无机化学复习提纲
化教专业无机化学下课程复习大纲-自编教材
化教专业“无机化学(下)”课程复习大纲第七章元素通论1．重点掌握p区元素的氢化物的熔沸点(色散力)、热稳定性(键能)、酸性（键能)和还原性(给电子能力)的定性变化规律以及用学过的理论定性解释这些变化规律；(说到底,都是半径与电负性)2．重点掌握定性判断含氧酸的酸碱性大小的方法。
（5M-7,离子势）3．重点掌握定性判断含氧酸的氧化性大小的方法。
（结合电子的能力，稳定性）4．重点掌握定性判断含氧酸及其盐的热稳定性大小的方法-离子极化现象。
（看阴离子的稳定性和阳离子的极化能力）5．掌握对角线规则和6s惰性效应的概念以及其典型表现。
（低氧化态稳定,Pb,Bi,Tl）6. 掌握稀有气体的化合物空间构型的判断。
第八章非金属元素1. 重点掌握硼酸H3BO3是几元酸以及其显酸性的机理；(一元酸，路易斯酸，与水的OH 结合)2. 掌握乙硼烷分子的成键情况和分子结构；（3c-2e硼氢桥键）3. 掌握CO、CO2的结构和性质（CO偶极矩小是因为电负性和配建抵消了）4. 掌握H2CO3，HCO3-的CO32-的结构和稳定性大小及理论解释。
（双键成分）5. 碳酸盐的性质：（1）溶解性；（2）水解性；（3）热稳定性：学会定性判断盐的稳定性高低(铁铝铬是氢氧，铜锌镁铅是碱式碳酸。
极化能力)6. 掌握SiO2和硅酸盐的结构特点和性质；(硅氧四面体)7. 掌握SiX4的水解性质（硅酸和卤酸，氟硅酸是特别的）8. 掌握氨及其衍生物（联氨，羟氨）和叠氮酸的结构和性质（碱性、还原性）以及应用所学理论进行定性解释（OH比NH2比H更容易吸引H，从而抵消了N的负电荷，）9. 掌握氮的含氧化物的性质：a．NO、NO2 （π33）和HNO2及其盐的结构和性质；b．HNO3 （π34）和NO3—（π46）的结构以及酸的氧化性和盐的稳定性；（H导致的电级电势）10. 磷及其化合物的性质（1）白磷（黄磷），红磷和黑磷的结构及其稳定性（2）P4O6和P4O10的水解反应（3）As4O6和As4O10的性质（酸碱性、氧化还原性）（4）砷的硫化物As2S3和As2S5的性质（酸碱性、溶解性、氧化还原性）（5）H3AsO3和H3AsO4的性质（酸碱性、氧化还原性）（6）卤化物NF3, NCl3、PCl3、PCl5的水解反应（7）磷酸及其盐的溶解性（8）焦磷酸的性质（与磷酸比较）（9）偏磷酸及其盐的性质：（10）亚磷酸H3PO3的结构和性质（几元酸、强还原性）（11）次磷酸H3PO2的结构和性质（几元酸、强还原性）11。
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３、状态和状态函数系统的状态是指系统所处的状况。
热力学中用系统的宏观性质如压力（）、温度（Ｔ）、密度（）、体积（Ｖ）、物质的量（）及热力学能（Ｕ）、焓（Ｈ）、熵（Ｓ）、吉布斯函数（Ｇ）等来描述系统的状态。
这些描述系统宏观性质的物理量称之为状态函数。
状态函数的最重要特点是它的数值仅仅取决于系统的状态，当系统状态发生变化时，状态函数的数值也随之改变。
但状态函数的变化值（增量）只取决于系统的始态与终态，而与系统变化的途径无关。
５、热和功热和功是系统状态发生变化时与环境之间的两种能量交换形式。
系统与环境之间因存在温度差异而发生的能量交换形式称为热（或热量），量符号为Ｑ；系统与环境之间除热以外的其他各种能量交换形式统称为功，量符号为Ｗ。
热力学规定：系统向环境吸热，Ｑ取正值；系统向环境放热，Ｑ取负值。
环境对系统做功，Ｗ取正值；系统对环境做功，Ｗ取负值。
由于系统体积变化而与环境产生的功称体积功，用－△Ｖ表示；除体积功以外的所有的其他功都称为非体积功Ｗf（也叫有用功）。
W＝－△Ｖ＋Ｗf热和功都不是系统的状态函数，除了与系统的始态、终态有关以外，还与系统状态变化的具体途径有关。
６、热力学能与热力学第一定律热力学能Ｕ是系统内部各种形式能量的总和，是系统的状态函数。
热力学第一定律的数学表达式为△Ｕ＝Ｑ＋Ｗ１、化学反应热效应（１）恒容反应热ＱV在等温条件下，若系统发生化学反应是在容积恒定的容器中进行，且不做非体积功的过程，则该过程与环境之间交换的能量就是恒容反应热ＱV。
Q V＝△U （２）恒压反应热Q p与焓变△H在等温条件下，若系统发生化学反应是在恒定压力下进行，且不做非体积功的过程，则该过程中与环境之间交换的热量就是恒压反应热Q p。
Q p＝△Ｕ＋△Ｖ＝Ｕ2－Ｕ1＋（Ｖ2－Ｖ1）＝（Ｕ2＋2Ｖ2）－（Ｕ1＋1Ｖ1）定义Ｈ＝Ｕ＋ＶＨ称为焓。
Q p＝Ｈ2－Ｈ1＝△Ｈ△Ｈ称为焓变，△Ｈ＞０，表明系统是吸热的；△Ｈ＜０，表明系统是放热的。
高中化学复习提纲无机化学 部分知识点
高中化学复习提纲第一部分：必修一第一章第一节化学实验的基本方法（其他实验知识在选修六）考点一 物质的分离与提纯1．过滤：适用于分离一种组分可溶，另一种不溶的固态混合物。
如：粗盐的提纯。
2．蒸发结晶：适用于混合物中各组分物质在溶剂中溶解性的差异不同。
3．蒸馏法：适用于分离各组分互溶，但沸点不同的液态混合物。
如：酒精与水的分离。
主要仪器： 酒精灯、石棉网、蒸馏烧瓶、温度计、冷凝器、牛角管、锥形瓶等。
4．分液：适用于分离互不相容的两种液体。
5．萃取：适用于溶质在互不相溶的溶剂里溶解度不同。
如：用CCl4萃取溴和水的混合物。
分层：上层无色，下层橙红色。
注：不用酒精萃取。
第二节 化学计量在实验中的应用考点一 物质的量、阿伏加德罗常数、摩尔质量1.物质的量（1）物质的量是七个基本物理量之一，其意义是表示含有一定量数目的粒子的集体。
符号为：n ，单位为：摩尔（mol）。
（2）物质的量的基准（N A）：以0.012kg12C所含的碳原子数即阿伏加德罗常数作为物质的量的基准。
阿伏加德罗常数可以表示为N A，其近似值为6.02×1023 mol-12.摩尔质量（M）1摩尔物质的质量，就是该物质的摩尔质量，单位是g/mol 。
1mol任何物质均含有阿伏加德罗常数个粒子，但由于不同粒子的质量不同，因此，1 mol不同物质的质量也不同；12C的相对原子质量为12，而12 g 12C所含的碳原子为阿伏加德罗常数，即1 mol 12C的质量为12g。
同理可推出1 mol其他物质的质量。
3.关系式：n ＝；n＝特别提醒：1.摩尔只能描述原子、分子、离子、质子、中子和电子等肉眼看不到、无法直接称量的化学微粒，不能描述宏观物质。
如1mol麦粒、1mol电荷、1mol元素的描述都是错误的。
2.使用摩尔作单位时，应该用化学式(符号)指明粒子的种类。
如1mol水（不正确）和1molH2O（正确）；1mol食盐（不正确）和1molNaCl(正确)3.语言过于绝对。
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 e t -==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。
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⽆机化学复习提纲⼆、原电池及电极电势原电池是借助于氧化还原反应⽽产⽣电流的装置，是⼀种将化学能转变成电能的装置。
在理论上和实际应⽤中原电池都有重要意义。
任⼀⾃发的氧化还原反应原则上都可以被设计（负极和正极上）发⽣，两个半电池之间⼜有适当联系（如盐桥等）的情况下才能产⽣电流。
盐桥的作⽤是接通电路和保持溶液的电中性。
例如，原电池(g)│Pt（＋）（－）Zn│Zn2+(aq)││H+(aq)│H2如果把电极反应都写成还原反应则电池反应是正极反应与负极反应相减得到的原电池之所以能产⽣电流是由于正、负极的电极电势不同。
原电池的电动势等于在原电池内⽆电流通过时正极的电极电势减负极的电极电势电极电势是电极与溶液界⾯形成扩散双电层⽽测得的⼀个相对值。
电动势和电极电势均受温度、压⼒、浓度等因素的影响。
当系统中各物种都处于标准状态下（通常为298Ｋ），相应的电动势、电极电势分别为标准电动势和标准电极电势。
则有这⾥的标准电极电势是标准还原电极电势，它是某电极与标准氢电极所组成原电池的电）＝0.0000Ｖ，故测得的数值，即为，符号取决于组成电池极电势相对值，因（H+/H2中该电极为正极还是负极。
电动势和电极电势的关系与电池反应和电极反应的关系是相对的。
必须牢记，在使⽤还原电极电势时，电极反应必须按还原半反应来写。
3、氧化剂与还原剂相对强弱的⽐较电极电势代数值越⼩，则该电对中的还原态物质还原能⼒越强，氧化态物质氧化能⼒越弱；电极电势代数值越⼤则该电对中还原态物质还原性越弱，氧化态物质氧化性越强。
电极电势较⼤的电对中氧化态物质可以电极电势较⼩的电对中的还原态物质。
将同⼀元素不同氧化值各电对的标准电极电势的这种关系以图的形式表⽰出来，构成了元素电势图。
利⽤元素电势图可以从已知的，求未知的，⼜可以⽤它判断某些物种能否发⽣歧化。
因为当某物种(右)＞(左)，该物种正好是⼤的电对的氧化型⼜是⼩的电对的还原型，即可以发⽣⾃⾝氧化还原反应，⼜称为歧化反应。
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一、单质主要反应
1. 单质与单质的反应 s 区元素单质： 还原性强。 可与大多数非金属元素单质作用形成阳离子， 金属之间彼此形成合金。 p 区元素单质：金属 还原性较强，可与多数非金属元素单质作用呈显不同的正氧化态。金属之 间彼此间易形成合金。 非金属 与电负性大的非金属元素单质作用呈还原性，与金属或电负性小的非金 属作用呈氧化性 2. 单质与水的作用 活泼金属（s 区单质、Al 等） ： M(s)+nH2O(l) M(OH)+ n 2 H2(g) 锡、硅： E(s)+ 2H2O(g) EO2(s)+ 2H2(g)， 碳：C(s)+ H2O(g)CO(g)+ H2(g) 氟(F2)： F2(g)+H2O(l) 2HF(g)+ 1 2 O2(g) X2(F2 除外)： X2+H2O(l) HX+HOX 3. 单质与非氧化性的酸作用： 活泼金属、两性金属溶解并置换出氢气，非金属单质不反应。 4. 单质与强碱作用： 两性金属、准金属溶解，分别生成氢氧化物和含氧酸，并置换出氢气；P、S、Se、X2(F2 除外) 歧化；活泼金属不反应。 5. 单质与氧化性的酸（浓 HNO3、浓 H2SO4、王水）作用： 单质分别生成金属阳离子、氧化物、含氧酸，HNO3 可被还原为 NO2、NO、N2、或 NH4+； H2 Ca2+
不分解
(3) 氧化还原性: ①含氧酸及其盐的氧化性随溶液酸度的升高而增强。 3②从左向右， 最高氧化态含氧酸的氧化性增强， 同族变化不规则， NO3-的氧化性较 PO4 强， H2AsO4 的氧化性较 PO43-强，而比 NO3 差，NaBiO3 的氧化性又强于 NO3 。 ③从高氧化态到低氧化态 卤素、N 氧化性增强 P、S 还原性增强
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(碱性及形成配合物） 还原性（－Ⅲ的N）； 取代反应（三个H）。
***HNO2和HNO3在性质上有何不同？ 1 HNO2为一元弱酸。
HNO3为强酸。 ②HNO2有氧化还原性，酸中是较强的氧化剂，碱中为中强还原剂 （盐）。
***金属元素在自然界中有哪几种主要存在形式？ 少数贵金属以单质或硫化物。（如Au、Ag、Hg、铂系） 轻金属：氧化物和含氧酸盐。（如以CO32- 、PO43- 、 SO42-） 重金属：氧化物、硫化物、SiO32－、CO32－
***什么是超导体？超导材料目前存在的只要问题是什么？ 超导电性：金属材料的电阻通常随温度的降低而减小。1911 年H.K.Onnes发现汞冷到低于4.2K时，其电阻突然消失，导电性差不多 是无限大，这种性质称为超导电性。具有超导性质的物体称为超导体。 超导体电阻突然消失时的温度称为临界温度(T0)。超导体的电阻为零， 也就是电流在超导体中通过时没有任何损失。 面临的问题：研制高临界温度超导材料
第20章 S区金属 （碱金属与碱土金属） ***碱金属元素在形成化合物时有哪些主要特征？ ns1 结构，周期表中最左侧的一族元素。半径大，电负性小，是周期表 中最活泼的金属元素。以失去电子，以形成M＋离子型化合物为主要特 征。 从Li到Cs活泼性增大。
***碱土金属和碱金属元素比，在性质变化上有何规律？ Li、Be有哪些 特殊性？ ns2结构，与碱金属比，金属键增强，硬度增大，熔点高，金属活泼性 降低，但仍是活泼金属，活泼性仅次于碱金属。以形成M2+的离子型化 合物为主要特征。 Li、Be的特殊性：
***砷分族+Ⅲ氧化态卤化物的水解性有何变化规律？写出其相应的水解 反应方程式。 随着As、Sb、Bi顺序碱性逐渐增强，其水解程度逐渐减弱。
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无机与分析化学复习资料第一部分复习提纲第6章氧化还原平衡和氧化还原滴定法1.氧化还原的基本概念(1)氧化数：氧化数是指元素原子的荷电数。
(2)氧化还原反应：在化学反应中，若反应前后有元素的氧化值发生变化，这样的化学反应称为氧化还原反应。
(3)氧化还原电对：氧化剂与其还原产物、还原剂与其氧化产物组成的电对称为氧化还原电对，简称电对。
2.原电池和电极电势(1)化学反应作为电池反应的原电池符号(2)电极反应(3)标准电极电势3.影响电极电势的因素(1)用Nemst方程计算各种类型电极的电极电势(2)计算氧化型、还原型形成沉淀时电对的电极电势4.电极电势的应用(1)判断原电池的正负极、计算电动势；(2)比较氧化剂、还原剂的相对强弱；(3)判断氧化还原反应的方向；(4)判断氧化还原反应的程度。
5.元素电势图及其应用(1)元素电势图(2)元素电势图的应用1.判断原电池的正负极，计算电动势；2.比较氧化剂和还原剂的相对强弱；3.判断氧化还原反应进行的方向；4.判断氧化还原反应进行的程度；5.设计原电池测量(计算)反应的平衡常数6.氧化还原滴定法(1)条件电极电势定义和测定方法(2)氧化还原滴定曲线滴定分数、对称电对间滴定的计量点电势的计算、影响滴定突跃的因素(3)氧化还原滴定的预处理为什么要预处理以及对预处理剂的要求(4)氧化还原滴定的指示剂三类指示剂、氧化还原指示剂的变色原理(5)高镒酸钾法%1高镒酸钾标准溶液的配制和标定%1用草酸钠标定高镒酸钾标准溶液的反应条件%1高镒酸钾法测铁(6)重铭酸钾法重铭酸钾法测铁(7)碘量法%1直接碘量法和间接碘量法%1碘和硫代硫酸钠标准溶液的配制和标定%1碘和硫代硫酸钠反应的适宜条件%1碘量法测铜(8)氧化还原滴定结果的计算滴定结果的计算、称样量的估算第8章化学键和分子结构1.离子键离子键的强度、晶格能与离子晶体的硬度和熔点、离子的特征、离子半径、离子的电子构型；离子晶体——立方晶系三种典型的离子晶体的结构特征、离子半径与配位数；离子极化一一正离子的极化作用与负离子的变形性、离子极化物质性质的影响2.共价键(1)价键理论价键理论的基本要点、原子轨道的重叠与共价键的特征和类型；共价键的键参数——键能、键长和键角(2)杂化轨道理论一一s、p杂化的三种类型与分子的空间构型、不等性sp3 杂化'(3)分子轨道理论一一分子轨道能级图、电子的排布、键级与分子的稳定性3.分子间力和氢键(1)极性分子和非极性分子、偶极矩、分子的变形性(2)分子间力不同分子间存在哪些作用力、这些作用力的相对大小；分子间力对物质物理性质的影响(3)氢键氢键的形成、氢键的存在情况、氢键对物质物理性质的影响第9章配位平衡和配位滴定法1.配合物的组成(1)中心离子(2)配位体一一单基配体和多基配体、螯合物(3)配位数(4)简单配合物的命名：总原则：配体数目一配体名称一合中心离子名称(氧化数)配体的先后顺序规则：%1先无机配体后有机配体%1在无机配体和有机配体中按负离子一正离子一中性分子的次序命名%1同类配体按配位原子的字母顺序先后命名2.配合物的价键理论(1)中心离子的杂化类型与配离子的空间构型(2)配合物的磁性与内、外轨型配合物3.配位平衡(1)平衡常数的各种表示方法(2)配体的量远大于中心离子的量时配位平衡的计算(3)配位平衡的移动配位平衡与沉淀溶解平衡(计算离子浓度，判断沉淀的生成与溶解)配离子间的移动(计算反应的平衡常数，判断反应方向)配位平衡与氧化还原平衡（计算标准电极电势，判断氧化还原能力的变化）配位平衡与酸碱平衡（计算反应的平衡常数和离子浓度）4.影响金属EDTA配合物稳定性的因素（1）主反应和副反应（2）EDTA的酸效应和酸效应系数（3）金属离子的配位效应（4）条件稳定常数只考虑酸效应的条件稳定常数、同时考虑酸效应和金属离子配位效应的条件稳定常数5.配位滴定曲线（1）滴定突跃及影响滴定突跃的因素（2）准确滴定的条件（3）配位滴定的最低pH值和酸效应曲线6.金属指示剂（1）金属指示剂的作用原理（2）金属指示剂应具备的条件（3）金属指示剂的封闭现象和僵化现象7.配位滴定的方式与应用（1）单组分的测定%1直接滴定法Bi3+, Fe3+, Zn2+, Pb2+, Cu2+, Ca2+, M「+等%1返滴定法A「+的测定%1置换滴定法AP+的测定（2）混合溶液的滴定①用控制的酸度方法消除干扰和用控制酸度的方法进行连续滴定C M .Kgy ,判断依据：7―-10实例：Bi3+（或Fe3+）, Pb2+（或Zn2+, Cu2+,）混合溶液滴定就+ （或Fe‘+）Fe3+, Al3+, Ca2+, Mg?+混合溶液滴定Fe’*、Al3+Bi3+（或Fe3+）＞ Pb2+（或Cu2+）和Zi?+的分别测定。
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配合物结构习题
选择题
1.关于配合物下列叙述中错误的是 A高自旋配合物的晶体场分裂能小于电子成对能 B 内轨型配合物比外轨型配合物稳定 C中心离子的未成对电子数越多，配合物的磁矩越大 D 凡配位数为4的配合物，中心离子的轨道杂化方式都 是sp3 2.某金属离子与弱场配位体形成的八面体配合物磁矩 μ=4.98B.M.，而与强场配位体则形成反磁性八面体 配合物，则该金属离子可能是 A Cr3+ B Mn2+ C Mn3+ D Fe2+
3下列配合物中属于外轨型配合物的是 A [Fe(CN)6]4- (μ=0B.M.) B NH4[Fe(EDTA)] (μ=5.91B.M.) C K3[Mn(CN)6] (μ=3.18B.M.) D [Cr(NH3)6]Cl3(μ=3.88B.M.)
简答题
1分别用价键理论和晶体场理论写出 [Fe(en)3]2+ (μ=5.5B.M.)的中心离子d电 子排布，试确定其空间构型，中心离 子轨道杂化方式，该配合物的类型。 计算其CFSE。 2确定下列配合物的配位数，并命名。 [Cu(NH3)4]SO4 K3[Fe(C2O4)3] [Cu(en)2]2+ [Ca(EDTA)]2[Co(NH3)4(H2O)2]2(SO4)3
第二篇
1 2 3 4 5 6
物质结构
四个量子数 多电子原子核外电子排布 元素性质周期性变化 VB理论、杂化轨道理论 VSEPR理论 MO理论
7 密堆积 8 三中典型的AB型离子晶体 9 半径比规则 10 Born-Lande公式
11 12 13 14 15 16 17
离子极化 分子极化 分子间作用力 氢键 层状晶体 配合物命名、配位数 CF理论、CFSE
简答题 １．BF3、NH3、H2O、PCl4+的键角由大到 小的顺序是什么？为什么？ ２．写出原子序号1-9的元素所形成的双原 子分子的分子轨道排布式，并指明哪些 分子不可能存在？哪些分子具有顺磁性？ ３．写出NO3- 、CO32- 、NO2- 、O3、SO2的 空间构型，指明其中心原子的杂化形式， 哪些有大π键。
2 p区元素
2.1 通性 2.2 乙硼烷、硼酸、硼砂、硼的卤化物 2.3 碳酸及其盐的溶解度、热稳定性、与 金属离子的反应 2.4 硅酸、硅的卤化物 2.5 锡、铅 2.6 硝酸、亚硝酸极其盐 2.7 磷的含氧酸及其盐 2.8 砷、锑、铋
2.9 2.10 2.11 2.12
过氧化氢 硫的含氧酸及其盐 卤素 p区元素性质变化规律
４．下列各组物质沸点高低顺序正确的是 A HI>HBr>HCl>HF B H2Te>H2Se>H2S>H2O C NH3>AsH3>PH3 D CH4>GeH4>SiH4 ５．下列叙述中错误的是 A单原子分子的偶极矩等于0 B 键矩愈大，分子的偶极矩也一定愈大 C 有对称中心的分子，其偶极矩等于0 D 分子的偶极矩是键矩的矢量和 ６．下列化合物中不能形成氢键的是 A NH3 B N2H4 C HNO3 D CH3OCH3
某原电池的一个半电池是由金属银浸在 1.0mol/L Ag+溶液中组成的，另一半电池 是由银片浸在才c(Br-)=1.0mol/L的AgBr饱 和溶液中组成的。后者为负极。测得电 池电动电势为0.728V。计算E°(AgBr/Ag) 和。
在空气存在下，将CuCl(s)加入氨水溶液中后， 生成了深蓝色的配合物[Cu(NH3)4]2+。已知 E°(O2/OH-)=0.4009V， E°(Cu2+/Cu)=0.1607V， K°sp(CuCl)=1.7×10-7， Kf°([Cu(NH3)4]2+) =2.3×1012。 写出化学反应方程式。 求该反应在298K时的标准平衡常数K°。
简答题
1．比较下列化合物的熔点 NaCl与RbCl; CuCl与NaCl; MgO与BaO； MgCl2与BeCl2 2 ．比较下列离子半径的大小 Mg2+与Ca2+ Fe2+与Fe3+ Cs+与Ba2+ F-与O23 Ag+与K+半径很接近，但KBr易溶于水， 而AgBr却难溶，为什么?
1.已知[Ni(NH3)4]2+的磁矩大于0，则其空间构型是 ， 中心离子的轨道杂化方式是 ；[Ni(CN)4]2-的 磁矩等于0，则其空间构型是 ，中心离子的轨 道杂化方式是 。 2 .已知Co3+的电子成对能P=21,000cm-1， [Co(H2O)6]3+的分裂能△o=18,600cm-1， [Co(NH3)6]3+的分裂能△o= 22,900cm-1。由晶体 场理论可知，[Co(H2O)6]3+的d电子排布方式 是 ，磁矩等于 ，晶体稳定化能= ； [Co(NH3)6]3+的d电子排布方式是 ，磁矩等 于 ，晶体稳定化能= 。
3 298K时，反应C(s)+CO2(g)→2CO(g)的热效 应为△rHm°,则反应的△Um 等于 (A) △rHm° (B) △rHm°-2.48KJ/mol (C) -△rHm° (D) △rHm°+2.48KJ/mol 4 下列反应中，反应摩尔焓变等于生成物的标 准摩尔生成焓的是 (A) CO2(g)+CaO(s)→2CaCO3(g) (B) 1/2H2(g)+1/2I2 (g)→HI(g) (C) H2(g)+ Cl2 (g)→2HCl(g) (D) H2(g)+ 1/2O2 (g)→H2O(g)
11 平衡移动
12 △rGm°=-RTlnK°
13 △rGm=△rGm°+RTlnJ
14 估算转变温度 15 van’t Hoff 方程式 16 标准状态
1 练习题 1下列物理量中属于状态函数的是 (A)△H (B)△G (C)S (D)Q 2下列热力学函数等于0的是 (A)△fHm°(金刚石，s) (B) △fGm°（I2,s） (C) Sm°(O2,g) (D) △fGm°（Br2,s）
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1. 考试时间：1月28日下午15:00-17:00 2. 答疑： *第22周周一至周四上午8:30-11:30 第二化学楼105房间 *或Email: ji_mingzhong@
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第三篇
1 s区元素
元素化学
1.1 氢化物 1.2 氧化物 1.3 氢氧化物 1.4 盐类变化规律
该反应在298K和标准状态下是否能自发反应？ 计算其平衡常数K1° （2）若已知△SmΘ（298K）＝-39.12 J· mol-1.K1。 求反应在373K时的标准平衡常数K °＝？ 2
7 石墨是碳的参考状态， 石墨的Sm°=5.740J· mol-1· K-1, 金刚石的△fHm°=1.897kJ· mol-1， △fGm°=2.900kJ· mol-1。 求金刚石的标准摩尔熵Sm° ， 这两种同素异形体哪个更有序？
2 练习题 原子结构习题 1．所谓原子轨道是指： A一定的电子云 B核外电子的概率 C一定的波函数 D某个径向分布函数
2．下列电子构型中，属于电子激发态的是 A1s22s12p1 B1s22s22p6 C1s22s22p63s2 D1s22s23s23p64s1
3．周期表中第五、第六周期的IVB、VB、VIB族元 素的性质非常相似，这是由于以下哪项导致的 A s区元素的影响 B p区元素的影响 C d区元素的影响 D 镧系元素的影响 4．下列各组量子数错误的是 A n=3 l=2 m=0 ms=+1/2 B n=2 l=2 m=-1 ms=-1/2 C n=4 l=1 m=0 ms=-1/2 D n=3 l=1, m=-1 ms=+1/2
第一篇 化学反应原理
一、热力学基础：
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理想气体状态方程式pV=nRT Dalton 分压定律 pi=xip 热力学第一定律 △U=Q+W 状态函数 焓 H=U+PV 标准摩尔生成焓△fHm° 标准摩尔熵Sm° 标准摩尔Gibbs生成焓△fGm° G=H-TS
9 盖斯定律 10 标准平衡常数 多重平衡
分子结构习题
填空题 1． SiF4中硅原子的轨道杂化方式是 ，该分子 中的键角是 ；SiF62-硅原子的轨道杂化方 式是 ，该离子中的键角是 。 2． 分子轨道是由 线性组合而成，这种组合 必须遵守的三个原则是 ， 和对称 性匹配。 ３．根据价层电子对互斥理论： ICl4-的空间构型是 ，中心原子采用 杂化 轨道成键；PCl5的空间构型是 ，中心原子 采用 杂化轨道成键。
二、化学平衡计算
1.酸碱平衡：质子酸碱理论， 2.配位平衡：电子酸碱理论 3.沉淀-溶解平衡：沉淀完全 4.氧化还原平衡：Nernst 方程 5.几种平衡的组合
若将20.0 mL的1.20 mol﹒L-1 AgNO3和30.0 mL的1.40 mol﹒L-1HAc混合,通过计算说 明,混合后有无AgAc沉淀的生成? (KaΘ(HAc)=1.75×10-5, KspΘ (AgAc) =4.4×10-3
3 d区元素
3.1 3.2 3.3 3.4 3.5 3.6 通性 铬 锰 铁、钴、镍 铜、银 锌、汞
3 练习题
固体结构习题
一、填空题 1石墨为层状晶体，每一层中每个碳原子采 用 杂化方式以共价键相连，未杂化的 轨道之间形成 键，层与层之间靠 相互连接在一起。 2 F2、Cl2、Br2、I2沸点高低顺序为 ，它 们都是 性分子，偶极矩为 ，分子 间作用力为 。
二、选择题
1．下列离子中，极化率最大的是 A K+ B Rb+ C Br- D I2．下列离子中，极化力最大的是 A Cu+ B Rb+ C Ba2+ D Sr2+ ３．下列晶格能大小顺序正确的是 A CaO>KCl>MgO>NaCl B NaCl>KCl>RbCl>SrO C MgO>RbCl>SrO>BaO D MgO>NaCl>KCl>RbCl