化学总复习课ppt课件

普通化学考试题型 一、单项选择题：202 二、填空题：101 三、判断题：101 四、简答题：52 五、计算题：(第1小题6分，第2题7分， 第3小题9分，第4题8分，共30分) 期末总评=平时成绩30%+期末考试70% 第一章 化学反应的基本规律 知识点小结（1） 1. 基本概念 体系：热力学中将被研究的对象称为体系。 环境：体系以外与之有密切联系的部分称 为环境。 敞开体系：与环境之间，既有物质交换， 又有能量交换的体系称为敞开体系。 封闭体系：与环境之间只有能量交换，没 有物质交换的系统称为封闭体系。 孤立体系：与环境之间既无物质交换，又 无能量交换的体系称为孤立体系。 相：体系内物理性质和化学性质完全相同 的部分称为相。 体系的状态：体系一切物理性质和化学 性质的综合表现。 状态函数：描述体系宏观物理性质和化 学性质的物理量称为体系的状态函数。 状态函数的主要特点：状态函数的变化量只取决 于体系的初始状态和终止状态，而与过程变化的 具体途径无关。 2.分压和分压定律（P5-6） 混合气体任意组分B的分压： pB=p (nB/n) , pB=p (VB/V) 物质质的量分数：x=nB/n 体积积分数：B=VB/V 混合气体的总压总压 ：p=pB 知识点小结（2） （1）能量守恒及转化定律（热力学第一定律）的内 容及其数学式（P8-9） 能量守恒定律的文字表述：能量既不能消灭， 也不能创造，但可以从一种形式转化为另一种形式， 也可以从一种物质传递到另一种物质，在转 化和传递过程中能量的总值保持不变。 数学表达式： U=Q+W （2）基本概念（P14） 物质的标准摩尔生成焓变（fHm）； 反应的标准摩尔焓变（rHm） （3）恒容热效应Qv（U）和恒压热效应Qp （H）的换算（P9-10） Qv=U， Qp=H （4）恒压反应热与恒容反应热的关系（P11） 对于恒温恒压、只做体积功的化学反应，则有： Qp = Qv+ pV 对于固相和液相反应，由于反应前后体积变不 大，则有： Qp Qv 对于气相反应，如果将气体作为理想气体处理， 则有： Qp= Qv +n（RT） （式中n为生成物的量与反应物的量之差） 基本概念：物质的标准摩尔熵（Sm） 、 反应应的标标准摩尔熵变熵变 （rSm） 、物质的 标准摩尔生成吉布斯自由能fGm 、反应 的标准摩尔吉布斯自由能（rGm）。 标准摩尔熵变的计算: rSm (298K) = B Sm (B, 298K) 知识点小结（3） 例题1：计算CaCO3分解反应的rSm(298K)。 解：CaCO3的分解反应式为 CaCO3(s)=CaO(s)+CO2(g) 查表： S m(CO2, g)=213.6JK-1mol-1, Sm (CaO, s)= 39.7JK-1mol-1, Sm(CaCO3, s)=92.9JK-1mol-1 rSm (298K)= Sm(CO2, g)+Sm (CaO, s)-Sm(CaCO3, s) = 213.6JK-1mol-1+ 39.7JK-1mol-1-92.9JK-1mol-1 =160.4JK-1mol-1 对于一般的过程（化学反应）可利用物质 标准摩尔熵值，初步估算其熵变的情况： 对于气体的物质的量增加的反应（过程）， rSm0， 即为熵增过程； 对于气体物质的量减少的反应（过程）， rSm 0 反应正向不能自发进行，要进行 需外力推动，但反向是自发的； rGm = 0 反应达到平衡状态（化学反应的 最大限度）。 吉布斯赫姆霍兹方程的应用（P21） 定性估计反应的温度条件： rHm 0，rSm0，反应应高温自发发， 低温不自发发。 (1) 反应 2H2O2 (l) 2H2O(l) + O2 (g) rHm = 196.5 kJmol-1 0 H2O2 (l)分解的反应在任何温度下都是自发的，因为它受到H 及S两因素的推动。 (2) 反应 CO(g) = C +1/2O2 (g) rHm = 110 kJmol-1 0 (吸热) rSm = 189.72 Jmol-1 CO(g)不管在任何温度下都不会自发地生成C和O2，说明这一反 应无任何推动力。 (3) 反应 CaCO3(s) = CaO(s) + CO2(g) rHm = 177 kJmol-1 0 (吸热) rSm = 164.69 Jmol-1 0 这一反应在低温下不能自发进行，逆反应由于放热，可自发进 行，说明rHm是反应正向进行的阻力；而高温时，该反应自 发进行，说明是反应的熵变推动了反应进行。 (4) 反应 HCl(g) + NH3(g) =NH4Cl(s) rHm = 176.89 kJmol-1 0，逆向反应将自发进行，正向反应不进行。 知识点小结（4） 本节介绍了化学平衡的基本概念、基本原理 及其简单的应用。主要内容如下： 基本概念：化学平衡状态，经验平衡常数，标 准平衡常数（K），多重平衡，化学平衡移 动动，平衡转转化率。 K(T)的定义义式： 多重平衡规则：若总反应是由其它几个反应的和 或差，总反应的标准平衡常数等于各步反应平衡常 数的乘积或商。 化学平衡移动：由于条件改变，使JK，化学反 应应从一个平衡态转态转 化到另一个平衡态态的过过程称为为 化学平衡的移动动。 化学平衡移动方向的判断： 若JK，rGm(T)0，反应逆向自发进行； 若JK，平衡逆向 移动动。 压压力对对化学平衡的影响：压压力通过过改变变反应应商 影 响化学平衡。压压力增大，平衡向气体物质质的量减 少的方向移动动；压压力减小，平衡向气体物质质的量 增大的方向移动动。 温度对化学平衡的影响：温度是通过改变标准 平衡常数影响化学平衡。 ，当温度T升高时，K值变小，使得 JK，平衡逆向移动 （即向吸热方向移动） ，当温度T升高时，K值变大，使得 J0 (C) Uv2 (B)v1Ksp时，平衡逆向移动，即系统 为过饱和溶液，有沉淀生成。 l 根据溶度积规则，可以定量地说 明分步沉淀现象。由溶度积规则可知， 反应商先达到溶度积的离子先被沉淀， 或者说，开始沉淀需要剂量少的离子先 被沉淀。 例 题 溶液中Cl-、Br-和CrO42-离子的浓度都是0.10moll-1。当 用AgNO3做沉淀剂时： (1)计算说明哪种离子先被沉淀？(2) 最后一种离子被沉淀时，溶液中其他两种离子的浓度是多少 ？已知Ksp(AgCl)=1.810-10,Ksp(AgBr)=5.410-13, Ksp(Ag2CrO4)=2.010-12。 解： (1)计算三种离子开始沉淀时需要沉淀剂的量： 沉淀Br-离子所需Ag+离子的浓度显然 比沉淀Cl-和CrO42-离子所需要的Ag+ 离子小得多，所以AgBr先沉淀。 (2)由沉淀所需的沉淀剂量可知，最后沉淀的是Ag2CrO4， Ag2CrO4开始沉淀时，溶液中Ag+浓度4.510-6moll-1， 此时，Cl-和Br-的浓度分别为： 当Ag2CrO4开始沉淀时，溶液中的Br-已沉淀完全 ，Cl-的浓度为4.010-5moll-1已近沉淀完全。 已知E(Cu2+/Cu+)=0.159V；Ksp(CuI)=1.010-12; E(I2/I- )=0.535V。通过计算说明标准状态下，Cu2+ + I- =CuI(s）+1/2I2（s） 能否发生？ 解： (1) 将氧化还原反应Cu2+ + I- =CuI(s)+1/2 I2（s）设计成原 电池： 负极：I- - e = 1/2 I2（s） 正极：Cu2+ + I- + e = CuI(s) E(Cu2+/CuI) = E (Cu2+/Cu+)= E(Cu2+/Cu+)+ 0.0592Vlg(Cu2+/Cu+) = E(Cu2+/Cu+)+ 0.059Vlg(1/ Ksp(CuI) = E(Cu2+/Cu+) 0.059VlgKsp(CuI)=0.159 - 0.059Vlg(1.010-12) =0.87 V 电池电动势E= E正 E负 = E(Cu2+/CuI)- E(I2/I-)=0.87- 0.535V=0.335 V 0 所以反应Cu2+ + 2I- CuI(s) + 1/2I2(s)能发生 本节介绍了配位化合物和配位平衡 的基本知识。 l 基本概念：配合物的定义及配合物的 组成，配合物的命名(P90)，配合物的 稳定常数。 l 水溶液中的配位平衡及其平衡常数。 第三节 配位化合物及水溶液中的配位平衡 Cu(NH3)42+ Cu2+ + 4NH3 解离 配位 在含有0.40moll-1Fe3+的溶液中加入过过量K2C2O4， 生成Fe(C2O42-)33-，其K稳 稳 1.61020，平衡时 c(C2O42-) = 0.10moll-1，求： (1)溶液中的Fe3+浓浓度； (2)溶液为为中性时时，有无Fe(OH)3沉淀生成(Fe(OH)3 的Ksp=1.110-36)？ 例 题 【解答】(1)在足量的C2O42-存在下，Fe3+几乎全部 络合成Fe(C2O42-)33-，溶液中存在下列平衡： Fe(C2O42-)33-Fe3+ + 3C2O42- 平衡浓度0.40-x x 0.10 (2)溶液为中性，pH=7.0，OH-1.010-7moll-1 Fe(OH)3Fe3+ + 3OH- 平衡浓度2.510-181.010-7 因为J小于Ksp，因此不会有沉淀生成。 本节介绍了氧化还原反应和电极电势的 基本概念及电极电势的简单应用。主要内容如 下： l 基本概念：氧化数、氧化反应、还原反应、电 极、电极电势、原电池、电池电动势、原电池符号 书写。 l 离子电子法配平：先将总反应分为两个半反应 ，再将两个半反应两边的原子数配平，用电子将电 荷数配平，根据氧化还原反应中，得失电子数相等 的原则，将两个半反应合并，即得配平的氧化还原 反应式。 第四节 溶液中的电化学平衡及应用 l 标准电极电势及其应用：任意电极与标准氢电 极（做负极）组成的原电池的电动势称为该电极的 电极电势。其简单应用如下： (1) 判断水溶液中物质的氧化还原能力。电极电势小 的电极，其还原态物质的还原能力强，是强的还原 剂。电极电势越大的电极，其氧化态物质的氧化能 力强，是越强的氧化剂。 (2) 判断标准状态下，氧化还原反应自发进行的方 向。 l 非标准状态下，电极电势的计算能斯特方 程： 电极反应的能斯特方程： ， Ag ( ) ) 108 . 1)AgCl( ?Ag)/(AgCl ?Ag)/(Ag Lmol0 . 1)Cl( s AgClNaCl Ag AgV799. 0Ag)/(Ag 10 sp 1 + + = = = KE Ec E 。并求时，当 会产生加入电池中组成的半和 ，若在已知例： 0.222V= 108 . 1lgV0592. 00.799V 10 += Ag(s) e)aq(Ag+ + )aq(Cl)aq(Ag (s) AgCl+ + 解： Cl-Ag+ = (AgCl) sp K ) )Ag/Ag( + E Ag+lgV05920.Ag/Ag( += + E AgCl)(lgV0592. 0)Ag/Ag( sp += + KE , -1 Lmol=时若Ag+ = (AgCl) sp K1.0c(Cl- ) V222. 0= + )/AgAg( = E )aq( ClAg (s)eAgCl(s) + ) /AgAgCl(E + AgCl)(lgV0592. 0)/AgAg( sp +=KE AgI AgBr AgCl 减小 sp K (AgI/Ag) (AgBr/Ag) (AgCl/Ag)EEE 01时，=molL-1.(Cl-) 当c =(AgCl) sp KAg+ 1. 中和50.00 cm3，pH = 3.80的盐酸溶液与中和 50.00 cm3，pH = 3.80的醋酸溶液所需的NaOH 的量是否相同？为什么？(Ka(HAc) = 1.8 10-5) 习 题 【解答】不相同。 因为HCl为强酸，在水中全部电离: c(HCl)=H+=10-3.8=1.610-4moldm-3 而HAc为弱酸，在水中部分电离： 显然，c(HAc)c(HCl)，由于两者体积相同，所 以HAc的量大于HCl的量，这样，用于中和HAc的 NaOH量多一些。 2. 在离子浓度各为0.10 moldm-3的Fe 3+、Cu 2+、 H+的溶液中，是否会生成铁和铜的氢氧化物 沉淀？当向溶液中逐滴加入NaOH溶液时(设 总体积不变)，如何控制pH将 Fe(OH)3全部沉 淀出来(即:Fe3+3.23时，Fe(OH)3沉淀完全。 当 即:pH4.67时，不会生成Cu(OH)2沉淀。 所以当溶液的pH值控制在3.234.67时，Fe(OH)3 沉淀完全，而Cu2+仍留在溶液中。 第四章 结构化学 四个量子数 （1）主量子数n：表征原子轨道离核的远近，即通常所指 的核外电子层的层数。 n的取值：n=1，2，3，4， 为自然数 (2) 角量子数l：表征原子轨道角动量的大小。 l的取值： l=0，1，2，3，（n-1），共n个取值。 (3) 磁量子数m：表征原子轨道角动量在外磁场方向上分 量的大小。m的取值：m=0，1，2，3，, l，共 （2l +1）个取值。 (4) 自旋量子数ms：表征自旋角动量在外磁场方向上分量 的大小，即表征了自旋运动的取向。电子自旋只有两种取 向，故ms的取值： ms=1/2。 Examples: 26Fe (iron): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d2 4s2 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d6 4s2 22Ti (titanium): 写出所给元素的电子分布(按能级)状况 遵守三原则，按能级高低顺序，再按电子层遵守三原则，按能级高低顺序，再按电子层(n)(n)归并。如：归并。如： 2222Ti 1s Ti 1s 2 2 2s2s 2 2 2p2p 6 6 3s3s 2 2 3p3p 6 6 3d3d 2 2 4s4s 2 2 原子的原子的“外层电子构型外层电子构型”如：如： 2222Ti 1s Ti 1s 2 2 2s2s 2 2 2p2p 6 6 3s3s 2 2 3p3p 6 6 3d 3d 2 2 4s4s 2 2 原子实原子实 ArAr 外层电子构型外层电子构型 电子分布式可写为：电子分布式可写为：Ar3dAr3d 2 2 4s4s 2 2 原子的电子分布式原子的电子分布式 电子排布式电子排布式 以波函数(n,l,m)表示原子轨道时，正确的表示是： (A) 3，2，0 (B) 3，1，1/2 (C) 3，3，2 (D) 4，0，-1 化学键（Chemical band）是指分子或晶体中相邻两个或 多个原子或离子之间的强烈作用力。根据作用力性质的不同 ，化学键可分为离子键、共价键和金属键等基本类型。 离子键的特征 (1) 无方向性 由于离子电荷的分布可看作是球形对称的，在各个方向上的静 电效应是等同的。 (2) 无饱和性 影响离子键强弱的主要因素 (1) 离子半径，离子电荷与离子