无机化学知识小结

无机化学知识小结第一章溶液一、常用溶液浓度的表示方法1、质量浓度ρb=m b/v (kg.m-3）2、质量分数ωb=m b/m总(%）3、物质的量浓度C b=n b/v (mol/L)4、摩尔分数x b=n b/n总（%)5、质量摩尔浓度（b B定义为溶质B的物质量n B除以溶剂A的质量）B b=n B/m A（mol/kg) b B=m B/(m A ∙m b)二、在稀溶液中浓度之间的换算关系（以单位为标准）1、稀溶液的依数性（非电解质稀溶液)定义：如蒸汽压下降，沸点升高，凝固点降低，渗透压等性质与溶质的本质无关，仅取决于溶液的性质，即与溶质粒子的数目有关。

（1）蒸汽压下降（∆p）kpa ∆p=p A0X B=n B/(n A+n B)∙P0AP0A：为纯溶剂在一定温度下的蒸汽压（kpa）X B:为B的摩尔质数P:为溶液在一定温度下的蒸汽压拉乌尔定律:在一定溶液的温度下，难挥发非电解质稀溶液的蒸汽压近似地与溶质B的摩尔浓度成正比。

∆P=Kb B(K为(P A0*M A)/1000)(3)渗透压(范特霍夫定律）π在一定温度下，非电解质稀溶液的渗透压和溶质的物质的量浓度成正比，与溶质额本性无关。

π=c B RTΠ是渗透压，c B 是溶质的物质的量浓度，R 是摩尔气体常数【8.314J/(mol*l ）】，(4)电解质稀溶液的依数性 (生理等渗溶液380--320mol/L)第二章 化学平衡第一节 化学反应的可逆性 1、化学平衡的几个特点 （1）正逆反应速率相等（2）化学平衡是可逆反应进行的最大限度，此时反应系统中的各物质浓度不再随时间而变化。

这是化学平衡建立的标志。

（3）化学平衡是相对的、有条件的动态平衡。

当外界条件改变时，原来的化学平衡被破坏，直至新条件下建立起新的化学平衡。

2、标准平衡常数（1）标准平衡常数表达式1、稀溶液中反应的标准平衡常数 对于在理想溶液中进行的任一可逆反应在一定温度下达到平衡时，其标准平衡常数表达式为【A 】、【D 】、【E 】、【F 】分别表示物质A 、D 、E 、F 在平衡时的量浓度；)()aq ((aq)(aq)f dD aA aq F eE +⇔+括号内的表示物质的相对浓度；右侧为缩写，因为标准浓度、2、气体混合物反应的标准平衡常数 对于任一理想气体的可逆反应等表示物质在平衡时的分压，等表示物质的相对平衡分压。

因标准压力为1000kpa ，故不能省略分母项。

因此，对任一可逆反应式中的表达式分别为平衡状态时各物质以其标准状态为参考量求得的相对分压或相对浓度。

在实际化学平衡计算中，多采用标准平衡常数。

反应中纯固体、纯液体或稀溶液中的水不算进3、多重平衡规则在多重平衡系统中，如果某一平衡反应可以由几个平衡反应相加（或相减）得到，泽则该平衡反应的标准平衡常数等于几个平衡反应的标准平衡常数的乘积(或商），这种关系为多重平衡规则。

lmol c /1=θ)()()(d )g (a g fF g eE g D A +⇔+ )(eq A P θp /)(eq A P θK例 (1)反应1 (2)反应2(3)反应3由(1)+(2)=(3)得4、化学平衡的计算转化率(α)=（平衡时该物质已转化的量/反应前该物质的总量）╳100% 转化率(α)=（某反应物起始浓度--某反应物平衡浓度）/反应物起始浓度 转化率越大，表示反应经行的程度大。

转化率与平衡常数有明显不同，转化率与反应系统的起始状态有关，而且必须明确指出是反应物中哪种物质的转化率。

第二节 化学平衡的移动1、浓度对化学平衡的影响反应商Q 会随浓度的改变而改变在一定温度下达平衡时，其商为Q （对溶液来说）其中C A 等表示A 在某一时刻物质的量浓度；等表示物质A 在某一时刻的相对浓度。

Q 的表达式对于气体反应为其中P A 等表示在某一时刻的分压，等为物质A 在某一时刻的相对分压。

θ1K θ2K θ3K θθθ213K K K ⋅=()()()()aq fF aq eE aq dD aq aA +⇔+θC C A /θP P A /用Q 与 的相对大小判断化学反应的方向(1)当相等时，化学平衡。

（2）当Q<时，平衡正向自发进行。

（3）当Q>时，平衡逆向自发进行。

归纳：在其他条件不变的情况下，增大反应物的或减小生成物浓度，平衡向正反应方向进行；减小反应物浓度或增大生成物浓度，平衡向逆向进行。

2、压力对化学平衡的影响 (一)、改变分压对化学平衡的影响当温度、体积不变时，改变系统中任意一种反应物或生成物的分压，化学平衡将移动。

如果增大反应物的分压或减小生成物的分压，反应商减小，平衡正向移动；若减小反应物的分压或增大生成物的分压，反应商增大，平衡逆向移动。

（二）、改变总压对化学平衡的影响 对任一气相反应设反应系统的体积变化时，系统的总压力改变x 倍，系统中各组分的分压也相应改变x 倍，此时反应商为：式中：为气体组分的计量系数，反应物为负值，生成物为正值。

为气体分子数增加反应；反之为气体分子减小的分压，若为0为气体分子不变的反应。

（1）当反应前后计量数不变，即，平衡不发生移动。

（2）当或<0,平衡发生改变。

总压增大，平衡向气体分子总数减小θk θk θk fF eE +⇔+dD aA )g (B v 0)(>∑g B v 0)(=∑g B v 0)(>∑g B v的方向移动；总压减小，平衡向气体分子总数增大的方向移动。

（三）、惰性气体对化学平衡的影响1、在定温定容的条件下，加入惰性气体，平衡不发生移动2、在定温定压的条件下，加入的惰性气体，平衡向气体分子数增加的方向移 动。

3、温度对化学平衡的影响通过化学热力学可以导出温度与标准常数的关系式式中：表示在温度T 下的标准平衡常数，为标准摩尔焓变（即为定压热），R 为摩尔气体常数，取值为8.314，r 为反应。

（1）、当反应为吸热反应时，>0。

当温度升高时，向吸热反应方向进行（正）；当温度降低时，向放热反应方向进行(逆）。

（2）、当反应为放热时，<0，当温度升高时，向吸热反应方向进行（逆）；当温度降低时，向放热反应方向进行（正)。

4、总结：如果改变平衡系统的条件之一（如浓度、压力或温度），平衡就会向这种改变的方向移动。

第三章 酸碱平衡第一节 酸碱理论的发展1、酸碱的定义：凡是能够给质子（H +)的物质称为酸，凡是能够接受质子的物质物质称为碱。

θk θm r H ∆)/(l mol J ⋅θm r H ∆θm r H ∆2、共轭酸碱：酸给出质子后变成其共轭碱，碱接受质子后变成其共轭酸。

其通式为：酸≒碱+质子。

在酸碱质子理论中没有盐的概念，电离理论中的盐，在质子理论中都是离子酸或离子碱。

3、酸碱反应的实质：两对共轭酸碱的质子传递效应。

质子论把电离理论中的弱酸、弱碱的电离，水的自偶电离，酸碱中和，离子的水解都归为质子传递反应，同时把一些非水质子溶剂中的反应也归为质子传递效应。

强酸→弱碱强碱→弱酸（箭头后表示前者的共轭物）4、酸碱强度：在同一弱碱中，不同酸碱的强弱取决于酸碱本性。

酸给出质子的能力强，酸性强；碱接受质子的能力强，碱性强。

5、酸碱电子理论：（1）、酸碱定义：凡是能够接受电子对的物质都称为酸；凡是能够给出电子对的物质都称为碱。

酸是电子对的受体，碱是电子对的给体。

（2）、反应类型：酸碱加合反应(Ag++cl-==AgCl）碱取代反应[Fe(SCN)6]3-+3OH-==Fe(OH)3+6SCN-酸取代反应[Cu(NH3）4）2++4H+==Cu2++4NH4+双取代反应HAc=NaOH==NaAc+H2O第二节强电解质溶液电解质:在水溶液中或熔融状态下能导电的化合物。

按是否为完全解离可分为 强电解质和弱电解质。

非电解质稀溶液的依数性与溶液中溶质质点的数量成正比，而与溶质的本质无关。

第三节 弱电解质的解离平衡 1、水的质子自递平衡和溶液的PH水的电离平衡为平衡表达式为：2、一元弱酸（碱）的质子传递平衡(1)、解离常数：以一元弱酸HAc ，NH 4为例平衡常数为酸的质子传递平衡常数，简称酸常数，同理，平衡常数为碱的质子传递平衡常数，简称碱常数。

其只与温度有关，与浓度无关。

两者相乘为水的离子积。

(2)、解离度:弱酸、弱碱在溶液中的解离程度可用解离度表示。

用α表示。

α=(已解离的分子/解离前的分子总数)╳100%解离度的大小除决定于电解质的本性外，还与外界因素如溶剂、温度、溶液的浓度等有关。

同一电解质溶液，浓度越稀，解离度越大。

-++⇔OH H O H 2141000.1]][[--+⨯==OH H K W θθa K θb K（3）、一元弱酸（弱碱）的质子传递平衡的就是计算设一元弱酸的浓度为cmol/L ，当时，忽略水的质子自递平衡，只考虑弱酸的质子传递平衡，则：（4）、稀释定理解离常数与解离度的关系设一元弱酸HA 的起始浓度为c mol/L ，解离常数为解离度为 αHA H ++A - 相对起始浓度 c 0 0 相对平衡浓度 c-c α cα c αθθw a K K c 20≥⋅θa K ⇔3、两性物质的质子传递平衡酸碱质子理论中，把既能给出质子又能接受质子的物质称为两性物质，常见的两性物质有三种类型：①两性阴离子，如HCO3－、H2PO4－、HPO42－；②阳离子酸和阴离子碱组成的两性物质（弱酸弱碱盐），如NH4Ac；③氨基酸型两性物质（以NH3+—CHR—COO－为代表）。

两性物质水溶液的酸碱性，可根据酸常数和碱常数的相对大小来判断，若酸常数大于碱常数，水溶液成酸性；若酸常数小于碱常数，水溶液成碱性。

4、酸碱质子传递平衡的移动1、同离子效应: 在弱电解质的溶液中,加入与该电解质有相同离子的强电解质, 使弱电解质的电离平衡向左移动,从而降低弱电解质解离度的现象。

同离子效应对弱电解质溶液的解离度影响较大。

2、盐效应：在弱电解质溶液中加入其它强电解质时，该弱电解质的解离度将会稍有增大，这种影响称为盐效应。

需要指出的是在产生同离子效应时，必然伴随盐效应，但稀溶液中，盐效应的影响比同离子效应要弱得多，一般将盐效应的影响忽略不计，只考虑同离子效应。

第四节缓冲溶液1、缓冲溶液的组成及作用原理缓冲溶液的组成：由一对共轭酸碱组成。

组成缓冲溶液的一对酸碱称为缓冲或缓冲系。

缓冲溶液：是一种能抵抗少量强酸、强碱和水的稀释而保持溶液pH 值基本不变的溶液。

如: HAc －NaAc; NH3－NH4Cl; Na2CO3－NaHCO3 2、缓冲溶液pH 的计算缓冲范围： 该式称为缓冲溶液的有效pH 范围3，简称缓冲范围。

冲能力越大。

3、缓冲溶液的选择与配制（可能有计算题）需要制备某一特定pH 值的缓冲溶液时，应按下列原则和步骤进行： 1.计算所需缓冲对的量 2.选择合适的缓冲对 3.总浓度要相宜 4.计算所需缓冲对的量 5.用仪器进行校正第四章 沉淀溶解平衡第一节 溶度积原理1±=θa pK pH1、溶度积常数溶度积常数与其他化学平衡常数一样，只与难溶电解质的本性和温度有关，与浓度无关。