2023年南理工无机化学核心考点基础知识点框架梳理及其解析

无机化学关键考点基础知识点框架梳理及其解析

第一章气体

L1理想气体状态方程式

理想气体状态方程式及其应用★

1.2气体时分压定律

分压定律与应用支

（标★号是考试重点）

本章包括四个小节，理想气体状态方程式，气体混合物，气体分子运动

论，真实气体。

其中前两个小节是考试的重点，理想气体状态方程式及应用，分压定律及应用。

后两小节基本不考

在复习每一种知识点H勺过程中，首先要理解知识点，熟悉教材内容、分析教

材例题，并注意及用条件，最终再通过本讲义如下内容对应的例题，从分析、解

题、注意易错点到完成老师布置口勺作业完毕对应知识点的掌握过程

知识点一

理想气体状态方程

PV=nRT

各物理量的）单位：

压力P-Pa；体积V-dnP；气体摩尔数n-mol；气体常数R-8.314J.mol」.K/；绝对

温度T-K.

如在标况下1摩尔气体，压力，温度，体积一一般有如下关系P=101325Pa;V

=22.4dm3；T=273.15k;

从中可以算出：

R=PV/nT=101325^22.4/1*273.15=8.314J.mor1.Kd.

知识点二

分压定律

一种容器内有几种混合气体，互相间不发生化学反应日勺条件下，总压强P总与多

种气体的

分压Pi之间有如下关系：

P总=Pl+P2+P3+...+Pn

对于理想气体，轻易得证：n总=nl+n2+n3+....+nn

左边：口总=n总RT/V

右边二nl*RT/V+n2*RT/V+...+nn*RT/V

=[nl+n2+...+nn]*RT/V

=n总*RT/V=左边

例题：某容器中具有NH3、02、N2等气体H勺混合物。取样分析后，其中

/?(NH3)=0.320rnol,/?(02)=0.180niol,n(N2)=0.700mo1。混合气体的I总压

/尸133.OkPa。试计算各组分气体的J分压

解：n=n(NH3)+n(O2)+n(N2)

=0.320mol+0.180mol+0.700mol

=1.200moi

1.200

鬻xWkPa

=35.5kPa

P(O)=------p

2n

端x35.5kPa

=20kPa

〃（N2）=p-〃（M73）-〃（O2）

=()kPa

=75.5kPa

总结

这一章知识点比较简朴，先熟悉书本，把例题弄明白，再分别做两道课后习题巩

固一下

看书本例题1-2,1-3,1_4

课后习题做1,3,9,12

・第二章热化学

•2.1热力学的术语和基本概念

•2.2热力学第一定律

•热力学第一定律支、婚变和热化学方程式★、Hess定律★

知识点一

•学习本章首先注意几种基本概念

•系统（封闭系统，敞开系统，隔离系统），环境，状态

•过程（定温过程，定压过程，定容过程），相，反应进度

知识点二

热力学第一定律

•1.热和功的概念与比较

・2.热力学第一定律

对于封闭系统热力学第一定律为：

△U=Q+V

3.焰与婚变

在定压过程中

焙H=U+pV状态函数

熔变A77=Hi—H\Qp=AH

吸热反应＞0,放热反应＜0

•4.热化学方程式书写原则（看书本）

5.原则摩尔生成烙

•在温度T下，由参照状态单质生成物质B(vB=+l)的原则摩尔焰变，

称为物质BH勺原则摩尔生成焰

•原则摩尔燃烧焰

•在温度下，物质B(vB--1)完全氧化成指定产物时H勺原则摩尔焰

变，称为物质BH勺原则摩尔燃烧焰

6Hess定律

化学反应不管是一步完毕还是分几步完毕，其反应热总是相似的

例：已知298.15K下,反应：

(1)C(s)+O2(g)=CO2(g)

△rHm⑴=-393.5kJ/mol

(2)CO(s)+：O2(g)fCO2(g)

计算298.15K下,COW、J原则摩尔生成焰

应用：1.运用方程式组合计算

例：已知298.15K下，反应：

(1)C(s)+O2(g)—*CO2(g)

1

△1^(l)=-393.5kJmor

(2)CO(g)+1O2(g)—CO2(g)

△An(2)=-282.98kJmol-1

计算298.15K卜，CO的标准摩力力弁套MD询liS.*鼬9；Kwi"re

解:利用Hess定律

C(s)+O?(g)今幽JO2(g)+co(g)

△An(1)L花2poz(g),途径1〜硫⑵

△幽米1)2圈3(2)+△/柒(3)

△i"i?(3)=△[."左1)-△/|(2)=・110.53kJ-moH

2.由标准摩尔生成焰求反应的标准摩尔焰变

4NH3(g)+5O2(g)/\"m=)4N0(g)+6H2O(g)

4Z\fH%(NH3、g)|卜△/3(N0、g)

5△卢：(02,g)______________________|卜△出境(H2O,g)

U2N2(g)+5O2(g)+6H2(g^

△Ag=4At^(NO,g)+6A^(H2O9g)

-[4△福(NH3，g)+5△也柒(％g)]

=[4X90.25+6X(-241.82)

-4X(-46.11)-0]kJmoH

=905.4SkJmol-1

•总结

•看书本例题2-1,2-2

•课后习题做2,3,8,11,21

•这一章中hess定律比较重要，考的几率比较大，要纯熟掌握，会计

算。

*

•第三章化学动力学基础

3.1反应速率的概念

3.2浓度对化学反应速率的影响

化学反应速率方程式及试验确定措施★、

3.3温度对反应速率的影响

Arrhenius方程式及应用★

3.4反应速率理论

碰撞理论与活化能★、基元反应

3.5催化剂与催化作用

知识点一

•1.定容反应H勺反应速率

•2.平均速率与瞬时速率的概念，体现式

知识点二

•1.化学反应速率方程式

对了一般的化学反应:

c7A+fyY+二Z

u=kc'd

AJD

。，万一反应级数：若。=1,A为一级反应；8=2,B为

二级反应，则。+尸=3,总反应级数为3。。，尸必须通过

实验确定其值。通常a4,BWbe

★一反应速率系数：等级反应mol-L-1-s1；一级反应年

%二级反应(moll“尸・。；才不随浓度而变，但受温度的

影响，通常温度升高，才增大a。今*L.3.%—

2.浓度与时间的定量关系

N20JI：CC1；|'的分解速率方和！为:

P=XTC(N2O5)亦可”为：

谭二阳N.)、.牛=岫

^dc(NQ)

251n以NQ5)

LOC=M=-kt

(N2O5)0(NQs)

通式:hi=一,tr(一级反应)

c0(A)_

乂:ln{q(A)}=—k[+ln{c°(A)上苦;

半衰期

当反应物A的J转化率为50%时所需的反应时间称为半衰期，用

力/2表达。

对于一级反应，其半衰期为:

ln>=一此/2,因％2=gc。

0~

In2_0.693

贝1」卜5=—幼,2

1/2kk

知识点三

反应速率方程

影响反应速率日勺原因有两个:

k与温度相关,T增大,一般々也增大，但"7不是线性关系。

Arrhenius方程:k=k0exp(—Ea/RT)

^0—指前参量

Ea—试验活化能，单位为kJ•mol-1

纥

对数形式：lnZ=Ink()-

RT

E,

直线的斜率为-R

显然In%亍为直线关系，直线的截距为In心

由Arrhenius方程可定义Ea：

曙"奈则及="喏

Arrhenius方程式的1应用

1.已知Tl—kl,T2—k2,求Ea

7=7；口寸，In尢=Ink{)-EJRTX

T=邛寸,In&=InkT?。-Ed/R

两式相减，整顿得到:

活化能的数量级在40~400kJ-mol・l,多数为60~250kJmol-1

2.由Ea计算反应速率常数

例题：2N2O5(g)f2N2O4(g)+02®

己知：Tj=298.15K,k)=0.469X10-4s-l

T2=318.15K,k2=6.29X10-4s-l

求：Ea及338.15K时/、Jk3c

角轧E=7?^^ln^=102kJmor,

T2-T}k、

।111

In—=------------

k\R(工^3>

&=6.12><10飞-1

知识点四

•1.理解碰撞理论的概念

•2.过渡态理论含义及意义

•3.活化能

总结

•这章知识点比较重要，Arrhenius方程的应用是重点。

•这章的例题都要仔细做一遍

•课后习题做3,5,7,11,16,17

•第四章化学平衡焙和Gibbs函数

•4.1原则平衡常数

•原则平衡常数体现式★

•4.2原则平衡的应用支

•判断反应程度、预测反应方向、计算平衡构成

•4.3化学平衡的移动

•LeChatelier原理★

•4.4自发变化和燧

•端的概念与物质牖的特点★

•化学反应牖变的计算★

・4.5Gibbs函数

♦Gibbs函数变判据、原则摩尔生成Gibbs函数、Gibbs函数与化学平

衡支

知识点一

化学平衡

在可逆反应中，正反应和逆反应的速率相等时反应物和生成物的浓度

不再随时间而变化日勺状态称为化学平衡。如：

CO(g)+H2O(g)=CO2(g)+H2(g)

正逆反应到达动态平衡，即:

V正=V逆

就可以说该反应已经到达化学平衡了。

平衡常数

一、经验平衡常数

对任一可逆反应

aA+bBMgG+hH

在一定温度下到达平衡时，体系中各物质的浓度间有如下关系:

[G]g[H]h/[A]a[B]b=K

浓度单位用摩尔浓度时，该常数用Kc表达

aA+bB=gG+hH

s.ch

£c^L

KC=c"c均为平衡时日勺浓度

气相反应时，平衡浓度也可以用各气体分压表达;此时平衡常数为Kp

Kp=

根据理想气体分压与浓度日勺关系:

p=nRT/V=cRT

Kp=Kc<RT)An

原则平衡常数K"

平衡常数体现式中各项浓度用相对浓度表达，此时的常数即为原则

平衡常数。

相对浓度：ci/co,pi/po—与标态值比

肥[CO2][H2]

[CO][HiO]

平衡常数体现式中各项浓度用相对浓度表达，此时的常数即为原则

平衡常数。

相对浓度：ci/co,pi/po—与标态值比

知识点二

1判断反应II勺程度

K愈大，反应进行得愈完全；

K愈小，反应进行得愈不完全；

K不太大也不太小(如10-3<K<103),反应物部分地转化为生

成物。

2预测反应日勺方向

反应商

aA(g)+bB(aq)+cC(s)xX(g)+yY(aq)+zZ(1)

对于一般的化学反应：

任意状态下:

j」Pj(X)/p]'[q(Y)/cF

一[p,(A)/p]"匕(B)/c]h

反应商判据：

J<K反应正向进行；

•J=K系统处在平衡状态

-J>K反应逆向进行

知识点三

1浓度对化学平衡的影响

化学平衡的移动：当外界条件变化时，化学反应从一种平衡状态转变

到另一种平衡状态日勺过程。

对于溶液中的化学反应，平衡时，J=K

当c(反应物)增大或c(生成物)减小时，

J<K平衡向正向移动。

当c(反应物)减小或c(生成物)增大时，

J>K平衡向逆向移动。

・例题：

反应CO(g)+H20(g)->C02(g)+H2(g)某温度下到达平衡

时。

[CO]=[H20]=0.005[C02]=[H2]=0.015向平衡体系中加

H20(g),使[H20]=Imol/ml,判断平衡移动日勺方向，并求重新平

衡时CO的转化率

[CO2"〃2]

解:

[CO][HzO]

_(0.015〃2。/・"气一3)2

(0.005加。/•而2一3)2

Kc=9

平衡因浓度的变化而被破坏时，Qc发生变化:

G,[COi][Hi],Q015mo/dm」)？

体"[CCf][HiO]-0.005wo/xIwo/dn^

Cc=0.045Q：Xc.平衡将右移.

CO(g)+H/Xg)TCO2(g)+%(§)

0.00510.0150.015

0.005-x1-x0.015+x0.015+x

[CO][HIO](0.005-x)(l-x)

解得x=0.00495(mo/・dm・3)

转化率=叨2竺＞*100%=99%

0.05

若从[CO]=0.02算起，第一次平衡时，转化率为75%,第二次平

衡时

0.015+0.00495

转化率=X100%=99.75%

0.02

2压力对化学平衡的影响

部分物种分压的变化

假如保持温度、体积不变，增大反应物的分压或减小生成物的分压，

使J减小，导致JvK,平衡向正向移动。反之，减小反应物口勺分

压或增大生成物口勺分压，使J增大，导致J>K,平衡向逆向移动。

体积变化引起压力的变化

对于气体分子数增长日勺反应，SVB>O,xSVB>1,J>K，平

衡向逆向移动，即向气体分子数减小的方向移动。

对于反应前后气体分子数不变的反应，2VB=0,xSvB=1,J=

K,平衡不移动。

对于气体分子数减小口勺反应，SvB<0,xSvB<1,J<K,

平衡向正向移动，即向气体分子数减小的方向移动。

3.惰性气体的影响

①在惰性气体存在下到达平衡后，再恒温压缩，2VBW0,平衡向气

体分子数减小日勺方向移动，SvB^O,平衡不移动。

②对恒温恒容下已到达平衡的反应，引入惰性气体，反应物和生成物

pB不变，J=K,平衡不移动。

③对恒温恒压下已到达平衡的反应，引入惰性气体，总压不变，体积

增大，反应物和生成物分压减小，假如》vBW0,平衡向气体分子

数增大的方向移动。

4温度对化学平衡的影响

K(T)是温度的函数。温度变化引起K(T)日勺变化，导致化学

平衡区I移动。

K；_A＞」1

K㊀R7

对「放热反应，△也20,温度升高，Y

减小，J>K㊀，平衡向逆向移动。

对了吸热反成，△/袅>0,温度升高，K°

增大，JvK°。，平衡向正向移碓H讨

知识点四

•掌握一下概念的含义及现象

・自发现象，靖，最低能量原理，

•混乱度，燧

•热力学第三定律，原则熠

•热力学笫二定律

知识点五

Gibbs函数判据

AG=AH-TAS(Gibbs公式)

定义G=H-TS

G--Gibbs函数(Gibbs自由能)

G是状态函数，单位：kJ.mol-1

Gibbs函数（变）判据:

在定温定压下，任何自发变化总是系统的Gibbs函数减小。

AG<0反应是自发的，能正向进行；

△G>0反应是非自发的，能逆向进行

△G=0反应处于平衡状态。

原则摩尔生成Gibbs函数

化学反应的原则摩尔Gibbs函数（变）

△r^m—△r^m~T△

1.原则摩尔生成Gibbs函数

在温度TK下，由参照状态日勺单质生成物质B（且vB=+1时）日勺原则摩

尔Gibbs函数变，称为物质B口勺原则摩尔生成Gibbs函数。

:△匕左望,相态Q：单位是kJ・moH:

△f（参考态单质,乃=0方学专黑篙

1111SBS*¥lr«XSff«¥!SUOM>-®«22»

2.用（箔（B,相态计算

对于化学反应：0=看

△]G]M（298.15K）=£流（B,相态298.15K）

如果TW298.15K

△烯△倒后（298.15K）-7△品?（298.15K）

用△烯只能判断标准状态下反应的方向o

Gibbs函数与化学平衡

等温方程式：

△GKT)=△［瑞(T)+RTlnJ

反应达到平衡时,△◎】］(/>(),J=Ke

△】G氯T)=-RTlnK°(T)

将此式代入前式得，

OOO

4伍】(7展氏？㊀+HTln/

△rGin(T)=—RTln-^7—/E*f.——

总结

•本章节是历年考试的重点，因此要拿出时间好好学习这一章，共九

道例题，但愿同学们都能好好研究一下。

•课后习题做3,5,7,10,12,13,20,22,23

・第五章酸碱平衡

•5.1酸碱质子理论

•基本概念十

•5.2水的解离平衡和pH

・5.3弱酸、弱碱的解离平衡

•一元弱酸、弱碱、多元弱酸的解离平衡★

•5・4缓冲溶液支

・5.5酸碱电子理论与配合物概述

•5.6配位反应与配位平衡★

知识点一

•酸，碱的基本概念

•两性物质

•酸碱的辨别及相对强弱

知识点二

•水时解离平衡

•溶液PH值计算公式

知识点三

•一元弱酸的解离平衡

•一元弱碱的解离平衡

•稀释定律：在一定温度下(Ka为定值)，某弱电解质口勺解离度伴随

其溶液的稀释而增大

多元弱酸的解离平衡

第一步：H2CO3(aq)+H2O(1)H3O+(叫)+HCO；(aq)

-

第二步：HCO；(aq)+H2O(1)HQ+(aq)+CO；(aq)

心(H‘COJ=-7~~r—!-=4.7x10-"

一卜(HCO；)}

盐溶液日勺酸碱平衡

1.强酸弱碱盐（离子酸）

NH4C1(S)也8)>NH1aq)+CP(aq)

+

H2O(1)+H2O(1)=OH-(aq)+H3O(aq)(1)K?

NH：(aq)+OH-(aq)=NH3(aq)+H2O(1)(2)依

+

NH；(aq)+H2O(1)-^3(aq)+H3O(aq)(3)K?

(1)+(2)=(3)则

K?旧似凡。+)}{«向3)}.c(OHjKx

34。(血:初

通式：K?=房即：K?K：=K?

av0aDw

■b

两边分别去负对数

pK：+pK：=p《：

25°C,pKf+p珠=14

NH；的解离度就是所谓的盐类的水解度。

,&»水解平衡时盐水解部分的浓度

水解度=--------------------------X100%

盐的初始浓度

C。ieq

=---------------X100%

C0

25°C,pK?+p&=14

NH；的解离度就是所谓的盐类的水解度。

一日水解平衡时盐水解部分的浓度

水解度=--------------------------X100%

盐的初始浓度

Co-ceq

=------------------X100%

Cfi

2.弱酸强碱盐（离子碱）

NaAc,NaCN……一元弱酸强碱盐日勺水溶液成碱性，由于弱酸阴离子

在水中发生水解反应。如在NaAc水溶液中:

AL(aq)+H2O(1)HAc(aq)+OH"(aq)

{c(HAc)}{c(OH-)}K

《（Ac”w

{c(Ac-)}(HAc)

婢（Ab）是质子碱AL的解离常数，也就是AL

的水解常数。

5.影响盐类水解的因素

①盐的浓度：。盐水解度增大。

②温度：水解题为吸热反应，碇〉

0,丁联弋t,水解度增人。

总之，加热和稀释都有利于盐类的水解。

③溶液的酸碱度：加酸可以引起盐类水解平衡的移

动，例如加酸能抑制下述水解产物的生成。

•知识点四

•同离子效应：在弱电解质溶液中，加入与其具有相似离子的易

溶强电解质而使弱电解质的解离度减少的现象

•缓冲溶液：具有能保持自身pH值相对稳定性能的溶液（也就是

不因加入少许强酸或强碱而明显变化pH值的溶液）

缓冲作用原理

HA(aq)+H2O(1)HQ-(aq)+A"(aq)

较少量少量较大量

C(HJ0+)=S^HA)

0(凡。+)的大小取决于c(HA)/c(A一)的比值。

加入少许强碱：

OH-(aq)+HA(aq)A(aq)+H2O(1)

因为c(HA),c(A-)较大，。(40+)不因OH一的

加入而有明显变化。

溶液中较大量H勺HA与外加的少许的OH一生成A—和H20,当到达

甯变化不大，因此溶

新平衡时,c(A一)略有增长,c(HA)略有减少,

液的c(H3()+)或pH值基本不变。

加入少许强酸:

-

HQ*(aq)+A(aq)-HA(aq)+H2O(1)

溶液中大最的A-与外加的少最的H3O+

结合成HA,当这到新平衡时，c(HA)略有

增加，c(A-)略有减少,变化不大，

因此溶液的c(H。)或pH值基本不变。

缓冲溶液pH值的计算

1.弱酸一弱酸盐:

例HAc-NaAc,H2CO3—NaHCO3

+

HA(aq)+H2O(1)H3O(aq)+A-(aq)

((HA)c(HA)

C(HO+)=

3{c(A-))

两边取负对数，则

pH=pK?(HA)-1g胃2＞平衡浓度

c(A)/

•由于同离广效应的存，通常用初始浓度

Co(HA),c°(A_)代替《HA),c(A、。

2.弱碱一弱碱盐

NH3-H2O—NH4CI

+

B(aq)+H2O(1)BH(aq)+OH「(叫)

{c(BH+)}{c(OH-))

《(BQ

{c(B)}

K；(B)C(B)

c(OH")=

{c(BH+)}

P°H=P4BI瑞

PH"际(B)+lg^=PaBE)」g嚅

结论

①缓冲溶液的pH值主要是由庶或14-pK：

决定的，还与旦时或「堡L有关：

c(A-)c(BH+)

②缓冲溶液的缓冲能力是有限的;

③缓冲能力与缓冲溶液中各组分的浓度有关，c(HA),c(B)及

c(A1)或c(BH+)较大时,缓冲能力强。

学2或嚼n接近1时，缓冲能力大

c(A-)c(BH)

总结

•这一章也是非常重要H勺一章，尤其是弱酸弱碱H勺解离平衡，缓冲溶

液的计算都是每年常考日勺知识点，也有一定的难度，大家要重视,

学这一章关键是总结规律。

看例题5-2,5-4,5-5,5-6,5-8,5-10

课后习题做6,12,16,23,24

•第六章沉淀-溶解平衡

•6.1溶解度与溶度积

•6.2沉淀的生成与溶解

•溶度积规则★、同离子效应与盐效应

•pH对溶解度的影响★、配合物的生成对溶解度的影响*

•6.3两种沉淀之间的平衡★

•分步沉淀、沉淀的转化

知识点一

•溶解度

•溶度积

•溶解度与溶度积R勺关系

•在有关溶度积的计算中，离子浓度必须是物质日勺量浓度，其单位为

mol-1-1,而溶解度的单位往往是g/100g水。因此，计算时有时

要先将难溶电解质的溶解度S/、J单位换算为mol-L-lo

例：25oC,AgCl日勺溶解度为1.92X10-3g-L-1,求同温度下AgCl

的溶度积。

解：已知143.3

1.92义10、

S=molL1=1.34X10-3molL-1

143.3

、AgCICs)-Ag+(aq)+CT(aq)

平衡浓度/(mWJ)SS

K?(AgCl)=)}k(CD}=52=1.8OX1O10

知识点二

溶度积规则

(s)=nA""(aq)+mB”(aq)

J={c(Am+)}n{c(Bn-)),n

沉淀一溶解平衡的反应商判据，即溶度积规则:

☆J＞捻平衡向左移动，沉淀析出；

☆J=M处于平衡状态，饱和溶液；

☆JVK对平衡向右移动，无沉淀析出：

并原来有沉淀存在，温溶帕;二

♦.同离子效应

•在难溶电解质溶液中加入与其具有相似离子的易溶强电解质，而使

难溶电解质的溶解度减少口勺作用。

•盐效应：

•在难溶电解质溶液中，加入易溶强电解质而使难溶电解质的溶解度

增大的作用

1.难溶金属氢氧化物

u+

•溶『酸M(OH)u(s)-M(aq)+nOH-(aq)

加酸，H++OH-->H20使J<4

C(OH)=n|—

c(Mn+)

开始沉淀C(OH)>n|—%

%(M)

K©

沉淀冗全c(OH)>«/------5P9

V1.0X...-------

•溶于酸也溶于碱.

+3+

A1(OH)3(S)+3H(aq)=Al(aq)+3H2O(1)

国*糕s)+OH一(aq)=Al(OH)：(aq)

例如：Mg(OH)Mn(QH)

22

阵5.1X10-122.1X10-13

2

Mg(OH)2(s)^=^Mg*(aq)+2OH(aq)

NH；(aq)+OH(aq)-Na・H2O(aq)

使JJJ<K2

难溶金属硫化物的多相离子平衡：

MS(s)-=M2+(aq)+S2-(aq)

2--

强碱S?-：S(aq)+H2O(1)-HS(aq)+OH(aq)

MS(s)+H,O(1)-M2+(aq)+OH(aq)+HS-(aq)

Ke={C(M2+)}{C(OH-)){C(HS-)}

难溶金属硫化物在酸U1的沉淀-溶解平衡：

MS(s)+2H*(aq)^^M2+(aq)+H2s(aq)

㊀={C(M2+)}{C(H2S)}C(S2.)

冰{C(H[}2C(S2')

e_烯(MS)

5P51

或一^(H2S)K-HNS)——

K：a—在酸中的溶度积率戮流焉：=

配合物的生成对溶解度的影响

—沉淀的配位溶解

+

CdS(s)+2H(aq)+4c「(aq)-GdCl：(aq)+H2S(aq)

/_4^CdCf)}&(H?S)}c(Cd2+)cS-

人一处可厅也仃)}」)(c-)

=(；(CdS)磔(CdQj)二。0

"煌国既烧(4S)-spaf

AgClG)+2NH3(aq)=Ag(NH3)z(aq)+C「(aq)

K=K，PKf

Agl(s)+r(aq)-Agl；

知识点三

分步沉淀的次序

①与马的大小及沉淀的类型有关

沉淀类型相同，被沉淀离子浓度相同,

廨小者先沉淀，库大者后沉淀；

沉淀类型不一样，要通过计算确定。

②与被沉淀离子浓度有关

当c（CT）»c（v）时,AgCldi可能先析出

+

G（Ag+）b＜c2（Ag）r

墟（AgC》＜K《（AgD

C（cr）c（r）

Z-X_I.8X1Q-10Z-.

c©）＞/（AgD。T）一&3X10",。T）

=2.2X106c（r）

沉淀日勺转化

CaSQ（s）+Co2-（aq）_CaCO⑸+SO"（aq）

2+

e,c（SOr）c（Ca）

c（COr）c（Ca2+）

_K［（CaSQ4）

=M（CaCO3）

_7.卜10一5

-4.9xl0-9

=1.4X104

例题:在lLNa2CO3溶液中使O.OlOmol的CaSO4所有转化为CaCO3,

求Na2cO3的J最初浓度为多少？

CaSC>4全部转化为CaCC)3,求Na2cO3的最初

浓度为多少？

解:CaSQ(s)+C(^-(aq)-CaCQ(s)+SOf网)

x0.010

平衡浓度/(mol•/)

=K°=L4X104x=7.lxIO」

x

7

c0(Na2CO3)=(7.1xl0-+0.010)mol•L"

^O.OlOmobU1

•总结

•沉淀-溶解平衡也是考试的重点之一，计算题出的概率很大，两种

沉淀之间的平衡是重点。

•书本例题看看1,6-2,6-3,6-4,6-5,6-6,6-7,6-8,6-10

•课后习题做5,7,10,12,14,16,18,21

.第七章氧化还原平衡电化学基础

•7.1氧化还原反应的基本概念

­氧化还原反应方程式的配平★

•7.2电化学电池

•原电池的构造、原电池的电动势的测定、原电池的最大功与Gibbs

函数

•7.3电极电势

•原则氢电极和甘汞电极、原则电极电势★、Nernst方程★

•7.4电极电势的应用支

•判断氧化剂、还原剂的相对强弱、判断氧化还原反应进行的方向、

确定氧化还原反应进行的程度、元素电势图

知识点一

•确定氧化值

•氧化还原反应方程式H勺配平

•配平原则：

•①电荷守恒：氧化剂得电子数等于还原剂失电子数。

•②质量守恒：反应前后各元素原子总数相等。

知识点二

电池反应和电极反应

•电池反应一般是一氧化还原反应

Zn+Cu2+(aq)--►Zn2+(aq)+Cu

分为两个半反应：氧化半反应Zn-*Zn2+(aq)+2e

还原半反应Cu2+(aq)+2e-*Cu

•电池负极(一)输出电子，即失电子的反应

(—)ZnfZn?+(aq)+2e

•电池正极(+)得到电子的反应

(+)Cu2+(aq)+2e-Cu

两个电极反应相加就是电池反应

几种不一样电极日勺表达

氧化态还原态均为溶液：Fe3f+e-=Fe"

要加惰性电极，如Pt,C等：Pt|Fe2+,Fe3+

有气体参与反应：2H++2e=H?

+

也要加惰性电极：(Pt)H2|H(C)

有沉淀参与反应：AgCL+e=Ag+Cl

Ag|AgCl,Cl-(c)

原电池/、J最大功与Gibbs函数

电功(J)二电量(C)X电势差(V)

叱皿=ZFEMF

一△金=叫2

电池反应：△&——ZFE

EMF—电动势(V)

F—法拉第常数96485(C-mol-1)

Z—电池反应中转移的电子的物质H勺量原则状态:

知识点三

1.标准氢电极

+q

2H(1.0)+2e=H2(p)

(p0H+/H2=O(V)

与标准锌电极组成电池：

(-)Zn|Zn2+1|H+|H21Pt(+)

EQ=(p0H+/H2—<p0Zn/Zn2+

0.7628=0-<p0Zn/Zn2+

(p0Zn/Zn2+=-O.7628V

国n-4a定z«>”，zn电K再次电&电算总艮N

2.其他常用的参比电极

-

①甘汞电极：Hg2Cl2(s)+2e=2Hg(D+2C1

298K时:(p0Hg2cI?/Hg=0.2801V

饱和(KC1溶液)廿汞电极：(pHg2cb/Hg=0.2412V

0.1MKC1：(pHg2c均/Hg=0.3337V

②氯化银电极:AgCl(s)+e=Ag(s)+Cl-

原则态时：ccl_=1.0

(p0AgCl/Ag=0.2223V

3.电极电势的测定

e+-1

(-)Pt,H2(p)H(1.0mobL)

||Cu2+(1.0mol-L-1)|Cu(+)

Cu2++凡一Cu+2H+

e2+e

=E(Cu/Cu)-E(H7H2)=0.340V

iLlil£e(Cu2+/Cu)=0.340V

4.与电极电势的关系

2+

(+)Cu(aq)+2e-Cu(s)A「GED

-

(-)2H1(aq)+2e-H2(g)△怎；2)

电池反应：

2++

Cu(aq)+H2(g)—Cu(s)+2H(aq)\G：

+

因为AfG：(H2，g)=0,AfG^(H,aq)=0

与叱(Cu,s)=0

所以△戌=-与叱(插+闺)=%啮=

e2+e+

竭=£(Cu/Cu)-E(H/H2)

=Ee(Cu2+/Cu)

因为=-ZFE^

e2+

所以4G，=-Z/^(Cu/Cu)=ArGI21)

即AG：(Cu2+,叫)=ZFEQ(CU2+/CU)

电极反应：NGM(电对)=一Z&T°(电对)

(电对)=-z/出(电对)

5.Nernst方程式

电池反应：△rGm=Z\Q皋2.303A71gJ

-TSE、任=-ZFE^+2.303A71gJ

,_„e_2.3037?T..

EMF—EMF7L

ZF

当T=298.15K时，将H=8.314Jmol'1-K1,

户=964850mo『代入得：

%(2982=端(29瓜)一"姿图-，

电极反应：氧化型+Zb=还原型

E=E。23031J（还原型）

晨（氧化型）

T=298.15KR寸，

+2+

例：MnQ；+8H+5e=Mn+4H2O

MMnO；/N/fo2+)=

产(MnCWnA警%^

53研

知识点四

电池电势和电极电势的应用

一、氧化还原能力日勺大小次序

氧化型+ne=还原型

(p°值越大，电对氧化型氧化能力越强；同理CP。值越小，电对还原

能力越强。如：

02+3+2+

(pMnO4-/Mn=1.51V(p0Fe/Fe=0.77V

(p0Cu2+/Cu=O.34V(p0Sn4+/Sn2+=O.154V

00

(pCl2/Cl-=1.36V(pI2/I-=0.54V

(p0Zn2+/Zn=-O.762

3+2+4+2+

氧化能力:Mn04->Cl2>Fe>I2>Cu>Sn>Zn

还原能力：MR2+<Cl-<Fe2+<I-<Cu<Sn2+<Zn

二、氧化还原反应方向判断

反应方向性：ArG<0日勺方向自发

较强氧化剂+较强还原剂一较弱还原剂+较氧弱化剂

（P（氧化剂）>（P（还原剂）

此时，E=（p正极一（P负极>0,

这样ArG=-nFE<0

如：MnO^+C1fMn2++C12标态时自发吗？

,•**后04一/加2+=1・51><P0C12/Cr=1-36

・・・反应可自发

三确定氧化还原反应进行的程度

△西=-2.303劭或°

\Gl=-ZFE^

因为一ZEER=-2.303H71gK0

年=空磐叱

ZF777㊀

7=298.15K时，］Y=八

0.0257V

四元素电势图

元素电势图的表示方法

睁。2鬻3于耳。

1.229V

表示方法：Z=2

①各物种按氧化值从高到低向右列：

②各物种间用直线相连接，直线上方标明

相应电对的后果线下方为转移屯孑数i

1.判断岐化反应能否发生

2Cu'(aq)^^Cu(s)+Cu2+(aq)

|03394V__________

Ee=Ee(Cu+/Cu)-Ee(Cii+/Cu+)

=0.5180V-0.1607V

=0.3573V>0

ES＞碎发生歧化反应；

琮＜E?发生歧化逆反应。

2.计算电对的电极电势

E?E?E?

A~~~B------C-------D

⑷（z2）（z3）

整A

7靖

A+Z1e=\G^=-ZxFEf

c球

-

B+Z2e-\G^=-ZFEf

星2

DA

-)C+Ze-

3欧

D一A

A+Zve

Zx=Z]+Z?+Z3

\G晶广ArG舄+A£：2)+AG舄

e

一ZxFE=-Z.FEf-Z?F琮-Z3FE?

E?=Z]E?+Z2E?+Z3E?

会一Z】Ef+Z2石?+ZjE?

x-

总结

第七章与前两章同样，都是比较重要的章节，波及到H勺计算题重点

诸多，几乎每一小节都是考试的重点，五六七这三章要结合起来看,

结合考的几率很大。

书本例题看7-2,7-3,7-4,7-5,7-6,7-7,7-9,7-11,7-12,7-13,

7-14

课后习题做4,5,6,11,13,14,16,19,20,21,23

・第八章原子构造

•8.1氢原子构造

•氢原子光谱和Bohr理论、电子的波粒二象性、量子数★

•氢原子的基态和激发态

•8.2多电子原子构造

•多电子原子轨道能级★、核外电子排布★

•8.3元素周期律

­原子的电子层构造和元素周期系、元素性质的周期性★

知识点一

•氢原子光谱

•Bohr理论及三点假设

•电子的波粒二象性

四个量子数

①主量子数n

n=l,2,3,……

②角量子数

1=0,1,2,......n-1

③磁量子数m

m=+lf......—I

④自旋量子数

11

=—tn=——

52，2

主量子数〃：

与电子能量有关，对于氢原子，电子能量唯一决定于〃;

「2.179x1()78

E=----------n-~--------J

不一样的1〃值，对应于不一样的I电子层：

12345...

KLMNO...

角量子数/：

l的取值0,1,2,3........n~\

对应着s,p,d,f......（亚层）

l决定了族的角度函数的形状。

磁量子数m：

m可取0,±1,±2........±/；

其值决定了步角度函数的空间取向

知识点二

核外电子排布

核外电子分布三规则：

・最低能量原理

电子在核外排列应尽先分布在低能级轨道上，使整个原子系统能量

最低。

•Pauli不相容原理

每个原子轨道中最多容纳两个自旋方式相反的电子。

・Hund规则

在n和1相似的轨道上分布的电子，将尽量分占m值不一样的轨

道，且自旋平行。

Nls22s22p3

Z=26Fe：ls22s22p63s23p63d64s2

半满全满规则：

当轨道处在全满、半满时.，原子较稳定。

Z=24Cr：Is22s22P63s23P63ds4sl

[Ar]3d54sl

Z=29Cu：Is22s22P63s23P63d4sl

[Ar]3]。4sl[Ar]称为原子芯

知识点三

元素周期律：元素以及由它形成的单质和化合物的性质，伴随

元素的原子序数（核电荷数）口勺依次递增，展现周期性口勺变化

元素周期表（长表）

•周期号数等于电子层数。

•各周期元素的数目等于对应能级组中原子轨道所能容纳的电子

总数。

•主族元素的I族号数等于原子最外层电子数

•元素的分区和族

l）s区：，最终的电子填在ns上，包括IAIIA,属于活泼金属，为

碱金属和碱土金属；

2)p区:，最终的电子填在叩上，包括niA-VHA以及0族元素，为

非金属和少数金属；

3)d区：，最终的电子填在(n-l)d上，包括HIB-VIIB以及VIII族元素,

为过渡金属；

4)(1$区：，6-1)(1全充斥，最终日勺电子填在ns上，包括IB-IIB,过渡

金属(d和ds区金属合起来，为过渡金属)；

5)fix：,包括锢系和钢系元素，称为内过渡元素或内过渡系.

量子数，电子层，电子亚层之间的关系

每个电子层最多

容纳的电子数28182n2

主量子数〃1234

电子层KLMN

角量子数10123

电子亚层SPdf

每个亚层中轨道数目1357

每个亚层最多容纳电子数261014

原子半径。)

共价半径

金属半径

vanderWaals半径

主族元素：从左到右r减小；

上到下r增大。

过渡元素：从左到右，•缓慢减小；

从上到下〃略有增大。

电离能

基态气体原子失去电子成为带一种正电荷的气态正离子所需要的能

量称为第一电离能，用表达。

+-

E(g)E(g)+eIx

由+1价气态正离子失去电子成为带+2价气态正离子所需要W、J能量称

为第二电离能，用，2表达

+2+

E(g)^E(g)+e-I2

例如：

+2+1

Li(g)-c^-Li(g)Z2=7298.1kJmor

23-1

Li+(g)-e-Li+(g)/3=11815kJ-mol

同一周期：主族元素从IA到卤素，Z*增大，，减小，/增大。其中

1A口勺八最小，稀有气体的11最大；长周期中部(过渡元素)，电

子依次加到次外层，Z*增长不多，，•减小缓慢，1略有增长

N、P、As、Sb、Be、Mg电离能较大——半满，全满。

同一主族：从上到下，最外层电子数相似；Z*增长不多，r增大为重

要原因，查对外层电子引力依次减弱，电子易失去，/依次变小。

电子亲和能

元素的气态原子在基态时获得一种电子成为一价气态负离子所放出

的能量称为电子亲和能。当负一价离子再获得电子时要克服负电荷之

间的排斥力，因此要吸取能量。

例如

O(g)(g)A]=-140.0kJ.mol”

O-(g)+e-fC)2-(g)^2=844.2kJ,mof^

电子亲和能的大小变化的周期性规律如下图：

同一周期：从左到右，Z*增大，〃减小，最外层电子数依次增多，

趋向于结合电子形成8电子构造，A日勺负值增大。卤素日勺A展现

最大负值，IIA为正值，稀有气体口勺A为最大正值。

同一主族：从上到下，规律不很明显，大部分H勺A负值变小。特例:

A(N)为正值，是p区元素中除稀有气体外唯一的正值。4的最大负

值不出日前F原子而是C1原子。

电负性

原子在分子中吸引电子H勺能力称为元素的电负性，用表达。

电负性的标度有多种，常见的有Mulliken标度[%”),Pauling

标度(%。)和Allred-Rochow标度(力演)。

电负性标度不一样，数据不一样，但在周期系中变化