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江苏专转本无机化学
适用江苏专转本考生，由考纲展开，与考点紧密结合，涵盖常考重要知识点，助力转本基础薄弱、冲刺高分的同学。
编辑于2025-02-07 22:36:07- 江苏专转本无机化学
- 化学反应基本原理
- 水溶液中的化学平衡
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- 大纲
无机化学
化学反应基本原理
化学热力学基础
热力学基本概念与术语
系统与环境
敞开体系（有物质和能量交换）
封闭体系（无物质交换，有能量交换）
孤立系统（无物质和能量交换）
状态和状态函数
状态：系统的宏观性质的综合表现（压强、温度、密度、粘度、物质的量）
状态函数：描述系统状态的物理量（如T、P、V、n）
广度性质：数值与系统中所含该物质的量成正比（体积，质量，物质的量）
具有加和性
强度性质：不随系统中物质的数量而变化（温度、密度、压力）
不具有加和性
系统发生变化前的状态称为始态，变化后的状态称作终态
状态一定，状态函数一定。状态变化，状态函数随之变化。
状态函数的变化值只与始态、终态有关，与变化途径无关
过程和途径
过程：体系的状态发生变化，即经历了一个热力学过程
等温过程
定压过程
定容过程
绝热过程
循环过程
所有状态函数的变量等于0
途径：体系由始态变化到终态经历的过程总和
热力学第一定律
能量守恒定律（热量可以从一个物体传递到另一个物体，也可以与机械能或其他能量互相转换，能量的总值保持不变）
ΔU=Q+W
热Q（由于温差而传递）
体系从环境吸热Q为正+
体系向环境放热Q为负-
功W（系统与环境之间除热之外以其他形式传递的能量）
系统对环境做功，W＜0负
环境对系统做功，W＞0正
功不是状态函数，与途径有关
分类：体积功/非体积功
热力学能U（内能）：热力学体系内部的总和（状态函数）
只与始态、终态有关，与途径无关
无绝对数值、广度
焓与等压反应热
定容反应热
Qv=ΔU
定压反应热Qp：封闭系统，定压过程中，系统和环境之间交换的热量为定压反应热
焓H=pV＋U
吸热ΔH＞0，放热ΔH＜0
Qp=ΔH焓变
定压无非体积功，封闭系统从环境吸收的热等于系统焓的增加
焓
状态函数，H终态-H始态=Qp
焓的绝对值无法确定
广度性质，具有加和性
盖斯定律
化学反应不管是一步完成还是几步完成，其总反应放出或吸收的热总是相同的
某化学反应是在等压（等容）下一步完成的，在分步完成时，各分步也要在等压或等容下进行
要消去某一物质时，要求物质的种类和聚集状态相同
标准摩尔生成焓
标准状态
标准态不规定温度，每个温度都有一个标准态
气体：T，p标准=100kPa
液、固体：T，p标准下，纯物质
溶液：溶质B，b标准=1mol/kg，c标准=1mol/L
某温度下，处于标准状态的各种元素的参考态单质生成标准状态下的1mol某纯物质标准摩尔焓变
参考态单质：一般是指某种单质在所讨论的温度T下及标准压力时最稳定的状态 O2（g），H2（g），Br2（l），I2（s），石墨，白磷P4（s）
参考态单质的标准摩尔生成焓为0，温度通常取298.15K
标准摩尔反应焓
化学平衡
化学平衡的定义与特征
可逆反应：同一条件下既可以正向进行的又能逆向进行的反应
正、逆反应均不能进行到底
反应中，体系各组分浓度不能为0
化学平衡概念：对于任一个可逆反应，在一定条件下进行到一时刻后，正反应速率等于逆反应速率（v正=v逆），反应物浓度和生成物浓度不再改变，该状态称为化学平衡
化学平衡的特征
可逆反应
正反应速率等于逆反应速率时达到平衡
动态平衡
产物和反应物浓度不再随时间变化达到平衡
条件改变，平衡破坏，建立新平衡
理想气体状态方程
具有可压缩性和扩散性
高温低压，接近于理想气体
理想气体分子之间没有互相吸引和排斥，分子本身体积相对于气体所占体积可忽略
pV=nRT
R=8.314kPa·L/mol/K
n=m/M
pV=m/M·RT
M=mRT/（pV）
ρ=m/V
M=ρRT/p
道尔顿分压定律
组分气体：理想气体混合物中每一种气体
分压：组分气体A在相同温度下占有与混合气体相同体积所产生的压力
分压定律：混合气体的总压等于混合气体中各组分气体分压之和
p=p1+p2+……+pn
p1=n1RT/V
标准平衡常数及转化率的相关计算
化学平衡时，生成物平衡浓度幕的乘积与反应物平衡浓度幕的乘积之比为—常数，此常数和该反应的本性有关，在—定溫度下不变，称为化学平衡常数
判断反应的程度
预测反应的方向
计算平衡的组成
三段式
转化率=该反应物已转化的量/该反应物的起始量*100%
化学平衡的移动（浓度、压力、温度等对化学平衡移动的影响）
勒夏特列原理：处于平衡状态的系统，如果改变平衡系统的条件之一（浓度、压力、温度），平衡向能减弱这种改变的方向移动
化学平衡移动
因外界条件改变使可逆反应从一种平衡状态向另一种平衡状态转变的过程
浓度对化学平衡的影响
加入反应物或产物，将消耗加入的物质重建平衡
移走某种物质后，化学平衡会向生成这种物质的方向移动
压力对化学平衡的影响
保持温度体积不变，增大或减小气体分压。Q＜K正移，Q＞K逆移
温度对化学平衡的影响
升高温度，平衡向吸热方向移动
降低温度，平衡向放热方向移动
催化剂的影响
增加反应速率，不改变平衡常数
化学反应速率
化学反应速率的概念及表达式
在一定条件下，反应物转变为生成物的速率（单位内反应物减少或生成物浓度的增加表示）
平均速率
不同物质的浓度表示反应速率数值不同
瞬时反应速率
浓度、温度及催化剂对化学反应速率的影响
浓度：增大反应物浓度，增大了单位体积内的分子数，单位体积内分子数增大，碰撞次数增大，化学反应速率增大
活化分子百分数一定，浓度增大，分子总数增大，活化分子数也增多，反应速率增大
压强：气体压强增大（减小），会使气体参与的化学反应的反应速率加快（减慢），只有固体、液体参与的反应，压强不会影响反应速率
浓度：有效碰撞机制，浓度越大，碰撞的频率就越高
化学反应速率方程
描述方程的规律称质量作用定律
基元反应
非基元反应：
k：反应物单位浓度时的反应速率（mol/L/t）
与浓度无关
随温度变化，通常正相关
k取决于反应的本性，快大慢小
反应级数
可以是整数、0、负数
级数越大，速率受浓度影响越大
零级反应，速率与浓度无关
表示反应速率与物质的量浓度关系
温度：温度升高，反应物分子的内能增加，运动加快，温度升高，活化分子数增加，有效碰撞增加，反应速率增大
阿伦尼乌斯
催化剂：改变反应的途径，降低活化能，活化分子增多
参与化学反应，但它会在最终产物中生成
不影响化学平衡，同时加快正逆反应
助催化剂、催化剂毒物
水溶液中的化学平衡
酸碱平衡
酸碱质子理论
能够提供质子的物质是酸，能够接受电子的物质是碱
既能表现为酸又能表现为碱的物质称为两性物质
酸碱的相对强度
酸给出质子的能力，碱接受质子的能力的强弱
与酸碱的本性和溶剂性质有关
酸碱的共轭关系
HA和A-的差别仅是有无质子，这样一对酸碱称为共轭酸碱对。共轭酸&共轭碱
一元弱酸碱的电离平衡
弱酸碱电离常数
Ka小于0.01的酸称为弱酸
水的离子积常数
Kw=[c(H+)][c(OH-)]
常温下等于14,随温度变化
pH=-lg[c(H+)]
pOH=-lg[c(OH-)]
pH+pOH=14
同离子效应
在弱电解质溶液中，加入与其含有相同离子的易溶强电解质使弱电解质的解离度降低的现象
pH=pKa＋lg（[A-]/[HA]）
一元弱酸碱pH 值的计算
写电离平衡，列三段式，求H/OH浓度
c/Ka＞400，近似计算c(H+)=根号cKa
不符合则解二次方程
盐类（强酸弱碱盐和强碱弱酸盐）的水解及相关计算
水解：盐电离出的离子与H+和OH-结合生成弱电解质
有弱才水解
谁弱谁水解，谁强显谁性
Ka=Kw/Kb
缓冲溶液的组成
具有能保持本身pH值相对稳定的溶液（加入少量强酸强碱，不会引起溶液的pH显著变化）
弱酸-弱酸盐
弱碱-弱碱盐
缓冲原理及缓冲溶液的选择
加入少量强酸或强碱，因为c（HA）、c（A-）较大，c（H+）不因酸碱的加入有明显变化
大量的HA（A-）与外加的OH-（H+）生成A-（HA）和H2O，当达到平衡时，c（A-）略有增加（减少），c（HA）略有减少（增大），两比值变化不大，因此溶液的[H+]或pH基本不变
缓冲能力有限
缓冲能力与缓冲溶液组分的浓度有关，两比值越接近1，缓冲能力越大。浓度越大，缓冲能力强
缓冲溶液pH 值的计算
pH=pKa＋lg（[A-]/[HA]）
沉淀溶解平衡
溶解度
形成饱和溶液时每升溶液中所能溶解的难溶电解质的量mol/L
溶度积常数
沉淀溶解平衡的平衡常数，难溶电解质溶于水形成的水合离子以溶解平衡方程式中的系数为幂的浓度的乘积
溶度积与溶解度间的相互换算
写沉淀溶解平衡式算
溶度积规则
影响沉淀溶解度的因素（同离子效应、酸效应和配位效应）
同离子效应会使弱电解质的解离度降低，也会使难溶电解质的溶解度降低
沉淀完全：离子浓度小于十的负五次mol/L，即认为已除尽
酸效应：包含碱性阴离子的难溶电解质在酸性条件下溶解度增大
配位效应：若溶液中存在配位剂，它能与生成沉淀的离子形成配合物，使沉淀的溶解度增大的现象
配位平衡
配位化合物的组成、命名
组成
中心离子（大多为过渡金属）
配位体：具有孤对电子的离子或分子
en齿数：2，草酸齿数：2，EDTA齿数：6
配位原子：配体中提供孤电子对与中心离子成键的原子
以具有接受电子对的空轨道的原子或离子为中心，可以给出孤对电子的离子或分子为配位体，两者通过配位键结合，形成具有特定组成和空间构型的新化合物叫做配位化合物
命名
配体数 配体名称 （不同配体·隔开）合 中心离子（氧化态值）
配体名称较长或为复杂配体，加括号
配体命名顺序：先无机后有机，先离子后分子，均为离子或分子时，配位原子英文字母顺序排列，少原子在前
外界是简单酸根（cl）某化某
外界为氢离子，配阴离子后加酸
外界为OH，称氢氧化某
配位平衡
K稳=1/K不稳
Kf越大，配离子越稳定
氧化还原反应和电化学基础
氧化还原反应
氧化和还原
氧化：失去电子或化合价升高的反应
还原剂
氧化产物
还原：得到电子或化合价降低的反应
氧化剂
还原产物
氧化数
化合态的一个原子所带的电荷数
同种元素有不同价态，可为正数、负数、分数等
歧化反应：反应中，氧化作用和还原作用发生在同一分子内部处于同一氧化值的元素上，使该元素原子一部分被氧化，另一部分被还原
归中反应：含有同一元素的不同价态的两种物质发生反应，生成只含有该元素中间价态的物质的反应
氧化还原反应方程式的配平
氧化数法
离子电子法
电化学基础
原电池
通过外接电路而不是反应物直接接触来实现电子转移的一种装置
原电池
两个半电池
电对氧化态写前面
电解质溶液
固体电子导体
金属导体
惰性固体导体
当反应金属有两种离子价态时不可用金属作导体
盐桥、外接电路
保持溶液的电中性
电池符号
（-）电极 | 离子1（c1），离子2（c2）|| 离子3（c3），离子4（c4）| 电极（+）
左负右正
标状态，注明浓度和分压
|相界，||盐桥，不同物质用，隔开
高氧化态离子靠近盐桥，气体靠近电极
电极反应
负极：放出电子，氧化反应
正极：接受电子，还原反应
电池反应
原电池放电的总反应
电极电势和标准电极电势
标准电极电势：以标准氢电极为负极，其他标准电极为正极，组成原电池，测得的电池电动势
EMF=E+-E-
电极电势：用能斯特方程
氧化还原反应方向和次序的判断
反应方向
EMF＜0在标准状况下反应自发逆向进行
EMF＞0在标准状况下反应自发向右进行
EMF=0在标准状况下反应处于平衡状态
次序
氧化剂和还原剂的选择
标准电极电势越正（负），其氧化态（还原态）物质的氧化能力越强
元素电势图及其应用
把同一元素不同氧化态按氧化数从高到底排列，各物质间用直线连接，上方标出电极电势值，下方转移电子数
判断歧化反应能否进行
E右＞E左歧化
E右＜E左归中
计算电对的电极电势
Ex=（n1E1+n2E2+……nnEn）/(n1+n2+……+nn)
物质结构基础
原子结构
多电子原子的能级
n层中的轨道总数为n方，最多可容纳2n方电子
n主量子数
n=1，2，3...
主量子层：n越大离核越远，能量越高，决定原子轨道的大小
1K，2L，3M，4N，5O
l角量子数
l=0，1，2...
spdf电子亚层，决定原子轨道的形状
0s，1p，2d，3f
m磁量子数
m=0,±1，±2...
决定原子轨道的延展方向，可取2l+1个值
决定原子轨道
ms自旋量子数
每个原子轨道可容纳两个自旋方向相反的电子
±1/2
电子运动状态
屏蔽效应越小，越稳定
钻穿效应越大，越稳定
多电子原子体系，能量高低由n和l同时决定
能级交错
能级分裂
核外电子的排布原理（能量最低原理、Pauli 不相容原理和 Hund 规则）
能量最低原理
电子在核外排布应尽可能使整个原子系统能量最低
Pauli不相容原理
每个原子轨道中最多容纳两个自旋方式相反的电子
Hund规则
在相同的n和l的轨道上分布的电子，应尽可能分占m值不同的轨道，且自旋平行 （为使体系能量最低，电子会平行自旋的方式尽可能分占能量相同的轨道）
1~36 号元素的核外电子排布式和价电子排布式
价电子排布式：最外层电子数
能量相同的等价原子轨道，在全满，半满情况下比较稳定（半满全满规则）
元素周期表
周期数等于原子核外电子的最高能级所在的能寄组数
族数等于价电子总数
s区d区ds区p区
原子半径
原子核到价层电子的距离
从左到右r减小，从上到下r增大（增加的电子不足以屏蔽核电荷，r变小）
核电荷数增加，引力增强，r变小
核外电子增加，斥力增强，r变大
电离能和电负性的周期性变化
电离能：从左到右增大，二三，五六反一反。从上到下减小
电负性：从左到右增大，从上到下减小
化学键与分子结构
键参数（键长、键角、键能和键的极性）
键能：键能越大，键越稳固，分子越稳定
键长：键长递增，键能递减，单键、双键、三键的键长依次缩短
键角：直线型：180°，v型：104°45’，三角锥形：107°18’，正四面体形：109°28’
键的极性：由两个不同原子组成的化学键，由于他们的电负性不同，存在偏向，极性键 相同原子组成的非极性共价键
离子键的形成
原子间发生电子的转移生成正负离子，靠静电作用而形成的化学键
电负性相差1.7以上
共价键的类型（σ键和π键）和特征
饱和性
方向性
σ键：头碰头
π键：肩并肩
杂化轨道理论的要点
常见杂化轨道类型（sp、sp2和 sp3）及与分子空间构型的关系
sp3：正四面体
sp3等性杂化
ch4，ccl4，nh4+
sp3不定性杂化
ch3cl，nh3
sp2：平面三角形
sp：直线型
BeBr2，HgCl2
不等性杂化和等性杂化
范德华力（色散力、诱导力和取向力）及氢键的形成
非极性-非极性：色散力
最主要，分子量越大，色散力越大，熔沸点越高
非极性-极性：色散力、诱导力
极性-极性：色散力、诱导力取向力
氢键：分子间作用力，远大于范德华力，远小于共价键（有方向性和饱和性）
分子中必须具有一个电负性很大，半径很小、带孤电子对的原子和H形成共价键
N，O，F
类型
分子间氢键
溶解度变大
沸点增大
分子内氢键
沸点减小
分子之间作用力对物质性质的影响
晶体结构
四种晶体的结构特征及其物理性质
原子晶体
非金属单质：硼、硅、锗、金刚石
非金属化合物：SiC、BN
氧化物：SiO2、Al2O3
一般具有较高的熔点、沸点、硬度，不导电
分子晶体
非金属氢化物：H2O、H2S、NH3，CH4，HX
几乎所有酸
部分非金属单质：O2，H2，S8，P4，C60
部分非金属氧化物：CO2，SO2，NO2，P4O6，P4O10
大多数有机物：乙醇，冰醋酸，蔗糖
较低熔沸点，易升华，硬度小，一般都是绝缘体，相似相溶
离子晶体
熔沸点较高，硬度较大，脆，延展性差，难挥发，难压缩
随离子电荷增加和核间距离减小，晶格能增大，熔点升高
易溶于水，难溶于非极性溶剂
固态不导电，水溶液或熔融导电
金属键
金属离子半径越小，所带电荷数越多，金属键越强，硬度越大，熔沸点越高
导电，导热，延展性好
分子晶体熔沸点高低比较
原子晶体＞离子晶体＞金属晶体＞分子晶体
离子晶体离子半径越小离子多带电荷数越多，熔沸点越高
原子晶体原子半径小键能大，熔沸点越高
金属晶体半径越小，离子电荷数越多，金属键越强，金属熔沸点越高
分子间作用力越大，物质的熔沸点越高，具有氢键的分子晶体，熔沸点很高
组成和结构相似的分子晶体，相对分子质量越大，熔沸点越高
组成和结构不相似的物质，分子的极性越大，其熔沸点越高
同分异构体，支链越多，熔沸点越低