南昌大学理学院化学系2018年考研知识点总结(部分)备注:此资料仅供南昌大学应届毕业生考本校硕士点复习使用,切勿流传入社会一.无机化学（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）：（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：（2）配合物：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：5、物质的颜色:（1）无机小分子：极化理论（2）配合物：6、无机物溶解度:（1）离子晶体：（2）共价化合物：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：能级组取值，选择—组合理量子数：四个量子数取值规则11、溶液中有关质点浓度计算：化学平衡，电离平衡，沉淀—溶解平衡，氧化—还原平衡，配合解离平衡：利用多重平衡规则，K是关键12、常见的基本概念:对角线规则；惰性电子对效应；Lewis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（molecular structure）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)ns2(n-1)p6：Na+，Mg2+，Ba2+等（3）9~17e构型：(n-1)ns2(n-1)p6(n-1)d1~9：Fe2+,Mn2+等（4）18e构型：(n-1)ns2(n-1)p6(n-1)d10：Cu+,Ag+,Zn2+等（5）18+2e构型：(n-1)ns2(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）库仑作用能模型理论计算：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（Born—Haber）循环间接计算:的离解热,F的电子亲合能，试计算NaF 例：已知NaF(s)的生成焓,金属Na的升华热，Na的电离热，F2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-or9~17e-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:外壳相似电荷相等时，半径小，极化力强。
（3）离子构型（阳离子）:18e-,2e-，18+2e-，(Ag+、Li+、Pb2+等)>9~17e-(Fe2+、Ni2+、Cr3+)>8e-(Na+、Mg2+等)（4）电荷高的复杂阴离子也具有一定极化作用，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->Ne>Na+>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+<Na+<K+<Rb+<Cs+；F-<Cl-<Br-<I-（3）电荷和半径相近时；18e-,18+2e-；9~17e->>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和18e-，18+2e-，9~17e-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Be2+、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AgF→AgI；NaF→SiF4→PCl5（2）键型转变：离子型→共价型（3）结构转变：共价性增强，配位数减小。
如AgF(NaCl型)→AgI(ZnS型)（4）熔、沸点变化：降低（5）溶解性变化:减小（6）颜色变化:颜色加深例题1：解释现象（1）MgO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1—2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：1σ键。
2π键。
3配位键。
4δ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δ键是dxy—dxy面对面（沿z轴）重叠: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（sp3d2八面体）（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,CHCH（118º）<CHCO（121º）（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<FNF（121.1º）<HNH（107.3º）配位原子相同时，电子对间的斥力，随着中心原子电负性减小而减小，键角也减小。
如：键角：OH2>SH2>SeH2>TeH23.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54、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:。