1、第一章物質存在的狀態(tài)2一、氣體2二、液體3溶液與蒸汽壓3溶液的沸點升高和凝固點的下降3滲透壓4非電解質稀溶液的依數(shù)性4三、膠體4第二章 化學動力學初步5一、化學反應速率5二、化學反應速率理論6三、影響化學反應速率的因素62、溫度7第三章 化學熱力學初步8一、熱力學定律及基本定律8二、化學熱力學四個重要的狀態(tài)函數(shù)94、自由能10吉布斯自由能10自由能G反應自發(fā)性的判據(jù)11標準摩爾生成自由能11有關的計算11三、化學熱力學的應用11一、化學平衡13二、化學平衡常數(shù)13無機化學（上） 知識點總結第一章 物質存在的狀態(tài)一、氣體1、氣體分子運動論的基本理論氣體由分子組成，分子之間的距離>>分

2、子直徑；氣體分子處于永恒無規(guī)則運動狀態(tài)；氣體分子之間相互作用可忽略，除相互碰撞時；氣體分子相互碰撞或對器壁的碰撞都是彈性碰撞。碰撞時總動能保持不變，沒有能量損失。分子的平均動能與熱力學溫度成正比。2、理想氣體狀態(tài)方程假定前提：a、分子不占體積；b、分子間作用力忽略表達式：pV=nRT；R8.314kPa·L·mol·K適用條件：溫度較高、壓力較低使得稀薄氣體具體應用：a、已知三個量，可求第四個； b、測量氣體的分子量：pV=RT（n=） c、已知氣體的狀態(tài)求其密度：pV=RTp=p3、混合氣體的分壓定律混合氣體的四個概念a、 分壓：相同溫度下，某組分氣體與混合氣體

3、具有相同體積時的壓力；b、 分體積：相同溫度下，某組分氣體與混合氣體具有相同壓力時的體積c、 體積分數(shù)：=d、 摩爾分數(shù)：xi=混合氣體的分壓定律a、 定律：混合氣體總壓力等于組分氣體壓力之和； 某組分氣體壓力的大小和它在混合氣體中體積分數(shù)或摩爾數(shù)成正比b、 適用范圍：理想氣體及可以看作理想氣體的實際氣體c、 應用：已知分壓求總壓或由總壓和體積分數(shù)或摩爾分數(shù)求分壓、4、氣體擴散定律定律：T、p相同時，各種不同氣體的擴散速率與氣體密度的平方根成反比： = (p表示密度)用途：a、測定氣體的相對分子質量；b、同位素分離二、液體1、液體蒸發(fā)氣體與蒸發(fā)氣壓A、飽和蒸汽壓：與液相處于動態(tài)平衡的氣體叫飽和

4、氣，其氣壓叫做飽和蒸汽壓簡稱飽和氣；B、特點：a、溫度恒定時為定值；b、氣液共存時不受量的變化而變化；c、物質不同，數(shù)值不同沸騰與沸點A、 沸騰：當溫度升高到蒸汽壓與外界壓力相等時，液體就沸騰，液體沸騰時的溫度叫做沸點；B、 特點：a、沸點的大小與外界壓力有關；外界壓力等于101kPa時的沸點 為正常沸點；b、沸騰是液體表面和內部同時氣化的現(xiàn)象2、溶液溶液與蒸汽壓a、任何物質都存在飽和蒸汽壓；b、純物質的飽和蒸汽壓只與物質本身的性質和溫度有關；c、一定溫度下飽和蒸汽壓為常數(shù)；d、溶液蒸汽壓的下降：p=p-p=K·m溶液的沸點升高和凝固點的下降a、 定量描述：沸點升高 T=K·

5、;m 凝固點下降 T=K·m 僅適用于非電解質溶液b、 注 意：T、T的下降只與溶劑的性質有關 K、K的物理意義：1kg溶劑中加入1mol難揮發(fā)的非電解質溶質時，沸點的升高或凝固點下降的度數(shù)c、 應用計算：i、已知稀溶液的濃度，求T、T ii、已知溶液的T、T求溶液的濃度、溶質的分子量 d、實際應用：i、制冷劑：電解質如NaCl、CaCl ii、實驗室常用冰鹽浴：NaCl+HO22°C CaCl+HO-55°C iii、防凍劑：非電解質溶液如乙二醇、甘油等滲透壓 a、滲透現(xiàn)象及解釋： 滲透現(xiàn)象的原因：半透膜兩側溶液濃度不同； 滲透壓：為了阻止?jié)B透作用所需給溶液的額

6、外壓力 b、定量描述：Vant'Hoff公式： V=nRT = 即=cRT 為溶液的滲透壓，c為溶液的濃度，R為氣體常量，T為溫度。當濃度c較小時，可近似為cm非電解質稀溶液的依數(shù)性a、難揮發(fā)非電解質稀溶液的蒸汽壓下降、凝固點下降、沸點上升和滲透壓變化都與溶液中所含的種類和性質無關，只與溶液的濃度有關，總稱溶液的依數(shù)性，也叫非電解質稀溶液的通性。b、 注意：上述非電解質稀溶液的有關計算公式用于電介質稀溶液時要乘以相應電解質中溶液中的質點數(shù)；但濃溶液不能用上述公式計算。三、膠體1、膠體的組成：分散相+分散介質+穩(wěn)定劑2、膠體的性質：光學性質：丁達爾效應膠團對光的散射現(xiàn)象；動力性質：布朗運

7、動膠團粒子的不規(guī)則運動；電學性質：電泳現(xiàn)象膠粒在電場下的不規(guī)則運動3、溶膠的穩(wěn)定性動力學穩(wěn)定性：膠團運動聚集穩(wěn)定性：膠粒的帶電性使同種電荷有排斥作用；熱力學穩(wěn)定性：膠體粒子因很大的比表面積而能聚集成大顆粒4、膠體的聚沉關鍵：穩(wěn)定性的去除加電解質，如明礬使水凈化（吸附電荷）；與相反電性的溶膠混合；加熱第二章 化學動力學初步一、化學反應速率表達：化學反應速率可用反應物或生成物的濃度隨時間的變化率來表示。數(shù)學表達式：對于反應AB：=或注：以反應物濃度減少和生成物濃度增大和生成物濃度增大表示是符號不同；用不同物質濃度來表示反應速率不同。2、反應進度定義：對于化學計量方程式，若定義d,稱為反應進度。表示

8、物質變化量除以相應的計量系數(shù)。表達式：,表示化學計量系數(shù)。表式意義：表示一個反應進行的程度；其綱量為摩爾；指按化學計量方程式進行一個單位的反應注 意：反應進度的表示與計量方程式的寫法有關。3、速率方程和速率常數(shù)速率方程：把反應物濃度和反應速率聯(lián)系起來的數(shù)學表達式。 對于反應：aA+BbgG+hH 反應速率v=k·c（A）·c（B），即為速率方程式，式中的常數(shù)k即為反應速率常數(shù)。反應速率常數(shù)：a、 物理意義：k只取決于反應的本性（E，活化能）和溫度；b、 注意事項：k是溫度的函數(shù)，與濃度的大小無關； k的單位即量綱，隨速率方程變化而變化； k一般由實驗測得，只有基元反應可以直

9、接寫出。速率方程的實驗測定 作圖法：由濃度時間動力學曲線可得到斜率k及速率常數(shù)； 初速法：可得到個反應的反應級數(shù)4、基元反應和非基元反應基元反應：反應物分子在有效碰撞過程中經(jīng)過一次化學變化就能轉化為產(chǎn)物的反應；注 意：由一個基元反應構成的化學反應又稱簡單反應； 只有基元反應才能根據(jù)質量作用定律直接寫出速率方程非基元反應：反應分子需經(jīng)過幾步反應才能轉化為反應產(chǎn)物的反應。 注 意：非基元反應的速率方程不能根據(jù)反應式寫出速率方程，必須根據(jù)實驗測定的結果有反應歷程推出，并驗證；復雜的非基元反應分成若干個基元反應最慢一步發(fā)寧作為蘇空反應步驟5、反應級數(shù)定義：速率方程中各反應物濃度的指數(shù)；說明：如v=k&

10、#183;c則反應物A的反應級數(shù)為m，反應物B的反應級數(shù)為n；總反應級數(shù)為m+n注意：a、反應級數(shù)表示了反應物濃度對反應速率影響的大小關系；反應級數(shù)只能由實驗測定；b、反應級數(shù)可以是整數(shù)、分數(shù)、零或負數(shù)； c、零級反應的反應速率與反應物濃度無關反應級數(shù)的確定 基本方法a、 測定反應物濃度c隨時間t的變化；b、 作c-t圖像，求個時刻的速度v；c、 分析v與濃度c的變化關系，確定m、n二、化學反應速率理論1、碰撞理論主要內容：反應物分子間的相互碰撞是反應進行的必要條件，反應物分子碰撞頻率越高，反應速率越快，但并非每次碰撞都能引起反應發(fā)生，能發(fā)生化學反應的碰撞為有效碰撞有效碰撞發(fā)生的條件：a、 相

11、互碰撞的分子應有適合的碰撞取向；b、 相互碰撞的分子必須具有足夠的能量。把能夠發(fā)生有效碰撞的分子稱為活化分子根據(jù)碰撞理論，增大化學反應速率的方法：a、 增大單位時間內分子碰撞的總數(shù)增大濃度；b、 增大碰撞總數(shù)中有效碰撞的百分數(shù)升高溫度活化能：碰撞理論認為，活化能是活化分子的平均能量與反應物分子的平均能量之差2、過渡態(tài)理論主要內容：化學反應并不是通過簡單碰撞就能完成的，而是在反應物到生成物的過程中 經(jīng)過一個高能的過渡態(tài)，處于過渡態(tài)的分子叫做活化絡合物。活化絡合物是一種是一種高能量的不穩(wěn)定的反應物原子組合體，它能較快的分解為新的能量較低的生成物。活化能E：過渡態(tài)理論認為，活化能是反應物分子能量與處

12、于過渡態(tài)的活化絡合物分子的平均能量之差3、活化能：決定反應速率的內在因素 活化能在一定溫度范圍內可認為是常數(shù)； 活化能對反應速率的影響很大；E越小，反應速率越大； 催化劑可以改變反應的活化能，故可以降低化學反應速率三、影響化學反應速率的因素1、濃度：由速率方程v=k·c知，濃度對化學反應速率有一定的影響 壓強對化學反應速率與的影響是通過濃度來實現(xiàn)的。2、溫度范特霍夫規(guī)則：對于一般的化學反應，溫度每升高10K，反應速率增加2-4倍阿倫尼烏斯公式：a、 表達式：，其中，A為特征常數(shù)，既指前因子；E為經(jīng)驗常數(shù)即活化能，k為反應速率常數(shù)，R為摩爾氣體常數(shù)8.314，e為自然對數(shù)底，該公式的對

13、數(shù)形式為b、 應用：（1）求某一溫度下某反應的k：作圖法：lgk對作圖可得一直線關系；斜率：；截距l(xiāng)g斜率大的活化能E大，反應速率隨溫度的升高增加較快二點法:不同溫度下反應速率常數(shù)k的計算 （2）由lgk-的圖像得出的結論： i、同一反應，低溫低和高溫時變化同樣的溫度，低溫時反應速率變化大；即一個反映在低溫時速率隨溫度變化比高溫區(qū)更顯著 ii、不同反應，變化相同的溫度時，E大的反應k變化大。升高溫度有利于大的反應3、催化劑及基本特征a、催化劑和催化作用：正催化劑；負催化劑(阻化劑)b、催化劑的特征：i、催化劑只改變反應速率，不改變反應方向； ii、催化劑同等程度地改變正逆反應的活化能，同時提高

14、正逆化學反應速率； iii、催化劑具有一定的選擇性； iv、催化劑在反應前后不發(fā)生變化，但在反應過程中會變化第三章 化學熱力學初步一、熱力學定律及基本定律1、基本概念環(huán)境與體系a、體系i、定義：人為劃出的作為研究對象的一部分空間。ii、分類：敞開體系（與外界可進行物質能量交換） 封閉體系（只有能量交換） 孤立體系（物質、能量均不與外界交換）b、環(huán)境：出體系以外的其他部分，與體系存在能量交換功和熱：a、熱（Q）：i、系統(tǒng)與環(huán)境由于溫差而傳遞的能量 Q0，體系從環(huán)境中吸熱；Q0，體系從環(huán)境中放熱； 物體之間可通過功、熱、輻射三種形式交換能量 ii、熱容、比熱容、摩爾熱容b、功：i、熱力學中除熱外，

15、其它各種被傳遞的能量統(tǒng)稱為功 氣體膨脹做功：W=-pV 環(huán)境對體系做功，W0；體系對環(huán)境做功，W0狀態(tài)及狀態(tài)函數(shù)a、 狀態(tài):體系的某種存在狀況。它由一系列的物理量決定，如氣體的p、V、T 等，一旦體系處于一定的狀態(tài)，體系的所有其它性質都有確定值b、 狀態(tài)函數(shù)：在特定狀態(tài)下，某一性質具有唯一值，則稱該狀態(tài)為狀態(tài)函數(shù)。c、 結論：狀態(tài)一定值一定，殊途同歸變化同，周而復始變化零。過程與途徑a、 過程：體系變化狀態(tài)變化的經(jīng)過b、 途徑：變成一個過程所經(jīng)歷的具體步驟c、 注意：體系狀態(tài)函數(shù)的變化只取決于體系始終變化的過程，而與變化的路徑無關廣度性質與強度性質a、 廣度性質：及容量性質，與體系中物質的量成

16、正比的量，具有加和性b、 強度性質：數(shù)值上不隨體系中物質總量的變化而變化的物理量，不具加和性熱力學標準態(tài)：當系統(tǒng)中各種氣態(tài)物質的氣壓均為標準壓力，固態(tài)和液態(tài)物質表面承受的壓力等于壓力，溶液中各物質的濃度均為1時，我們就說物質處于熱力學標準態(tài)。注：熱力學標準態(tài)并未對溫度有限制，熱和溫度都有熱力學標準態(tài)。2、熱力學定律：熱力學第一定律a、 實質：能量守恒與轉化定律b、 數(shù)學表達式：c、 注意：i、Q與W的符號；ii、功和熱不是狀態(tài)函數(shù)，但兩者之和是狀態(tài)函數(shù)熱力學第二定律：揭示了宏觀過程的方向與限度 熵增加原理：孤立體系有自發(fā)向混亂度增加的方向變化的趨勢熱力學第三定律：任何純物質的完整晶體在T=0K

17、時的熵值為零二、化學熱力學四個重要的狀態(tài)函數(shù)1、熱力學能(內能)符號U，是系統(tǒng)內各種形式能量的總和內能的變化Ua、 對于孤立體系，環(huán)境改變，內能不變；對于非體系，b、 標準摩爾反應熱力學能變化（反應內能變化）：符號，表示反應是在熱力學標準態(tài)下進行的，其值的大小與化學反應方程式的書寫一一對應。2、焓焓a、 定義：HU=pVb、 焓變：c、 符號規(guī)定：放熱反應，H0；吸熱反應，H0d、 單位：kJ·mole、 表式意義：化學反應在等溫等壓下發(fā)生，不做其它功時，化學反應的熱效應等于系統(tǒng)狀態(tài)函數(shù)的變化量f、 注意：H表示每摩爾反應即時，而不是每摩爾反應物熱化學方程式a、 表式意義：表示化學反

18、應與其熱效應關系的化學方程式b、 標準寫法（以下列為例）： 焓的變化反應反應物和生成物都處于標準態(tài)反應進度反應溫度c、 書寫化學方程式的注意事項i、需注明反應條件；ii、需注明各物質的存在狀態(tài)；iii、正確表達反應的熱效應d、 標準反應焓定義：當反應物和生成物都處于標準態(tài)時的反應焓變，用來表示非標準態(tài)（壓力不為）時，則表示為單位：，標準狀態(tài)下，反應進度為時的焓變3、熵混亂度和熵混亂度：即無序度，其大小與體系中存在的微觀粒子數(shù)目有關熵：體系混亂度的熱力學度量表示符號：S；單位：；熵是狀態(tài)函數(shù)，具有廣度性質絕對熵：任何溫度下的熵值，及溫度為T時，注：絕對熵為相對值反應熵：發(fā)生1mol時熵變化的簡稱

19、，化學反應的上增大還是減小，有時很容易判斷：凡氣體分子增多的反應，一定是熵增反應；反之是熵減小反應；反應前后氣體分子數(shù)目不變的反應難以熵增還是熵減標準熵a、 定義：在標準狀態(tài)下，1mol純凈物質的絕對熵叫標準熵b、 符號：；單位：；注：應指定溫度Tc、 熵的可比性i、在相同條件下，；ii、結構相似，相對分子量不同的物質，隨相對分子量的增加而增大iii、相對分子量接近，分子結構越復雜的，也越大標準摩爾反應熵變a、 熱力學標準態(tài)下，反應終始態(tài)物質的熵值之差b、 標準摩爾反應熵變（標準反應熵）：c、 意義：i、正值（熵增加）傾向自發(fā)過程； ii、負值傾向非自發(fā)過程4、自由能吉布斯自由能a、 定義：封

20、閉系統(tǒng)在等溫等壓條件下向環(huán)境可能做的最大有用功對應的狀態(tài)函數(shù)，符號為；b、 計算公式：在等溫條件下可以理解為，焓變（H）=自由能變化（G）+熱力學溫度（T）×熵變（S）c、意義：當G0時，0，表明自由能被用來做最大有用功，是自發(fā)過程； 當G0時，0，表明過程非自發(fā)進行，必需由環(huán)境對體系做功自由能G反應自發(fā)性的判據(jù)定溫定壓下，任何自發(fā)變化總是反應吉布斯自由能函數(shù)減少G0，自發(fā)過程，正向反應自發(fā)； G，非自發(fā)過程，其逆反應為自發(fā)過程標準摩爾生成自由能 定義：在熱力學標準態(tài)下你，穩(wěn)定單質的生成自由能為零。由穩(wěn)定單質生成1mol純物質時反應的自由能變化為該物質的標準摩爾生成自由能。 符號：

21、單位： 標準狀態(tài)下，穩(wěn)定單質的=0有關的計算 方法一： 已知標態(tài)下的，求 當溫度變化不大時，可近似認為是常數(shù)，為298K時的值 方法二：由求 （生成物） 方法三：根據(jù)蓋斯定律求 方法四：對的修正公式三、化學熱力學的應用1、蓋斯定律內容：如果一個反應可以分幾步進行，則總反應的焓變等于各分步反應焓變之和，前提是保持反應條件（溫度、壓力）不變。應用：用于進行太慢或反應速率不易控制而無法直接測得反應熱的化學反應。應用條件：a、某化學反應是在等壓（或等容）的條件下進行的，在分步完成時各分步反應也要在等壓（等容）條件下進行 b、要消去某一物質時，不僅要求物質的種類相同，其物質的聚集狀態(tài)也要相同。第四章 化

22、學反應的熱平衡一、化學平衡1、化學平衡的建立：在一定的條件下，可逆化學反應的正負反應速率相等時的狀態(tài)。2、化學平衡的特點：是一個動態(tài)的過程；在平衡狀態(tài)下，；化學平衡的組成與到達平衡的途徑無關。3、注意：化學平衡是相對的、有條件的、暫時的動態(tài)平衡； 從熱力學（宏觀）上講，在一定條件下達到平衡狀態(tài)時，系統(tǒng)的吉布斯自由能達到最低時的狀態(tài)，在宏觀上表現(xiàn)為靜止； 從動力學（微觀）上分析，處于平衡的反應不過是正逆反應速率相等時的狀態(tài)，是整個反應保持平衡，實際上正逆反應仍在進行二、化學平衡常數(shù)1、標準平衡常數(shù)定義：在一定的溫度下，可逆反應達到平衡時，以產(chǎn)物計量系數(shù)為冪的平衡濃度的乘積與以反映計量系數(shù)為冪的平

23、衡濃度的乘積的比值為常數(shù)，即化學反應的標準平衡常數(shù)，用符號表示。表達式：對于反應， ，量綱為1平衡常數(shù)的意義：化學平衡常數(shù)是反應進行程度的標志。值越大，反應進行程度越大，反應進行得越徹底。影響因素：的大小與反應物自身的性質和反應的溫度有關，而與體系中各組分的濃度、分壓無關書寫標準平衡表達式的注意事項a、 式中各組分濃度或分壓為反應平衡時的濃度或分壓；b、 反應中有固體和純液體物質時，其濃度視為常數(shù)，不寫在表達式中；對于非水溶液，當水作為溶質時，其濃度應視為常數(shù)，寫在表達式中；c、 的表達式與方程式的書寫有關；d、 多重平衡原則：總反應的等于各相加分反應的之積；正逆反應的標準平衡常數(shù)互為倒數(shù) e

24、、平衡常數(shù)的大小與溫度有關，除298K溫度外，在其它狀態(tài)下，書寫時標明溫度有關計算：已知反應的求平衡轉化率2、實驗平衡常數(shù)定義：實驗得到的平衡常數(shù)叫做實驗平衡常數(shù)或經(jīng)驗平衡常數(shù)。分類：濃度平衡常數(shù)；分壓平衡常數(shù)表達式：濃度平衡常數(shù)表達式 壓強平衡常數(shù)表達式 二者關系：與標準平衡常數(shù)的比較a、 標準煤平衡常數(shù)的量綱統(tǒng)一為1；b、 實驗平衡常數(shù)有之分，且量綱不統(tǒng)一，特殊情況下才為1；3、反應熵J（分壓熵或濃度熵）表達式：對于反應 濃度商 壓強商與平衡常數(shù)的比較 JK時，0，反應逆向進行； J=K時，=0，反應達到平衡； JK時，0，反應正向進行 三、化學平衡的移動1、平衡移動：從舊的平衡狀態(tài)轉移到

25、新的平衡狀態(tài)的過程2、勒沙特列原理：一旦改變維持化學平衡的條件，平衡就會向著減弱這個改變的方向移動。注意:該原理不能實際判定某一系統(tǒng)是否達到平衡，只是預言了平衡打破后，體系的新的平衡移動的方向； 平衡移動的結果是建立了新的平衡體系； 利用勒沙特列原理不能進行定量計算第五章 酸堿平衡一、酸堿理論介紹酸堿的概念：凡是在水溶液中電離產(chǎn)生的陽離子全部是的物質叫做酸；凡是電離產(chǎn)生的陰離子全部是的物質叫做堿；在水溶液中電離產(chǎn)生的陽離子除外尚有其它離子或電離產(chǎn)生的陰離子除外尚有其它離子的物質的物質叫做鹽。中和反應的實質：局限性：a、該理論的立論基礎是水溶液中電解質的電離，不能脫離水溶液的范疇，非水體系不適用

26、；b、只適用于含、的物質，無法解釋、呈堿性的事實；2、布倫斯惕勞倫酸堿質子理論酸堿的概念：凡是能給出的物質都是酸；凡是能接受的物質都是堿共軛酸堿對：質子酸堿不是孤立的,它們通過質子相互聯(lián)系，質子酸釋放質子轉化為它的共軛堿，質子堿得到質子轉化為它的共軛酸。這種關系稱為酸堿共軛關系，其酸堿稱為共軛酸堿對。酸堿反應實質：質子轉移的過程；中和反應的實質：質子的傳遞；電離作用的實質：水與分子酸堿之間的質子傳遞；阿倫尼烏斯酸堿理論中鹽類水解的實質：水與離子酸堿之間的質子傳遞注意：a、在質子酸堿理論中，酸和堿可以是分子，可以是離子；b、同一物質有時可以做酸，有時可以做堿；c、質子理論中沒有鹽的概念，也無水解

27、反應；d、單獨一對共軛酸堿對本身是不能發(fā)生酸堿反應的3、路易斯酸堿理論二、水的電離和pH標度1、水的離子自遞水即是質子酸又是質子堿，水分子之間可以進行質子傳遞：簡寫為,即為水的電離水的離子積純水的電離平衡常數(shù)稱為質子自遞常數(shù)，簡稱為水的離子積。298K時，純水的，水的質子自遞是吸熱反應，故隨溫度的升高而增大2、水溶液的pH值溶液的pH值 方便起見，當?shù)臐舛刃∮?時，用pH表示溶液的酸度；當溶液的濃度大于1時，用的濃度，表示溶液的酸度。也可以表示溶液的酸堿度， 298K時，另外，水溶液的酸堿性取決于與的濃度的相對大小時，溶液呈酸性；時，溶液呈堿性；=時，溶液呈中性酸堿測定計生物學意義酸堿指示劑

28、假設In表示石蕊，HIn（紅） 當c(HIn)c(In)時，溶液呈紅色，是酸性； 當c(HIn)c(In)時，溶液呈藍色，是堿性甲基橙變色范圍：-紅-3.1-橙-4.4-黃-酚酞變色范圍：-無色-8.0-粉紅-9.8-紅-三、水溶液中的酸堿電離平衡1、電離度與稀釋定律：電離度（）：已電離的弱電解質分子數(shù)和溶液中弱電解質分子初始分子數(shù)的百分比： 稀釋定律：在一定溫度下，（為定值），某弱電解質的電離度隨溶液濃度的減小而增加2、酸堿的強弱電離平衡常數(shù)對于任意酸，達到電離平衡時， 為弱酸電離平衡常數(shù)，用來衡量酸的強弱，值越大，酸性越強1時，為強酸；1時為弱酸多元弱酸對應多級電離平衡常數(shù)同理，對于弱堿來

29、講，越大，堿性越強注意：酸堿的電離平衡常數(shù)表征了酸堿給出質子或接受質子的能力共軛酸堿與的聯(lián)系：=區(qū)分效應與拉平效應a、 區(qū)分效應：溶劑使酸的強度得以顯出差別的效應稱為區(qū)分效應，該溶劑被稱為區(qū)分溶劑。b、 拉平效應：溶劑將酸的強度拉平的效應稱為拉平效應，該溶劑稱為拉平溶劑。、酸堿強度大小與：a、酸堿本身：b、溶劑有關3、同離子效應和鹽效應同離子效應：在弱電解質電離平衡體系中，加入和弱電解質含有相同離子的強電解質會使弱電解質的電離度減小的現(xiàn)象。鹽效應：向弱電解質溶液中加入強電解質會使弱電解質電離度增大的現(xiàn)象。注意：同離子效應一定會產(chǎn)生鹽效應，鹽效應不一定會產(chǎn)生同離子效應4、相關計算一元弱酸或弱堿的

30、電離平衡；多元弱酸或弱堿的電離平衡5、鹽類水解鹽類水解與水溶液的相互作用：強酸強堿鹽無水解作用；強酸弱堿鹽、弱酸強堿鹽、弱酸弱堿鹽有水解作用水解反應a、 定義：指鹽的組分離子與水電離出來的或結合生成電解質的過程b、 實質：中和反應的逆反應類型A、 強酸弱堿鹽電離的實質弱酸的電離以為例：總： 溶液水解后產(chǎn)生，因此溶液呈酸性，溶液pH可按一元弱酸處理B、 弱酸強堿鹽電離實質弱堿的電離以為例：總： 溶液中水解后產(chǎn)生，因此溶液呈堿性，溶液pH可按一元弱堿處理C、 弱酸弱堿鹽電離的實質兩性物質電離以為例 總： 水解后產(chǎn)生和，溶液的酸堿性由、的相對大小決定影響鹽類水解的因素a、 鹽的濃度：同一溫度下，鹽的

31、濃度越小，水解程度越大；b、 溫度：水解反應為吸熱反應，溫度升高，水解程度增大；c、 溶液的酸堿性及同離子效應。 注意 ：有些鹽類，如、可以完全水解四、緩沖溶液1、緩沖溶液的定義、組成、原理緩沖溶液的定義：緩沖溶液是外加酸堿pH變化很小的溶液緩沖溶液的組成：弱酸及其鹽組成的溶液，弱堿及其共軛酸組成的溶液，多元弱酸弱堿的共軛酸堿對組成的溶液。緩沖溶液的原理：同離子效應，電離平衡的移動2、緩沖容量和緩沖范圍緩沖容量：緩沖能力大小的衡量，指單位體積緩沖溶液的pH值改變極小值所需的酸或堿的物質的量。有效緩沖范圍：緩沖溶液具有穩(wěn)定溶液pH值的能力，但這種能力是有限的，即有效緩沖范圍。如果外加酸堿過多，超

32、過緩沖范圍，緩沖溶液會失去緩沖能力。3、影響緩沖溶液的因素緩沖溶液的pH主要由或14-決定緩沖對的濃度：緩沖容量與體系共軛緩沖對的總濃度有關。總濃度越大，緩沖容量越大。緩沖對的濃度之比：當c（酸）/c（堿）=1時，緩沖容量最大。有效緩沖范圍：緩沖對濃度之比在10-1/10范圍內，有較好的緩沖能力。即最有效的緩沖范圍一般在或4、緩沖溶液的選擇與配制選擇：a、 所選擇的溶液除了參與、的有關反應外，不能與反應系統(tǒng)中的其他物質發(fā)生副反應 ；b、 所選的弱酸的或弱堿的盡可能的接近緩沖溶液的pH；c、 一般要求緩沖溶液的組分濃度為0.05-0.5，緩沖溶液有足夠的緩沖能力；d、 緩沖溶液廉價易得，避免污染

33、。配制a、 根據(jù)要求選擇緩沖對；b、 計算緩沖物質的濃度之比，使所配溶液的pH為所需值： c、 根據(jù)計算結果配制緩沖溶液，并使酸堿濃度均在0.1-1之間；d、 用酸度計或試紙測定所配溶液的pH5、緩沖現(xiàn)象的應用自然界與生物界用標準緩沖溶液標定其他物質的酸度許多反應要求反應在一定范圍內進行第六章 沉淀溶解平衡一、沉淀溶解平衡常數(shù)溶度積1、沉淀溶解平衡：一定溫度下，難溶電解質變成水合離子的（即溶解）的速率與溶液中水合離子回到晶體表面（即沉淀）的速率相等時的狀態(tài)叫做沉淀溶解平衡。2、溶度積定義：一定溫度下，難溶電解質的飽和溶液中各離子濃度的系數(shù)方次的乘積，記為。表達式：對于反應，注意：a、溶度積是難

34、溶電解質飽和溶液的特性常數(shù)； b、屬于化學平衡常數(shù)，其大小只與難溶電解質的自身性質和溫度有關，與溶液中離子的濃度無關。 c、適用范圍：難溶強電解質及難容弱電解質3、溶度積與溶解度S相同點：都可以反應難溶電解質的溶解能力的大小；不同點：a、溶解度是平衡常數(shù)的一種，表示一定溫度下難溶電解質的飽和溶液中離子濃度之間的關系； b、溶解度S是濃度的一種表達形式，表示一定溫度下1L難溶電解質中溶質的量；注意：比較不同電解質溶解度時，若電解質屬于相同類型，則可直接比較，大的，S也大；比較不同類型的電解質溶液時應先利用求出溶解度S，然后比較大小二、沉淀的生成與溶解1、離子積：定義：某難溶電解質溶液中，其離子濃

35、度系數(shù)方次之積，用J（）表示。 注意：J與表達式相同，但概念不同，其關系如同反應商與標準平衡常數(shù)之間的關系。2、溶度積規(guī)則依據(jù)：推論： 對沉淀溶解與生成的的判斷J，0，不飽和溶液，無沉淀生成，有沉淀溶解質飽和；J，0，過飽和溶液，有沉淀生成，至達到飽和；J=，=0，飽和溶液，處于沉淀溶解平衡狀態(tài)。3、同離子效應和鹽效應同離子效應：向難溶電解質中加入含有相同離子的強電解質難溶電解質的沉淀-溶解平衡向生成沉淀的方向移動，使其溶解度減小。這種現(xiàn)象稱為同離子效應。鹽效應：在難溶電解質中加入易溶強電解質而使難溶電解質的溶解度增大的作用。注意事項：a、當加入可溶性的含相同離子的電解質時，會產(chǎn)生一定的鹽效應

36、。但所加的可溶性鹽濃度較小時，同離子效應占主導因素；當濃度較大時，鹽效應對沉淀溶解平衡的影響大于同離子效應；b、有同離子效應必然會產(chǎn)生鹽效應，而鹽效應不一定會產(chǎn)生同離子效應4、分步沉淀與沉淀的轉化分步沉淀：溶液中同時含有幾種離子，由于它們的溶解度不同，形成沉淀所需離子的濃度不同，加入同一種電解質，溶解度小的先從溶液中沉淀出來。離子沉淀的先后順序取決于：a、 沉淀物的：同類型的難溶電解質，當被沉淀的離子的濃度相同時，越小的越先被沉淀出來；b、 被沉淀離子的濃度：不同類型難溶電解質或者被沉淀離子的濃度不同時，則不能比較，要具體計算，根據(jù)溶解度才能判斷沉淀的轉化：在含有沉淀的的溶液中加入適當?shù)某恋韯?/p>

37、，與溶液中的某一離子結合成為更難溶的電解質，從而從一種沉淀轉化成為了另一種沉淀。同一類型難溶電解質在同一溫度下值越大越容易轉化三、沉淀反應的應用1、除雜通過控制pH值除去某些金屬離子；利用金屬硫化物沉淀反應除去、等；工業(yè)上除食鹽中可溶性雜質、2、離子鑒定3、離子分析4、分析化學重要分析法滴定分析法第七章 電化學基礎一、離子-電子法配平氧化還原方程式1、配平原則反應過程中氧化劑所獲得的電子數(shù)必須等于還原及時取得電子數(shù)；反應前后各元素的原子總數(shù)相等2、配平步驟將分子反應式改為離子反應式；將離子反應式分成兩個為配平的半反應式，半反應式兩邊的原子數(shù)和電荷數(shù)相等。如果半反應兩邊的的氫、氧原子個數(shù)不相等，

38、則按反應的酸堿條件，在酸性介質中添加或，在堿性介質中添加或；用左右兩邊添加電子使半反應兩邊的電荷數(shù)相等的辦法配平板反應方程式；根據(jù)電子得失求出最小公倍數(shù)，將兩個半反應分別乘以相應的系數(shù)，使反應中得失電子總數(shù)相等，然后將兩個半反應相加，同時注意未變化的離子的配平，并恢復成分子方程式。注意：離子-電子法配平氧化還原方程式只適用于水溶液的氧化還原反應二、原電池1、原電池(Primary cell)幾個基本概念電極: 電子產(chǎn)生與流動的源泉導線: 電子流過的外電路鹽橋: 離子流過電解質溶液的通路電極正極: 發(fā)生還原反應, 例銅正極半反應: Cu2+ + 2e = Cu 負極: 發(fā)生氧化反應, 例鋅負極半

39、反應: Zn = Zn2+ + 2e電極反應-正、負電極的半反應、電池反應-半反應之和原電池符號及寫法: (-) Zn|ZnSO4 ( c )CuSO4( c )|Cu (+) 負極 界面(s/l) 鹽橋 界面 正極2、電極電勢(electrode potential)形成： 溶解(溶劑化)Û沉積概念：金屬在其鹽溶液中達到溶劑化離子平衡時, 金屬表面內側與外側(溶液)之間產(chǎn)生的電勢差。物理意義：電極電勢是金屬在溶液中失去電子能力大小的一種量度。電極電勢的表示：-影響因素A、電極的本性：電極電勢取決于金屬的活潑性。金屬越活潑，電極電勢越低。反之，電極電勢越高。B、金屬離子的濃度C、溶液

40、的溫度電池電動勢：化學電池的電動勢是電池反應的化學驅動力標準氫電極A、標準氫電極的構造與原理國際統(tǒng)一規(guī)定-298K時標準氫電極的電極電勢規(guī)定為 0 V，即B、應用：由此可求得常見電對的標準電極電勢C、標準電極電勢j q (Standard electrode potential)在熱力學標準狀態(tài)下，某電極的電極電勢稱為該電極的標準電極電勢j qD、測量：在熱力學標準狀態(tài)下，給定電極與標準氫電極(指定為負極)組成原電池，測得原電池的電動勢E3、原電池的最大功和吉布斯自由能根據(jù)吉布斯自由能的定義知，在恒壓等溫條件下，當體系發(fā)生變化時，體系吉布斯自由能等于對外所做的最大非體積功，用公式表示為；如果非

41、體積功只有電功一種，則上式又可寫為式中，n為電池輸出電荷的物質的量，單位為mol；E為可逆電池的電動勢，單位為V；F為法拉第電常數(shù)，。三、能斯特方程1、電極電勢的能斯特方程式 非標態(tài)下的電極電勢可用能斯特方程式求出：注意：電極反應式中的反應系數(shù)為能斯特公式中各物質濃度的方次；電極反應式中的固體和純液體不寫入公式，其它物質均要表現(xiàn)在式中，溶液用濃度表示，氣體則要用分壓與標準壓強的比值；公式中的氧化型和還原型物質不只包括氧化數(shù)有變化的物質2. 電極電勢的影響因素電對中氧化型或還原型物質的濃度的改變氧化型濃度，電對的；還原型的濃度，電對 ¯溶液酸堿性對電極電勢的影響對于有或參加的電極反應，

42、溶液的酸堿性對氧化還原產(chǎn)物也有影響生成沉淀或配合物對電極電勢的影響實質：氧化型或還原型的離子濃度降低，從而使電對的電極電勢降低或者升高四、電極電勢的應用1、計算原電池的電動勢：2、判斷氧化劑或還原劑的相對強弱 ：電極電勢的值的高低可以判斷氧化劑或還原劑的相對強弱；E的值越高，電對的氧化態(tài)是越強的氧化劑；E值越低，電對的還原劑是越強的還原劑。3、判斷氧化還原進行的方向原電池電動勢E與自由能變化G的關系對于可逆電池，等溫等壓下體系自由能的減少等于原電池所作的最大電功數(shù)學表達式：n: 反應中由還原劑轉移到氧化劑的總電子數(shù);F: 法拉第常數(shù)(或)標準狀態(tài)下則:化學反應方向的判斷對于E >0和G&

43、lt;0是一致的由可知已知組成氧化還原反應的兩個電對的j, j，E>0，rGm <0，反應正向; j=，E=0，rGm =0，反應達到平衡;j<，E<0，rGm >0，反應逆向; 在標準狀態(tài)下，則用或來判斷方向。當兩個電對的相差不大時，濃度將對反應方向起決定作用；當兩個電對相差即電動勢大于0.2V時，一般濃度變化不會影響反應的方向4. 判斷標準態(tài)下氧化還原反應的程度電池電動勢與標準平衡常數(shù)的關系由公式和推出在298K時，一般來講表示反應程度較大，可以認為反應相當完全。相當n=1時，=0.3V；注意：應用已知反應的電動勢求反應的和已知反應的電動勢求各物質的平衡濃度5

44、. 測定溶度積常數(shù)和穩(wěn)定常數(shù)根據(jù)Nernst公式，通過測定原電池的電動勢或直接根據(jù)電對的電極電勢可求得難溶性強電解質的溶度積常數(shù)和配離子的穩(wěn)定常數(shù)；6. 判斷氧化還原反應進行的次序根據(jù)，與氧化劑電對差值越大的還原劑電對的還原劑越先被氧化四、元素電勢圖及歧化反應1、概念：以圖解方式表示某一元素不同氧化態(tài)物種之間組成電對的電極電勢關系的方法稱為元素電勢圖。 +1.39V +1.63V +1.19V +1.21v +1.65V HClO+1.63V1/2+1.36V +1.47V +1.57V +1.48V +1.45V圖例：酸性條件下氯的元素電勢圖元素電勢圖的結構注意：物種氧化態(tài)由左到右降低，氧化

45、態(tài)標在各物種下方；橫線上方數(shù)值為相鄰兩物種構成電對的電極電勢值；同一元素有酸、堿性元素電勢圖兩種，一般要注明(A,B)2、元素電勢圖的應用由已知電對求未知電對的標準電極電勢由于電極電勢是電極的強度性質不具有加合性，因此要通過該電極反應的標準自由能變化來計算。計算公式： (Ox/Red)：未知電對的標準電極電勢；1(Ox/Red)、2(Ox/Red)i(Ox/Red)：分別為相鄰電對的標準電極電勢；n1、n2ni：分別為相鄰電對的電極反應中電子轉移的個數(shù)。判斷岐化反應(disproportionation)和反岐化反應(comproportionation)發(fā)生的可能性岐化反應的概念：中間氧化態(tài)

46、的物種反應生成高、低氧化態(tài)的物種。例: Br2 + 2OH- = Br- + BrO- + H2(氧化數(shù)) 0 -1 +1判斷依據(jù)：在元素電勢圖中某一中間氧化態(tài)物種左邊的j小于右邊的j，則該物種在水溶液中可發(fā)生岐化反應；反之左右兩側物種則發(fā)生反岐化反應。注意：元素電勢圖一定要表明酸堿條！第八章 原子結構一、 原子結構1、 基本結構：由電子、中子、質子構成關鍵問題：電子排布及化學性質之間的關系2、 原子 電子和原子核：帶正電，原子核電子之間有靜電吸引；形成化學鍵時電子運動發(fā)生改變，原子核不變 核的結構：帶正電的質子和不帶電的中子；質子與中子的強吸引作用與質子間靜電作用的相互對抗。Z增加排斥作用增

47、強，排斥作用占主導。穩(wěn)定元素的數(shù)目有限。 核素：具有一定質子數(shù)和一定中子數(shù)的的原子的總稱。 同位素：質子數(shù)相同而中子數(shù)不同的一類原子的總稱。天然同位素組成元素，原子量由同位素的比例定。化學性質非常相似。 同位素豐富度：某元素的各種天然同位素的分數(shù)（原子百分比）稱為豐富度。 放射性：不穩(wěn)定的核因發(fā)射高能粒子而分解。Z83（Bi）的元素都具有放射性。 原子質量：以u為單位 原子的相對原子質量(原子量)：核素原子量的1/12二、 波爾行星模型與氫原子結構的量子力學模型1、 氫原子光譜實驗規(guī)律：，n=1,2,3,為Hydberg常數(shù)，數(shù)值為原子光譜的特點：A、 不連續(xù)性；B、譜線波長之間具有一定簡單的

48、數(shù)學關系。2、 波爾理論基本假設a、行星模型：波爾的氫原子模型可形象地稱為行星模型b、定態(tài)假設：核外電子具有一定的軌道；穩(wěn)定態(tài)（定態(tài)、激發(fā)態(tài)）與電磁學說相反c、量子化條件： 氫原子的基態(tài)能量為-13.6eV（n=1）d、躍遷規(guī)則：電子可在不同軌道間躍遷，結論：對于氫原子，計算值與實際值驚人的吻合，誤差值小于0.1%，波爾成功地解釋了氫原子光譜，上升為波爾理論。不連續(xù)性-Rutherford原子模型與Maxwell電磁理論的矛盾；波爾理論的局限性優(yōu)點：沖破了經(jīng)典力學中能量連續(xù)的束縛，引入量子化概念、躍遷規(guī)則；給出了玻爾理論中的幾個核心概念：定態(tài)、激發(fā)態(tài)、躍遷、能級;缺點：1). 未能完全沖破經(jīng)典

49、物理的束縛，仍使用行星模型的固定軌道，仍用離心力=向心力的傳統(tǒng)牛頓力學！忽視了電子運動的一個重要特征-波粒二象性；2). 不能解釋多電子原子的光譜學規(guī)律。解決之道：完全沖破經(jīng)典的牛頓力學束縛，建立新體系(量子力學)，引入新概念(波粒二象性)。3、波粒二象性德布羅意的波粒二象性假設：假設光具有二象性，那么微觀粒子在某種條件下也應具有波動性。能量 動量D、 P粒子性； 波動性德布羅意關系式：4. 測不準原理(Uncertainty principle)海森堡認為: 不可能同時精確測得電子的位置和動量(速率) 。測不準關系式：，位置不確定量；動量不確定量經(jīng)典力學中，物體有精確的軌道(軌跡)，并在某一

50、瞬間有準確的速率。新的量子力學中，微觀粒子的經(jīng)典軌道不存在了。Born統(tǒng)計學說-電子衍射圖的統(tǒng)計學解釋： Born認為具有波動性的粒子，雖然沒有確定的運動軌道，但在空間任一點出現(xiàn)的概率與該處的波的強度成正比。5. Schrödinger方程-微觀粒子的量子力學模型二階偏微分方程（不要求！）：波函數(shù)；E：總能量；V：勢能；m：質量；h：普朗克常數(shù)；x，y，z空間坐標求解薛定諤方程，就是描述微粒運動狀態(tài)的波函數(shù)以及與該狀態(tài)相對應的能量E；波函數(shù)是空間坐標的函數(shù)把直角坐標轉化成球坐標后： jR(r) 徑向波函數(shù)：只與半徑r有關。角度波函數(shù)：只與角度有關，與半徑r無關。為了得到合理解，波函數(shù)

51、必須滿足一定條件，因此需引入3個量子化的常數(shù)項物理量 即3個量子數(shù)：n, l, m。 x = r sinq cosfy = r sinq sinfz = r cosq(q=0180°, f= 0360°)6. 描述電子運動狀態(tài)的四個量子數(shù)n 主量子數(shù)(principal quantum number)物理意義：決定電子運動的能級高低和電子離核平均距離的遠近。n的取值：1，2，3，與n取值相對應的電子層符號：K，L，M.l 角量子數(shù)物理意義：確定原子軌道（電子云）的形狀；在多電子原子中，與n一起決定電子運動的能量l的取值范圍：0，1，2，3 ，n-1對應的電子亞層符號：s, p, d, f, .m 磁量子數(shù)物理意義：決定原子軌道的空間伸展方向；m的取值：0, ±1, ±