高中无机化学竞赛辅导

1、元 素 部 分元素及其重要化合物性质变化的规律重要化合物和离子的结构重要化合物和离子的化学性质离子的分离和鉴定一、元素及其重要化合物性质变化的规律1. 周期表中元素性质的变化规律主族元素化合物性质的变化规律s区金属氢氧化物的碱性强弱p区元素的氧化物、氢氧化物及含氧酸酸碱性的变化规律氧化物酸碱性的变化规律：同周期元素最高氧化态氧化物，从左到右碱性依次减弱，酸性依次增强；同族元素同氧化态氧化物碱性从上到下依次增强；有多种氧化态的元素，其氧化物的酸性依氧化态升高的顺序增强。3) p区元素最高氧化态水和氧化物的氧化性强弱的变化规律4) p区元素氢化物的酸性和氧化性的变化规律3. 副族元素化合物性质的变

2、化规律-酸碱性及氧化还原性 Cu2+ Ag+ Zn2+ Cd2+ Hg2+NaOH Cu(OH)2 AgO Zn(OH)2 Cd(OH)2 HgO过量 Cu(OH)42- Zn(OH)42- Cd(OH)42- NaOH 6 mol dm-3 2 浓NaOH二、重要化合物和离子的结构氟化氙的结构卤素含氧酸根的结构多卤化物 I3-为线型结构O3的分子结构：中心氧原子sp2杂化， 形成键和34过氧化氢二氧化硫结构：sp2杂化键和34三氧化硫结构：sp2杂化键和46氮分子的结构氨的结构硝酸的结构H3PO2 H3PO3 H3PO4 的结构CO和CO2的结构硅酸盐含硼化合物的结构CuCl2 为顺磁性，

3、结构： dsp2杂化 链状结构HgCl2： sp杂化 线型分子 反磁性Hg2Cl2 ： sp杂化 线型分子 反磁性配位化合物的结构三、重要化合物和离子的化学性质1. 氧化还原性质过氧化氢的氧化还原性质硝酸与金属的反应： a) Fe Cr Al和冷浓硝酸，形成一层不溶的保护膜，阻碍 反应的继续进行 b) Sn As Sb Mo W等和浓硝酸反应生成含水的氧化物或含氧酸 c) 其余金属和硝酸反应都生成硝酸盐硝酸被金属还原的产物： 浓硝酸(12-16 mol dm-3) NO2为主； 6-8 mol dm-3 硝酸 NO为主； 2 mol dm-3 硝酸 N2O为主； 活泼金属与很稀的硝酸(2 mo

4、l dm-3) 以NH4+为主； 活泼金属与硝酸 H2王水 Au + HNO3 + 4HCl = HAuCl4 + NO + 2H2OSn(II)的还原性 Fe3+ Fe2+ Hg2+ Hg22- Hg氧化态间的转化Cu+ Cu2+ Cu2+ 0.153V Cu+ 0.521V Cu 生成沉淀： 2 Cu2+ + 4I- = 2CuI + I2 生成配合物 ：2Cu2+ + 2H+ + 4Cl- + Cu = 2HCuCl2Hg(I) Hg(II) Hg2+ 0.92V Hg22+ 0.797V Hg Hg2(NO3) + H2S = HgS + Hg + 2HNO3 Hg2(NO3) + 2

5、NH3 = HgNH2NO3 + Hg + 2NH4NO3Cr(III)与Cr(VI)的相互转化 CrO42- + 4H2O + 3e = Cr(OH)3 + 4OH- -0.12V Cr2O72- + 14H+ + 6e = 2Cr3+ + 7H2O 1.33VMn(II) Mn(VII) PbO2 NaBiO3 (NH4)2S2O8Mn2+ Mn(OH)2 浅粉 MnO(OH)2 棕Fe2+ Fe(OH)2 白 Fe(OH)2 Fe(OH)3 灰绿 Fe(OH)3 红棕Co2+ Co(OH)Cl 蓝 Co(OH)2 粉红 (H2O2) Co(OH)3 土褐Ni2+ Ni(OH)Cl 绿 N

6、i(OH)2 绿 (ClO-) Ni(OH)3 黑三、重要化合物和离子的化学性质s区元素的化合物p区元素的化合物HF 酸性 HF + F- = HF2- 与二氧化硅的反应 HF + SiO2 = SiF4 + 2H2O卤素的含氧酸及其盐多卤化物 I2 + I- = I3-多硫化物和硫代酸盐 硫酸氨及与水性质的比较硅的化合物铅的化合物 BF3水解，缺电子化合物 铝的化合物d区元素的化合物 离子极化对ds区元素化合物性质的影响 颜色 溶解 HgF2 HgCl2 HgBr2 HgI2 水解性质Hg2+ 与卤素及拟卤离子形成的配合物 HgX42-HgNH2X4) 常见配位化合物及配位数 Cu(I) C

7、u(NH3)2+ CuCl3- Cu(CN)43- Cu(II) 配位数通常为4 CuCl42- Cu(NH3)42+ Cu(CN)42- Ag(I) 配位数通常为2 Ag(NH3)2+ Ag(S2O3)23- Ag(CN)2- Zn(II) 配位数为4和6 ZnCl42- Zn(NH3)42+ Zn(NH3)62+ Cd(II) 常见配位数为4 Hg(II) 配位数为4 与卤素和类卤离子CrO42- Cr2O72-CoCl2的颜色四、离子的分离和鉴定 Na+ K+ NH4+ Ca2+ Ba2+ Al3+ Sn2+ Pb2+ Cu2+ Ag+ Hg2+ Mn2+ Fe2+ Fe3+ Co2+

8、Ni2+ 卤素离子 S2- S2O32- SO32- SO42- CrO42- Cr2O72- 原 理 部 分一、配位化合物定义配位化合物的化学键理论 1 价键理论 1) 配位键的本质 共价 2) 内轨型和外轨型配合物 磁性 3）配位离子的空间构型2. 晶体场理论1) 键本质：静电作用2) d轨道能量的分裂 分裂能的大小: 八面体场大于四面体场 中心离子的影响 配体的影响： Cl F H2O NH3 en NO2 (N-bonded) OH O OH N NH N OH Cl OH S 特点： 是特殊的分子间作用力 具有方向性和饱和性晶体结构 1. 晶格和点阵、晶胞 晶系：立方 四方 正交 单

9、斜 三斜 三方 六方 2. 金属晶体堆积 非密置层的堆积：简单立方和体心立方 密堆积：立方密堆面心立方 六方密堆六方晶胞 空间利用率及配位数离子晶体 CsCl 负离子成简单立方堆积，正离子占据立方体间隙。 NaCl 负离子成面心立方堆积，正离子占据八面体体间隙。 ZnS 负离子成面心立方堆积，正离子占据四面体间隙。分子晶体共价晶体 金刚石和石墨的结构离子极化离子的极化能力离子的变形性离子极化对键型和晶型的影响三、原子结构Bohr氢原子理论 氢原子光谱谱线的通式: 1/ = RH (1/n12 1/n22) 两个假设微观粒子的波粒二象性 = h/p = h/mv3. 近代量子力学对氢原子结构的描

10、述：微观粒子的运动服从Shrodinger方程式，可用特定的波函数来描述它们的运动状态。电子并不存在确定的原子轨道，但电子在空间都有一定的几率分布。电子的运动状态由四个量子数(n, l, m, ms)所规定，包括电子在空间的几率密度、能量、轨道形状和空间取向、电子的自旋状态。 (四个量子数的取值)原子轨道的图形 s p d 轨道的径向、角度和电子云图5. 多电子原子中的电子排布： 轨道能量取决于主量子数和角量子数，钻穿和屏蔽效应 电子排布的原则：能量最低原理、Pauli不相容原理、Hund规则6. 元素周期律 元素性质的周期性变化：半径 电离能 电子亲和能 电负性四、氧化还原反应及电化学基础

11、原电池 电池符号 电极电势与电池电动势 与GT 和K GT = - n F = 2.303 RT lg K / nF = (0.0591/n) lg K 3. Nernst方程 = + (0.0591/n)lgQ 浓度对电极电势的影响的计算：三类电极反应 氧化还原平衡与酸碱及沉淀溶解平衡 利用电极电势测定Ka Kb Ksp 元素标准电极电势图 水的E-pH图五、沉淀溶解平衡 溶度积Ksp 溶解度的求算 沉淀的生成： 同离子效应 盐效应 沉淀的溶解 沉淀的转化 分步沉淀六、酸碱平衡酸碱理论： 电离理论 质子理论：共扼 强弱：区分和拉平效应 电子理论酸碱的电离平衡一元弱酸碱 H+ = (cKa)1

12、/2 适用条件二元弱酸碱 H3O+ 主要来自于第一步电离 弱酸根浓度近似等于Ka,2值两性物的电离 H+ = (Ka,1 Ka,2 )1/2混合弱酸碱的电离 H+ = (Ka Kw/Kb )1/2平衡的移动缓冲溶液 pH = pKa + lg(CA-/CHA)七、化学反应速率反应速率的定义微分速率方程 v= kAmBn 基元反应 V=k(A)a(B)b 质量作用定律反应级数一级反应 lg(A) = lg(A)0 kt/2.303 t1/2 = 0.693/k零级反应 (A) = (A)0 kt 活化能 定义普通化学 第1-3章总 结 (1-3章)理想气体状态状态方程PV = nRT气体：混合气

13、体分压定律PA = P总(nA/n总)V、T 恒定P、T 恒定VA = V总(nA/n总) Lgk = - (Ea/2.303R)(1/T) + C k = Ae-Ea/RT6. 反应速率理论 碰撞理论 过渡状态理论7. 催化作用普通化学 第1-3章 四个热力学函数：U H S G 它们都是状态函数，容量性质；2) U 、 H、 S、 G U = Q W = Qv H = U + p V = Qp 化学热力学 Gibbs-Helmholtz方程 GT = HT - T ST普通化学 第1-3章4) Hess定律热循环普通化学 第3章化学平衡平衡常数表达式标准平衡常数和实验平衡常数vant Hoff 等温式： G = G + 2.303 RT lg Q平衡时，G = 0 G = - 2.303 RT