普通化學考研復習資料一

2010年《普通化學》考研輔導資料之一

《普通化學》考研內(nèi)容精選

第一章化學反應的基本規(guī)律

一、基本知識點：

1、體系的狀態(tài)函數(shù)

（1）體系一人為規(guī)定研究對象的物質(zhì)系統(tǒng)。

敞開體系：體系與環(huán)境有物質(zhì)和能量交換。

封閉體系：體系與環(huán)境無物質(zhì)交換，但有能量交換。

孤立體系：體系與環(huán)境無物質(zhì)交換，又無能量交換。

（2）狀態(tài)一體系中一切性質(zhì)的總和。

廣度性質(zhì)：表現(xiàn)體系量的特征（與體系中物質(zhì)的量成正比），例如體積/、

質(zhì)量R、熱容C、

熱力學能〃、焰，、端S、吉布斯自由能G等,具有加和性。

強度性質(zhì)：表現(xiàn)體系質(zhì)的特征（與體系中物質(zhì)的量無關），例如溫度7、壓

力P、濃度c、

密度夕等，不具有加和性。

（3）狀態(tài)函數(shù)一由狀態(tài)所決定的每一種理化性質(zhì)，統(tǒng)稱為體系的狀態(tài)函數(shù)?；蚰?/p>

決定狀態(tài)的性質(zhì)和

以一定關系隨這些性質(zhì)而變化的其它性質(zhì)，統(tǒng)稱為體系的狀態(tài)函數(shù)。

例如T、AV

和〃=〃+夕/、6=〃一遇等。

（4）狀態(tài)函數(shù)特征一其變量僅與狀態(tài)有關，而與變化途徑無關。例如/dr=0（循

環(huán)過程）

其數(shù)學處理可用全微分的概念，，其微量變化可用必表示，而熱Q

是由于?體系與環(huán)

境的溫度差別而引起的能量傳遞量，。的數(shù)值會隨具體途徑而變化,

故熱。不是狀態(tài)函數(shù)，其微量變化要用5。表示。因為在等壓過程

中，價）=△//,所以必=。

2、熱力學第一定律［化學反應中的能量守恒）

（1）熱力學能［內(nèi)能）〃一是體系內(nèi)部各種能量的總和。是體系自身的性質(zhì)，是

廣度性質(zhì)，是體系

的一種狀態(tài)函數(shù)。其絕時值無法確定，但其變量△〃只取決于體系

的始、終態(tài)。

（2）熱力學第一定律數(shù)學表達式：△〃==0+7=。（等容反應熱）

（3）等壓反應熱與玲：〃二〃+夕/，△〃=?）+//',△，二Q）

所以燧也是休系的一種狀態(tài)函數(shù)。其絕對值也是無法確定，但其變

量△〃只取決于體系的始、終態(tài)。其是體系的廣度性質(zhì)，具有加和

性。

（4）蓋斯定律一一化學反應的反應熱只與反應體系的始、終態(tài)有關，而與其變化

的途徑無關。

△用r=1>/，/（產(chǎn)物）-5>#/（反應物）=2%必//（8）

<5）W（7卜（298.15K）=

3、熱力學第二定律：孤立體系中所發(fā)生的任意過程總是向著燧增大的方向進行。

（1）端（S）——是體系的狀態(tài)函數(shù)，是量度體系混亂度的函數(shù)。

（2）標準端S/（T）：在標準狀態(tài)下，Imol某純物質(zhì)從0K慢慢升溫到TK

時兩狀態(tài)間的焙變。

（3）AS孤立=AS體系+AS環(huán)境

（4）2°=ZV（產(chǎn)物）—ZV（反應物）=￡%?S：（8）

4、熱力學第三定律：在熱力學溫度0K時，任何純物質(zhì)的炳值為零。So=O

（1）AS=S（T）-S（）=S（T）-O=S（T）

⑵S/（g）>S/（/）>S/（s）

（3）S,/E）>S>（D>S>（E）0>《>力

（4）Ar5/（T）?Ar5/（298.15K）=JS：

5、化學反應的自發(fā)性判據(jù)

（1）v0,A,S/>0該化學反應在任何溫度下能自發(fā)進行。

（2）Ar/7/>0,A,.S/<0該化學反應在任何溫度下不能自發(fā)進行。

（3）Ar/7/<0,ArS/<0該化學反應在低于某溫度下能自發(fā)進行。

（4）ArH/>0,ArV>0該化學反應在高于某溫度下能自發(fā)進行。

6、吉布斯自由能與化學反應的自發(fā)性判據(jù)

（1）G=H-TS^G=\H-T\S

（2）A/V（298.15K）=△￡『=-298.15x

⑶A,.G/（T）=ArH/-TArS/

（4）JZg：（產(chǎn)物）-ZJG：（反應物）=Z%?JG：（B）

B

（5）A,.G/（T）＜0該化學反應在某溫度標準狀態(tài)下能自發(fā)進行。

△「G/（r）＞°該化學反應在某溫度標準狀態(tài)下不能自發(fā)進行。

ArG/（T）=O該化學反應在某溫度標準狀態(tài)下處平衡狀態(tài)。

（6）\rGm（T）＜0或ArG/（T）＜-40KJomo「該化學反應在某溫度非標準

狀態(tài)下能自發(fā)進行。

-1

\,Gm（7）〉。或ArG/（7）＞440KJ。mol該化學反應在某溫度非標準狀態(tài)

下不能自發(fā)進行。

\rGm（T）=0該化學反應在某溫度非標準狀態(tài)下處平衡狀態(tài)。

7、熱力學等溫、等壓方程式：

⑴（T）+RT\nJ

（2）\rGm⑺=△￡/⑺+2.303RTlgJ

＜3）ArG?,（T）=0時，

g：（T）=-RTinK°（T）=-2.3O37?TlgK°（T）

8、化學反應限度一一化學平衡

（1）化學平衡的特征：是在一定溫度下，化學反應建立的相對的一種動態(tài)平

衡。其特征可用

平衡常數(shù)表示。

（2）標準平衡常數(shù)K"（7）可用熱力學等溫、等壓方程式求得，故又稱熱力

學平衡常數(shù)。

對某一反應而言，標準平衡常數(shù)的數(shù)值僅與溫度有關。

（3）對氣相反應0=2丫躥⑶而言：/^（7人口伉/〃。廣

BB

若為溶液中溶質(zhì)的反應0=Z%8（cq）而言：

B

十⑺二口七衣廠

（4）多重平衡規(guī)則：某總反應為若干個分步反應之和（或之差）時，貝！總反

應的平衡常數(shù)為

這若干個分步反應平衡常數(shù)的乘積（或商）。

9、化學反應速率

（1）基元反應（簡單反應）為一步到底的反應。非基元反應（復雜反應）為

多步基元反應組成，

其化學反應速率由其中最慢一步基元反應決定。

An

（2）化學反應進度J=單位：mol

（3）化學反應速率u=_L??華單位：mol.dm-3,s-

以力

反應的活化能牯界-平均

(4)Ea(60-250kj.mol-')%=EE

（5）質(zhì)量作用定律u=hc/?cj（x,y的數(shù)值由實驗決定）

（5）反應速率常數(shù)（k）為當C（A）=C（B）=1mol.dm-時的反應速率。對某一

反應而言，反應速率常數(shù)的數(shù)值與溫度有關,此外與反應的活化能有關.

使用適當?shù)拇呋瘎┛筛淖兓罨?

（6）化學反應速率與反應速率常數(shù)及濃度有關.另外在多相體系中，共化學反

應速率還與相界面的大小有關.

二、重點及難點

1、化學反應方向的判斷

該反應向正反應方向進行（反應自發(fā)）

（1）\,.Gm（T）<0

4a“（7）>。該反應向逆反應方向進行（反應非自發(fā)）

（T）=0該反應處平衡狀態(tài)

⑵\G<T)=RTInAAJ(^)=2.303/?Tlg-^

若J<K°(T}該反應向正反應方向進行（反應自發(fā)）

J>K°(T)該反應向逆反應方向進行（反應非自發(fā)）

J=K°(T)該反應處平衡狀態(tài)

4GWKJomol^（T）>1.0xl07該反應向正反應方向

進行（反應自發(fā)）

_1

ArG/(T)>-MOKJomolK'(7)<1.0x10“該反應向逆反應方向進

行（反應非自發(fā)）

（4）Ar7/,/<0,ArV<°該化學反應在低于某溫度下能自發(fā)進行

?。肌?/p>

△5V;

A,.H/>0,ArS/>0該化學反應在高于某溫度下能自發(fā)進行

?。続_H_一°

AS，

cy（7??a.\

2、化學反應的標準平衡常數(shù)與溫度的關系lg^^=r2-lj

K"T、\h）2.303RT.1T.x

3、化學反應的反應速率常數(shù)與溫度的關系

°k、2.303附4

三、計穿題中運用的計算公式使用條件和注意事項

1、某化學反應標準摩爾熔變的計算：

△凡△產(chǎn)/（產(chǎn)物）△/丁（反應物）=以?△/”/⑻

JZ-ZZH

使用條件一一要依據(jù)已給定的某化學反應來進行計算，故其與化學反應式的書寫

形式有關。

注意事項一一不要忘記化學反應式中的化學計量數(shù)。

———（298.15K）='/C

使用條件一一在任何溫度下某化學反應標準摩爾焰變可近似等于298.15K時該化

學反應的標準摩爾

培變，因為某化學反應標準摩爾焰變與溫度關系不大。

注意事項一一不要忘記化學反應式中的化學計量數(shù)，其單位為kj.mol-'o

MVpL-gs丁

使用條件一一利用在某溫度下某化學反應的標準摩爾吉布斯自由能變及298.15K

時該化學反應的

標準摩爾烯變來進行計算。也因為某化學反應的標準摩爾燧變與溫

度關系不大。

注意事項一一式中的吉布斯自由能變與溫度有關，故要使用該溫度下的吉布斯自

由能變進行計算，

注意使用的單位要一致。因為其中化學反應的標準皤變的單位為

j.mol-K~

°K:\2.303RT.T,

使用條件一一利用在不同溫度下該化學反應的標準平衡常數(shù)來進行計算。

注意事項一一注意使用的單位要一致。因為式中的標準氣體常數(shù)R的單位為

j.mol-K_

2、某化學反應標準摩爾端變的計算：

△》：=ZS：（產(chǎn)物）-ZS：（反應物）=Z3SJ（B）

B

使用條件一一要依據(jù)已給定的某化學反應來進行計算，故其與化學反應式的書

寫形式有關。

注意事項一一不要忘記化學反應式中的化學計量數(shù)。化學反應標準熠變的單位

為j.mol'K_

⑺。S/（298.15K）=S/

△毋（7>4金（298卜八段

使用條件一一在任何溫度下某物質(zhì)的標準摩爾端等于298.15K時的標準燧，同樣

在任何溫度下某

化學反應的標準摩爾焙變可近以等于298.15K時該化學反應的標

準摩爾燧變。因為某

化學反應標準摩爾燧變與溫度關系不大。

注意事項一一不要忘記化學反應式中的化學計量數(shù)，故其與化學反應式的書寫

形式有關。

其單位為j.mol-1K-1.

△￡/（7）二△?—T\S;

使用條件一一利用在某溫度下某化學反應的標準摩爾吉布斯自由能變及

298.15K時該化學反應的標準

摩爾焰變來進行計算。也因為某化學反應的標準摩爾焰變與溫度關

系不大。

注意事項一一注意使用的單位要一致。因為式中的標準吉布斯自由能變及標準

焰變的單位為kj.mol~l,

而式中的標準端變的單位為j.mol-K-

3、某化學反應標準摩爾吉布斯自由能變的計算：

（產(chǎn)物）-ZA/GJ（反應物）=（8）

B

使用條件一一式中的標準摩爾吉布斯自由能變是指在298.15K時的化學反應標

準摩爾吉布斯自由能變。同樣要依據(jù)已給定的某化學反應來進行

計算，故其與化學反應式的書寫形式有關。

注意事項一一不要忘記化學反應式中的化學計量數(shù)。其單位為kj.mol-'e

使用條件一一式中的標準摩爾吉布斯自由能變是指在任何指定溫度TK時的化

學反應標準摩爾吉布斯自由能變。利用該化學反應的標準摩爾給

變、該化學反應的標準摩爾嫡變及指定溫度

TK來進行計算。

注意事項一一注意使用的單位要一致。因為式中的標準吉布斯自由能變及標準

熠變的單位為

kj.mol",而式中的標準烯變的單位為j.mol'K-

△,GjT)=b￡/(T)+RT\nJ

⑺=AG/⑺+2.3O3R71g/

使用條件一一式中的摩爾吉布斯自由能變是指在任何指定溫度TK時的化學反

應非標準摩爾吉布斯自由能變。利用該化學反應在該溫度下的標

準摩爾吉布斯自由能變和該化學反應在非平衡

狀態(tài)時的濃度商或分壓商來進行計算。

注意事項一一注意使用的單位要一致。因為式中的非標準摩爾吉布斯自由能變

和標準摩爾吉布斯自由能變的單位為kj.mol-1,而式中攸標準

氣體常數(shù)R的單位為j.mol一1K一；另外要注意式中的濃度商

和分壓商是指相對濃度商和相對分壓商，是無量綱的。

△￡/(T)=-RT\nK°⑺=-2.303R7lgK°(T)

使用條件一一式中的標準摩爾吉布斯自由能變是指在任何指定溫度TK時的化

學反應標準摩爾吉布斯自由能變?？衫迷摐囟认碌臉藴势胶獬?/p>

數(shù)來進行計算。

注意事項一一注意使用的單位要一致。因為式中的標準摩爾吉布斯自由能變的

單位為kj.mol-，而式中的標準氣體常數(shù)R的單位為j.mol'

1K一；另外要注意式中的標準平衡常數(shù)是無量綱的。

電池△用⑺=-加/池(T)=-E。)

使用條件一一某一氧化還原反應的摩爾吉布斯自由能變可利用該反應組成原

電池的原電池電動勢來進行計算;那么其標準摩爾吉布斯自由能

變可利用該反應組成原電池的標準原電池電動勢來進行計算。其

溫度一般指298.15K。

注意事項一一式中的F是法拉第常數(shù)，即96485C.mol-',電動勢E的單位為

V,則其標準摩爾吉布斯自由能變和非標準摩爾吉布斯自由能變

的單位為j.molt.

4、某化學反應能自發(fā)進行的臨界溫度的計算：

使用條件一一當某化學反應的A,H><0,A,.Sj<0時可使用此式來進行計

算。

注意事項一一注意使用的單位要--致。因為式中的標準摩爾焰變的單位為

kj.mol-'<,而式中的標準摩爾燧變的單位為j.mol-K-.

ArV

使用條件一一當某化學反應的>0.AS/>0時可使用此式來進行計

算。

注意事項一一注意使用的單位要一致。因為式中的標準摩爾焰變的單位為

kj.mol■\而式中的標準摩爾一變的單位為j.mol-K".

5、某化學反應的標準平衡常數(shù)的計算：

47）=口口/〃"廠

B

使用條件一一對氣相反應0=\>//他），可使用此式來進行計算。

B

注意事項一一式中的分壓是指化學反應處平衡狀態(tài)時，反應物和生成物的相對

分壓。若是多相反應，

則分壓是指化學反應處平衡狀態(tài)時，氣體反應物和氣體生成物的

相對分壓。另外其數(shù)值

與化學反應式中的化學計量數(shù)有關，即與化學反應式的書寫形式

有關。

內(nèi)（7）=口（?！睆S

B

使用條件一一對溶液中溶質(zhì)的反應0=2/8（，可），可使用此式來進行計

B

算。

注意事項一一式中的濃度是指化學反應處平衡狀態(tài)時，反應物和生成物的相對

濃度。若是多相反應，

則濃度是指化學反應處平衡狀態(tài)時，溶液中溶質(zhì)的相對濃度。另

外其數(shù)值與化學反應

式中的化學計量數(shù)有關，即與化學反應式的書寫形式有關。而且

平衡常數(shù)表達式中不

包含純液體、純固體和水溶液中的水的濃度項。

K。二K'?K?小=竺

,2專

使用條件一一對于多重平衡體系而言，某總反應為若干個分步反應之和（或之

差）時，則總反應的平衡常數(shù)為這若干個分步反應平衡常數(shù)的乘

積（或商）。

注意事項一一平衡常數(shù)是無量綱的，其數(shù)值與化學反應式中的化學計量數(shù)有關,

即與化學反應式的書寫形式有關。

A"（T）=-RTInK"（7）=—2.303R7lgK°（T）

使用條件一一可利用該溫度下的標準摩爾吉布斯自由能變來進行計算。因為當

某化學反應的非標準摩爾吉布斯自由能變對于零時，該化學反應

處于平衡狀態(tài)。

注意事項一一注意使用的單位要一致。由于式中的標準摩爾吉布斯自由能變單

位為kj.moK'o而式中的標準氣體常數(shù)R的單位為j.mol-

'.K-\

成“電池）

lgK”(298K)=

0.059v

使用條件一一某i氧化還原反應處于平衡狀態(tài)時，可使用此式來進行計算。

注意事項一一式中的電池電動勢是指標準原電池電動勢。

6、化學反應的反應速率計算：

u=Z?c：?cJ（x,y的數(shù)值由實驗決定）

使用條件---對基元反應而言，式中x=a,y=b；對非基元反應而言，其反應速

率由其中最慢的一步

基元反應決定，x,y的數(shù)值由實驗決定。

注意事項——式中反應速率的單位為moLdm-3.S-',濃度單位為mol.dm-3,

而反應速率常數(shù)k的

單位可由該反應的反應級數(shù)（x+y）決定。但是也可認為反應速

率常數(shù)k是無量綱的。

一竺=電幺=紇（"/

&V,k12.303R77；

使用條件一一利用反應的活化能和某一溫度下的反應速率，來計算另一溫度下

的反應速率。

注意事項一一注意使用的單位要一致。因為活化能的單位為kj.mol-,而標準

氣體常數(shù)R的單位

7、化學反應的活化能計算：

1gL.

v,0k、2.303R7；q

使用條件一一利用不同溫度下的反應速率，來計算該反應的活化能；或利用不

同溫度下的反應速率

常數(shù)，來計算該反應的活化能。

注意事項一一注意使用的單位要一致。因為活化能的單位為kj.mol-,而標準

氣體常數(shù)R的單位

為j.moL.K1

8、化學反應的反應速率常數(shù)k測定和計算：

使用條件一一利用實驗測定，反應速率常數(shù)k是指單位濃度時的反應速率C

注意事項一一實驗時，可改變某一反應物的濃度多次，再改變另一反應物的濃

度多次，來測定該反

應的反應級數(shù)，并且可計算該反應的反應速率常數(shù)k。

忖"=.—=經(jīng)生0

v,”2.303附4

使用條件一一利用反應的活化能和某一溫度下的反應速率常數(shù)，來計算另一溫

度下的反應速率常數(shù)。

注意事項一一注意使用的單位要一致。因為活化能的單位為kj.mol-,而標準

氣體常數(shù)R的單位

j.mol-l.K_

第二章水基分散系

一、基本知識點：

1、分散體系（分散質(zhì)、分散劑）；可分溶液、膠體及粗分散體系。

2、稀溶液的依數(shù)性（稀溶液的通性）一一拉烏爾定律

>7

（1）蒸氣壓下降（7）

nA

（2）溶液的沸點升高△〃/,=k*p?m

（3）溶液的凝固點降低^Tfp=kjp?m

（4）滲透壓口=nRT/V=cRT

3、膠體分散體系是一種高度分散的多相不均勻體系

（1）膠體的和類：溶膠（分散劑為液體的分散體系，分散質(zhì)可為氣體、液體和

固體）

氣溶膠（分散劑為氣體的分散體系）

（2）膠體的結(jié)構(gòu)：膠團=膠粒（膠核+電位離子+吸附層反離子）+擴散層反離子

例如：［（?〃尸—x）?xK+（負溶膠）

一（Agl）,”?〃4短-x）NO3-『?加。3-（正溶

膠）

（3）膠體的穩(wěn)定性與破壞

穩(wěn)定性：膠體的顆粒小、分散度高、表面積大有很大的表面能，而且

處于強烈的布郎運動之中，由于相同電性的膠?？赏ㄟ^靜電

作用相互排斥，所以具有穩(wěn)定性。

溶膠的破壞：由于加入電解質(zhì)、加熱、改變酸度、濃度和利用相反電

性的溶膠間互相作用等方法，可使膠體的穩(wěn)定性被破壞，產(chǎn)

生聚沉作用。

溶膠的保護作用：由于加入高分子化合物，其被吸附在膠粒表面，使

膠粒不易互相接觸，因而顯著地增加了膠體的穩(wěn)定性。

溶膠的敏化作用：由于加入少量高分子化合物，其不能完全覆蓋膠粒

表面，反而會使膠粒吸附在高分子的分子鏈上，變得易于聚

沉而產(chǎn)生絮凝作用。

溶膠的膠凝作用：高分子溶液和某些溶膠，在適當?shù)臈l件下，整個體

系會轉(zhuǎn)變成一種彈性半固體狀態(tài)的凝膠（凍膠）。但某些凝膠

經(jīng)過機械攪動后，又會變?yōu)槿苣z，靜置時又會變?yōu)槟z，此

現(xiàn)象稱為觸變作用。

重點及難點

1、溶液通性的定性分析：與分散體系中分散質(zhì)的粒子數(shù)多少有關，若粒子數(shù)

愈多，則該溶液的通性愈明顯。即該溶液的蒸氣壓下降得愈多，其溶液的

沸點升高、凝固點降低得愈多，其溶液具有愈高的滲透壓。所以在濃度相

同條件下進行比較，溶液通性強電解質(zhì)比弱電解質(zhì)明顯；弱電解質(zhì)又比非

電解質(zhì)明顯。

2、溶液的依數(shù)性定量計算：

（1）\p=^-p（T）式中產(chǎn)（7）為該溫度下純?nèi)軇┑娘柡驼魵鈮?/p>

%

（2）^Thp=khp.m\Tfp=kfp.m式中用為溶質(zhì)的質(zhì)量摩爾濃度

上式中的m=—所以可由此求得未知物的摩爾質(zhì)量。但是式中的W'

M

是指在1000克溶劑中未知物的質(zhì)量。

（3）「［=〃Rr/V=cRr式中的單位要一致，若口單位為n，那么V的

單位為倘若口單位為Kpa,那么V的單位為dm3,c的單位為

mol.dm-Jo

W

上式中〃為溶質(zhì)的摩爾數(shù)，〃二一所以可由此求得未知物的摩爾質(zhì)量。

M

三、計算題中運用的計算公式使用條件和注意事項

1、蒸氣壓下降的計算：

&P-迎P*（T）

nA

使用條件一一適用于可溶性、非揮發(fā)性、非電解質(zhì)的稀溶液。利用溶質(zhì)的摩爾

分數(shù)及該溫度下純?nèi)軇?/p>

的飽和蒸氣壓，來計算該溶液的蒸氣壓下降值和該溶液的蒸氣壓。

注意事項一一溶液的蒸氣壓下降值和該溶液的溫度有關，與溶質(zhì)的摩爾分數(shù)也

有關。但對濃溶液及揮

發(fā)性、電解質(zhì)溶液無此定量關系。

2、溶液的沸點升高、凝固點降低的計算：

△小=h.即△T,p=kfp?m

使用條件一一適用于可溶性、非揮發(fā)性、非電解質(zhì)的稀溶液。利用溶質(zhì)的質(zhì)量

摩爾濃度及該溶劑的沸

點升高常數(shù)、凝固點降低常數(shù)來分別計算該溶液的沸點升高值、

凝固點降低值。以及求

出該溶液的沸點、凝固點。

注意事項一一式中溶質(zhì)的濃度是指質(zhì)量摩爾濃度，即指1000克溶劑中所含溶質(zhì)

的摩爾數(shù)。

3、溶液的滲透壓計算:

Y[=nRTIV=cRT

使用條件一一適用于可溶性、非揮發(fā)性、非電解質(zhì)的稀溶液。利用理想氣體方

程式計算溶液的滲透壓。

注意事項一一注意使用的單位要一致。若體積單位為則溶液的滲透壓的單

位為Pa；若體積單位為

面,溶液的濃度單位為mol.dnL,則溶液的滲透壓的單位為KPa。

4、未知物的摩爾質(zhì)量計算：

△Tf.p=kfp.m

|~[=nRT/V=cRT

使用條件一一適用于可溶性、非揮發(fā)性、非電解質(zhì)的稀溶液。利用該溶液的蒸

氣壓下降值、該溶液的

沸點升高值、凝固點降低值及該溶液的滲透壓均可計算未知物的

摩爾質(zhì)量。

注意事項一一溶液的沸點升高、凝固點降低的計算公式中溶質(zhì)的濃度是指質(zhì)量

摩爾濃度，溶液的滲透

壓計算公式中溶質(zhì)的濃度是指體積摩爾濃度。通常利用溶液的滲

透壓來計算未知物的摩爾質(zhì)量,因為溶液的滲透壓與溶質(zhì)的濃度變

化關系極大，故計算的誤差較小。

第三章溶液中的化學平衡

一、基本知識點：

1、酸堿質(zhì)子理論

（1）凡能給出質(zhì)子的物質(zhì)都是酸，凡能接受質(zhì)子的物質(zhì)都是堿。其中包含

分子酸堿和離子酸堿。

（2）共物酸堿關系：酸給出一個質(zhì)子后，就成了其酸的共輾堿；而堿接受

一個質(zhì)子后，就成了其堿的共胡酸。

（3）酸堿電離、水的電離、酸堿中和及鹽類水解反應可統(tǒng)稱為酸堿反應。

均可認為是兩對共物酸堿之間的質(zhì)子轉(zhuǎn)移。

2、一元弱酸弱堿的電離平衡

（1）弱酸弱堿的電離常數(shù)（在298.15K時，弱酸弱堿電離平衡的標準平衡

常數(shù)）

K.（HAC）=L「」L】」

八7[HAc]

凡（叫?氏0）一向

（2）水的離子積常數(shù)

Kj=[”+][o『]=10T4

（3）共挽酸堿對電離常數(shù)之間的關系

（丁二矢式中K/為弱酸的電離常數(shù)，K/為其共輒堿

Kb

的電離常數(shù)。

（4）鹽類的水解常數(shù)

K。

K/=*該鹽是一種堿，K/為其共輒酸的電離常數(shù);

該鹽是一種酸，K廣為其共飄堿的電離常數(shù)。

3、多元弱酸弱堿的電離平衡

（1）112s==ir?ns-ns-==ir?

"[&s]

2

(2)S+H20==HS+0H

K「（/S）

-"][。夕.廳、

&I）[”s[（七S）

4、同離子效應

（1）HAc+HC1混合溶液：使HAc的電離度下降，溶液的酸度由HC1決定；

（2）HAc+NaAc混合溶液：也使HAc的電離度下降，溶液的酸度由混合溶

液決定；

（3）NH此0+NaOH混合溶液:使NH3H2。的電離度下降,溶液的堿度由NaOH

決定；

（4）NH3H2。+NH.C1混合溶液：也使NH3H.O的電離度下降，溶液的堿度由混

合溶液決定。

5、沉淀溶解平衡

（1）溶度積常數(shù)（298.15K）由難溶電解質(zhì)本性決定

M/(s)=工”+(殉)+Ar(〃q);

M4V(s)=M'"3)+)從(aq)；

（”）=[",]｛仃、

（2）溶度積規(guī)則

若[加['｛川-]＞（/（例/）則該溶液中有％4沉淀；

若K」（%A）則該溶液中無％A沉淀；

若[〃]｛巧=4"（M/）則該溶液處丁平衡狀態(tài)。

（3）分步沉淀

在多種相似離子的混合溶液中，利用溶度積規(guī)則，若能仔細控制沉淀

劑的量，使溶液中幾種相似離子分別先后沉淀，而不相互干擾。

一般定量判斷：當后一種離子開始沉淀時，前一種離子的殘留濃度小

于10”mol.dm~3

則可認為不相互干擾，可分步沉淀。

6、配位化合物及在水溶液中的配位平衡

（1）配位化合物一一由配離子與其相反離子以離子鍵結(jié)合的復雜化合物，

或由電荷相反的兩個配離子結(jié)合的復雜化合物，以及由中心離子（原

子）與配位體直接結(jié)合的配位分子。

（2）配離子一一由中心離子（原子）與配位體（若干個負離子或中性分子）

以配價鍵結(jié)合的復雜離子（配陽離子、配陰離子）。若以配價鍵結(jié)合的

復雜分子，則為配位分子。

（3）配位化合物的命名（由右向左）稱為某化某或某酸某。

配離子的命名（先配位體后中心離子，配位體中先簡單后復雜、先無

機后有機）用“合”字相連，并且在中心離子后用（）加上羅馬數(shù)字表

示中心離子的氧化數(shù)。

（4）水溶液中的配位平衡（配合解離平衡）

C產(chǎn)（的）+4N&（^^＜以3"3）4『（聞

（5）配離子的穩(wěn)定常數(shù)及不穩(wěn)定常數(shù)

」C〃（叫）4：

2+4

槍[CM][/VH3]

皿」C〃21N〃J4_1

“叵而可4

（6）配離子的累積平衡常數(shù)（逐級穩(wěn)定常數(shù)）

P\~K穩(wěn)1；Pi=K稔]K穗2；A=K稔]K穩(wěn)2K穩(wěn)3

04=K韌K校2K1a3與4

7、溶液中的電化學平衡

（1）氧化還原電對：氧化型/還原型（Zrf/Zn）（C12/C1）

（MnOt7Mn2*）

（2）原電池（-）還原型|氧化型II氧化型|還原型（+）

（3）電極反應（半反應）與電池反應（全反應）

（-）氧化反應ZnfZn"+2e-

（+）還原反應Cu"+2e—Cu

電池反應：Zn+Cu"===Zn2'+Cu

（4）電極電位上（氧化型/還原型），單位V；

標準電極電位E"（氧化型/還原型），參與電極反應的離子濃度均為

1.0mol.dm"\

參與電極反應的氣體分壓為lOOKp.

（5）能斯特方程a氧化型+n人b還原型

［氧化型T

雙氧化型/還原型）=〃（氧化型/還原型）nFnj還原型亍

一般情況下，可用T(298.15K),F(96485C?mol-1)

則

?0.059P｝［氧化型了

E（氧化型/還原型）=E,（氧化型/還原型）+〃gj還原型亍

（5）原電池的電動勢

（電池）=（+）-（-）=E。（氧化劑）一E。（還原

劑）

〃（電池）二〃（+）-月（-）=“（氧化劑）-E（還原劑）

（6）氧化還原反應的ArGm及K0（T）

△rGm=-nF少（電池）；AxG°m=-nF〃0（電池）

???(T)=ArG/(T)+2303mgJ

而當ArGm（T）=0時，該氧,化還原反應處于平衡狀態(tài)。

:?-nF￡°（電池）=2.303兄rlgK°（T）

一般情況下，可用T（298.15K）,F（96485C-mol-1）

°/、nE°(電池)

則lgK”(298K)=————』

、70.059v

（7）氧化還原反應的方向判斷

￡（電池）＞0該氧化還原反應為正方向，即以氧化劑）＞月（還原劑）；

￡（電池）＜0該氧化還原反應為逆方向，即￡（氧化劑）＜￡（還原劑）；

2.（電池）=0該氧化還原反應為平衡狀態(tài)，即〃（氧化劑）=E（還原

劑）。

（8）氧化劑、還原劑相對強弱的比較

若某氧化還原電對的電極電位代數(shù)值愈小，則該電對中的還原型的還原

能力愈強；

若某氧化還原電對的電極電位代數(shù)值愈大，則該電對中的氧化型的氧化

能力愈強；

氧化還原反應的方向是強氧化劑與強還原劑作用的方向。

（9）電解

￡分桿電壓=（￡'析出）陽極一（￡析出）口服

E理論分??電”；=（.E理論忻出）閩極-（.E網(wǎng)論析出）陰報

￡實際分掣電法=￡理論分解電％+△￡也

A￡超二In陽極I+In陽極I

陽極發(fā)生氧化反應，是電對中的還原型失電子反應，故應該由電極電位

代數(shù)值愈小的電對中的還原型物質(zhì)放電，但由于超電位的作用，使其電

極電位代數(shù)值升高；

陰極發(fā)生還原反應，是電對中的氧化型得電子反應，故應該由電極電位

代數(shù)值愈大的電對中的氧化型物質(zhì)放電，但由于超電位的作用，使其電

極電位代數(shù)值下降。

<io）金屬腐蝕與保護

化學腐蝕及電化學腐蝕（析氫腐蝕、吸氧腐蝕與濃差腐蝕）

金屬的電化學防腐法（犧牲陽極法與陰極保護法）

8、實際體系中的多重平衡

（1）沉淀溶解平衡與弱酸弱堿電離平衡

金屬硫化物在H2s溶液中的沉淀溶解，金屬氫氧化物在不同酸度下的

沉淀溶解。

（2）沉淀溶解平衡與氧化還原平衡

溶液中加入沉淀劑后，對電極電位的影響及氧化還原反應平衡常數(shù)的

測定。

（3）沉淀溶解平衡與配合解離平衡

溶液中加入配合劑后，對沉淀溶解平衡的影響，在配位化合物溶液中

入沉淀劑后，是否有難溶電解質(zhì)沉淀。

（4）配合解離平衡與弱酸弱堿電離平衡

配位化合物溶液在不同酸度下，定配合解離平衡的影響。

（5）配合解離平衡與氧化還原平衡

溶液中加入配合劑后，對電極電位的影響及氧化還原反應平衡常數(shù)、

配合解離平衡常數(shù)的測定。

重點及難點

1、一元弱酸弱堿溶液的酸度計算（弱酸弱堿的電離常數(shù)一般小于105,弱酸

弱堿的濃度不太稀的條件下，1C7C小于10"條件下，可用近似公式計算）

IKa

[”[=A/K&C7C。

VC/C0

PH=-\^~\=-\^K^CIC°

o/r]=JKjc/c

P/7=14+lg[0/r]=14+lgW?c。

2、多元弱酸弱堿溶液的酸度計算(當滿足K°a./K°a2大于1()'時，該可近似

作一元弱酸弱堿溶液處理；同時又滿足K°a./C小于IO,條件下，也可用

近似公式計算)

[小卜卜―，

PH=-\^]=-\^K°^CHZJC°

[A2]=K%2[H+]=[HA-]

3、緩沖溶液的酸度計算

弱酸+共旎堿(HAc+NaAc)

PH=PKa

WHAL]

弱堿+共扼酸(NH3H2O+NHtCl)

/77=14_PK[+lgjN〃3]

b[NW/]

[OH卜

4、沉淀溶解平衡有關計算

(1)難溶電解質(zhì)在純水中的溶解度

AB型S=1K”AB)?C。

A2B型A+]=S/C"

[竹]=2S/C，

AB2型S=j?,員)￡"A2^=2S/C°

[B~\=S/C°

(2)難溶電解質(zhì)在混合溶液中的溶解度

AB型在KB溶液中的溶解度s5d

［斤］=［陶

A>B型在LB溶液中的溶解度S=c。

[2]

「（四）

AB型在KB溶液中的溶解度

2［同

［4［陶

（3）有關溶度積規(guī)則計算

Q>V溶液中有沉淀生成

Q<V溶液中無沉淀生成

2=K」溶液處于沉