无机化学总结
在学习方法上要求：
一、要掌握基本概念、基础知识
1 基础知识，例如元素名称，符号，周期表，重要的方程式，重要单质的制备、
性质及用途，重要化合物的制备、性质及用途；
例如：重要的氧化剂：KMnO4、K2Cr2O7、PbO2、H2O2、Cl2、NaClO、KClO3等
还原剂：SnCl2、H2C2O4、Na2SO3、H2S、KI、
沉淀剂：C2O42-、CrO42-、S2-、CO32-、OH-
配合剂：NH3、H2O 、CN-、SCN-、S2O32-
显色剂等；
2、一些重要的基本理论：如：化学键理论：
①VBT：经典的价键理论、价层电子对互斥理论、杂化理论、
②CFT：
③MOT：
原子结构理论
酸碱理论
氧化还原理论
3、各种概念的具体定义，来源，使用范围；各种定律、定理、规则及使用条件
等；例如：PV=nRT 使用条件为高温低压；配合物的定义、K稳的定义等。
镧系收缩、
4、一些伟大科学家的重要贡献；
例如：1893年瑞士年仅26岁的化学家维尔纳（Wrener,A）提出PV=nRT 使用条件为高温低压理论，成为化学的奠基人。
Pauling
阿累尼乌斯（Arrhenius,S.）
5、一些科学方法，例如测定分子量的方法（四种）、测定原子量的方法；使自己
在科学思维能力，科学方法上得到提高。特别是实验方法，动手操作能力上得到提高。
6、掌握学习方法。例如：演绎法，归纳法。
按照自己的习惯，建立一套适应自己的学习方法。
二、要系统总结所学过的知识
1、整个无机化学：一个气体定律（四个定律）两个基础知识（热力学、动力学）三个结构（原子结构、分子结构和晶体结构）四大平衡（酸碱平衡、沉淀溶解平衡、氧化还原平衡和配合平衡）及各种元素的性质。
2、有关某一方面的知识
例如酸碱理论：
水离子论、
质子论、
溶剂体系论，
电子论、
软硬酸碱论，软硬酸碱规则。
无氧酸的强度规则，
含氧酸的ROH规则，Pauling规则、非羟基氧规则等。
酸强度大小的一些变化规律：同周期、同族、同一元素的不同价态酸、同一元素的单酸和聚合酸等。
3、理论部分（上册）四条线：
①原子→原子结构→分子结构→晶体→单质→化合物的性质
②溶液→弱电解质电离平衡→沉淀溶解平衡→氧化还原平衡→配合平衡
③理想气体方程式→化学平衡→氧化还原
PV=nRT 分压定律ΔG = -nε F
④热力学→化学平衡→氧化还原→沉淀溶解平衡→配合平衡
E= E0 + 0.059/n lg[氧]/[还]
既要加强理论与实际的联系，但也不能牵强附会。例如既要善于从结构理论上推导物质的性质，但最终应尊重实验事实。
下册（物质部分）
一、酸碱理论
1．非含氧酸分子型氢化物）的酸性变化规律
B2H6CH4NH3H2O HF
SiH4PH3H2S HCl
GeH4AsH3 H2Se HBr
( SbH3) H2Te H I （最强的无氧酸）
①从左到右，酸性增加。从上到下，酸性增加。具体用Ka或pKa测定。
解释：H—X的电离难易估计，与H+直接相连的原子的电子密度有关，密度越小，对H+引力越小，酸性越强。
②利用电离过程的自由焓变推算。（下册p 621）
③根据热力学循环推算。（下册p 622.）
2．含氧酸的酸性强弱
①ROH规则（下册p 624）
碱式电离
酸式电离
离子势φ= 阳离子电荷/阳离子半径=Z/r
φ>10时ROH显酸性， 7< φ <10时ROH显两性，φ <7ROH显碱性。
②Pauling 规则：（下册p 628~629）
多元含氧酸的逐级电离常数之比约为10-5，
含氧酸的K1与非羟基氧原子数N有如下的关系：K1≈105N-7，即pKa≈7-5N 非羟基氧原子数N：N=3极强，N=2强酸，N=1弱酸，N=0很弱的酸。
特殊的酸：H3PO4H3PO3H3PO2H3BO3
契劳尼斯（Cheronis,N,D.）建议：强酸Ka≥1 弱酸Ka=10-7~1
很弱的酸=10-4~10-7
③同一周期最高氧化数的含氧酸，从左到右酸性增加：
H4SiO4H3PO4H2SO4HClO4
④同族（氧化数相同）从上到下，酸性减小（有例外），
⑤同元素的不同氧化数的含氧酸，高价>低价HNO3>HNO2
⑥同元素的聚合酸酸性>单酸酸性。H2Cr2O7 > H2CrO4
3．含氧酸的结构：（下册p 628~629）
第二周期：平面Δ的多
第三周期：四面体的多
高碘酸H5IO6：八面体结构高碲酸H6TeO6：八面体结构。
4．含氧酸的氧化还原性：
二、热稳定性
许多盐受热会发生分解反应，由于盐的种类不同，分解产物的类型、分解反应的难易有很大差别。为了深入地了解盐类热分解的本质，掌握热分解的规律并运用这些规律解释反应结果和完成一些无机合成反应，有必要对热分解的问题作一系统的讨论。
无机盐按组成划分可分为含氧酸盐（如：硝酸盐，硫酸盐、高锰酸盐等）和非含氧酸盐（如碱金属卤化物、硫化物等）两大类。它们热分解的情况虽有不同，但本质上是类似的，因此，这里只讨论含氧酸盐的热分解问题。
1、无机含氧酸盐热分解的类型和规律
①含水盐的脱水反应
许多含有结晶水的含氧酸盐受热以后比较容易失水或首先熔化在各自的结晶水中，进一步加热会逐步脱水，最后变成无水盐，这是由含水盐制备无水盐的一般通用的方法。例如：
CuSO4?5H2O —→CuSO4?H2O —→CuSO4
Na2CO3?10H2O —→Na2CO3?7H2O —→Na2CO3?H2O —→Na2CO3
Na2B4O7?10H2O —→溶于结晶水中—→Na2B4O7
哪些含氧酸盐的结晶水合物受热能发生脱水反应，以及脱水反应进行的难易等问题，根据实验结果可归纳成以下几点经验规律：
(a) 难挥发性含氧酸盐的水合物受热后一般总是脱水成无水盐，或者先溶化在自身的结晶水中随后再变成无水盐，如MgSO4?7H2O，Zn3(PO4)2·4H2O，Na2SiO3·9H2O加热后都可以直接得到相应的无水盐。
(b) 碱金属和其它金属性较强的金属（如Ca，Sr，Ba和稀土元素等），它们含氧酸盐的水合物（其中包括易挥发性含氧酸的盐在内）受热后也总是脱水变成无水盐。例如：
Ca(NO3)2·4H2O —→溶于结晶水中—→Ca(NO3)2
La(NO3)3·6H2O —→La(NO3)3·H2O —→La(NO3)3
(c) 阴离子相同金属离子不同的碱金属和碱土金属的含氧酸盐，其脱水温度在同族内通常随金属离子半径的增大递减，如：Ca(NO3)3·4H2O，Sr(NO3)2·4H2O 和Ba(NO3)2·4H2O等盐转变为无水盐的温度分别为405K，373K和室温。再如：BeSO4?4H2O，MgSO4·7H2O和CaSO4·2H2O等盐转变为无水盐的温度分别为523K，511K和436K。此外，金属离子相同阴离子不同的碱金属和碱土金属的含氧酸盐其脱水温度，‘通常随阴离子的电荷增高递增，如：NaH2PO4·2H2O，Na2HPO4·12H2O和Na3PO4·12H2O等含水盐转变为无水盐的温度依次为：373K，453K和大于473K。
2、含水盐的水解反应
有些含氧酸盐的水合物受热后并不能直接获得无水盐，它们常发生水解反应生成碱式盐甚至变成氢氧化物，如：
Mg(NO3)2?6H2O —→Mg(NO3)2?2H2O —→Mg(OH)NO3
Fe(NO3)3?9H2O —→溶于结晶水中—→ Fe(OH)3
由易挥发性含氧酸组成的含氧酸盐（如：硝酸盐，碳酸盐等）其水合物受热后，往往会发生水解反应，因此得不到相应的无水盐。例如：将镁和铜的硫酸盐水合物用加热脱水的方法都可以得到无水盐，但是它们的硝酸盐水合物受热后因失去易挥发的HNO3而发生水解反应，从而只能得到碱式盐。同样MgCO3·5H2O 加热后也发生水解反应生成碱式盐MgCO3?Mg(OH)2。但是并不是所有硝酸盐、碳酸盐水合物受热后都发生水解反应。通常只有半径较小，电荷较高的金属离子(如：Be2+，Mg2+，A13+，Fe3+等)的硝酸盐，碳酸盐受热时发生水解反应，而且金属离子的电场越强其水解反应也越容易进行。
3、分解成氧化物或碱和酸的反应
我们知道含氧酸盐可以被看作是碱性氧化物和酸性氧化物或碱和酸相互作用的产物。这种反应通常都是放热的，因此，将无水的含氧酸盐加热可以得到相应的氧化物或碱和酸，例如：
CaCO3 —→CaO + CO2↑
CuSO4—→CuO +SO3↑
(NH4)2SO4—→NH3↑+NH4HSO4
这种热分解的特点是：反应过程中没有电子的转移，只是分解成原始组成氧化物或酸和碱。在无水含氧酸盐热分解反应中，这是最常见的一种类型，根据这种反应的特点，下边的反应也可属于这一类：
Na2S2O7—→Na2SO4 + SO3↑
发生这种类型反应的规律是：
(a) 碱金属、碱土金属和具有单一氧化态金属的硫酸盐、碳酸盐和磷酸盐等，通常都是按这种类型发生热分解反应。
(b) 由于B2O3和SiO2的沸点极高，难以气化，所以硼酸盐和硅酸盐受热后几乎都不发生这种类型的热分解反应。
(c) 阴离子相同的含氧酸盐，其分解温度，在同一族中随金属离子半径的增高递增；同时也按着过渡金属<碱土金属<碱金属的顺序，它们含氧酸盐的分解温度递增(表14-20)。
表14-20 若干含氧酸盐的热分解温度和ΔH（武汉大学无机p710）
阳离子相同的含氧酸盐，其分解温度通常总是硫酸盐高于碳酸盐（表14-20)。
4、缩聚反应
许多无水的酸式含氧酸盐受热后，阴离子可能缩合失水进一步又聚合成多酸离子。例如：
2NaHSO4—→Na2S2O7(焦硫酸钠)
Na2HPO4?l2H2O—→溶于结晶水中—→Na2HPO4—→Na2P2O7 (焦磷酸钠) 磷酸二氢钠NaH2PO4受热失水后虽然不生成焦磷酸钠，但是由于受热条件不同也极易发生聚合作用生成不同的聚合物，如：
NaH2PO4—→(NaPO3)2—→(NaPO3)3—→(NaPO3)3
二聚体三聚体多聚体
Mg(NH4)PO4受热分解成Mg2P2O7的反应，也可看成是首先失去易挥发的NH3生成MgHPO4，随后MgHPO4失水聚合成Mg2P2O7的过程。
从上面几个例子中我们可以清楚地看到：多元含氧酸的酸式盐受热分解时，通常总是生成多酸盐。如果酸式盐中只含有一个OH基，则该酸式盐的热解产物为焦某酸盐。但是有些多元酸(多是弱酸)的正盐受热时也可能发生聚合，如：Ca3(PO4)2—→CaO + Ca2P2O7
应当指出有些含氧酸很不稳定，它们的酸式盐受热时由于分解而不能形成多酸盐，如：
Ca(HCO3)2—→CaCO3 + CO2 + H2O
影响缩聚反应的因素主要决定含氧酸中阴离子的种类，许多实验事实表明，缩聚反应的难易按硅酸> 磷酸> 硫酸> 高氯酸的顺序变化。例如，硅酸盐的水溶液在室温条件下，其中就有部分酸根离子发生缩聚生成Si2O5-和[SiO32-]n等离子，而磷酸和硫酸的酸式盐则要在加热其固体的条件下才能形成多酸盐Na4P2O7和(NaPO3)n和Na2S2O7。至于高氯酸盐就根本不能生成多酸盐。
5、自身氧化还原反应
上述四种含氧酸盐热分解的类型，其共同特点是在分解过程中并没有电子的转移，即这些热分解反应都不是氧化还原反应。但是有些含氧酸盐，其中的金属离子或含氧酸根离子不稳定，加热时，能够由于电子的转移而引起含氧酸盐的分解。例如：氯酸钾受热分解成高氯酸钾和氯化钾，硝酸铵受热分解为N2O和水，硝酸银受热分解为银和二氧化氮等。这种类型的热分解反应特点是热分解过程中不仅有电子的转移，而且这种转移都是在含氧酸盐内部进行的。换言之，这类氧化还原反应都是自身氧化还原反应。这种自身氧化还原反应类型在含氧酸盐的热分解反应中是比较普遍的而且也是很复杂的。根据电子转移情况的不同，这类反应又可分为以下几种情况：
(a) 阴离子氧化阳离子的反应如果含氧酸盐中的阴离子具有较强的氧化性而阳离子又有较强的还原性，那么受热后可能枉在阴阳离子之间发生氧化还原反应，如：
NH4NO2—→N2 + 2H2O （实验室中制取N2的方法）
(NH4)2Cr2O7—→Cr2O3 + N2 + 4H2O
2NH4ClO4—→N2 + Cl2 + 2O2 + 4H2O
在以上几个反应中，我们可以看到NH4+离子在加热时被相应的NO2-、Cr2O72-和ClO4-离子氧化成稳定的氮气。再如：
Mn(NO3)2—→MnO2 + 2NO
Hg2(NO3)2—→2HgO + 2NO2
能发生这类热分解反应的含氧酸盐主要是具有氧化性含氧酸的铵盐和低价金属的含氧酸盐。
(b) 阳离子氧化阴离子的反应如果含氧酸盐中的阳离子具有强氧化性而阴离子又有一定的还原性，则受热后也可能在阴阳离子间发生氧化还原反应，如：AgNO2—→Ag + NO2
Ag2SO3—→2Ag + SO3
Ag2C2O4—→ 2A g +2CO2
在上面的反应中Ag+离子分别将NO2―，SO32―，C2O42―氧化。此外，在AgSO4—→2Ag +SO2+O2
HgSO4—→Hg + O2 +SO2
反应中也可看到类似的情况，从结果上看，在加热过程中，Ag+和Hg2+氧化了SO42―中的O2—，但也可以看成是Ag2SO4和HgSO4受热后首先分解成Ag2O，HgO和SO3，随后这些产物在高温又进一步分解成Ag，Hg，SO2和O2。
阳离子氧化阴离子的热分解反应，在含氧酸盐的热分解中，一般较为少见，主要是银和汞的含氧酸盐。但是在简单盐的热分解中还是比较普遍的。如：2CuI2—→2CuI + I2
(c) 阴离子自身的氧化还原反应某些含氧酸盐（如KClO4，KNO3，KMnO4等)其中阳离子稳定，但阴离子（ClO4―，NO3―，MnO4―）却不稳定，而且相应
的酸性氧化物（C12O7，N2O5，Mn2O7）也不稳定时，它们受热以后，只在阴离子内部不同元素之间发生电子的转移而使化合物分解。这种分解方式可称为阴离子的自身氧化还原反应。其特点是分解时，通常有氧气放出。例如：
KClO3—→KCl + 2O2
2KNO3—→2KNO3 + O2
2KMnO4—→K2MnO4 + MnO2 + O2
4Na2Cr2O4—→Na2CrO4 + 2Cr2O3 + 3O2
碱金属的第六、七族的最高价含氧酸盐特则是多数卤素含氧酸盐，加热时，通常是按这种方式分解。由于CO2，SiO2，P2O5，SO3等分子比较稳定，所以碳酸盐，硅酸船、磷酸盐、硫酸盐等热分解时—般不能放出氧气。
含氧酸盐中的阳离子（如VO2+，VO2+等）内部不同元素之间，加热时发生还原反应的现象比较少见，这里不拟详加论述。
6、歧化反应
上述各种自身氧化还原反应其共同特点不仅是含氧酸盐内部有电子的转移，而且这种电子的转移都是在不同元素之间进行的。然而也还有些含氧酸盐，如NaClO，Na2SO3，Cu2SO4等，它们受热分解时，也能发生自身的氧化还原反应。不同的是这种氧化还原反应发生在同一元素之间，反应的结果是该元素发生歧化，即该元素的氧化数一部分变高另一部分变低。我们把这种特殊的自身氧化还原反应称为歧化反应，这种歧化反应又可分为两种：阴离子的歧化反应和阳离子歧化反应。这类热分解反应类型也是比较常见的。
(a) 阴离子歧化反应属于这类的反应有
NaClO —→2NaCl + NaClO3
KClO3 —→KCl + KClO4
Na2SO3 —→Na2S + 3Na2SO4
在所列举的反应中，方程式左边的各种含氧酸盐受热后其中的C1和S等元素的氧化数都发生了歧化。能够发生这类热分解反应的含氧酸盐，通常要具备以下三个条件：①成酸元素的氧化态必须是中间氧化态，如氯的氧化数为+1（处于―1和+7之间）的NaClO，硫的氧化数为+4(处于―2和+6之间)的Na2SO3等。②这种含氧酸盐中的酸根离子是不稳定的，如ClO―离子的稳定性小于C1―和C1O3―离子，SO32-离子的稳定小于SO42―离子。③含氧酸盐中的阳离子要稳定，如碱金属离子和少数活泼的碱土金属离子等。
根据上述条件可以判断，在KNO2和AgNO2中，N的氧化虽处于中间氧化态，但是由于NO3―不如NO2―稳定，所以它们受热时都不会发生歧化反应。
(b) 阳离子歧化反应如果含氧酸盐中的阳离子不稳定时，也可能发生歧比
反应，如Hg2CO3受热分解为HgO，Hg和CO2；Mn2(SO4)3受热分解为MnO2，MnSO4和O2等。阳离子的歧化反应多数情况下是在水溶液中发生，如Cu2SO4溶于水则立即歧化成CuSO4和Cu，而固态含氧酸盐受热歧化的例子不多，故不再详加论述。
从以上的讨论中我们可以看到含氧酸盐受热分解时可能有多种分解方式，如含水盐有脱水和水解两种分解方式，无水盐也有二类，一类是不发生氧化还原的简单分解反应和缩聚反应，另一类是发生氧化还原反应的自身氧化反应和歧化反应，总之共有六种分解方式。非含氧酸盐受热分解也可能有类似的分解方式（没有缩聚反应）。因此，熟练的掌握含氧酸盐热分解的规律和本质以后，也有助于解决非含氧酸盐热分解问题。
2、无机含氧酸盐热分解的本质和对某些规律的解释
首先讨沦水合物热分解的问题，我们知道，含氧酸盐和非含氧酸盐的晶体都可能含有若干结晶水，但是这些结晶水在晶体中存在的情况却有很大不同：
①在存在形式上通常可分为配位水、晶格水和不常见的阴离子水。同金属离子紧密结合在一起的水分子称为配位水；同阴离子结合在一起的水分子稍；为阴离子水；既不同金属离子直接相连结也不同阴离子直接相连结的水分子，它们在晶格中占有一定位置，这样的水分子称为晶格水。例如铝钒K2SO4A12(SO4)3·12H2O中含有12个结晶水，其中6个水分子靠配位键同Al3+离子结合（配位水），其余6个结晶水则排列在距K+离子较远的位置上（晶格水）。在CuSO4?5H2O晶体中有4个水分子直接配位到Cu2+离子周围（图14-21），第5个水分子则与相邻的SO42―离子中的氧原子以氢键相结合（阴离子水）(图14-22)。
②晶格水，配位水和阴离子水在晶体中稳定情况不同。晶格水虽然占有固定的晶格位置，但是因为它既不和阳离子也不和阴离子直接连接，所以它同晶体的结合最弱，受热后这种水也最容易失去。Na2SO4·10H2O和NarCO3·10H2O受热后容易失水变为无水盐就是这个道理。应当指出：晶格水也会受到晶体中阳离子、阴离子电场的影响。显然电荷高，半径小的阳离子或阴离子必然增强晶格水同晶体的结合。这就解释了碱金属和Ca，Sr，Ba同种含氧酸盐的脱水温度在同一族内随金属离子半径的增加而递减的原因。
配位水通常靠配位键同金属离子结合在一起的，它比晶格水同晶体的结合力强得多，金属离子的正电场越强，结合力也越强。过渡金属离子以及半径小正电荷为+2，+3的正常金属离子往往具有较强的正电场，因此这些金属离子的含氧酸盐经常含有—定数目的配位水，而且它们的难挥发性含氧酸盐水合物（如硫酸盐和磷酸盐等）的脱水温度也比相应的碱金属盐高得多。配位水同金屈离子结合的强弱常常反映到金埔离子水合热的大小上，如表14-21所示（武汉大学等编无机p 717表14-21，若干硫酸盐失水温度同水合热的关系）。由表14—21可见表中各种盐开始失水温度随M2+离子水合热增大而增高。
阴离子水通常是靠氢键同阴离子结合在一起，所以它难以失去。如许多7
水合物和5水合物受热后比较容易变为一水合物，但是失去最后一个水分子一般需要加热到473—573K左右，可见阴离子水同晶体的结合比较牢固。
③在晶体中的水分子不仅其存在形式，同离子结合的强弱等方面有所不同，水分子中的O-H键也会因为氧的配位而减弱，其减弱的程度随金属离子正电场的增强而增强，即水分子同金属离子结合越强，配位水分子中的O—H键就越弱。在这种情况下，如果阴离子是——种易挥发性酸根离子，加热时，水分子中的O —H键可断裂，于是H+离子同酸根结合成挥发酸逸出反应体系，结果分解产物不是无水盐而是碱式盐。金属离子的正电场越强，相应含氧酸越容易挥发，其含水盐受热时，也越容易发生水解反应。相反，如果阴离子是—种难挥发性酸根离子时，加热时，因为破坏了水分子同金属离子的配位键使盐脱水而不发生水解。
现在讨论无水含氧酸盐热分解问题、我们知道，所有含氧酸盐基本上都是离子结晶，即占有晶格点的是金属离子M n+和含氧酸根离子（如CO32―，SO42―等）。在通常的条件下，这些离子在晶体中总是以品格点为中心作振摆运动。如果给含氧酸盐加热，则加剧了这种运动，使正负离子更加靠近，从而加强了正负离子问的相互极化作用。这种相互极化作用继续增强的结果是金属离子M n+夺取了含氧酸根中的部分O2―离子，这就引起含氧酸根离子的完全破裂。由此可见，无水含氧酸盐热分解的本质就是正离子争夺含氧酸根中的O2―离子。热分解过程中含氧酸根离子的变化情况可由图14—23中看出。
图14—22 CO32―离子在电场中的变化
以CO32—离子为例，当没有外界电场影响时，CO32—离子中三个氧原子同样地被C4+所极化(A)，由于外界正电场的增强，对最近的一个O2—离子所产生的诱导偶极抵消了原有的偶极(B)，电场进一步的增强，诱导偶极超过原有的偶极(C)，因此，O2—离子同C4+间的键大大地被削弱。外界电场的继续增强就引起CO32—离子的完全破裂(D)。
从上面的讨论中可以清楚地看到，酸根离子相同时，金属离子的正电场越强，该含氧酸盐也越容易分解。如：过渡金属的碳酸盐比相应的碱土金属碳酸盐更容易分解，就是因为过渡金属是不规则电子层结构，因而有较强的正电场的缘故。同理，金属离子相同时，酸根离子中成酸元素（如碳酸根中的碳，硫酸根中的硫）的电场越强，该含氧酸盐也越不易分解，这就解释了为什么硫酸盐往往比相应的碳酸盐更稳定的原因。
有些含氧酸的酸式盐受热后可能发生缩聚反应，结果形成一种新的多聚盐，示意过程如下：
含氧酸盐热分解的情况也可以用热力学的原理来说明。
三、一些重要的分解反应：
1．铵盐：易分解
①NH4Cl==NH3+HCl
②NH4NO3===N2+2H2O+1/2O2
③NH4HCO3==NH3+H2O+CO2
④NH4VO3 === V2O5 + 2NH3 +H2O
⑤(NH4)2Cr2O7===Cr2O3 + N2↑+4H2O
2．硝酸盐：易分解
①2NaNO3===2NaNO2+O2（电位顺序在Mg之前）
②2Pb(NO3)2==2PbO+4NO2+O2(电位顺序在Mg~Cu之间)
③@AgNO3===2Ag+2NO2+O2（电位顺序在Cu之后）
3．碳酸盐：易分解
4．草酸盐
5．硫酸盐
四、无机化合物的水解性
无机物的水解性是一类常见且十分重要的化学性质。在实践中，我们有时需要利用它的水解性质（如制备氢氧化铁溶胶等），有时却又必须避免它的水解性质（如配制SnCl2溶液等）。
无机化合物中除强碱强酸盐外一般都存在着水解的可能性。在第三章中，我们已经讨论过强碱弱酸盐，弱碱强酸盐，弱碱弱酸盐的水解度、水解常数的计算以及多元弱酸盐，多价金属阳离子的分步水解问题。
1、影响水解的因素
（1）电荷和半径
从水解的本质可见：MA溶于水后是否能发生水解作用，主要决定于M+或A—离子对配位水分子影响(极化作用)的大小，显然金属离子或阴离子具有高电荷和较小的离子半径时，它们对水分子有较强的极化作用，因此容易发生水解，反之低电荷和较大离子半径的离子在水中不易水解，如A1C13，SiCl4遇水都极易水解：A1Cl3 +3H2O —→A1(OH)3 +3HCl
SiCl4 + 4H2O —→H4SiO4 +4HCl
相反，NaCl、BaCl2在水中基本不发生水解。
（2）电子层结构
我们知道Ca2+，Sr2+和Ba2+等盐一般不发生水解，但是电荷相同的Zn2+、Cd2+和Hg2+等离子在水中却会水解，这种差异主要是因为电子层结构不同而引起的。Zn2+、Cd2+和Hg2+等离子是18e离子，它们有较高的有效核电荷，因而极化作用较强，容易使配位水发生分解。而Ca2+，Sr2+和Ba2+等离子是8e离子，它们具有较低的有效核电荷和较大的离子半径，极化作用较弱，不易使配位水发生分解作用，即
不易水解。
总之，离子的极化作用越强该离子在水中就越容易水解。有人找到了水解常数的负对数pKh同表示离子极化能力的Z2 / r 之间关系，见表15—9。从表中可见，Na+的Z2／r = 2.2X1028C2?m-1，pKh=14.48，它基本上不水解，Al3+的Z2／r = 43.6X1028C2m-1，pKh=5.14它显著地水解，其水解反应式如下：
A13+ + 6H2O —→[A1(H2O)6]3+ —→H2O + [A1(H2O)5OH]2+
生成的配离子[A1(H2O)6OH]2+还可以逐级水解。此外还可以看到非稀有气体构型(18e，8~18e，18+2e)的金属离子，它们的盐都容易发生水解。
（3）空轨道
我们知道碳的卤化物如CF4和CCl4遇水并不发生水解，但是比碳的原子半径大的硅其卤化物却容易水解，如：
SiX4 + 4H2O —→H4SiO4 + 4HX
对于四氟化硅来讲，水解后所产生的HF与部分四氟化硅生成氟硅酸：
3SiF4 + 4H2O —→H4SiO4 + 4H +2SiF62-
这种区别是因为碳原子只能利用2s和2p轨道成键，这就使其最大共价数限制在4，并阻碍了水分子中氧原子将电子对给予碳原子，所以碳的卤化物不水解。然而硅不仅有可利用的3s和3p轨道形成共价键，而且还有空的3d轨道，这样，当遇到水分子时，具有空的3d轨道的Si4+接受了水分子中氧原子的孤电子对，而形成配位键，同时使原有的键削弱、断裂。这就是卤化硅水解的实质，由于相同的理由，硅也容易形成包含sp3d2杂化轨道的SiF62-配离子。
NF3不易水解，PF3却易水解也可用同样的理由解释。
硼原子虽然也利用2s和2p轨道成键，但是因为成键后在2p轨道中仍有空轨道存在，所以硼原子还有接受电子对形成配位键的可能，这就是硼的卤化物为什么会强烈水解的原因。如BCl3的水解反应可认为是从氧原子的孤电子对给予硼原子开始的：
H2O +BCl3—→[H2O→BCl3] —→HOBCl2+HCl —→B(OH)3 +2HCl
（4）温度对水解的影响
除结构因素影响水解反应以外，增高温度往往使水解加强，例如，MgCl2在水中很少水解，但加热其水合物，则发生水解，其反应为：
MgCl2·6H2O —→Mg(OH)C1+HCl十+5H2O
Mg(OH)Cl —→MgO +HCl↑
再如，FeCl3在水中会有部分水解，但加热后，会进一步水解，最后得到红棕色凝胶状的[Fe(OH)3?(H2O)3]加热可使水解完全。
（5）酸度对水解的影响
由于水解反应是一可逆平衡，所以溶液的酸度也会影响水解反应的进行。
第一章 3排除下列各酸在醋酸中的酸强度次序，并指出其中那些是超酸？ 4指出下列物质在液氨中的酸碱行为？ 5指出在100%硫酸中的酸碱行为？ 8方程式 10、什么是硬软酸原理？试从化学键角度解释这种现象。
12粗略估计下述各酸的pKa值： 第三章
28、说明无水CuSO4、Cu(H2O)62+和Cu(NH3)42+的颜色差异，并指出产生这些差异的原因 29、指出Mn(H2O)62+和Fe（H2O）63+的颜色有何特征？说明原因 30、MnO4-中Mn为d0组态，为什么他能有很深的颜色？说明颜色来源 34、CrO42-离子是d0配合物，但它能呈现颜色，1解释显色原因，2预言他的跃迁能量比 Mn4-高还是低？ 第四章 6试解释二茂铁鎓离子是一种强氧化剂；二茂钴在合适的溶剂中是一中强还原剂；二茂镍易跟NO气体反应生成
O？ 8举例说明什么叫做协同成键作用？ 16如果钒的羰基化合物符合EAN规则，那么它的最简单化合物的分子式应该是什么？为什么它实际上又是不稳定的？ 17已知Mn2(CO)10只观测到2044~1980cm-1范围内的伸缩振动带，而Co2(CO)8观察到2071~2022cm-1的振动带以及另外两个1860cm-1和1858cm-1的振动带，试画出Mn2(CO)10和Co2(CO)8的合理的结构式？ 22试分析对比蔡斯盐中，乙烯与Pt2+的成键方式与金属羰基化合物中CO与金属原子的成键方式的相同与区别点。 23在乙烯中用金属锂处理Co2(CO)8时得到一个化学式为的同的红色晶体，并放出CO,该晶体的红外光谱出现3个不同的羰基伸缩振动吸收峰2080~2000，1850和1600cm-1请据此推出他的最合理的结构式。
第一章物质存在的状态………………………………………………………………2 一、气体 .......................................................................................................... 2 二、液体 .......................................................................................................... 3 ①溶液与蒸汽压 ................................................................................................ 3 ②溶液的沸点升高和凝固点的下降 ................................................................... 3 ③渗透压 .......................................................................................................... 4 ④非电解质稀溶液的依数性 .............................................................................. 4 三、胶体 .......................................................................................................... 4 第二章 化学动力学初步……………………………………………………………5 一、化学反应速率 ............................................................................................ 5 二、化学反应速率理论 ..................................................................................... 6 三、影响化学反应速率的因素 .......................................................................... 6 2、温度 ............................................................................................................ 7 第三章 化学热力学初步……………………………………………………………8 一、热力学定律及基本定律 .............................................................................. 8 二、化学热力学四个重要的状态函数 ................................................................ 9 4、自由能 ....................................................................................................... 10 ①吉布斯自由能 .............................................................................................. 10 ②自由能G ——反应自发性的判据 .................................................................. 11 ③标准摩尔生成自由能θ m f G ? (11)
软硬酸碱理论 将酸和碱根据性质的不同各分为软硬两类的理论。软硬酸碱理论简称HSAB理论，是一种尝试解释酸碱反应及其性质的现代理论。它目前在化学研究中得到了广泛的应用，其中最重要的莫过于对配合物稳定性的判别和其反应机理的解释。软硬酸碱理论的基础是酸碱电子论，即以电子对得失作为判定酸、碱的标准。 体积小，正电荷数高，可极化性低的中心原子称作硬酸，体积大，正电荷数低，可极化性高的中心原子称作软酸。将电负性高，极化性低难被氧化的配位原子称为硬碱，反之为软碱。硬酸和硬碱以库仑力作为主要的作用力；软酸和软碱以共价键力作为主要的相互作用力。 在软硬酸碱理论中，酸、碱被分别归为“硬”、“软”两种。“硬”是指那些具有较高电荷密度、较小半径的粒子（离子、原子、分子），即电荷密度与粒子半径的比值较大。“软”是指那些具有较低电荷密度和较大半径的粒子。“硬”粒子的极化性较低，但极性较大；“软”粒子的极化性较高，但极性较小。此理论的中心主旨是，在所有其他因素相同时，“软”的酸与“软”的碱反应较快速，形成较强键结；而“硬”的酸与“硬”的碱反应较快速，形成较强键结。大体上来说，“硬亲硬，软亲软”生成的化合物较稳定。 1963年由R.G. 皮尔孙提出。1958 年S.阿尔兰德、J.查特和N.R.戴维斯根据某些配位原子易与Ag+、Hg2+、Pt2+ 配位；另一些则易与Al3+、Ti4+配位，将金属离子分为两类。a类金属离子包括碱金属、
碱土金属Ti4+、Fe3+、Cr3+、H+；b 类金属离子包括Cu+、Ag+、Hg2+、Pt2+。皮尔孙在前人工作的基础上提出以软硬酸碱来区分金属离子和配位原子：硬酸包括a类金属离子（碱金属、碱土金属Ti4+、Fe3+、Cr3+、H+）硬碱包括F-、OH-、H2O、NH3、O2-、CH3COO-、PO43-、SO42-、CO32-、ClO4-、NO3-、ROH等软酸包括b类金属离子Cu2+、Ag+、Hg2+、Pt2+ Au+;Cd 2+; Pd2+、Hg2+及M0等。软碱包括I-、SCN-、CN-、CO、H-、S2O32-、C2H4、RS-、S2-等 交界酸包括Fe2+、Co2+、Ni2+; Zn2+、Pb2+、Sn2+、Sb3+、Cr2+、Bi3+ 、Cu2+等，交界碱包括N3-、Br- 、NO2-、N2 、SO32-等 表：软硬酸碱分类反应规律“硬酸优先与硬碱结合，软酸优先与软碱结合①取代反应都倾向于形成硬- 硬、软- 软的化合物。②软-软、硬-硬化合物较为稳定，软- 硬化合物不够稳定。③硬溶剂优先溶解硬溶质，软溶剂优先溶解软溶质，许多有机化合物不易溶于水，就是因为水是硬碱。④解释催化作用。有机反应中的弗里德-克雷夫茨反应以无水氯化铝（AlCl3）做催化剂，AlCl3是硬酸，与RCl中的硬碱Cl -结合而活化。 金属离子和配位原子分成a 和b两类。a类金属离子包括碱金属、碱土金属、高氧化数的轻过渡元素Ti、Fe、Cr和H；b类金属离子包括较重的、低氧化数的过渡元素Cu、Ag、Hg、Pt。a类金属离子的特性随氧化数升高而加强，它优先与体积小、电负性大的原子结合；b类金属离子形成化合物的稳定性，因配位原子的电负性增大而减弱：C≈S>I>Br>Cl>N>O>F此顺序几乎（不是全部）和a类金属离子形成
简答題： 1. 第一过渡系元素氧化态分布有什么特点？为什么ⅦB族后的Fe元素不易达到族号氧化态？ 答：氧化态分布的特征是两端少且氧化态低，中间氧化态多且高，元素呈现的氧化态与化合反应的能量及配位原子的性质有关：（1）Fe 原子虽然有8个价电子，但其要失去第七、第八个价电子时需要消耗很大的能量，虽然其形成化学键可获得一些能量，但其不能满足电离能的需要；（2）Fe的高氧化态，有很强的氧化能力，配体必须能与Fe共处。综上，Fe元素不易达到族号氧化态。 2. 钛被称作“第三金属”，请写出工业从TiO2矿抽取Ti的原理（用方程式表示）。 答：TiO2 + 2C + 2Cl2 →TiCl4 + 2CO TiCl4 + 2Mg → Ti + 2MgCl2 3. 为何氮气是反磁性物质而氧气却是顺磁性物质? 答：由分子轨道法，N2[KK(σ2s)2(σ2s*)2(π2p)4(σ2p)2]， 而O2[KK(σ2s)2(σ2s*)2(σ2p)2(π2p)4(π2p*)2]，N2分子中无成单电子而O2分子中两个三电子π键中各有一个成单电子，因而N2是抗磁性的，而O2是顺磁性的。 4. PF3和BF3的分子组成相似，而它们的偶极矩却明显不同，PF3（1.03D）而BF3（0.00D），为什么？ 答：这是因为P与B价电子数目不同，杂化方式也不同， 因而分子结构不同所致。PF3 中P采取sp3杂化方式，分 子构型为不对称的三角锥 形，键的极性不能抵消，因 而分子有极性；而BF3中B 采取sp2杂化方式，分子为 对称的平面正三角形，键的 极性完全抵消，因而分子无 极性。 5. PF3和BF3的分子组成 相似，而它们的偶极矩却明 显不同，PF3（1.03D）而BF3 （0.00D），为什么？ 答：这是因为P与B价电子 数目不同，杂化方式也不同， 因而分子结构不同所致。PF3 中P采取sp3杂化方式，分 子构型为不对称的三角锥 形，键的极性不能抵消，因 而分子有极性；而BF3中B 采取sp2杂化方式，分子为 对称的平面正三角形，键的 极性完全抵消，因而分子无 极性。 6. 热量和功是否为体系的 性质?是否为状态函数? 答：热和功都不是体系的状 态函数，而是过程函数。也 不是体系的性质，体系的性 质是描述体系的状态的物理 量，如T，V等。不能谈体系 在某种状态下具有多少功或 多少热量，它们只有在能量 变换时才会有具体的数值， 与途径有关，不同的途径， 数值不同。 7. 为何氮气是反磁性物质 而氧气却是顺磁性物质? 答：由分子轨道法，N2[KK(σ 2s)2(σ2s*)2(π2p)4(σ 2p)2]，而O2[KK(σ2s)2(σ 2s*)2(σ2p)2(π2p)4(π 2p*)2]，N2分子中无成单电 子而O2分子中两个三电子 π键中各有一个成单电子， 因而N2是抗磁性的，而O2 是顺磁性的。 8. 什么叫杂化？原子轨道 为什么要杂化？ 答：杂化是指形成分子时， 由于原子的相互影响，若干 不同类型、能量相近的原子 轨道混合起来重新组合成一 组新轨道的过程.原子轨道 之所以杂化，是因为：(1) 通 过价电子激发和原子轨道的 杂化有可能可以形成更多的 共价键； (2)杂化轨道比未 杂化的轨道具有更强的方向 性，更利于轨道的重叠；(3) 杂化轨道的空间布局使得化 学键间排斥力更小，从而分 子构型更稳定。 9. PF3和BF3的分子组成相 似，而它们的偶极矩却明显 不同，PF3（1.03D）而BF3 （0.00D），为什么？ 答：这是因为P与B价电子 数目不同，杂化方式也不同， 因而分子结构不同所致。PF3 中P采取sp3杂化方式，分 子构型为不对称的三角锥 形，键的极性不能抵消，因 而分子有极性；而BF3中B 采取sp2杂化方式，分子为 对称的平面正三角形，键的 极性完全抵消，因而分子无 极性。 选择题： 1．汞中毒的症状是 （ A ）(A) 贫血 (B) 骨头畸形、压迫骨头会 引起剧痛 (C) 会诱发癌症 (D) 颤抖、呆滞、运动失调， 严重时死亡 2．在人体血液中负责输送氧 气的金属蛋白是（ D ） (A) 肌红蛋白 (B) 铁贮存 蛋白 (C) 血蓝蛋白 (D) 血红蛋白 3．稀有气体中，最难被液化 的是 （ A ）(A) He (B)Ne(C)Xe (D) Kr 4．下列物质中，强烈氧化性 与惰性电子对效应无关的是 （ C ）(A) PbO2 (B) NaBiO3 (C) K2Cr2O7 (D) TlCl3 5. A → B + C是吸热的 可逆基元反应，正反应的活 化能为E正，逆反应的活化 能为E逆（B ）(A) E正 < E逆(B) E正 > E逆 (C)E 正 = E逆 (D) 三种都可能 6．下列锕系元素是人工合成 的是 （ B ）(A)Ac (B)Am (C)Th (D) U 7．维生素B12含有的金属元 素是 （ A ）(A)Co (B) Fe (C) Ca (D) Mg 8．废弃的CN－溶液不能倒入 （ C ）(A) 含Fe3+的 废液中 (B) 含Fe2+的废液 中 (C) 含Cu2+的酸性废液 中 (D) 含Cu2+的碱性废 液中 9. 速率常数k是一个 参数（ D ）(A) 无量纲 参(B) 量纲为 mol·L-1·s-1(C) 量纲为 mol2·L-1·s-1 的参数 (D) 量纲不定的参数 10．下列各元素中，电子亲 和能最高的是 （ C ）(A) Cs (B) Li (C) Cl (D) F 11．最早被发现的稀有气体 元素是 （ A ）(A) He (B)Ne (C)Ar (D) Kr 12．下列各元素中，第一电 离能最高的是 （ D ）(A) Cs (B) Li (C) O (D) F 13. 已知某一反应 A + B →C 的E正=50kJ/mol，则该 反应的E逆为 （ D ） (A) -50KJ/mol (B) < 50KJ/mol (C) > 50KJ/mol (D) 无法确定 14．在酸性溶液中，不能稳 定存在的是 （ A ） (A) VO43－ (B) CuSO4 (C) FeCl3 (D) Cr2O72－ 16．Ln3+离子不易形成羰基 化合物是因为它们 （ B ） (A) 无d电子 (B) 是硬酸(C)无空d轨道 (D) 轨道对称性不匹配 17. H2O2的分解反应为： H2O2(aq) →H2O(l) + 1/2O2(g)，下列表示的瞬时 速度中，正确的是 （ D ） (A) dc(H2O2)/dt (B)-dc(H2O)/dt(C)-dc(O2) /(2dt) (D) dc(O2)/(2dt) 18. 反应 X + Y → Z，其 速度方程式为：υ =k[X]2[Y]1/2，若X与Y的 浓度都增加4倍，则反应速 度将增加多少倍 （ D ） (A) 4 (B) 8 (C) 16 (D) 32 22下列元素中，电子亲和能 最高的是 （ B ）(A) F (B) Cl (C) Li (D) Cs 23．在酸性溶液中，不能存 在的物种是 （A）(A)FeO42-(B)CuI
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无机及分析化学心得 经过一个学期对《无机及分析化学》这门课程的学习，我的感触颇多。因为我是一名转专业的学生，所以在大二的时候才开始上这门课。从一开始的自我想象容易，到自我感觉良好，到有点小小的紧张，再到立志要开始认真的学习，到感觉状态有所好转，再到充满自信。这其中的纠结、艰辛和自豪，不是一两句话就可以描述清楚的。再加上因为我想要获得保研的资格，因此我对于将这门课学好是持着一种前所未有的坚定心情。下面我就将会将我这一学期所收获的一一讲来。 从一开始的自我想象容易，这其中的莫名的自信感来自于因为我在高中的时候是一名理科生，当时的化学成绩自我感觉还行吧，所以在开学的时候说实话根本就没把《无机及分析化学》这门课当做我所学的重点去认真的准备。到后来在开学的第四周的时候开始上无机化学的第一节课，那节课老师在无心之间问了一句：“同学们，现在这个班上有多少人在高中的时候是学的文科啊？”当时我们就只看见前后左右的人都举手了，还认识到只有我们极少数的人是大二的师兄师姐，所以在当时出于身为少数理科生的骄傲和一点点身为师姐的骄傲对这门课的自信又多了一层(虽然其中没有什么联系，但在当时我还真就这么想了，现在想想当时还真幼稚)。在上了3、4 节课的时候吧，紧张感开始出现了，在当时老师其实讲课是讲的很慢的，而我们差不多学到了胶体溶液那一节，当时在听胶团结构的时候，真的就只感觉眼前是一个个熟悉又陌生的字符在眼前飞舞，脑袋中是一片空白，感觉平时都听得懂得字怎么现在就不明白了呢？直到后来在课下复习的时候才渐渐的弄明白。比如：AgNO3 溶液与过量的KI 溶液反应制备AgI 溶胶，其反应的方程式为： AgNO3+KI=AgI+KNO3 又因为过量的KI 溶液和固体AgI 粒子在溶液中选择吸附了与自身组成相关的I -，因此胶粒带负电。而此时形成的AgI 溶胶的胶团结构 - + x- + 为：【(Agl) m? nI ?( n-x)K 】?XK 此时，(AgI) m为胶核，I-为电位离子，一部分K+为反离子，而且电位离子和反离子一起形成吸附层，吸附层与胶核一起组成胶粒。由于胶粒中反离子数比电位离子少，故胶粒所带电荷与电位离子符号相同，为负电荷。其余的反离子则分散在溶液中，形成扩散层，胶 粒与扩散层的整体成为胶团，胶团内反离子和电位离子的电荷总数
无机化学读书笔记 【篇一：无机化学学习心得】 《普通化学》培训总结 本人作为化学专业的一名普通老师，有幸参加了高等学校教师网络 在线培训课程，同济大学吴庆生教授主讲的《普通化学》生动形象，他渊博的知识、严谨的态度、丰富的经验以及独特的教学艺术，给 我留下深刻的印象，使我受益良多。 本门课程的培训视频以在校的普通化学及其相关课程的授课老师为 对象，主要介绍了普通化学的课程定位、课时安排、教学理念、难 重点教学设计、主要的教学方法、示范教学、考核与评价、教学前 沿等内容。通过主讲教师对其多年课程教学经验的分享，经过面对 面交流，为我们指点迷津，提高了我们对本门课程教学能力。 我作为一名老师队伍当中的新人，需要从学生的学习思维模式和立 场迅速切换到老师的授课思维状态，经过本门课程的学习，使我有 了一定的感悟。我初步明白，作为一名老师，要竭尽所能的将知识 传授给学生，但用何种教学方式才能更好地激发学生的学习热情与 潜能，这是我目前以至于以后都要不断思考、总结的问题。经过此 次的培训，给我提供了一些思路，我打算从以下几方面着手： 第一，丰富教学形式。以丰富多样的课堂教学模式，充分结合当代 学生的性格特点，不拘泥于枯燥的理论教学，而要采用富有激情、 生动形象、理论结合实际的教学方式，把理论化学与生活中的化学 结合在一起，使学生能更好地运用到生活的方方面面，做到理论与 实践完美结合。当然，除了课堂教学之外，还要适当增加实践教学，激发学生的学习热情。 第二，充分利用多媒体教学与板书教学相结合的方式。对一些无机 化学当中抽象的内容，要采用动画的方式，具象地展现在学生面前，以便于他们更好地理解。 第三，教学要详略得当，对于重难点问题，要深入解析，以具体的 教学案例深入分析问题，使学生更好地掌握所学内容和解决问题的 方法，同时，要将所学内容完美结合，前后串起来，在学习新知识 的同时，复习旧知识，而且便于更好地理解所学内容。 以上就是我本次学习的心得体会，我非常感谢吴教授的精彩授课， 同时非常荣幸有这次机会可以跟吴教授面对面交流学习，使我我受 益匪浅，希望以后还有更多的交流、学习和提升的机会。
高考化学中常见的电子式大全
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中学化学中常见的电子式大全原子 离子 单质分子 共价化合物
离子化合物 形成过程 电子式书写的常见错误及纠正措施 物质的电子式可体现其构成元素之间的结合方式，也决定着该物质的化学性质；对于简单微粒还可以通过电子式推导其空间结构。因此电子式是近几年高考的考查热点之一。但由于高中教材中未涉及电子亚层、分子轨道等理论知识，学生难以较系统理解微粒最外层电子的排布，而只能靠记忆、知识积累来处理这一类问题，错误率较高， 如将氧原子的电子式写成（正确应为）。典型错误归纳有以下两类：一、无法正确排列微粒中原子或离子的顺序。例如HClO的电子式写 O O H Cl O Mg2+ Cl 2
成： ； MgCl 2的电子式写成： 。二、不能正确表达共价键的数目。例如混淆O 2和H 2O 2中氧原子间的共用电子对数目。针对以上问题，笔者总结了三种书写短周期元素形成的微粒的电子式的小技巧，供大家参考。 一：“异性相吸、电荷交叉”让原（离）子快乐排队。 “异性相吸、电荷交叉”是指在书写电子式时让微粒中带（部分）正电荷的离（原）子与带负电荷的离（原）子交错排列。如次氯酸的分子式常被约定俗成为HClO ，但根据H 、Cl 、O 个三原子的氧化性（或电负性）差异可知该分子中H 、Cl 带部分正 电荷，O 带部分负电荷，因此HClO 的电子式应为 ：。对于离子化合 物Mg 3N 2，先可判断出式中Mg 为+2价，N 为-3价，根据“异性相吸、电荷交叉” 的规律其电子式为 。 这条规律几乎适用于所有的离子化合物，运用时要求大家首先能正确判断化学式含有的微粒种类和它们所带的电荷的正负。如MgCl 2由Mg 2+和Cl -以1：2的比例构成，Na 2O 2由Na +和O 22-以2：1的比例构成。而对于共价微粒、只有少数氧化性（电负性）相差很小的非金属原子形成的共价体有例外，例如HCN （其中C 为+4价、N 为-3价，电子式为 ）。高中阶段涉及的常见共价微粒（由短周期元素原子形成的共价微粒）的电子式基本都可以采用该规律来解决。 二、“电子分配求差量”揭开共用电子对数目的面纱。 该方法的理论依据来源于配位化学中的“18电子规则”。（参见《中级无机化学》唐宗熏主编，2003，高等教育出版社）虽然该方法仅适用于计算共用键的数目，对配位键则爱莫能助。但在高中阶段要求掌握的配位化合物较少，典型代表为 Fe(SCN)3、[Ag(NH 3)2]OH 、 ， 。该方法在高中阶段应用较广。具体算法以例说明： H C N H O Cl [Fe( —O - Mg 2+ N Mg 2+ N Mg 2+
西北大学化学系2003～2004学年度第二学期 《中级无机化学》试题及答案 一 按要求回答下列各题(6×5) 1 (1) 确定化合物B 10CPH 11的构型并予以命名； (2) 利用三中心两电子键理论判断B n H n 2－阴离子多面体结构中所包含的化学键的类型和数目。 解：(1) B 10CPH 11，写作(CH)(BH)10P ，a ＝1，q ＝0，c ＝0，p ＝10，一个P 原子， n ＝a ＋p ＋(P 原子数)＝1＋10＋1＝12，b ＝(3×1＋2×10＋ 3)/2＝13＝12＋1， 属闭式结构 命名：闭式－一碳一磷癸硼烷(11)或闭式－一碳一磷代十二硼烷(11) (2) B n H n ＋2－22－，c=2，m ＝2，n ＝n ，写出拓扑方程并求解 n －2＝s ＋t m －2＝2－2＝0＝s ＋x n －m/2＋c ＝n －2/2＋2＝n ＋1＝x ＋y B －B 键的数目：3， 三中心两电子硼桥键的数目：n －2； 2 假定LiH 是一个离子化合物，使用适当的能量循环，导出H 的电子亲合焓的表达式。 解： △Lat H m θ(LiH, s) △EA H m θ(H)＝(△atm H m θ＋△I 1H m θ)Li ＋△f H m θ(H)－△f H m θ(LiH ，s)－△Lat H m θ(LiH, s) 3 应用Pauling 规则， (1) 判断H 3PO 4(pK a ＝2.12)、H 3PO 3(pK a ＝1.80)和H 3PO 2(pK a ＝2.0)的结构； (2) 粗略估计H 3PO 4、H 2PO 4－和HPO 42－的pK a 值。 解：(1) 根据pK a 值判断，应有相同非羟基氧原子。 H 3PO 4： H 3PO 3： H 3PO 2： (2) H 3PO 4：一个非羟基氧原子，pK a 值约为2；H 2PO 4－：pK a 值增加5，约为7；HPO 42 －pK a 约为12。 4 用VSEPR 理论预言下列分子或离子的结构，并写出它们所属的点群： f m θ P H HO HO P OH HO HO P H HO H
无机化学（上） 知识点总结 第一章 物质存在的状态 一、气体 1、气体分子运动论的基本理论 ①气体由分子组成，分子之间的距离>>分子直径； ②气体分子处于永恒无规则运动状态； ③气体分子之间相互作用可忽略，除相互碰撞时； ④气体分子相互碰撞或对器壁的碰撞都是弹性碰撞。碰撞时总动能保持不变，没有能量损失。 ⑤分子的平均动能与热力学温度成正比。 2、理想气体状态方程 ①假定前提：a 、分子不占体积；b 、分子间作用力忽略 ②表达式：pV=nRT ；R ≈8.314kPa 2L 2mol 1-2K 1- ③适用条件：温度较高、压力较低使得稀薄气体 ④具体应用：a 、已知三个量，可求第四个； b 、测量气体的分子量：pV=M W RT （n=M W ） c 、已知气体的状态求其密度ρ：pV=M W RT →p=MV WRT →ρMV RT =p 3、混合气体的分压定律 ①混合气体的四个概念 a 、分压：相同温度下，某组分气体与混合气体具有相同体积时的压力； b 、分体积：相同温度下，某组分气体与混合气体具有相同压力时的体积 c 、体积分数：φ= 2 1 v v d 、摩尔分数：xi= 总 n n i ②混合气体的分压定律 a 、定律：混合气体总压力等于组分气体压力之和； 某组分气体压力的大小和它在混合气体中体积分数或摩尔数成正比 b 、适用范围：理想气体及可以看作理想气体的实际气体 c 、应用：已知分压求总压或由总压和体积分数或摩尔分数求分压、 4、气体扩散定律 ①定律：T 、p 相同时，各种不同气体的扩散速率与气体密度的平方根成反比： 2 1 u u =21p p =2 1 M M (p 表示密度) ②用途：a 、测定气体的相对分子质量；b 、同位素分离 二、液体
无机化学习题参考答案(II) 第一章 1.4．解： （1）H 2O 2 2C （2）S 2O 32 3v C （3）N 2O (N N O 方式) v C ∞ （4）Hg 2Cl 2 h D ∞ （5）H 2C=C=CH 2 2d D （6）UOF 4 C 5v （7）BF 4 d T （8）SClF 5 4v C （9）反-Pt(NH 3)2Cl 2 2h D （10）PtCl 3(C 2H 4) 2v C 1．B(CH 3)3和BCl 3相比，哪一个的Lewis 酸性强，为什么？ 一般来说，CH 3为推电子基团，Cl 为吸电子基团，因此的Lewis 酸性强。 （BCl 3易水解；B(CH 3)3不溶于水，在空气中易燃） 2．BH 3和BF 3都可和(CH 3)2NPF 2生成加合物，在一种加合物中，B 原子和N 相连，另一种则和P 相连，绘出两种结构式，并说明形成两种结构的原因。 P F F H 3C CH 3 N P F F H 3C CH 3 N B B H 3F 3 (该题可参考史启桢等翻译的"无机化学",作者Shriver 等,由高教社出版, 其中关于热力学酸度参数的部分，p.190-191; 或者该书的英文原版第5章的相关内容) 3. 无水AlCl 3可作为傅-克烷基化反应的催化剂, 而吸水后则失效, 原因何在? 配位饱和（6配位），失去Lewis 酸性 4. 吸水后失效 的AlCl 3有什么方法可以脱水? 因为Al 3+是典型的硬酸，与氧的亲合力很强，因此实验室不能在HCl ，NH 4Cl ，SOCl 2等气氛下加热脱水。（只能加强热生成 Al 2O 3后，用高温下用加C 和Cl 2用还原氯化法制备，这就不是脱水方法了）。 第二章
无机化学，有机化学，物理化学，分析化学 无机化学 元素化学、无机合成化学、无机高分子化学、无机固体化学、配位化学（即络合物化学）、同位素化学、生物无机化学、金属有机化学、金属酶化学等。 有机化学 普通有机化学、有机合成化学、金属和非金属有机化学、物理有机化学、生物有机化学、有机分析化学。 物理化学 结构化学、热化学、化学热力学、化学动力学、电化学、溶液理论、界面化学、胶体化学、量子化学、催化作用及其理论等。 分析化学 化学分析、仪器和新技术分析。包括性能测定、监控、各种光谱和光化学分析、各种电化学分析方法、质谱分析法、各种电镜、成像和形貌分析方法，在线分析、活性分析、实时分析等，各种物理化学性能和生理活性的检测方法，萃取、离子交换、色谱、质谱等分离方法，分离分析联用、合成分离分析三联用等。
无机化学 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 J 3、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。 1、 系统与环境之间除热以外其他的能量传递形式，称为功，用W 表示。环境对系统做功， W>O ；系统对环境做功，W<0。 2、 体积功：由于系统体积变化而与环境交换的功称为体积功。 非体积功：体积功以外的所有其他形式的功称为非体积功。 3、 热力学能：在不考虑系统整体动能和势能的情况下，系统内所有微观粒子的全部能量之 和称为热力学能，又叫内能。 4、 气体的标准状态—纯理想气体的标准状态是指其处于标准压力θ P 下的状态，混合气体 中某组分气体的标准状态是该组分气体的分压为θP 且单独存在时的状态。 液体（固体）的标准状态—纯液体（或固体）的标准状态时指温度为T ，压力为θP 时的状态。
中级无机化学课程和教材建设 一、开设中级无机化学课是学科发展的需要 无机化学作为重要的化学分支学科，涉及周期表的100多个元素和数以万计的化合物，并渗透到化学学科内、外许多相关学科，产生了生物无机化学、无机固体化学、金属有机化学等新领域和新知识。即使是无机元素化学本身的研究和教学也正在从描述向推理、定性向定量、宏观向微观发展。而理科大学化学系本科各专业的教学计划按无机、分析、有机、物化开设基础课的传统延续了数十年，传统的在大学一年级开设的无机化学课程，基本上是建立在中学数、理、化基础之上。它分为两大块：前一块普通化学原理既是为基础元素化学的学习做好理论准备，又是为其他后续化学课程起先导作用；后一块基础元素化学是对元素及其化合物的性质进行介绍。这种课程设置对我国理科化学系学生的知识结构和无机化学的学术水平的提高产生了一定程度的不利影响。由于数、理及化学基础理论知识的局限性，要从结构化学、化学热力学及动力学等理论结合上对无机化学的问题进行深入阐述显然是不可能的，因之无机化学的教学显得不足。一些学校在大四开设无机化学专题来补充，但挂一漏万。所以化学系本科生的无机化学知识水平仍得不到根本提高。打破旧传统，代之以无机化学分段设置课程的结构改革，实施无机化学课程分段教学，开设中级无机化学课，这是新形势的需要。在教学内容上，中级无机化学应该系统介绍现代无机化学所涉及的新理论、新领域、新知识和无机新型化合物。在教学方法上突出结构化学、配位化学及热力学等基础理论在无机化学中的应用。 西北大学化学系自1988年开始在全国较早实施无机化学课程分段教学，在一年级开设初等无机化学，在三年级下学期开设“中级无机化学”课程。中级无机化学课程关注化学系课程体系的总体改革，除了要把握住中级无机化学在无机化学总教学计划中的准确位置，选择的内容应反映无机化学学科发展的现状之外，还要把握住中级无机化学在化学学科整体教学计划中的准确位置。在课堂教学中，体现“结构—反应—性能”一体化的讲授主线，根据课程要求对讲授的内容作精心的选择、创造性组织和深入浅出地介绍，以启迪学生，使其能在时代发展水平上超前和创造思维。这样的中级无机化学课程既能真正讲授无机化学本身的内容，又能用结构化学、热力学和反应理论来统一阐述无机元素化学，更便于新知识和新领域的介绍。克服了传统的在大学一年级开设的无机化学中讲授了一些不该由自己承担的化学基本原理的知识内容，而对应该由自己讲授的一些无机化学的基本内容却因学生的基础和学时的限制而舍弃的弊病。 二、恰当定位，构建中级无机化学课程
中级无机化学复习题 1．为什么第二周期与第三周期同族元素性质存在明显差异？ 2．为什么在矿物中Mg、Ca、Sr、Ba等金属离子以氧化物、氟化物、碳酸盐和硫酸盐等形式存在？Cu、Ag、Pb、Zn、Hg则以硫化物形式存在？ 3．通过计算说明钾原子最后一个电子填充在4s 轨道上。 4．比较Lewis碱强度：NH3NF3NCl3NBr3 比较Lewis酸强度：BBr3BCl3BF3 5．完成下列化学反应： CO(NH2)2＋H2SO4→ HNO3 ＋HF → H－＋NH3 → 6．由于形成水合物必须放热，试分析M c X a(s)在298K时形成四水合物至少放热多少？（假定正、负离子在无水盐和含水盐中对摩尔熵的加和贡献相等。 已知每mol晶格水对水合物的摩尔熵的独立加和贡献约为39 J·K－1·mol－1，S mθ(H2O，l)＝69.91 J·K－1·mol－1） 7．试通过估算Xe[PtF6]的反应焓变来说明由Xe(g)和PtF6(g)可以制备Xe[PtF6]。 （已知：PtF6－的半径为310 pm，Xe+半径为180 pm；Xe(g) 的第一电离能I1＝1170 kJ mol-1，PtF6(g)的电子亲合能－771 kJ mol-1） 8．利用HSAB理论判断下列反应进行的方向，并说明理由。 HgF2 + BeI2= BeF2 + HgI2 Ag+ + HI = AgI + H+ 9．下图为自由能-温度图，回答下面问题： （1）为什么CO2线几乎与温度坐标轴平行，而CO线是一条向下的斜线？ （2）已知CO2线有△Gθ＝－393.5－3.3×10-3T，CO线有△
G θ＝－221－0.18T ，求二线交点温度。 （3） 分别写出当温度低于和高于交点温度时，用碳还原金属氧化物MO 时的反应方程式？ （4）为什么可以采用加热的方法制备Ag? 10．通过设计热力学循环计算CrCl 的生成焓，并讨论其能否稳定存在？（已知Cr +的半径估计约为100 pm, r （Cl -）＝181 pm ，Cr 的升华焓和电离能 分别为397和653 kJ mol -1，Cl 2的离解能为243.4 kJ mol -1, Cl 的电子亲合能为 368.5 kJ mol -1） 。11. 已知酸性介质中下面两个元素的元素电势图： 请回答下列问题： 1) 计算：φo (IO 3-/I -)＝? φo (IO 3-/HIO)＝? 2) 指出电势图中哪些物质能发生歧化反应； 3) 在酸性介质中H 2O 2与HIO 3能否反应； 4) 在酸性介质中I 2与H 2O 2能否反应；5) 综合3)、4)两个反应，HIO 3与H 2O 2反应最终结果是什么？用反应式说明． 12. 利用价层电子对互斥理论完成下列问题 1）判断ClF 3、IF 5分子结构，画出分子构型图，说出构型名称。 IO 3- HIO I 2 I - 1.1951.450.535O 2 H 2O 2 H 2O 1.770.68
无机化学，有机化学，物理化学，分析化学无机化学 元素化学、无机合成化学、无机高分子化学、无机固体化学、配位化学（即络合物化学）、同位素化学、生物无机化学、金属有机化学、金属酶化学等。 有机化学 普通有机化学、有机合成化学、金属和非金属有机化学、物理有机化学、生物有机化学、有机分析化学。 物理化学 结构化学、热化学、化学热力学、化学动力学、电化学、溶液理论、界面化学、胶体化学、量子化学、催化作用及其理论等。 分析化学 化学分析、仪器和新技术分析。包括性能测定、监控、各种光谱和光化学分析、各种电化学分析方法、质谱分析法、各种电镜、成像和形貌分析方法，在线分析、活性分析、实时分析等，各种物理化学性能和生理活性的检测方法，萃取、离子交换、色谱、质谱等分离方法，分离分析联用、合成分离分析三联用等。
无机化学 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 J 3、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
中级无机化学线上考试总结 2019-2020-2 冯锡兰，王淑涛 中级无机化学是面向化学专业二年级学生开设的限选课，本学期共46名同学选修本课程。总学时32，由王淑涛老师（前四周）和冯锡兰老师（后四周）共同讲授。以往考试形式为线下开卷考试，总成绩构成为：平时成绩30%+期末成绩70%。本学期针对疫情下的特殊情况，我们共同商讨了在线教学模式和考试模式，并与学生进行沟通确定。成绩构成调整为平时成绩50%+期末成绩50%，加大了过程考核的权重，以有效督促学生平时的在线学习。平时成绩构成两位老师根据自己的教学模式单独制定。王淑涛老师的平时成绩计算方式：雨课堂出勤及八次作业取平均值。冯锡兰老师的平时成绩计算方式：作业50%+雨课堂（出勤+测试）50%+弹幕额外加分（一条弹幕0.5分）。总的平时成绩由两位任课教师的平时成绩汇总后取平均值。在线考试最终确定使用雨课堂平台进行，依然为开卷形式。 本课程已于第八周结课，4月25日19:00~21:20完成在线考试，目前已完成试卷批改及成绩统计，现将本课程考评模式及线上考试情况总结如下。 1、过程考核实施方案： （1）灵活选择教学平台，保证过程考核的即时性和有效性 这次在线授课两位老师均选择了腾讯为主要平台。事实证明，平台始终运行稳定，直播、在线交流没有出现过卡顿或者崩溃的情况，并且作业的功能也非常强大。直播的同时使用了雨课堂的签到和在线测试、弹幕等功能，学生的出勤和答题情况可以即时查看、保留和传送，保证了过程考核的全面、客观、有效。
雨课堂弹幕和答题情况图示 （2）合理精简教学内容，增加课堂练习和随堂测试时间 为了提高学生的听课效率、保证教学效果，必须对教学内容进行调整和精简，突出主线和重点难点，其它知识引导学生进行线下自学，这样留出足够的时间开展在线测试和互动交流。一般每次课可以设计1~2次在线测试，外加1~2次弹幕答题，答题频率和时间节点的设置要合理，以有效抓住学生的注意力、调节课堂氛围、巩固教学效果。 （3）重新编排课后作业，布置、提交、批改全部在线完成 根据教学内容安排复习思考题和作业。复习思考题作为学生总结复习教学内容的提纲，不需要提交；作业发布在雨课堂或以图片形式发布在作业里，让学生线下完成后，拍照提交，并限制截止时间。教师在线批阅完成后，平台有即时提醒学生查看的功能。