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普通化学

3.1物质的结构与物质的状态一.原子结构1.核外电子的特性核外电子运动具有能量量子化、波粒二象性和统计性的特征，不能用经典牛顿力学来描述核外电子的运动状态。2.核外电子的运动规律的描述量子力学用统计学的原理来研究电子在核外空间运动的“统计性”，从而掌握电子运动的规律。核外电子运动状态用波函数Ψ来描述。

(1)波函数Ψ（原子轨道）：用空间坐标来描写波的数学函数式,以表征原子中电子的运动状态。一个确定的波函数Ψ，称为一个原子轨道。对应于电子的一种状态.(2)概率密度：用Ψ2表示电子在核外空间某单位体积内出现的概率大小。(3)电子云：用黑点疏密的程度描述原子核外电子的概率密度(Ψ2)分布规律的图形。(4)四个量子数:波函数Ψ由n,l,m三个量子数决定，即Ψ(n,l,m)。三个量子数取值相互制约。①主量子数n：n=1,2,3……∞,确定原子轨道的能量，和电子离核的远近。②角量子数ι:ι=0,1,2……n-1(n个),确定原子轨道的形状。ι=

0,1,2,3……s,p,d,f……

球形纺锤形梅花形复杂③磁量子数m:m=0,±1,±2……±ι(2ι+1个),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=2m=0,±1,±2,d轨道空间取向为5；……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(光谱的精细结构),这由mS确定可用↑↑表示自旋平行,↑↓表示自旋反平行例题7.对原子中的电子来说，下列成套的量子数中不可能存在的是_______。

A.(3,1,1,-1/2)B.(2,1,-1,+1/2)

C.(3,3,0,-1/2)D.(4,3,-3,+1/2)例题24.表示3d的诸量子数为：_______

A.n=3ι=1m=+1mS=-1/2

B.n=3ι=2m=+1mS=+1/2C.n=3ι=0m=+1mS=-1/2D.n=3ι=3m=+1mS=+1/2S时l=0；P时l=1；d时l=2；f时l=33.原子核外电子分布三原则(1)泡利不相容原理：一个原子轨道中只能容纳自旋方向相反的两个电子。(一个原子中不可能有四个量子数完全相同的两个电子)(2)最低能量原理：电子总是尽先占据能量最低的轨道。电子依据近似能级图由低到高依次排布。近似能级图:7s……6s4f5d6p 5s4d5p4s3d4p3s3p2s2p1s(3)洪特规则：在n和ι值都相同的轨道中，电子总是尽可能分占各个轨道且自旋平行。如2p3:洪特规则特例：当电子的分布处于全充满、半充满或全空时，比较稳定。全充满:p6或d10或f14半充满:p3或d5或f7全空:p0或d0或f0例如:

24Cr1S22S22P63S23P63d54S1,半充满比较稳定。29Ｃu1S22S22P63S23P63d104S1,全充满比较稳定

↑↑↑(4)核外电子分布式：原子的原子的离子的离子外层电子分布式外层电子分布式电子分布式电子分布式（价电子构型）11Na1s22s22p63s1

3s1

Na+:1s22s22p62s22p6

16S1s22s22p63s23p4

3s23p4S2-:1s22s22p63s23p63s23p6

26Fe1s22s22p63s23p63d64S23d64s2Fe3+:1s22s22p63s23p63d53s23p63d524Cr1S22S22P63S23P63d54S13d54S1

24Cr3＋1S22S22P63S23P63d33S23P63d329Ｃu1S22S22P63S23P63d104S13d104S129Ｃu2＋1S22S22P63S23P63d93S23P63d9

例题130.某元素的+2价离子的外层电子分布式为:该元素是:C(A)Mn(B)Cr(C)Fe(D)Co18.原子序数为25的元素,其+2价离子的外层电子分布为▁▁▁▁。A.3d34s2B.3d5

C.3s23p63d5D.3s23p63d34s2

(5)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—Cl

二.化学键和分子结构1.化学键：分子或晶体中相邻的原子（离子）之间的强烈的相互作用。化学键一般分为离子键、共价键和金属键。(1)离子键：由正负离子的静电引力形成的化学键。离子的外层电子构型大致有：2电子构型;8电子构型;9—17电子构型;18电子构型;（18＋2）电子构型。(2)共价键：分子内原子间通过共用电子对(电子云重叠)所形成的化学键。可用价键理论和分子轨道理论来说明。①价键理论要点：价键理论认为典型的共价键是在非金属单质或电负性相差不大的原子之间通过电子的相互配对(共用电子对)而形成。原子中一个未成对电子只能和另一个原子中自旋相反的一个电子配对成键，且成键时原子轨道要对称性匹配,并实现最大程度的重叠。所以共价键具有饱和性和方向性。②σ键：原子轨道沿两核连线，以“头碰头”方式重叠

S-S:H-H,S-Px:H-Cl,Px-Px:Cl-Cl

Л键：原子沿两核连线以“肩并肩”方式进行重叠。如单键：σCl-Cl

双键：σ+Л-C=C-

三键：σ+Л+ЛN≡N例题:11.根据价键理论和原子轨道重叠原则，N2的结构为___________。A.一个σ键,二个π键;

B.三个π键;C.三个σ键;D.一个π键,二个σ键2.分子的极性与电偶极矩:极性分子和非极性分子用电偶极矩µ来区别。µ=q.ιq：正负电荷中心带电量；ι：正负电荷中心之间的距离。极性分子：正负电荷中心不重合，µ>0如：HX,H2O,,SO2,H2S,HCN等。且极性:HF>HCl>HBr>HI非极性分子：正负电荷中心重合，µ=0如:N2,H2,CH4,CCl4,CO2,CS2等。对于双原子分子:分子极性与键的极性一致.即键是极性键,分子是极性分子;键是非极性键,分子是非极性分子.对于多原子分子:分子是否极性不仅取决于键的极性,而且取决于分子的空间构型(结构对称的为非极性分子)3.分子空间构型和杂化轨道理论杂化轨道理论要点:1)能级相近的原子轨道互相杂化;2)几个轨道参加杂化,形成几个杂化轨道；3)成键能力更强。以此用来解释分子的空间构型。杂化轨道类型SPSP2SP3SP3（不等性）

空间构型直线型平面正三形角形正四面体三角锥型V字型实例BeCl2,HgCl2,CO2，CS2，C2H2BCl3,BF3（B，Al，Ga等IIIA元素的卤化物）,C2H4CH4,SiH4,CCl4,SiCl4

NH3PH3,PCl3

H2OH2S

分子极性：非极性

非极性

非极性

极性

极性

例题5.下列分子中其中心原子采用SP3不等性杂化的是。

A.BeCl2B.BCl3

C.PH3D.CCl423.用杂化轨道理论，推测下列分子的空间构型，其中为正四面体的是_————.

A.SiH4

Ｂ.CH3ClＣ.CCl4

Ｄ.CHCl315.下列分子中，偶极距不为零的是—————。A．H2OB．H2C．CO2D．O222.

下列哪些叙述是正确的_________。A.多原子分子中，键的极性越强，分子的极性越强;B.具有极性共价键的分子，一定是极性分子;C.非极性分子中的化学键，一定是非极性共价键;D.分子中的键是非极性键，分子一定是非极性分子.4.分子间力①非极性分子与非极性分子间的力

色散力：瞬时偶极和瞬时偶极之间产生的分子间的力。瞬时偶极：由于分子在某瞬间正负电荷中心不重合所产生的一种偶极。②非极性分子与极性分子间的力色散力;

诱导力：由固有偶极和诱导偶极之间所产生的分子间力。诱导偶极：由于分子受外界电场包括极性分子固有偶极场的影响所产生的一种偶极。③极性分子与极性分子之间的力色散力;诱导力;

取向力：由固有偶极之间所产生的分子间力。

分子间力是色散力、诱导力和取向力的总称。分子间力也叫范德华力。其中色散力最普遍，也最重要。分子间力比一般化学键弱得多，没有方向性和饱和性。同类型分子中，色散力与摩尔质量成正比，故可近似认为分子间力与摩尔质量成正比。例题:2.下列各物质分子间只存在色散力的是————————————。

Ａ.N2

Ｂ.NH3Ｃ.SiH4

Ｄ.HCl6.HCl分子间的力有____________。A.

色散力B.色散力、诱导力、取向力C.诱导力、取向力D.色散力、诱导力10.下列分子中,分子间作用力最大的是___________。

A.F2B.Cl2C.Br2D.I25.氢键：氢原子除能和电负性较大的X原子（如：F、O、N）形成强的极性共价键外，还能吸引另一个电负性较大的Y原子（如：F、O、N）中的孤电子云对形成氢键。

X—H……Y,X、Y—电负性较大的原子如(F、O、N)氢键和分子间力的强度、数量级相同，也具有方向性和饱和性。分子中有F－H键、O－H键或N－H键的分子能形成氢键。如,HF、H2O、NH3、无机含氧酸(HNO3、H2SO4、H3BO3等)、有机羧酸（－COOH）、醇(－OH)、胺(NH2)、蛋白质等分子之间都存在氢键。而乙醛（CH3CHO）和丙酮（CH3－CO－CH3）等醛、酮、醚分子之间则不能形成氢键。但与水分子之间能形成氢键。例题129.下类物质存在氢键的是:B(A)HBr(B)H2SO4(C)C2H8(D)CHCl31.下列物质中，含有氢键的是___Ｂ,__Ｄ_________。Ａ.H2SＢ.NH3

Ｃ.HCHOＤ.HCOOH4.在下列物质中含有氢键的是__A,C______。A.H2OB.H2SC.CH3CH2OHD.CH3OCH3１6.下列含氢化合物中,不存在氢键的化合物有_Ｂ,Ｃ_.Ａ.C2H5OHＢ.C3H8

Ｃ.HCl

Ｄ.H3BO36.分子间力对物质性质的影响①

物质的熔点和沸点：同类型的单质和化合物，其熔点和沸点一般随摩尔质量的增加而增大。因为分子间的色散力随摩而质量的增加而增大。但含有氢键的物质比不含氢键的物质熔点和沸点要高。例如，

HF、HCl、HBr、HI沸点（。Ｃ）：２０、－85、－57、－36因HF分子间存在氢键，其熔点和沸点比同类型的氢化物要高，出现反常现象。②物质的溶解性：“（极性）相似者相溶”即极性溶质易溶于极性溶剂；非极性（或弱极性）溶质易溶于非极性（或弱极性）溶剂。溶质和溶剂的极性越相近，越易互溶。例如，碘易溶于苯或四氯化碳，而难溶于水.例题:14.下列物质熔点最高的是____________。A．CF4B．CCl4

C．CBr4

D．CI451．H2O的沸点是100℃，H2Se的沸点是-42℃，这种反常现象主要是由下述哪种原因引起的？___________。Ａ.分子间力Ｂ.共价键Ｃ.离子键Ｄ.氢键三、晶体结构和性质(一)晶体的基本类型和性质1.离子晶体（1）

晶格结点上的微粒—正、负离子。（2）

微粒间作用力—离子键。作用力随离子电荷的增多和半径的减少而增强。（3）

晶体中不存在独立的简单分子。例如NaCl晶体,表示Na+:Cl－=1:1。（4）

晶体的特性—熔点高、硬度大；延展性差；一般易溶于极性溶剂；熔融态或水溶液均易导电。在相同类型的典型离子晶体中，离子的电荷越多，半径越小，晶体的熔点越高，硬度越大。

例1：例2：离子与电荷的规律如下：①

在同一周期中，自左而右随着正离子电荷数的增多，离子半径逐渐减少,如，

Na＋﹥Mg2＋;K＋﹥Ca2＋﹥Sc3＋②,同一元素，随着正离子电荷数的增多，离子半经减少。如Fe2+﹥Fe3+③在同一族中，自上而下离子半经逐渐增大。如，I－﹥Br－﹥Cl－﹥F－

离子晶体正、负离子半径和正、负离子电荷数熔点硬度NaF2.30Å＋1,－1993℃2.3CaO2.31Å＋2,－22614℃4.5离子晶体正离子半径正、负离子电荷数熔点硬度CaO0.99Å＋2,＋22614℃4.5MgO0.66Å＋2,＋22852℃5.5～6.52.原子晶体.(1)晶格结点上的微粒—原子。（2）微粒间作用力—共价键。（3）晶体中不存在独立的简单分子。例如方石英（SiO2）晶体,表示Si:O=1:2。（4）晶体的特性—熔点高、硬度大；延展性差；一般溶剂中不溶；是电的绝缘体或半导体。常见的原子晶体有金刚石（C）和可作半导体材料的单晶硅（Si）、锗(Ge)、砷化镓(GaAs)、以及碳化硅(SiC)和方石英(SiO2)。3.分子晶体(1)晶格结点上的微粒—极性分子或非极性分子。（2）微粒间作用力—分子间力（还有氢键）。在同类型的分子中，分子间力随分子量的增大而增大。（3）晶体中存在独立的简单分子。例如CO2晶体,表示一个分子。

(4）晶体的特性—熔点抵、硬度小(随分子量的增大而增大)；延展性差；其溶解性遵循“相似者相溶”。(有的易溶于有机溶剂)

4．金属晶体

(1)晶格结点上的微粒—原子或正离子。（2）微粒间作用力—金属键。（3）晶体中不存在独立的简单分子。（4）晶体的特性—是电和热的良导体，熔点较高、硬度较大；优良的变形性和金属光泽。(二)过渡型的晶体1.链状结构晶体如石棉,链与链之间的作用力—弱的静电引力;链内的作用力—强的共价键。有纤维性。2.层状结构晶体如石墨,层与层之间的作用力—大π键;层内的作用力—SP2—SP2σ键。是热和电的良导体,可作润滑剂。例题8.下列氧化物中,熔点最高的是___________。A.MgO

B.CaOC.SrOD.SO2１7.下列物质中，熔点由低到高排列的顺序应该是：——————

A.NH3<PH3<SiO2<CaOB.PH3<NH3<SiO2<CaO

Ｃ.NH3<CaO<PH3

<SiO2

D.NH3<PH3<CaO<SiO2四.气体定律1.理想气体状态方程:PV=nRTP－压力（Pa），V－体积（m3）,T－绝对温度（K）；n－摩尔数（mol）,R－气体常数R＝8.314JK-1mol-1⑴当n一定时，P、V、T变则有⑵n,T一定时，P1V1＝P2V2⑶n,P一定时，

⑷T，P一定时，⑸PV＝,M＝ρ=

2.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。①

气体混合物总压力等于混合物中各组分气体分压的总和。

P总＝PA＋PB＋……②混合气体中某组分气体的分压，等于总压力乘该组分气体的摩尔分数。ＰＡ＝Pi=PA=

分压定律可用来计算混合气体中组份气体的分压、摩尔数或在给定条件下的体积。

3.2溶液

3.2溶液一.溶液浓度的表示(%)1.质量分数＝

(C)2.物质的量浓度＝

(m)3.质量摩尔浓度＝

(x)4.摩尔分数＝

二.非电解质稀溶液的通性1.溶液的蒸汽压下降（1）蒸汽压（饱和蒸汽压）P0：在一定温度下，液体和它的蒸汽处于平衡时，蒸汽所具有的压力。（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和溶质（B）的摩尔分数成正比。例题:108.一封闭钟罩中放一杯纯水A和一杯糖水B，静止足够长时间发现（B）。A、

A杯水减少，B杯中水满后不再变化B、

A杯变成空杯，B杯中水满后溢出C、

B杯水减少，A杯水满后不再变化D、B杯水减少至空杯，A杯水满后溢出2.溶液的的沸点上升和凝固点下降（1）沸点：液相的蒸汽压等于外界压力时的温度。（2）凝固点：液相蒸汽压和固相蒸汽压相等时的温度。（3）汽化热：恒温恒压下，液态物质吸热汽化成气态，所吸收的热量称为汽化热。（3）拉乌尔定律：难挥发非电解质稀溶液的沸点上升和凝固点下降与溶液的质量摩尔浓度（m,）成正比。

ΔTb=kbmΔTf=kfm

3.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。半透膜:动物的肠衣、细胞膜、膀胱膜等只允许溶剂分子透过,而不允许溶质分子(或离子)透过的膜称半透膜.

πv=nRTπ=CRT４．电解质溶液的通性：电解质溶液，或者浓度较大的溶液也与非电解质稀溶液一样具有溶液蒸汽压下降、沸点上升、凝固点下降和渗透压等性质（稀溶液依数性）．但是，稀溶液定律所表达的这些依数性与溶液浓度的定量关系不适用于浓溶液和电解质溶液。对于电解质溶质的稀溶液，蒸汽压下降、沸点上升、凝固点下降和渗透压的数值都比同

浓度的非电解质稀溶液的相应数值要大。因此，沸点高低或渗透压大小顺序为：对同浓度的溶液来说，A2B或AB2型强电解质溶液＞AB型强电解质溶液＞弱电解质溶液＞非电解质溶液蒸汽压或凝固点的顺序正好相反：对同浓度的溶液来说，A2B或AB2型强电解质溶液＜AB型强电解质溶液＜弱电解质溶液＜非电解质溶液例题131.

下类水溶液渗透压最高的是:D(A)(B)(C)(D)39.水箱中加入防冻剂乙二醇，其理由是________。A.π渗

B.凝固点下降

C.沸点上升D.蒸汽压下降40.下列哪一种物质的水溶液的蒸气压最大__________。A.0.1molkg-1NaClB.0.1molkg-1蔗糖

C.0.1molkg-1CaCl2D.0.1molkg-1HAc三.可溶电解质单相电离平衡１．水的电离：H2O（ι）==H+(aq)+OH-(aq)(1)水的离子积：KW=C(H+)·C(OH－)250C

KW=1.0×10-14在任何酸碱性的溶液中,皆有C(H+)·C(OH－)=1.0×10-14

(2)pH值:pH=－lg{C(H+)},pOH=－lg{C(OH－)},pH+pOH=1４２．酸碱理论（１）

酸碱电离理论：酸—解离时生成的正离子全部是H+。

碱—解离时生成的阴离子全部是OH－（２）

酸碱质子理论：酸—凡能给出H+的物质。

碱—凡能接受H+的物质。

HA=H+＋A－

共轭酸共轭碱例如,共轭酸碱对:HAc—NaAc、HF—NH4F、NH4Cl—NH3、H2CO3—HCO3－、HCO3－—CO32－、H2PO4－—HPO42－等。

(3)酸碱电子理论：酸—凡能接受电子对的物质。

碱—凡能给出电子对的物质。３．一元弱酸的解离：HAc(aq)===H+(aq)+Ac－(aq)

弱酸的解离常数：Ka大则酸性强,Ka只与温度有关,而与浓度无关,在一定温度下,为一常数.若弱酸比较弱，Ka＜10－4则：在一定的温度下,α随浓度C而变,溶液稀释时,浓度下降,α升高,但解离常数不变.

例题132.25`C度时,

HCN水溶液中的A

(A)

2.2×10-6mol.dm-3(B)(C)

(D)44.对于弱酸来说，溶液越稀则▁▁。A.解离度越大，酸性越强;B.解离度越小，酸性越弱C.解离度不变，酸性不变;D.解离度越大，酸性大小不定４．一元弱碱的解离：NH3(aq)＋H2O(ι）=NH4＋(aq)＋OH－(aq)

弱碱的解离常数

Kb=

若弱碱比较弱，Kb＜10－4则：：

Ceq(OH－)≈

Ceq(H＋)=

５．多元弱酸：

二级解离比一级解离弱，近似按一级解离处理。H2S(aq)=H＋(aq)＋HS－(aq),Ka1=9.1×10－8HS－(aq)=H＋(aq)＋S2－(aq),Ka2=1.1×10－12Ka1＞＞Ka2,忽略二级解离，按一级解离处理:

Ceq(H+)≈6.盐类水解平衡及溶液的酸碱性(1)

强碱弱酸盐的水解:水解生成弱酸和强碱,溶液呈碱性。例如NaAc水解:Ac－＋H2O=HAc＋OH－(2)

强酸弱碱盐的水解:水解生成弱碱和强酸,溶液呈酸性。例如NH4Cl水解:NH4＋＋H2O=NH3.H2O＋H＋（3）弱酸弱碱盐水解：水解生成弱酸和弱碱,溶液酸碱性视弱酸Ka和弱碱Kb相对强弱大小。例如NH4Ac水解溶液呈中性：NH4Ac＋H2O＝NH3.H2O＋HAc（4）强酸强碱盐水解：溶液呈中性。如NaCl。7.缓冲溶液（1）同离子效应：在弱电解质溶液中，加入与弱电解质具有相同离子的强电解质，使弱电解质的解离度降低，这种现象叫做同离子效应。在弱酸的溶液中，加入该酸的共轭碱（弱酸盐），或在弱碱的溶液中加入该碱的共轭酸（弱碱盐），则弱酸或弱碱解离度降低。例如，在HAc溶液中加入NaAc，使HAc解离平衡向左移动，即HAc(aq)===H++AC－(aq)←AC－（加入NaAc），从而使HAc解离度降低。（2）缓冲溶液：由弱酸及其共轭碱或弱碱及其共轭酸所组成的溶液，能抵抗外加少量强酸、强碱或稍加稀释而使本身溶液pH值基本保持不变，这种对酸和碱具有缓冲作用的溶液称缓冲溶液。（3）缓冲溶液种类：1)弱酸－弱酸盐如HAc－NaAc，HF－NH4F;过量的弱酸和强碱.如过量的HAc和NaOH。2)弱碱－弱碱盐如NH3－NH4Cl；过量的弱碱和强酸.如过量的NH3.H2O和HCl。3）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(4)缓冲溶液pH值计算：C(H＋)=＝KapH=pKa-lg

=pKa－lgC(OH-)=Kb=Kb，pOH=pKb－lg

=pKb-lg(5)缓冲溶液的配制：当C共轭酸=C共轭碱时，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。例如:配制pH=5左右的缓冲溶液，选HAc—NaAc混合溶液；配制pH=9左右的缓冲溶液,选NH3—NH4Cl混合溶液；配制pH=7左右的缓冲溶液,选NaH2PO4—Na2HPO4混合溶液。例题33．

醋酸溶液中,加入适量固体NaAc后,结果会使__________。

A.溶液pH值增大Ｂ．溶液pH值减小Ｃ．醋酸解离常数增大Ｄ．醋酸解离常数减小105.在氨水中加入一些NH4Cl晶体，会使（D）。A、NH3水的解离常数增大B、NH3水的解离度a增大

C、溶液的pH值增大

D、溶液的pH值减少。四.难溶电解质的多相解离平衡1.难溶电解质的沉淀溶解平衡

AnBm(s)===nAm+(aq)+mBn-(aq)(1)

溶度积：饱和溶液中离子浓度以计量系数为指数的乘积.Ksp(AnBm)={Ceq(Am+)}n{Ceq(Bn－)}m=〔Am+〕n〔

Bn－〕m溶度积在一定的温度下为一常数AgCl(s)­­­=Ag+(aq)+Cl-(aq)

KSP(AgCl)=Ceq(Ag+).Ceq(Cl-)＝〔Ag+

〕.〔Cl-

〕KSP(CaF2)=Ceq(Ca2+).{Ceq(F-)}2=〔Ca2+

〕.〔F-

〕2KSPMg(OH)2=Ceq(Mg2+).{Ceq(OH-)}2=〔Mg2+

〕.〔OH

-

〕2(2)溶解度S(mol.dm－3;mol.L－1)与溶度积Ksp关系：溶解度S:每dm3(L)水溶液中含溶质的摩尔数。AB型沉淀：S＝

如AgCl,AgBr,AgI,CaSO4等。A2B或AB2型沉淀：S=

如Ag2CrO4,Mg(OH)2等。对同一种类型的沉淀,溶度积Ksp越大,溶解度S越大;对不同类型的沉淀,通过计算S比较溶解度的大小。例题34.在难溶电解质A2B的饱和溶液中,当温度一定时,若[A+]=2xmoldm-3,[B2-]=ymoldm-3则A2B的溶度积为________。

A.4x2yB.1/2x2yC.xyD.x2y46.已知KSP[Pb(OH)2]=4×10-15，则难溶电解质Pb(OH)2的溶解度为__________。

A.6×10-7moldm-3Ｂ.2×10-15moldm-3

Ｃ.1×10-5moldm-3

Ｄ.2×10-5moldm-32.溶度积规则：判断沉淀的生成和溶解。

Q<KSP

不饱和溶液，无沉淀析出

Q=KSP

饱和溶液

Q>KSP

过饱和溶液，有沉淀析出注意:1)Q为任意状态溶液离子浓度如起始浓度以计量系数为指数的乘积.2)若有几种沉淀,先满足Q=KSP者,先沉淀.同类型沉淀KSP小者先沉淀.见例题.3)沉淀完全(离子浓度<10-6)不等于离子全部沉淀.3.同离子效应：在难溶电解质溶液中，加入与难溶电解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。例如，在AgCl溶液中，加入NaCl，使AgCl溶解度下降。例题:35．同离子效应使____________。A.弱酸的解离度增大,难溶盐的溶解度增大；B.弱酸的解离度减小,难溶盐的溶解度减小；C.弱酸的解离度不变,难溶盐的溶解度增大；D.弱酸的解离度增大，难溶盐的溶解度不变。3.3周期

3.3周期一．

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＝相应能级组所能容纳的最多电子数

周期

能级组

元素数目

12345671s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f146d10…………

288181832未完成

2.元素在周期表中的位置和原子结构的关系知道元素在周期表中的位置（哪一周期、哪一族）就可写出原子的电子分布式和外层电子分布式，反过来也一样。

周期数＝电子层数

族数：主族和IB，IIB的族数＝最外电子层数；IIIB－VIIB族的族数＝最外层S电子＋此外层d电子数零族的最外层电子数＝2或8VIII族的最外层S电子＋次外层d电子数＝8－103．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个区周期表与价电子结构的关系族数

IA,IIA

IIIB－VIIB,VIII

IB,IIB

IIIA－VIIA

外层电子构型

ns1-2分区

s区

d区

ds区

p区

族

主族

副族＋VIII=过渡元素

主族

例1．有一元素在周期表中属于第4周期第VI主族，试写出该元素原子的电子分布式和外层电子分布式。解：根据该元素在周期表中的位置可直接写出该元素的外层电子分布式：4s24p4（第4周期第6主族）再根据外层电子分布式推出完整的电子分布式：1s22s22p63s23p63d104s24p4例2.已知锝的外层电子分布式4d55s2,指出该元素在周期表中所属的周期数和族数。解：周期数＝5（层数＝5）族数＝VIIB族（最外层s电子＋次外层d电子数＝2＋5＝7）例3.试分别指出例1中34号元素和例2中锝元素在周期表中所属的分区。解：根据34号元素外层电子分布式4s24p4,得知该元素属p区。根据锝元素的外层电子分布式4d55s2,得知该元素属d区。例题:29.ds区元素包括______________。A.

锕系元素B.非金属元素C.ⅢB―ⅦB元素

D.ⅠB、ⅡB元素30.某元素原子的价电子层构型为５s2５p2，则此元素应是：———————。A.位于第五周期B.位于第六周期C.位于S区D.位于p区

二．元素性质的周期性递变1．金属性和非金属性:（1）同一周期：从左→右,原子半径逐渐减少，非金属性增强.（2）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:从下→上金属性增强.

例题133.某元素的最高氧化值为+6, 其氧化物的水化物为强酸,而原子半径是同族中最小的,该元素是:B(A)Mn(B)Cr(C)Mo(D)S2．元素的电离能、电子亲合能和电负性(1)

元素的第一电离能:基态的气态原子失去一个电子形成＋1价气态离子时所吸收的能量。X(气)－e=X＋(气)。用于衡量单个原子失去电子的难易程度。数值越大,原子越难失去电子;数值越小,原子越易失去电子。(2)

元素的电子亲合能:基态的气态原子获得一个电子形成－1价气态离子时所放出的能量。X(气)＋e=X－(气)。用于衡量单个原子获得电子的难易程度。数值越大,原子越容易获得电子;数值越小,原子越难获得电子。(3)元素电负性：用于衡量原子在分子中吸引电子的能力。电负性越大，元素的非金属性越强；电负性越小，元素的金属性越强。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﹥2.0(除Si外)。例:28.下列元素中电负性最大的是_____________。

A.CB.Si

C.OD.S三．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⑴同周期元素最高价态的氧化物及其水合物，从左到右酸性递增，碱性递减。以四周期为例：例题32.下列含氧酸中，酸性最强的是_________。A.HClO2

B.HClOC.HBrOD.HIO3.4化学反应方程式，化学反应速率与化学平衡3.4化学反应方程式，化学反应速率与化学平衡一．热化学1.重要概念⑴反应热：化学反应时所放出或吸收的热叫做反应的热效应，简称反应热。热化学：研究反应热与其他能量变化的定量关系的学科。⑵系统：作为研究对象的部分称系统。环境：系统之外与系统密切相关，影响所能及的部分称环境。相：系统中既有相同的物理和化学性质的均匀的部分称为相。相与相之间具有明确的界面。气态：任何气体均能无限混合不论有多少种气体只有一个相。液态：互溶的为一相；如：液态乙醇与水不互溶的为二相或多相；如：甲苯与水固态：几种固体就有几相。形成固溶体则为一相。⑶状态：指描述系统的诸如压力P,体积V，温度T，质量m和组成的各种宏观性质的综合表现。

状态函数：用来描述系统状态的物理量称状态函数如：P、V、T、m、V、H、S、G但热q和功W不是状态函数，他们的改变量与途径有关。

2．化学反应方程式写法及计算(1)化学反应方程式的写法：把参加化学反应的反应物的分子式或离子式写在左边,生成物的分子式或离子式写在右边,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。(2)化学反应中的有关计算:aA＋bB=gG＋dD(3)热化学反应方程式：表明化学反应方程式和反应热关系的方程式。(4)热化学反应方程式的书写:①标明温度和压力：T=298.15k,P＝100kPa可省略。②右下角标明物质聚集状态：气态：g液态：ι固态：s溶液：aq③配平反应方程式：物质前面的计量系数代表物质的量，可为分数。④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－13.热力第一定律：当封闭体系状态发生变化时，其反应系统内能的变化量（△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：

w=0,△u＝qV

即反应中子系统内能的变化量（△u）在数值上等于等容热效应qV。⑵恒压过程：在恒压，只作体积功的条件下：△H=qp即反应的焓变△H在数值上等于等压热效应。若反应在等压条件下，可用反应的标准摩尔焓变△Hm表示反应热效应。

△Hm﹤0放热；△Hm﹥0吸热。4.盖斯定律：在恒容或恒压条件下，化学反应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。推论：热化学方程式相加减，相应的反应热随之相加减反应（3）＝反应（1）±反应（2）则△Hm3=△Hm1±△Hm2例（1）C(s)+O2(g)=CO2(g);△Hm1=－393.5kJmol－1

(2)CO(g)+1/2O2(g)=CO2(g);△Hm2=-283.0kJmol－1反应（1）－反应（2）=反应（3）C(s)+1/2O2(g)=CO(g)故△Hm3=△Hm1－△Hm2＝〔（－393.5）－（-283.0）〕＝－110.5kJmol－1注意:方程式乘以系数,相应反应热也应乘以该系数.如反应（3）＝2反应（1）±3反应（2）则△Hm3=2△Hm1±3△Hm25.反应的标准摩尔焓变△rHmθ的计算(1)物质的标准摩尔生成焓：在标准状态下由指定单质生成单位物质量（1mol）纯物质时反应的焓变称该物质标准摩尔生成焓。以△fHmθ(298.15K)表示。单位kJmol－1规定：指定单质标准摩尔生成焓为零。△fHmθ(单值，298.15K)=0（2）反应的标准摩尔焓变的计算

aA+bB=gG+dD△rHmθ(298.15K)=｛g△fHmθ(G,298.15K)+d△fHmθ(D,298.15K)｝-｛a△fHmθ(A,298.15K)+b△fHmθ(B,298.15K)｝;kJmol－1反应的焓变基本不随温度而变。即△H(T)≈△H(298.15K)例题64.已知反应N2(g)+3H2(g)=2NH3(g)的△Hθ(298.15k)=-92.22kJmol-1则NH3(g)的标准摩尔生成焓为_____________kJmol-1。A.-46.11.B.-92.22C.46.11D.92.2272．在标准压力和298.15K时CO(g)和H2O(g)的标准摩尔生成焓分别为-110.4KJmol-1和-241.7KJmol-1，则生产水煤气反应的

C(S)+H2O(g)=CO(g)+H2(g)的标准摩尔焓变为____KJmol-1A.-352.1B.+131.3C.-131.3D.+352.1136.在温度为298.15K，压力为101.325kPa下，乙炔、乙烷、氢气和氧气反应的热化学方程式为：2C2H2（g）+5O2（g）=======4CO2（g）+2H2O（l）△rHmθ=-2598kJ·mol-12C2H6（g）+7O2（g）=========4CO2（g）+6H2O（2）△rHmθ=-3118kJ·mol-1H2（g）+1/2O2（g）====H2O（3）

△rHmθ=-285.8kJ·mol-1根据以上热化学方程式，计算下列反应的标准摩尔焓变△rHmθ=（）kJ·mol-1。C2H2（g）+2H2（g）======C2H6（g）(4)（A）311.6（B）-311.6（C）623.2（D）-623.2答案:(4)=1/2｛(1)-(2)｝+2(3)△rH4=1/2(△rH1-△rH2)+2△rH3二.化学反应方向的判断1.熵（1）熵：是系统内物质微观粒子的混乱度(或无序度,自由度)的量度.符号为

S，是状态函数。系统混乱度越大，熵值越大。（2）热力学第三定律:在绝对零度时,一切纯物质的完美晶体的熵值为零,S(0K)=0.(3)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Sθm表示。以J.mol-1.K-1表示.(4)物质的熵值大小,有如下规律:①

对同一物质而言,气态时的熵大于液态时,而液态时的熵又大于固态.即Sg>Sι>Ss.②

同一物质,聚集状态相同时,熵值随温度升高而增大.即S高温>S低温③

当温度和聚集状态相同时，结构较复杂（内部微观粒子较多）的物质的熵值大于结构简单的。即S复杂分子>S简单分子(5)反应的标准摩尔熵变ΔrSmθ

aA+bB=gG+dDΔrSmθ(298.15K)=｛gSmθ(G,298.15K)+dSmθ(D,298.15K)｝-｛aSmθ(A,298.15K)+bSmθ(B,298.15K)｝;J.K-1.mol－1反应的熵值基本不随温度而变。即ΔrSmθ(T)≈ΔrSmθ(298.15k)(5)吉布斯函数G=H–TS,是状态函数吉布斯函数变ΔG=ΔH–TΔS

（6）反应方向(自发性)的判断：

ΔG＜0反应正向自发

ΔG=0平衡状态

ΔG＞0反应逆向自发，正向非自发。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，ΔS＞0；升高至某温度时ΔG由正值变为负值，高温有利于正向自发④

ΔH＜0，ΔS＜0；降低至某温度时ΔG由正值变为负值，低温有利于正向自发（7）反应自发进行的临界温度：例题53．对于反应Ｎ２（ｇ）＋Ｏ２（ｇ）＝２ＮＯ（ｇ），H=+90KJmoL－１S=+12JK－１moL－１，下列哪种情况是正确的。Ａ．任何温度下均自发

;Ｂ．任何温度下均非自发Ｃ．低温下非自发，高温下自发;Ｄ．低温下自发，高温下非自发60.化学反应达到平衡时有____________。

A.ΔGθ=0B.ΔG>0

C.ΔG=0D.ΔG<0三．

化学反应速率1.化学反应速率的表示νB:B物质的化学计量数。反应物取负值，生成物取正值。对于反应：aA+bB=gG+dD

例N2+3H2=2NH3

例题103.反应2H2+O2→2H2O的反应速率可表示为（

D）（A）（B）（C）（D）全部正确化学反应速率首先取决于反应物本性,对一给定的反应,反映速率υ与反应物浓度(压力)．温度．

催化剂等因素有关。

2.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（即一步完成的反应，又称基元反应或简单反应），反应速率与反应物浓度（以反应方程式中相应物质的化学计量数为指数）的乘积成正比。(2)速率方程式元反应：aA+bB=gG+dD速率方程式：υ=κ｛c(A)｝a｛c(B)｝bκ:速率常数，在一定温度和催化剂下，为一常数（单位不确定）。

n=a+b:称反应级数；

例：C2H5Cl=C2H4+HCl；υ=κc（C2H5Cl）；n=1一级反应

NO2+CO=NO+CO2;υ=κ｛c(NO2)｝｛c(CO)｝;n=2二级反应2NO+O2=2NO2;υ=κ｛c(NO)｝2.｛c(O2)｝；n=3三级反应

非元反应（即两个或两个以上元反应构成）：

aA+bB=gG+dD速率方程式：υ=κ｛c(A)｝x｛c(B)｝y

反应级数:n=x+y例题54.对于反应Ａ＋ＢＣ而言，当Ｂ的浓度保持不变，Ａ的起始浓度增加到两倍时，起始反应速率增加到两倍；当Ａ的浓度保持不变，Ｂ的起始浓度增加到两倍时，起始反应速率增加到四倍，则该反应的速率方程式为___________。

Ａ.Ｖ＝kＣＡＣＢＢ.Ｖ＝k｛ＣＡ｝２｛ＣB｝Ｃ.Ｖ＝k｛ＣＡ｝{CB}2D.V=k{CA}2{CB}2

2．温度对反应速率的影响阿仑尼乌斯公式：Z:指前因子；Ea:活化能(1)温度升高T↑;速率常数升高k↑（k正↑，k逆↑）;反应速率υ↑。温度每增加10oC，υ或k增大2－3倍。(2)

活化能越低Ea↓，反应速率越高υ↑3．活化能与催化剂（1）活化能：活化络合物（或活化分子）的平均能量与反应物分子平均能量之差。即反应发生所必须的最低能量。

Ea(正)－Ea(逆)≈△Hm（2）催化剂：改变反应历程，降低反应活化能，加快反应速率。而本身组成、质量及化学性质在反应前后保持不变。4．从活化分子、活化能的观点解释加快反应速率的方法：从活化分子、活化能的观点来看，增加活化分子总数可加快反应速率。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）升高温度：分子总数不变，升高温度,一方面,分子运动速率加快,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。（3）催化剂：降低反应的活化能，使更多分子成为活化分子，活化分子％显著增加，增加活化分子总数，从而加快反应速率。(υ正↑

υ逆↑)127.反应的,欲加快正反应速率,下列措施无用的是:D(A)增大O2的分压;(B)升温;(C)使用催化剂;(D)增加C碳的浓度.59．升高温度可以增加反应速率，主要是因为__Ｂ_.。Ａ．增加了分子总数;Ｂ．增加了活化分子百分数;Ｃ．降低了反应的活化能;Ｄ．使平衡向吸热方向移动四．化学平衡1．化学平衡的特征：

（1）υ正＝υ逆即正、逆两方向反应速率相等时,系统达到平衡状态。（2）生成物和反应物的浓度（或压力）不再发生变化（恒定）。(3）化学平衡是有条件的、相对的、暂时的动态平衡。条件改变,平衡会发生移动。(4)生成物相对浓度（或相对压力）以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。2.标准平衡常数kθ的表达式对于气体反应：aA(g)+bB(g)=gG(g)+dD(g)对于溶液中的反应:aA(aq)+bB(aq)=gG(aq)+dD(aq)pθ=100kPa;Cθ=1moldm-3

说明:

⑴

kθ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。

⑵kθ表达式,与化学方程式的书写方式有关

①N2+3H2=2NH3;k1θ②N2+H2=NH3;k2θ③2NH3=N2+3H2;k3θk1θ=｛k2θ｝2=⑶

多重平衡规则反应（3）＝反应（1）+反应（2）;k3θ=k1θ.

k2θ反应（3）＝反应（1）－反应（2）;k3θ=k1θ/k2θ例题69.一密闭容器中，有A、B、C三种气体建立了化学平衡，它们的反应是A（g）+B（g）—→C（g），相同温度下，体积缩小2/3，则平衡常数Kθ为原来的：__________。

A.3倍B.2倍C.9倍

D.不变66.某温度时反应H2(g)+Cl2(g)=2HCl2(g)的K1θ=4×10-2，则反应HCl2(g)=1/2H2(g)+1/2Cl2(g)的K2θ为__________。A.25B.5C.4×10-2D.2×10-13.温度对平衡常数的影响: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↓例题56.某反应的ΔHθ<0，某kθ与温度T的关系符合(B).。A.kθ与T无关系B.T升高，kθ变小

C.T升高，kθ变大

D.不确定4.化学平衡的移动:因条件的改变使化学反应从原来的平衡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(1)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。(2)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体积（分子数）减小的方向移动;减小压力,会使平衡向着气体体积增大的方向移动。(3)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:催化剂同时加快正逆反应速率,故不能使平衡发生移动.例题55.某温度，下列反应达到平衡，

CO（ｇ）＋H2O（ｇ）＝CO2（ｇ）＋H2（ｇ）,HO，为了提高CO的转化率，可采取的方法是。A.升高温度B.降低温度

C.增加总压力C.减少总压力利用平衡常数，可以判断一个可逆反应在一定条件下的反应方向：对于反应:aA＋bB＝gG＋dD在任意状态（或起始状态）时：若Q<kθ平衡向右移动，反应正向自发进行。若Q=kθ平衡状态若Q>kθ平衡向左移动，反应逆向自发进行。例题126.反应在298K时标准平衡常数.若在此温度时,该反应的反应商Q=1.2则反应进行的方向是:(C)(A)处于平衡状态;(B)逆向进行;

(C)正向进行;(D)无法判断.

3.5氧化还原与电化学

3.5氧化还原与电化学一.氧化还原反应1.氧化反应:物质失去电子的反应称氧化反应.例Zn-2e-1=Zn2+（化合价升高的过程）

2.还原反应:物质得到电子的反应称还原反应.例Cu2++2e-1=Cu（化合价降低的过程）3.氧化剂:得到电子（化合价降低）的物质是氧化剂,如Cu2+。4.还原剂:失去电子（化合价升高）的物质是还原剂,如Zn。

5.氧化还原反应:有电子转移的反应。6.氧化还原反应方程式的配平:氧化还原反应方程式的配平有离子—电子法和化合价升降法,下面是离子—电子法的配平步骤:(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)配平半反应式使两边的各种元素原子总数和电荷总数均相等。

MnO4-+8H++5e-→Mn2++4H2O;

Fe2+-e-→Fe3+(4)根据氧化剂和还原剂得失电子总数相等的原则确定各半反应式的系数,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二.原电池与电极电势1.原电池:将化学能转化为电能的装置。(1)原电池的电极反应(半反应)、电池反应(总反应)：例如铜锌原电池:负极发生氧化反应,例Zn-2e-1=Zn2+正极发生还原反应，例Cu2++2e-1=Cu原电池的总反应：

Zn+Cu2+=Zn2++Cu(2)原电池的图式：(－）B︱B+（C）┆┆A+（C）∣A(+)例如,铜锌原电池：（－）Zn︱Zn2+（C）┆┆Cu2+（C）∣Cu(+)︱代表相界,┆┆代表盐桥,电子通过盐桥流动,沟通线路.2.电极类型及符号组成原电池的电极归纳起来分为四类：(1)金属—金属离子电极,例如：Zn︱Zn2+（C）(2)非金属—非金属离子电极,例如：Pt︱H2（P）︱H+（C）(3)金属离子电极,例如：Pt︱Fe3＋(C1),Fe2＋(C2)(4)金属—金属难溶盐电极,例如：Ag,AgCl（S）∣Cl—（C）例题82．根据下列反应构成原电池，其电池图式为▁▁▁▁▁。

Fe2++Ag+→Fe3++AgA.(一)Fe2+│Fe3+┆┆Ag+│Ag(+)B.(一)Pt│Fe2+│Fe3+┆┆Ag+│Ag│(+)C.(一)Pt│Fe2+,Fe3+┆┆Ag+│Ag,Ag(+)D.(一)Pt│Fe3+,Fe2+┆┆Ag+│Ag(+)3．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。(1)标准氢电极：规定在任何温度下标准氢电极的电极电势为零，即

φθ（H+/H2）=0.0000V标准氢电极为Pt︱H2(100kPa)︱H+(1mol.dm-3)(2)标准电极电势φθ：电极处在标准状态(气体分压为100kPa,离子浓度为1mol.dm-3)时的电极电势。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。Φθ在一定温度下为一常数,不随电极反应形式的改变而改变.例题:73.电极反应Cu2++2e=Cu,φθ=+0.34V,推测电极反应2Cu=2Cu2++4e的φθ值为_______

A.-0.68V;B.+0.68V;C.-0.34V;D.+0.34V

（3）原电池电动势:E=φ(+)－φ(—)；Eθ=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,并且铂在溶液中易吸附其他组分而失去活性。因此,实际上常用易于制备、使用电极电势稳定的甘汞电极或氯化银电极作电极电势的对比参考,称为参比电极

4．能斯特方程(1)电动势的能斯特方程:298K时。原电池反应:aA+bB=gG+dD,E=Eθ-可见,随反应的进行,原电池的电动势将不断减少.（2)电极电势的能斯特方程:对任意给定的电极a