2018年南昌大学《无机化学》考研考研知识点总结

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，F

2

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+

（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-

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