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大学无机化学卤素总结 大学无机化学知识点总结

卤素和氧族元素的无机化学实验报告

卤族元素指周期系ⅦA族元素。包括氟(F)、氯(Cl)、溴(Br)、碘(I)、砹(At),简称卤素。氧族元素是元素周期表上ⅥA族元素,这一族包含氧(O)、硫(S)、硒(Se)、碲(Te)、钋(Po)、Uuh六种元素,其中钋、Uuh为金属,碲为准金属,氧、硫、硒是典型的非金属元素。...

求大学化学系期末总结一篇(急)

我大学临近毕业的时候,有那么几个朋友告诉我说,我的大学生活真的很精彩,很羡慕我!但是,当我静下心来仔细回顾一下这逝去的四年大学时光的时候,我还是感觉到有很多的遗憾,遗憾自己没有在大学之后多学一点东西、多看一些书,遗憾自己没有把自己的一些想法实现。所以,我想结合我个人的经历,给大家大体描述一下大学生活中,我们大体上会遇到哪些困惑,以及我是怎么样一步一步走过来的,希望大家从中“择其善者而从之,择其不善者而改之”,希望大家能因此是你的大学生活更加的精彩、美好。刚刚来到大学的时候,我对我的大学也有点失望,因为这个鱼山校区的宿舍,实在是比我们高中的宿舍还要差。而且,我在军训结束之后就遇到了很多的挫折:应聘校学生会实践部被刷,到校外参加兼职工作招聘,先是被刷后来又被老板钦点留下,再后来感觉像是个骗局,我又给辞了!还好,靠着自己脸皮比较厚,最后找到了海鸥剧社和学校勤工助学指导中心,他们收留了我。但是,接下来又为学习而苦恼,郁闷。因为不管我上课多么的认真听讲,却怎么也不能把老师讲的东西掌握了,为了做一次作业,通常要花两三个晚上的时间,这可与以前十多年的学习生涯的感受截然不同。后来啊,一次我在去浮山校区的校车上遇见了我的无机化学实验老师黄翔老师,我就跟黄老师谈起了这些困惑,黄老师告诉我,大学本科的教育不同于高中的学习,首先你学习的知识更加专业也更加深入,你要接受的知识量也有了大规模的增加,你是不可能象高中学习那样,对课本上的知识了如指掌,你需要做到的是,抓住知识点的要义,不需要做一个书架,而是要做一个图书检索员。那时候,我一个星期要在助学中心那边值两次班,还要参加海鸥剧社每个星期两次的排练,所以总是感觉就是像黄老师说的那样掌握要义都还不能做到,我总是担心这样下去恐怕连“六十分万岁”标准都达不到。我同在海鸥剧社排练的一个老乡,叫管卫东,他告诉我说,只要我把除去排练和值班之外的时间的一半用在学习上,我就是全班第一了!那时,我用在学习上的时间至少可以达到除去值班、排练和家教的空余时间的三分之二用在了学习上,就这样考试之后还是担心自己会不会“挂掉”。付出还是有回报的,我那个时候的成绩确实很好,高等微积分和无机化学都是98分,大一上学期的成绩,基本上可以算是全班名列前茅了。下学期,自己因此就放松了不少,开始热衷于社会实践活动,开始把大量的时间浪费在聊天、打牌上,学习成绩因此下降不少,致使一学年的综合成绩只在班里排名第四。大二的时候,很多人已经开始走向部分社团的主要负责人的岗位,我也在这部分人之中。那时候,我担任着校学生会的实践部的部长职务,还在勤工助学指导中心管理家教业务,同时还带领着我们化学化工学院的辩论队,周末别人在休闲的时候,我还干着两份家教。那些天,我基本上是早上七点起床出门,晚上十一点宿舍关门之前回来睡觉。社会工作确实也取得了不到成绩,但是心却“玩野了”,当我再走到教学楼的时候,再也找不到以前学习时候的那种感觉了。作业开始抄袭,开始为了社团活动逃课。这些经历让我充分认识到作业自己写和抄袭别人的是两码事,抄与不抄又是两码事,所以不会做的时候还是“抄抄也好”;上课认真听讲与不认真听自然是两码事,但是不认真听和逃课也是两码事,而且逃课还会上瘾,第一次逃课会因此几天都惴惴不安,但是第二次、第三次……一次回比一次轻松、无所谓。等到期末突击的时候,由于基础,加上不能很快的投入学习的状态,我的学习成绩滑落到了第十五名。大三的时候,正逢我校建校八十周年的庆典,作为大学生艺术团团长的我,除了要排练好自己要办与表演的相声《向左走,向右走》外,还要帮助团委老师协调其他节目演出人员的排练等问题。这时候,我已经开始为自己的前途而感到迷茫,开始有点困惑了,到底是应该考研还是就业呢?我不禁想起了我的相声中的那句台词,“考研还视工作,这是一个问题!”但是,有些事情真的是身不由己了,我在这个学期在学习方面投入的时间特别少,光是靠三五天突击一门课程的办法,还是不行的。虽然下学期我投入了很多精力用来学习,但是由于上半学期的巨大差距,我最后的成绩只有全班的第十六名。大四开学,我们首先面临的是学校免试推荐研究生的问题,由于我成功的通过了英语六级考试,学习成绩三年综合排名第十,我搭上了保送研究生的末班车,以保送十一人而我作为第九名的身份被保送我们学院海洋化学系的研究生,算是给自己的大学四年...

谁能帮我把(大学)无机化学里的元素化学总结一下啊 我觉得好乱啊

哈哈,去买一本书吧,这太难了,一般人是总结不出来的,能但是总结出来的是没时间给你总结的一、原子半径
同一周期(稀有气体除外),从左到右,随着原子序数的递增,元素原子的半径递减;
同一族中,从上到下,随着原子序数的递增,元素原子半径递增。
二、主要化合价(最高正化合价和最低负化合价)
同一周期中,从左到右,随着原子序数的递增,元素的最高正化合价递增(从+1价到+7价),第一周期除外,第二周期的O、F元素除外;
最低负化合价递增(从-4价到-1价)第一周期除外,由于金属元素一般无负化合价,故从ⅣA族开始。
元素最高价的绝对值与最低价的绝对值的和为8
三、元素的金属性和非金属性
同一周期中,从左到右,随着原子序数的递增,元素的金属性递减,非金属性递增;
同一族中,从上到下,随着原子序数的递增,元素的金属性递增,非金属性递减;
四、单质及简单离子的氧化性与还原性
同一周期中,从左到右,随着原子序数的递增,单质的氧化性增强,还原性减弱;所对应的简单阴离子的还原性减弱,简单阳离子的氧化性增强。
同一族中,从上到下,随着原子序数的递增,单质的氧化性减弱,还原性增强;所对应的简单阴离子的还原性增强,简单阳离子的氧化性减弱。
元素单质的还原性越强,金属性就越强;单质氧化性越强,非金属性就越强。
五、最高价氧化物所对应的水化物的酸碱性
同一周期中,从左到右,元素最高价氧化物所对应的水化物的酸性增强(碱性减弱);
同一族中,从上到下,元素最高价氧化物所对应的水化物的碱性增强(酸性减弱)。
六、单质与氢气化合的难易程度
同一周期中,从左到右,随着原子序数的递增,单质与氢气化合越容易;
同一族中,从上到下,随着原子序数的递增,单质与氢气化合越难。
七、气态氢化物的稳定性
同一周期中,从左到右,随着原子序数的递增,元素气态氢化物的稳定性增强;
同一族中,从上到下,随着原子序数的递增,元素气态氢化物的稳定性减弱。
此外还有一些对元素金属性、非金属性的判断依据,可以作为元素周期律的补充:
随着从左到右价层轨道由空到满的逐渐变化,元素也由主要显金属性向主要显非金属性逐渐变化。
随同一族元素中,由于周期越高,价电子的能量就越高,就越容易失去,因此排在下面的元素一般比上面的元素更具有金属性。
元素的最高价氢氧化物的碱性越强,元素金属性就越强;最高价氢氧化物的酸性越强,元素非金属性就越强。
元素的气态氢化物越稳定,非金属性越强。
同一族的元素性质相近。
具有同样价电子构型的原子,理论上得或失电子的趋势是相同的,这就是同一族元素性质相近的原因。
以上规律不适用于稀有气体。...

大学无机化学基础

Ksp=8.3×10^(-17)
1)纯水中,[Ag+][I-]=8.3×10^(-17),则[Ag+]=[I-]=Ksp^(1/2)(Ksp开根号)=9.11×10^(-9) mol/L
溶解度为9.11×10^(-9)×M(AgI)/10=2.14×10^(-7)g
2)同理求出[Ag+]=8.3×10^(-14),溶解度为1.95×10^(-12)g
3)同理求出[I-]=8.310^(-15),溶解度为1.95×10^(-13) g
这个题目主要考察对溶度积和溶解度的概念的理解,溶度积是指在一定条件下,某物质一升溶剂中溶质分子解离出的离子的浓度的化学计量数次方的成绩,而溶解度是指一定条件下,100g溶剂中能够溶解的溶剂的质量。...

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无机化学考研辅导 无机化学(理论部分) 相关知识点 1. 无机物(分子或离子)构型 ( 1 )分子或离子 必须掌握的相关知识点: ①原子的电子构型(有要求记忆的) ②离子的电子构型及种类(如18e) ③原子、离子半径的相对大小 ④原子、离子电负性的相对大小。 ⑤化学键的类型: σ 键、 π 键、 多中心键、离域π键、反馈键。 ⑥键长、键角、电子对之间的排斥作用的相对大小。 ⑦ VSEPR 、 杂化轨道理论 ( 2 )配合物 ①中心离子的电子构型 ②配位体的种类(单、多基)、配位原子、配位数。 ③组成、命名与异构 ④杂化轨道类型与配位数(奇数罕见)、空间构型的对应关系。 ⑤内外轨型、高低自旋与磁性、稳定性的对应关系。 ⑥分裂能、成对能的相对大小。 ⑦ 螯合物的定义和结构特点。理解螯合物具有特殊稳定性的原因。 2. 物质的熔、沸点 ( 包括硬度 ) ( 1 )与晶体类型有关,如原子晶体、 离子晶体、分子晶体, 金属晶体。 ( 2 ) 与氢键的存在有关。 3 . 物质的稳定性: ①与总键能、晶格能的大小有关。 ②热力学稳定性、离子极化能力。 4 . 物质的磁性: ( 1 )分子或离子 ①需确定有无成单电子及数目多少。 ②利用 MO 理论 (要求掌握双原子分子轨道能级图) ( 2 )配合物 ①与外轨型、内轨型有关。 ②确定高低自旋类型,即可确定。 ③利用分裂能的大小确定。 5 . 物质的颜色 ①阳离子的电子能否产生 d-d 跃迁 或 f-f 跃迁。 ②阳离子的极化作用能否使阴离子产生荷移跃迁。 ③互补色的概念。 6 . 无机物溶解度 ( 1 )离子晶体 ①晶格能、水合热的大小 ②极化能力和变形性的大小 ③阴阳离子的半径差的大小 ( 2 )共价化合物 主要利用相似相溶原则 A. 溶质与溶剂的极性相似 B. 溶质与溶剂的结构相似(氢键) 7 . 物质的氧化还原性 ①得失电子能力的大小(电极电势) ②含氧酸根中键数目的多少 ③ 溶液的浓度、温度和酸、碱度 ④掌握能斯特方程及其与自由能、平衡常数的定量关系 ⑤掌握元素电势图及其应用 8 . 化学反应方向 ①键能变化及常见生成物的稳定性 ② 热力学( 热、熵增) 变化的趋势 ③利用 软硬酸碱理论判断 ④氧化还原能力的相对大小 ⑤化学物种存在的条件(六价铬、锰) ⑥水解反应规律(亲核、亲电) ⑦歧化反应规律(有无多变氧化态) ⑧酸碱反应规律(高酸低碱中具两) 9 . 键参数与分子的性质 ① 键的极性:与电负性差值有关 ② 键角:与中心原子的杂化类型、电子对之间的相互作用有关 ③ 键长:与原子、离子半径的大小、电荷的高低;极化能力、变形性的大小有关 ④ 分子的磁性( 有无成单电子及数目多少) ⑤ 分子极性(键的极性、分子空间构型的对称性) 10 . 元素在周期表中的位置 ① 四个量子数的意义及取值规则 ②核外电子的排布原理(构造原理) ③原子的价电子构型与周期、族、区以及常见氧化态的关系。 11 . 溶液中有关质点浓度计算 ① 化学平衡, K 的意义和性质 ② 电离平衡、沉淀 - 溶解平衡,氧化 - 还原平衡,配合 - 解离平衡 ③熟练 利用多重平衡规则 12 . 常见的基本概念 Lewis 酸、碱;质子酸、碱;同离子效应;盐效应;缓冲溶液;屏蔽效应;钻穿效应;电负性;电离势;电子亲合势;晶格能;键能;对角线规则; 惰性电子对效应;镧系收缩。 13. 基本公式及计算 ① 理想气体状态方程;气体扩散定律;摩尔分数;非电解质稀溶液 依数性的计算。 ② 有效核电荷的计算(斯莱特规则); 多电子原子中任一个电子的能量计算;利用 Born—Haber 循环间接计算晶格能等。 ③ 有关化学热力学的计算;吉 - 赫方程;反应的自由能变、平衡常数、电池电动势三者间的关系。 ④ 速率方程; Arrhenius 公式;反应级数的确定。 ⑤要求熟练掌握有关所有的化学平衡计算;缓冲溶液的计算;对多重平衡要熟练 使用多重平衡规则来计算 对水解平衡还可以利用酸碱的质子理论来进行。 ⑥能斯特方程;未知电对电极电势的计算。 ⑦ 配合物稳定常数应用及有关计算 元素和化合物部分 ( 1 )结构 ( 2 )性质 要求重点掌握的是化学性质: ①常见的氧化态 ②形态与颜色 ③酸、碱性(利用不同的酸碱理论来综合判断) ④氧化还原能力的相对大小 ⑤溶解性 ⑥热稳定性 ⑦常见的反应现象 ⑧常见的制备方法和用途 ⑨掌握 s 区、 p 区、 ds 区的常见元素及化合物的基本性质。 ⑩重点掌握 d 区中的: A. 第一过渡系元素及基化合物的基本性质。 B. 侧重 V (颜色丰富) Mo 、 W (形成多酸)。 第一讲 分子结构 (molecular structure) 1-1 离子键理论 一. 基本要点 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。 离子型化合物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。 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:1s 2 ,如Li + ,Be 2+ (2)8e构型:(n-1)ns 2 (n-1)p 6 :Na + ,Mg 2+ ,Ba 2+ 等 (3)9~17e构型(n-1)ns 2 (n-1)p 6 (n-1)d 1~9 :Fe 2+ ,Mn 2+ (4)18e构型: (n-1)ns 2 (n-1)p 6 (n-1)d 10 : Cu + ,Ag + ,Zn 2+ 等 (5)18+2e构型:(n-1)ns 2 (n-1)p 6 (n-1)d 10 ns 2 : Sn 2+ ,Pb 2+ 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)库仑作用能模型理论计算: 不用马德隆常数的晶格能计算公式 L 0 =1.214×10 5 ×ν× (1-34.5/r 0 ) r 0 为离子的核间距;ν=n + +n - 其中n + 、n - 分别是离子晶体化学式中正、负离子的数目 (2)玻恩—哈伯(Born—Haber)循环间接计算: 例:已知NaF(s)的生成焓,金属Na的升华热,Na的电离热,F 2 的离解热, F的电子亲合能,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..........