普通化学知识点总结(全)

....普通化学复习资料3.1物质的结构与物质的状态3.1.1原子结构核外电子的运动特性2．核外电子的运动规律的描述Ψ来描述核外电子的运动状态，以代替经典力学中的原子轨道概念。波函数Ψ式,以表征原子中电子的运动状态。Ψ，称为一个原子轨道。（几率密度Ψ2位体积内出现的概率即概率密度。电子云：用黑点疏密的程度描述原子核外电子出现的概率密度(Ψ2)分布规律的图形。黑点较密的地方,表示电子出现的概率密度较大,单位体积内电子出现的机会较多。Ψn.l.m量子数取值相互制约：nn的取值：n=1,2,3，4……∞ ,意义：表示核外的电子层数并确定电子到核的平均距离；确定单电子原子的电子运动的能量。n···具有相同n值的原子轨道称为处于同一电子层。角量子数ι :ι 的取值：受n的限制，ι =0,1,2……n-1(n个)。子，与n共同确定原子轨道的能量。…ι 的取值：1， 2， 3， 4电子亚层： s, p, d,f……

轨道形状：球形 纺锤形 梅花形 复图3－1m:m的取值受ι 的限制，m=0,±1,±2……±ι (2ι +1个)意义：确定原子轨道的空间取向。ι=0，m=0，s轨道空间取向为1；ι=1,m=0,±1，p轨道空间取向为3；ι=2,m=0,±1,±2,d轨道空间取向为5；……n，ι 相同的轨道称为等价轨道。s1p3d轨道有5个等价轨道，表示为：……nιmΨ（n,ι,m，例如Ψ(1,0,0氢原子的波函数。n、ι、m确定电子运动的一个轨道。n、ι、mn=1(1个),ι=0,m=0,Ψ(1,0,0)n=2（4个）,ι ={0, m0 , (2,0,0)1, m0,1,(2,1,0),(2,1,1),(2,1,-1)n=3(9个),ι ={0,1,

m0 (3,0,0)m0,1 n=4(16个)……

2, m(3,2,2),(3,2,2)Ψ数目＝n2在一个确定的原子轨道下，电子自身还有两种不同的运动状态，这由m确定.Sms1m的取值：ms

={212自旋两个方向形容这两种不同的运动状态,可用↑↑表示自旋平行,↑↓表示自旋反平行。这样nιmmS状态,以Ψ（n,ι ,m,m）表示。S例：Ψ(1,0,0,+1),Ψ(1,0,0,-1)，Ψ(2,1,1,+1)，2 2 2Ψ(2,1,1,1)等等。23.原子核外电子分布三原则全相同的两个电子.因为同一个轨道的电子ι m三个量子数已相同，第四1

m={s

2 必不相同12个电子。表示为：↑↑↓根据每层有n2个轨道，每个轨道最多能容纳两个电子，由此可得出每一层电子的最大容量为2n2。似能级图为:7s……6s4f5d6p5s4d5p4s3d4p3s3p2s2p1snι是尽可个轨道且自旋平行。2p3:时，比较稳定。p6或d10或f14p3或d5或f7p0d0或f0例如, Cr1S22S22P63S23P63d54S124

,半充满比较稳定。Ｃu1S22S22P63S23P63d104S1,全充满比较稳定。29(4)核外电子分布式：原子的核外原子的离子的核外离子的电子分布式外层电子分布式电子分布式 外层电子分布式（价电子构型）Na1s22s22p63s1 3s1 Na+:1s22s22p6112s22p616S 1s22s22p63s23p4 3s23p416S2-:1s22s22p63s23p6 3s23p626Fe 1s22s22p6 3s23p63d64S226

3d64s2Fe3+:1s22s22p63s23p63d5Cr1S22S22P63S23P63d54S124

3s23p63d53d54S1

Cr324＋:1S22S22P63S23P63d3 3S23P63d3Ｃu1S22S22P63S23P63d104S129

3d104S1 Ｃu229＋:1S22S22P63S23P63d9 3S23P63d9根据电子的排布，还可判断出轨道中未成对电子的数目。例根据Fe原子的价电子构型3d64s2 判断其轨道图中未配对的电子数。↑↑↑↑↑↑↑↑↑↑↓3d64s2可见未成对电子数为4。(3)原子、离子的电子式及分子结构式电子式:在元素符号周围用小黑点(或×)来表示原子或离子的最外层电子的式子。例如:H.Na. .Mg. .Ca. :C:分子结构式：用“—”代表一对共用电子对的分子式。例如:N≡N，O=C=O，Cl-Cl，H—Cl3.1.4气体定律理想气体状态方程 PV=nRT式中 P:压, Pa;(1atm==760毫米汞柱)

Pa;1atmV:体积, m3;(1T:绝对温度,K；n:摩尔数, mol;

=103L)R:气体常数, R＝8.314JK-1mol-1注意:若压力单位为“kPa”,体积单位对应使用升“L”.⑴当n一定时，PV、T变则有PV PV、⑵n,TPV＝PV11 22

11 22T T1 2⑶n,PV

V2T T1 211⑷T，P一定时，n V11n V2 2⑸PV＝mRT，ρ=m，M VP＝M式中

RT，M＝mRTRTPV Pm:质量,克;M:摩尔质量,g/mol；ρ:气体密度,g/m3;实际气体在高温低压下，接近理想气体。例1：已知在1.0×105Pa，27OC时，0.6克的某气体占0.5升,试求此气体的分子量.m=0.6g,T=273+27=300K,V=0.5=0.5×10-3据理想气体状态方程M＝mRT0.68.314300 29.93g/mol

m3,PV 1.01050.5103210OC1.227kPa10OC1013kPa1.5L多少mol?解:nPV

1.227)1.5

6.38102(mol)RT 8.314(27310)分压定律⑴分压：气体混合物中每一种气体的压力，等于该气体单独占有与混合气体相同体积时所产生的压力。⑵道尔顿分压定律:适于各组分互不反应的理想气体。P＝P＋P总 A B体的摩尔分数。P=nin

＝χPP总 i P

n Vi＝n V

V P=PiAV 总=Pi总 总 总 总或在给定条件下的体积。例：有一混合气体（NCOO）101.325kPa，2 2 2此气体的组成为：N25%、CO15%、O60%（体积百分比，试2 2 2计算混合气体中各组分的分压。解：P=P ×摩尔分数＝P ×体积分数＝101.325×N2 总 总25%=25.33kPa；P=101.325×15%=15.20kPa；CO2P=101.325×60%=60.80kPa；O2溶液浓度1.质量分数(%)＝溶质的质量（g）溶液的质量(g)

%100物质的量浓度(C)＝溶质的物质的量（mol）,mol.dm－3溶液的体积（dm质量摩尔浓度(m)＝

溶质的物质的量溶剂的质量（kg）

,mol.kg-1摩尔分数(x)＝ 溶质（或溶剂）的物质的量（mol）溶质的物质的量（mol溶剂的物质的量(mol)稀溶液的通性1.溶液的蒸汽压下降蒸汽压（饱和蒸汽压蒸汽处于平衡时，蒸汽所具有的压力。AB足够长时间发现,A证明:溶液的蒸汽压总是低于纯溶剂的蒸汽压，其差值称为溶液的蒸汽压下降（ΔP。2）拉乌尔定律：在一定温度下，难挥发的非电解质稀溶液的蒸汽压下降（ΔP）和溶质（B）的摩尔分数成正比。B ΔP= n 0B n nA B溶液的的沸点上升和凝固点下降沸点：液相的蒸汽压等于外界压力时的温度。凝固点：液向蒸汽压和固相蒸汽压相等时的温度。收的热量称为汽化热。点总是低于纯溶剂的凝固点。利用凝固点下降的原理,冬天可在水箱中加入乙二醇作为防冻剂。拉乌尔定律：难挥发非电解质稀溶液的沸点上升（ΔT）b和凝固点下降（ΔT）与溶液的质量摩尔浓度（m）成正比。fΔT=km ΔT=kmb b f fk:溶剂的摩尔沸点上升常数;k:溶剂的摩尔凝固点下降b f常数.量。18.0gCHO100.0g6126凝固点和沸点。解：葡萄糖的摩尔质量为180.0g,其质量摩尔数浓度为:18.0m180.010001.000mol/kg100.0

k=0.52bΔT=km=0.52×1.000=0.52OC;因此溶液的沸点b b为:100+0.52=100.52OC;kfΔT=km=1.85×1.000=1.85f f

OC;因此溶液的凝固点为:0-1.85=-1.85OC;渗透压透过,而不允许溶质分子(或离子)透过的膜称半透膜.渗透现象:溶剂透过半透膜而浸入溶液的现象.若在溶液的液面上施加一定的压力,则可阻止溶剂的渗透.为了使渗透停止必须向溶液液面施加一定的压力.渗透压π：为维持被半透膜所隔开的溶液与纯溶剂之间的渗透平衡而需要的额外压力。4）渗透压的规律：当温度一定时，稀溶液的渗透压和溶液cπ温度T成正比。πv=nRT π=cRT称为溶液的依数性。的数值都比同浓度的非电解质稀溶液的相应数值要大。对同浓度的溶液来说，沸点高低或渗透压大小顺序为：A2BAB2型强电解质溶液＞AB溶液＞非电解质溶液对同浓度的溶液来说，蒸汽压或凝固点的顺序正好相反：ABABAB2 2溶液＜非电解质溶液1,0.10mol·kg-1BaClHCl,2HAc,蔗糖水溶液的粒子数、蒸气压、沸点、凝固点和渗透压按从大到小次序排序:解：按从大到小次序排序如下：粒子数: BaCl2→HCl→HAc→蔗糖蒸气压: 蔗糖→HAc→HCl→BaCl2沸点: BaCl2→HCl→HAc→蔗糖凝固点: 蔗糖→HAc→HCl→BaCl2渗透压: BaCl2→HCl→HAc→蔗2,下列水溶液蒸气压及凝固点的高低顺序为：0.1molkg-1蔗糖﹥0.1molkg-1HAc﹥0.1molkg-1NaCl﹥0.1molkg-1CaCl2可溶电解质单相电离平衡水的电离平衡：HO（ι）=====H+(aq)OH-(aq)2(1)水的离子积：K=C(H+)·C(OH－) 250CK=1.0×10-14wWw wW例,在0.1000mol.dm-3HCl溶液中,C(H+)=0.1000mol.dm-3,C(H+)·C(OH－)=KwWC(OH－)=

W 01014

1.01013mol.dm3CH 0.1000(2)pH值:pH=－lg{C(H)}, pOH=lg{C(OH)},pH+pOH=1４例,0.1000mol.dm-3HCl溶液,pH=1,pOH=14-1=13酸碱质子理论(1H+(2H+一个酸给出质子变为其共轭碱,一个碱给出质子变为其共轭酸.HA ===== H+ ＋ A－共轭酸 共轭碱:HAc—NaAcHF—NHFNHCl—NHHCO4 4 3 2 3—HCO－、HCO－—CO2－3 3 3HPO－—HPO2－等2 4 4具有两性。如，HCO－、HPO－、HPO2－等3 2 4 4,HAc(aq)H+(aq)

(aq)+Ac－弱酸的解离常数：K=aCeq(H).Ceq(Ac)Ceq(HAc)Ka 酸若弱酸比较弱，K＜104则：eq(HKa 酸aα已解离的溶质量解离前溶质的总量

100%,eq(H+)α；HAc(aq)=====H+(aq)+Ac－(aq)平衡浓度/mol·dm-3

c若弱酸比较弱，KaKaCKaC酸

…….称溶液的稀释定律说明：a

越大则酸性越强。Ka

只与温度有关,在一定温度下,Ka为一常数,Ka

不随浓度变化而变。αccα升高；少,一般,解离度增大的程度比浓度减少的程度要小的多,因H+降低.1.0.100mol.dm-3

HAcPH（K＝1.8×10－5）Ka 酸:eq(HKa 酸pH=2.88

a1050.1001.34101050.10020.100mol.dm-3HCN0.010％,则该温度时，HCN的解离常数Ka是多少？

2＝0.100×（0.010％）2＝1.00×10－9一元弱碱的解离平衡如,NH3(aq)＋H2O(ι )=====NH4＋(aq)＋OH－(aq)

=Ceq(NHb

eq(OH)4Ceq(NH)3若弱碱比较弱，K＜10－4则：bKCb 碱Ceq(OHKCb 碱Ceq(H＋)=KWCeq(OH)0.100mol.dm-3PH

＝1.8×10－5）KC解：Ceq(OH－)≈ ＝KCb 碱

b0.1001.81051.34100.1001.8105Ceq(H＋)=KW

＝1.010141.34103

7.4610

12mol/LCeq(OH)PH＝11.13多元弱酸解离平衡：解离处理。如,HS(aq)=H(aq)＋HS(aq),Ka=9.11082 1HS－(aq)=H(aq)＋S2(aq),Ka=1.1×10122Ka＞＞Ka1 2K eq(H+K a1 酸因eq(H)≈eq(H－),根据二级解离平衡,故eq(S2)≈Ka2盐类水解平衡及溶液的酸碱性溶液呈碱性。例如NaAc水解： Ac－＋HO=HAc＋OH－2溶液呈酸性。例如NH4Cl水解： NH＋＋HO=NH.HO＋H＋4 2 3 2酸KaKb例如NH4Ac水解溶液呈中性：NH4Ac＋H2O＝NH3.H2O＋HAcNaClpH=77.缓冲溶液（1）同离子效应：在弱电解质溶液中，加入与弱电解质具象叫做同离子效应。入该碱的共轭酸，则弱酸或弱碱解离度降低。HAcNaAc，使HAc即HAc(aq)=====H+(aq)+AC－(aq)←AC（加入NaAcHAcα降低（Ka不变）,H+pH同理,在氨水溶液中加入氯化铵,增加NH4+浓度,使氨水解离度降低,OH－降低,溶液pHpH(2）缓冲溶液：由弱酸及其共轭碱（）或弱碱及其共轭酸（如,弱碱与弱碱盐）所组成的溶液，能抵抗外加少量强酸、强碱或稍加稀释而使本身溶液pH溶液的pH缓冲溶液种类：HAcNaOHHAc的NaAcNH3NH4Cl；过量的弱碱和强酸.如NH3.H2OHClNH3和生成的NH4Cl组成缓冲溶液。。多元酸－酸式盐,多元酸的两种不同的酸式盐：如H2CO3－NaHCO3，NaHCO3－Na2CO3；NaH2PO4－Na2HPO4.缓冲溶液pHCeq(H)Ka

C(共轭酸)K Ca=C(共轭碱) aCbC(共轭酸) CpHPklga C(共轭碱)

pKa

lg aCbC(共轭碱) C ,Ceq(OH)K

bC(共轭酸)

K bbCaC(共轭碱) CpOHpKlg pKlg b C(共轭酸) b C其中,pKa

=-lgKa ;,pKb

a=-lgKb例1.将100ml0.20mol.dm-3HAc和50ml mol.dm-3NaAc混,求混合后溶液pH值.已知HAcKa=1.76×10－5解:混合后:CHAc

1000.20150500.20

0.133mol.dm3CNaAc

0.067mol.dm3150pHpKa

CHAcC

lg1.76105

0.1330.067

4.750.304.45NaAc2100ml0.20mol.dm-3HAc50ml混合,求混合后溶液pH值.已知HAcKa=1.76×10－5解:混合后,剩余HAc浓度为:(10050)0.20C 0.067mol.dm3HAc 150

mol.dm-3NaOHHAc和NaOH反应后生成的NaAc浓度为:500.20CNaAc

150C

0.067mol.dm30.067pHpKa

HAcCNaAc

lg1.76105

0.067

4.75例3.将100ml0.20mol.dm-3NH和50ml 0.203NH4Cl混合,求混合后溶液pH值.

mol.dm-3已知NH3解:混合后:

Kb

=1.76×10－5CNH

1000.2015050

0.133mol.dm3CNH

0.067mol.dm150pOHpKb

C NH3C0.133NH4Cl0.133

lg1.76105lg 0.067pH14pOH144.459.55例4.将100ml0.20mol.dm-3NH和50ml 0.203mol.dm-3NaOH混合,求混合后溶液pH值.已知NH3

Kb

=1.76×10－5解:混合后,剩余NH浓度为:3(10050)0.20C 0.067moldm3NH3 1504NH和NaOH反应后生成的NHCl浓度为:43500.20CNH

150C

0.067mol.dm3

0.067pOHpKb

NH3CNH

lg1.76105lg 0.067pH14pOH144.759.25(4)缓冲溶液的配制：当组成缓冲溶液的共轭酸碱对的浓度Ca=Cb

时，缓冲溶液缓冲能力最大，此时pH=pKa，此即为选择缓冲溶液的原则。pH=5HAc—NaAc液pK=4.74；配制pH=9NH3—NH4Cl液pK=9.26；pH=7NaHPO—NaHPO2 4 2 4混合溶液（pKa=7.20。20.110作用，缓冲溶液的缓冲范围:pH=pKa±1难溶电解质的多相解离平衡难溶电解质的沉淀溶解平衡AB(s)==nAnm

m+(aq)+mBn-(aq)1）溶度积（常数：K(AB)={e(Am+)}neq(B－)}msp nm溶度积K在一定温度下为一常数.sp如, AgCl(s)=====Ag+(aq)+Cl-(aq)25C,K(AgCl)=｛eq(Ag+)｝.｛eq(Cl)｝=1.77×10-7SPK(CaFSP 2

)=eq(Ca2+).{eq(-)=3.4×10-11KSP{Mg(OH)2}=e(Mg2+).{e(OH)}=1.8×10-11(2)溶解度(mol.dm－)与溶度积Ksp的关系：溶解度dm3mol.dm－3。溶解度sKsp的关系：对于AB型沉淀： 如AgClAgBrAgICaCO3CaSO4等。CaCO(s)=Ca2+(aq)+CO3 3平衡浓度/mol·dm-3 s sKSPsp(CaCO)=2 ，sKSP3对于AB或AB型沉淀： 如AgCrO,Mg(OH)等。2 2 2 4 2AgCrO(s)=2Ag+(aq)+CrO2-(aq)2 4 4平衡浓度/mol·dm-3

2s s

CrO2

)=(22s=43，=K3SP4KspSK3SP41.250C(AgCrO1.31×10-42 4－3,求其溶度积.

mol.dm解: AgCrO(s)=2Ag+(aq)+CrO2 4 4平衡浓度/mol·dm-3

2s ssp(AgCrO)=(22s=43＝4×（1.31×10-4）3＝9.0×2 410-122.250CAgCl、AgCrO、2 49.0×10-12，问其溶解度何者为大？KSP1.5610KSP1.561010

1.25105AgCrO2

的溶解度为：s=K3SPK3SP439.01012

1.31104moldm3可见溶解度大小为：Ag2CrO4>AgCl（3）溶度积规则：判断沉淀的生成和溶解。溶液中,离子浓度的乘积：Q={C(Am+)}n{C(Bn－)}m溶度积：K(A

)={Ceq(Am+)}n{Ceq(Bn－)}msp nm若Q<KSPQ=KSP

,不饱和溶液，无沉淀析出或沉淀将溶解;,饱和溶液,沉淀和溶解达到平衡;Q>KSP

，过饱和溶液，有沉淀析出如，在FeSSP

,加入盐酸后，由于S2－＋2H＋＝H2

S（g，降低S2－浓度，使Q<KSP

，以致FeS沉淀溶解。Q的乘积;若有几种沉淀,先满足Q=KSP

者,先沉淀;沉淀完全(离子浓度<10-60.10moldm-3

MgCl0.10moldm-32

氨水,问溶液能Mg(OH)2]=5.61x10-12;氨水2K=1.77×10-5b解:混合后,C(Mg2)

0.1020.10

0.050moldm3C(NH3

) 0.050moldm32Kcb NH31.771050.050c(OH) Kcb NH31.771050.050Q=(Mg2+).{(OH)}2=0.050×{9.4×10-4}=4.42×10-8K{Mg(OH)2}=1.8×10-11SPQ>KSP

,故有沉淀析出.（4）质具有相同离子的易溶电解质，可使难溶电解质溶解度降低，这种现象叫做同离子效应。AgClNaCl，使AgCl周期原子核外电子分布和元素周期系元素周期表是元素周期系的体现，元素周期表由周期和族组成。1．每周期元素的数目＝周期能级组元素数目11s2222s22p6833s23p6844s23d10 4p61855s24d10 5p61866s24f14 5d106p63277s25f14未完成6d10…………元素在周期表中的位置和原子结构的关系周期数＝电子层数族数 主族的族数＝最外层电子数IIIB－VIIB族的族数＝ns(n1)d电子数 零族的最外层电子数8 nsn电子数知道元素在周期表中的位置（哪一周期、哪一族）出原子的电子分布式和外层电子分布式，反过来也一样。14VI出该元素原子的电子分布式和外层电子分布式。电子分布式：4s24p4（46）再根据外层电子分布式推出完整的电子分布式：1s22s22p63s23p63d104s24p42.4d55s2中所属的周期数和族数。解：周期数＝5（层数＝5）族数＝VIIB族（ns电子＋（n－1）d电子数＝2＋5＝7）元素在周期表中的分区根据原子的外层电子构型可将元素分成5个区：族数族数IA,IIAIIIB－IB,IIIA－VIIAVIIB,VIII IIB外层电子构型ns1-2(n-1)d1-8ns2 (n-1)d10ns1-2ns2np1-6分区sd区 ds区p族主族副族＋VIII=过渡元素主族f＝镧系＋锕系元素3.试分别指出例1342表中所属的分区。344s24p4p4d55s2区。元素性质的周期性递变金属性和非金属性同一族：主族元素：从上→下，原子半径逐渐增大，金属性增强过渡元素：过渡元素:从下→上金属性增强.元素的电离能、电子亲合能和电负性1X(气)－e=X＋用于衡量单个原子失去电子的难易程度。第一电离能越大,原子越难失去电子;数值越小,原子越易失去电子。元素的电子亲合能:基态的气态原子获得一个电子形成－1X(气)＋e=X－用于衡量单个原子获得电子的难易程度。电子亲合能越大,原子越容易获得电子;数值越小,原子越难获得电子。同一周期自左向右,电负性值增大,非金属性增强,金属性减弱;同一族自上向下电负性逐渐减少.金属元素的电负性值﹤2.0(除铂系和金),非金属元素的电负性值﹥2.0Si1.8氧化物及其水合物的酸碱性递变规律1．氧化物及其水合物的酸碱性一般规律化学反应方程式，化学反应速率与化学平衡化学反应方程式的写法、配平、计算化学反应方程式的写法与配平：把参加化学反应的反应在右边,根据反应物和产物原子总数和电荷总数均相等的原则配平反应方程式。

＋HCl＝NaCl＋CO3

＋HO；2Ca（OH）2

+2SO+O＝2 22CaSO+2HO4 2应的各物质的物质量（n：摩尔数）之比等于其化学计量系数之比。aA＋bB=gG＋dDa：b=n

：n,n=anA B A b反应热吸热放热热化学反应方程式的写法1．应，简称反应热。以符号q表示。吸热，q>0；放热q<0。2.热化学反应方程式的写法热化学反应方程式：表明化学反应方程式和反应热（q）关系的方程式。热化学反应方程式的书写:1)标明温度和压力：T=298.15k,P＝101.325kPa可省略。右下角标明物质聚集状态：气态：g液态：ι固态：s溶液：aq为分数。标明反应热：q<0:放热,q>0:吸热，单位：kJmol－1例:C(s)+O2(g)=CO2(g);q=－393.5kJmol－1尔生成焓、反应的焓变与计算热力第一定律能的变化量（△u）等于热（q）和功（w）代数和。△u＝q＋w⑴恒容过程：在恒容不作非体积功条件下，△u＝qV,即反应中系统内能的变化量（△u）在数值上等于等容热效应q。V⑵恒压过程：在恒压，只作体积功的条件下，△H=q，p即反应的焓变△H在数值上等于其等压热效应。H效应,△H﹤0 放热；△H﹥0 吸热。反应热效应的理论计算盖斯（Hess）的反应热只与反应的始态和终态有关，而与变化的途径无关。若，反应（3）＝反应（1）±反应（2）则，△H=△H±△H3 1 2例：（1）C+O=CO;△H=-393.5kJmol－1(s) 2(g) 2(g) 1(2)CO+1/2O=CO;△H=-283.0kJmol－1(g) 2(g) 2(g) 2则反应（1）－（2）得反应（3）C +1/2O=CO；△H(s) 2(g) (g) 3H=△H－△H＝（－393.5）－（-283.0〕3 1 2＝－110.5kJmol－1注意：1）方程式乘以系数,相应反应热也应乘以该系数.如，2C+2O=2CO;△H=－787kJmol－1(s) 2(g) 2(g)因此，反应3）＝（1）±3（2，则△H3=2△H±3△H22）正逆反应的反应热绝对值相等，符号相反。如，CO =C+O;△H=393.5kJmol－12(g) (s) 2(g)反应的标准摩尔焓变△rHm标准条件

的计算对于不同状态的物质,其标准的含义不同：气态物质:指气体混合物中,各气态物质的分压均为标准压力

。Pθ

=100kPa溶液中水合离子或水合分子：指水合离子或水合分子的有效浓度为标准浓度Cθ。Cθ=1mol.dm-3液体或固体：指纯液体或纯固体。于标准状态。以“θ”表示。位物质量（1mol）的纯物质时反应的焓变称该物质标准摩尔Hf m

(298.15K)表示。单位kJmol－1规定：指定单质标准摩尔生成焓为零。△Hf m298.15K)=0，

(单质，Hf m

(H，g，298.15K)=0；△H2 f m

(Zn，s，298.15K)=0例已知反应2H(g)+O(g)=2HOι )△rH2 2 2 m

＝－570kJmol－1，求液态水的标准摩尔生成焓。Hθ(Hf m 2

，298.15K)＝Hr m 2r m

570280kJmol124）反应的标准摩尔焓变△rHθm

的计算对于反应: aA+bB=gG+dD△rH

θ(298.15K)=｛g△m f

θ(G,298.15K)+d△Hm fθ(D,298.15K)｝-｛a△m fθ(B,298.15K)｝;kJmol－1m

θ(A,298.15K)+b△Hm f298.15KCO(gHO(g)的标准摩2尔生成焓分别为-110.4KJmol-1C(S)+HO(g)=CO(g)+H(g)的标准摩尔焓变2 2△rHm

(298.15K)=｛△Hf m

(CO,g298.15K)+△Hfm

(H,g，2298.15K)｝-｛△Hf m

(C,s,298.15K)+△Hf m

(HO,g,298.15K)｝2=｛(-110.4)+0｝-｛0+(-241.7)｝=+131.3KJmol-15)说明：反应的焓变基本不随温度而变。即△ H(T)H(298.15K)大小规律反应的标准摩尔熵变及计算1．熵度.符号S.熵是状态函数。熵值越大,系统混乱度越大。体的熵值为零,即S(0K)=0.物质的标准摩尔熵：单位物质量的纯物质在标准状态下的规定熵叫做该物质的标准摩尔熵，以 Sθ 表示。单位mJ.mol-1.K-1.物质熵值的大小,有如下规律:S>S>Ssg ι如，Sθ

(HO，g，298.15K)>m 2

(HO，ι ，298.15K)m 2同一物质,聚集状态相同时,熵值随温度升高而增大.即S高>S温 低温如，Sθ

(Fe，s，500K)>Sθm

(Fe，s，298.15K)m当温度和聚集状态相同时，结构较复杂（多复杂分子单分子。如，Sθ

(CH，g，298.15K)>m 26

(CH，g，298.15K)m 4ΔSθrm对于反应: aA+bB=gG+dDΔSrm

(298.15K)=｛gSm

(G,298.15K)+dSm

(D,298.15K)｝-｛aSm

(A,298.15K)+bSm

(B,298.15K)｝;J.K-1.mol－1说明:反应的熵值基本不随温度而变。即ΔS(T)ΔS(298.15k)断吉布斯函数：GH–TS吉布斯函数变：ΔG=ΔHTΔS反应方向(自发性)的判断：标准为：ΔG＜0反应正向自发;ΔG=0平衡状态;ΔG＞0考虑ΔHΔS（1)ΔH＜0，ΔS＞0；ΔG＜0正向自发（2)ΔH＞0，ΔS＜0；ΔG＞0正向非自发（3)ΔH＞0，ΔS0ΔG值，高温有利于正向自发（4)ΔH＜0，ΔS0ΔG值，低温有利于正向自发反应自发进行的临界温度为：T=HS化学反应速率的表示质量作用定律速率方程式反应级数化学反应速率的表示化学反应速率（反应速率）υ 为: υ=ν -1dc(B)B dt其中,ν :物质B的化学计量数,反应物取负值，生成物取正B值。dc(B)：反应随时间引起引起的物质B的浓度的变化率。dt对于反应：aA+bB=gG+dDυ1

dc(A)＝－1

dc(B)

＝＋

dc(G)＝＋1

dc(D)a dt b dt例,反应N+3H=2NH2 2 3

g dt

d dt2υdc(N1dc(H)2

dc(NH)dt2 3 dt

2 dt3化学反应速率大小首先取决于反应物本性,对一给定的反应,反应速率υ素有关。浓度的影响和反应级数浓度对反应速率的影响:增加反应物或减少生成物的浓度,反应速率加大。(1)质量作用定律：在一定温度下，对于元反应，反应速率与反应物浓度（数）的乘积成正比。2)化学反应速率方程式对于元反应：aA+bB=gG+dD速率方程式：υ=κ｛c(A)｝a｛c(B)｝b式中κ和压力无关。n=a+bn:称反应级数；CHCl=CH+HCl；υ=κ（CHCl；n=1一级反应25 24 25NO+CO=NO+CO;υ=κ｛c(NO)c(CO);n=2二级反应2 2 22NO+O=2NO;υ=κ｛c(NO)｝.c(O)；n=3三级反应2 2 2反应,aA+bB=gG+dD速率方程式：υ=κ｛c(A)｝x｛c(B)｝y式中 n=x＋yn：反应级数，由试验来确定。例,在1073K时,反应 2NO+2H=====N+2HO2 2 2经试验确定其反应速率方程式为:υ=κ｛c(NO)｛c(H),2故该反应为三级反应.的浓度作为常数“1阿仑尼乌斯公式温度对反应速率的影响活化能催1．阿仑尼乌斯公式：κ=ZeEaRT㏑κEa＋㏑ZRT式中,κ：速率常数；Z：指前因子；Ea：化学反应的活化能.2由阿仑尼乌斯公式可见:温度升高Tκυ↑Eaυ3）反应速率常数变化与温度变化的关系

↑，κ 正 逆

E 1 1

TT。ln21

Ra(T T2

) 2 1TT12活化能与催化剂活化能：活化络合物（或活化分子）的平均能量与反表示Ea。活化能与反应热效应的关系:Ea(正)－Ea(逆)≈△HEa(正)：正反应活化能；Ea(逆)：逆反应活化能。若Ea(正)﹥EaEa(正)﹤Ea(逆)，△H﹤0，反应放热。4率。而本身组成、质量及化学性质在反应前后保持不变。5．从活化分子、活化能的观点解释加快反应速率的方法：加快反应速率。活化分子总数＝分子总数×活化分子数%(1)增大浓度：活化分子％一定，浓度增大，增加单位体积内分子总数，增加活化分子总数，从而加快反应速率。(2速率加快,分子碰撞几率增加,反应速率增加;另一方面,升高温度使更多分子获得能量而成为活化分子，活化分子％显著增加，增加活化分子总数，从而加快反应速率。活化分子％显著增加，增加活化分子总数，从而加快反应速率(υ正↑υ逆↑)化学平衡的特征标准平衡常数规则转化率平衡中物质量关系及有关平衡的计算温度对平衡常数的影响化学平衡的特征（1）到平衡状态;

＝υ 系统达正 逆（2）生成物和反应物的浓度（或压力）不再随时间变化;（3）件改变,平衡会发生移动。kθ当反应达到平衡时,生成物相对浓度（或相对压力）计量系数为指数的的乘积与反应物相对浓度（或相对压力）以计量系数为指数的的乘积的比值为一常数，此常数称为该反应在该温度下的标准平衡常数，以kθ表示。kθ的表达式对于气体反应：aA(g)+bB(g)=====gG(g)+dD(g)kθ={peqG)/g{peq(D)/d{peq(A)/p}a{peq(B)/p对于溶液中的反应:aA(aq)+bB(aq)=gG(aq)+dD(aq)式, 说明:

kθ=100kPa;

=CeqG)/C}gCeq(D)/Cd{Ceq(A)/C}a{Ceq(B)/C=1moldm-3

只是温度的函数,温度一定,kθ

为一常数,不随浓度或压力而变。1常数表达式。kθ例,

表达式,与化学方程式的书写方式有关N+3H=2NH kθ2 2 3; 11N+3H2 2 2

=NHkθ3; 22NH=N+3H;kθ3 2 2 3kθ=｛k1 2

｝2=1K3多重平衡规则：如果某个反应可以表示为两个或更多个反可表示为:反应（3）＝反应（1）+反应（2）; k3kθ2

=kθ.1反反反k3转化率

=k1

/kθ2转化＝某反应物已转化的量100％＝某反应物起始浓度－反应物平衡浓度反应物起始时的量 某反应物的起始浓度平衡中物质量关系及有关平衡的计算已知初始浓度和转化率,通过化学平衡可求平衡常数;和转化率.1.0molNO（g）放入一密闭容器中,2 4当反应N0.8molNO24 2 2（g）,气体总压力为100.0kPa,求该反应的K。解： NO（g） = 2NO24 2（g）平0.8

衡时物质的量/mol 0.6平衡时0.8/1.4

的摩尔分数 x 0.6/1.4....平衡分压为： 0.6/1.4×0.8/1.4×P=57.14kPa总

=42.86kPa ;总(P /P)2

(57.14/100)22K NO 0.762P /PNO

42.86/10024温度对标准平衡常数的影响K与ΔrG的关系m㏑kθ

=rGmRT温度对平衡常数的影响kθ=

rGRT

=rmRT

+rSmR可见，温度对平衡常数的影响与反应的热效应有关。对于吸热反应,△rHmθ >0,随温度升高,平衡常数增大.即T↑,kθ↑对于放热反应,△rHmθ<0,随温度升高,平衡常数减少.即T↑,kθ↓3）平衡常数变化与温度变化的关系2lnK2K

H(11)T T。 2 1R T T 2 1 TT 1 2 1 12平衡的影响温度对化学平衡的影响....1状态转变到新的平衡状态的过程叫化学平衡的移动。吕.查德里原理:假如改变平衡系统的条件之一,如浓度、压力或温度,平衡就向能减弱这个改变的方向移动。即2．浓度对化学平衡的影响:在其他条件不变的情况下,增大反应物的浓度或减少生成物的浓度,都可以使平衡向正反应的方向移动;增大生成物的浓度或减少反应物的浓度,都可以使平衡向逆反应的方向移动。3．压力对化学平衡的影响:在其他条件不变的情况下,增大压力会使化学平衡向着气体分子数减小的方向移动;减小压力,会使平衡向着气体分子数增大的方向移动。若反应前后，气体分子数相等，则压力对平衡的移动没有影响。4．温度对化学平衡的影响:在其他条件不变的情况下,升高温度,会使化学平衡向着吸热反应的方向移动;降低温度,会使化学平衡向着放热反应的方向移动。注意：催化剂能同样倍数的加快正逆反应速率,故不能使平衡发生移动.如，对于反应NO（g）+CO（g）

N(g)+CO2 2

(g)，Hr m

373.2kI/mol

NO和CO的转化率，应采取的措施是低温高压。5．利用反应商判断反应移动的方向（1（或起始状态）时,生成物相对浓度（或相对压力）相对浓度（或相对压力）Q对于气体反应：aA(g)+bB(g)=====gG(g)+dD(g)Q={p(G)/p}g{p(D)/p}dP{p(A)/p}a{p(B)/p}b

，称为压力商；对于溶液中的反应:aA(aq)+bB(aq)=gG(aq)+dD(aq)QC（2)热力学等温方程式:

={C(G)/C}g(D)/C}d{C(/C}a(B)/C}b

，称为浓度商。rGm=rGm+RTlnQ;其中,rGm=－RTlnKθGr m

RTlnQK（3)反应方向（即平衡移动）判断当Q<Kθ方向移动）;当Q=Kθ当Q>Kθ应方向移动）

,则rGm<0,反应正向自发进行（平衡向正反应,则rGm=0,平衡状态（反应不移动）;,则rGm>0,反应逆向自发进行（平衡向逆反2 2O2(g)O(g)2SO(g2 298K6.024

，在此温度时,该反应的反应商Q=1.2，则该反应可正向进行（Q<Kθ）。3.5氧化还原与电化学方程式的配平的过程.例,Zn-2e-1=Zn2+低的过程例Cu2++2e-1=Cu（化合价降低Cu2+。（化合价升高）Zn。氧化还原反应:有电子转移的反应。歧化反应：同一物质，在同一反应中，既可作为氧化剂（得电子化合价降低，又可作为还原剂（高，此反应称为歧化反应。3I2

=====IO3

5I-+3HOI2 2既是氧化剂又是还原剂。6配平步骤:（1)用离子式写出参加氧化还原反应的反应物和产物;....如, MnO4-+Fe2+→Mn2++Fe3+（2)写出氧化还原反应的两个半反应:还原剂失去电子被氧化—氧化反应;氧化剂得到电子被还原—还原反应;MnO4-+e-→Mn2+;Fe2+→Fe3+（3均相等;MnO4-+8H++5e-→Mn2++4H2O;Fe2+-e-→Fe3+反应式的系数,并合并之,写出配平的离子方程式和分子方程式。MnO4-+5Fe2++8H+=Mn2++5Fe3++4H2O电池的图式1．原电池及电极反应原电池：将化学能转化为电能的装置。例如铜锌原电池:Zn-2e-1=Zn2+正极发生还原反应，Cu2++2e-1=Cu原电池的总反应：Zn+Cu2+=Zn2++Cu....组成原电池的电极归纳起来分为四类：金属—金属离子电极,例如：Zn︱Zn2+（C）非金属—非金属离子电极,例如：Pt︱H（P）︱H+（C）2金属离子电极,例如：Pt︱Fe3＋(CFe2＋(C1 2金属—金属难溶盐电极,例如：Ag,AgCl（S）∣Cl—（C）说明：1） 非金属电极及离子电极，（铂PtC）作辅助电极；2）界，用（）隔开；

不同价态离子之间无相H＋离子或OH－2（－）BB+（C）┆A+（C）∣A(+)如，铜锌原电池图式为（－Zn︱Zn2（C）┆Cu2（C）∣Cu(+)

+8H++O4

＝Mn2++5Fe3++4H2

O，设计为原电池，原电池图式为：（-）Pt|Fe3+，Fe2+┆┆MnO，Mn2+，H+|Pt（+）4标准氢电极标准电极电势原电池电动势电动势能斯特方程及电动势的计算 电极电势的能斯特方程及电极电势的计算1．电极电势：金属（或非金属）与溶液中自身离子达到平衡时产生的电势称电极的电极电势，以φ表示。2离子浓度为1mol.dm-3)时的电极电势,以φθ

表示。标准氢电极：规定在任何温度下标准氢电极的电极电势

（H+/H）=0.0000V2Pt︱H(100kPa)︱H+(1mol.dm-3)2

：将待测电极与标准氢电极组成原电池,可求待测电极的标准电极电势。说明：的改变而变.例：Cu2++2e=Cu,φθ=+0.34V；Cu－2e=Cu2+,φθ=+0.34V电极电势不随电极反应计量系数的改变而变化。例：电极反应：Cu2++2e=Cu,φθ=+0.34V2Cu=2Cu2++4e，φθ=+0.34V原电池电动势：E=φ－φ；(+) (—)

=φθ －φθ(+) (—)电极电势φ高的电极作正极，电极电势φ低的电极作负极，E>0，原电池正常工作，电流从正极流向负极。(4)参比电极：由于标准氢电极要求氢气纯度高、压力稳定,电极电势的对比参考,称为参比电极。电动势的能斯特方程:aA+bB=gG+dD,298KE=Eθ-n

lg{C(G)/C}g{C(D)/C}d{C(/C}a{C(B)/C}b

=1moldm-3

,可省略；Eθ=φθ －φθ(+) (—)可见,随反应的进行,原电池的电动势将不断减少.例：求反应Cu2+(1.0moldm-3)＝Ni2++(0.1moldm-3)+Cu（s）组成的电池电动势。E(cu2E(cu2/CuNi2/Ni)0.0592lgC(Ni2)C(Cu2(0.26)0.059lg0.1021.0

/Cu)＝0.3419V；电极电势的能斯特方程:a（氧化态）+ne—=b（还原态）,298Kφ=φθ

lg{C(/Cn {C()/C其中,Cθ=1mol.dm-3,可省略.例.Fe3＋（aq）＋e＝Fe2＋（aq）(Fe3/Fe3)0.059lgC(Fe3)C(Fe3)使用能斯特方程应注意：(1）1。例.Cu2+(aq)＋2e-＝Cu（s)

0.059lgC(Cu2)20.059lgC(Cu2)2(2）若电极反应中某物质是气体，则用相对分压对浓度

p代替相pCC例如氢电极,电极反应为:2H+(aq)特方程为:

=====H(g),其能斯2 0.05917 C(H)/C2(H/H

)(H/H

) lg

2 2θ=100kPa,不可省略.

p(H2

)/p(3)对于有H+或OH-参加的电极反应,其浓度及其计量系数也应写入能斯特方程.如,电极反应: MnO4-+8H++5e-→Mn2++4H2O ,其能斯特方程为:

C(MnO).C(H)8(MnO/Mn2)(MnO/Mn2) lg 44 4 5 C(Mn2)可见溶液pH值对含氧酸盐的电极电位影响很大.据电极电势的能斯特方程,求出正、负极的电极电势,再据