1、第1章 氣體與溶液1. 、掌握理想氣體狀態方掌程及其應用；2 、掌握道爾頓分壓定律；3 、掌握稀溶液的依數性及其應用；4 、熟悉溶膠的結構、性質、穩定性及聚沉作用；5 、了解大分子溶液與凝膠。1.1 氣體理想氣體（ideal gas）：分子本身不占體積，分子間沒有相互作用力的氣體。 理想氣體狀態方程： pV=nRT 1.1.2 道爾頓分壓定律 混合氣體的總壓力等于各組分氣體分壓力之和。(所謂某組分的分壓力是指該組分在同一溫度下單獨占有混合氣體的容積時所產生的壓力無機及分析化學)道爾頓分壓定律:p=p1+p2+一混合氣體有i個組分:(說明氣體狀態方程不僅適用于某一純凈氣體，也適用于氣體混合物)摩

2、爾分數：（混合氣體中某組分的分壓力等于該組分的摩爾分數與混合氣體總壓力的乘積）A+B=1（理想氣體 低壓和高溫）1.2 溶液1.2.1 分散系分子分散系又稱溶液 1.2.2 稀溶液的依數性1.2.2.1 蒸氣壓下降拉烏爾定律： 在一定溫度下，難揮發的非電解質稀溶液的蒸氣壓下降與溶質的摩爾分數成正比，與溶質的本性無關。（只適用于稀溶液）溶液蒸氣壓下降p：拉烏爾定律表達式也可用質量摩爾濃度來表示： p=Kb即在一定溫度下，難揮發的非電解質的稀溶液的蒸氣壓下降近似地與溶液中溶質的質量摩爾濃度成正比。1.2.2.2 沸點升高 Tb=Kb b 1.2.2.3 凝固點下降TfKf b （ Kb、Kf的大小

3、只取決于溶劑的本性，而與溶質的本性無關。)1.2.2.4 滲透壓 滲透壓與濃度和溫度的關系: VnRT cRT ( 也可用b代替c進行近似計算) 在一定溫度下，稀溶液的滲透壓與溶液中所含溶質的粒子數目成正比，而與溶質的本性無關。1.2.2.5 稀溶液的通性小結*溶液的蒸氣壓下降，沸點升高，凝固點降低和滲透壓是難揮發非電解質稀溶液的通性。它們的大小都與溶液中溶質的量有關，與溶質的本性無關，此性質稱為難揮發非電解質稀溶液的依數性。*符合依數性規律的溶液應該是理想溶液，在這種溶液中，溶質和溶劑分子間作用力和溶劑分子間作用力可以等同看待。*濃溶液質點間作用力比較復雜，不符合依數性規律。*如果溶質是電解

4、質，溶液的性質不僅和電離后溶液中的粒子數有關，同時還和離子間的靜電引力有關，不適用于依數性的定量關系。只有很稀的溶液，溶液中粒子數目換算為質量摩爾濃度，才近似符合依數性規律。*揮發性溶質對溶液依數性影響更為復雜（p.10例子，乙醇水溶液）1.3 膠體溶液1.3.1 溶膠的制備1.3.2 溶膠的性質動力學性質布朗運動：不規則的熱運動光學性質丁達爾效應：區別溶膠和溶液電學性質電泳：外加電場下，膠體粒子在分散介質中的定向移動。膠粒的帶電性與制備方法有關。1.3.3 膠團結構1.3.4 膠體的電動電勢 熱力學電勢，表示從膠粒固相表面到液體內部的電勢差；只與膠粒固相直接吸附離子的數量有關。1.3.5 溶

5、膠的穩定性和聚沉1.3.6 膠體的應用第2章 化學熱力學初步1 了解熱力學能、焓、熵和吉布斯自由能等狀態函數的概念；2 理解熱力學第一、第二和第三定律的基本內容；3 掌握化學反應的標準摩爾焓變的各種計算方法；4 掌握化學反應的標準摩爾熵變和標準摩爾吉布斯自由能變的計算方法；5 會用吉布斯自由能G來判斷化學反應的方向，并了解溫度對G的影響；6 理解Vant Hoff等溫方程，了解壓力和濃度對G的影響。2.1 熱力學常用術語2.1.1 熱力學的標準態氣態物質：p=100kPa，分壓力為標準壓力溶液：p=100kPa時，濃度1molL-1，稀溶液1molkg-1，即c=b固體或純液體：在標準壓力下理

6、想的該純物質（不涉及溫度，只與壓力/濃度有關。）2.1.2 系統和環境2.1.3 狀態和狀態函數：狀態函數的重要性質是狀態函數的變化只取決于體系的初始狀態和終止狀態，而與變化途徑無關。2.1.4 過程和途徑等壓過程(p=0)，壓力恒定不變的狀態變化過程。等容過程(V=0)，體系體積恒定不變的狀態變化過程。等溫過程(T=0)，此過程只要求始態和終態溫度相同。絕熱過程(Q=0)，體系和環境沒有能量交換。2.1.5 熱和功功和熱的相同點：都是能量，在體系獲得能量后，便不再區分熱和功。都不是體系的狀態函數，與過程相聯系的物理量。功是有序運動的結果，熱是無序運動的結果。功能完全變熱，而熱不能完全轉換為功

7、。2.2 熱力學第一定律2.2.1 熱力學能：系統內部所蘊藏的總能量叫作熱力學能2.2.2 熱力學第一定律 能量守恒與轉化定律：能量具有不同的形式。在任何過程中，能量是不會自生自滅的，它只能由一種形式轉變為另一種形式，在轉變過程中，能量的總值保持不變。U=U2-U1=Q+W 2.2.3 可逆過程和最大功如果氣體等溫膨脹按可逆的方法進行，系統對環境做最大體積功。同時系統從環境中吸收了最多的熱。2.3 熱化學2.3.1 等容反應熱、等壓反應熱和焓的概念等容反應熱： UQv等壓反應熱: QpH等壓過程中 :HUpV H =U+nRT ( 有氣體參加反應 ) 2.3.2 熱化學方程式2.3.3 蓋斯定

8、律：恒溫恒壓條件下，總反應的熱效應（H）只與反應的始態和終態（包括溫度、反應物和生成物的量及聚集狀態等）有關，而與變化的途徑無關。2.3.4 生成焓在標準狀態和指定溫度(通常為298K)下，由元素的指定單質(通常是穩定單質)生成1mol(化合物或轉變為其它形式單質)某物質時的熱效應，稱為該物質的標準摩爾生成焓，用fHm,298表示。任何指定的穩定單質的標準摩爾生成焓都是零。應用注意事項：1 rHm是狀態函數，其值為生成物的fHm減去反應物的fHm；2 fHm具有容量性質（加合性），系數不可遺漏，且有正(+)/負(-)號；3 fHm隨物質所處的溫度及聚集狀態不同而變，溫度一定時，聚集狀態需要考慮

9、（g、l、s、aq）；4 同一化學反應，化學方程式的寫法不同，反應的標準焓變不同。因此化學方程式和反應焓變必須一一對應。5 如果體系溫度不是298.15K，反應焓變有些改變，但一般變化不大。2.3.5 由鍵能估算反應熱2.4 熱力學第二定律2.4.1 化學反應的自發性：有兩種因素影響過程的自發性：一是能量變化，系統將趨向最低能量；二是混亂度變化，系統將趨向最高混亂度。2.4.2 熵： 定量地描述系統的混亂度2.4.3 熱力學第二定律：在孤立系統的任何自發過程中，系統的熵總是增加的。2.4.4 標準摩爾熵：在標準狀態和指定溫度下，1mol物質的熵的絕對值稱為該物質的標準摩爾熵，用Sm表示，單位J

10、mol-1K-1熱力學第三定律：絕對零度時，任何純凈完美的晶態物質的熵值規定為零2.5 吉布斯自由能及其應用2.5.1 吉布斯自由能： GHTS GHTS 2.5.2 反應G與有用功 G0不自發 G=0 平衡態注意事項： 1 G與參加反應的物質的量有關(容量性質的狀態函數)，方程式與G一一對應；2 正反應和逆反應的G大小相等，符號相反；3 H、S隨溫度變化不明顯，但溫度、壓力變化顯著影響G。G的物理意義：它代表在等溫等壓過程中，能被用來做有用功（即非體積功）的最大值。2.5.3 標準生成自由能和反應自由能變標準摩爾生成自由能是指在標準態和指定溫度時，由指定單質生成1mol某物質（化合物或非穩定

11、單質）的吉布斯自由能fGm，在標準態和指定溫度(298.15K)下，指定的穩定單質的吉布斯自由能為零fGm = fGm (產物)fGm (反應物)2.5.4 G與溫度的關系將非自發的反應變成自發的反應，這個轉變溫度稱為轉向溫度: T轉=2.5.5 范托夫等溫方程:rGrGRTlnQ 氣體反應，ap/p溶液反應，ac/c復相反應:固相和純液相均為單位活度第3章 化學平衡和化學反應速率1 了解化學平衡的特征；掌握標準平衡常數和標準自由能變之間的關系；2 能寫出不同類型反應的標準平衡常數表達式；并能利用標準平衡常數進行有關化學平衡的計算；3 能運用多重平衡規則求標準平衡常數；了解溫度對標準平衡常數的

12、影響；4 掌握化學平衡移動的定性判斷以及移動程度的定量計算；5 了解化學反應速率的概念及其實驗測定方法；6 掌握質量作用定律；知道應如何確定基元反應的速率方程；7 掌握溫度對反應速率影響的阿累尼烏斯經驗式；8 能用活化分子、活化能等概念解釋外界因素對反應速率的影響。3.1 化學平衡3.1.1 化學平衡的特征當反應推動力為0 時（包括正向和逆向），即G0，反應就達到了平衡狀態。3.1.2 標準平衡常數及其有關計算rGRTlnK（K稱為標準平衡常數）對于bBdDeEfF （ 方括號代表平衡時的濃度。）1 K表示在一定條件下反應進行的限度。 K越大，表明平衡時產物越多，反應進行得越完全。2 K也是與

13、過程無關的特征函數。3 K除取決于反應的本性外，還受溫度的影響，但與反應物的濃度無關。4 利用K可以進行一些有關化學平衡的計算。已知某一反應的平衡常數，可以從起始反應的反應物的量，計算出達到平衡時各反應物和生成物的量，以及反應物的轉化率。5 不難看出，平衡時才能有最大轉化率。3.1.3 標準平衡常數與Gibbs自由能變rG =2.303RTlg(Q/K)（Q是反應起始狀態（非平衡態）的活度商）QK，Q/K1，rGK，Q/K1，rG0 逆反應自發3.1.4 多重平衡規則：如果某反應可以由幾個反應相加（或相減）得到，則該反應的平衡常數等于幾個反應平衡常數之積（或商）。rG3rG1rG2 K3K1K

14、23.2 化學平衡的移動假如改變平衡系統的條件之一，平衡就向減弱這個改變的方向移動。溫度與K的定量關系式：1 對于吸熱反應，rHm0，當T2T1時， K2K1，平衡常數隨溫度升高而增大，升溫有助于正反應的進行。2 對于放熱反應，rHmT1時， K20的反應，催化劑則無能為力；3 催化劑同等改變正、逆反應速率，加速化學平衡的達到，但不改變化學平衡的位置，即無法改變平衡常數的數值；4 催化劑在參與反應前后質量和組成不變（化學性質），但某些物理性質可能發生變化（如晶態粉末等）第四章 解離平衡1 了解近代酸堿理論（重點是酸堿質子論）的基本概念；2 掌握一元弱酸、弱堿的解離平衡和多元弱酸、弱堿的分級解離

15、平衡的計算；3 了解活度、活度系數、離子強度等概念；4 理解同離子效應和鹽效應對解離平衡的影響；5 了解緩沖作用原理以及緩沖溶液的組成和性質，掌握緩沖溶液pH的計算；6 理解難溶電解質沉淀溶解平衡的特點，會運用溶度積規則判斷沉淀溶解平衡的移動以及有關的計算。4.1 酸堿理論4.1.1 酸堿質子論1 酸/堿可以是中性、正離子或負離子，模糊了鹽的概念；2 酸堿之間存在著H+得失的相互依存關系，稱為酸堿的共軛關系，HB和B稱為共軛酸堿對。3 既能釋放H+又可接受H+的物質稱為兩性物質。4 酸越強，越容易釋放H+，則其共軛堿越弱；5 酸堿在溶液中表現出來的強度，不僅與酸堿本性有關，同時與溶劑的本性有關

16、6 酸堿在水溶液中表現出來的相對強度可用解離常數來表征。7 強酸強堿制弱酸弱堿8 共軛酸堿對中弱酸的Ka與其共軛堿的Kb存在如下定量關系： KaKbKw 4.1.2 酸堿電子理論：凡是能夠接受外來電子對的分子、基團或離子為酸；凡是能夠提供電子對的分子、基團或離子為堿4.1.3 硬軟酸堿理論：硬酸體積小，正電荷高，極化性低；硬堿極化性低，電負性高，難氧化，“硬親硬，軟親軟，軟硬交界就不管”4.2 強電解質溶液4.2.1 離子氛概：離子間平均距離較小，由于靜電引力相互作用，正離子周圍負離子數目大于正離子數目，而負離子周圍較多地分布著正離子。在每一離子周圍形成一個帶相反電荷的離子氛。由于離子氛的存在

17、，離子的運動受到了牽制，所以表現出來的離子濃度小于強電解質全部解離時應有的濃度。表觀解離度：強電解質由實驗測得的解離度，并非真正的解離度4.2.2 活度和活度系數4.2.2 活度和活度系數 afc4.2.3 離子強度：（在電解質溶液的各種平衡計算中，嚴格說都應該用活度，只有在很稀的離子溶液中才允許用濃度代替活度。）4.3 弱酸、弱堿的解離平衡4.3.1 一元弱酸、弱堿的解離平衡 c/Ka400 H+2=Kac 類似地，可以推導出一元弱堿的標準解離常數Kb和OH-4.3.2 多元弱酸、弱堿的電離平衡1 在計算多元弱酸中的H+時，可近似用一級解離的H+代替。2 在比較多元弱酸的相對強度時，只要比較

18、Ka1的大小就可以了。3 計算二元弱酸中的H+，可作一元弱酸處理；4 二元弱酸溶液中，酸根離子濃度近似等于Ka2；5 當需要較大濃度酸根離子時，往往用多元弱酸的鹽而不用酸。4.3.3 兩性物質的解離平衡既可給出質子又可接受質子的物質稱為兩性物質4.3.4 同離子效應和鹽效應1、同離子效應：由于在弱電解質溶液中加入含有相同離子的強電解質，而使弱電解質解離度降低的效應2、鹽效應：在弱電解質溶液中加入不含相同離子的強電解質，使弱電解質解離度增大的效應（同離子效應和鹽效應會同時存在，但同離子效應的影響比鹽效應的影響大得多，因此，此時大多只考慮同離子效應。）4.4 緩沖溶液：這種能對抗少量外來強酸、強堿

19、或水的稀釋而保持pH基本不變的混合溶液4.4.1 緩沖作用原理4.4.2 緩沖溶液H+濃度的計算4.4.3 緩沖能力1、緩沖容量1）緩沖容量與緩沖溶液總濃度的關系：當c(堿)/c(酸)1時，總濃度越大，緩沖能力越大。（2）緩沖容量與緩沖對濃度比值的關系1 共軛酸堿對濃度差越小，緩沖能力越大。pHlgc(堿)/c(酸)2 為了獲得最大緩沖容量，選擇的緩沖對其弱酸的pKa應正好等于所要求配制的pH，但一般實驗中無法達到。3 當c(酸)/c(堿)10或c(酸)/c(堿)0.1，一般認為就不具有緩沖能力，所以緩沖溶液的有效范圍為pHpKa1。4.5 沉淀溶解平衡4.5.1 溶度積和溶度積規則1、溶度積

20、：KspAg+Cl-對于AnBm型難溶電解質，溶度積的表達式為KspAm+nBn-m其意義為：在一定溫度下，難溶電解質在其飽和溶液中各離子濃度冪的乘積為一常數不同類型的難溶電解質不能簡單地用Ksp來判斷溶解度的大小。在進行Ksp和s之間換算時，要考慮下述兩個因素：(1)難溶電解質的離子在溶液中不發生任何副反應。(2)難溶電解質要一步完全解離2、溶度積規則Q為任一情況下離子濃度冪的乘積（活度商）Q=Ksp：平衡狀態，溶液達到飽和；QKsp：過飽和溶液，沉淀析出4.5.2 沉淀的生成和溶解1、沉淀的生成1 溶液中沉淀溶解平衡總是存在的。在一定溫度下，Ksp為一常數。2 通常分析天平能稱準到10-4

21、g(0.1mg)，所以在定量分析中，溶液中殘留離子的濃度10-6 molL-1可認為沉淀完全。3 人的肉眼可觀察到渾濁現象的下限是10-5 gmL-1，因此定性分析中溶液中殘留離子濃度10-5molL-1可認為沉淀完全。4 沉淀劑一般以過量20%50%為宜。2、 沉淀的溶解（1）難溶弱酸鹽與強酸反應生成弱酸；（2）難溶氫氧化物與酸反應生成水；（3）難溶物與硝酸發生氧化還原反應；（4）難溶物與某些物質發生絡合反應。4.5.3 沉淀的轉化和分步沉淀第五章 氧化還原與電化學1 掌握氧化還原反應的基本概念，能配平氧化還原方程式；2 理解電極電勢的概念，能用能斯特方程進行相關計算；3 掌握電極電勢在有關

22、方面的應用；4 了解原電池電動勢與吉布斯自由能變的關系；5 掌握元素電勢圖及其應用。5.1 氧化還原反應的基本概念5.1.1 氧化和還原5.1.2 氧化數：元素的一個原子的表觀電荷數化合價：原子參與成鍵的電子對的數目5.2 氧化還原方程式配平5.2.1 氧化數法5.2.2 離子電子法5.2.3 代數和法，解方程5.3 電極電勢5.3.1 原電池原電池表示符號(-)負極|電解質溶液(濃度)|電解質溶液(濃度)|正極(+)5.3.2 電極電勢1 在指定溫度下(298K)，金屬和該金屬離子濃度為1molL-1(嚴格意義上應為單位活度)的溶液所產生的電勢稱為該金屬的標準電極電勢，用表示。2 金屬電極電勢