大學(xué)化學(xué)課件：復(fù)習(xí)提綱-32

1、大學(xué)化學(xué)課程復(fù)習(xí)提綱1 原子結(jié)構(gòu)和元素周期系四個(gè)量子數(shù)，掌握核外電子排布規(guī)律，能級(jí)順序，核外電子排布對(duì)元素原子性質(zhì)的影響如原子半徑變化規(guī)律，電離能變化規(guī)律。四個(gè)量子數(shù)主量子數(shù)n：表示電子距原子核的距離，決定了電子的主要能量；n=1，2，3（K、L、M）角量子數(shù)l：決定電子的軌道形狀（空間伸展方向） l=0，1，2（n-1）(s、p、d)磁量子數(shù)m：決定電子繞核的角動(dòng)量沿磁場(chǎng)方向分量 m=0，1，2,， l自旋量子數(shù)ms：決定電子自旋角動(dòng)量沿磁場(chǎng)分量， 1/2(2，0，0), (2，1，0) , (2，1，1) , (2，1，1) (2，2，0), (4，2，0) , (3，0，1) Examp

2、le 1下列組合的波函數(shù)是否有意義?下列各組量子數(shù)哪些可能存在？ (3,2,2,1/2) (3,0, 1,1/2) (2,2,2,2) (1,0,0,0) (2, 1,0,1/2) (2,0, 2,1/2)核外電子排布原理保里（W. Pauli）不相容原理能量最低原理洪德（F. Hund）規(guī)則能級(jí)順序1.元素在周期表所處的周期數(shù) = 該元素的電子層數(shù)， = 最外電子層的主量子數(shù) = 原子的能級(jí)組數(shù) （或最大能級(jí)組的序號(hào)） 例，19K：Ar4s1，位于第四周期 最大主量子數(shù) n = 4， 共有4個(gè)能級(jí)組， 最大能級(jí)組序號(hào)為4。原子電子層結(jié)構(gòu)與元素周期表的關(guān)系2.各周期中元素的數(shù)目 = 相應(yīng)能級(jí)組

3、中原子軌道所能容納的電子總數(shù) 周 期能級(jí)組能級(jí)組中的原子軌道元素?cái)?shù)目一（特短周期）11s2二（短周期）22s2p8三（短周期）33s3p8四（長(zhǎng)周期）44s3d4p18五（長(zhǎng)周期）55s4d5p18六（特長(zhǎng)周期）66s4f5d6p32七（不完全周期）77s5f6d （未完） 尚未布滿原子結(jié)構(gòu)與元素性質(zhì)關(guān)系有效核電荷原子半徑電離能電子親和能電負(fù)性2 分子結(jié)構(gòu)Molecular Structure價(jià)鍵理論的要點(diǎn)，共健價(jià)的特點(diǎn)，鍵型，健參數(shù)，如鍵長(zhǎng)，鍵角，偶極矩，分子極性判斷。雜化軌道理論:幾種雜化軌道的類型,雜化方式及對(duì)其分子空間結(jié)構(gòu)的影響。分子間作用力，幾種范德華力及其對(duì)物質(zhì)物理性質(zhì)的影響。氫鍵

4、及其對(duì)物質(zhì)性質(zhì)的影響基本要點(diǎn)：對(duì)稱性匹配原則、最大重疊原理、電子成對(duì)原則特征：方向性、飽和性類型：鍵（頭對(duì)頭）和鍵（肩并肩）鍵參數(shù)價(jià)鍵理論（電子配對(duì)法)鍵參數(shù)鍵級(jí)BO= （成鍵軌道中的電子數(shù)-反鍵軌道中的電子數(shù)）/2鍵能（E）鍵角鍵長(zhǎng)鍵矩=qd鍵的強(qiáng)度分子的空間結(jié)構(gòu)鍵的極性偶極矩=qd判斷分子極性雜化軌道理論基本要點(diǎn)：成鍵時(shí)才發(fā)生，發(fā)生雜化的價(jià)電子軌道能級(jí)相近，且雜化前后軌道數(shù)目不變，但雜化后軌道伸展方向，形狀和能量發(fā)生均向有利于成鍵的方向改變類型：sp、sp2、sp3、dsp3、d2sp3等性雜化與不等性雜化視需要而定雜化類型sp1Sp2sp3sp3dsp3d2sp3d2軌道數(shù)目234566

5、軌道形狀直線平面三角正四面體三角雙錐正八面體正八面體實(shí)例BeCl2BF3CH4PCl5SF6Fe(CN)63-雜化軌道類型及特點(diǎn)例：根據(jù)下列分子的幾何構(gòu)型、推斷其中心原子的雜化軌道類型與成鍵過(guò)程分子構(gòu)型雜化類型成鍵過(guò)程SiF4正四面體HgCl2直線形BCl3正三角形CS2直線形NH3三角錐形先激發(fā)再雜化先激發(fā)再雜化先激發(fā)再雜化先激發(fā)再雜化直接雜化例：寫出Si、P、S、C 四種元素在生成下列化合物時(shí)的雜化軌道類型（注明等性不等性）分子構(gòu)型雜化類型SiF4PCl3CHCl3H2SCCl2F2正四面體三角錐變形四面體變形四面體V字形分子間作用力范德華力的種類及其對(duì)物質(zhì)性質(zhì)的影響.氫鍵的特點(diǎn)及其對(duì)物質(zhì)

6、各種性質(zhì)的影響丙烷、正丁烷和正戊烷均為直鏈化合物（可以忽略分子形狀的影響），色散力隨分子體積的增大而增大，導(dǎo)致沸點(diǎn)按同一順序升高。正戊烷、異戊烷和新戊烷三種異構(gòu)體的相對(duì)分子質(zhì)量相同, 色散力隨分子結(jié)構(gòu)密實(shí)程度的增大而減小，導(dǎo)致沸點(diǎn)按同一順序下降。色散力不但普遍存在于各類分子之間，而且除極少數(shù)強(qiáng)極性分子（如 HF，H2O）外，大多數(shù)分子間力都以色散力為主。 CH3CH2CH3 CH3CH2CH2CH3 CH3CH2CH2CH2CH3 b.p. -44.5 b.p. -0.5 b.p. 36 CH3 CH3CH2CH2CH2CH3 CH3CH2CHCH3 CH3CCH3 CH3 CH3 b.p.

7、36 b.p. 28 b.p. 9.5氫鍵對(duì)物質(zhì)性質(zhì)的影響對(duì)物質(zhì)熔、沸點(diǎn)的影響分子間形成氫鍵使物質(zhì)的熔沸點(diǎn)升高；分子內(nèi)形成氫鍵，常使其熔、沸點(diǎn)低于同類化合物的熔、沸點(diǎn)。分子內(nèi)氫鍵對(duì)各種硝基酚的影響氫鍵對(duì)物質(zhì)性質(zhì)的影響對(duì)物質(zhì)溶解度的影響。在極性溶劑中，如果溶質(zhì)分子與溶劑分子之間形成氫鍵，則溶質(zhì)的溶解度增大。如HF、NH3極易溶于水。如果溶質(zhì)分子形成分子內(nèi)氫鍵，在極性溶劑中溶解度減小，而在非極性溶劑中溶解度增大。對(duì)物質(zhì)酸性的影響。分子內(nèi)形成氫鍵，往往使酸性增強(qiáng)。如：苯甲酸Ka=6.210-12；若在鄰位上代有羥基，得鄰羥基苯甲酸的Ka=9.910-11，如在羧基左右兩邊都代上羥基，得到的2，6二羥

8、基苯甲酸的Ka=510-9，這是由于羧基（OH）上的氫與羧基（COOH）上的氧形成了分子內(nèi)氫鍵，從而促進(jìn)了氫的解離。例：指出下列說(shuō)法不妥之處由非極性鍵形成的分子總是非極性分子，由極性鍵形成的分子總是極性分子分子極性由分子的對(duì)稱性決定色散力僅存在于非極性分子之中誘導(dǎo)力僅存在于極性分子與非極性分子之中例：下列物質(zhì)中存在哪些分子間作用力液態(tài)水取向力、誘導(dǎo)力、色散力、氫鍵氨水取向力、誘導(dǎo)力、色散力、氫鍵（氨-氨、水-水、氨-水）酒精水溶液取向力、誘導(dǎo)力、色散力、氫鍵（乙醇-乙醇、水-水、乙醇-水）碘的四氯化碳溶液色散力例：下列陳述正確的是元素原子在化合物中形成共價(jià)鍵的數(shù)目等于該基態(tài)原子未成對(duì)的電子數(shù)同

9、核雙原子分子雙鍵的鍵能等于其單鍵鍵能的兩倍分子內(nèi)氫鍵將會(huì)使該分子的熔沸點(diǎn)降低分子的極性只與鍵的極性有關(guān)3 晶體結(jié)構(gòu)Crystal structure晶體的基本類型及各自的特點(diǎn)金屬晶體的特點(diǎn)及其堆積方式離子晶體的特點(diǎn)晶體與非晶體的區(qū)別晶體的缺陷晶體的基本類型離子晶體原子晶體分子晶體金屬晶體粒子正、負(fù)離子原子分子金屬原子、正離子結(jié)合力離子鍵共價(jià)鍵分子間力金屬鍵熔、沸點(diǎn) 高很高低高硬度硬很硬軟硬機(jī)械性能脆很脆弱有延展性導(dǎo)電、導(dǎo)熱性 良好（熔融及水溶液）非導(dǎo)體非導(dǎo)體良好實(shí)例NaCl MgO金剛石、SiC BNCO2 I2 NeW Ag Ca Cu4 化學(xué)反應(yīng)的基本原理Basic Principle o

10、f Chemical Reactions反應(yīng)進(jìn)度,標(biāo)準(zhǔn)摩爾焓,反應(yīng)焓,生成焓的定義及計(jì)算;化學(xué)反應(yīng)平衡常數(shù),化學(xué)反應(yīng)平衡的條件,酸離解常數(shù), 溶度積的表達(dá)式及計(jì)算.催化劑的催化機(jī)理及對(duì)反應(yīng)平衡的影響,pH值的計(jì)算及緩沖溶液pH值的計(jì)算,利用電位判斷氧化還原反應(yīng)進(jìn)行的方向,電極電位的計(jì)算.能斯特方程式,離子濃度與電極電位的關(guān)系,電池反應(yīng)式及其書寫方式.配位反應(yīng)平衡常數(shù),配合物的命名,書寫方式.Example 1已知反應(yīng) 中各組分的含量變化如下表，求反應(yīng)的 Tt03.010.00.0t12.07.02.0t21.55.53.0解： 的數(shù)值與方程式的寫法有關(guān)！3.0 mol 10.0 mol 0.0

11、 mol 3.0 mol 10.0 mol 0.0 mol 2.0 mol 7.0 mol 2.0 mol 2.0 mol 7.0 mol 2.0 mol 反應(yīng)焓rHm標(biāo)準(zhǔn)生成焓 單位為KJmol-1Example：計(jì)算下列反應(yīng)的反應(yīng)焓rHm化學(xué)平衡化學(xué)平衡的標(biāo)志：可逆反應(yīng)進(jìn)行到一定程度后，會(huì)建立起平衡，反應(yīng)達(dá)到平衡后，即v正=v逆是建立平衡的標(biāo)志?；瘜W(xué)平衡的特征：1、化學(xué)平衡是動(dòng)態(tài)平衡。2、化學(xué)平衡是有條件的平衡。3、平衡狀態(tài)是可逆反應(yīng)進(jìn)行的最大程度，平衡后物質(zhì)濃度不再隨時(shí)間變化。實(shí)驗(yàn)平衡常數(shù)對(duì)于反應(yīng)：達(dá)到平衡時(shí)對(duì)于任意可逆反應(yīng)：達(dá)到平衡時(shí)對(duì)于氣相反應(yīng)：也可用分壓表示平衡常數(shù)平衡常數(shù)的表達(dá)式

12、與化學(xué)反應(yīng)方程式的關(guān)系多重平衡規(guī)則一個(gè)平衡反應(yīng)乘以系數(shù)q，其平衡常數(shù)K變?yōu)镵q ，就是新平衡反應(yīng)的平衡常數(shù)。q可為整數(shù)，也可為分?jǐn)?shù)正逆反應(yīng)的平衡常數(shù)互為倒數(shù)； 如果一個(gè)反應(yīng)中可以表示為兩個(gè)或更多個(gè)反應(yīng)之和，則總反應(yīng)的K等于同溫度時(shí)各反應(yīng)的平衡常數(shù)的乘積如：反應(yīng)（3）=反應(yīng)（1）+反應(yīng)（2）如果一個(gè)平衡是由兩個(gè)平衡反應(yīng)相減所得，則該反應(yīng)的平衡常數(shù)等于同溫度時(shí)兩個(gè)反應(yīng)平衡常數(shù)之商。如：反應(yīng)（3）=反應(yīng)（2）反應(yīng)（1） 例15：在溫度為700時(shí)，有反應(yīng)試求該溫度時(shí)以下反應(yīng)的平衡常數(shù)。解： +=影響化學(xué)平衡的因素濃度，溫度，催化劑升高溫度：平衡向吸熱方向移動(dòng)，即向方向進(jìn)行弱酸、弱堿的離解平衡弱酸的解離

13、常數(shù)Ka弱堿的解離常數(shù)Kb相同類型的弱電解質(zhì)，解離常數(shù)越大，解離程度就越大，對(duì)于酸來(lái)說(shuō)，酸性越強(qiáng)，對(duì)于堿來(lái)說(shuō)，堿性越強(qiáng)。P301附錄III水溶液中的H+或OH-離子濃度的計(jì)算一元弱酸中的H+濃度近似計(jì)算公式可表示為：對(duì)于一元弱堿溶液，同理可推得：例4-5 計(jì)算0.10 molL-1 HAc溶液中的H+濃度和pH值。已知：解：起始濃度：平衡濃度：0.10-x 0.10 HAc HAc 初始濃度（molL-1）0.10 0 0 平衡濃度（molL-1）0.10-x x 0.1+x 緩沖溶液pH值的計(jì)算 Ka1.7510-5 C（HAc）=0.1 molL-1 C（NaAc）0.10 molL-1求

14、pH？x1.7510-5pH5-lg1.754.76結(jié)論：由弱酸和它的鹽組成的 緩沖溶液中H濃度 兩邊取對(duì)數(shù)：pHpKalg由弱堿和它的鹽組成的緩沖溶液中OH濃度 兩邊取對(duì)數(shù)：pOHpKblg若在 50.00 mL 0.150 mol L-1 NH3 (aq)和 0.200 mol L-1 NH4Cl組成的緩沖溶液中，加入0.100 mL 1.00 mol L-1的HCl ，求加入HCl前后溶液的pH值各為多少？加入 HCl 前Solution加入 HCl 后， 反應(yīng)前n / mmol 反應(yīng)后n / mmol如果是HAc和NaOH反應(yīng)呢?難溶電解質(zhì)的溶液平衡溶度積常數(shù)當(dāng)溶解與結(jié)晶速度相等時(shí)，達(dá)

15、到平衡狀態(tài)，此時(shí)有對(duì)于AnBm型難溶物，有溶解結(jié)晶溶度積和摩爾溶解度的關(guān)系S=AB型： (AgCl CuS CaCO3) AB(s) A+ (aq) + B(aq) C(A+) = C(B) s A+B-= Ksp (A) AgCl與Ag2CrO4的溶度度相等 (B) AgCl的溶解度大于Ag2CrO4 (C) 二者類型不同，不能由Ksp大小直接判斷溶解度大小SolutionExample AgCl 和 Ag2CrO4的溶度積分別為 1.810-10 和 1.1 10-12 ，則下面敘述中正確的是：分子式溶度積溶解度/ AgBr AgIAgClmol dm-31.810 -10 Ag2CrO4

16、1.310 -55.010 -137.110 -78.310 -179.110 -101.110 -126.510 -5經(jīng)計(jì)算可知：結(jié)論： （1）相同類型 大的 S 也大 減小 S 減小 (2) 不同類型的比較要通過(guò)計(jì)算說(shuō)明.溶度積規(guī)則QKsp時(shí)，沉淀從溶液中析出（溶液過(guò)飽和）Q=Ksp時(shí)，沉淀與飽和溶液的平衡Q0反應(yīng)自發(fā)進(jìn)行，原電池（化學(xué)能轉(zhuǎn)為電能）E0不能自發(fā)進(jìn)行，電解池（電能轉(zhuǎn)為化學(xué)能）例：試判斷下反應(yīng)在25C標(biāo)準(zhǔn)態(tài)下是否能正方向進(jìn)行例：實(shí)驗(yàn)室中為什么能用濃HCl制備Cl2？判斷氧化還原反應(yīng)進(jìn)行的方向 濃HCl中，H+=Cl-=12molL-1Cr2O72- +14H+6Br- 3Br2 +2Cr3+ +7H2O E (Cr2O72- / Cr3+ )=1.232V，E ( Br2/Br-)=1.066V Cr2O72- +14H+6e +2Cr3+ +7H2O 2Br- 2e Br2比較計(jì)算后的E (Cr2O72- / Cr3+ 和E( Br2/Br-),如果前者大于后者,則反應(yīng)可自發(fā)進(jìn)行,反之則不能自發(fā)進(jìn)行 有一含有Cl - 、Br - 、I -的混合溶液，欲使I -氧化為I2，而Br -和Cl -不發(fā)生變化。在常用的氧化劑 H2O2、Fe2(SO4)3 和 KMnO4中選擇哪一種合適？Solution 查標(biāo)準(zhǔn)電極電勢(shì)表