化学期中考试资料整理

1、第1章 气体与溶液1. 、掌握理想气体状态方掌程及其应用；2 、掌握道尔顿分压定律；3 、掌握稀溶液的依数性及其应用；4 、熟悉溶胶的结构、性质、稳定性及聚沉作用；5 、了解大分子溶液与凝胶。1.1 气体理想气体（ideal gas）：分子本身不占体积，分子间没有相互作用力的气体。 理想气体状态方程： pV=nRT 1.1.2 道尔顿分压定律 混合气体的总压力等于各组分气体分压力之和。(所谓某组分的分压力是指该组分在同一温度下单独占有混合气体的容积时所产生的压力无机及分析化学)道尔顿分压定律:p=p1+p2+一混合气体有i个组分:(说明气体状态方程不仅适用于某一纯净气体，也适用于气体混合物)摩

2、尔分数：（混合气体中某组分的分压力等于该组分的摩尔分数与混合气体总压力的乘积）A+B=1（理想气体 低压和高温）1.2 溶液1.2.1 分散系分子分散系又称溶液 1.2.2 稀溶液的依数性1.2.2.1 蒸气压下降拉乌尔定律： 在一定温度下，难挥发的非电解质稀溶液的蒸气压下降与溶质的摩尔分数成正比，与溶质的本性无关。（只适用于稀溶液）溶液蒸气压下降p：拉乌尔定律表达式也可用质量摩尔浓度来表示： p=Kb即在一定温度下，难挥发的非电解质的稀溶液的蒸气压下降近似地与溶液中溶质的质量摩尔浓度成正比。1.2.2.2 沸点升高 Tb=Kb b 1.2.2.3 凝固点下降TfKf b （ Kb、Kf的大小

3、只取决于溶剂的本性，而与溶质的本性无关。)1.2.2.4 渗透压 渗透压与浓度和温度的关系: VnRT cRT ( 也可用b代替c进行近似计算) 在一定温度下，稀溶液的渗透压与溶液中所含溶质的粒子数目成正比，而与溶质的本性无关。1.2.2.5 稀溶液的通性小结*溶液的蒸气压下降，沸点升高，凝固点降低和渗透压是难挥发非电解质稀溶液的通性。它们的大小都与溶液中溶质的量有关，与溶质的本性无关，此性质称为难挥发非电解质稀溶液的依数性。*符合依数性规律的溶液应该是理想溶液，在这种溶液中，溶质和溶剂分子间作用力和溶剂分子间作用力可以等同看待。*浓溶液质点间作用力比较复杂，不符合依数性规律。*如果溶质是电解

4、质，溶液的性质不仅和电离后溶液中的粒子数有关，同时还和离子间的静电引力有关，不适用于依数性的定量关系。只有很稀的溶液，溶液中粒子数目换算为质量摩尔浓度，才近似符合依数性规律。*挥发性溶质对溶液依数性影响更为复杂（p.10例子，乙醇水溶液）1.3 胶体溶液1.3.1 溶胶的制备1.3.2 溶胶的性质动力学性质布朗运动：不规则的热运动光学性质丁达尔效应：区别溶胶和溶液电学性质电泳：外加电场下，胶体粒子在分散介质中的定向移动。胶粒的带电性与制备方法有关。1.3.3 胶团结构1.3.4 胶体的电动电势 热力学电势，表示从胶粒固相表面到液体内部的电势差；只与胶粒固相直接吸附离子的数量有关。1.3.5 溶

5、胶的稳定性和聚沉1.3.6 胶体的应用第2章 化学热力学初步1 了解热力学能、焓、熵和吉布斯自由能等状态函数的概念；2 理解热力学第一、第二和第三定律的基本内容；3 掌握化学反应的标准摩尔焓变的各种计算方法；4 掌握化学反应的标准摩尔熵变和标准摩尔吉布斯自由能变的计算方法；5 会用吉布斯自由能G来判断化学反应的方向，并了解温度对G的影响；6 理解Vant Hoff等温方程，了解压力和浓度对G的影响。2.1 热力学常用术语2.1.1 热力学的标准态气态物质：p=100kPa，分压力为标准压力溶液：p=100kPa时，浓度1molL-1，稀溶液1molkg-1，即c=b固体或纯液体：在标准压力下理

6、想的该纯物质（不涉及温度，只与压力/浓度有关。）2.1.2 系统和环境2.1.3 状态和状态函数：状态函数的重要性质是状态函数的变化只取决于体系的初始状态和终止状态，而与变化途径无关。2.1.4 过程和途径等压过程(p=0)，压力恒定不变的状态变化过程。等容过程(V=0)，体系体积恒定不变的状态变化过程。等温过程(T=0)，此过程只要求始态和终态温度相同。绝热过程(Q=0)，体系和环境没有能量交换。2.1.5 热和功功和热的相同点：都是能量，在体系获得能量后，便不再区分热和功。都不是体系的状态函数，与过程相联系的物理量。功是有序运动的结果，热是无序运动的结果。功能完全变热，而热不能完全转换为功

7、。2.2 热力学第一定律2.2.1 热力学能：系统内部所蕴藏的总能量叫作热力学能2.2.2 热力学第一定律 能量守恒与转化定律：能量具有不同的形式。在任何过程中，能量是不会自生自灭的，它只能由一种形式转变为另一种形式，在转变过程中，能量的总值保持不变。U=U2-U1=Q+W 2.2.3 可逆过程和最大功如果气体等温膨胀按可逆的方法进行，系统对环境做最大体积功。同时系统从环境中吸收了最多的热。2.3 热化学2.3.1 等容反应热、等压反应热和焓的概念等容反应热： UQv等压反应热: QpH等压过程中 :HUpV H =U+nRT ( 有气体参加反应 ) 2.3.2 热化学方程式2.3.3 盖斯定

8、律：恒温恒压条件下，总反应的热效应（H）只与反应的始态和终态（包括温度、反应物和生成物的量及聚集状态等）有关，而与变化的途径无关。2.3.4 生成焓在标准状态和指定温度(通常为298K)下，由元素的指定单质(通常是稳定单质)生成1mol(化合物或转变为其它形式单质)某物质时的热效应，称为该物质的标准摩尔生成焓，用fHm,298表示。任何指定的稳定单质的标准摩尔生成焓都是零。应用注意事项：1 rHm是状态函数，其值为生成物的fHm减去反应物的fHm；2 fHm具有容量性质（加合性），系数不可遗漏，且有正(+)/负(-)号；3 fHm随物质所处的温度及聚集状态不同而变，温度一定时，聚集状态需要考虑

9、（g、l、s、aq）；4 同一化学反应，化学方程式的写法不同，反应的标准焓变不同。因此化学方程式和反应焓变必须一一对应。5 如果体系温度不是298.15K，反应焓变有些改变，但一般变化不大。2.3.5 由键能估算反应热2.4 热力学第二定律2.4.1 化学反应的自发性：有两种因素影响过程的自发性：一是能量变化，系统将趋向最低能量；二是混乱度变化，系统将趋向最高混乱度。2.4.2 熵： 定量地描述系统的混乱度2.4.3 热力学第二定律：在孤立系统的任何自发过程中，系统的熵总是增加的。2.4.4 标准摩尔熵：在标准状态和指定温度下，1mol物质的熵的绝对值称为该物质的标准摩尔熵，用Sm表示，单位J

10、mol-1K-1热力学第三定律：绝对零度时，任何纯净完美的晶态物质的熵值规定为零2.5 吉布斯自由能及其应用2.5.1 吉布斯自由能： GHTS GHTS 2.5.2 反应G与有用功 G0不自发 G=0 平衡态注意事项： 1 G与参加反应的物质的量有关(容量性质的状态函数)，方程式与G一一对应；2 正反应和逆反应的G大小相等，符号相反；3 H、S随温度变化不明显，但温度、压力变化显著影响G。G的物理意义：它代表在等温等压过程中，能被用来做有用功（即非体积功）的最大值。2.5.3 标准生成自由能和反应自由能变标准摩尔生成自由能是指在标准态和指定温度时，由指定单质生成1mol某物质（化合物或非稳定

11、单质）的吉布斯自由能fGm，在标准态和指定温度(298.15K)下，指定的稳定单质的吉布斯自由能为零fGm = fGm (产物)fGm (反应物)2.5.4 G与温度的关系将非自发的反应变成自发的反应，这个转变温度称为转向温度: T转=2.5.5 范托夫等温方程:rGrGRTlnQ 气体反应，ap/p溶液反应，ac/c复相反应:固相和纯液相均为单位活度第3章 化学平衡和化学反应速率1 了解化学平衡的特征；掌握标准平衡常数和标准自由能变之间的关系；2 能写出不同类型反应的标准平衡常数表达式；并能利用标准平衡常数进行有关化学平衡的计算；3 能运用多重平衡规则求标准平衡常数；了解温度对标准平衡常数的

12、影响；4 掌握化学平衡移动的定性判断以及移动程度的定量计算；5 了解化学反应速率的概念及其实验测定方法；6 掌握质量作用定律；知道应如何确定基元反应的速率方程；7 掌握温度对反应速率影响的阿累尼乌斯经验式；8 能用活化分子、活化能等概念解释外界因素对反应速率的影响。3.1 化学平衡3.1.1 化学平衡的特征当反应推动力为0 时（包括正向和逆向），即G0，反应就达到了平衡状态。3.1.2 标准平衡常数及其有关计算rGRTlnK（K称为标准平衡常数）对于bBdDeEfF （ 方括号代表平衡时的浓度。）1 K表示在一定条件下反应进行的限度。 K越大，表明平衡时产物越多，反应进行得越完全。2 K也是与

13、过程无关的特征函数。3 K除取决于反应的本性外，还受温度的影响，但与反应物的浓度无关。4 利用K可以进行一些有关化学平衡的计算。已知某一反应的平衡常数，可以从起始反应的反应物的量，计算出达到平衡时各反应物和生成物的量，以及反应物的转化率。5 不难看出，平衡时才能有最大转化率。3.1.3 标准平衡常数与Gibbs自由能变rG =2.303RTlg(Q/K)（Q是反应起始状态（非平衡态）的活度商）QK，Q/K1，rGK，Q/K1，rG0 逆反应自发3.1.4 多重平衡规则：如果某反应可以由几个反应相加（或相减）得到，则该反应的平衡常数等于几个反应平衡常数之积（或商）。rG3rG1rG2 K3K1K

14、23.2 化学平衡的移动假如改变平衡系统的条件之一，平衡就向减弱这个改变的方向移动。温度与K的定量关系式：1 对于吸热反应，rHm0，当T2T1时， K2K1，平衡常数随温度升高而增大，升温有助于正反应的进行。2 对于放热反应，rHmT1时， K20的反应，催化剂则无能为力；3 催化剂同等改变正、逆反应速率，加速化学平衡的达到，但不改变化学平衡的位置，即无法改变平衡常数的数值；4 催化剂在参与反应前后质量和组成不变（化学性质），但某些物理性质可能发生变化（如晶态粉末等）第四章 解离平衡1 了解近代酸碱理论（重点是酸碱质子论）的基本概念；2 掌握一元弱酸、弱碱的解离平衡和多元弱酸、弱碱的分级解离

15、平衡的计算；3 了解活度、活度系数、离子强度等概念；4 理解同离子效应和盐效应对解离平衡的影响；5 了解缓冲作用原理以及缓冲溶液的组成和性质，掌握缓冲溶液pH的计算；6 理解难溶电解质沉淀溶解平衡的特点，会运用溶度积规则判断沉淀溶解平衡的移动以及有关的计算。4.1 酸碱理论4.1.1 酸碱质子论1 酸/碱可以是中性、正离子或负离子，模糊了盐的概念；2 酸碱之间存在着H+得失的相互依存关系，称为酸碱的共轭关系，HB和B称为共轭酸碱对。3 既能释放H+又可接受H+的物质称为两性物质。4 酸越强，越容易释放H+，则其共轭碱越弱；5 酸碱在溶液中表现出来的强度，不仅与酸碱本性有关，同时与溶剂的本性有关

16、6 酸碱在水溶液中表现出来的相对强度可用解离常数来表征。7 强酸强碱制弱酸弱碱8 共轭酸碱对中弱酸的Ka与其共轭碱的Kb存在如下定量关系： KaKbKw 4.1.2 酸碱电子理论：凡是能够接受外来电子对的分子、基团或离子为酸；凡是能够提供电子对的分子、基团或离子为碱4.1.3 硬软酸碱理论：硬酸体积小，正电荷高，极化性低；硬碱极化性低，电负性高，难氧化，“硬亲硬，软亲软，软硬交界就不管”4.2 强电解质溶液4.2.1 离子氛概：离子间平均距离较小，由于静电引力相互作用，正离子周围负离子数目大于正离子数目，而负离子周围较多地分布着正离子。在每一离子周围形成一个带相反电荷的离子氛。由于离子氛的存在

17、，离子的运动受到了牵制，所以表现出来的离子浓度小于强电解质全部解离时应有的浓度。表观解离度：强电解质由实验测得的解离度，并非真正的解离度4.2.2 活度和活度系数4.2.2 活度和活度系数 afc4.2.3 离子强度：（在电解质溶液的各种平衡计算中，严格说都应该用活度，只有在很稀的离子溶液中才允许用浓度代替活度。）4.3 弱酸、弱碱的解离平衡4.3.1 一元弱酸、弱碱的解离平衡 c/Ka400 H+2=Kac 类似地，可以推导出一元弱碱的标准解离常数Kb和OH-4.3.2 多元弱酸、弱碱的电离平衡1 在计算多元弱酸中的H+时，可近似用一级解离的H+代替。2 在比较多元弱酸的相对强度时，只要比较

18、Ka1的大小就可以了。3 计算二元弱酸中的H+，可作一元弱酸处理；4 二元弱酸溶液中，酸根离子浓度近似等于Ka2；5 当需要较大浓度酸根离子时，往往用多元弱酸的盐而不用酸。4.3.3 两性物质的解离平衡既可给出质子又可接受质子的物质称为两性物质4.3.4 同离子效应和盐效应1、同离子效应：由于在弱电解质溶液中加入含有相同离子的强电解质，而使弱电解质解离度降低的效应2、盐效应：在弱电解质溶液中加入不含相同离子的强电解质，使弱电解质解离度增大的效应（同离子效应和盐效应会同时存在，但同离子效应的影响比盐效应的影响大得多，因此，此时大多只考虑同离子效应。）4.4 缓冲溶液：这种能对抗少量外来强酸、强碱

19、或水的稀释而保持pH基本不变的混合溶液4.4.1 缓冲作用原理4.4.2 缓冲溶液H+浓度的计算4.4.3 缓冲能力1、缓冲容量1）缓冲容量与缓冲溶液总浓度的关系：当c(碱)/c(酸)1时，总浓度越大，缓冲能力越大。（2）缓冲容量与缓冲对浓度比值的关系1 共轭酸碱对浓度差越小，缓冲能力越大。pHlgc(碱)/c(酸)2 为了获得最大缓冲容量，选择的缓冲对其弱酸的pKa应正好等于所要求配制的pH，但一般实验中无法达到。3 当c(酸)/c(碱)10或c(酸)/c(碱)0.1，一般认为就不具有缓冲能力，所以缓冲溶液的有效范围为pHpKa1。4.5 沉淀溶解平衡4.5.1 溶度积和溶度积规则1、溶度积

20、：KspAg+Cl-对于AnBm型难溶电解质，溶度积的表达式为KspAm+nBn-m其意义为：在一定温度下，难溶电解质在其饱和溶液中各离子浓度幂的乘积为一常数不同类型的难溶电解质不能简单地用Ksp来判断溶解度的大小。在进行Ksp和s之间换算时，要考虑下述两个因素：(1)难溶电解质的离子在溶液中不发生任何副反应。(2)难溶电解质要一步完全解离2、溶度积规则Q为任一情况下离子浓度幂的乘积（活度商）Q=Ksp：平衡状态，溶液达到饱和；QKsp：过饱和溶液，沉淀析出4.5.2 沉淀的生成和溶解1、沉淀的生成1 溶液中沉淀溶解平衡总是存在的。在一定温度下，Ksp为一常数。2 通常分析天平能称准到10-4

21、g(0.1mg)，所以在定量分析中，溶液中残留离子的浓度10-6 molL-1可认为沉淀完全。3 人的肉眼可观察到浑浊现象的下限是10-5 gmL-1，因此定性分析中溶液中残留离子浓度10-5molL-1可认为沉淀完全。4 沉淀剂一般以过量20%50%为宜。2、 沉淀的溶解（1）难溶弱酸盐与强酸反应生成弱酸；（2）难溶氢氧化物与酸反应生成水；（3）难溶物与硝酸发生氧化还原反应；（4）难溶物与某些物质发生络合反应。4.5.3 沉淀的转化和分步沉淀第五章 氧化还原与电化学1 掌握氧化还原反应的基本概念，能配平氧化还原方程式；2 理解电极电势的概念，能用能斯特方程进行相关计算；3 掌握电极电势在有关

22、方面的应用；4 了解原电池电动势与吉布斯自由能变的关系；5 掌握元素电势图及其应用。5.1 氧化还原反应的基本概念5.1.1 氧化和还原5.1.2 氧化数：元素的一个原子的表观电荷数化合价：原子参与成键的电子对的数目5.2 氧化还原方程式配平5.2.1 氧化数法5.2.2 离子电子法5.2.3 代数和法，解方程5.3 电极电势5.3.1 原电池原电池表示符号(-)负极|电解质溶液(浓度)|电解质溶液(浓度)|正极(+)5.3.2 电极电势1 在指定温度下(298K)，金属和该金属离子浓度为1molL-1(严格意义上应为单位活度)的溶液所产生的电势称为该金属的标准电极电势，用表示。2 金属电极电势