无机化学考研辅导 无机化学（理论部分） 相关知识点 1. 无机物（分子或离子）构型 （ 1 ）分子或离子 必须掌握的相关知识点： ①原子的电子构型（有要求记忆的） ②离子的电子构型及种类（如18e） ③原子、离子半径的相对大小 ④原子、离子电负性的相对大小。 ⑤化学键的类型： σ 键、 π 键、 多中心键、离域π键、反馈键。 ⑥键长、键角、电子对之间的排斥作用的相对大小。 ⑦ VSEPR 、 杂化轨道理论 （ 2 ）配合物 ①中心离子的电子构型 ②配位体的种类（单、多基）、配位原子、配位数。 ③组成、命名与异构 ④杂化轨道类型与配位数（奇数罕见）、空间构型的对应关系。 ⑤内外轨型、高低自旋与磁性、稳定性的对应关系。 ⑥分裂能、成对能的相对大小。 ⑦ 螯合物的定义和结构特点。理解螯合物具有特殊稳定性的原因。 2. 物质的熔、沸点 ( 包括硬度 ) （ 1 ）与晶体类型有关，如原子晶体、 离子晶体、分子晶体， 金属晶体。 （ 2 ） 与氢键的存在有关。 3 . 物质的稳定性： ①与总键能、晶格能的大小有关。 ②热力学稳定性、离子极化能力。 4 . 物质的磁性： （ 1 ）分子或离子 ①需确定有无成单电子及数目多少。 ②利用 MO 理论 （要求掌握双原子分子轨道能级图） （ 2 ）配合物 ①与外轨型、内轨型有关。 ②确定高低自旋类型，即可确定。 ③利用分裂能的大小确定。 5 . 物质的颜色 ①阳离子的电子能否产生 d-d 跃迁 或 f-f 跃迁。 ②阳离子的极化作用能否使阴离子产生荷移跃迁。 ③互补色的概念。 6 . 无机物溶解度 （ 1 ）离子晶体 ①晶格能、水合热的大小 ②极化能力和变形性的大小 ③阴阳离子的半径差的大小 （ 2 ）共价化合物 主要利用相似相溶原则 A. 溶质与溶剂的极性相似 B. 溶质与溶剂的结构相似（氢键） 7 . 物质的氧化还原性 ①得失电子能力的大小（电极电势） ②含氧酸根中键数目的多少 ③ 溶液的浓度、温度和酸、碱度 ④掌握能斯特方程及其与自由能、平衡常数的定量关系 ⑤掌握元素电势图及其应用 8 . 化学反应方向 ①键能变化及常见生成物的稳定性 ② 热力学（ 热、熵增） 变化的趋势 ③利用 软硬酸碱理论判断 ④氧化还原能力的相对大小 ⑤化学物种存在的条件（六价铬、锰） ⑥水解反应规律（亲核、亲电） ⑦歧化反应规律（有无多变氧化态） ⑧酸碱反应规律（高酸低碱中具两） 9 . 键参数与分子的性质 ① 键的极性：与电负性差值有关 ② 键角：与中心原子的杂化类型、电子对之间的相互作用有关 ③ 键长：与原子、离子半径的大小、电荷的高低；极化能力、变形性的大小有关 ④ 分子的磁性（ 有无成单电子及数目多少） ⑤ 分子极性（键的极性、分子空间构型的对称性） 10 . 元素在周期表中的位置 ① 四个量子数的意义及取值规则 ②核外电子的排布原理（构造原理） ③原子的价电子构型与周期、族、区以及常见氧化态的关系。 11 . 溶液中有关质点浓度计算 ① 化学平衡， K 的意义和性质 ② 电离平衡、沉淀 - 溶解平衡，氧化 - 还原平衡，配合 - 解离平衡 ③熟练 利用多重平衡规则 12 . 常见的基本概念 Lewis 酸、碱；质子酸、碱；同离子效应；盐效应；缓冲溶液；屏蔽效应；钻穿效应；电负性；电离势；电子亲合势；晶格能；键能；对角线规则； 惰性电子对效应；镧系收缩。 13. 基本公式及计算 ① 理想气体状态方程；气体扩散定律；摩尔分数；非电解质稀溶液 依数性的计算。 ② 有效核电荷的计算（斯莱特规则）； 多电子原子中任一个电子的能量计算；利用 Born—Haber 循环间接计算晶格能等。 ③ 有关化学热力学的计算；吉 - 赫方程；反应的自由能变、平衡常数、电池电动势三者间的关系。 ④ 速率方程； Arrhenius 公式；反应级数的确定。 ⑤要求熟练掌握有关所有的化学平衡计算；缓冲溶液的计算；对多重平衡要熟练 使用多重平衡规则来计算 对水解平衡还可以利用酸碱的质子理论来进行。 ⑥能斯特方程；未知电对电极电势的计算。 ⑦ 配合物稳定常数应用及有关计算 元素和化合物部分 （ 1 ）结构 （ 2 ）性质 要求重点掌握的是化学性质： ①常见的氧化态 ②形态与颜色 ③酸、碱性（利用不同的酸碱理论来综合判断） ④氧化还原能力的相对大小 ⑤溶解性 ⑥热稳定性 ⑦常见的反应现象 ⑧常见的制备方法和用途 ⑨掌握 s 区、 p 区、 ds 区的常见元素及化合物的基本性质。 ⑩重点掌握 d 区中的： A. 第一过渡系元素及基化合物的基本性质。 B. 侧重 V （颜色丰富） Mo 、 W （形成多酸）。 第一讲 分子结构 （molecular structure） 1-1 离子键理论 一. 基本要点 由于原子间发生电子转移，生成正负离子，并通过静电库仑作用而形成的化学键称为离子键。通常，生成离子键的条件是两原子的电负性差大于1.7以上，由离子键形成的化合物叫做离子键化合物。 离子型化合物具有一些固有的特征，如它们都以晶体的形式存在，具有较高的熔、沸点，在熔融态或 水溶液中可导电等。 二、离子特征 1. 离子电荷: 是指原子在形成离子化合物过程中失去或获得的电子数。正离子电荷通常是+1、+2、+3或+4；阴离子：-1、-2，而-3、-4的负离子一般都是含氧酸根离子或配阴离子。 2. 离子的电子构型 （1）2e构型：1s 2 ，如Li + ，Be 2+ （2）8e构型：(n-1)ns 2 (n-1)p 6 ：Na + ，Mg 2+ ，Ba 2+ 等 （3）9~17e构型(n-1)ns 2 (n-1)p 6 (n-1)d 1~9 ：Fe 2+ ，Mn 2+ （4）18e构型： (n-1)ns 2 (n-1)p 6 (n-1)d 10 ： Cu + ，Ag + ，Zn 2+ 等 （5）18+2e构型：(n-1)ns 2 (n-1)p 6 (n-1)d 10 ns 2 ： Sn 2+ ，Pb 2+ 等 3. 离子半径：（变化规律） 同一元素： 负离子 > 原子 > 低价正离子 >高价正离子 同族元素同价离子： 从上→下，半径增大 同一周期：从左→右，半径r↓ 三、晶格能（U） 1. 定义：指相互远离的气态正离子和负离子结合成1mol离子晶体时所释放的能量绝对值，或1mol离子晶体解离成自由气态离子所吸收的能量的绝对值。 2. 计算：晶格能不能用实验直接测量，通常有两种方法计算： （1）库仑作用能模型理论计算： 不用马德隆常数的晶格能计算公式 L 0 ＝1.214×10 5 ×ν× （1－34.5/r 0 ） r 0 为离子的核间距；ν＝n ＋ ＋n － 其中n ＋ 、n － 分别是离子晶体化学式中正、负离子的数目 （2）玻恩—哈伯（Born—Haber）循环间接计算: 例：已知NaF(s)的生成焓，金属Na的升华热，Na的电离热，F 2 的离解热, F的电子亲合能，试计算NaF的晶格能U。 四、离子极化 1. 基本概念 离子间除了库仑力外，诱导力起着重要作用，因为阳离子具有多余的.......
温馨提示：答案为网友推荐，仅供参考