大學(xué)無機化學(xué)考試總復(fù)習

考試總復(fù)習Kw

＝[H+][OH-]=10-14水的離子積及水溶液的pH、pOH適用于所有稀水溶液。pH值的定義:pH=-lg[H+]pOH的定義：pOH=-lg[OH-]pH+pOH=14一、酸堿,沉淀及緩沖溶液例：在濃度均為0.01mol·L-1的HCl，H2SO4，NaOH和NH4Ac四種水溶液中，H+和OH-離子濃度的乘積均相等。√Kw

＝[H+][OH-]=10-14一元弱酸（堿）溶液氫（氫氧根）離子濃度計算[H＋]＝

[OH-]＝條件：（1）Ka·c酸≥

20

Kw,

（2）c酸/Ka≥500）條件：（1）Kb·c堿≥

20

Kw,

（2）c堿/Kb≥500）將氨水的濃度稀釋一倍，溶液中OH-離子濃度就減小到原來的一半。×〔OH-〕＝酸堿共軛關(guān)系HPO42－

PO43－

+H+

酸共軛堿質(zhì)子Ka·Kb＝[H+][OH-]＝Kw=1.00×10-14互為共軛酸堿對的酸堿常數(shù)的相互關(guān)系70.045mol·dm-3KNO2溶液的pH=8.0，則HNO2的Ka是

(A)4.5

10-2 (B)4.510-10(C)4.510-8 (D)4.510-4〔OH-〕＝二元弱酸、弱堿溶液在實際計算[H+]時，通常忽略二級離解，從而把二元弱酸、弱堿當作一元弱酸、弱堿近似處理。二元弱酸第二步質(zhì)子傳遞平衡所得的共軛堿的濃度近似等于Ka2，與酸的濃度關(guān)系不大。例已知H2CO3的Ka1=4.5×10-7,Ka2=4.7×10-11,計算0.020mol·L-1H2CO3溶液中[H3O+]、[CO32-]及pH。解：H2CO3(aq)+H2O(l)H3O+(aq)+HCO3-(aq)HCO3-(aq)+H2O(l)H3O+(aq)+CO32-(aq)

∵Ka2<<Ka1,求[H3O+]只需考慮一級解離pH=-lg(9.5×10-5)=4.02解H2CO3(aq)+H2O(l)H3O+(aq)+HCO3-(aq) HCO3-(aq)+H2O(l)H3O+(aq)+CO32-(aq)

第一步解離生成的H+抑制了第二步解離,因此

[H3O+]≈[HCO3￣]≈9.5×10-5mol·L-1

[CO32￣]=4.7×10-11mol·L-1，解離度的概念及計算

弱電解質(zhì)達到解離平衡時0.20mol·dm-3甲酸溶液中3.2%的甲酸已電離，它的電離常數(shù)是9.6

10-3 (B)2.1

10-4

(C)1.25

10-6 (D)4.8

10-5

溶度積規(guī)則當IP

＝Ksp平衡當IP<Ksp無沉淀析出當IP>Ksp有沉淀析出。溶度積規(guī)則可以作為沉淀生成和溶解的依據(jù)。Ksp＝[Ag+][Cl-]溶度積常數(shù)離子積CaC2O4的Ksp為2.6

10-9，要使0.020mol·dm-3CaCl2溶液生成沉淀，至少需要的草酸根離子濃度是

(A)1.3

10-7mol·dm-3 (B)1.0

10-9mol·dm-3(C)5.2

10-10mol·dm-3 (D)2.2

10-5mol·dm-3當IP

＝Ksp平衡當IP<Ksp無沉淀析出當IP>Ksp有沉淀析出。溶度積和溶解度的關(guān)系對于溶質(zhì)MaXb，溶解度為s（mol/L），則:Ksp=(as)a(bs)b=aabbs(a+b)17已知在室溫下AgCl的Ksp=1.8

10-10，Ag2CrO4的Ksp=1.110-12，Mg(OH)2的Ksp=7.0410-11，Al(OH)3的Ksp=210-32。那么溶解度最大的是(不考慮水解）

(A)AgCl (B)Ag2CrO4

(C)Mg(OH)2(D)Al(OH)3Ksp=(as)a(bs)b=aabbs(a+b)沉淀完全的判斷沉淀完全的條件：溶液中被沉淀離子濃度低于1.0×10-5

mol/L例：計算欲使0.01mol/L的Fe3+開始沉淀和沉淀完全時的pH值。（已知Fe(OH)3的Ksp＝2.79×10－39）分步沉淀例：含0.1mol/L的Cl-及I-溶液中加入Ag+，問哪種沉淀先析出，可否實現(xiàn)分步沉淀。已知：AgCl的Ksp=1.56×10-10；

AgI的Ksp=1.5×10-16）解Ksp(AgCl)＝1.77×10-10,Ksp(AgI)＝8.52×10-17AgCl開始沉淀時,AgI開始沉淀時，

所以AgI先沉淀。AgCl開始沉淀時,AgI開始沉淀時，當AgCl開始沉淀，

此時I-離子沉淀完全，所以可實現(xiàn)分步沉淀。弱酸（堿）、沉淀中的同離子效應(yīng)及近似計算HAc在NaAc的存在下解離度大大降低AgCl在AgNO3的存在下溶解度大大降低BaF2在0.40mol·dm-3NaF溶液中的溶解度為(Ksp(BaF2)=2.4

10-5，忽略F

水解)1.5

10-4mol·dm-3 (B)6.0

10-5mol·dm-3(C)3.8

10-6mol·dm-3 (D)9.6

10-6mol·dm-3沉淀中的同離子效應(yīng)及近似計算緩沖溶液緩沖機理，以HAc-NaAc體系為例說明緩沖溶液的組成弱酸及其共軛堿：HAc-NaAc弱堿及其共軛酸：NH3-NH4Cl實際應(yīng)用中還可采用酸堿反應(yīng)的生成物與剩余的反應(yīng)物組成緩沖體系HCl+NaAc(過量)HAc-NaAc緩沖溶液的配置找出與溶液所需控制的pH值相近的pK值的弱酸或弱堿。配制pH=9.2的緩沖溶液時，應(yīng)選用的緩沖對是

(A)HAc-NaAc(Ka=1.8

10-5)(B)NaH2PO4-Na2HPO4(Ka2=6.3

10-8)(C)NH3-NH4Cl(Kb=1.8

10-5)(D)NaHCO3-Na2CO3(Ka2=5.6

10-11)所需配制的緩沖溶液的pH盡量接近弱酸的pKa值，或所需配制的緩沖溶液的pOH盡量接近弱堿的pKb值.緩沖溶液pH值的計算弱酸及其共軛堿：[H+]=Kac酸/c共軛堿弱堿及其共軛酸：[OH-]=Kbc堿/c共軛酸29HX的電離常數(shù)Ka=6

10-7，在0.6mol·dm-3HX和0.9mol·dm-3的鹽NaX溶液中，其[H+]近似為

(A)2

10-4mol·dm-3 (B)4

10-8mol·dm-3(C)4

10-7mol·dm-3 (D)9

10-7mol·dm-33020cm30.10mol·dm-3HCl和20cm30.20mol·dm-3

NH3·H2O混合，其pH為(NH3·H2O：Kb=1.76

10-5

11.25 (B)4.75 (C)9.25 (D)4.25在實際應(yīng)用中還可采用酸堿反應(yīng)的生成物與剩余的反應(yīng)物組成緩沖體系：

31pH=9.56的NH4Cl和NH3·H2O的混合溶液中NH4Cl和NH3·H2O的物質(zhì)的量濃度比是______。

(NH3·H2O的pKb=4.74)答案：1:2弱酸弱堿的同離子效應(yīng)及近似計算溶液中含有的Mn2+、Cu2+、Bi3+濃度皆為0.10mol·dm-3，控制溶液pH=0.50，并不斷通入H2S，使沉淀反應(yīng)充分發(fā)生，并保持H2S飽和，求溶液中剩余的Mn2+、Cu2+、Bi3+濃度，哪種離子最先沉淀？H2SKa1=1.0

10-7

Ka2=1.1

10-13KSP(MnS)=4.7

10-14

KSP(CuS)=1.3

10-36

KSP(Bi2S3)=1.1

10-99在10ml的0.0015mol/L的MnSO4溶液中，加入5ml的0.15mol/L氨水，能否生成Mn(OH)2沉淀？如在上述MnSO4溶液中先加入0.535g固體NH4Cl，然后再加5ml的0.15mol/L氨水，是否還能生成Mn(OH)2沉淀？已知：Mn(OH)2的KSP=4

10-14，NH4Cl的分子量=53.5，氨水的Kb=1.810-51、在10ml的0.0015mol/L的MnSO4溶液中，加入5ml的0.15mol/L氨水，能否生成Mn(OH)2沉淀？IpIp>Ip如在上述MnSO4溶液中先加入0.535g固體NH4Cl，然后再加5ml的0.15mol/L氨水，是否還能生成Mn(OH)2沉淀？（1）熱和功熱(Q)

：吸熱，

Q為正；放熱，Q為負。功(W)：環(huán)境對體系做功，W為正；體系對環(huán)境做功，W為負值。體積功：W=-P外△V

二、化學(xué)熱力學(xué)與動力學(xué)ΔU＝Q＋W熱力學(xué)第一定律，（2）四個狀態(tài)函數(shù)內(nèi)能（U）：系統(tǒng)內(nèi)部一切能量形勢的總和，絕對值不可測。焓（H）：H=U+pV，絕對值不可測，變化值可測，變化值可衡量反應(yīng)熱效應(yīng)。熵（S）：系統(tǒng)混亂度的量度，絕對值可測。吉布斯自由能（G）：G=H-TS，絕對值不可測，變化值可測，變化值可判斷反應(yīng)自發(fā)性。以上四個狀態(tài)函數(shù)均是廣度性質(zhì)的狀態(tài)函數(shù)，具加和性ΔU＝Q＋W（熱力學(xué)第一定律，封閉體系，任何條件下適用）ΔH=QP（封閉體系，恒壓，只做體積功時適用）

G=H-TS四個狀態(tài)函數(shù)的變化值（3）生成焓及生成能的定義標準摩爾生成焓標準態(tài)下，由最穩(wěn)定單質(zhì)生成單位物質(zhì)的量的某物質(zhì)的焓變，就是該物質(zhì)的標準摩爾生成焓。標準摩爾生成能標準態(tài)下，由最穩(wěn)定單質(zhì)生成單位物質(zhì)的量的某物質(zhì)的自由能變，就是該物質(zhì)的標準摩爾生成能。

ΔfHm

ΔfGm

Mg(s)+Cl2(g)=MgCl2(s)5.按通常規(guī)定，標準生成焓為零的物質(zhì)為()Cl2(l)B.Br2(g)C.N2(g)D.I2(g)6.下列反應(yīng)中表示=(AgBr，s)的反應(yīng)是A.Ag+(aq)+Br+(aq)=AgBr(s)B.2Ag(s)+Br2(g)=2AgBr(s)C.Ag(s)+1/2Br2(g)=AgBr(s)D.Ag(s)+1/2Br2(l)=AgBr(s)（4）蓋斯定律：反應(yīng)式間的代數(shù)加減法31.已知

4NH3(g)+5O2(g)4NO(g)+6H2O(l) =-1170kJ·mol-1

4NH3(g)+3O2(g)2N2(g)+6H2O(l) =-1530kJ·mol-1

則NO的摩爾生成焓為90kJ·mol-1

。298K時，反應(yīng)H2(g)+O2(g)H2O(g)298=-242kJ·mol-1氫和氧的解離焓由下面給出：

H2(g)2H(g)298=436kJ·mol-1

O2(g)2O(g)298=500kJ·mol-1則水分子中O─H鍵的平均鍵能是（）

(A)121kJ·mol-1 (B)242kJ·mol-1(C)444kJ·mol-1 (D)464kJ·mol-1（5）多重平衡規(guī)則例1:2NO(g)+O2(g)2NO2

K1

2NO2(g)N2O4

K2

2NO(g)+O2(g)N2O4(g)K=K1K2

25.已知823K時反應(yīng)(1)CoO(s)+H2(g)Co(s)+H2O(g) Kp1=67(2)CoO(s)+CO(g)Co(s)+CO2(g) Kp2=490則反應(yīng)(3)CO2(g)+H2(g)CO(g)+H2O(g)Kp3=0.14

。（6）焓變、熵變、自由能變的計算298K適用與298K相差不大的任意溫度下適用焓變：吸熱或放熱熵變：混亂度增加或減少，有無氣體生成自由能變：反應(yīng)自發(fā)進行的方向20.25℃時NaCl在水中的溶解度約為6mol·dm-3，若在1dm3水中加入1molNaCl，則NaCl(s)+H2O(l)NaCl(aq)的（）

(A)ΔS>0，ΔG>0 (B)ΔS>0，ΔG<0(C)ΔG>0，ΔS<0 (D)ΔG<0，ΔS<0甲醇的分解反應(yīng)為：CH3OH(l)→CH4(g)+1/2O2(g)(1)在298.15K的標準狀態(tài)下此反應(yīng)能否自發(fā)進行？(2)在標準態(tài)下此反應(yīng)的溫度應(yīng)高于多少才能自發(fā)進行？（298.15K及100Kpa時的相關(guān)熱力學(xué)數(shù)據(jù)如下所示）（7）由G=H-TS判斷反應(yīng)自發(fā)性

H

S

G

=H

-TS

低溫高溫正向反應(yīng)自發(fā)性隨溫度的變化–+––任何溫度下均自發(fā)+–++任何溫度下

均非自發(fā)–––+低溫時自發(fā)高溫時非自發(fā)+++–低溫時非自發(fā)高溫時自發(fā)自發(fā)與非自發(fā)反應(yīng)轉(zhuǎn)變溫度點的計算：當

G=0時,H=T轉(zhuǎn)

S，

T轉(zhuǎn)=H

/S由

G=H-TS12.已知

298K時NH3(g)的=-46.19kJ·mol-1，反應(yīng)N2(g)+3H2(g)

2NH3(g)的為-198J·mol-1·K-1，欲使此反應(yīng)在標準狀態(tài)時能自發(fā)進行，所需溫度條件為()<193KB.<466KC.>193KD.>466KT轉(zhuǎn)=H

/S（8）標準平衡常數(shù)的計算（10）平衡移動及轉(zhuǎn)化率的計算LeChatelier原理——改變平衡狀態(tài)的任一條件，如濃度，壓力，溫度，平衡向減弱這個改變的方向移動。下面是反應(yīng)aA(g)+bB(g)gG(g)+dD(g)達到化學(xué)平衡狀態(tài)時，生成物G的含量(w)與溫度壓強的關(guān)系圖，則下列結(jié)論正確的是

(A)正反應(yīng)的ΔH<0，且a+b>g+d(B)正反應(yīng)的ΔH<0，且a+b

＝g+d(C)正反應(yīng)的ΔH>0，且a+b>g+d(D)正反應(yīng)的ΔH>0，且a+b

＝g+d?(11)元反應(yīng)與質(zhì)量作用定律一步就能完成的化學(xué)反應(yīng)稱為元反應(yīng)對于元反應(yīng)：aA+bB=gG+hH

上式稱為質(zhì)量作用定律，僅適用于元反應(yīng)，對非元反應(yīng)不適用。(12)非基元反應(yīng)與速率方程由兩個或兩個以上基元反應(yīng)組合而成的反應(yīng)。實驗可檢測到中間產(chǎn)物,但中間產(chǎn)物會被消耗掉，不出現(xiàn)在總反應(yīng)方程式中。上式稱為速率方程，對非基元反應(yīng)適用。(慢，速率控制步驟)例如：對非基元反應(yīng)反應(yīng)機理為(快)速率控制步驟的速率=非基元反應(yīng)的速率速率方程為：10.已知反應(yīng)2NO(g)+Br2(g)→2NOBr的反應(yīng)歷程是：NO(g)+Br2(g)==NOBr2(g)快NOBr2(g)+NO(g)→2NOBr(g)慢此反應(yīng)的速率方程可能是v=kcNOV=kc2NOV=kc2NOcBr2V=kcNOBrcNO速率常數(shù)、反應(yīng)級數(shù)的概念m+n=0零級反應(yīng)k的單位是mol·L-1·s-1m+n=1一級反應(yīng)k的單位是s-1m+n=2二級反應(yīng)k的單位是mol-1·L·s-1m+n=3三級反應(yīng)k的單位是mol-2·L2·s-13.已知2A+2B=C，當A的濃度增大一倍，其反應(yīng)速度為原來的2倍，當B的濃度增大一倍，其反應(yīng)速度為原來的4倍，總反應(yīng)為

123D.0（15）過渡態(tài)理論例：已知各基元反應(yīng)的活化能如下表。（單位：kJ/mol）在相同的溫度時：（1）吸熱反應(yīng)是

；（2）放熱最多的反應(yīng)是

；（3）正反應(yīng)速率常數(shù)最大的反應(yīng)是

；（4）反應(yīng)可逆程度最大的反應(yīng)是

。對于反應(yīng)，SO3(g)=SO2(g)+1/2O2(g)ΔrHm

=98.7kJ/molk（正）k（逆）v（正）v（逆）K平衡移動增加總壓升高溫度加催化劑六、氧化還原反應(yīng)（1）標準電極電勢氧化/還原電對電極電勢數(shù)值越正，電對中氧化型的氧化能力越大，電極電勢數(shù)值越負，電對中還原型還原能力越強。電極電勢為強度性質(zhì)物理量規(guī)定標準氫電極的電極電勢值為0配平，較簡單自己整理(-)Pt,

H2(p

)H+(c1)

Fe3+(c2)

，F(xiàn)e2+(c3)

Pt(+)氧化半反應(yīng)：H2

－2e=2H+還原半反應(yīng)：Fe3++e=Fe2+總反應(yīng)：H2

+2Fe3+=2H++2Fe2+①負極在左，正極在右。②∣表示相界面。不存在相界面的，用“，”分開。③表示出金屬惰性電極（Pt，Au，石墨等）。（2）原電池的表達式（4）電極電勢的能斯特方程氧化型濃度增加，電極電位增加，反之，電極電位降低。還原型濃度增加，電極電位降低，反之，電極電位增加。能斯特方程書寫注意事項：①固體及純液體不寫，稀溶液中的水不寫。②氧化型及還原型分別包括了參加反應(yīng)的介質(zhì)。③氣體用相對分壓。（5）電動勢的能斯特方程：（6）氧化還原反應(yīng)方向的判斷標準狀況下用作為反應(yīng)自發(fā)性的判據(jù)，非標準狀況下用作為反應(yīng)自發(fā)性的判據(jù)。

8-1已知＝-0.257V，測得某電極的＝-0.21V，說明在該系統(tǒng)中必有A.c(Ni2+)>1mol·L-1 B.c(Ni2+)<1mol·L-1C.c(Ni2+)=1mol·L-1 D.無法確定8-4原電池(-)Fe∣Fe2+‖Cu2+∣Cu(+)的電動勢將隨下列哪種變化而增加A.增大Fe2+離子濃度,減小Cu2+離子濃度B.減少Fe2+離子濃度,增大Cu2+離子濃度C.Fe2+離子和Cu2+離子濃度同倍增加D.Fe2+離子和Cu2+離子濃度同倍減少8-6根據(jù)下列正向進行的反應(yīng)，判斷電對電極電勢由大到小的順序是2FeCl3+SnCl2→2FeCl2+SnCl4；2KMnO4+10FeSO4+8H2SO4→2MnSO4+5Fe2(SO4)3+K2SO4+8H2O

A.MnO4-/Mn2+>Fe3+/Fe2+/Sn4+/Sn2+

B.MnO4-/Mn2+>Sn4+/Sn2+>Fe3+/Fe2+C.Fe3+/Fe2+>MnO4-/Mn2+>Sn4+/Sn2+

D.Fe3+/Fe2+>Sn4+/Sn2+>MnO4-/Mn2+8-7已知25℃電極反應(yīng)MnO4－＋8H++5e==MnO2+4H2O的

θ=1.51V。若此時c(H+)由1mol·L-1減小到10-4mol·L-1，則該電對的電極電勢變化值為A.上升0.38V

B.上升0.047VC.下降0.38V D.下降0.047V8-8由Zn2+/Zn與Cu2+/Cu組成銅鋅原電池。25℃時，若Zn2+和Cu2+的濃度各為0.1mol·L-1和10-9mol·L-1，則此時原電池的電動勢較標準態(tài)時的變化為A.下降0.48伏 B.下降0.24伏C.上升0.48伏 D.上升0.24伏8-10已知

θ(I2/I-)=0.54，θ(Cu2+/Cu+)=0.16V，計算θ(Cu2+/CuI)，判斷反應(yīng)2Cu2++4I-═2CuI↓+I2進行的方向，并說明原因。Ksp(CuI)=1.1×10-12A.-0.54V，

θ(I2/I-)<θ(Cu2+/Cu+)，因此反應(yīng)向左進行。B.-0.54V，θ(Cu2+/CuI)為負值，所以反應(yīng)向右進行。C.0.87V，由于生成CuI沉淀，使θ(Cu2+/CuI)>θ(I2/I-)，反應(yīng)向右進行。D.0.87V，由于(Cu2+/CuI)為正值，所以反應(yīng)向左進行。8-11根據(jù)下列標準電極電勢,θ(Br2/Br-)=1.07V,

θ(Hg2+/Hg22+)=0.92V,θ(Fe3+/Fe2+)=0.77V,

θ(Sn2+/Sn)=-0.14V。則在標準狀態(tài)時不能共存于同一溶液中的是

A.Br-和Hg2+ B.Br-和Fe3+

C.Hg22+和Fe3+ D.Fe3+和Sn（1）四個量子數(shù)的合理組合自旋量子數(shù)不是解方程的過程中引進名稱符號取值表示指明主量子數(shù)n1,2,3,4

K,L,M,N能層尺寸，與能量有關(guān)角量子數(shù)l0,1,2

,n-1s,p,d,f能級形狀，與能量有關(guān)磁量子數(shù)m0,1,2,

,

l軌道方向，與能量無關(guān)自旋量子數(shù)ms+1/2,-1/2自旋狀態(tài)自旋方向七、原子結(jié)構(gòu)與分子結(jié)構(gòu)84能層（電子層，遠近）→能級（電子亞層，形狀）→取向

→原子軌道確定。核外空間找到電子的可能性的區(qū)域主量子數(shù)角量子數(shù)磁量子數(shù)波函數(shù)確定波函數(shù)空間圖形波函數(shù)的角度分布圖及徑向分布圖多電子原子核外電子排布1s2<2s2<2p6<3s2<3p6<4s2<3d10<4p6Pauli不相容原理能量最低原理Hund規(guī)則全充滿半充滿規(guī)則1.下列波函數(shù)符號錯誤的是()

1.0.0 B.2.1.0

C.1.1.0 D.3.0.02.對于原子中的電子，下面哪些量子數(shù)組是容許的?A.n=3，l=1，m=-1B.n=3，l=1，m=2C.n=2，l=2，m=-1D.n=6，l=0，m=0E.n=4，l=-2，m=13.n=4時m的最大取值為4 B.±4C.3 D.04.2p軌道的磁量子數(shù)可能有1.2 B.0.1.2C.1.2.3 D.0.+1.-1練習：寫出下列原子的核外電子排布Ca(20)Ti(22)Fe(26)Zn(30)1s22s22p63s23p64s21s22s22p63s23p63d24s21s22s22p63s23p63d64s21s22s22p63s23p63d104s2或[Ar]4s2或[Ar]3d24s2，2．某元素的原子核外有24個電子，寫出核外電子排布式，它在周期表中屬于哪一周期、哪一族、什么區(qū)？[Ar]3d54s1，它在周期表中屬于4周期、VIB族、d區(qū)2.n=3，l=1的原子軌道屬（3）能級，該能級有（4）個簡并軌道，半充滿時，若用4個量子數(shù)的組合分別表示這些電子的狀態(tài)，應(yīng)該將它們寫成（5）。具有這樣電子組態(tài)的原子的核電荷數(shù)為（6），其元素符號是（7）。2.（3）3p（4）3（5）3，1，-1，1/2；3，1，+1，1/2；3，1，0，1/2（6）15（7）P（3）現(xiàn)代價鍵理論自旋方向相反的單電子可以σ鍵（頭碰頭）和π鍵（肩并肩）的形式成鍵單鍵：鍵（H2O）雙鍵：鍵＋鍵(O2)叁鍵：鍵＋2個鍵(N2)（4）雜化軌道理論：等性雜化及不等性雜化sp3、sp2、spBF3：sp2，平面三角形；BF4-：sp3等性雜化，正四面體，有一個F→B的σ配位鍵。H2O：不等性sp3雜化，V形；H3O+：不等性sp3雜化,三角錐形，有一個O→H的σ配位鍵。NH3：不等性sp3雜化，三角錐形；NH4+：sp3雜化,正四面體，有一個O→H的σ配位鍵。5.BF3的空間構(gòu)型為正三角形而NF3卻是三角錐形，試用雜化軌道理論予以說明。(5)分子間作用力：取向力，誘導(dǎo)力，色散力分子極性色散力誘導(dǎo)力取向力非極性—非極性√非極性—極性√√極性—極性√√√(1)CO、HF間存在取向力和誘導(dǎo)力，HF分子間還存在氫鍵，故沸點由低到高的順序為：H2<Ne<CO<HF(2)都是非極性分子，只存在色散力，色散力隨分子量增大而增大，沸點也依次升高。CF4<CCl4<CBr4<CI412色散力僅存在于非極性分子之間?！?3取向力僅存在于極性分子之間。√14CO2分子與H2S分子之間存在著色散力，誘導(dǎo)力和取向力?！贪?、配位化合物及配位平衡[Cu(NH3)4]SO4內(nèi)層中心體配體外層配位原子1、基本概念中心體，配體，配位原子，配位數(shù)2、配合物的命名配合物中心離子配體配原子配位數(shù)命名[Pt(NH3)3Cl]Cl配位數(shù)空間構(gòu)型雜化軌道類型實例2直線形spAg(NH3)2+

，Ag(CN)2–

4正四面體sp3Zn(NH3)42+

，Cd(CN)42–

4平面四邊形dsp2Pt(NH3)42+6八面體sp3d2FeF63–，AlF63-，SiF62-6八面體d2sp3Fe(CN)63–，

Co(NH3)63、配合物的雜化軌道理論中心原子采用外層的ns、np、nd軌道雜化所形成的配合物稱外軌型配合物。

如：NiCl42-FeF63-4、外軌型配合物和內(nèi)軌型配合物中心原子采用內(nèi)層的(n-1)d、ns、np軌道雜化所形成的配合物稱內(nèi)軌型配合物。

如：Ni(CN)42-Fe(CN)63-電負性低的配位原子,易生成內(nèi)軌型配合物，如：CN-、NO2-；電負性高的配位原子,易生成外軌型配合物，如：鹵素、H2O；已知某金屬離子配合物的磁矩為4.90B.M.，而同一氧化態(tài)的該金屬離子形成的另一配合物，其磁矩為零，則此金屬離子可能為（

）(A)Cr(Ⅲ) (B)Mn(Ⅱ) (C)Fe(Ⅱ) (D)Cu(Ⅱ)磁矩為4.9B.M.時，n=4磁矩為0B.M.時，n=024Cr3d54s1

25Mn3d54s226Fe3d64s2