1、無機化學無機化學期末復習期末復習化學反應基本規律化學反應基本規律（化學熱力學和動力學）（化學熱力學和動力學）1. 系統和環境系統和環境 敞開體系、封閉體系、孤立體系2. 相相 單相系統、多相系統 相和態的區別3. 狀態和狀態函數狀態和狀態函數 狀態函數的特點一、基本概念：一、基本概念：4. 熱力學能熱力學能-內能（內能（U） （KJ mol-1）5. 熱和功熱和功(Q,W)6.熱力學第一定律熱力學第一定律 U=Q+W7.焓和焓變（焓和焓變（H, H） （KJ mol-1） H=U+pV 蓋斯定律， 標準摩爾生成焓, 參考態元素，標準狀態,8.自發過程自發過程 遵循規律：能量、熵、功9. 熵（熵

2、（S）和熵變（）和熵變（JK-1 mol-1） 0K時熵值；絕對熵；標準摩爾熵10. 吉布斯函數和吉布斯函數變（吉布斯函數和吉布斯函數變（G, G） （KJ mol-1） G= H-TS G= H-T S G0; G=0; G011. 化學平衡化學平衡 可逆反應； 平衡狀態；氣體分壓定律； 平衡常數；轉化率；化學平衡的移動12. 化學反應速率化學反應速率 v =1/vB dcB/dt13.反應速率理論和活化能反應速率理論和活化能 碰撞理論、過渡狀態理論14. 基元反應和復合反應基元反應和復合反應 質量作用定律；v=kca(A) cb(B) 反應速率常數；反應機理；反應級數；15. 阿倫尼烏斯公

3、式：阿倫尼烏斯公式： k=Aexp(-Ea/RT)2112TTTTREkk12a al ln n16. 催化劑催化劑 催化作用；正催化劑催化作用；正催化劑 1. 熱力學第一定律熱力學第一定律2. 定容過程反應熱定容過程反應熱 U=Q+W=QV3. 定壓過程反應熱定壓過程反應熱 -焓變焓變 a. QP= U+pV= H b. 蓋斯定律：H=H2- H1；rH=irHi c. 反應標準摩爾焓變的計算二、相關計算：二、相關計算：rHm (T)= BBfHmB(T)rHm (T)rHm(298.15K)；4. 熵變熵變 298.15K時，參考態元素的標準摩爾熵不等于零。時，參考態元素的標準摩爾熵不等于

4、零。5. 吉布斯函數變吉布斯函數變rSm (T)rSm (298.15K)G =H- - TSG 0 非自發過程非自發過程 G = 0 平衡狀態平衡狀態rGm (T)= BBfGm,B(T)rSm(T) rSm(298.15K) rHm(T) rHm(298.15K)rGm(T)=rGm (T)+RTlnB(pB/p)B反應方向轉變溫度的估算G =H- TS6. 化學平衡化學平衡如：對于平衡：如：對于平衡：aA + bBgG + dDKC = BbAaDdGgcccc稱濃度平衡常數稱濃度平衡常數稱分壓平衡常數稱分壓平衡常數KP = BbAaDdGgppppA. A. 分壓定律分壓定律P =B

5、pB（1 1）pB =PnnB =P.xBVVB =P.VB%（2 2）pB =PB.標準平衡常數K =B(pBeq/p)Ba. a. 與反應方程式寫法有關；與反應方程式寫法有關； b. b. 固體或純液體不表示在方程式中；固體或純液體不表示在方程式中； c. c. 適用于一切平衡系統。適用于一切平衡系統。 關于平衡常數表達式關于平衡常數表達式: :多重平衡規則：多重平衡規則： 若若: : 反應反應1=反應反應2+反應反應3K 1=K 2.K3則：則：該反應物已消耗量該反應物初始用量某指定反應物轉化率= 100%C.平衡轉化率D.吉布斯函數變與平衡常數r rGm( (T)=)=rGm ( (T

6、)+)+RTln(ln(pB/p) )BBRTTGT K)(mr)(lnE.關于反應方向的進一步討論rGm(T)=-=-RTlnK + +RTlnB(pB/p)B當當 B B K r rG 0 K r rG 0 0 反應正向非自發反應正向非自發F.化學平衡的移動壓力對平衡的影響壓力對平衡的影響(1) (1) 分壓力（濃度）的影響：分壓力（濃度）的影響：(2) (2) 總壓力的影響：總壓力的影響：B B K 平衡向左移動平衡向左移動( (逆方向自發逆方向自發) )B B = = K 平衡不移動平衡不移動 BB 0 的反應，平衡左移；的反應，平衡左移； BB =0 的反應，平衡不受的影響。的反應，

7、平衡不受的影響。 溫度對化學平衡的影響溫度對化學平衡的影響lnK = = RTTGmr211212mrlnTTTTRHKK和和 rGm (T)=rHm (T)-TrSm (T) 升溫時（升溫時（T2T1），），K2 T1），K2 K1 ，平衡右移。平衡右移。對于吸熱反應對于吸熱反應(rH 0 )：對于放熱反應對于放熱反應(rH 0 ):呂呂.查德里原理查德里原理 假如改變平衡系統的條件（如濃度、溫假如改變平衡系統的條件（如濃度、溫的方向移動的方向移動。度、壓力）之一，平衡就將向減弱這個改變度、壓力）之一，平衡就將向減弱這個改變7. 化學反應速率化學反應速率平均速率時01BBttc瞬時速率tct

8、ctddlimBB0基元反應：aA+bBgG+dD=k ca(A) cb(B)=k cm(A) cn(B)或或稱為稱為反應級數反應級數反應速率常數反應速率常數復合反應： gCOgNOgCOgNO2K5002TNONONONO322223CONOCONO 慢！ 快！控制步驟的速率方程式：22)NO(ck 全部基元反應的加和應為化學計量反應方程式全部基元反應的加和應為化學計量反應方程式 由反應機理得出的速率方程應與實驗所得一致由反應機理得出的速率方程應與實驗所得一致阿侖尼烏斯公式k=A exp(- -Ea/RT）2112TTTTREkk12a al ln n此式可用于計算此式可用于計算、或或。一、

9、弱電解質的解離平衡一、弱電解質的解離平衡1 .一元弱電解質的解離平衡：一元弱電解質的解離平衡： /b/bb b/b/bb b/b/bb b(HAc)(HAc) ) )(Ac(Ac ) )(H(H a aKNH3H2ONH4+OH- - / /b bb b/ /b bb b/ /b bb bO O) )H H( (N NH H ) )( (O OH H ) )( (N NH H 2 23 34 4 b bK溶液與離子平衡（包括三大平衡）溶液與離子平衡（包括三大平衡）解離度(a)%100%1000eq0ccc初始濃度已解離的濃度稀釋定律：稀釋定律：在一定溫度下( 為定值)，某弱電解質的解離度隨著其

10、溶液的稀釋而增大。K a2. 多元弱電解質的解離平衡：多元弱電解質的解離平衡：H2SH+HS- - K1 =9.110- -8HS- -H+S2- - K2 =1.110- -12H2S2H+S2- - Ka =K1.K2 =1.010-19 Ka2 22)()()()(bbbbSHSH2 對于二元弱酸，若 c(弱酸)一定時，c(酸根離子)與 c2(H3O+)成反比。 多元弱酸的解離是分步進行的，一般 。溶液中的 H+主要來自于弱酸的第一步解離，計算 c(H+)或 pH 時可只考慮第一步解離。 321 KKK 對于二元弱酸 ，當 時，c(酸根離子) ，而與弱酸的初始濃度無關。2K21KK3 .

11、 同離子效應同離子效應（相關計算）相關計算）4. 緩沖溶液緩沖溶液組成：組成： 弱酸弱酸+ +弱酸鹽弱酸鹽 或或 弱堿弱堿+ +弱堿鹽弱堿鹽緩沖溶液緩沖溶液pH值的計算值的計算) 弱酸弱酸弱酸鹽：弱酸鹽：)A()HA(lg)HA(ppHaccK平衡濃度平衡濃度由于同離子效應的存在，通常用初始濃度c0(HA) ,c0(A)代替c(HA) ,c(A) 。2.) 弱堿弱堿 弱堿鹽弱堿鹽 )BH()B(lg)B(ppOHbccK)B()BH(lg)BH(p )BH()B(lg)B(p14pHabccKccK緩沖溶液的緩沖能力是有限的；緩沖能力與緩沖溶液中各組分的濃度有關，c(HA) ，c(B)及 c(

12、A)或c(BH+)較 大時,緩沖能力強。時，緩沖能力大接近或 1 )BH()(B )(A)HA( cccc二、難溶電解質的溶解平衡二、難溶電解質的溶解平衡1.1.溶度積溶度積溶解溶解沉積沉積Ag+Cl- -AgCl(s)KS S( (AgCl)=)=b( (Ag+ +)/)/b b( (Cl- -)/)/b 標準溶度積常數M AM (aq)A (aq)zzvvvvKS 表達式也不同：表達式也不同：Ks (CuI)=b(Cu+)b(I)(b )2Ks Ca3(PO4)2=b3(Ca2+)b2(PO43)(b )5Ks (PbI2)=b(Pb2+)b2(I)(b )3難溶強電解質的構型不同，難溶強

13、電解質的構型不同，2.2.溶度積規則溶度積規則B B( (b bB B/ /b b ) )BB = = KS 溶液飽和，溶液飽和， 無沉淀；無沉淀； B B( (b bB B/ /b b ) )BB KS 溶液過飽和，溶液過飽和， 有沉淀析出。有沉淀析出。3.3.同離子效應同離子效應因加入與難溶強電解質含有相同離子的易溶強電解質，使難溶強電解質的溶解度降低的現象也稱為同離子效應。4.4.沉淀的轉化沉淀的轉化 把一種沉淀轉化為另一種沉淀的過程，稱為沉 淀的轉化。沉淀轉化反應的進行程度，可以利用反 應的標準平衡常數來衡量。 沉淀轉化反應的標準平衡常數越大，沉淀轉化 反應就越容易進行。若沉淀轉化反應

14、的標準平衡常 數太小，沉淀轉化反應將是非常困難，甚至是不可 能的。 5.5.分步沉淀和沉淀分離分步沉淀和沉淀分離 溶液中同時含有幾種可被沉淀的離子時，溶液中同時含有幾種可被沉淀的離子時，序。序。這種先后沉淀的現象叫分步沉淀。這種先后沉淀的現象叫分步沉淀。加入沉淀劑，各種沉淀的生成會有先后順加入沉淀劑，各種沉淀的生成會有先后順 若離子濃度小于若離子濃度小于1.01.01010- -5molkg-1則則可認為這種離子已沉淀完全了?？烧J為這種離子已沉淀完全了。三、配三、配 位位 平平 衡衡1.配合物的組成配合物的組成中心離子配位體配位數K3 Fe ( C N ) 6 外界內界2.命名命名3. 配配

15、位位 平平 衡衡配合物的解離如同強電解質：配合物的解離如同強電解質： Cu(NH3)4SO4Cu(NH3)42+SO42- -Cu2+4NH3Cu(NH3)42+配離子的解離如同弱電解質（分步解離）：配離子的解離如同弱電解質（分步解離）：( (穩，穩，Cu(NH3)42+)K4 )/(NH)/(Cu)/)(Cu(NH32243bb bbbbK ( (解離解離, ,Cu(NH3)42+ +) ) )/)(Cu(NH )/(NH)/(Cu243324bb bb bbK( (穩）穩）= =K( (解離解離) )1 14.配位平衡的移動配位平衡的移動酸效應酸效應同離子效應同離子效應氧化還原反應氧化還原

16、反應v氧化值氧化值v氧化還原方程式配平氧化還原方程式配平v原電池符號原電池符號v能斯特方程能斯特方程v電動勢計算電動勢計算v元素電勢圖元素電勢圖氧化值是元素在化合狀態時的形式電荷，按一定規則得到，不僅可有正、負值，而且可為分數。1.1.氧化值氧化值在CH4、CH3Cl、CH2Cl2、CHCl3和CCl4中，碳的化合價均為4，但其氧化值分別為-4，-2，0，+2和+42.2.氧化還原方程式配平氧化還原方程式配平氧化值法：離子電子法3.3.原電池符號原電池符號 原電池的組成 氧化還原電對： 原電池的表達式n負極寫在左邊，正極寫在右邊n用 表示電極與離子溶液之間的物相界面n不存在相界面，用，分開。加

17、上不與金屬離子反應的金屬惰性電極。 n用表示鹽橋n表示出相應的離子濃度或氣體壓力4.4.能斯特方程能斯特方程標準氫電極原電池的電動勢：E = E正極E負極對于半電池反應：p氧化型(Ox) + ze q還原型(Red)則有：Red- 2.303lgOx2.303Red -lgOx2.303Ox +lgRed0.0592Ox lgRedqpqppqpqzEFzE FRTRTEEzFRTorEEzFEEz5.5.電動勢計算電動勢計算確定金屬的活動性順序計算原電池的電動勢判斷氧化還原反應進行的方向選擇合適的氧化劑和還原劑求平衡常數求溶液的pH 值6. 6. 元素電勢圖元素電勢圖112212n En E

18、Enn第四章第四章 物質結構基礎物質結構基礎一、核外電子運動的特殊性一、核外電子運動的特殊性1. 1. 量子化特征；量子化特征；2. 2. 波波- -粒二象性；粒二象性；3. 3. 統計性統計性。二、波函數與原字軌道二、波函數與原字軌道1.薛定諤方程2. 四個量子數n主量子數 nn角量子數 ln磁量子數 mn自旋量子數 ms3. 原子軌道和電子云圖像sp三、原子核外電子的排布三、原子核外電子的排布多電子原子中的能級圖多電子原子中的能級圖1s2s2p3s3p4s3d4p5s4d5p6s4f5d6p四、元素性質的周期性四、元素性質的周期性1 1 原子半徑原子半徑2 離子半徑離子半徑3 3 元素的電離能、電子親和能、電負性元素的電離能、電子親和能、電負性 4 4 元素的金屬和非金屬性元素的金屬和非金屬性