考研無機化學(xué)-知識點總結(jié)

第一章物質(zhì)存在的狀態(tài)....................................................2

一、氣體.................................................................2

二、液體.................................................................3

①溶液與蒸汽壓..........................................................3

②溶液的沸點升高和凝固點的下降........................................3

③滲透壓.................................................................4

④非電解質(zhì)稀溶液的依數(shù)性...............................................4

三、膠體.................................................................4

第二章化學(xué)動力學(xué)初步..................................................5

一、化學(xué)反應(yīng)速率........................................................5

二、化學(xué)反應(yīng)速率理論....................................................6

三、影響化學(xué)反應(yīng)速率的因素.............................................6

2、溫度..................................................................7

第三章化學(xué)熱力學(xué)初步..................................................8

-、熱力學(xué)定律及基本定律...............................................8

二、化學(xué)熱力學(xué)四個重要的狀態(tài)函數(shù).......................................9

4、自由能..............................................................10

①吉布斯自由能.........................................................10

②自由能G——反應(yīng)自發(fā)性的判據(jù)........................................11

③標(biāo)準(zhǔn)摩爾生成自由能A/G,/...............................................................................11

④有關(guān)AG°的計算11

三、化學(xué)熱力學(xué)的應(yīng)用..................................................11

一、化學(xué)平衡...........................................................13

二、化學(xué)平衡常數(shù).......................................................13

無機化學(xué)(上)知識點總結(jié)

第一章物質(zhì)存在的狀態(tài)

-、氣體

1、氣體分子運動論的基本理論

①氣體由分子組成，分子之間的距離＞＞分子直徑；

②氣體分子處于永恒無規(guī)則運動狀態(tài)；

③氣體分子之間相互作用可忽略，除相互碰撞時；

④氣體分子相互碰撞或?qū)ζ鞅诘呐鲎捕际菑椥耘鲎?。碰撞時總動能保持不變，沒

有能量損失。

⑤分子的平均動能與熱力學(xué)溫度成正比。

2、理想氣體狀態(tài)方程

①假定前提：a、分子不占體積；b、分子間作用力忽略

②表達(dá)式：pV=nRT；R^8.314kPa?L?mol-1?K-1

③適用條件：溫度較高、壓力較低使得稀薄氣體

④具體應(yīng)用：a、已知三個量，可求第四個；

WW

b、測量氣體的分子量：pV=—RT(n=—)

MM

c、已知氣體的狀態(tài)求其密度P：pV=—wRT-p=W-R^T-*P—RT=p

MMVMV

3、混合氣體的分壓定律

①混合氣體的四個概念

a、分壓：相同溫度下，某組分氣體與混合氣體具有相同體積時的壓力；

b、分體積：相同溫度下，某組分氣體與混合氣體具有相同壓力時的體積

c、體積分?jǐn)?shù)：＜1＞=—

d、摩爾分?jǐn)?shù)：xi=—

〃總

②混合氣體的分壓定律

a、定律：混合氣體總壓力等于組分氣體壓力之和；

某組分氣體壓力的大小和它在混合氣體中體積分?jǐn)?shù)或摩爾數(shù)成正比

b、適用范圍：理想氣體及可以看作理想氣體的實際氣體

C、應(yīng)用：已知分壓求總壓或由總壓和體積分?jǐn)?shù)或摩爾分?jǐn)?shù)求分壓、

4、氣體擴散定律

①定律：T、p相同時，各種不同氣體的擴散速率與氣體密度的平方根成反比:

（P表示密度）

②用途：a、測定氣體的相對分子質(zhì)量；b、同位素分離

二、液體

1、液體

①蒸發(fā)氣體與蒸發(fā)氣壓

A、飽和蒸汽壓：與液相處于動態(tài)平衡的氣體叫飽和氣，其氣壓叫做飽和蒸汽壓

簡稱飽和氣；

B、特點：a、溫度恒定時為定值；

b、氣液共存時不受量的變化而變化；

c、物質(zhì)不同，數(shù)值不同

②沸騰與沸點

A、沸騰：當(dāng)溫度升高到蒸汽壓與外界壓力相等時，液體就沸騰，液體沸騰

時的溫度叫做沸點；

B、特點：a、沸點的大小與外界壓力有關(guān)；外界壓力等于lOlkPa時的沸點

為正常沸點；b、沸騰是液體表面和內(nèi)部同時氣化的現(xiàn)象

2、溶液

①溶液與蒸汽壓

a、任何物質(zhì)都存在飽和蒸汽壓；

b、純物質(zhì)的飽和蒸汽壓只與物質(zhì)本身的性質(zhì)和溫度有關(guān)；

c、一定溫度下飽和蒸汽壓為常數(shù)；

d、溶液蒸汽壓的下降：△P=P純液體-P溶液小?m

②溶液的沸點升高和凝固點的下降

a、定量描述：沸點升高△T/K「m

凝固點下降△11/=%?m

僅適用于非電解質(zhì)溶液

b、注意：①T/的下降只與溶劑的性質(zhì)有關(guān)

②心、K/的物理意義：1kg溶劑中加入Imol難揮發(fā)的非電解

質(zhì)溶質(zhì)時，沸點的升高或凝固點下降的度數(shù)

c、應(yīng)用計算：i、已知稀溶液的濃度，求△1"/,、ATZ

ii、已知溶液的△TZ,、/XT/求溶液的濃度、溶質(zhì)的分子量

d、實際應(yīng)用：i、制冷劑:電解質(zhì)如NaCl、CaCl2

ii、實驗室常用冰鹽?。篘aCl+H20f22°C

CaCl2+H20-*-55°C

iii、防凍劑：非電解質(zhì)溶液如乙二醇、甘油等

③滲透壓

a、滲透現(xiàn)象及解釋：

滲透現(xiàn)象的原因：半透膜兩側(cè)溶液濃度不同；

滲透壓：為了阻止?jié)B透作用所需給溶液的額外壓力

b、定量描述：Vant'Hoff公式：

HRT

nV=nRT□=竺上即TI=cRT

V

ri為溶液的滲透壓，C為溶液的濃度，R為氣體常量，T為溫

度。當(dāng)濃度C較小時，可近似為

④非電解質(zhì)稀溶液的依數(shù)性

a、難揮發(fā)非電解質(zhì)稀溶液的蒸汽壓下降、凝固點下降、沸點上升和滲透壓變

化都與溶液中所含的種類和性質(zhì)無關(guān)，只與溶液的濃度有關(guān)，總稱溶液的

依數(shù)性，也叫非電解質(zhì)稀溶液的通性。

b、注意：上述非電解質(zhì)稀溶液的有關(guān)計算公式用于電介質(zhì)稀溶液時要乘以

相應(yīng)電解質(zhì)中溶液中的質(zhì)點數(shù)；但濃溶液不能用上述公式計算。

三、膠體

1、膠體的組成：分散相+分散介質(zhì)+穩(wěn)定劑

2、膠體的性質(zhì)：

①光學(xué)性質(zhì)：丁達(dá)爾效應(yīng)-------膠團對光的散射現(xiàn)象；

②動力性質(zhì)：布朗運動----------膠團粒子的不規(guī)則運動；

③電學(xué)性質(zhì)：電泳現(xiàn)象----------膠粒在電場下的不規(guī)則運動

3、溶膠的穩(wěn)定性

①動力學(xué)穩(wěn)定性：膠團運動

②聚集穩(wěn)定性：膠粒的帶電性使同種電荷有排斥作用；

③熱力學(xué)穩(wěn)定性：膠體粒子因很大的比表面積而能聚集成大顆粒

4、膠體的聚沉------關(guān)鍵：穩(wěn)定性的去除

①加電解質(zhì)，如明研使水凈化（吸附電荷）；

②與相反電性的溶膠混合；

③加熱

第二章化學(xué)動力學(xué)初步

一、化學(xué)反應(yīng)速率

①表達(dá)：化學(xué)反應(yīng)速率可用反應(yīng)物或生成物的濃度隨時間的變化率來表示。

②數(shù)學(xué)表達(dá)式：對于反應(yīng)A-B：二手或京=乎

注：以反應(yīng)物濃度減少和生成物濃度增大和生成物濃度增大表示是符號不同；用

不同物質(zhì)濃度來表示反應(yīng)速率不同。

2、反應(yīng)進度

①定義：對于化學(xué)計量方程式，若定義=稱《為反應(yīng)進度。J表示

物質(zhì)變化量除以相應(yīng)的計量系數(shù)。

②表達(dá)式：J=4殳=組二”，唳表示化學(xué)計量系數(shù)。

③表式意義：表示一個反應(yīng)進行的程度；其綱量為摩爾；自=1加。/指按化學(xué)計量

方程式進行一個單位的反應(yīng)

④注意：反應(yīng)進度J的表示與計量方程式的寫法有關(guān)。

3、速率方程和速率常數(shù)

①速率方程：把反應(yīng)物濃度和反應(yīng)速率聯(lián)系起來的數(shù)學(xué)表達(dá)式。

對于反應(yīng)：aA+BbfgG+hH

反應(yīng)速率v=k?c"(A)?c"(B),即為速率方程式，式中的常數(shù)k

即為反應(yīng)速率常數(shù)。

②反應(yīng)速率常數(shù)：

a、物理意義：k只取決于反應(yīng)的本性(Ea,活化能)和溫度；

b、注意事項：k是溫度的函數(shù)，與濃度的大小無關(guān)；

k的單位即量綱，隨速率方程變化而變化；

k一般由實驗測得，只有基元反應(yīng)可以直接寫出。

③速率方程的實驗測定

作圖法：由濃度一時間動力學(xué)曲線可得到斜率k及速率常數(shù)；

初速法：可得到個反應(yīng)的反應(yīng)級數(shù)

4、基元反應(yīng)和非基元反應(yīng)

①基元反應(yīng)：反應(yīng)物分子在有效碰撞過程中經(jīng)過一次化學(xué)變化就能轉(zhuǎn)化為產(chǎn)物的

反應(yīng)；

注意：由一個基元反應(yīng)構(gòu)成的化學(xué)反應(yīng)又稱簡單反應(yīng)；

只有基元反應(yīng)才能根據(jù)質(zhì)量作用定律直接寫出速率方程

②非基元反應(yīng)：反應(yīng)分子需經(jīng)過幾步反應(yīng)才能轉(zhuǎn)化為反應(yīng)產(chǎn)物的反應(yīng)。

注意：非基元反應(yīng)的速率方程不能根據(jù)反應(yīng)式寫出速率方程，必須根據(jù)

實驗測定的結(jié)果有反應(yīng)歷程推出，并驗證；

復(fù)雜的非基元反應(yīng)一分成若干個基元反應(yīng)一最慢一步發(fā)寧作為蘇

空反應(yīng)步驟

5、反應(yīng)級數(shù)

①定義：速率方程中各反應(yīng)物濃度的指數(shù)；

②說明：如v=k?cM(A).c'"(B)則反應(yīng)物A的反應(yīng)級數(shù)為m,反應(yīng)物B的反應(yīng)級

數(shù)為n；總反應(yīng)級數(shù)為m+n

③注意：a、反應(yīng)級數(shù)表示了反應(yīng)物濃度對反應(yīng)速率影響的大小關(guān)系；反應(yīng)級數(shù)

只能由實驗測定；

b、反應(yīng)級數(shù)可以是整數(shù)、分?jǐn)?shù)、零或負(fù)數(shù)；

c、零級反應(yīng)的反應(yīng)速率與反應(yīng)物濃度無關(guān)

④反應(yīng)級數(shù)的確定

基本方法

a、測定反應(yīng)物濃度c隨時間t的變化；

b、作c-t圖像，求個時刻的速度v；

c、分析v與濃度c的變化關(guān)系，確定m、n

二、化學(xué)反應(yīng)速率理論

1、碰撞理論

①主要內(nèi)容：反應(yīng)物分子間的相互碰撞是反應(yīng)進行的必要條件，反應(yīng)物分子碰撞

頻率越高，反應(yīng)速率越快，但并非每次碰撞都能引起反應(yīng)發(fā)生，能

發(fā)生化學(xué)反應(yīng)的碰撞為有效碰撞

②有效碰撞發(fā)生的條件：

a、相互碰撞的分子應(yīng)有適合的碰撞取向；

b、相互碰撞的分子必須具有足夠的能量。把能夠發(fā)生有效碰撞的分子

稱為活化分子

③根據(jù)碰撞理論，增大化學(xué)反應(yīng)速率的方法：

a、增大單位時間內(nèi)分子碰撞的總數(shù)--------增大濃度；

b、增大碰撞總數(shù)中有效碰撞的百分?jǐn)?shù)------升高溫度

④活化能：碰撞理論認(rèn)為，活化能是活化分子的平均能量與反應(yīng)物分子的平均能

量之差

2、過渡態(tài)理論

①主要內(nèi)容：化學(xué)反應(yīng)并不是通過簡單碰撞就能完成的，而是在反應(yīng)物到生成物

的過程中經(jīng)過一個高能的過渡態(tài)，處于過渡態(tài)的分子叫做活化絡(luò)合

物。活化絡(luò)合物是一種是一種高能量的不穩(wěn)定的反應(yīng)物原子組合體，

它能較快的分解為新的能量較低的生成物。

②活化能E“：過渡態(tài)理論認(rèn)為，活化能是反應(yīng)物分子能量與處于過渡態(tài)的活化

絡(luò)合物分子的平均能量之差

3、活化能：決定反應(yīng)速率的內(nèi)在因素

①活化能在一定溫度范圍內(nèi)可認(rèn)為是常數(shù)；

②活化能對反應(yīng)速率的影響很大；E”越小，反應(yīng)速率越大；

③催化劑可以改變反應(yīng)的活化能，故可以降低化學(xué)反應(yīng)速率

三、影響化學(xué)反應(yīng)速率的因素

1、濃度：由速率方程v=k?c2A）c"（8）知，濃度對化學(xué)反應(yīng)速率有一定的影響

壓強對化學(xué)反應(yīng)速率與的影響是通過濃度來實現(xiàn)的。

2、溫度

①范特霍夫規(guī)則：對于一般的化學(xué)反應(yīng)，溫度每升高10K,反應(yīng)速率增加2-4倍

②阿倫尼烏斯公式：

a、表達(dá)式：k=AU,其中，A為特征常數(shù)，既指前因子；E“為經(jīng)驗常數(shù)即活

化能，k為反應(yīng)速率常數(shù)，R為摩爾氣體常數(shù)8.314人小。/7-1,e為自然對

數(shù)底，該公式的對數(shù)形式為1gk=lgA—-

2.303RT

b、應(yīng)用：（1）求某一溫度下某反應(yīng)的k：

作圖法：Igk對工1作圖可得一直線關(guān)系；斜率：—一E截距1g

T2.3037?

斜率大的活化能E“大，反應(yīng)速率隨溫度的升高增加較快

二點法:不同溫度下反應(yīng)速率常數(shù)k的計算

（2）由lgk-工的圖像得出的結(jié)論：

T

i、同一反應(yīng)，低溫低和高溫時變化同樣的溫度，低溫時反應(yīng)速率變

化大；即一個反映在低溫時速率隨溫度變化比高溫區(qū)更顯著

ii、不同反應(yīng)，變化相同的溫度時，E“大的反應(yīng)k變化大。升高溫

度有利于區(qū)大的反應(yīng)

3、催化劑及基本特征

a、催化劑和催化作用：正催化劑；負(fù)催化劑（阻化劑）

b、催化劑的特征：i、催化劑只改變反應(yīng)速率，不改變反應(yīng)方向；

ii、催化劑同等程度地改變正逆反應(yīng)的活化能，同時提高正

逆化學(xué)反應(yīng)速率；

iii、催化劑具有一定的選擇性；

iv、催化劑在反應(yīng)前后不發(fā)生變化，但在反應(yīng)過程中會變化

第三章化學(xué)熱力學(xué)初步

一、熱力學(xué)定律及基本定律

1、基本概念

①環(huán)境與體系

a、體系

i、定義：人為劃出的作為研究對象的一部分空間。

ii、分類：敞開體系（與外界可進行物質(zhì)能量交換）

封閉體系（只有能量交換）

孤立體系（物質(zhì)、能量均不與外界交換）

b、環(huán)境：出體系以外的其他部分，與體系存在能量交換

②功和熱：

a、熱（Q）：i、系統(tǒng)與環(huán)境由于溫差而傳遞的能量

Q>0,體系從環(huán)境中吸熱；Q<0,體系從環(huán)境中放熱；

物體之間可通過功、熱、輻射三種形式交換能量

ii、熱容、比熱容、摩爾熱容

b、功：i、熱力學(xué)’中除熱求其它各疝被傳遞的能量統(tǒng)稱為功

氣體膨脹做功：w=-pAV

環(huán)境對體系做功，w>0；體系對環(huán)境做功，W<0

③狀態(tài)及狀態(tài)函數(shù)

a、狀態(tài)：體系的某種存在狀況。它由一系列的物理量決定，如氣體的P、V、T

等，一旦體系處于一定的狀態(tài)，體系的所有其它性質(zhì)都有確定值

b、狀態(tài)函數(shù)：在特定狀態(tài)下，某一性質(zhì)具有唯一值，則稱該狀態(tài)為狀態(tài)函數(shù)。

c、結(jié)論：狀態(tài)一定值一定，殊途同歸變化同，周而復(fù)始變化零。

④過程與途徑

a過程

、體系變化狀態(tài)變化的經(jīng)過

途

b徑

、變成一個過程所經(jīng)歷的具體步驟

注

C意

、

無體系狀態(tài)函數(shù)的變化只取決于體系始終變化的過程，而與變化的路徑

關(guān)

⑤廣度性質(zhì)與強度性質(zhì)

a、廣度性質(zhì)：及容量性質(zhì)，與體系中物質(zhì)的量成正比的量，具有加和性

b、強度性質(zhì)：數(shù)值上不隨體系中物質(zhì)總量的變化而變化的物理量，不具加和性

⑥熱力學(xué)標(biāo)準(zhǔn)態(tài)：

當(dāng)系統(tǒng)中各種氣態(tài)物質(zhì)的氣壓均為標(biāo)準(zhǔn)壓力pd,固態(tài)和液態(tài)物質(zhì)表面承受

的壓力等于壓力p,，溶液中各物質(zhì)的濃度均為1小。八//時，我們就說物質(zhì)處于

熱力學(xué)標(biāo)準(zhǔn)態(tài)。

注：熱力學(xué)標(biāo)準(zhǔn)態(tài)并未對溫度有限制，熱和溫度都有熱力學(xué)標(biāo)準(zhǔn)態(tài)。

2、熱力學(xué)定律：

①熱力學(xué)第一定律

a1實質(zhì)：能量守恒與轉(zhuǎn)化定律

b、數(shù)學(xué)表達(dá)式：AU=Q+W

C、注意：i、Q與w的符號；ii、功和熱不是狀態(tài)函數(shù)，但兩者之和是狀態(tài)函

數(shù)

②熱力學(xué)第二定律：揭示了宏觀過程的方向與限度

嫡增加原理：孤立體系有自發(fā)向混亂度增加的方向變化的趨勢

③熱力學(xué)第三定律：任何純物質(zhì)的完整晶體在T=OK時的嫡值為零

二、化學(xué)熱力學(xué)四個重要的狀態(tài)函數(shù)

1、熱力學(xué)能(內(nèi)能)

①符號U,是系統(tǒng)內(nèi)各種形式能量的總和

②內(nèi)能的變化△!；

a、對于孤立體系，環(huán)境改變，內(nèi)能不變；對于非體系，\U=U,-Uo

b、標(biāo)準(zhǔn)摩爾反應(yīng)熱力學(xué)能變化(反應(yīng)內(nèi)能變化)：符號表示反應(yīng)是在

熱力學(xué)標(biāo)準(zhǔn)態(tài)下進行的，其值的大小與化學(xué)反應(yīng)方程式的書寫一一對應(yīng)。

2、焰

①焰

a、定義：H=U=pV

b、焰變：=H始態(tài)-"終態(tài)=AU+pV

c、符號規(guī)定：放熱反應(yīng)，△?【＜()；吸熱反應(yīng)，△HvO

d、單位：kJ,mol-|

e、表式意義：化學(xué)反應(yīng)在等溫等壓下發(fā)生，不做其它功時，化學(xué)反應(yīng)的熱效應(yīng)

等于系統(tǒng)狀態(tài)函數(shù)的變化量

f、注意：4H表示每摩爾反應(yīng)即自=加山時一，而不是每摩爾反應(yīng)物

②熱化學(xué)方程式

a、表式意義：表示化學(xué)反應(yīng)與其熱效應(yīng)關(guān)系的化學(xué)方程式

b、標(biāo)準(zhǔn)寫法(以下列為例)：

2H2(g)+O2=2H2O(g)△月/=-483.6〃-"zoL

c、書寫化學(xué)方程式的注意事項

i、需注明反應(yīng)條件；

ii、需注明各物質(zhì)的存在狀態(tài)；

iii、正確表達(dá)反應(yīng)的熱效應(yīng)

d、標(biāo)準(zhǔn)反應(yīng)熔

定義：當(dāng)反應(yīng)物和生成物都處于標(biāo)準(zhǔn)態(tài)時的反應(yīng)焰變，用來表示

非標(biāo)準(zhǔn)態(tài)(壓力不為//)時，則表示為

單位：kJmor',標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)下，反應(yīng)進度為1〃血時的焰變

3、嫡

①混亂度和煽

混亂度：即無序度，其大小與體系中存在的微觀粒子數(shù)目有關(guān)

嫡：體系混亂度的熱力學(xué)度量

表示符號：S；單位：J嫡是狀態(tài)函數(shù)，具有廣度性質(zhì)

②絕對嫡：任何溫度下的嫡值，及溫度為T時-，AS=S「-So=S'(T)

注：絕對嫡為相對值

③反應(yīng)燧：發(fā)生Imol時端變化的簡稱，

化學(xué)反應(yīng)的上增大還是減小，有時很容易判斷：

凡氣體分子增多的反應(yīng)，一定是烯增反應(yīng)；反之是嫡減小反應(yīng)；反應(yīng)前

后氣體分子數(shù)目不變的反應(yīng)難以嫡增還是嫡減

④標(biāo)準(zhǔn)嫡

a、定義：在標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)下，Imol純凈物質(zhì)的絕對嫡叫標(biāo)準(zhǔn)嫡

b、符號：Sm0(T)；單位：J注：應(yīng)指定溫度T

c、嫡的可比性

i、在相同條件下，5氣＞S液＞S固；

ii、結(jié)構(gòu)相似，相對分子量不同的物質(zhì)，Sm隨相對分子量的增加而增大

iii、相對分子量接近，分子結(jié)構(gòu)越復(fù)雜的，S,“也越大

⑤標(biāo)準(zhǔn)摩爾反應(yīng)境變

a、熱力學(xué)標(biāo)準(zhǔn)態(tài)下，反應(yīng)終始態(tài)物質(zhì)的烯值之差

b、標(biāo)準(zhǔn)摩爾反應(yīng)燃變(標(biāo)準(zhǔn)反應(yīng)烯)：A,,5,/=2[vB5j(S)

c、意義：i、正值(端增加)傾向自發(fā)過程；

ii、負(fù)值傾向非自發(fā)過程

4、自由能

①吉布斯自由能

a、定義：封閉系統(tǒng)在等溫等壓條件下向環(huán)境可能做的最大有用功對應(yīng)的狀態(tài)函

數(shù)，符號為AG；

b、計算公式：NG=LH—TbS

在等溫條件下可以理解為，烙變（△【【）=自由能變化（AG）+熱

力學(xué)溫度（T）X烯變（△5）

c、意義：當(dāng)4G<0時，jVmax'>0,表明自由能被用來做最大有用功，是自發(fā)過

程；

當(dāng)時，Wmax'<0,表明過程非自發(fā)進行，必需由環(huán)境對體系做

功

②自由能G——反應(yīng)自發(fā)性的判據(jù)

定溫定壓下，任何自發(fā)變化總是反應(yīng)吉布斯自由能函數(shù)減少

AG<0,自發(fā)過程，正向反應(yīng)自發(fā)；

AG>,非自發(fā)過程，其逆反應(yīng)為自發(fā)過程

③標(biāo)準(zhǔn)摩爾生成自由能A/G/

定義：在熱力學(xué)標(biāo)準(zhǔn)態(tài)下你，穩(wěn)定單質(zhì)的生成自由能為零。由穩(wěn)定單質(zhì)生

成Imol純物質(zhì)時反應(yīng)的自由能變化為該物質(zhì)的標(biāo)準(zhǔn)摩爾生成自由

能。

符號：△fG：單位：kJ-mor'

標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)下，穩(wěn)定單質(zhì)的△{/=（）

④有關(guān)AG°的計算

方法一：AG=-TbS

已知標(biāo)態(tài)下的A,,5,/,求一G，

當(dāng)溫度變化不大時，可近似認(rèn)為是常數(shù)，為298K時的值

方法二：由A/G,/求=Z4A/G,/（產(chǎn)物）-Z力A/G,/（生

成物）

方法三：根據(jù)蓋斯定律求AG,廣

方法四：對的修正公式

△，G*）=AG；（T）-RlnJ

廠（加“（令”

三、化學(xué)熱力學(xué)的應(yīng)用

1、蓋斯定律

①內(nèi)容：如果一個反應(yīng)可以分幾步進行，則總反應(yīng)的婚變等于各分步反應(yīng)婚變之

和，前提是保持反應(yīng)條件（溫度、壓力）不變。

②應(yīng)用：用于進行太慢或反應(yīng)速率不易控制而無法直接測得反應(yīng)熱的化學(xué)反應(yīng)。

③應(yīng)用條件：a、某化學(xué)反應(yīng)是在等壓（或等容）的條件下進行的，在分步完成

時各分步反應(yīng)也要在等壓（等容）條件下進行

b、要消去某一物質(zhì)時，不僅要求物質(zhì)的種類相同，其物質(zhì)的聚集狀態(tài)

也要相同。

第四章化學(xué)反應(yīng)的熱平衡

一、化學(xué)平衡

1、化學(xué)平衡的建立：在一定的條件下，可逆化學(xué)反應(yīng)的正負(fù)反應(yīng)速率相等時的

狀態(tài)。

2、化學(xué)平衡的特點：①是一個動態(tài)的過程；②在平衡狀態(tài)下，△,《=（）；③化

學(xué)平衡的組成與到達(dá)平衡的途徑無關(guān)。

3、注意：化學(xué)平衡是相對的、有條件的、暫時的動態(tài)平衡；

從熱力學(xué)（宏觀）上講，在一定條件下達(dá)到平衡狀態(tài)時，系統(tǒng)的吉布斯

自由能達(dá)到最低時的狀態(tài)，A,.G=O,在宏觀上表現(xiàn)為靜止；

從動力學(xué)（微觀）上分析，處于平衡的反應(yīng)不過是正逆反應(yīng)速率相等時

的狀態(tài)，是整個反應(yīng)保持平衡，實際上正逆反應(yīng)仍在進行

二、化學(xué)平衡常數(shù)

1、標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù)

①定義：在一定的溫度下，可逆反應(yīng)達(dá)到平衡時，以產(chǎn)物計量系數(shù)為基的平衡濃

度的乘積與以反映計量系數(shù)為幕的平衡濃度的乘積的比值為常數(shù)，即化

學(xué)反應(yīng)的標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù)，用符號K'表示。

{e}?{二e}

②表達(dá)式：對于反應(yīng)aA+b8=cC+d￡>,長'=合——,量綱為1

③平衡常數(shù)的意義：化學(xué)平衡常數(shù)是反應(yīng)進行程度的標(biāo)志。K'值越大，反應(yīng)進

行程度越大，反應(yīng)進行得越徹底。

④影響因素：K,的大小與反應(yīng)物自身的性質(zhì)和反應(yīng)的溫度有關(guān)，而與體系中各

組分的濃度、分壓無關(guān)

⑤書寫標(biāo)準(zhǔn)平衡表達(dá)式的注意事項

a、式中各組分濃度或分壓為反應(yīng)平衡時的濃度或分壓；

b、反應(yīng)中有固體和純液體物質(zhì)時，其濃度視為常數(shù)，不寫在表達(dá)式中；

對于非水溶液，當(dāng)水作為溶質(zhì)時，其濃度應(yīng)視為常數(shù)，寫在表達(dá)式中；

c、的表達(dá)式與方程式的書寫有關(guān)；

d、多重平衡原則：總反應(yīng)的K"等于各相加分反應(yīng)的K'之積；正逆反應(yīng)

的標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù)互為倒數(shù)

e、平衡常數(shù)的大小與溫度有關(guān)，除298K溫度外，在其它狀態(tài)下，書寫

時標(biāo)明溫度

⑥有關(guān)計算：已知反應(yīng)的K.求平衡轉(zhuǎn)化率

2、實驗平衡常數(shù)

①定義：實驗得到的平衡常數(shù)叫做實驗平衡常數(shù)或經(jīng)驗平衡常數(shù)。

②分類：濃度平衡常數(shù)；分壓平衡常數(shù)

③表達(dá)式：濃度平衡常數(shù)表達(dá)式K.=EcJ

壓強平衡常數(shù)表達(dá)式K—pJ

二者關(guān)系：=K,.(RT產(chǎn)

④與標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù)的比較

a、標(biāo)準(zhǔn)煤平衡常數(shù)的量綱統(tǒng)一為1；

b、實驗平衡常數(shù)有K。、K,之分，且量綱不統(tǒng)一，特殊情況下才為1；

3、反應(yīng)炳J(分壓燃或濃度炳0,)

①表達(dá)式：對于反應(yīng)aA+b6=cC+d。

c(C)c(D)o

t)t夕j

濃度商。------——

cc(A)c(B)b

{p(C))C{p(D)}d

壓強商°。一常

P.P(A)p(B)

{J■b

②與平衡常數(shù)的比較

J>K時，ArGm>0,反應(yīng)逆向進行;

J=Kfft,A,.G?,=0,反應(yīng)達(dá)到平衡；

J<K時，\rGm<0,反應(yīng)正向進行

三、化學(xué)平衡的移動

1、平衡移動：從I日的平衡狀態(tài)轉(zhuǎn)移到新的平衡狀態(tài)的過程

2、勒沙特列原理：一旦改變維持化學(xué)平衡的條件，平衡就會向著減弱這個改變

的方向移動。

注意:①該原理不能實際判定某一系統(tǒng)是否達(dá)到平衡，只是預(yù)言了平衡打破

后，體系的新的平衡移動的方向；

②平衡移動的結(jié)果是建立了新的平衡體系；

③利用勒沙特列原理不能進行定量計算

第五章酸堿平衡

一、酸堿理論介紹

①酸堿的概念：凡是在水溶液中電離產(chǎn)生的陽離子全部是"+的物質(zhì)叫做酸；凡

是電離產(chǎn)生的陰離子全部是?！ǖ奈镔|(zhì)叫做堿；在水溶液中電離產(chǎn)生

的陽離子除外尚有其它離子或電離產(chǎn)生的陰離子除外尚有其

它離子的物質(zhì)的物質(zhì)叫做鹽。

+

②中和反應(yīng)的實質(zhì)：H+0H-=H20

③局限性：a、該理論的立論基礎(chǔ)是水溶液中電解質(zhì)的電離，不能脫離水溶液的

范疇，非水體系不適用；

b、只適用于含"+、的物質(zhì)，無法解釋N”3、/2。。3呈堿性的

事實；

2、布倫斯惕——勞倫酸堿質(zhì)子理論

①酸堿的概念：凡是能給出H+的物質(zhì)都是酸；凡是能接受〃+的物質(zhì)都是堿

②共輒酸堿對：質(zhì)子酸堿不是孤立的，它們通過質(zhì)子相互聯(lián)系，質(zhì)子酸釋放質(zhì)子

轉(zhuǎn)化為它的共輾堿，質(zhì)子堿得到質(zhì)子轉(zhuǎn)化為它的共輒酸。這種關(guān)系稱為酸堿共趣

關(guān)系，其酸堿稱為共匏酸堿對。

③酸堿反應(yīng)

實質(zhì)：質(zhì)子轉(zhuǎn)移的過程；

中和反應(yīng)的實質(zhì)：質(zhì)子的傳遞；

電離作用的實質(zhì)：水與分子酸堿之間的質(zhì)子傳遞；

阿倫尼烏斯酸堿理論中鹽類水解的實質(zhì)：水與離子酸堿之間的質(zhì)子傳遞

④注意：a、在質(zhì)子酸堿理論中，酸和堿可以是分子，可以是離子；

b、同一物質(zhì)有時可以做酸，有時可以做堿；

c、質(zhì)子理論中沒有鹽的概念，也無水解反應(yīng)；

d、單獨一對共輒酸堿對本身是不能發(fā)生酸堿反應(yīng)的

3、路易斯酸堿理論

二、水的電離和pH標(biāo)度

1、水的離子自遞

①水即是質(zhì)子酸又是質(zhì)子堿，水分子之間可以進行質(zhì)子傳遞：

H加+H8=HO+0H一

簡寫為H?0=+0H"即為水的電離

②水的離子積

純水的電離平衡常數(shù)稱為質(zhì)子自遞常數(shù)，簡稱為水的離子積。

298K時，純水的K”=1()74,[〃+]=[0”-]=10-7加0尸

水的質(zhì)子自遞是吸熱反應(yīng)，故Kw隨溫度的升高而增大

2、水溶液的pH值

①溶液的pH值pH=-館4軍

C

方便起見，當(dāng)H+的濃度小于1m。/時，用pH表示溶液的酸度；當(dāng)溶液的濃

度大于1〃奴?廣時，用"+的濃度，表示溶液的酸度。

p。”也可以表示溶液的酸堿度，p0H=7/9號）

c

pH+pOH=pKw298K時，pH+pOH=14

另外，水溶液的酸堿性取決于〃+與?！币坏臐舛鹊南鄬Υ笮?/p>

[H+]>[?！ㄒ籡時，溶液呈酸性；[H+]<[?！ㄒ籡時，溶液呈堿性；=

時，溶液呈中性

②酸堿測定計

③生物學(xué)意義

④酸堿指示劑

假設(shè)In表示石蕊，HIn（紅）?！?+歷一（藍(lán)）

當(dāng)c（HIn）>>c（IrT）時，溶液呈紅色，是酸性；

當(dāng)c（HIn）<—時,溶液呈藍(lán)色,是堿性

甲基橙變色范圍：紅3.1橙4.4黃

酚獻變色范圍：無色8.0粉紅9.8紅

三、水溶液中的酸堿電離平衡

1、電離度與稀釋定律：

①電離度（a）：已電離的弱電解質(zhì)分子數(shù)和溶液中弱電解質(zhì)分子初始分子數(shù)的

古小山已電離的濃度geo生一”

初始濃度Co

②稀釋定律：在一定溫度下，（K/為定值），某弱電解質(zhì)的電離度隨溶液濃度的

減小而增加

2、酸堿的強弱

①電離平衡常數(shù)

對于任意酸，達(dá)到電離平衡時，HA^H++A-1

[HA]

K“'為弱酸電離平衡常數(shù)，用來衡量酸的強弱，K/值越大，酸性越強

K/>1時，為強酸；K/<1時為弱酸

多元弱酸對應(yīng)多級電離平衡常數(shù)

同理，對于弱堿來講，K/越大，堿性越強

注意：酸堿的電離平衡常數(shù)表征了酸堿給出質(zhì)子或接受質(zhì)子的能力

②共樂酸堿K/與的聯(lián)系：Ka°Kh°=Kw

③區(qū)分效應(yīng)與拉平效應(yīng)

a、區(qū)分效應(yīng)：溶劑使酸的強度得以顯出差別的效應(yīng)稱為區(qū)分效應(yīng)，該溶劑被稱

為區(qū)分溶劑。

b、拉平效應(yīng)：溶劑將酸的強度拉平的效應(yīng)稱為拉平效應(yīng)，該溶劑稱為拉平溶劑。

④、酸堿強度大小與：a、酸堿本身：b、溶劑有關(guān)

3、同離子效應(yīng)和鹽效應(yīng)

①同離子效應(yīng)：在弱電解質(zhì)電離平衡體系中，加入和弱電解質(zhì)含有相同離子的強

電解質(zhì)會使弱電解質(zhì)的電離度減小的現(xiàn)象。

②鹽效應(yīng)：向弱電解質(zhì)溶液中加入強電解質(zhì)會使弱電解質(zhì)電離度增大的現(xiàn)象。

③注意：同離子效應(yīng)一定會產(chǎn)生鹽效應(yīng)，鹽效應(yīng)不一定會產(chǎn)生同離子效應(yīng)

4、相關(guān)計算

①一元弱酸或弱堿的電離平衡；

②多元弱酸或弱堿的電離平衡

5、鹽類水解

①鹽類水解與水溶液的相互作用：

強酸強堿鹽——無水解作用；

強酸弱堿鹽、弱酸強堿鹽、弱酸弱堿鹽——有水解作用

②水解反應(yīng)

a、定義：指鹽的組分離子與水電離出來的H+或0〃一結(jié)合生成電解質(zhì)的過程

b、實質(zhì)：中和反應(yīng)的逆反應(yīng)

③類型

A、強酸弱堿鹽電離的實質(zhì)——弱酸的電離

以NH.CI為例：NH4cl。NH；+CV

+

"2。="++?！?K，NH4+0H-NH5-H2OK；

總：NH?+H工0=NH3-Hq+HClK；

K0

溶液水解后產(chǎn)生H+,因此溶液呈酸性，溶液pH可按一元弱酸處理

B、弱酸強堿鹽電離實質(zhì)——弱堿的電離

以NaAc為例：NaAc=Na++Ac~

“2。="*+。"-K：Ac'+H+=HAcK；

總：NaAc+HQ=HAc+NaOHK；

溶液中水解后產(chǎn)生O3,因此溶液呈堿性，溶液pH可按一元弱堿處理

C、弱酸弱堿鹽電離的實質(zhì)——兩性物質(zhì)電離

+

以N/AC為例NH4Ac=NH,+Ac-

“2。="++。"-K：NH；+OH-=NH3ROK；

Ac~+H+HAcK：

總：NH4AC+H2O?NH3H2O+HAcK：

iz"e"e"e"wKa

Kh=K\K2仁=§

Kb

水解后產(chǎn)生〃+和?！币?，溶液的酸堿性由K/、K/的相對大小決定

④影響鹽類水解的因素

a、鹽的濃度：同一溫度下，鹽的濃度越小，水解程度越大；

b、溫度：水解反應(yīng)為吸熱反應(yīng)，溫度升高，水解程度增大；

c、溶液的酸堿性及同離子效應(yīng)。

⑤注意：有些鹽類，如42s3、（N”4）2S可以完全水解

四、緩沖溶液

1、緩沖溶液的定義、組成、原理

①緩沖溶液的定義：緩沖溶液是外加酸堿pH變化很小的溶液

②緩沖溶液的組成：弱酸及其鹽組成的溶液，弱堿及其共輾酸組成的溶液，多元

弱酸弱堿的共輒酸堿對組成的溶液。

③緩沖溶液的原理：同離子效應(yīng)，電離平衡的移動

2、緩沖容量和緩沖范圍

①緩沖容量：緩沖能力大小的衡量，指單位體積緩沖溶液的pH值改變極小值所

需的酸或堿的物質(zhì)的量。

②有效緩沖范圍：緩沖溶液具有穩(wěn)定溶液pH值的能力，但這種能力是有限的，

即有效緩沖范圍。

如果外加酸堿過多，超過緩沖范圍，緩沖溶液會失去緩沖能力。

3、影響緩沖溶液的因素

①緩沖溶液的pH主要由pK“或14-pK“決定

②緩沖對的濃度：緩沖容量與體系共趣緩沖對的總濃度有關(guān)?？倽舛仍酱?，緩沖

容量越大。

③緩沖對的濃度之比：當(dāng)c（酸）/c（堿）=1時，緩沖容量最大。

④有效緩沖范圍：緩沖對濃度之比在10-1/10范圍內(nèi)，有較好的緩沖能力。

即最有效的緩沖范圍一般在pH=pKa±1或pOH=PKh±1

4、緩沖溶液的選擇與配制

①選擇：

a、所選擇的溶液除了參與"+、的有關(guān)反應(yīng)外，不能與反應(yīng)系統(tǒng)中的其他

物質(zhì)發(fā)生副反應(yīng)；

b、所選的弱酸的K/或弱堿的K/盡可能的接近緩沖溶液的pH；

c、一般要求緩沖溶液的組分濃度為O.QBmol-L-'—O.Bmol-L-',緩沖溶液有足

夠的緩沖能力；

d、緩沖溶液廉價易得，避免污染。

②配制

a、根據(jù)要求選擇緩沖對；

b、計算緩沖物質(zhì)的濃度之比，使所配溶液的pH為所需值：

uC（酸）C（堿）

Pi.POH=

c、根據(jù)計算結(jié)果配制緩沖溶液，并使酸堿濃度均在0.1加。/.二一1〃?。/.廣之

間；

d、用酸度計或試紙測定所配溶液的pH

5、緩沖現(xiàn)象的應(yīng)用

①自然界與生物界

②用標(biāo)準(zhǔn)緩沖溶液標(biāo)定其他物質(zhì)的酸度

③許多反應(yīng)要求反應(yīng)在一定范圍內(nèi)進行

第六章沉淀溶解平衡

一、沉淀溶解平衡常數(shù)——溶度積

1、沉淀溶解平衡：一定溫度下，難溶電解質(zhì)變成水合離子的(即溶

解)的速率與溶液中水合離子回到晶體表面(即沉淀)的速率相等時

的狀態(tài)叫做沉淀溶解平衡。

2、溶度積

①定義：一定溫度下，難溶電解質(zhì)的飽和溶液中各離子濃度的系數(shù)方

次的乘積，記為K—

②表達(dá)式：對于反應(yīng)A,“紇⑸onzA"+(aq)+/?-(aq)，

③注意：a、溶度積K甲是難溶電解質(zhì)飽和溶液的特性常數(shù)；

b、Kp屬于化學(xué)平衡常數(shù)，其大小只與難溶電解質(zhì)的自身性

質(zhì)和溫度有關(guān)，與溶液中離子的濃度無關(guān)。

C、適用范圍：難溶強電解質(zhì)及難容弱電解質(zhì)

3、溶度積K乎與溶解度S

①相同點：都可以反應(yīng)難溶電解質(zhì)的溶解能力的大小；

②不同點：a、溶解度K,是平衡常數(shù)的一種，表示一定溫度下難溶電

解質(zhì)的飽和溶液中離子濃度之間的關(guān)系；

b、溶解度S是濃度的一種表達(dá)形式，表示一定溫度下1L

難溶電解質(zhì)中溶質(zhì)的量；

③注意：比較不同電解質(zhì)溶解度時，若電解質(zhì)屬于相同類型，則可直

接比較，小大的，S也大；比較不同類型的電解質(zhì)溶液時應(yīng)

先利用K,.求出溶解度S,然后比較大小

二、沉淀的生成與溶解

1、離子積：①定義：某難溶電解質(zhì)溶液中，其離子濃度系數(shù)方次之

積，用J（如）表示。

②注意：J與K,,表達(dá)式相同，但概念不同，其關(guān)系如同

反應(yīng)商與標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù)之間的關(guān)系。

2、溶度積規(guī)則

①依據(jù)：k,Gm=RT\n（JIKQ

推論：△,.G,“=A,G「+ln/RT=-lnK；-RT

?.AG“=RT（lnJ-InK/）.?.△,%'=RTln（J/K；）

②對沉淀溶解與生成的的判斷

J<K〃A,.G,?<0,不飽和溶液，無沉淀生成，有沉淀溶解質(zhì)

飽和；

J>K“ArG?,>0,過飽和溶液，有沉淀生成，至達(dá)到飽和；

J=Ksp,ArG?,=0,飽和溶液，處于沉淀溶解平衡狀態(tài)。

3、同離子效應(yīng)和鹽效應(yīng)

①同離子效應(yīng)：向難溶電解質(zhì)中加入含有相同離子的強電解質(zhì)難溶電

解質(zhì)的沉淀-一溶解平衡向生成沉淀的方向移動，使其溶解度減小。

這種現(xiàn)象稱為同離子效應(yīng)。

②鹽效應(yīng)：在難溶電解質(zhì)中加入易溶強電解質(zhì)而使難溶電解質(zhì)的溶解

度增大的作用。

③注意事項：a、當(dāng)加入可溶性的含相同離子的電解質(zhì)時，會產(chǎn)生一

定的鹽效應(yīng)。但所加的可溶性鹽濃度較小時，同離子效應(yīng)占主導(dǎo)因素;

當(dāng)濃度較大時，鹽效應(yīng)對沉淀溶解平衡的影響大于同離子效應(yīng)；

b、有同離子效應(yīng)必然會產(chǎn)生鹽效應(yīng)，而鹽效應(yīng)不一定會產(chǎn)生同離子

效應(yīng)

4、分步沉淀與沉淀的轉(zhuǎn)化

①分步沉淀：溶液中同時含有兒種離子，由于它們的溶解度不同，形

成沉淀所需離子的濃度不同，加入同一種電解質(zhì)，溶解度小的先從溶

液中沉淀出來。

②離子沉淀的先后順序取決于：

a、沉淀物的K小同類型的難溶電解質(zhì)，當(dāng)被沉淀的離子的濃度相

同時，K、,越小的越先被沉淀出來；

b、被沉淀離子的濃度：不同類型難溶電解質(zhì)或者被沉淀離子的濃

度不同時，則不能比較要具體計算，根據(jù)溶解度才能判斷

③沉淀的轉(zhuǎn)化：在含有沉淀的的溶液中加入適當(dāng)?shù)某恋韯c溶液中

的某一離子結(jié)合成為更難溶的電解質(zhì)，從而從一種沉淀轉(zhuǎn)化成為了另

一種沉淀。

同一類型難溶電解質(zhì)在同一溫度下值越大越容易轉(zhuǎn)化

三、沉淀反應(yīng)的應(yīng)用

1、除雜

①通過控制pH值除去某些金屬離子；

②利用金屬硫化物沉淀反應(yīng)除去C"2+、p,/2+、Cd”等;

③工業(yè)上除食鹽中可溶性雜質(zhì)C?+、Mg2+、SQ2-

2、禺子鑒定

3、離子分析

4、分析化學(xué)

①重要分析法

②滴定分析法

第七章電化學(xué)基礎(chǔ)

一、離子-電子法配平氧化還原方程式

1、配平原則

①反應(yīng)過程中氧化劑所獲得的電子數(shù)必須等于還原及時取得電子數(shù)；

②反應(yīng)前后各元素的原子總數(shù)相等

2、配平步驟

①將分子反應(yīng)式改為離子反應(yīng)式；

②將離子反應(yīng)式分成兩個為配平的半反應(yīng)式，半反應(yīng)式兩邊的原子數(shù)和電荷數(shù)相

等。如果半反應(yīng)兩邊的的氫、氧原子個數(shù)不相等，則按反應(yīng)的酸堿條件，在酸性

介質(zhì)中添加〃+或”2。，在堿性介質(zhì)中添加?！耙换?2。；

③用左右兩邊添加電子使半反應(yīng)兩邊的電荷數(shù)相等的辦法配平板反應(yīng)方程式；

④根據(jù)電子得失求出最小公倍數(shù)，將兩個半反應(yīng)分別乘以相應(yīng)的系數(shù)，使反應(yīng)中

得失電子總數(shù)相等，然后將兩個半反應(yīng)相加，同時注意未變化的離子的配平，并

恢復(fù)成分子方程式。

注意：離子-電子法配平氧化還原方程式只適用于水溶液的氧化還原反應(yīng)

二、原電池

1、原電池(Primarycell)

①幾個基本概念

電極：電子產(chǎn)生與流動的源泉

導(dǎo)線：電子流過的外電路

鹽橋：離子流過電解質(zhì)溶液的通路

②電極

正極：發(fā)生還原反應(yīng)，例銅正極半反應(yīng)：Cu2++2e=Cu

負(fù)極：發(fā)生氧化反應(yīng)，例鋅負(fù)極半反應(yīng)：Zn=Zn2++2e

電極反應(yīng)一正、負(fù)電極的半反應(yīng)、電池反應(yīng)一半反應(yīng)之和

③原電池符號及寫法:(-)Zn!ZnS04(c)IICuS04(c)Cu(+)

負(fù)極界面(s/1)鹽橋界面正極

2、電極電勢(electrodepotential)

①形成：〃(s)=M"+(aq)+〃e-溶解(溶劑化)。沉積

②概念：金屬在其鹽溶液中達(dá)到溶劑化離子平衡時，金屬表面內(nèi)側(cè)與外側(cè)C容液)之間產(chǎn)生的

電勢差。

③物理意義：電極電勢是金屬在溶液中失去電子能力大小的一種量度。

電極電勢的表示：

④影響因素

A、電極的本性：電極電勢取決于金屬的活潑性。金屬越活潑，電極電勢越低。反之，電極

電勢越高。

B、金屬離子的濃度

C、溶液的溫度

⑤電池電動勢：E-(p+-(p_

化學(xué)電池的電動勢是電池反應(yīng)的化學(xué)驅(qū)動力

⑥標(biāo)準(zhǔn)氫電極

A、標(biāo)準(zhǔn)氫電極的構(gòu)造與原理

國際統(tǒng)一規(guī)定--

298K時標(biāo)準(zhǔn)氫電極的電極電勢規(guī)定為0V,即。"(*//)=。

B、”用：由此可求得常見電對的標(biāo)準(zhǔn)電極電勢

C、標(biāo)準(zhǔn)電極電勢(Standardelectrodepotential)

在熱力學(xué)標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)下，某電極的電極電勢稱為該電極的標(biāo)準(zhǔn)電極電勢

D、測量：在熱力學(xué)標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)下，給定電極與標(biāo)準(zhǔn)氫電極(指定為負(fù)極)組成原電

池，測得原電池的電動勢E

3、原電池的最大功和吉布斯自由能

根據(jù)吉布斯自由能的定義知，在恒壓等溫條件下，當(dāng)體系發(fā)生變化時，體系吉布

斯自由能等于對外所做的最大非體積功，用公式表示為ArG”=-匕”；

如果非體積功只有電功一種，則上式又可寫為

式中，n為電池輸出電荷的物質(zhì)的量，單位為mol；E為可逆電池的電動勢，單

位為V；F為法拉第電常數(shù)，96485C-/7W/-'O

三、能斯特方程

1、電極電勢的能斯特方程式

非標(biāo)態(tài)下的電極電勢可用能斯特方程式求出：9=e"+9?Inc、”3)

nc"(Red)

注意：①電極反應(yīng)式中的反應(yīng)系數(shù)為能斯特公式中各物質(zhì)濃度的方次；

②電極反應(yīng)式中的固體和純液體不寫入公式，其它物質(zhì)均要表現(xiàn)在式中，溶

液用濃度表示，氣體則要用分壓與標(biāo)準(zhǔn)壓強的比值；

③公式中的氧化型和還原型物質(zhì)不只包括氧化數(shù)有變化的物質(zhì)

2.電極電勢的影響因素

①電對中氧化型或還原型物質(zhì)的濃度的改變

氧化型濃度t,電對的夕I；還原型的濃度t,電對I

②溶液酸堿性對電極電勢的影響

對于有"+或?！ㄒ粎⒓拥碾姌O反應(yīng)，溶液的酸堿性對氧化還原產(chǎn)物也有影響

③生成沉淀或配合物對電極電勢的影響

實質(zhì)：氧化型或還原型的離子濃度降低，從而使電對的電極電勢降低或者升高

四、電極電勢的應(yīng)用

1、計算原電池的電動勢：E=(p+~(p_

2、判斷氧化劑或還原劑的相對強弱：電極電勢夕的值的高低可以判斷氧化劑或

還原劑的相對強弱；E的值越高，電對的氧化態(tài)是越強的氧化劑；E值越低，電

對的還原劑是越強的還原劑。

3、判斷氧化還原進行的方向

原電池電動勢E與自由能變化△G的關(guān)系

對于可逆電池，等溫等壓下體系自由能的減少等于原電池所作的最大電功

數(shù)學(xué)表達(dá)式：卜0巾=-nFE

n:反應(yīng)中由還原劑轉(zhuǎn)移到氧化劑的總電子數(shù)；

F:法拉第常數(shù)(96.5㈢"ToL或96485C-〃ZOL)

標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)下則：\rG,?=-nFE

化學(xué)反應(yīng)方向的判斷對于E>0和△GVO是一致的

由ArGm=-nFE=-nF((p+-外)可知

已知組成氧化還原反應(yīng)的兩個電對的，

W+>9-，E>0,ArGm<0,反應(yīng)正向；

(p+=(p_,E=0,ArGm=0,反應(yīng)達(dá)到平衡；

(p+<(p_,E<0,ArGm>0,反應(yīng)逆向;

在標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)下，則用E,或，來判斷方向。

當(dāng)兩個電對的那相差不大時，濃度將對反應(yīng)方向起決定作用；

當(dāng)兩個電對相差即電動勢大于0.2V時，一般濃度變化不會影響反應(yīng)的方向

4.判斷標(biāo)準(zhǔn)態(tài)下氧化還原反應(yīng)的程度

電池電動勢〃與標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù)K'的關(guān)系

由公式=—和=—2.303RTlgK"推出

在298K時，E°=0.0592/〃IgK"

一般來講21()5表示反應(yīng)程度較大，可以認(rèn)為反應(yīng)相當(dāng)完全。相當(dāng)n=l時，

E°=0.3V；

注意：應(yīng)用

已知反應(yīng)的電動勢求反應(yīng)的K”和

已知反應(yīng)的電動勢求各物質(zhì)的平衡濃度

5.測定溶度積常數(shù)和穩(wěn)定常數(shù)

根據(jù)Nernst公式，通過測定原電池的電動勢或直接根據(jù)電對的電極電勢可求得

難溶性強電解質(zhì)的溶度積常數(shù)和配離子的穩(wěn)定常數(shù)K,；

6.判斷氧化還原反應(yīng)進行的次序

根據(jù)后=紇-內(nèi)，與氧化劑電對差值越大的還原劑電對的還原劑越先被氧化

四、元素電勢圖及歧化反應(yīng)

1、概念：以圖解方式表示某一元素不同氧化態(tài)物種之間組成電對的電極電勢關(guān)

系的方法稱為元素電勢圖。

+1.39V

?--------------------------------------+1.63V

用、+

C/O4+1.19VCIO：+1.21V3Q+L65VHCIO+Jl/2C/L36VCl~

4J12

+L47V_____________________

+1.57\|+1.48V__________

_________________+L45V_________________________________

圖例：酸性條件下氯的元素電勢圖

元素電勢圖的結(jié)構(gòu)

注意：物種氧化態(tài)由左到右降低，氧化態(tài)標(biāo)在各物種下方；

橫線上方數(shù)值為相鄰兩物種構(gòu)成電對的電極電勢值；

同一元素有酸、堿性元素也勢圖兩種，一般要注明(A,B)

2、元素電勢圖的應(yīng)用

由已知電對求未知電對的標(biāo)準(zhǔn)電極電勢，

由于電極電勢力是電極的強度性質(zhì)不具有加合性，因此要通過該電極反應(yīng)的標(biāo)

準(zhǔn)自由能「變化來計算。

3

計算公式_〃]O,g/Red)+%e'(Ox/Red)+.??+〃"'(Qx/Red)

%+%+.??+%

(pe(Ox/Red)：未知電對的標(biāo)準(zhǔn)電極電勢；

(p°1(Ox/Red),/2(Ox/Red)……(p°i(Ox/Red)：分別為相鄰電對的標(biāo)準(zhǔn)電極電

勢；

nl、n2……ni：分別為相鄰電對的電極反應(yīng)中電子轉(zhuǎn)移的個數(shù)。

判斷岐化反應(yīng)(disproportionation)和反岐化反應(yīng)(comproportionation)發(fā)生

的可能性

岐化反應(yīng)的概念：中間氧化態(tài)的物種反應(yīng)生成高、低氧化態(tài)的物種。例：

Br2+20H-=Br-+BrO-+H2

(氧化數(shù))0-1+1

判斷依據(jù)：在元素電勢圖中某一中間氧化態(tài)物種左邊的@小于右邊的?,則

該物種在水溶液中可發(fā)生岐化反應(yīng)；反之左右兩側(cè)物種則發(fā)生反岐化反應(yīng)。

注意：元素電勢圖一定要表明酸堿條！

第八章原子結(jié)構(gòu)

一、原子結(jié)構(gòu)

1、基本結(jié)構(gòu)：由電子、中子、質(zhì)子構(gòu)成

關(guān)鍵問題：電子排布及化學(xué)性質(zhì)之間的關(guān)系

2、原子

①電子和原子核：帶正電，原子核電子之間有靜電吸引；形成化學(xué)鍵時電子運

動發(fā)生改變，原子核不變

②核的結(jié)構(gòu)：帶正電的質(zhì)子和不帶電的中子；質(zhì)子與中子的強吸引作用與質(zhì)子

間靜電作用的相互對抗。Z增加排斥作用增強，排斥作用占主導(dǎo)。穩(wěn)定元素

的數(shù)目有限。

③核素：具有一定質(zhì)子數(shù)和…定中子數(shù)的的原子的總稱。

④同位素：質(zhì)子數(shù)相同而中子數(shù)不同的一類原子的總稱。天然同位素組成元素，

原子量由同位素的比例定?；瘜W(xué)性質(zhì)非常相似。

⑤同位素豐富度：某元素的各種天然同位素的分?jǐn)?shù)(原子百分比)稱為豐富度。

⑥放射性：不穩(wěn)定的核因發(fā)射高能粒子而分解。Z>83(Bi)的元素都具有放射

性。

⑦原子質(zhì)量：以u為單位

⑧原子的相對原子質(zhì)量(原子量)：°C核素原子量的1/12

二、波爾行星模型與氫原子結(jié)構(gòu)的量子力學(xué)模型

1、氫原子光譜

①實驗規(guī)律：波數(shù)=L=RHx(l-3),n=l,2,3,…R“為Hydberg常數(shù)，數(shù)值

A2~