无机化学考研辅导笔记.打印版35
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: 、、、、等
（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
3—6 有效原子序数（EAN）规则（Effective atomic number）必考一、概念
1927年英国化学家西奇维克提出，是指中心原子的电子数和配体给予中心原子的电子数之和。即中心原子形成稳定配合物的EAN应等于紧跟它后面的惰性原子的序数。主要用于羰基及其它非经典配合物结构中。如:
[Cr(CO)6]→24e-+12e-=36e-
[Fe(CO)5] →26e-+10e-=36e-→Kr(氪) -36e-
[Co(NH3)6]3+→24e-+12e-=36e-
对于中心原子三偶数电子的，可直接形成羰基配合物，而一般中心原子为奇数电子的羰基配合物多不稳定，（不能满足EAN），所以它们容易氧化，还原或聚和成多核配合物，以符合EAN要求，如V为23e-，在形成V(CO)6的总电子数为35，它不稳定，易被还原成[V(CO)6]-。而V(CO)6+Na→Na++[V(CO)6]-
又如具有奇电子数的Mn(0),Co(0),它们的羰基配合物以二聚体Mn2(CO)10,Co2(CO)8或混合形式[Mn(CO)5Cl]和[HCo(CO)4]存在，它们的结构，有效原子序数计算如下
二、常见配体提供电子数的计算
1、NO:一氧化氮分子虽不是有机配体，但与CO十分类似。能理解成NO+，与CO有相当数目的电子（等电子体）。NO参加配体是以三电子成键，因而许多有亚硝酰作配体的配合物能符合EAN法则。如:
[Co(CO)3NO]→27+6+3=36e- [Fe(CO)2(NO)2] →26e-+4e-+6e-=36e-
[Mn(CO)(NO)3] →25+2+9=36e- [Cr(NO)4] →24+12=36e-
2、烷基与金属形成σ键，按单电子计算。对不饱和的碳氢分子或离子可按参加配位双键的π电子数目计算。如:[Mn(CO)5(C2H4)]+=25e-+2e-+10e--e-=36e-
[Cr(C6H4)2]=24e-+2×6e-=36e-
[Fe(C4H6)(CO)3]=26e-+4e-+6e-=6e-
3、环戊二烯基和羰基的混合配合物:环戊二烯基作为5个e-，如:
[Mn(CO)3(C5H5)]=25+6+5=36e-
[Co(CO)2(C5H5)]=27+4+5=36e-
[V(CO)4(C5H5)]=23+8+5=36e-
各类配体在计算EAN时所提供的电子数为:
H 1 烯烃（每个双键） 2
烷基、酰基 1 烯丙基（CH2=CH-CH2•）3
羰基 2 环戊二烯基（C5H5•） 5
亚硝酰 3 环庚三烯基（C7H7•）7
单齿配体Cl-; PR3等 2 苯基 6
二、16e-和18e-
EAN法则的另一种说法是18e-规则。而中心原子内层电子不予考虑，只考虑外层和次外层的电子（即价电子），中心原子价电子数加上配体给予的电子数目总和等于18e-时，则形成稳定的配合物。一些过渡元素不成键的内层电子数也是18。
V Cr Mn Fe Co Ni
电子数23 24 25 26 27 28 相差18
价电子数 5 6 7 8 9 10
此外，也有少数二者之和为16e-配合物也稳定。位于周期表右下角的过渡金属Ir+，Pt2+都能形成外层总电子数为16的配合物
无机化学笔记(第二章)
§2.1热力学的术语和基本概念 2.2.1系统和环境 1.被研究的物质和它们所占有的空间称为系统。 2.系统以外的，与系统密切相关、有相互作用的部分称为环境。 3.系统和环境之间可以有物质和能量的传递。 （1）封闭系统：系统和环境之间通过边界只有能量的传递，没有物质的传递。因此系统的质量是守恒的。 （2）敞开系统：系统和环境之间通过边界既有物质的传递，也可以以热和功的形式传递能量。 （3）隔离系统：系统和环境之间没有任何相互作用，既没有物质通过边界，也没有与环境进行能量交换。 2.1.2状态和状态函数 1.状态：热力学平衡态，系统的物理和化学性质的综合表现。 2.状态函数：用来说明、确定系统所处状态的宏观物理量。如 n 、 T、 V、p……，是与系统的状态相联系的物理量。 3.状态函数的特点：状态函数的变化量只与体系的始态和终态有关，而与变化的过程无关P、V、T、n 4.状态函数的特性： ①定值性—— 状态确定，状态函数确定。 系统的变化，用状态函数的改变来描述。 ②状态函数的改变，只与过程有关，而与途径无关。 在计算有关状态函数变化的问题时，只需明确系统的始态和终态即可，而不需考虑具体的变化途径。 ③同一体系，状态函数之间相关。 2.1.3 过程与途径 1. 状态变化的经过称为过程 (恒温、恒压、恒容、绝热过程） 2. 系统由始态到终态所经历的过程叫途径 3. 状态1 → 状态2 ：途径不同，状态函数改变量相同； 4. 状态一定时，状态函数有一个相应的确定值。始终态一定时，状态函数的改变量就只有一个唯一数值。 5. 等压过程：压力恒定不变ΔP = 0；等容过程：ΔV = 0；等温过程：ΔT = 0 2.1.4 相（phase) 1.系统中物理性质和化学性质完全相同的任何均匀部分叫作一个相。相与相之间有明确的界面。 2.相可以由纯物质或均匀混合物组成。只含有一个相的系统叫做均相系统或单相系统。系统内可能有两个或多个相，相与相之间有界面分开，这种系统叫做非均相系统或多相系统。 2.1.5 化学反应计量式和反应进度 1.化学计量数：化学式前面的系数加上正负号。υB
无机化学考研辅导1
第九讲碱金属和碱土金属 一、通性 ⅠA→ⅡA s区，价电子构型为ns1~2 1、单质轻、软，熔点低 2、半径大，电离能及电负性小，具有强还原性，是活泼的金属 3、化合物大多是离子型晶体，氧化物的水合物一般是强碱，碱和盐是强电解质，且强酸盐一般不水解。 二、锂的特殊性 1、Li的标准电极电势最负，但其和水反应的剧烈程度不如钠和钾 1Li的熔点高（180℃）反应过程产生的热不足以使之熔化，而钠和钾熔点低（98℃和65℃），从而钠和钾与水反应快。 2Li和H2O的产物LiOH溶解度较小，覆盖在Li的表面，阻碍水和Li的进一步反应。 2、Li在水中是最强的还原剂，但却不是金属性最强的元素。 Li的标准电极电势最负（-3.04V），可以认为是最强的还原剂，而元素的金属性和非金属主要是由其电离能和电负性所决定的。电离能小，电负性小则金属性强；反之，则非金属性强，在IA中，从上到下，电离能和电负性逐渐减小，因而决定最强的金属不是Li。那么Li为何有最小的电势呢？这和其有较大的水合能有关，从热化学循环可知，其电极过程的能量变化(忽略熵变)：△H=S+I+△h H 三、s区元素在空气中燃烧的产物 1、IA M(I)+O2 →Li2O, Na2O2, MO2(K,Rb,Cs) IIA M(II)+O2→MO(常压)或MO2(Ca,Sr,Ba)（高压） 2、M和非金属反应生成离子晶体时，如果阴阳离子具备一定的匹配条件，则可达到最好的能量效应，实验和理论分析得到经验规则：（1）半径较小的阳离子趋向于和半径较小的阴离子结合,半径较大的阳离子趋向于和半径较大的阴离子结合；（2）价数高的阳离子趋向于和价数高的阴离子相结合，价数低的阳离子和价数低的阴离子结合（3）半径小的离子趋向于和价数高的异号离子结合，这样可得到较高能量效应，生成稳定化合物。因此，Li+和半径小的O2-生成Li2O，而半径大的K+、Rb+、Cs+则和O2-生成MO2型超氧化合物。Na+比Li+大，比K+小，趋向于和半径大但价数高的O22-结合，生成Na2O2。 例1：说明下列反应方向： （1）KBr+LiF=KF+LiBr （2）Na2SO4+BaCl2=BaSO4+2NaCl （3）2NaCl+CaF2=2NaF+CaCl2
无机化学 笔记
复试重要总结内容如下 第一章 气体 本章节包括5个知识点，理想气体的概念、理想气体状态方程式及其应用、组分气体分压的概念、分压定律、真实气体的概念、其中必须掌握的知识点是3个，理想气体状态方程式及其应用、组分气体分压的概念、分压定律。 基础阶段，，需要掌握的知识点2个，理想气体状态方程；分压定律。 在复习每一个知识点的过程中，首先要了解知识点，第一章是比较简单的，是基础内容，大家可以通过熟悉教材内容、分析教材例题、查阅本学科讲义等方法熟悉相应知识点，最后再通过本讲义如下内容对应的例题，从分析、解题、注意易错点到完成老师布置的作业完成相应知识点的掌握过程。 【知识点1】理想气体的概念 人们将符合理想气体状态方程的气体，称为理想气体。 理想气体分子之间没有相互吸引和排斥，分子本身的体积相对于气体所占有体积完全可以忽略。 【知识点2】理想气体状态方程式及其应用 气体的最基本特征：具有可压缩性和扩散性。人们将符合理想气体状态方程的气体，称为理想气体。理想气体分子之间没有相互吸引和排斥，分子本身的体积相对于气体所占有体积完全可以忽略。 理想气体状态方程：pV = nRT R---- 摩尔气体常量 在STP 下，p =101.325kPa, T =273.15K n =1.0 mol 时, V m = 22.414L=22.414×10-3m 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 用于温度不太低，压力不太高的真实气体 2. 确定气体的摩尔质量 3. 确定气体的密度 ρ = m / V 【例题1】 1、一个280k 的敞开广口瓶里的气体需要加热到什么温度才能使3 1的气体逸出瓶外？ 解： pV =nRT 因为 p 、V 一定， 所以T 1n 1=T 2n 2 T 2 =23280)3 n n (n 280n n T 111211?=-?==420k 2、在10000C 和97kPa 下测得硫蒸气的密度为0.5977g.dm -3，求硫蒸气的摩尔质量 nT pV R =K 15.2731.0m ol m 1022.414Pa 10132533???=-11K m ol J 314.8--??=nRT pV =M m n =RT M m pV =pV mRT M =pV mRT M =p RT M ρ=nRT pV =
无机化学学习笔记
无机化学学习笔记 一、酸性氧化剂 1. 过氧化氢：过氧化氢（H2O2）是氧化剂中浓度最高，它可以把碳氢键，碳碳键以及羧基氧化，也就可以氧化碳氢化合物，醛，酮，脂肪等，从而形成水和其他产物。由于过氧化氢的溶解度极低，因此不容易直接用于反应，而一般采用其衍生物——过氧化钠。 2. 氢氧化钠：氢氧化钠（NaOH）是家喻户晓的氧化剂，是众多酸性氧化剂中强度最高的一种，用来氧化烃类或芳香族化合物，羧基烃、环芳香酮、酰胺等，都有良好的氧化性效果，常用氟碱作为缓冲剂和表面活性剂添加，可以抑制过氧化反应和热氧化反应。 二、过电子载体法 1. 钯盐过电子载体：钯盐过电子载体法是氧化的常用方法，它的主要原理是利用钯（II）盐氧化有机物，然后由钯（III）游离异构体被氧化到钯（IV）盐，可以氧化各种有机物，如烯烃、烃酸、醛、酮等有机物。 2. 二甲酸酯过电子载体法：以有机酸的过电子载体法为主要方法，其主要原理是利用有机酸的酯根及其氧化性，反应产物主要是原有准分子或其衍生物，这种方法可用于各种有机物的氧化反应，如羧基化、脱氢、硝基化等。 三、其他方法 1. 铜氧化法：利用铜金属氧化有机物，也是一种较为常用的氧化剂，其主要原理是利用铜（II）和氧结合形成铜（III），使有机物分子被氧
化，由于此法用量少，氧化效率高，而且可以用催化剂加速氧化，广 泛用于有机合成化学的氧化反应。 2.过硼氢化合物：又称“硼烷法”，是一种新型有机氧化方法，主要原理 是把有机物氧化成硼烷，也就是由烷烃和硼烷共同参与合成反应，过 硼氢化合物可用于各种有机反应，如羧基化、烷基化以及烯基化反应，且反应比较快，重要价值是能够保护各种取代反应和加成反应，减少 把有机反应物氧化的机会，从而有效控制反应方向。
考研无机化学-元素化学记忆内容汇总
元素化学重点内容合集 目录 元素化学通论 (2) 元素的存在 (8) 单质的制取 (10) 颜色 (14) 鉴定与测定 (18) 重要化合物的制取 (20) 特殊性质 (23) 毒性物质及处理 (26) 无机化学命名中特定的词头的含义 (28)
元素化学通论 一，含氧酸强度 1，R-O-H规则：含氧酸在水溶液中的强度决定于酸分子中质子转移倾向的强弱，质子转移倾向越大，酸性越强，反之则越弱。而质子转移倾向的难易程度，又取决于酸分子中R吸引羟基氧原子的电子的能力，当R的半径较小，电负性越大，氧化数越高时，R吸引羟基氧原子的能力强，能够有效的降低氧原子上的电子密度，使O-H键变弱，容易放出质子，表现出较强的酸性，这一经验规律称为R-O-H规律。 1）同一周期，同种类型的含氧酸（如HnRO4），其酸性自左向右依次增强。 如：HClO4>H2SO4>H3PO4>H4SiO4 2）同一族中同种类型的含氧酸，其酸性自上而下依次减弱。 如：HClO>HBrO>HIO 3）同一元素不同氧化态的含氧酸，高氧化态含氧酸的酸性较强，低氧化态含氧酸的酸性较弱。 如：HClO4>HClO3>HClO2>HClO 2，Pauling规则：含氧酸的通式是RO n(OH)m，n为非氢键合的氧原子数（非羟基氧），n值越大酸性越强，并根据n值把含氧酸分为弱酸（n=0），中强酸（n=1），强酸（n=2），极强酸（n=3）四类。因为酸分子中非羟基氧原子数越大，表示分子中R→O配键越多，R的还原性越强，多羟基中氧原子的电子吸引作用越大，使氧原子上的电子密度减小的越多，O－H键越弱，酸性也就越强。注意：应用此规则时，只能使用结构式判断，而不能使用最简式。 3，含氧酸脱水“缩合”后，酸分子内的非氢键合的氧原子数会增加，导致其酸性增强，多酸的酸性比原来的酸性强。 二，含氧酸稳定性 1，同一元素的含氧酸，高氧化态的酸比低氧化态的酸稳定。如：HClO4>HClO3>HClO2>HClO 2，氧化还原性： 1）同一周期主族元素和过渡元素最高价含氧酸氧化性随原子序数递增而增强。 如：H4SiO4
无机化学笔记(其他平衡部分)
弱电解质的解离平衡 一、基本概念 3、两种效应 ● 某种溶剂能将酸或碱的相对强弱区分开来，称为溶剂的“区分效应”。 ● 某种溶剂能将酸或碱的相对强弱拉平的作用，称为溶剂的“拉平效应”。 如：水能够同等程度地将HClO 4，HCl ，HNO 3等强酸的质子全部夺取过来，因此起了拉平效应。 若选取比水的碱性弱的碱，如冰醋酸为溶剂对水中的强酸可体现出区分效应。例如上述强酸在冰醋酸中不完全解离，酸性强度依次为： HI ＞HClO 4＞HCl ＞H 2SO 4＞HNO 3 1、 电解质：指那些溶解于水，或在熔融状态下能导电的化合物。 解离（又称电离）：指电解质离解成自由运动的离子的过程。 电解质分类：强电解质和弱电解质。 强电解质：指在水溶液中全部解离的化合物。 弱电解质：指在水溶液中部分解离的化合物。 从结构上来看，强电解质包括离子型化合物（如NaCl ）和强极性分子的共价化合物（如HCl ）；弱电解质是弱极性分子化合物。 强弱电解质并无严格界限，它们都是针对某一种溶剂而言的，平时所提到的一般都是针对水溶液；一种电解质在一种溶剂中是弱电解质，在其它溶剂中则可能是强电解质。 解离度与溶解度大小无必然联系，难溶电解质不等于弱电介质。 2、解离平衡： 指已解离的组分离子和未解离的弱电解质分子之间的平衡。 AB A ＋ +B － 当v 解离＝v 分子化时，解离达到平衡。 3、解离度（电离度） 显然，这个概念是针对弱电解质而言的，∵弱电解质在溶液中存在着解离平衡。 当弱电解质的解离达到平衡时，已解离的弱电解质分子数（△n ）占解离前弱电解质分子数（n 0）的百分比就叫解离度，用α表示。 %1000 ??= n n α 解离度的大小与电解质的本性（分子极性强弱）有关；同时也与温度和浓度有关。由于解离的热效应小，∴随T 变化不大；浓度稀会降低分子化速率，∴浓度越小，解离度越大。 4、解离常数当弱电解质解离达到平衡时，解离出的离子浓度幂的乘积与未解离的弱电解质分子浓度之比为一常数，叫解离常数（Ki ）。 如：AB A ＋ +B － . ()A B i AB AB c c K c +-?= ; 或标准解离常数()(/)(/)/A B i AB AB c c c c K c c + - θθθ θ ?= 。 11c mol l θ-=?，只起消除单位的作用。为简便起见，可忽略。 其中弱酸的θ i K 用θ a K 表示；弱碱的θ i K 用θ b K 表示。 θi K 无单位，其大小与电解质本性有关，与起始浓度无关；它随T 的变化而变。 i K θ在231010--→时，为中强电解质；410i K θ-≤为弱电解质。 溶液中的解离反应、中和反应及水解反应都是质子转移反应，∴都可看作是酸碱反应。 如：HAc+H 2O H 3O + +Ac － ——解离反应 （HAc H + +Ac － ）
无机化学笔记 第二章 化学热力学初步(详细版)
第二章 化学热力学初步 一、热力学基本概念 1、系统和状态函数 A 、化学热力学中，将研究的对象称为体系，除体系以外的部分称为环境。体系和环境放在一起，在热力学上称为宇宙。体系中物理性质和化学性质完全相同的均匀部分称为相。相与相之间有明显的界面。 B 、?? ??? 封闭体系：有能量交换而无物质交换体系敞开体系：既有能量交换，又有物质交换孤立体系：既无能量交换，又无物质交换 C 、描述和确定体系状态的物理量，称为状态函数。如n 、p 、T 、V 、U 等。状态函数的特点是其量值只取决于系统所处的状态。状态确定了，状态函数也就确定了。状态函数只与系统变化前后的始态和终态有关，而与系统变化的具体途径无关。 某些状态函数，如n 、V 等具有加合性，称为体系的广度性质（或量度性质）。 有些状态函数，如T 、ρ等无加合性，称为体系的强度性质。 D 、过程和途径：体系状态发生变化的经过称为过程，完成这个过程的具体步骤称为途径。过程通常分为：等温过程、等压过程、等容过程、循环过程。 2、热力学第一定律?成立条件：封闭体系 系统与环境之间由于存在温度差的存在而引起传递的能量称为热，用Q 表示，单位为J 。热力学规定：0Q ＞?系统从环境吸收能量；0Q ＜?系统向环境放热。注意，热不是状态函数！ W 表示，单位为J 。热力学规定：0W ＞?环境对系统做功；0W ＜?系统对环境做功。注意，功也不是状态函数！ =0W p V -?外压缩＜ =0W p V -?膨胀外＞ 系统内所含全部能量的总和称为热力学能（也称内能），用符号U 表示。热力学能是状态函数，具有量度性质。由于系统内部质点运动及相互作用很复杂，所以热力学能的绝对值难以确定，因此，在讨论实际问题时只需知道热力学能的改变量U ?就足够了。 热力学第一定律表达式： =U Q W ?+ 二、热化学 1、恒容反应热V Q 在恒容过程发生的化学反应中，由于0V ?=，若系统只做体积功，则0W =，由热力学第一定律可知
无机化学考研辅导笔记.打印版35
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: 、、、、等 （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 3—6 有效原子序数（EAN）规则（Effective atomic number）必考一、概念 1927年英国化学家西奇维克提出，是指中心原子的电子数和配体给予中心原子的电子数之和。即中心原子形成稳定配合物的EAN应等于紧跟它后面的惰性原子的序数。主要用于羰基及其它非经典配合物结构中。如: [Cr(CO)6]→24e-+12e-=36e- [Fe(CO)5] →26e-+10e-=36e-→Kr(氪) -36e- [Co(NH3)6]3+→24e-+12e-=36e- 对于中心原子三偶数电子的，可直接形成羰基配合物，而一般中心原子为奇数电子的羰基配合物多不稳定，（不能满足EAN），所以它们容易氧化，还原或聚和成多核配合物，以符合EAN要求，如V为23e-，在形成V(CO)6的总电子数为35，它不稳定，易被还原成[V(CO)6]-。而V(CO)6+Na→Na++[V(CO)6]- 又如具有奇电子数的Mn(0),Co(0),它们的羰基配合物以二聚体Mn2(CO)10,Co2(CO)8或混合形式[Mn(CO)5Cl]和[HCo(CO)4]存在，它们的结构，有效原子序数计算如下 二、常见配体提供电子数的计算 1、NO:一氧化氮分子虽不是有机配体，但与CO十分类似。能理解成NO+，与CO有相当数目的电子（等电子体）。NO参加配体是以三电子成键，因而许多有亚硝酰作配体的配合物能符合EAN法则。如: [Co(CO)3NO]→27+6+3=36e- [Fe(CO)2(NO)2] →26e-+4e-+6e-=36e- [Mn(CO)(NO)3] →25+2+9=36e- [Cr(NO)4] →24+12=36e- 2、烷基与金属形成σ键，按单电子计算。对不饱和的碳氢分子或离子可按参加配位双键的π电子数目计算。如:[Mn(CO)5(C2H4)]+=25e-+2e-+10e--e-=36e- [Cr(C6H4)2]=24e-+2×6e-=36e- [Fe(C4H6)(CO)3]=26e-+4e-+6e-=6e- 3、环戊二烯基和羰基的混合配合物:环戊二烯基作为5个e-，如: [Mn(CO)3(C5H5)]=25+6+5=36e- [Co(CO)2(C5H5)]=27+4+5=36e- [V(CO)4(C5H5)]=23+8+5=36e- 各类配体在计算EAN时所提供的电子数为: H 1 烯烃（每个双键） 2
无机化学大一知识点总结笔记
无机化学大一知识点总结笔记无机化学是化学中重要的一个分支，主要研究无机物质及其性质、结构、制备和应用。在大一学习无机化学时，我们需要了解一些基本的概念和重要的知识点。下面是一份无机化学大一知识点的总结笔记。 1. 原子和元素 原子是物质的基本单位，由质子、中子和电子组成。元素是由具有相同原子序数的原子组成的，无法用化学方法进一步分解的纯物质。常见元素有氧、氢、氮、碳等。 2. 元素周期表 元素周期表是将元素按照原子序数排列的表格，可以根据周期表上的位置来推测元素的一些性质。周期表分为周期和族，周期数表示元素的能级，而族数表示元素的化学性质。 3. 化学键和分子 化学键是原子之间的相互作用力，常见的化学键有离子键、共价键和金属键。当两个或多个原子共用电子时，就形成了化学键，形成的结果是分子。
4. 氧化还原反应 氧化还原反应是化学反应中常见的一种类型，涉及到电子的 转移。氧化是指元素失去电子，还原是指元素获得电子。在氧化 还原反应中，氧化剂接受电子，而还原剂失去电子。 5. 酸碱中和反应 酸碱中和反应是指酸和碱反应生成盐和水的反应。酸具有质 子（H+）的特性，而碱具有氢氧根离子（OH-）的特性。当酸和 碱混合时，质子和氢氧根离子结合，生成水，并形成盐。 6. 晶体结构 晶体是由具有规则排列方式的原子、离子或分子组成的固体。常见的晶体结构有离子晶体、共价晶体和金属晶体。晶体的结构 对其物理和化学性质有重要影响。 7. 反应速率和化学平衡 反应速率是指反应物质转化为产物的速度，可以受到温度、 浓度、催化剂等因素的影响。化学平衡是指反应物浓度和产物浓 度达到一定比例，反应停止并处于动态平衡状态。
无机化学大一必考知识点笔记
无机化学大一必考知识点笔记 1. 元素和化合物 1.1 元素：由同种原子组成的物质，如氧、氢、铁等。 1.2 化合物：由两种或更多种不同元素的原子以固定比例结合 而成的物质，如水、二氧化碳等。 2. 原子结构与元素周期表 2.1 原子结构：包含原子核和绕核电子的模型。 2.2 元素周期表：按照原子序数排列，可分为周期和族。周期 数表示原子核外层电子的能级数，族数表示原子核外层电子的最 外层主量子数。 3. 化学键和分子构型 3.1 化学键：原子间的相互作用力，分为离子键、共价键和金 属键等。 3.2 分子构型：分子中原子的相对位置、排列方式和空间结构。 4. 配位化合物和离子反应
4.1 配位化合物：含有一个或多个配位体与一个中心金属离子配位形成的化合物。 4.2 离子反应：带电离子之间的化学反应，可分为阳离子和阴离子的反应。 5. 氧化还原反应 5.1 氧化和还原：氧化是指物质失去电子，还原是指物质获得电子。 5.2 氧化还原反应：反应过程中原子氧化态和还原态的变化。 6. 酸碱反应和溶液的酸碱性 6.1 酸碱反应：酸和碱反应生成盐和水的化学反应。 6.2 溶液的酸碱性：酸性溶液中氢离子浓度高于氢氧根离子浓度，碱性溶液中氢离子浓度低于氢氧根离子浓度，中性溶液二者浓度相等。 7. 配平化学方程式和计算化学量 7.1 配平化学方程式：使化学方程式中反应物和生成物的原子数符合特定的比例关系。
7.2 计算化学量：根据已知物质的量计算其他未知物质的量。 8. 晶体和杂化轨道理论 8.1 晶体：由原子、离子或分子有序排列而成的固体。 8.2 杂化轨道理论：描述原子轨道重排形成杂化轨道的理论。 9. 反应速率和化学平衡 9.1 反应速率：反应物消耗或生成的物质量随时间变化的快慢 程度。 9.2 化学平衡：当反应物和生成物浓度之间的比值保持恒定时，称为化学平衡。 10. 酸碱指示剂和溶液的浓度计算 10.1 酸碱指示剂：根据溶液酸碱性质的变化而改变颜色的物质。 10.2 溶液的浓度计算：根据溶液中溶质的质量或摩尔数与溶 剂的体积关系计算。
无机化学重点笔记
欢迎阅读 第一章 物质的状态 理想气体：是设定气体分子本身不占空间、分子间也没有相互作用力的假想情况下的气体。 实际气体：处于高温（高于273 K ）、低压（低于数百千帕）的条件下，由于气体分子间距离相当大，使得气体分子自身的体积与气体体积相比可以忽略不计，且分子间作用力非常小，可近似地将实际气体看成是理想气体。 pV = nRT （理想气体状态方程式） R 称为比例常数，也称为摩尔气体常数。 R = 8.314 Pa·m3·mol-1·K-1 = 8.314 kPa·L·mol-1·K-1 = 8.314J·mol-1·K-1（Pa·m3=N·m-2·m3=N·m = J ） 式中 xi 用u i 度。 对n （1（2（3（4（5蒸气克劳修斯-克拉贝龙（Clansius-Clapeyron ）方程 沸点是指液体的饱和蒸气压等于外界大气压时的温度。在此温度下，气化在整个液体内部和表面同时进行（在低于该温度时气化仅在液体的表面上进行），称之为液体的沸腾。三氯甲烷、乙醇、水和醋酸的正常沸点依次分别为61.3℃, 78.4℃, 100℃和118.5℃。减压蒸馏的方法正是利用减压时液体沸点会降低的这一特征去实现分离和提纯物质的目的。这种方法适用于分离提纯沸点较高的物质以及那些在正常沸点易分解或易被空气氧化的物质。 如果温度高于某一数值，则无论加多大的压力也不能使气体液化。这一温度称为临界温度，用符号T c 表示。在临界温度时，使气体液化所需的最低压力称为临界压力，用p c 表示；而在临界温度和临界压力下物质所占有的体积称为临界体积，用V c 表示。T c 、p c 和V c 统称为临界常数。 晶体和非晶体特性的异同点主要表现在以下几个方面： i u
无机化学考研辅导笔记
无机化学考研辅导笔记 第二章、热化学 热化学:研究化学反响与热能变化规律的学科。 2.1热力学的术语和根本概念 2.1.1 系统和环境 系统:研究对象。包含有一定种类和一定数量的物质。 环境:系统以外并与系统有着相互影响的局部。 敞开系统:系统与环境间即有物质的交换，又有能量的交换。 封闭系统:系统与环境间没有物质的交换，而只有能量的交换。 孤立系统:系统与环境间即无物质的交换，又无能量的交换。 2.1.2 状态和状态函数状态:系统的一系列物理量的总和，系统性质的综合表现。状态性质:由状态决定其数值而与变化途径无关的性质。 状态函数:具有状态性质的物理量。例:p、V、T…… 状态函数特征: 1、系统的状态一经确定，状态函数是一个定值。 〔状态函数是单值函数。〕 2、状态函数的数值与状态变化经历的途径无关。 〔状态函数的变化量由系统的始、终态决定，与变化途径无关。〕 热力学中规定了物质的标准状态为: 1、气态物质压力为100kPa。 2、液态、固体物质在100kPa压力下的纯净物。 3、溶液在100kPa压力下，物质的量浓度1mol/L。 2.1.3 过程 途径:系统的状态变化所遵循的路线。 过程:变化的具体经过。 常见的过程有以下几种类型: 1、恒温过程:在整个过程中，系统的温度不变。△T=0. 2、恒压过程:在整个过程中，系统的压力不变。△P=0. 3、恒容过程:在整个过程中，系统的体积不变。△V=0. 4、绝热过程:在整个过程中，系统与环境无热量交换。Q=0. 例: ——→ C —————— ↑2 ↓3 A—————1————→B ↓4 ↑6 D—————5————→E 从状态A到状态B有三种途径: 途径1由过程1组成。 途径2由过程2、3组成。 途径3由过程4、5、6组成。 2.1.4 相 系统中性质一样的均匀局部。 讨论: 1、性质一样指物理性质和化学性质都完全一样。 2、“均匀〞是指各种组分以单个分子、离子或原子相互混合。
无机化学笔记
无机化学笔记 铝是两性元素，既可溶于酸生成相应的铝盐，又可溶于碱生成相应的铝酸盐。铝的电离能较小，属于活泼的金属元素。由于Al3+离子电荷高，半径小，具有很强的极化才能，当与那些极化率小的负离子形成的化合物属离子型化合物，如AlF3，Al2O3等。但与极化率大的负离子所的化合物中，常常显示共价性，形成共价型化合物。在形成共价型化合物时。铝是缺电子原子。铝的共价型化合物属缺电子化合物。 1.氧化铝和氢氧化铝 氧化铝是离子晶体,目前道Al2O3至少有8种同质异晶形态,其中主要的有2种,α--Al2O3和γ--Al2O3。 Al(OH)3723K,→γ--Al2O31273K,→α--Al2O3 自然界中存在的结晶Al2O3是α--Al2O3,称为刚玉。人工制取的α--Al2O3称为人造刚玉。α--Al2O3不溶于水、酸，具有很高的化学惰性。α--Al2O3具有很高的硬度(8.8),仅次于金刚石和金刚砂,常用作磨料。纯的刚玉是白色不透明的(俗称白刚玉),假设含有少量杂质,那么可呈现鲜明的颜色。天然宝石就是一些含有微量杂质的α--Al2O3。如今已能用人工方法制造宝石,人造宝石是光学晶体材料。红宝石就是用适当的方法在刚玉粉中掺有极微量的Cr2O3高温熔化制得,蓝宝石那么含有铁和钛的氧化物。 γ--Al2O3是一种多孔性物质,有很大的外表积,并有优异的
吸附性、外表活性和热稳定性,常被用作催化剂的活性组分。γ--Al2O3既可溶于酸,又可溶于碱,称为活性氧化铝。 因为氧化铝不溶于水,相应的氢氧化铝只能用间接法制取。加NH3于铝盐溶液中,可得到凝胶状的白色氢氧化铝沉淀。Al2(SO4)3+6NH3+6H2O=2Al(OH)3+3(NH4)2SO4 所得到的氢氧化铝沉淀含水分不定,组成也不均匀,实际上 是水合氧化铝Al2O3?xH2O。 假设通CO2于铝酸盐溶液中,得到的沉淀是结晶的Al(OH)3。2Na[Al(OH)4]+CO2=2Al(OH)3+3(NH4)2SO4 2.铝的卤化物 铝能生成三卤化物。F-体积小,在Al3+的强极化作用下不易变形，所以AlF3是离子化合物。其余三卤化物随卤离子的体积增加,变形性增大,在Al3+的作用下，被极化的程度明显的增大，转化为共价型化合物的趋势也明显地增大。AlF3的性质比拟特殊,它在水中溶解度比拟小。 AlCl3是最重要的铝的卤化物，在有机化工中常用作催化剂。AlCl3在水中的溶解度很大,并发生强烈的水解。 AlCl3+3H2O=Al(OH)3+3HC 所以,简单的将溶液加热进展蒸发浓缩的方法不能制得无水AlCl3。通常是将Cl2或HCl蒸气通入加热的金属Al中或是将Cl2与加热的Al2O3和C的混合物反响来制取。 3.铝的含氧酸盐
无机化学复习资料
无机化学复习资料 无机化学是化学的基础课程之一，对于化学专业的学生而言， 无机化学知识的掌握是非常必要的。在学习过程中，适当梳理知 识点，做好复习资料的整理，对于提高学习效果非常重要。针对 无机化学复习资料的整理，本文将从以下几个方面进行探讨。 1、梳理知识框架 无机化学作为一个庞大的学科，众多知识点构成了它复杂的知 识体系。而要想学好无机化学，掌握其核心知识点是非常重要的。因此，在复习无机化学时，我们应先梳理出其重要的知识框架， 例如：周期表及元素性质、键和分子构型、氧化还原反应、均相 与异相反应等。将这些知识点梳理出来，可以帮助我们更好地掌 握无机化学的基本原理。 2、整理笔记 一般来说，在学无机化学时，我们都会做一些笔记，整理各种 知识点。在复习无机化学时，这些笔记是非常宝贵的。因为这些 笔记可以帮助我们更快、更清晰地回忆起以前的学习情况，而且
它们都是自己的语言表达，并且与自己的理解相吻合。在这些笔记中，我们可以把各种公式、定义、性质、实验及理解等内容进行分类，并进行补充和完善。不仅有助于我们更好地复习，还可以让我们更好地深化理解。 3、做习题 做习题也是复习无机化学的重要方法。毕竟，理论和实践结合使用才能形成更加全面的知识体系。做习题时，我们可以选择一些习题集或指定的试题，并分别进行分类。比如，分类练习元素周期表的常见问题，化合价和分子构型的问题，化学键的问题，酸碱平衡和氧化还原反应的问题，等等。通过不断做习题，我们可以强化以前的学习，帮助我们记住重要的知识点，完善自己的理解。 4、查阅资料 除了看教材和做习题，还可以查阅一些无机化学的资料。这些资料可以是一些研究文献、一些课件，也可以是一些网络上的资料。通过阅读这些资料，我们可以更加深入地了解各种无机化学理论及其本身的应用。通过互联网，我们可以找到各种无机化学
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，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 υ=Δc(A)Δt 2．质量作用定律 元反应aA + Bb Yy + Zz υ = k c (A) c (B) a 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。在稀溶液中进行的反应，如反应有水参加，由于作用掉的水分子数与总的水分子数相比微不足道，故水的浓度可视为常数，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，使用是须注意相应的温度 (3)平衡移动原理如以某种形式改变一个平衡系统的条件（如浓度、压力、温度），平衡就会向着减弱这个改变的方向移动。 a 浓度对化学平衡的影响 增大反应物的浓度或减小生成物的浓度，平衡向右移动，减小反应物的浓度或增大生成物的浓度，平衡逆向移动。 b 压力对化学平衡的影响 压力变化只对反应前后气体分子数有变化的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的方向移动；减小压力，平衡向气体分子数的方向移动 c 温度对化学平衡的影响 温度变化时，主要改变了平衡常数，从而导致平衡的移动。 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的活化能，加快反应速率，缩短达到平衡的时间。由
无机合成简明教程复习笔记(考研+期末)
无机合成简明教程复习笔记 一、第一章 ●无机合成十大热点/前沿领域 1.特种结构无机材料的制备 2.软化学合成 ●硬化学：在超高温、超高压、强辐射、无重力、仿地心、仿宇宙等条件下探 索新物质合成 ●软化学：采取迂回步骤，在较温和条件下实现化学反应过程，以制备相关材 料的化学领域 ●方法：前驱体法、溶胶-凝胶法、溶剂热合成法、插入反应、离子交换过程、 熔体（助溶剂）法、酶促合成骨骼和人齿反应、拓扑化学过程及一些电化学 过程 ●特点 ●不需用高纯金属作原料 ●制成的合金是具有一定颗粒度的粉末，在使用时无需碾碎 ●产品本身具有高活性 ●产品具有良好的表面性质和优良的吸放氢性能 ●合成方法简单 ●有可能降低成本 ●为废旧储氢合金的回收再生开辟了新途径 3.极端条件下合成 4.杂化材料的制备 5.特殊聚集态材料合成 6.特种功能材料的分子设计 ●概念：其指开展特定结构无机化合物或功能无机材料的分子设计、裁剪与分 子工程学的研究 ●步骤：以特定的功能为导向➡️在分子水平上实现结构设计和构建➡️研究分子 构建的形成和组装规律➡️对特定性能的材料进行定向合成 7.仿生合成 ●概念：其指在分子水平上模拟生物的功能，将生物的功能原理用于化学，借 以改善现有的和创造崭新的化学原理和工艺科学 ●仿生膜 ●选择性通透作用 ●低能耗、低成本和单极效率高 ●适合热敏物质分离 ●应用广泛、装置简单、操作方便、不污染环境
8.纳米粉体材料制备 ●化学制备方法 ●水热-溶剂热法 ●热分解法 ●微乳液法 ●高温燃烧合成法 ●模板合成法 ●电解法 ●化学沉淀法 ●化学还原法 ●溶胶-凝胶法 ●避免高温引起相分离 9.组合化学 ●其是一门将化学合成、组合理论、计算机辅助设计及机器人结合为一体的技 术 ●基本思想和主要过程 ●设想和定义 ●选择相关元素 ●构建化合物库 ●并行处理技术 ●加工过程 ●高通量分析 ●将新材料及合成与分析数据送交用户 10.绿色合成 ●方法和实例 ●热化学循环分解水 ●水热-溶剂热合成 ●超临界二氧化碳和成 ●绿色电解合成 ●低热固相合成 ●固相合成四个阶段 ●扩散 ●反应 ●成核
浙大版《无机及分析化学》课堂笔记
绪 论 ➢ 简话化学发展、化学学科的分支及其形成、本学科的学习方法、理论教学内容及学时安排、参考书目 无机化学 定义;除去碳氢化合物和其他衍生物外，无机化学是对所有元素和它们的化合物及反应进行实验研究和理论解释的科学。 分支:无机材料合成、 配位化学 、原子簇化学、 超导材料、 无机晶体化学、 稀土化学、 生物无机化学 第2章 化学热力学基础 ➢ 化学热力学：用热力学原理研究物质体系中的化学现象和规律，根据物质体系的宏观可测性质和热力学函数关系来判断体系的稳定性、变化方向和变化的程度 ➢ 三个研究重点：判断反应进行的方向（判据）、 判断反应进行的限度、 预测反应发生的可能性 ➢ 研究特点：研究中不考虑物质的微观结构和反应进行的机理 体系：被划作研究对象的这一部分物体 ➢ 敞开体系 有物质和能量交换 ➢ 封闭体系 只有能量交换 ➢ 孤立体系 无物质和能量交换 环境：体系以外，与体系密切相关的部分 ➢ 状态函数：描述体系的一系列物理量（如气体的压力、温度、体积和组分的摩尔数等）当状态函数确定时，该体系就处于一定的状态。 ➢ 状态函数性质：容量性质－－加和性（V , n ） 强度性质－－无加和性（T ） ➢ 状态函数特征：状态一定状态函数值一定 状态函数变化量只与体系的始、终态有关，与途径无关。 过程：体系由一个状态变化到另一个状态时的这一变化叫做过程 等温过程（△T = 0）等压过程（△P = 0）等容过程（△V = 0）绝热过程（Q = 0） 循环过程（过程完成后，又回到初始态） 途径：完成一个过程的具体步骤（或路线）则称为途径 热(Q)：体系与环境间存在温差时，体系与环境间传递的能量 体系吸热：Q > 0 体系放热： Q < 0 功(W)：热的形式以外，其它各种被传递的能量都叫功 体系对环境做功：W < 0 环境对体系做功：W > 0 分类：体积功：体积改变而做的功 非体积功：机械功，电功等 功和热不是状态函数 热力学能：体系内部能量的总和 （内能） ➢ 分子和原子的动能、 分子间位能、 电子的动能、 电子间及电子与原子核之间的位能、 原子核的核能 性质：状态函数－－状态确定时，内能也随之确定，热力学能的绝对值是无法确定。但其变化值，可由热和功求得。 2.2 热化学 一、热力学第一定律 体系吸热：Q > 0 体系放热： Q < 0 体系对环境做功：W < 0 环境对体系做功：W > 0 反应热：当生成物的温度和反应物的温度相同，且在反应过程中体系只反抗外压做膨胀功（W 有 = 0 时 ) ，化 学反应过程中所吸收或放出的热量 （ Qv 和Qp ） ➢ Qv ) ∆V ∆∆U （内能变） ➢ 焓(H)(U) ∆H = (U2 + pV2 ) - (U1 + pV1 ) = ∆U + p(V2-V1) 等压时 ∆H = ∆U + n2RT - n1RT = ∆U + ∆nRT 等温时 等温等压时：∆H = ∆U + ∆nRT ∆n ：气体生成物与气体反应物总摩尔数之差 反应物和产物均为固或液态时： p ∆∆ H = ∆U 例: 1mol 的火箭燃料联氨N 2H 4(l)，在298.15K 和定容条件下燃烧生成N 2(g)和H 2O(l)，总共放出662 kJ 的热量。 W P V =-⋅∆外体U Q W ∆=+