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文檔簡介
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
溫馨提示
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