南理工無機(jī)化學(xué)核心考點(diǎn)

第一章氣體

1.1理想氣體狀態(tài)方程式

理想氣體狀態(tài)方程式及其應(yīng)用★

1.2氣體的分壓定律

分壓定律與應(yīng)用支

(標(biāo)★號(hào)是考試重點(diǎn))

本章包括四個(gè)小節(jié)，理想氣體狀態(tài)方程式，氣體混合物，氣體分子運(yùn)動(dòng)論，真實(shí)氣體。

其中前兩個(gè)小節(jié)是考試的重點(diǎn)，理想氣體狀態(tài)方程式及應(yīng)用，分壓定律及應(yīng)用。后兩小節(jié)基

本不考

在復(fù)習(xí)每一個(gè)知識(shí)點(diǎn)的過程中，首先要了解知識(shí)點(diǎn)，熟悉教材內(nèi)容、分析教材例題，并

注意應(yīng)用條件，最后再通過本講義如下內(nèi)容對(duì)應(yīng)的例題，從分析、解題、注意易錯(cuò)點(diǎn)到完成

老師布置的作業(yè)完成相應(yīng)知識(shí)點(diǎn)的掌握過程

知識(shí)點(diǎn)一

理想氣體狀態(tài)方程

PV=nRT

各物理量的單位：

壓力PPa；體積V-dn?；氣體摩爾數(shù)n-mol；氣體常數(shù)R-8.314J.mol".K"；絕對(duì)溫度T-K.

如在標(biāo)況下1摩爾氣體，壓力，溫度，體積一般有如下關(guān)系P=101325Pa;V=22.4dm3；

T=273.15k;

從中可以算出：

R=PV/nT=101325*22.4/1*273.15=8.314J.mol1.K-1.

知識(shí)點(diǎn)二

分壓定律

一個(gè)容器內(nèi)有兒種混合氣體，相互間不發(fā)生化學(xué)反應(yīng)的條件下，總壓強(qiáng)P總與各種氣體的

分壓Pi之間有如下關(guān)系：

P總=Pl+P2+P3+...+Pn

對(duì)于理想氣體，容易得證：n總=nl+n2+n3+....+nn

左邊：P總=n總RT/V

右邊=nl*RT/V+n2*RT/V+...+nn*RT/V

=[nl+n2+...+nn]*RT/V

=n總*RT/V=左邊

例題：某容器中含有NH3、02、N2等氣體的混合物。取樣分析后，其中〃(NH3)=0.320mol,

(02)=0.180mol,77(N2)=0.700molo混合氣體的總壓p=133.OkPa。試計(jì)算各組分氣體的分

壓

解：n=n(NH3)+n(02)+n(N2)=0.320mol+0.180mol+0.700mol=1.200mol

b（N”3）以3x133.0kPa=35.5kPa

1.2001.200

p（O,）=^^p=1^2x35.5kPa=20kPa

n0.320

P（N2）=p-p（NH3）-p（02）

=（133.0-35.5-20）kPa

=75.5kPa

總結(jié)

這一章知識(shí)點(diǎn)比較簡(jiǎn)單，先熟悉課本，把例題弄明白，再分別做兩道課后習(xí)題鞏固一下

看課本例題1-2,1-3,1-4

課后習(xí)題做1,3,9,12

?第二章熱化學(xué)

?2.1熱力學(xué)的術(shù)語(yǔ)和基本概念

?2.2熱力學(xué)第一定律

?熱力學(xué)第一定律★、婚變和熱化學(xué)方程式★、Hess定律★

知識(shí)點(diǎn)一

?學(xué)習(xí)本章首先注意幾個(gè)基本概念

?系統(tǒng)（封閉系統(tǒng)，敞開系統(tǒng)，隔離系統(tǒng)），環(huán)境，狀態(tài)

?過程（定溫過程，定壓過程，定容過程），相，反應(yīng)進(jìn)度

知識(shí)點(diǎn)二

熱力學(xué)第一定律

?1.熱和功的概念與比較

?2.熱力學(xué)第一定律

對(duì)于封閉系統(tǒng)熱力學(xué)第一定律為：

AU=Q+V

3.熠與始變

在定壓過程中

焰H=U+pV狀態(tài)函數(shù)

烙變△//=Hz—H\QP=NH

吸熱反應(yīng)AH>o,放熱反應(yīng)AH<o

?4.熱化學(xué)方程式書寫原則(看課本)

5.標(biāo)準(zhǔn)摩爾生成焰

?在溫度T下，由參考狀態(tài)單質(zhì)生成物質(zhì)B(vB=+l)的標(biāo)準(zhǔn)摩爾燃變，稱為物質(zhì)B的標(biāo)準(zhǔn)摩爾

生成焰

?標(biāo)準(zhǔn)摩爾燃燒焰

?在溫度T下，物質(zhì)B(vB=-1)完全氧化成指定產(chǎn)物時(shí)的標(biāo)準(zhǔn)摩爾始變，稱為物質(zhì)B的標(biāo)準(zhǔn)

摩爾燃燒燃

6Hess定律

化學(xué)反應(yīng)不管是一步完成還是分幾步完成，其反應(yīng)熱總是相同的

例：已知298.15K下，反應(yīng)：

(1)C(s)+02(g)=CO2(g)

△rHm⑴=393.5kJ/mol

⑵C0(S)+g02(g)fC02(g)

計(jì)算298.15K下，CO的標(biāo)準(zhǔn)摩爾生成婚

應(yīng)用：1.利用方程式組合計(jì)算

例：已知298.15K下，反應(yīng)：

(1)C(s)+O2(g)—*CO2(g)

1

△17/?(D=-393.5kJ-mol-

(2)CO(g)+1O2(g)—CO2(g)

1

△1Jf?(2)=-282.98kJ-mol-

IIVZ298.15K卜，CO的標(biāo)準(zhǔn)摩爾生成如才

萬。有*Kj//a—WlI??m

m題.專迪專班.n>Ytt22W

解:利用Hess定律

C(s)+。式g)△閡⑴W(g)+CO(g)

△區(qū)號(hào)(1)上3途彳仝1△]啕2)

21g/

△/13(1)=4"1在2)+△畫系3)

△畫裒3)=△畫裒1)-△"]氯2)=-110.53k『moH

2.Ill標(biāo)準(zhǔn)摩爾生成焰求反應(yīng)的標(biāo)準(zhǔn)摩爾焰變

4NH3(g)+502(g),閾=14NO(g)+6H2O(g)

4Af^^(NH3,g)口4△/：(N0,g)

5△隹噌(O2?______________________|6A^?(H2O,g)

-^N2(g)+5O2(g)+6H2(g)-l

△X=4At^?(NO,g)+6At^Q(H2O,g)

-[4△圈?(NH")+5△靡(。2，1

=[4X90.25+6X(-241.82)

-4X(-46]l)-0]kJmol-i

=905.4SkJ-mol'1

?總結(jié)

,看課本例題2-1,2-2

?課后習(xí)題做2,3,8,11,21

?這一章中hess定律比較重要，考的幾率比較大，要熟練掌握，會(huì)計(jì)算。

?第三章化學(xué)動(dòng)力學(xué)基礎(chǔ)

3.1反應(yīng)速率的概念

3.2濃度對(duì)化學(xué)反應(yīng)速率的影響

化學(xué)反應(yīng)速率方程式及實(shí)驗(yàn)確定方法★、

3.3溫度對(duì)反應(yīng)速率的影響

Arrhenius方程式及應(yīng)用★

3.4反應(yīng)速率理論

碰撞理論與活化能★、基元反應(yīng)

3.5催化劑與催化作用

知識(shí)點(diǎn)一

,1.定容反應(yīng)的反應(yīng)速率

,2.平均速率與瞬時(shí)速率的概念，表達(dá)式

知識(shí)點(diǎn)二

?1.化學(xué)反應(yīng)速率方程式

對(duì)尸?般的化學(xué)反應(yīng):

aA+bB^yY+zZ

I)-kcA：cB：

。.萬一反應(yīng)級(jí)數(shù)：若。=1,A為一級(jí)反應(yīng);尸=2,B為

二級(jí)反應(yīng)，則。+￡=3,總反應(yīng)級(jí)數(shù)為3。a,月必須通過

實(shí)驗(yàn)確定其值。通常。Wa.尸Nb。

六一反應(yīng)速率系數(shù)：零級(jí)反應(yīng)niol-L1-S1；一級(jí)反應(yīng)S-

1；二級(jí)反應(yīng)(mol?L-】尸,1；才不隨濃度而變」旦受溫度的一

中國(guó)絕對(duì)建一的專處TW

影響，通常溫度升高，才增大。萬學(xué)專*?忑=

2.濃度與時(shí)間的定量關(guān)系

1

N2O5^CC14'|的分解速率方程為:

p=Xrc(N2O5)亦可寫為:

-$5)、de,,

—=kdt

C

CJN2O5)_

L；普胃力d」

4(2。5)

通式:InC=Trt(一級(jí)反應(yīng))

%(A)_

乂：ln卜(A)}=-kt+In{c0(A))?^

半衰期

當(dāng)反應(yīng)物A的轉(zhuǎn)化率為50%時(shí)所需的反應(yīng)時(shí)間稱為半衰期，用力/2表示。

對(duì)于一級(jí)反應(yīng)，其半衰期為:

ln+=一%,因=g%

0

則In；=—&I”In20.693

知識(shí)點(diǎn)三

反應(yīng)速率方程

影響反應(yīng)速率的因素有兩個(gè)：

k與溫度有關(guān)，T增大，一般我也增大，但"T不是線性關(guān)系。

Arrhenius方程：k=kQexp（-紇/?。?/p>

此一指前參量

Ea—實(shí)驗(yàn)活化能，單位為kJ?mol-1

F

對(duì)數(shù)形式:In左二Ink----

0RT

____a

直線的斜率為-R

￡

顯然In先

不為直線關(guān)系，直線的截距為Ink0

由Arrhenius方程可定義Ea：

dlnZ:Edink

___________——d則紇=RT2

dr一而dT

Arrhenius方程式的應(yīng)用

1.已知Tl—kl,T2—k2,求Ea

T時(shí),lnL=Ink(}-E,}/RT.

11Udi

T=T^iAnk2=\nkT20-EJR

兩式相減，整理得到：

(1

R

活化能的數(shù)量級(jí)在40~400k】mol-l,多數(shù)為60~250kJmol-1

2.由Ea計(jì)算反應(yīng)速率常數(shù)

例題：2N2O5(g)f2N2O4(g)+02(g)

已知：Ti=298.15K,k)=0.469X10-4s-l

T2=3I8.I5K,k2=6.29X10-4s-l

求：Ea及338.15K時(shí)的k3。

解：E=RIn&=102kJ?mof1

T「T\&

___]_、

I,n—左3=-E.1-

k、R、丁1丁3>

k3=6.12xl0-3s—

知識(shí)點(diǎn)四

?1.理解碰撞理論的概念

?2.過渡態(tài)理論含義及意義

?3.活化能

總結(jié)

?這章知識(shí)點(diǎn)比較重要，Arrhenius方程的應(yīng)用是重點(diǎn)。

?這章的例題都要仔細(xì)做?遍

?課后習(xí)題做3,5,7,11,16,17

?第四章化學(xué)平衡箍和Gibbs函數(shù)

?4.1標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù)

?標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù)表達(dá)式★

?4.2標(biāo)準(zhǔn)平衡的應(yīng)用支

?判斷反應(yīng)程度、預(yù)測(cè)反應(yīng)方向、計(jì)算平衡組成

?4.3化學(xué)平衡的移動(dòng)

?LeChatelier原理★

?4.4自發(fā)變化和嫡

?燧的概念與物質(zhì)嫡的特點(diǎn)★

?化學(xué)反應(yīng)嫡變的計(jì)算★

?4.5Gibbs函數(shù)

?Gibbs函數(shù)變判據(jù)、標(biāo)準(zhǔn)摩爾生成Gibbs函數(shù)、Gibbs函數(shù)與化學(xué)平衡支

知識(shí)點(diǎn)一

化學(xué)平衡

在可逆反應(yīng)中，正反應(yīng)和逆反應(yīng)的速率相等時(shí)反應(yīng)物和生成物的濃度不再隨時(shí)間而改變的狀

態(tài)稱為化學(xué)平衡。如：

CO(g)+H2O(g)MCO2(g)+H2(g)

正逆反應(yīng)達(dá)到動(dòng)態(tài)平衡，即:

V正="逆

就可以說該反應(yīng)已經(jīng)達(dá)到化學(xué)平衡了。

平衡常數(shù)

一、經(jīng)驗(yàn)平衡常數(shù)

對(duì)任一可逆反應(yīng)

aA+bB=gG+hH

在一定溫度下達(dá)到平衡時(shí)，體系中各物質(zhì)的濃度間有如下關(guān)系：

[G]8[H]7[A]a[B]"=K

濃度單位用摩爾濃度時(shí)，該常數(shù)用Kc表示

aA+bB=gG+hll

v或?編

Kc=——------

/c均為平衡時(shí)的濃度

氣相反應(yīng)時(shí)，平衡濃度也可以用各氣體分壓表示;此時(shí)平衡常數(shù)為Kp

KPkPjL

P"

根據(jù)理想氣體分壓與濃度的關(guān)系：

p=nRT/V=cRT

Kp=Kc>(RT)△n

標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù)K°

平衡常數(shù)表達(dá)式中各項(xiàng)濃度用相對(duì)濃度表示，此時(shí)的常數(shù)即為標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù)。

相對(duì)濃度：ci/co,pi/p0一與標(biāo)態(tài)值比

憶[CO2][H2]

[CO][HiO]

平衡常數(shù)表達(dá)式中各項(xiàng)濃度用相對(duì)濃度表示，此時(shí)的常數(shù)即為標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù)。

相對(duì)濃度：ci/co,pi/p0一與標(biāo)態(tài)值比

知識(shí)點(diǎn)二

1判斷反應(yīng)的程度

K愈大，反應(yīng)進(jìn)行得愈完全；

K愈小，反應(yīng)進(jìn)行得愈不完全；

K不太大也不太小(如10-3〈K〈103),反應(yīng)物部分地轉(zhuǎn)化為生成物。

2預(yù)測(cè)反應(yīng)的方向

反應(yīng)商

aA(g)+bB(aq)+cC(s)xX(g)+yY(aq)+zZ(1)

對(duì)于一般的化學(xué)反應(yīng)：

任意狀態(tài)下：

j」p,(X)/p]X[q(Y)/cF

一出(A)/pKk(.(B)/cf

反應(yīng)商判據(jù)：

J<K反應(yīng)正向進(jìn)行；

?J=K系統(tǒng)處于平衡狀態(tài)

?J>K反應(yīng)逆向進(jìn)行

知識(shí)點(diǎn)三

1濃度對(duì)化學(xué)平衡的影響

化學(xué)平衡的移動(dòng)：當(dāng)外界條件改變時(shí)，化學(xué)反應(yīng)從?種平衡狀態(tài)轉(zhuǎn)變到另一種平衡狀態(tài)的過

程。

對(duì)于溶液中的化學(xué)反應(yīng)，平衡時(shí)，J=K

當(dāng)c(反應(yīng)物)增大或c(生成物)減小時(shí)1

J<K平衡向正向移動(dòng)。

當(dāng)c(反應(yīng)物)減小或c(生成物)增大時(shí)，

J>K平衡向逆向移動(dòng)。

?例題：

反應(yīng)C0(g)+H2O(g)->CO2(g)+H2(g)某溫度下達(dá)到平衡時(shí)。

[CO]=[H20]=0.005[C02]=[112]=0.015向平衡體系中加H2O(g),使[H20]=

判斷平衡移動(dòng)的方向，并求重新平衡時(shí)CO的轉(zhuǎn)化率

[CO2][H2]

解：Kc=

[CO][H2O]

（0.015/%。/?力力-3）2

（0.005用。/?dm"）2

Kc=9

平衡因濃度的改變而被破壞時(shí)，Qc發(fā)生變化:

…[COi^Hi\廠Q015moJdm-'2

出'[CCf][HiO]-0.0。5moidm-ximol面廣

0c=0.045仇《以平衡將右移.

CO(g)+HjO(g)fCO2(g)+為?

t00.00510.0150.015

t,0.005-x1-x0.015+x0.015+x

[C。]網(wǎng).(0.015+x)’、

[CO][HiO](0.005-x)Q-x)

解得x=0.004950。/dm為

轉(zhuǎn)化率=00°4*,xioo%=99%

0.05

若從也915華呼瞅腳9竽一次平衡時(shí)，轉(zhuǎn)化率為75%,第二次平衡時(shí)

轉(zhuǎn)化率=-——_-————X100%=99.75%

0.02

2壓力對(duì)化學(xué)平衡的影響

部分物種分壓的變化

如果保持溫度、體積不變，增大反應(yīng)物的分壓或減小生成物的分壓，使J減小，導(dǎo)致J<K

平衡向正向移動(dòng)。反之，減小反應(yīng)物的分壓或增大生成物的分壓，使J增大，導(dǎo)致J>K

平衡向逆向移動(dòng)。

體積改變引起壓力的變化

對(duì)于氣體分子數(shù)增加的反應(yīng)，2vB>0,xSvB>1,J>K,平衡向逆向移動(dòng)，即向氣

體分子數(shù)減小的方向移動(dòng)。

對(duì)于反應(yīng)前后氣體分子數(shù)不變的反應(yīng)，2VB=0,XSvB=1,J=K，平衡不移動(dòng)。

對(duì)于氣體分子數(shù)減小的反應(yīng)，SvB<0,xSvB<1,J<K,平衡向正向移動(dòng)，即

向氣體分子數(shù)減小的方向移動(dòng)。

3.惰性氣體的影響

①在惰性氣體存在下達(dá)到平衡后，再恒溫壓縮，XvBW0,平衡向氣體分子數(shù)減小的方向移

動(dòng)，SvB=O,平衡不移動(dòng)。

②對(duì)恒溫恒容下已達(dá)到平衡的反應(yīng)，引入惰性氣體，反應(yīng)物和生成物pB不變，J=K,

平衡不移動(dòng)。

③對(duì)恒溫恒壓下已達(dá)到平衡的反應(yīng)，引入惰性氣體，總壓不變，體積增大，反應(yīng)物和生成物

分壓減小，如果2vBW0,平衡向氣體分子數(shù)增大的方向移動(dòng)。

4溫度對(duì)化學(xué)平衡的影響

K（T）是溫度的函數(shù)。溫度變化引起K（T）的變化，導(dǎo)致化學(xué)平衡的移動(dòng)。

Y=八＞J[J______1

K?R[T.T

對(duì)于放熱反應(yīng)，△「“：<（）,溫度升高，KQ

減小，J>K°,平衡向逆向移動(dòng)。

對(duì)于吸熱反應(yīng)，△因親>0,溫度升高，K一

增大，一。，平衡向正向移爾仁安甚

知識(shí)點(diǎn)四

,掌握一下概念的含義及現(xiàn)象

?自發(fā)現(xiàn)象，焰，最低能量原理，

?混亂度，病

?熱力學(xué)第三定律，標(biāo)準(zhǔn)嫡

?熱力學(xué)第二定律

知識(shí)點(diǎn)五

Gibbs函數(shù)判據(jù)

NG=KH-TAS（Gibbs公式）

定義G=H-TS

G-…Gibbs函數(shù)（Gibbs自由能）

G是狀態(tài)函數(shù)，單位：kJ.mol-1

Gibbs函數(shù)（變）判據(jù)：

在定溫定壓下，任何自發(fā)變化總是系統(tǒng)的Gibbs函數(shù)減小。

AG<0反應(yīng)是自發(fā)的，能正向進(jìn)行；

AG>0反應(yīng)是非自發(fā)的，能逆向進(jìn)行

△G=0反應(yīng)處于平衡狀態(tài)。

標(biāo)準(zhǔn)摩爾生成Gibbs函數(shù)

化學(xué)反應(yīng)的標(biāo)準(zhǔn)摩爾Gibbs函數(shù)（變）

△r^m—△i^m一丁△r^n?

1.標(biāo)準(zhǔn)摩爾生成Gibbs函數(shù)

在溫度TK下，由參考狀態(tài)的單質(zhì)生成物質(zhì)B(且vB=+l時(shí))的標(biāo)準(zhǔn)摩爾Gibbs函數(shù)變，稱為

物質(zhì)B的標(biāo)準(zhǔn)摩爾生成Gibbs函數(shù)。

?△f隔(B，相態(tài)，C，單位是kJ?moH。

???oo

△f(參考態(tài)單質(zhì),T)=°萬拿專空

1111X箕國(guó)總務(wù)專注T震度咨通專密010-62022W

2.用&笳(B,相態(tài)計(jì)算△總彳

對(duì)于化學(xué)反應(yīng):0=SrB

1Bu

△rG?(298.15K)=￡6gl(B,相態(tài),298.15K)

如果TW298.15K

△rG?(T)Q△禹爾298.15K)-7A151?(298.15K)

用△QM只能判斷標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)下反應(yīng)的方向。

Gibbs函數(shù)與化學(xué)平衡

等溫方程式：

T)=△烯(T)+RTInJ

反應(yīng)達(dá)到平衡時(shí),△Qm(7>0,J=KQ

△An(T)=-RC氣T)

將此式代入前式得：

OoO

e

V\rGm(T^RT\nK+RT\nJ

總結(jié)

?本章節(jié)是歷年考試的重點(diǎn)，所以要拿出時(shí)間好好學(xué)習(xí)這一章，共九道例題，希望同學(xué)們

都能好好研究一下。

?課后習(xí)題做3,5,7,10,12,13,20,22,23

第五章酸堿平衡

?5.1酸堿質(zhì)子理論

?基本概念十

?5.2水的解離平衡和pH

?5.3弱酸、弱堿的解離平衡

?一元弱酸、弱堿、多元弱酸的解離平衡★

?5.4緩沖溶液支

?5.5酸堿電子理論與配合物概述

?5.6配位反應(yīng)與配位平衡★

知識(shí)點(diǎn)一

,酸，堿的基本概念

?兩性物質(zhì)

,酸堿的區(qū)分及相對(duì)強(qiáng)弱

知識(shí)點(diǎn)二

,水的解離平衡

?溶液PH值計(jì)算公式

知識(shí)點(diǎn)三

?一元弱酸的解離平衡

?一元弱堿的解離平衡

?稀釋定律：在一定溫度下(Ka為定值)，某弱電解質(zhì)的解離度隨著其溶液的稀釋而增大

多元弱酸的解離平衡

+

第一步：H2co3(aq)+H2O(1)H30(aq)+HCO；(aq)

+

第二步：HCO；raq)+H2O(l)H3O(aq)+CO1(aq)

{網(wǎng)0+)},3-)}

^(HCO)=4.7x1。-“

I223{c(HCO；)}

鹽溶液的酸堿平衡

1.強(qiáng)酸弱堿鹽(離子酸)

NH4C1(S)-gNH：(aq)+CF(aq)

+

H2O(1)+H20(1)-OH-(aq)+H30(aq)(1)K，

NH：(aq)+OH'(aq)—NH3(aq)+H2O(1)(2)左

+

NH：(aq)+H2O(1)-NH3(aq)+H3O(aq)(3)K?

(1)+(2)=(3)則

K-?NH+)=-(凡。+)曲(叫)}C(OH-),Q—

a4{c(NHl)}苔弧斯)

通式：K?=*即：K?K、=K?

Kb

兩邊分別去負(fù)對(duì)數(shù)

pK：+p《=pK：

25℃,pK?+pK：=14

NH；的解離度就是所謂的鹽類的水解度。

*水解平衡時(shí)鹽水解部分的濃度

水解度=-----------------------------X100%

鹽的初始濃度

C0-Ceq

=---------------xlOO%

C0

pK?+pK：=pK：

25℃,pK?+pKf=14

NH：的解離度就是所謂的鹽類的水解度。

,,?水解平衡時(shí)鹽水解部分的濃度

水解度=--------------------------X100%

鹽的初始濃度

C0-Ceq

=------------------------X100%

C0

2.弱酸強(qiáng)堿鹽(離子堿)

NaAc,NaCN……一元弱酸強(qiáng)堿鹽的水溶液成堿性，因?yàn)槿跛彡庪x子在水中發(fā)生水解反應(yīng)。

如在NaAc水溶液中：

AL(aq)+H2O(1)HAc(aq)+OH(aq)

{c(HAc)}{c(OH-)}_K.

K"c-)=w

{C(ACR-Ka(HAc)

Af(Ac-)是質(zhì)子堿Ab的解離常數(shù)，也就是AL

的水解常數(shù)。

5.影響鹽類水解的因素

①鹽的濃度：c鹽I,水解度增大。

②溫度：水解應(yīng)應(yīng)為吸熱反應(yīng)，瑞〉

0,T聯(lián)？T,水解度增大。

總之，加熱和稀釋都有利于鹽類的水解。

③溶液的酸堿度：加酸可以引起鹽類水解平衡的移

動(dòng)，例如加酸能抑制下述水解產(chǎn)物的生成。

?知識(shí)點(diǎn)四

?同離子效應(yīng)：在弱電解質(zhì)溶液中，加入與其含有相同離子的易溶強(qiáng)電解質(zhì)而使弱電

解質(zhì)的解離度降低的現(xiàn)象

?緩沖溶液：具有能保持本身pH值相對(duì)穩(wěn)定性能的溶液(也就是不因加入少量強(qiáng)酸或

強(qiáng)堿而顯著改變pH值的溶液)

緩沖作用原理

+-

HA(aq)+H2O(1)H3O(aq)+A(aq)

較少量少量較大量

+

C(H3O)=:(0A)c(JA)

出也。+)的大小取決于的則面心(A-)

加入少量強(qiáng)堿：

--

OH(aq)+HA(aq)A(aq)+H2O(1)

+

因?yàn)檩^M)不因的C(H3O)OH-

加入而有明顯變化。

溶液中較大量的HA與外加的少量的OH一生成A一和40,當(dāng)達(dá)到新平衡時(shí),c(A-)略有增加,

c(HA)+

c(HA)略有減少，一/二,變化不大,因此溶液的c(H[O)或pH值基本不變。

C(A)3

加入少量強(qiáng)酸：

+

H3O(aq)+A'(aq)—^HA(aq)+H2O(l)

溶液中大量的A-與外加的少量的H3O+

結(jié)介成HA,當(dāng)達(dá)到新平衡時(shí)，c(HA)略有

增加，c(A-)略有減少，A,變化不大,

c(A)

因此溶液的c(H3O+)或pH值基木不變。

緩沖溶液pH值的計(jì)算

1.弱酸一弱酸鹽：

例HAc-NaAc,H2CO3—NaHCO3

+

HA(aq)+H2O(1)H3O(aq)+A-(aq)

C(HQ+)=((HA)C(HA)

3{c(A[}

兩邊取負(fù)對(duì)數(shù)，則

PH=pK?(HA)-1g學(xué)2>平衡濃度

c(A)/

?由于同離子效應(yīng)的存，通常用初始濃度

c0(HA),c0(A-)代替c(HA),戊八一)。

2.弱堿一弱堿鹽

NH3?H2O—NH4cl

+-

B(aq)+H2O(1)BH(aq)+OH(aq)

{c(BH+)}{c(OH-))

!(B)=

{c(B)}

K；(B)C(B)

c(OH-)=

{c(BH+)}

pOH二盜

結(jié)論

①緩沖溶液的pH值主要是由必或14-pK：

決定的，還與鋁型或有關(guān)；

c(A)c(BH+)

②緩沖溶液的緩沖能力是有限的；

③緩沖能力與緩沖溶液中各組分的濃度有關(guān)，c(HA)c(B)及c(A-)或c(BH+)較大時(shí)，緩

沖能力強(qiáng)。

四a或接郵緩沖能力大

c(A-)c(BH*)

總結(jié)

這一章也是非常重要的一章，尤其是弱酸弱堿的解離平衡，緩沖溶液的計(jì)算都是每年常

考的知識(shí)點(diǎn)，也有一定的難度，大家要重視，學(xué)這一章關(guān)鍵是總結(jié)規(guī)律。

看例題5-2,5-4,5-5,5-6,5-8,5-10

課后習(xí)題做6,12,16,23,24

?第六章沉淀-溶解平衡

?6.1溶解度與溶度積

?6.2沉淀的生成與溶解

?溶度積規(guī)則★、同離子效應(yīng)與鹽效應(yīng)

?pH對(duì)溶解度的影響★、配合物的生成對(duì)溶解度的影響支

?6.3兩種沉淀之間的平衡★

?分步沉淀、沉淀的轉(zhuǎn)化

知識(shí)點(diǎn)一

?溶解度

?溶度積

?溶解度與溶度積的關(guān)系

?在有關(guān)溶度積的計(jì)算中，離子濃度必須是物質(zhì)的量濃度，其單位為而溶解度

的單位往往是g/100g水。因此，計(jì)算時(shí)有時(shí)要先將難溶電解質(zhì)的溶解度S的單位換算

為mol?LT。

例：25oC,AgCl的溶解度為L(zhǎng)92X10-3g-L-1,求同溫度下AgCl的溶度積。

解：已知M^AgGl)=143.3

1.92X10-3

S=mol-L1=1.34X107mol.d

143.3

-AgCJLQ)Ag+(aq)+Cl"(aq)

平衡濃度/(molL、SS

AgQ)={c(A/)》{c(CT)%"=L8OX1()T。

知識(shí)點(diǎn)二

溶度積規(guī)則

ni+n-

AnBin(s)=nA(aq)+mB(aq)

J={c(A,u+)}n{c(Bn-)),n

沉淀一溶解平衡的反應(yīng)商判據(jù)，即溶度積規(guī)則:

☆J溫平衡向左移動(dòng)，沉淀析出；

☆J=K對(duì)處于平衡狀態(tài)，飽和溶液；

☆jy平衡向右移動(dòng)，無沉淀析出;

若原來有沉淀存在，或驍倏溶解』

??同離子效應(yīng)

?在難溶電解質(zhì)溶液中加入與其含有相同離子的易溶強(qiáng)電解質(zhì)，而使難溶電解質(zhì)的溶解度

降低的作用。

?鹽效應(yīng)：

?在難溶電解質(zhì)溶液中，加入易溶強(qiáng)電解質(zhì)而使難溶電解質(zhì)的溶解度增大的作用

1.難溶金屬氫氧化物

?溶尸酸M(OH)?(s)-Mn+(aq)+nOH(aq)

加酸，H++O1T——>H2O使

C(OH")=n

c(M")

,心

開始沉淀C(OH)N

n+

V0(M)

3P

沉淀完全C(OH)>5

1.0X10~f4—

?濟(jì)于酸也溶于堿+,

3+

A1(OH)3(S)+3H(aq)-Al(aq)+3H2O(1)

W)F+OPT(aq)=Al(OH)；(aq)

例如：Mg(OH),Mn(OH),

蜂5」X1()T22.1X10T3

2+

Mg(OH)2(s)^^Mg(aq)+2OH"(aq)

NH；(aq)+OH(aq)=NH3-H2O(aq)

使JJJ<KS

難溶金屬硫化物的多相離子平衡：

MS(s)(aq)+S"(aq)

強(qiáng)堿S'：S2-(aq)+凡0(1)-HSXaq)+OJT(aq)

2+-

MS(s)+H2O(l)=M(aq)+OJTQQ)+HS(aq)

KQ={C(M2+)}{C(OH-)}{C(HS-))

難溶金屬硫化物在酸中的沉淀-溶解平衡：

MS(s)+2H+(aq)=M2+(aq)+H,SOq)

2+2

一二{C(M)}{C(H2S)}C(S")

spa{c(H+)}2c(S2-)

節(jié)e_K』MS)

或物燔(FLS)…合

晦—在酸中的溶度積編凝量OH工

配合物的生成對(duì)溶解度的影響

——沉淀的配位溶解

Cg)+2H(aq)+40r(aq)=Gda：(aq)+HS(aq)

4L

k?_4^CCdC1)}匕(H￡)}c(Cd")c(s2-

k-砥可)}2{。?「)}4HCd-)c(S-)

Ks；(CdS)KF(CdQ；)_QQ

烯(H?S)燒(H?S)—spaf

AgCKs)+2NH3(aq)-Ag(NJL(aq)+CT(aq)

000

K=K，PKi

中國(guó)絕對(duì)*一的專軍合

ITZXAT/、力學(xué)專*WlS8遹1=httw=/Zjvwwewu-ws

AgKs)十i(aq>2(a?出g*****音由**■°11皿8

知識(shí)點(diǎn)三

分步沉淀的次序

①與K"的大小及沉淀的類型有關(guān)

沉淀類型相同，被沉淀離子濃度相同,

痹小者先沉淀，燒大者后沉淀;

沉淀類型不同，要通過計(jì)算確定。

②與被沉淀離子濃度有關(guān)

當(dāng)c（C「）?c（F附Ago也可能先析出

+

G（Ag+）0-<c2（Ag）r

孀（AgCD<墟（AgD

c（C「）c（l-）

（Q\~\>NsMAgCDc（「）—L8X101°/T-\

“C◎）>K^AgD（A8.3X10*cQ）

=2.2X106c（r）

沉淀的轉(zhuǎn)化

CaSQ(s)+CO2(aq)_CaCO(s)+SO2(aq)

2+

e_c(SOr)c(Ca)

c(CO；-)c(Ca2+)

?^^sp3)

_7.1X10-5

—4.9x10-9

=1.4X10'

例題：在ILNa2c。3溶液中使O.OlOmol的CaSO4全部轉(zhuǎn)化為CaCC^，求Na2cO3的最初濃

度為多少？

CaSC>4全部轉(zhuǎn)化為CaCC>3,求Na2c。3的最初

濃度為多少？

解:CaSQ(s)+C(^(aq)-CaCQ(s)+SOf(aq)

x0.010

平衡濃度/(mol?丁)

"W=K°=L4X10』A:=7,1X10-7

x

R(Na2co3)=(7.1xl0-7+0.010)mol-L-'

xO.OlOmol-I71

?總結(jié)

?沉淀-溶解平衡也是考試的重點(diǎn)之一，計(jì)算題出的概率很大，兩種沉淀之間的平衡是重點(diǎn)。

?課本例題看6T,6-2,6-3,6-4,6-5,6-6,6-7,6-8,6-10

?課后習(xí)題做5,7,10,12,14,16,18,21

?第七章氧化還原平衡電化學(xué)基礎(chǔ)

?7.1氧化還原反應(yīng)的基本概念

?氧化還原反應(yīng)方程式的配平★

?7.2電化學(xué)電池

?原電池的構(gòu)造、原電池的電動(dòng)勢(shì)的測(cè)定、原電池的最大功與Gibbs函數(shù)

?7.3電極電勢(shì)

?標(biāo)準(zhǔn)氫電極和甘汞電極、標(biāo)準(zhǔn)電極電勢(shì)★、Nernst方程★

?7.4電極電勢(shì)的應(yīng)用支

?判斷氧化劑、還原劑的相對(duì)強(qiáng)弱、判斷氧化還原反應(yīng)進(jìn)行的方向、確定氧化還原反應(yīng)進(jìn)

行的限度、元素電勢(shì)圖

知識(shí)點(diǎn)一

?確定氧化值

?氧化還原反應(yīng)方程式的配平

?配平原則：

?①電荷守恒：氧化劑得電子數(shù)等于還原劑失電子數(shù)。

?②質(zhì)量守恒：反應(yīng)前后各元素原子總數(shù)相等。

知識(shí)點(diǎn)二

電池反應(yīng)和電極反應(yīng)

?電池反應(yīng)一般是一氧化還原反應(yīng)

Zn+Cu2+(aq)"--?-Zn^+(aq)+Cu

分為兩個(gè)半反應(yīng)：氧化半反應(yīng)ZnfZr)2+(aq)+2e

還原半反應(yīng)Cu2+(aq)+2e-Cu

?電池負(fù)極(一)輸出電子，即失電子的反應(yīng)

(—)Zn-Zn"(aq)+2e

,電池正極(+)得到電子的反應(yīng)

9+

(+)Cu(aq)+2e-*Cu

兩個(gè)電極反應(yīng)相加就是電池反應(yīng)

幾種不同電極的表示

氧化態(tài)還原態(tài)均為溶液：Fe"+e-=Fe"

要加惰性電極,如Pt,C等:Pt|Fe2+,Fe3+

有氣體參與反應(yīng)：2H++2e=上

也要加惰性電極：(Pt)H2|H(C)

有沉淀參與反應(yīng)：AgCl+e「=Ag+CT

AgIAgCl,Cl-(c)

原電池的最大功與Gibbs函數(shù)

電功(J)=電量(C)X電勢(shì)差(V)

W"max=乙7Fr^FMF

—ArGm=Wmax

電池反應(yīng)：AC一_

4r一乙U匚MF

EMF—電動(dòng)勢(shì)(V)

F—法拉第常數(shù)96485(C?mol-1)

Z-電池反應(yīng)中轉(zhuǎn)移的電子的物質(zhì)的量標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài):

知識(shí)點(diǎn)三

1.標(biāo)準(zhǔn)氫電極

+9

2H(1.0)+2e=H2(p)

(p0H+/H2=O(V)

與標(biāo)準(zhǔn)鋅電極組成電池：

2++

(-)Zn|Zn1|H|H2|Pt(+)

Ee=q)0H+/H2-<p0Zn/Zn2+

0.7628=0-<p0Zn/Zn2+

(p0Zn/Zn2+=-O.7628V

國(guó))1-4定以對(duì)柝能電收電算的裝X

2.其它常用的參比電極

①甘汞電極：Hg2Cl2(s)+2e=2Hg(D+2C1

0

298K時(shí)：(pHg2Cl2/Hg=0.2801V

飽和(KC1溶液)甘汞電極：<pHg2Cl2/Hg=0.2412V

0.1MKC1：tpHg2Cl2/Hg=0.3337V

②氯化銀電極：AgCl(s)+e=Ag(s)+Cl

標(biāo)準(zhǔn)態(tài)時(shí)：％一=1.0

a

(pAgCl/Ag=0.2223V

3.電極電勢(shì)的測(cè)定

e+-1

(-)Pt,H2(p)H(1.0mobL)

||Cu2+(1.0mol-L-1)|Cu(+)

Cu2++也=Cu+2H+

e2+e+

=E(Cu/Cu)-E(H/H2)=0.340V

bill￡e(Cu2+/Cu)=0.340V

4.4G：與電極電勢(shì)的關(guān)系

(+)Cu，aq)+2e-=Cu(s)△￡：1)

+-

(-)2H(aq)+2e-H2(g)八月篇)

電池反應(yīng)：

2++

Cu(aq)+H2(g)—Cu(s)+2H(aq)

+

因?yàn)锳fG：(H2,g)=0,AfG,?(H,aq)=0

,(Cu.s)=O

所以AG：=-AfGf(C『,aq)=^^H

e2+e+

福=E(Cu/Cu)-E(H/H2)

=Ee(Cu2+/Cu)

因?yàn)锳Gf=-ZF喘

e2+

所以=-Z/^(Cu/Cu)=ArG,?)

2+e2+

即AfG?(Cu,aq)=ZFE(Cu/Cu)

電極反應(yīng)：AG：(電對(duì))=-Z配，電時(shí))

△rGm(電對(duì))=-Z砥電對(duì))

5.Nemst方程式

電池反應(yīng)：△rGm=Z\rG32.303R71gJ

-ZFER^=-ZFESP+2.303/?71gJ

k_2.303RT.7

EMF—EMF?仁運(yùn)J

ZF

當(dāng)7=298.15K時(shí)，將A=8.314Jmo『?Kt

F=96485C?mo『代入得：

4E298K)=4(298K)-^^^

^?^4.——■■-“_____-_

電極反應(yīng)：氧化型+Ze--還原型

2.303（還原型）

E=EQ-

ZFRT（氧化型）

T=298.15KR寸，

￡\298K)=5°(29甌)一0°胃"1g：1瞪;

+2+

例：MnQ；+8H+5e^MQ+4H2O

MMnQ；/Mn2+)=

片)+照經(jīng)1g｛，嗎鍛縉》

5片好丹］的儂

知識(shí)點(diǎn)四

電池電勢(shì)和電極電勢(shì)的應(yīng)用

一、氧化還原能力的大小順序

氧化型+ne=還原型

<p°值越大，電對(duì)氧化型氧化能力越強(qiáng)；同理9°值越小，電對(duì)還原能力越強(qiáng)。如:

02+03+2+

(pMnO4-/Mn=1.51V(pFe/Fe=0.77V

(p0Cu2+/Cu=O.34V(p0Sn4+/Sn2+=O.154V

00

(pCl2/Cl-=1.36V(pI2/I-=0.54V

(p0Zn2+/Zn=-O.762

3+2+4+2+

氧化能力:MnOj〉Cl2>Fe>啥Cu>Sn>Zn

還原能力:Mn2+<Cl-<Fe2+<T<Cu<Sn2+<Zn

二、氧化還原反應(yīng)方向判斷

反應(yīng)方向性：△rG<0的方向自發(fā)

較強(qiáng)氧化劑+較強(qiáng)還原劑一較弱還原劑+較氧弱化劑

Q(氧化劑)>(p(還原劑)

此時(shí)，E=(p正極一tp負(fù)極〉0,

這樣ArG=-nFE<0

2+

如：MnO4"+CrfMn+Cl2標(biāo)態(tài)時(shí)自發(fā)嗎？

洛nO47Mn2+=L51>^C^/Cl^1-36

???反應(yīng)可自發(fā)

三確定氧化還原反應(yīng)進(jìn)行的限度

△您=-2.303ATlgK一

\G^=-ZFE^

因?yàn)?ZEE2=_2.303H71gK0

2.303宿內(nèi)

ZF?7斤一

T=298」5K時(shí)，1n2MF

0.0257V

四元素電勢(shì)圖

元素電勢(shì)圖的表示方法

歐N。,迎爪耳。,里里耳。

IZ=1Z=1I

|L229VI

表示方法：Z=2

①各物種按氧化值從高到低向右列；

②各物種間用直線相連接，直線上方標(biāo)明

相應(yīng)電對(duì)的線下方為轉(zhuǎn)移電必濯

1.判斷歧化反應(yīng)能否發(fā)生

2CiT(aq)-Cu(s)+Cu2+(aq)

游/Vcu-°1607VCu-°-5180VCu

0.3394V

Ee=EQ(Cu+/Cu)-EQ(Cii+/Cu+)

=0.5180V-0.1607V

=0.3573V>0

碟>琛發(fā)生歧化反應(yīng)；

<y發(fā)生歧化逆反應(yīng)。

2.計(jì)算電對(duì)的電極電勢(shì)

EfEfEf

A———B------C———D

⑷(Z2)(Z3)

盛

％

琢

A+Z1e4G品=-g?

c琢

B+Z2e-\G^W=-ZFE?

廢2

D

+)C+Z3F--

酸第溫)=-Z3FE;

D

A+ZTe

Zx=Z]+Z?+Z3

4GlX)=A=G品+\G舄)+A「G焉

Q

-ZXFE=-z甫-Z2FE^-Z3FE?

E2=ZxEf+Z2E?+Z3以

re_Z^E：+Z2Ef+Z3E?

E”工

總結(jié)

第七章與前兩章一樣，都是比較重要的章節(jié)，涉及到的計(jì)算題重點(diǎn)很多，幾乎每一小節(jié)都

是考試的重點(diǎn)，五六七這三章要結(jié)合起來看，結(jié)合考的兒率很大。

課本例題看7-2,7-3,7-4,7-5,7-6,7-7,7-9,7-11,7-12,7-13,7-14

課后習(xí)題做4,5,6,11,13,14,16,19,20,21,23

?第八章原子結(jié)構(gòu)

8.1氫原子結(jié)構(gòu)

氫原子光譜和Bohr理論、電子的波粒二象性、量子數(shù)★

氫原子的基態(tài)和激發(fā)態(tài)

8.2多電子原子結(jié)構(gòu)

多電子原子軌道能級(jí)★、核外電子排布★

8.3元素周期律

原子的電子層結(jié)構(gòu)和元素周期系、元素性質(zhì)的周期性★

知識(shí)點(diǎn)一

?氫原子光譜

?Bohr理論及三點(diǎn)假設(shè)

,電子的波粒二象性

四個(gè)量子數(shù)

①主量子數(shù)n

n=l,2,3........

②角量子數(shù)

1=0,1,2,.......n-1

③磁量子數(shù)m

m=+l...—I

④自旋量子數(shù)ms

11

m=—mv=—

s212

主量子數(shù)”：

與電子能量有關(guān)，對(duì)于氫原子，電子能量唯一決定于"；

?2.179x10-18

E=------J

不同的n值，〃對(duì)應(yīng)于不同的電子層：

12345...

KLMNO...

角量子數(shù)/:

/的取值0,1,2,3……n-1

對(duì)應(yīng)著s,p,d,f..（亞層）

/決定了它的角度函數(shù)的形狀。

磁量子數(shù)，”：

，”可取0,土1,±2.......+/；

其值決定了它角度函數(shù)的空間取向

知識(shí)點(diǎn)二

核外電子排布

核外電子分布三規(guī)則：

?最低能量原理

電子在核外排列應(yīng)盡先分布在低能級(jí)軌道上，使整個(gè)原子系統(tǒng)能量最低。

,Pauli不相容原理

每個(gè)原子軌道中最多容納兩個(gè)自旋方式相反的電子。

?Hund規(guī)則

在n和1相同的軌道上