无机化学考研课件

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1、,欢迎同学们学习无机化学课程， 预祝大家取得优异成绩!,前 言 一开设课程目的； 二课程教学安排； 三. 课程学习方法； 四. 树立信心，坚持到底！,五主要学习参考书： 1 . 北师大等校编，无机化学（上下册），第三、四版，高等教育出版社 2 .武汉大学等校编，无机化学（上下册），第三版，高等教育出版社 3. 徐家宁等编，无机化学例题与习题，高等教育出版社 4. 张祖德等编，无机化学，第二版,5.王志林等编，无机化学学习指导， 6. 中科大研究生考试中心编，硕士研究生入学考试化学类科目考试纲要（无机化学部分） 7.杨世忠等编,无机化学学习与考研指津. 8.黄孟健等编,无机化学考研攻略.,一.无

2、机化学（理论部分）知识点应用归纳,1、无机物（分子或离子）构型: （1）简单分子（或离子）： 杂化轨道理论；价层电子对模型。 （2）配合物：,2、物质的熔、沸点(包括硬度): （1）晶体类型：原子晶体，离子晶体， 金属晶体，分子晶体 （2）离子晶体：,（3）分子晶体,（4）金属晶体：金属键（与价电子、 价轨道有关） 3、物质的稳定性： （1）无机小分子： 键级；价键理论；软硬酸碱；热力学数据。 （2）配合物： 杂化类型；成键类型；晶体场理论；软硬酸碱；热力学数据。,4、物质的磁性： 1（）无机小分子：MO （掌握双原子分子轨道能级图）（共价双原子分子） （2）配合物： VB法（杂化轨道理论）；

3、 CF法（分裂能级图）； 求磁矩基本公式。,5、物质的颜色: （1）无机小分子：极化理论 （2）配合物：晶体场理论：d-d跃迁；电荷迁移跃迁。 6、无机物溶解度: （1）离子晶体：极化理论；离子大小。 （2）共价化合物：软硬酸碱；氢键；分子间力。,7、物质的氧化还原性：影响因素 （1）溶液酸、碱度 （2）物质的聚集状态 (浓度),8、化学反应方向: （1）热力学数据： （2）软硬酸碱理论,9、分子极性、键的极性、键角、键长等: 10、推导元素在周期表中的位置 （1） 能级组取值， （2）选择-组合理量子数：四个量子数取值规则,11、常见的基本概念(名词解释): 对角线规则；惰性电子对效应；Le

4、wis酸、碱；质子酸、碱；缓冲溶液；屏蔽效应；钻穿效应；同离子效应；盐效应；镧系收缩；电负性；电离势；电子亲合势；晶格能；键能；有效核电荷及求法；原子核外电子排布三原则；原子轨道组成分子轨道三原则等。,二.无机化学（元素部分） （1）结构: （2）性质：,重点是化学性质,第一讲 分子结构 1-1 离子键理论 一、基本要点 活泼金属和活泼非金属的原子反应时，生成的化合物如NaCl等都是离子型化合物，它们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。,这种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

5、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。,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： 1s2，如Li+，Be2+ （2）8e构型： (n-1)s2(n-1)p6：Na+， Mg2+，Ba2+等 （3）917e构型： (n-1)s2(n-1)p6(n-1)d19：Fe2+,Mn2+等 （4）18e构型： (n-1)s2(n-1)p6(n-1)d10：Cu+,Ag+,Zn

6、2+等 （5）18+2e构型： (n-1)s2(n-1)p6(n-1)d10ns2：Sn2+,Pb2+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）库仑作用模型理论计算：,A为马德隆（Madelung）常数，与晶格类型有关；n是与原子的电子构型有关的因子；Z1Z2为正负离子的电荷

7、数。上式看出，U与离子的带电荷数成正比，与正负离子核间距r0成反比，与配位数有关，配位数增加，A增大，U增大。 (2)玻恩-哈伯循环间接计算：,例：已知NaF(s)的生成焓569.3kJ/mol,金属Na的升华热108.8kJ/mol，Na的电离热502.3kJ/mol，F2的离解热153.2kJ/mol, F的电子亲合能349.5kJ/mol，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正电荷，半径较小，它对相邻的阴离子会起诱导作用；阴离子半径较大，在外壳上有较多的电子，容易变形，在被诱导过程中能产生瞬时的诱导偶极。,阴离

8、子中产生的诱导偶极又会反过来诱导阳离子，阳离子如果易变形（18e-,18+2e- or 917e-构型半径大的离子），阳离子中也会产生偶极，使阳离子和阴离子之间发生了额外的吸引力。当两个离子接近时,可能使两个离子的电子云重叠，趋向于生成极性较小的键。由离子键向共价键过渡。,2、极化力（极化作用）： （1）电荷: 阳离子电荷越高，极化力越强 （2）半径: 外层相似、电荷相等时，半径小，极化力强。 （3）离子构型（阳离子）: 18e-, 2e-，18+2e-，(Ag+、Li+、Pb2+等)917e-(Fe2+、Ni2+、Cr3+)8e-(Na+、Mg2+等) （4）电荷高的复杂阴离子也具有一定极化

9、作用，如SO42-、PO43- 等,3、离子的变形性 （1）结构相同的阳离子，正电荷高变形性小 O2-F-NeNa+Mg2+Al3+Si4+ （2）对于外壳结构相同的离子，电子层数越多，变形性越大 Li+8e- 变形性：Ag+K+；Hg2+Ca2+等,（4）对于相同或类似的结构的离子，半径越大，变形性越大 （5）复杂阴离子变形性通常不大，中心离子氧化数越高，变形性越小 ClO4-F-NO3-CN-Cl-Br-I- 小结：最易变形是体积大阴离子如：S2-;I-等和18e-，18+2e-，917e-的少电荷阳离子，如：Ag+、Pb2+、Hg2+等; 最不易变形是小半径高电荷稀有气体外壳阳离子，如B

10、e2+、Al3+、Si4+等,4、相互极化（附加极化）作用 实际上，每一个离子一方面作为带电体，会使其他异号离子发生变形，另一方面，在周围离子作用下，本身也会产生变形，这种阴阳离子相互极化作用结果，使产生的诱导偶极矩加大，从而进一步加强了它们相互作用，这就是附加极化作用。 显然，每个离子的总极化作用应是它原有极化作用与附加极化作用之和。,5、离子极化理论的应用： （1）晶体类型转变：离子晶体分子晶体： 如AgFAgI；NaFSiF4PF5 （2）键型转变：离子型共价型 AgF离子键，AgI为典型的共价键 （3）结构转变：共价性增强， 配位数减小。 如AgF(NaCl型)AgI(ZnS型),（4

11、）熔、沸点变化：降低 CdBr2熔点840K, CdI2熔点661K （5）溶解性变化: 减小 (AgFAgClAgBr) （6）颜色变化: 颜色加深 ZnI2无色，CdI2黄色，HgI2红色 （7）热稳定性降低 PbCl2PbCl4; CaO Ag2O （8）在水溶液中易水解 AlCl3+H2O=Al(OH)3+3HCl,习题： 1.解释现象: （1）MnO的熔点高于Mn2O7; （2）AgCl,AgBr,AgI颜色依次加深; （3）HgS在水中溶解度很小.,2.比较NaCl, MgO,CaO, BaO中,哪一种离子晶体的熔点高? 3.比较下列两组化合物中正离子的极化能力大小? (1)ZnC

12、l2, FeCl2, CaCl2, KCl (2)SiCl4, AlCl3, PCl5 ,MgCl2, NaCl,12 价键理论（VB法） 一、价键理论的基本要点： 1、共价键的本质： 价键理论认为共价键的本质是由于原子相互接近时，由于原子轨道的重叠，原子间通过共用自旋方向相反的电子对结合，使体系能量降低而成键。共价键的本质也是电性的。,2、共价键形成原理 （1）电子配对原理：根据成单电子数配对，共价单键、双键等; （2）能量最低原理: （3）原子轨道最大重叠原理 :,3、共价键的特点 （1）共价键结合力的本质是电性的，但不能认为纯粹是静电作用，一般用键能表示共价键强度。 （2）共价键形成是由

13、于原子轨道重叠，两核间电子云几率密度最大。不意味着仅在两核之间。 （3）共价键具有饱和性。 （4）共价键具有方向性。,（5）共价键的键型： 1.键；2.键；3.配位键；4.键：由两个原子的dxy-dxy; dxz-dxz, dyz-dyz,or dx2-y2-dx2-y2,轨道面对面的重叠而成。如在Re2Cl82-中键是dxy-dxy面对面（沿z轴）重叠:键的形成(如下图) 5.多中心键; 6.反馈键； 7.离域键等.,二、杂化轨道理论 1、杂化轨道的概念：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，重新组合过程叫做杂化，所形成的轨道叫

14、杂化轨道。,2、杂化轨道理论的基本要点： （1）原子间的微扰作用，使某一原子内能量相近的原子轨道重新组合构成新的轨道，其能量、形状和空间伸展方向皆发生了变化。 （2）形成杂化轨道数，等于参加杂化的原子轨道数。 （3）杂化轨道满足“最大重叠原理”，成键能力更强，构成分子更稳定。,（4）杂化轨道空间构型决定形成分子或离子的空间构型： 如sp（直线）；sp2（平面三角）；sp3（正四面体）；dsp2（sp2d平面方形）；dsp3（sp3d三角双锥）；d2sp3（sp3 d2八面体） （5）杂化轨道有等性和不等性杂化轨道之分 原子轨道杂化后，如果每个杂化轨道所含的成分完全相同，则称为等性杂化，等性杂化

15、轨道空间构型与分子的空间构型是一致的，如CH4分子,原子轨道杂化后，杂化轨道所含的成分不完全相同，称为不等性杂化，在有孤对电子占据时，杂化轨道空间取向与分子的空间构型就不相同了，如NH3，H2O等 3、杂化轨道理论的应用 例1：试用杂化轨道理论推断下列分子的中心原子杂化方案及分子的空间构型： （1）SnCl2；（2）CF2Cl2； （3）NF3； （4）SF6.,1-3价电子对互斥模型（VSEPR） 一、基本要点： 1、概念：在共价分子中，中心原子价电子层电子对的排布方式，总是尽可能使它们之间静电斥力最小，分子（或离子）的几何构型总是采取电子对相互排斥力最小的那种结构。,2、价电子对之间的斥力

16、大小 （1）电子对之间的夹角越小，排斥力越大； （2）孤对孤对孤对键对键对键对 （3）三键双键单键，如HCHO中,HCH（118）HCO（121）,（4）中心原子相同时，价层电子对之间斥力随配位原子的电负性增大而减小，生成键角也较小，如：NF3和NH3, SH2SeH2TeH2,3.价电子对数的计算： 价层电子对数=1/2（中心原子价电子数+配位原子提供的电子数） （1）H和X作为配体提供一个e-，X为中心原子提供7个e- （2）氧族元素作为配体，不提供e-，作为中心原子提供6个e-, （3）对于离子，加上或减去所带电荷数 （4）含有奇数电子时，电子数加1 （5）N作为配体-1，中心原子为5,4、价电子对数与分子构型 （1）价电子构型：2对直线，3对平面三角，4对正四面体，5对三角双锥，6对正八面体 （2）分子构型: a. 若价电子对全部是键对，分子构型与其相同 b. 若价电子对中有键对有孤对，分子构型与价电子对构型不同，要画出所有可能构型，根据电子对斥力大小，选择稳