子分布情況；③判斷內(nèi)軌型還是外軌型及雜化方式中心離子外層電子構(gòu)型不發(fā)生改變，即電子不發(fā)生重排，則形成外軌型配合物。中心離子外層電子構(gòu)型發(fā)生改變，d軌道電子發(fā)生重排，未成對電子數(shù)降低或等于0，則形成內(nèi)軌型配合物。36/73四、配合物空間構(gòu)型(1)內(nèi)軌型：dsp2([Ni(CN)4]2－)：平面四方形；d2sp3([Fe(CN)6]3－)：正八面體型(2)外軌型：sp([Ag(NH3)2]＋)：直線型；sp3([Zn(NH3)4]2＋)

：正四面體型；sp3d2([FeF6]3-)：正八面體型

穩(wěn)定性：內(nèi)軌型＞外軌型，如：[Fe(CN)6]3-比[FeF6]3-穩(wěn)定。

電負性較大配為原子如F、O(F-、H2O)與中心離子成鍵時，不易提供孤電子對，中心離子電子層結(jié)構(gòu)不發(fā)生改變，僅用外層空軌道ns-np-nd進行雜化，形成外軌型配合物。

電負性較小配位原子C、N(CN-、NO2-、CO)與中心離子成鍵時，較易給出孤電子對，對中心離子影響較大，使其電子層結(jié)構(gòu)發(fā)生改變，(n-1)d軌道上成單電子被強行配位，騰出內(nèi)層能量較低d軌道，接收配體孤電子對，形成內(nèi)軌型配合物。37/73五、配離子解離平衡及相關(guān)離子濃度計算P2261、穩(wěn)定常數(shù)K穩(wěn)

：

(要會用穩(wěn)定常數(shù)計算中心離子濃度：普通配體過量時，可忽略配離子逐層解離，認為中心離子幾乎全部形成最大配位數(shù)配離子，能夠簡化計算。)K穩(wěn)

能夠比較同類型配合物穩(wěn)定性大小。不一樣類型配合物穩(wěn)定性要經(jīng)過計算。同類型指是:①中心離子相同，配位數(shù)相同，配體不一樣②配體、配位數(shù)相同，中心離子不一樣。38/73結(jié)論：①對于含有相同配位數(shù)配離子，反應(yīng)方向：K穩(wěn)小

K穩(wěn)大

②配離子有系數(shù)時，K穩(wěn)

應(yīng)有方次數(shù)（多重平衡規(guī)則推導(dǎo)K）。2、配位平衡與其它平衡關(guān)系(1)(要會利用多重平衡規(guī)則計算平衡常數(shù))39/73(2)與沉淀平衡競爭實質(zhì)是配合劑與沉淀劑爭奪金屬離子能力大小，K穩(wěn)

越大或Ksp

越小，爭奪金屬離子能力就越大。①兩種類型（a.計算AgCl溶于氨水濃度P230例題b.計算AgCl溶于氨水濃度所需要氨水最低濃度）判斷AgI沉淀是否生成注意：配離子或沉淀有系數(shù)時，Ｋ穩(wěn)或Ｋsp

應(yīng)有方次數(shù)。40/73例：2[Ag(CN)2]-+S2-?Ag2S+4CN-①2Ag++S2-?Ag2S③2

②+③=①[Ag(CN)2]-?Ag+

+2CN-②41/73第八章無機化合物P237一、會寫反應(yīng)式

氯化物和碳酸鹽水解反應(yīng)、硝酸鹽熱分解反應(yīng)、相關(guān)H2O2、Fe、Cr、Mn相關(guān)反應(yīng)及相關(guān)離子判定。二、離子極化理論

離子極化、極化力、變形性、附加極化

解釋熔沸點高低，判斷碳酸鹽熱穩(wěn)定性、氯化物水解產(chǎn)物類型（水解度大小判斷）、用ROH規(guī)則判斷氫氧化物酸堿性改變規(guī)律。離子極化力主要取決于離子電荷、離子半徑和離子外層電子構(gòu)型。42/73離子極化是指離子發(fā)生變形產(chǎn)生誘導(dǎo)偶極過程。離子極化力是指(使鄰近異號電荷離子極化變形能力)，其影響原因有(離子電荷、離子半徑、離子外層電子構(gòu)型)；離子變形性是指(離子在外電場作用下能夠被極化程度)，其影響原因有(離子電荷、離子半徑、離子外層電子構(gòu)型)。在普通情況下，主要是(正離子)對(負離子)極化。離子極化結(jié)果會造成(鍵極性)減弱，使鍵型發(fā)生從(離子鍵)向(共價鍵)轉(zhuǎn)變，進而造成晶體類型由(離子晶體)轉(zhuǎn)變?yōu)?過渡型晶體)乃至轉(zhuǎn)變?yōu)?共價型(分子)晶體)。物質(zhì)(熔沸點)隨之發(fā)生對應(yīng)改變。（由高變低）

43/73同周期：從左到右酸性增強，堿性減弱；同族：從上到下，堿性增強，而酸性減弱；同一元素：高價態(tài)氧化物及水合物酸性較強，而低價態(tài)堿性較強；氧化物酸堿性普通遞變規(guī)律：ROH規(guī)則44/731、用離子極化理論解釋氯化物熔、沸點高低（如過渡型晶體、第二主族元素氯化物、同一金屬元素組成不一樣價態(tài)氯化物熔、沸點），各舉一例。答：主要考慮正離子對負離子極化作用：（負離子半徑大、電荷高變形性大：18、9

17e>8e）正離子電荷越高，半徑越小，極化力越大；極化力：18、18+2e>9

17e>8e構(gòu)型；伴隨離子極化加強，使正、負離子電子云發(fā)生變形而造成原子軌道部分重合，產(chǎn)生了從離子鍵向共價鍵過渡，所以離子極化使化合物熔沸點下降，在水中溶解度減小，顏色加深。（1）NaCl>MgCl2>AlCl3>SiCl4>PCl5（2）BeCl2<MgCl2<CaCl2<SrCl2<BaCl2

(因為極化力：Ba2+<Sr2+<Ca2+<Mg2+<Be2+)（3）FeCl3<FeCl2(極化力Fe3+>Fe2+)45/732、用離子極化理論解釋水解度大小，舉例說明；并寫出水解方程式。（書本249頁）答：鹵化物中發(fā)生水解是正離子。正離子在水溶液中是以水合離子形式存在。而極化力弱正離子如Na+、K+、Ba2+離子，水分子發(fā)生取向，但不發(fā)生水解。若正離子極化力比較強，如Mg2+、Al3+、Fe3+離子，會使水分子極化，發(fā)生變形，正離子對水分子中氧(帶有負電荷)吸引力會增強，而對水分子中氫(帶有正電荷)斥力增強，這么就減弱了O—H間化學(xué)鍵。當(dāng)正離子和水分子極化作用增大到一定程度時，就會使水分子中O—H鍵斷裂，H＋被分離出來，OH－則與正離子結(jié)合，發(fā)生水解。含有很強極化力正離子，如Si4+、P5+離子，使水分子斷裂，分離出H+離子傾向愈加顯著，所以水解作用更強烈。

46/733、用ROH規(guī)則（離子極化理論）解釋氫氧化物酸堿性。答：（酸式）RO-+H+

R

O

H

R++OH-（堿式）若正離子Rx+電荷越高，半徑越?。ㄈ绺邇r過渡金屬），對O2-極化力越強，吸引力大過與H+同O2-間吸引力，越輕易發(fā)生酸式解離,此元素氫氧化物便是酸性氫氧化物，如H3PO4。相反Rx+電荷越低，半徑越大，對O2-極化力越弱，越輕易發(fā)生堿式解離，此元素氫氧化物便是堿性氫氧化物，如NaOH。假如Rx+對O2-吸引力與O2-同H+間吸引力差不多，則有可能按兩種方式解離，這便是兩性氫氧化物。同周期從左到右：酸性增強；同族從上到下：堿性增強；高價態(tài)Rx+氫氧化物易發(fā)生酸式解離，酸性較強。

47/734、用離子極化理論解釋碳酸鹽熱穩(wěn)定性大小，舉例。答：把M2+、C4+、O2-都看作離子。在CO32-中，C4+對O2－有極化作用,使O2-產(chǎn)生誘導(dǎo)偶極，負電荷一端指向C4+，正電荷朝向外側(cè)。金屬離子M2+能夠看作是CO32-一個外加電場，當(dāng)靠近CO32-時，對一個O2-產(chǎn)生極化作用，它會吸引負電荷而排斥正電荷，這么對O2-產(chǎn)生反極化作用。加熱時，離子熱運動比較猛烈，有利于M2+靠近CO32-，使反極化作用加強。看成用力大到一定程度，就會使原來偶極反向，造成CO32-破裂，分解成MO和CO2。所以碳酸鹽熱分解實際上就是金屬離子與C4+離子爭奪O2-過程。顯然，金屬離子極化力越強，其碳酸鹽越不穩(wěn)定，越輕易分解。48/73∵Na＋、K＋、Ba2＋等活潑金屬離子電荷低，半徑大，且為8e構(gòu)型，極化力弱，所以它們碳酸鹽比較穩(wěn)定；H＋離子同M2+一樣對一個O2-產(chǎn)生反極化作用，它半徑非常小，極化力很強，很輕易奪取CO32-中O2-，∴H2CO3

尤其不穩(wěn)定。酸式鹽輕易分解，不如正鹽穩(wěn)定也是因為其中有H＋參加極化原因。碳酸鹽熱穩(wěn)定性普通規(guī)律為：堿金屬鹽>堿土金屬鹽>過渡金屬鹽>銨鹽。碳酸鹽>碳酸氫鹽>碳酸；如Na2CO3>MgCO3>FeCO349/73第八章無機化合物

部分關(guān)反應(yīng)式CrO42–?Cr2O72–?Cr3+?Cr(OH)3?CrO2–①2CrO42–+2H+→Cr2O72–(橙紅)

+H2O②Cr2O72–+3SO32–+8H+→2Cr3++3SO42–+4H2O（2Ba2+

+

Cr2O72–+H2O

→BaCrO4↓

+2H+）③Cr3++3OH–→Cr(OH)3↓(灰綠)④Cr(OH)3

+OH–→CrO2–+2H2O⑤CrO2–+2H2O?Cr(OH)3↓+OH–12345678950/73⑥Cr(OH)3↓+3H+→Cr3++3H2O⑦10Cr3++6MnO4–+11H2O→5Cr2O72–+6Mn2++22H+⑧Cr2O72–+2OH–→2CrO42–+H2O⑨2CrO2–(綠)+3H2O2+2OH–→2CrO42–(黃)

+4H2O51/73Mn2+←MnO4–

→MnO2→Mn2+

MnO42–①2MnO4–(紫紅)

+5SO32–+6H+→2Mn2+–(無色)

+5SO42–+3H2O(思索：酸性介質(zhì)中MnO4–過量，反應(yīng)式有哪些？)②2MnO4–

+3SO32–+H2O→2MnO2

↓–(棕色)

+3SO42–+2OH–③2MnO4–

+SO32–+2OH–→2MnO42––(綠色)

+SO42–+H2O(思索：堿性介質(zhì)中Na2SO3過量，反應(yīng)式有哪些？)32152/73【思索】用稀HCl則反應(yīng)不能發(fā)生，為何？

解釋：標準態(tài)下：MnO2不會使Cl－氧化。增大HCl濃度時，

c(H+)↗→↗；c(Cl－)↗→↘當(dāng)＞時，反應(yīng)既可正向進行。酸性介質(zhì)中MnO2氧化性較強：

53/73Fe3+判定反應(yīng)①Fe3++nSCN–→[Fe(NCS)n]3-n(血紅色)(n=1-6)②4Fe3++3[Fe(CN)6]4–→Fe4[Fe(CN)6]3↓(藍色)掩蔽Fe3+:[Fe(NCS)n]3–n+6F–→[FeF6]3–(無色)+nSCN–Fe2+判定反應(yīng)3Fe2++2[Fe(CN)6]3–→Fe3[Fe(CN)6]2↓(藍色)54/73水解反應(yīng)式55/73解釋水解反應(yīng)式硝酸鹽分解反應(yīng)式56/73氧化還原反應(yīng)式57/73填空題：1、用電對MnO4-/Mn2+，Cl2/Cl-組成原電池，其正極反應(yīng)為

，負極反應(yīng)為

，電池電動勢等于

0.15V，電池符號為

(-)Pt，Cl2(g)|Cl-(c

)||MnO4-(c

)，Mn2+(c

)，H+(c

)

|Pt(+)。（已知：

(MnO4-/Mn2+)=1.49V；

(Cl2/Cl-)=1.36V）。2.判斷氧化劑、還原劑相對強弱依據(jù)是

，判斷氧化還原反應(yīng)進行方向標準是

G<0

，判斷氧化還原反應(yīng)進行程度關(guān)系式是

。58/73判斷：1、兩原子之間形成共價鍵時，首先形成一定是

共價鍵。（）

2、就軌道形成和分布來說，雜化軌道分布向一個方向集中，這么對形成共價鍵有利。（）3、氯原子軌道能級只與主量子數(shù)n相關(guān)。

（）4、原子形成共價鍵數(shù)目，等于基態(tài)原子未成正確電子數(shù)。

（）5、同一能級組中原子軌道都是等價軌道。

（）6、因為PH3分子量比NH3大，所以PH3熔點比NH3高。

（）

59/73填空：1、CO2、SiO2、MgO、Ca晶體類型分別是

，熔點最高是

，熔點最低是

。2、H2O中心原子O采取

雜化，H2O分子空間構(gòu)型為

，其晶體屬于

晶體；因為H2O分子間存在

，使其熔點比同族氫化物熔點

。3、在配合物[Co(NH3)5Cl](NO3)2中，中心離子電荷是

。4、H3BO3、HNO2、HNO3、H3AlO3酸性由弱到強次序是

。60/735.核外電子排布遵照三個標準是

、

、

，它們是從原子光譜試驗數(shù)據(jù)中歸納出來。

6.29Cu元素原子核外電子排布式為

，有

個未成對電子，Cu2+外層電子構(gòu)型為

，未成對電子數(shù)為

。

7.元素24Cr外層電子構(gòu)型是

，該元素在周期表中屬于第

周期，

族，

區(qū)。8.使水汽化，需要克服

，而使水分解需要克服

。9.波函數(shù)ψ是描述

數(shù)學(xué)函數(shù)式，它通常被稱為

。

61/73選擇：1、以下化合物中，含有極性鍵有()，含有非極性鍵有()，極性分子有（）。A.P4B.BF3C.IClD.CCl42、中心離子以dsp2雜化軌道成鍵而形成配合物，其空間構(gòu)型是

。A.直線形B.平面四方形C.正四面體型D.八面體型3、以下物質(zhì)中熱穩(wěn)定性最好是（

）。

A.Mg(HCO3)2B.MgCO3C.H2CO3D.SrCO3

4、以下物質(zhì)中水解度最大是（

）。

A.FeCl3B.FeCl2C.BCl3D.BeCl2

62/735、在以下氧化劑中，其氧化性強弱與c(H+)無關(guān)是()。

A.H2O2B.O2C.Cr2O72-D.Br2

6、氧化還原反應(yīng)到達平衡狀態(tài)時，以下等式成立是()。

A.

G

=0

B.

K

=0

C.

E=0（或者

+=

-）

D.

+=

-

7、在PCl3分子中含有()

A.1個sp3–p

鍵B.2個sp3–p

鍵

C.3個sp3–p

鍵D.5個sp3–p

鍵

8、既能衡量元素金屬性強弱，又能衡量其非金屬性強弱物理量是：()A.電負性；B.電離能；C.電子親核能；D.偶極矩63/739、以下分子間存在氫鍵是()A.HClB.C2H6C.CH3OHD.H2S10、以下物質(zhì)中熔點最高是()A.FeCl2B.NaClC.FeCl3D.SiCl411、石墨晶體中層與層之間結(jié)協(xié)力是(C)A.金屬鍵B.共價鍵C.分子間力D.離子鍵12、NH3和水之間作用力包含(D)①取向力②誘導(dǎo)力③色散力④氫鍵A.①B.④C.①④D.①②③④

64/7313、已知反應(yīng)C(s)+CO2(g)=2CO(g),

若溫度升高，（）。

A、變大B、變小C、基本不變D、無法判斷14、以下物質(zhì)中酸性最強是（）。

A、H3PO4；B、H3AsO4；C、H2SO4;

D、HClO4

15、以下各原子軌道不合理是（）。A、Ψ（100）；B、Ψ（210）；C、Ψ（220）；D、Ψ（211）。16、以下兩反應(yīng)在標準態(tài)時均能正向進行，

Cr2O72-+6Fe2++14H+=2Cr3++6Fe3++7H2O2Fe3++Sn2+=2Fe2++Sn4+，其中最強氧化劑和最強還原劑分別是（）。A.Cr2O72-，Sn2+C.Cr2O72-/Cr3+，Sn4+/Sn2+B.Fe3+，F(xiàn)e2+

D.Cr2O72-，F(xiàn)e2+

65/73