注冊環(huán)保公共基礎(chǔ)輔導-普通化學

普通化學

3.1物質(zhì)的結(jié)構(gòu)與物質(zhì)的狀態(tài)一.原子結(jié)構(gòu)1.核外電子的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)律的描述量子力學用統(tǒng)計學的原理來研究電子在核外空間運動的“統(tǒng)計性”，從而掌握電子運動的規(guī)律。核外電子運動狀態(tài)用波函數(shù)Ψ來描述。

(1)波函數(shù)Ψ（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)Ψ，稱為一個原子軌道。對應于電子的一種狀態(tài).(2)概率密度：用Ψ2表示電子在核外空間某單位體積內(nèi)出現(xiàn)的概率大小。(3)電子云：用黑點疏密的程度描述原子核外電子的概率密度(Ψ2)分布規(guī)律的圖形。(4)四個量子數(shù):波函數(shù)Ψ由n,l,m三個量子數(shù)決定，即Ψ(n,l,m)。三個量子數(shù)取值相互制約。①主量子數(shù)n：n=1,2,3……∞,確定原子軌道的能量，和電子離核的遠近。②角量子數(shù)ι:ι=0,1,2……n-1(n個),確定原子軌道的形狀。ι=

0,1,2,3……s,p,d,f……

球形紡錘形梅花形復雜③磁量子數(shù)m:m=0,±1,±2……±ι(2ι+1個),確定原子軌道的空間取向。ι=0，m=0，S軌道空間取向為1；ι=1,m=0,±1，P軌道空間取向為3；ι=2m=0,±1,±2,d軌道空間取向為5；……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)(光譜的精細結(jié)構(gòu)),這由mS確定可用↑↑表示自旋平行,↑↓表示自旋反平行例題7.對原子中的電子來說，下列成套的量子數(shù)中不可能存在的是_______。

A.(3,1,1,-1/2)B.(2,1,-1,+1/2)

C.(3,3,0,-1/2)D.(4,3,-3,+1/2)例題24.表示3d的諸量子數(shù)為：_______

A.n=3ι=1m=+1mS=-1/2

B.n=3ι=2m=+1mS=+1/2C.n=3ι=0m=+1mS=-1/2D.n=3ι=3m=+1mS=+1/2S時l=0；P時l=1；d時l=2；f時l=33.原子核外電子分布三原則(1)泡利不相容原理：一個原子軌道中只能容納自旋方向相反的兩個電子。(一個原子中不可能有四個量子數(shù)完全相同的兩個電子)(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)近似能級圖由低到高依次排布。近似能級圖:7s……6s4f5d6p 5s4d5p4s3d4p3s3p2s2p1s(3)洪特規(guī)則：在n和ι值都相同的軌道中，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:

24Cr1S22S22P63S23P63d54S1,半充滿比較穩(wěn)定。29Ｃu1S22S22P63S23P63d104S1,全充滿比較穩(wěn)定

↑↑↑(4)核外電子分布式：原子的原子的離子的離子外層電子分布式外層電子分布式電子分布式電子分布式（價電子構(gòu)型）11Na1s22s22p63s1

3s1

Na+:1s22s22p62s22p6

16S1s22s22p63s23p4

3s23p4S2-:1s22s22p63s23p63s23p6

26Fe1s22s22p63s23p63d64S23d64s2Fe3+:1s22s22p63s23p63d53s23p63d524Cr1S22S22P63S23P63d54S13d54S1

24Cr3＋1S22S22P63S23P63d33S23P63d329Ｃu1S22S22P63S23P63d104S13d104S129Ｃu2＋1S22S22P63S23P63d93S23P63d9

例題130.某元素的+2價離子的外層電子分布式為:該元素是:C(A)Mn(B)Cr(C)Fe(D)Co18.原子序數(shù)為25的元素,其+2價離子的外層電子分布為▁▁▁▁。A.3d34s2B.3d5

C.3s23p63d5D.3s23p63d34s2

(5)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:N≡N，O=C=O，Cl-Cl，H—Cl

二.化學鍵和分子結(jié)構(gòu)1.化學鍵：分子或晶體中相鄰的原子（離子）之間的強烈的相互作用。化學鍵一般分為離子鍵、共價鍵和金屬鍵。(1)離子鍵：由正負離子的靜電引力形成的化學鍵。離子的外層電子構(gòu)型大致有：2電子構(gòu)型;8電子構(gòu)型;9—17電子構(gòu)型;18電子構(gòu)型;（18＋2）電子構(gòu)型。(2)共價鍵：分子內(nèi)原子間通過共用電子對(電子云重疊)所形成的化學鍵。可用價鍵理論和分子軌道理論來說明。①價鍵理論要點：價鍵理論認為典型的共價鍵是在非金屬單質(zhì)或電負性相差不大的原子之間通過電子的相互配對(共用電子對)而形成。原子中一個未成對電子只能和另一個原子中自旋相反的一個電子配對成鍵，且成鍵時原子軌道要對稱性匹配,并實現(xiàn)最大程度的重疊。所以共價鍵具有飽和性和方向性。②σ鍵：原子軌道沿兩核連線，以“頭碰頭”方式重疊

S-S:H-H,S-Px:H-Cl,Px-Px:Cl-Cl

Л鍵：原子沿兩核連線以“肩并肩”方式進行重疊。如單鍵：σCl-Cl

雙鍵：σ+Л-C=C-

三鍵：σ+Л+ЛN≡N例題:11.根據(jù)價鍵理論和原子軌道重疊原則，N2的結(jié)構(gòu)為___________。A.一個σ鍵,二個π鍵;

B.三個π鍵;C.三個σ鍵;D.一個π鍵,二個σ鍵2.分子的極性與電偶極矩:極性分子和非極性分子用電偶極矩μ來區(qū)別。μ=q.ιq：正負電荷中心帶電量；ι：正負電荷中心之間的距離。極性分子：正負電荷中心不重合，μ>0如：HX,H2O,,SO2,H2S,HCN等。且極性:HF>HCl>HBr>HI非極性分子：正負電荷中心重合，μ=0如:N2,H2,CH4,CCl4,CO2,CS2等。對于雙原子分子:分子極性與鍵的極性一致.即鍵是極性鍵,分子是極性分子;鍵是非極性鍵,分子是非極性分子.對于多原子分子:分子是否極性不僅取決于鍵的極性,而且取決于分子的空間構(gòu)型(結(jié)構(gòu)對稱的為非極性分子)3.分子空間構(gòu)型和雜化軌道理論雜化軌道理論要點:1)能級相近的原子軌道互相雜化;2)幾個軌道參加雜化,形成幾個雜化軌道；3)成鍵能力更強。以此用來解釋分子的空間構(gòu)型。雜化軌道類型SPSP2SP3SP3（不等性）

空間構(gòu)型直線型平面正三形角形正四面體三角錐型V字型實例BeCl2,HgCl2,CO2，CS2，C2H2BCl3,BF3（B，Al，Ga等IIIA元素的鹵化物）,C2H4CH4,SiH4,CCl4,SiCl4

NH3PH3,PCl3

H2OH2S

分子極性：非極性

非極性

非極性

極性

極性

例題5.下列分子中其中心原子采用SP3不等性雜化的是。

A.BeCl2B.BCl3

C.PH3D.CCl423.用雜化軌道理論，推測下列分子的空間構(gòu)型，其中為正四面體的是_————.

A.SiH4

Ｂ.CH3ClＣ.CCl4

Ｄ.CHCl315.下列分子中，偶極距不為零的是—————。A．H2OB．H2C．CO2D．O222.

下列哪些敘述是正確的_________。A.多原子分子中，鍵的極性越強，分子的極性越強;B.具有極性共價鍵的分子，一定是極性分子;C.非極性分子中的化學鍵，一定是非極性共價鍵;D.分子中的鍵是非極性鍵，分子一定是非極性分子.4.分子間力①非極性分子與非極性分子間的力

色散力：瞬時偶極和瞬時偶極之間產(chǎn)生的分子間的力。瞬時偶極：由于分子在某瞬間正負電荷中心不重合所產(chǎn)生的一種偶極。②非極性分子與極性分子間的力色散力;

誘導力：由固有偶極和誘導偶極之間所產(chǎn)生的分子間力。誘導偶極：由于分子受外界電場包括極性分子固有偶極場的影響所產(chǎn)生的一種偶極。③極性分子與極性分子之間的力色散力;誘導力;

取向力：由固有偶極之間所產(chǎn)生的分子間力。

分子間力是色散力、誘導力和取向力的總稱。分子間力也叫范德華力。其中色散力最普遍，也最重要。分子間力比一般化學鍵弱得多，沒有方向性和飽和性。同類型分子中，色散力與摩爾質(zhì)量成正比，故可近似認為分子間力與摩爾質(zhì)量成正比。例題:2.下列各物質(zhì)分子間只存在色散力的是————————————。

Ａ.N2

Ｂ.NH3Ｃ.SiH4

Ｄ.HCl6.HCl分子間的力有____________。A.

色散力B.色散力、誘導力、取向力C.誘導力、取向力D.色散力、誘導力10.下列分子中,分子間作用力最大的是___________。

A.F2B.Cl2C.Br2D.I25.氫鍵：氫原子除能和電負性較大的X原子（如：F、O、N）形成強的極性共價鍵外，還能吸引另一個電負性較大的Y原子（如：F、O、N）中的孤電子云對形成氫鍵。

X—H……Y,X、Y—電負性較大的原子如(F、O、N)氫鍵和分子間力的強度、數(shù)量級相同，也具有方向性和飽和性。分子中有F－H鍵、O－H鍵或N－H鍵的分子能形成氫鍵。如,HF、H2O、NH3、無機含氧酸(HNO3、H2SO4、H3BO3等)、有機羧酸（－COOH）、醇(－OH)、胺(NH2)、蛋白質(zhì)等分子之間都存在氫鍵。而乙醛（CH3CHO）和丙酮（CH3－CO－CH3）等醛、酮、醚分子之間則不能形成氫鍵。但與水分子之間能形成氫鍵。例題129.下類物質(zhì)存在氫鍵的是:B(A)HBr(B)H2SO4(C)C2H8(D)CHCl31.下列物質(zhì)中，含有氫鍵的是___Ｂ,__Ｄ_________。Ａ.H2SＢ.NH3

Ｃ.HCHOＤ.HCOOH4.在下列物質(zhì)中含有氫鍵的是__A,C______。A.H2OB.H2SC.CH3CH2OHD.CH3OCH3１6.下列含氫化合物中,不存在氫鍵的化合物有_Ｂ,Ｃ_.Ａ.C2H5OHＢ.C3H8

Ｃ.HCl

Ｄ.H3BO36.分子間力對物質(zhì)性質(zhì)的影響①

物質(zhì)的熔點和沸點：同類型的單質(zhì)和化合物，其熔點和沸點一般隨摩爾質(zhì)量的增加而增大。因為分子間的色散力隨摩而質(zhì)量的增加而增大。但含有氫鍵的物質(zhì)比不含氫鍵的物質(zhì)熔點和沸點要高。例如，

HF、HCl、HBr、HI沸點（。Ｃ）：２０、－85、－57、－36因HF分子間存在氫鍵，其熔點和沸點比同類型的氫化物要高，出現(xiàn)反?，F(xiàn)象。②物質(zhì)的溶解性：“（極性）相似者相溶”即極性溶質(zhì)易溶于極性溶劑；非極性（或弱極性）溶質(zhì)易溶于非極性（或弱極性）溶劑。溶質(zhì)和溶劑的極性越相近，越易互溶。例如，碘易溶于苯或四氯化碳，而難溶于水.例題:14.下列物質(zhì)熔點最高的是____________。A．CF4B．CCl4

C．CBr4

D．CI451．H2O的沸點是100℃，H2Se的沸點是-42℃，這種反?，F(xiàn)象主要是由下述哪種原因引起的？___________。Ａ.分子間力Ｂ.共價鍵Ｃ.離子鍵Ｄ.氫鍵三、晶體結(jié)構(gòu)和性質(zhì)(一)晶體的基本類型和性質(zhì)1.離子晶體（1）

晶格結(jié)點上的微?！⒇撾x子。（2）

微粒間作用力—離子鍵。作用力隨離子電荷的增多和半徑的減少而增強。（3）

晶體中不存在獨立的簡單分子。例如NaCl晶體,表示Na+:Cl－=1:1。（4）

晶體的特性—熔點高、硬度大；延展性差；一般易溶于極性溶劑；熔融態(tài)或水溶液均易導電。在相同類型的典型離子晶體中，離子的電荷越多，半徑越小，晶體的熔點越高，硬度越大。

例1：例2：離子與電荷的規(guī)律如下：①

在同一周期中，自左而右隨著正離子電荷數(shù)的增多，離子半徑逐漸減少,如，

Na＋﹥Mg2＋;K＋﹥Ca2＋﹥Sc3＋②,同一元素，隨著正離子電荷數(shù)的增多，離子半經(jīng)減少。如Fe2+﹥Fe3+③在同一族中，自上而下離子半經(jīng)逐漸增大。如，I－﹥Br－﹥Cl－﹥F－

離子晶體正、負離子半徑和正、負離子電荷數(shù)熔點硬度NaF2.30?＋1,－1993℃2.3CaO2.31?＋2,－22614℃4.5離子晶體正離子半徑正、負離子電荷數(shù)熔點硬度CaO0.99?＋2,＋22614℃4.5MgO0.66?＋2,＋22852℃5.5～6.52.原子晶體.(1)晶格結(jié)點上的微粒—原子。（2）微粒間作用力—共價鍵。（3）晶體中不存在獨立的簡單分子。例如方石英（SiO2）晶體,表示Si:O=1:2。（4）晶體的特性—熔點高、硬度大；延展性差；一般溶劑中不溶；是電的絕緣體或半導體。常見的原子晶體有金剛石（C）和可作半導體材料的單晶硅（Si）、鍺(Ge)、砷化鎵(GaAs)、以及碳化硅(SiC)和方石英(SiO2)。3.分子晶體(1)晶格結(jié)點上的微粒—極性分子或非極性分子。（2）微粒間作用力—分子間力（還有氫鍵）。在同類型的分子中，分子間力隨分子量的增大而增大。（3）晶體中存在獨立的簡單分子。例如CO2晶體,表示一個分子。

(4）晶體的特性—熔點抵、硬度小(隨分子量的增大而增大)；延展性差；其溶解性遵循“相似者相溶”。(有的易溶于有機溶劑)

4．金屬晶體

(1)晶格結(jié)點上的微粒—原子或正離子。（2）微粒間作用力—金屬鍵。（3）晶體中不存在獨立的簡單分子。（4）晶體的特性—是電和熱的良導體，熔點較高、硬度較大；優(yōu)良的變形性和金屬光澤。(二)過渡型的晶體1.鏈狀結(jié)構(gòu)晶體如石棉,鏈與鏈之間的作用力—弱的靜電引力;鏈內(nèi)的作用力—強的共價鍵。有纖維性。2.層狀結(jié)構(gòu)晶體如石墨,層與層之間的作用力—大π鍵;層內(nèi)的作用力—SP2—SP2σ鍵。是熱和電的良導體,可作潤滑劑。例題8.下列氧化物中,熔點最高的是___________。A.MgO

B.CaOC.SrOD.SO2１7.下列物質(zhì)中，熔點由低到高排列的順序應該是：——————

A.NH3<PH3<SiO2<CaOB.PH3<NH3<SiO2<CaO

Ｃ.NH3<CaO<PH3

<SiO2

D.NH3<PH3<CaO<SiO2四.氣體定律1.理想氣體狀態(tài)方程:PV=nRTP－壓力（Pa），V－體積（m3）,T－絕對溫度（K）；n－摩爾數(shù)（mol）,R－氣體常數(shù)R＝8.314JK-1mol-1⑴當n一定時，P、V、T變則有⑵n,T一定時，P1V1＝P2V2⑶n,P一定時，

⑷T，P一定時，⑸PV＝,M＝ρ=

2.分壓定律⑴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。⑵道爾頓分壓定律:適于各組分互不反應的理想氣體。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＝PA＋PB＋……②混合氣體中某組分氣體的分壓，等于總壓力乘該組分氣體的摩爾分數(shù)。ＰＡ＝Pi=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。

3.2溶液

3.2溶液一.溶液濃度的表示(%)1.質(zhì)量分數(shù)＝

(C)2.物質(zhì)的量濃度＝

(m)3.質(zhì)量摩爾濃度＝

(x)4.摩爾分數(shù)＝

二.非電解質(zhì)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。（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和溶質(zhì)（B）的摩爾分數(shù)成正比。例題:108.一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)（B）。A、

A杯水減少，B杯中水滿后不再變化B、

A杯變成空杯，B杯中水滿后溢出C、

B杯水減少，A杯水滿后不再變化D、B杯水減少至空杯，A杯水滿后溢出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：液相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。（3）拉烏爾定律：難揮發(fā)非電解質(zhì)稀溶液的沸點上升和凝固點下降與溶液的質(zhì)量摩爾濃度（m,）成正比。

ΔTb=kbmΔTf=kfm

3.滲透壓π：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。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.

πv=nRTπ=CRT４．電解質(zhì)溶液的通性：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性質(zhì)（稀溶液依數(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)溶質(zhì)的稀溶液，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)稀溶液的相應數(shù)值要大。因此，沸點高低或滲透壓大小順序為：對同濃度的溶液來說，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)溶液蒸汽壓或凝固點的順序正好相反：對同濃度的溶液來說，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)溶液例題131.

下類水溶液滲透壓最高的是:D(A)(B)(C)(D)39.水箱中加入防凍劑乙二醇，其理由是________。A.π滲

B.凝固點下降

C.沸點上升D.蒸汽壓下降40.下列哪一種物質(zhì)的水溶液的蒸氣壓最大__________。A.0.1molkg-1NaClB.0.1molkg-1蔗糖

C.0.1molkg-1CaCl2D.0.1molkg-1HAc三.可溶電解質(zhì)單相電離平衡１．水的電離：H2O（ι）==H+(aq)+OH-(aq)(1)水的離子積：KW=C(H+)·C(OH－)250C

KW=1.0×10-14在任何酸堿性的溶液中,皆有C(H+)·C(OH－)=1.0×10-14

(2)pH值:pH=－lg{C(H+)},pOH=－lg{C(OH－)},pH+pOH=1４２．酸堿理論（１）

酸堿電離理論：酸—解離時生成的正離子全部是H+。

堿—解離時生成的陰離子全部是OH－（２）

酸堿質(zhì)子理論：酸—凡能給出H+的物質(zhì)。

堿—凡能接受H+的物質(zhì)。

HA=H+＋A－

共軛酸共軛堿例如,共軛酸堿對:HAc—NaAc、HF—NH4F、NH4Cl—NH3、H2CO3—HCO3－、HCO3－—CO32－、H2PO4－—HPO42－等。

(3)酸堿電子理論：酸—凡能接受電子對的物質(zhì)。

堿—凡能給出電子對的物質(zhì)。３．一元弱酸的解離：HAc(aq)===H+(aq)+Ac－(aq)

弱酸的解離常數(shù)：Ka大則酸性強,Ka只與溫度有關(guān),而與濃度無關(guān),在一定溫度下,為一常數(shù).若弱酸比較弱，Ka＜10－4則：在一定的溫度下,α隨濃度C而變,溶液稀釋時,濃度下降,α升高,但解離常數(shù)不變.

例題132.25`C度時,

HCN水溶液中的A

(A)

2.2×10-6mol.dm-3(B)(C)

(D)44.對于弱酸來說，溶液越稀則▁▁。A.解離度越大，酸性越強;B.解離度越小，酸性越弱C.解離度不變，酸性不變;D.解離度越大，酸性大小不定４．一元弱堿的解離：NH3(aq)＋H2O(ι）=NH4＋(aq)＋OH－(aq)

弱堿的解離常數(shù)

Kb=

若弱堿比較弱，Kb＜10－4則：：

Ceq(OH－)≈

Ceq(H＋)=

５．多元弱酸：

二級解離比一級解離弱，近似按一級解離處理。H2S(aq)=H＋(aq)＋HS－(aq),Ka1=9.1×10－8HS－(aq)=H＋(aq)＋S2－(aq),Ka2=1.1×10－12Ka1＞＞Ka2,忽略二級解離，按一級解離處理:

Ceq(H+)≈6.鹽類水解平衡及溶液的酸堿性(1)

強堿弱酸鹽的水解:水解生成弱酸和強堿,溶液呈堿性。例如NaAc水解:Ac－＋H2O=HAc＋OH－(2)

強酸弱堿鹽的水解:水解生成弱堿和強酸,溶液呈酸性。例如NH4Cl水解:NH4＋＋H2O=NH3.H2O＋H＋（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。7.緩沖溶液（1）同離子效應：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。在弱酸的溶液中，加入該酸的共軛堿（弱酸鹽），或在弱堿的溶液中加入該堿的共軛酸（弱堿鹽），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++AC－(aq)←AC－（加入NaAc），從而使HAc解離度降低。（2）緩沖溶液：由弱酸及其共軛堿或弱堿及其共軛酸所組成的溶液，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。（3）緩沖溶液種類：1)弱酸－弱酸鹽如HAc－NaAc，HF－NH4F;過量的弱酸和強堿.如過量的HAc和NaOH。2)弱堿－弱堿鹽如NH3－NH4Cl；過量的弱堿和強酸.如過量的NH3.H2O和HCl。3）多元酸－酸式鹽；多元酸的兩種不同的酸式鹽。如H2CO3－NaHCO3，NaHCO3－Na2CO3；NaH2PO4－Na2HPO4(4)緩沖溶液pH值計算：C(H＋)=＝KapH=pKa-lg

=pKa－lgC(OH-)=Kb=Kb，pOH=pKb－lg

=pKb-lg(5)緩沖溶液的配制：當C共軛酸=C共軛堿時，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左右的緩沖溶液，選HAc—NaAc混合溶液；配制pH=9左右的緩沖溶液,選NH3—NH4Cl混合溶液；配制pH=7左右的緩沖溶液,選NaH2PO4—Na2HPO4混合溶液。例題33．

醋酸溶液中,加入適量固體NaAc后,結(jié)果會使__________。

A.溶液pH值增大Ｂ．溶液pH值減?。茫姿峤怆x常數(shù)增大Ｄ．醋酸解離常數(shù)減小105.在氨水中加入一些NH4Cl晶體，會使（D）。A、NH3水的解離常數(shù)增大B、NH3水的解離度a增大

C、溶液的pH值增大

D、溶液的pH值減少。四.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

AnBm(s)===nAm+(aq)+mBn-(aq)(1)

溶度積：飽和溶液中離子濃度以計量系數(shù)為指數(shù)的乘積.Ksp(AnBm)={Ceq(Am+)}n{Ceq(Bn－)}m=〔Am+〕n〔

Bn－〕m溶度積在一定的溫度下為一常數(shù)AgCl(s)---=Ag+(aq)+Cl-(aq)

KSP(AgCl)=Ceq(Ag+).Ceq(Cl-)＝〔Ag+

〕.〔Cl-

〕KSP(CaF2)=Ceq(Ca2+).{Ceq(F-)}2=〔Ca2+

〕.〔F-

〕2KSPMg(OH)2=Ceq(Mg2+).{Ceq(OH-)}2=〔Mg2+

〕.〔OH

-

〕2(2)溶解度S(mol.dm－3;mol.L－1)與溶度積Ksp關(guān)系：溶解度S:每dm3(L)水溶液中含溶質(zhì)的摩爾數(shù)。AB型沉淀：S＝

如AgCl,AgBr,AgI,CaSO4等。A2B或AB2型沉淀：S=

如Ag2CrO4,Mg(OH)2等。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。例題34.在難溶電解質(zhì)A2B的飽和溶液中,當溫度一定時,若[A+]=2xmoldm-3,[B2-]=ymoldm-3則A2B的溶度積為________。

A.4x2yB.1/2x2yC.xyD.x2y46.已知KSP[Pb(OH)2]=4×10-15，則難溶電解質(zhì)Pb(OH)2的溶解度為__________。

A.6×10-7moldm-3Ｂ.2×10-15moldm-3

Ｃ.1×10-5moldm-3

Ｄ.2×10-5moldm-32.溶度積規(guī)則：判斷沉淀的生成和溶解。

Q<KSP

不飽和溶液，無沉淀析出

Q=KSP

飽和溶液

Q>KSP

過飽和溶液，有沉淀析出注意: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.同類型沉淀KSP小者先沉淀.見例題.3)沉淀完全(離子濃度<10-6)不等于離子全部沉淀.3.同離子效應：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。例如，在AgCl溶液中，加入NaCl，使AgCl溶解度下降。例題:35．同離子效應使____________。A.弱酸的解離度增大,難溶鹽的溶解度增大；B.弱酸的解離度減小,難溶鹽的溶解度減??；C.弱酸的解離度不變,難溶鹽的溶解度增大；D.弱酸的解離度增大，難溶鹽的溶解度不變。3.3周期

3.3周期一．

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＝相應能級組所能容納的最多電子數(shù)

周期

能級組

元素數(shù)目

12345671s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f146d10…………

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。

周期數(shù)＝電子層數(shù)

族數(shù)：主族和IB，IIB的族數(shù)＝最外電子層數(shù)；IIIB－VIIB族的族數(shù)＝最外層S電子＋此外層d電子數(shù)零族的最外層電子數(shù)＝2或8VIII族的最外層S電子＋次外層d電子數(shù)＝8－103．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)周期表與價電子結(jié)構(gòu)的關(guān)系族數(shù)

IA,IIA

IIIB－VIIB,VIII

IB,IIB

IIIA－VIIA

外層電子構(gòu)型

ns1-2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

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（最外層s電子＋次外層d電子數(shù)＝2＋5＝7）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)。例題:29.ds區(qū)元素包括______________。A.

錒系元素B.非金屬元素C.ⅢB―ⅦB元素

D.ⅠB、ⅡB元素30.某元素原子的價電子層構(gòu)型為５s2５p2，則此元素應是：———————。A.位于第五周期B.位于第六周期C.位于S區(qū)D.位于p區(qū)

二．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:從下→上金屬性增強.

例題133.某元素的最高氧化值為+6, 其氧化物的水化物為強酸,而原子半徑是同族中最小的,該元素是:B(A)Mn(B)Cr(C)Mo(D)S2．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。數(shù)值越大,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。數(shù)值越大,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，元素的非金屬性越強；電負性越小，元素的金屬性越強。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外)。例:28.下列元素中電負性最大的是_____________。

A.CB.Si

C.OD.S三．氧化物及其水合物的酸堿性遞變規(guī)律１．氧化物及其水合物的酸堿性一般規(guī)律⑴同周期元素最高價態(tài)的氧化物及其水合物，從左到右酸性遞增，堿性遞減。以四周期為例：例題32.下列含氧酸中，酸性最強的是_________。A.HClO2

B.HClOC.HBrOD.HIO3.4化學反應方程式，化學反應速率與化學平衡3.4化學反應方程式，化學反應速率與化學平衡一．熱化學1.重要概念⑴反應熱：化學反應時所放出或吸收的熱叫做反應的熱效應，簡稱反應熱。熱化學：研究反應熱與其他能量變化的定量關(guān)系的學科。⑵系統(tǒng)：作為研究對象的部分稱系統(tǒng)。環(huán)境：系統(tǒng)之外與系統(tǒng)密切相關(guān)，影響所能及的部分稱環(huán)境。相：系統(tǒng)中既有相同的物理和化學性質(zhì)的均勻的部分稱為相。相與相之間具有明確的界面。氣態(tài)：任何氣體均能無限混合不論有多少種氣體只有一個相。液態(tài)：互溶的為一相；如：液態(tài)乙醇與水不互溶的為二相或多相；如：甲苯與水固態(tài)：幾種固體就有幾相。形成固溶體則為一相。⑶狀態(tài)：指描述系統(tǒng)的諸如壓力P,體積V，溫度T，質(zhì)量m和組成的各種宏觀性質(zhì)的綜合表現(xiàn)。

狀態(tài)函數(shù)：用來描述系統(tǒng)狀態(tài)的物理量稱狀態(tài)函數(shù)如：P、V、T、m、V、H、S、G但熱q和功W不是狀態(tài)函數(shù)，他們的改變量與途徑有關(guān)。

2．化學反應方程式寫法及計算(1)化學反應方程式的寫法：把參加化學反應的反應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方程式。(2)化學反應中的有關(guān)計算:aA＋bB=gG＋dD(3)熱化學反應方程式：表明化學反應方程式和反應熱關(guān)系的方程式。(4)熱化學反應方程式的書寫:①標明溫度和壓力：T=298.15k,P＝100kPa可省略。②右下角標明物質(zhì)聚集狀態(tài)：氣態(tài)：g液態(tài)：ι固態(tài)：s溶液：aq③配平反應方程式：物質(zhì)前面的計量系數(shù)代表物質(zhì)的量，可為分數(shù)。④標明反應熱：q<0:放熱,q>0:吸熱，單位：kJmol－1

例:C(s)+O2(g)=CO2(g);q=－393.5kJmol－13.熱力第一定律：當封閉體系狀態(tài)發(fā)生變化時，其反應系統(tǒng)內(nèi)能的變化量（△u）等于熱（q）和功（w）代數(shù)和?！?/p>

u＝q＋w⑴恒容過程：在恒容不作非體積功條件下：

w=0,△u＝qV

即反應中子系統(tǒng)內(nèi)能的變化量（△u）在數(shù)值上等于等容熱效應qV。⑵恒壓過程：在恒壓，只作體積功的條件下：△H=qp即反應的焓變△H在數(shù)值上等于等壓熱效應。若反應在等壓條件下，可用反應的標準摩爾焓變△Hm表示反應熱效應。

△Hm﹤0放熱；△Hm﹥0吸熱。4.蓋斯定律：在恒容或恒壓條件下，化學反應的反應熱只與反應的始態(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，相應的反應熱隨之相加減反應（3）＝反應（1）±反應（2）則△Hm3=△Hm1±△Hm2例（1）C(s)+O2(g)=CO2(g);△Hm1=－393.5kJmol－1

(2)CO(g)+1/2O2(g)=CO2(g);△Hm2=-283.0kJmol－1反應（1）－反應（2）=反應（3）C(s)+1/2O2(g)=CO(g)故△Hm3=△Hm1－△Hm2＝〔（－393.5）－（-283.0）〕＝－110.5kJmol－1注意:方程式乘以系數(shù),相應反應熱也應乘以該系數(shù).如反應（3）＝2反應（1）±3反應（2）則△Hm3=2△Hm1±3△Hm25.反應的標準摩爾焓變△rHmθ的計算(1)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）純物質(zhì)時反應的焓變稱該物質(zhì)標準摩爾生成焓。以△fHmθ(298.15K)表示。單位kJmol－1規(guī)定：指定單質(zhì)標準摩爾生成焓為零?！鱢Hmθ(單值，298.15K)=0（2）反應的標準摩爾焓變的計算

aA+bB=gG+dD△rHmθ(298.15K)=｛g△fHmθ(G,298.15K)+d△fHmθ(D,298.15K)｝-｛a△fHmθ(A,298.15K)+b△fHmθ(B,298.15K)｝;kJmol－1反應的焓變基本不隨溫度而變。即△H(T)≈△H(298.15K)例題64.已知反應N2(g)+3H2(g)=2NH3(g)的△Hθ(298.15k)=-92.22kJmol-1則NH3(g)的標準摩爾生成焓為_____________kJmol-1。A.-46.11.B.-92.22C.46.11D.92.2272．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，則生產(chǎn)水煤氣反應的

C(S)+H2O(g)=CO(g)+H2(g)的標準摩爾焓變?yōu)開___KJmol-1A.-352.1B.+131.3C.-131.3D.+352.1136.在溫度為298.15K，壓力為101.325kPa下，乙炔、乙烷、氫氣和氧氣反應的熱化學方程式為：2C2H2（g）+5O2（g）=======4CO2（g）+2H2O（l）△rHmθ=-2598kJ·mol-12C2H6（g）+7O2（g）=========4CO2（g）+6H2O（2）△rHmθ=-3118kJ·mol-1H2（g）+1/2O2（g）====H2O（3）

△rHmθ=-285.8kJ·mol-1根據(jù)以上熱化學方程式，計算下列反應的標準摩爾焓變△rHmθ=（）kJ·mol-1。C2H2（g）+2H2（g）======C2H6（g）(4)（A）311.6（B）-311.6（C）623.2（D）-623.2答案:(4)=1/2｛(1)-(2)｝+2(3)△rH4=1/2(△rH1-△rH2)+2△rH3二.化學反應方向的判斷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,自由度)的量度.符號為

S，是狀態(tài)函數(shù)。系統(tǒng)混亂度越大，熵值越大。（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,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Sθm表示。以J.mol-1.K-1表示.(4)物質(zhì)的熵值大小,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)時的熵又大于固態(tài).即Sg>Sι>Ss.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③

當溫度和聚集狀態(tài)相同時，結(jié)構(gòu)較復雜（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復雜分子>S簡單分子(5)反應的標準摩爾熵變ΔrSmθ

aA+bB=gG+dDΔrSmθ(298.15K)=｛gSmθ(G,298.15K)+dSmθ(D,298.15K)｝-｛aSmθ(A,298.15K)+bSmθ(B,298.15K)｝;J.K-1.mol－1反應的熵值基本不隨溫度而變。即ΔrSmθ(T)≈ΔrSmθ(298.15k)(5)吉布斯函數(shù)G=H–TS,是狀態(tài)函數(shù)吉布斯函數(shù)變ΔG=ΔH–TΔS

（6）反應方向(自發(fā)性)的判斷：

ΔG＜0反應正向自發(fā)

ΔG=0平衡狀態(tài)

ΔG＞0反應逆向自發(fā)，正向非自發(fā)。①

ΔH＜0，ΔS＞0；ΔG＜0正向自發(fā)②

ΔH＞0，ΔS＜0；ΔG＞0正向非自發(fā)③

ΔH＞0，ΔS＞0；升高至某溫度時ΔG由正值變?yōu)樨撝?，高溫有利于正向自發(fā)④

ΔH＜0，ΔS＜0；降低至某溫度時ΔG由正值變?yōu)樨撝担蜏赜欣谡蜃园l(fā)（7）反應自發(fā)進行的臨界溫度：例題53．對于反應Ｎ２（ｇ）＋Ｏ２（ｇ）＝２ＮＯ（ｇ），H=+90KJmoL－１S=+12JK－１moL－１，下列哪種情況是正確的。Ａ．任何溫度下均自發(fā)

;Ｂ．任何溫度下均非自發(fā)Ｃ．低溫下非自發(fā)，高溫下自發(fā);Ｄ．低溫下自發(fā)，高溫下非自發(fā)60.化學反應達到平衡時有____________。

A.ΔGθ=0B.ΔG>0

C.ΔG=0D.ΔG<0三．

化學反應速率1.化學反應速率的表示νB:B物質(zhì)的化學計量數(shù)。反應物取負值，生成物取正值。對于反應：aA+bB=gG+dD

例N2+3H2=2NH3

例題103.反應2H2+O2→2H2O的反應速率可表示為（

D）（A）（B）（C）（D）全部正確化學反應速率首先取決于反應物本性,對一給定的反應,反映速率υ與反應物濃度(壓力)．溫度．

催化劑等因素有關(guān)。

2.濃度的影響和反應級數(shù)濃度對反應速率的影響:增加反應物或減少生成物的濃度,反應速率加大。(1)質(zhì)量作用定律：在一定溫度下，對于元反應（即一步完成的反應，又稱基元反應或簡單反應），反應速率與反應物濃度（以反應方程式中相應物質(zhì)的化學計量數(shù)為指數(shù)）的乘積成正比。(2)速率方程式元反應：aA+bB=gG+dD速率方程式：υ=κ｛c(A)｝a｛c(B)｝bκ:速率常數(shù)，在一定溫度和催化劑下，為一常數(shù)（單位不確定）。

n=a+b:稱反應級數(shù)；

例：C2H5Cl=C2H4+HCl；υ=κc（C2H5Cl）；n=1一級反應

NO2+CO=NO+CO2;υ=κ｛c(NO2)｝｛c(CO)｝;n=2二級反應2NO+O2=2NO2;υ=κ｛c(NO)｝2.｛c(O2)｝；n=3三級反應

非元反應（即兩個或兩個以上元反應構(gòu)成）：

aA+bB=gG+dD速率方程式：υ=κ｛c(A)｝x｛c(B)｝y

反應級數(shù):n=x+y例題54.對于反應Ａ＋ＢＣ而言，當Ｂ的濃度保持不變，Ａ的起始濃度增加到兩倍時，起始反應速率增加到兩倍；當Ａ的濃度保持不變，Ｂ的起始濃度增加到兩倍時，起始反應速率增加到四倍，則該反應的速率方程式為___________。

Ａ.Ｖ＝kＣＡＣＢＢ.Ｖ＝k｛ＣＡ｝２｛ＣB｝Ｃ.Ｖ＝k｛ＣＡ｝{CB}2D.V=k{CA}2{CB}2

2．溫度對反應速率的影響阿侖尼烏斯公式：Z:指前因子；Ea:活化能(1)溫度升高T↑;速率常數(shù)升高k↑（k正↑，k逆↑）;反應速率υ↑。溫度每增加10oC，υ或k增大2－3倍。(2)

活化能越低Ea↓，反應速率越高υ↑3．活化能與催化劑（1）活化能：活化絡(luò)合物（或活化分子）的平均能量與反應物分子平均能量之差。即反應發(fā)生所必須的最低能量。

Ea(正)－Ea(逆)≈△Hm（2）催化劑：改變反應歷程，降低反應活化能，加快反應速率。而本身組成、質(zhì)量及化學性質(zhì)在反應前后保持不變。4．從活化分子、活化能的觀點解釋加快反應速率的方法：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)，從而加快反應速率。（3）催化劑：降低反應的活化能，使更多分子成為活化分子，活化分子％顯著增加，增加活化分子總數(shù)，從而加快反應速率。(υ正↑

υ逆↑)127.反應的,欲加快正反應速率,下列措施無用的是:D(A)增大O2的分壓;(B)升溫;(C)使用催化劑;(D)增加C碳的濃度.59．升高溫度可以增加反應速率，主要是因為__Ｂ_.。Ａ．增加了分子總數(shù);Ｂ．增加了活化分子百分數(shù);Ｃ．降低了反應的活化能;Ｄ．使平衡向吸熱方向移動四．化學平衡1．化學平衡的特征：

（1）υ正＝υ逆即正、逆兩方向反應速率相等時,系統(tǒng)達到平衡狀態(tài)。（2）生成物和反應物的濃度（或壓力）不再發(fā)生變化（恒定）。(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。(4)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)稱為該反應在該溫度下的標準平衡常數(shù)，以kθ表示。2.標準平衡常數(shù)kθ的表達式對于氣體反應：aA(g)+bB(g)=gG(g)+dD(g)對于溶液中的反應:aA(aq)+bB(aq)=gG(aq)+dD(aq)pθ=100kPa;Cθ=1moldm-3

說明:

⑴

kθ只是溫度的函數(shù),溫度一定,kθ為一常數(shù),不隨濃度或壓力而變。

⑵kθ表達式,與化學方程式的書寫方式有關(guān)

①N2+3H2=2NH3;k1θ②N2+H2=NH3;k2θ③2NH3=N2+3H2;k3θk1θ=｛k2θ｝2=⑶

多重平衡規(guī)則反應（3）＝反應（1）+反應（2）;k3θ=k1θ.

k2θ反應（3）＝反應（1）－反應（2）;k3θ=k1θ/k2θ例題69.一密閉容器中，有A、B、C三種氣體建立了化學平衡，它們的反應是A（g）+B（g）—→C（g），相同溫度下，體積縮小2/3，則平衡常數(shù)Kθ為原來的：__________。

A.3倍B.2倍C.9倍

D.不變66.某溫度時反應H2(g)+Cl2(g)=2HCl2(g)的K1θ=4×10-2，則反應HCl2(g)=1/2H2(g)+1/2Cl2(g)的K2θ為__________。A.25B.5C.4×10-2D.2×10-13.溫度對平衡常數(shù)的影響:對于吸熱反應,△rHmθ>0,隨溫度升高,平衡常數(shù)增大.即T↑,kθ↑對于放熱反應,△rHmθ<0,隨溫度升高,平衡常數(shù)減少.即T↑,kθ↓例題56.某反應的ΔHθ<0，某kθ與溫度T的關(guān)系符合(B).。A.kθ與T無關(guān)系B.T升高，kθ變小

C.T升高，kθ變大

D.不確定4.化學平衡的移動:因條件的改變使化學反應從原來的平衡狀態(tài)轉(zhuǎn)變到新的平衡狀態(tài)的過程叫化學平衡的移動。呂.查德里原理:假如改變平衡系統(tǒng)的條件之一,如濃度、壓力或溫度,平衡就向能減弱這個改變的方向移動。即(1)濃度對化學平衡的影響:在其他條件不變的情況下,增大反應物的濃度或減少生成物的濃度,都可以使平衡向正反應的方向移動;增大生成物的濃度或減少反應物的濃度,都可以使平衡向逆反應的方向移動。(2)壓力對化學平衡的影響:在其他條件不變的情況下,增大壓力會使化學平衡向著氣體體積（分子數(shù)）減小的方向移動;減小壓力,會使平衡向著氣體體積增大的方向移動。(3)溫度對化學平衡的影響:在其他條件不變的情況下,升高溫度,會使化學平衡向著吸熱反應的方向移動;降低溫度,會使化學平衡向著放熱反應的方向移動。注意:催化劑同時加快正逆反應速率,故不能使平衡發(fā)生移動.例題55.某溫度，下列反應達到平衡，

CO（ｇ）＋H2O（ｇ）＝CO2（ｇ）＋H2（ｇ）,HO，為了提高CO的轉(zhuǎn)化率，可采取的方法是。A.升高溫度B.降低溫度

C.增加總壓力C.減少總壓力利用平衡常數(shù)，可以判斷一個可逆反應在一定條件下的反應方向：對于反應:aA＋bB＝gG＋dD在任意狀態(tài)（或起始狀態(tài)）時：若Q<kθ平衡向右移動，反應正向自發(fā)進行。若Q=kθ平衡狀態(tài)若Q>kθ平衡向左移動，反應逆向自發(fā)進行。例題126.反應在298K時標準平衡常數(shù).若在此溫度時,該反應的反應商Q=1.2則反應進行的方向是:(C)(A)處于平衡狀態(tài);(B)逆向進行;

(C)正向進行;(D)無法判斷.

3.5氧化還原與電化學

3.5氧化還原與電化學一.氧化還原反應1.氧化反應:物質(zhì)失去電子的反應稱氧化反應.例Zn-2e-1=Zn2+（化合價升高的過程）

2.還原反應:物質(zhì)得到電子的反應稱還原反應.例Cu2++2e-1=Cu（化合價降低的過程）3.氧化劑:得到電子（化合價降低）的物質(zhì)是氧化劑,如Cu2+。4.還原劑:失去電子（化合價升高）的物質(zhì)是還原劑,如Zn。

5.氧化還原反應:有電子轉(zhuǎn)移的反應。6.氧化還原反應方程式的配平:氧化還原反應方程式的配平有離子—電子法和化合價升降法,下面是離子—電子法的配平步驟:(1)用離子式寫出參加氧化還原反應的反應物和產(chǎn)物。如：MnO4-+Fe2+→Mn2++Fe3+(2)寫出氧化還原反應的兩個半反應:還原劑失去電子被氧化—氧化反應;氧化劑得到電子被還原—還原反應。

MnO4-+e-→Mn2+;Fe2+→Fe3+(3)配平半反應式使兩邊的各種元素原子總數(shù)和電荷總數(shù)均相等。

MnO4-+8H++5e-→Mn2++4H2O;

Fe2+-e-→Fe3+(4)根據(jù)氧化劑和還原劑得失電子總數(shù)相等的原則確定各半反應式的系數(shù),并合并之,寫出配平的離子方程式和分子方程式。MnO4-+5Fe2++8H+=Mn2++

5Fe3++4H2O二.原電池與電極電勢1.原電池:將化學能轉(zhuǎn)化為電能的裝置。(1)原電池的電極反應(半反應)、電池反應(總反應)：例如銅鋅原電池:負極發(fā)生氧化反應,例Zn-2e-1=Zn2+正極發(fā)生還原反應，例Cu2++2e-1=Cu原電池的總反應：

Zn+Cu2+=Zn2++Cu(2)原電池的圖式：(－）B︱B+（C）┆┆A+（C）∣A(+)例如,銅鋅原電池：（－）Zn︱Zn2+（C）┆┆Cu2+（C）∣Cu(+)︱代表相界,┆┆代表鹽橋,電子通過鹽橋流動,溝通線路.2.電極類型及符號組成原電池的電極歸納起來分為四類：(1)金屬—金屬離子電極,例如：Zn︱Zn2+（C）(2)非金屬—非金屬離子電極,例如：Pt︱H2（P）︱H+（C）(3)金屬離子電極,例如：Pt︱Fe3＋(C1),Fe2＋(C2)(4)金屬—金屬難溶鹽電極,例如：Ag,AgCl（S）∣Cl—（C）例題82．根據(jù)下列反應構(gòu)成原電池，其電池圖式為▁▁▁▁▁。

Fe2++Ag+→Fe3++AgA.(一)Fe2+│Fe3+┆┆Ag+│Ag(+)B.(一)Pt│Fe2+│Fe3+┆┆Ag+│Ag│(+)C.(一)Pt│Fe2+,Fe3+┆┆Ag+│Ag,Ag(+)D.(一)Pt│Fe3+,Fe2+┆┆Ag+│Ag(+)3．電極電勢：金屬（或非金屬）與溶液中自身離子達到平衡時產(chǎn)生的電勢稱電極的電極電勢，以φ表示。(1)標準氫電極：規(guī)定在任何溫度下標準氫電極的電極電勢為零，即

φθ（H+/H2）=0.0000V標準氫電極為Pt︱H2(100kPa)︱H+(1mol.dm-3)(2)標準電極電勢φθ：電極處在標準狀態(tài)(氣體分壓為100kPa,離子濃度為1mol.dm-3)時的電極電勢。將待測電極與標準氫電極組成原電池,可求待測電極的標準電極電勢。Φθ在一定溫度下為一常數(shù),不隨電極反應形式的改變而改變.例題:73.電極反應Cu2++2e=Cu,φθ=+0.34V,推測電極反應2Cu=2Cu2++4e的φθ值為_______

A.-0.68V;B.+0.68V;C.-0.34V;D.+0.34V

（3）原電池電動勢:E=φ(+)－φ(—)；Eθ=φθ(+)－φθ(—)電極電勢φ高的電極作正極，電極電勢φ低的電極作負極，E>0，原電池正常工作，電流從正極流向負極。(4)參比電極：由于標準氫電極要求氫氣純度高、壓力穩(wěn)定,并且鉑在溶液中易吸附其他組分而失去活性。因此,實際上常用易于制備、使用電極電勢穩(wěn)定的甘汞電極或氯化銀電極作電極電勢的對比參考,稱為參比電極

4．能斯特方程(1)電動勢的能斯特方程:298K時。原電池反應:aA+bB=gG+dD,E=Eθ-可見,隨反應的進行,原電池的電動勢將不斷減少.（2)電極電勢的能斯特方程:對任意給定的電極a