基础化学课件基础化学总复习市公开课一等奖课件省赛课获奖课件

总复习一、计算1.有效数字修约与运算：例：下列数字中，有效数字各是几位？0.001，1.000，1.0030，0.01%，PH=3.50，3.01×1023①修约：按“四舍六入五留双”规则进行修约例：将下列数字修约为两位有效数字：0.203，0.297，0.205，0.215，0.20501，0.2150②运算：先修约、再运算、再修约。加减运算，以小数点后位数最少数为准。乘除运算，以有效数字位数最少数为准。例：0.261+25.64=0.26+25.64=25.900.0121×25.64=0.0121×25.6=0.30976=0.3101/312.浓度计算及换算浓度计算浓度换算溶液稀释

及混合2/313.稀溶液依数性对于电解质稀溶液：Δp=iK

bBΔTb

=iKbb

B

ΔTf=iKfb

B对于难挥发非电解质稀溶液：Δp=K

bBΔTb

=Kbb

BΔTf=Kfb

BP=P0XA,

Π=CBRT(非电解质)Π=iCBRT（电解质）

C渗=1000CB(mmol/l)C渗=1000iCB(mmol/l)3/31一元弱酸C＞

10-6mol/L[H3O+]=c(HA）C＜10-6mol/L强酸使用条件计算式体系4.酸碱溶液α及[H3O+]计算式4/31

弱酸弱碱型（两性）负离子型（两性）

K只随温度变化而变化，而在一定温度下，α则随溶液稀释而增大，这称为稀释定律：

当CKa＞20KW，且时：

当时：5/315.溶度积常数及与溶解度关系例如：Ag2CrO4(s)2Ag+(aq)+CrO42-(aq)KSP=[Ag+]2[CrO42-]

IP＞Ksp

表达溶液为过饱和，有沉淀析出，直至达成饱和；

IP=Ksp

表达溶液为饱和溶液，溶解达成平衡；

IP＜Ksp

表达溶液为不饱和溶液，无沉淀析出,或沉淀会继续溶解。6/316.共轭酸碱对解离常数关系：

Ka·Kb=KW多元弱酸中平衡常数关系：二元弱酸三元弱酸7/31

7.缓冲溶液pH值计算公式缓冲容量计算8.速率方程式及速率常数与溶液浓度关系：8/31反应级数一级反应二级反应零级反应基本方程式ln(c０/c)=ktlnC=-Kt+lnC0c０-c=ktC=-kt+c0直线关系lnc对t1/c对tc对t斜率－kk－k半衰期(t1/2)0.693/k1/kc０c０/2kk量纲[浓度]1-n[时间]-1[时间]-1[浓度]-1

[时间]-1[浓度]

[时间]-1速率方程mol/l•时间ν=kc(A)ν=kc2(A)ν=k9/31范特霍夫根据大量试验总结：浓度不变时，反应系统温度每升高10K，反应速率增大2∽4倍。Arrhenius方程式：10/319.氧化值计算及利用能斯特方程式计算电极电位

rGm=-nFEEθ

>0，<0,反应正向自发Eθ

<0，

>0，反应逆向自发；Eθ

=0，=0,（当T=298.15K时）（当T=298.15K时）11/3110.配位化合物稳定常数及积累稳定常数体现式Cu2++4NH3[Cu(NH3)4]2+配位解离配体数目相同配离子，Ks愈大配离子稳定倾向愈大。配体数目不相同，计算解离浓度，解离浓度越小，配离子稳定性越大。12/31绝对误差(E)：

E=x-T

相对误差(Er)

：Er

=

11.滴定分析有关计算绝对偏差：绝对平均偏差：相对平均偏差：标准偏差：υAA+υBB＝υDD+υEE滴定分析计算：13/31滴定分析过程中混合液PH值计算：强碱滴定强酸（用0.1000mol/lNaOH滴定0.1000mol/lHCl20.00ml）：①滴定前：H+]=[HCl]=0.1000

mol/L,pH＝1.00②计量点前：③计量点时：[H3O+]=[OH-]=10-7mol/l，pH＝7.00④计量点后：POH=4.30，PH=9.70强碱滴定一元弱酸（用0.1000mol/lNaOH滴定0.1mol/lHAc20.00ml）：①滴定前：②计量点前：③计量点时：④计量点后：

14/31二、构造理论1.键极性判断：共价键键现有方向性又有饱和性离子键△X＞1.7；极性键0.5＞△X＜1.7非极性键△X=02.共价键种类及键参数：①键参数：键长、键能、键角、键极性。键能和键长反应了键强度，即分子热稳定性；键长和键角共同反应了分子空间形状；极性反应共用电子正确偏移程度和分子化学活泼性。②

共价键种类

σ键（头碰头）（单键都是σ键）共价键π键（肩并肩）（双键或叁键中现有σ键又有π键）

δ键（面向面）σ键牢靠，能绕对称轴旋转，沿键轴呈圆柱形对称分布。π键易断裂，不能绕对称轴旋转，以分子平面呈镜面反对称分布。15/313.分子极性判断：μ=q×l（C·m）1D=3.336×10-30C·m①对于双原子分子：分子极性与键极性是一致。如:H2、O2、N2、Cl2、F2是非极性键组成非极性分子；

HF、HCl、NO、CO是极性键组成极性分子。②对于多原子分子：

一般直线型、正四周体型、平面正三角型分子是极性键组成非极性分子。如：CO2、CS2、CH4、CCl4、BF3均为非极性分子。4.分子间力种类、存在及对性质影响：范德华力取向力诱导力范德华力既无方向性又无饱和性色散力16/31分子分子间力种类非极性分子-非极性分子色散力非极性分子-极性分子色散力、诱导力极性分子-极性分子色散力、诱导力、取向力

一般来说,构造相同物质M越大,分子变形性越大,分子间力越强，熔、沸点越高。溶质与溶剂分子间分子间力越大，溶解度越大。①分子间氢键存在使熔、沸点升高、粘度增大、密度增大。②分子内氢键存在使熔、沸点减少。同种分子间氢键氢键不一样种分子间氢键氢键现有方向性又有饱和性同一分子内部氢键17/315.杂化类型与分子构型杂化类型spsp2sp3参与杂化原子轨道1个s+1个p1个s+2个p1个s+3个p杂化轨道数2个sp杂化轨道3个sp2杂化轨道4个sp3杂化轨道杂化轨道间夹角180o120o109o28′空间构型直线正三角形正四周体实例BeCl2，C2H2BF3,BCl3CH4，CCl4杂化类型dsp2

sp3dd2sp3

或sp3d2杂化轨道数456空间构型平面四方形三角双锥正八面体实例Ni[(CN)4]2-PCl5[Fe(CN)6]3-,[Co(NH3)6]2+

18/31三、反应速率与程度1.质量作用定律例如：v=kc(NO2)c(CO)

反应级数与反应分子数比较：反应级数反应分子数使用范围任何反应基元反应取值整数、分数1，2，3与反应物系数和关系不一定相等相等19/312.影响化学反应速率原因：ν=z

fp内因：活化分子数越多、有效碰撞次数越多、活化能越低

使化学反应速率越快。外因：反应物浓度越大、温度越高、气体反应体系压强越

大、加入正催化剂均使化学反应速率加快。Ea为40∽400kJ/mol,Ea＜40kJ/mol时极快；Ea＞400kJ/mol时极慢。3.解离平衡、配位平衡、沉淀溶解平衡①弱电解质解离平衡影响解离平衡原因：①浓度C

α②温度Tα

③同离子效应使α④盐效应使α20/31酸碱反应实质：是两对共轭酸碱对之间质子传递反应。质子传递方向：由强酸向强碱传递质子，生成弱酸和弱碱。酸1碱2共轭碱1共轭酸2

（较NH3弱碱）（较HF弱酸）下列物质是否组成共轭酸碱对？NH4+-NH3H2PO4--PO43-H3O+-OH-HCl-Cl-H2PO4–共轭酸和共轭碱各为何？为何NaHCO3呈弱碱性？HCO3-(aq)+H2O(l)H3O+(aq)+CO32-(aq)Ka=Ka2=4.7×10-11HCO3-(aq)+H2O(l)OH-(aq)+H2CO3(aq)Kb=Kb2=2.2×10-821/31杂化轨道空间构型配位数sp直线型2sp3正四周体型4dsp2平面四方形4d2sp3正八面体型6sp3d2正八面体型6（n-1）d轨道电子数配合物类型10外轨型1∽3内轨型4∽7内轨型或外轨型②配位平衡影响配位平衡移动原因：1.酸效应及水解效应

一般在确保不生成沉淀前提下，提升溶液PH，以确保配离子稳定性。2.配位平衡与沉淀平衡互相转化

KS、KSP

均较小时，配位平衡转向沉淀平衡KS、KSP

均较大时，沉淀平衡转向配位平衡3.与氧-还反应关系（互相影响）4.配位平衡之间互相转换22/31③沉淀溶解平衡表达溶解性能影响原因比较溶解度大小S电解质或非电解质易溶或难溶电解质TC同一T、C下任意类型溶液直接比KSP难溶电解质T同一T下相同类型化合物溶液之间比KSP越大S越大不一样类型微溶电解质，要根据

计算S，再比较S大小，不能直接用KSP比较S大小。例如：Ag2CrO4(s)2Ag+(aq)+CrO42-(aq)KSP=[Ag+]2[CrO42-]=（2S)2·S23/31影响沉淀溶解平衡原因：①沉淀生成

Ip＞Ksp

②分级沉淀KSP

较小先沉淀③沉淀溶解：生成弱电解质或配合物，发生氧化还原反应

使Ip＜

Ksp

④同离子效应使S减小⑤盐效应使S增大。24/31四、氧化-还原反应1.氧化值计算、氧化（还原）反应、氧化（还原）剂2.氧化-还原反应方程式配平①写出离子方程式：②根据氧化-还原电对，拆成两个半反应③物料平衡，使半反应式两边各原子数目相等。④电荷平衡⑤配平氧化还原方程式（求得失电子数最小公倍数）例：将下面反应设计为原电池，写出电极反应式、电池

反应式和电池组成式。MnO4-+Fe2++H+→Mn2++Fe3++H2O解：配平半反应（电极反应）

负极反应：5Fe2+-5e

5Fe3+

正极反应：MnO4-+8H++5e

Mn2++4H2O

总电池反应：MnO4-+5Fe2++8H+→Mn2++5Fe3++4H2O(-)Pt(s)|Fe3+(c1),Fe2+(c2)

|

|MnO4-(c3),Mn2+(c4),H+(c5)，H2O|Pt(s)(+)25/311.浓度对电极电位影响2.酸度对电极电位影响3.沉淀生成对电极电位影响4.生成弱酸(或弱碱)对电极电位影响5.生成配离子对电极电位影响标准电池电动势是决定电池电动势主要原因，对于非标准状态下氧化还原反应，若Eθ＞+0.3V，反应将正向进行；若Eθ＜-0.3V，反应将逆向进行，在这两种情况下通过变化其浓度一般是无法变化反应方向；

若-0.3V＜

Eθ＜

+0.3V,则可通过变化浓度来变化反应方向26/31五、胶体

胶体分散系分类分散相粒子

组成性质分散相胶体分散系高分子溶液单个高分子

均相，热力学稳定系统，扩散慢，透滤纸不透半透膜形成高分子化合物溶液均相缔合胶体胶束均相，热力学稳定系统扩散慢，透滤纸不透半透膜形成缔合胶体溶液均相溶胶分子、离子、原子聚积体非均相，热力学不稳定系统扩散慢，透滤纸不透半透膜形成胶体溶液非均相.分类及特性27/31溶胶基本特性：多相性、高度分散性、聚积不稳定性。特性：丁铎尔现象、布朗运动（扩散和沉降）、电泳和电渗、

稳定性及其影响原因。聚沉办法：互沉、加入少许电解质、加热。胶团构造

临界聚沉浓度越小，聚沉能力越强临界聚沉浓度与反离子价数六次方成反比。一、二、三价反离子临界聚沉浓度之比近似为：（1/1)6∶

(1/2)6∶

(1/3)6=100∶1.8∶0.14同价离子聚沉能力接近，但也有不一样正离子：H+>Cs+>Rb+>NH4+>K+>Na+>Li+

负离子：F-＞Cl->Br->I->CNS{[Fe(OH)3]m·nFeO+·(n-x)Cl-}x+·xCl-

胶核