《大学基础化学复习3.ppt》由会员分享，可在线阅读，更多相关《大学基础化学复习3.ppt（69页珍藏版）》请在三一办公上搜索。
1、1、熟悉氧化、还原、氧化剂、还原剂、氧化数的基本概念,掌握氧化还原方程式的配平。,（1）原电池符号：如铜、锌原电池为：（-）Zn|Zn2+(c1)Cu2+(c2)|Cu（+）（2）电极反应与电池反应（3）电对：在电极反应中，由氧化型物质与其对应的还原型物质组成，如Zn2+/Zn。（4）电动势 E=(+)-(-),第七章 氧化还原反应,2、熟悉原电池的组成,电极反应及电池反应,3电极电势（）与标准电极电势(),注意：值的正负号与电极作正极或负极无关；值的大小与电极反应中的计量系数无关。,标准电极电势()：组成电极的有关物质浓度为1 molL-1，气体的压力为101.325kPa，温度通常为298
2、.15K时所测得的电极电势。,4、掌握Nernst方程式及有关计算能斯特方程：（T=298K）,(1)式中氧=氧a介质b 还=还c介质d 要考虑介质存在对电极电位的影响。,注意：,(2)纯固体、纯液体浓度为1，不列入方程，气体可用分压代替浓度。,1)判断氧化剂或还原剂相对强弱，决定原电池的正、负极，并计算原电池的电动势,2)判断氧化还原反应的进行方向,3)判断反应进行的程度,4)判断氧化还原反应的进行次序,5、及 的具体应用,原电池,小，失电子，还原剂,大，得电子，氧化剂,负极：正极：,反应可正向进行。,原则：大的先反应,6、元素电势图1）根据元素电势图判断歧化反应发生的可能性。当相邻两电极电
3、势进行比较时，如果 则中间价态的物质能发生歧化反应。2）计算,3.解:(1),(3),8.解:(1)CuCu2+(0.2 molL-1)Sn4+(0.01 molL-1),Sn2+(0.1 molL-1)Pt,(-)PtSn4+(0.01 molL-1),Sn2+(0.1 molL-1)Cu2+(0.2 molL-1)Cu(+)电池反应:,CdCd2+(0.01 molL-1)Cl-(0.1 molL-1)Cl2(101.33kpa),Pt,(-)CdCd2+(0.01 molL-1)Cl-(0.1 molL-1)Cl2(101.33kpa),Pt(+)电池反应:,(2),16.解：,(1)当
4、pH=3.00时,MnO4-离子可氧化Br-和I 离子,而不能氧化Cl-离子.,(2)当pH=6.00时,MnO4-离子可氧化I-离子,而不能氧化Br-和Cl-离子.,20.解:(1),（2）按,可发生的歧化反应的原则有歧化 反应如下三个：,第八章原子结构与元素周期律 1.掌握四个量子数（n、l、m、ms）的概念、物理意义、相互关系及取值范围;2.掌握原子核外电子排布的原理和第一四周期元素原子的核外电子排布;3.了解原子的电子层结构与元素周期表,元素性质（原子半径、电离能、电子亲和能、电负性）之间的关系。,1.四个量子数,主量子数n：主要决定电子的能量高低和电子层，数值可以取1开始的正整数。角
5、量子数l：决定电子亚层或所在能级，数值可以取0、1、2到（n-1）的正整数。磁量子数m：表示同一亚层中的轨道数，数值可以取从+l-l包括0在内的整数，故在任何l确定的亚层中，可以有（2l+1）个轨道。自旋量子数ms：有1/2和-1/2 两种取值。,例：n l m 原子轨道符号 原子轨道数,1 0 0 1s 1,2.原子核外电子排布（1）原子轨道近似能级图。（2）核外电子充填三原则：保里不相容原理、能量最低原理、洪特规则。（3）原子的电子层结构与元素周期律（与周期、族的关系、与元素的分区的关系）。,电离能I：元素的气态原子，失去一个电子，成为一价气态正离子时，所有消耗的能量。I越小，金属性越强。
6、,电子亲和能E：元素的气态原子，获得一个电子成为一价气态负离子时，所放出的能量。E越大，非金属性越强。,电负性：元素的原子在分子中吸引电子的能力。越大，非金属性越强。,3.原子的电子层结构与元素性质,4.指出各组量子数是否合理(1)n=2，l=2，m=0(2)n=2，l=1，m=1(3)n=3，l=0，m=3(4)n=2，l=3，m=0(5)n=3，l=2，m=2,不合理,l(n-1);,合理.,不合理,m l;,不合理,l(n-1),合理.,5.填写所缺的量子数(1)n=3，l=2，m=？，ms=1/2(2)n=4，l=?，m=-1，ms=-1/2(3)n=?，l=2，m=1，ms=1/2(
7、4)n=2，l=1，m=0，ms=?,m=0,1,2,n=3,47,ms=1/2.,l=1,2,3,12.解:,20.已知某元素的原子序数为34，则(1)电子总数为(2)电子层数,每层电子数(3)价电子总数(4)周期,族,分区(5)最高正氧化态(6)金属或非金属,34个,4个电子层,每层电子数:2,8,18,6;,6,第四周期,第A族,P分区,+6,非金属,第九章 化学键与分子结构,1了解化学键的含义及其基本类型(离子键、共价键、金属键）,2.熟悉共价键的形成条件、特征和共价键的类型；,3熟悉杂化轨道理论的要点，掌握以sp、sp2和sp3杂化轨道成键分子的空间构型；,4掌握分子间力和氢键的概念
8、，并说明其对物质某些性质（熔点、沸点、溶解度等）的影响。,一、化学键,离子键 共价键 金属键,形成条件：,金属和金属原子间,非金属和非金属原子,金属和非金属原子间,成键本质：,静电引力,共用电子对,静电引力,成键特征：,有方向性、有饱和性,二、共价键理论：,（1）现代价键理论：共价键的形成：特征：键、键：键参数（键能、键长、键角）,有方向性、有饱和性,“头碰头”,“肩并肩”,自旋方向相反的单电子相互结合形成共价键。,在成键过程中，中心原子中n个能量接近的不同类型的原子轨道相互混合，重新组合，形成n个杂化轨道。,（2）杂化轨道理论,基本观点：,杂化轨道与分子空间构型的关系,2.分子间力：取向力、
9、诱导力和色散力,3.氢键：当氢原子和电负性很大、半径很小（如F、O、N）形成共价键后，氢原子还能与另一个电负性很大、半径很小、并含有孤对电子的原子（如F、O、N）相吸引而形成的分子间力。,三、分子间力和氢键,1.分子的极性,非极性分子,极性分子,9.解:离子键:CsS,NaBr.极性共价键:NCl,OF,HO.非极性共价键:II.,14.解:(1)H2S PCl3中心原子的价电子构型 3s23p4 3s23p3杂化轨道类型：不等性sp3杂化 不等性sp3杂化 二对孤对电子 一对孤对电子空间构型：角形 三角锥形键角 920 1020,14.解:(2)NF3 BF3 中心原子的价电子构型 2s22
10、p3 2s22p1杂化轨道类型：不等性sp3杂化 等性sp2杂化 一对孤对电子空间构型：三角锥形 平面三角形,15.解:,16.解:,第十章 配位化合物,1掌握配位化合物的组成及其有关基本概念，能对简单配合物按化学式命名，或按名称写出化学式。,中心离子,配位体,配位数,配离子电荷,外界离子,内界,外界,2熟悉配合物价键理论的基本内容、配合物的空间构型、磁性；（1）形成配合物的必要条件,中心离子（或原子）：配位体（分子或离子）：,提供与配位数相同数目的空轨道,配位原子的轨道上具有孤对电子,sp3d2,d2sp3,sp,sp2,sp3,dsp2,dsp3,配位数 杂化类型 配离子空间构型,2,3,
11、4,5,6,直线,平面三角形,正四面体,平面正方形,三角双锥,正八面体,（2）中心原子轨道杂化和配离子的空间构型：,sp、sp2、sp3、sp3d2,dsp2、dsp3、d2sp3,（4）有单电子为顺磁性、无单电子为逆磁性。,3熟悉溶液中配位平衡的基本规律及其影响因素，用配位平衡常数进行简单的计算；（1）配位平衡常数（K稳或K不稳）,（2）应用配位平衡常数进行有关计算（计算配合物溶液中各种离子浓度，通过计算比较配合物的稳定性，说明配位平衡与沉淀平衡之间的相互转化等）。,2.解:,5.用价键理论说明,Cu2+:Ar3d94s4p Ar3d84s04p0 xp0yp1z,Cu:Ar3d104s2,
12、解:由配离子中的中心离子的价电子构型及配离子的空间构型,可推断中心离子的杂化类型,并由中心离子的单电子数,依公式 计算出磁矩.,7.已知配离子的空间构型，说明杂化类型、磁性。,12.在1mL0.04 mol.L-1AgNO3中，加入1mL2 mol.L-1NH3.H2O，计算溶液中的Ag+，若再次溶液中加入0.01mol的固体KCl，有否AgCl沉淀。,发生的反应如下:,解:当加入 NH3.H2O后,开始/mol.L-1 0.02 1 1-0.022=0.96 0.02,反应以后,因NH3量多,因此可认为所有的Ag+离子全部反应生成了Ag(NH3)2+离子,而溶液中Ag+离子来自如下的平衡:,
13、开始/mol.L-1 0.02 0 0.96平衡/mol.L-1 0.02-x x 0.96+2x,若在溶液中加入0.01 mol的KCl,即加入Cl-=0.01 mol.L-1查附录 知,查附录 知 Ag(NH3)2+的K稳=1.70107,现,不会产生AgCl沉淀.,19、一个铜电极浸在含1mol.L-1 Cu(NH3)42+和 1mol.L-1NH3溶液中，一个银电极浸在含0.01mol.L-1 AgNO3溶液中，求组成电池的电动势。,解:,Cu(NH3)42+与 NH3 的浓度均为1 mol.L-1,第十一章 配合滴定,1.滴定剂EDTA：,学名：乙二胺四乙酸,简写：H4Y,EDTA,
14、2.EDTA与金属离子配合物,辅助配合效应,水解效应,酸效应,主反应,副反应,混合配合效应,干扰离子,+L,NY,+N,MHY,MOHY,MLY,酸效应系数,=1+1H+2H+2+6H+6,3、金属指示剂,铬黑T(EBT,BT),pHEBTM-EBT,6 8-11 12,红 蓝 橙,酒红色,9-10.5,Fe3+,Al3+Ti4+,Co2+等封闭,二甲酚橙（XO）,pHXOM-XO,6.3 6.3,黄 红,紫红色,6.3,磺基水扬酸（H2ssal）,H2SSalpHM-SSal,无,紫红 橙 黄,1.8-2.5,测Fe3+,PAN,pHPANM-PAN,指示剂名称,变色的pH范围,最佳使用 p
15、H范围,特征,黄绿 黄 红,1.9 1.9-12.2 12.2,紫红色,1.9-12.2,1.8-2.5 4-8 8-11,Fe3+,Al3+Ti4+,Ni2+等封闭,指示剂封闭现象,指示剂僵化现象,M-In若不易溶于水，终点拖长，突跃不明显，产生僵化现象,判断共存离子对被测离子有无干扰？,判据条件,共存离子对被测离子无干扰,可采用控制酸度的方法测出各组分含量。,共存离子对被测离子有干扰,掩蔽,掩蔽方法,1.配合掩蔽法,2.沉淀掩蔽法,3.氧化还原掩蔽法,解:查表知:,当浓度为10-2 molL-1 时:,可以用EDTA标准溶液滴定Zn2+离子含量.,3.pH=5时，Zn2+离子和EDTA配合
16、物的条件稳定常数是多少？当Zn2+和EDTA浓度均为10-2 molL-1 时，能否滴定？,解:已知,10.用配合滴定法测定氯化锌的含量，称取0.2500g试样，溶于水，在pH=56时，用二甲酚橙作指示剂。用0.01024 molL-1 EDTA标准溶液滴定，用去17.16mL，计算试样中含氯化锌的质量分数。,12、,0.800g,第十二章 元素化学,1 掌握非金属元素氯、溴、碘单质及其重要化合物的性质、制备和主要用途；2 理解同族元素和同周期元素及其化合物的重要性质递变规律；3 熟悉过氧化氢的一般性质；4了解过渡元素的原子结构特征及通性；5掌握铬、锰、铁、铜、银、锌等重要化合物的酸碱性、氧化
17、还原性质；,1、非金属含氧酸的酸性,非金属含氧酸可表示为：,非羟基氧越多，酸性越强。,1）同一元素含氧酸的酸性，随该元素氧化值升高而增加。,2）同族中，自上至下，相同氧化态的含氧酸的酸性减弱。,3）同周期中，自左至右，各元素最高氧化态的含氧酸的酸性增强。,规律：,2、H2O2具有氧化性和还原性,H2O2+KI+2HCl I2 2H2O 2KCl,H2O2+MnO4-+H+Mn2+O2+H2O,3、卤化氢的制备,CaF2(萤石)H2SO4(浓)CaSO42HF,NaClH2SO4(浓)NaHSO4HCl,NaBrH3PO4(浓)NaH2PO4HBrNaIH3PO4(浓)NaH2PO4HI,4、亚
18、硝酸及其盐的性质,既有氧化性，又有还原性,2HNO2 2I-2H+2NO I2 2H2O(鉴别NO2-),2MnO4-5NO2-6H+2Mn2+5NO3-3H2O,5、硝酸及其盐的性质,a)HNO3不活泼的金属,NO2(浓)NO(稀),b)HNO3活泼的金属,NO2(浓)N2O、NH4+(稀),非金属含氧酸 NO2 H2O 与HNO3浓度无关,c)非金属+HNO3,4Zn 10HNO3(稀)4Zn(NO3)2 N2O 5H2O,4Zn 10HNO3(极稀)4Zn(NO3)2 NH4NO35H2O,C 4HNO3(浓)CO2 4NO2 2H2O,如：,d)硝酸盐的热分解产物,6、硫代硫酸及其盐,
19、a)还原性,2Na2S2O3 I2=Na2S4O6+2NaI,7、铬化合物的性质,a）Cr2O3和Cr(OH)3具有两性:,b)Cr(III)盐在碱性介质中具有强还原性,CrO2-+3Cl2+2OH-=2 CrO42-+3Cl-+H2O,(c)Cr(VI)盐：Cr2O7 2-、CrO42-,Cr2O7 2-与 CrO42-的转化,氧化性,Cr2O72-+,8、锰化合物的性质,a)Mn(OH)2不稳定性和Mn2+的还原性,Mn2+OH-=Mn(OH)2,MnO(OH)2,Mn2+NaBiO3+H+=MnO4-+Bi3+Na+H2O,b）KMnO4的强氧化性,9、铁、钴、镍的化合物的性质,Fe(O
20、H)3+3HCl=FeCl3+3H2O2Co(OH)3+6HCl=2CoCl2+Cl2+6H2O2Ni(OH)3+6HCl=2NiCl2+Cl2+6H2O,低氧化数的氢氧化物具有还原性,4Fe(OH)2+O2+2H2O=4Fe(OH)3（快）4Co(OH)2+O2+2H2O=4Co(OH)3（慢）,高氧化数的氢氧化物具有氧化性,2Co(OH)2+NaClO+2H2O=2Co(OH)3+NaCl2Ni(OH)2+Br2+2NaOH=2Ni(OH)3+2NaBr,Fe3+为中等强度氧化剂,Fe3+,10、铜化合物的性质,Cu2+是弱氧化剂,2Cu2+4I-=2CuI+I2,(2),(3),(7),P206 13、,P206 22.解:,P206 35.解:(1),(2),P307：9.解:(1)(2)(3)(4),P307：14.解:,P307：19.解:,P307：20.解:,P344：4.解:(1),(2),(3),(4),(5),(6),(7),(8),(9),
