普通化学复习资料

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3.1物质的结构与物质的状态

3.1.1原子结构

1．核外电子的运动特性

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，不能用经典的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

由于微观粒子具有波的特性，所以在量子力学中用波函数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。

(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。

(2)概率密度（几率密度）：Ψ2表示微观粒子在空间某位置单位体积内出现的概率即概率密度。

(3)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。

(4)四个量子数:波函数Ψ由n.l.m三个量子数决定，三个量子数取值相互制约：

1)主量子数n的物理意义：

n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 = 1，2，3，4, ……∞，对应于电子层K，L，M，N, ···

具有相同n值的原子轨道称为处于同一电子层。

2)角量子数ι:

ι的取值：受n的限制，ι= 0,1,2……n-1 (n个)。

意义：表示亚层，确定原子轨道的形状；对于多电子原子，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杂

图3－1

3)磁量子数m:

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。

s轨道有1个等价轨道，表示为：

p轨道有3个等价轨道，表示为：

d轨道有5个等价轨道，表示为：

……

一个原子轨道是指n 、ι、m 三种量子数都具有一定数值时的一个波函数Ψ（n,ι,m ），例如Ψ(1,0,0)代表基态氢原子的波函数。

n 、ι、m 取值合理才能确定一个存在的波函数，亦即确定电子运动的一个轨道。 n 、ι、m 的取值与波函数： n=1(1个), ι=0,m=0, Ψ(1,0,0)

n=2（4个）, ι={

(2,1,-1)

(2,1,1),(2,1,0),(2,0,0)

,,1,00,,10ψψψψ±==m m

n=3(9个), ι={

)

2,2,3(),2,2,3()

1,2,3()1,2,3()0,2,3()1,1,3(),1,1,3(),0,1,3()

0,0,3(2,1,01,00,,

,

210-ψψ-ψψψ-ψψψψ±±=±==m m m

n=4(16个)

……

波函数Ψ数目＝n 2

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 S 确定. 4)自旋量子数m s ：

m s 的取值：m s ={

2

121-

+

意义：代表电子自身两种不同的运动状态(习惯以顺、逆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n 、ι、m 、m S 四个量子数确定电子的一个完整的运动状态,以Ψ（n,ι,m, m S ）表示。 例：Ψ(1,0,0,+2

1),Ψ(1,0,0,-

2

1) ，Ψ(2,1,1,+

2

1) ，Ψ(2,1,1, -

2

1) 等等。

3.原子核外电子分布三原则

（1）泡利不相容原理：一个原子中不可能有四个量子数完全相同的两个电子.

因为同一个轨道的电子，n 、ι、m 三个量子数已相同，第四个量子数m s ={

2

121-

+

必不相同

由此可得出:一个原子轨道中最多能容纳自旋方向相反的两个电子。表示为：

根据每层有n 2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2 n 2

。 （2）最低能量原理：电子总是尽先占据能量最低的轨道。

电子依据轨道近似能级图由低到高依次排布。轨道近似能级图为:

7s……

6s 4f 5d 6p 5s 4d 5p 4s 3d 4p

3s 3p 2s 2p 1s

（3）洪特规则：在n 和ι值都相同的等价轨道中，电子总是尽可能分占各个轨道且自旋平行。 如2p 3:

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: p 6或d 10或f 14 半充满: p 3或d 5或f 7 全空: p 0

或d 0

或f 0

例如, 24Cr 1S 22S 22P 63S 23P 63d 54S 1 , 半充满比较稳定。

29

Ｃu 1S 22S 22P 63S 23P 63d 104S 1, 全充满比较稳定。

(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）

Na

11

1s 22s 22p 63s 1 3s 1 Na +:1s 22s 22p 6 2s 22p 6

S

161s 22s 22p 63s 23p

4

3s 23p

4

S 2-:1s 22s 22p 63s 23p 6

3s 23p 6

Fe

26

1s 22s 22p 6 3s 23p 63d 64S 2 3d 64s 2 Fe 3+:1s 22s 22p 63s 23p 63d 5 3s 23p 63d 5

24

Cr 1S 22S 22P 63S 23P 63d 54S 1 3d 54S 1 24Cr 3＋:1S 22S 22P 63S 23P 63d 3 3S 23P 63d 3 29

Ｃu 1S 22S 22P 63S 23P 63d 104S 1 3d 104S 1 29Ｃu 2＋:1S 22S 22P 63S 23P 63d 9 3S 23P 63d 9 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3d 64s 2 ，判断其轨道图中，未配对的电子数。

3d 6 4s 2 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 —Cl

3.1.4气体定律

1.理想气体状态方程 PV = nRT

式中 P: 压力, Pa;( 1 atm = 1.01×105

Pa ; 1 atm = 760毫米汞柱)

V: 体积, m 3

;(1 m 3

=103

L) T: 绝对温度, K ； n: 摩尔数, mol;

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，P 、V 、T 变则有 2

221

11T V P T V P =

⑵n,T 一定时，P 1V 1＝P 2V 2

⑶n,P 一定时，

2

1

12T V T V =

⑷T ，P 一定时，

2

12

1V V n n =

⑸PV ＝

RT M

m ，ρ=

V

m ，

P ＝

RT

M

ρ

，M ＝

P

RT

PV

mRT ρ=

式中

m: 质量 ,克;

M: 摩尔质量, g/mol ； ρ:气体密度,g/ m 3;

实际气体在高温低压下，接近理想气体。

例1：已知在1.0×105

Pa ，27O

C 时，0.6克的某气体占0.5升,试求此气体的分子量. 解: m=0.6g ,T =273+27=300K ,V=0.5升=0.5×10-3

m 3

, 据理想气体状态方程M ＝

mol g PV

mRT /93.2910

5.0100.1300314.8

6.03

5

=?????=

-

例2.已知10 O C 时,水的蒸汽压为1.227kPa,在10 O C 、101。3 kPa 下，于水面上收集到1.5L 某气体,则该气体的物质量为多少mol?

解:

)(10

38.6)

10273(314.85.1)227.133.101(2

mol RT

PV n -?=+??-=

=

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＝P A ＋P B ＋……

2)混合气体中某组分气体的分压，等于总压力乘以该组分气体的摩尔分数。

P i =

总总

P n n i ＝χi

P

总

总

总

＝

V V n n i i P A =

总总

P V V i

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。

例：有一混合气体（N 2、CO 2、O 2）其总压力为101.325kPa ，此气体的组成为：N 225%、CO 215%、O 260%（体积百分比），试计算混合气体中各组分的分压。

解：P N2 =P 总×摩尔分数＝P 总×体积分数＝101.325×25%=25.33kPa ； P CO2 = 101.325×15%=15.20kPa ； P O2 = 101.325×60%=60.80kPa ；

3.2.1溶液浓度 1.质量分数(%)＝

100)

(?g g 溶液的质量）

溶质的质量（% 2.物质的量浓度(C)＝

）

溶液的体积（

）溶质的物质的量（3

dm mol ,mol.dm －3

3.质量摩尔浓度(m)＝

）

溶剂的质量（

）溶质的物质的量（

kg mol ,mol.kg -1

4.摩尔分数(x)＝

)

()mol mol mol 溶剂的物质的量

溶质的物质的量（

）

的量（溶质（或溶剂）的物质

+

3.2.2稀溶液的通性 1.溶液的蒸汽压下降

（1）蒸汽压（饱和蒸汽压）P 0：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。

试验现象: 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,A 杯变成空杯，B 杯中水满后溢出。此试验证明: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。

ΔP=

P

n n n B

A B +

（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：液向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。 试验证明:溶液的沸点总是高于纯溶剂的沸点；溶液的凝固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。

4）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 f ）与溶液的质量摩尔浓度（m ）成正比。

ΔT b =k b m ΔT f =k f m

k b : 溶剂的摩尔沸点上升常数;k f : 溶剂的摩尔凝固点下降常数. 拉乌尔定律可用来计算溶液的沸点、凝固点或溶质的摩尔质量。

例：将18.0g 葡萄糖C 6H 12O 6溶于100.0g 水中,计算此溶液的凝固点和沸点。 解：葡萄糖的摩尔质量为180.0g,其质量摩尔数浓度为:

kg

mol m /000.110000

.1000

.1800.18=?=

;水的摩尔沸点上升常数k b =0.52

ΔT b =k b m =0.52×1.000=0.52O C; 因此溶液的沸点为:100+0.52=100.52 O C; 水的凝固点下降常数k f =1.85,

ΔT f =k f m=1.85×1.000=1.85 O

C; 因此溶液的凝固点为:0-1.85=-1.85 O

C;

（3）渗透压

1)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. 2)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.

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。

4）渗透压的规律：当温度一定时，稀溶液的渗透压和溶液的摩尔浓度c 成正比；当浓度一定时，稀溶液的渗透压π和温度T 成正比。

πv=nRT π=cRT

渗透压的规律可用来计算溶液的渗透压和溶质的摩尔质量。

溶液的蒸汽压下降、沸点上升、凝固点下降和渗透压这些性质，与溶质的本性无关，只与溶液中溶质的粒子数有关，称为溶液的依数性。

（4）说明: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。 对同浓度的溶液来说，沸点高低或渗透压大小顺序为：

1)A 2B 或AB 2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

对同浓度的溶液来说，蒸汽压或凝固点的顺序正好相反：

2)A 2B 或AB 2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1, 将质量摩尔浓度均为0.10 mol·kg -1的BaCl 2, HCl, HAc, 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 → 蔗糖 例2,下列水溶液蒸气压及凝固点的高低顺序为：

0.1mol kg -1蔗糖﹥0.1mol kg -1HAc ﹥0.1mol kg -1NaCl ﹥0.1mol kg -1CaCl 2 3.2.3可溶电解质单相电离平衡

1.水的电离平衡：H 2O （ι）===== H +(aq) + OH -(aq) (1)水的离子积： K wW =w C(H +)·C(OH －) 250C K wW =1.0×10-14

例,在0.1000mol.dm -3HCl 溶液中, C(H +)=0.1000mol.dm -3, C(H +)·C(OH －)= K wW

C(OH －)=

(

)

3

13

14

.10

0.11000

.010

0.1---+

?=?=

dm

mol H

C K W

(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 2.酸碱质子理论

(1)酸：凡能给出H +的物质称为酸。 (2)碱：凡能接受H +的物质称为碱。

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

例如, 共轭酸碱对:HAc —NaAc 、HF —NH 4F 、NH 4Cl —NH 3、H 2CO 3—HCO 3－

、HCO 3－

—CO 32－

、 H 2PO 4－—HPO 42－等。

有的物质既可作为酸给出质子，又可作为碱得到质子，因此具有两性。如， HCO 3－、H 2PO 4－、HPO 42－等。

3.一元弱酸的解离平衡：如,HAc(aq) ===== H + (aq) + Ac －(aq)

弱酸的解离常数： K a =)

()().(HAc C

Ac C H C

eq

eq

eq

-

+

若弱酸比较弱，K a ＜10－4则：c eq (H +)≈

酸

C K a .;

解离度α=

解离前溶质的总量

已解离的溶质量×100% ,c eq (H +)＝c α；

HAc(aq) ===== H + (aq) + Ac －(aq)

平衡浓度/mol·dm -3

c -c α c α c α 若弱酸比较弱，K a ≈c α2

α≈

酸

C K a …….称溶液的稀释定律

说明：

（1）K a 越大则酸性越强。K a 只与温度有关,在一定温度下, K a 为一常数,K a 不随浓度变化而变。 （2）在一定的温度下, 解离度α大小可随浓度c 而变,溶液稀释时,浓度c 下降, 则解离度α升高；

（3）稀释虽然增加了解离度，但由于体积增大,总浓度却减少,一般,解离度增大的程度比浓度减少的程度要小的多,因此总的说来,溶液稀释, H +

降低.

例1. 求0.100mol.dm -3

HAc 溶液的PH 值。（K a ＝1.8×10－5

） 解: c eq (H +)≈

酸

C K a .=

3

3

5

.10

34.1100.010

8.1---?=??dm

mol

pH =2.88

例2.某温度时, 已知0.100mol.dm -3 HCN 的电离度为0.010％,则该温度时，HCN 的解离常数Ka 是多少？ 解：Ka ＝c α2＝0.100×（0.010％）2＝1.00×10－9

4.一元弱碱的解离平衡：如,NH 3(aq)＋H 2O(ι) ===== NH 4＋(aq)＋OH －(aq)

弱碱的解离常数：K b =

)

()

().(34NH C

OH

C

NH C

eq

eq

eq

-

+

若弱碱比较弱，K b ＜10－4

则：

C eq (OH －)≈

碱C K b

C eq (H ＋)=

)

(-

OH C

K eq

W

例:求0.100mol.dm -3 氨水溶液的PH 值。（K b ＝1.8×10－5） 解：C eq

(OH －

)≈

碱C K b ＝

3

3

5

.10

34.110

8.1100.0---?=??dm

mol

C eq (H ＋

)=

)

(-

OH C

K eq

W

＝

L mol /1046.710

34.110

0.112

3

14---?=??

PH ＝11.13

5.多元弱酸解离平衡：

多元弱酸碱二级解离往往比一级解离弱得多，可近似按一级解离处理。如,

H 2S(aq)=H ＋

(aq)＋HS －

(aq),Ka 1=9.1×10－8

HS －(aq)= H ＋(aq)＋ S 2－(aq),Ka 2=1.1×10－12 Ka 1＞＞Ka 2,忽略二级解离，按一级解离处理：

c eq (H +)≈酸

C K a .1

因c eq (H +)≈c eq (HS －),根据二级解离平衡, 故 c eq (S 2－)≈Ka 2 6.盐类水解平衡及溶液的酸碱性

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

(2)强酸弱碱盐的水解: 强酸弱碱盐水解生成弱碱和强酸,溶液呈酸性。 例如NH 4Cl 水解： NH 4＋＋H 2O=NH 3.H 2O ＋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NH 4Ac 水解溶液呈中性： NH 4Ac ＋ H 2O ＝ NH 3.H 2O ＋ HAc (4)强酸强碱盐水解：溶液呈中性。如NaCl 溶液, pH=7。 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，或在弱碱的溶液中加入该碱的共轭酸，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 +(aq) + AC －(aq)

← AC －（加入NaAc ），从而使HAc 解离度α降低（解离常数Ka 不变）,H +浓度降低,溶液pH 值升高。

同理,在氨水溶液中加入氯化铵,增加NH 4+浓度,使氨水解离度降低, OH －降低, 溶液pH 值升高。溶液pH 值降低。

(2）缓冲溶液：由弱酸及其共轭碱（如,弱酸与弱酸盐）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 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。 说明: 缓冲溶液的缓冲能力是有限的,当加入大量的酸碱时,溶液的pH 值将发生变化. 3)缓冲溶液种类：

a.弱酸－弱酸盐：如HAc －NaAc ，HF －NH 4F;过量的弱酸和强碱.如过量的HAc 和NaOH 混合，反应后,过剩的HAc 和生成的NaAc 组成缓冲溶液。

b.弱碱－弱碱盐：如NH 3 － NH 4Cl ；过量的弱碱和强酸.如过量的NH 3.H 2O 和H Cl 混合，反应后,过剩的NH 3和生成的NH 4Cl 组成缓冲溶液。。

c.多元酸－酸式盐,多元酸的两种不同的酸式盐：如H 2CO 3－NaHCO 3， NaHCO 3－ Na 2CO 3；NaH 2PO 4－Na 2HPO 4. 4) 缓冲溶液pH 值计算：

b a a

a

eq

C C K C C K H

C

==+

)

()()(共轭碱共轭酸=

b

a a

a

C C pK C C Pk pH lg

)

()(lg -=-=共轭碱共轭酸

a

b b

b

eq

C C K C C K OH C

==-

)

()()(共轭酸共轭碱 ,

a

b b b C C pK C C pK pOH lg

)

()(lg

-=-=共轭酸共轭碱 其中,pK a =-lg Ka ; ,pK b =-lg K b

例1.将100ml 0.20 mol.dm -3HAc 和50ml 0.20 mol.dm -3

NaAc 混合,求混合后溶液pH 值.

已知HAc 的解离常数Ka =1.76×10－5

解: 混合后:

3

3

.067.0150

20.050.133.015020

.0100--=?=

=?=dm

mol C dm mol C NaAc HAc

45.430.075.4067

.0133.0lg

10

76.1lg lg

5

=-=-?-=-=-NaAc

HAc a C C pK pH

例2.将100ml 0.20mol.dm -3HAc 和50ml 0.20 mol.dm -3NaOH 混合,求混合后溶液pH 值.

已知HAc 的解离常数Ka =1.76×10－5

解: 混合后,剩余HAc 浓度为:

3

.067.015020

.0)50100(-=?-=

dm

mol C HAc

HAc 和NaOH 反应后生成的NaAc 浓度为:

3

.067.0150

20.050-=?=

dm

mol C NaAc

75

.4067

.0067.0lg

10

76.1lg lg

5

=-?-=-=-NaAc

HAc a C C pK pH

例3.将100ml 0.20 mol.dm -3NH 3和50ml 0.20 mol.dm -3 NH 4Cl 混合,求混合后溶液pH 值.

已知NH 3的解离常数K b =1.76×10－5

解: 混合后:

3

43

.067.0150

20.050.133.015020

.01003--=?=

=?=dm

mol C dm

mol C Cl

NH

NH

55

.945.4141445.4067

.0133.0lg

10

76.1lg lg

5

43

=-=-==-?-=-=-pOH pH C C pK pOH Cl

NH

NH b

例4.将100ml 0.20 mol.dm -3

NH 3和50ml 0.20 mol.dm -3

NaOH 混合,求混合后溶液pH 值.

已知NH 3的解离常数K b =1.76×10－5

解: 混合后,剩余NH 3浓度为:

3

067.0150

20

.0)50100(3-=?-=

moldm

C NH

NH 3和NaOH 反应后生成的NH 4Cl 浓度为:

3

4.067.0150

20.050-=?=

dm

mol C Cl

NH

25

.975.4141475.4067

.0067.0lg

10

76.1lg lg

5

43

=-=-==-?-=-=-pOH pH C C pK pOH Cl

NH

NH b

(4) 缓冲溶液的配制：当组成缓冲溶液的共轭酸碱对的浓度相当时,即当Ca=C b 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，可选HAc —NaAc 混合溶液（pKa =4.74）； 配制pH=9左右的缓冲溶液 , 可选NH 3—NH 4Cl 混合溶液（pKa =9.26）； 配制pH=7左右的缓冲溶液 , 可选NaH 2PO 4—Na 2HPO 4混合溶液（pKa 2=7.20）。 一般认为，当缓冲对的浓度比在0.1和10之间才具有缓冲作用， 缓冲溶液的缓冲范围: pH = p K a ± 1

3.2.4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 难溶电解质的沉淀溶解平衡: A n B m (s) == nA m+

(aq)+mB n-

(aq)

（1）溶度积（常数）：K sp (A n B m )={ c eq

(A m+

)}n

{c eq

(B n －

)}m

溶度积K sp 在一定温度下为一常数. 如, AgCl(s) ===== Ag +

(aq)+Cl -(aq)

25o C,K SP (AgCl)=｛c eq (Ag +)｝.｛c eq (Cl -)｝=1.77×10-7

K SP (CaF 2)= c e q (Ca 2+ ).{ c eq (F -)}2=3.4×10

-11

K SP { Mg(OH)2}=c eq (Mg 2+ ).{ c e q (OH -)}2=1.8×10-11

(2)溶解度s (mol.dm －3)与溶度积Ksp 的关系：

1)溶解度s :每dm 3水溶液中含溶质的摩尔数, mol.dm －3。 2) 溶解度s 与溶度积Ksp 的关系：

对于AB 型沉淀： 如 AgCl 、AgBr 、AgI 、CaCO 3、CaSO 4等。

CaCO 3(s) = Ca 2+(aq) + CO 32-(aq)

平衡浓度/mol·dm -3

s s

K sp (CaCO 3) = s 2 ， s ＝

SP

K

对于A 2B 或AB 2型沉淀： 如 Ag 2CrO 4,Mg(OH)2等。

Ag 2CrO 4 (s) = 2Ag +(aq) + CrO 42-(aq)

平衡浓度/mol·dm -3 2s s

K sp (Ag 2CrO 4) = (2s )2s = 4s 3 ，s =3

4

SP K

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1.250

C 时,铬酸银(Ag 2CrO 4)的溶解度为1.31×10-4

mol.dm －3

,求其溶度积.

解: Ag 2CrO 4 (s) = 2Ag +

(aq) + CrO 42-(aq)

平衡浓度/mol·dm -3 2s s

K sp (Ag 2CrO 4) = (2s )2s = 4s 3＝4×（1.31×10-4）3＝9.0×10-12 例2. 250C 时, AgCl 、Ag 2CrO 4的溶度积分别为1.56×10-10、9.0×10-12

，问其溶解度何者为大？ 解：AgCl 溶解度为：s ＝

SP

K ＝

3

5

10

10

25.110

56.1---?=?moldm

Ag 2CrO 4的溶解度为：s =3

4

3

12

3

1031.110

0.94

---?=?=

moldm

K SP

可见溶解度大小为： Ag 2CrO 4> 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(A m+)}n {C(B n －)}m

溶度积：K sp (A n B m )={C eq (A m+)}n {C eq (B n －)}m

若 Q

Q>K SP ，过饱和溶液，有沉淀析出

如，在FeS 的饱和溶液中，Q=K SP ,加入盐酸后，由于S 2－

＋2H ＋

＝H 2S （g ），降低S 2－

浓度，使Q

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=K SP 者,先沉淀; 3)沉淀完全(离子浓度<10-6) 不等于离子全部沉淀.

例:将0.10moldm -3 MgCl 2溶液与 0.10moldm -3 氨水,问溶液能否生成Mg(OH)2沉淀?已知Ksp [Mg(OH)2]=5.61x10-12; 氨水K b =1.77×10-5

解:混合后,

3

4

5

3

.10

4.9050.010

77.1)(---?=??==

dm

mol c K OH c NH

b

Q= c (Mg 2+ ).{ c (OH -)}2=0.050×{ 9.4×10-4}2

=4.42×10-8

K SP { Mg(OH)2}=1.8×10-11

Q>K SP ,故有沉淀析出.

（4）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。 3.3周期

3.3.1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

3

33

2050.02

10.0)(050.0210.0)(--+

==

==

moldm

NH C moldm Mg

C

2．元素在周期表中的位置和原子结构的关系 （1）周期数＝电子层数

（2）族数?

??

????

-+-+108)1(VIII 82)1(VIIB IIIB IIB ,IB －电子数＝族的或零族的最外层电子数＝电子数族的族数＝－的族数＝最外层电子数

主族和d n ns d n ns

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。 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：

4s 24p 4（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： 1s 22s 22p 63s 23p 63d 104s 24p 4

例2. 已知锝的外层电子分布式4d 55s 2,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（ns 电子＋（n －1）d 电子数＝2＋5＝7）

（3）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：

f 区＝镧系＋锕系元素

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4s 2

4p 4

,得知该元素属p 区。根据锝元素的外层电子分布式4d 5

5s 2

,得知该元素属d 区。 3.3.2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：过渡元素:从下→上金属性增强.

2．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。

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。

(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。

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。

(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，吸引电子的能力大,元素的非金属性越强；电负性越小，元素的金属性越强。

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﹥2.0(除Si为1.8外)。

3.3.3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

3.4化学反应方程式，化学反应速率与化学平衡 3.

4.1化学反应方程式的写法 、配平、 计算

1．化学反应方程式的写法与配平：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。

如，NaCO 3＋HCl ＝NaCl ＋CO 2＋H 2O ；2Ca （OH ）2 + 2SO 2 + O 2 ＝ 2CaSO 4 + 2H 2O

2．化学反应中的有关计算:对于已配平的化学反应，参加反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 ＋dD

a ：

b =n A ：n B , n A =

b

a n B 3.4.2反应热 吸热 放热 热化学反应方程式的写法

1．反应热：化学反应时所吸收或放出的热叫做反应的热效应，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

(1)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。 (2)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。 2)右下角标明物质聚集状态：

气态：g 液态：ι 固态：s 溶液：aq

3)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)+O

2(g)

=CO

2(g)

;q=－393.5kJmol－1

3.4.3反应方程式与反应热效应的关系及计算、物质标准摩尔生成焓、反应的焓变与计算

1．热力第一定律

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＋w

⑴恒容过程：在恒容不作非体积功条件下，△u＝q

V

,

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

V

。

⑵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。

因此,若反应在等压条件下，可用反应的焓变△H表示反应热效应,

△H﹤0 放热；△H﹥0 吸热。

2．反应热效应的理论计算

（1）盖斯（Hess）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

若，反应（3）＝反应（1）±反应（2）

则，△H

3=△H

1

±△H

2

例：（1）C

(s)+O

2(g)

=CO

2(g)

; △H

1

=-393.5kJmol－1

(2) CO

(g)+1/2O

2(g)

=CO

2(g)

; △H

2

=-283.0 kJmol－1

则反应（1）－（2）

得反应（3） C

(s) +1/2O

2(g)

= CO

(g)

；△H

3

故△H

3=△H

1

－△H

2

＝〔（－393.5）－（-283.0）〕＝－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

(s) + 2O

2(g)

=2CO

2(g)

; △H=－787kJmol－1

因此，反应（3）＝2（1）±3（2），则△H3=2△H1±3△H2 2）正逆反应的反应热绝对值相等，符号相反。如，

CO

2(g) = C

(s)

+O

2(g)

; △H=393.5kJmol－1

（2）反应的标准摩尔焓变△rH

m

θ的计算

1) 标准条件

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。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=1 mol.dm-3

液体或固体：指纯液体或纯固体。

2)标准状态：反应中的各物质均处于标准条件下称该反应处于标准状态。以“θ”表示。

3)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）的纯物质时反应的焓变称该物质标准摩尔生成焓。

以△

f H

m

θ(298.15K)表示。单位kJmol－1

规定：指定单质标准摩尔生成焓为零。△

f H

m

θ(单质，298.15K)=0，

如，△

f H

m

θ(H

2

，g，298.15K)=0；△

f

H

m

θ(Zn，s，298.15K)=0

例，已知反应2H

2(g)+O

2

(g)=2H

2

O (ι) ，△rH

m

θ＝－570 kJmol－1，求液态水的标准摩尔生成焓。

解：△

f H

m

θ(H

2

O，ι，298.15K)＝1

280

2

570

2

-

=

-

=

?

kJmol

H

m

r

θ

4）反应的标准摩尔焓变△rH

m

θ的计算对于反应: aA + bB = gG + dD

△rH

m θ(298.15K)= ｛g△

f

H

m

θ(G,298.15K)+d△

f

H

m

θ(D,298.15K)｝-｛a△

f

H

m

θ(A,298.15K)+ b△

f

H

m

θ(B,298.15K)｝; kJmol－1

例，已知在标准压力和298.15K时CO(g)和H

2

O(g)的标准摩尔生成焓分别为-110.4KJmol-1和-241.7KJmol-1，求生产水煤气反

应的C(S)+H

2O(g)=CO(g)+H

2

(g)的标准摩尔焓变

解：△rH

m θ(298.15K)= ｛△

f

H

m

θ(CO,g，298.15K)+△

f

H

m

θ(H

2

,g，298.15K)｝-

｛△

f H

m

θ(C,s,298.15K)+ △

f

H

m

θ(H

2

O,g,298.15K)｝

=｛(-110.4)+ 0｝-｛0 +(-241.7)｝= +131.3 KJmol-1

5)说明：反应的焓变基本不随温度而变。即△H(T)≈△H(298.15K)

3.4.4熵物质的标准摩尔熵热力学第三定律物质的熵值大小规律反应的标准摩尔熵变及计算

1．熵

（1）熵：是系统内物质微观粒子的混乱度(或无序度)的量度.符号S. 熵是状态函数。

熵值越大,系统混乱度越大。

（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,即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Sθ

m

表示。单位J.mol-1.K-1.

(4)物质熵值的大小,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S

g >S

ι>Ss .

如，Sθ

m (H

2

O，g，298.15K) > Sθ

m

(H

2

O，ι，298.15K)

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

如，Sθ

m (Fe，s，500K) > Sθ

m

(Fe，s，298.15K)

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）。

如，Sθ

m (C

2

H

6

，g，298.15K) > Sθ

m

(CH

4

，g，298.15K)

(5)反应的标准摩尔熵变Δ

r S m

θ

对于反应: aA +bB=gG +dD

Δr S mθ(298.15K)=｛gS mθ(G,298.15K)+dS mθ(D,298.15K)｝-｛aS mθ(A,298.15K)+ bS mθ(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)

3.4.5吉布斯函数吉布斯函数变反应方向(自发性)的判断

1．吉布斯函数： G = H – TS ,为一复合状态函数

2．吉布斯函数变：ΔG =ΔH – TΔS

3．反应方向(自发性)的判断：

对于恒温、恒压不作非体积功的一般反应，其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反应逆向自发，正向非自发。

考虑ΔH和ΔS两个因素的影响,分为以下四种情况:

（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

4．反应自发进行的临界温度为：T=

S

H ??

3.4.6化学反应速率的表示 质量作用定律 速率方程式 反应级数 1.化学反应速率的表示

(1)化学反应速率（反应速率）υ为: υ=ν

B

-1dt

B dc )(

其中,νB :物质B 的化学计量数,反应物取负值，生成物取正值。

dt

B dc )(：反应随时间引起引起的物质B 的浓度的变化率。

(2)对于反应：aA +bB=gG +dD

反应速率υ=－

a

1dt

A dc )(＝－

b

1dt

B dc )(＝＋

g 1dt

G dc )

(＝＋

d 1dt

D dc )(

例,反应N 2+3H 2 = 2NH 3

反应速率υ= -dt

N dc )(2= -31dt

H dc )

(2

=＋

2

1dt

NH dc )(3

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，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。

元反应:即一步完成的反应，又称基元反应或简单反应. 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:速率常数，在一定温度和催化剂下，为一常数，与浓度和压力无关。

n=a+b n: 称反应级数；

例：C 2H 5Cl = C 2H 4 + HCl ；υ=κc （C 2H 5Cl ）；n=1一级反应 NO 2 +CO =NO +CO 2;υ=κ｛c(NO 2)｝｛c(CO)｝;n=2二级反应 2NO +O 2=2NO 2; υ=κ｛c(NO)｝2.｛c(O 2)｝；n=3三级反应 非元反应:即两个或两个以上元反应构成. 反应, aA +bB=gG +dD

速率方程式：υ=κ｛c(A)｝x ｛c(B)｝y 式中 n=x ＋y

n ：反应级数，由试验来确定。

例,在1073K 时,反应 2NO + 2H 2 ===== N 2 + 2H 2O

经试验确定其反应速率方程式为: υ=κ｛c(NO)｝2｛c(H 2)｝,故该反应为三级反应. 注意：在书写反应速率方程式时，反应中液态和固态纯物质的浓度作为常数“1”。

3.4.7阿仑尼乌斯公式 温度对反应速率的影响 活化能 催化剂 从活化分子、活化能的观点解释加快反应速率的方法 1．阿仑尼乌斯公式：κ=Ze -RT

Ea

㏑κ=-RT

Ea ＋㏑Z

式中,

κ：速率常数； Z ：指前因子；

Ea ：化学反应的活化能.

2．温度对反应速率的影响 由阿仑尼乌斯公式可见:

1)温度升高T ↑;速率常数升高κ↑（κ

正

↑，κ

逆

↑）; 反应速率升高υ↑

2)活化能越低Ea ↓，反应速率越高υ↑

3）反应速率常数变化与温度变化的关系为:???

? ??-=-

-=

21121

2

1

2)11(

ln

T T T T T T R

E a κκ。 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，以表示Ea 。 （2）

活化能与反应热效应的关系:

Ea(正) －Ea(逆)≈△H

Ea(正)：正反应活化能；Ea(逆)：逆反应活化能。

若Ea(正)﹥Ea(逆)，△H ﹥0，反应吸热；若Ea(正)﹤Ea(逆)，△H ﹤0，反应放热。

4．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。 5．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↑)

3.4.8化学平衡的特征 标准平衡常数k θ

的表达式 多重平衡规则 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

1.化学平衡的特征

（1）当正、逆两方向反应速率相等时,即υ

正

＝υ

逆

系统达到平衡状态;

（2）生成物和反应物的浓度（或压力）不再随时间变化;

（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。 2. 标准平衡常数k θ （1）

当反应达到平衡时,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k θ表示。

（2）

k θ

的表达式

对于气体反应： aA(g) +bB(g)=====gG(g) +dD(g)

k θ=

b

eq a eq

d

eq g eq p B p p A p p D p p G p }

/)({}/)({}/)({}/)({θθθθ

对于溶液中的反应: aA(aq) +bB(aq)=gG(aq) +dD(aq)

k θ

=

b

eq

a eq

d

eq g eq C B C

C A C

C D C C G C }

/)({}/)({}/)({}/)({θ

θθθ

式中, p θ=100kPa ; C θ

=1 moldm -3

说明: 1) k θ只是温度的函数,温度一定, k θ为一常数,不随浓度或压力而变。 2)

反应中的液态和固态纯物质，作为常数“1”不带入平衡常数表达式。

3)k θ表达式,与化学方程式的书写方式有关 例,

N 2 + 3H 2 = 2NH 3 ; k 1θ

2

1N 2 +

2

3H 2 = NH 3 ; k 2θ

2NH 3 = N 2 + 3H 2 ; k 3

θ

k 1θ=｛k 2θ｝2=3

1θK

3.多重平衡规则：如果某个反应可以表示为两个或更多个反应的总和,则总反应的平衡常数等于各反应平衡常数的乘积.可表示为:

反应（3）＝反应（1）+反应（2）; k 3θ= k 1θ. k 2θ 反应（3）＝反应（1）－反应（2）; k 3θ

= k 1θ

/k 2θ

4. 转化率

％某反应物的起始浓度

反应物平衡浓度

某反应物起始浓度－某％＝

反应物起始时的量

某反应物已转化的量＝

转化率100100??α

5.平衡中物质量关系及有关平衡的计算

（1）已知初始浓度和转化率,通过化学平衡可求平衡常数;

（2）已知平衡常和数初始浓度,通过化学平衡可求平衡浓度和转化率.

例，在一定温度下,将1.0mol N 2O 4（g ）放入一密闭容器中,当反应N 2O 4（g ）＝ 2NO 2（g ）达到平衡时,容器内有0.8mol NO 2（g ）,气体总压力为100.0kPa,求该反应的K θ。

解： N 2O 4（g ） = 2NO 2（g ） 平衡时物质的量/mol 0.6 0.8 平衡时的摩尔分数 x 0.6/1.4 0.8/1.4

平衡分压为： 0.6/1.4 ×P 总=42.86 kPa ; 0.8/1.4 × P 总=57.14 kPa

6．温度对标准平衡常数的影响 （1）标准平衡常数K θ与ΔrG θ

m 的关系

㏑k θ= RT

m rG θ

?-

（2）温度对平衡常数的影响

㏑k θ

= RT

m rG θ?- =RT m

r θ

H ?- +

R

rS m

θ

?

76

.0100

/86.42)100/14.57(/)/(2

2

422==

=

θ

θθ

P

P P P K

O N NO

可见，温度对平衡常数的影响与反应的热效应有关。

1)对于吸热反应,△rHm θ

>0,随温度升高,平衡常数增大.即T ↑, k θ

↑ 2)对于放热反应,△rHm θ<0, 随温度升高,平衡常数减少.即T ↑, k θ↓

3）平衡常数变化与温度变化的关系为:???

? ??-=-

?-=

21121

2

1

2)11(

ln

T T T T T T R

H K K 。

3.4.9化学平衡的移动 浓度对化学平衡的影响 压力对化学平衡的影响 温度对化学平衡的影响

1．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

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 ）＝

2

1N 2(g)+CO 2(g)，mol

kI H m r

/2.373-=?

Θ

，为了提高有毒气体NO 和C O 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)反应商: 反应在任意状态（或起始状态）时,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称为反应商。以Q 表示.

对于气体反应： aA(g) +bB(g)=====gG(g) +dD(g)

Q P =

b

a

d

g p B p p A p p D p p G p }

/)({}/)({}/)({}/)({θθ

θθ，称为压力商；

对于溶液中的反应: aA(aq) +bB(aq)=gG(aq) +dD(aq)

Q C =

b

a

d g C B C C A C C D C C G C }

/)({}/)({}/)({}/)({θ

θ

θθ，称为浓度商。

（2)热力学等温方程式:

rGm

?=

m rG θ

?+R TlnQ ;

其中,

m rG θ

?= －R TlnK

θ

由此可得:θ

K

Q RT G m r

ln =?

（3)反应方向（即平衡移动）判断

当Q

,则rGm ?<0,反应正向自发进行（平衡向正反应方向移动）;

当Q=K θ

,则rGm ?=0,平衡状态（反应不移动）;

当Q> K θ,则rGm ?>0, 反应逆向自发进行（平衡向逆反应方向移动） 如，对于反应 在 298K 时标准平衡常数为 ， 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

）。

)

(2SO )()(2SO 3

2

2

g g O g =+24

103.6?=θ

K

《普通化学》综合复习资料.doc

《普通化学》综合复习资料 一、判断题 1、体系和环境Z间的能量交换方式有热传递和做功，另外还有其他的方式。（X ） 2、BF3和NH3都是非极性分子。（x ） 3、可逆反应达平衡时，正反应速率与逆反应速率相等。（勺） 4、在0.1mol dm-3H2S 溶液中，c（H+）： c（S2_）=2： 1。（ x ） 5、分子品体熔沸点的高低，决定于分子内部共价键的强弱。（x ） 6、同一聚集状态的物质的标准摩尔嫡值在低温时大于高温时的燔值。（x ） 7、内轨型配合物的屮心离子采用内层轨道进行杂化，（n-l）d轨道的能量比nd轨道低，所以内轨型配合物[Fe（CN） 6广比外轨型配合物[FeF6]3-稳定。（7 ） 8、在任意条件下，标准电极电势大的电对中氧化态物质在反应过程中做氧化剂。（x ） 9、由于Si原子和Cl原子的电负性不同，所以SiC14分子具有极性。（x ） 10、sp杂化轨道成键能力比杂化前的s 轨道和p轨道成键能力都强。（7 ） 11、通常所谓的原子半径，并不是指单独存在的自由原子本身的半径。（x ） 12、在放热反应中，温度升高不会影响反应的平衡常数。（x ） 13、标准吉布斯函数变小于零的反应可以自发进行。（x ） 14、同一非金属元素高价态的氯化物比低价态的溶沸点高。（7 ） 15、AS〉。的反应一定是自发反应。（x ） 16、温度升高，化学反应速度加快的主要原因是温度升高，反应物分子的热运动速度加快，分子的碰撞频率增大。 （x ） 17、催化剂能够改变化学反应速率的原因是因为催化剂参加了化学反应，改变了化学反应的途径，降低了化学反应 的活化能。（P ） 18、化学反应的级数等于反应物分子在化学反应方程式中的计量系数之和。（x ） 19、氯原子轨道的能级只与主量子数（n）有关。（x ） 20、配合物屮，配位数是指配位体的数目。（x ） 21、原电池反应中，某电对的电极电势与电极反应的写法无关。（7 ） 22、弱酸浓度越稀，解离度越大，溶液的pH值越小。（x ） 23、sp杂化轨道空间构型为平面三角形。（x ）

大学普通化学期末考试复习资料-副本

学好大学化学很简单就是要学会“穿线”正文如下: 大学化学 第一章热化学与反应 重要概念 1.系统：客观世界是有多种物质构成的，但我们可能只研究其中一种或若干物质。人为地将一部分物质与其他物质分开，被划分的研究对象称为系统。 2.相：系统中具有相同物理性质和化学性质的均匀部分称为相。 3.状态：是指用来描述系统的诸如压力P、体积V、温度T、质量m和组成等各种宏观性质的综合表现。 4.状态函数：用来描述系统状态的物理量称为状态函数。 5.广度性质：具有加和性，如体积，热容，质量，熵，焓和热力学能等。 6.强度性质：不具有加和性，仅决定于系统本身的性质。如温度与压力，密度等。系统的某种广度性质除以物质的量或者质量之后就成为强度性质。强度性质不必指定物质的量就可以确定。 7.热力学可逆过程：系统经过某种过程由状态1到状态2之后，当系统沿着该过

程的逆过程回到原来状态时，若原来的过程对环境产生的一切影响同时被消除（即环境也同时复原），这种理想化的过程称为热力学的可逆过程。 8.实际过程都是不可逆的，可逆过程是一种理想过程。 9.化学计量数：0=∑B VB Ｂ表示反应中物质的化学式，ＶＢ是B 的化学计量数， 量纲为一；对反应物取负值，生成物取正值。 10.化学计量数只表示当安计量反应式反应时各物质转化的比例数，并不是各反应物质在反应过程中世界所转化的量。 11.反应进度ξ：b b v /n ?=?ξ 对于化学反应来讲，一般选未反应时，0=ξ 引入反应进度这个量最大的优点是在反应进行到任意时刻时，可用任一反应物或产物来表示反反应进行的程度，所得的值总是相等的。 12.反应热的测定：T C T m c T T m c q s s s 12s s ??-=???-=-??-=）（ 所用到的仪器是弹式热量计又称氧弹 弹式热量计中环境所吸收的热可划分为两部分：主要部分是加入的吸热介质水所吸收的，另一部分是金属容器等钢弹组件所吸收的。前一部分的热用）（O H q 2表示，后一部分热用b q 表示，钢弹组件的总热容b C 告诉了则直接求得b q 。 13.习惯对不注明温度和压力的反应，皆指反应是在298.15K ，100kPa 下进行的。 14.一般没有特别的注明，实测的反应热（精确）均指定容反应热，而反应热均指定压反应热。 15.能量守恒定律：在任过程中，能量不会自生自灭，只能从一种形式转化为另一种形式，在转化过程中能量的总值不变。也叫做热力学第一定律。 16.热力学能具有状态函数的特点：状态一定，其值一定。殊途同归，值变相等。

大学普通化学复习知识点

配浙大普通化学第五版复习，根据注册结构师考试摘选课本内容编辑。 .1物质的结构和物质状态 原子结构的近代概念；原子轨道和电子云；原子核外电子分布；原子和离子的电子结构；原子结构和元素周期律；元素周期表；周期；族；元素性质及氧化物及其酸碱性。离子键的特征；共价键的特征和类型；杂化轨道与分子空间构型；分子结构式；键的极性和分子的极性；分子间力与氢键；晶体与非晶体；晶体类型与物质性质。 3.2溶液 溶液的浓度；非电解质稀溶液通性；渗透压；弱电解质溶液的解离平衡；分压定律；解离常数；同离子效应；缓冲溶液；水的离子积及溶液的pH值；盐类的水解及溶液的酸碱性；溶度积常数；溶度积规则。 3.3化学反应速率及化学平衡 反应热与热化学方程式；化学反应速率；温度和反应物浓度对反应速率的影响；活化能的物理意义；催化剂；化学反应方向的判断；化学平衡的特征；化学平衡移动原理。 3.4氧化还原反应与电化学 氧化还原的概念；氧化剂与还原剂；氧化还原电对；氧化还原反应方程式的配平；原电池的组成和符号；电极反应与电池反应；标准电极电势；电极电势的影响因素及应用；金属腐蚀与防护。 3.5；有机化学 有机物特点、分类及命名；官能团及分子构造式；同分异构；有机物的重要反应：加成、取代、消除、氧化、催化加氢、聚合反应、加聚与缩聚；基本有机物的结构、基本性质及用途：烷烃、烯烃、炔烃、；芳烃、卤代烃、醇、苯酚、醛和酮、羧酸、酯；合成材料：高分子化合物、塑料、合成橡胶、合成纤维、工程塑料。；第1章 热化学与能源 系统环境 按照系统与环境之间有无物质和能量交换，可将系统分成三类: （1)敞开系统与环境之间既有物质交换又有能量交换的系统，又称开放系统。 (2)封闭系统与环境之间没有物质交换，但可以有能量交换的系统。通常在密闭容器中的系统即为封闭系统。热力学中主要讨论封闭系统。 (3}隔离系统与环境之间既无物质交换又无能量交换的系统，又称孤立系统。绝热、密闭的恒容系统即为隔离系统。 系统中具有相同的物理性质和化学性质的均匀部分称为相。所谓均匀是指其分散度达到分子或离子大小的数量级。相与相之间有明确的界面，超过此相界面，一定有某些宏观性质(如密度、折射率、组成等)要发生突变。 系统的状态是指用来描述系统的诸如压力P、体积V温度T、质量M和组成等各种宏观性质的综合表现。用来描述系统状态的物理量称为状态函数。

普通化学期末复习资料参考答案_62451553564790159

普通化学习题参考答案 一、判断题（共41题） 1.因为H＝U+PV，而理想气体的内能仅是温度的函数，所以理想气体的焓与p、V、T均有关。(×) 2.体系状态发生变化后，至少有一个状态函数要发生变化。(√) 3.任何循环过程必定是可逆过程。 (×) 4.因为ΔH＝QP，而H是状态函数，所以热也是状态函数。(×) 5.一定量的气体，从始态A变化到终态B，体系吸收100 J的热量，对外作功200 J，这不符合热力 学第一定律。(×) 6.在一个绝热刚性容器中进行一个放热反应，则ΔU=ΔH=0。(×) 7.一定量的某种理想气体的内能和焓只是温度的函数，与体系的体积、压力无关。 (√) 8.因为H＝U＋pV，所以焓是热力学能与体积功pV之和。(×) 9.理想气体在等外压力下绝热膨胀，因为等外压力，所以QP=ΔH；又因为绝热，所以QP=0。由此 得QP=ΔH=0。(×) 10.在一个容器中：H2(g)+Cl2(g) = 2HCl(g)。如果反应前后T、p、V均未发生变化，设所有气体均可 视作理想气体，因为理想气体的U=f(T)，所以该反应的ΔU=0。(×) 11.稳定单质在298.15 K时，标准摩尔生成焓和标准摩尔熵均为零。(×) 12.标准状态规定的压力为101.325 kPa。(×) 13.因为ΔU=Q p，ΔH=Q V，所以Q p、Q V是特定条件下的状态函数。(×) 14.凡是遵守能量守恒及转换定律的一切过程，都能自发进行。(×) 15.反应Na(s) + 1/2 Cl2 (g) = NaCl (s)的标准摩尔反应焓Δr H mθ等于NaCl (s)的标准摩尔生成焓。(√) 16.CaCO3在常温下不分解，是因为其分解反应是吸热反应；在高温( T > 1173K )下分解，是因为此时放 热。(×) 17.在刚性密闭容器中，有下列理想气体的反应达到平衡：A(g)＋B(g)＝C(g) ，若在恒温下加入一定 量的惰性气体，则平衡将不移动。(√) 18.标准平衡常数的数值不仅与反应式的写法有关，而且还与标准态的选择有关。(√) 19.反应CO(g)+H2O(g)=CO2(g)+H2(g)，因为反应前后分子数相等，所以无论总压如何变化，对平衡均 无影响。(√) 20.在一定温度压力下，某反应的ΔG＞0，所以要选用合适催化剂，使反应能够进行。(×) 21.对于吸热反应，升高温度，正反应速度加快，逆反应速度减慢，所以平衡向正反应方向。(×)

《普通化学》复习试题答案解析

普通化学习题参考答案 一、判断题（共36题） 1.因为H＝U+PV，而理想气体的内能仅是温度的函数，所以理想气体的焓与p、V、T均有关。(×) 2.体系状态发生变化后，至少有一个状态函数要发生变化。(√) 3.任何循环过程必定是可逆过程。(×) 4.因为ΔH＝QP，而H是状态函数，所以热也是状态函数。(×) 5.一定量的气体，从始态A变化到终态B，体系吸收100 J的热量，对外作功200 J，这不符合热力 学第一定律。(×) 6.在一个绝热刚性容器中进行一个放热反应，则ΔU=ΔH=0。(×) 7.一定量的某种理想气体的内能和焓只是温度的函数，与体系的体积、压力无关。(√) 8.标准平衡常数的数值不仅与反应式的写法有关，而且还与标准态的选择有关。(√) 9.反应CO(g)+H2O(g)=CO2(g)+H2(g)，因为反应前后分子数相等，所以无论总压如何变化，对平衡均 无影响。(√) 10.在一定温度压力下，某反应的ΔG＞0，所以要选用合适催化剂，使反应能够进行。(×) 11.对于吸热反应，升高温度，正反应速度加快，逆反应速度减慢，所以平衡向正反应方向。(×) 12.因为H＝U＋pV，所以焓是热力学能与体积功pV之和。(×) 13.理想气体在等外压力下绝热膨胀，因为等外压力，所以QP=ΔH；又因为绝热，所以QP=0。由此得 QP=ΔH=0。(×) 14.在一个容器中：H2(g)+Cl2(g) = 2HCl(g)。如果反应前后T、p、V均未发生变化，设所有气体均可 视作理想气体，因为理想气体的U=f(T)，所以该反应的ΔU=0。(×) 15.稳定单质在 K时，标准摩尔生成焓和标准摩尔熵均为零。(×) 16.在刚性密闭容器中，有下列理想气体的反应达到平衡：A(g)＋B(g)＝C(g) ，若在恒温下加入一定 量的惰性气体，则平衡将不移动。(√) 17.氧化还原电对的标准电极电势越高，表示该电对氧化态的氧化能力越强。(√) 18.原电池电动势与电池反应的书写无关，而标准平衡常数却随反应式的书写而变化。(√) 19.氧化还原反应达到平衡时。标准电动势和标准平衡常数均为零。(×)

浙江大学普通化学知识点总结二

普通化学知识点总结 二．化学热力学基础 本章研究化学反应进行的方向及限度问题。 1.热力学第一定律 (1)体系：根据体系与环境之间能量、物质交换的情况，将体系分类。①开放体系：既有物质交换，又有能量交换②封闭体系：没有物质交换，但有能量交换③孤立体系：既没有物质交换，又没有能量交换。(2)过程：①可逆(reversible)过程：热力学系统从状态A出发，经过过程p到达另一状态B；如果存在另一过程p*，它能使系统和环境完全复原，即系统回到原来状态A，同时消除原来过程p对环境产生的影响，则过程p称为可逆过程。 ②准静态过程(平衡过程)：若系统从一个平衡状态连续经过无数个中间的平衡状态过渡到另一个平衡状态，在任意有限的时间内，系统状态不发生改变，该过程称为准静态过程。 准静态过程是可逆过程的必要条件(可逆过程要求没有非平衡损失和耗散损失，准静态过程只满足前者)。在一般讨论中，认为两者等价。 ③自发过程：自发过程是由于体系与环境不平衡引起的，故自发过程都是不可逆过程。 综上，在以下讨论中，可以粗糙地认为：“不可逆(irreversible)，非平衡，自发”三者等价，“可逆，平衡，非自发”三者等价。 (3)热力学第一定律：，式中 ①为内能增量。内能是体系内部所有能量的总和，包括分子动能，分子间势能，分子内部的能量(转动、振动、电子和核运动)，但不包括体系整体运动的能量。内能是状态函数，U = f((n,T,V))。 ②W为体系对外界做功，分为非体积功和体积功，即。 注意当环境压力与体系压力不等时，应该用环境压力，因为体系处于非平衡态时，压力p没有意义。

可以证明，恒温膨胀或压缩，可逆过程比不可逆过程的功(代数值)大。 ③Q为体系吸热量。分物理过程和化学过程讨论如下： 物理过程：相变潜热(熔化热，汽化热，升华热等)：单位质量的物质在等温等压情况下，从一个相变化到另一个相吸收或放出的热量。利用T1、T2温度下的饱和蒸气压，可以计算出摩尔蒸发热(焓)。 变温过程的热：，上式中C为热容，是温度的函数。恒容过程(且不含非体积功)的(摩尔)热容称为恒容(摩尔)热容，恒压过程的(摩尔)热容称为恒压(摩尔)热容。理想气体两者的关系为：恒容过程中＝。 恒压过程中－－，得＝－。定义状态函数焓(Enthalpy) ，所以＝。因此，通常讲的蒸发焓等于恒压蒸发热，反应焓(变)等于恒压反应热。对理想气体而言，与内能一样，焓也只是温度的函数。 化学反应热：化学反应后体系回到反应前的温度，与环境交换的热量。可利用弹式量热计测量： 样品在纯氧气氛中完全燃烧，使氧弹及周围介质温度升高。已知仪器的热容C，测量反应过程温度改变值ΔT(较小以近似保证“回到反应前的温度”)，即可求算样品的恒容燃烧热：反应热＝C×ΔT，一般用已知燃烧热的标准物质来标定弹式量热计的仪器常数。 对于任意化学反应，容易证明以下关系成立：，其中为反应中气态组分的物质的量增量。 利用状态函数法(盖斯定律)，也可以推得某些反应的反应热。如果将一些常见物质的标准摩尔生成焓集结成表，则更能方便地计算许多反应热。标准摩尔生成焓是指在标准压力)下，以最稳定相态的单质为原料，生成1mol某物质的反应的焓变(恒压反应热)，用记号表示，f(form)表示形成，是标准压力的上标(反应组分不混合)，m表示摩尔。显然所有最稳定相态单质的标准摩尔生成焓为零。

《普通化学》复习题标准答案

《普通化学》复习题答案

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3 普通化学习题参考答案 一、判断题（共36题） 1. 因为H ＝U+PV ，而理想气体的内能仅是温度的函数，所以理想气体的焓与p 、V 、T 均有关。(×) 2. 体系状态发生变化后，至少有一个状态函数要发生变化。(√) 3. 任何循环过程必定是可逆过程。 (×) 4. 因为ΔH ＝QP ，而H 是状态函数，所以热也是状态函数。(×) 5. 一定量的气体，从始态A 变化到终态B ，体系吸收100 J 的热量，对外作功200 J ，这不符合热力学 第一定律 。(×) 6. 在一个绝热刚性容器中进行一个放热反应，则ΔU=ΔH=0。(×) 7. 一定量的某种理想气体的内能和焓只是温度的函数，与体系的体积、压力无关。 (√) 8. 标准平衡常数的数值不仅与反应式的写法有关，而且还与标准态的选择有关。(√) 9. 反应CO(g)+H 2O(g)=CO 2(g)+H 2(g)，因为反应前后分子数相等，所以无论总压如何变化，对平衡均 无影响。(√) 10. 在一定温度压力下，某反应的ΔG ＞0，所以要选用合适催化剂，使反应能够进行。(×) 11. 对于吸热反应，升高温度，正反应速度加快，逆反应速度减慢，所以平衡向正反应方向。(×) 12. 因为H ＝U ＋pV ，所以焓是热力学能与体积功pV 之和。(×) 13. 理想气体在等外压力下绝热膨胀，因为等外压力，所以QP=ΔH ；又因为绝热，所以QP=0。由此得 QP=ΔH=0。(×) 14. 在一个容器中：H 2(g)+Cl 2(g) = 2HCl(g)。如果反应前后T 、p 、V 均未发生变化，设所有气体均可视 作理想气体，因为理想气体的U=f(T)，所以该反应的ΔU=0。(×) 15. 稳定单质在298.15 K 时，标准摩尔生成焓和标准摩尔熵均为零。(×) 16. 在刚性密闭容器中，有下列理想气体的反应达到平衡：A(g)＋B(g)＝C(g) ，若在恒温下加入一定量 的惰性气体，则平衡将不移动。(√) 17. 氧化还原电对的标准电极电势越高，表示该电对氧化态的氧化能力越强。(√) 18. 原电池电动势与电池反应的书写无关，而标准平衡常数却随反应式的书写而变化。(√) 19. 氧化还原反应达到平衡时。标准电动势和标准平衡常数均为零。(×) 20. 难溶电解质离子浓度的幂的乘积就是该物质的标准溶度积常数。(√) 21. 在氧化还原反应中，正极发生还原反应，负极发生氧化反应。(√) 22. 在AgCl 的水溶液中加入固体NaCl ，会降低AgCl 的溶解度。(√) 23. 对于分布沉淀，沉淀时所需沉淀剂浓度小的后沉淀。(×) 24. 在原电池中，电极电势高的为正极，其对应的反应为氧化反应，电极电势低的为负极，其对应的反

注册电气工程师 普通化学知识点总结(可打印版)

注册电气工程师普通化学知识点总结一、物质的结构与状态 （一）波函数Ψ Ψ(n,n,n)，确定一个原子轨道： 主量子数n：电子离核的远近和电子能量的高低，n越大，电子能量越高。 n = 1, 2, 3, 4, ... 角量子数l：亚层，确定原子轨道的形状；对于多电子原子，与n一起确定原子轨道的能量。l = 0, 1, 2, ..., n-1 磁量子数m：确定原子轨道的空间取向。 一个电子层内，波函数Ψ数目=n2 Ψ(n,l,m,m s)，确定一个电子完整的运动状态。 自旋量子数m s：电子自身两种不同的运动状态。 m s= ±1/2 （二）原子核外电子分布三原则 1）能量最低原理：电子由能量低的轨道向能量高的轨道排布(电子先填充能量低的轨道,后填充能量高的轨道. 2）Pauli(保利)不相容原理：每个原子轨道中只能容纳两个自旋方向相反的电子(即同一原子中没有运动状态完全相同的电子,亦即无四个量子数完全相同的电子). 3）Hunt(洪特)规则：电子在能量简并的轨道中, 要分占各轨道,且保持自旋方向相同. 保持高对称性, 以获得稳定. 包括: 轨道全空, 半充满,全充满三种分布.

（三）元素周期律

元素在周期表中的分区 （四）化学键与分子结构 σ键：头碰头

氢键 物质的熔点与沸点 同类型的单质和化合物，一般随摩尔质量的增加而增大。含有氢键的比不含的要大。 物质的溶解性 相似者相溶，（非）极性易溶于（非）极性。 （五）晶体结构 离子晶体，离子电荷与半径规律如下： 1）同一周期，从左到右，电荷数增多，半径减小； 2）同一元素，电荷数增多，半径减小； 3）同一族，从上到下，离子半径增大； （六）物质状态 1）理想气体的状态方程： ①摩尔表示： 克拉珀龙方程pV=nRT 其中p为气体压强,单位帕斯卡（帕 Pa) V为气体体积,单位为立方米（m3） n为气体的物质的量,单位为摩尔（摩 mol） T为体系的热力学温度,单位开尔文（开 K） R为比例常数,单位是焦耳/（摩尔·开）,即J/（mol·K） 对任意理想气体而言,R是一定的,约为8.31441±0.00026 J/(mol·K）. ②质量表示： pV=mrT 此时r是和气体种类有关系的,r=R/M,M为此气体的平均分子量 ③分子数表示： pV=NKT N为分子数 K为波尔兹曼常数，K=1.38066×10-23J/K 2）道尔顿分压定律 气体混合物总压力等于各组分气体分压总和： p=p a +p b +...

普通化学复习题

普通化学复习题 1．在下列物质中，标准摩尔生成焓f m H Δ= 0的是（ ）。 A. C （石墨） B. C （金刚石） C. CO D. CO 2 2．通常，反应或过程的哪个物理量可通过弹式热量计直接测定而获得（ ）。 A. ?H B. p ?V C. q p D. q v 3. 某过程中，系统从环境吸热100J ，对环境做功20J ，此过程中体系?U=（ ）。 A. 80J B.120J C. -80J D. -120J 4.对于状态函数，下列说法正确的是（ ）。 A.只要系统处于平衡态，某一状态函数的值就已经确定。 B. 状态函数和途径函数一样，其变化值取决于变化过程。 C ．?H 和?U 都是状态函数。 D.任一状态函数的值都可以通过实验测得。 5真实气体行为接近理想气体性质的外部条件是（ ） A ．低温高压 B.高温低压 C.低温低压 D.高温高压 6.一个化学反应达到平衡时，下列说法正确的是（ ） A.各物质的浓度或分压不随时间而变化。 B. ?G m ? = 0 C.正、逆反应速率常数相等。 D.催化剂可提高其平衡转化率。 7. 反应3/2 H 2(g) + 1/2 N 2(g) ═ NH 3(g)，当反应进度ξ=1/2时，下面叙述中正确的是（ ）。 A. 消耗掉1/2 mol N 2 B. 消耗掉3/2 mol H 2 C. 生成1/4 mol NH 3 D. 消耗掉N 2，H 2共1 mol 8. 某体系经循环过程回到起始状态，下列量中不一定为零的是（ ）。 A. Q B. H C. S D. U 9.电镀工艺是将欲镀的金属作为电解池的（ ） A.阴极 B.阳极 C.任意一个极 D.不能作为电极 10. 下列物质标准摩尔熵S ?m 的大小排列顺序正确的是（ ）。 A. Na(s) < Br(g) < Br 2(l) B. Na(s) < Br 2(l) < Br 2(g) C. Br 2(l) < Na(s) < Br 2(g) D. Br 2(g)

(2020年整理)东南大学考研普通化学试题.doc

试卷号：B070004(答案) 注：各主观题答案中每步得分是标准得分，实际得分应按下式换算： 第步实际得分本题实际得分解答第步标准得分解答总标准得分 N= N 一、对的在题末括号内填“+”、错的填“-”。 (本大题分30小题, 每小题1分, 共30分) 1、+ 1 分 2、＋ 1 分 3、－ 1 分 4、－ 1 分 5、－ 6、－ 7、＋ 8、＋ 9、＋ 1 分 10、- 1 分 11、＋ 1 分 12、＋ 1 分 13、－ 14、－ 15、－ 16、＋ 17、－ 18、－ 19、－ 1 分 20、－ 21、＋ 1 分 22、＋ 1 分 23、＋ 1 分 24、＋ 1 分 25、＋ 1 分 26、＋ 1 分 27、- 1 分 28、－ 29、－ 30、＋ 二、将一个或两个正确答案的代码填入题末的括号内。若正确答案只有一个，多选时，该题为0分；若正确答案有两个，只选一个且正确，给1分，选两个且都正确给2分，但只要选错一个，该小题就为0分。 (本大题分5小题, 每小题2分, 共10分) 1、(1) 2 分 2、(1) 2 分 3、(2) 2 分

4、(3) 2 分 5、(2) 三、填空题。 (本大题共14小题，总计29分) 1、(本小题1分) s,p,d,f 1 分 2、(本小题1分) 动物胶 1 分 3、(本小题2分) p(N2) = 3?105 Pa 1 分 p(CO) = 2?105 Pa 1 分 4、(本小题2分) 0.127 2 分 5、(本小题2分) 3CaCO3+2Na3PO4?12H2O=Ca3(PO4)2↓+3Na2CO3+24H2O 或3CaCO3(s)+2PO43-(aq)=Ca3(PO4)2(s)+3CO32-(aq) 2 分 6、(本小题2分) 1s22s22p63s23p63d104s24p3 1 分 33 1 分 7、(本小题2分) 1. 重金属 2. 无机阴离子 3. 放射性物质 4. 有机农药及有机化合物 5. 致癌物质（任填3 种） 每种1 分，共3 分 8、(本小题2分) (-)Cd|Cd2+(1 mol?dm-3 )Ni2+(1 mol?dm-3 )|Ni(+) 1 分E= 0.15 V 1 分 增大 1 分 9、(本小题2分) C≡C 1 分 C－C 1 分 10、(本小题2分) 色散力，诱导力，取向力 1 分 色散力 1 分 11、(本小题2分) 红[FeSCN]2+ 无[FeF6]3－各0.5 分 12、(本小题3分) 热塑性塑料热固性塑料 可溶、可熔不溶、不熔各1 分13、(本小题3分) D（电离能）

普通化学知识点总结(完整版)

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 1．核外电子的运动特性 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，不能用经典的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 由于微观粒子具有波的特性，所以在量子力学中用波函数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。 (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。 (2)概率密度（几率密度）：Ψ2表示微观粒子在空间某位置单位体积内出现的概率即概率密度。 (3)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。 (4)四个量子数:波函数Ψ由n.l.m三个量子数决定，三个量子数取值相互制约： 1)主量子数n的物理意义： n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 = 1，2，3，4, ……∞，对应于电子层K，L，M，N, ··· 具有相同n值的原子轨道称为处于同一电子层。 2)角量子数ι: ι的取值：受n的限制，ι= 0,1,2……n-1 (n个)。 意义：表示亚层，确定原子轨道的形状；对于多电子原 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杂 图3－1 3)磁量子数m: 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；

大学化学期末复习资料讲解学习

1．什么是化学？（化学是在原子和分子水平上研究物质的组成、结构、性能及其变化规律和变化过程中能量关系的学科。） 2.相、状态函数、过程与途径、功和热、反应进度的概念，热力学第一定律及其相关计算。（相：系统中具有相同的物理性质和化学性质的均匀部分。状态函数：用来表征系统状态的物理量称为状态函数。过程：系统的状态发生变化，从始态到终态，我们称系统经历了一个热力学过程，简称为过程。途径：实现这个过程可以采取许多种不同的具体步奏，我们就把每一种具体步奏称为途径。在热力学中，系统发生变化时，设与环境之间交换的热为Q，与 环境交换的功为W，可得热力学能（亦称内能）的变化为ΔU = Q+ W 或Δ U=Q-W（目前通用这两种说法，以前一种用的多），为了避免混淆，物理中普遍使用第一种，而化学中通常是说系统对外做功，故会用后一种。） 例如，在一定条件下，由水、冰、水蒸气、氮气和氧气组成的体系中含有：（A） A、三个相 B、四个相 C、五个相 D、六个相 3．焓的概念，化学反应的标准摩尔焓变、物质标准摩尔生成焓的定义，化学 反应的标准摩尔焓变的计算。（焓是一个热力学系统中的能量参数。所谓标准状态，是在指定温度T和标准压力p下该物质的状态，简称标准态。标准摩尔生成焓记为ΔfHm(B, 相态, T)，在温度T（若为298.15K时则可不标出）下，由标准状态的单质生成物质B(νB=+1)反应的标准摩尔焓变。即在标准状 态下（反应物和产物都是处于100KPa，通常温度选定298.15K），由指定单质生成单位物质的量（1mol）的化合物的化学反应热（即恒压反应热），称为该物质的标准摩尔生成焓或标准生成热。标准摩尔生成焓的单位：kJ/mol。） 4.熵的概念，物质标准摩尔熵的定义及大小比较。（熵-定义：描述物质混乱度大小的物理量。物质(或体系)混乱度越大,对应的熵值越大。符号：S 。单位: J?K-1在0K时,一个纯物质的完美晶体,其组分粒子(原子、分子或离子)都处于完全有序的排列状态, 混乱度最小, 熵值最小。任何纯物质的完美晶体在0K时的熵值规定为零(S0＝0)。熵是状态函数。温度升高, 体系或物质的熵值增大。标准摩尔熵-定义：某单位物质的量的纯物质在标准态下的熵值称为标准摩尔熵。符号：Sm单位：J·mol-1·K-1。影响熵值的因素：温度升高，物质的熵值增大。同一物质在气态的熵值总是大于液态的熵值，而后者又大于固态的熵值。气态多原子分子的熵值比单原子分子大。因为熵是一种状态函数,所以化学反应的标准摩尔反应熵变 (?rSm )只取决于反应的始态和终态，而与变化的途径无关。标准摩尔反应熵变?rSm ＝Σνi Sm(生成物) +Σνi Sm(反应物) ） 例：（简要回答）将下列各物质按标准熵值由大到小的顺序排列，并简述原因。 A . Cl2(g) B . Br2(l) C . KCl(s) D . K(s) E . Na(s)

普通化学第五版浙江大学课后习题答案免费

普通化学第五版 第一章 习题答案 1. 答案（1-）（2-）（3+）（4-） 2. 答案（1c ）（2d ）（3a ）（4d ）（5abd ）（6ad ）（7d ）（8d ） 3. 答案（1）燃烧前后系统的温度（2）水的质量和比热（3）弹式量热计热容 4..答案：根据已知条件列式 K C g K g J g mol g mol J b )35.29659.298](120918.4[5.0122100032261 11 1-+???-=????----- C b = 5.答案：获得的肌肉活动的能量=kJ mol kJ mol g g 8.17%3028201808.311 =????-- 6. 答案：设计一个循环 3× )(2)(32s Fe s O Fe →×3 →)(243s O Fe )(3s FeO ×2 （）+2+6p q =3 17.166 ) 1.38(2)6.58()6.27(3-?-=----= mol kJ q p 7.答案：由已知可知 ΔH= ΔH=ΔU+Δ（PV ）=ΔU+P ΔV w ‘ =-P ΔV= -1×R ×T = ×351J = ΔU=ΔH-P ΔV=下列以应（或过程）的q p 与q v 有区别吗 简单说明。 （1） NH 4HS 的分解 NH 4HS(s) NH 3(g)＋H 2S(g) （2）生成的HCl H 2(g)＋Cl 2(g) 2HCl(g) （3） mol CO 2(s)（干冰）的升华 CO 2(s) CO 2(g) （4）沉淀出 AgCl(s) AgNO 3(aq)＋NaCl(aq) AgCl(s)＋NaNO 3(aq) 9.答案：ΔU-ΔH= -Δ（PV ）=-Δn g RT (Δn g 为反应发生变化时气体物质的量的变化) (1)ΔU-ΔH=-2×(2-0)××1000= - (2)ΔU-ΔH=-2×(2-2)×R ×T= 0 (3)ΔU-ΔH=-5×(1-0)××/1000= (4)ΔU-ΔH=-2×(0-0)×R ×T= 0 10.（1）4NH 3(g)+3O 2(g) = 2N 2(g) +6H 2O(l) 答案 （2）C 2H 2(g) + H 2(g) = C 2H 4(g) 答案 （3）NH 3(g) +稀盐酸 答案 写出离子反应式。产物是NH 4+(aq) （4）Fe(s) + CuSO 4(aq) 答案 答案 查表)15.298(K H m f θ ?/ 0 )15.298(K H m r θ? = +4×-( = )15.298(K U m r θ?)15.298(K H m r θ ? )= + ) =体积功w= -P ΔV= -(4-5)RT = 12.答案 正辛烷的M=114.224g.mol -1 25℃ 25℃ －78℃ 25℃

大学化学期末复习资料

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１.什么是化学？（化学是在原子和分子水平上研究物质的组成、结构、性能及其变化规律和变化过程中能量关系的学科。） 2．相、状态函数、过程与途径、功和热、反应进度的概念，热力学第一定律及其相关计算。(相：系统中具有相同的物理性质和化学性质的均匀部分。状态函数：用来表征系统状态的物理量称为状态函数。过程：系统的状态发生变化,从始态到终态，我们称系统经历了一个热力学过程，简称为过程。途径:实现这个过程可以采取许多种不同的具体步奏,我们就把每一种具体步奏称为途径。 在热力学中,系统发生变化时,设与环境之间交换的热为Q，与环境交换的功为Ｗ,可得热力学能（亦称内能）的变化为ΔU = Q＋ W 或ΔU=Q-Ｗ(目前通用这两种说法,以前一种用的多),为了避免混淆，物理中普遍使用第一种，而化学中通常是说系统对外做功,故会用后一种。) 例如,在一定条件下，由水、冰、水蒸气、氮气和氧气组成的体系中含有：（A）Ａ、三个相B、四个相Ｃ、五个相Ｄ、六个相 ３.焓的概念,化学反应的标准摩尔焓变、物质标准摩尔生成焓的定义,化学反应的标准摩尔焓变的计算。（焓是一个热力学系统中的能量参数。所谓标准状态，是在指定温度T和标准压力p下该物质的状态，简称标准态。标准摩尔生成焓记为ΔfHm(B，相态, Ｔ)，在温度T（若为29８.15K时则可不标出)下,由标准状态的单质生成物质B(νB=＋1)反应的标准摩尔焓变。即在标准状态下（反应物和产物都是处于100KPa,通常温度选定２98．15Ｋ）,由指定单质生成单位物质的量(1mｏl）的化合物的化学反应热(即恒压反应热）,称为该物质的标准摩尔生成焓或标准生成热。标准摩尔生成焓的单位：kJ/mｏl。) 4.熵的概念，物质标准摩尔熵的定义及大小比较。（熵-定义:描述物质混乱度大小的物理量。物质（或体系)混乱度越大,对应的熵值越大。符号：S 。单位: Ｊ?K-1在0K时,一个纯物质的完美晶体,其组分粒子(原子、分子或离子)都处于完全有序的排列状态, 混乱度最小, 熵值最小。任何纯物质的完美晶体在0K时的熵值规定为零(S0=0)。熵是状态函数。温度升高，体系或物质的熵值增大。标准摩尔熵-定义：某单位物质的量的纯物质在标准态下的熵值称为标准摩尔熵。符号:Sm单位:Ｊ·ｍol-1·K-1。影响熵值的因素:温度升高,物质的熵值增大。同一物质在气态的熵值总是大于液态的熵值，而后者又大于固态的熵值。气态多原子分子的熵值比单原子分子大。因为熵是一种状态函数,所以化学反应的标准摩尔反应熵变 (?rSｍ )只取决于反应的始态和终态,而与变化的途径无关。标准摩尔反应熵变?ｒSm =ΣνｉSｍ（生成物）＋Σνi Sｍ（反应物） ) 例：(简要回答）将下列各物质按标准熵值由大到小的顺序排列，并简述原因。 A . Cl2(g) Ｂ . Ｂｒ2(l） C . KＣl(ｓ) D ． K(ｓ) Ｅ . Ｎa(s) 解：A＞B＞Ｃ>D>E;A为气态，混乱度最大,其熵值亦最大；B为液态, 其熵值较亦Ａ小;C、Ｄ、Ｅ均为固态,依其复杂混乱程度依次减小。

大学普通化学期末考试复习资料副本

学好大学化学很简单 就是要学会 “穿线” 正文如下: 大学化学 第一章 热化学与反应 重要概念 1.系统：客观世界是有多种物质构成的，但我们可能只研究其中一种或若干物质。人为地将一部分物质与其他物质分开，被划分的研究对象称为系统。 2.相：系统中具有相同物理性质和化学性质的均匀部分称为相。 3.状态：是指用来描述系统的诸如压力P 、体积V 、温度T 、质量m 和组成等各种宏观性质的综合表现。 4.状态函数：用来描述系统状态的物理量称为状态函数。 5.广度性质：具有加和性，如体积，热容，质量，熵，焓和热力学能等。 6.强度性质：不具有加和性，仅决定于系统本身的性质。如温度与压力，密度等。 系统的某种广度性质除以物质的量或者质量之后就成为强度性质。强度性质不必指定物质的量就可以确定。 7.热力学可逆过程：系统经过某种过程由状态1到状态2之后，当系统沿着该过程的逆过程回到原来状态时，若原来的过程对环境产生的一切影响同时被消除（即环境也同时复原），这种理想化的过程称为热力学的可逆过程。 8.实际过程都是不可逆的，可逆过程是一种理想过程。 9.化学计量数：0=∑B VB Ｂ表示反应中物质的化学式，ＶＢ是B 的化学计量数， 量纲为一；对反应物取负值，生成物取正值。 10.化学计量数只表示当安计量反应式反应时各物质转化的比例数，并不是各反应物质在反应过程中世界所转化的量。 11.反应进度ξ：b b v /n ?=?ξ 对于化学反应来讲，一般选未反应时，0=ξ 引入反应进度这个量最大的优点是在反应进行到任意时刻时，可用任一反应物或产物来表示反反应进行的程度，所得的值总是相等的。 12.反应热的测定：T C T m c T T m c q s s s 12s s ??-=???-=-??-=）（ 所用到的仪器是弹式热量计又称氧弹 弹式热量计中环境所吸收的热可划分为两部分：主要部分是加入的吸热介质水所吸收的，另一部分是金属容器等钢弹组件所吸收的。前一部分的热用）（O H q 2表示，后一部分热用b q 表示，钢弹组件的总热容b C 告诉了

浙江大学普通化学知识点总结一

普通化学知识点总结 一．气体液体和固体 1.气体状态方程 （1）状态变量：温度，体积，压强，密度，黏度，折射率，热的传导率等，各物理量之间并非完全独立。（2）理想气体状态方程：，或，其中R=8.314 J/(mol·K) 模型化条件：气体分子本身（相对于其间距）大小可以忽略；分子间不存在相互作用。 适用范围：高温（接近或高于室温）低压（接近或低于1个大气压）气体。 （3）道尔顿分压定律：p=p(A)+p(B)，或者p(A)=p·y(A)，其中y(A)=n(A) /n （4）真实气体状态方程：通过实验测量，总结出许多适用于不同气体的状态方程，最具代表性的是范德华方程：（2）（） 理解：2项是分子间作用力对压强的增加量，与摩尔体积成平方反比关系；b是扣去气体分子本身体积的大小。 此外还有维里方程：其中B、C、D分别称作第二，第三，第四维里系数，与气体本性有关，是温度的函数。 2.气体的液化 （1）相与相变：（物）相是物理性质与化学性质一致的宏观分子聚集体。相变是物质从一种相（中间经历复相系）转变成另一种相的过程。 例如:混合均匀的不同气体或液体是单相系，水和油共存（不能混合）属于复相系，水在低温下的六种结晶态分属于不同的六种相。 气体等温压缩（准静态变化且未产生液体）前后两个状态属于两种相，但该过程不属于相变化。 （2）CO2等温压缩曲线

（2）液体热胀冷缩，随着T增大，增大（3）温度升高时，气液共存时的蒸汽压（即

超临界状态：温度超过临界温度，压力超过临界压力的状态。 特点：①分子间距很小，与通常液体相近，可作溶剂。 ②同时具备液体高密度和气体低黏度的特性，物质在其中扩散很快。因此，超临界流体对于许多化学物质具有很强的溶解性。 应用：（超临界萃取）用超临界状态的流体,溶出植物原料中的有用化学成分（香精、天然药用成分等）；当压力和温度恢复到常温常压时，超临界流体变成普通状态的气体而离去，只留下所需的化学成分。该方法具有高效、快速、污染小的特点，常用的超临界流体有二氧化碳，氧化亚氮，乙烷，乙烯，甲苯。 3.饱和蒸气压 内涵：与液体平衡共存的蒸汽称为液体的饱和蒸汽(Saturated Vapor)，饱和蒸汽的压力称为饱和蒸汽压；沸水中气泡内的蒸汽是饱和蒸汽，因为水中气泡内蒸汽与水平衡共存；与固体平衡共存的蒸汽称为固体的

大学无机化学期末考试复习资料(天津大学第四版)

第一章 化学反应中的质量和能量关系 重要概念 1.系统：客观世界是有多种物质构成的，但我们可能只研究其中一种或若干物质。人为地将一部分物质与其他物质分开，被划分的研究对象称为系统。 2.相：系统中具有相同物理性质和化学性质的均匀部分称为相。 3.状态：是指用来描述系统的诸如压力P 、体积V 、温度T 、质量m 和组成等各种宏观性质的综合表现。 4.状态函数：用来描述系统状态的物理量称为状态函数。 5.广度性质：具有加和性，如体积，热容，质量，熵，焓和热力学能等。 6.强度性质：不具有加和性，仅决定于系统本身的性质。如温度与压力，密度等。 系统的某种广度性质除以物质的量或者质量之后就成为强度性质。强度性质不必指定物质的量就可以确定。 7.热力学可逆过程：系统经过某种过程由状态1到状态2之后，当系统沿着该过程的逆过程回到原来状态时，若原来的过程对环境产生的一切影响同时被消除（即环境也同时复原），这种理想化的过程称为热力学的可逆过程。 8.实际过程都是不可逆的，可逆过程是一种理想过程。 9.化学计量数：0=∑B VB Ｂ表示反应中物质的化学式，ＶＢ是B 的化学计量数， 量纲为一；对反应物取负值，生成物取正值。 10.化学计量数只表示当安计量反应式反应时各物质转化的比例数，并不是各反应物质在反应过程中世界所转化的量。 11.反应进度ξ：b b v /n ?=?ξ 对于化学反应来讲，一般选未反应时，0=ξ 引入反应进度这个量最大的优点是在反应进行到任意时刻时，可用任一反应物或产物来表示反反应进行的程度，所得的值总是相等的。 12.习惯对不注明温度和压力的反应，皆指反应是在298.15K ，100kPa 下进行的。 13.一般没有特别的注明，实测的反应热（精确）均指定容反应热，而反应热均指定压反应热。 14.能量守恒定律：在任何过程中，能量不会自生自灭，只能从一种形式转化为另一种形式，在转化过程中能量的总值不变。也叫做热力学第一定律。ΔU=Q+W 15.热力学能具有状态函数的特点：状态一定，其值一定。殊途同归，值变相等。周而复始，值变为零。 16.系统与环境之间由于存在温差而交换的热量称为热。若系统吸热值为正，若系统放热值为负。 17.系统与环境之间除了热以外其他形式传递的能量都称为功。系统得功为正，系统做功为负。在一定条件下由于系统体积的变化而与环境交换的功称为体积功?-=pdV W ，除体积功以外的一切功称为非体积功如电功。 18.功和热都是过程中被传递的能量，它们都不是状态函数，其数值与途径有关。而热力学第一定律中的热力学能的改变量只有过程的始态和终态决定，而与过程的具体途径无关。 19.化学反应热是指等温过程热，即当系统发生了变化后，使反应产物的温度回到反应前始态的温度，系统放出或吸收的热量。