無機化學考研輔導

無機化學（理論部分）

相關知識點

1. 無機物（分子或離子）構型

（1）分子或離子

必須掌握的相關知識點：

①原子的電子構型（有要求記憶的）

②離子的電子構型及種類（如18e）

③原子、離子半徑的相對大小

④原子、離子電負性的相對大小。

⑤化學鍵的類型：σ鍵、π鍵、多中心鍵、離域π鍵、反饋鍵。

⑥鍵長、鍵角、電子對之間的排斥作用的相對大小。

⑦VSEPR、雜化軌道理論

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（2）配合物

①中心離子的電子構型

②配位體的種類（單、多基）、配位原子、配位數。

③組成、命名與異構

④雜化軌道類型與配位數（奇數罕見）、空間構型的對應關系。

⑤內外軌型、高低自旋與磁性、穩定性的對應關系。

⑥分裂能、成對能的相對大小。

⑦螯合物的定義和結構特點。理解螯合物具有特殊穩定性的原因。

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2. 物質的熔、沸點(包括硬度)

（1）與晶體類型有關，如原子晶體、

離子晶體、分子晶體，?金屬晶體。

（2）與氫鍵的存在有關。

3. 物質的穩定性：

①與總鍵能、晶格能的大小有關。

②熱力學穩定性、離子極化能力。

4. 物質的磁性：

（1）分子或離子

①需確定有無成單電子及數目多少。

②利用MO理論 （要求掌握雙原子分子軌道能級圖）

（2）配合物

①與外軌型、內軌型有關。

②確定高低自旋類型，即可確定。

③利用分裂能的大小確定。

5. 物質的顏色

①陽離子的電子能否產生d-d躍遷或 f-f 躍遷。

②陽離子的極化作用能否使陰離子產生荷移躍遷。

③互補色的概念。

6. 無機物溶解度

（1）離子晶體

①晶格能、水合熱的大小

②極化能力和變形性的大小

③陰陽離子的半徑差的大小

（2）共價化合物

主要利用相似相溶原則

A.??溶質與溶劑的極性相似

B.??溶質與溶劑的結構相似（氫鍵）

7. 物質的氧化還原性

①得失電子能力的大小（電極電勢）

②含氧酸根中鍵數目的多少

③溶液的濃度、溫度和酸、堿度

④掌握能斯特方程及其與自由能、平衡常數的定量關系

⑤掌握元素電勢圖及其應用

8. 化學反應方向

①鍵能變化及常見生成物的穩定性

②熱力學（熱、熵增）變化的趨勢

③利用軟硬酸堿理論判斷

④氧化還原能力的相對大小

⑤化學物種存在的條件（六價鉻、錳）

⑥水解反應規律（親核、親電）

⑦歧化反應規律（有無多變氧化態）

⑧酸堿反應規律（高酸低堿中具兩）

9. 鍵參數與分子的性質

①鍵的極性：與電負性差值有關

②鍵角：與中心原子的雜化類型、電子對之間的相互作用有關

③鍵長：與原子、離子半徑的大小、電荷的高低；極化能力、變形性的大小有關

④分子的磁性（有無成單電子及數目多少）

⑤分子極性（鍵的極性、分子空間構型的對稱性）

10.元素在周期表中的位置

①四個量子數的意義及取值規則

②核外電子的排布原理（構造原理）

③原子的價電子構型與周期、族、區以及常見氧化態的關系。

11. 溶液中有關質點濃度計算

①化學平衡，K的意義和性質

②電離平衡、沉淀-溶解平衡，氧化-還原平衡，配合-解離平衡

③熟練利用多重平衡規則

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12. 常見的基本概念

Lewis酸、堿；質子酸、堿；同離子效應；鹽效應；緩沖溶液；屏蔽效應；鉆穿效應；電負性；電離勢；電子親合勢；晶格能；鍵能；對角線規則；

惰性電子對效應；鑭系收縮。

13. 基本公式及計算

①理想氣體狀態方程；氣體擴散定律；摩爾分數；非電解質稀溶液依數性的計算。

②有效核電荷的計算（斯萊特規則）；

多電子原子中任一個電子的能量計算；利用Born—Haber循環間接計算晶格能等。

③有關化學熱力學的計算；吉-赫方程；反應的自由能變、平衡常數、電池電動勢三者間的關系。

④速率方程；Arrhenius 公式；反應級數的確定。

⑤要求熟練掌握有關所有的化學平衡計算；緩沖溶液的計算；對多重平衡要熟練使用多重平衡規則來計算對水解平衡還可以利用酸堿的質子理論來進行。

⑥能斯特方程；未知電對電極電勢的計算。

⑦配合物穩定常數應用及有關計算

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元素和化合物部分

（1）結構?

（2）性質????

要求重點掌握的是化學性質：

①常見的氧化態

②形態與顏色

③酸、堿性（利用不同的酸堿理論來綜合判斷）

④氧化還原能力的相對大小

⑤溶解性

⑥熱穩定性

⑦常見的反應現象

⑧常見的制備方法和用途

⑨掌握s區、p區、ds區的常見元素及化合物的基本性質。

⑩重點掌握d區中的：

A. 第一過渡系元素及基化合物的基本性質。

B. 側重V（顏色豐富）Mo、W（形成多酸）。

第一講 分子結構（molecular structure）

1-1 離子鍵理論

一. 基本要點

由于原子間發生電子轉移，生成正負離子，并通過靜電庫侖作用而形成的化學鍵稱為離子鍵。通常，生成離子鍵的條件是兩原子的電負性差大于1.7以上，由離子鍵形成的化合物叫做離子鍵化合物。

離子型化合物具有一些固有的特征，如它們都以晶體的形式存在，具有較高的熔、沸點，在熔融態或

水溶液中可導電等。

二、離子特征

1. 離子電荷:

是指原子在形成離子化合物過程中失去或獲得的電子數。正離子電荷通常是+1、+2、+3或+4；陰離子：-1、-2，而-3、-4的負離子一般都是含氧酸根離子或配陰離子。

2. 離子的電子構型

（1）2e構型：1s2，如Li+，Be2+

（2）8e構型：(n-1)ns2(n-1)p6：Na+，Mg2+，Ba2+等

（3）9~17e構型(n-1)ns2(n-1)p6(n-1)d1~9：Fe2+，Mn2+

（4）18e構型：(n-1)ns2(n-1)p6(n-1)d10：Cu+，Ag+，Zn2+等

（5）18+2e構型：(n-1)ns2(n-1)p6(n-1)d10ns2：Sn2+，Pb2+等

3. 離子半徑：（變化規律）

同一元素：

負離子 > 原子 > 低價正離子 >高價正離子

同族元素同價離子：

從上→下，半徑增大

同一周期：從左→右，半徑r↓

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三、晶格能（U）

1. 定義：指相互遠離的氣態正離子和負離子結合成1mol離子晶體時所釋放的能量絕對值，或1mol離子晶體解離成自由氣態離子所吸收的能量的絕對值。

2. 計算：晶格能不能用實驗直接測量，通常有兩種方法計算：

（1）庫侖作用能模型理論計算：

不用馬德隆常數的晶格能計算公式

?L0＝1.214×105×ν×????（1－34.5/r0）

r0 為離子的核間距；ν＝n＋＋n－????

其中n＋、n－分別是離子晶體化學式中正、負離子的數目

（2）玻恩—哈伯（Born—Haber）循環間接計算:

例：已知NaF(s)的生成焓，金屬Na的升華熱，Na的電離熱，F2的離解熱, F的電子親合能，試計算NaF的晶格能U。

四、離子極化

1. 基本概念

離子間除了庫侖力外，誘導力起著重要作用，因為陽離子具有多余的.......

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標簽：好帶無機化學老鳥