2023年南理工無機化學核心考點基礎(chǔ)知識點框架梳理及其解析

無機化學關(guān)鍵考點基礎(chǔ)知識點框架梳理及其解析

第一章氣體

L1理想氣體狀態(tài)方程式

理想氣體狀態(tài)方程式及其應用★

1.2氣體時分壓定律

分壓定律與應用支

（標★號是考試重點）

本章包括四個小節(jié)，理想氣體狀態(tài)方程式，氣體混合物，氣體分子運動

論，真實氣體。

其中前兩個小節(jié)是考試的重點，理想氣體狀態(tài)方程式及應用，分壓定律及應用。

后兩小節(jié)基本不考

在復習每一種知識點H勺過程中，首先要理解知識點，熟悉教材內(nèi)容、分析教

材例題，并注意及用條件，最終再通過本講義如下內(nèi)容對應的例題，從分析、解

題、注意易錯點到完成老師布置口勺作業(yè)完畢對應知識點的掌握過程

知識點一

理想氣體狀態(tài)方程

PV=nRT

各物理量的）單位：

壓力P-Pa；體積V-dnP；氣體摩爾數(shù)n-mol；氣體常數(shù)R-8.314J.mol」.K/；絕對

溫度T-K.

如在標況下1摩爾氣體，壓力，溫度，體積一一般有如下關(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.mor1.Kd.

知識點二

分壓定律

一種容器內(nèi)有幾種混合氣體，互相間不發(fā)生化學反應日勺條件下，總壓強P總與多

種氣體的

分壓Pi之間有如下關(guān)系：

P總=Pl+P2+P3+...+Pn

對于理想氣體，輕易得證：n總=nl+n2+n3+....+nn

左邊：口總=n總RT/V

右邊二nl*RT/V+n2*RT/V+...+nn*RT/V

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

=n總*RT/V=左邊

例題：某容器中具有NH3、02、N2等氣體H勺混合物。取樣分析后，其中

/?(NH3)=0.320rnol,/?(02)=0.180niol,n(N2)=0.700mo1?；旌蠚怏w的I總壓

/尸133.OkPa。試計算各組分氣體的J分壓

解：n=n(NH3)+n(O2)+n(N2)

=0.320mol+0.180mol+0.700mol

=1.200moi

1.200

鬻xWkPa

=35.5kPa

P(O)=------p

2n

端x35.5kPa

=20kPa

〃（N2）=p-〃（M73）-〃（O2）

=()kPa

=75.5kPa

總結(jié)

這一章知識點比較簡樸，先熟悉書本，把例題弄明白，再分別做兩道課后習題鞏

固一下

看書本例題1-2,1-3,1_4

課后習題做1,3,9,12

?第二章熱化學

?2.1熱力學的術(shù)語和基本概念

?2.2熱力學第一定律

?熱力學第一定律支、婚變和熱化學方程式★、Hess定律★

知識點一

?學習本章首先注意幾種基本概念

?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，反應進度

知識點二

熱力學第一定律

?1.熱和功的概念與比較

?2.熱力學第一定律

對于封閉系統(tǒng)熱力學第一定律為：

△U=Q+V

3.焰與婚變

在定壓過程中

焙H=U+pV狀態(tài)函數(shù)

熔變A77=Hi—H\Qp=AH

吸熱反應＞0,放熱反應＜0

?4.熱化學方程式書寫原則（看書本）

5.原則摩爾生成烙

?在溫度T下，由參照狀態(tài)單質(zhì)生成物質(zhì)B(vB=+l)的原則摩爾焰變，

稱為物質(zhì)BH勺原則摩爾生成焰

?原則摩爾燃燒焰

?在溫度下，物質(zhì)B(vB--1)完全氧化成指定產(chǎn)物時H勺原則摩爾焰

變，稱為物質(zhì)BH勺原則摩爾燃燒焰

6Hess定律

化學反應不管是一步完畢還是分幾步完畢，其反應熱總是相似的

例：已知298.15K下,反應：

(1)C(s)+O2(g)=CO2(g)

△rHm⑴=-393.5kJ/mol

(2)CO(s)+：O2(g)fCO2(g)

計算298.15K下,COW、J原則摩爾生成焰

應用：1.運用方程式組合計算

例：已知298.15K下，反應：

(1)C(s)+O2(g)—*CO2(g)

1

△1^(l)=-393.5kJmor

(2)CO(g)+1O2(g)—CO2(g)

△An(2)=-282.98kJmol-1

計算298.15K卜，CO的標準摩力力弁套MD詢liS.*鼬9；Kwi"re

解:利用Hess定律

C(s)+O?(g)今幽JO2(g)+co(g)

△An(1)L花2poz(g),途徑1?硫⑵

△幽米1)2圈3(2)+△/柒(3)

△i"i?(3)=△[."左1)-△/|(2)=?110.53kJ-moH

2.由標準摩爾生成焰求反應的標準摩爾焰變

4NH3(g)+5O2(g)/\"m=)4N0(g)+6H2O(g)

4Z\fH%(NH3、g)|卜△/3(N0、g)

5△盧：(02,g)______________________|卜△出境(H2O,g)

U2N2(g)+5O2(g)+6H2(g^

△Ag=4At^(NO,g)+6A^(H2O9g)

-[4△福(NH3，g)+5△也柒(％g)]

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

-4X(-46.11)-0]kJmoH

=905.4SkJmol-1

?總結(jié)

?看書本例題2-1,2-2

?課后習題做2,3,8,11,21

?這一章中hess定律比較重要，考的幾率比較大，要純熟掌握，會計

算。

*

?第三章化學動力學基礎(chǔ)

3.1反應速率的概念

3.2濃度對化學反應速率的影響

化學反應速率方程式及試驗確定措施★、

3.3溫度對反應速率的影響

Arrhenius方程式及應用★

3.4反應速率理論

碰撞理論與活化能★、基元反應

3.5催化劑與催化作用

知識點一

?1.定容反應H勺反應速率

?2.平均速率與瞬時速率的概念，體現(xiàn)式

知識點二

?1.化學反應速率方程式

對了一般的化學反應:

c7A+fyY+二Z

u=kc'd

AJD

。，萬一反應級數(shù)：若。=1,A為一級反應；8=2,B為

二級反應，則。+尸=3,總反應級數(shù)為3。。，尸必須通過

實驗確定其值。通常a4,BWbe

★一反應速率系數(shù)：等級反應mol-L-1-s1；一級反應年

%二級反應(moll“尸?。；才不隨濃度而變，但受溫度的

影響，通常溫度升高，才增大a。今*L.3.%—

2.濃度與時間的定量關(guān)系

N20JI：CC1；|'的分解速率方和！為:

P=XTC(N2O5)亦可”為：

譚二陽N.)、.牛=岫

^dc(NQ)

251n以NQ5)

LOC=M=-kt

(N2O5)0(NQs)

通式:hi=一,tr(一級反應)

c0(A)_

乂:ln{q(A)}=—k[+ln{c°(A)上苦;

半衰期

當反應物A的J轉(zhuǎn)化率為50%時所需的反應時間稱為半衰期，用

力/2表達。

對于一級反應，其半衰期為:

ln>=一此/2,因％2=gc。

0~

In2_0.693

貝1」卜5=—幼,2

1/2kk

知識點三

反應速率方程

影響反應速率日勺原因有兩個:

k與溫度相關(guān),T增大,一般々也增大，但"7不是線性關(guān)系。

Arrhenius方程:k=k0exp(—Ea/RT)

^0—指前參量

Ea—試驗活化能，單位為kJ?mol-1

紇

對數(shù)形式：lnZ=Ink()-

RT

E,

直線的斜率為-R

顯然In%亍為直線關(guān)系，直線的截距為In心

由Arrhenius方程可定義Ea：

曙"奈則及="喏

Arrhenius方程式的1應用

1.已知Tl—kl,T2—k2,求Ea

7=7；口寸，In尢=Ink{)-EJRTX

T=邛寸,In&=InkT?。-Ed/R

兩式相減，整頓得到:

活化能的數(shù)量級在40~400kJ-mol?l,多數(shù)為60~250kJmol-1

2.由Ea計算反應速率常數(shù)

例題：2N2O5(g)f2N2O4(g)+02?

己知：Tj=298.15K,k)=0.469X10-4s-l

T2=318.15K,k2=6.29X10-4s-l

求：Ea及338.15K時/、Jk3c

角軋E=7?^^ln^=102kJmor,

T2-T}k、

?111

In—=------------

k\R(工^3>

&=6.12><10飛-1

知識點四

?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)

?這章知識點比較重要，Arrhenius方程的應用是重點。

?這章的例題都要仔細做一遍

?課后習題做3,5,7,11,16,17

?第四章化學平衡焙和Gibbs函數(shù)

?4.1原則平衡常數(shù)

?原則平衡常數(shù)體現(xiàn)式★

?4.2原則平衡的應用支

?判斷反應程度、預測反應方向、計算平衡構(gòu)成

?4.3化學平衡的移動

?LeChatelier原理★

?4.4自發(fā)變化和燧

?端的概念與物質(zhì)牖的特點★

?化學反應牖變的計算★

?4.5Gibbs函數(shù)

?Gibbs函數(shù)變判據(jù)、原則摩爾生成Gibbs函數(shù)、Gibbs函數(shù)與化學平

衡支

知識點一

化學平衡

在可逆反應中，正反應和逆反應的速率相等時反應物和生成物的濃度

不再隨時間而變化日勺狀態(tài)稱為化學平衡。如：

CO(g)+H2O(g)=CO2(g)+H2(g)

正逆反應到達動態(tài)平衡，即:

V正=V逆

就可以說該反應已經(jīng)到達化學平衡了。

平衡常數(shù)

一、經(jīng)驗平衡常數(shù)

對任一可逆反應

aA+bBMgG+hH

在一定溫度下到達平衡時，體系中各物質(zhì)的濃度間有如下關(guān)系:

[G]g[H]h/[A]a[B]b=K

濃度單位用摩爾濃度時，該常數(shù)用Kc表達

aA+bB=gG+hH

s.ch

￡c^L

KC=c"c均為平衡時日勺濃度

氣相反應時，平衡濃度也可以用各氣體分壓表達;此時平衡常數(shù)為Kp

Kp=

根據(jù)理想氣體分壓與濃度日勺關(guān)系:

p=nRT/V=cRT

Kp=Kc<RT)An

原則平衡常數(shù)K"

平衡常數(shù)體現(xiàn)式中各項濃度用相對濃度表達，此時的常數(shù)即為原則

平衡常數(shù)。

相對濃度：ci/co,pi/po—與標態(tài)值比

肥[CO2][H2]

[CO][HiO]

平衡常數(shù)體現(xiàn)式中各項濃度用相對濃度表達，此時的常數(shù)即為原則

平衡常數(shù)。

相對濃度：ci/co,pi/po—與標態(tài)值比

知識點二

1判斷反應II勺程度

K愈大，反應進行得愈完全；

K愈小，反應進行得愈不完全；

K不太大也不太小(如10-3<K<103),反應物部分地轉(zhuǎn)化為生

成物。

2預測反應日勺方向

反應商

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

對于一般的化學反應：

任意狀態(tài)下:

j」Pj(X)/p]'[q(Y)/cF

一[p,(A)/p]"匕(B)/c]h

反應商判據(jù)：

J<K反應正向進行；

?J=K系統(tǒng)處在平衡狀態(tài)

-J>K反應逆向進行

知識點三

1濃度對化學平衡的影響

化學平衡的移動：當外界條件變化時，化學反應從一種平衡狀態(tài)轉(zhuǎn)變

到另一種平衡狀態(tài)日勺過程。

對于溶液中的化學反應，平衡時，J=K

當c(反應物)增大或c(生成物)減小時，

J<K平衡向正向移動。

當c(反應物)減小或c(生成物)增大時，

J>K平衡向逆向移動。

?例題：

反應CO(g)+H20(g)->C02(g)+H2(g)某溫度下到達平衡

時。

[CO]=[H20]=0.005[C02]=[H2]=0.015向平衡體系中加

H20(g),使[H20]=Imol/ml,判斷平衡移動日勺方向，并求重新平

衡時CO的轉(zhuǎn)化率

[CO2"〃2]

解:

[CO][HzO]

_(0.015〃2。/?"氣一3)2

(0.005加。/?而2一3)2

Kc=9

平衡因濃度的變化而被破壞時，Qc發(fā)生變化:

G,[COi][Hi],Q015mo/dm」)？

體"[CCf][HiO]-0.005wo/xIwo/dn^

Cc=0.045Q：Xc.平衡將右移.

CO(g)+H/Xg)TCO2(g)+%(§)

0.00510.0150.015

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

[CO][HIO](0.005-x)(l-x)

解得x=0.00495(mo/?dm?3)

轉(zhuǎn)化率=叨2竺＞*100%=99%

0.05

若從[CO]=0.02算起，第一次平衡時，轉(zhuǎn)化率為75%,第二次平

衡時

0.015+0.00495

轉(zhuǎn)化率=X100%=99.75%

0.02

2壓力對化學平衡的影響

部分物種分壓的變化

假如保持溫度、體積不變，增大反應物的分壓或減小生成物的分壓，

使J減小，導致JvK,平衡向正向移動。反之，減小反應物口勺分

壓或增大生成物口勺分壓，使J增大，導致J>K,平衡向逆向移動。

體積變化引起壓力的變化

對于氣體分子數(shù)增長日勺反應，SVB>O,xSVB>1,J>K，平

衡向逆向移動，即向氣體分子數(shù)減小的方向移動。

對于反應前后氣體分子數(shù)不變的反應，2VB=0,xSvB=1,J=

K,平衡不移動。

對于氣體分子數(shù)減小口勺反應，SvB<0,xSvB<1,J<K,

平衡向正向移動，即向氣體分子數(shù)減小的方向移動。

3.惰性氣體的影響

①在惰性氣體存在下到達平衡后，再恒溫壓縮，2VBW0,平衡向氣

體分子數(shù)減小日勺方向移動，SvB^O,平衡不移動。

②對恒溫恒容下已到達平衡的反應，引入惰性氣體，反應物和生成物

pB不變，J=K,平衡不移動。

③對恒溫恒壓下已到達平衡的反應，引入惰性氣體，總壓不變，體積

增大，反應物和生成物分壓減小，假如》vBW0,平衡向氣體分子

數(shù)增大的方向移動。

4溫度對化學平衡的影響

K(T)是溫度的函數(shù)。溫度變化引起K(T)日勺變化，導致化學

平衡區(qū)I移動。

K；_A＞」1

K一R7

對「放熱反應，△也20,溫度升高，Y

減小，J>K一，平衡向逆向移動。

對了吸熱反成，△/裊>0,溫度升高，K°

增大，JvK°。，平衡向正向移碓H討

知識點四

?掌握一下概念的含義及現(xiàn)象

?自發(fā)現(xiàn)象，靖，最低能量原理，

?混亂度，燧

?熱力學第三定律，原則熠

?熱力學笫二定律

知識點五

Gibbs函數(shù)判據(jù)

AG=AH-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反應是自發(fā)的，能正向進行；

△G>0反應是非自發(fā)的，能逆向進行

△G=0反應處于平衡狀態(tài)。

原則摩爾生成Gibbs函數(shù)

化學反應的原則摩爾Gibbs函數(shù)（變）

△r^m—△r^m~T△

1.原則摩爾生成Gibbs函數(shù)

在溫度TK下，由參照狀態(tài)日勺單質(zhì)生成物質(zhì)B（且vB=+1時）日勺原則摩

爾Gibbs函數(shù)變，稱為物質(zhì)B口勺原則摩爾生成Gibbs函數(shù)。

:△匕左望,相態(tài)Q：單位是kJ?moH:

△f（參考態(tài)單質(zhì),乃=0方學專黑篙

1111SBS*￥lr?XSff?￥!SUOM>-??22?

2.用（箔（B,相態(tài)計算

對于化學反應：0=看

△]G]M（298.15K）=￡流（B,相態(tài)298.15K）

如果TW298.15K

△烯△倒后（298.15K）-7△品?（298.15K）

用△烯只能判斷標準狀態(tài)下反應的方向o

Gibbs函數(shù)與化學平衡

等溫方程式：

△GKT)=△［瑞(T)+RTlnJ

反應達到平衡時,△◎】］(/>(),J=Ke

△】G氯T)=-RTlnK°(T)

將此式代入前式得，

OOO

4伍】(7展氏？一+HTln/

△rGin(T)=—RTln-^7—/E*f.——

總結(jié)

?本章節(jié)是歷年考試的重點，因此要拿出時間好好學習這一章，共九

道例題，但愿同學們都能好好研究一下。

?課后習題做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配位反應與配位平衡★

知識點一

?酸，堿的基本概念

?兩性物質(zhì)

?酸堿的辨別及相對強弱

知識點二

?水時解離平衡

?溶液PH值計算公式

知識點三

?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)口勺解離度伴隨

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)H3O+(叫)+HCO；(aq)

-

第二步：HCO；(aq)+H2O(1)HQ+(aq)+CO；(aq)

心(H‘COJ=-7~~r—!-=4.7x10-"

一卜(HCO；)}

鹽溶液日勺酸堿平衡

1.強酸弱堿鹽（離子酸）

NH4C1(S)也8)>NH1aq)+CP(aq)

+

H2O(1)+H2O(1)=OH-(aq)+H3O(aq)(1)K?

NH：(aq)+OH-(aq)=NH3(aq)+H2O(1)(2)依

+

NH；(aq)+H2O(1)-^3(aq)+H3O(aq)(3)K?

(1)+(2)=(3)則

K?舊似凡。+)}{?向3)}.c(OHjKx

34。(血:初

通式：K?=房即：K?K：=K?

av0aDw

■b

兩邊分別去負對數(shù)

pK：+pK：=p《：

25°C,pKf+p珠=14

NH；的解離度就是所謂的鹽類的水解度。

,&?水解平衡時鹽水解部分的濃度

水解度=--------------------------X100%

鹽的初始濃度

C。ieq

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

C0

25°C,pK?+p&=14

NH；的解離度就是所謂的鹽類的水解度。

一日水解平衡時鹽水解部分的濃度

水解度=--------------------------X100%

鹽的初始濃度

Co-ceq

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

Cfi

2.弱酸強堿鹽（離子堿）

NaAc,NaCN……一元弱酸強堿鹽日勺水溶液成堿性，由于弱酸陰離子

在水中發(fā)生水解反應。如在NaAc水溶液中:

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

{c(HAc)}{c(OH-)}K

《（Ac”w

{c(Ac-)}(HAc)

婢（Ab）是質(zhì)子堿AL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：。鹽水解度增大。

②溫度：水解題為吸熱反應，碇〉

0,丁聯(lián)弋t,水解度增人。

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，例如加酸能抑制下述水解產(chǎn)物的生成。

?知識點四

?同離子效應：在弱電解質(zhì)溶液中，加入與其具有相似離子的易

溶強電解質(zhì)而使弱電解質(zhì)的解離度減少的現(xiàn)象

?緩沖溶液：具有能保持自身pH值相對穩(wěn)定性能的溶液（也就是

不因加入少許強酸或強堿而明顯變化pH值的溶液）

緩沖作用原理

HA(aq)+H2O(1)HQ-(aq)+A"(aq)

較少量少量較大量

C(HJ0+)=S^HA)

0(凡。+)的大小取決于c(HA)/c(A一)的比值。

加入少許強堿：

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

因為c(HA),c(A-)較大，。(40+)不因OH一的

加入而有明顯變化。

溶液中較大量H勺HA與外加的少許的OH一生成A—和H20,當?shù)竭_

甯變化不大，因此溶

新平衡時,c(A一)略有增長,c(HA)略有減少,

液的c(H3()+)或pH值基本不變。

加入少許強酸:

-

HQ*(aq)+A(aq)-HA(aq)+H2O(1)

溶液中大最的A-與外加的少最的H3O+

結(jié)合成HA,當這到新平衡時，c(HA)略有

增加，c(A-)略有減少,變化不大，

因此溶液的c(H。)或pH值基本不變。

緩沖溶液pH值的計算

1.弱酸一弱酸鹽:

例HAc-NaAc,H2CO3—NaHCO3

+

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

((HA)c(HA)

C(HO+)=

3{c(A-))

兩邊取負對數(shù)，則

pH=pK?(HA)-1g胃2＞平衡濃度

c(A)/

?由于同離廣效應的存，通常用初始濃度

Co(HA),c°(A_)代替《HA),c(A、。

2.弱堿一弱堿鹽

NH3-H2O—NH4CI

+

B(aq)+H2O(1)BH(aq)+OH「(叫)

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

《(BQ

{c(B)}

K；(B)C(B)

c(OH")=

{c(BH+)}

P°H=P4BI瑞

PH"際(B)+lg^=PaBE)」g嚅

結(jié)論

①緩沖溶液的pH值主要是由庶或14-pK：

決定的，還與旦時或「堡L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(A1)或c(BH+)較大時,緩沖能力強。

學2或嚼n接近1時，緩沖能力大

c(A-)c(BH)

總結(jié)

?這一章也是非常重要H勺一章，尤其是弱酸弱堿H勺解離平衡，緩沖溶

液的計算都是每年?？既丈字R點，也有一定的難度，大家要重視,

學這一章關(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★、同離子效應與鹽效應

?pH對溶解度的影響★、配合物的生成對溶解度的影響*

?6.3兩種沉淀之間的平衡★

?分步沉淀、沉淀的轉(zhuǎn)化

知識點一

?溶解度

?溶度積

?溶解度與溶度積R勺關(guān)系

?在有關(guān)溶度積的計算中，離子濃度必須是物質(zhì)日勺量濃度，其單位為

mol-1-1,而溶解度的單位往往是g/100g水。因此，計算時有時

要先將難溶電解質(zhì)的溶解度S/、J單位換算為mol-L-lo

例：25oC,AgCl日勺溶解度為1.92X10-3g-L-1,求同溫度下AgCl

的溶度積。

解：已知143.3

1.92義10、

S=molL1=1.34X10-3molL-1

143.3

、AgCICs)-Ag+(aq)+CT(aq)

平衡濃度/(mWJ)SS

K?(AgCl)=)}k(CD}=52=1.8OX1O10

知識點二

溶度積規(guī)則

(s)=nA""(aq)+mB”(aq)

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

沉淀一溶解平衡的反應商判據(jù)，即溶度積規(guī)則:

☆J＞捻平衡向左移動，沉淀析出；

☆J=M處于平衡狀態(tài)，飽和溶液；

☆JVK對平衡向右移動，無沉淀析出：

并原來有沉淀存在，溫溶帕;二

?.同離子效應

?在難溶電解質(zhì)溶液中加入與其具有相似離子的易溶強電解質(zhì)，而使

難溶電解質(zhì)的溶解度減少口勺作用。

?鹽效應：

?在難溶電解質(zhì)溶液中，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

1.難溶金屬氫氧化物

u+

?溶『酸M(OH)u(s)-M(aq)+nOH-(aq)

加酸，H++OH-->H20使J<4

C(OH)=n|—

c(Mn+)

開始沉淀C(OH)>n|—%

%(M)

K?

沉淀冗全c(OH)>?/------5P9

V1.0X...-------

?溶于酸也溶于堿.

+3+

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

國*糕s)+OH一(aq)=Al(OH)：(aq)

例如：Mg(OH)Mn(QH)

22

陣5.1X10-122.1X10-13

2

Mg(OH)2(s)^=^Mg*(aq)+2OH(aq)

NH；(aq)+OH(aq)-Na?H2O(aq)

使JJJ<K2

難溶金屬硫化物的多相離子平衡：

MS(s)-=M2+(aq)+S2-(aq)

2--

強堿S?-：S(aq)+H2O(1)-HS(aq)+OH(aq)

MS(s)+H,O(1)-M2+(aq)+OH(aq)+HS-(aq)

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

難溶金屬硫化物在酸U1的沉淀-溶解平衡：

MS(s)+2H*(aq)^^M2+(aq)+H2s(aq)

一={C(M2+)}{C(H2S)}C(S2.)

冰{C(H[}2C(S2')

e_烯(MS)

5P51

或一^(H2S)K-HNS)——

K：a—在酸中的溶度積率戮流焉：=

配合物的生成對溶解度的影響

—沉淀的配位溶解

+

CdS(s)+2H(aq)+4c「(aq)-GdCl：(aq)+H2S(aq)

/_4^CdCf)}&(H?S)}c(Cd2+)cS-

人一處可廳也仃)}」)(c-)

=(；(CdS)磔(CdQj)二。0

"煌國既燒(4S)-spaf

AgClG)+2NH3(aq)=Ag(NH3)z(aq)+C「(aq)

K=K，PKf

Agl(s)+r(aq)-Agl；

知識點三

分步沉淀的次序

①與馬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,

廨小者先沉淀，庫大者后沉淀；

沉淀類型不一樣，要通過計算確定。

②與被沉淀離子濃度有關(guān)

當c（CT）?c（v）時,AgCldi可能先析出

+

G（Ag+）b＜c2（Ag）r

墟（AgC》＜K《（AgD

C（cr）c（r）

Z-X_I.8X1Q-10Z-.

c?）＞/（AgD。T）一&3X10",。T）

=2.2X106c（r）

沉淀日勺轉(zhuǎn)化

CaSQ（s）+Co2-（aq）_CaCO⑸+SO"（aq）

2+

e,c（SOr）c（Ca）

c（COr）c（Ca2+）

_K［（CaSQ4）

=M（CaCO3）

_7.卜10一5

-4.9xl0-9

=1.4X104

例題:在lLNa2CO3溶液中使O.OlOmol的CaSO4所有轉(zhuǎn)化為CaCO3,

求Na2cO3的J最初濃度為多少？

CaSC>4全部轉(zhuǎn)化為CaCC)3,求Na2cO3的最初

濃度為多少？

解:CaSQ(s)+C(^-(aq)-CaCQ(s)+SOf網(wǎng))

x0.010

平衡濃度/(mol?/)

=K°=L4X104x=7.lxIO」

x

7

c0(Na2CO3)=(7.1xl0-+0.010)mol?L"

^O.OlOmobU1

?總結(jié)

?沉淀-溶解平衡也是考試的重點之一，計算題出的概率很大，兩種

沉淀之間的平衡是重點。

?書本例題看看1,6-2,6-3,6-4,6-5,6-6,6-7,6-8,6-10

?課后習題做5,7,10,12,14,16,18,21

.第七章氧化還原平衡電化學基礎(chǔ)

?7.1氧化還原反應的基本概念

-氧化還原反應方程式的配平★

?7.2電化學電池

?原電池的構(gòu)造、原電池的電動勢的測定、原電池的最大功與Gibbs

函數(shù)

?7.3電極電勢

?原則氫電極和甘汞電極、原則電極電勢★、Nernst方程★

?7.4電極電勢的應用支

?判斷氧化劑、還原劑的相對強弱、判斷氧化還原反應進行的方向、

確定氧化還原反應進行的程度、元素電勢圖

知識點一

?確定氧化值

?氧化還原反應方程式H勺配平

?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：反應前后各元素原子總數(shù)相等。

知識點二

電池反應和電極反應

?電池反應一般是一氧化還原反應

Zn+Cu2+(aq)--?Zn2+(aq)+Cu

分為兩個半反應：氧化半反應Zn-*Zn2+(aq)+2e

還原半反應Cu2+(aq)+2e-*Cu

?電池負極(一)輸出電子，即失電子的反應

(—)ZnfZn?+(aq)+2e

?電池正極(+)得到電子的反應

(+)Cu2+(aq)+2e-Cu

兩個電極反應相加就是電池反應

幾種不一樣電極日勺表達

氧化態(tài)還原態(tài)均為溶液：Fe3f+e-=Fe"

要加惰性電極，如Pt,C等：Pt|Fe2+,Fe3+

有氣體參與反應：2H++2e=H?

+

也要加惰性電極：(Pt)H2|H(C)

有沉淀參與反應：AgCL+e=Ag+Cl

Ag|AgCl,Cl-(c)

原電池/、J最大功與Gibbs函數(shù)

電功(J)二電量(C)X電勢差(V)

叱皿=ZFEMF

一△金=叫2

電池反應：△&——ZFE

EMF—電動勢(V)

F—法拉第常數(shù)96485(C-mol-1)

Z—電池反應中轉(zhuǎn)移的電子的物質(zhì)H勺量原則狀態(tài):

知識點三

1.標準氫電極

+q

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

(p0H+/H2=O(V)

與標準鋅電極組成電池：

(-)Zn|Zn2+1|H+|H21Pt(+)

EQ=(p0H+/H2—<p0Zn/Zn2+

0.7628=0-<p0Zn/Zn2+

(p0Zn/Zn2+=-O.7628V

國n-4a定z?>”，zn電K再次電&電算總艮N

2.其他常用的參比電極

-

①甘汞電極：Hg2Cl2(s)+2e=2Hg(D+2C1

298K時:(p0Hg2cI?/Hg=0.2801V

飽和(KC1溶液)廿汞電極：(pHg2cb/Hg=0.2412V

0.1MKC1：(pHg2c均/Hg=0.3337V

②氯化銀電極:AgCl(s)+e=Ag(s)+Cl-

原則態(tài)時：ccl_=1.0

(p0AgCl/Ag=0.2223V

3.電極電勢的測定

e+-1

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

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

Cu2++凡一Cu+2H+

e2+e

=E(Cu/Cu)-E(H7H2)=0.340V

iLlil￡e(Cu2+/Cu)=0.340V

4.與電極電勢的關(guān)系

2+

(+)Cu(aq)+2e-Cu(s)A「GED

-

(-)2H1(aq)+2e-H2(g)△怎；2)

電池反應：

2++

Cu(aq)+H2(g)—Cu(s)+2H(aq)\G：

+

因為AfG：(H2，g)=0,AfG^(H,aq)=0

與叱(Cu,s)=0

所以△戌=-與叱(插+閨)=%嚙=

e2+e+

竭=￡(Cu/Cu)-E(H/H2)

=Ee(Cu2+/Cu)

因為=-ZFE^

e2+

所以4G，=-Z/^(Cu/Cu)=ArGI21)

即AG：(Cu2+,叫)=ZFEQ(CU2+/CU)

電極反應：NGM(電對)=一Z&T°(電對)

(電對)=-z/出(電對)

5.Nernst方程式

電池反應：△rGm=Z\Q皋2.303A71gJ

-TSE、任=-ZFE^+2.303A71gJ

,_?e_2.3037?T..

EMF—EMF7L

ZF

當T=298.15K時，將H=8.314Jmol'1-K1,

戶=964850mo『代入得：

%(2982=端(29瓜)一"姿圖-，

電極反應：氧化型+Zb=還原型

E=E。23031J（還原型）

晨（氧化型）

T=298.15KR寸，

+2+

例：MnQ；+8H+5e=Mn+4H2O

MMnO；/N/fo2+)=

產(chǎn)(MnCWnA警%^

53研

知識點四

電池電勢和電極電勢的應用

一、氧化還原能力日勺大小次序

氧化型+ne=還原型

(p°值越大，電對氧化型氧化能力越強；同理CP。值越小，電對還原

能力越強。如：

02+3+2+

(pMnO4-/Mn=1.51V(p0Fe/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:Mn04->Cl2>Fe>I2>Cu>Sn>Zn

還原能力：MR2+<Cl-<Fe2+<I-<Cu<Sn2+<Zn

二、氧化還原反應方向判斷

反應方向性：ArG<0日勺方向自發(fā)

較強氧化劑+較強還原劑一較弱還原劑+較氧弱化劑

（P（氧化劑）>（P（還原劑）

此時，E=（p正極一（P負極>0,

這樣ArG=-nFE<0

如：MnO^+C1fMn2++C12標態(tài)時自發(fā)嗎？

,?**后04一/加2+=1?51><P0C12/Cr=1-36

???反應可自發(fā)

三確定氧化還原反應進行的程度

△西=-2.303劭或°

\Gl=-ZFE^

因為一ZEER=-2.303H71gK0

年=空磐叱

ZF777一

7=298.15K時，］Y=八

0.0257V

四元素電勢圖

元素電勢圖的表示方法

睜。2鬻3于耳。

1.229V

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，直線上方標明

相應電對的后果線下方為轉(zhuǎn)移屯孑數(shù)i

1.判斷岐化反應能否發(fā)生

2Cu'(aq)^^Cu(s)+Cu2+(aq)

|03394V__________

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

=0.5180V-0.1607V

=0.3573V>0

ES＞碎發(fā)生歧化反應；

琮＜E?發(fā)生歧化逆反應。

2.計算電對的電極電勢

E?E?E?

A~~~B------C-------D

⑷（z2）（z3）

整A

7靖

A+Z1e=\G^=-ZxFEf

c球

-

B+Z2e-\G^=-ZFEf

星2

DA

-)C+Ze-

3歐

D一A

A+Zve

Zx=Z]+Z?+Z3

\G晶廣ArG舄+A￡：2)+AG舄

e

一ZxFE=-Z.FEf-Z?F琮-Z3FE?

E?=Z]E?+Z2E?+Z3E?

會一Z】Ef+Z2石?+ZjE?

x-

總結(jié)

第七章與前兩章同樣，都是比較重要的章節(jié)，波及到H勺計算題重點

諸多，幾乎每一小節(jié)都是考試的重點，五六七這三章要結(jié)合起來看,

結(jié)合考的幾率很大。

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

7-14

課后習題做4,5,6,11,13,14,16,19,20,21,23

?第八章原子構(gòu)造

?8.1氫原子構(gòu)造

?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多電子原子構(gòu)造

?多電子原子軌道能級★、核外電子排布★

?8.3元素周期律

-原子的電子層構(gòu)造和元素周期系、元素性質(zhì)的周期性★

知識點一

?氫原子光譜

?Bohr理論及三點假設(shè)

?電子的波粒二象性

四個量子數(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=+lf......—I

④自旋量子數(shù)

11

=—tn=——

52，2

主量子數(shù)〃：

與電子能量有關(guān)，對于氫原子，電子能量唯一決定于〃;

「2.179x1()78

E=----------n-~--------J

不一樣的1〃值，對應于不一樣的I電子層：

12345...

KLMNO...

角量子數(shù)/：

l的取值0,1,2,3........n~\

對應著s,p,d,f......（亞層）

l決定了族的角度函數(shù)的形狀。

磁量子數(shù)m：

m可取0,±1,±2........±/；

其值決定了步角度函數(shù)的空間取向

知識點二

核外電子排布

核外電子分布三規(guī)則：

?最低能量原理

電子在核外排列應盡先分布在低能級軌道上，使整個原子系統(tǒng)能量

最低。

?Pauli不相容原理

每個原子軌道中最多容納兩個自旋方式相反的電子。

?Hund規(guī)則

在n和1相似的軌道上分布的電子，將盡量分占m值不一樣的軌

道，且自旋平行。

Nls22s22p3

Z=26Fe：ls22s22p63s23p63d64s2

半滿全滿規(guī)則：

當軌道處在全滿、半滿時.，原子較穩(wěn)定。

Z=24Cr：Is22s22P63s23P63ds4sl

[Ar]3d54sl

Z=29Cu：Is22s22P63s23P63d4sl

[Ar]3]。4sl[Ar]稱為原子芯

知識點三

元素周期律：元素以及由它形成的單質(zhì)和化合物的性質(zhì)，伴隨

元素的原子序數(shù)（核電荷數(shù)）口勺依次遞增，展現(xiàn)周期性口勺變化

元素周期表（長表）

?周期號數(shù)等于電子層數(shù)。

?各周期元素的數(shù)目等于對應能級組中原子軌道所能容納的電子

總數(shù)。

?主族元素的I族號數(shù)等于原子最外層電子數(shù)

?元素的分區(qū)和族

l）s區(qū)：，最終的電子填在ns上，包括IAIIA,屬于活潑金屬，為

堿金屬和堿土金屬；

2)p區(qū):，最終的電子填在叩上，包括niA-VHA以及0族元素，為

非金屬和少數(shù)金屬；

3)d區(qū)：，最終的電子填在(n-l)d上，包括HIB-VIIB以及VIII族元素,

為過渡金屬；

4)(1$區(qū)：，6-1)(1全充斥，最終日勺電子填在ns上，包括IB-IIB,過渡

金屬(d和ds區(qū)金屬合起來，為過渡金屬)；

5)fix：,包括錮系和鋼系元素，稱為內(nèi)過渡元素或內(nèi)過渡系.

量子數(shù)，電子層，電子亞層之間的關(guān)系

每個電子層最多

容納的電子數(shù)28182n2

主量子數(shù)〃1234

電子層KLMN

角量子數(shù)10123

電子亞層SPdf

每個亞層中軌道數(shù)目1357

每個亞層最多容納電子數(shù)261014

原子半徑。)

共價半徑

金屬半徑

vanderWaals半徑

主族元素：從左到右r減?。?/p>

上到下r增大。

過渡元素：從左到右，?緩慢減?。?/p>

從上到下〃略有增大。

電離能

基態(tài)氣體原子失去電子成為帶一種正電荷的氣態(tài)正離子所需要的能

量稱為第一電離能，用表達。

+-

E(g)E(g)+eIx

由+1價氣態(tài)正離子失去電子成為帶+2價氣態(tài)正離子所需要W、J能量稱

為第二電離能，用，2表達

+2+

E(g)^E(g)+e-I2

例如：

+2+1

Li(g)-c^-Li(g)Z2=7298.1kJmor

23-1

Li+(g)-e-Li+(g)/3=11815kJ-mol

同一周期：主族元素從IA到鹵素，Z*增大，，減小，/增大。其中

1A口勺八最小，稀有氣體的11最大；長周期中部(過渡元素)，電

子依次加到次外層，Z*增長不多，，?減小緩慢，1略有增長

N、P、As、Sb、Be、Mg電離能較大——半滿，全滿。

同一主族：從上到下，最外層電子數(shù)相似；Z*增長不多，r增大為重

要原因，查對外層電子引力依次減弱，電子易失去，/依次變小。

電子親和能

元素的氣態(tài)原子在基態(tài)時獲得一種電子成為一價氣態(tài)負離子所放出

的能量稱為電子親和能。當負一價離子再獲得電子時要克服負電荷之

間的排斥力，因此要吸取能量。

例如

O(g)(g)A]=-140.0kJ.mol”

O-(g)+e-fC)2-(g)^2=844.2kJ,mof^

電子親和能的大小變化的周期性規(guī)律如下圖：

同一周期：從左到右，Z*增大，〃減小，最外層電子數(shù)依次增多，

趨向于結(jié)合電子形成8電子構(gòu)造，A日勺負值增大。鹵素日勺A展現(xiàn)

最大負值，IIA為正值，稀有氣體口勺A為最大正值。

同一主族：從上到下，規(guī)律不很明顯，大部分H勺A負值變小。特例:

A(N)為正值，是p區(qū)元素中除稀有氣體外唯一的正值。4的最大負

值不出日前F原子而是C1原子。

電負性

原子在分子中吸引電子H勺能力稱為元素的電負性，用表達。

電負性的標度有多種，常見的有Mulliken標度[%”),Pauling

標度(%。)和Allred-Rochow標度(力演)。

電負性標度不一樣，數(shù)據(jù)不一樣，但在周期系中變化