期末復習2010.6.18.一、酸堿質子理論酸——溶液中凡能給出質子的物質堿——溶液中凡能接受質子的物質特點：具有共軛性、相對性、廣泛性、沒有鹽的概念第六章酸堿反應的實質是兩個共軛酸堿對之間的質子轉移反應

NH3·H2O?NH4++OH-

αpHHClNH4ClNaClNaOHH2O變大變小變小變小變小變大變小變大變大變大

平衡濃度c(1-α)cαcα當<5%時Ka?=c2稀釋定律6-4弱酸弱堿溶液pH值的計算

一元弱酸弱堿c/K?≥500時HA:B:兩性物質6-5

多元弱酸Ka1?

＞＞Ka2?

＞＞Ka3?

，c(H+)主要決定于第一步電離，c(H+)計算同于一元弱酸:

多元弱酸（堿）c/Ka1?≥500時

在二元弱酸中，Ka1?＞＞Ka2?

,忽略第二步電離，其酸根濃度近似等于Ka2

。6-5

緩沖溶液的pH值主要決定于酸（堿）的pKa?

（pKb?

），其次與c(酸)/c(堿)有關。對一確定緩沖體系，可通過在一定范圍內改變c(酸)/c(堿)，調節緩沖溶液的pH值。緩沖溶液的緩沖原理、pH值6-8、9cHIn/cIn-≥10pH≤pKHIn-1呈酸色cHIn/cIn-≤0.1pH≥pKHIn+1呈堿色當cHIn=cIn-時，pH=pKHIn變色點

變色范圍為pKHIn±1，2個pH單位酸堿指示劑的變色原理、變色點、變色范圍酸堿滴定滴定曲線：溶液pH

隨中和百分數（T%）變化的曲線。指示劑的選擇原則：指示劑的變色范圍應全部或部分落在滴定突躍的范圍內。準確滴定的判據：CKa10-8

多元酸多元堿和混合酸堿的滴定，能分步滴定的條件：cAKA/cBKB

104

cAKA

10-8

6-11影響滴定突躍的因素，化學計量點pH值及突躍范圍的計算，指示劑的選擇影響滴定突躍的因素:溶液越濃，突越范圍越大；Ka值越大，突躍范圍越大。化學計量點pH值的計算突躍范圍的計算：滴定終點±0.1%指示劑的選擇：指示劑的變色范圍應全部或部分落在滴定突躍的范圍內

MO

3.1

~4.4；MR

4.4~6.2；PP

8.0~9.6；

百里酚酞:無色9.4-----10.0(淺藍)------10.6藍

6-12酸堿標準溶液的配制與標定基準物質:1.Na2CO32.Na2B4O710H2O

基準物質:H2C2O42H2O

KHC8H4O4酸(HCl)標準溶液的標定:堿(NaOH)的標定:6-14掌握混合堿的分析方法及銨鹽中含氮量的測定方法蒸餾法(NH4)2SO4+NaOH==NH3+Na2SO4+H2ONH3+HCl==NH4ClHCl+NaOH==NaCl+H2O甲醛法6HCHO＋4NH4＋

==(CH2)6N４＋4H＋＋6H2O克氏(Kjeldahl)定氮法6-16第七章沉淀溶解平衡和沉淀分析法掌握溶度積Ksp?與溶解度S的關系

n:m型：AnBm(s)nAm+(aq)+mBn-(aq)snsmsKsp=[nS]n[mS]m=nnmmSn+msKsp?

相同點表示難溶電解質溶解能力的大小不同點濃度的一種形式平衡常數的一種形式單位g·L-1無7-2AnBm(s)nAm+(aq)+mBn-(aq)Q=[Am+]n[Bn-]m

即難溶電解質AnDm溶液中，離子積QB=c′n(Am+)·c′m(Dn

-)掌握難溶電解質的溶度積規則（1）QB<Ksp?時，不飽和溶液，無沉淀生成；若體系中有沉淀存在，沉淀將會溶解，直至飽和（2）QB=Ksp?

時，飽和溶液，處于沉淀溶解平衡狀態（3）QB>Ksp?

時，過飽和溶液，有沉淀 析出，直至飽和溶度積規則7-3、4掌握沉淀生成和溶解的方法,并作簡單計算選擇和使用沉淀劑時注意：適當過量的沉淀劑可使沉淀趨于完全(20-50%為宜)選擇沉淀物溶解度最小的沉淀劑，使離子沉淀更完全注意沉淀劑的電離度定性沉淀完全c10-5mol.L-1,定量沉淀完全c10-6mol.L-1

分步沉淀：生成沉淀所需沉淀劑濃度越小的越先沉淀沉淀的溶解

加入某種試劑，與溶液中某離子結合生成弱電解質，從而降低該離子濃度，使沉淀溶解。加入氧化劑或還原劑，通過氧化還原反應而降低某離子的濃度，導致沉淀溶解。加入配合劑，生成配合物使離子濃度降低，沉淀溶解。7-5、6第八章：配位平衡與配位滴定法掌握配位化合物的組成及命名原則是先陰離子后陽離子，先簡單后復雜[Cu(NH3)4]SO4K4[Fe(CN)6]

┌──┴──┐┌──┴──┐

內層外層外層內層

[Cu(NH3)4]2+

SO42-

(K+)4

[Fe(CN)6]4-

┌──┴──┐┌──┴──┐

中心離子配體中心離子配體

Cu2+

(NH3)4

Fe3+

(CN-)6

↑↑↑↑

配位原子┘└配位數配位原子┘└配位數掌握配位化合物鍵價理論要點中心離子與配位體之間的化學鍵是配位鍵中心離子提供空軌道，配體提供孤對電子。中心離子的空軌道在成鍵過程中進行了雜化，雜化軌道的類型決定配合物的空間構型。掌握配位平衡及有關計算穩定常數不穩定常數逐級穩定常數累積穩定常數Cu2++4NH3

?[Cu(NH3)4]2+8-4掌握沉淀反應對配位平衡的影響并作有關計算，掌握酸堿反應對配位平衡的影響1)配位平衡和酸堿平衡①配體酸效應→加酸降低配體穩定性②配體堿效應→加堿降低配體穩定性2)配位平衡與沉淀平衡①沉淀轉化為配離子②配離子轉化為沉淀3)配位平衡與氧化還原平衡4)配位平衡之間的移動8-5、9、11掌握螯合物的結構特點及穩定性含有多齒配體的配位劑①含有兩個或兩個以上配位原子且同時與一個中心離子配位成鍵。②每兩個配位原子之間應相隔2~3個其它原子。③五員環、六員環較穩定。

小五大六不穩、數目越多越穩

M+YMY主反應NNYH+MHYOH-M(OH)YOH-M(OH)

M(OH)n???LML

MLn???H+HY

H6Y???與CH+，COH-有關，有利于主反應不利于主反應掌握影響EDTA配合物穩定性的外部因素，重點掌握酸效應和酸效應系數

1.EDTA的酸效應：由于H+與EDTA之間的副反應使EDTA參加主反應的能力降低的現象。EDTA的酸效應與酸效應系數酸效應系數與分布系數為倒數關系。αY(H)=1/δ2.酸效應系數Y（H）

酸效應曲線以配位滴定過程中加入的EDTA的百分數作橫坐標，以pM為縱坐標作圖所得的曲線。影響配位滴定突躍大小的因素

CM；K‘MY

(1)KMY

(2)aY(H)----pH(3)aM(L)----c(L)單一金屬離子準確滴定的條件掌握EDTA滴定法的基本原理，重點掌握單一金屬離子準確滴定的界限及配位滴定中酸度的控制

cK'MY≥106

或

lgcK'MY≥6

配位滴定中的酸度控制最高酸度（最低PH值）

lgY（H）lgKMY–8查表得pH值

lgY（H）對應的pH最低酸度（最高pH值）沒有輔助配位劑存在時,一定濃度的金屬離子形成沉淀時的pH值,可粗略地認為是配位滴定允許的最高pH值（最低酸度）緩沖溶液與酸度的控制8-17提高配位滴定的選擇性

c(M)K'MY/c(N)K'NY≥105lgcK'MY≥6在N存在下準確滴定M的條件：8-198-21、23第9章氧化還原反應與氧化還原滴定掌握氧化數的概念及氧化數規則該離子的氧化數是假設在形成化學鍵時成鍵電子轉移給電負性大的原子時所求得的原子所帶的電荷數。元素原子表觀電荷數掌握原電池的組成，電極反應，電池符號；原電池由兩個半電池組成電極反應：負極：Zn-2e=Zn2+

正極:Cu2++2e=Cu原電池總反應（電池反應）：

Zn+Cu2+==Zn2++Cu電池符號

(-)Zn|ZnSO4(c1)||CuSO4(c2)|Cu(+)9-4、6掌握電極電勢的概念及影響因素，掌握標準電極電勢的概念產生在金屬和鹽溶液之間的電勢叫金屬的電極電勢組成原電池兩個電極的平衡電極電勢差稱原電池電動勢用符號E表示：標準電極電勢當電池中所有物質都處于標準態時，電池的電動勢就是標準電動勢Eq，即ΔGθ＝－nEθF

影響電極電勢的因素內因電極的熱力學過程外因1)濃度對電極電勢的影響

2)pH對電極電勢的影響

3)生成沉淀對電極電勢的影響

4)生成配合物對電極電勢的影響熟練掌握Nernst方程，掌握濃度、壓力、酸度、沉淀反應、配位反應對電極電勢的影響，并能熟練的運用Nernst方程式進行計算

Nernst公式(

~c,

~p,

~pH的關系)aOx+ne=bRed298K時MnO4

+8H++5e=Mn2++4H2O有H+,OH–參與時，當H+,OH–

出現在氧化型時，H+,OH–

寫在方程分子項中，

H+,OH–

出現在還原方時，H+,OH–寫在方程中分母項中。

利用Nernst方程求非標準狀況下的電極電位

利用Nernst方程求非標準狀況下的原電池的電動勢電極電勢的影響因素濃度對電極電勢的影響溶液酸度對電極電勢的影響9-7生成沉淀對電極電勢的影響9-3生成配合物對電極電勢的影響9-9電極電勢的應用①表示物質氧化還原能力的相對強弱②計算原電池的電動勢③判斷氧化還原反應的方向④判斷氧化還原反應的程度⑤測定溶度積常數⑥測定穩定常數9-14元素電勢圖及其應用9-16判斷歧化反應能否自發進行B將自發發生歧化反應，生成A和C。

B→A+C若

在元素電勢圖中,ABCjq右jq左一般可根據Djq’

是否大于0.4V判斷氧化還原滴定能否進行.條件電位:在一定條件下，當氧化態和還原態的濃度均為1mol·L-1時，校正了離子強度及副反應的影響后實際電極電位。掌握氧化還原滴定對條件電極電勢差值的要求棕色瓶暗處保存用前標定基準物:Na2C2O4,H2C2O4·2H2O,(NH4)2FeSO4·6H2O,純Fe絲等微沸約1h充分氧化還原物質粗稱KMnO4溶于水濾去MnO2(玻璃砂漏斗)掌握高錳酸鉀溶液的配制與標定

參比電極：一定條件下電勢恒定不變的

指示電極：電勢能夠隨溶液中待測離子活度變化而變化的電極

(?)參比電極||Mn+|M(+)電勢分析法電勢分析法指示電極金屬-金屬離子電極金屬-金屬難溶鹽電極惰性金屬電極離子選擇性電極參比電極甘汞電極銀-氯化銀電極吸光光度法11-4、11-5、11-6掌握Lambert—Beer定律的原理和應用,掌握吸光系數a和摩爾吸光系數ε一束平行單色光通過有色溶液時，溶液的吸光度A與液層厚度b和溶液濃度c的乘積成正比。

A=Kbcc:mol/Lc:g/LA=e

bce:摩爾吸光系數A=abca:吸光系數e表示物質的濃度為1mol/L,液層厚度為1cm時溶液的吸光度。單位：

(L?mol-1?cm-1)掌握吸收曲線的特點物質的吸收曲線是一種特征曲線。不同濃度溶液的吸收曲線形狀相似，最大吸收波長不變。在最大吸收波長附近，吸光度測量的靈敏度最高。這一特征可作為定量分析選擇入射光

波長的依據。要求：a.靈敏度高.

Cu~NH3

e620=1.2×102

Cu~雙硫腙

e533=5.0×104b.選擇性好c.顯色產物組成恒定,性質穩定.d.顯色產物與顯色劑色差大,顯色時顏色變化明顯.試劑空白值小.沒有顏色的化合物，需要通過適當的反應定量生成有色化合物再測定顯色反應掌握顯色反應的特點,掌握顯色條件和測量條件的選擇

吸光度測量條件的選擇1.入射光波長1)通常選擇lmax2)lmax處有干擾時,選擇干擾最小,吸光度盡可能大的波長進行測量.2.參比溶液(空白溶液)1)溶劑空白;2)試劑空白;3)試液空白3.吸光度讀數范圍T=36.8%時,A=0.434,Dc/c有極小值;A=0.2~0.74.控制吸光度范圍的方法改變比色皿的厚度;改變試液的濃度(稱樣量、稀釋倍數等);示差法祝大家考試順利！第一章掌握溶液濃度的定義及其相互換算

1)物質的量濃度c(B)①定義:一升溶液中所含溶質B的物質的量②公式:c(B)=n(B)/V=m(B)/[M(B)·V]③

單位:mol·dm-3(mol·L-1)

一千克溶劑中所含溶質B的物質的量2)

質量摩爾濃度b(B)①定義:②公式:

b(B)=n(B)/m(A)=m(B)/[M(B)·m(A)]

③單位:mol·kg-1

與溫度無關。在極稀的水溶液中④優點:c(B)≈b(B)

某組分的物質的量與全部溶液的物質的量之比。

3)

摩爾分數xi

①定義:②公式:③量綱：

14)

質量分數ω

用溶質的質量除以溶液的質量表示濃度稱為質量分數，用ω表示。①定義:②公式:

掌握稀溶液的依數性及其計算；稀溶液的依數性：拉烏爾定律只與溶質所含粒子的數目有關，而與溶質的本性無關。（稀溶液的通性）蒸氣壓下降；沸點升高；凝固點下降；滲透壓Tf=Tf*-Tf=Kf·b(B)沸點升高的應用：計算溶液的沸點測定難揮發非電解質的摩爾質量凝固點下降的應用：解釋植物的抗旱性與耐寒性等現象；計算溶液的凝固點；測定難揮發非電解質的摩爾質量滲透壓的應用解釋動植物的生命現象計算高分子化合物的摩爾質量掌握膠體的特性及膠團結構式的書寫光學性質——Tyndall現象動力學性質—Brown運動電學性質

①電泳

—外電場下，分散質在分散劑中定向移動。

②電滲—外電場下，固相不動，分散劑定向移動。[Fe(OH)3]mFeO+FeO+FeO+FeO+FeO+FeO+FeO+FeO+FeO+FeO+Cl-Cl-Cl-Cl-Cl-Cl-Cl-Cl-Cl-Cl-Cl-Cl-膠核膠團吸附層擴散層膠粒膠團結構第二章掌握熱力學第一定律，第二定律的基本內容能量守衡定律應用于熱力學就是熱力學第一定律,它有多種表述:一切物體都具有能量，能量有各種不同的形式，它能從一種形式轉化為另一種形式，在轉化中能量的總和保持不變。隔離體系中能的形式可以相互轉化，但不會憑空產生，也不會自行消滅。隔離體系無論經歷何種變化，其能量守恒。4.“第一類永動機是不可能制成的”“體系和環境的總能量不變”說明:第一定律數學表達式的適用條件：封閉體系，并且不考慮物系整體運動和整體位能。

B.Q是熱的總和，功是各種功的總和。

C.對微小過程有dU=δQ+δW

或dU=?Q+?W熱力學第一定律的數學表達式U=Q+W“不可能把熱從低溫物體傳到高溫物體，而不引起其它變化。”“不可能從單一熱源取出熱使之完全變為功，而不發生其它的變化。”“孤立體系的熵永不減少”熱力學第二定律掌握化學反應熱效應的各種計算方法1.反應進度(ξ)

advancementofreaction

化學反應：

即（nA=-a,nD=-d,nG=g,nH=h）n化學計量數stoichiometriccoefficient定義:反應進度即

化學反應：反應進度ξ=1mol的物理意義是amol的A與bmol的B完全反應,全部轉化為gmol的G和hmol的H

ξ與反應是否完全無關,不考慮化學平衡

引入反應進度的優點是，用任一種反應物或產物表示反應進行的程度，所得值都是相同的。應用反應進度，必須與化學反應計量方程相對應。

2.化學反應熱反應熱指反應進度ξ=1mol時的熱.

定容熱QV(反應在密封的容器中進行)

在定容條件下不做其它功時，定容熱等于體系熱力學能的變化值。

ΔU=QV

在定容過程中，體系吸收的熱量QV全部用來增加體系的熱力學能。

定容熱可在彈式量熱計中測量

定容熱QV(反應在密封的容器中進行)

在定容條件下不做其它功時，定容熱等于體系熱力學能的變化值。

ΔU=Q+W=QV+Wv=QV-pΔV(ΔV=0)=QV

在定容過程中，體系吸收的熱量QV全部用來增加體系的熱力學能。

定容熱可在彈式量熱計中測量

定壓熱Qp(反應在敞口容器內進行)

ΔH=Qp

在不做其它功時，體系焓的變化值等于定壓熱。ΔH的物理意義：在封閉體系中，在等壓及不做其它功的條件下，過程吸收或放出的熱全部用來增加或減少體系的焓用ΔH表示

定壓熱和定容熱的關系

定壓時：ΔH=ΔU+pΔV

Qp

=QV

+pΔV

a.

反應物和產物均為固體或液體， ΔV

0，ΔHΔU，Qp

QV

b.

反應有氣體參與時，只考慮氣相體積的變化，則

Qp,m:反應進度ξ=1mol

時的定壓反應熱QV,m:反應進度ξ=1mol

時的定容反應熱

Γecc定律

一個反應在定容或定壓條件下，不論是一步完成還是分幾步完成，其熱效應是相同的。

Γecc定律適用于任何狀態函數若一個反應是幾個分步反應的代數和，則總反應的熱效應等于各分步反應熱效應的代數和。

標準摩爾生成焓

熱力學規定:在指定溫度標準壓力下,穩定單質的標準摩爾生成焓為零。在指定溫度標準壓力下，由穩定單質生成1mol化合物時的焓變稱為該化合物的標準摩爾生成焓。根據標準摩爾生成焓求化學反應的焓變：反應的焓變等于各組分的標準摩爾生成焓與化學計量數乘積的加和

反應熱ΔrHm的計算

(1)ΔH=ΔU+pΔV

氣體反應(2)

Γecc定律

(3)(4)掌握化學反應DrSmq、DrGmq的計算和過程自發性的判斷方法

熵(entropy)符號：S

單位：J.K-1

孤立體系總是自發地向著熵增的方向變化，達到平衡時，熵具有最大值。

------熵增加原理與U、H不同，體系S

的絕對值可知.1)同一物質：

2)同類物質，MB越大，

Smθ值越大3)多原子分子氣態的Smθ值比單原子氣態大的Smθ；分子結構越復雜，物質的Smθ越大

。4)溫度升高，Smθ值增大

5)固態、液態物質的Smθ值隨壓力變化較小，（可認為不變）；氣態物質的Smθ值隨壓力增大而減小。

化學反應的熵變

化學反應熵變等于各組分的標準熵與化學計量數乘積的加和1.自由能

定義G=H–TS

（狀態函數，具廣度性質）

G=-W'max

（定溫、定壓、可逆）定溫、定壓、可逆過程中，體系對外所作的最大有用功等于體系自由能的減少值。

體系的自由能是體系在定溫、定壓下對外做有用功的能力。

體系在定溫、定壓、且不作有用功的條件下，可用G判斷過程的自發性---自由能降低原理

G<0

過程自發

G=0

平衡狀態

G>0

過程不自發

(逆向自發)反應的自由能改變等于各組分的標準摩爾生成自由能與化學計量數乘積的加和化學反應的掌握化學反應DrGmq與溫度的關系式Gibbs-Helmholtz方程,及溫度對反應自發性的影響

Gibbs-Helmholtz方程G=H-TS

假設化學反應的焓變和熵變均不隨溫度改變,利用Gibbs-Helmholtz

方程,根據一個溫度下的

求另一溫度下的,或求反應可以自發進行的溫度.

1）H<0,S>0,G<0

任何溫度下反應正向自發

2）H>0,S<0,G>0

任何溫度下反應逆向自發

3）H<0,S<0，低溫時G<0,反應正向自發

4）H>0,S>0，高溫時G<0,反應正向自發

溫度對反應自發性的影響第三章(1)、平均速率：（定容條件下）

v=ci/t單位：mol·L-1·

s-1

因規定反應速率是正值，所以反應物ci為負、產物ci為正。1、反應速率的表示方法：化學反應速率:一定條件下單位時間內某化學反應的反應物轉變為生成物的速率反應aA+dD==gG+hH反應速率表示為體積不變的反應體系掌握化學反應速率和化學反應速率方程式，掌握質量作用定律

速率方程和速率常數質量作用定律一定溫度時，基元反應的反應速率與各反應物濃度系數次方的乘積成正比.即基元反應

aA+dD==gG+hH的速率方程為:

對于復雜反應：

①若已知反應機理，可根據定速步驟書寫速率方程式.

如2NO(g)+Br2(g)==2NOBr(g)的反應機理為：

(1)NO+Br2==NOBr2(慢)(2)NOBr2

+NO==2NOBr(快)

則速率反程為u

=kc(NO)c(Br2)

②

根據實驗數據來設定并求解速率方程速率方程通式:

對于反應aA+bB=dD+eEv=k·CAm·CBn對于基元反應:v=k·CAa·CBb對于非基元反應:v=k·CAm·CBnm.n可能與a.b相同,也可能不同.m=a,n=b不代表此反應一定是基元反應應用反應速率方程時應注意的問題速率常數k的大小與反應物濃度無關只與反應的本性和溫度、催化劑有關

掌握反應速率常數、反應級數反應級數

化學反應的反應速率與各反應物濃度某次方的乘積成正比.

u

=kc

a

(A)c

b(B)

速率方程式中，某反應物濃度的方次(a或b)稱為該反應物的級數，各反應物濃度方次之和(a+b+

)稱為該反應的級數

反應級數是由實驗測定的。反應級數可以是正數、負數、整數、分數或零.

有的反應無法用簡單的數字來表示級數。

u=k

零級反應

u=kc(A)

一級反應u=kc(A)c(D)二級反應,對A和D各為一級

u=kc2(A)c(D)

三級反應，對A為二級，對D為一級

u=kc-2(A)c(D)

負一級反應

u=kc1/2(A)c(D)1.5級反應u=kc(A)c(D)/[1-c1/2(D)]

無簡單級數

級數k

的量綱

零級濃度.時間-1

一級時間-1

二級濃度-1.時間-1

三級濃度-2.時間-1速率常數k

的量綱與反應的級數有關1.van,tHoff規則

溫度每升高10oC,反應速率加快2~4倍

kt+10/kt=2~4=

g

kt+n·10/kt=gn掌握溫度與反應速率常數的關系，

了解活化能2.Arrhenius

公式反應速率k的對數與溫度T的倒數有線性關系或Ea:活化能掌握標準平衡常數（Kθ）的意義及有關化學平衡的計算

掌握ΔrGmθ與Kθ的關系式

掌握濃度、壓力、溫度對化學平

衡移動的影響

標準平衡常數

氣相可逆反應：aA(g)+dD(g)==gG(g)+hH(g)p(B):組分B的分壓pq:標準壓力

水溶液中可逆反應c(B):組分B的濃度cq:標準濃度,1molL-11)標準平衡常數表達式中各物質的濃度或分壓均為平衡狀態時值2)標準平衡常數是量綱為1的數.其值與濃度,壓力無關.改變溫度,標準平衡常數值改變.

書寫平衡常數表示式的注意事項3)參加反應的固體或純液體不寫入平衡常數表示式.稀溶液中反應有水參加,水的濃度不寫入平衡常數表示式中.4)平衡常數表示式及其數值與反應式寫法有關標準平衡常數與ΔrGmθ的關系aA(g)+dD(g)==gG(g)+hH(g)

van’tHoff等溫式Q:

活度商標準平衡常數的應用1判斷反應的程度2預測反應的方向3計算平衡的組成

Kθ

與Q

的關系Q<Kθ

ΔrGm<0反應正向自發進行Q>Kθ

ΔrGm>0反應逆向自發進行Q=Kθ

ΔrGm=0反應達平衡rGm

＝νBfGm

標準態，298KrGm

＝rHm-TrSm，標準態,TK

rGm

＝-RTlnK

，T溫度下的平衡常數

rGm,T

＝rHm

-TrSm

，任何狀態可用于計算rGm的公式有：假如改變平衡體系的條件（濃度、壓力、溫度），平衡就向減弱這個改變應影響的方向移動溫度對化學平衡的影響van’tHoff方程

升高溫度，平衡向吸熱反應方向移動降低溫度，平衡向放熱反應方向移動催化劑對化學平衡的影響

催化劑不能改變反應的ΔrGm

，因而對平衡沒有影響。對任一反應，催化劑同等程度地加快正、逆反應的速率，促使可逆反應加快達到平衡，并不使平衡移動。多重平衡體系中有二個或二個以上平衡同時存在，稱為多重平衡體系若一個反應是另幾個反應之和,則該反應的標準平衡常數等于這幾個分步反應標準平衡常數之積.有關物質的濃度或分壓須同時滿足幾個反應平衡的要求．第四章掌握四個量子數的物理意義、相互關系及合理組合

n

1

2

3

l

0

0

10

1

2

m

0

0

0±10

0±1

0

±1±2軌道1s2s2pz2px2py3s3pz3px3py3dz23dyz3dzx3dxy3dx2-y2電子數

2

2+6=8

2+6+10=18

n>l掌握單電子原子、多電子原子的軌道能級和核外電子排布規律，熟練寫出第四周期以內元素原子的核外電子排布式能級交錯ns<(n-2)f<(n-1)d<npEns<Enp<End<EnfEK<EL<EM<EN多電子原子軌道近似能級圖核外電子的排布規律

⑴

Pauli不相容原理⑵最低能量原理⑶Hund

規則基態陽離子的電子排布原子失電子變成簡單陽離子時總是先失去最外層電子一般，在原子的最高能級組中同時有ns,np,(n-1)d和(n-2)f，按規則，失電子的先后次序是：np>ns>(n-1)d>(n-2)f元素原子的電子層結構呈周期性變化，導致元素性質周期性變化,這就是元素周期律。

元素周期系周期的劃分與能級組的劃分完全一致，每個能級組都獨自對應一個周期。共有七個能級組，所以共有七個周期。1)元素周期律2)元素的周期掌握原子結構與周期系的關系周期的劃分和軌道能級組的關系周期數原子

序數元素數目最高能級組最大電子容量11~221s第一能級組223~1082s,2p第二能級組8311~1883s,3p第三能級組8419~36184s,3d,4p第四能級組18537~54185s,4d,5p第五能級組18655~86326s,4f,4d,6p第六能級組32787~109(未完)237s,5f,5d,7p第七能級組32周期數＝元素電子層數＝能級組中最高主量子數周期短周期（一，二，三）長周期（四，五，六，七）族主族(IA------VIIA,0)原子最后一個電子填外層ns、np軌道副族(IIIB------IIB,IB)最后一個電子填在(n-1)d或(n-2)f軌道上3)元素的族離子鍵的特征作用力的實質是靜電引力離子鍵沒有方向性離子鍵沒有飽和性影響離子鍵強度的因素有：離子的電荷q

、離子的電子層構型和離子半徑r

（即離子的三個重要特征）離子的電荷越高，離子鍵越強2.離子的電子層構型8電子層構型的離子<8—17電子層構型的離子<18或18+2電子層構型的離子3.離子的半徑越小，離子鍵越強掌握離子鍵的特點、強度等掌握價鍵理論的要點、共價鍵的特點及σ鍵和π鍵的形成、特點價鍵理論的基本要點原子相互接近時，由于原子軌道的重疊，兩個自旋相反的成單電子相互接近時可配對形成穩定共價鍵已鍵合的電子不能再形成新的化學鍵成鍵電子的