总复习习题课 1 一 几种常见的化学键理论 1 路易斯理论同种原子之间以及电负性相近的原子之间通过共用电子形成分子 通过共用电子对形成的化学键为共价键 形成的分子为共价分子 解释分子中 每个原子均应具有稳定的稀有气体原子的8电子外层电子构型 习惯又称为 八隅体规则 为共价键理论奠定基础 2 2 价键理论共价键的形成 自旋相反的两个电子的电子云密集在两个原子核之间 降低了两核之间的正电排斥 是系统能量降低 从而形成稳定的共价键 共价键的本质 是电性的 共价键的结合力 是两个原子核对共用电子对形成负电区域的吸引力 而不是正负离子之间的库伦作用力 共价键的类型 键和 键其作用 能解释简单的 键和 键 共价键的形成过程和本质 成功的解释了共价键的方向性和饱和性等特点 3 3 价层电子对互斥理论 VSEPR 1 VSEPR理论要点2 确定分子构型的一般规则 A确定中心原子的价电子对数B根据价电子对数确定价电子对电子构型C绘出构型图D确定稳定构型用VSEPR理论可预测分子的几何构型以及估计键角的变化 4 ABnLm分子的中心原子的价电子对排布方式和分子的几何构型 5 6 7 8 4 杂化轨道理论杂化轨道的类型 sp3 sp2 sp dsp3 sp3d d2sp3sp3d2 sp3d3用杂化轨道理论讨论问题 是在已知分子的分子的几何构型尤其是在键角的基础上进行的 例 解释下列分子或离子中形成的共轭 键 1 NO2 33 2 CO32 36 3 O3 34 9 5 分子轨道理论 A排布原则 和电子填充原子轨道的三原则相同能量最低原理 保里不相容原理 洪特规则B非键电子 键 键C键级 键级越大 键长越短 键能越高 键级为零 没有成键作用解释物质的顺磁性 化合物的稳定性 10 二 化合无颜色的判断 1 d d跃迁 一般过渡金属及其化合物带有颜色 对于d轨道全空 d0 或全满 d10 的过渡金属离子 由于不能产生d d跃迁 因而无色 2 荷移跃迁 MnO4 Cr2O72 VO3 CrO43 PbO2 HgI2 Cu2O V2O33 极化作用 极化作用越强 对于化合物的颜色影响越大 如AgCl AgBr和AgI随相互极化作用增加而颜色有白色到淡黄色再到黄色 11 离子的极化作用 离子极化作用强弱取决于 阳离子 1 电荷越高极化作用越强 eg Si4 Al3 Mg2 Na 2 对于不同电子层结构的阳离子 它们的极化作用大小的顺序为 18或 18 2 电子构型的离子 9 17电子构型的离子 8电子构型的离子 3 电荷相等 电子层结构相等的离子 半径小的具有较强的极化能力 4 同一主族半径小的极化能力强 12 三 配合物稳定性的判断 配合物的稳定性其实质就是配位单元的稳定性 1 中心与配体的关系软亲软 硬亲硬 软亲硬 不稳定 2 螯合效应 螯合物以五元环 六元环螯合物最稳定 3 中心的影响 1 中心的电荷 同一元素或同周期元素作为中心 中心的电荷越高 配位化合物越稳定 2 中心所在周期 同族元素作为中心 中心所处的周期数越大时 其d轨道交伸展 配位化合物越稳定 13 4 配体的影响 配体中配位原子的电负性越小 给电子能力越强 配合物越稳定 5 内轨型6 EAN 过渡金属价层达到18个电子时 配合物一般较稳定 7 极化作用 极化作用越强越稳定 14 四 根据电极电势判断某种氧化态的稳定性 1 电对电极电势越高 氧化性越强 电对电极电势越低 还原性越强 2 用图解法研究电势时 A B C若E 右 E 左 即B作为氧化型时的电对B C的电势大于其作为还原型时的电对A B的电势 则B要发生歧化反应 则B不稳定 这也是歧化反应的条件 3 若E 右 E 左 则B稳定 B不发生歧化反应 而A和C发生反应生成B 15 五 氢化物酸性强弱的规律 1 同一周期的元素氢化物的酸性随原子的序数增加而增强 16 原因 同一周期中 直接同质子相连的原子的氧化数逐渐降低 因此 所带的负电荷因此减少 从而使原子的电子密度越来越小 吸引质子的能力越来越弱 所以相应的氢化物的酸性依次增强 2 同一主族的元素的氢化物的酸性随原子序数的增加而增强 原因 同一族的氢化物中 同氢结合的原子的电荷相同 而半径随原子序数逐渐增大 使原子的密度逐渐减小 对氢质子的吸引减弱 酸性依次增强 17 六 含氧酸的酸性强弱规律 1 同一周期同种类型的含氧酸 随中心原子原子序数的增加 酸性依次增强 2 同族元素中 同一类型的酸 随中心原子原子序数增大 酸性依次减弱 3 R原子相同 酰氧原子越多 中心原子的氧化数越高 酸性越强 18 H4SiO4 H3PO4 H2SO4 HClO4同一周期酸性逐渐增强 中心原子的电负性逐渐增高 与羟氧原子争夺电子的能力增强 使羟氧原子的密度逐渐降低 吸引质子的能力越来越弱 因此酸性逐渐增强 仅限于同一类型的酸 19 HClO HBrO HIOHClO3 HBrO3 HIO3HClO4 HBrO4 HIO4氧原子数相同 R电负性越强 与羟氧原子争夺电子的能力增强 使羟氧原子的密度降低 吸引质子的能力越弱 因此酸性越强 20 HClO4 HClO3 HClO2 HClOHBrO4 HBrO3 HBrO酰氧原子越多 使中心原子电子密度降低 使R所带的正电荷进一步提高 对羟氧原子外层电子的吸引力增强 羟氧原子的电子密度降低 吸引质子的能力减弱 酸性越强 例外 21 七 无机含氧酸的氧化性 1 同周期主族元素含氧酸的氧化性从左到右增强 其电势值显著升高 例如 H4SiO4 H3PO4 H2SO4 HClO4同一周期副族元素含氧酸的氧化性从左到右也增强 2 同一主族元素含氧酸的氧化性从上到下呈现波浪式变化 第2 4 6周期的电势值较高 第3 5周期的电势值较低 3 同一元素在均为稀酸的条件下 低价态的酸比高价态酸的氧化性强 4 对于同一种含氧酸及其盐来说 一般浓酸氧化性大于稀酸 含氧酸氧化性大于含氧酸盐 22 硝酸盐的分解规律 1 碱金属和碱土金属 不包括Li Be Mg 其分解产物为 MNO2 O22 金属活泼性在Mg与Cu之间的金属 包括Li Be Mg Cu 其分解产物为 MO NO2 O23 活泼性比Cu差的金属 其分解产物为 Hg Ag Pt Au M NO2 O2硝酸盐的热稳定性与阳离子的极化能力有关 阳离子的极化能力越强 硝酸盐越不稳定 分解反应越容易进行 23 硫化物的溶解规律 溶于稀盐酸 Al3 Cr3 Zn2 Mn2 Fe2 Fe3 Co2 Ni2 Ba2 等的硫化物沉淀溶于浓盐酸的 CdS PbS SnS SnS2 Bi2S3 Ag2SAs3 As5 的硫化物不溶于浓盐酸 溶于NaOHSb3 Sb5 溶于浓盐酸 溶于NaOHCuS溶于HNO3 不溶于HClHgS溶于王水和Na2S 24 期末考试题型 选择题 1 15 填空题 1 15 问答题 共六题 15 鉴别题 10 5 配平方程式 2 5 计算题 10 2 25 第三章 第五章 平衡常数的表达式与计算 26 第六章 1 量子数的表示方法2 电离能 电子亲和能 电负性的相关规律3 分子间作用力存在的形式 以及它们对溶沸点的影响 27 计算 由Nernst公式求K稳 E Ag Ag lg 28 第十二章 单质的保存方法氧化物 过氧化物 超氧化物 臭氧化物与水的反应氢氧化物的溶解度 29 19 22章过渡金属 CrMnFeV等元素的常见离子在水溶液中的颜色常见化合物的俗名 30