普通化學知識點總結(jié)全

1、普通化學復(fù)習資料3.1物質(zhì)的結(jié)構(gòu)與物質(zhì)的狀態(tài)3.1.1原子結(jié)構(gòu)1核外電子的運動特性核外電子運動具有能量量子化、波粒二象性和統(tǒng)計性的特征，不能用經(jīng)典的牛頓力學來描述核外電子的運動狀態(tài)。2核外電子的運動規(guī)律的描述由于微觀粒子具有波的特性，所以在量子力學中用波函數(shù)來描述核外電子的運動狀態(tài)，以代替經(jīng)典力學中的原子軌道概念。 (1)波函數(shù)(原子軌道)：用空間坐標來描寫波的數(shù)學函數(shù)式,以表征原子中電子的運動狀態(tài)。 一個確定的波函數(shù)，稱為一個原子軌道。(2)概率密度（幾率密度）：2表示微觀粒子在空間某位置單位體積內(nèi)出現(xiàn)的概率即概率密度。(3)電子云：用黑點疏密的程度描述原子核外電子出現(xiàn)的概率密度(2)分布規(guī)

2、律的圖形。黑點較密的地方,表示電子出現(xiàn)的概率密度較大,單位體積內(nèi)電子出現(xiàn)的機會較多。(4)四個量子數(shù):波函數(shù)由n.l.m三個量子數(shù)決定，三個量子數(shù)取值相互制約：1) 主量子數(shù)n的物理意義：n的取值：n=1,2,3，4 , 意義： 表示核外的電子層數(shù)并確定電子到核的平均距離；確定單電子原子的電子運動的能量。n = 1，2，3，4, ， 對應(yīng)于電子層K，L，M，N, ···具有相同n值的原子軌道稱為處于同一電子層。2) 角量子數(shù): 的取值：受n的限制，= 0,1,2n-1 (n個)。意義：表示亞層，確定原子軌道的形狀；對于多電子原子，與n共同確定原子軌道的能量。 的取

3、值： 1 ， 2 ， 3 ， 4電子亞層： s, p, d, f 軌道形狀： 球形 紡錘形 梅花形 復(fù)雜圖31 3) 磁量子數(shù)m: m的取值：受的限制， m=0 ,±1,±2±(2+1個) 。意義：確定原子軌道的空間取向。 =0， m=0， s軌道空間取向為1； =1, m=0 ,±1， p軌道空間取向為3； =2, m=0 ,±1,±2 , d軌道空間取向為5；n，相同的軌道稱為等價軌道。 s軌道有1個等價軌道，表示為： p軌道有3個等價軌道，表示為： d軌道有5個等價軌道，表示為：一個原子軌道是指n、m三種量子數(shù)都具有一定數(shù)值時的

4、一個波函數(shù)（n,m），例如(1,0,0)代表基態(tài)氫原子的波函數(shù)。 n、m取值合理才能確定一個存在的波函數(shù)，亦即確定電子運動的一個軌道。n、m的取值與波函數(shù)：n=1(1個), =0,m=0, (1,0,0)n=2（4個）, =n=3(9個), = n=4(16個) 波函數(shù)數(shù)目n2 在一個確定的原子軌道下，電子自身還有兩種不同的運動狀態(tài)，這由mS確定.4)自旋量子數(shù)ms： ms的取值：ms= 意義：代表電子自身兩種不同的運動狀態(tài)(習慣以順、逆自旋兩個方向形容這兩種不同的運動狀態(tài),可用 表示自旋平行,表示自旋反平行。 這樣n、m、mS四個量子數(shù)確定電子的一個完整的運動狀態(tài),以（n,m, mS）表示。

5、 例：(1,0,0,+),(1,0,0,-) ，(2,1,1,+) ，(2,1,1, -) 等等。 3.原子核外電子分布三原則（1）泡利不相容原理：一個原子中不可能有四個量子數(shù)完全相同的兩個電子.因為同一個軌道的電子，n、m三個量子數(shù)已相同，第四個量子數(shù)ms= 必不相同由此可得出:一個原子軌道中最多能容納自旋方向相反的兩個電子。表示為：根據(jù)每層有n2個軌道，每個軌道最多能容納兩個電子，由此可得出每一層電子的最大容量為2 n2。（2）最低能量原理：電子總是盡先占據(jù)能量最低的軌道。電子依據(jù)軌道近似能級圖由低到高依次排布。軌道近似能級圖為:7s6s 4f 5d 6p5s 4d 5p4s 3d 4p3

6、s 3p2s 2p1s（3）洪特規(guī)則：在n和值都相同的等價軌道中，電子總是盡可能分占各個軌道且自旋平行。如2p3:洪特規(guī)則特例：當電子的分布處于全充滿、半充滿或全空時，比較穩(wěn)定。全充滿: p6或d10或f14半充滿: p3或d5或f7全空: p0或d0或f0例如, 24Cr 1S22S22P63S23P63d54S1 , 半充滿比較穩(wěn)定。29u 1S22S22P63S23P63d104S1, 全充滿比較穩(wěn)定。 (4)核外電子分布式：原子的核外 原子的 離子的核外 離子的電子分布式 外層電子分布式 電子分布式 外層電子分布式（價電子構(gòu)型） 1s22s22p63s1 3s1 Na+:1s22s22

7、p6 2s22p6 1s22s22p63s23p4 3s23p4 S2-:1s22s22p63s23p6 3s23p6 1s22s22p6 3s23p63d64S2 3d64s2 Fe3+:1s22s22p63s23p63d5 3s23p63d524Cr 1S22S22P63S23P63d54S1 3d54S1 24Cr3:1S22S22P63S23P63d3 3S23P63d329u 1S22S22P63S23P63d104S1 3d104S1 29u2:1S22S22P63S23P63d9 3S23P63d9根據(jù)電子的排布，還可判斷出軌道中未成對電子的數(shù)目。例：根據(jù)Fe原子的價電子構(gòu)型3d

8、64s2 ，判斷其軌道圖中，未配對的電子數(shù)。 3d6 4s2 可見未成對電子數(shù)為 4。(3)原子、離子的電子式及分子結(jié)構(gòu)式電子式:在元素符號周圍用小黑點(或×)來表示原子或離子的最外層電子的式子。例如:H. Na. .Mg. .Ca. :C: 分子結(jié)構(gòu)式：用“”代表一對共用電子對的分子式。例如:NN，O=C=O，Cl-Cl ，HCl 3.1.4氣體定律1.理想氣體狀態(tài)方程 PV = nRT式中 P: 壓力, Pa;( 1 atm = 1.01×105 Pa ; 1 atm = 760毫米汞柱)V: 體積, m3;(1 m3 =103L)T: 絕對溫度, K；n: 摩爾數(shù),

9、mol;R: 氣體常數(shù), R8.314JK-1mol-1 注意:若壓力單位為“kPa”,體積單位對應(yīng)使用升“L”. 當n一定時，P、V、T變則有 n,T一定時，P1V1P2V2 n,P一定時， T ，P一定時， PV，=，P，M 式中m: 質(zhì)量 ,克;M: 摩爾質(zhì)量, g/mol； :氣體密度,g/ m3;實際氣體在高溫低壓下，接近理想氣體。例1：已知在1.0×105Pa，27OC時，0.6克的某氣體占0.5升,試求此氣體的分子量.解: m=0.6g ,T =273+27=300K ,V=0.5升=0.5×10-3 m3,據(jù)理想氣體狀態(tài)方程M例2.已知10 OC時,水的蒸汽

10、壓為1.227kPa,在10 OC、101。3 kPa下，于水面上收集到1.5L某氣體,則該氣體的物質(zhì)量為多少mol?解:2.分壓定律分壓：氣體混合物中每一種氣體的壓力，等于該氣體單獨占有與混合氣體相同體積時所產(chǎn)生的壓力。道爾頓分壓定律:適于各組分互不反應(yīng)的理想氣體。1)氣體混合物總壓力等于混合物中各組分氣體分壓的總和。 P總PAPB2)混合氣體中某組分氣體的分壓，等于總壓力乘以該組分氣體的摩爾分數(shù)。 Pi=iP總 PA= 分壓定律可用來計算混合氣體中組份氣體的分壓、摩爾數(shù)或在給定條件下的體積。例：有一混合氣體（N2、CO2、O2）其總壓力為101.325kPa，此氣體的組成為：N225%、C

11、O215%、O260%（體積百分比），試計算混合氣體中各組分的分壓。解：PN2 =P總×摩爾分數(shù)P總×體積分數(shù)101.325×25%=25.33kPa；PCO2 = 101.325×15%=15.20kPa；PO2 = 101.325×60%=60.80kPa；3.2.1溶液濃度1.質(zhì)量分數(shù)(%)% 2.物質(zhì)的量濃度(C) ,mol.dm3 3.質(zhì)量摩爾濃度(m) ,mol.kg-1 4.摩爾分數(shù)(x) 3.2.2稀溶液的通性1.溶液的蒸汽壓下降（1）蒸汽壓（飽和蒸汽壓）P0：在一定溫度下，液體和它的蒸汽處于平衡時，蒸汽所具有的壓力。試驗現(xiàn)象:

12、 一封閉鐘罩中放一杯純水A和一杯糖水B，靜止足夠長時間發(fā)現(xiàn),A杯變成空杯，B杯中水滿后溢出。此試驗證明:溶液的蒸汽壓總是低于純?nèi)軇┑恼羝麎海洳钪捣Q為溶液的蒸汽壓下降（P）。2）拉烏爾定律：在一定溫度下，難揮發(fā)的非電解質(zhì)稀溶液的蒸汽壓下降（P）和溶質(zhì)（B）的摩爾分數(shù)成正比。 P=（2）溶液的的沸點上升和凝固點下降1）沸點：液相的蒸汽壓等于外界壓力時的溫度。2）凝固點：液向蒸汽壓和固相蒸汽壓相等時的溫度。3）汽化熱：恒溫恒壓下，液態(tài)物質(zhì)吸熱汽化成氣態(tài)，所吸收的熱量稱為汽化熱。試驗證明:溶液的沸點總是高于純?nèi)軇┑姆悬c；溶液的凝固點總是低于純?nèi)軇┑哪厅c。利用凝固點下降的原理,冬天可在水箱中加入乙二

13、醇作為防凍劑。4）拉烏爾定律：難揮發(fā)非電解質(zhì)稀溶液的沸點上升（Tb）和凝固點下降（Tf）與溶液的質(zhì)量摩爾濃度（m）成正比。Tb=kbm Tf=kfmkb: 溶劑的摩爾沸點上升常數(shù);kf: 溶劑的摩爾凝固點下降常數(shù).拉烏爾定律可用來計算溶液的沸點、凝固點或溶質(zhì)的摩爾質(zhì)量。例：將18.0g葡萄糖C6H12O6溶于100.0g水中,計算此溶液的凝固點和沸點。解：葡萄糖的摩爾質(zhì)量為180.0g,其質(zhì)量摩爾數(shù)濃度為:;水的摩爾沸點上升常數(shù)kb=0.52Tb=kbm =0.52×1.000=0.52OC; 因此溶液的沸點為:100+0.52=100.52 OC;水的凝固點下降常數(shù)kf=1.85,

14、Tf=kfm=1.85×1.000=1.85 OC; 因此溶液的凝固點為:0-1.85=-1.85 OC;（3）滲透壓1)半透膜：動物的腸衣、細胞膜、膀胱膜等只允許溶劑分子透過,而不允許溶質(zhì)分子(或離子)透過的膜稱半透膜.2)滲透現(xiàn)象:溶劑透過半透膜而浸入溶液的現(xiàn)象.若在溶液的液面上施加一定的壓力,則可阻止溶劑的滲透.為了使?jié)B透停止必須向溶液液面施加一定的壓力.3) 滲透壓（）：為維持被半透膜所隔開的溶液與純?nèi)軇┲g的滲透平衡而需要的額外壓力。4）滲透壓的規(guī)律：當溫度一定時，稀溶液的滲透壓和溶液的摩爾濃度c成正比；當濃度一定時，稀溶液的滲透壓和溫度T成正比。 v=nRT =cRT滲透

15、壓的規(guī)律可用來計算溶液的滲透壓和溶質(zhì)的摩爾質(zhì)量。溶液的蒸汽壓下降、沸點上升、凝固點下降和滲透壓這些性質(zhì)，與溶質(zhì)的本性無關(guān)，只與溶液中溶質(zhì)的粒子數(shù)有關(guān)，稱為溶液的依數(shù)性。（4）說明:電解質(zhì)溶液，或者濃度較大的溶液也與非電解質(zhì)稀溶液一樣具有溶液蒸汽壓下降、沸點上升、凝固點下降和滲透壓等依數(shù)性但是，稀溶液定律所表達的這些依數(shù)性與溶液濃度的定量關(guān)系不適用于濃溶液和電解質(zhì)溶液。對于電解質(zhì)稀溶液，蒸汽壓下降、沸點上升、凝固點下降和滲透壓的數(shù)值都比同濃度的非電解質(zhì)稀溶液的相應(yīng)數(shù)值要大。對同濃度的溶液來說，沸點高低或滲透壓大小順序為：1)A2B或AB2型強電解質(zhì)溶液AB型強電解質(zhì)溶液弱電解質(zhì)溶液非電解質(zhì)溶液對

16、同濃度的溶液來說，蒸汽壓或凝固點的順序正好相反：2)A2B或AB2型強電解質(zhì)溶液AB型強電解質(zhì)溶液弱電解質(zhì)溶液非電解質(zhì)溶液例1, 將質(zhì)量摩爾濃度均為0.10 mol·kg-1的BaCl2, HCl, HAc, 蔗糖水溶液的粒子數(shù)、蒸氣壓、沸點、凝固點和滲透壓按從大到小次序排序:解：按從大到小次序排序如下：粒子數(shù) : BaCl2 HCl HAc 蔗糖蒸氣壓 : 蔗糖 HAc HCl BaCl2沸點: BaCl2 HCl HAc 蔗糖凝固點 : 蔗糖 HAc HCl BaCl2滲透壓: BaCl2 HCl HAc 蔗糖例2,下列水溶液蒸氣壓及凝固點的高低順序為：0.1mol kg-1蔗糖

17、0.1mol kg-1HAc0.1mol kg-1NaCl0.1mol kg-1CaCl23.2.3可溶電解質(zhì)單相電離平衡1.水的電離平衡：H2O（）= H+(aq) + OH-(aq)(1)水的離子積： KwW=wC(H+)·C(OH) 250C KwW=1.0×10-14-3HCl溶液中, C(H+-3, C(H+)·C(OH)= KwWC(OH)=(2) pH值: pH=lgC(H), pOH=lgC(OH),pH + pOH=1-3HCl溶液,pH=1,pOH=14-1=132.酸堿質(zhì)子理論(1)酸：凡能給出H+的物質(zhì)稱為酸。(2)堿：凡能接受H+的物質(zhì)稱

18、為堿。一個酸給出質(zhì)子變?yōu)槠涔曹棄A, 一個堿給出質(zhì)子變?yōu)槠涔曹椝?HA = H+ A共軛酸 共軛堿例如, 共軛酸堿對:HAcNaAc、HFNH4F、NH4ClNH3、H2CO3HCO3、HCO3CO32、H2PO4HPO42等。有的物質(zhì)既可作為酸給出質(zhì)子，又可作為堿得到質(zhì)子，因此具有兩性。如，HCO3、H2PO4、HPO42等。3.一元弱酸的解離平衡：如,HAc(aq) = H+ (aq) + Ac(aq)弱酸的解離常數(shù)： Ka=若弱酸比較弱，Ka104則：ceq(H+);解離度=×100% ,ceq(H+)c；HAc(aq) = H+ (aq) + Ac(aq)平衡濃度/mol

19、83;dm-3 c -c c c若弱酸比較弱，Kac2.稱溶液的稀釋定律說明：（1）Ka越大則酸性越強。Ka只與溫度有關(guān),在一定溫度下, Ka為一常數(shù),Ka不隨濃度變化而變。（2）在一定的溫度下, 解離度大小可隨濃度c而變,溶液稀釋時,濃度c下降, 則解離度升高；（3）稀釋雖然增加了解離度，但由于體積增大,總濃度卻減少,一般,解離度增大的程度比濃度減少的程度要小的多,因此總的說來,溶液稀釋, H+降低.例1. 求-3 HAc溶液的PH值。（Ka1.8×105）解: ceq(H+)=pH =2.88例2.某溫度時, -3 HCN的電離度為0.010,則該溫度時，HCN的解離常數(shù)Ka是多

20、少？解：Kac20.100×（0.010）21.00×1094.一元弱堿的解離平衡：如,NH3(aq)H2O() = NH4(aq)OH(aq)弱堿的解離常數(shù)：Kb=若弱堿比較弱，Kb104則： Ceq(OH) Ceq(H)=例:求-3 氨水溶液的PH值。（Kb1.8×105）解：Ceq(OH)Ceq(H)=PH11.135.多元弱酸解離平衡： 多元弱酸堿二級解離往往比一級解離弱得多，可近似按一級解離處理。如,H2S(aq)=H(aq)HS(aq),Ka1=9.1×108HS(aq)= H(aq) S2(aq),Ka2=1.1×1012Ka1K

21、a2,忽略二級解離，按一級解離處理：ceq(H+)因ceq(H+)ceq(HS),根據(jù)二級解離平衡, 故 ceq(S2)Ka26.鹽類水解平衡及溶液的酸堿性(1)強堿弱酸鹽的水解: 強堿弱酸鹽水解生成弱酸和強堿,溶液呈堿性。例如NaAc水解： AcH2O=HAcOH(2)強酸弱堿鹽的水解: 強酸弱堿鹽水解生成弱堿和強酸,溶液呈酸性。例如NH4Cl水解： NH4H2O=NH3.H2OH(3)弱酸弱堿鹽水解：水解生成弱酸和弱堿,溶液酸堿性視弱酸Ka和弱堿Kb相對強弱大小。例如NH4Ac水解溶液呈中性： NH4Ac H2O NH3.H2O HAc(4)強酸強堿鹽水解：溶液呈中性。如NaCl溶液, p

22、H=7。7.緩沖溶液（1）同離子效應(yīng)：在弱電解質(zhì)溶液中，加入與弱電解質(zhì)具有相同離子的強電解質(zhì)，使弱電解質(zhì)的解離度降低，這種現(xiàn)象叫做同離子效應(yīng)。在弱酸的溶液中，加入該酸的共軛堿，或在弱堿的溶液中加入該堿的共軛酸，則弱酸或弱堿解離度降低。例如，在HAc溶液中加入NaAc，使HAc解離平衡向左移動，即HAc(aq) = H+(aq) + AC(aq) AC（加入NaAc），從而使HAc解離度降低（解離常數(shù)Ka不變）,H+濃度降低,溶液pH值升高。同理,在氨水溶液中加入氯化銨,增加NH4+濃度,使氨水解離度降低, OH降低, 溶液pH值升高。溶液pH值降低。(2）緩沖溶液：由弱酸及其共軛堿（如,弱酸與

23、弱酸鹽）或弱堿及其共軛酸（如,弱堿與弱堿鹽）所組成的溶液，能抵抗外加少量強酸、強堿或稍加稀釋而使本身溶液pH值基本保持不變，這種對酸和堿具有緩沖作用的溶液稱緩沖溶液。說明: 緩沖溶液的緩沖能力是有限的,當加入大量的酸堿時,溶液的pH值將發(fā)生變化.3)緩沖溶液種類：a.弱酸弱酸鹽：如HAcNaAc，HFNH4F;過量的弱酸和強堿.如過量的HAc和NaOH混合，反應(yīng)后,過剩的HAc和生成的NaAc組成緩沖溶液。b.弱堿弱堿鹽：如NH3 NH4Cl；過量的弱堿和強酸.如過量的NH3.H2O和HCl混合，反應(yīng)后,過剩的NH3和生成的NH4Cl組成緩沖溶液。c.多元酸酸式鹽,多元酸的兩種不同的酸式鹽：如

24、H2CO3NaHCO3， NaHCO3 Na2CO3；NaH2PO4Na2HPO4.4) 緩沖溶液pH值計算：= , 其中,pKa =-lgKa ; ,pKb =-lgKb例1.將100ml 0.20 mol.dm-3HAc和50ml 0.20 mol.dm-3NaAc混合,求混合后溶液pH值.已知HAc的解離常數(shù)Ka =1.76×105解: 混合后:-3HAc和50ml 0.20 mol.dm-3NaOH混合,求混合后溶液pH值.已知HAc的解離常數(shù)Ka =1.76×105解: 混合后,剩余HAc濃度為:HAc和NaOH反應(yīng)后生成的NaAc濃度為:例3.將100ml 0.

25、20 mol.dm-3NH3和50ml 0.20 mol.dm-3 NH4Cl混合,求混合后溶液pH值.已知NH3的解離常數(shù)Kb =1.76×105解: 混合后:例4.將100ml 0.20 mol.dm-3NH3和50ml 0.20 mol.dm-3NaOH混合,求混合后溶液pH值.已知NH3的解離常數(shù)Kb =1.76×105解: 混合后,剩余NH3濃度為:NH3和NaOH反應(yīng)后生成的NH4Cl濃度為:(4) 緩沖溶液的配制：當組成緩沖溶液的共軛酸堿對的濃度相當時,即當Ca=Cb時，緩沖溶液緩沖能力最大，此時pH=pKa，此即為選擇緩沖溶液的原則。例如，配制pH=5左右的

26、緩沖溶液，可選HAcNaAc混合溶液（pKa=4.74）； 配制pH=9左右的緩沖溶液 , 可選NH3NH4Cl混合溶液（pKa=9.26）； 配制pH=7左右的緩沖溶液 , 可選NaH2PO4Na2HPO4混合溶液（pKa2=7.20）。一般認為，當緩沖對的濃度比在0.1和10之間才具有緩沖作用，緩沖溶液的緩沖范圍: pH = pKa ± 13.2.4難溶電解質(zhì)的多相解離平衡1.難溶電解質(zhì)的沉淀溶解平衡 難溶電解質(zhì)的沉淀溶解平衡: AnBm(s) = nA m+(aq)+mBn-(aq)（1）溶度積（常數(shù)）：Ksp(AnBm)= ceq(Am+)nceq(Bn)m溶度積Ksp在一定

27、溫度下為一常數(shù).如, AgCl(s) = Ag+(aq)+Cl-(aq) 25oC,KSP(AgCl)=ceq(Ag+).ceq(Cl-)=1.77×10-7KSP(CaF2)= ceq(Ca2+ ). ceq(F-)2=3.4×10-11KSP Mg(OH)2=ceq(Mg2+ ). ceq(OH-)2=1.8×10-11 (2)溶解度s(mol.dm3)與溶度積Ksp的關(guān)系：1)溶解度s:每dm3水溶液中含溶質(zhì)的摩爾數(shù), mol.dm3。2) 溶解度s與溶度積Ksp的關(guān)系：對于AB型沉淀： 如 AgCl、AgBr、AgI、CaCO3、CaSO4等。CaCO3(

28、s) = Ca2+(aq) + CO32-(aq)平衡濃度/mol·dm-3 s sKsp (CaCO3) = s2 ， s對于A2B或AB2型沉淀： 如 Ag2CrO4,Mg(OH)2等。Ag2CrO4 (s) = 2Ag+(aq) + CrO42-(aq)平衡濃度/mol·dm-3 2s sKsp (Ag2CrO4) = (2s)2s = 4s3 ，s=對同一種類型的沉淀, 溶度積Ksp越大, 溶解度S越大;對不同類型的沉淀,通過計算S比較溶解度的大小。例1.250C時,鉻酸銀(Ag2CrO4)的溶解度為1.31×10-4 mol.dm3,求其溶度積.解: A

29、g2CrO4 (s) = 2Ag+(aq) + CrO42-(aq)平衡濃度/mol·dm-3 2s sKsp (Ag2CrO4) = (2s)2s = 4s34×（1.31×10-4）39.0×10-12例2. 250C時, AgCl、Ag2CrO4的溶度積分別為1.56×10-10、9.0×10-12，問其溶解度何者為大？解：AgCl溶解度為：sAg2CrO4的溶解度為：s=可見溶解度大小為： Ag2CrO4> AgCl（3）溶度積規(guī)則：判斷沉淀的生成和溶解。溶液中,離子濃度的乘積：Q=C(Am+)nC(Bn)m溶度積：Ks

30、p(AnBm)=Ceq(Am+)nCeq(Bn)m 若 Q<KSP ,不飽和溶液，無沉淀析出或沉淀將溶解; Q=KSP ,飽和溶液,沉淀和溶解達到平衡;Q>KSP ，過飽和溶液，有沉淀析出 如，在FeS的飽和溶液中，Q=KSP ,加入鹽酸后，由于S22HH2S（g），降低S2濃度，使Q<KSP ，以致FeS沉淀溶解。注意:1) Q為任意狀態(tài)溶液離子濃度如起始濃度以計量系數(shù)為指數(shù)的乘積;2)若有幾種沉淀,先滿足Q=KSP者,先沉淀;3)沉淀完全(離子濃度<10-6) 不等于離子全部沉淀.例:將0.10moldm-3 MgCl2溶液與 0.10moldm-3 氨水,問溶液能

31、否生成Mg(OH)2沉淀?已知KspMg(OH)2=5.61x10-12; 氨水Kb=1.77×10-5解:混合后,Q= c(Mg2+ ). c(OH-)2=0.050× 9.4×10-42=4.42×10-8KSP Mg(OH)2=1.8×10-11Q>KSP ,故有沉淀析出.（4）同離子效應(yīng)：在難溶電解質(zhì)溶液中，加入與難溶電解質(zhì)具有相同離子的易溶電解質(zhì)，可使難溶電解質(zhì)溶解度降低，這種現(xiàn)象叫做同離子效應(yīng)。例如，在AgCl溶液中，加入NaCl，使AgCl溶解度下降。3.3周期3.3.1原子核外電子分布和元素周期系元素周期表是元素周期系的體

32、現(xiàn)，元素周期表由周期和族組成。1每周期元素的數(shù)目相應(yīng)能級組所能容納的最多電子數(shù)周期 能級組元素數(shù)目1234567 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p6 7s2 5f14 6d10 288181832未完成2元素在周期表中的位置和原子結(jié)構(gòu)的關(guān)系（1）周期數(shù)電子層數(shù)（2）族數(shù)知道元素在周期表中的位置（哪一周期、哪一族）就可寫出原子的電子分布式和外層電子分布式，反過來也一樣。例1 有一元素在周期表中屬于第4周期第VI主族，試寫出該元素原子的電子分布式和外層電子分布式。解：根據(jù)該元素在周期表中的位置可直接寫出該元

33、素的外層電子分布式：4s24p4（第4周期第6主族） 再根據(jù)外層電子分布式推出完整的電子分布式： 1s22s22p63s23p63d104s24p4例2. 已知锝的外層電子分布式4d55s2,指出該元素在周期表中所屬的周期數(shù)和族數(shù)。 解： 周期數(shù)5（層數(shù)5）族數(shù)VIIB族（ns電子（n1）d電子數(shù)257）（3）元素在周期表中的分區(qū)根據(jù)原子的外層電子構(gòu)型可將元素分成5個區(qū)：族數(shù)IA ,IIAIIIBVIIB ,VIIIIB ,IIBIIIAVIIA外層電子構(gòu)型ns1-2(n-1)d1-8ns2(n-1)d10ns1-2ns2np1-6分區(qū)s區(qū) d區(qū)ds區(qū)p區(qū)族主族副族VIII=過渡元素主族f區(qū)鑭

34、系錒系元素例3. 試分別指出例1中34號元素和例2中锝元素在周期表中所屬的分區(qū)。 解：根據(jù)34號元素外層電子分布式4s24p4,得知該元素屬p區(qū)。根據(jù)锝元素的外層電子分布式4d55s2,得知該元素屬d區(qū)。3.3.2元素性質(zhì)的周期性遞變 1金屬性和非金屬性（1）同一周期：從左右,原子半徑逐漸減少，非金屬性增強. （2）同一族：主族元素：從上下，原子半徑逐漸增大，金屬性增強過渡元素：過渡元素:從下上金屬性增強. 2元素的電離能、電子親合能和電負性(1) 元素的第一電離能:基態(tài)的氣態(tài)原子失去一個電子形成1價氣態(tài)離子時所吸收的能量。X(氣)e=X(氣)。用于衡量單個原子失去電子的難易程度。第一電離能越

35、大,原子越難失去電子; 數(shù)值越小,原子越易失去電子。(2) 元素的電子親合能: 基態(tài)的氣態(tài)原子獲得一個電子形成1價氣態(tài)離子時所放出的能量。X(氣)e=X(氣)。用于衡量單個原子獲得電子的難易程度。電子親合能越大,原子越容易獲得電子; 數(shù)值越小,原子越難獲得電子。(3) 元素電負性：用于衡量原子在分子中吸引電子的能力。電負性越大，吸引電子的能力大,元素的非金屬性越強；電負性越小，元素的金屬性越強。同一周期自左向右,電負性值增大,非金屬性增強,金屬性減弱;同一族自上向下電負性逐漸減少.金屬元素的電負性值2.0(除鉑系和金), 非金屬元素的電負性值2.0(除Si為1.8外)。3.3.3氧化物及其水合

36、物的酸堿性遞變規(guī)律1氧化物及其水合物的酸堿性一般規(guī)律 3.4化學反應(yīng)方程式，化學反應(yīng)速率與化學平衡3.4.1化學反應(yīng)方程式的寫法 、配平、 計算1化學反應(yīng)方程式的寫法與配平：把參加化學反應(yīng)的反應(yīng)物的分子式或離子式寫在左邊,生成物的分子式或離子式寫在右邊,根據(jù)反應(yīng)物和產(chǎn)物原子總數(shù)和電荷總數(shù)均相等的原則配平反應(yīng)方程式。如，NaCO3HClNaClCO2H2O ；2Ca（OH）2 + 2SO2 + O2 2CaSO4 + 2H2O2化學反應(yīng)中的有關(guān)計算:對于已配平的化學反應(yīng)，參加反應(yīng)的各物質(zhì)的物質(zhì)量（n：摩爾數(shù)）之比等于其化學計量系數(shù)之比。aAbB = gGdD a：b =nA：nB, nA=nB3

37、.4.2反應(yīng)熱 吸熱 放熱 熱化學反應(yīng)方程式的寫法1反應(yīng)熱：化學反應(yīng)時所吸收或放出的熱叫做反應(yīng)的熱效應(yīng)，簡稱反應(yīng)熱。以符號q表示。吸熱，q>0；放熱q<0。2. 熱化學反應(yīng)方程式的寫法(1)熱化學反應(yīng)方程式：表明化學反應(yīng)方程式和反應(yīng)熱（q）關(guān)系的方程式。(2)熱化學反應(yīng)方程式的書寫:1)標明溫度和壓力：T =298.15k,P101.325kPa 可省略。2)右下角標明物質(zhì)聚集狀態(tài)：氣態(tài)：g液態(tài)：固態(tài)：s溶液：aq3)配平反應(yīng)方程式：物質(zhì)前面的計量系數(shù)代表物質(zhì)的量，可為分數(shù)。4)標明反應(yīng)熱：q<0:放熱,q>0:吸熱，單位：kJmol1 例:C(s)+O2(g)=CO2

38、(g);q=393.5kJmol13.4.3反應(yīng)方程式與反應(yīng)熱效應(yīng)的關(guān)系及計算、 物質(zhì)標準摩爾生成焓 、反應(yīng)的焓變與計算1熱力第一定律熱力第一定律：當封閉體系狀態(tài)發(fā)生變化時，其反應(yīng)系統(tǒng)內(nèi)能的變化量（u）等于熱（q）和功（w）代數(shù)和。 uqw恒容過程：在恒容不作非體積功條件下，uqV ,即反應(yīng)中系統(tǒng)內(nèi)能的變化量（u）在數(shù)值上等于等容熱效應(yīng)qV 。恒壓過程：在恒壓，只作體積功的條件下，H=qp ，即反應(yīng)的焓變H在數(shù)值上等于其等壓熱效應(yīng)。因此,若反應(yīng)在等壓條件下，可用反應(yīng)的焓變H表示反應(yīng)熱效應(yīng),H0 放熱；H0 吸熱。2反應(yīng)熱效應(yīng)的理論計算（1）蓋斯（Hess）定律：在恒容或恒壓條件下，化學反應(yīng)的反

39、應(yīng)熱只與反應(yīng)的始態(tài)和終態(tài)有關(guān)，而與變化的途徑無關(guān)。推論：熱化學方程式相加減，相應(yīng)的反應(yīng)熱隨之相加減若，反應(yīng)（3）反應(yīng)（1）±反應(yīng)（2）則，H 3=H 1±H 2例： （1）C(s)+O2(g)=CO2(g); H 1=-393.5kJmol1 (2) CO(g)+1/2O2(g)=CO2(g); H 2=-283.0 kJmol1則反應(yīng)（1）（2）得反應(yīng)（3） C(s) +1/2O2(g)= CO(g) ；H 3故H 3=H 1H 2（393.5）（-283.0） 110.5kJmol1注意：1）方程式乘以系數(shù),相應(yīng)反應(yīng)熱也應(yīng)乘以該系數(shù).如，2C(s) + 2O2(g)=2

40、CO2(g); H =787kJmol1因此，反應(yīng)（3）2（1）± 3（2），則H3=2H1±3H22）正逆反應(yīng)的反應(yīng)熱絕對值相等，符號相反。如，CO2(g) = C(s)+O2(g); H =393.5kJmol1（2）反應(yīng)的標準摩爾焓變rH m的計算1) 標準條件對于不同狀態(tài)的物質(zhì),其標準的含義不同：氣態(tài)物質(zhì):指氣體混合物中,各氣態(tài)物質(zhì)的分壓均為標準壓力P。P=100kPa溶液中水合離子或水合分子：指水合離子或水合分子的有效濃度為標準濃度C。C=1 mol.dm-3液體或固體：指純液體或純固體。2)標準狀態(tài)：反應(yīng)中的各物質(zhì)均處于標準條件下稱該反應(yīng)處于標準狀態(tài)。以“”表示

41、。3)物質(zhì)的標準摩爾生成焓：在標準狀態(tài)下由指定單質(zhì)生成單位物質(zhì)量（1mol）的純物質(zhì)時反應(yīng)的焓變稱該物質(zhì)標準摩爾生成焓。以fH m(298.15K)表示。單位kJmol1規(guī)定：指定單質(zhì)標準摩爾生成焓為零。fH m(單質(zhì)，298.15K)=0，如，fH m(H2，g，298.15K)=0；fH m(Zn，s，298.15K)=0例，已知反應(yīng)2H2(g)+O2(g)=2H2O () ，rH m570 kJmol1，求液態(tài)水的標準摩爾生成焓。解：fH m(H2O，298.15K)4）反應(yīng)的標準摩爾焓變rH m的計算對于反應(yīng): aA + bB = gG + dDrH m(298.15K)= gfH m

42、(G,298.15K)+dfH m(D,298.15K)-afH m(A,298.15K)+ bfH m(B,298.15K); kJmol1例，已知在標準壓力和298.15K時CO(g)和H2O(g)的標準摩爾生成焓分別為-110.4KJmol-1和-241.7KJmol-1，求生產(chǎn)水煤氣反應(yīng)的C(S)+H2O(g)=CO(g)+H2(g)的標準摩爾焓變解：rH m(298.15K)= fH m(CO,g，298.15K)+fH m(H2,g，298.15K)-fH m(C,s,298.15K)+ fH m(H2O,g,298.15K)=(-110.4)+ 0-0 +(-241.7)= +1

43、31.3 KJmol-15)說明：反應(yīng)的焓變基本不隨溫度而變。即H(T)H(298.15K)3.4.4熵 物質(zhì)的標準摩爾熵 熱力學第三定律 物質(zhì)的熵值大小規(guī)律 反應(yīng)的標準摩爾熵變及計算1熵（1）熵：是系統(tǒng)內(nèi)物質(zhì)微觀粒子的混亂度(或無序度)的量度.符號S. 熵是狀態(tài)函數(shù)。熵值越大,系統(tǒng)混亂度越大。（2）熱力學第三定律:在絕對零度時,一切純物質(zhì)的完美晶體的熵值為零,即S(0K)=0.(3)物質(zhì)的標準摩爾熵：單位物質(zhì)量的純物質(zhì)在標準狀態(tài)下的規(guī)定熵叫做該物質(zhì)的標準摩爾熵，以Sm表示。單位J.mol-1.K-1.(4)物質(zhì)熵值的大小,有如下規(guī)律:1)對同一物質(zhì)而言,氣態(tài)時的熵大于液態(tài)時,而液態(tài)時的熵又大

44、于固態(tài).即Sg>S>Ss .如，Sm(H2O，g，298.15K) > Sm(H2O，298.15K)2)同一物質(zhì),聚集狀態(tài)相同時,熵值隨溫度升高而增大.即S高溫>S低溫如，Sm(Fe，s，500K) > Sm(Fe，s，298.15K)3)當溫度和聚集狀態(tài)相同時，結(jié)構(gòu)較復(fù)雜（內(nèi)部微觀粒子較多）的物質(zhì)的熵值大于結(jié)構(gòu)簡單的。即S（復(fù)雜分子）>S（簡單分子）。如，Sm(C2H6，g，298.15K) > Sm(CH4，g，298.15K)(5)反應(yīng)的標準摩爾熵變rSm對于反應(yīng): aA +bB=gG +dDrSm(298.15K)=gSm(G,298.15K

45、)+dSm(D,298.15K)-aSm(A,298.15K)+ bSm(B,298.15K); J.K-1.mol1說明:反應(yīng)的熵值基本不隨溫度而變。即S(T)S(298.15k)3.4.5吉布斯函數(shù) 吉布斯函數(shù)變 反應(yīng)方向(自發(fā)性)的判斷1吉布斯函數(shù)： G = H TS ,為一復(fù)合狀態(tài)函數(shù)2吉布斯函數(shù)變： G =H TS3反應(yīng)方向(自發(fā)性)的判斷：對于恒溫、恒壓不作非體積功的一般反應(yīng)，其自發(fā)性的判斷標準為：G0 反應(yīng)正向自發(fā); G =0 平衡狀態(tài); G 0反應(yīng)逆向自發(fā)，正向非自發(fā)?？紤]H和S兩個因素的影響,分為以下四種情況:（1)H0，S 0；G0 正向自發(fā)（2)H0，S 0；G0正向非自

46、發(fā)（3)H0，S 0；升高至某溫度時G由正值變?yōu)樨撝?，高溫有利于正向自發(fā)（4)H0，S 0；降低至某溫度時G由正值變?yōu)樨撝?，低溫有利于正向自發(fā)4反應(yīng)自發(fā)進行的臨界溫度為：T=3.4.6化學反應(yīng)速率的表示 質(zhì)量作用定律 速率方程式 反應(yīng)級數(shù)1.化學反應(yīng)速率的表示(1)化學反應(yīng)速率（反應(yīng)速率）為: =B-1其中,B:物質(zhì)B的化學計量數(shù),反應(yīng)物取負值，生成物取正值。 ：反應(yīng)隨時間引起引起的物質(zhì)B的濃度的變化率。(2)對于反應(yīng)：aA +bB=gG +dD反應(yīng)速率=例,反應(yīng)N2+3H2 = 2NH3反應(yīng)速率= -= -=化學反應(yīng)速率大小首先取決于反應(yīng)物本性,對一給定的反應(yīng),反應(yīng)速率與反應(yīng)物濃度(壓力)、

47、溫度、催化劑等因素有關(guān)。2.濃度的影響和反應(yīng)級數(shù)濃度對反應(yīng)速率的影響:增加反應(yīng)物或減少生成物的濃度,反應(yīng)速率加大。(1)質(zhì)量作用定律：在一定溫度下，對于元反應(yīng)，反應(yīng)速率與反應(yīng)物濃度（以反應(yīng)方程式中相應(yīng)物質(zhì)的化學計量數(shù)為指數(shù)）的乘積成正比。元反應(yīng):即一步完成的反應(yīng)，又稱基元反應(yīng)或簡單反應(yīng).2)化學反應(yīng)速率方程式對于元反應(yīng)： aA +bB=gG +dD速率方程式：=c(A)ac(B)b式中:速率常數(shù)，在一定溫度和催化劑下，為一常數(shù)，與濃度和壓力無關(guān)。 n=a+bn: 稱反應(yīng)級數(shù)；例：C2H5Cl = C2H4 + HCl；=c（C2H5Cl）；n=1一級反應(yīng)NO2 +CO =NO +CO2;=c(

48、NO2)c(CO);n=2二級反應(yīng)2NO +O2=2NO2; =c(NO)2.c(O2)；n=3三級反應(yīng)非元反應(yīng):即兩個或兩個以上元反應(yīng)構(gòu)成.反應(yīng), aA +bB=gG +dD速率方程式：=c(A)xc(B)y式中 n=xyn：反應(yīng)級數(shù)，由試驗來確定。例,在1073K時,反應(yīng) 2NO + 2H2 = N2 + 2H2O經(jīng)試驗確定其反應(yīng)速率方程式為: =c(NO)2c(H2),故該反應(yīng)為三級反應(yīng).注意：在書寫反應(yīng)速率方程式時，反應(yīng)中液態(tài)和固態(tài)純物質(zhì)的濃度作為常數(shù)“1”。3.4.7阿侖尼烏斯公式 溫度對反應(yīng)速率的影響 活化能 催化劑 從活化分子、活化能的觀點解釋加快反應(yīng)速率的方法1阿侖尼烏斯公式：

49、=Ze-=-Z式中,：速率常數(shù)；Z：指前因子；Ea：化學反應(yīng)的活化能.2溫度對反應(yīng)速率的影響由阿侖尼烏斯公式可見:1)溫度升高T;速率常數(shù)升高（正，逆）; 反應(yīng)速率升高2)活化能越低Ea，反應(yīng)速率越高3）反應(yīng)速率常數(shù)變化與溫度變化的關(guān)系為:。3活化能與催化劑（1）活化能：活化絡(luò)合物（或活化分子）的平均能量與反應(yīng)物分子平均能量之差。即反應(yīng)發(fā)生所必須的最低能量，以表示Ea。（2） 活化能與反應(yīng)熱效應(yīng)的關(guān)系:Ea(正) Ea(逆)HEa(正)：正反應(yīng)活化能；Ea(逆)：逆反應(yīng)活化能。若Ea(正)Ea(逆)，H0，反應(yīng)吸熱；若Ea(正)Ea(逆)，H0，反應(yīng)放熱。4催化劑：改變反應(yīng)歷程，降低反應(yīng)活化能

50、，加快反應(yīng)速率。而本身組成、質(zhì)量及化學性質(zhì)在反應(yīng)前后保持不變。5從活化分子、活化能的觀點解釋加快反應(yīng)速率的方法：從活化分子、活化能的觀點來看，增加活化分子總數(shù)可加快反應(yīng)速率?；罨肿涌倲?shù)分子總數(shù)×活化分子數(shù)%(1)增大濃度：活化分子一定，濃度增大，增加單位體積內(nèi)分子總數(shù)，增加活化分子總數(shù)，從而加快反應(yīng)速率。(2)升高溫度：分子總數(shù)不變，升高溫度,一方面,分子運動速率加快,分子碰撞幾率增加,反應(yīng)速率增加;另一方面,升高溫度使更多分子獲得能量而成為活化分子，活化分子顯著增加，增加活化分子總數(shù)，從而加快反應(yīng)速率。(3)催化劑：降低反應(yīng)的活化能，使更多分子成為活化分子，活化分子顯著增加，增加

51、活化分子總數(shù)，從而加快反應(yīng)速率(正 逆)。3.4.8化學平衡的特征 標準平衡常數(shù)k的表達式 多重平衡規(guī)則 轉(zhuǎn)化率 平衡中物質(zhì)量關(guān)系及有關(guān)平衡的計算 溫度對平衡常數(shù)的影響1.化學平衡的特征（1）當正、逆兩方向反應(yīng)速率相等時,即正逆系統(tǒng)達到平衡狀態(tài);（2）生成物和反應(yīng)物的濃度（或壓力）不再隨時間變化;（3）化學平衡是有條件的、相對的、暫時的動態(tài)平衡。條件改變,平衡會發(fā)生移動。2. 標準平衡常數(shù)k（1） 當反應(yīng)達到平衡時,生成物相對濃度（或相對壓力）以計量系數(shù)為指數(shù)的的乘積與反應(yīng)物相對濃度（或相對壓力）以計量系數(shù)為指數(shù)的的乘積的比值為一常數(shù)，此常數(shù)稱為該反應(yīng)在該溫度下的標準平衡常數(shù)，以k表示。（2） k的表達式對于氣