无机化学教案
说明
一、课程教学的基本要求
本课程的教学环节包括课堂讲授，学生自学，讨论课、实验、习题、答疑和期中、期末考试。通过本课程的学习使学生掌握物质结构、元素周期律、化学热力学、化学平衡(酸碱平衡、沉淀溶解平衡、?氧化还原平衡，配合离解平衡)和化学反应速率等基本概念和基本理论知识；理解和掌握重要元素及其化合物的结构、性质、反应规律和用途，训练和培养学生科学思维能力和分析问题解决问题的能力，指导学生掌握正确的学习方法和初步的科学研究方法，帮助学生树立辨证唯物主义观点，为后继课程的学习打下坚实的基础。
二、教学方法、手段
主要运用启发式教学方法，注重在教学中实践“以学生为主体，以教师为主导”的素质教育指导思想，充分运用多媒体教学、网络教学等多元化、全方位的教学手段，努力提高教学质量。
三、考核方式
本课程分两学期讲授,第一学期讲授化学基础理论,第二学期讲授元素化学,每学期考核一次,考核成绩由平时成绩20%+期末考试(闭卷)成绩80%组成。四、学时分配（共计144学时）
五、目录
绪论 (4)
第1章原子结构和元素周期律 (4)
第2章分子结构 (9)
第3章晶体结构 (13)
第4章化学热力学基础 (23)
第5章化学平衡 (30)
第6章化学动力学基础 (32)
第7章水溶液 (36)
第8章酸碱平衡 (41)
第9章沉淀平衡 (51)
第10章电化学基础 (56)
第11章配合物与配位平衡 (66)
第12章氢和稀有气体 (73)
第13章卤素 (74)
第14章氧族元素 (80)
第15章氮磷砷 (87)
第16章碳硅硼 (97)
第17章非金属元素小结 (103)
第18章金属通论 (104)
第19章S区金属 (105)
第20章P区金属 (109)
第21章ds区金属 (114)
第22章d区金属（一） (121)
课程的主要内容
绪论学时1
[教学基本要求]
介绍本课程的学习内容、目的、任务和方法。
[重点与难点]
介绍本课程的学习内容
[教学内容]
一、化学研究对象
化学是研究物质组成、结构、性质和变化的科学；无机化学研究的对象、发展和前景，化学研究内容包括对化学物质的（1）分类（2）合成（3）反应（4）分离（5）表征（6）设计（7）性质（8）结构（9）应用。
二、化学发展简史
1、古代化学（17世纪中期）-实用和自然哲学时期（公元前后）、炼金术和炼丹时期（公元前后-公元1500年）、医化学时期（公元1500年-1700年）、燃素学说时期（公元1700-1774年）。
2、近代化学（17世纪后期）-提出了质量不灭定律、氧化理论、定比定律、倍比定律、当量定律、原子学说、分子学说、元素周期律等一系列理论。
3、现代化学（19世纪后期）
三、学习无机化学的方法。
第1章原子结构和元素周期律学时8
[教学基本要求]
掌握氢原子光谱，玻尔原子模型；了解核外电子运动的特殊性，理解波函数和电子云图形；掌握电子层、电子亚层、能级、能级组、电子云、原子轨道等概念，理解四个量子数的量子化条件及其物理意义；掌握近似能级图，按照核外电子排布原理，写出一般元素的原子电子构型；理解原子结构与元素周期律间的关系；掌握各类元素电子构型的特征；掌握电离能、电子亲合能、电负
性等概念，了解它们与原子结构的关系；通过了解人类对原子结构的认识历史，培养科学的思维方法。
[重点与难点]
重点：波函数和原子轨道，四个量子数，波函数的径向分布图和角度分布图，几率密度和电子云，电子云角度分布图。
难点：波函数的径向分布图和角度分布图，几率密度和电子云，电子云角度分布图。
[教学内容]
1-1原子
质量守恒定律、当量定律、定比定律、倍比定律、道尔顿原子论。
1-2相对原子质量
1.元素：具有一定核电荷数（核内质子数）的原子称为一种（化学）元素。
原子序数和元素符号
2.核素：具有一定质子数和一定中子数的原子称为一种核素。
元素单核素元素核素稳定核素
多核素元素放射性核素
核素符号、质量数，同位素和同位素丰度。
同位素丰度：某元素的各种天然同位素的分数组成（原子百分比）称为同位素丰度。
3.原子质量
以原子质量单位u为单位的某核素一个原子的质量称为该核素的原子质量，简称原子质量。1u = 12C原子质量的1/12。
核素的质量与12C的原子质量的1/12之比称为核素的相对原子质量。
4.元素相对原子质量（原子量）
相对原子质量测定方法
元素相对原子质量：原子量是指一种元素的1摩尔质量对核素12C的1摩尔质量的1/12的比值。
单核素元素：指该元素核素的相对原子质量。
元素相对原子质量
多核素元素：指该元素的天然同位素相对原子质量的加
权平均值。
相对分子质量和式量。
1-3原子的起源和演化（略）
1-4原子结构的玻尔行星模型
1.氢原子光谱
氢原子光谱，氢原子能级之间跃迁所发射或吸收的光谱。是最简单的原子光谱。到1885年已经观察到氢原子的14条谱线，其中较强的4条谱线Hα、Hβ、Hγ、Hδ在可见光区，J.J.巴耳末将它们的波长用经验公式表示。1890年J.R.里德堡把巴耳末写的公式改写成用波长的倒数表示，仍称巴耳末公式：
ν= R（1/n12-1/n22） n2＞n1或（波数）= 1/λ=R H（1/n12-1/n22）
R或R
称为里德堡常数，R＝3.289×1015s-1，R H =1.097×105cm-1。以后相继发现
H
了氢原子的其他谱线系，都可以用类似的公式表示。各谱线系分别为
＝1 n2＝2，3，4，…
莱曼系(1906)n
1
巴耳末系(1885)n1＝2 n2＝3，4，5，…
帕邢系(1908)n1＝3 n2＝4，5，6，…
布拉开系(1922)n1＝4 n2＝5，6，7，
2.玻尔理论
（1）电子不是在任意轨道上绕核运动，而是在一些符合一定条件的轨道（稳定轨道）上运动。量子化条件：P（轨道角动量）=mvr=nh/2π
（2）定态假设-基态和激发态
（3）跃迁规则：处于激发态的电子不稳定，可以跃迁到离核较近的轨道上，这时会以光子形式放出能量，即释放出光能。hν=E2-E1
利用玻尔理论计算原子轨道半径、轨道能量和里德堡常数。
1-5氢原子结构的量子力学模型
1. 波粒二象性
（1）光的二象性P=mc=mc2/c=E/c= hν/c=h/λ
（2）电子的波粒二象性λ=h/p=h/mv（德布罗意关系式）
2. 海森堡测不准原理Δx·Δp≥h/2π或Δx≥h/2πm·Δv
4. 氢原子结构的量子力学模型
（1）薜定谔方程(只简单介绍公式)
（2）波函数和原子轨道
（3）几率密度和电子云
（4）几率密度分布的几种表示法—电子云图，等几率密度面，界面图，径向几率密度图。
（5）波函数、电子云的径向分布图和角度分布图，几率径向分布图。
5.四个量子数
（1）主量子数n：表示原子中电子出现几率最大区域离核的远近，是决定电子能量高低的重要因素。决定电子层数。
（2）角量子数l：表示原子轨道或电子云的形状，表示同一电子层中具有不同状态的分层，与多电子原子中的电子的能量有关。从能量角度上看，这些分层常称为能级。En s＜Enp＜End＜Enf
（3）磁量子数m：表示原子轨道或电子云在空间的伸展方向。
（4）自旋量子数m s：
每一个电子层中，由于原子轨道形状的不同，可有不同的分层；又由于原子轨道在空间伸展方向不同，每一个分层中可有几个不同的原子轨道；每一个原子轨道中又可有两个电子处于自旋方向不同的运动状态。
1-6基态原子电子组态
1.多电子原子的能级、近似能级图（鲍林能级图和科顿能级图）
2.屏蔽效应和钻穿效应：由于其它电子对某一电子的排斥作用而抵消了一部分核电荷，从而使有效核电荷降低，削弱了核电荷对该电子的吸引，这种作用称为屏蔽作用或屏蔽效应。利用斯莱脱规则计算屏蔽常数和电子能量。
外层电子钻到内层空间而靠近原子核的现象，称为钻穿作用。钻穿作用越大的电子的能量越低。因电子的钻穿作用不同而使它的能量发生变化的现象，称为钻穿效应。
3. 原子核外电子排布（基态原子电子组态）规律
（1）构造原理—泡利原理、洪特规则、能量最低原理。
（2）原子的电子层结构
1-7元素周期系
1.原子结构与元素周期系的关系、元素周期律。
2. 元素周期表
长周期与短周期、主族与副族，原子的电子构型与元素的区分。
1-8元素周期性—元素性质及其变化的周期性
1. 原子半径
-同种元素的两个原子以共价单键连接时，它们核间距
的一半叫做原子的共价半径。
（1）原子半径金属半径-金属晶体中相邻两个互相接触的原子核间距的一半。
-两原子之间靠范德华力接近时原子间距的一半。（2）原子半径的周期性变化-在短周期中和长周期中的变化、镧系收缩、在同族中的变化。
2. 电离能—使某元素一个基态的气态原子失去一个电子形成正一价的气态离子时所需要的能量，叫做这种元素的第一电离能。
3. 电子亲合能—某元素一个基态的气态原子得到一个电子形成气态负离子时所放出的能量叫该元素的电子亲合能。
4. 电负性—把原子在分子中吸引电子的能力叫做元素的电负性。
鲍林电负性
电负性密立根电负性χ=1/2（I+E）
阿莱-罗周电负性χ=0.359Z﹡/r2 +0.744
5. 氧化态—氧化数是化合物中某元素所带形式电荷的数值。
第2章分子结构学时8
[教学基本要求]
掌握离子键和共价键理论的基本内容；理解物质性质与其分子结构的关系；定性了解同核双原子分子的分子轨道理论；掌握化学键、分子间力和氢键的概念、特征，搞清价键力、分子间力和氢键的区别。
[重点与难点]
重点：共价键理论，杂化轨道理论。
难点：杂化轨道理论，共轭大π键。
[教学内容]
2-1路易斯结构式
2-2 价键理论（一）-电子配对法（VB法）
1. 成键的原理
①电子配对原理：两原子如各有一个自旋相反的未成对电子，它们可以互相配对形成稳定的共价单键，这对电子为两个原子所共有。如各有两个或三个未成对的电子，则自旋相反的单电子可两两配对形成共价双键或三键。
②能量最低原理：电子配对以后会放出能量，使体系的能量降低。
③原子轨道最大重叠原理：键合原子间形成化学键时，成键电子的原子轨道一定要发生重叠，从而使键合原子中间形成电子云较密集的区域。
2.共价键的特点—共价键的饱和性和方向性、。
2.共价键类型—σ键、π键、配位键。
2-3价层电子互斥模型（VSEPR）
1. VSEPR的基本要点
（1）在AXm型分子中，中心原子A的周围配置的原子或原子团的几何构型，主要决定于中心原子价电子层中电子对的互相排斥作用，分子的几何构型总是采取电子对相互排斥最小的那种结构。
（2）电子对相互排斥作用大小取决于电子对的数目、类型和电子对之间的夹角。
①如A与X之间是通过两对电子或三对电子结合而成，可把双键或三键作为一
个电子对来看待。②电子对之间的夹角越小排斥力越大。③不同电子对之间斥力大小顺序：孤电子对-孤电子对＞孤电子对-成键电子＞成键电子-成键电子
叁键＞双键＞单键
2.判断共价分子结构的一般规则
（1）确定电子对数：中心原子A的价电子层中总电子对数=1/2[A原子价电子数+配位体X提供电子数（X氧化数×X原子个数m）+（-）离子电荷数] （2）确定电子对的理想几何构型。
（3）确定分子稳定结构。
2-4价键理论
（二）-杂化轨道理论
1. 杂化轨道理论要点
（1）在形成分子时，由于原子间的相互作用，若干不同类型的、能量相近的原子轨道混合起来，重新组成一组新的轨道，这种轨道重新组合的过程叫杂化，所形成的新轨道称为杂化轨道。
（2）杂化轨道的数目与组成杂化轨道的各原子轨道的数目相等。
（3）凡是由不同类型的原子轨道混合起来，重新组合成一组完全等同（能量相等、成分相同）的杂化轨道，这种杂化叫等性杂化。凡是由于杂化轨道中有不参加成键的孤电子对的存在，而造成不完全等同的杂化轨道，这种杂化叫不等性杂化。
（4）杂化轨道成键时，要满足原子轨道最大重叠原理。不同类型杂化轨道成键能力的大小次序如下：s p＜sp2＜sp3＜dsp2＜sp3d＜sp3d2
（5）杂化轨道成键时，要满足化学键间最小排斥原理。键角越大化学键之间的排斥能越小。
2-5共轭大π键
2-6等电子体原理
2-7分子轨道理论
1.分子轨道理论的基本要点
（1）在分子中电子不从属于某些特定的原子，而是在遍及整个分子范围内运动，每个电子的运动状态可以用波函数ψ来描述，ψ称为分子轨道，ψ2为分子中的电子在空间各处出现的几率密度或电子云。
（2）分子轨道是由原子轨道线形组合而成的，分子轨道数目同互相化合原子的原子轨道数目相同。
（3）每一个分子轨道ψ
i 都有一相应的能量E
i
和图象，根据分子轨道的对称性
不同，可分为б轨道和π轨道。
（4）分子轨道中电子的排布也遵从原子轨道电子排布的同样原则。
2.原子轨道线形组合的类型和原则
（1）成键轨道和反键轨道—由两个符号相同的波函数的叠加（即原子轨道相加重叠）所形成的分子轨道，由于在两核间几率密度增大，其能量较原子轨道的能量低，称为成键分子轨道。而由两个符号相反的波函数的叠加（即原子轨道相减重叠）所形成的分子轨道，由于在两核间几率密度减小，其能量较原子轨道的能量高，称为反键分子轨道。
（2）组成分子轨道三原则—对称性原则，最大重叠原则和能量近似原则
3.简单双原子分子轨道能级图，分子轨道中的电子排布。
2-8共价分子的性质
1. 键级键级=（成键电子数-反键电子数）/2，键级的大小说明两个相邻原子间成键的强度。
2.键能、键离解能、键离解焓。
在0K下，将处于基态的双原子分子AB拆开成基态A和B原子时，所需要的能量叫AB分子的键离解能，用D（A-B）表示。双原子分子的键离解能就是键能E，多原子分子键能是键离解能的平均值。而在标准气压和298K下，D （A-B）则为键离解焓。键能越大，化学键越牢固，含有该键的分子就越稳定。
3.键角—分子中键和键之间的夹角叫做键角。
4.键长—分子中两个成键原子核间的平衡距离叫做键长。键长越短，键越强。
5.键的极性与分子的极性
非极性共价键：成键电子不偏移，同种原子间形成的键。（1）共价键极性共价键：成键电子偏向吸引电子能力强的原子一方。
在极性共价键中，成键原子的电负性差越大，键的极性也越大。
（2）极性分子和非极性分子
非极性分子：分子中正、负电荷重心重合在一起，电荷分布均匀对称。分子
极性分子：分子中正、负电荷重心不重合，电荷分布不均匀对称
分子偶极矩，分子的磁性，。
2-9分子间力
1. 范德华力及其特点
永久偶极：极性分子中的固有偶极
（1）分子偶极诱导偶极：在外电场影响下所产生的偶极
取向力：靠永久偶极而产生的相互作用力
（2）范德华力诱导力：诱导偶极同极性分子的永久偶极间的作用力
2. 氢键
氢键的形成与本质，氢键可用X—H…Y表示，X和Y代表F，O，N等电负性大，带孤电子对且半径小的原子。
氢键的方向性和饱和性；分子间力和氢键对物质性质的影响。
第3章晶体结构学时4
[教学基本要求]
掌握各类晶体的特征；掌握晶体类型与物质性质的关系；掌握晶格能和原子化热的概念及有关应用；理解离子极化概念及其应用；了解原子半径、离子半径的定义及其对化合物性质的影响。
[重点与难点]
重点：晶胞基本特征，离子晶体及结构模型。
难点：离子的极化作用和变形性，离子的极化率，金属晶体的紧密堆积模型。[教学内容]
3-1晶体
1.晶体的宏观特征
晶体的本质特征是自范性（晶体能够自发地呈现封闭的规则凸多面体的外形），宏观特征有对称性、均一性和各向异性，晶体有固定的熔点。
晶体分为单晶（单一的晶体多面体）；双晶（两个体积大致相当的单晶按一定规则生长）；晶簇（单晶以不同取向连在一起）；多晶（看不到规则外形的晶态质）。
晶体符合晶面夹角不变定律。
2. 晶体的微观特征－平移对称性
在晶体中原子呈现周期性的整齐排列。对于理想的完美晶体，这种周期性是单调的，不变的。这是晶体的普遍特征，叫做平移对称性。宏观晶体的规则外形正是晶体的微观特征的体现。
3-2 晶胞
1. 晶胞基本特征
晶体的解理性：用锤子轻击具有整齐外形的晶体（如方解石），会发现晶体劈裂出现的新晶面与某一原晶面是平行的，这种现象叫晶体的解理性。
晶胞是晶体中具有代表性的基本重复单位。整个晶体是由完全等同的晶胞无隙并置的堆积而构成的。
晶胞包括二个要素：一是晶胞的大小、型式，另一是晶胞的内容。晶胞的大小、型式由a、b、c三个晶轴及它们间的夹角α、β、γ所确定。晶胞的内容由组成晶胞的原子或分子及它们在晶胞中的位置所决定。
晶胞具有平移性。
可以选为晶胞的多面体很多，三维的“习用晶胞”是平行六面体，叫做布拉维晶胞。
2. 布拉维系
布拉维晶胞的边长与夹角叫晶胞参数。共有7种不同几何特征的三维晶胞，称为布拉维系(Bravais system)。
立方cubic (c) a=b=c，α=β=γ=90°
四方tetragonal (t) a=b≠c, α=β=γ=90°
六方hexagonal (h) a=b≠c, α=β=90°, γ=120°
正交orthorhomic (o) a≠b≠c, α=β=γ=90°
单斜monoclinic (m) a≠b≠c, α=γ=90°, β≠90°
三斜anorthic(a) a≠b≠c, α≠β≠γ
菱方rhombohedral(R) a=b=c，α=β=γ
3. 晶胞原子的坐标与计数
原子坐标：通常用向量xa+yb+zc中的x，y，z组成的三组数来表达晶胞中原子的位置。原子坐标绝对值的取值区间为1 > | x(y, z) | ≥0。
原子坐标平均每个晶胞中的原子个数
0, 0, 0 （晶胞顶点）8×1/8=1
1/2, 1/2, 1/2（晶胞体心） 1
1/2, 0, 1/2 （晶胞面心）2×1/2=1
1/2, 0, 0（晶胞棱边中心）4×1/4=1
4. 素晶胞与复晶胞
晶胞是描述晶体结构的基本单元，分为素晶胞和复晶胞。
素晶胞(P)：是晶体微观结构中的最小基本单元，不能再小。素晶胞中的原子集合相当于晶体微观空间原子作周期性平移的最小集合，叫做结构基元。。
体心晶胞（2倍体），符号I；
复晶胞面心晶胞（4倍体），符号F；
（素晶胞的多倍体）底心晶胞（2倍体），符号A(B﹑C)
体心晶胞的特征是晶胞内任一原子作体心平移[原子坐标+(1/2, 1/2, 1/2)]必得到与它完全相同的原子。
面心晶胞的特征是可作面心平移，即所有原子均可作在其原子坐标上+1/2, 1/2, 0; 0, 1/2, 1/2; 1/2, 0, 1/2的平移而得到周围环境完全相同的原子。
底心晶胞的特征是可作底心平移，即晶胞中的原子能发生如下平移：+1/2, 1/2, 0，称为C底心；+0，1/2，1/2，称为A底心；+1/2，0，1/2，称为B底心。底心平移是指只能发生其中一种平移。
3-3 14种布拉维点阵型式
3-4 金属晶体
1. 金属键
金属晶体中原子之间的化学作用力叫做金属键。金属键是一种遍布整个晶体的离域化学键。金属晶体是以金属键为基本作用力的晶体。
金属键无方向性，无固定的键能，金属键的强弱和自由电子的多少有关，也和离子半径、电子层结构等有关。
2. 原子化热与金属键
金属键的强度可以用原子化热等来衡量。金属原子化热是指 1 mol 金属变成相互远离的气态原子时吸收的热量。金属原子化热数值小时，其熔点低，质地软；反之则熔点高，硬度大。
例如Na Al
原子化热108.4 kJ?mol－1326.4 kJ?mol－1
m.p. 97.5 ℃660 ℃
b.p. 880 ℃1800 ℃
3. 电子气理论
经典的金属键理论叫做“电子气理论”。它把金属键形象地描绘成从金属原子上“脱落”下来的大量自由电子形成可与气体相比拟的带负电的“电子气”，金属原子则“浸泡”在“电子气”的“海洋”之中。
4. 能带理论
（1）能带理论基本要点：
①金属原子单独存在时的能级(1s、2s、2p…)在n个原子构成的一块金属中形成相应的能带(1s、2s、2p…)；一个能带就是一组能量十分接近的分子轨道，其总数等于构成能带的相应原子轨道的总和。
②按能带填充电子的情况不同，可把能带分为满带（价带），空带和导带三类。
以Li 为例，1s2 2s1 2p0，1s 轨道充满电子，故组成的能带充满电子，称为满带。2s 轨道电子半充满，组成的能带电子也半满，称为导带。2p 能带中无电子，称为空带。
③能带与能带之间存在能量的间隙，简称带隙，又叫“禁带宽度”。可分为三类：带隙很大，带隙不大，没有带隙（相邻两能带在能量上重叠）。
（2）能带理论的应用
①对金属导电的解释：
第一种情况：金属具有部分充满电子的能带，即导带，在外电场作用下，导带中的电子受激，能量升高，进入同一能带的空轨道，沿电场的正极方向移动，同时，导带中原先充满电子的分子轨道因失去电子形成带正电的空穴，沿电场的负极移动，引起导电。
第二种情况：金属的满带与空带或满带与导带之间没有带隙，是重叠的，电子受激从满带进入重叠着的空带或者导带，引起导电。
②解释导体、半导体和绝缘体以及其它性质。
5.金属晶体的特点—导电性、导热性、延展性、具有金属光泽。
6.金属晶体的堆积模型
把金属晶体看成是由直径相等的圆球状金属原子在三维空间堆积构成的模型叫做金属晶体的堆积模型。
（1）体心立方堆积
金属原子分别占据立方晶胞的顶点位置和体心位置，空间占有率68.02% 。（2）简单立方堆积
金属原子只占据立方晶胞的顶点位置，空间占有率52.36% ，是不稳定的堆积方式。
（3）六方最密堆积
金属原子是AB AB堆积方式，在第一层中，最紧密的堆积方式，是一个球与周围6 个球相切，在中心的周围形成6个凹位。第二层是将球对准第一层的
1，3，5 位(或对准2，4，6 位)。第三层是将球对准第一层的球，于是每两层形成一个周期，形成六方紧密堆积。
（4）.面心立方最密堆积
第一、二层中堆积方式和六方最密堆积相同，第三层是将球对准第一层的2，4，6 位，不同于AB 两层的位置，这是C 层。第四层再排A，于是形成ABC ABC 三层一个周期。
3-5离子晶体
1.离子
（1）离子电荷与价电子层构型：
2e构型、8e构型（s区、p区及部分d区原子）
离子价电子层构型18e构型、（18+2）e构型（ds区、p区原子）
（9-17）e构型（d区原子）
（2）离子半径—以正负离子核间距计算离子半径（d=r1+r2）
离子半径变化规律：①同族元素相同电荷数的离子半径自上而下依次增大；②同周期主族元素从左到右随正离子电荷数增大，离子半径依次减小；③同一元素形成不同电荷正离子时，高价离子半径小于低价离子半径；④周期表中处于相邻族的左上方和右下方斜对角线上的正离子半径近似相等。如Na+和Ca2+。（3）离子的极化作用与变形性：在离子产生的电场作用下，使带有异号电荷的相邻离子的电子云发生变形，这一现象称离子极化。离子本身带有电荷，故当离子靠近时，必然会使其它离子或原子的电子云发生形变，产生诱导电场。同时，离子本身的电子云在与其它离子接近时也会产生形变。故任何离子都会极化其它离子，同时又会被其它离子所极化而变形。
离子极化的强弱决定于离子的极化力和变形性。极化力是指离子产生的电场强度，主要取决于①离子的电荷—电荷高极化力大；②离子的半径—半径小极化力大；③离子的电子构型：18e，（18+2）e＞（9-17）e＞8e。
变形性是指离子在电场的作用下，电子云发生变形的难易，主要取决于①离子电荷—负离子电荷高变形性大，正离子电荷高变形性小；②离子的半径—简单
离子半径大变形性大，复杂阴离子的变形性通常不大，而且离子对称性高，中心原子氧化数又高的离子，其吸引电子能力强，故变形性小。
ClO
4–< F –< NO
3
– < OH– < CN– < Cl– < Br– < I –③离子的电子构型—18e、
（9-17）e＞8e。
（4）相互极化作用（或附加极化作用）
由于阴离子的极化作用一般不显著，阳离子的变形性又较小，所以通常只考虑阳离子对阴离子的极化作用。但是当阳离子也容易变形时，往往会引起阴、阳离子相互的附加极化效应，从而加强了它们之间的引力。
（5）离子的极化率。
（6）离子极化对化合物性质的影响
①化学键—离子间相互极化的结果，使正负离子的电子云发生变形而导致原子轨道部分重叠，即离子键向共价键过渡，极化作用增强，键的共价性增强。如Na2O、MgO、Al2O3、SiO2，随电荷数增加，离子极化能力加强，到SiO2已由离子晶体过渡为共价型的原子晶体；而P2O5、SO3、Cl2O7则属于分子晶体。
②化合物的熔、沸点—随极化作用增强，晶型由离子晶体逐渐变为分子晶体，熔点依次降低。
③颜色—离子极化使价层电子能级差降低，光谱红移，颜色加深。如NiCl2、NiBr2、NiI2的颜色分别为黄褐色、棕色和黑色。ZnS、CdS、HgS颜色分别为白色、黄色和红(黑)色。
④溶解度降低—离子的相互极化导致离子键向共价键过渡，使化合物在水中的溶解度变小。由于偶极水分子的吸引，离子键结合的无机化合物一般可溶于水，而共价型的无机晶体难溶于水。
⑤晶格类型
极化使阳离子部分进入阴离子电子云(共价)，降低阴阳离子半径之比，从而降低配位数。如CdS，阴、阳离子半径比为0.53，应属于NaCl型，但实际为ZnS型。
2.离子键
离子键理论：由于原子间发生电子转移，形成正、负离子，并通过静电作用而形成的化学键就叫离子键。离子键的形成及其能量变化。
离子键的特征与本质：离子键没有方向性和饱和性，键的离子性与元素的电负性有关，用离子性百分数来表示键的离子性和共价性的相对大小。若两原子电负性差值（ΧA-ΧB）＞1.7，则形成离子键；若ΧA-ΧB＜1.7，则形成共价键。
3. 晶格能
离子键的强度可用键能和晶格能表示。
（1）键能—指1 mol气态“离子键分子”变成气态中性原子所吸收的能量，用Ei 表示。键能Ei 越大，表示离子键越强。
NaCl ( g ) →Na ( g ) + Cl ( g ) Ei =450 kJ/mol
（2）晶格能—指将1 mol 离子晶体里的正负离子完全气化而远离所需要吸收的能量，用U表示。晶格能U越大，离子键越强。
NaCl ( s ) →Na + ( g ) + Cl－( g ) U = 786 kJ/mol
（3）影响晶格能的因素—①离子的电荷(晶体结构类型相同时)，电荷越高，晶格能越大，例：U(NaCl)
（4）晶格能对物质性质的影响
晶格能U 越大，晶体中的离子键越强，晶体的熔点越高，硬度越大。晶格能大小还影响离子晶体在水中的溶解度、溶解热等性质。
（5）晶格能计算—利用玻恩－哈伯循环法进行计算。
4.离子晶体结构模型
（1）概述
最典型的五种类型的离子晶体是NaCl型，CsCl型，ZnS型(闪锌矿型)，CaF2型(萤石型)和CaTiO3型(钙钛矿型) 。许多离子晶体的结构都可以看作是某种典型结构的类型或它的相关型。
离子晶体的结构可通过5个角度分析：a. 晶胞类型；b. 离子坐标；c. 堆积－填隙模型；d. 配位多面体模型；e. 对称性。
中山大学1999—2000考研《无机化学》真题（含答案）
考试科目：无机化学；专业：无机化学、分析化学、有机化学、物理化学；研究方向：以上各专业所有方向 （考生注意：全部答案必须写在答卷纸（簿）上，写在试题上无效，答案要注明题号，不用抄题。） 一.选择题（共10分）。（请标明题次，并把所选答案前的字母写在答卷纸上） 1. 根据“酸碱质子理论”，都属于“两性电解质”的是 A.HAc,H2O,HPO42-; B.HF,F-,HSO4-; C.HCO3-,CO32-,HS-; D.OH-,H2PO4- ,NH4+ 2.在相同温度下， 2H2(g)+S2(g)=2H2S(g) KP1 2Br2(g)+2H2S(g)=4HBr(g)+S2(g) KP2 H2(g)+Br2(g)=2HBr(g) KP3 则KP2= A.KP1*KP3 B.2KP3*KP1 C.KP1/(KP3)2 D(KP3)2/KP1 3. 下列电对中Φθ，最小的是 A.Ag+/Ag; B.AgBr/Ag; C.Ag(NH3)2+/Ag; D.Ag(CN)2-/Ag 4. 某反应速度常数K的量纲为dm3.mol-1.s-1,该反应是 A.一级反应； B. 三级反应； C. 二级反应； D.1/2级反应 5. 下列卤化物中，共价性最强的是 A. LiI; B. BeI2 C.LiCl D.MgI2 6. 单键键能正确的大小顺序是 A.O-----O>S-S>Se-Se B.O-O>S-S>Se-Se C. O-O>S-S>Se-Se D. O-O>S-S>Se-Se 7 以Cr2O3为原料制备铬酸盐，应选的试剂是 A.Cl2; B.H2O2; C.KOH和KClO D.浓HNO3 8. 下列盐中，属于正盐的是 A.NaH2PO2 B.NaH2PO3 C.Na2HPO4 D.NaH2PO4 9. 既能溶于Na2S溶液，又能溶于Na2S2溶液的硫化物是 A.ZnS B.As2S3 C.CuS D.HgS 10. 下列含氧酸Ka1变化顺序不正确的是 A. HBrO4>HClO3>HClO B. H3SO4>H2P2O7>H3AsO4 C. H2SO4>H2SeO4>H6TeH6 D. HClO3>HIO3>H5IO6 二、填空题（共28分）（请按空格上的序号在答卷纸上写出相应的答案）
P区元素（1） 1.试用分子轨道理论描述下列各物种中的键、键级和磁性（顺磁性、逆磁性）和相对稳定 性。 （1）O2+（二氧基阳离子） （2）O2 （3）O2-（超氧离子） （4）O22-（过氧离子） 解:见下表 物 种 分子轨道键键级磁性相对稳定性 O2+ KK（σ2s）2（σ2s*） 2（σ2p）2(П2p)4 (П2py*)11( П2pz*)0一个σ键 一个二电子П键， 一个三电子П键 2.5 顺依次减小 O2KK（σ2s）2（σ2s*）2（σ2p）2(П2p)4 (П2py*)1( П2pz*)1一个σ键 二个三电子П键 2 顺 O2-KK（σ2s）2（σ2s*）2（σ2p）2(П2p)4 (П2py*)1( П2pz*)1一个σ键 一个三电子П键 1.5 顺 O22-KK（σ2s）2（σ2s*） 2（σ2p）2(П2p)4 (П2py*)1( П2pz*)2 一个σ键 1 逆 2. 重水和重氧水有何差别？写出它们的分子式。它们有何用途？如何制备？ 答:重水:D2O；重氧水: ；重水是核能工业常用的中子减速剂，重氧水是研究化学反应特别是水解反应机理的示踪剂。 3. 解释为什么O2分子具有顺磁性，O3具有反磁性？ 答：根据O2分子的分子轨道式KK（σ2s）2（σ2s*）2（σ2p）2(П2p) 4(П2py*)1( П2pz*)1
分子中两个П2p反键轨道各有一单电子，因此它具有顺磁性。 在O3分子中，每个氧原子各用一个P轨道组成一个成键П轨道，一个反键П轨道，一个非键П轨道，其中4各P电子，两个进入成键П轨道，两个进入非键П轨道，П键键级为一，分子没有成单电子，所以分子具有反磁性。 4.在实验室怎样制备O3？它有什么重要性？ 5.答:在实验室里制备臭氧主要靠紫外光(<185nm)照射氧或使氧通过静电放电装置而获得 臭氧与氧的混合物,含臭氧可达10%。臭氧发生器的示意图见图13-10。它是两根玻璃套管所组成的,中间玻璃管内壁镶有锡锚,外管外壁绕有铜线,当锡箔与铜线间接上高电压时,两管的管壁之间发生无声放电(没有火花的放电),02就部分转变成了03 6. 7.油画放置久后为什么会发暗、发黑？为什么可用H2O2来处理？写出反应方程式。 8.答:油画放置久后会变黑，发暗，原因是油画中的白色颜料中含PbSO4，遇到空气中的 H2S会生成PbS造成的。PbSO4+H2S=PbS（黑）+H2SO4 用H2O2处理又重新变白，是因为发生以下反应H2O2=PbSO4+H2O2 6. 比较氧族元素和卤族元素氢化物在酸性、还原性、热稳定性方面的递变性规律。 答:氧族元素的氢化物有H20,H2S,H2Se,H2Te 卤族元素的氢化物有HF,HCl,HBr,HI (1)酸性 H20
大学无机化学第十三章试题及答案
第十四章碳族元素 总体目标： 1.掌握碳、硅单质、氢化物、卤化物和含氧化物的性质和制备 2.了解硅酸和硅酸盐的结构与特性 3. 了解锗、锡、铅单质、氧化物、氢氧化物的性质 各节目标： 第一节碳单质及其化合物 1.了解单质碳的结构、同素异形体和性质 2.掌握CO、CO2的结构、性质、制取和用途；碳酸的酸性；碳酸盐的水解性和热稳定性。 第二节硅单质及其化合物 1.掌握单质硅的结构、性质和制取 2.掌握SiO2的结构和性质 3.了解硅酸的酸性；硅酸盐的结构和性质；A型分子筛的结构和实际应用 4.掌握硅烷的制备、热稳定性、还原性和水解性 5.了解卤化硅的制备和性质 第三节锗、锡、铅 1.了解锗、锡、铅单质的性质；氧化物、氢氧化物的酸碱性 2.掌握Sn(Ⅱ)的还原性、水解性和Pb(Ⅳ)的氧化性、Pb(Ⅱ)盐的溶解性，从而掌握高价化合物氧化—还原的变化规律。 习题 一选择题 1.石墨晶体中层与层之间的结合力是( ) (吴成鉴《无机化学学习指导》) A．金属健 B.共价健 C.范德华力 D.离子键 2.碳原子之间能形成多重键是因为( ) (吴成鉴《无机化学学习指导》)
A ．碳原子的价电子数为4 B.碳原子的成键能力强 C.碳原子的半径小 D.碳原子有2p 电子 3.下列碳酸盐与碳酸氢盐，热稳定顺序中正确的是( ) A.NaHCO 3
中山大学 无机化学（上）期中考查试卷 化学、材料化学、临床医学专业2006级2006年11月27日 姓名: 班别: 学号: 一、选择题:请把正确答案的字母填在各小题前的( )内。(共15分) ( ) 1. NH4NO3固体溶解于水中，溶液变冷，该过程的?G、?H、?S的符号依次为 A. +，-，- ; B. -，+，+ ; C. +，+，- ; D. -，+，- ( ) 2. 关于“物质的量”，不正确的表述是 A. 0.60 mol O2 ; B. 2.63 mol Fe0.91S ; C. 2.0 mol 硫酸铜; D. 3.7 ? 10-4 mol Hg2Cl2 ( ) 3. 对于任意循环过程，不正确的表述是 A. ?G = 0, ?H = 0, ?S = 0; B. ?U = 0, ?G = 0, ?S = 0 ; C. ?G < 0, ?S = 0, ?H = 0; D. ?S = 0, ?H = 0, W = -Q ( ) 4. (1) 2 H2(g) + S2(g) = 2 H2S(g)K1 (2) 2 Br2(g) + 2 H2S(g) = 4 HBr(g) + S2(g)K2 (3) H2(g) + Br2(g) = 2 HBr(g)K3 同一温度，上述各反应平衡常数之间的关系是
A. K3= K1× K2； B. K3= K1/ K2； C. K3= (K1×K2)2； D. K3= (K1 ×K2)1/2 ( ) 5. 任何温度下均自发的过程是 A. ?H < 0, ?S > 0 ; B. ?H > 0, ?S > 0 ; C. ?H < 0, ?S < 0 ; D. ?H > 0, ?S < 0 ( ) 6. 根据“酸碱质子理论”, 不属于“共轭酸碱对”的是 A. NH3, NH4+ ; B. HAc, H2Ac+ ; C. H3O+, OH- ; D. H2PO4-, HPO42- ( ) 7. 欲配制pH = 3.70的缓冲溶液, 最好选取下列哪一种酸及其钠盐(共轭碱) A. H3PO4, K a1 = 7.5 ? 10-3 ; B. H2CO3, K a1 = 4.3 ? 10-7 ; C. HCOOH, K a= 1.8 ? 10-4 ; D. HAc, K a= 1.8 ? 10-5 ( ) 8. H2CO3(aq)在298 K的K a1 = 4.3 ? 10-7, K a2= 5.6 ? 10-11. 该温度下饱和H2CO3(aq)中[CO32-]r约等于 A. 0.10 ; B. 0.050 ; C. 5.6 ?10-11 ; D. 4.3 ?10-7 ( ) 9. 已知298 K，H2CO3(aq)的K a2 = 5.6 ? 10-11, 则0.10 mol?dm-3 Na2CO3溶液的pH = A. 2.22; B. 9.50; C. 10.32; D. 11.78 ( ) 10. 某反应的速率常数k的量纲是s-1, 该反应属于 A. 零级反应; B. 一级反应; C. 二级反应; D. 三级反应( ) 11. 已知: C(石墨) + O2(g) = CO2(g), ?H1 ?= -393.5 kJ?mol-1, CO(g) + 1/2 O2(g) = CO2(g) , ?H2 ?= -283.0 kJ?mol-1;
D区元素（1） 1.钛的主要矿物是什么？简述从钛铁矿制取钛白得反应原理。 解：钛的主要矿物有钛铁矿FeTiO2 反应原理： FeTiO3 + 2H2SO4 = TiOSO4 + FeSO4 + 2H2O TiOSO 4 + 2H2O =TiO2?H2O↓ + H2SO4 TiO2?H2O = TiO2 + H2O 2.解释TiCl3和[Ti(O2)OH(H2O)4]+ 有色得原因。 解：TiCl3显色是因为产生了电核跃迁，[Ti(O2)OH(H2O)4]+有色是因为O22-离子变形性较强，d—d跃迁所引起。 3.完成并配平下列反应方程式。 （1）Ti + HF → （2）TiO2 + H2SO4→ （3）TiCl4 + H2O → （4）FeTiO3 + H2SO4→ （5）TiO2 + BaCO3→ （6）TiO2 + C + Cl2→ 解：(1) Ti + 5HF = H2TiF6 + 2H2↑ (2)TiO2 + H2SO4 = TiOSO4 + H2O (3)TiCl4 + 2H2O = TiO2 + 4HCl (4)FeTiO3 + 2H2SO4 = TiOSO4 + FeSO4 + 2H2O (5)TiO2+ BaCO3 = BaTiO3 + CO2↑ (6)TiO2 + 2C + 2Cl2 = TiCl4+ 2CO↑ 4.完成下列反应 （1）TiI4在真空中强热； （2）FeTiO3和碳得混合物在氯气中加热；
（3） 向含有TiCl - 26得水溶液加入过量得氨； （4） 向VCl 3的水溶液加入过量的氨； （5） 将VCl 2的固体加到HgCl 2水溶液中。 解：(1) TiI 4 = Ti + 2I 2 (2) 2FeTiO 3 + 6C + 5Cl 2 = 2FeCl 3 + 2TiCl 4 + 6CO (3) TiCl 62- + NH 3 = [Ti(NH 3)6]4+ + 6Cl - (4) VCl 3 + Na 2SO 3 = (5) VCl 2 + HgCl 2= 5. 根据下列实验写出有关的反应方程式：将一瓶TiCl 4打开瓶塞时立即冒白烟。向瓶中加入浓HCl 溶液 和金属锌时生成紫色溶液，缓慢地加入NaOH 溶液直至溶液呈碱性，于是出现紫色沉淀。沉淀过滤后，先用HNO 3处理，然后用稀碱溶液处理，生成白色沉淀。 解：TiCl 4 + 3H 2O = H 2TiO 3 + 4HCl↑ 2TiCl 4 +Zn = 2TiCl 3↓ + ZnCl 2 TiCl 3 + 3NaOH = Ti(OH)3 + 3NaCl 3Ti(OH)3 + 7HNO 3 = 3TiO(NO 3) + 2 NO ↑+ 8H 2O TiO 2+ + 2OH - + H 2O = Ti(OH)4↓ 6. 利用标准电极电势数据判断H 2S ，SO 2，SnCl 2和金属Al 能否把TiO 2+离子还原成Ti 3+离子？ 解：由查表得： V Al Al E V Sn Sn E V S H S E V SO H SO E V Ti TiO E 67.0/,15.0/,141.0/20.0/,1.0/32423224 32-=====+++-+θθθθθ 因为E θAl 3+/Al 无机化学教案 说明 一、课程教学的基本要求 本课程的教学环节包括课堂讲授，学生自学，讨论课、实验、习题、答疑和期中、期末 考试。通过本课程的学习使学生掌握物质结构、元素周期律、化学热力学、化学平衡（酸碱平衡、沉淀溶解平衡、？氧化还原平衡，配合离解平衡）和化学反应速率等基本概念和基本理论知识；理解和掌握重要元素及其化合物的结构、性质、反应规律和用途，训练和培养学 生科学思维能力和分析问题解决问题的能力，指导学生掌握正确的学习方法和初步的科学研究方法，帮助学生树立辨证唯物主义观点，为后继课程的学习打下坚实的基础。 二、教学方法、手段 主要运用启发式教学方法，注重在教学中实践“以学生为主体，以教师为主导”的素质 教育指导思想，充分运用多媒体教学、网络教学等多元化、全方位的教学手段，努力提高教 学质量。 三、考核方式 本课程分两学期讲授，第一学期讲授化学基础理论，第二学期讲授元素化学每学期考核一次,考核成绩由平时成绩20%期末考试（闭卷）成绩80%成。 四、学时分配（共计144学时） 五、目录 绪论 (4) 第1章原子结构和元素周期律 (4) 第2章分子结构 (9) 第3 章晶体结构 (13) 第4 章化学热力学基础 (23) 第5 章化学平衡 (30) 第6 章化学动力学基础 (32) 第7 章水溶液 (36) 第8 章酸碱平衡 (41) 第9 章沉淀平衡 (51) 第10 章电化学基础 (56) 第11 章配合物与配位平衡 (66) 第12 章氢和稀有气体 (73) 第13 章卤素 (74) 第14 章氧族元素 (80) 第15 章氮磷砷 (87) 第16 章碳硅硼 (97) 第17 章非金属元素小结.............................. 第18 章金属通论 (104) 第19章S区金属................................. 第20章P区金属................................. 第21 章ds 区金属............................... 第22章d 区金属（一）............................ 课程的主要内容绪论学时1［教学基本要求］介绍本课程的学习内容、目的、任务和方法。 ［重点与难点］103 105 109 114 121 第5章 溶液与电离平衡 习题答案 原子量取四位有效数字，计算过程采用“四舍六入五成双”取舍，热力学数据除题目给出外均引用自书后附录以及兰氏手册。 1. 实验室某些常用的试剂百分浓度及密度分别是： （1）浓盐酸：含HCl 37.0%，密度1.19 g ?cm -3；加至3位有效数字 （2）浓硫酸：含H 2SO 4 98.0%，密度1.98 g ?cm -3； （3）浓硝酸：含HNO 3 70.0%，密度1.42 g ?cm -3； （4）浓氨水：含NH 3 28.0%，密度0.900 g ?cm -3。 试分别计算它们的物质的量浓度。 解：（1） -33-3-13 1.19g cm 1000cm 37.0% 12.0mol dm 36.5g mol 1.0dm n c V ???===??? （2）19.8 mol·dm -3 （3）15.8 mol·dm -3 （4）14.8 mol·dm -3 2. 是非题 （1） 0.10 mol .dm -3 HAc 溶液中c (H +) ＝ 1.3?10-3 mol .dm -3，故0.050 mol .dm -3 HAc 溶液中c (H +) ＝ 0.65?10-3 mol .dm -3； （2）向浓度均为0.10 mol .dm -3的NH 3? H 2O- NH 4Cl 的缓冲溶液中，加入HCl 使c (HCl) = 0.099 mol .dm -3，则由于溶液的缓冲作用，pH 不变； （3）Na 2CO 3溶液中通入适量CO 2气体，便可得到一种缓冲溶液； （4）多元弱酸盐的水解（如Na 3PO 4），以第一步水解为主； （5）将浓度均为0.10 mol .dm -3的HAc 和NaAc 混合溶液冲稀至浓度均为0.05 mol .dm -3，则由于HAc 电离度增大，混合溶液的酸度降低； （6）在一定的温度下，改变溶液的pH ，水的离子积不变； （7）弱电解质的电离度随弱电解质浓度降低而增大； （8）NH 4Ac 为一元弱酸碱盐，水解程度很大，故其水溶液的酸碱性很大。 解：（1）错误，因为乙酸不是强酸，在稀释过程中电离平衡会向右移动，氢离子浓度应略高于0.65X10-3mol/dm -3。 （2）错误，缓冲溶液只能在一定程度下减弱外来酸碱对pH 的影响，本题中HCl 已使（NH 4+）/（NH 3·H 2O ）明显上升，所以pH 会有变化。 （3）正确，通入适量的CO 2可以形成（HCO 3-—CO 32-）缓冲体系。 （4）正确，因为第一步水解产生的OH -会强烈地抑制第二步的水解。 （5）错误，因为在稀释过程中，c (HAc)和c (Ac -)同等程度变小，据公式 r O a r H p p lg( )c =K c -酸 盐 ，因为r r r r ( )( )c c c c =酸 酸 盐 盐 稀释前稀释后，所以溶液的酸度不变。 （6）正确，水的离子积是只与温度有关，在一定温度下是常数。 （7 ）正确，ini c α≈ = 16. 完成并配平下列反应式： （1）H2S+H2O2→ （2）H2S+Br2→ （3）H2S+I2→ （4）H2S+O2→ +H+→ （5）H2S+ClO- 3 （6）Na2S+Na2SO3+H+→ （7）Na2S2O3+I2→ （8）Na2S2O3+Cl2→ （9）SO2+H2O+Cl2→ （10）H2O2+KMnO4+H+→ （11）Na2O2+CO2→ （12）KO2+H2O→ （13）Fe(OH)2+O2+OH-→ （14）K2S2O8+Mn2++H++NO- → 3 （15）H2SeO3+H2O2→ 答：（1）H2S+H2O2=S+2H2O H2S+4H2O2（过量）=H2SO4+4H2O （2）H2S+Br2=2HBr+S H2S+4Br2（过量）+4H2O=8HBr+H2SO4 （1）H2S+I2=2I-+S+2H+ （2）2H2S+O2=2S+2H2O （3）3H2S+ClO3-=3S+Cl-+3H2O （4）2S2-+SO32-+6H+=3S+3H2O （5）2Na2S2O3+I2=Na2S4O6+2NaI （6）Na2S2O3+4Cl2+5H2O=Na2SO4+H2SO4+8HCl （7）SO2+Cl2+2H2O=H2SO4+2HCl （8）5H2O2+2MnO4-+6H+=2Mn2++5O2+8H2O （9）2Na2O2+2CO2=2Na2CO3+O2 （10）2KO2+2H2O=2KOH+O2+H2O2 （11）4Fe（OH）2+O2+2H2O=4Fe（OH）3 （12）5S2O82-+2Mn2++8H2O=10SO42-+2MnO4-+16H+（13）H2SeO3+H2O2=H2SeO4+H2O XXXX大学 无机化学课程教学大纲 （供中药学、中药资源与开发、中药制药、药物制剂、生物制药、食品质量与安 全专业使用） 课程名称：无机化学英文名称：Inorganic Chemistry 课程类别：基础必修课课程编码：040228 课程学分： 2 课程学时：36 开课单位：药学院药学基础化学教研室实验室：药学院药学基础化学实验室先修课程：大学化学基础后续课程：有机化学 实践项目数：12 课程负责人：邵江娟 一、课程简介 《无机化学》是中药学、中药资源与开发、中药制药、药物制剂等专业的一门必修基础课，它的任务是为学生提供必要的无机化学基础理论、基本知识和基本操作技能，从而为后续课程（如《有机化学》、《分析化学》等）的学习打下良好的基础。 二、教学目标与基本要求 本课程的内容，既要注意本学科的系统性，又要注意专业需要。为此，分为基本理论和元素化学两部分。学生应掌握四大平衡（包括酸碱平衡、沉淀溶解平衡、氧化还原平衡、配位平衡）和物质结构（原子结构、分子结构）理论等，同时熟悉主族、副族元素单质及化合物的一些性质。本课程的实验任务是培养学生严谨的科学态度和理论联系实际的作风，实验包括基本操作、验证理论和某些化合物的性质等内容，以增加学生的感性认识。 学生在学习中应培养自信、兴趣和自觉性，结合研究型教学、自主性学习，了解无机化学最新研究进展及成果，以树立科学精神和创新思维。 三、学情分析 无机化学学在第1学期开设，之前学完了《大学化学基础》课程，学生复习了高中化学知识，初步掌握了大学化学理论基础，为系统学习无机化学做好了知识储备。 鉴于本课程是从中学进入大学的先行基础课，故不仅要注意理论讲授、实验操作、习题辅导等，还要引导学生尽快地适应大学的学习方法；从各个环节培养学生独立思考、分析问题和解决问题的能力，注意培养学生热爱本专业的思想。 四、教学内容与学时分配 (一)教学内容 【TPMS_START】 【第一章】绪论 【学时数】1 【授课方式】课堂讲授 【备注】111 【教学内容】化学发展简史；无机化学简介。 【目的要求】 1.了解化学发展简史。 2.了解无机化学的研究内容。 【第二章】溶液 【学时数】1 【授课方式】课堂讲授 【备注】111 【教学内容】溶液浓度的表示方法；非电解质溶液的依数性。 【目的要求】 1.掌握溶液的表示方法。 2.了解非电解质稀溶液的依数性。 【第三章】化学平衡 【学时数】1 【授课方式】课堂讲授 【备注】111 【教学内容】化学平衡的概念；化学平衡的移动。 【目的要求】 1.了解化学反应的可逆性和化学平衡。 2.掌握标准平衡常数的表示及计算。 无机化学实验教学大纲 （2010） 中山大学化学与化学工程学院 课程名称（中文）无机化学实验 课程名称（英文） Experimental Inorganic Chemistry 课程编号 02141071 课程性质独立设课课程属性基础课 教材及实验指导书名称： 《基础化学实验》第一版，刘汉标、石建新、邹小勇等编著，科学出版社，2008年 《无机化学实验》第三版，中山大学等校编，高等教育出版社，1992年 《无机化学实验补充教材》，无机化学实验教学小组编著，2009年 学时学分：总学时 90 总学分 3 实验学时 90 实验学分 3 应开实验学期一～二年级一、四学期 适用专业化学类各专业 先修课程无机化学（可同时开课） 一、课程简介及基本要求 《无机化学实验》是以实验操作为主的技能课程，它既是一门独立的课程，又与相应的理论课——《无机化学》——有紧密的联系。它具有自己的培养目标、教学思想、教学内容和方法。本课程的目标是：在培养学生掌握实验的基本操作、基本技能和基本知识的同时，努力培养学生的创新意识与创新能力。为了达到这一目标，本课程按照下述指导思想进行改革：压缩单纯的验证性实验内容、将基 本操作融入综合实验、增加综合与设计实验。本课程的内容分为三个层次：基础实验（验证性实验与基本操作）、综合实验和设计实验（含学生自带课题）。在后两个层次的实验中，融入了我校化学院教师具有特色的科研项目，目的是通过完成这些带有研究性质的实验，使学生有独立解决问题的机会，以培养学生的科研意识与创新意识。通过实验课的训练，学生应达到下列要求： 1. 从实验获得感性认识，深入理解和应用《无机化学》理论课中的概念、理论，并能灵活运用所学理论知识指导实验。 2. 规范地掌握化学实验的基本操作与基本技能，包括：玻璃仪器的清洗，简单玻璃仪器的制作，加热和冷却方法，常见离子的基本性质与鉴定，基本物理常数的测定方法，典型无机化合物的基本合成、分离、纯化方法，紫外－可见分光光度法等。 3. 具有仔细观察进而分析判断实验现象的能力，能正确诚实记录实验现象与结果；处理实验结果时具有逻辑推理、做出正确结论的能力；在分析实验结果的基础上，能正确地运用化学语言进行科学表达，独立撰写实验报告；具有解决实际化学问题的实验思维能力和动手能力。 4. 能根据实验需要，通过查阅手册、工具书及其它信息源获取必要信息，能独立、正确地设计实验（包括选择实验方法、实验条件、仪器和试剂、产品质量鉴定等），独立撰写设计方案，具有一定的创新意识与创新能力。 5. 具有实事求是的科学态度、勤俭节约的优良作风、认真细致的工作作风、相互协作的团队精神、勇于开拓的创新意识等科学品德和科学精神。 6. 能掌握仪器设备（如气相色谱、红外光谱、紫外－可见分光光度计、差热分析仪等）的测试原理与应用范围，并能正确使用仪器设备。 7. 对基地班及逸仙班的同学开展研究式实验教学，要求学生具有初步科研能力，每人能独立撰写1～2篇研究性小论文。 8. 要求课前进行预习，弄懂实验目的与原理，熟悉实验内容与步骤，写出预习报告。 分子结构 1. 试用离子键理论说明由金属钾和单质氯反应，形成氯化钾的过程如何理解离子键没有方向性和饱和性 答：KCl 的形成表示如下： K(s)?K +(g)+e 1 2Cl 2?Cl(g) Cl (g) +e ? Cl -(g) K +(g) + Cl -(g) =KCl (s) 离子键的本质是静电作用力，由于离子的电荷分布是球形对称的，因此它对异号离子的引力可以是任何方向，也就是没有方向性；一个离子的周围，能容纳多少个异离子，是随离子的半径变化而变化的，它没有固定的配位数，所以说离子键没有饱和性。 2.用下列数据求氢原子的电子亲和能。 答：电子亲和能为下列反应的焓变，它由(5)-(4)-(3)-(2)-(1)得到： 3. ClF 的解离能为1 246kJ mol -?，ClF 的生成热为－56kJ/mol-1，Cl 2的解离能为238kJ/mol -1，试计算 F 2(g)的解离能。 解：据题意： （1） ClF(g) = Cl(g) +F(g) ΔH 1 = 246 kJ ·mol -1 （2） 12 Cl 2(g) +1 2F 2(g) = ClF(g) ΔH 2 = －56kJ/mol -1 （3）Cl 2(g) = 2Cl(g) ΔH 3 = 238kJ/mol -1 2?（1）＋2?（2）－（3）得 F 2 (g) = 2 F (g) ΔH ＝2 ΔH 1+2ΔH 2－ΔH 3 ＝2?246－2?56－238 ＝142 kJ / mol -1 4. 试根据晶体的构型与半径比的关系,试判断下列AB 型离子化合物的晶体构型： BeO NaBr CaS RbI BeS CsBr AgCl 解：查表求各离子的Pauling 半径如下表： Pauling 半径(pm) (a) ICl 4- (b)IBr 2 - (c)BrO 3- (d)ClF 7、 解： 4XeF 平面四边形 2XeF 直线形 3XeO 三角锥 XeO 直线形 13-8用 VSEPR 理论判断XeF 2 、XeF 4、XeF 6、XeOF 4及ClF 3的空间构型。 8、解： 2XeF 直线形 4XeF 平面四边形 6XeF 八面体 4XeOF 四方锥 4ClF 三角锥 13-9用化学方程式表达下列化合物的合成方法（包括反应条件）： (a) XeF 2 (b) XeF 6 (c) XeO 3 9、解： )()()(21.0,4002g XeF g F g Xe MPa C ????→?+? )()(3)(66,3002g XeF g F g Xe MPa C ????→?+? HF XeO O H XeF 63326+=+ 13-10 完成下列反应方程式： (1) XeF 2 + H 2O → (2) XeF 4 + H 2O → (3) XeF 6 + H 2O → (4) XeF 2 + H 2 → (5) XeF 4 + Hg → (6) XeF 4 + Xe → 10、解： 2 4242242632623242222222263122 3 26322 1 2XeF Xe XeF HgF Xe XeF Hg HF Xe H XeF HF XeOF O H XeF HF XeO O H XeF HF O Xe XeO O H XeF O H F O Xe OH XeF =++=++=++=++=++++=++++=+-- 14-5 三氟化氮NF 3（沸点-129℃）不显Lewis 碱性，而相对分子质量较低的化合物NH 3 （沸点-33℃）却是个人所共知的Lewis 碱。（a ）说明它们挥发性差别如此之大的原因；（b ）说明它们碱性不同的原因。 5、解：（1）NH 3有较高的沸点，是因为它分子间存在氢键。 （2）NF 3分子中，F 原子半径较大，由于空间位阻作用，使它很难再配合Lewis 酸。 另外，F 原子的电负性较大，削弱了中心原子N 的负电性。 中山大学化学专业考研范围 及参考书目 1.参考书目 （1）657化学（A）科目考研参考书目： ①《无机化学》（上、下册）（第三版）武汉大学等编，高等教育出版社； ②《有机化学》古练权等编著，高等教育出版社，2008，第一版； ③《高分子科学基础》梁晖，卢江主编，化学工业版社，2006，或国内高等学校通用教材。 （2）861化学（B）科目考研参考书目： ①《分析化学》（上册，第五版，“十一五”国家级规划教材），武汉大学主编，高等教育出版社，2006。 ②《分析化学》（下册，第五版，“十一五”国家级规划教材），武汉大学主编，高等教育出版社，2007。 ③《仪器分析》武汉大学主编，高等教育出版社 ④《物理化学》刘冠昆，车冠全，陈六平，童叶翔编，中山大学出版社，2000。 ⑤《结构化学基础》周公度，段连运，北京大学出版社，2008，第四版。 2、核心考点解析 化学A 《有机化学》 第一章有机化合物分子结构基础 第二章饱和碳氢化合物 第三章不饱和碳氢化合物 第四章含杂原子官能团化合物和有机酸碱理论 第五章分子的手性与旋光异构 第六章色谱和波普 第七章有机化学反应的基本问题 第八章sp3杂化碳原子的亲核取代反应 第九章消去反应 第十章不饱和碳-碳键的加成反应 第十一章氧化还原反应 第十二章芳环的亲电取代、亲核取代反应及芳环取代基的反应 第十三章羰基化合物的亲核加成和亲和取代反应 第十四章羰基化合物α-取代反应和缩合反应 第十五章分子骨架重排反应和周环反应 第十六章多步骤有机合成 第十七章酯类 《无机化学》 第一章绪论 第二章物质的状态 第三章原子结构 第四章化学键与分子结构 第五章氢和稀有气体 第六章化学热力学初步 第七章化学反应的速率 第九章溶液 第十章电解质溶液 第十一章氧化还原反应 第十二章卤素 第十三章氧族元素 第十四章氮族元素 第十五章碳族元素 第十六章硼族元素 第十七章碱金属和碱土金属 第十八章铜、锌副族 第十九章配位化合物 第二十章过渡金属（Ⅰ） 第二十一章过渡金属（Ⅱ） 第二十二章镧系元素和锕系元素 第七章化学反应的速率 1. 什么是化学反应的平均速率，瞬时速率？两种反应速率之间有何区别与联系？ 答 2. 分别用反应物浓度和生成物浓度的变化表示下列各反应的平均速率和瞬时速率，并表示 出用不同物质浓度变化所示的反应速率之间的关系。这种关系对平均速率和瞬时速率是否均适用？ （1） N 2 + 3H 2 → 2NH 3 （2） 2SO 2 + O 2 →2SO 3 （3） aA + Bb → gG + hH 解 （1）V = t N △△][2= t H △△][2= t NH △△][3 V 瞬=0 lim →t △t N △△][2 = l i m →t △t H △△][2 = lim →t △t NH △△][3 V 2 N = 3 1V 2 H = 2 1V 3 NH 两种速率均适用。 （2）（3）（同1）。 3. 简述反应速率的碰撞理论的理论要点。 答 4. 简述反应速率的过渡状态理论的理论要点。 答 3级，910K时速率常数为5.反应C2H6→C2H4+ H2，开始阶段反应级数近似为 2 1.13dm1.5·mol5.0-·s1-。试计算C2H6（g）压强为1.33×104Pa时的起始分解速率 γ（以 0 [C2H6]的变化表示）。 解 6.295K时，反应2NO + Cl2→2 NOCl，其反应物浓度与反应速率关系的数据如下： （2）写出反应的速率方程； （3）反应的速率常数为多少？ 解 7.反应 2 NO（g）+ 2 H2（g）→N2（g）+ 2 H2O其速率方程式对NO（g）是二次、 对H2（g）是一次方程。 （1）写出N2生成的速率方程式； （2）如果浓度以mol·dm—3表示，反应速率常数k的单位是多少？ （3）写出NO浓度减小的速率方程式，这里的速率常数k和（1）中的k的值是否相同，两个k值之间的关系是怎样的？ 解 8.设想有一反应Aa + bB + cC →产物，如果实验表明A，B和C的浓度分别增加1倍后， 整个反应速率增为原反应速率的64倍；而若[A]与[B]保持不变，仅[C]增加1倍，则反应速率增为原来的4倍；而[A]、[B]各单独增大到4倍时，其对速率的影响相同。求a，b，c的数值。这个反应是否可能是基元反应？ 解 第一章思考题 1.一气柜如下图所示： A 假设隔板（A）两侧N2和CO2的T, P相同。试问： （1）隔板两边气体的质量是否相等? 浓度是否相等?物质的量不等而浓度相等 （2）抽掉隔板（假设不影响气体的体积和气柜的密闭性）后，气柜内的T和P 会改变？N2、CO2物质的量和浓度是否会改变?T和P 会不变，N2、CO2物质的量不变而浓度会改变 2.标准状况与标准态有何不同? 标准状况指气体在27.315K和101325Pa下的理想气体，标准态是在标准压力下（100kPa）的纯气体、纯液体或纯固体 3.化学反应方程式的系数与化学计量数有何不同?对某一化学反应方程式来说,化学反应方程式的系数和化学计量数的绝对值相同,但化学反应方程式的系数为正值,而反应物的化学计量数为负值,生成物的化学计量数为正值 4.热力学能、热量、温度三者概念是否相同? 试说明之。 5.试用实例说明热和功都不是状态函数。 6.判断下列各说法是否正确： （1）热的物体比冷的物体含有更多的热量。× （2）甲物体的温度比乙物体高，表明甲物体的热力学能比乙物体大。× （3）物体的温度越高，则所含热量越多。× （4）热是一种传递中的能量。√ （5）同一体系： (a)同一状态可能有多个热力学能值。× (b)不同状态可能有相同的热力学能值。√ 7.判断下列各过程中，那个ΔU最大： （1）体系放出了60kJ热，并对环境做了40kJ功。 （2）体系吸收了60kJ热，环境对体系做了40kJ功。√ （3）体系吸收了40kJ热，并对环境做了60kJ功。 （4）体系放出了40kJ热，环境对体系做了60kJ功。 根据ΔU=Q+W, (1) ΔU=-60+(-40)=-100KJ (2) ΔU=+60+40=+100KJ ,(3) ΔU=+40+(-60)=-20KJ (4) ΔU=-40+60=+20KJ因此通过计算可以看出,(2)过程的ΔU最大. 8.下列各说法是否正确： （1）体系的焓等于恒压反应热。× （2）体系的焓等于体系的热量。× （3）体系的焓变等于恒压反应热。√ 无机化学实验教案 实验一仪器的洗涤 一、实验目的 1、熟悉无机化学实验规则和要求 2、领取无机化学实验常用仪器,熟悉其名称,规则,了解使用注意事项。 3、学习并练习常用仪器的洗涤和干燥方法 二、实验内容与步骤 1、对照清单认领仪器,清点装置 2、分类洗涤各种仪器 三、玻璃仪器的洗涤 1、仪器洗涤 为了使实验得到正确的结果,实验所用的玻璃仪器必须是洁净的,有些实验还要求是干燥的,所以需对玻璃仪器进行洗涤和干燥。要根据实验要求、污物性质和玷污的程度选用适宜的洗涤方法。玻璃仪器的一般洗涤方法有冲洗、刷洗及药剂洗涤等。对一般沾附的灰尘及可溶性污物可用水冲洗去。洗涤时先往容器内注入约容积1/3的水,稍用力振荡后把水倒掉,如此反复冲洗数次。 当容器内壁附有不易冲洗掉的污物时,可用毛刷刷洗,通过毛刷对器壁的摩擦去掉污物。刷洗时需要选用合适的毛刷。毛刷可按所洗涤的仪器的类型,规格(口径)大小来选择。洗涤试管和烧瓶时,端头无直立竖毛的秃头毛刷不可使用(为什么？)。刷洗后,再用水连续振荡数次。冲洗或刷洗后,必要时还应用蒸馏水淋洗三次。对于以上两法都洗不去的污物则需要洗涤剂或药剂来洗涤。对油污或一些有机污物等,可用毛刷蘸取肥皂液或合成洗涤剂或去污粉来刷洗。对更难洗去的污物或仪器口径较小、管细长不便刷洗时的仪器可用铬酸洗液或王水洗涤,也可针对污物的化学性质选用其他适当的药剂洗涤(例如碱,碱性氧化物,碳酸盐等可用6mol.L-1HCl溶解)。用铬酸洗液或王水洗涤时,先往仪器内注入少量洗液,使仪器倾斜并慢慢转动,让仪器内壁全部被洗液湿润。再转入仪器,使洗液在内壁流动,经流动几圈后,把洗液倒回原瓶(不可倒入水池或废液桶,铬酸洗液变暗绿色失效后可另外回收再生使用)。对玷污严重的仪器可用洗液浸泡一段时间,或者用热洗液洗涤。用洗液洗涤时,决不允许将毛刷放入洗瓶中！(为什么？)倾出洗液后,再用水冲洗或刷洗,必要时还应用蒸馏水淋洗。 2、洗净标准 仪器是否洗净可通过器壁是否挂水珠来检查。将洗净后的仪器倒置,如果器壁透明, 《无机化学》教案 1．教科书： 卫生部规划教材，高等医药院校教材（供药学类专业用）许锦善主编《无机化学》第三版，人民为生出版社，北京，2000年5月 2.教学安排 讲课：54 学时， 实验：52 学时 考试课：期中考试占15% ; 实验课占15% ; 期末考试占70% 3.授课内容 （1）普通化学原理部分： 重点围绕酸碱平衡、沉淀平衡、氧化还原平衡、配位平衡讲授四大平衡及其变化规律。（2）结构理论部分： 重点讲授原子和分子结构有关理论与应用。 （3）元素化学部分： 选修自学。 4．教学参考书 （1）北京师范大学无机化学教研室等编写. 无机化学（上，下），高等教育出版社，北京, 1994 （2）曹锡章宋天佑王杏乔,武汉大学无机化学教研室等. 《无机化学》（上，下）第三版，高等教育出版社 1994.10， （3）朱裕贞，顾达，黑恩成编写. 现代基础无机化学（上下），化学工业出版社，北京，1998 （4）刘新泳，刘丽娟，柳翠英编著. 无机化学，中国科学技术出版社，北京. 2001 （5）徐春祥，韩玉洁. 无机化学习题解析，哈尔滨出版社2000 （6）章琦主编无机化学（第二版）中国医药科技出版社，北京1992 第一章绪论(1学时) 基本要求 1．了解无机化学在自然科学和化学学科发展中的地位和作用。 2．了解无机化学的发展史和重要分支学科及新的边缘学科。 3．掌握无机化学的研究基本内容。 4．了解化学与药学的关系。 重点与难点 本章重点讲授无机化学在自然科学和化学学科发展中的地位和作用，以及化学的发展史和近代无机化学发展的重要分支学科以及新的边缘学科。重点讲授无机化学的研究基本内容及与药学学科的关系。 本章难点内容：有关无机化学的现代研究方法。大学无机化学教案全
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