大學無機化學知識點總結精選范文

1、無機化學，有機化學，物理化學，分析化學 無機化學 元素化學、無機合成化學、無機高分子化學、無機固體化學、配位化學(即絡合物化學)、同位素化學、生物無機化學、金屬有機化學、金屬酶化學等。 有機化學 普通有機化學、有機合成化學、金屬和非金屬有機化學、物理有機化學、生物有機化學、有機分析化學。 物理化學 結構化學、熱化學、化學熱力學、化學動力學、電化學、溶液理論、界面化學、膠體化學、量子化學、催化作用及其理論等。 分析化學 化學分析、儀器和新技術分析。包括性能測定、監(jiān)控、各種光譜和光化學分析、各種電化學分析方法、質譜分析法、各種電鏡、成像和形貌分析方法，在線分析、活性分析、實時分析等，各種物理化學性

2、能和生理活性的檢測方法，萃取、離子交換、色譜、質譜等分離方法，分離分析聯(lián)用、合成分離分析三聯(lián)用等。 頁腳下載后可刪除，如有侵權請告知刪除 第一章:氣體 第一節(jié):理想氣態(tài)方程 1、氣體具有兩個基本特性:擴散性和可壓縮性。主要表現(xiàn)在: ?氣體沒有固定的體積和形狀。?不同的氣體能以任意比例相互均勻的混合。?氣體是最容易被壓縮的一種聚集狀態(tài)。 ,1,1PV,nRT2、理想氣體方程: 為氣體摩爾常數，數值為=8.314 J,mol,KRR3、只有在高溫低壓條件下氣體才能近似看成理想氣體。 第二節(jié):氣體混合物 1、對于理想氣體來說，某組分氣體的分壓力等于相同溫度下該組分氣體單獨占有與混合氣體相同體積時所產

3、生的壓力。 2、Dlton分壓定律:混合氣體的總壓等于混合氣體中各組分氣體的分壓之和。 3、(0?=273.15K STP下壓強為101.325KPa = 760mmHg = 76cmHg) 第二章:熱化學 第一節(jié):熱力學術語和基本概念 1、 系統(tǒng)與環(huán)境之間可能會有物質和能量的傳遞。按傳遞情況不同，將系統(tǒng)分為: ?封閉系統(tǒng):系統(tǒng)與環(huán)境之間只有能量傳遞沒有物質傳遞。系統(tǒng)質量守恒。 ?敞開系統(tǒng):系統(tǒng)與環(huán)境之間既有能量傳遞以熱或功的形式進行又有物質傳遞。 ?隔離系統(tǒng):系統(tǒng)與環(huán)境之間既沒有能量傳遞也沒有物質傳遞。 2、 狀態(tài)是系統(tǒng)中所有宏觀性質的綜合表現(xiàn)。描述系統(tǒng)狀態(tài)的物理量稱為狀態(tài)函數。狀態(tài)函數的變

4、化量只與始終態(tài)有關，與系統(tǒng)狀態(tài)的變化途徑無關。 3、 系統(tǒng)中物理性質和化學性質完全相同而與其他部分有明確界面分隔開來的任何均勻部分叫做相。相可以由純物質或均勻混合物組成，可以是氣、液、固等不同的聚集狀態(tài)。 4、 化學計量數，對于反應物為負，對于生成物為正。 ,nn,反應后-反應前t0(ke?sai)5、反應進度=，單位:mol ,化學計量數第二節(jié):熱力學第一定律 0、 系統(tǒng)與環(huán)境之間由于溫度差而引起的能量傳遞稱為熱。熱能自動的由高溫物體傳向低溫物體。系統(tǒng)的熱能變化量用Q表示。若環(huán)境向系統(tǒng)傳遞能量，系統(tǒng)吸熱，則Q0;若系統(tǒng)向環(huán)境放熱，則QO;系統(tǒng)對環(huán)境做功，W0。 2、 體積功:由于系統(tǒng)體積變化

5、而與環(huán)境交換的功稱為體積功。 非體積功:體積功以外的所有其他形式的功稱為非體積功。 3、 熱力學能:在不考慮系統(tǒng)整體動能和勢能的情況下，系統(tǒng)內所有微觀粒子的全部能量之和稱為熱力學能，又叫內能。 ,P4、 氣體的標準狀態(tài)純理想氣體的標準狀態(tài)是指其處于標準壓力下的狀態(tài)，混合氣體,P中某組分氣體的標準狀態(tài)是該組分氣體的分壓為且單獨存在時的狀態(tài)。 ,P液體(固體)的標準狀態(tài)純液體(或固體)的標準狀態(tài)時指溫度為T，壓力為時的狀態(tài)。 頁腳下載后可刪除，如有侵權請告知刪除 液體溶液中溶劑或溶質的標準狀態(tài)溶液中溶劑可近似看成純物質的標準態(tài)。在溶液,中，溶質的標準態(tài)是指壓力,質量摩爾濃度，標準質量摩爾濃度b,b

6、P,P,1，并表現(xiàn)出無限稀釋溶液特性時溶質的(假想)狀態(tài)。標準質量摩爾b,1mol,kg,1濃度近似等于 標準物質的量濃度。即 b,c,1mol,L,5、 物質B的標準摩爾生成焓(B,相態(tài)，T)是指在溫度T下，由參考狀態(tài)單質生成,Hfm物質B()反應的標準摩爾焓變。 ,，1B,6、 參考狀態(tài)一般指每種物質在所討論的溫度T和標準壓力時最穩(wěn)定的狀態(tài)。個別情況P下參考狀態(tài)單質并不是最穩(wěn)定的，磷的參考狀態(tài)是白磷(s,白)，但白磷不及紅磷和黑P4,磷穩(wěn)定。O(g)、H(g)、Br(l)、I(s)、Hg(l)和P(白磷)是T=298.15K，下相應元P22224素的最穩(wěn)定單質，即其標準摩爾生成焓為零。 7

7、、 在任何溫度下，參考狀態(tài)單質的標準摩爾生成焓均為零。 ,8、 物質B的標準摩爾燃燒焓(B，相態(tài)，T)是指在溫度T下，物質B()完,1,HcmB全氧化成相同溫度下指定產物時的反應的標準摩爾焓變。 第四節(jié):Hess定律 1、 Hess定律:化學反應不管是一步或分幾步完成，其總反應所放出或吸收的熱總是相等的。其實質是化學反應的焓變只與始態(tài)和終態(tài)有關，而與途徑無關。 2、 焓變基本特點: ,?某反應的(正)與其逆反應的(逆)數值相等，符號相反。即 ,H,Hrmrm,(正)=-(逆)。 ,H,Hrmrm,?始態(tài)和終態(tài)確定之后，一步反應的等于多步反應的焓變之和。 ,Hrm,、 多個化學反應計量式相加(或

8、相減)，所得化學反應計量式的(T)等于原各計量3,Hrm,式的(T)之和(或之差)。 ,Hrm第五節(jié):反應熱的求算 1、 在定溫定壓過程中，反應的標準摩爾焓變等于產物的標準摩爾生成焓之和減去反應物的,H,H標準摩爾生成焓之和。=(總生成物)-(總反應物)如果有參考,Hfmfmrm狀態(tài)單質，則其標準摩爾生成焓為零 2、 在定溫定壓過程中，反應的標準摩爾焓變等于反應物的標準摩爾燃燒焓之和減去產物的,標準摩爾燃燒焓之和 。=(總反應物)-(總生成物)參考狀態(tài)單,H,H,Hrmcmcm質只適用于標準摩爾生成焓，其標準摩爾燃燒焓不為零 第三章:化學動力學基礎 第一節(jié):反應速率 第二節(jié):濃度對反應速率的影

9、響速率方程 1、 對化學反應來說，反應速率與反應物濃度的定量關系為:aA，bB,yY，zZr,k，該方程稱為化學反應速率定律或化學反應速率方程，式中稱為反應速率r,kcCAB,1mol,Lcc系數，表示化學反應速率相對大小;,分別為反應物A和B的濃度，單位為;AB,，分別稱為A，B的反應級數;,，,稱為總反應級數。反應級數可以是零、正整數、分數，也可以是負數。零級反應得反應物濃度不影響反應速率。(反應級數不同會,1,1,1kkkmol,L,ss導致單位的不同。對于零級反應，的單位為，一級反應的單位為，,1,1,22,1kkmol,L,smol,L,s二級反應的單位為，三級反應的單位為) 2、

10、由實驗測定反應速率方程的最簡單方法初始速率法。 在一定條件下，反應開始時的瞬時速率為初始速率，由于反應剛剛開始，逆反應和其他副反應的干擾小，能較真實的反映出反應物濃度對反應速率的影響具體操作是將反應物頁腳下載后可刪除，如有侵權請告知刪除 按不同組成配置成一系列混合物。對某一系列不同組成的混合物來說，先只改變一種反應物A的濃度。保持其他反應物濃度不變。在某一溫度下反應開始進行時，記錄在一定時間間隔內A的濃度變化，作出圖，確定t=0是的瞬時速率。也可以控制反應條c,tA件，是反應時間間隔足夠短，這時可以把平均速率作為瞬時速率。 cAt3、對于一級反應，其濃度與時間關系的通式為:? ,ktcA0第三

11、節(jié):溫度對反應速率的影響Arrhenius方程 E,ERTaak，b1、 速率系數與溫度關系方程:，?,=?,-， k，k,kea00RT,Ek112,1a,?，實驗活化能，單位為。為指前參量又稱頻,，cKJ,molEka0,kRTTT112,k率因子。與具有相同的量綱。與是兩個經驗參量，溫度變化不大時視為與溫kEk0a0度無關。 2、 對Arrhenius方程的進一步分析: ,1k?在室溫下，每增加4，將使值降低80%。在室溫相同或相近的情況下，KJ,molEakk活化能大的反應，其速率系數則小，反應速率較小;小的反應較大，反應速EEaa率較大。 kk?對同一反應來說，溫度升高反應速率系數增

12、大，一般每升高10?，值將增大2,10倍。 kk值增大倍數小;在低溫區(qū)值增大倍?對同一反應來說，升高一定溫度，在高溫區(qū)，數大。因此，對一些在較低溫度下進行的反應，升高溫度更有利于反應速率的提高。 kk?對于不同的反應，升高相同溫度，大的反應值增大倍數大;小的反應值增EEaa大倍數小。即升高溫度對進行的慢的反應將起到更明顯的加速作用。 第四節(jié):反應速率理論與反應機理簡介 1、=E(正)-E(負) ,Haarm2、由普通分子轉化為活化分子所需要的能量叫做活化能 第五節(jié):催化劑與催化作用 1、 催化劑是指存在少量就能顯著加速反應而本身最后并無損耗的物質。催化劑加快反應速率的作用被稱為催化作用。 2、

13、 催化劑的特征: ?催化劑只對熱力學可能發(fā)生的反應起催化作用，熱力學上不可能發(fā)生的反應，催化劑對它不起作用。 ?催化劑只改變反應途徑(又稱反應機理)，不能改變反應的始態(tài)和終態(tài)，它同時加快了正逆反應速率，縮短了達到平衡所用的時間，并不能改變平衡狀態(tài)。 ?催化劑有選擇性，不同的反應常采用不同的催化劑，即每個反應有它特有的催化劑。同種反應如果能生成多種不同的產物時，選用不同的催化劑會有利于不同種產物的生成。 ?每種催化劑只有在特定條件下才能體現(xiàn)出它的活性，否則將失去活性或發(fā)生催化劑中毒。 第四章:化學平衡 熵和Gibbs函數 第一節(jié):標準平衡常數 、平衡的組成與達成平衡的途徑無關，在條件一定時，平衡

14、的組成不隨時間而變化。平衡1狀態(tài)是可逆反應所能達到的最大限度。平衡組成取決于開始時的系統(tǒng)組成。 ，aAg，bBaq，cCs,xXg，yYaq，zZl2、對可逆反應來說，其標準平衡常數頁腳下載后可刪除，如有侵權請告知刪除 xy,pxpcYc，, K,ab,，,，pApcBc3、兩個或多個化學計量式相加(或相減)后得到的化學計量式的標準平衡常數等于原各個化學計量式的化學平衡常數的積(或商)，這稱為多重平衡原理。 第二節(jié):標準平衡常數的應用 1、反應進度也常用平衡轉化率來表示。反應物A的平衡轉化率表達式為 ，,AnAnA,，0eq A，,，nA0,2、J表示反應商。若J，KKK則反應逆向進行。 第三

15、節(jié):化學平衡的移動 1、濃度對化學平衡的影響:濃度雖然可以使化學平衡發(fā)生移動，但并不能改變化學平衡常,數的數值，因為在一定溫度下，值一定。當反應物濃度增加或產物濃度減少時，平K衡正向移動;當反應物濃度減少或產物濃度增加時，平衡逆向移動。 2、壓力對化學平衡的影響:綜合考慮各反應物和產物分壓是否改變及反應前后氣體分子數是否改變。 3、溫度對化學平衡都影響:溫度變化引起標準平衡常數的改變，從而使化學平衡移動。溫度對標準平衡常數的影響用vant Hoff方程描述。 ,HK11rm2, ? ,RTTK12,1第四節(jié):自發(fā)變化和熵 1、自發(fā)變化的基本特征: ?在沒有外界作用或干擾的情況下，系統(tǒng)自身發(fā)生的

16、變化稱為自發(fā)變化。 ?有的自發(fā)變化開始時需要引發(fā)，一旦開始，自發(fā)變化將一直進行達到平衡，或者說自發(fā)變化的最大限度是系統(tǒng)的平衡狀態(tài)。 ?自發(fā)變化不受時間約束，與反應速率無關。 ?自發(fā)變化必然有一定的方向性，其逆過程是非自發(fā)變化。兩者都不能違反能量守恒定律 。 ?非自發(fā)變化和自發(fā)變化都是可能進行的。但是只有自發(fā)變化能自動發(fā)生，而非自發(fā)變化必須借助一定方式的外部作用才能發(fā)生。沒有外部作用非自發(fā)變化將不能繼續(xù)進行。 2、在反應過程中，系統(tǒng)有趨向于最低能量狀態(tài)的傾向，常稱其為能量最低原理。相變化也具有這種傾向。 3、 系統(tǒng)有趨向于最大混亂度的傾向，系統(tǒng)混亂度的增加有利于反應的自發(fā)進行。 ,，4、 純物質

17、完整有序晶體在0K時熵值為零;. S，H,aq,298.15K,0m5、 ?熵與物質聚集狀態(tài)有關。同一種物質氣態(tài)熵值最大，液態(tài)次之，固態(tài)熵值最小。 ,?有相似分子結構且相對分子質量又相近的物質，其S值相近。分子結構相近而相對m分子質量不同的物質，其標準摩爾熵值隨分子質量增大而增大。 ?物質的相對分子質量相近時，分子構型越復雜，其標準摩爾熵值越大。 6、反應的標準摩爾熵變等于各生成物的標準摩爾熵值之和減去各反應物的標準摩爾熵值之和 7、在任何自發(fā)過程中，系統(tǒng)和環(huán)境的熵變化總和是增加的。即: ,S,S，,S,0 zongxitonghuanjing,S,0 自發(fā)變化 zong,S,0 非自發(fā)變化

18、zong,S,0 平衡狀態(tài) zong頁腳下載后可刪除，如有侵權請告知刪除 H, 8、S,huanjingT第五節(jié):Gibbs函數 GG,H,TS1、 Gibbs函數被定義為:,被稱為Gibbs自由能。 2、 在不做體積功和定溫定壓條件下，在任何自發(fā)變化中系統(tǒng)的Gibbs函數是減少的，由,G,H,T,S得 ,S0時反應能正向進行。 ?當,H,S?當0,0時反應在高溫下能正向進行。 ,H,S?當0,0,0時反應不能正向進行。 3、 當時的在吸熱熵增反應中是反應能正向進行的最低溫度;在放熱,H,T,S,G,0T熵減反應中是反應能正向進行的最高溫度。因此這個溫度就是反應是否能夠正向進行的轉變溫度。 ,

19、4、 物質B的標準摩爾生成Gibbs函數,G(B，相態(tài)，T)是指在溫度T下由參考狀態(tài)單fm質生成物質B(且時)的標準摩爾Gibbs函數變。 ,1B,1,15、 ,G40時反應大多逆向KJ,molKJ,molfmfm,1,1進行;-,G40KJ,mol40KJ,mol時要用來判斷反應方向。 ,Gfmrm,HTST,，,，,rmrm，6、 Vant Hoff方程:?KTa ,，RTR,，,H298KKT11rm1, ?, ,RTT，KT12,2第五章:酸堿平衡 第一節(jié):酸堿質子理論 1、酸堿質子理論:凡是能釋放出質子的任何含氫原子的分子或離子都是酸;任何能與質子結合的分子或離子都是堿。簡言之酸是質

20、子給予體，堿是質子接受體。 2、質子理論強調酸和堿之間的相互依賴關系。酸給出質子后生成相應的堿，而堿結合質子后生成相應的酸。酸與堿之間的這種依賴關系稱為共軛關系，相應的一對酸和堿稱為共軛酸堿對。酸給出質子后生成的堿為這種酸的共軛堿，堿得到質子后所生成的酸稱為這種堿的共軛酸。 3、 酸堿解離反應是質子轉移的反應。在水溶液中酸堿的電離時質子轉移反應。鹽類水解反應實際上也是離子酸堿的質子轉移反應。 4、 既能給出質子又能接受質子的物質稱為兩性物質。 5、 酸堿的強度首先取決于其本身的性質，其次與溶劑的性質等有關。酸和堿的強度是指酸給出質子和堿接受質子能力的強弱。給出質子能力強的酸是強酸，接受質子能力

21、強的堿是強堿;反之，就是弱酸和弱堿。 6、 溶劑的堿性越強溶質表現(xiàn)出來的酸性就越強，溶劑的酸性越強溶質表現(xiàn)出來的堿性就越強。 第二節(jié):水的電離平衡和溶液的PH ,，,，,，K1、 對反應HOl,Haq，OHaq,K,，c，HcOH,被稱為水的離子w2w,14積常數。25?時，K,1.0，10。 w第三節(jié):弱酸、弱堿解離平衡 ，,，1、酸的水溶液中存在質子轉移反應:HAaq，HOl,HOaq，Aaq，其標準23頁腳下載后可刪除，如有侵權請告知刪除 ,，,cHOccAc,，,3簡寫為平衡常數KKHA，,a,，cHAc，,cHOcA,，,3，稱為弱酸HA的解離常數，弱酸解離常數的數KHA，,KHAa

22、a,，cHA,值表明了酸的相對強弱。解離常數越大酸性越強，給出質子能力越強。值受溫度影Ka響但變化不大。 ，,2、在一元弱堿的水溶液中存在反應:，Baq，HOl,BHaq，OHaq2，,cBHcOH,，,稱為一元弱堿B的解離常數。 KB，,KBbb,，cBcHA，3、解離度的定義為解離的分子數與總分子數的比值，即,解離度越,，100%,，cHA0,，KHAa,大越大，PH越小。解離度與解離常數關系為。對堿同樣適用。 Ka,c第四節(jié):緩沖溶液 1、 同離子效應:在弱酸或弱堿的溶液中，加入與這種酸或堿含相同離子的易溶強電解質，使酸或堿的解離度降低。 2、 緩沖溶液:具有能夠保持PH相對穩(wěn)定性能的溶

23、液(也就是不因加入少量強酸或強堿而顯著改變PH的溶液。緩沖溶液通常由弱酸和他的共軛堿組成。緩沖溶液PH計算公式:,，cAcA,?,? ，PH,pKHA，pH,14.00,pK，A，ab，cHAcHA第五節(jié):酸堿指示劑 cHIn，,HIn1、 當溶液中即時，溶液呈現(xiàn)出的顏色;當,10，pH,pKHIn,1a,c，IncHIn1，,In即,時，溶液呈現(xiàn)的顏色;當，pH,pKHIn，1a,10c，IncHIn，,即,1時，溶液呈現(xiàn)兩者的混合顏色。 ，pH,pKHIna,c，In,2、 指示劑的變色范圍是，但是由于人的視覺對不同顏色的敏感度的差異實，pKHIn,1a際變色范圍常常小于兩個pH單位。 第

24、六節(jié):酸堿電子理論 1、 酸是任意可以接受電子對的分子或離子;酸是電子對的接受體，必須具有可以接受電子對的空軌道。堿則是可以給出電子對的分子或離子;堿是電子的給予體，必須具有未共享的孤對電子。酸堿之間以共價鍵相結合，并不發(fā)生電子對轉移。 第七節(jié):配位化合物 2、 在配合物中Lewis酸被稱為形成體(或中心離子)，Lewis堿被稱為配體。配合物的定義是形成體與一定數目的配體以配位鍵按一定的空間構型結合形成離子或分子。這些離子或分子被稱為配位個體。形成體通常是金屬離子或原子，也有少數是非金屬元素(B,P,H)。通常作為配體的是非金屬的陰離子或分子。 4、 在配體中，與形成體成鍵的原子叫做配位原子;

25、配位原子具有孤對電子。常見的配位原子有F,Cl,Br,I,S,N,C等。配體中只有一個配位原子的稱為單齒配體，有兩個或兩個以上配位原子的稱為多齒配體。在配位個體中，與形成體成鍵的配位原子個數叫作配位數。常見多齒配體有:頁腳下載后可刪除，如有侵權請告知刪除 5、 配合物的化學式:配合物的化學式中首先應先列出配位個體中形成體的元素符號，在列出陰離子和中性分子配體，將整個配離子或分子的化學式括在方括號中。 6、 配合物的命名:命名時，不同配體之間用?隔開。在最后一個配體名稱后綴以“合”字。 ?含配陰離子的配合物的命名遵照無機鹽命名原則。例如為硫酸四氨,，CuNHSO344合銅為氯化六氨合鉑。 ,，P

26、tNHCl346?含配陰離子的配合物，內外層間綴以“酸”字。例如為六氰合鐵酸鉀 ,，KFeCN46?配體的次序: ? 含有多種無機配體時，通常先列出陰離子名稱，后列出中性粒子名稱。例如為三氯?氨合鉑酸鉀 ,KPtClNH33? 配體同是中性分子或同是陰離子時，按配位原子元素符號的英文字母順序排列，例如,氯化五氨?水合鈷。 ，CoNHHOCl3235? 若配位原子相同，將含原子數較少的配體排在前面，較多原子數的配體排在后面;若配位原子相同且配體中含有的與子數目也相同，則按結構中與配位原子相連的非配位原子元素符號的英文字母順序排列。例如,，PtNHNONH2232為氨基?硝基?二氨合鉑 ? 配體中

27、既有無機配體又有有機配體，則無機配體排在前面有機配體排在后面。例如,，為三氯?乙烯合鉑酸鉀。 KPtClCH3247、 簡單配合物:配合物分子或離子只有一個中心離子，每個配體只有一個配位原子與中心離子成鍵。 螯合物:在螯合物分子或離子中，其配體為多齒配體，配體與中心離子成鍵，形成環(huán)狀結構。 多核配合物:多核配合物分子或離子含有兩個或兩個以上的中心離子，中心離子間常以配體相連。 羰合物:某些d區(qū)元素以CO為配體形成的配合物稱為羰合物。 烯烴配合物:某些d區(qū)元素以不飽和烴為配體形成的配合物稱為烯烴配合物。 第八節(jié):配位反應與配位平衡 2，,，,c，AgcNH，,3,，AgNHaq,Agaq，2NH

28、aq;K,1、,K是配合物33dd2，,，cAgNH32,K的解離常數，又稱為配合物的解離常數或不穩(wěn)定常數。越大，配合物越不穩(wěn)定。 d，,，cAgNH，3,，2K，Agaq，2NHaq,AgNHaq;K,2、,是配合物ff3322，,，,，cAgcNH3生成常數，又稱為穩(wěn)定常數或累積穩(wěn)定常數。 3、一般來說配合物的逐級穩(wěn)定常數隨著配位數的增加而減少。 4、以N,O,F等電負性大(吸引電子能力強)，半徑小，難被氧化(不易失去電子)，不易變形(難被極化)的原子為配位原子的堿成為硬堿。反之則為軟堿，介于二者之間的為頁腳下載后可刪除，如有侵權請告知刪除 交界堿。 5、硬酸多是電荷數較多，半徑較小，外層

29、電子被原子核束縛得較緊而不易變形(極化率較小)的陽離子。反之則為軟酸，介于兩者之間的為交界酸。 6、常見的酸和堿分類如下: 硬酸 軟酸 交界酸 222，2，酸 Fe,Co,Ni,Cu,Cu,Ag,Au,Tl,Hg,H,Li,Na,K,2223，222，Zn,Pb,Sn,Sb,Cd,Pd,Pt,Hg,Be,Mg,Ca, ，3，2，3，CHHg,I,Br,，Bi,BCH,SO,Sr,Mn,Al,3223233，3，3，金屬原子 Sc,Ga,In,NO,CH,GaH653 3，3，3，La,Co,Fe,3，4，4，As,Si,Ti,，44Zr,Sn,，BFAlCH33硬堿 軟堿 交界堿 ,2堿 CH

30、NH,N,Br,HO,OH,F,S,RS,I,SCN,652322 2,2NO,SO,NCHCOOSO,CN,CO,232323 ,32,PO,SO,Cl,CH,CH,H,442466 ,2,CO,ClO,NO,R343ROH,RO,NH,23RNH,NH2247、軟硬酸堿原則:軟親軟，硬親硬 第六章:沉淀溶解平衡 第一節(jié):溶解度和溶度積 1、溶解度:在一定溫度下，達到溶解平衡時，一定量溶劑中含有的溶質質量。 2、常見無機化合物溶解性: 常見無機酸是可溶的，硅酸是難溶的; ，BaOHSrOH,CaOH 氨、族氫氧化物，是可溶的; 是微溶的;其余元素IA222的氫氧化物都是難溶的。 BaNO 幾

31、乎所有的硝酸鹽都是可溶的;是微溶的。 3，BeAc 大多數醋酸鹽是可溶的;是難溶的。 2大多數氯化物是可溶的;PbCl是微溶的;AgCl,HgCl是難溶的。 222大多數溴化物，碘化物是可溶的;PbBr,HgBr是微溶的;22AgBr,HgBr,AgI,HgI,PbI,HgI是難溶的。 222222CaSO,AgSO,HgSOSrSOBaSOPbSO 大多數硫酸鹽是可溶的;是微溶的;,4444244是難溶的。 ，NHS 大多數硫化物是難溶的，第一主族，第二主族金屬硫化物和 是可溶的。 42多數碳酸鹽，磷酸鹽，亞硫酸鹽是難溶的;第一主族(Li除外)和銨離子的這些鹽是可溶的。 NHF,AgF,Be

32、F 多數氟化物是難溶的;第一主族(Li除外)金屬氟化物，是可溶的;42頁腳下載后可刪除，如有侵權請告知刪除 是微溶的。 SrF,BaF,PbF222幾乎所有的氯酸鹽，高氯酸鹽都是可溶的;是微溶的; KClO4幾乎所有的鈉鹽，鉀鹽均是可溶的;是難溶的。 ,，,NaSbOH,NaAc,ZnAc,3UOAc,9HO,KNaCoNO32226226m，n,2、 對于一般沉淀反應來說:，溶度積的通式是，ABs,nAaq，mBaqnmnm,m，n,，KAB,，c，AcB, spnm3、 難溶電解質的溶度積常數的數值在稀釋溶液中不受其他離子存在的影響，只取決于溫度。溫度升高，多數難溶化合物的溶度積增大。 第

33、二節(jié):沉淀的生成和溶解 1、 同離子效應:在難溶電解質的飽和溶液中，加入含有相同離子的強電解質時，難溶電解質的溶解度將降低。同離子效應使難溶電解質的溶解度降低。 2、 鹽效應使難溶電解質溶解度增大。一般來說，若難溶電解質的溶度積很小時，鹽效應的影響很小，可忽略不計;若難溶電解質的溶度積較大，溶液中各種離子的總濃度也較大時，就應考慮鹽效應的影響。 3、 金屬硫化物的溶解平衡: ，2,，,c，McHS，2，,2，MSs，2HOaq,Maq，HSaq，2HOl;K, , spa3222，,，cHO3,K 稱為在酸中的溶度積常數。 spa4、 某些難容硫化物的溶度積常數: 第七章:氧化還原反應 電化學

34、基礎 第一節(jié):氧化還原反應基本概念 1、 有電子得失或轉移的反應稱為氧化還原反應。 2、 表示元素氧化態(tài)的數值稱為氧化數又稱氧化值。 ?在單質中元素氧化值為零。 ?在單原子離子中，元素氧化值等于離子所帶電荷數。 ?在大多數化合物中，氫的氧化值為+1，只有在金屬氫化物中，氫的氧化值為-1。 ?通常在化合物中氧的氧化值為-2，但是在等過氧化物中養(yǎng)的氧HO,NaO,BaO22222化值為-1，在氧的氟化物中，如OF,OF中氧的氧化值為+2，+1。 222?在所有氟化物中氟的氧化值為-1。 ?堿金屬和堿土金屬在化合物中氧化值分別為+1和+2。 ?在中性分子中，各元素氧化值代數和為零。在多原子離子中，各

35、元素氧化數代數和等于離子所帶電荷數。 第二節(jié):電化學電池 1、 電池圖示:將發(fā)生氧化反應的負極寫在左邊，發(fā)生還原反應的正極寫在右邊;并按順序用化學式從左到右依次排列各個相的物質組成和狀態(tài);用單垂線“,”表示相與相間的界面，用雙折線“”表示鹽橋。 2、 Faraday定律: ?在電化學電池中，兩極所產生或消耗的物質的物質的量與通過電池的電荷量成正比。 ?當給定的電荷量通過電池時，電極上所產生或消耗的物質的物質的量正比于物質的摩頁腳下載后可刪除，如有侵權請告知刪除 爾質量被對應于半反應每摩爾物質每摩爾物質所轉移的電子數除的商。 z，,對于半反應，根據Faraday定律，第一:電極上沉淀出或消耗，B

36、aq，ze,Bs掉的正比于通過電池的電荷量Q。Q越大越大。第二:當通過電池的電荷量，mBmBQ一定時，正比于，為物質的摩爾質量。 ，mBMBzMBB3、 Faraday常量表示一摩爾電子所帶的電荷量，,1923,14,1，F(xiàn)被稱F,1.6021773，10C，6.022137，10mol,9.648531，10C,mol為Faraday常量 4、 當原電池放電時，兩極間的電勢差將比該電池的最大電壓要小。這是因為驅動電流通過電池需要消耗能量或者稱其為要做功，產生電流時，電池電壓的降低正反映了電池內所消耗的這種能量;而且電流越大，電壓降低越多。因此，只有電池中沒有電流通過時，電池才具有最大電壓又稱

37、其為開路電壓。當通過原電池的電流趨近于零時，兩電極間的最大電勢差被稱為原電池的電動勢，用表示。 EMF,5、 當電池中各物質均處于標準狀態(tài)時，測定的電動勢被稱為標準電動勢，用表示。 EMF6、 可逆電池必須具備以下條件。第一:電極必須是可逆的，即當相反方向的電流通過電極是，電極反應必然逆向進行;電流停止，反應也停止。第二:要求通過電極的電流無限小，電極反應在接近于電化學平衡的條件下進行。 ,7、 電池反應的標準摩爾Gibbs函數變。 ,G,zFErmMF第三節(jié):電極電勢 1、 原電池的電動勢是構成原電池的兩個電極間的最大電勢差，即正極電勢減去負極電E，勢等于電池的電動勢:。 EE,E,E，,M

38、F，,、 電極電勢的絕對值無法確定，常選取標準氫電極(簡寫為SHE)作為比較的基準，稱其2為參比電極。參比電極中最常用的是甘汞電極。 3、 各電對的標準電極電勢是以標準氫電極為參比電極并與各標準電極組成原電池時測得的電動勢。使待測半電池中各物質均處于標準狀態(tài)下，將其與標準氫電極相連組成原電池，以電壓表測定該電池的電動勢并確定其正極和負極，進而可推算出待測半電池的標準電極電勢。 4、 電極電勢高的電對為正極，電極電勢低的電對為負極。兩電極的標準電極電勢之差等于,E,E,E原電池的標準電極電勢。即. MF，,0.0257V，chuan,E298K,E298K,，5、 ?， z，cyangO.O59

39、2V，chuan,E298K,E298K,，?。 z，cyang6、 如果電對的氧化型生成難溶化合物(配合物)，則電極電勢變小;若還原型生成難溶化合物(配合物)，則電極電勢變大;當還原型和氧化型同時生成難溶化合物(配合物)，,KKKK若()(氧化型)()(還原型)，則電極電勢變小，反之則變大。 ffspsp第四節(jié):電極電勢的應用 ,E1、 某電對的越大，其氧化型的得電子能力(氧化性)越強，還原型失電子能力(還原,E性)越弱;反之電對的越小，其氧化型的得電子能力(氧化性)越弱，還原型失電子能力(還原性)越強。 ,zEzE,MFMFKK,2、 ,G,zFE,?,? rmMF0.0592V0.025

40、7V3、 元素電勢圖:當某種元素形成三種或三種以上氧化值的氧化物時，這些物種可以組成多種不同的電對，各電對的標準電極電勢可用圖的形式表示出來，這種圖叫做元素電勢圖。畫元素電勢圖，可以按元素氧化值由高到低的順序，把各氧化物的化學式從左到右寫出來，各不同氧化物之間用直線連接起來，在直線上表明不同氧化值物種所組成的電對的頁腳下載后可刪除，如有侵權請告知刪除 標準電極電勢。 ,E，LER,4、 歧化反應發(fā)生的一般規(guī)則:,若孤對電子對成鍵電子對成鍵電子對成鍵電子對 頁腳下載后可刪除，如有侵權請告知刪除 ? 多重鍵的存在雖然不能改變分子的幾何形狀，但對鍵角有一定影響，排斥作用隨多重鍵鍵型不同而有所差異:叁

41、鍵雙鍵單鍵。 2、 分子幾何構型預測: VPN的價層電子對數可以用下式計算: ?確定中心原子價層電子對數。中心原子A1VPN=,中心原子的價電子數+提供的價電子數離子電荷數(負加正減),;,AX2式中中心原子的價電子數等于中心原子所在的族數，VSEPR理論討論的共價分子主AA要針對主族化合物，它們分別屬于2?8主族，它們作為中心原子提供的價電子數分別為2?8(He除外)。作為配位原子的元素通常是氫，鹵素，氧和硫。計算配位原子X提供的價電子數時，氫和鹵素記為1，氧和硫原子當做不提供共用電子處理，故價電X子數記為0。 ?確定中心原子的孤對電子數，用以下公式計算: n1=(中心原子的價電子數-與配位

42、原子成鍵用去的價電子數之和) nAAX2?然后根據上表確定價層電子對排布方式。 n,0注:若，分子幾何構型與價層電子對的空間構型不同。 3、 雜化軌道數(a)等于參與雜化但未成鍵的孤對電子數(b)與端極原子數(c)之和，即a=b+c;參與雜化但未成鍵的孤對電子數(b)等于中心原子價電子數(E)與離子電荷數E,V，qb,(q)【負加正減】之和與成鍵電子數(V)之差的一半，即 2第五節(jié):分子軌道理論 1、 分子軌道理論要點: ?分子軌道理論認為，在分子中的電子不局限在某個原子軌道上運動，而是在分子軌道上運動。 ?分子軌道可以由組成分子的原子的原子軌道線性組合而成。例如，兩個原子軌道 ,a,和 線性

43、組合成兩個分子軌道和。,C,，C,C,C,。式,b11a2b21a2b12中和是常數。 CC12組合成的分子軌道與組合前的原子軌道數目相等，但軌道能量不同。 頁腳下載后可刪除，如有侵權請告知刪除 是能量低于原子軌道的成鍵分子軌道，是原子軌道同號重疊(波函數相加)形成的， ,1電子出現(xiàn)在核間區(qū)域的概率密度大，對兩個核產生強烈的吸引作用，形成的鍵強度大。 是能量高于原子軌道的反鍵分子軌道，是原子軌道異號重疊(波函數相減)形成的。,2兩核之間形成節(jié)面，即電子在兩核之間出現(xiàn)的概率密度小，對成鍵不利。 反鍵原子軌道在兩核間有節(jié)面，而成鍵原子軌道則沒有。 ,?根據原子軌道組合方式不同，可將分子軌道分為軌道

44、和軌道 ,?s軌道與s軌道線性組合 兩個原子的s軌道線性組合成成鍵分子軌道和反鍵原,s*子軌道。 ,s?p軌道與p軌道線性組合 有兩種方式，一是“頭碰頭”，二是“肩并肩”。 兩個原子的軌道沿x軸以“頭碰頭”方式重疊時，產生一個成鍵分子軌道和一,ppxx*個反鍵分子軌道,。 px同時兩個原子的兩個軌道以及兩個軌道之間以“肩并肩”的方式發(fā)生重疊，分ppyz*以及反鍵分子軌道。 別形成成鍵分子軌道,ppppyzyz頁腳下載后可刪除，如有侵權請告知刪除 ?原子軌道的線性組合要遵循能量相近原則，對稱性匹配原則和軌道最大重疊原則。 ? 能量相近原則 只有能量相近的原子軌道才能有效地組合成分子軌道。此原則對于選擇不同類型的原子軌道之間的組合對象尤為重要。 ?對稱性匹配原則 只有對稱性相同的原子軌道才能組合成分子軌道。以x軸為鍵軸，等組成的分子軌道繞鍵軸旋轉，各軌道形狀和符號不變，這種分s,s,s,p,p,pxxx,子軌道稱為軌道。p,p,p,p等原子軌道組成的分子軌道繞鍵軸旋轉，軌道yyzz的符號發(fā)生改變，這種分子軌道稱為軌道。 ,?軌道最大重疊原則 在滿足能量相近原則，對稱性匹配原則的前提下，原子軌道重疊程度越大，形成的共價鍵越穩(wěn)定。 ?電子在分子軌道中填充的原則，亦遵循能量最低原則，Pauli不相容原理及Hund規(guī)則。 2、 分子軌道能級圖及其應用