无机化学第九章元素概论

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《元素化学》课程教学大纲

《元素化学》课程教学大纲课程编号：20931001总学时数：24总学分数：1.5课程性质：任选适用专业：化学一、课程的任务和基本要求：本课程是为需要较多无机化学基础知识的专业而设，是大学化学及相关专业无机化学课程的核心内容。

在元素概论的基础上，结合现代化学原理（主要是热力学原理及原子结构、分子结构原理），以周期表中s,p,d,f各区为序，在共性规律基础上重点剖析若干本区典型元素或在国民经济中占重要地位的元素及化合物，着重于性质和结构的内在联系以及制备工艺路线的抉择，并介绍元素化学在现代高科技领域中的应用。

二、基本内容和要求：第一章元素概论（3学时）内容:1.1 元素的存在1.2 元素周期表和元素性质的周期性1.3 元素通性要求:从结构和热力学原理两个方面，巩固和深化在先修课程中已学过的元素化学知识，掌握元素单质的理化性质规律，了解元素单质的用途和制备方法第二章无机化合物的一般性质和制备（3学时）内容：2.1 元素的氧化态表现2.2 离子半径和氧化物水合物的酸碱性2.3 含氧酸盐2.4 无机化合物的制备要求：掌握酸碱性判断的一般规则，熟悉常见含氧酸盐的结构、性质及用途，了解无机化合物的各类制备方法第三章稀有气体元素（2学时）内容：3.1 稀有气体的发现史、性质和用途3.2 稀有气体的存在与分离3.3 稀有气体化合物的结构与成键要求：了解稀有气体的发现简史，掌握稀有气体单质及化合物的性质与用途；应掌握用VSEPR理论来判断稀有气体化合物的结构第四章碱金属和碱土金属元素（2学时）内容：4.1 碱金属和碱土金属元素的通性4.2 碱金属和碱土金属的重要化合物4.3 锂、铍的特性及对角线规律4.4 碱金属和碱土金属及其化合物的用途要求：掌握碱金属和碱土金属单质的通性，掌握其重要化合物的类型、性质与用途；了解其氢氧化物溶解性和碱性的变化规律，了解重要盐类热稳定性、溶解性的变化规律第五章硼、碳、氮族元素及其性质（4学时）内容：5.1 硼族元素5.2 碳族元素5.3 氮族元素要求：掌握碳、硅、硼的单质、氢化物、卤化物和含氧化合物的性质和制备；了解硼族元素缺电子性和缺电子化合物的反应性及应用；掌握氮和磷的单质及其氢化物、卤化物、氧化物含氧酸及其盐的结构、性质、制备和应用，了解砷的重要化合物的性质和应用第六章氧族、卤族元素性质（3学时）内容：6.1 氧族元素6.2 卤族元素要求：掌握氧、硫的成键特征，熟悉臭氧、过氧化物、及硫的多种氧化态所形成的重要物种的结构、性质、制备和用途以及相互转化关系；掌握卤素单质、氧化物、含氧酸及其盐的结构、性质、制备和用途；掌握元素电势图并用以判断卤素及其化合物的氧化还原性以及它们之间的相互转化关系第七章过渡元素（4学时）内容：7.1 过渡元素的通性7.2 过渡元素选述7.3 铁系元素和铂系元素7.4 铜族元素和锌族元素7.5 过渡元素配合物的一般制备方法要求：掌握过渡金属元素重要单质性质与用途，掌握重要化合物的结构与性质以及不同氧化态化合物之间的相互转化，了解过渡元素配合物的生成第八章金属有机化合物简介（2学时）内容：8.1 金属有机化合物的定义、类型和命名8.2 主族金属有机化合物8.3 过渡金属有机化合物要求：掌握金属有机化合物的概念及化学键成键类型和特征，熟悉金属有机配合物的制备、性质、组成、结构、化学变化规律及应用第九章元素化学中的一些应用新领域（1学时）内容：9.1 无机聚合物9.2 无机功能材料9.3 纳米固体9.4 新型陶瓷材料要求：了解无机聚合物、陶瓷、纳米化学等新领域进展三、实践环节和要求：无四、教学时数分配：五、其它项目（含课外学时内容）：无六、有关说明：1、教学和考核方式：教学方式：多媒体教学与传统板书教学方式结合考核方式：开卷考查或学期大作业2、习题：按各章节布置相关的作业题及文献检索小专题3、能力培养要求：使学生能进一步应用无机化学基本原理（主要是热力学原理及原子结构、分子结构原理）去总结元素及其化合物性质的规律性，从而加深对无机化学基本原理的认识及理解，学会运用无机化学基本原理去研究、讨论、说明、预测相应的化学事实，增强提出问题、分析问题、解决问题的应用能力。

无机化学总结笔记[整理版]

无机化学总结笔记[整理版]《无机化学》各章小结第一章绪论平衡理论 :四大平衡理论部分原子结构1(无机化学结构理论:，分子结构，晶体结构元素化合物2(基本概念:体系，环境，焓变，热化学方程式，标准态古代化学3(化学发展史: 近代化学现代化学第二章化学反应速率和化学平衡1( 化学反应速率Δc(A)υ=Δt2( 质量作用定律元反应 aA + Bb Yy + Zzabυ = k c (A) c (B)3. 影响化学反应速率的因素: 温度, 浓度, 催化剂, 其它.温度是影响反应速率的重要因素之一。

温度升高会加速反应的进行;温度降低又会减慢反应的进行。

浓度对反应速率的影响是增加反应物浓度或减少生成物浓度，都会影响反应速率。

催化剂可以改变反应速率。

其他因素，如相接触面等。

在非均匀系统中进行的反应，如固体和液体，固体和气体或液体和气体的反应等，除了上述的几种因素外，还与反应物的接触面的大小和接触机会有关。

超声波、紫外线、激光和高能射线等会对某些反应的速率产生影响4. 化学反应理论: 碰撞理论, 过渡态理论碰撞理论有两个要点:恰当取向，足够的能量。

过渡态理论主要应用于有机化学。

5. 化学平衡: 标准平衡常数, 多重平衡规则, 化学平衡移动及其影响因素(1)平衡常数为一可逆反应的特征常数，是一定条件下可逆反应进行程度的标度。

对同类反应而言，K值越大，反应朝正向进行的程度越大，反应进行的越完全(2)书写和应用平衡常数须注意以下几点a. 写入平衡常数表达式中各物质的浓度或分压，必须是在系统达到平衡状态时相应的值。

生成物为分子项，反应物为分母项，式中各物质浓度或分压的指数，就是反应方程式中相应的化学计量数。

气体只可以用分压表示，而不能用浓度表示，这与气体规定的标准状态有关。

b.平衡常数表达式必须与计量方程式相对应，同一化学反应以不同计量方程式表示时，平衡常数表达式不同，其数值也不同。

c.反应式中若有纯故态、纯液态，他们的浓度在平衡常数表达式中不必列出。

兰叶青无机化学专业课考研复习第9章分子结构

第二节
第九章
一、现代价键理论（也称电子配对法）
1、共价键的形成和本质海特勒和伦敦在用量子力学处理H2分子形成的过程中，得到H2分子的能量E和核间距R之间的关系曲线，如图。
H2分子的能量随核间距的变化
NaBr、NaCl中， I 、Br、Cl 的还原性依次降低，而
AgI、AgBr、AgCl的溶解度依次增大，颜色依次变浅，这都与离子半径的大小有着密切联系。
第一节
第九章
2、离子的电荷离子电荷高，与相反电荷的吸引力大，熔点、沸
点就高。例如：CaO的熔点（2614℃）比NaCl（801℃）高。
3、离子的电子构型
相反电荷Z+和Z-的离子间的吸引势能V吸引为：
V吸引
z z e2
4 0 r
第一节
第九章
式中ε0为介电常数，e为1个电子所带电量。相反电荷的离子之间，除静电引力外，还存在外层电子之间以及
原子核之间的相互排斥作用。排斥势能V排斥与r的关系
为：
V排斥
B rn
式中：B和n为常数。因此，正负离子间的总势能为：
rNa 230 133 97pm
rCl 278 97 181pm
目前最常用的离子半径是1927年由鲍林（Pauling）从核电荷数和屏蔽常数出发推算出的一套数据，半径计算公式为：
第一节
第九章
r cn
Z 式中Z为核电荷数，σ为屏蔽常数，Z-σ为有效核电数，cn为取决于最外电子层的主量子数n的一个常数。
F 、Cl 、O2 等简单的负离子，其最外层都为稳定
的稀有气体结构，即8电子构型。对于正离子来说，情况相对复杂，除了8电子结构外，还有其它多种构型。正离子的电子层构型大致有以下几种：

无机化学-配合物

此外，还有其它类型的配体，如两个原子与中心原子形成一个配键（含π电子的烯烃）、一个原子同时与两个中心原子配位的桥连配体等。
3.配位数与配体数
配合物中与中心原子相连的配体的数目称为配体数，而与中心原子相连的配位原子的总数称为配位数。很显然，对于单齿配体，配位数与配体数相同，而对于多齿配体来说，二者则不相同。例如[Fe(CN)6]3+中Fe3+的配体数和配位数都为6；[Cu(cn)2]2+中Cu2+的配体数为2，配位数为 4。
Ag+
杂化成键
4d10 4d10 4d10
5s
5p
sp杂化轨道
5p
spsp3
5p
2个电子对由
NH3分子中N 原子提供
[Ag(NH3)2]+ 配离子的空间构型为直线形；为外轨型配合物；配位数为2；由于没有单电子，所以[Ag(NH3)2]+配离子为抗磁性。
其它如[Ag(CN)2]-、[Cu(NH3)2]2+等，情况也都类似。
天蓝色
深蓝色
[Cu(NH3)4]2++4OH-（少量）
深蓝色
在水溶液中SO42-是自由的，能独立地显示其化学性质（如与BaCl2生成白色沉淀）。但这时化合物中的Cu2+和NH3已经结合为 Cu(NH3)42+离子了，从而在一定程度上丧失了Cu2+和NH3各自独立存在时的化学性质，实际上它们形成了稳定性很高的新的结构，
H3N H3N
Cl NH3
Co NH3
Cl
第二节配合物的化学键理论
• 有关配合物的结构问题，实质是中心原子与配体之间靠什么结合在一起以及配合物的空间构型问题。这个问题有不少科学家提出了各种各样的理论，其中1893年维尔纳提出的主、副价说最有代表性，维尔纳也被称为近代配合物化学的创始者。他认为在配离子如PtCl62-中，Pt4+除了以主价（符合经典化合价理论的价）与4个Cl-结合以外，还能以副价同额外的两个Cl-结合成 PtCl62-。

无机化学第九章 P区元素

17
4.基本性质
(1) 同一元素氧化态由高到低自发进行，且酸性介质趋势更大。 (2) 不管在什么介质中，X-的稳定性依次为F->Cl->I(3) 碱性介质中，单质氯、溴、碘都易歧化，在酸性介质中可发生歧化反应的逆反应。
(4)在酸性条件下，除最低价X-外，均可作为氧化剂。 (5) 酸性介质中氧化性的趋势为：F2>Cl2>Br2>I2；碱性介质还原性的趋势为：F-<Cl-<Br-<I-
△
2Na2HPO4
Na4P2O7 ＋ H2O
2NaH2PO4 △ (NaPO3)2 ＋ 2H2O
2. 酸式碳酸盐 △ CO2 + H2O
2Ca(HCO3)2 △ CaCO3 ＋ H2O ＋ CO2
NH4HCO3 △
NH3 ＋ H2O ＋ CO2 14
第二节卤素
一、二、三、四、五、六、七、八、
例如：HBrO4＞HMnO4 H2SeO4 ＞H2CrO4
8
(3) 同一主族元素自上而下，最高氧化态含氧酸的氧化性呈锯齿形变化。
HNO3
H2SO4
HClO4
H3PO4
H2SeO4
HBrO4
H3AsO4
H6TeO6H5IO6来自(4)同一元素的不同氧化态的含氧酸中，低氧化态含
氧酸的氧化性较强。
HClO ～ HClO2 ﹥ HClO3 ﹥ HClO4 ; H2SO3 ﹥ H2SO4 (5)含氧酸的氧化性强于相应含氧酸盐，含氧酸根在酸性介质中的氧化性强于在碱性介质中的氧化性。
卤素通性卤素单质卤素的氢化物和氢卤酸卤化物卤素的含氧酸及盐拟卤素卤素离子的分离和鉴定卤素的生物学效应及相应药物

（完整版）无机化学（天津大学版）

（完整版）⽆机化学（天津⼤学版）第⼀章化学反应中的质量关系和能量关系[学习指导]1．“物质的量”（n）⽤于计量指定的微观基本单元或其特定组合的物理量，其单位名称为摩[尔]，单位符号为mol。

2.摩尔质量（M) M = m/n3.摩尔体积（V m）V m = V/n4.物质的量浓度（c B）c B = n B/V5.理想⽓体状态⽅程pV = nRT6.理想⽓体分压定律p= Σp B ；p B = (n B/n)p7.化学计量式和化学计量数O = ΣνB B ；νBB8.反应进度（ξ）表⽰化学反应进⾏程度的物理量，符号为ξ，单位为mol。

随着反应的进⾏，任⼀化学反应各反应物及产物的改变量：Δn B = νBξ9.状态函数状态函数的改变量只与体系的始、终态有关，⽽与状态变化的途径⽆关。

10.热和功体系和环境之间因温差⽽传递的热量称为热。

除热以外，其它各种形式被传递的能量称为功。

11.热⼒学能（U）体系内部所含的总能量。

12.能量守恒定律孤⽴体系中能量是不会⾃⽣⾃灭的，它可以变换形式，但总值不变。

13.热⼒学第⼀定律封闭体系热⼒学能的变化：ΔU = Q + WQ > 0, W > 0, ΔU > 0；Q < 0, W< 0, ΔU < 0。

14.恒压反应热（Q p）和反应焓变（Δr H m）H(焓) ≡ U + pV, Q p= Δr H m15.赫斯定律Q p= ∑Q B, Δr H m= ∑Δr H m(B)B B16.标准状况：p = 101.325kPa, T = 273.15 K标准(状)态：pθ= 100kPa下⽓体：纯⽓体物质液体、固体：最稳定的纯液体、纯固体物质。

溶液中的溶质：摩尔浓度为1mol·L-1标准态下17.标准摩尔⽣成焓（）最稳定的单质─────—→单位物质的量的某物质=18.标准摩尔反应焓变（）⼀般反应cC + dD = yY + zZ=[y(Y) + z(Z)] - [c(C)+ d(D)]=Σνi(⽣成物) + Σνi(反应物)第⼆章化学反应的⽅向、速率和限度[学习指导]1.反应速率：单位体积内反应进⾏程度随时间的变化率，即：2.活化分⼦：具有等于或超过E c能量（分⼦发⽣有效碰撞所必须具备的最低能量）的分⼦。

无机化学第九章离子键和离子晶体

(二) 离子的电子组态
(1) 2 电子组态：离子只有 2 个电子，外层电子组态为 1s2。 (2) 8 电子组态：离子的最外电子层有 8 个电子，外层电子组态为 ns2np6。 (3) 18 电子组态：离子的最外电子层有 18 个电子，外层电子组态为 ns2np6nd10 。 (4) 18＋2 电子组态：离子的次外电子层有 18 个电子，最外电子层有 2 个电子，外层电子组态为(n－1)s2(n－1)p6(n－1)d10ns2。 (5) 9~17 电子组态：离子的最外电子层有 9~17 个电子，外层电子组态为 ns2np6nd1~9。
(二) 离子的电子组态 (electronic configuration)
◆ 稀有气体组态(8 电子和 2 电子组态) ◆ 拟稀有气体组态(18 电子组态) ◆ 含惰性电子对的组态(18＋2电子组态) ◆ 不规则组态(9～17电子组态)
不同类型的正离子对同种负离子的结合力大小:
< < 8 电子构型的离子
(2) 对同一元素的正离子而言, 半径随离子电荷升高而减小。例如: Fe3+＜Fe2+
(3) 对等电子离子而言，半径随负电荷的降低和正电荷的升高而减小。例如： O2-＞F-＞Na+＞Mg2+＞Al3+
9～17电子层构型的离子
18或18+2电子层构型的离子
练习
9-1 给出下列或离子的价电子层电子组态：
(1) Cl-
(2) Fe3+
(3) As3+
答：(1) 17Cl：[Ne]3s23p5 (2) 26Fe：[Ar]3d64s2 (3) 33As：[Ar]4s24p3
Cl-： [Ne]3s23p6 属 8 电子组态

无机化学第九章元素概论

2.主要存在于矿物和天然水系中
我国的矿物资源非常丰富,已探明的达148种
W、Li、Sb、Zn及稀土居世界之首
稀土矿总储量占世界的80%
9-2 元素的自然资源
1.在地壳中分布最广的10种元素为： O、H、Si、Al、Na、Fe、Ca、Mg、K、Ti
2.主要存在于矿物和天然水系中 Sn、Mo、Bi、Pb、Hg、Nb、Ta、Be
1800℃
Zr(纯) + 2I2
3.电解法
用于制备活泼金属和非金属
如 H2和Cl2的制取
电解
2NaCl + 2H2O
2NaOH + H2↑+ Cl2↑
成6 R了55b 15S61r 257Y号71- 元Z72r 素N73b。M74o
Tc 75
Ru 76
Rh 77
Pd 78
Ag 79
Cd 80
In Sn Sb Te I Xe 81 82 83 84 85 86
Cs Ba Ln Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn
5 37 38 39 40 41 42 43 44 45 46 47 48 49 50 51 52 53 54
Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe
6
55
56
5771
72
73
74
75
76
77
78
79
80
81 82 83 84 85 86
据重离子研究中心介绍，他们于1996年在粒子加速器中用锌离子轰击铅靶首次成功合成了第112号化学元素的一个原子，2002年重复相同的实验又制造出一个第112号化学元素的原子。此后，日本的一个研究机构于2004年也合成了这种元素的两个原子，从而证实了新元素的发现。

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无机化学
Inorganic Chemistry
绪论 1学时第一章化学反应中的质量关系和能量关系（3学时）
目录
第二章化学反应的方向、速率和限度（8学时）
第三章酸碱反应和沉淀反应（7学时）
§1 化学中的计量 §2 化学反应中的质量关系 §3 化学反应中的能量关系
1学时 1学时 1学时
光学纤维胃镜
用光导纤维做手术，不用开刀
20/51
F-117是一种单座战斗轰炸机。设计目的是凭隐身性能，突破敌火力网，压制敌方防空系统，摧毁严密防守的指挥所、战略要地、重要工业目标，还可执行侦察任务，具有一定空战能力。21/51
近年发现和发明的新物质层出不穷，如球碳、管碳、俄罗斯套娃、团簇化合物、笼合物等。
§1 镧系元素和锕系元素该素 §2 稀土元素
6/51
1 化学的研究对象绪论 2 化学的主要分支
3பைடு நூலகம்怎样学习化学
7/51
什么是化学？它研究的对象是什么？如何才能学好化学？这是开始学化学首先要解决的问题。下面就从回答这些问题来开始我们的化学学习。
一．化学研究的物质
物质是不依赖于人们的感觉而存在并且可以被人们的感觉所认识的客观实在。简而言之，物质是客观存在的东西。
36/51
（2）炼金术、炼丹时期（公元前后—公元 1500年）
➢ 中国炼丹术的产生有两个原因：一是五行说（五行无常胜），此为理论基础；二是封建主的贪得无厌，梦想长生。战国末期有了炼丹术，汉代有较大发展，唐代达到高潮。当时所谓的丹主要是三仙丹HgO，丹砂HgS，铅丹Pb3O4等。这些丹实际上都是剧毒的，许多皇帝因服丹而亡。
1学时 3学时 4学时

无机化学——元素概论

2、含氧化合物
XeOF4
XeOF6
XeF4(或XeF6)
H2O
O3 XeO3 OH-
XeO64- C，HSO4 XeO4
OH- OH- H+
HXeO4-
(1)与As;S等非金属单质的反应 As+3H→AsH3 S+2H→H2S (2)与金属氧化物或氯化物的反应 CuCl2+2H→Cu+2HCl (3)与含氧酸盐的反应 BaSO4+8H→BaS+4H2O
9.6.3 氢的制备
实验室制备 Zn + H2SO4 →ZnSO4 + H2↑ CaH+2H2O=Ca(OH)2+H2
9.3 Prepared Methods of simple substances （单质的制备方法）
单质的制备方法主要有以下五种
物理分离法（利用密度沸点不同进行的分离方法）淘金;O2、N2分离（空气分馏）
热分解法（利用化合物热稳定性差的特点进行的受热分解） HgS＋O2 Δ Hg(l)+SO2(g)↑
9.5 Inorganic synthesis （近代无机合成）
1高温合成 2低温合成 3水热合成 4高压合成 5化学气相沉积 6等离子体合成 7微波合成
9.6 Hydrogen（氢）
9.6.1氢原子的性质与成键特征 H：1s1 有三种同位素：11H；12H(D)；13H(T)
电离能
图中C+O2=CO2的rS≈0, 反应2C+O2= 2CO rS>0, 反应2CO+O2=2CO2 rS<0。三条直线交于T=983K处。高于T,2C+O2=2CO反应倾向大，低于T,2CO+O2=2CO 倾向更大。

高中化学奥赛辅导-----无机化学9元素概论氢、稀有气体

3、导电性和超导性主族元素单质的导电性差别较大，从左至右，一般由导体至半导体再到非导体变化。主族金属单质均为导体，主族非金属单质一般不导电，位于 P 区对角线上的一些单质如Si、Ge、 Sb、 Se 、 Te 等单质具有半导体性质，其中 Si 和 Ge 是最好的半导体材料。过渡元素单质均为导体。金属元素中有很多在一定温度下均具有超导性。
应用范围：用以制备以负氧化值存在的非金属单质。
5、电解法原理：使用外力直流电源将元素还原为单质。举例：电解 2NaCl+2H2O 2NaOH+H2↑+Cl2↑
电解
2Al2O3（熔体）
Na3 AlF6 , 96应用范围：制取活泼金属和活泼非金属单质。
二、氢化物几乎能和除稀有气体外的所有元素结合，形成不同类型的二元化合物，这就是广义的氢化物定义。严格讲，氢化物是指H-的化合物，而非金属氧化物则称“某化氢”。（如HF、HCl、H2S等）。氢化物按其结构和性质的不同可大至分为三种类型：离子型、共价型和金属型。某种元素属哪种类型，与元素的电负性和周期表中位置有关。
基本要求：了解单质的性质和制备方法；氢化物的类型、结构和特性；氢的化合物的性质。
2、热分解法原理：某些化合物热稳定性低的特点，制取单质。 300 o C 举例：2Ag2O(s) 4Ag(s)+O2(g) 应用范围：（1）应用于制取活泼性差的金属单质；（2）制取一些高纯单质，如Ni、Zr等。
3、还原法
原理：用还原剂还原化合物（如氧化物等）来制取单质，一般常用的还原剂是焦炭，CO、H2、活泼金属等。举例：高炉炼铁： Fe2O3+3CO 2Fe+3CO2 铝热剂法： Fe2O3+2Al 2Fe+Al2O3 电炉法制黄磷： 2Ca3(PO4)2+10C+6SiO2

无机化学讲义课件

离子化合物的性质
易溶于水，水溶液导电，熔融状态下也导电。
共价键及其性质
共价键的形成
原子之间通过共用电子对形成共价键。
共价键的特点
有方向性、有饱和性，键能较大，但比离子键小。
共价化合物的性质
一般难溶于水，熔融状态下不导电，但有些共价化合物在水溶液中能导电。
分子间作用力与氢键
分子间作用力
分子间存在的相互作用力，包括范德华力和氢键等。
特点
无机化学研究的元素和化合物种类繁多，包括金属、非金属、氧化物、酸、碱、盐等；无机化学反应多样，包括化合、分解、置换、复分解等；无机化学与生产生活密切相关，如肥料、陶瓷、玻璃、冶金等。
无机化学的发展历史
早期发展
古代人们通过炼金术、医药学等实践活动积累了无机化学的初步
知识。
近代发展
18世纪末至19世纪初，道尔顿提出了原子论，奠定了近代无机化学的基础；随后门捷列夫发现了元素周期律，揭示了元素之间的
制作笔记
制作详细的笔记，记录重要知识点、公式和反应机理等，方便复习和查阅。
多做练习，提高解题能力
多做习题
通过大量的习题练习，加深对知识点的理解和记忆，提高解题速度和准确度。
分析解题思路
对解题过程进行分析和总结，掌握解题方法和技巧。
挑战难题
适当挑战一些难题和复杂问题，拓展自己的思维能力和解题能力。
位置。
探讨金属氧化物的性质、制备方法和应用。
阐述金属氢氧化物的性质、稳定性及其与酸的
反应。
金属盐类
介绍金属盐类的性质、溶解性及其在化学反应
中的作用。
非金属及其化合物
非金属元素与分类
介绍非金属元素的性质、分类及其在周期表中的位置。

主族金属元素铝-锡-铅-砷-锑-铋

钫镭 Ac-Lr 钅卢钅杜钅喜钅波钅黑钅麦 Uun Uuu Uub
114 116 118
镧系锕系
57 La 58 Ce 59 Pr 60 Nd 61 Pm 62 Sm 63 Eu 64 Gd 65 Tb 66 Dy 67 Ho 68 Er 69Tm 70 Yb 71 Lu
镧铈镨钕钷钐铕钆铽镝钬铒铥镱镥
酸，也能溶于强碱，并放出H2气。其氧化物及氢氧化物都具有两性。
2Al + 6H+ → 2Al3+ + 3H2↑ 2Al+2OH-+6H2O → 2[Al(OH)4]- + 3H2↑
2．铝的冶炼
① 从铝钒土中提取Al2O3
无机化学 jycjgb@
Al2O3+ 2NaOH + 3H2O → 2Na[Al(OH)4](NaAlO2)
6 55 Cs 56 Ba 57-71 72 Hf 73 Ta 74 W 75Re 76 Os 77 Ir 78 Pt 79 Au 80 Hg 81 Tl 82 Pb 83 Bi 84 Po 85 At 86 Rn
铯钡 La-Lu 铪钽钨铼锇铱铂金汞铊铅铋钋砹氡
7 87 Fr 88 Ra 89-103 104 Rf 105 Db 106Sg 107Bh 108 Hs 109 Mt 110 111 112
3.掌握锡（Ⅱ）的还原性和锡（Ⅳ）氧化性；
4.掌握铋、（Ⅴ）的氧化性。
第一节 p区金属元素概述
无机化学 jycjgb@
IA
p区
1
1H
氢
IIA
2 He
IIIA IVA VA VIA VIIA 氦

《无机化学》电子教案

《无机化学》电子教案第一章：绪论1.1 课程介绍了解《无机化学》课程的重要性及其在化学科学中的地位。

理解无机化学的基本概念和研究方法。

1.2 无机化学的发展简史回顾无机化学的起源和发展过程。

了解著名无机化学家及其主要贡献。

1.3 无机化学的研究内容掌握无机化合物的分类和性质。

了解无机化学的研究领域和应用。

1.4 学习方法指导掌握正确的无机化学学习方法和技巧。

培养学生的实验操作能力和科学思维。

第二章：元素周期律与元素周期表2.1 原子结构与元素周期律理解原子结构的基本原理。

掌握元素周期律的规律。

2.2 元素周期表的结构与特点熟悉元素周期表的排列方式。

了解周期表中各个区的特点。

2.3 元素的主要性质掌握主族元素的性质及其规律。

了解过渡元素和稀有气体的性质。

2.4 学习方法指导培养学生的元素周期表应用能力。

引导学生通过实例分析元素性质的规律。

第三章：原子结构与元素性质3.1 原子核外电子的排布理解原子的电子排布规律。

掌握原子轨道的填充原理。

3.2 元素周期律的实质理解元素周期律的微观解释。

掌握元素周期律的应用。

3.3 元素的主要化合价熟悉元素的化合价及其变化规律。

理解化合价的电子转移原理。

3.4 学习方法指导培养学生的元素性质分析能力。

引导学生通过实例理解元素性质的变化规律。

第四章：化学键与分子结构4.1 化学键的类型理解离子键、共价键和金属键的特点。

掌握化学键的判定方法。

4.2 分子的几何构型熟悉分子的VSEPR模型。

理解分子的立体构型与键角的关系。

4.3 键的极性与分子的极性掌握键的极性判断方法。

理解分子的极性与分子性质的关系。

4.4 学习方法指导培养学生的分子结构分析能力。

引导学生通过实例理解化学键与分子结构的关系。

第五章：氧化还原反应5.1 氧化还原反应的基本概念理解氧化还原反应的定义及其特征。

掌握氧化数的概念及变化规律。

5.2 电子转移与电荷守恒理解电子转移的原理。

掌握电荷守恒定律在氧化还原反应中的应用。

无机化学__第九章_酸碱平衡

酸1 碱2
酸2 碱1
弱酸给出质子的能力很弱，其共轭碱则较强，因此反应程度很小，为可逆反应(相当于电离理论的部分电离)。
HAc + H2O H3O++Ac-
酸1 碱2
酸2 碱1
h
8
酸碱质子理论
氨和水的反应，H2O给出质子，由于H2O是弱酸所以反应程度也很小，是可逆反应(相当于NH3在水中的电离过程)。
这样，加深了人们对于酸碱和酸碱反应的认识。关于酸碱的定量标度问题，酸碱质子理论亦能象电离理论一样，应用平衡常数来定量地衡量在某溶剂中酸或碱的强度，这就使酸碱质子理论得到广泛应用。
但是，酸碱质子理论只限于质子的放出和接受，所以必须含有氢，这就不能解释不含氢的一类的反应。
h
11
9-2 水的离子积和PH
h
16
酸碱盐溶液中的电离平衡
按酸碱质子理论，其共轭酸碱对如： HBB-+H+
K其a=共[B轭-][碱H+的]/电[H离B]为： B-+H2OHB+OH-
越减大。K两即Kp所对Kba越=)式 K以于a，定a[和大H相 p多则义KBK酸乘元a]其为值b[O成性得弱共正pH反越K：酸轭-值a]=比/强如K碱[越-Bal关KgH-的大K]b3系=aP碱，KO，w性对4→所越应H以弱的2，P(O酸K弱b4越-越→酸弱小H的。P)。酸O4性2-酸越度强递(Kb
(1)电离作用：根据酸碱质子理论的观点，电离作用就是水与分子酸碱的质子传递反应。
在水溶液中，酸电离时放出质子给水，并产生共轭碱。
h
7
酸碱质子理论
强酸给出质子的能力很强，其共轭碱则较弱，几乎不能结合质子，因此反应几乎完全进行(相当于电离理论的全部电离)。

无机化学-第九章-酸碱平衡

酸碱盐溶液中的电离平衡
HAc+H2OH3O++Ac- or HAcH++Ac- 在一定温度下，其平衡关系为： Ka=[H+][Ac-]/[HAc] Ka称为弱酸的电离平衡常数，简称为酸常数。 H2O+NH3NH4++OH- Kb=[NH4+][OH-]/[NH3] Ka和Kb是化学平衡常数的一种形式，利用电离常数数值的大小，可以估计弱电解质电离的趋势。K值越大，电离常数越大。通常把Ka=10-2～10-7的酸称为弱酸，Ka<10-7的酸称为极弱酸，弱碱亦可按Kb大小进行分类。
同离子效应
水溶液化学平衡计算
一元弱酸及其盐的混合溶液中[H+]的一般近似公式：
水溶液化学平衡计算
一元弱酸及其盐的混合溶液中[H+]的一般近似公式：设酸[HAc]的浓度为c酸、盐(Ac-)的浓度为c盐 HAc H+ + Ac- 初 c酸 0 c盐平 c酸-x x c盐+x ≈c酸 ≈c盐代入平衡关系式xc盐/c酸=Ka x=Kac酸/c盐即[H+]=Kac酸/c盐两边取负对数 pH=pKa-lg(c酸/c盐) 同理可推导出弱碱溶液中[OH-]的计算公式即[OH-]=Kbc碱/c盐两边取负对数 pOH=pKb-lg(c碱/c盐)
3
但是，酸碱质子理论只限于质子的放出和接受，所以必须含有氢，这就不能解释不含氢的一类的反应。
酸碱质子理论
9-2 水的离子积和PH
纯水有微弱的导电能力 H2O + H2O H3O++OH- or H2O H++OH- 实验测得295K时1升纯水仅有10-7mol水分子电离，所以[H+]=[OH-]=10-7mol/L 由平衡原理 Kw=[H+][OH-]=10-14 Kw为水的离子积常数。简称水的离子积。 Kw的意义为：一定温度时，水溶液中[H+]和[OH-]之积为一常数。水的电离是吸热反应，当温度升高时Kw增大。

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