无机化学-离子键和离子晶体
无机化学第六版第二章 分子结构
2.spd型杂化 能量相近的（n 1）d与ns、np轨道 或ns、np与nd轨道组合成新的dsp或spd型杂化轨
道的过程可统称为spd型杂化。
杂化类型 杂化轨道数
空间构型
dsp2
sp3d d2sp3 或sp3d2
4
5
6
正方形 三角双锥 正八面体
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30
（二）等性杂化与不等性杂化:
原子轨道的杂化可分为等性和不等性杂化两类。
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33
N原子：2s22p3 ,有3个单电子，可形成3个共价键
2p 2s
孤对电子
杂化
孤电子对占据的杂化轨道，不参与成键，电子 云密集在中心原子周围，s轨道成分相对增大，其余 3个杂化轨道p成分相对增大。
产生不等性杂化的原因：参与杂化的原子轨 道中电子数目多于轨道数目，出现孤电子对。
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例如：N2分子的形成， N：1s22s2 2pX12pY12pZ1
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σ键与π键的区别
1）σ键重叠程度大，键牢固，可单独存在；π 键电子云较松散，不稳定，只能与σ键共存。 2）以共价键结合的两原子间只能有一个σ键， 但可以有多个π键
单键:σ键 双键:σ+π 叁键:σ+π+π
（2）同一周期中电子层结构相同的阳离子的半径， 随离子的电荷数的增加而减小；而阴离子的半径 随离子的电荷数减小而增大。
（3）同一主族元素的离子半径自上而下随核电荷 数的增加而增大。
（4）相邻主族左上方和右下方两元素的阳离子半 径相近。
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4
（三）离子的电子组态
离子的电子层组态有以下几种： （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
无机化学第六章 分子结构
N2：N≡N （一条σ键，两条π键）
N的电子排布式： 1s2 2s2 2p3 (2px12py12pz1) 二个π键互相垂直
δ 键：两个原子相匹配的d轨道以“面对面”的 方式重叠所形成的键
C：1s22s22p2
2个未成对电子
价键理论
形成两条共价键
键角90°( 两条p轨道互相垂直)
形成4条等同的共价键(CH4)
2p 2s
2p
激发
2s
杂化
sp3
激发
基态
激发态
杂化态
与4个H的 1s 轨道成 键(σ)
化合态
Sp3杂化：
1个ns轨道和3个np轨道混合而成
3 1 s 成分和 p 成分 每个sp3杂化轨道： 4 4
可形成四条σ键 键角： 109°28′ 电子构型： 正四面体
键角104.5 °
H2O sp3杂化 为什么？ 不是正四面体
配位键与共价键的区别： 形成的过程不同
二、共价键理论
G. N Lewis ( 美国化学家，1875~1946） 8e或2e结构
× ×
.. .. .l. Cl C.
×× × ××
Lewis理论
Cl—Cl
无法解释
H—Cl
N≡N
共用 电子对
无法解释共价键的方向性
F F F
Cl
F
S
F
F F
Cl
P
Cl
Cl Cl F
1s—1s、2s—2s、2p—2p
可组成分子轨道
2s—2p 取决于轨道之间的能量差
从轨道能量角度看：
H1s Cl3p O2p Na3s HCl 共价键（E相近） E1s = -1313 kJ· -1 mol E3p = -1259 kJ· -1 mol E2p = -1322 kJ· -1 mol E3s = -502 kJ· -1 mol
高中化学竞赛辅导无机化学8.2离子键与晶格能知识点素材
§8-2 离子键与晶格能Ionic Bond and Lattice Energy一、离子键（Ionic Bond ）1．形成离子键的必要条件：电离能低的活泼金属元素与电子亲合能高的活泼非金属元素2．形成过程（The process of ionic bond formation ）：n [Na +Cl ](s)－核与电子的吸引、核与核的排斥电子与电子的排斥达到平衡nI 1－nen Na(g) n Na (g)+nA 1+ne n Cl(g) n Cl (g)－3．离子的特征（Ionic characterization ）：(1) 离子电荷（ionic charge ）：Al 23+O 32-、Ca 2+F 2－ (2) 离子的电子构型（ionic electron configurations ）： a ．8电子构型：Na +、K +、Ca 2+、Mg 2+,即 (n - 1) p 6b ．9-17电子构型（或不规则电子构型）： Mn 2+、Cr 3+、Co 2+等低氧化态的过渡金属离子,仍然保留(n -1)d x ；c ．18电子构型：Cu +、Ag +、Zn 2+,保留(n - 1)d 10。
d ．18+2电子构型： Pb 2+、Bi 3+、Sn 2+,主要是第五、六周期的IIIA 、IVA 、VA 族的低氧化态物种,保留(n - 1) d 10n s 2。
(3) 离子半径（ionic radii ）：Pauling 的离子半径标度a ．基本思想,离子半径与有效核电荷成反比,即σZ r -∝1离子b ．令比例系数为c n ,它是与电子构型有关的数,则r = c n / (Z - σ) 当正负离子电子构型相同时,c n 相同,则*/*/+--+=Z Z r r 如5.65.485.0235.081185.0235.089**:NaF Na F F Na =⨯-⨯-⨯-⨯-==+--+Z Z /r r 已知NaF 的-++r r 为2.31Å,解得945.0Na =+r Å,365.1Cl =-r Å二、离子晶格能（The Ionic Lattice Energy ）1．定义：在25℃和1atm 下,由1mol 离子晶体变成相距无穷远的气态正、负离子所吸收的能量,称为晶格能,用符号U 表示。
无机化合物的结构特点
无机化合物的结构特点无机化合物是由无机元素组成的化合物，其结构特点主要包括离子晶体结构、共价分子结构和金属结构三种类型。
下面将分别介绍这三种结构类型的特点。
1. 离子晶体结构离子晶体结构是由正负离子通过离子键结合而成的晶体结构。
在离子晶体中，正负离子按照一定的比例排列成晶体结构，形成离子晶体的特有结构特点。
离子晶体结构的特点包括：（1）离子间的静电作用：离子晶体结构中正负离子之间通过静电作用相互吸引，形成离子键，使得晶体结构稳定。
（2）高熔点和硬度：由于离子晶体结构中正负离子之间的强烈吸引力，使得离子晶体具有较高的熔点和硬度。
（3）晶体结构规则：离子晶体结构中正负离子按照一定的比例和排列方式排列成晶体结构，具有一定的规则性和周期性。
（4）易溶于水：离子晶体通常易溶于水，因为水分子能够与离子之间的静电作用相互作用，使得离子晶体在水中溶解。
2. 共价分子结构共价分子结构是由共价键连接的原子或分子组成的结构。
在共价分子结构中，原子或分子通过共价键共享电子，形成共价分子的特有结构特点。
共价分子结构的特点包括：（1）共价键的形成：共价分子结构中原子或分子通过共价键共享电子，使得分子结构稳定。
（2）分子间的范德华力：共价分子结构中分子之间通过范德华力相互作用，使得分子结构保持一定的稳定性。
（3）低熔点和挥发性：由于共价分子结构中分子之间的相互作用较弱，使得共价分子通常具有较低的熔点和挥发性。
（4）不导电：共价分子通常不导电，因为共价键中电子是局域化的，不具有自由移动的特性。
3. 金属结构金属结构是由金属原子通过金属键连接而成的结构。
在金属结构中，金属原子通过金属键形成金属晶体的特有结构特点。
金属结构的特点包括：（1）金属键的形成：金属结构中金属原子通过金属键共享电子形成金属键，使得金属结构具有一定的稳定性。
（2）电子海模型：金属结构中金属原子释放出自由电子形成电子海，使得金属具有良好的导电性和热导性。
（3）金属结构的变形性：金属结构中金属原子之间通过金属键连接，使得金属具有较好的变形性和延展性。
无机化学大一物质结构知识点总结
无机化学大一物质结构知识点总结无机化学是化学科学中的一门重要学科，研究的是不含碳的化合物和无机元素之间的化学反应和结构性质。
作为化学专业的一门基础课程，大一学生需要掌握一些关键的无机化学知识点，其中包括物质的结构。
本文将对无机化学中的一些物质结构知识进行总结。
一、离子晶体结构离子晶体是由阴阳离子通过离子键结合而成的晶体。
离子晶体结构的核心是离子的排列。
常见的离子晶体结构有简单离子晶体结构和复杂离子晶体结构。
1. 简单离子晶体结构简单离子晶体结构是指离子以一定比例排列在晶体中，如NaCl、MgO等。
这种结构中阳离子和阴离子以八面体或四面体的方式紧密堆积。
2. 复杂离子晶体结构复杂离子晶体结构是指晶体中含有多种离子，其中一种离子由多个原子组成。
常见的复杂离子晶体结构有岩盐型、石英型、钙钛矿型等。
这些结构的核心是离子的排列和多种离子之间的配位关系。
二、共价晶体结构共价晶体是由原子之间通过共价键结合而成的晶体。
共价晶体结构的特点是原子之间的价电子共享。
1. 钻石结构钻石是一种典型的共价晶体，其结构由C原子通过共价键构成。
钻石结构中的C原子以四面体的方式连接在一起，形成三维网络。
钻石的硬度很高，熔点也很高，这与其强大的共价键连接有关。
2. 硅和石英结构硅和石英也是常见的共价晶体，它们的结构都是由Si原子通过共价键形成。
硅晶体中，Si原子以四面体的方式堆积在一起，形成三维网络。
而石英晶体则是由硅氧四面体组成，形成复杂的三维结构。
三、金属晶体结构金属晶体是由金属原子通过金属键结合而成的晶体。
金属晶体结构的特点是金属原子间的金属键。
1. 简单立方结构简单立方结构是一种最简单的金属晶体结构，如α-Fe。
其结构中金属原子以立方形式紧密堆积。
2. 面心立方与体心立方面心立方结构和体心立方结构是常见的金属晶体结构，如Cu 和α-Fe。
面心立方结构中，金属原子以面心的方式排列，而体心立方结构中，金属原子以体心的方式排列。
高中化学的无机化学知识点总结
高中化学的无机化学知识点总结化学是我们日常生活中不可或缺的一部分，而其中的无机化学则是化学中的一个重要分支。
无机化学的学习与理解对于高中学生来说至关重要。
在这篇文章中，我们将总结高中化学中的无机化学知识点，帮助你理解和记忆这些重要的概念和原理。
一、物质的分类无机化学主要研究无机物质，而无机物质可分为离子化合物和共价化合物两类。
离子化合物由正离子和负离子通过离子键结合而成，而共价化合物则由共价键连接的原子组成。
二、元素和化合物元素是构成物质的基本单位，化合物则是由两种或更多种元素以化学键结合而成的纯物质。
元素可以根据其周期表位置进行分类，而化合物则可以根据其组成元素和化学键类型进行分类。
三、离子和离子键正离子带正电荷，负离子带负电荷。
离子键是正离子和负离子通过静电力吸引在一起，形成离子晶体。
离子键的特点是熔沸点高，具有良好的导电性。
四、共价键和分子共价键是由共用电子对连接的两个原子之间的化学键。
共价键的特点是熔沸点低，导电性较差。
当两个或更多的原子通过共价键连接在一起时，形成的结构被称为分子。
五、化学方程式和化学计量化学方程式描述了化学反应中发生的物质变化，包括反应物和生成物的化学式。
化学计量是指在化学反应中物质的摩尔比例关系。
六、氧化还原反应氧化还原反应是指物质的电荷发生变化的化学反应。
氧化是指物质失去电子，还原是指物质得到电子。
氧化还原反应可以通过电子的转移来实现。
七、酸碱中和反应酸是指能够释放H+离子的物质，碱是指能够释放OH-离子的物质。
酸碱中和反应是指发生在酸和碱之间的化学反应，生成水和盐。
八、溶液的浓度和溶解度溶液的浓度指的是溶解在溶剂中的溶质的量。
溶解度是指在一定温度下溶剂溶解溶质的最大量。
九、氧化还原电位氧化还原电位指的是氧化还原反应的在标准状态下的电位差。
它可以用来评估物质的氧化还原性质。
十、配位化学配位化学研究的是金属离子和配体之间的相互作用。
配位化合物由金属离子和配体通过配位键连接而成。
无机化学-知识点总结
无机化学-知识点总结无机化学知识点总结无机化学是化学学科的一个重要分支，它研究的是无机物质的组成、结构、性质和反应等方面的知识。
以下是对无机化学中一些重要知识点的总结。
一、原子结构与元素周期表1、原子结构原子由原子核和核外电子组成。
原子核包含质子和中子，质子带正电荷，中子不带电。
核外电子绕核运动，处于不同的能级和轨道。
电子的排布遵循泡利不相容原理、能量最低原理和洪特规则。
2、元素周期表元素周期表是按照原子序数递增的顺序排列的。
周期表中的横行称为周期，纵列称为族。
同一周期元素的电子层数相同，从左到右原子半径逐渐减小，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。
同一主族元素的最外层电子数相同，从上到下原子半径逐渐增大，金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。
二、化学键与物质结构1、化学键化学键包括离子键、共价键和金属键。
离子键是由阴阳离子之间的静电作用形成的，通常存在于活泼金属与活泼非金属之间。
共价键是原子之间通过共用电子对形成的，分为极性共价键和非极性共价键。
金属键是金属原子之间通过自由电子形成的。
2、物质结构物质的结构有原子晶体、分子晶体、离子晶体和金属晶体。
原子晶体如金刚石，由原子通过共价键形成空间网状结构，硬度大，熔点高。
分子晶体如干冰，通过分子间作用力结合，熔点和沸点较低。
离子晶体由阴阳离子通过离子键形成，熔点较高，硬度较大。
金属晶体由金属阳离子和自由电子组成，具有良好的导电性、导热性和延展性。
三、化学热力学基础1、热力学第一定律能量守恒定律在热力学中的体现，即ΔU ＝ Q ＋ W，其中ΔU 为热力学能的变化，Q 为吸收或放出的热量，W 为做功。
2、热力学第二定律指出了热功转换的方向性和不可逆性，即自发过程总是朝着熵增加的方向进行。
3、热力学第三定律规定了绝对零度时，纯物质的完美晶体熵值为零。
四、化学反应速率和化学平衡1、化学反应速率表示化学反应进行快慢的物理量，通常用单位时间内反应物浓度的减少或生成物浓度的增加来表示。
大学无机化学知识点总结
大学无机化学知识点总结大学无机化学知识点总结无机化学是化学的重要分支之一，主要研究无机化合物的性质、结构和反应机制等方面的知识。
本文将对大学无机化学的知识点进行总结，以供学习参考。
一、化学键化学键是由电子密度较高的原子间共享或转移电子而形成的力。
在无机化学中，比较重要的化学键包括离子键、共价键、金属键和范德华力等。
1.1 离子键离子键是由正负离子之间的静电力所形成的一种化学键。
常见于碱金属和碱土金属等阳离子与氧化物、硫化物、卤化物等阴离子的结合。
例如Na+与Cl-之间的化学键就是离子键。
1.2 共价键共价键是由两个原子间共享一个或多个电子而形成的一种化学键。
通常情况下，共价键的形成是为了满足原子外层电子的电子互补原则。
常见的共价键有单键、双键和三键等。
1.3 金属键金属键是由金属原子间的自由电子形成的一种特殊的化学键。
这些自由电子可以在整个金属晶体中流动，因此金属具有良好的电导率和热导率。
金属键通常有一定的共价特性，因此金属化合物中的金属离子具有一定的嵌入性。
1.4 范德华力范德华力是由电子云间呈现出的瞬时极性和感应极性所形成的一种分子间相互作用力。
这种力是导致非极性分子之间相互吸引的主要力之一。
例如，甲烷分子之间就是通过范德华力相互作用而形成气态的状态。
二、化合物的分类无机化合物可能以离子、分子或金属晶体的形式存在。
这些化合物可以按不同的分类方法进行分类，常见的分类方法包括化合价、氧化态、酸碱性、配位数和配位体等。
2.1 化合价化合价指的是元素在化合物中所带的电荷值，通常是在化学反应过程中，原子与其他元素结合而形成化合物时确定的。
化合价通常也可以由元素的电子组态推算得到。
2.2 氧化态氧化态是元素在复合物中所带的电荷状态，而氧化反应是指将化合物中的某些原子的氧化态发生变化的化学反应。
例如，CuSO4中铜离子的氧化态为2+，而Fe3O4中铁的氧化态分别为+2和+3。
2.3 酸碱性酸碱性是化合物的一种性质，通常是指化合物的解离产生的氢离子或氢氧根离子的浓度。
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《晶体结构》教案
无机化学《晶体结构》教案[ 教学要求]1 ．了解晶体与非晶体的区别，掌握晶体的基本类型及其性质特点。
2 ．了解离子极化的基本观点及其对离子化合物的结构和性质变化的解释。
3 ．了解晶体的缺陷和非整比化合物。
[ 教学重点]1 ．晶胞2 ．各种类型晶体的结构特征3 ．离子极化[ 教学难点]晶胞的概念[ 教学时数] 4 学时[ 主要内容]1 ．晶体的基本知识2 ．离子键和离子晶体3 ．原子晶体和分子晶体4 ．金属键和金属晶体5 ．晶体的缺陷和非整比化合物6 ．离子极化[ 教学内容]3-1 晶体3-1-1 晶体的宏观特征晶体有一定规则的几何外形。
不论在何种条件下结晶，所得的晶体表面夹角（晶角）是一定的。
晶体有一定的熔点。
晶体在熔化时，在未熔化完之前，其体系温度不会上升。
只有熔化后温度才上升。
3-1-2 晶体的微观特征晶体有各向异性。
有些晶体，因在各个方向上排列的差异而导致各向异性。
各向异性只有在单晶中才能表现出来。
晶体的这三大特性是由晶体内部结构决定的。
晶体内部的质点以确定的位置在空间作有规则的排列，这些点本身有一定的几何形状，称结晶格子或晶格。
每个质点在晶格中所占的位置称晶体的结点。
每种晶体都可找出其具有代表性的最小重复单位，称为单元晶胞简称晶胞。
晶胞在三维空间无限重复就产生晶体。
故晶体的性质是由晶胞的大小、形状和质点的种类以及质点间的作用力所决定的。
3-2 晶胞3-2-1 晶胞的基本特征平移性3-2-2 布拉维系十四种不拉维格子类 型 说 明单斜底心格子（ N ） 单位平行六面体的三对面中 有两对是矩形，另一对是非矩形 。
两对矩形平面都垂直于非矩形 平面，而它们之间的夹角为β， 但∠β≠ 90°。
a 0≠ b 0 ≠ c 0 ，α = γ =90°， β≠ 90°正交原始格子（ O ） 属于正交晶系，单位平 行六面体为长、宽、高都不 等的长方体，单位平行六面 体参数为： a 0 ≠ b 0 ≠ c 0 α = β = γ =90 °正交体心格子（ P ） 属于正交晶系，单位平行六 面体为长、宽、高都不等的长方 体，单位平行六面体参数为： a 0 ≠ b 0 ≠ c 0 α = β = γ =90 °正交底心格子（ Q ） 属于正交晶系，单位平 行六面体为长、宽、高都不 等的长方体，单位平行六面 体参数为： a 0 ≠ b 0 ≠ c 0 α = β = γ =90 °正交面心格子（ S ） 属于正交晶系，单位平 行六面体为长、宽、高都不 等的长方体，单位平行六面 体参数为： a 0 ≠ b 0 ≠ c 0 α = β = γ =90 °立方体心格子（ B ） 属于等轴晶系，单位平行六 面体是一个立方体。
无机化合物的结构特点
无机化合物的结构特点无机化合物是由无机元素组成的化合物，其结构特点对于理解和应用无机化学具有重要意义。
本文将介绍无机化合物的结构特点，包括晶体结构、配位数、键长和键角等方面。
晶体结构晶体结构是无机化合物中最基本的结构特点之一。
晶体是由原子、离子或分子按照一定的规则排列而成的固体。
根据晶体中原子、离子或分子的排列方式，可以将晶体分为离子晶体、共价晶体和金属晶体等不同类型。
离子晶体是由正负离子通过离子键相互吸引而形成的晶体。
典型的离子晶体包括氯化钠、氧化铝等。
在离子晶体中，正负离子按照一定比例排列，形成紧密有序的结构。
离子晶体的结构稳定，具有高熔点和良好的导电性。
共价晶体是由共价键连接起来的原子或分子组成的晶体。
典型的共价晶体包括二氧化硅、硫化碳等。
在共价晶体中，原子或分子通过共用电子形成共价键，形成稳定的晶体结构。
共价晶体的结构多样，具有较低的熔点和较差的导电性。
金属晶体是由金属原子通过金属键相互吸引而形成的晶体。
典型的金属晶体包括铁、铜等。
在金属晶体中，金属原子通过电子云形成金属键，形成紧密堆积的结构。
金属晶体具有良好的导电性和延展性。
配位数配位数是指一个中心离子周围配位体的个数。
在无机化合物中，配位数对于化合物的性质和反应具有重要影响。
常见的配位数包括2、4、6等。
例如，四氯化钛（TiCl4）中，钛离子与四个氯离子形成四个配位键，配位数为4。
六水合硫酸铜（CuSO4·6H2O）中，铜离子与六个水分子形成六个配位键，配位数为6。
配位数的大小与中心离子的电荷、半径以及配位体的大小和电荷等因素有关。
不同的配位数会导致化合物的结构和性质的差异。
键长和键角键长和键角是无机化合物中分子或离子之间相互作用的重要参数。
它们决定了化合物的空间结构和化学性质。
键长是指两个原子之间共价键的距离。
在无机化合物中，不同类型的键具有不同的键长。
例如，单键的键长通常较长，双键的键长较短，三键的键长更短。
键长的大小与原子半径、电荷以及化学环境等因素有关。
大学无机化学知识点总结
大学无机化学知识点总结
一、原子结构和元素周期律
1. 原子结构概述：原子的组成、原子核和电子的性质。
2. 元素周期律：周期表的组成、周期和族的特点。
二、化学键和化合价
1. 化学键：离子键、共价键和金属键的概念和特点。
2. 化合价：原子的单、双、三、四价以及过渡元素的化合价。
三、晶体结构和晶格常数
1. 晶体结构：离子晶体和共价晶体的结构特点。
2. 晶格常数：晶体的晶胞、晶格常数和晶面的表示方法。
四、溶液与溶解度
1. 溶液的概念和组成：溶剂和溶质的概念。
2. 溶解度：溶解度与温度、压力和溶剂种类的关系。
五、配位化合物
1. 配位数和配位键的概念。
2. 配位化合物的命名规则和结构特点。
六、酸碱理论
1. 酸和碱的定义和性质。
2. 酸碱中和反应和酸碱指示剂的使用。
七、化学反应和化学平衡
1. 化学反应的速率和平衡状态。
2. 化学平衡的平衡常数和影响平衡的因素。
八、电化学
1. 电解和电解质的概念。
2. 电池的构成和电动势的计算。
以上是大学无机化学的主要知识点总结，希望对您有所帮助。
如需了解更多详细内容，请参考相关教材或课程资料。
离子键名词解释无机化学
离子键名词解释无机化学
离子键是一种化学键形式，是由离子之间的强烈吸引力引起的。
离子键形成的原因是碱金属和碱土金属等金属元素会失去电子形成正离子，而非金属元素如氧、氮、硫等则会获得电子形成负离子。
这些离子之间的强烈吸引力导致它们彼此吸引，形成离子晶体的结构。
离子键有以下特征：
1. 强烈吸引力：离子间的静电作用力非常强大，使得离子之间的结合非常紧密。
2. 高熔点和沸点：由于离子键是非常强力的连接方式，需要大量能量才能打破离子晶体的结构，因此离子化合物通常具有高熔点和沸点。
3. 导电性：在固态时，离子晶体不导电，因为离子被牢牢地固定在晶格中。
但在溶液或熔融态时，由于离子可以自由移动，离子晶体具有良好的电导性。
4. 溶解性：离子化合物通常能溶解于极性溶剂中，因为溶剂的极性分子能够与离子间的静电作用产生相互作用力。
离子键在无机化学中广泛存在，形成众多的离子化合物，如盐、氧化物等。
这种化学键的形成与元素的电子构型有关，通过电子转移或共价键形成离子间吸引力，是无机化合物的重要组成部分。
大学无机化学知识点总结
大学无机化学知识点总结大学无机化学是化学专业的一门主要课程，它研究的是无机化合物的性质、结构和反应机理等内容。
以下是对大学无机化学的知识点的总结：一、无机化学基本概念和原理：1. 元素周期表：元素周期表是按照元素的原子序数和化学性质排列的表格，可以根据周期表的特点预测元素的性质和反应行为。
2. 元素的原子结构：无机化学的基本原理是建立在元素的原子结构基础上的，其中包括原子核、电子、质子、中子等的结构和性质。
3. 电子排布和价电子：电子排布是指原子中电子的分布方式，而价电子是指原子中最外层电子。
4. 化学键：化学键是由原子之间的相互作用形成的，有共价键、离子键和金属键等。
5. 晶体结构：晶体是有规则排列的原子、离子或分子构成的固体，晶体结构研究的是晶体中原子、离子或分子的排列方式和结构性质。
6. 配位化学：配合物是由中心金属离子或原子与周围的配体通过化学键结合而形成的化合物，配位化学是研究配位键的形成和配合物的性质、结构等。
7. 酸碱和氧化还原反应：酸碱反应是指质子的转移，氧化还原反应是指电子的转移，这两种反应是无机化学中常见的重要反应类型。
二、无机化合物的结构和性质：1. 离子晶体和离子半径：离子晶体是由正负离子通过离子键结合而成的晶体，离子半径大小对于晶格稳定性和物理性质有重要影响。
2. 配合物的结构和性质：配合物的结构可以通过分子谱学和X 射线衍射等方法研究，配合物的性质受中心离子、配体和配位数等因素的影响。
3. 水合物和络合物：水合物是指溶液中的有水合离子，而络合物是指配合物中配体和中心离子形成了配位键。
4. 杂化轨道理论：杂化轨道理论是用来解释配合物的配位键形成和分子的形状等问题的理论。
5. 同核多中心键和金属簇化合物：同核多中心键是指多个中心原子通过共用电子形成的化学键，金属簇化合物是由金属原子组成的小团簇。
三、无机化合物的合成和反应机理：1. 合成方法和反应条件：无机化合物的合成方法有溶液法、固相反应法、气相反应法等，反应条件包括温度、压力和PH值等。
无机化学知识点
无机化学知识点无机化学是研究无机物质（不含碳的化合物）的组成、结构、性质、合成、反应以及它们在各个领域中的应用的学科。
在无机化学中，有许多重要的知识点，下面将介绍一些常见的无机化学知识点。
1. 元素周期表：元素周期表是无机化学的基础，它将化学元素按照原子序数的增加顺序排列，同时也按照元素的周期性特征进行分组。
元素周期表可以帮助我们了解元素的基本性质和趋势，例如原子半径、电离能、电负性等。
2. 键的类型：在无机化学中，化学键可以分为离子键、共价键和金属键等。
离子键是由正负电荷的离子之间的电吸引力形成的，共价键是由共用电子对连接起来的，金属键是金属离子之间的电子云形成的。
3. 价态和电子排布：元素的价态是指元素在化合物中的可能电子组态。
根据原子的外层电子数和元素周期表的规律，我们可以推测元素的价态和电子排布。
了解元素的价态和电子排布有助于我们理解元素间的键合方式以及化合物的性质。
4. 配位化合物：配位化合物是由中心金属离子和周围配体离子或分子组成的。
配位化合物中心金属离子一般处于正离子状态，周围的配体通过共用能够与金属离子形成稳定的化学键。
配位化合物的性质和结构与配体的类型、数目以及配体与中心金属离子之间的相互作用有关。
5. 晶体结构：无机化合物常常形成晶体，晶体的结构与原子之间的排列及相互作用密切相关。
无机化合物的晶体结构包括离子晶体、共价晶体和金属晶体等不同类型。
晶体结构的了解对于理解无机化合物的物理、化学性质以及合成方法都非常重要。
6. 配位数和配位几何：在配位化合物中，一个中心金属离子被周围的配体离子或分子包围时，配位数是指与中心离子直接接触的配体数目。
配位几何则是指配位体在空间中相对于中心金属离子的排列方式。
了解配位数和配位几何有助于我们理解配位化合物的性质和反应机理。
7. 氧化还原反应：氧化还原反应是无机化学中的重要反应类型，它涉及到电子的转移。
在氧化还原反应中，氧化剂接受电子而被还原，还原剂失去电子而被氧化。
无机化学知识梳理
晶体结构1.分类分子晶体：分子之间以分子间作用力结合成的晶体成为分子晶体。
分子间作用力分子间作用力是一种弱相互作用，远小于化学键的结合强度。
离子晶体：由阴阳离子通过离子键结合成的晶体称为离子晶体。
离子键：阴阳离子间的静电引力叫做离子键。
特点：没有方向性；没有饱和性。
金属晶体：金属离子或原子之间以金属键结合成的晶体成为金属晶体。
原子晶体：原子之间以共价键结合成的晶体称为原子晶体。
混合晶体：一些固体但追和化合物是由共价键和其他结合方式形成的过渡性晶体，称为混合晶体。
分子晶体与分子间作用力1.分子的极性极性共价键：在共价键中，若成键原子的元素电负性之差不为零，这种共价键称为极性共价键。
非极性共价键：在共价键中，若成键原子的元素电负性之差为零，这种共价键称为非极性共价键。
极性分子：成键原子的电负性不同，对共用电子对的吸引力不同，使分子中电子云分布不均匀，整个分子的正电荷重心与负电荷重心不重合，形成正负两极，这种分子叫极性分子，分子中的键是极性共价键。
非极性分子：成键原子的电负性相同，对共用电子对的吸引力相同，分子中电子云分布均匀，整个分子的正电荷重心与负电荷重心重合，这种分子叫非极性分子，分子中的键是非极性共价键。
键的极性与电负性差有关，两个原子的电负性差值越大，键的极性越大。
分子的极性不仅与键的极性有关，而且与分子的空间构型有关。
对于双原子分子而言，键的极性影响分子的极性；对于多原子分子而言，分子的极性不仅键的极性有关，而且与分子的空间构型有关，分子的空间构型有时会导致分子的正、负电荷重心重合，使键的极性抵消；如NH 3（分子的空间构型为三角锥形，不可抵消）和BF 3（分子的空间构型为平面三角形，可抵消）。
分子的极性大小用偶极距μ来衡量，与正负电荷重心之间的距离——偶极长d 、正负电荷重心的电荷量q 有关， 分子偶极距定义为分子的偶极长与偶极一端的电荷量的成绩，即：d q ⋅=μ。
偶极距的国际单位制为C·m （库伦·米） 化学键的极性也可以用键的偶极距衡量，分子中各个化学键的偶极距的矢量和等于分子的偶极距。
无机化学——晶体结构 习题解答
第9章习题解答一、是非题1. 具有相同电子层结构的单原子离子，阳离子的半径往往小于阴离子的半径。
（）解：对2. 离子半径是离子型化合物中相邻离子核间距的一半。
（）解：错3. 同种元素离子的半径随离子电荷代数值增大而减小。
（）解：对4. 仅依据离子晶体中正负离子半径的相对大小即可决定晶体的晶格类型。
（）解：错5. NaCl晶体中配位数比是6：6，因此每个晶胞中含有6个Na+和6个Cl-。
（）解：错6. NaCl晶体是由Na+和Cl-组成的面心立方晶格交错（重叠1/2）排列而成。
（）解：对7. CsCl晶体是由Cs+和Cl-的简单立方交错（重叠1/8）排列而成。
（）解：对8. 每个CsCl晶胞中含有1个Cs+和1个Cl-。
（）解：对9. 每个NaCl晶胞中含有4个Na+和4个Cl-。
（）解：对10. 固体物质可以分为晶体和非晶体两类。
（）解：对11. 所有无机盐都是离子晶体。
（）解：错12. 任何晶体都存在晶格能，晶格能越大则物质的熔点越高。
（）解：错13. 所有原子晶体的熔点均比离子晶体的熔点高。
（）解：错14. 在常温常压下，原子晶体物质的聚集状态只可能是固体。
（）解：对15. 分子晶体的物质在任何情况下都不导电。
（）解：错16. 分子晶体的特性之一是熔点均相对较低。
（）解：对17. 原子晶体的特性之一是熔点高。
（）解：对18. 所有层状晶体均可作为润滑剂和导电体使用。
（）解：错19. 某物质可生成两种或两种以上的晶体，这种现象叫做类质多晶现象。
（）解：错20. 石墨晶体层与层之间的主要结合力为金属键。
（）解：错21. 无定形物质都是由微小的晶粒组成的。
（）解：错22. 自然界存在的晶体或人工制备的晶体中，所有粒子都是按照一定规律有序排列的，没有任何缺陷。
（）解：错23. 一般来说，离子晶体的晶格能越大，该晶体的热稳定性就越低。
（）解：错24. 离子晶体的晶格能越大，熔点越低。
( )解：错25. 对离子晶体而言，离子半径变大，将有利于其晶格能变小。
大学无机化学第2章分子结构
sp 2个sp杂化轨道
sp杂化
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hyzh@
BeCl2
Be:1s22s2
Cl:1s22s22p63s23p5
BeCl2 键角 θ=180° 直线型分子
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hyzh@
（2）sp2杂化轨道：由1个s轨道和2个p轨道杂化得到 3个等同的sp2杂化轨道。每个轨道含有1/3 s和2/3 p的 成分，3个轨道处于同一平面，每个轨道间的夹角为 120º 。例如： BF3的形成 2p 2s 2 1 基态B价层电子排布： 2s 2p
1. s-p等性杂化 （1）sp杂化：1个s轨道和1个p轨道杂化得到两个等 同的sp杂化轨道。每个轨道含有0.5s和0.5p的成分，
两个轨道间的夹角为180º 。例如：BeCl2的形成
基态Be价层电子排布：2s2
2s
2p
在BeCl2分子形成中，Be原子轨道的杂化过程如下：
2s
2p
激发
2s
2p
激发态
第二章 分子结构 Molecular structure
新乡医学院化学教研室 范 秉 琳
E-mail: yaoxuejianyan@
Password: yaojian2015
物质的性质
分子的性质
分子的结构
化学键(chemical
bond)
分子中直接相邻的原子间强的相互作用 称为化学键。
2. 共价键的方向性：因为各原子轨道在空间分布方
向是固定的，为了满足轨道的最大程度重叠，原子 间形成的共价键，当然要具有方向性。
（三）共价键的类型
1.键: •成键轨道沿键轴方向头碰头重叠 •轨道重叠部分沿键轴呈圆柱形对称 •是最大重叠，可旋转，稳定性高
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。
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稀有元素 符号 [He] [Ne] [Ar] [Kr] [Xe] [Rn]
[Ar] 3d54s2
Mn(Z=25) 第四周期
（1）最外层电子数＝Z－2－8－8＝7 （2）电子填充顺序：4s 3d 4p
当Mn原子失去电子变成Mn2+
[Ar] 3d54s2
[Ar] 3d5
4s全空，3d半满，最稳定
Cd(Z=48)
(一)离子键：离子晶体的特点
离子化合 物的性质
取决于
离子键 的性质
取决于
正、负离 子的性质
c ) 同一元素，不同价态的离子，电荷高的半径小。
如 Ti 4 + < Ti 3 + ； Fe 3 + < Fe 2 + 。
Li+
d ) 负离子半径一般较大（130～250pm）；(60 pm)
Be2+
正离子半径一般较小（10～170pm） 。 Na+
化学键和分子结构 ——离子键、金属键、共价键
(一)化学键与物质结构
化学键 类型
离子键 金属键
共价键
离子晶体(NaCl/KCl/…) 金属晶体(Au/Ag/….)
原子晶体（石墨、金刚石） 有机物（…） 小分子（H2O/CO2/…） 单质（O2/N2/…）
都不 是由 分子 组成
(一)离子键：离子键的特点
能级组（周期）
轨道数
特短周期 【一】 1s
1
短周期 【二】 2s 2p
4
短周期 【三】 3s 3p
4
长周期 【四】 4s 3d 4p
9
长周期 【五】 5s 4d 5p
9
特长周期 【六】 6s 4f 5d 6p 16
特长周期 【七】 7s 5f 6d 7p 16
电子容量 （元素数）
2 8 8 18 18 32 32
(一)离子键：极化能力与变形性
● 极化能力
离子作为带电粒子，自身又可以起到电场作用，使其他离子变形。 离子的这种能力称为极化能力。
● 变形性
离子极化可以使离子的电子云变形，这种被带相反电荷离子极 化而发生离子电子云变形的性质称为离子的变形性，或可极化 性。
(一)离子键：极化能力与变形性
●影响极化能力的因素：实质是离子作为电场时电场强度的体现
电子层结构 1s2
ns2np6 ns2np6nd10 (n-1) s2 (n-1) p6(n-1)d10ns2 ns2np6nd1~9
离子 Li+，Be2+ Na+ 、 Ca2+ 、 ClZn2+、Cd2+、Ag+ Pb2+ 、Bi3+ 、 Sn2+ Fe3+ 、 Cr3+ 、Mn2+
原子或离子核外电子排布！！！
923 786
298
747
323
704
210 240 257
3 791 3 401 3 223
256
3 054
t (m. p.)/℃
993 801 747 661
2 852 2 614 2 430 1 918
(一)离子键：离子晶体的特点
离子化合 物的性质
取决于
离子键 的性质
取决于
正、负离 子的性质
(一)离子键：离子晶体的特点
离子化合 物的性质
取决于
离子键 的性质
取决于
正、负离 子的性质
●离子半径：将正负离子想象成两个互相接触的球，离子
半径就是离子晶体中正负离子的接触半径。
a ) 同一主族，同一价态的离子，自上而下，离子半径 逐渐增大。
如 Li + < Na + < K+ < Rb+ < Cs+ b) 同一周期，主族元素从左到右，正离子的电荷数逐渐 增大，离子半径逐渐减小。如： Na+ < Mg2+ < Al3+
满状态。全满： Zn(3d104s2) Zn2+(3d10)； 半满：Fe(3d6 4s2) Fe3+ (3d5)
(一)离子键：离子晶体的特点
离子化合 物的性质
取决于
离子键 的性质
取决于
正、负离 子的性质
●离子核外电子结构：
电子构型 2电子构型 8电子构型 18电子构型 18＋2电子构型 9～17电子构型
注意：离子半径比规则只适用于离子型晶体，不适用于共价型 晶体。由于离子极化作用，某些晶体的构型可能偏离规则。
(一)离子键：离子极化
理想离子的电子云分布是球形对称的，但在周围异电荷离子的作 用下，或多或少会发生电子云的变形而偏离原来的球形分布。
离子相互极化的增强
键的极性增大 随着离子极化的增强，离子间的核间距缩短，会引起化学键型的 变化，键的性质可能从离子键逐步过渡到共价键.即经过一系列 中间状态的极化键，最后可转变为极化很小的共价键.
波恩-哈勃循环（电子亲合能和晶格能的正负符号）
例：波恩-哈勃循环求晶格能
Na (s) + ½ Cl2 (g) ∆Hf
NaCl (s)
∆H1= S升华↓
↓ ∆H2= ½ B.E.(Cl-Cl)
Na (g) + Cl (g)
∆H3= I1(电离↓)
↓ ∆H4=-EA(亲和能)
∆H5= -U(晶格能)
Na+ (g) + Cl- (g)
离子化合 物的性质
取决于
离子键 的性质
取决于
正、负离 子的性质
●
本质是静电引力（库仑引力） f
q q R2
● 没有方向性和饱和性：只要空间条件允许，每个离子 将尽可能的与带相反电荷的离子相互吸引
● 键的极性与元素的电负性有关: 当>1.7：发生电子 转移，形成离子键 （单键约有50％的离子性）；当 <1.7：不发生电子转移，形成共价键。
(一)离子键：离子晶体的类型
CsCl型（简单立方点阵）
配位数 8 : 8 正离子数 1 负离子数 1 r+/r- 0.732 ~ 1 Cl-采用简单立方堆积，Cs+ 填在立方体孔隙
(一)离子键：离子晶体的类型
D2 = (2rb)2 x2 = 8rb2 [2(ra + rb)]2 ＝ 8rb2 ＋ 4rb2 ＝ 12 rb2 ra + rb ＝ 1.732 rb ra / rb ＝ 0.732
●离子半径：将正负离子想象成两个互相接触的球，离子
半径就是离子晶体中正负离子的接触半径。
r+ rd=r++r-
1926年，Goldschmidt和Wasastjerna 光谱法测得r(F-)=133 pm; r(O2-)=132 pm MgO(d=210pm) r(Mg2+)=78 pm NaF(d=231pm) r(Na+)=98 pm
（1）r 小则极化能力强，因此 Na + > K + > Rb + > Cs + ，
Li + 的极化能力很大，H＋ 体积和半径均极小，故极化能力最强。
（2）r 相近时，电荷数越高极化能力越强 。 Mg 2 + ( 8e，65 pm ) < Ti 4 + ( 8e，68 pm )
（3） r 相近，电荷相同时，外层电子数越多，极化能力越强
(95 pm)
e ) 周期表中对角线上，左上的元素和右
K+
下的元素的离子半径 相近 。
Mg2+ (65 pm)
Ca2+ (99 pm)
(一)离子键：离子晶体的特点
离子化合 物的性质
取决于
离子键 的性质
取决于
正、负离 子的性质
●熔点、沸点较高：正负离子间的静电作用力较强
●硬度高 延展性差：因离子键强度大，所以硬度高 。 但受到外力冲击时，易发生位错，导致破碎 。
● 离子键的强度：可以用晶格能来衡量，即1mol相互远 离的气态正负离子结合为1mol离子晶体时所放出的能量。
Na+(g) + Cl-(g) → NaCl(s) 放热反应 ∆H<0; 晶格能 U>0 ; U= -∆H
波恩-哈勃循环（电子亲合能和晶格能的正负符号）
（1）在晶体结构类型相同时，晶体晶格能与正负离子电荷 数成正比，与它们的核间距成反比。 （2）晶格能越大，相应晶体的熔点越高、硬度越大，热膨 胀系数和压缩系数越小，溶解度越小。
F +－+－+－+－ +－+－+－+－ －+－+－+－+ －+－+－+－+
●导电性：水溶液或熔融态导电，是通过离子的定向 迁移完成的，而不是通过电子流动导电 。
(一)离子键：离子晶体的类型
离子晶体是由正负离子组成的，通常以晶态存在，但不存在单 个分子（NaCl 是化学式，决不是分子式！）
离子晶体中粒子的排列与下列因素有关： ●离子的电荷 ●正、负离子的大小 ●离子的极化
(二)金属键：自由电子理论
1、自由电子理论：电子容易从金属原子上脱离成为自由电子而 失去电子的金属离子浸在自由电子的海洋中，金属离子通过吸 引自由电子联系在一起，形成金属晶体。
∆Hf = ∆H1 + ∆H2 + ∆H3 + ∆H4 + ∆H5 = S+ ½ B.E. + I1 + (-EA )+(-U)
U = S+ ½ B.E. + I1 + (-EA )- ∆Hf =786.5 kJ·mol-1
(一)离子键：离子键的特点