无机化学总结笔记

《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与化学平衡

1．化学反应速率

2．质量作用定律

元反应aA +BｂYy + Zz

3.影响化学反应速率得因素: 温度, 浓度，催化剂, 其它、

温度就是影响反应速率得重要因素之一。温度升高会加速反应得进行;温度降低又会减慢反应得进行。

浓度对反应速率得影响就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。

其她因素, 如相接触面等。在非均匀系统中进行得反应,如固体与液体，固体与气体或液体与气体得反应等,除了上述得几种因素外,还与反应物得接触面得大小与接触机会有关。超声波、紫外线、激光与高能射线等会对某些反应得速率产生影响

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，足够得能量。

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得特征常数，就是一定条件下可逆反应进行程度得标度。对同类反应而言，K值越大,反应朝正向进行得程度越大，反应进行得越完全

（2)书写与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得浓度或分压,必须就是在系统达到平衡状态时相应得值。生成物为分子项，反应物为分母项,式中各物质浓度或分压得指数,就就是反应方程式中相应得化学计量数。气体只可以用分压表示,而不能用浓度表示，这与气体规定得标准状态有关。

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,她们得浓度在平衡常数表达式中不必列出。在稀溶液中进行得反应,如反应有水参加，由于作用掉得水分子数与总得水分子数相比微不足道，故水得浓度可视为常数,合并入平衡常数,不必出现在平衡关系式中。

由于化学反应平衡常数随温度而改变，使用就是须注意相应得温度

(3）平衡移动原理如以某种形式改变一个平衡系统得条件(如浓度、压力、温度），平衡就会向着减弱这个改变得方向移动.

ａ浓度对化学平衡得影响

增大反应物得浓度或减小生成物得浓度,平衡向右移动，减小反应物得浓度或增大生成物得浓度,平衡逆向移动。

b 压力对化学平衡得影响

压力变化只对反应前后气体分子数有变化得反应平衡系统有影响

在恒温下增大压力,平衡向气体分子数减少得方向移动；减小压力,平衡向气体分子数得方向移动

ｃ温度对化学平衡得影响

温度变化时，主要改变了平衡常数,从而导致平衡得移动.

对于放热反应,升高温度,会使平衡常数变小。此时,反应商大于平衡常数，平衡将向左移动。反之，对于吸热反应,升高温度，平衡常数增大。此时,反应商小于平衡常数，平衡将向右移动。

d 催化剂能够降低反应得活化能,加快反应速率，缩短达到平衡得时间.由于它以同样倍数加快正、逆反应速率，平衡常数K并不改变,因此不会使平衡发生移动。

6.化学平衡得综合利用.

第三章电解质溶液与离子平衡

1．强电解质溶液表观电离度

2．水得离解

H2ＯH++OH—

Kw = 1０14

３、酸碱指示剂

4．弱酸弱碱得电离平衡

Kａ弱酸电离常数

Ｋｂ弱碱电离常数

5.稀释定律,一元弱酸碱与多元弱酸碱得电离平衡

6．同离子效应,缓冲溶液

同离子效应：在若电解质得溶液中，加入含有相同离子得易溶强电解质，使弱电解质离解度降低得现象。

缓冲溶液：能保持pH相对稳定得溶液,缓冲溶液通常由弱酸及其盐或弱碱及其盐所组成.

7。盐类水解

强酸弱碱盐,强碱弱酸，弱酸弱碱盐,强酸强碱盐

８.水解平衡及影响因素

温度，溶液酸碱性等.

9。酸碱质子理论

质子理论认为凡就是能给出质子得物质都就是酸，凡能接受质子得物质都就是碱。

质子酸可以就是分子、阳离子或阴离子。

质子碱也可以就是分子、阳离子或阴离子。

酸碱共轭关系

根据质子理论，酸给出质子后剩余得部分就称为碱，因为它具有接受质子得能力；碱接受质子后就变成了酸。此所谓“酸中有碱，碱能变酸”。相互依存

10.沉淀与溶解平衡容度积，容度积规则,盐效应

（1）Q〉K，溶液呈过饱与状态，有沉淀从溶液中析出,直到溶液呈饱与状态、

（2）Q〈K,溶液就是不饱与状态，无沉淀析出、若系统中原来有沉淀，则沉淀开始溶解，直到溶液饱与、

（3）Q＝K，溶液为饱与状态,沉淀与溶解处于动态平衡、

此即溶度积规则，它就是判断沉淀得生成与溶解得重要依据、

11.沉淀得溶解,转化

第四章氧化与还原

1。氧化还原得基本概念

氧化值（形式电荷)，单质中元素得氧化值为零,中性分子分子中,各元素氧化值得代数与为零，离子中，元素或多元素得氧化值之与等于离子所带得电荷。

氧化还原电对，如Cu2+/Cu ,Fe3+／Fｅ２＋

2.离子电子法配平

原则：电子总数相等;原子总数相等

适用于溶液体系。

3．原电池

原电池得组成：至少两个电对,有象盐桥那样能连起来得装置。电极可以就是金属,也可以就是非金属。

Cu-Zn原电池符号，电极反应,电池反应.作为本章得重点必须掌握。

4．电极电势

标准电极电势,标准氢电极电势,电池符号Eθ

本教材使用得电极电势就是还原电极电势，一定要注意与其它教材区别，尤其一些老教材.注意：Cu2++ 2e- = Cｕ与Cu –2ｅ—=Cu2+得区别.

5．Nｅrst方程

6．电极电势得应用

判断氧化剂与还原剂得相对强弱, 判断氧化还原反应进行得程度与方向。

7．元素电势图及其应用

元素电势图:元素不同得氧化值,按照有高到低得顺序排成一行，在相邻两个物种之间用直线相连，表示一个电对，并在直线上标明此电对得标准电极电势值。

应用元素电势图可以进行歧化反应得能否发生得判断.左电对电极电势大于右电对电极电势,则会发生歧化反应，反之，发生逆歧化反应.

另外,应用元素电势图，可以综合评价元素及其化合物得氧化还原性质得判断。如教材对氯及其氧化物在酸性条件与碱性条件下得性质进行得评价。

第五章原子结构与元素周期律。

1.原子核外电子得运动状态