2018年南昌大学《无机化学》考研考研知识点总结
江西省考研化学复习无机化学重要理论与实践
江西省考研化学复习无机化学重要理论与实践无机化学作为化学学科的重要分支，对于化学专业的考研学生来说是必修的重要课程。
无机化学内容较为广泛，包括了元素的性质、化合物的结构和反应等方面。
本文将重点介绍江西省考研化学中无机化学的重要理论知识与实践应用。
一、重要的理论知识1. 元素周期表元素周期表是无机化学的基础，对于理解元素的性质、周期规律具有重要作用。
考生需要熟悉元素周期表的排布方式，包括主族元素和过渡元素的区别，以及各元素的周期性趋势。
2. 配位化学配位化学是无机化学的重要分支，主要研究金属离子与配体之间的配位作用和配位化合物的性质。
江西省考研化学中常出现与配位化学相关的试题，考生需要掌握配位化合物的结构和性质，理解配位键的形成过程以及影响配位化合物性质的因素。
3. 非金属元素化学非金属元素化学也是考研必备的重要内容之一。
考生需要熟悉主要的非金属元素，了解它们的常见化合物和性质，掌握非金属元素的周期性变化规律，把握非金属元素的化学反应特点。
4. 过渡金属化学过渡金属化学是无机化学的重点和难点之一。
考生需要了解过渡金属元素的性质、反应和化合物的性质；掌握过渡金属离子的配位化学行为和配合物的结构性质；理解过渡金属的电子结构和反应活性。
二、重要的实践应用1. 催化剂催化剂是无机化学在实际应用中的重要方面。
考生需要了解催化剂的定义和分类，理解催化剂在化学反应中的作用机制和影响因素，熟悉催化剂在工业生产中的应用。
2. 无机材料无机材料在材料科学与工程领域有着广泛的应用。
考生需要了解无机材料的种类和性质，掌握无机材料的制备和表征方法，了解无机材料在电子、光电、磁学等方面的应用。
3. 环境与能源无机化学在环境保护和能源利用方面起着重要作用。
考生需要了解无机化学在环境治理和废物处理中的应用，掌握无机材料在能源储存与转换中的应用，了解无机化学对环境和能源问题的影响。
4. 生物无机化学生物无机化学研究无机物质在生物体内的分布、转化和活动。
南昌大学《无机化学》考研题库及答案-最新整理考研重点题型
(1) 这两种气体的分压。
(2) 这两种气体的重量百分比。
9. 在 1.00atm 和 100℃时，混合 300cm3H2 和 100 cm3O2，并使之反应。反应后温度和压力 回到原来的状态。问此时混合气体的体积为多少毫升？若反应完成后把温度降低到 27℃，压
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力仍为 1.00atm，则混合气体的体积为多少毫升？ (已知 27℃时水的饱和蒸汽压为 26.7mmHg) 10. 当 0.75mol 的“A4”固体与 2mol 的气态 O2 在一密闭的容器中加热，若反应物完全消 耗仅能生成一种化合物，已知当温度降回到初温时，容器内所施的压力等于原来的一半，从 这些数据，你对反应生成物如何下结论？ 11. 有两个容器 A 和 B，各装有氧气和氮气。在 25℃时： 容器 A： O2 体积 500 cm3，压力 1atm。 容器 B： N2 体积 500 cm3，压力 0.5atm。 现将 A 和 B 容器相连，让气体互相混合，计算： (1) 混合后的总压。 (2) 每一种气体的分压。 (3) 在此混合物中氧气所占的摩尔分数。 12. 在 1dm3 的玻璃瓶中， 装有 100 cm3 含 HCl 10%的盐酸溶液(1.19gcm－3)， 在温度为 27℃ 时，加入 0.327g 锌(原子量为 65.4)并立即用塞子塞紧。反应完全后，如瓶内温度和反应前相 同，问：瓶中的压力是多少？(假设反应前瓶中的压力为 1atm，包括空气、水蒸气和氯化氢 三种气体的分压，并假设反应前后此三种分压相同。) 13. 将未知量的氩气和氦气相混合， 其混合物的重量为 5.00g， 并且知道此混合气体在 25℃， 1atm 时占有 10dm3 体积，求此混合气体各组分的重量百分组成？ 14. 现有 5.00gFeCl3(固体)， 放入事先抽空的 1dm3 容器中气化成在 427℃时， 该气体的压力 为 0.89atm。试证明气体的分子组成是 Fe2Cl6，而不是 FeCl3。 15. 一气态化合物的分子式为 CxHyClz，它与足量的氧气完全燃烧，燃烧 8 体积该化合物， 产生 16 体积的 CO2， 16 体积的 H2O 蒸汽和 8 体积的 Cl2(反应前后都在相同的温度和压力下)。 问：此化合物的分子式如何？ 16. 100cm3 的 O2 加入 50cm3 的 CO 和 C2H6 的混合气体中，点燃后，CO 和 C2H6 完全变成 CO2 和 H2O， 然后再回到原来的温度和压力(此时水已不算体积了)。 剩下的气体体积为 85cm3， 求原来混合物中，CO 和 C2H6 的体积百分数。 17. 在臭氧的分析中，把 2.0104dm3 的空气(在 STP 下)通入 NaI 的溶液中，发生如下反应： O3 + 2I－ + H2O ＝ O2 + I2 + 2OH－ 生成的 I2 用 0.0106moldm－3 的硫代硫酸钠溶液滴定，反应如下： I2 + 2Na2S2O3 ＝ 2NaI + Na2S4O6 为了使所有的 I2 和 Na2S2O3 完全反应，必须用此硫代硫酸钠溶液 4.2dm3，试计算： (1) 与 Na2S2O3 完全反应的 I2 的摩尔数？ (2) 在 20000dm3 空气中，含有多少摩尔 O3？ (3) 在 STP 下，这些 O3 占多大体积？ (4) 空气中 O3 占的体积为空气的百分之几？ 18. 某两种气态混合烃，在常温下体积为 20cm3，与足量的氧气反应，产生的气体被浓硫 酸吸收后，体积减少了 30 cm3；被石灰水吸收后，体积减少了 40 cm3(这些体积都已换算成与 初始状态在相同的温度和压力下)。问此混合物有几种？每种可能情况下，各烃的体积百分数
无机化学知识点汇总
⽆机化学知识点汇总 ⽆机化学是研究⽆机化合物的化学，是化学领域的⼀个重要分⽀。
接下来店铺为你整理了⽆机化学知识点汇总，⼀起来看看吧。
⽆机化学知识点：常见的化学公式 1、原⼦的相对原⼦质量的计算公式： 2、溶液中溶质的质量分数： 3、固体的溶解度：(单位为克) 4、物质的量计算公式(万能恒等式)：(注意单位) 5、求物质摩尔质量的计算公式： ①由标准状况下⽓体的密度求⽓体的摩尔质量：M=ρ×22.4L/mol ②由⽓体的相对密度求⽓体的摩尔质量：M(A)=D×M(B) ③由单个粒⼦的质量求摩尔质量：M=NA×ma ④摩尔质量的基本计算公式： ⑤混合物的平均摩尔质量： (M1、M2......为各成分的摩尔质量，a1、a2为各成分的物质的量分数，若是⽓体，也可以是体积分数) 6、由溶质的质量分数换算溶液的物质的量浓度： 7、由溶解度计算饱和溶液中溶质的质量分数： 8、克拉贝龙⽅程：PV=nRT PM=ρRT 9、溶液稀释定律： 溶液稀释过程中，溶质的质量保持不变：m1×w1=m2×w2 溶液稀释过程中，溶质的物质的量保持不变：c1V1=c2V2 10、化学反应速率的计算公式：(单位：mol/L·s) 11、⽔的离⼦积：Kw=c(H+)×c(OH-)，常温下等于1×10-14 12、溶液的PH计算公式：PH=⼀lgc(H+)(aq) ⽆机化学知识点：化学的基本守恒关系 1、质量守恒： ①在任何化学反应中，参加反应的各物质的质量之和⼀定等于⽣成的各物质的质量总和。
②任何化学反应前后，各元素的种类和原⼦个数⼀定不改变。
2、化合价守恒： ①任何化合物中，正负化合价代数和⼀定等于0 ②任何氧化还原反应中，化合价升⾼总数和降低总数⼀定相等。
3、电⼦守恒： ①任何氧化还原反应中，电⼦得、失总数⼀定相等。
②原电池和电解池的串联电路中，通过各电极的电量⼀定相等(即各电极得失电⼦数⼀定相等)。
无机化学知识点总结
无机化学知识点总结1. 元素周期表元素周期表是无机化学的基础。
在此表中，元素周期排列在水平的行内，以相似的化学和物理特性为一组。
原子序数增加时，元素的物理特性发生定期变化。
周期表的特点1.周期性实质元素周期表的最大特点是呈现周期性实质。
2.体现各元素周期表的相关规律和指标周期表除了定期性展现元素去尝试外，还重要留意到了周围的轨道和核子性质。
3.能识别出元素的尺寸、电负性、金属与非金属、方法性质、化学惯例及抽象化学价等各元素特征。
周期表研究的内容周期表研究的主要内容有：1.元素的价电子轨道构造。
2.元素的原子怙恃。
3.相同周期内元素属性的变化。
2. 元素的电解质和非电解质当分子或物质能在水中游离化成离子的时候，我们把该物质称之为电解质，如氢氧化钾、氯化钙等常见化合物。
在电导性上，电解质是很高的，它能分裂为带电离子。
而不能在水中分离为带电离子的只能算非电解质，如糖、酒精、苯等。
3. 化合反应化合反应是指由不同元素彼此结合构成化合物的一种反应。
参加反应的原子组成新的化合物，反应的物品与生成物品的原子重量比为一个确定的数。
化合反应的公式是 A + B -> AB。
在反应中，A、B 是反应物，而 AB 是生成物。
反应中发作了电子转移。
4. 化学结合类型化合物可分为两类：离子化合物和共价化合物。
离子化合物表明成分中存在阳离子和阴离子，并且该化合物中相邻离子的物质属性无政策不同，多百般的质都是固体，声明才能是黑白透明的，命名一般以阳离子和阴离子的名字组成。
而共价化合物元素原子之间共用自由的价电子对，通过一对电子对把原子结合在一起。
共价化合物声明有固体、液体和气态形态。
化学键是指原子们之间的束缚力量。
当这些原子成为分子时，它们的电子会重新排列，他们的电子轨道部分次也磨合在一起，构成某种化学结构。
基于它们的电子排布的外貌，原子可定义成负常值电荷的离子或者共享价电子的分子化学键的类型包括有离子键、金属键和共价键。
考研《无机化学》考研真题考点归纳二
考研《无机化学》考研真题考点归纳二无机化学考点归纳与典型题（含考研真题）详解（下册）第1章氧化还原反应与应用电化学11.1考点归纳一、基本概念1．原子价与氧化数（1）原子价：原子价是表示元素原子能够化合或置换一价原子（H＋）或一价基团（OH－）的数目。
（离子化合物中离子价数即为离子的电荷数，共价化合物中某原子的价数即为该原子形成的共价单键数目。
）（2）氧化数：元素的氧化数是指某元素的一个原子的荷电数。
该荷电数是假定把每一化学键的电子指定给电负性更大的原子而求得的，原子价与氧化数这两个概念是有区别的。
（3）确定氧化数的规则：①单质中，元素的氧化值为零；②在单原子离子中，元素的氧化值等于该离子所带的电荷数；③在大多数化合物中，氢的氧化值为＋1；只有在金属氢化物中氢的氧化值为－1；④通常，氧在化合物中的氧化值为－2；但是在过氧化物中，氧的氧化值为－1，在氧的氟化物中，如OF2和O2F2中，氧的氧化值分别为＋2和＋1；⑤在所有的氟化物中，氟的氧化值为－1；⑥碱金属和碱土金属在化合物中的氧化值分别为＋1和＋2；⑦在中性分子中，各元素氧化值的代数和为零；在多原子离子中，各元素氧化值的代数和等于离子所带电荷数。
⑧共价型化合物中，共用电子对偏向于电负性大的原子，两原子的形式电荷数即为它们的氧化数。
如CO2，C氧化值为＋4，O的氧化值为－2。
氧化数可为整数，也可是分数或小数。
氧化剂中某元素的原子得到电子，其氧化值降低；还原剂中某元素的原于失去电子，其氧化值升高。
氧化还原电对：在半反应式中，同一元素的两种不同氧化数物种组成了氧化还原电对。
用符号表示为：氧化型/还原型。
氧化型或还原型物质必须是能稳定存在的。
2．氧化还原反应类型（1）氧化还原反应是化学反应过程中，元素的原子或离子在反应前后氧化数发生了变化的一类反应。
（2）假如氧化数的升高和降低都发生在同一个化合物中，这种氧化-还原反应被称为自氧化-还原反应。
（3）在氧化还原反应中，氧化数升高的物质称为还原剂，本身被氧化，其反应产物为氧化产物；氧化数降低的物质称为氧化剂，本身被还原，其反应产物为还原产物。
无机化学与分析化学考研复习基本知识篇
分子的分子量越大，色散力就越大。
例题 取向力 诱导力 色散力
CO2 (g)
无
He , H2O
无
CH3OH,H2O 有
HBr 气体 有
I2 , CCl4
无
无
有
有
有
有
有
有
有
无
有
38
Vander.Waals力与物质的性质的关系
分子
F2 2
分子量
Vander.Waals力
Cl2 Br2 I2
② 影响凝结值大小的因素
A、价数越高,凝结值越小.聚沉能力越强。
如：对于负溶胶： Al3+>Mg2+>K+
对于正溶胶： PO43->SO42->Cl-
B、同价阳高高聚沉，同价阴高低聚沉，
如，对负溶胶：
感
一价阳离子的凝结能力次序为：
胶
Cs+>Rb+>K+>Na+>Li+ 二价阳离子的凝结能力次序为：
离 子 序
取值: 0，1， 2，···(n-1) 共n个
对应着 s, p, d, f…... (亚层) n 、l 相同的电子，能量相同，处于同 一能级,
称为等价轨道(简并轨道)。 单电子原子： Ens= Enp= End= Enf
E1s < E2s = E2p < E3s = E3p = E3d< E4s = E4p ......
则速率反程为 = kc(NO)c(Br2)
② 根据实验数据来设定并求解速率方程
10
反应级数
= k c a (A)c b(B)
化学考研重点知识总结
化学考研重点知识总结化学考研作为理工科研究生招生考试的重要一部分，对考生的化学基础知识要求较高。
为了帮助考生系统地总结重点知识，下面将从无机化学、有机化学和物理化学三个方面进行总结。
一、无机化学1. 元素周期表元素周期表是无机化学的基础，考生需要掌握元素周期表中元素的周期性规律和相关特性。
包括原子半径、电离能、电负性等。
2. 配位化学配位化学是无机化学的重要分支，考生需要熟悉与之相关的基本概念和理论。
如配位数、配位键、配位体等。
3. 化学键化学键是化学反应和化学结构的基础，考生需要了解不同类型的化学键及其特点。
如离子键、共价键、金属键等。
4. 酸碱理论酸碱理论是无机化学的核心内容，考生需要掌握酸碱的定义、性质及其在反应中的应用。
如酸碱中和反应、酸碱滴定等。
5. 主族元素化学主族元素化学是无机化学的重要内容，考生需要掌握主族元素的化学性质和应用。
如氧族元素、氮族元素、碳族元素等。
二、有机化学1. 有机化学基础有机化学是研究有机化合物的构造、性质和反应的学科，考生需要了解有机化学的基本概念和基本原理。
如碳原子的四价性、键的构象等。
2. 有机物的命名有机物的命名是有机化学的重要内容，考生需要熟练掌握有机物的命名规则和常见的命名方法。
如IUPAC命名法、官能团命名法等。
3. 有机反应有机反应是有机化学的核心内容，考生需要了解不同类型的有机反应及其反应机理。
如加成反应、消除反应、取代反应等。
4. 有机合成有机合成是有机化学的重要应用领域，考生需要了解有机合成的基本原理和常用合成方法。
如醇的合成、酯的合成、醛酮的合成等。
5. 有机分析有机分析是有机化学的实验手段，考生需要了解有机分析的基本方法和技术。
如色谱法、红外光谱法、质谱法等。
三、物理化学1. 热力学热力学是物理化学的基础，考生需要了解热力学的基本概念和热力学定律。
如热力学系统、焓、熵、自由能等。
2. 动力学动力学是物理化学的重要分支，考生需要了解化学反应速率和反应机理的基本原理。
研究生无机化学知识点总结
研究生无机化学知识点总结无机化学是化学中的一个重要分支，它研究的是无机物质的性质、结构、合成和应用。
作为一个研究生，要对无机化学有着很深的理解和掌握，才能在研究和应用领域取得优秀的成果。
在这篇总结中，我将对研究生无机化学领域的知识点进行总结，包括无机物质的结构、化学键、周期表、化合物合成与性质等方面的内容。
1. 原子结构和周期表无机化学的基础是原子结构和周期表。
原子是构成一切物质的基本单位，它由质子、中子和电子组成。
质子和中子集中在原子核中，而电子则围绕原子核运动。
原子的结构和组成决定了它的化学性质。
周期表是一种将化学元素按照其原子序数和化学性质排列的表格，它可以帮助我们理解和预测元素的性质。
在研究生无机化学中，我们需要对周期表中的各个元素的性质有深入的了解。
包括元素的原子结构、周期规律、化合价、化合物的性质等方面的内容。
2. 化学键化学键是原子之间的相互作用力，它决定了化合物的结构和性质。
在无机化学中，主要研究的化学键包括离子键、共价键、金属键等。
离子键是由正负电荷之间的静电力吸引而形成的，共价键是由原子之间的电子共享而形成的，金属键是由金属原子之间的电子海而形成的。
在研究生无机化学中，我们需要深入了解各种类型的化学键的形成条件、特点和性质。
同时，还需要掌握化学键的理论模型和计算方法。
3. 配位化学配位化学是无机化学的一个重要分支，它研究的是配位化合物的结构、合成和性质。
在配位化合物中，一个中心金属原子通过配位键与多个配体形成稳定的配合物。
配位化学还涉及到配位化合物的反应、催化作用和生物活性等方面的内容。
在研究生无机化学中，我们需要对各种常见的配位化合物有深入的了解，包括配位键的形成、配体的选择、配合物的性质等方面的内容。
同时，还需要掌握相关的合成方法和表征技术。
4. 羰基化学羰基化学是无机化学中的一个重要分支，它研究的是含有羰基的化合物的结构、合成和性质。
羰基是一种由碳和氧原子构成的功能团，它在有机合成和金属催化中具有重要的应用价值。
(完整版)无机化学知识点
无机化学知识点总结原子与分子结构无机化学的主线是化学平衡，故先从原子和分子结构部分开始复习，逐步复习化学反应。
1、描述波函数的三个量子数及其意义2、原子核外电子排布规则：3、写出29号元素的基态电子排布式4、原子与原子之间通过某种作用力组合成分子，这些作用力包括离子键、共价键、金属键等。
离子键、共价键的特征？5、分子的极性举出几个极性分子，非极性分子。
6、分子间力：也称范德华力，包括定向力、诱导力、色散力；氢键试分析在甲醇的水溶液中，分子之间的相互作用情况。
7、简述氢键的形成条件及特征，并将分子内氢键和分子间氢键各举一例。
H1、下列用量子数描述的可以容纳电子数最多的电子亚层是A. n = 2, l = 1B. n = 3, l = 2C. n = 4, l = 3D. n = 5, l = 02、碳原子最后一个电子的四个量子数为A.2,1,0,+1/2B. 2,0,0,-1/2C. 2,0,1,-1/2D. 1,0,1,+/23、29号元素的价电子排布式为A. 4s24p4B. 3d94s2C. 3d54s1D. 3d104s14、24号元素的价电子排布式及其在周期表中的位置是A. 3d54s1,d区B. 3d44s2,ds区C. 3d54s1,ds区D. 4s24p4,p区5、A、B两元素，A原子的M层和N层电子数比B原子的M层和N层电子数多8个和3个 ,则 A、B分别为A. As、TiB. Ni、CaC. Sc、NeD. Ga、 Ca6、p亚层最多可以容纳几个电子A. 2B. 4C. 6D. 87、d轨道有几种空间取向A. 1B. 3C.5D. 78、对氢原子来说，下列各轨道的能量大小比较正确的是A.E2p>E2sB.E3d>E4sC.E3d<E3pD.E3d<E4s9、某一元素的原子序数是30，则该元素原子的电子总数是多少，价电子构型是怎样的？A. 15, 3d104s2B. 30, 3d104s2C. 15, 3d104s1D. 30, 3d104s110、下列各组量子数不合理的是A、（1,0,0）B、（2,1,0）C、（3,3,0）D、（4,1,1）11、共价键的特征是A. 有方向性，无饱和性B. 无方向性和饱和性C. 无方向性，有饱和性D.有方向性和饱和性12、下列化合物中的哪个化合物的中心原子不是采用sp3杂化类型A. CCl4B. BF3C. H2OD. PH313、NaCl、MgCl2、AlCl3的熔点依次降低是因为A. 阳离子半径依次增大B.阳离子极化力依次增大C. 阳离子结合的阴离子多D. 阴离子变形性增加14、下列原子中不能与氢原子形成氢键的是A. FB. OC. ID. N15、离子键的特征是A. 有方向性，无饱和性B. 无方向性和饱和性C. 无方向性，有饱和性D. 有方向性和饱和性16、CCl4分子中的C原子采取的杂化类型是A. sp杂化B. sp2杂化C.sp3杂化D. sp3d杂化17、下列分子中的中心原子属于不等性sp3杂化的是A. CCl4B. BF3C. H2OD. BeCl218、下列分子中属于极性分子的是A. CCl4B. CO2C. COD. O219、下列相互作用中不属于化学键的是A. 离子键 B．共价键 C．金属键D．氢键20、维持蛋白质的高级结构起重要作用的分子间相互作用是A. 离子键 B．共价键 C．金属键D．氢键21、HCl、HBr、HI的熔沸点依次升高，但HF的熔沸点却比HCl高，原因是A. HF分子间能形成氢键B. HF分子内有离子键C. HF分子间能有疏水相互作用D. HF分子内有共价键22、根据分子轨道理论下列结构中无顺磁性的是A、O2B、O2-C、O22-D、O2+23、下列分子中有极性的是A、BF3B、CO2C、PH3D、SiH424、氨分子的空间构型是A、角形B、三角锥形C、平面三角形D、四面体形25、下列化学键属于极性共价键的是A、C-CB、H-HC、C-HD、Na-Cl26、CO与CO2分子间存在的相互作用方式有A、色散力B、色散力、诱导力C、色散力、定向力D、色散力、诱导力、定向力27、某元素的＋2氧化态离子的核外电子结构为1s22s22p63s23p63d5，此元素在周期表中的位置是A、第四周期ⅦB族B、第三周期ⅤB族C、第四周期Ⅷ族D、第三周期ⅤA族判断题○1、根据原子结构理论预测第八周期将包括50种元素。
江西省考研化学复习资料无机化学重点知识点整理与练习
江西省考研化学复习资料无机化学重点知识点整理与练习无机化学是化学的一个重要分支，研究元素和化合物之间的结构、性质和反应。
在江西省考研化学考试中，无机化学是一个关键的考察内容。
为了帮助考生提高复习效果，本文将对江西省考研化学复习资料中的无机化学重点知识点进行整理与练习。
一、元素化学1. 元素的分类和周期表元素是指由相同类型的原子构成的纯物质。
元素根据其原子核中的质子数进行分类，主要分为金属、非金属和类金属元素。
同时，元素还按照其原子量的变化规律进行排列，形成了现代元素周期表。
2. 元素的性质和周期规律不同元素在物理性质和化学性质上具有不同的特点。
周期表的排列方式揭示了元素性质的规律，如原子半径、电离能、电负性等。
二、离子化学1. 离子的概念和离子化趋势离子是原子或分子通过得失电子而带上电荷的粒子。
离子化趋势描述了元素失去电子形成阳离子或得到电子形成阴离子的能力。
2. 离子键和晶体结构离子键是由正负电荷吸引力相互结合的键。
离子化合物多以晶体形式存在，晶体结构由正负离子按照一定规律排列而成。
三、配位化学1. 配位化合物的基本概念配位化合物是由中心金属离子与周围配体形成的具有稳定结构和特定性质的化合物。
2. 配位键和键合理论配位键是中心金属离子与配体之间的化学键。
键合理论解释了配位键的形成原理和稳定性。
四、化学反应动力学1. 化学反应速率和速率常数化学反应速率是反应物消失和产物生成的速率。
速率常数是描述反应速率大小的物理量。
2. 反应速率与浓度关系、温度关系反应速率与反应物浓度之间存在一定的关系，可用速率方程表示。
温度对反应速率的影响由化学动力学方程描述。
五、酸碱化学1. 酸碱理论和pH值酸碱理论包括阿伦尼乌斯酸碱理论、布朗酸碱理论等。
pH值是描述溶液酸碱性的指标。
2. 酸碱中和反应和滴定酸碱中和反应是指酸与碱反应生成盐和水的化学过程。
滴定是通过滴定试剂的定量反应来确定溶液中酸碱物质的含量。
六、相关练习以下是一些相关的练习题，供考生复习巩固所学知识点：1. 元素周期表中，元素的排列方式是按照什么规律排列的？2. 请简述离子化趋势的概念和主要规律。
考研无机化学知识点解析
考研无机化学知识点解析无机化学是化学领域的基础学科之一，广泛应用于材料科学、生物化学、环境科学等领域。
对于准备考研的学生来说，掌握无机化学的知识点是非常重要的。
本文将对考研无机化学的几个关键知识点进行解析。
一、原子结构和元素周期律原子是构成物质的基本单位，了解原子结构对于理解元素的性质和反应机理至关重要。
考研中常见的原子结构知识点包括电子排布规律、量子数、各种精细结构和过渡金属元素的电子组态等。
此外，元素周期律是无机化学的基石，要掌握元素的周期性规律、周期表的结构以及元素在周期表中的分布规律。
二、化学键与化合物的分类化学键是原子间电子的共享、转移或吸引力形成的连接。
掌握化学键的形成过程、类型以及化合物的分类有助于理解化合物的性质和反应特点。
常见的化学键包括离子键、共价键、金属键和氢键等。
此外，了解无机化合物的分类、命名规则以及它们的性质也是重要的考点。
三、酸碱与溶液的酸碱性质无机酸碱是指非有机物质中的酸碱性质，主要包括酸碱的定义、酸碱度的计算以及酸碱性质的影响因素等。
此外，还需要了解溶液的酸碱性质、酸碱反应的平衡以及溶液中pH值的计算等内容。
四、主要无机化合物的性质与用途掌握一些主要无机化合物的性质与用途有助于理解无机化学在实际应用中的重要性。
例如，了解氧化铁的颜色变化与其晶格结构的关系、硅酸盐的特性以及氧化铜的催化性质等。
五、化学平衡与溶液电导化学平衡是指化学反应达到动态平衡的状态，理解化学平衡的影响因素、平衡常数的计算以及平衡常数与反应条件的关系是重要的考点。
此外，了解溶液电导的原理、电离度与电导率之间的关系也是重要的无机化学知识点。
六、无机材料与无机分析无机材料广泛应用于材料科学、化学工程等领域，了解无机材料的合成方法、性能表征以及应用非常重要。
此外，无机分析是确定和分析无机化合物和元素的方法，对于考研学生来说，了解无机分析的基本原理和方法也是必不可少的。
总结：本文对考研无机化学的几个关键知识点进行了解析，包括原子结构和元素周期律、化学键与化合物的分类、酸碱与溶液的酸碱性质、主要无机化合物的性质与用途、化学平衡与溶液电导、无机材料与无机分析等内容。
无机化学知识点归纳
第一篇：化学反应原理第一章：气体第一节：理想气态方程1、气体具有两个基本特性：扩散性和可压缩性..主要表现在：⑴气体没有固定的体积和形状..⑵不同的气体能以任意比例相互均匀的混合..⑶气体是最容易被压缩的一种聚集状态..2、理想气体方程：nRT PV= R 为气体摩尔常数;数值为R =8.31411--⋅⋅K mol J3、只有在高温低压条件下气体才能近似看成理想气体.. 第二节：气体混合物1、对于理想气体来说;某组分气体的分压力等于相同温度下该组分气体单独占有与混合气体相同体积时所产生的压力..2、Dlton 分压定律：混合气体的总压等于混合气体中各组分气体的分压之和..3、0℃=273.15K STP 下压强为101.325KPa = 760mmHg = 76cmHg第二章：热化学第一节：热力学术语和基本概念1、系统与环境之间可能会有物质和能量的传递..按传递情况不同;将系统分为：⑴封闭系统：系统与环境之间只有能量传递没有物质传递..系统质量守恒..⑵敞开系统：系统与环境之间既有能量传递〔以热或功的形式进行〕又有物质传递.. ⑶隔离系统：系统与环境之间既没有能量传递也没有物质传递..2、状态是系统中所有宏观性质的综合表现..描述系统状态的物理量称为状态函数..状态函数的变化量只与始终态有关;与系统状态的变化途径无关..3、系统中物理性质和化学性质完全相同而与其他部分有明确界面分隔开来的任何均匀部分叫做相..相可以由纯物质或均匀混合物组成;可以是气、液、固等不同的聚集状态.. 4、化学计量数()ν对于反应物为负;对于生成物为正..5、反应进度νξ0)·(n n sai k et -==化学计量数反应前反应后-;单位：mol第二节：热力学第一定律0、系统与环境之间由于温度差而引起的能量传递称为热..热能自动的由高温物体传向低温物体..系统的热能变化量用Q 表示..若环境向系统传递能量;系统吸热;则Q>0；若系统向环境放热;则Q<0..1、系统与环境之间除热以外其他的能量传递形式;称为功;用W 表示..环境对系统做功;W>O ；系统对环境做功;W<0..2、体积功：由于系统体积变化而与环境交换的功称为体积功..非体积功：体积功以外的所有其他形式的功称为非体积功..3、热力学能：在不考虑系统整体动能和势能的情况下;系统内所有微观粒子的全部能量之和称为热力学能;又叫内能..4、气体的标准状态—纯理想气体的标准状态是指其处于标准压力θP 下的状态;混合气体中某组分气体的标准状态是该组分气体的分压为θP 且单独存在时的状态..液体固体的标准状态—纯液体或固体的标准状态时指温度为T;压力为θP 时的状态..液体溶液中溶剂或溶质的标准状态—溶液中溶剂可近似看成纯物质的标准态..在溶液中;溶质的标准态是指压力θP P =;质量摩尔浓度θb b =;标准质量摩尔浓度11-⋅=kg mol b θ;并表现出无限稀释溶液特性时溶质的假想状态..标准质量摩尔浓度近似等于 标准物质的量浓度..即11-⋅=≈L mol c b θθ5、物质B 的标准摩尔生成焓θm f H ∆B;相态;T 是指在温度T 下;由参考状态单质生成物质B 1+=B ν反应的标准摩尔焓变..6、参考状态一般指每种物质在所讨论的温度T 和标准压力θP 时最稳定的状态..个别情况下参考状态单质并不是最稳定的;磷的参考状态是白磷4P s;白;但白磷不及红磷和黑磷稳定..O 2g 、H 2g 、Br 2l 、I 2s 、Hgl 和P 4白磷是T=298.15K;θP 下相应元素的最稳定单质;即其标准摩尔生成焓为零.. 7、在任何温度下;参考状态单质的标准摩尔生成焓均为零..8、物质B 的标准摩尔燃烧焓θm c H ∆B;相态;T 是指在温度T 下;物质B 1-=B ν完全氧化成相同温度下指定产物时的反应的标准摩尔焓变.. 第四节：Hess 定律 1、Hess 定律：化学反应不管是一步或分几步完成;其总反应所放出或吸收的热总是相等的..其实质是化学反应的焓变只与始态和终态有关;而与途径无关.. 2、焓变基本特点：⑴某反应的θm r H ∆正与其逆反应的θm r H ∆逆数值相等;符号相反..即θm r H ∆正=-θm r H ∆逆..⑵始态和终态确定之后;一步反应的θm r H ∆等于多步反应的焓变之和..3、多个化学反应计量式相加或相减;所得化学反应计量式的θm r H ∆T 等于原各计量式的θm r H ∆T 之和或之差..第五节：反应热的求算1、 在定温定压过程中;反应的标准摩尔焓变等于产物的标准摩尔生成焓之和减去反应物的标准摩尔生成焓之和..θm r H ∆=θm f H ∆总生成物-θm f H ∆总反应物{如果有参考状态单质;则其标准摩尔生成焓为零} 2、 在定温定压过程中;反应的标准摩尔焓变等于反应物的标准摩尔燃烧焓之和减去产物的标准摩尔燃烧焓之和 ..θm r H ∆=θm c H ∆总反应物-θm c H ∆总生成物{参考状态单质只适用于标准摩尔生成焓;其标准摩尔燃烧焓不为零}第三章：化学动力学基础第一节：反应速率第二节：浓度对反应速率的影响—速率方程 1、 对化学反应zZ yY bB aA +→+来说;反应速率r 与反应物浓度的定量关系为：βαB A C kc r =;该方程称为化学反应速率定律或化学反应速率方程;式中k 称为反应速率系数;表示化学反应速率相对大小；A c ;B c 分别为反应物A和B 的浓度;单位为1-⋅L mol ；α;β分别称为A;B 的反应级数；βα+称为总反应级数..反应级数可以是零、正整数、分数;也可以是负数..零级反应得反应物浓度不影响反应速率..反应级数不同会导致k 单位的不同..对于零级反应;k 的单位为11--⋅⋅s L mol ;一级反应k 的单位为1-s ;二级反应k 的单位为11--⋅⋅s L mol ;三级反应k 的单位为122--⋅⋅s L mol2、 由实验测定反应速率方程的最简单方法—初始速率法..在一定条件下;反应开始时的瞬时速率为初始速率;由于反应刚刚开始;逆反应和其他副反应的干扰小;能较真实的反映出反应物浓度对反应速率的影响具体操作是将反应物按不同组成配置成一系列混合物..对某一系列不同组成的混合物来说;先只改变一种反应物A 的浓度..保持其他反应物浓度不变..在某一温度下反应开始进行时;记录在一定时间间隔内A 的浓度变化;作出t c A -图;确定t=0是的瞬时速率..也可以控制反应条件;是反应时间间隔足够短;这时可以把平均速率作为瞬时速率.. 3、对于一级反应;其浓度与时间关系的通式为：㏑kt Ac Ac t -=0 第三节：温度对反应速率的影响—Arrhenius 方程 1、 速率系数与温度关系方程：()a ek k RTE a-=0;㏑｛k ｝=㏑｛0k ｝-()b RTE a ; ㏑()c T T RT E k k a ⎪⎪⎭⎫ ⎝⎛-=211211;a E 实验活化能;单位为1-⋅mol KJ ..0k 为指前参量又称频率因子..0k 与k 具有相同的量纲..a E 与0k 是两个经验参量;温度变化不大时视为与温度无关..2、 对Arrhenius 方程的进一步分析：⑴在室温下;a E 每增加41-⋅mol KJ ;将使k 值降低80%..在室温相同或相近的情况下;活化能a E 大的反应;其速率系数k 则小;反应速率较小；a E 小的反应k 较大;反应速率较大..⑵对同一反应来说;温度升高反应速率系数k 增大;一般每升高10℃;k 值将增大2～10倍..⑶对同一反应来说;升高一定温度;在高温区;k 值增大倍数小；在低温区k 值增大倍数大..因此;对一些在较低温度下进行的反应;升高温度更有利于反应速率的提高..⑷对于不同的反应;升高相同温度;a E 大的反应k 值增大倍数大；a E 小的反应k 值增大倍数小..即升高温度对进行的慢的反应将起到更明显的加速作用.. 第四节：反应速率理论与反应机理简介 1、m r H ∆=a E 正-a E 负2、由普通分子转化为活化分子所需要的能量叫做活化能 第五节：催化剂与催化作用1、催化剂是指存在少量就能显着加速反应而本身最后并无损耗的物质..催化剂加快反应速率的作用被称为催化作用..2、催化剂的特征：⑴催化剂只对热力学可能发生的反应起催化作用;热力学上不可能发生的反应;催化剂对它不起作用..⑵催化剂只改变反应途径又称反应机理;不能改变反应的始态和终态;它同时加快了正逆反应速率;缩短了达到平衡所用的时间;并不能改变平衡状态..⑶催化剂有选择性;不同的反应常采用不同的催化剂;即每个反应有它特有的催化剂..同种反应如果能生成多种不同的产物时;选用不同的催化剂会有利于不同种产物的生成..⑷每种催化剂只有在特定条件下才能体现出它的活性;否则将失去活性或发生催化剂中毒..第四章：化学平衡 熵和Gibbs 函数第一节：标准平衡常数1、平衡的组成与达成平衡的途径无关;在条件一定时;平衡的组成不随时间而变化..平衡状态是可逆反应所能达到的最大限度..平衡组成取决于开始时的系统组成..2、对可逆反应()()()()()()l zZ aq yY g xX s cC aq bB g aA ++=++来说;其标准平衡常数(){}(){}(){}(){}bayxc B c p A p c Y c p x p K θθθθθ=3、两个或多个化学计量式相加或相减后得到的化学计量式的标准平衡常数等于原各个化学计量式的化学平衡常数的积或商;这称为多重平衡原理.. 第二节：标准平衡常数的应用1、反应进度也常用平衡转化率来表示..反应物A 的平衡转化率()A α表达式为2、J 表示反应商..若J<θK 则反应正向进行；若J=θK ;则反应处于平衡状态；若J>θK ;则反应逆向进行.. 第三节：化学平衡的移动1、浓度对化学平衡的影响：浓度虽然可以使化学平衡发生移动;但并不能改变化学平衡常数的数值;因为在一定温度下;θK 值一定..当反应物浓度增加或产物浓度减少时;平衡正向移动；当反应物浓度减少或产物浓度增加时;平衡逆向移动..2、压力对化学平衡的影响：综合考虑各反应物和产物分压是否改变及反应前后气体分子数是否改变..3、温度对化学平衡都影响：温度变化引起标准平衡常数的改变;从而使化学平衡移动..温度对标准平衡常数的影响用van ’t Hoff 方程描述..㏑⎪⎪⎭⎫⎝⎛-∆=211211T T R H K K m r θθθ第四节：自发变化和熵1、自发变化的基本特征：⑴在没有外界作用或干扰的情况下;系统自身发生的变化称为自发变化..⑵有的自发变化开始时需要引发;一旦开始;自发变化将一直进行达到平衡;或者说自发变化的最大限度是系统的平衡状态..⑶自发变化不受时间约束;与反应速率无关..⑷自发变化必然有一定的方向性;其逆过程是非自发变化..两者都不能违反能量守恒定律 ..⑸非自发变化和自发变化都是可能进行的..但是只有自发变化能自动发生;而非自发变化必须借助一定方式的外部作用才能发生..没有外部作用非自发变化将不能继续进行..2、在反应过程中;系统有趋向于最低能量状态的倾向;常称其为能量最低原理..相变化也具有这种倾向..3、系统有趋向于最大混乱度的倾向;系统混乱度的增加有利于反应的自发进行..4、纯物质完整有序晶体在0K 时熵值为零；()015.298,,=+K aq H S m θ.5、⑴熵与物质聚集状态有关..同一种物质气态熵值最大;液态次之;固态熵值最小..⑵有相似分子结构且相对分子质量又相近的物质;其θm S 值相近..分子结构相近而相对分子质量不同的物质;其标准摩尔熵值随分子质量增大而增大..⑶物质的相对分子质量相近时;分子构型越复杂;其标准摩尔熵值越大..6、反应的标准摩尔熵变等于各生成物的标准摩尔熵值之和减去各反应物的标准摩尔熵值之和7、在任何自发过程中;系统和环境的熵变化总和是增加的..即：0>∆zong S 自发变化0<∆zong S 非自发变化0=∆zong S 平衡状态8、THS huanjing∆-=∆ 第五节：Gibbs 函数1、Gibbs 函数被定义为：TS H G -=;G 被称为Gibbs 自由能..2、在不做体积功和定温定压条件下;在任何自发变化中系统的Gibbs 函数是减少的;由S T H G ∆-∆=∆得⑴当H ∆<0;S ∆>0时反应能正向进行..⑵当H ∆>0;S ∆<0时反应在高温下能正向进行.. ⑶当H ∆<0;S ∆<0时反应在低温下能正常进行.. ⑷当H ∆>0;S ∆<0时反应不能正向进行..3、当0,=∆∆=∆G S T H 时的T 在吸热熵增反应中是反应能正向进行的最低温度；在放热熵减反应中是反应能正向进行的最高温度..因此这个温度就是反应是否能够正向进行的转变温度..4、物质B 的标准摩尔生成Gibbs 函数θm f G ∆B;相态;T 是指在温度T 下由参考状态单质生成物质B 且1=B ν时的标准摩尔Gibbs 函数变..5、θm f G ∆<-401-⋅mol KJ 时反应多半能正向进行；θm f G ∆>401-⋅mol KJ 时反应大多逆向进行；-401-⋅mol KJ <θm f G ∆<401-⋅mol KJ 时要用m r G ∆来判断反应方向..6、Van ’t Hoff 方程：㏑()()()()a R T S RT T H T K m r mr θθθ∆+∆-= ㏑()()()⎪⎪⎭⎫⎝⎛-∆-=212111298T T R K H T K T K m r θθθ 第五章：酸碱平衡第一节：酸碱质子理论1、酸碱质子理论：凡是能释放出质子的任何含氢原子的分子或离子都是酸；任何能与质子结合的分子或离子都是碱..简言之酸是质子给予体;碱是质子接受体..2、质子理论强调酸和碱之间的相互依赖关系..酸给出质子后生成相应的碱;而碱结合质子后生成相应的酸..酸与碱之间的这种依赖关系称为共轭关系;相应的一对酸和碱称为共轭酸碱对..酸给出质子后生成的碱为这种酸的共轭碱;碱得到质子后所生成的酸称为这种碱的共轭酸..3、 酸碱解离反应是质子转移的反应..在水溶液中酸碱的电离时质子转移反应..盐类水解反应实际上也是离子酸碱的质子转移反应..4、 既能给出质子又能接受质子的物质称为两性物质..5、 酸碱的强度首先取决于其本身的性质;其次与溶剂的性质等有关..酸和碱的强度是指酸给出质子和碱接受质子能力的强弱..给出质子能力强的酸是强酸;接受质子能力强的碱是强碱；反之;就是弱酸和弱碱.. 6、 溶剂的碱性越强溶质表现出来的酸性就越强;溶剂的酸性越强溶质表现出来的碱性就越强.. 第二节：水的电离平衡和溶液的PH 1、 对反应()()()(){}(){}-+-+=+⇔OH c H c K aq OH aq Hl O H wθ,2;θw K 被称为水的离子积常数..25℃时;14100.1-⨯=θw K ..第三节：弱酸、弱碱解离平衡1、酸的水溶液中存在质子转移反应：()()()()aq A aq OH l O H aq HA -++⇔+32;其标准平衡常数()(){}(){}(){}θθθθθc HA c c Ac c O H c HA K K a-+==3简写为()(){}(){}(){}HA c A c O H c HA K a-+=3θ;()HA Kaθ称为弱酸HA的解离常数;弱酸解离常数的数值表明了酸的相对强弱..解离常数越大酸性越强;给出质子能力越强..θa K 值受温度影响但变化不大..2、在一元弱碱的水溶液中存在反应：()()()()aq OH aq BHl O H aq B -++⇔+2;()(){}(){}(){}B c OH c BH c B K b-+=θ;()B K bθ称为一元弱碱B 的解离常数..3、解离度α的定义为解离的分子数与总分子数的比值;即()()%1000⨯=HA c HA c α;解离度越大θa K 越大;PH 越小..解离度与解离常数关系为(){}c HA K aθα=..对碱同样适用..第四节：缓冲溶液1、 同离子效应：在弱酸或弱碱的溶液中;加入与这种酸或碱含相同离子的易溶强电解质;使酸或碱的解离度降低..2、 缓冲溶液：具有能够保持PH 相对稳定性能的溶液也就是不因加入少量强酸或强碱而显着改变PH 的溶液..缓冲溶液通常由弱酸和他的共轭碱组成..缓冲溶液PH 计算公式：()+=HA pK PH a θ㏒()()HA c A c -;()+-=-A pK pH b θ00.14㏒()()HA c A c -第五节：酸碱指示剂1、当溶液中()1-≤HIn pK pH a θ即()()10≥-Inc HIn c 时;溶液呈现出HIn 的颜色；当()1+≥HIn pK pH a θ即()()101≤-Inc HIn c 时;溶液呈现-In 的颜色；当()HIn pK pH a θ=即()()1=-In c HIn c 时;溶液呈现两者的混合颜色..2、指示剂的变色范围是()1±HIn pK a θ;但是由于人的视觉对不同颜色的敏感度的差异实际变色范围常常小于两个pH单位..第六节：酸碱电子理论1、 酸是任意可以接受电子对的分子或离子；酸是电子对的接受体;必须具有可以接受电子对的空轨道..碱则是可以给出电子对的分子或离子；碱是电子的给予体;必须具有未共享的孤对电子..酸碱之间以共价键相结合;并不发生电子对转移.. 第七节：配位化合物2、 在配合物中Lewis 酸被称为形成体或中心离子;Lewis 碱被称为配体..配合物的定义是形成体与一定数目的配体以配位键按一定的空间构型结合形成离子或分子..这些离子或分子被称为配位个体..形成体通常是金属离子或原子;也有少数是非金属元素B;P;H..通常作为配体的是非金属的阴离子或分子..2、 在配体中;与形成体成键的原子叫做配位原子；配位原子具有孤对电子..常见的配位原子有F;Cl;Br;I;S;N;C 等..配体中只有一个配位原子的称为单齿配体;有两个或两个以上配位原子的称为多齿配体..在配位个体中;与形成体成键的配位原子个数叫作配位数..常见多齿配体有：3、 配合物的化学式：配合物的化学式中首先应先列出配位个体中形成体的元素符号;在列出阴离子和中性分子配体;;将整个配离子或分子的化学式括在方括号中..4、 配合物的命名：命名时;不同配体之间用·隔开..在最后一个配体名称后缀以“合”字..⑴含配阴离子的配合物的命名遵照无机盐命名原则..例如()[]443SO NH Cu 为硫酸四氨合铜()[]463Cl NH Pt 为氯化六氨合铂..⑵含配阴离子的配合物;内外层间缀以“酸”字..例如()[]64CN Fe K 为六氰合铁酸钾⑶配体的次序：① 含有多种无机配体时;通常先列出阴离子名称;后列出中性粒子名称..例如[]33NH PtCl K 为三氯·氨合铂酸钾② 配体同是中性分子或同是阴离子时;按配位原子元素符号的英文字母顺序排列;例如()[]3253Cl O H NH Co 氯化五氨·水合钴..③ 若配位原子相同;将含原子数较少的配体排在前面;较多原子数的配体排在后面；若配位原子相同且配体中含有的与子数目也相同;则按结构中与配位原子相连的非配位原子元素符号的英文字母顺序排列..例如()[]2322NH NO PtNH 为氨基·硝基·二氨合铂④ 配体中既有无机配体又有有机配体;则无机配体排在前面有机配体排在后面..例如()[]423H C PtCl K 为三氯·乙烯合铂酸钾..5、 简单配合物：配合物分子或离子只有一个中心离子;每个配体只有一个配位原子与中心离子成键..螯合物：在螯合物分子或离子中;其配体为多齿配体;配体与中心离子成键;形成环状结构..多核配合物：多核配合物分子或离子含有两个或两个以上的中心离子;中心离子间常以配体相连.. 羰合物：某些d 区元素以CO 为配体形成的配合物称为羰合物..烯烃配合物：某些d 区元素以不饱和烃为配体形成的配合物称为烯烃配合物.. 第八节：配位反应与配位平衡 1、()[]()()()(){}(){}()(){}++++=+⇔2323323;2NH Ag c NH c Ag c K aq NH aq Ag aq NH Ag d θ;θd K 是配合物的解离常数;又称为配合物的解离常数或不稳定常数..θd K 越大;配合物越不稳定.. 2、()()()[]()=⇔+++θfK aq NH Ag aq NH aq Ag;2233()(){}(){}(){}2323NH c Ag c NH Ag c ++;θf K 是配合物生成常数;又称为稳定常数或累积稳定常数..3、一般来说配合物的逐级稳定常数随着配位数的增加而减少..4、以N;O;F 等电负性大吸引电子能力强;半径小;难被氧化不易失去电子;不易变形难被极化的原子为配位原子的碱成为硬碱..反之则为软碱;介于二者之间的为交界碱..5、硬酸多是电荷数较多;半径较小;外层电子被原子核束缚得较紧而不易变形极化率较小的阳离子..反之则为软酸;介于两者之间的为交界酸.. 6、常见的酸和碱分类如下：7、软硬酸碱原则：软亲软;硬亲硬 第六章：沉淀溶解平衡第一节：溶解度和溶度积1、溶解度：在一定温度下;达到溶解平衡时;一定量溶剂中含有的溶质质量..2、常见无机化合物溶解性：常见无机酸是可溶的;硅酸是难溶的； 氨、IA 族氢氧化物;()2OH Ba 是可溶的；()()22,OH Ca OH Sr 是微溶的；其余元素的氢氧化物都是难溶的..几乎所有的硝酸盐都是可溶的；3BaNO 是微溶的.. 大多数醋酸盐是可溶的；()2Ac Be 是难溶的..大多数氯化物是可溶的；2PbCl 是微溶的；22,Cl Hg AgCl 是难溶的..大多数溴化物;碘化物是可溶的；22,HgBr PbBr 是微溶的；222222,,,,,HgI PbI I Hg AgI Br Hg AgBr 是难溶的..大多数硫酸盐是可溶的；4424,,HgSO SO Ag CaSO 是微溶的；4SrSO ;4BaSO ;4PbSO 是难溶的.. 大多数硫化物是难溶的;第一主族;第二主族金属硫化物和()S NH 24 是可溶的..多数碳酸盐;磷酸盐;亚硫酸盐是难溶的；第一主族Li 除外和铵离子的这些盐是可溶的..多数氟化物是难溶的；第一主族Li 除外金属氟化物;24,,BeF AgF F NH 是可溶的；222,,PbF BaF SrF 是微溶的..几乎所有的氯酸盐;高氯酸盐都是可溶的；4KClO 是微溶的； 几乎所有的钠盐;钾盐均是可溶的；()[]()()()[]62222326,93,NO Co Na K O H Ac UO Ac Zn NaAc OH Sb Na •••是难溶的..2、 对于一般沉淀反应来说：()()()aq mB aq nAs B A n m m n -++⇔;溶度积的通式是()(){}(){}mn nm m n spB c A c B A K -+=θ3、 难溶电解质的溶度积常数的数值在稀释溶液中不受其他离子存在的影响;只取决于温度..温度升高;多数难溶化合物的溶度积增大..第二节：沉淀的生成和溶解1、 同离子效应：在难溶电解质的饱和溶液中;加入含有相同离子的强电解质时;难溶电解质的溶解度将降低..同离子效应使难溶电解质的溶解度降低..2、 盐效应使难溶电解质溶解度增大..一般来说;若难溶电解质的溶度积很小时;盐效应的影响很小;可忽略不计；若难溶电解质的溶度积较大;溶液中各种离子的总浓度也较大时;就应考虑盐效应的影响.. 3、 金属硫化物的溶解平衡： ()()()()()(){}(){}(){}23222223;22++++=++⇔+O H c S H c M c K l O H aq S H aq M aq OH s MS spaθ; θspa K 称为在酸中的溶度积常数.. 4、 某些难容硫化物的溶度积常数：第七章：氧化还原反应 电化学基础第一节：氧化还原反应基本概念1、 有电子得失或转移的反应称为氧化还原反应..2、 表示元素氧化态的数值称为氧化数又称氧化值..⑴在单质中元素氧化值为零..⑵在单原子离子中;元素氧化值等于离子所带电荷数..⑶在大多数化合物中;氢的氧化值为+1;只有在金属氢化物中;氢的氧化值为-1..⑷通常在化合物中氧的氧化值为-2;但是在22222,,BaO O Na O H 等过氧化物中养的氧化值为-1;在氧的氟化物中;如222,F O OF 中氧的氧化值为+2;+1..⑸在所有氟化物中氟的氧化值为-1..⑹碱金属和碱土金属在化合物中氧化值分别为+1和+2..⑺在中性分子中;各元素氧化值代数和为零..在多原子离子中;各元素氧化数代数和等于离子所带电荷数.. 第二节：电化学电池1、电池图示：将发生氧化反应的负极写在左边;发生还原反应的正极写在右边；并按顺序用化学式从左到右依次排列各个相的物质组成和状态；用单垂线“︱”表示相与相间的界面;用双折线“‖”表示盐桥.. 2、Faraday 定律：⑴在电化学电池中;两极所产生或消耗的物质的物质的量与通过电池的电荷量成正比..⑵当给定的电荷量通过电池时;电极上所产生或消耗的物质的物质的量正比于物质的摩尔质量被对应于半反应每摩尔物质每摩尔物质所转移的电子数除的商..对于半反应()()s B ze aq Bz ⇔+-+;根据Faraday 定律;第一：电极上沉淀出或消耗掉的()B m 正比于通过电池的电荷量Q..Q 越大()B m 越大..第二：当通过电池的电荷量Q 一定时;()B m 正比于()z B M ;()B M 为B 物质的摩尔质量..3、Faraday 常量表示一摩尔电子所带的电荷量;141231910648531.910022137.6106021773.1---⋅⨯=⨯⨯⨯=mol C mol C F ;F 被称为Faraday 常量 4、当原电池放电时;两极间的电势差将比该电池的最大电压要小..这是因为驱动电流通过电池需要消耗能量或者称其为要做功;产生电流时;电池电压的降低正反映了电池内所消耗的这种能量；而且电流越大;电压降低越多..因此;只有电池中没有电流通过时;电池才具有最大电压又称其为开路电压..当通过原电池的电流趋近于零时;两电极间的最大电势差被称为原电池的电动势;用MF E 表示..5、当电池中各物质均处于标准状态时;测定的电动势被称为标准电动势;用θMF E 表示..6、可逆电池必须具备以下条件..第一：电极必须是可逆的;即当相反方向的电流通过电极是;电极反应必然逆向进行；电流停止;反应也停止..第二：要求通过电极的电流无限小;电极反应在接近于电化学平衡的条件下进行..7、电池反应的标准摩尔Gibbs 函数变θθMF m r zFE G -=∆..第三节：电极电势 1、原电池的电动势是构成原电池的两个电极间的最大电势差;即正极电势()+E 减去负极电势()-E 等于电池的电动势：()()-+-=E E E MF ..2、电极电势的绝对值无法确定;常选取标准氢电极简写为SHE 作为比较的基准;称其为参比电极..参比电极中最常用的是甘汞电极..3、各电对的标准电极电势是以标准氢电极为参比电极并与各标准电极组成原电池时测得的电动势..使待测半电池中各物质均处于标准状态下;将其与标准氢电极相连组成原电池;以电压表测定该电池的电动势并确定其正极和负极;进而可推算出待测半电池的标准电极电势..4、电极电势高的电对为正极;电极电势低的电对为负极..两电极的标准电极电势之差等于原电池的标准电极电势..即()()θθθ-+-=E E E MF .5、()()zV K EK E 0257.0298298-=θ㏑()()yang c huan c ;()()zV O O K E K E 592.298298-=θ㏑()()yang c huan c .. 6、如果电对的氧化型生成难溶化合物配合物;则电极电势变小；若还原型生成难溶化合物配合物;则电极电势变大；当还原型和氧化型同时生成难溶化合物配合物;若θsp K θf K 氧化型<θsp K θf K 还原型;则电极电势变小;反之则变大..第四节：电极电势的应用1、 某电对的θE 越大;其氧化型的得电子能力氧化性越强;还原型失电子能力还原性越弱；反之电对的θE 越小;其氧化型的得电子能力氧化性越弱;还原型失电子能力还原性越强..2、 θθMF m r zFE G -=∆;㏒V zE K MF 0592.0θθ=;㏑VzE K MF 0257.0θθ=3、 元素电势图：当某种元素形成三种或三种以上氧化值的氧化物时;这些物种可以组成多种不同的电对;各电对的标准电极电势可用图的形式表示出来;这种图叫做元素电势图..画元素电势图;可以按元素氧化值由高到低的顺序;把各氧化物的化学式从左到右写出来;各不同氧化物之间用直线连接起来;在直线上表明不同氧化值物种所组成的电对的标准电极电势..4、 歧化反应发生的一般规则：()()C B A R E L E −−→←−−→←θθ;若()L E θ<()R E θ则B 能发生歧化反应 第二篇：物质结构基础第八章：原子结构第一节：原子结构的Bohr 理论1、电子的电量为C 1910602.1-⨯;电子的质量为g 2810109.9-⨯..。
考研化学重点知识点解析无机化学的重要概念与反应机理
考研化学重点知识点解析无机化学的重要概念与反应机理考研化学重点知识点解析：无机化学的重要概念与反应机理无机化学是研究无机物质的组成、性质、结构以及它们在化学反应中的变化的一门学科。
作为考研化学的一个重要分支，无机化学涵盖了众多的概念和反应机理。
本文将对一些无机化学的重要概念和反应机理进行解析。
一、离子离子是指在溶液中能够带电的粒子。
在无机化学中，离子具有重要的作用。
可以根据离子的电荷性质，将离子分为阳离子和阴离子。
在溶液中，它们之间通过电荷的吸引力使得溶液中始终保持电中性。
二、配位化合物配位化合物是指由中心金属离子和一或多个配位体（通常是阴离子或有机分子）组成的化合物。
配位化合物由于其特殊的结构和性质，具有广泛的应用领域。
在配位化合物中，中心金属离子通过配位键与配称体进行键合。
配位键的形成是通过配体中的孤对电子或π电子与金属离子中的d轨道电子之间的相互作用实现的。
三、晶体结构晶体结构是指晶体中离子、分子或原子的有序如结构。
无机化学中的晶体结构研究是非常重要的，它能够帮助我们理解无机物质的性质和反应机理。
常见的晶体结构有离子晶体结构、共价晶体结构和金属晶体结构等。
四、化学键化学键是化学元素之间的连接方式，可以通过电子的共享或转移来实现。
根据键的性质，化学键可以分为离子键、共价键和金属键等。
离子键是由电子转移形成的，通常由金属离子和非金属离子之间的相互作用形成。
共价键是由电子共享形成的，通常由非金属元素之间的相互作用形成。
金属键则是由金属元素之间的电子云形成的。
五、反应机理反应机理是指化学反应中反应物转化为产物的过程。
无机化学中的反应机理可以分为不解离反应和解离反应。
不解离反应发生在不溶液中，反应物直接转化为产物，不伴随溶解过程。
解离反应发生在溶液中，反应物在溶解过程中尽可能解离为离子，然后再发生反应。
六、氧化还原反应氧化还原反应是无机化学中最为重要的一类反应。
在氧化还原反应中，物质的电荷状态发生变化。
考研无机化学知识点总结
精心整理内容概要：一.无机化学（理论部分）知识点应用归纳1、无机物（分子或离子）构型:（1）简单分子（或离子）：（2）配合物：2、物质的熔、沸点(包括硬度):（1 （2 （3 （4 3 （1 （2 4 （1 （2 5 （1 （2 6 （1）离子晶体：（2）共价化合物：7、物质的氧化还原性：影响因素（1）溶液酸、碱度（2）物质的聚集状态8、化学反应方向:（1）热力学数据：（2）软硬酸碱理论9、分子极性、键的极性、键角、键长等:10、推导元素在周期表中的位置：能级组取值，选择—组合理量子数：四个量子数取值规则11、溶液中有关质点浓度计算：化学平衡，电离平衡，沉淀—溶解平衡，氧化—还原平衡，配合解离平衡：12二.（1（21、2、S2②加入过量的硝酸不能观察到沉淀溶解的有AgCl，BaSO4；BaSO3由于转化成为BaSO4而不能观察到沉淀的溶解。
AgBr，AgI，也不溶解，但是沉淀的颜色是黄色。
③能够和盐反应生成强酸和沉淀的极有可能是H2S气体和铅、银、铜、汞的盐溶液反应。
：④沉淀先生成后溶解的：CO2和Ca(OH)2,Al3+和氢氧化钠，AlO2－和盐酸，氨水和硝酸银3、操作不同现象不同的反应:Na2CO3和盐酸；AlCl3和NaOH，NaAlO2和盐酸；AgNO3和氨水；FeCl3和Na2S;H3PO4和Ca(OH)2反应。
4、先沉淀后澄清的反应：AlCl3溶液中加入NaOH溶液，生成沉淀，继续滴加沉淀溶解：；AgNO3溶液中滴加稀氨水，先沉淀后澄清：；NaAlO2溶液中滴加盐酸，也是先沉淀后澄清：；澄清石灰水通入二氧化碳，先沉淀后澄清：；次氯酸钙溶液中通入二氧化碳，先沉淀后澄清：；KAl(SO4)2与NaOH溶液：；5、通入二氧化碳气体最终能生成沉淀的物质：苯酚钠溶液、硅酸钠溶液、偏铝酸钠溶液（这三种都可以与少量硝酸反应产生沉淀）、饱和碳酸钠溶液。
苯酚钠溶液：；硅酸钠溶液：；饱和碳酸钠溶液：；偏铝酸钠溶液：；6、能生成两种气体的反应：HNO3的分解：；Mg与NH4Cl溶液的反应：；电解饱和食盐水：；C与浓HNO3加热时反应：；C与浓H2SO4加热时反应：；7、：型的反应：8、两种单质反应生成黑色固体：Fe与O2、Fe与S、Cu与O29、同种元素的气态氢化物与气态氧化物可以发生反应生成该元素的单质的是：S、N元素H2S＋SO2----——；NH3＋NO——；NH3＋NO2——；10、同种元素的气态氢化物与最高价氧化物的水化物可以发生反应生成盐的是：N元素NH3＋HNO3——；11、同时生成沉淀和气体的反应：Mg3N2＋H2O——；CaC2＋H2O——；Na2S2O3＋H2SO4——；Ba(OH)2＋(NH4)2SO4——；Al3+、Fe3+－——S2－、CO32－、HCO3－间的双水解反应：Al3+＋S2－——；Al3+＋HCO3－——；Fe3+＋CO32―——；12、常见的置换反应：（1）金属置换金属：如溶液中金属与盐的反应：；铝热反应：；（2）非金属置换非金属：卤素间的置换：；氟气与水的反应：；二氧化硅与碳的反应：；硫化氢与氯气反应：；（3）金属置换非金属：活泼金属与非氧化性酸的反应：；钠与水的反应：；镁在二氧化碳中燃烧：；（4）非金属置换金属：氢气与氧化铜的反应：；碳与氧化铁反应：。
化学考研无机化学重点知识归纳
化学考研无机化学重点知识归纳无机化学是化学考研中的重点知识之一，它研究的是无机物质的性质、结构、合成方法和反应机理等。
掌握无机化学的重点知识对于考研生来说至关重要。
本文将针对无机化学的重点知识进行归纳和总结，并按照相应的格式呈现出来，以帮助考生更好地复习和备考。
一、周期表和元素周期性周期表是无机化学的基础，它按照元素的原子序数和化学性质进行了系统排列。
掌握周期表的相关知识对于理解元素周期性和化学反应具有重要意义。
1.1 周期表的构成周期表由横向的周期和纵向的族组成。
周期指的是周期表中横向的行数，族指的是周期表中纵向的列数。
周期表的左侧是金属元素，右侧是非金属元素，具有明显的金属性和非金属性。
1.2 周期表中的元素周期性元素周期性是指元素性质随着周期表的排列而周期性地变化。
主要涉及到原子半径、电离能、电负性、价态等性质的变化规律。
例如，原子半径随周期数增加而减小，原子半径随族数增加而增大。
1.3 周期表中的主族元素和过渡金属元素主族元素是周期表中1A~8A族的元素，它们的电子结构稳定，容易进行化学反应。
过渡金属元素是周期表中3B~2B族的元素，它们的内层电子结构稳定，电子填充在外层d轨道上，具有良好的导电性和催化性能。
二、氧化还原反应氧化还原反应是无机化学中一种重要的反应类型，涉及到电子的转移和价态的改变。
了解氧化还原反应的性质和常见类型有助于理解和预测无机化学反应的过程和产物。
2.1 氧化还原反应的基本概念氧化还原反应是指电子从一个物质转移到另一个物质的化学反应。
氧化是指物质失去电子，还原是指物质获得电子。
在氧化还原反应中，有电子的转移和价态的改变。
2.2 氧化还原反应的常见类型常见的氧化还原反应类型包括氧化、还原、置换、还原-置换、氧化还原间离子电子反应等。
每种类型的反应具有独特的特点和反应条件。
三、配位化学配位化学是无机化学中研究配合物的合成、结构和性质的一门学科。
掌握配位化学的相关知识可以帮助考生了解配合物的形成机制和性质，以及其在催化、荧光与生物活性方面的应用。
考研无机化学知识点梳理
考研无机化学知识点梳理无机化学是化学的一个重要分支，研究非有机物质的性质、结构及其变化规律。
在考研无机化学的复习过程中，准确把握知识点是非常关键的。
本文将对考研无机化学的重要知识点进行梳理，以帮助考生更好地掌握相关内容。
一、元素周期表元素周期表是无机化学中最基础的知识点之一，它将元素按照原子核的电子排布规律进行分类。
元素周期表可以根据不同的特征进行划分，如金属性、非金属性、半金属等。
考生需要掌握元素周期表中各个元素的周期、族及其周期性质，如原子半径、电离能、电负性等。
二、化学键和晶体结构化学键是无机化学中的另一个重要概念，包括离子键、共价键和金属键等。
根据电负性差异不同，化学键的性质也有所区别。
此外，晶体结构是无机化学中的重要内容。
晶体结构可以按照晶体的几何形状进行分类，如立方晶系、四方晶系、六方晶系等。
考生需要了解不同晶体结构的特点以及其对晶体性质的影响。
三、配位化学和配合物配位化学是研究中心原子或离子（配体）与周围原子或离子（受体）之间的配位作用及其规律。
配合物是通过配位作用形成的化合物，具有特殊的性质和结构。
考生需要熟悉配位化学的基本概念和配位体的分类，以及了解配合物的结构、命名规则和性质等。
四、无机化合物的性质与应用无机化合物具有丰富的性质和广泛的应用，考生需要熟悉各种无机化合物的性质以及与生产和生活相关的应用。
例如，氧化物在电池、催化剂和材料科学中有重要应用，硫化物在矿石提取和防腐剂中应用广泛。
考生需要了解各种无机化合物的性质和应用，以便在考试中对相关问题做出准确回答。
五、酸碱理论和溶液化学酸碱理论是无机化学中的重要理论之一，包括阿伦尼乌斯酸碱理论、布朗斯特德酸碱理论和路易斯酸碱理论等。
溶液化学是研究溶液中各种物质之间相互转化和反应机制的一门学科。
考生需要了解不同酸碱理论的基本原理和应用，以及溶液中各种离子之间的反应和平衡机制。
六、电化学和电池原理电化学是研究电能与化学能之间相互转化关系的学科，包括电解池和电化学电池两个方面。
考研化学无机化学重要知识点梳理
考研化学无机化学重要知识点梳理无机化学是化学科学的重要分支之一，它研究无机物质的结构、性质、合成和反应等方面的内容。
对于考研化学的学生来说，无机化学是必修的一门课程，下面将对考研化学无机化学的重要知识点进行梳理和总结。
一、元素周期表元素周期表是化学中重要的基础知识，它是由化学元素按照一定规律排列形成的表格。
元素周期表每个元素的周期数和族数都代表着该元素的电子排布规律和化学性质。
考研化学中，需要了解元素周期表的基本结构和元素的周期趋势规律，如原子半径的变化规律、离子半径的变化规律以及电离能、电子亲和能等的变化规律。
二、配位化学配位化学是无机化学重要的一个分支，它研究的是过渡金属离子或主族金属离子与配体之间的结合关系和形成的配合物。
在考研化学中，需要了解配体的命名规则、配位数的确定、配位键的形成原理以及配合物的结构和性质等内容。
三、主族化学主族元素是元素周期表中位于周期表左侧的元素，考研化学中主要研究的是周期表第13至18族的元素。
主族元素化合物的结构和性质是考研化学的重点内容之一，需要了解主族元素的周期性规律、主族元素化合物的结构和性质以及主族元素在生活中的应用等知识点。
四、过渡金属化学过渡金属是元素周期表中位于d区的元素，考研化学中需要重点研究的是3d到5d区的过渡金属元素。
过渡金属具有丰富的化学性质和广泛的应用价值，在考研化学中需要了解过渡金属的电子排布规律、过渡金属离子和配体的配位关系以及过渡金属催化剂的原理等知识点。
五、无机材料化学无机材料是指由无机化合物制备而成的材料，包括无机非金属材料、无机金属材料和无机复合材料等。
考研化学中需要了解无机材料的制备方法、性质和应用等知识点。
例如，常见的无机材料包括陶瓷材料、玻璃材料、催化材料等，考生需要了解它们的制备工艺、结构和性能等方面的知识。
六、无机反应无机反应是无机化学中重要的内容之一，它包括离子反应、氧化还原反应、酸碱反应等。
在考研化学中，需要了解无机反应的基本概念和反应机理，掌握常见无机反应的制备条件和化学方程式，了解反应速率、反应平衡和反应热力学等方面的知识。
无机化学知识点归纳
无机化学知识点归纳无机化学是研究无机物质及其化学性质、结构和合成方法的一门学科。
无机化学的知识点众多，下面将对其中一些重要的知识点进行归纳：一、化学键和分子结构1.离子键：由正负离子之间的电荷吸引力形成的化学键。
2.共价键：由相互共享电子形成的化学键。
3.配位键：由配体中一个或多个电子对与中心金属离子形成的化学键。
4.氢键：由氢原子与高电负性原子（如氮、氧、氟）形成的强相互作用的化学键。
5.分子结构：无机化合物可以是离子型的，也可以是共价键连接的分子。
二、周期表和元素周期律1.元素周期表：根据元素的原子序数和电子结构排列的表格。
2.周期：元素周期表中横向排列的行，有7个周期。
3.主族元素：元素周期表中1A、2A等列的元素称为主族元素。
4.过渡元素：元素周期表中3B到2B列的元素称为过渡元素。
5.稀土元素：元素周期表中镧系和锕系元素称为稀土元素。
三、酸碱理论1.阿伦尼乌斯酸碱理论：酸是能够接受电子对的物质，碱是能够提供电子对的物质。
2.布朗斯特酸碱理论：酸是能够捐赠氢离子的物质，碱是能够接受氢离子的物质。
3.低价酸、中价酸和高价酸：根据酸的氧化状态，酸可分为低价酸（含有低氧化态的元素）、中价酸（含有正常氧化态的元素）和高价酸（含有高氧化态的元素）。
四、配位化合物1.配体：提供电子对与金属离子形成配位键的物质。
2.配合物：由一个或多个配体与一个或多个金属离子形成的化合物。
3.配位数：配合物中金属离子与配体形成的配位键的数目。
4.同分异构体：具有相同化学组成但结构不同的化合物。
五、电化学1.电解质：能够在水溶液中产生离子的物质。
2.阳离子和阴离子：电解质溶液中带正电荷的离子和带负电荷的离子。
3.氧化还原反应：涉及物质的电子转移的化学反应。
4.电极：导电材料，参与电化学反应的场所。
5.电解池：包含一个阳极和一个阴极的体系，用于进行电解实验。
综上所述，无机化学是一门研究无机物质及其化学性质、结构和合成方法的学科，其中的知识点包括化学键和分子结构、周期表和元素周期律、酸碱理论、配位化合物以及电化学等。
考研《无机化学》考研真题考点归纳一
考研《无机化学》考研真题考点归纳一无机化学考点归纳与典型题（含考研真题）详解（上册）第1章物质的状态1.1考点归纳一、气体1．气体的两个基本特性气体具有扩散性和可压缩性。
主要表现在：（1）气体没有固定的体积和形状；（2）不同的气体能以任意比例相互均匀地混合；（3）气体是最容易被压缩的一种聚集状态。
2．理想气体理想气体是一种人为的理想模型，理想气体具有以下特点：（1）分子本身不占有体积，是一个具有质量的几何点；（2）气体分子间不存在相互作用力，与器壁之间的碰撞为完全弹性碰撞；（3）在高温、低压下，实际气体的行为接近于理想气体。
3．理想气体状态方程（1）三个定律①波义耳定律：当n和T一定时，气体的V与p成反比，表示为。
②查理-盖·吕萨克定律：当n和p一定时，气体的V与T成正比，表示为。
③阿佛加德罗定律：当T和p一定时，气体的V与n成正比，表示为。
（2）理想气体状态方程将上述三个经验定律合并得出理想气体状态方程为：式中，R＝8.314 J·mol－1·K－1，称为摩尔气体常数；p、V、T和n分别为压力、体积、温度和物质的量，单位分别为Pa、m3、K和mol。
该方程适用于理想气体，近似地适用于温度不太低、压力不太高的真实气体。
（3）理想气体状态方程的应用①计算p，V，T，n中的任意物理量②确定气体的摩尔质量根据，得出：其中，M单位为g·mol－1。
③确定气体的密度根据，得出：4．气体分压定律理想气体状态方程式不仅适用于单一组分的气体，也适用于多组分的混合气体或其中某一种组分气体。
在理想气体混合物中，若各组分之间不发生化学反应，也没有任何其他相互作用，则它们之间互不干扰，如同各自单独存在一样。
分压定律：混合气体的总压等于混合气体中各组分气体分压之和，这一定律被称为Dalton分压定律。
混合气体中某组分气体B对器壁产生的压力称为该组分气体的分压力pB。
组分气体即理想气体混合物中的每一种气体。
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南昌大学理学院化学系2018年考研知识点总结(部分)备注:此资料仅供南昌大学应届毕业生考本校硕士点复习使用,切勿流传入社会一.无机化学（理论部分）知识点应用归纳1、无机物（分子或离子）构型:（1）简单分子（或离子）：（2）配合物：2、物质的熔、沸点(包括硬度):（1）晶体类型：原子晶体，离子晶体，金属晶体，分子晶体（2）离子晶体：（3）分子晶体（4）金属晶体：金属键（与价电子、价轨道有关）3、物质的稳定性：（1）无机小分子：（2）配合物：4、物质的磁性：（1）无机小分子：MO（掌握双原子分子轨道能级图）（共价双原子分子）（2）配合物：5、物质的颜色:（1）无机小分子：极化理论（2）配合物：6、无机物溶解度:（1）离子晶体：（2）共价化合物：7、物质的氧化还原性：影响因素（1）溶液酸、碱度（2）物质的聚集状态8、化学反应方向:（1）热力学数据：（2）软硬酸碱理论9、分子极性、键的极性、键角、键长等:10、推导元素在周期表中的位置：能级组取值，选择—组合理量子数：四个量子数取值规则11、溶液中有关质点浓度计算：化学平衡，电离平衡，沉淀—溶解平衡，氧化—还原平衡，配合解离平衡：利用多重平衡规则，K是关键12、常见的基本概念:对角线规则；惰性电子对效应；Lewis酸、碱；质子酸、碱；缓冲溶液；屏蔽效应；钻穿效应；同离子效应；盐效应；镧系收缩；电负性；电离势；电子亲合势；晶格能；键能；有效核电荷及求法等。
二.无机化学（元素部分）（1）结构（2）性质：重点是化学性质第一讲分子结构（molecular structure）1-1离子键理论一、基本要点活泼金属和活泼非金属的原子反应时，生成的化合物如NaCl等都是离子型化合物，它们具有一些固有的特征，如它们都以晶体的形式存在，具有较高的熔、沸点，在熔融态或水溶液中可导电等。
这种由于原子间发生电子转移，生成正负离子，并通过静电库仑作用而形成的化学键称为离子键。
通常，生成离子键的条件是两原子的电负性差大于1.7以上，由离子键形成的化合物叫做离子键化合物。
二、离子特征1、离子电荷:是指原子在形成离子化合物过程中失去或获得的电子数。
正离子电荷通常是+1、+2、+3或+4；阴离子：-1、-2，而-3、-4的负离子一般都是含氧酸根离子或配阴离子。
2、离子的电子构型：（1）2e构型：1s2，如Li+，Be2+（2）8e构型：(n-1)ns2(n-1)p6：Na+，Mg2+，Ba2+等（3）9~17e构型：(n-1)ns2(n-1)p6(n-1)d1~9：Fe2+,Mn2+等（4）18e构型：(n-1)ns2(n-1)p6(n-1)d10：Cu+,Ag+,Zn2+等（5）18+2e构型：(n-1)ns2(n-1)p6(n-1)d10ns2：Sn2+,Pb2+等3、离子半径：（变化规律）:同一元素：负离子>原子>低价正离子>高价正离子同族元素同价离子：从上→下，半径增大同一周期：从左→右，半径r↓三、晶格能（U）1、定义：指相互远离的气态正离子和负离子结合成1mol离子晶体时所释放的能量绝对值，或1mol离子晶体解离成自由气态离子所吸收的能量的绝对值。
2、计算：晶格能不能用实验直接测量，通常有两种方法计算：（1）库仑作用能模型理论计算：A为马德隆（Madelung）常数，与晶格类型有关；n是与原子的电子构型有关的因子；Z1Z2为正负离子的电荷数。
上式看出，U与离子的带电荷数成正比，与正负离子核间距r0成反比，与配位数有关，配位数增加，A增大，U增大。
（2）玻恩—哈伯（Born—Haber）循环间接计算:的离解热,F的电子亲合能，试计算NaF 例：已知NaF(s)的生成焓,金属Na的升华热，Na的电离热，F2的晶格能U。
四、离子极化1、基本概念离子间除了库仑力外，诱导力起着重要作用，因为阳离子具有多余的正电荷，半径较小，它对相邻的阴离子会起诱导作用；阴离子半径较大，在外壳上有较多的电子，容易变形，在被诱导过程中能产生瞬时的诱导偶极。
阴离子中产生的诱导偶极又会反过来诱导阳离子，阳离子如果易变形（18e-,18+2e-or9~17e-构型半径大的离子），阳离子中也会产生偶极，使阳离子和阴离子之间发生了额外的吸引力。
当两个离子接近时,可能使两个离子的电子云重叠，趋向于生成极性较小的键。
由离子键向共价键过渡。
2、极化力（极化作用）：（1）电荷:阳离子电荷越高，极化力越强（2）半径:外壳相似电荷相等时，半径小，极化力强。
（3）离子构型（阳离子）:18e-,2e-，18+2e-，(Ag+、Li+、Pb2+等)>9~17e-(Fe2+、Ni2+、Cr3+)>8e-(Na+、Mg2+等)（4）电荷高的复杂阴离子也具有一定极化作用，如SO42-、PO43-等3、离子的变形性（1）结构相同的阳离子，正电荷高变形性小O2->F->Ne>Na+>Mg2+>Al3+>Si4+（2）对于外壳结构相同的离子，电子层数越多，变形性越大Li+<Na+<K+<Rb+<Cs+；F-<Cl-<Br-<I-（3）电荷和半径相近时；18e-,18+2e-；9~17e->>8e-变形性：Ag+>K+；Hg2+>Ca2+等（4）对于相同或类似的结构的离子，半径越大，变形性越大（5）复杂阴离子变形性通常不大，中心离子氧化数越高，变形性越小ClO4-<F-<NO3-<CN-<Cl-<Br-<I-小结：最易变形是体积大阴离子和18e-，18+2e-，9~17e-的少电荷阳离子，如：Ag+、Pb2+、Hg2+等;最不易变形是小半径高电荷稀有气体外壳阳离子，如Be2+、Al3+、Si4+等4、相互极化（附加极化）作用实际上，每一个离子一方面作为带电体，会使其他异号离子发生变形，另一方面，在周围离子作用下，本身也会产生变形，这种阴阳离子相互极化作用结果，使产生的诱导偶极矩加大，从而进一步加强了它们相互作用，这就是附加极化作用。
显然，，每个离子的总极化作用应是它原有极化作用与附加极化作用之和。
5、离子极化理论的应用：（1）晶体类型转变：离子晶体→分子晶体;如AgF→AgI；NaF→SiF4→PCl5（2）键型转变：离子型→共价型（3）结构转变：共价性增强，配位数减小。
如AgF(NaCl型)→AgI(ZnS型)（4）熔、沸点变化：降低（5）溶解性变化:减小（6）颜色变化:颜色加深例题1：解释现象（1）MgO的熔点高于Mn2O7;（2）AgCl,AgBr,AgI颜色依次加深;（3）HgS在水中溶解度很小1—2价键理论（VB法）一、价键理论的基本要点：1、共价键的本质：价键理论认为共价键的本质是由于原子相互接近时，由于原子轨道的重叠，原子间通过共用自旋方向相反的电子对结合，使体系能量降低而成键。
共价键的本质也是电性的。
2、共价键形成原理（1）电子配对原理：根据成单电子数配对，共价单键、双键等（2）能量最低原理:（3）原子轨道最大重叠原理:3、共价键的特点（1）共价键结合力的本质是电性的，但不能认为纯粹是静电作用，一般用键能表示共价键强度。
（2）共价键形成是由于原子轨道重叠，两核间电子云几率密度最大。
不意味着仅在两核之间。
（3）共价键具有饱和性。
（4）共价键具有方向性。
（5）共价键的键型：1σ键。
2π键。
3配位键。
4δ键：由两个原子的dxy—dxy;dxz—dxz,dyz—dyz,or dx2-y2—dx2-y2,轨道面对面的重叠而成。
如在Re2Cl82-中δ键是dxy—dxy面对面（沿z轴）重叠:二、杂化轨道理论1、杂化轨道的概念：在形成分子时，由于原子间的相互作用，若干不同类型的、能量相近的原子轨道混合起来，重新组成一组新的轨道，重新组合过程叫做杂化，所形成的轨道叫杂化轨道。
2、杂化轨道理论的基本要点：（1）原子间的微扰作用，使某一原子内能量相近的原子轨道重新组合构成新的轨道，其能量、形状和空间伸展方向皆发生了变化。
（2）形成杂化轨道数，等于参加杂化的原子轨道数。
（3）杂化轨道满足“最大重叠原理”，成键能力更强，构成分子更稳定。
（4）杂化轨道空间构型决定形成分子或离子的空间构型：如sp（直线）；sp2（平面三角）；sp3（正四面体）；dsp2（sp2d平面方形）；dsp3（sp3d三角双锥）；d2sp3（sp3d2八面体）（5）杂化轨道有等性和不等性杂化轨道之分原子轨道杂化后，如果每个杂化轨道所含的成分完全相同，则称为等性杂化，等性杂化轨道空间构型与分子的空间构型是一致的，如CH4分子原子轨道杂化后，杂化轨道所含的成分不完全相同，称为不等性杂化，在有孤对电子占据时，杂化轨道空间取向与分子的空间构型就不相同了，如NH3，H2O等3、杂化轨道理论的应用例1：试用杂化轨道理论推断下列分子的空间构型：（1）SnCl2；（2）CF2Cl2；（3）NF3；（4）SF6.1—3．价电子对互斥模型（VSEPR）一、基本要点：1、概念：在共价分子中，中心原子价电子层电子对的排布方式，总是尽可能使它们之间静电斥力最小，分子（或离子）的几何构型总是采取电子对相互排斥力最小的那种结构。
2、价电子对之间的斥力大小（1）电子对之间的夹角越小，排斥力越大；（2）孤对~孤对>孤对~键对>键对~键对（3）三键>双键>单键，如HCHO中,CHCH（118º）<CHCO（121º）（4）中心原子相同时，价层电子对之间斥力随配位原子的电负性增大而减小，生成键角也较小，如：NF3和NH3<FNF（121.1º）<HNH（107.3º）配位原子相同时，电子对间的斥力，随着中心原子电负性减小而减小，键角也减小。
如：键角：OH2>SH2>SeH2>TeH23.价电子对数的计算：价层电子对数=1/2（中心原子价电子数+配位原子提供的电子数）（1）H和X作为配体提供一个e-，X为中心原子提供7个e-（2）氧族元素作为配体，不提供e-，作为中心原子提供6个e-,（3）对于离子，加上或减去所带电荷数（4）含有奇数电子时，电子数加1（5）N作为配体-1，中心原子为54、价电子对数与分子构型（1）价电子构型：2对直线，3对平面三角，4对正四面体，5对三角双锥，6对正八面体（2）分子构型:。