普通化学考研复习资料一

1、精选优质文档-倾情为你奉上2010年普通化学考研辅导资料之一普通化学考研内容精选第一章 化学反应的基本规律 一、基本知识点： 1、体系的状态函数 （1）体系人为规定研究对象的物质系统。 敞开体系：体系与环境有物质和能量交换。 封闭体系：体系与环境无物质交换，但有能量交换。 孤立体系：体系与环境无物质交换，又无能量交换。（2）状态体系中一切性质的总和。 广度性质：表现体系量的特征（与体系中物质的量成正比），例如体积V 、质量m 、热容C 、 热力学能U 、焓H 、熵S 、吉布斯自由能G 等，具有加和性。 强度性质：表现体系质的特征（与体系中物质的量无关），例如温度T 、压力P 、浓度c 、 密度

2、 等，不具有加和性。（3）状态函数由状态所决定的每一种理化性质，统称为体系的状态函数。或能决定状态的性质和以一定关系随这些性质而变化的其它性质，统称为体系的状态函数。例如T、P、V和H = U + pV 、 G = H TS 等。 (4)状态函数特征其变量仅与状态有关，而与变化途径无关。例如（循环过程）其数学处理可用全微分的概念，H其微量变化可用dH表示，而热Q是由于体系与环境的温度差别而引起的能量传递量，Q的数值会随具体途径而变化，故热Q不是状态函数，其微量变化要用Q表示。因为在等压过程中，Qp = H ，所以dH =Qp 。2、热力学第一定律（化学反应中的能量守恒）(1) 热力学能（内能）

3、U 是体系内部各种能量的总和。是体系自身的性质，是广度性质，是体系的一种状态函数。其绝对值无法确定，但其变量U 只取决于体系的始、终态。 （2）热力学第一定律数学表达式: U = U2 U1 = Q + W = Qv (等容反应热) （3）等压反应热与焓：H = U + pV ， U = Qp + W ，H = Qp 所以焓也是体系的一种状态函数。其绝对值也是无法确定，但其变量H 只取决于体系的始、终态。其是体系的广度性质，具有加和性。（4）盖斯定律化学反应的反应热只与反应体系的始、终态有关，而与其变化的途径无关。 （5）3、热力学第二定律：孤立体系中所发生的任意过程总是向着熵增大的方向进行。

4、（1） 熵（S ）是体系的状态函数，是量度体系混乱度的函数。（2） 标准熵：在标准状态下，1mol某纯物质从0 K慢慢升温到T K时两状态间的熵变。（3）（4） 4、热力学第三定律：在热力学温度0K 时，任何纯物质的熵值为零。 （1） （2） （3） （4） 5、化学反应的自发性判据 （1） 该化学反应在任何温度下能自发进行。 （2） 该化学反应在任何温度下不能自发进行。 （3） 该化学反应在低于某温度下能自发进行。 （4） 该化学反应在高于某温度下能自发进行。6、吉布斯自由能与化学反应的自发性判据 （1） （2） （3） （4） （5） 该化学反应在某温度标准状态下能自发进行。 该化学反应在

5、某温度标准状态下不能自发进行。 该化学反应在某温度标准状态下处平衡状态。 （6） 或 KJ。mol¯1该化学反应在某温度非标准状态下能自发进行。 或KJ。mol¯1 该化学反应在某温度非标准状态下不能自发进行。 该化学反应在某温度非标准状态下处平衡状态。 7、热力学等温、等压方程式： （1） （2） （3） 时， 8、化学反应限度化学平衡（1） 化学平衡的特征：是在一定温度下，化学反应建立的相对的一种动态平衡。其特征可用平衡常数表示。（2） 标准平衡常数可用热力学等温、等压方程式求得，故又称热力学平衡常数。对某一反应而言，标准平衡常数的数值仅与温度有关。（3） 对气相反应而

6、言：若为溶液中溶质的 反应而言：（4） 多重平衡规则：某总反应为若干个分步反应之和（或之差）时，则总反应的平衡常数为这 若干个分步反应平衡常数的乘积（或商）。9、化学反应速率（1） 基元反应（简单反应）为一步到底的反应。非基元反应（复杂反应）为多步基元反应组成，其化学反应速率由其中最慢一步基元反应决定。 （2） 化学反应进度 单位：mol （3） 化学反应速率 单位：mol.dm3.s1 （4） 反应的活化能 （60250 kj.mol1） =临界-平均 （5） 质量作用定律 （x,y的数值由实验决定）（5） 反应速率常数（k）为当c(A)=c(B)=1 mol.dm3时的反应速率。对某一反应

7、而言，反应速率常数的数值与温度有关,此外与反应的活化能有关.使用适当的催化剂可改变活化能.（6） 化学反应速率与反应速率常数及浓度有关.另外在多相体系中,其化学反应速率还与相界面的大小有关. 二、重点及难点1、化学反应方向的判断 （1） 该反应向正反应方向进行（反应自发） 该反应向逆反应方向进行（反应非自发） 该反应处平衡状态 （2） 若 该反应向正反应方向进行（反应自发） 该反应向逆反应方向进行（反应非自发） 该反应处平衡状态 （3） KJ。mol¯1 该反应向正反应方向进行（反应自发） KJ。mol¯1 该反应向逆反应方向进行（反应非自发） （4） 该化学反应在低于某温

8、度下能自发进行 该化学反应在高于某温度下能自发进行 2、化学反应的标准平衡常数与温度的关系 3、化学反应的反应速率常数与温度的关系 三、计算题中运用的计算公式使用条件和注意事项 1、某化学反应标准摩尔焓变的计算： 使用条件要依据已给定的某化学反应来进行计算，故其与化学反应式的书写形式有关。 注意事项不要忘记化学反应式中的化学计量数。 使用条件在任何温度下某化学反应标准摩尔焓变可近似等于298.15K时该化学反应的标准摩尔焓变，因为某化学反应标准摩尔焓变与温度关系不大。 注意事项不要忘记化学反应式中的化学计量数，其单位为kj.mol1。 使用条件利用在某温度下某化学反应的标准摩尔吉布斯自由能变及

9、298.15K时该化学反应的标准摩尔熵变来进行计算。也因为某化学反应的标准摩尔熵变与温度关系不大。 注意事项式中的吉布斯自由能变与温度有关，故要使用该温度下的吉布斯自由能变进行计算，注意使用的单位要一致。因为其中化学反应的标准熵变的单位为j.mol1.K1. 使用条件利用在不同温度下该化学反应的标准平衡常数来进行计算。 注意事项注意使用的单位要一致。因为式中的标准气体常数R的单位为j.mol1.K1.2、某化学反应标准摩尔熵变的计算： 使用条件要依据已给定的某化学反应来进行计算，故其与化学反应式的书写形式有关。 注意事项不要忘记化学反应式中的化学计量数。化学反应标准熵变的单位为j.mol1.K

10、1. 使用条件在任何温度下某物质的标准摩尔熵等于298.15K时的标准熵，同样在任何温度下某化学反应的标准摩尔熵变可近似等于298.15K时该化学反应的标准摩尔熵变。因为某化学反应标准摩尔熵变与温度关系不大。 注意事项不要忘记化学反应式中的化学计量数，故其与化学反应式的书写形式有关。其单位为j.mol1 K1. 使用条件利用在某温度下某化学反应的标准摩尔吉布斯自由能变及298.15K时该化学反应的标准摩尔焓变来进行计算。也因为某化学反应的标准摩尔焓变与温度关系不大。 注意事项注意使用的单位要一致。因为式中的标准吉布斯自由能变及标准焓变的单位为kj.mol1，而式中的标准熵变的单位为j.mol1

11、.K1. 3、某化学反应标准摩尔吉布斯自由能变的计算： 使用条件式中的标准摩尔吉布斯自由能变是指在298.15K时的化学反应标准摩尔吉布斯自由能变。同样要依据已给定的某化学反应来进行计算，故其与化学反应式的书写形式有关。 注意事项不要忘记化学反应式中的化学计量数。其单位为kj.mol1。 使用条件式中的标准摩尔吉布斯自由能变是指在任何指定温度T K 时的化学反应标准摩尔吉布斯自由能变。利用该化学反应的标准摩尔焓变、该化学反应的标准摩尔熵变及指定温度T K来进行计算。 注意事项注意使用的单位要一致。因为式中的标准吉布斯自由能变及标准焓变的单位为kj.mol1，而式中的标准熵变的单位为j.mol1

12、.K1. 使用条件式中的摩尔吉布斯自由能变是指在任何指定温度T K 时的化学反应非标准摩尔吉布斯自由能变。利用该化学反应在该温度下的标准摩尔吉布斯自由能变和该化学反应在非平衡 状态时的浓度商或分压商来进行计算。 注意事项注意使用的单位要一致。因为式中的非标准摩尔吉布斯自由能变和标准摩尔吉布斯自由能变的单位为kj.mol1，而式中的标准气体常数R的单位为j.mol1.K1；另外要注意式中的浓度商和分压商是指相对浓度商和相对分压商，是无量纲的。 使用条件式中的标准摩尔吉布斯自由能变是指在任何指定温度T K 时的化学反应标准摩尔吉布斯自由能变。可利用该温度下的标准平衡常数来进行计算。 注意事项注意使

13、用的单位要一致。因为式中的标准摩尔吉布斯自由能变的单位为kj.mol1，而式中的标准气体常数R的单位为j.mol1.K1；另外要注意式中的标准平衡常数是无量纲的。 使用条件某一氧化还原反应的摩尔吉布斯自由能变可利用该反应组成原电池的原电池电动势来进行计算；那么其标准摩尔吉布斯自由能变可利用该反应组成原电池的标准原电池电动势来进行计算。其温度一般指298.15K。 注意事项式中的F是法拉第常数，即96485C.mol1，电动势E的单位为V ，则其标准摩尔吉布斯自由能变和非标准摩尔吉布斯自由能变的单位为j.mol1. 4、某化学反应能自发进行的临界温度的计算： 使用条件当某化学反应的时可使用此式来

14、进行计算。 注意事项注意使用的单位要一致。因为式中的标准摩尔焓变的单位为kj.mol1。而式中的标准摩尔熵变的单位为j.mol1.K1. 使用条件当某化学反应的时可使用此式来进行计算。 注意事项注意使用的单位要一致。因为式中的标准摩尔焓变的单位为kj.mol1。而式中的标准摩尔熵变的单位为j.mol1.K1. 5、某化学反应的标准平衡常数的计算： 使用条件对气相反应，可使用此式来进行计算。 注意事项式中的分压是指化学反应处平衡状态时，反应物和生成物的相对分压。若是多相反应， 则分压是指化学反应处平衡状态时，气体反应物和气体生成物的相对分压。另外其数值 与化学反应式中的化学计量数有关，即与化学反

15、应式的书写形式有关。 使用条件对溶液中溶质的反应，可使用此式来进行计算。 注意事项式中的浓度是指化学反应处平衡状态时，反应物和生成物的相对浓度。若是多相反应， 则浓度是指化学反应处平衡状态时，溶液中溶质的相对浓度。另外其数值与化学反应式中的化学计量数有关，即与化学反应式的书写形式有关。而且平衡常数表达式中不包含纯液体、纯固体和水溶液中的水的浓度项。 使用条件对于多重平衡体系而言，某总反应为若干个分步反应之和（或之差）时，则总反应的平衡常数为这若干个分步反应平衡常数的乘积（或商）。 注意事项平衡常数是无量纲的，其数值与化学反应式中的化学计量数有关，即与化学反应式的书写形式有关。 使用条件可利用该

16、温度下的标准摩尔吉布斯自由能变来进行计算。因为当某化学反应的非标准摩尔吉布斯自由能变对于零时，该化学反应处于平衡状态。 注意事项注意使用的单位要一致。由于式中的标准摩尔吉布斯自由能变单位为kj.mol1。而式中的标准气体常数R的单位为j.mol1.K1。 使用条件某一氧化还原反应处于平衡状态时，可使用此式来进行计算。 注意事项式中的电池电动势是指标准原电池电动势。 6、化学反应的反应速率计算： （x,y的数值由实验决定） 使用条件对基元反应而言，式中x=a,y=b；对非基元反应而言，其反应速率由其中最慢的一步 基元反应决定，x,y的数值由实验决定。 注意事项式中反应速率的单位为mol.dm3.

17、s1，浓度单位为mol.dm3，而反应速率常数k的 单位可由该反应的反应级数（x + y）决定。但是也可认为反应速率常数k是无量纲的。 使用条件利用反应的活化能和某一温度下的反应速率，来计算另一温度下的反应速率。注意事项注意使用的单位要一致。因为活化能的单位为kj.mol1，而标准气体常数R的单位为j.mol1.K1。 7、化学反应的活化能计算： 使用条件利用不同温度下的反应速率，来计算该反应的活化能；或利用不同温度下的反应速率 常数，来计算该反应的活化能。 注意事项注意使用的单位要一致。因为活化能的单位为kj.mol1，而标准气体常数R的单位为j.mol1.K1。 8、化学反应的反应速率常数

18、k测定和计算： 使用条件利用实验测定，反应速率常数k是指单位浓度时的反应速率。 注意事项实验时，可改变某一反应物的浓度多次，再改变另一反应物的浓度多次，来测定该反应的反应级数，并且可计算该反应的反应速率常数k。 使用条件利用反应的活化能和某一温度下的反应速率常数，来计算另一温度下的反应速率常数。 注意事项注意使用的单位要一致。因为活化能的单位为kj.mol1，而标准气体常数R的单位 为j.mol1.K1。第二章 水基分散系一、基本知识点： 1、分散体系（分散质、分散剂）；可分溶液、胶体及粗分散体系。2、稀溶液的依数性（稀溶液的通性）拉乌尔定律（1） 蒸气压下降（2） 溶液的沸点升高 （3） 溶

19、液的凝固点降低 （4） 渗透压 3、胶体分散体系是一种高度分散的多相不均匀体系（1） 胶体的种类：溶胶（分散剂为液体的分散体系，分散质可为气体、液体和固体） 气溶胶（分散剂为气体的分散体系）（2） 胶体的结构：胶团=胶粒（胶核+电位离子+吸附层反离子）+扩散层反离子 例如： （负溶胶） （正溶胶）（3） 胶体的稳定性与破坏 稳定性：胶体的颗粒小、分散度高、表面积大有很大的表面能，而且处于强烈的布郎运动之中，由于相同电性的胶粒可通过静电作用相互排斥，所以具有稳定性。 溶胶的破坏：由于加入电解质、加热、改变酸度、浓度和利用相反电性的溶胶间互相作用等方法，可使胶体的稳定性被破坏，产生聚沉作用。 溶胶

20、的保护作用：由于加入高分子化合物，其被吸附在胶粒表面，使胶粒不易互相接触，因而显著地增加了胶体的稳定性。 溶胶的敏化作用：由于加入少量高分子化合物，其不能完全覆盖胶粒表面，反而会使胶粒吸附在高分子的分子链上，变得易于聚沉而产生絮凝作用。 溶胶的胶凝作用：高分子溶液和某些溶胶，在适当的条件下，整个体系会转变成一种弹性半固体状态的凝胶（冻胶）。但某些凝胶经过机械搅动后，又会变为溶胶，静置时又会变为凝胶，此现象称为触变作用。二、 重点及难点1、 溶液通性的定性分析：与分散体系中分散质的粒子数多少有关，若粒子数愈多，则该溶液的通性愈明显。即该溶液的蒸气压下降得愈多，其溶液的沸点升高、凝固点降低得愈多，

21、其溶液具有愈高的渗透压。所以在浓度相同条件下进行比较，溶液通性强电解质比弱电解质明显；弱电解质又比非电解质明显。2、 溶液的依数性定量计算：（1） 式中为该温度下纯溶剂的饱和蒸气压（2） 式中为溶质的质量摩尔浓度上式中的所以可由此求得未知物的摩尔质量。但是式中的是指在1000克溶剂中未知物的质量。（3） 式中的单位要一致，若单位为Pa，那么的单位为m3,若 单位为Kpa, 那么的单位为dm3,的单位为mol.dm3。上式中为溶质的摩尔数，所以可由此求得未知物的摩尔质量。三、 计算题中运用的计算公式使用条件和注意事项 1、蒸气压下降的计算： 使用条件适用于可溶性、非挥发性、非电解质的稀溶液。利用

22、溶质的摩尔分数及该温度下纯溶剂 的饱和蒸气压，来计算该溶液的蒸气压下降值和该溶液的蒸气压。 注意事项溶液的蒸气压下降值和该溶液的温度有关，与溶质的摩尔分数也有关。但对浓溶液及挥发性、电解质溶液无此定量关系。 2、溶液的沸点升高、凝固点降低的计算： 使用条件适用于可溶性、非挥发性、非电解质的稀溶液。利用溶质的质量摩尔浓度及该溶剂的沸点升高常数、凝固点降低常数来分别计算该溶液的沸点升高值、凝固点降低值。以及求出该溶液的沸点、凝固点。 注意事项式中溶质的浓度是指质量摩尔浓度，即指1000克溶剂中所含溶质的摩尔数。 3、溶液的渗透压计算： 使用条件适用于可溶性、非挥发性、非电解质的稀溶液。利用理想气体

23、方程式计算溶液的渗透压。 注意事项注意使用的单位要一致。若体积单位为m3，则溶液的渗透压的单位为Pa；若体积单位为 dm3，溶液的浓度单位为mol.dm3，则溶液的渗透压的单位为KPa。 4、未知物的摩尔质量计算： 使用条件适用于可溶性、非挥发性、非电解质的稀溶液。利用该溶液的蒸气压下降值、该溶液的 沸点升高值、凝固点降低值及该溶液的渗透压均可计算未知物的摩尔质量。 注意事项溶液的沸点升高、凝固点降低的计算公式中溶质的浓度是指质量摩尔浓度，溶液的渗透压计算公式中溶质的浓度是指体积摩尔浓度。通常利用溶液的渗透压来计算未知物的摩尔质量，因为溶液的渗透压与溶质的浓度变化关系极大，故计算的误差较小。第

24、三章 溶液中的化学平衡一、 基本知识点：1、 酸碱质子理论（1） 凡能给出质子的物质都是酸，凡能接受质子的物质都是碱。其中包含分子酸碱和离子酸碱。（2） 共轭酸碱关系：酸给出一个质子后，就成了其酸的共轭碱；而碱接受一个质子后，就成了其碱的共轭酸。（3） 酸碱电离、水的电离、酸碱中和及盐类水解反应可统称为酸碱反应。均可认为是两对共轭酸碱之间的质子转移。2、 一元弱酸弱碱的电离平衡 （1） 弱酸弱碱的电离常数（在298.15K时，弱酸弱碱电离平衡的标准平衡常数） （2） 水的离子积常数（3） 共轭酸碱对电离常数之间的关系 式中为弱酸的电离常数， 为其共轭碱的电离常数。（4） 盐类的水解常数 该盐是

25、一种碱，为其共轭酸的电离常数； 该盐是一种酸，为其共轭碱的电离常数。3、 多元弱酸弱碱的电离平衡 （1）H2S = H+ + HS- HS- = H+ + S2- （2）S2- + H2O = HS- + OH- HS- + H2O = H2S + OH- 4、 同离子效应（1） HAc + HCl 混合溶液: 使HAc的电离度下降，溶液的酸度由HCl决定；（2） HAc + NaAc混合溶液: 也使HAc的电离度下降，溶液的酸度由混合溶液决定；（3） NH3H2O + NaOH混合溶液:使NH3H2O的电离度下降，溶液的碱度由NaOH决定；（4） NH3H2O + NH4Cl混合溶液: 也使

26、NH3H2O的电离度下降，溶液的碱度由混合溶液决定。5、 沉淀溶解平衡（1） 溶度积常数（298.15K）由难溶电解质本性决定 （2） 溶度积规则若则该溶液中有沉淀；若则该溶液中无沉淀；若 则该溶液处于平衡状态。（3） 分步沉淀在多种相似离子的混合溶液中，利用溶度积规则，若能仔细控制沉淀剂的量，使溶液中几种相似离子分别先后沉淀，而不相互干扰。一般定量判断：当后一种离子开始沉淀时，前一种离子的残留浓度小于10-5 mol.dm3则可认为不相互干扰，可分步沉淀。6、 配位化合物及在水溶液中的配位平衡（1） 配位化合物由配离子与其相反离子以离子键结合的复杂化合物，或由电荷相反的两个配离子结合的复杂化

27、合物，以及由中心离子（原子）与配位体直接结合的配位分子。（2） 配离子由中心离子（原子）与配位体（若干个负离子或中性分子）以配价键结合的复杂离子（配阳离子、配阴离子）。若以配价键结合的复杂分子，则为配位分子。（3） 配位化合物的命名（由右向左）称为某化某或某酸某。 配离子的命名（先配位体后中心离子，配位体中先简单后复杂、先无机后有机）用“合”字相连，并且在中心离子后用（）加上罗马数字表示中心离子的氧化数。（4） 水溶液中的配位平衡（配合解离平衡） （5） 配离子的稳定常数及不稳定常数 （6） 配离子的累积平衡常数（逐级稳定常数） ； ； ； 7、 溶液中的电化学平衡（1） 氧化还原电对： 氧化

28、型/ 还原型 （Zn2+/ Zn ） (Cl2/Cl-) (MnO4-/Mn2+)（2） 原电池 （-）还原型|氧化型氧化型|还原型（+）（3） 电极反应（半反应）与电池反应（全反应）（-）氧化反应 Zn Zn2+ + 2e- （+）还原反应 Cu2+ + 2e- Cu电池反应：Zn + Cu2+ = Zn2+ + Cu（4）电极电位 ，单位 V ； 标准电极电位 ，参与电极反应的离子浓度均为1.0 mol.dm3， 参与电极反应的气体分压为100Kp.（5）能斯特方程 a氧化型 + n e- b还原型 一般情况下，可用T（298.15K），F（96485 C·mol1） 则（5）

29、原电池的电动势E º（电池）= E º（+）- E º（-）= E º（氧化剂）- E º（还原剂）E（电池）= E（+）- E（-）= E （氧化剂）- E （还原剂）（6） 氧化还原反应的rG m及K º（T）rG m = - nFE（电池）；rG ºm = - nFE º（电池）而当rG m（T）= 0 时，该氧化还原反应处于平衡状态。- nFE º（电池）= 2.303RT lgKº（T）一般情况下，可用T（298.15K），F（96485 C·mol1）则（7） 氧化还原反应

30、的方向判断E（电池）> 0 该氧化还原反应为正方向，即E（氧化剂）> E （还原剂）；E（电池）< 0 该氧化还原反应为逆方向，即E（氧化剂）< E （还原剂）；E（电池）= 0 该氧化还原反应为平衡状态，即E（氧化剂）= E （还原剂）。（8） 氧化剂、还原剂相对强弱的比较若某氧化还原电对的电极电位代数值愈小，则该电对中的还原型的还原能力愈强；若某氧化还原电对的电极电位代数值愈大，则该电对中的氧化型的氧化能力愈强；氧化还原反应的方向是强氧化剂与强还原剂作用的方向。（9） 电解E分解电压 = （ E 析出 ）阳极 -（ E 析出 ）阴极 E理论分解电压 = （ E 理论

31、析出 ）阳极 -（ E 理论析出 ）阴极 E实际分解电压 = E理论分解电压 + E 超 E 超 = 阳极+ 阴极阳极发生氧化反应，是电对中的还原型失电子反应，故应该由电极电位代数值愈小的电对中的还原型物质放电，但由于超电位的作用，使其电极电位代数值升高；阴极发生还原反应，是电对中的氧化型得电子反应，故应该由电极电位代数值愈大的电对中的氧化型物质放电，但由于超电位的作用，使其电极电位代数值下降。（10） 金属腐蚀与保护化学腐蚀及电化学腐蚀（析氢腐蚀、吸氧腐蚀与浓差腐蚀）金属的电化学防腐法（牺牲阳极法与阴极保护法）8、 实际体系中的多重平衡（1） 沉淀溶解平衡与弱酸弱碱电离平衡金属硫化物在H2S

32、溶液中的沉淀溶解，金属氢氧化物在不同酸度下的沉淀溶解。（2） 沉淀溶解平衡与氧化还原平衡溶液中加入沉淀剂后，对电极电位的影响及氧化还原反应平衡常数的测定。（3） 沉淀溶解平衡与配合解离平衡 溶液中加入配合剂后，对沉淀溶解平衡的影响，在配位化合物溶液中入沉淀剂后，是否有难溶电解质沉淀。（4） 配合解离平衡与弱酸弱碱电离平衡 配位化合物溶液在不同酸度下，对配合解离平衡的影响。（5） 配合解离平衡与氧化还原平衡 溶液中加入配合剂后，对电极电位的影响及氧化还原反应平衡常数、配合解离平衡常数的测定。二、 重点及难点1、 一元弱酸弱碱溶液的酸度计算（弱酸弱碱的电离常数一般小于10-5，弱酸弱碱的浓度不太稀

33、的条件下，Kº/ C 小于10-4 条件下，可用近似公式计算） 2、 多元弱酸弱碱溶液的酸度计算（当满足Kºa1/ Kºa2 大于104时，该可近似作一元弱酸弱碱溶液处理；同时又满足Kºa1/ C小于10-4 条件下，也可用近似公式计算） 3、 缓冲溶液的酸度计算弱酸+共轭碱 （HAc + NaAc） 弱碱+共轭酸 （NH3H2O + NH4Cl） 4、 沉淀溶解平衡有关计算（1） 难溶电解质在纯水中的溶解度AB型 A2B型 AB2型 （2） 难溶电解质在混合溶液中的溶解度AB型在KB溶液中的溶解度 A2B型在K2B溶液中的溶解度 AB2型在KB溶液中的

34、溶解度 （3） 有关溶度积规则计算 溶液中有沉淀生成 溶液中无沉淀生成 溶液处于沉淀溶解平衡，为饱和溶液。（4） 分步沉淀计算Cl- 和I - 混合溶液中，滴加AgNO3溶液AgI开始沉淀时 AgCl开始沉淀时 5、 氧化还原反应中有关计算（1） 氧化还原反应方向的判断及其产物的估计（不能直接用电对的标准电极电位来判断）若E（氧化剂）> E（还原剂），则该氧化还原反应方向为正方向，其产物为反应物氧化剂电对中的还原型和反应物还原剂电对中的氧化型。若E（氧化剂）< E（还原剂），则该氧化还原反应方向为逆方向，即该氧化还原反应不能发生。同样也可用氧化还原反应组成的原电池电动势来判断：若E

35、（电池）> 0 ，则该氧化还原反应方向为正方向，其产物为反应物氧化剂电对中的还原型和反应物还原剂电对中的氧化型。若E（电池）< 0 ，则该氧化还原反应方向为逆方向，即该氧化还原反应不能发生。其中Jc为该氧化还原反应非平衡状态时的浓度商。（2） 氧化还原反应的平衡常数计算（只能用电对的标准电极电位来计算）只有当E电池 = 0时，该氧化还原反应处于平衡状态。 6、 配合解离平衡的有关计算（1） 金属离子的配合率及配合后溶液中残留金属离子的浓度（平衡浓度）计算一般而言配合离子的Kº（稳）很大，可认为溶液中金属离子全部配合成配合离子，即配合离子的起始浓度等于溶液中金属离子，当达到

36、配合解离平衡时，金属离子的平衡浓度是由配合离子解离出来的金属离子浓度，即为配合后溶液中残留金属离子的浓度。而金属离子的配合率：（2） 配合解离平衡时溶液中配合剂的浓度计算 （上式中n 为该配位化合物的配位数）（3） 金属离子在两种不同配合剂存在时的有关计算 7、 多重平衡的有关计算（多重平衡同时成立，注意总平衡常数与有关平衡常数的关系；千万要注意在同一体系中相同离子应具有相同浓度。）（1） 沉淀溶解平衡与弱酸弱碱电离平衡有关计算 金属硫化物开始沉淀时的H+应满足下列条件： 金属硫化物完全沉淀时的H+应满足下列条件： 金属氢氧化物M（OH）2开始沉淀时的OH-应满足下列条件： 金属氢氧化物M（O

37、H）2完全沉淀时的OH-应满足下列条件： 若判断溶液中是否有金属氢氧化物M（OH）2沉淀时，应该用溶度积规则： 若OH-由弱碱NH3·H2O决定，那么 当时有氢氧化物M（OH）2沉淀； 若OH-由弱碱与其共轭酸决定，那么 当时有氢氧化物M（OH）2沉淀； （2）沉淀溶解平衡与氧化还原平衡有关计算若电对中氧化型发生沉淀，那么可使其电极电位下降。若电对中还原型发生沉淀，那么可使其电极电位上升。 同时也可用上述的两标准电极电位数值，或利用此原理设计一原电池，求某难溶电解质的溶度积。（3） 淀溶解平衡与配合解离平衡有关计算 同时可判断在配位化合物溶液中加入沉淀剂后，有否沉淀产生。其中金属离子

38、浓度由其配离子解离决定，阴离子的浓度由沉淀剂决定。（4） 配合解离平衡与弱酸弱碱电离平衡有关计算 从此可求出平衡时游离Fe3+离子的浓度，也可判断配离子在弱酸弱碱中的稳定性。（5） 配合解离平衡与氧化还原平衡有关计算若电对中氧化型发生配合反应，那么可使其电极电位下降。Cu(NH3)42+ + 2e- = Cu + 4NH3 同时也可利用上述的两标准电极电位数值，求出该配离子的稳定常数。 三、 计算题中运用的计算公式使用条件和注意事项 1、一元弱酸弱碱的电离常数计算： 使用条件适用于一元弱酸弱碱的溶液，即一元弱酸弱碱的电离常数一般小于10-5。 注意事项式中的浓度均指一元弱酸弱碱达到电离平衡时的

39、浓度。 使用条件适用于纯一元弱酸弱碱的溶液。利用一元弱酸弱碱的浓度和电离度来近似计算。 注意事项注意一元弱酸弱碱的近似计算的条件，（弱酸弱碱的电离常数一般小于10-5，弱酸弱碱的浓度不太稀的条件下，Kº/ C 小于10-4 条件下，可用近似公式计算）。一元弱酸弱碱的浓度可用起始浓度来代入近似计算。2、一元弱酸弱碱溶液的酸度计算： 使用条件适用于纯一元弱酸弱碱的溶液。利用一元弱酸弱碱的电离常数及浓度来近似计算。 注意事项注意一元弱酸弱碱的近似计算的条件，（弱酸弱碱的电离常数一般小于10-5，弱酸弱碱的浓度不太稀的条件下，Kº/ C 小于10-4 条件下，可用近似公式计算）。一

40、元弱酸弱碱的浓度可用起始浓度来代入近似计算。3、一元弱酸弱碱溶液的电离度计算： 使用条件适用于纯一元弱酸弱碱的溶液。利用一元弱酸弱碱的电离常数及浓度来近似计算。 注意事项注意一元弱酸弱碱的近似计算的条件，（弱酸弱碱的电离常数一般小于10-5，弱酸弱碱的浓度不太稀的条件下，Kº/ C 小于10-4 条件下，可用近似公式计算）。一元弱酸弱碱的浓度可用起始浓度来代入近似计算。 使用条件适用于纯一元弱酸弱碱的溶液。利用一元弱酸弱碱的氢离子浓度、氢氧根离子浓度来近 似计算。 注意事项注意一元弱酸弱碱的近似计算的条件，（弱酸弱碱的电离常数一般小于10-5，弱酸弱碱的浓度不太稀的条件下，K

41、6;/ C 小于10-4 条件下，可用近似公式计算）。一元弱酸弱碱的浓度可用起始浓度来代入近似计算。 使用条件适用于纯一元弱酸弱碱电离平衡体系中，共轭酸碱对电离常数之间的关系计算。 注意事项依据酸碱质子理论，盐类水解反应可认为是酸碱反应，故其水解常数与对应的共轭酸碱的电离常数之间的关系也如此。那么纯盐类溶液的酸度计算、水解度的计算也可参照一元弱酸弱碱的有关计算。4、多元弱酸弱碱溶液的酸度计算： 使用条件适用于纯多元弱酸弱碱电离平衡体系中，而且满足Kºa1/ Kºa2 大于104，则可近似作一元弱酸弱碱溶液处理；同时又满足Kºa1/ C小于10-4 条件下，也可用近

42、似公式计算。 注意事项式中的浓度可用多元弱酸弱碱的起始浓度来代入近似计算。 使用条件适用于纯多元弱酸电离平衡体系中，而且满足Kºa1/ Kºa2 大于104，则可近似作一元弱酸弱碱溶液处理；同时又满足Kºa1/ C小于10-4 条件下，也可用近似公式计算。 注意事项对于纯多元弱碱电离平衡体系中，可参照此条件进行近似计算。 使用条件适用于纯多元弱酸电离平衡体系中及二元盐类水解平衡体系。 注意事项依据酸碱质子理论，此盐类是二元弱酸电离平衡体系。其水解常数与对应的共轭碱的电离常数之间的关系也如此。 使用条件适用于纯多元弱碱电离平衡体系中及二元盐类水解平衡体系。 注意事项

43、依据酸碱质子理论，此盐类是二元弱碱电离平衡体系。其水解常数与对应的共轭酸的电离常数之间的关系也如此。5、缓冲溶液的酸度计算： 使用条件适用于弱酸与其共轭碱组成的缓冲溶液体系。 注意事项式中，是指该弱酸的浓度，而是指该弱酸对应的共轭碱 的浓度。 使用条件适用于弱碱与其共轭酸组成的缓冲溶液体系。 注意事项式中，是指该弱碱的浓度，而是指该弱碱对应的 共轭酸的浓度。6、难溶电解质的溶解度计算：AB型 A2B型 AB2型 使用条件适用于难溶电解质在纯水中的溶解度计算，即在饱和水溶液中的溶解度。 注意事项式中的溶解度是指达到难溶电解质的沉淀溶解平衡时的离子的浓度，其单位是mol.dm3，注意其溶解度是指达

44、到难溶电解质的沉淀溶解平衡时哪个离子的浓度，但一般指其金属离子的浓度。AB型在KB溶液中的溶解度 A2B型在K2B溶液中的溶解度 AB2型在KB溶液中的溶解度 使用条件适用于难溶电解质在含有相同离子的混合溶液中溶解度计算。 注意事项注意相同离子的同离子效应，可使其溶解度下降；若在不含有相同离子的混合溶液中则会发生盐效应，会使其溶解度上升。7、难溶电解质的有关溶度积规则计算： 溶液中有沉淀生成 溶液中无沉淀生成 溶液处于沉淀溶解平衡，为饱和溶液。 使用条件适用于难溶电解质在多种混合溶液中体系，包含多相体系。 注意事项式中的离子积是指溶液中难溶电解质相关的起始离子浓度的乘积，并且要注意这些离子 是

45、由哪个物质提供及其解离后间接提供。8、难溶电解质的分步沉淀计算： 使用条件溶液中含有两种或多种负离子，向混合溶液中滴加沉淀剂的体系。注意事项控制沉淀剂的量，使溶液中几种相似离子分别先后沉淀，而不相互干扰。即当后一种离子开始沉淀时，前一种离子的残留浓度小于10-5 mol.dm3，则可认为不相互干扰，可分步沉淀。注意当后一种离子开始沉淀时，两种难溶电解质的沉淀溶解平衡同时成立。同样溶液中含有两种或多种正离子，向混合溶液中滴加沉淀剂的体系也可参照此方法。9、金属离子的配合率及配合后溶液中残留金属离子的浓度计算： 使用条件金属离子在有配合剂存在的水溶液中的配位解离平衡状态。 注意事项由于一般金属配离子的稳定常数较大，故一般可认为其配合率可达100%。但是不等于溶液中根本不存在金属离子，这里所指的溶液中残留金属离子浓度是指达到配位解离平衡状态时的金属离子的浓度。一般其数值很小，可通过其配离子的配位解离平衡常数表达式来计算。1