化學(xué)2013物質(zhì)科學(xué)

期末復(fù)習(xí)2013.6.17---第六章化學(xué)反應(yīng)的平衡1化學(xué)平衡與平衡常數(shù)2平衡常數(shù)與Gibbs自由能3反應(yīng)方向的判斷4化學(xué)平衡的移動(dòng)5多重平衡平衡常數(shù)平衡常數(shù)的寫法實(shí)驗(yàn)平衡常數(shù)和標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù)標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù)的計(jì)算等溫方程式化學(xué)反應(yīng)達(dá)到平衡當(dāng)c(Ag+)=1.0010-2mol·dm-3，c(Fe2+)=0.100mol·dm-3，c(Fe3+)=1.0010-3mol·dm-3時(shí)反應(yīng)向哪一方向進(jìn)行?例：25oC時(shí)，反應(yīng)Fe2+(aq)+Ag+(aq)Fe3+(aq)+Ag(s)的K

=3.2。解：計(jì)算反應(yīng)商，判斷反應(yīng)方向

Q<K,反應(yīng)向正反應(yīng)方向進(jìn)行。反應(yīng)方向的判斷化學(xué)平衡的移動(dòng)放熱反應(yīng)，ΔH<0，斜率>0，T升高，K減小，平衡逆向移動(dòng)

多重平衡

7作業(yè)p126作業(yè)p127

第七章酸堿電離與反應(yīng)平衡1酸堿質(zhì)子理論2弱酸弱堿電離平衡計(jì)算3酸堿電離平衡的移動(dòng)-緩沖溶液酸堿質(zhì)子理論質(zhì)子酸堿的定義，共軛酸堿對(duì)質(zhì)子酸堿的反應(yīng)溶劑間的質(zhì)子傳遞反應(yīng)-自耦反應(yīng)溶劑和溶質(zhì)間的質(zhì)子傳遞反應(yīng)-電離反應(yīng)溶質(zhì)和溶質(zhì)間的質(zhì)子傳遞反應(yīng)-電離反應(yīng)酸堿電離平衡常數(shù)水的自耦電離平衡常數(shù)弱酸弱堿電離平衡計(jì)算酸堿電離平衡的移動(dòng)-同離子效應(yīng)緩沖溶液作業(yè)P179~180作業(yè)P180~181第八章配位化合物與配位平衡1配合物的組成與命名配離子的組成（中心體+配體）配合物的組成（內(nèi)界+外界）與命名2配合物的異構(gòu)現(xiàn)象結(jié)構(gòu)異構(gòu)空間異構(gòu)3配合物的成鍵理論價(jià)鍵理論晶體場(chǎng)理論4配位平衡平衡常數(shù)配位平衡的移動(dòng)[CoCl(NO2)(NH3)4]Cl一氯.一硝基.四氨合鈷（III）

基本概念空間異構(gòu)面式經(jīng)式2成鍵理論（一）價(jià)鍵理論要點(diǎn)雜化成鍵內(nèi)軌型和外軌型磁性測(cè)定做最終判斷（二）價(jià)鍵理論的局限不能解釋配合物磁性不能解釋配合物顏色CoF63+:Co3+:3d63d4s4p4d6個(gè)F-雜化4dsp3d23d正八面體構(gòu)型外軌型，μ=4.90B.M.6個(gè)鍵Co(NH3)63+:Co3+:3d6內(nèi)軌型，μ=03d4s4p4d3d4dd2sp36個(gè)配鍵6個(gè)NH3重排雜化正八面體構(gòu)型223d4s4p4d（三）中心離子的雜化方式和配合物的空間構(gòu)型配位數(shù)空間構(gòu)型雜化軌道類型典型實(shí)例2直線型sp[Ag(NH3)2]+3三角形sp2[HgI3]-4正四面體sp3Zn(NH3)42+平面正方形dsp2[Ni(CN)4]2-,[Pt(NH3)4]2-,[Cu(NH3)4]2+

5三角雙錐dsp3[Fe(CO)5]四方錐d4s[MnCl5]2-6八面體sp3d2FeF63–,

AlF63-,[Fe(H2O)6]2+d2sp3Fe(CN)63–,Co(NH3)63+補(bǔ):化學(xué)鍵與分子空間構(gòu)型價(jià)鍵理論回答化學(xué)鍵的本質(zhì)雜化軌道理論解釋分子結(jié)構(gòu)價(jià)電子對(duì)互斥理論預(yù)測(cè)分子結(jié)構(gòu)分子軌道理論用于量子化學(xué)計(jì)算成鍵理論（四）晶體場(chǎng)理論要點(diǎn)能級(jí)分裂分裂能可以解釋配合物磁性可以解釋配合物顏色晶體場(chǎng)理論的應(yīng)用1).配合物的磁性2).配離子的顏色

d-d

躍遷使配合物產(chǎn)生顏色h3配位平衡配位平衡及平衡常數(shù)配離子的逐級(jí)解離K穩(wěn)，K不穩(wěn)作業(yè)P366作業(yè)P367第九章沉淀-溶解平衡1沉淀-溶解平衡理解沉淀溶解平衡含義如何利用Ksp計(jì)算2沉淀-溶解平衡的移動(dòng)同離子效應(yīng)多重平衡31在含有0.10moldm-3

的Cl-和I-的溶液中，逐滴加入AgNO3溶液，可能發(fā)生以下反應(yīng)：兩者能否進(jìn)行有效的分離?例題一:AgCl和AgI開始發(fā)生沉淀時(shí)分別所需的[Ag+]：AgCl：AgI：32由于沉淀I-離子所需的Ag+離子濃度小的多，加入AgNO3首先達(dá)到AgI的Ksp而析出AgI沉淀，然后才會(huì)析出Ksp較大的AgCl沉淀，完成兩者的分離。即Ag+離子濃度從8.52×10-16~1.77×10-9可分離。分離效果如何？33用AgNO3沉淀I-時(shí)，由于AgI不斷析出，使溶液中[I-]不斷降低，為了繼續(xù)析出沉淀，[Ag+]必須不斷增大，當(dāng)[Ag+][Cl-]=Ksp,AgCl時(shí)，AgCl和AgI同時(shí)沉淀。此時(shí)，對(duì)AgCl和AgI都是飽和溶液，I-、Cl-和Ag+應(yīng)該同時(shí)滿足下式：即當(dāng)[Cl-]比[I-]大2.08106倍時(shí)，AgCl開始沉淀，此時(shí)溶液中的[I-]：34室溫下，在10ml0.10moldm-3MgCl2

溶液中，加入10ml0.10moldm-3的氨水，若控制Mg(OH)2沉淀不析出，則需加入固體NH4Cl多少克?解：若使Mg(OH)2不析出，則已知[Mg2+]=0.05moldm-3，則，因此，當(dāng)[OH-]<1.5510-6moldm-3時(shí)(pH=8.2)才不會(huì)有Mg(OH)2沉淀。例題一:35所以至少加入的NH4Cl為：由于不同氫氧化物的Ksp不同，因此它們沉淀所需的pH值也不同。因此通過控制pH值可達(dá)到分離金屬離子的目的。氨水中的[OH-]又依賴于[NH4+]：作業(yè)p197作業(yè)P197~198第十章氧化還原平衡和電化學(xué)基礎(chǔ)1氧化數(shù)與氧化還原方程式的配平2原電池與電極電勢(shì)3標(biāo)準(zhǔn)電極電勢(shì)和氧化還原平衡4電極電勢(shì)的間接計(jì)算5濃度對(duì)電極電勢(shì)的影響-Nernst方程6由電勢(shì)測(cè)定求Ksp或pH1氧化數(shù)和氧化還原方程式的配平確定氧化數(shù)的原則單質(zhì)，離子化合物，共價(jià)化合物，氧化數(shù)的計(jì)算方法氧化還原方程式的配平步驟確定生成物，注明反應(yīng)條件確定氧化數(shù)的變化氧化劑，還原劑的電子得失數(shù)目相等反應(yīng)方程式兩邊原子數(shù)目數(shù)目相等離子方程式兩邊離子電荷數(shù)目相等作業(yè)問題2原電池與電極電勢(shì)原電池基本原理原電池符號(hào)表示電極電勢(shì)作業(yè)問題-電極反應(yīng)41陽(負(fù))極:2e陰極(正):電極反應(yīng)

總反應(yīng)（電池反應(yīng)）：?jiǎn)蝹€(gè)電極的電極電勢(shì)43氧化態(tài)

+ne

還原態(tài)3標(biāo)準(zhǔn)電極電勢(shì)的概念及應(yīng)用氧化劑還原劑的強(qiáng)弱反應(yīng)的方向反應(yīng)的限度454電極電勢(shì)的間接計(jì)算M1

M2M3E1n1E2n2E3n346例題:已知求的電極電勢(shì)E3。ClO3-

Cl2Cl-E3n3E2n2E1n1解：元素電勢(shì)圖47同一元素不同氧化還原半反應(yīng)，電極電勢(shì)互求的基本公式。1.451.191.211.641.631.3581.151.271.47EA:判斷歧化反應(yīng)：E右

>E左作業(yè)1：將以上元素電勢(shì)圖改寫成完整的電極反應(yīng)(標(biāo)出Eθ),并按Eθ由高到低的順序排列。48金屬釩V的元素電勢(shì)圖為：已知：根據(jù)計(jì)算，選擇下列反應(yīng)過程的適當(dāng)?shù)倪€原劑：解：可分步考慮，即還原劑電對(duì)的電極電勢(shì)應(yīng)該小于每一步的氧化劑電對(duì)的電極電勢(shì)。Sn2+Zn2+Fe2+49Cl的元素電勢(shì)圖作業(yè)2：計(jì)算問號(hào)位置的標(biāo)準(zhǔn)電極電勢(shì)。5.濃度對(duì)電極電勢(shì)的影響-Nernst方程作業(yè)問題51例題一：已知

求Ksp,AgCl。所以：解：在標(biāo)準(zhǔn)狀況下，K