大学无机化学期末复习必考知识点归纳课件

1、期末复习2010.6.18. 期末复习2010.6.18. 一、酸碱质子理论酸溶液中凡能给出质子的物质碱溶液中凡能接受质子的物质特点：具有共轭性、相对性 、广泛性、 没有盐的概念第六章酸碱反应的实质是两个共轭酸碱对之间的质子转移反应一、酸碱质子理论酸溶液中凡能给出质子的物质特点：具有共轭 NH3H2O NH4+OH- pH HCl NH4Cl NaCl NaOH H2O变大变小变小变小变小变大变小变大变大变大 NH3H2O NH 平衡浓度c(1-)cc当 5%时Ka=c2稀释定律6-4 平衡浓度c(1-)cc当 5%弱酸弱碱溶液pH值的计算一元弱酸弱碱c/K 500时 HA: B: 两性物质6

2、-5弱酸弱碱溶液pH值的计算一元弱酸弱碱c/K 500时 多元弱酸 Ka1 Ka2 Ka3 ，c(H+) 主要决定于第一步电离， c(H+)计算同于一元弱酸: 多元弱酸（碱）c/Ka1 500时 在二元弱酸中，Ka1 Ka2 , 忽略第二步电离，其酸根浓度近似等于Ka2 。6-5 多元弱酸 Ka1 Ka2 Ka 缓冲溶液的pH值主要决定于酸（碱）的pKa （pKb ），其次与c(酸)/c(碱)有关。对一确定缓冲体系，可通过在一定范围内改变c(酸)/c(碱)，调节缓冲溶液的pH值。缓冲溶液的缓冲原理、pH值6-8、9 缓冲溶液的pH值主要决定于酸（碱）的pKa c HIn/c In- 10 pH

3、pKHIn-1 呈酸色c HIn/c In- 0.1 pHpKHIn+1 呈碱色当c HIn=c In-时， pH = pKHIn变色点 变色范围为pKHIn1， 2个pH单位酸碱指示剂的变色原理、变色点、变色范围c HIn/c In- 10 pHpKHIn-1 酸碱滴定滴定曲线： 溶液pH 随中和百分数（T%）变化的曲线。指示剂的选择原则： 指示剂的变色范围应全部或部分落在滴定突 跃的范围内。准确滴定的判据： C Ka10-8 多元酸多元碱和混合酸碱的滴定，能分步滴定的条件：cAKA /cBKB 104 cAKA 10-8 6-11酸碱滴定滴定曲线：cAKA /cBKB 104 影响滴定突跃

4、的因素，化学计量点pH值及突跃范围的计算，指示剂的选择影响滴定突跃的因素:溶液越浓，突越范围越大；Ka值越大，突跃范围越大。化学计量点pH值 的计算突跃范围的计算：滴定终点 0.1%指示剂的选择 ：指示剂的变色范围应全部或部 分落在滴定突跃的范围内 MO 3.1 4.4；MR 4.4 6.2；PP 8.0 9.6； 百里酚酞: 无色 9.4-10.0(浅蓝)-10.6蓝 6-12影响滴定突跃的因素，化学计量点pH值及突跃范围的计算，指示剂酸碱标准溶液的配制与标定 基准物质: 1. Na2CO3 2. Na2B4O710H2O 基准物质:H2C2O42H2O KHC8H4O4酸(HCl)标准溶液

5、的标定:碱(NaOH)的标定:6-14酸碱标准溶液的配制与标定 基准物质: 1. Na2CO3 掌握混合碱的分析方法及铵盐中含氮量的测定方法蒸馏法(NH4)2SO4+NaOH = NH3+Na2SO4+H2O NH3+HCl = NH4Cl HCl+NaOH = NaCl+H2O甲醛法6HCHO 4NH4 = (CH2) 6N4H6H2O克氏(Kjeldahl)定氮法6-16掌握混合碱的分析方法及铵盐中含氮量的测定方法蒸馏法6-16第七章 沉淀溶解平衡和沉淀分析法掌握溶度积Ksp与溶解度S的关系 n :m型：AnBm(s) nAm+(aq)+mBn-(aq) s ns ms Ksp= nSnm

6、Sm = nnmmSn+msKsp 相同点表示难溶电解质溶解能力的大小不同点浓度的一种形式平衡常数的一种形式单位gL-1无7-2第七章 沉淀溶解平衡和沉淀分析法掌握溶度积Ksp与溶解度AnBm(s) nAm+(aq) + mBn-(aq)Q = Am+nBn-m 即难溶电解质AnDm溶液中，离子积QB=cn (Am+) c m (Dn -)掌握难溶电解质的溶度积规则AnBm(s) nAm+(aq) + mBn（1）QB Ksp 时，过饱和溶液，有沉淀 析出，直至饱和溶度积规则7-3、4（1）QB Ksp时，不饱和溶液，无沉淀生溶度积规则7掌握沉淀生成和溶解的方法, 并作简单计算选择和使用沉淀剂

7、时注意：适当过量的沉淀剂可使沉淀趋于完全(20-50%为宜)选择沉淀物溶解度最小的沉淀剂，使离子沉淀更完全注意沉淀剂的电离度定性沉淀完全 c 10-5 mol.L-1 ,定量沉淀完全 c 10-6 mol.L-1 分步沉淀：生成沉淀所需沉淀剂浓度越小的越先沉淀掌握沉淀生成和溶解的方法, 并作简单计算选择和使用沉淀剂时注沉淀的溶解 加入某种试剂，与溶液中某离子结合生成弱电解质，从而降低该离子浓度，使沉淀溶解。加入氧化剂或还原剂，通过氧化还原反应而降低某离子的浓度，导致沉淀溶解。加入配合剂，生成配合物使离子浓度降低，沉淀溶解。7-5、6沉淀的溶解 加入某种试剂，与溶液中某离子结合生成弱电解质，从第

8、八章：配位平衡与配位滴定法掌握配位化合物的组成及命名原则是先阴离子后阳离子，先简单后复杂 Cu(NH3)4SO4 K4Fe(CN)6 内层外层外层 内层 Cu(NH3)42+SO42- (K+)4 Fe(CN)64- 中心离子配体 中心离子 配体Cu2+ (NH3)4Fe3+ (CN-)6 配位原子配位数 配位原子 配位数第八章：配位平衡与配位滴定法掌握配位化合物的组成及命名 掌握配位化合物键价理论要点中心离子与配位体之间的化学键是配位键中心离子提供空轨道，配体提供孤对电子。中心离子的空轨道在成键过程中进行了杂化，杂化轨道的类型决定配合物的空间构型。掌握配位化合物键价理论要点中心离子与配位体之

9、间的化学键是配位掌握配位平衡及有关计算稳定常数不稳定常数逐级稳定常数累积稳定常数Cu2+ + 4NH3 Cu(NH3)42+8-4掌握配位平衡及有关计算稳定常数Cu2+ + 4NH3 掌握沉淀反应对配位平衡的影响并作有关计算，掌握酸碱反应对配位平衡的影响1)配位平衡和酸碱平衡 配体酸效应加酸降低配体稳定性 配体碱效应加碱降低配体稳定性2) 配位平衡与沉淀平衡 沉淀转化为配离子 配离子转化为沉淀3) 配位平衡与氧化还原平衡4) 配位平衡之间的移动8-5、9、11掌握沉淀反应对配位平衡的影响并作有关计算，掌握酸碱反应对配位掌握螯合物的结构特点及稳定性含有多齿配体的配位剂含有两个或两个以上配位原子且

10、同时与一个中心离子配位成键。每两个配位原子之间应相隔23个其它原子。五员环、六员环较稳定。 小五大六不稳、数目越多越稳掌握螯合物的结构特点及稳定性含有多齿配体的配位剂 M + Y MY主反应NNYH+MHYOH-M(OH)YOH-M(OH) M(OH)nLML MLnH+HY H6Y与CH+，COH-有关，有利于主反应不利于主反应掌握影响EDTA配合物稳定性的外部因素，重点掌握酸效应和酸效应系数 M + Y 1.EDTA的酸效应： 由于H+与EDTA之间的副反应使 EDTA参 加主反应的能力降低的现象。EDTA的酸效应与酸效应系数酸效应系数与分布系数为倒数关系。 Y(H) = 1 / 2.酸效

11、应系数 Y（H） 1.EDTA的酸效应：EDTA的酸效应与酸效应酸效应曲线酸效应曲线以配位滴定过程中加入的EDTA的百分数作横坐标，以pM为纵坐标作图所得的曲线。影响配位滴定突跃大小的因素 CM；KMY (1) KMY (2) aY(H) -pH(3) aM(L) -c(L)单一金属离子准确滴定的条件掌握EDTA滴定法的基本原理，重点掌握单一金属离子准确滴定的界限及配位滴定中酸度的控制 c KMY106 或 lg c KMY6 以配位滴定过程中加入的EDTA的百分数作横坐标，以pM为纵坐配位滴定中的酸度控制最高酸度（最低PH值） lgY（H）lg KMY 8 查表得pH值 lg Y（H） 对应

12、的pH最低酸度（最高pH值） 没有辅助配位剂存在时,一定浓度的金属离子形成沉淀时的pH值,可粗略地认为是配位滴定允许的最高pH值（最低酸度）缓冲溶液与酸度的控制8-17配位滴定中的酸度控制最高酸度（最低PH值）8-17提高配位滴定的选择性 c(M)KMY /c(N)KNY 105 lgc KMY6在N存在下准确滴定M的条件：8-198-21、23提高配位滴定的选择性 c(M)KMY /c(N)第9章 氧化还原反应与氧化还原滴定掌握氧化数的概念及氧化数规则该离子的氧化数是假设在形成化学键时成键电子转移给电负性大的原子时所求得的原子所带的电荷数。元素原子表观电荷数第9章 氧化还原反应与氧化还原滴定

13、掌握氧化数的概念及氧化数规掌握原电池的组成，电极反应，电池符号；原电池由两个半电池组成电极反应： 负极：Zn-2e=Zn2+ 正极: Cu2+2e=Cu原电池总反应（电池反应）： Zn+Cu2+=Zn2+Cu电池符号 (-)Zn|ZnSO4(c1)|CuSO4(c2)|Cu(+)9-4、6掌握原电池的组成，电极反应，电池符号；原电池由两个半电池组成掌握电极电势的概念及影响因素，掌握标准电极电势的概念产生在金属和盐溶液之间的电势叫金属的电极电势组成原电池两个电极的平衡电极电势差称原电池电动势用符号E表示：标准电极电势当电池中所有物质都处于标准态时，电池的电动势就是标准电动势Eq，即GnEF 掌握

14、电极电势的概念及影响因素，掌握标准电极电势的概念产生在金 影响电极电势的因素内因 电极的热力学过程外因 1) 浓度对电极电势的影响 2) pH对电极电势的影响 3) 生成沉淀对电极电势的影响 4) 生成配合物对电极电势的影响 影响电极电势的因素内因 电极的热力学过程熟练掌握Nernst方程，掌握浓度、压力、酸度、沉淀反应、配位反应对电极电势的影响，并能熟练的运用Nernst方程式进行计算熟练掌握Nernst方程，掌握浓度、压力、酸度、沉淀反应、配 Nernst 公式( c, p, pH的关系) a Ox + ne = b Red298K时 Nernst 公式( c, p, pH的关MnO4 +

15、 8H+ + 5e = Mn2+ + 4H2O有H+, OH 参与时，当H+, OH 出现在 氧化型时，H+, OH 写在方程分子项中， H+, OH 出现在还原方时，H+, OH 写在方程中分母项中。 利用Nernst方程求非标准状况下的电极电位 利用Nernst方程求非标准状况下的原电池的电动势 MnO4 + 8H+ + 5e = Mn2+ 电极电势的影响因素浓度对电极电势的影响 溶液酸度对电极电势的影响 9-7生成沉淀对电极电势的影响 9-3生成配合物对电极电势的影响 9-9电极电势的影响因素浓度对电极电势的影响 电极电势的应用 表示物质氧化还原能力的相对强弱 计算原电池的电动势 判断氧

16、化还原反应的方向 判断氧化还原反应的程度 测定溶度积常数 测定稳定常数 9-14电极电势的应用 表示物质氧化还原能力的相对强弱元素电势图及其应用9-16元素电势图及其应用9-16判断歧化反应能否自发进行B 将自发发生歧化反应，生成A 和C 。 BA+C若 在元素电势图中, ABCjq右jq左判断歧化反应能否自发进行B 将自发发生歧化反应，生成A 和C一般可根据 Djq 是否大于0.4 V判断氧化还原滴定能否进行.条件电位:在一定条件下，当氧化态和还原态的浓度均为1 molL-1时，校正了离子强度及副反应的影响后实际电极电位。掌握氧化还原滴定对条件电极电势差值的要求一般可根据 Djq 是否大于0

17、.4 V判断氧化还原滴定棕色瓶暗处保存 用前标定基准物: Na2C2O4, H2C2O42H2O, (NH4)2FeSO46H2O, 纯Fe丝等微沸约1h充分氧化还原物质粗称KMnO4溶于水滤去MnO2 (玻璃砂漏斗)掌握高锰酸钾溶液的配制与标定棕色瓶暗处保存 用前标定基准物: 参比电极：一定条件下电势恒定不变的 指示电极：电势能够随溶液中待测离子 活度变化而变化的电极 () 参比电极 | Mn+ |M (+)电 势 分 析 法 参比电极：一定条件下电势恒定不变的() 参比电极 |大学无机化学期末复习必考知识点归纳课件吸光光度法11-4、11-5、11-6吸光光度法11-4、11-5、11-6

18、掌握LambertBeer定律的原理和应用,掌握吸光系数a和摩尔吸光系数 一束平行单色光通过有色溶液时，溶液的吸光度A与液层厚度b和溶液浓度c的乘积成正比。 A=Kbcc: mol/Lc: g/LA = e bc e:摩尔吸光系数A = abc a: 吸光系数e 表示物质的浓度为1mol/L,液层厚度为1cm时溶液的吸光度。单位： (Lmol-1 cm-1) 掌握LambertBeer定律的原理和应用,掌握吸光系数a掌握吸收曲线的特点 物质的吸收曲线是一种特征曲线。不同浓度溶液的吸收曲线形状相似，最大吸收波长不变。 在最大吸收波长附近，吸光度测量的灵敏度 最高。这一特征可作为定量分析选择入射光

19、 波长的依据。掌握吸收曲线的特点 物质的吸收曲线是一种特征曲线。不要求：a.灵敏度高. CuNH3 e 620=1.2102 Cu双硫腙 e 533=5.0104b.选择性好c.显色产物组成恒定,性质稳定.d.显色产物与显色剂色差大,显色 时颜色变化明显.试剂空白值小.没有颜色的化合物，需要通过适当的反应定量生成有色化合物再测定显色反应掌握显色反应的特点,掌握显色条件和测量条件的选择要求：没有颜色的化合物，需要通过适当的反应定量生成有色化合物 吸光度测量条件的选择1.入射光波长1)通常选择lmax2) lmax处有干扰时,选择干扰最小,吸光度尽可能大的波长进行测量.2.参比溶液(空白溶液)1)

20、溶剂空白;2)试剂空白;3)试液空白3.吸光度读数范围 T=36.8%时,A=0.434, Dc/c有极小值; A=0.20.74.控制吸光度范围的方法改变比色皿的厚度;改变试液的浓度(称样量、稀释倍数等);示差法 吸光度测量条件的选择1.入射光波长祝大家考试顺利！祝大家考试顺利！第一章掌握溶液浓度的定义及其相互换算 1) 物质的量浓度 c(B) 定义:一升溶液中所含溶质B的物质的量 公式: c(B) = n(B)/V = m(B)/M(B)V 单位:mol dm-3 (molL-1)第一章掌握溶液浓度的定义及其相互换算 一千克溶剂中所含溶质B的物质的量 2) 质量摩尔浓度 b(B) 定义:

21、公式: b(B) = n(B)/m(A) = m(B)/M(B)m(A) 单位:molkg-1 与温度无关。在极稀的水溶液中 优点:c(B) b(B) 一千克溶剂中所含溶质B的物质的量 2) 质量摩尔浓度 某组分的物质的量与全部溶液的 物质的量之比 。 3) 摩尔分数 xi 定义: 公式: 量纲： 1 某组分的物质的量与全部溶液的 物质的量4) 质量分数 用溶质的质量除以溶液的质量表 示浓度称为质量分数，用表示。 定义: 公式:4) 质量分数 用溶质的质量除以溶液的质量表 定义: 掌握稀溶液的依数性及其计算；稀溶液的依数性：拉乌尔定律只与溶质所含粒子的数目有关，而与溶质的本性无关。（稀溶液的通

22、性）蒸气压下降；沸点升高；凝固点下降；渗透压Tf =Tf*- Tf = Kfb(B) 掌握稀溶液的依数性及其计算；稀溶液的依数性：拉乌尔定律沸点升高的应用：计算溶液的沸点测定难挥发非电解质的摩尔质量凝固点下降的应用：解释植物的抗旱性与耐寒性等现象；计算溶液的凝固点；测定难挥发非电解质的摩尔质量渗透压的应用解释动植物的生命现象计算高分子化合物的摩尔质量沸点升高的应用：掌握胶体的特性及胶团结构式的书写光学性质Tyndall 现象动力学性质 Brown运动电学性质 电泳 外电场下，分散质在分散剂中定向移动。 电渗 外电场下，固相不动，分散剂定向移动。掌握胶体的特性及胶团结构式的书写光学性质Tynda

23、ll Fe(OH)3mFeO+FeO+FeO+FeO+FeO+FeO+FeO+FeO+FeO+FeO+Cl-Cl-Cl-Cl-Cl-Cl-Cl-Cl-Cl-Cl-Cl-Cl-胶核胶团吸附层扩散层胶粒胶团结构Fe(OH)3mFeO+FeO+FeO+FeO+FeO+大学无机化学期末复习必考知识点归纳课件第二章掌握热力学第一定律，第二定律的基本内容 能量守衡定律应用于热力学就是热力学第一定律,它有多种表述:一切物体都具有能量，能量有各种不同 的形式，它能从一 种形式转化为另一种形式，在转化中能量的总和保持不变。隔离体系中能的形式可以相互转化，但不会凭空产生，也不会自行消灭。隔离体系无论经历何种变化，

24、其能量守恒。4. “第一类永动机是不可能制成的”“体系和环境的总能量不变”第二章掌握热力学第一定律，第二定律的基本内容说明: 第一定律数学表达式的适用条件：封闭体 系，并且不考虑物系整体运动和整体位能。 B. Q是热的总和，功是各种功的总和。 C. 对微小过程有 dU = Q +W 或 dU = Q + W热力学第一定律的数学表达式 U = Q + W说明: 第一定律数学表达式的适用条件：封闭体 系，并且不考虑“不可能把热从低温物体传到高温物体，而不引起其它变化。”“不可能从单一热源取出热使之完全变为功，而不发生其它的变化。”“孤立体系的熵永不减少”热力学第二定律热力学第二定律掌握化学反应热效

25、应的各种计算方法掌握化学反应热效应的各种计算方法1. 反应进度 ()advancement of reaction 化学反应： 即（nA= -a, nD= -d, nG= g, nH= h）n 化学计量数 stoichiometric coefficient定义:反应进度 即1. 反应进度 ()advancement of 化学反应：反应进度 =1mol 的物理意义是a mol的A 与b mol的B 完全反应, 全部转化为g mol的G 和h mol的H 与反应是否完全无关,不考虑化学平衡 引入反应进度的优点是，用任一种反应物或产物表示反应进行的程度，所得值都是相同的。应用反应进度，必须与化学

26、反应计量方程相对应。 化学反应：与反应是否完全无关,不考虑化学平衡 引 2. 化学反应热 反应热指反应进度=1mol时的热. 定容热QV (反应在密封的容器中进行) 在定容条件下不做其它功时，定容热等于体系热力学能的变化值。 U = QV 在定容过程中，体系吸收的热量QV全部用来增加体系的热力学能。 定容热可在弹式量热计中测量 2. 化学反应热 定容热QV (反应在 定容热QV (反应在密封的容器中进行) 在定容条件下不做其它功时，定容热等于体系热力学能的变化值。 U = Q + W = QV + Wv = QV - pV (V=0) = QV 在定容过程中，体系吸收的热量QV全部用来增加体系

27、的热力学能。 定容热可在弹式量热计中测量 定容热QV (反应在密封的容器中进行) 定压热 Qp (反应在敞口容器内进行) H = Qp 在不做其它功时，体系焓的变化值等于定压热。H的物理意义：在封闭体系中，在等压及不做其它功的条件下，过程吸收或放出的热全部用来增加或减少体系的焓用H表示 定压热 Qp (反应在敞口容器内进行) H = 定压热和定容热的关系 定压时：H = U + pV Qp = QV + pV a. 反应物和产物均为固体或液体， V 0， H U， Qp QV 定压热和定容热的关系b. 反应有气体参与时，只考虑 气相体积的变化，则 Qp,m:反应进度 =1 mol 时的定压反应

28、热QV,m:反应进度 =1 mol 时的定容反应热b. 反应有气体参与时，只考虑Qp,m:反应进度 =1 m ecc定律 一个反应在定容或定压条件下， 不论是一步完成还是分几步完成，其热效应是相同的。 ecc定律适用于任何状态函数若一个反应是几个分步反应的代数和，则总反应的热效应等于各分步反应热效应的代数和。 ecc定律 一个反应在定容或定压条件下， 不论是一步完成 标准摩尔生成焓 热力学规定:在指定温度标准压力下,稳定单质的标准摩尔生成焓为零。在指定温度标准压力下，由稳定单质生成1mol化合物时的焓变称 为该化合物的标准摩尔生成焓。根据标准摩尔生成焓求化学反应的焓变：反应的焓变等于各组分的标

29、准摩尔生成焓与化学计量数乘积的加和 标准摩尔生成焓 热力学规定:根据标准摩尔生成焓求化学反应 反应热 rHm 的计算 (1) H = U + pV 气体反应 (2) ecc定律 (3)(4) (2) ecc定律 (3)(4)掌握化学反应DrSmq、DrGmq的计算和过程自发性的判断方法熵(entropy) 符号：S 单位：J.K-1 孤立体系总是自发地向着熵增的方向变化，达到平衡时，熵具有最大值。 -熵增加原理与U、H不同，体系S 的绝对值可知.掌握化学反应DrSmq、DrGmq的计算和过程自发性的判断方1)同一物质： 2)同类物质，MB 越大， Sm 值越大3) 多原子分子气态的Sm 值比单

30、原子气态大的Sm；分子结构越复杂，物质的Sm越大 。1)同一物质： 2)同类物质，MB 越大，3) 多原子分子气4) 温度升高，Sm值增大 5)固态、液态物质的Sm值随压力变化较小，（可认为不变）；气态物质的Sm值随压力增大而减小。 4) 温度升高，Sm值增大 5)固态、液态物质的Sm值随化学反应的熵变 化学反应 熵变等于各组分的标准熵与化学计量数乘积的加和化学反应的熵变 化学反应 1. 自由能 定义 G = H TS （状态函数，具广度性质） G = -Wmax （定温、定压、可逆） 定温、定压、可逆过程中，体系对外所作的最大有用功等于体系自由能的减少值。 体系的自由能是体系在定温、定压下对

31、外做有用功的能力。1. 自由能 定义 G = H TS 体系在定温、定压、且不作有用功的条件下，可用G判断过程的自发性-自由能降低原理 G 0 过程不自发 (逆向自发) 体系在定温、定压、且不作有用功的条件下，可用G判断过反应的自由能改变等于各组分的标准摩尔生成自由能与化学计量数乘积的加和 化学反应的 反应的自由能改变等于各组分的标准摩尔生成自由能与化学计量数乘掌握化学反应DrGmq与温度的关系式 Gibbs-Helmholtz方程, 及温度对反应自发性的影响掌握化学反应DrGmq与温度的关系式 Gibbs-Helm Gibbs-Helmholtz方程G = H - TS 假设化学反应的焓变和

32、熵变均不随温度改变,利用Gibbs-Helmholtz 方程,根据一个温度下的 求另一温度下的 , 或求反应可以自发进行的温度. Gibbs-Helmholtz方程G = H - 1）H0 , G0 , S0 任何温度下反应逆向自发 3）H0 , S 0 ，低温时 G0 , S0，高温时 G0 , 反应正向自发 温度对反应自发性的影响温度对反应自发性的影响第三章第三章(1)、平均速率：（定容条件下） v = ci / t 单位： mol L-1 s-1 因规定反应速率是正值，所以反应物ci 为负、产物ci 为正。1、反应速率的表示方法：化学反应速率:一定条件下单位时间内某化学反应的反应物转变为

33、生成物的速率(1)、平均速率：（定容条件下） 1、反应速率的表示反应 a A + d D = g G + h H反应速率表示为体积不变的反应体系掌握化学反应速率和化学反应速 率方程式，掌握质量作用定律反应 a A + d D = g G + h H反应速 速率方程和速率常数质量作用定律一定温度时，基元反应的反应速率与各反应物浓度系数次方的乘积成正比.即基元反应 a A + d D = g G + h H的速率方程为: 速率方程和速率常数质量作用定律一定温度时，基元反应的反应速 对于复杂反应： 若已知反应机理，可根据定速步骤书写速率方程式. 如 2NO(g)+Br2(g)=2NOBr(g)的反应

34、机理为： (1) NO+Br2=NOBr2 (慢) (2) NOBr2 + NO =2NOBr (快) 则速率反程为u = kc(NO)c(Br2) 根据实验数据来设定并求解速率方程 速率方程通式: 对于反应 aA+bB=dD+eEv=kCAmCBn对于基元反应:v=kCAaCBb对于非基元反应:v=kCAmCBnm.n可能与a.b相同,也可能不同.m=a,n=b不代表此反应一定是基元反应应用反应速率方程时应注意的问题速率方程通式: 对于反应 aA+bB=dD+eEv=k速率常数k的大小与反应物浓度无关只与反应的本性和温度、催化剂有关 掌握反应速率常数、反应级数速率常数k的大小与反应物浓度无关

35、 掌握反应速率常数、反应级数反应级数化学反应的反应速率与各反应物浓度某次方的乘积成正比. u = k c a (A)c b(B) 速率方程式中，某反应物浓度的方次(a或b )称为该反应物的级数，各反应物浓度方次之和(a +b + )称为该反应的级数 反应级数化学反应的反应速率与各反应物浓度某次方的乘积成正比 反应级数是由实验测定的。 反应级数可以是正数、负数、整数、分数或零. 有的反应无法用简单的数字来表示级数。 反应级数是由实验测定的。 u =k 零级反应 u =kc(A) 一级反应u =kc(A)c(D)二级反应,对A和D各为一级 u =kc2(A)c(D) 三级反应，对A为二级， 对D为

36、一级 u =kc-2(A)c(D) 负一级反应 u =kc1/2(A)c(D) 1.5级反应u =kc(A)c(D)/1-c1/2(D) 无简单级数 u =k 级数 k 的量纲 零级 浓度. 时间-1 一级 时间-1 二级 浓度-1 . 时间-1 三级 浓度-2 . 时间-1速率常数k 的量纲与反应的级数有关 级数 k 的量1. van,t Hoff 规则 温度每升高10C,反应速率加快24倍 kt+10 /kt = 24= g kt+n10 /kt = g n掌握温度与反应速率常数的关系， 了解活化能1. van,t Hoff 规则掌握温度与反应速率常数的关2. Arrhenius 公式反应

37、速率 k 的对数与温度 T 的倒数有线性关系或Ea:活化能2. Arrhenius 公式或Ea:活化能 掌握标准平衡常数（K）的意义及有关化学平衡的计算掌握rGm与K的关系式掌握浓度、压力、温度对化学平 衡移动的影响 掌握标准平衡常数（K）的意义及有关化学平衡的计算掌标准平衡常数 气相可逆反应：aA(g) + dD(g) = gG(g) + hH(g) p(B):组分B的分压 pq:标准压力标准平衡常数 气相可逆反应：p(B):组分B的分压 水溶液中可逆反应c(B):组分B的浓度 cq:标准浓度,1molL-1 水溶液中可逆反应c(B):组分B的浓度 cq:标1) 标准平衡常数表达式中各物质的

38、浓度或分压均为平衡状态时值2)标准平衡常数是量纲为1的数.其值与浓度,压力无关.改变温度,标准平衡常数值改变. 书写平衡常数表示式的注意事项1) 标准平衡常数表达式中各物质的浓度或分压均为平衡状态时值3) 参加反应的固体或纯液体不写 入平衡常数表示式. 稀溶液中反 应有水参加, 水的浓度不写入 平衡常数表示式中.4) 平衡常数表示式及其数值与反 应式写法有关3) 参加反应的固体或纯液体不写 标准平衡常数与rGm 的关系aA(g) + dD(g) = gG(g) + hH(g) vant Hoff 等温式Q: 活度商标准平衡常数与rGm 的关系aA(g) + dD(g) 标准平衡常数的应用1 判

39、断反应的程度2 预测反应的方向3 计算平衡的组成 标准平衡常数的应用1 判断反应的程度 K 与Q 的关系Q K rGm K rGm 0 反应逆向自发进行Q= K rGm =0 反应达平衡 K 与Q 的关系Q K rGm l 掌握四个量子数的物理意义、相互关系及合理组合 n 1 掌握单电子原子、多电子原子的轨道能级和核外电子排布规律，熟练写出第四周期以内元素原子的核外电子排布式掌握单电子原子、多电子原子的轨道能级和核外电子排布规律，熟练能级交错ns (n-2)f (n-1)d npEns Enp End EnfEK EL EM EN多电子原子轨道近似能级图能级交错ns (n-2)f (n-1)d

40、 ns(n-1)d(n-2)f 基态阳离子的电子排布原子失电子变成简单阳离子时总是先失去最 元素原子的电子层结构呈周期性变化 ，导致元素性质周期性变化, 这就是元素周期律。 元素周期系周期的划分与能级组的划分完全一致，每个能级组都独自对应一个周期。共有七个能级组， 所以共有七个周期。1) 元素周期律2) 元素的周期掌握原子结构与周期系的关系元素原子的电子层结构呈周期性变化 ，导致元素性质周期性变化,周期的划分和轨道能级组的关系周期数原子序数元素数目最高能级组最大电子容量11221s第一能级组2231082s,2p第二能级组83111883s,3p第三能级组841936184s,3d,4p第四能

41、级组1853754185s,4d,5p第五能级组1865586326s,4f,4d,6p第六能级组32787109(未完)237s,5f,5d,7p第七能级组32周期数元素电子层数能级组中最高主量子数周期的划分和轨道能级组的关系周期数原子序数元素数目最高能级周期短周期（一，二，三）长周期（四，五，六，七）族主族(IA-VIIA,0)原子最后一个电子填 外层 ns、np轨道 副族(IIIB-IIB,IB)最后一个电子填在(n-1)d或 (n- 2)f 轨道上3) 元素的族周期短周期（一，二，三）长周期（四，五，六，七）族主族(IA离子键的特征作用力的实质是静电引力离子键没有方向性离子键没有饱和性

42、影响离子键强度的因素有：离子的电荷 q 、离子的电子层构型和离子半径 r （即离子的三个重要特征）离子的电荷越高，离子键越强 2. 离子的电子层构型8电子层构型的离子 817电子层 构型的离子 18或18+2电子层构型的离子3. 离子的半径越小，离子键越强 掌握离子键的特点、强度等离子键的特征掌握离子键的特点、强度等掌握价键理论的要点、共价键的特点及 键和 键的形成、特点价键理论的基本要点 原子相互接近时，由于原子轨道的重叠，两个自旋相反的成单电子相互接近时可配对形成稳定共价键已键合的电子不能再形成新的化学键成键电子的原子轨道要在对称性匹配的条件下发生最大程度重叠价键理论的特点：方向性，饱和性

43、掌握价键理论的要点、共价键的特点及 键和 键的形成、特点 键 键“头碰头”“肩并肩” s-s s-px px-pxpy-pypz-pz沿键轴呈 圆柱型对称镜面反对称键型电子云形状 成键轨道重叠方式杂化轨道 键 键“头碰头”“肩并肩” s-spy-py沿键所有的单键均为键双键：一个键，一个键叁键：一个键，两个键例：N2 NN 一个键，两个键 C2H4 5五个键，1个键 所有的单键均为键掌握杂化轨道理论的要点，能解释简单分子的形成及分子的空间构型成键时，原子中能量相近的原子轨道可以相互混合，重新组成新的原子轨道（杂化轨道）形成的杂化轨道的数目等于参加杂化的原子轨道数目。 杂化轨道空间伸展方向会改变，轨道有更强的方向性和更强的成键能力。 不同的杂化方式导致杂化轨道的空间分布不同，由此决定了分子的空间几何构型不同。掌握杂化轨道理论的要点，能解释简单分子的形成及分子的空间构型掌握分子间作用