2013考试总复习ppt课件

考试总复习 一、溶液组成标度 物质的量浓度 cB nB/V 质量摩尔浓度 bB nB/ mA 摩尔分数 质量体积浓度 nB xB = nB + nA 单位： mol kg-1 单位：molL-1 单位： gL-1 例：20，将117 g的NaCl溶于650 g的水中 ，溶液的体积为720 ml，求此溶液中NaCl的 物质的量浓度，质量摩尔浓度，摩尔分数。 （已知NaCl的摩尔质量为58.5 gmol-1） 非电解质稀溶液的四个依数性蒸汽压下 降、沸点升高、凝固点降低、渗透压。 二、稀溶液的依数性 蒸汽压下降 p = p0 - p K bB 沸点升高 Tb = Kb bB 凝固点降低 Tf =Kf bB 注意：计算强电解质稀溶液的依数性时，必须引入校 正因子，校正因子是一“分子”电解质解离出的粒子 个数。 p = p0 xA Raoult定律 第四个依数性：渗透压 在一定的温度下，恰能阻止渗透发生所需施加 的外压力，称为该溶液渗透压。用符号表示 。 8.314 JK-1mol-1 kPa = cB RT 等渗，高渗和低渗溶液 常用补液：50 g/L葡萄糖或9 g/LNaCl 0.28 mol/L葡萄糖或0.15 mol/LNaCl cos 280320 mmol L-1 的溶液为等渗溶液 。 cos 320 mmol L-1的溶液称为高渗溶液。 cosNaClC6H12O6CaCl2 b.C6H12O6HAcNaClCaCl2 c.CaCl2HAcC6H12O6NaCl d.CaCl2NaClHAcC6H12O6 3. 难挥发难挥发 非电电解质质稀溶液的依数性不仅仅与溶质质种类类 有关，而且与溶液的浓浓度成正比。 4. 难挥发难挥发 非电电解质质溶液的蒸汽压实际压实际 上是溶液中溶 剂剂的蒸汽压压。 三、酸碱,沉淀及缓冲溶液 HCl、HAc、NH4+、H2SO3等都是酸； OH、Ac、 NH3、 HSO3、 CO32等都是碱。 酸碱定义：什么是酸？什么是碱？ 强电解质溶液理论不考 酸碱共轭关系 HPO42 PO43 + H+ 酸 共轭碱 质子 Ka Kb H+OH- Kw= 1.0010-14 互为共轭酸碱对的酸碱常数的相互关系 Kw H+OH-=10-14 水的离子积及水溶液的pH、pOH 适用于所有稀水溶液。 pH值的定义: pH = -lgH+ pOH的定义：pOH= - lg OH- pH+pOH=14 一元弱酸（碱）溶液氢（氢氧根）离子浓度计算 H OH- 条件：（1） Ka c酸 20 Kw , （2） c酸/Ka 500 ） 条件：（1） Kb c碱 20 Kw , （2） c碱/Kb 500 ） 多元弱酸（碱）、两性物质的计算不考 解离度的概念及计算 弱电解质达到解离平衡时 溶度积规则 当IP Ksp 平衡 当IP Ksp 有沉淀析出。 溶度积规则可以作为沉淀生成和溶解的依据。 KspAg+Cl- 溶度积常数 离子积 溶度积和溶解度的关系 对于溶质MaXb，溶解度为s（mol/L）， 则:Ksp=(as)a(bs)b=aabbs(a+b) 沉淀完全的判断 完沉淀全的条件：溶液中被沉淀离子浓度低于完沉淀全的条件：溶液中被沉淀离子浓度低于 1.010-5 mol/L 分步沉淀 例：含0.1mol/L的Cl-及I-溶液中加入Ag+，问 哪种沉淀先析出，可否实现分步沉淀。 已知：AgCl的Ksp=1.5610-10； AgI的Ksp=1.510-16） 弱酸（碱）、沉淀中的同离子效应及近似计算 HAc在NaAc的存在下解离度大大降低 AgCl在AgNO3的存在下溶解度大大降低 缓冲溶液 缓冲机理，以HAc -NaAc体系为例说明 缓冲溶液的组成 弱酸及其共轭碱：HAc - NaAc 弱碱及其共轭酸：NH3 - NH4Cl 实际应用中还可采用酸碱反应的生成物与剩余的反 应物组成缓冲体系 HCl + NaAc(过量) HAc-NaAc 缓冲溶液的配置 找出与溶液所需控制的pH值相近的pK值的弱 酸或弱碱。 配制pH = 9.2的缓缓冲溶液时时，应选应选 用的缓缓冲对对是 (A) HAc-NaAc (Ka = 1.8 10-5) (B) NaH2PO4-Na2HPO4 (Ka2 = 6.3 10-8) (C) NH3-NH4Cl (Kb = 1.8 10-5) (D) NaHCO3-Na2CO3 (Ka2 = 5.6 10-11) 所需配制的缓冲溶液的pH尽量接近弱酸的pKa值，或 所需配制的缓冲溶液的pOH尽量接近弱碱的pKb值. 缓冲溶液pH值的计算 弱酸及其共轭碱：H+=Kac酸/c共轭碱 弱碱及其共轭酸： OH-=Kbc碱/c共轭酸 在浓度均为0.01 molL-1的HCl，H2SO4， NaOH和NH4Ac四种水溶液中，H+和OH-离子 浓度的乘积均相等。 将氨水的浓度稀释一倍，溶液中OH- 离子浓度 就减小到原来的一半。 Kw H+OH-=10-14 OH- 26 CaC2O4的Ksp为为2.6 10-9，要使0.020 moldm-3 CaCl2溶液生成沉淀，至少需要的草酸根离子浓浓 度是 (A) 1.3 10-7 moldm-3 (B) 1.0 10-9 moldm-3 (C) 5.2 10-10 moldm-3 (D) 2.2 10-5 moldm-3 当IP Ksp 平衡 当IP Ksp 有沉淀析出。 27 0.045 moldm-3 KNO2溶液的pH = 8.0，则则HNO2的 Ka是 (A) 4.5 10-2 (B) 4.5 10-10 (C) 4.5 10-8 (D) 4.5 10-4 OH- 28 HX的电电离常数Ka = 6 10-7，在0.6 moldm-3 HX和 0.9 moldm-3的盐盐NaX溶液中，其 H+ 近似为为 (A) 2 10-4 moldm-3 (B) 4 10-8 moldm-3 (C) 4 10-7 moldm-3 (D) 9 10-7 moldm-3 29 0.20 moldm-3甲酸溶液中3.2 %的甲酸已电电离，它的 电电离常数是 (A)9.6 10-3 (B) 2.1 10-4 (C) 1.25 10-6 (D) 4.8 10-5 30 已知在室温下AgCl的Ksp = 1.8 10-10，Ag2CrO4的 Ksp = 1.1 10-12，Mg(OH)2的Ksp = 7.04 10-11， Al(OH)3的Ksp = 2 10-32。那么溶解度最大的是 (不考虑虑水解） (A) AgCl (B) Ag2CrO4 (C) Mg(OH)2 (D) Al(OH)3 Ksp=(as)a(bs)b=aabbs(a+b) 31 20 cm3 0.10 moldm-3 HCl和20 cm3 0.20 moldm-3 NH3H2O混合，其pH为(NH3H2O：Kb = 1.76 10-5 (A)11.25 (B) 4.75 (C) 9.25 (D) 4.25 在实际应用中还可采用酸碱反应的生成物与剩余的反 应物组成缓冲体系： 32 BaF2在0.40 moldm-3 NaF溶液中的溶解度为 (Ksp(BaF2) = 2.4 10-5，忽略F 水解) (A)1.5 10-4 moldm-3 (B) 6.0 10-5 moldm-3 (C) 3.8 10-6 moldm-3 (D) 9.6 10-6 moldm-3 沉淀中的同离子效应及近似计算 33 pH = 9.56的NH4Cl和NH3H2O的混合溶液中 NH4Cl和NH3H2O的物质的量浓度比是_。 ( NH3H2O 的pKb = 4.74 ) 答案：1:2 弱酸弱碱的同离子效应及近似计算 溶液中含有的Mn2+、Cu2+、Bi3+ 浓浓度皆为为 0.10 moldm-3，控制溶液 pH = 0.50，并不 断通入H2S，使沉淀反应应充分发发生，并保 持H2S饱饱和，求溶液中剩余的Mn2+、Cu2+、 Bi3+浓浓度，哪种离子最先沉淀？ H2S Ka1 = 1.0 10-7 Ka2 = 1.1 10-13 KSP(MnS) = 4.7 10-14 KSP(CuS) = 1.3 10-36 KSP(Bi2S3) = 1.1 10-99 35 在0.50 moldm-3 MgCl2溶液中，加入等体积积 0.10 moldm-3氨水，此氨水中同时时含有 0.020 moldm-3的NH4Cl，问问Mg(OH)2能否沉淀？ 如果有Mg(OH)2沉淀产产生，需要在每立方分米 氨水中，再加入多少克固体NH4Cl才能使 Mg(OH)2恰好不沉淀？ (已知：Ksp(Mg(OH)2) = 1.2 10-11， Kb(NH3H2O) = 1.8 10-5) 36 37 欲配置250ml的pH5.00的缓冲溶液，应在 125ml浓度为1.0mol/L的NaAC溶液中加入浓度 为6.0mol/L的HAC和H2O各多少ml。 （已知：Ka=1.8105） 在10ml的0.0015mol/L的MnSO4溶液中，加入 5ml的0.15mol/L氨水，能否生成Mn(OH)2沉淀？ 如在上述MnSO4溶液中先加入0.535g固体NH4Cl， 然后再加5ml的0.15mol/L氨水，是否还能生成 Mn(OH)2沉淀？ 已知：Mn(OH)2的KSP=410-14， NH4Cl的分子量=53.5，氨水的Kb=1.810-5 1、在10ml的0.0015mol/L的MnSO4溶液中，加入5ml的0.15mol/L氨水，能否 生成Mn(OH)2沉淀？ Ip Ip Ip 如在上述MnSO4溶液中先加入0.535g固体NH4Cl，然后再加5ml的0.15mol/L 氨水，是否还能生成Mn(OH)2沉淀？ 四、胶体 三组概念： 分散相：被分散的物质 分散介质：容纳分散相的连续介质 分散系分散相+分散介质 胶团结构 以AgI为例：AgNO3 + KI = AgI +KNO3 当AgNO3 过量时， 分散相带正电荷，胶团结构如下 ： （AgI )m n Ag+ ( n -x ) NO3- x+ x NO3- 胶核 电位离子 反离子 反离子 吸附层 扩散层 胶粒 胶团 溶胶的聚沉 加入电解质能引起聚沉的原因 电解质的聚沉：临界聚沉浓度 聚沉能力主要取决于反离子电荷数 一般来说聚沉能力： 三价离子二价离子一价离子 一价、二价、三价反离子的临界聚沉浓度与离 子价数的六次方成反比，近似为： （1）热和功 热(Q) ： 吸热， Q为正；放热，Q为负。 功(W)： 环境对体系做功，W为正；体系对环境 做功，W为负值。体积功： W = - PW = - P外 外 V V 五、化学热力学与动力学 UQW 热力学第一定律， （2）四个状态函数 内能（U）：系统内部一切能量形势的总和， 绝对值不可测。 焓（H）：H=U+pV，绝对值不可测，变化值 可测，变化值可衡量反应热效应。 熵 （S）：系统混乱度的量度，绝对值可测。 吉布斯自由能（G）：G=H-TS，绝对值不可 测，变化值可测，变化值可判断反应自发性。 以上四个状态函数均是广度性质的状态函数，具加和性 lUQW（热力学第一定律，封闭体系 ，任何条件下适用） lH =QP（封闭体系，恒压，只做体积功时 适用） lG = H - TS 四个状态函数的变化值 （3）生成焓及生成能的定义 标准摩尔生成焓 标准态下，由最稳定单质生成单位物质的量的 某物质的焓变，就是该物质的标准摩尔生成焓 。 标准摩尔生成能 标准态下，由最稳定单质生成单位物质的量的 某物质的自由能变，就是该物质的标准摩尔生 成能。 fHm fGm Mg(s) + Cl2(g) = MgCl2(s) 5. 按通常规规定，标标准生成焓为焓为 零的物质为质为 ( ) A.Cl2(l) B. Br2(g) C. N2(g) D.I2(g) 6. 下列反应应中表示 = (AgBr，s)的反应应是 A. Ag+(aq) + Br+(aq) =AgBr(s) B. 2Ag(s) + Br2(g) =2AgBr(s) C. Ag(s) + 1/2 Br2(g) = AgBr(s) D. Ag(s) + 1/2 Br2(l) =AgBr(s) （4）盖斯定律：反应式间的代数加减法 31. 已知 4NH3(g)+5O2(g) 4NO(g)+6H2O(l) = -1170 kJmol-1 4NH3(g)+3O2(g) 2N2(g)+6H2O(l) = -1530 kJmol-1 则 NO的摩尔生成焓为 90 kJmol-1 。 14. 298 K时，反应H2(g) + O2(g) H2O(g) 298 = -242 kJmol-1 氢和氧的解离焓由下面给出： H2(g) 2H(g) 298 = 436 kJmol-1 O2(g) 2O(g) 298 = 500 kJmol-1 则水分子中OH键的平均键能是（ ） (A) 121 kJmol-1 (B) 242 kJmol-1 (C) 444 kJmol-1 (D) 464 kJmol-1 （5）多重平衡规则 例1: 2NO (g) + O2 (g) 2NO2 K1 2NO2 (g) N2O4 K2 2NO (g) +O2(g) N2O4 (g) K = K1 K2 25. 已知823 K时反应 (1) CoO(s) + H2(g) Co(s) + H2O(g) Kp1 = 67 (2) CoO(s) + CO(g) Co(s) + CO2(g) Kp2 = 490 则反应 (3) CO2(g) + H2(g) CO(g) + H2O(g) Kp3 = 0.14 。 （6）焓变、熵变、自由能变的计算 298 K适用 与298 K相差不大的任意温度下适用 焓变：吸热或放热 熵变：混乱度增加或减少，有无气体生成 自由能变：反应自发进行的方向 20. 25时NaCl在水中的溶解度约为6 moldm-3， 若在1 dm3水中加入1 molNaCl， 则NaCl(s) + H2O(l) NaCl(aq) 的（ ） (A) S 0，G 0 (B) S 0，G 0，S 193K D. 466K T转= H /S （8）标准平衡常数的计算 nQ K时， rGm0 逆反应自发进行 （9）标准平衡常数判据 （10）平衡移动及转化率的计算 Le Chatelier原理改变平衡状态的任一条 件，如浓度，压力，温度，平衡向减弱这个改 变的方向移动。 17.下面是反应aA(g) + bB(g) gG(g) + dD(g) 达到化学平衡状态时，生成物G的含量(w)与 温度压强的关系图，则下列结论正确的是 (A) 正反应的H g + d (B) 正反应的H 0，且 a + b g + d (D) 正反应的H 0，且 a + b g + d (11)元反应与质量作用定律 一步就能完成的化学反应称为元反应 对于元反应： aA+bB=gG+hH 上式称为质量作用定律，仅适用于元反应， 对非元反应不适用。 (12)非基元反应与速率方程 由两个或两个以上基元反应组合而成的反应。 实验可检测到中间产物,但中间产物会被消耗 掉，不出现在总反应方程式中。 上式称为速率方程，对非基元反应适用。 (慢，速率控制步骤) 例如：对非基元反应 反应机理为 (快) 速率控制步骤的速率 = 非基元反应的速率 速率方程为： 10. 已知反应2NO(g)+Br2(g) 2NOBr的反应历 程是： NO(g)+Br2(g)=NOBr2(g) 快 NOBr2(g)+NO(g) 2NOBr(g) 慢 此反应的速率方程可能是 A.v=kcNO B.V=kc2NO C.V=kc2NOcBr2 D.V=kcNOBrcNO 速率常数、反应级数的概念 n=0 零级反应 k的单位是molL-1s-1 n=1 一级反应 k的单位是s-1 n=2 二级反应 k的单位是mol-1Ls-1 n=3 三级反应 k的单位是mol-2L2s-1 3. 已知2A+2B=C，当A的浓度增大一倍，其 反应速度为原来的2倍，当B的浓度增大一 倍，其反应速度为原来的4倍，总反应为 A. 1 B. 2 C. 3 D. 0 具有简单级数的反应及其特点：一级反应 零级反应及二级反应的计算不要求 例：已知药物A在人体内的代谢服从一级反应规 律。设给人体注射0.500 g该物质，然后在不同 时间测定血液中该药物的含量，得如下数据： 服药后时间 t/h46 血液中药物A含 量 /mgL-1 4.63.9 试求：（1）药物 A 代谢的半衰期；（2）若血 液中药物A的浓度有效量为3.7mgL-1，则需几小 时后注射第二次。 （13）Arrhenius方程式 式中A为常数，称为指数前因子，R为摩尔气体 常数，Ea为活化能，T为热力学温度。 （14）催化剂对化学反应速率的影响 催化剂参与反应，改变反应的历程，降低了活化 能，影响速率常数，进而影响反应速率。 （15）过渡态理论 碰撞理论不要求 例：已知各基元反应的活化能如下表。 （单位：kJ/mol）在相同的温度时： （1）吸热反应是 ； （2）放热最多的反应是 ； （3）正反应速率常数最大的反应是 ； （4）反应可逆程度最大的反应是 。 对于反应，SO3(g)=SO2(g)+1/2O2(g) rHm =98.7kJ/mol k k（正（正 ） k k（逆（逆 ） v v（正（正 ） v v（逆（逆 ） K K 平衡移平衡移 动动 增加增加 总压总压 升高升高 温度温度 加催加催 化剂化剂 六、氧化还原反应 （1）标准电极电势 氧化/还原电对电极电势数值越正，电对中氧 化型 的氧化能力越大，电极电势数值越负， 电对中还原型还原能力越强。 电极电势为强度性质物理量 规定标准氢电极的电极电势值为0 配平，较简单 自己整理 (-) Pt H2(p)H+(c1) Fe3+(c2) ，Fe2+ (c3) Pt(+) 氧化半反应： H2 2e = 2H+ 还原半反应： Fe3+ + e = Fe2+ 总反应： H2 + 2Fe3+ = 2H+ + 2Fe2+ 负极在左，正极在右。表示相界面。不存 在相界面的，用“，”分开。表示出金属惰性 电极（Pt ，Au，石墨等 ）。 （2）原电池的表达式 （3）电动势、自由能和标准平衡常数的关系 （4）电极电势的能斯特方程 氧化型浓度增加，电极电位增加，反之，电极 电位降低。 还原型浓度增加，电极电位降低，反之，电极 电位增加。 能斯特方程书写注意事项： 固体及纯液体不写，稀溶液中的水不写。 氧化型及还原型分别包括了参加反应的介质。 气体用相对分压。 （5）电动势的能斯特方程： （6）氧化还原反应方向的判断 标准状况下用 作为反应自 发性的判据， 非标准状况下用 作为反应自 发性的判据。 8-1 已知 -0.257V，测测得某电电极的 -0.21V，说说明在该该系统统中必有 A.c(Ni2+)1 molL-1 B. c(Ni2+)Fe3+/Fe2+/Sn4+/Sn2+ B.MnO4-/Mn2+Sn4+/Sn2+Fe3+/Fe2+ C.Fe3+/Fe2+MnO4-/Mn2+Sn4+/Sn2+ D.Fe3+/Fe2+Sn4+/Sn2+MnO4-/Mn2+ 8-7 已知25电电极反应应MnO48H+ + 5e=MnO2 + 4H2O 的=1.51V。若此时时c(H+) 由1molL-1减小到10-4 molL-1， 则该电对则该电对 的电电极电势变电势变 化值为值为 A.上升0.38V B.上升0.047V C.下降0.38V D.下降0.