无机化学 知识点总结

无机化学（上）学问点总结

第一章物质存在的状态

-、气体

1、气体分子运动论的根本理论

①气体由分子组成•分子之间的间隔>>分子直径；

②气体分子处于永久无规则运动状态；

③气体分子之间互相作用可无视•除互相碰撞时；

④气体分子互相碰撞或对器壁的碰撞都是弹性碰撞。碰撞时总动能保

持不变，没有能量损失。

⑤分子的平均动能及热力学温度成正比。

2、志向气体状态方程

①假定前提：a、分子不占体积；b、分子间作用力无视

②表达式:pV=nRT;Ra8.314kPaLmoiKT

③适用条件：温度较高、压力较低使得淡薄气体

④详细应用：a、已知三个量，可求第四个；

b、测量气体的分子量：pV二比RT（n=也）

rMM

c、已知气体的状态求其密度p:PV=9RT-P=T

3、混合气体的分压定律

①混合气体的四个概念

a、分压：一样温度下，某组分气体及混合气体具有一样体积时的压

力；

b、分体积：一样温度下，某组分气体及混合气体具有一样压力时的

体积

C、体积分数：（P二上

V2

d、摩尔分数：xi二区

〃总

②混合气体的分压定律

a、定律：混合气体总压力等于组分气体压力之和；

某组分气体压力的大小和它在混合气体中体积分数或摩尔

数成正比

b、适用范围：志向气体及可以看作志向气体的实际气体

c、应用：已知分压求总压或由总压和体积分数或摩尔分数求分压、

4、气体扩散定律

①定律：T、p一样时，各种不同气体的扩散速率及气体密度的平方

根成反比：

后二杵二（p表示密度）

②用处：a、测定气体的相对分子质量；b、同位素分别

二、液体

1、液体

①蒸发气体及蒸发气压

A、饱和蒸汽压：及液相处于动态平衡的气体叫饱和气，其气压叫做

饱和蒸汽压

简称饱和气;

B、特点：a、温度恒定时为定值；

b、气液共存时不受量的变更而变更；

c、物质不同・数值不同

②沸腾及沸点

A、沸腾：当温度上升到蒸汽压及外界压力相等时•液体就沸腾，

液体沸腾时的温度叫做沸点；

B、特点：a、沸点的大小及外界压力有关;外界压力等于lOlkPa

时的沸点为正常沸点；b、沸腾是液体外表和内

部同时气化的现象

2、溶液

①溶液及蒸汽压

a、任何物质都存在饱和蒸汽压；

b、纯物质的饱和蒸汽压只及物质本身的性质和温度有关;

c、肯定温度下饱和蒸汽压为常数；

d、溶液蒸汽压的下降：ap=p纯液体-p溶液二K,m

②溶液的沸点上升和凝固点的下降

a、定量描绘：沸点上升4产K，,m

凝固点下降△T/=Kz-m

仅适用于非电解质溶液

b、注意：①T〃、T,的下降只及溶剂的性质有关

②七、K,的物理意义：1kg溶剂中参加Imol难

挥发的非电解质溶质时，沸点的上升或凝固点下降

的度数

C、应用计算：i'已知稀溶液的浓度•求4，、

ii、已知溶液的△上、4/求溶液的浓度、溶质的分

子量

d、实际应用：i、制冷剂：电解质如NaCI、CaCI?

ii、试验室常用冰盐浴:NaCI+H?。-220c

CaCI2+H2O^-55℃

iii、防冻剂：非电解质溶液如乙二醇、甘油等

③浸透压

a、浸透现象及说明：

浸透现象的缘由：半透膜两侧溶液浓度不同；

浸透压：为了阻挡浸透作用所需给溶液的额外压力

b、定量描绘：Vant'Hoff公式：

nV=nRT|"1二竿即n=CRT

n为溶液的浸透压，c为溶液的浓度，R为气体常量，

T为温度。当浓度c较小时，可近似为c*m

④非电解质稀溶液的依数性

a、难挥发非电解质稀溶液的蒸汽压下降、凝固点下降、沸点上升

和浸透压变更都及溶液中所含的种类和性质无关，只及溶液的

浓度有关•总称溶液的依数性，也叫非电解质稀溶液的通性。

b、留意：上述非电解质稀溶液的有关计算公式用于电介质稀溶液

时要乘以相应电解质中溶液中的质点数"旦浓溶液不能用上述

公式计算。

三、胶体

1、胶体的组成：分散相+分散介质+稳定剂

2、胶体的性质：

①光学性质：丁达尔效应--------胶团对光的散射现象；

②动力性质：布朗运动-----------胶团粒子的不规则运动；

③电学性质：电泳现象-----------胶粒在电场下的不规则运动

3、溶胶的稳定性

①动力学稳定性：胶团运动

②聚集稳定性：胶粒的带电性使同种电荷有排挤作用；

③热力学稳定性：胶体粒子因很大的比外表积而能聚集成大颗粒

4、胶体的聚沉------关键：稳定性的去除

①加电解质，如明相使水净化（吸附电荷）；

②及相反电性的溶胶混合；

③加热

第二章化学动力学初步

一、化学反响速率

①表达：化学反响速率可用反响物或生成物的浓度随时间的变更率来

表示。

②数学表达式：对于反响A-B:建=或

注：以反响物浓度削减和生成物浓度增大和生成物浓度增大表示是符

号不同；用不同物质浓度来表示反响速率不同。

2、反响进度

①定义：对于化学计量方程式，若定义."加称J为反响进度。

4表示物质变更量除以相应的计量系数。

②表达式：，乙表示化学计量系数。

③表式意义：表示一个反响进展的程度；其纲量为摩尔；4=1〃山指

按化学计量方程式进展一个单位的反响

④注意：反响进度J的表示及计量方程式的写法有关。

3、速率方程和速率常数

①速率方程：把反响物浓度和反响速率联络起来的数学表达式。

对于反响：aA+Bb-gG+hH

反响速率v=(A(B)，即为速率方程式，式中

的常数k即为反响速率常数。

②反响速率常数：

a、物理意义：k只取决于反响的本性(E.，活化能)和温度；

b、留意事项：k是温度的函数，及浓度的大小无关;

k的单位即量纲,随速率方程变更而变更；

k一般由试验测得•只有基元反响可以干脆写出。

③速率方程的试验测定

作国法：由浓度一时间动力学曲线可得到斜率k及速

率常数；

初速法：可得到个反响的反响级数

4、基元反响和非基元反响

①基元反响：反响物分子在有效碰撞过程中经过一次化学变更就能转

化为产物的反响；

注意：由一个基元反响构成的化学反响又称简洁反响；

只有基元反响才能根据质量作用定律干脆写出速率方

程

②非基元反响：反响分子需经过几步反响才能转化为反响产物的反

响。

注意：非基元反响的速率方程不能根据反响式写出速率方

程，必需根据试验测定的结果有反响历程推出・并验

证；

困难的非基元反响一分成若干个基元反响-最慢一步发

宁作为苏空反响步骤

5、反响级数

①定义：速率方程中各反响物浓度的指数；

②说明：如v=kc”（A）.c”（8）则反响物A的反响级数为m•反响物B

的反响级数为n;总反响级数为m+n

③留意：a、反响级数表示了反响物浓度对反响速率影响的大小关系;

反响级数只能由试验测定；

b、反响级数可以是整数、分数、零或负数；

c、零级反响的反响速率及反响物浓度无关

④反响级数确实定

根本方法

a、测定反响物浓度C随时间t的变更；

b、作C-t图像，求个时刻的速度V；

c、分析v及浓度c的变更关系，确定m、n

二、化学反响速率理论

1、碰撞理论

①主要内容：反响物分子间的互相碰撞是反响进展的必要条件，反响

物分子碰撞频率越高，反响速率越快，但并非每次碰撞都

能引起反响发生•能发生化学反响的碰撞为有效碰撞

②有效碰撞发生的条件：

a、互相碰叠的分子应有合适的碰撞取向；

b、互相碰遵的分子必需具有足够的能量把可以发生有效碰

撞的分子称为活化分子

③根据碰撞理论，增大化学反响速率的方法：

a、增大单位时间内分子碰撞的总数--------增大浓度；

b、增大碰谨总数中有效碰撞的百分数------上升温度

④活化能：碰撞理论认为,活化能是活化分子的平均能量及反响物分

子的平均能量之差

2、过渡态理论

①主要内容：化学反响并不是通过简洁碰撞就能完成的，而是在反响

物到生成物的过程中经过一个高能的过渡态，处于过渡态的

分子叫做活化络合物。活化络合物是一种是一种高能量的不

稳定的反响物原子组合体，它能较快的分解为新的能量较低

的生成物。

②活化能E.:过渡态理论认为•活化能是反响物分子能量及处于过

渡态的活化络合物分子的平均能量之差

3、活化能：确定反响速率的内在因素

①活化能在肯定温度范围内可认为是常数；

②活化能对反响速率的影响很大；E.越小，反响速率越大;

③催化剂可以变更反响的活化能，故可以降低化学反响速

率

三、影响化学反响速率的因素

1、浓度：由速率方程V=k・U"(Qc"(8)知，浓度对化学反响速率有肯

定的影响

压强对化学反响速率及的影响是通过浓度来实现的。

2、温度

①范特霍夫规则：对于一般的化学反响，温度每上升10K，反响速率

增加2-4倍

②阿伦尼乌斯公式：

a、表达式：k=青，其中，A为特征常数，既指前因子；E.为阅历

常数即活化能，k为反响速率常数，R为摩尔气体常数

8.314人,加小(7，e为自然对数底，该公式的对数形式为

b、应用:(1)求某一温度下某反响的k:

作图法：Igk对3作图可得始终线关系；斜率：；截距1g

斜率大的活化能E。大，反响速率随温度的上升增加较

快

二点法:不同温度下反响速率常数k的计算

(2)由1g4的图像得出的结论：

i、同一反响，低温低和高温时变更同样的温度，低温时

反响速率变更大；即一个反映在低温时速率随温度

变更比高温区更显著

ii、不同反响•变更一样的温度时，E”大的反响k变更大。

上升温度有利于E(l大的反响

3、催化剂及根本特征

a、催化剂和催化作用：正催化剂；负催化剂(阻化剂)

b、催化剂的特征：i、催化剂只变更反响速率•不变更反响方向；

ii、催化剂同等程度地变更正逆反响的活化能，同

时进步正逆化学反响速率；

iii、催化剂具有肯定的选择性；

iv、催化剂在反响前后不发生变更，但在反响过

程中会变更

第三章化学热力学初步

-、热力学定律及根本定律

1、根本概念

①环境及体系

a、体系

i、定义：人为划出的作为探讨对象的一局部空间。

ii、分类：放开体系（及外界可进展物质能量交换）

封闭体系（只有能量交换）

孤立体系（物质、能量均不及外界交换）

b、环境：出体系以外的其他局部•及体系存在能量交换

②功和热：

a、热（Q）:i、系统及环境由于温差而传递的能量

Q>0•体系从环境中吸热；Q<0，体系从环境中放热;

物体之间可通过功、热、辐射三种形式交换能量

ii、热容、比热容、摩尔热容

b、功：i、热力学中除热外，其它各种被传递的能量统称为功

气体膨胀做功：W=-pAV

环境对体系做功，W>0;体系对环境做功，W<0

③状态及状态函数

a、状态:体系的某种存在状况。它由一系列的物理量确定，如气体的

p、V、T等，一旦体系处于肯定的状态，体系的全

部其它性质都有确定值

b、状态函数：在特定状态下­某一性质具有唯一值,则称该状态为

状态函数。

c、结论：状态肯定值肯定，殊途同归变更同•周而复始变更零。

④过程及途径

a、过程：体系变更状态变更的经过

b、途径：变成一个过程所经验的详细步骤

c、留意：体系状态函数的变更只取决于体系始终变更的过程，而及

变更的途径无关

⑤广度性质及强度性质

a、广度性质：及容量性质•及体系中物质的量成正比的量­具有加

和性

b、强度性质：数值上不随体系中物质总量的变更而变更的物理量，

不具加和性

⑥热力学标准态：

当系统中各种气态物质的气压均为标准压力P。，固态和液态物

质外表承受的压力等于压力,溶液中各物质的浓度均为1次/厂

时•我们就说物质处于热力学标准态。

注：热力学标准态并未对温度有限制•热和温度都有热力学标

准态。

2、热力学定律：

①热力学第肯定律

a、木质：能量守恒及转化定律

b、数学表达式：从/=。+卬

c、留意：i、Q及W的符号；ii、功和热不是状态函数，但两者之和

是状态函数

②热力学第二定律：提醒了宏观过程的方向及限度

嫡增加原理：孤立体系有自发向混乱度增加的方向变更的趋

势

③热力学第三定律：任何纯物质的完好晶体在T=OK时的燧值为零

二、化学热力学四个重要的状态函数

1、热力学能（内能）

①符号U•是系统内各种形式能量的总和

②内能的变更AU

a、对于孤立体系，环境变更•内能不变；对于非体系•\U=U,-UQ

b、标准摩尔反响热力学能变更（反响内能变更）：符号，表示

反响是在热力学标准态下进展的•其值的大小及化学反响方程式

的书写一一对应。

2、脂

①烙

a、定义：H三U二pV

b、焙变：△"="始在一〃终态=AU+pV

c、符号规定：放热反响，△!"!<0;吸热反响，△!■!<0

d、单位:kJ-mol_,

e、表式意义：化学反响在等温等压下发生，不做其它功时，化学反

响的热效应等于系统状态函数的变更量

「、留意：AH表示每摩尔反响即J=1利”时，而不是每摩尔反响物

②热化学方程式

a、表式意义：表示化学反响及其热效应关系的化学方程式

b、标准写法（以下列为例）:

C、书写化学方程式的留意事项

i、需注明反响条件；

ii、需注明各物质的存在状态；

iii、正确表达反响的热效应

d、标准反响焙△,.〃,广

定义：当反响物和生成物都处于标准态时的反响焙变，用来

表示

非标准态（压力不为//）时，则表示为

单位：,标准状态下,反响进度为J=时的火含变

3、嫡

①混乱度和嫡

混乱度：即无序度•其大小及体系中存在的微观粒子数目有关

嫡：体系混乱度的热力学度量

表示符号：S；单位：J.KT；嫡是状态函数，具有广度性质

②肯定嫡：任何温度下的嫡值，及温度为T时，△S=ST—SO=S°（T）

注：肯定嫡为相对值

③反响嫡:发生lmol时燧变更的简称­

化学反响的上增大还是减小，有时很简洁推断：

凡气体分子增多的反响•肯定是燧增反响；反之是嫡减小反

响；反响前后气体分子数目不变的反响难以嫡增还是嫡减

④标准嫡

a、定义：在标准状态下，lmol纯洁物质的肯定嫡叫标准嫡

b、符号：s/（r）;单位:jmdKT；注：应指定温度T

c、嫡的可比性

i、在一样条件下，S气,S液＞5固；

ii、构造相像，相对分子量不同的物质，S'.随相对分子量的增加

而增大

iii、相对分子量接近，分子构造越困难的，s,”也越大

⑤标准摩尔反响嫡变

a、热力学标准态下，反响终始态物质的嫡值之差

b、标准摩尔反响嫡变（标准反响螭）：

c、意义：i、正值（嫡增加）倾向自发过程；

ii、负值倾向非自发过程

4、自由能

①吉布斯自由能

a、定义：封闭系统在等温等压条件下向环境可能做的最大有用功对

应的状态函数，符号为AG；

b、计算公式：△GrAH-TAS1

在等温条件下可以理解为，焙变CH）=自由能变更（△

G）+热力学温度（T）x嫡变（△$）

c、意义：当AG<0时，w»'>o•说明自由能被用来做最大有用功，

是自友过程；

当4>0时，w“一<0,说明过程非自发进展，必需由环

境对体系做功

②自由能G——反响自发性的判据

定温定压下，任何自发变更总是反响吉布斯自由能函数削减

AG<0­自发过程，正向反响自发；

AG>，非自发过程，其逆反响为自发过程

③标准摩尔生成自由能A/G/

定义：在热力学标准态下你•稳定单质的生成自由能为零，由

稳定单质生成lmol纯物质时反响的自由能变更为该物

质的标准摩尔生成自由能。

符号：单位：

标准状态下•稳定单质的与6/二。

④有关AG。的计算

方法一：=-H

已知标态下的△出/•求

当温度变更不大时,可近似认为是常数,为298K时的

值

方法二：由A/G「求ArG"=£vQfG3物）-Ev'G：

（生成物）

方法三：根据盖斯定律求

方法四：对丁的修正公式

三、化学热力学的应用

1、盖斯定律

①内容：假如一个反响可以分几步进展，则总反响的焙变等于各分步

反响增变之和，前提是保持反响条件（温度、压力）不变。

②应用：用于进展太慢或反响速率不易限制而无法干脆测得反响热的

化学反响。

③应用条件：a、某化学反响是在等压（或等容）的条件下进展的，

在分步完成时各分步反响也要在等压（等容）条件下进展

b、要消去某一物质时，不仅要求物质的种类一样,其物质

的聚集状态也要一样。

第四章化学反响的热平衡

-、化学平衡

1、化学平衡的建立：在肯定的条件下•可逆化学反响的正负反响速

率相等时的状态。

2、化学平衡的特点：①是一个动态的过程;②在平衡状态下，A,G=O；

③化学平衡的组成及到达平衡的途径无关。

3、留意：化学平衡是相对的、有条件的、短暂的动态平衡;

从热力学（宏观）上讲，在肯定条件下到达平衡状态时，系

统的吉布斯自由能到达最低时的状态，ArG=O，在宏观上表

现为静止；

从动力学（微观）上分析，处于平衡的反响不过是正逆反响

速率相等时的状态,是整个反响保持平衡,事实上正逆反响

仍在进展

二、化学平衡常数

1、标准平衡常数

①定义：在肯定的温度下，可逆反响到达平衡时，以产物计量系数为

帚的平衡浓度的乘积及以反映计量系数为器的平衡浓度的乘

积的比值为常数即化学反响的标准平衡常数用符号K”表示。

②表达式：对于反响+=+，•量纲为1

③平衡常数的意义：化学平衡常数是反响进展程度的标记。K"值越

大,反响进展程度越大，反响进展得越彻底。

④影响因素：K"的大小及反响物自身的性质和反响的温度有关•而

及体系中各组分的浓度、分压无关

⑤书写标准平衡表达式的留意事项

a、式中各组分浓度或分压为反响平衡时的浓度或分压；

b、反响中有固体和纯液体物质时,其浓度视为常数•不写在

表达式中；对于非水溶液•当水作为溶质时•其浓度应视

为常数，写在表达式中；

、Y的表达式及方程式的书写有关；

d、多重平衡原则：总反响的Y等于各相加分反响的K〃之积；

正逆反响的标准平衡常数互为倒数

e、平衡常数的大小及温度有今，除298K温度外，在其它状

态下.书写时标明温度

⑥有关计算：已知反响的凡求平衡转化率

2、试验平衡常数

①定义：试验得到的平衡常数叫做试验平衡常数或阅历平衡常数。

②分类：浓度平衡常数；分压平衡常数

③表达式：浓度平衡常数表达式K.=Ec、J

压强平衡常数表达式KT：

二者关系：Kp=K<（RT产

④及标准平衡常数的比拟

a、标准煤平衡常数的量纲统一为1；

b、试验平衡常数有K,、K,之分•且量纲不统一•特别状况下才为1；

3、反响燧J（分压嫡Q.或浓度嫡0.）

①表达式：对于反响+=+

浓度商

fP（C）p（D）d

压强商Q〃=晨益

B{R

②及平衡常数的比拟

J>K时，>0，反响逆向进展；

J=K时.AZGW=O，反响到达平衡；

J<K时，A0<0•反响正向进展

三、化学平衡的挪动

1、平衡挪动：从旧的平衡状态转移到新的平衡状态的过程

2、勒沙特列原理：一旦变更维持化学平衡的条件,平衡就会向着减

弱这个变更的方向挪动。

留意:①该原理不能实际断定某一系统是否到达平衡，只是预言了

平衡打破后，体系的新的平衡挪动的方向；

②平衡挪动的结果是建立了新的平衡体系；

③利用勒沙特列原理不能进展定量计算

第五章酸碱平衡

-、酸碱理论介绍

①酸碱的概念：但凡在水溶液中电离产生的阳离子全部是H+的物质

叫做酸"旦凡电离产生的阴离子全部是。斤的物质叫做碱；在

水溶液中电离产生的阳离子除H+外尚有其它离子或电离产生

的阴离子除。疗外尚有其它离子的物质的物质叫做盐。

+

②中和反响的本质：H+OH~=H2O

③局限性：a、该理论的立论根底是水溶液中电解质的电离•不能脱

离水溶液的范畴•非水体系不适用；

b、只适用于含“+、的物质•无法说明N/、Na2cO3呈

碱性的事实；

2、布伦斯惕——劳伦酸碱质子理论

①酸碱的概念：但凡能给出的物质都是酸；但凡能承受的物质

都是碱

②共血酸碱对：质子酸碱不是孤立的，它们通过质子互相联络，质子

酸释放质子转化为它的共辗碱，质子碱得到质子转化为它的共趣酸。

这种关系称为酸碱共血关系，其酸碱称为共辗酸碱对。

③酸碱反响

本质：质子转移的过程；

中和反响的本质：质子的传递；

电离作用的本质：水及分子酸碱之间的质子传递；

阿伦尼乌斯酸碱理论中盐类水解的本质：水及离子酸碱之间

的质子传递

④留意：a、在质子酸碱理论中，酸和碱可以是分子,可以是离子；

b、同一物质有时可以做酸，有时可以做碱；

c、质子理论中没有盐的概念，也无水解反响；

d、单独一对共珑酸碱对本身是不能发生酸碱反响的

3、路易斯酸碱理论

二、水的电离和pH标度

1、水的离子自递

①水即是质子酸又是质子碱，水分子之间可以进展质子传递：

简写为”2。=即为水的电离

②水的离子积

纯水的电离平衡常数称为质子自递常数，简称为水的离子积。

-14+1i

298K时，纯水的KW=io•[H]=[OH-]=\o-/wi-

水的质子自递是吸热反响•故除随温度的上升而增大

2、水溶液的pH值

①溶液的pH值

便利起见•当”,的浓度小于1相。/.广时，用pH表示溶液的酸度；

当溶液的浓度大于1〃血.厂时，用〃•的浓度・表示溶液的酸度。

pO”也可以表示溶液的酸碱度，

pH+pOH=pKw298K时，pH+pOH=14

另外«水溶液的酸碱性取决于小及。以-的浓度的相对大小

[H+]>[O/T]时，溶液呈酸性；[夕]<[。犷]日寸，溶液呈碱性；

[”+]=[o/r]时，溶液呈中性

②酸碱测定计

③生物学意义

④酸碱指示剂

假设In表示石蕊,HIn(红)。小+〃广(蓝)

当c(HIn)>>c(Irr)时，溶液呈红色，是酸性；

当c(HIn)<<c(Irr)时，溶液呈蓝色，是碱性

甲基橙变色范围:红3.1-—橙4.4---黄--

酚猷变色范围：—无色—8.0—粉红—9.8—红—

三、水溶液中的酸碱电离平衡

1、电离度及稀释定律：

①电离度(a):已电离的弱电解质分子数和溶液中弱电解质分子初始

分子数的百分比：a=已电史浓度X1()0%=包3X1()0%

初始M浓度Q

②稀释定律：在肯定温度下，(K/为定值)，某弱电解质的电离度随

溶液浓度的减小而增加

2、酸碱的强弱

①电离平衡常数

对于随意酸，到达电离平衡时，"AOH++A-

K/为弱酸电离平衡常数，用来衡量酸的强弱，K/值越大，酸性越强

>1时，为强酸；K(l°<1时为弱酸

多元弱酸对应多级电离平衡常数

同理，对于弱碱来讲，K/越大，碱性越强

留意：酸碱的电离平衡常数表征了酸碱给出质子或承受质子的实力

②共血酸碱K/及K/的联络：K：K：=Kw

③区分效应及拉平效应

a、区分效应：溶剂使酸的强度得以显出差异的效应称为区分效应，

该溶剂被称为区分溶剂。

b、拉平效应：溶剂将酸的强度拉平的效应称为拉平效应，该溶剂称

为拉平溶剂。

④、酸碱强度大小及：a、酸碱本身：b、溶剂有关

3、同离子效应和盐效应

①同离子效应：在弱电解质电离平衡体系中，参加和弱电解质含有一

样离子的强电解质会使弱电解质的电离度减小的现象。

②盐效应：向弱电解质溶液中参加强电解质会使弱电解质电离度增大

的现象。

③留意：同离子效应肯定会产生盐效应，盐效应不肯定会产生同离子

效应

4、相关计算

①一元弱酸或弱碱的电离平衡；

②多元弱酸或弱碱的电离平衡

5、盐类水解

①盐类水解及水溶液的互相作用：

强酸强碱盐——无水解作用；

强酸弱碱盐、弱酸强碱盐、弱酸弱碱盐——有水解作用

②水解反响

a、定义：指盐的组分别子及水电离出来的或。斤结合生成电解质

的过程

b、本质：中和反响的逆反响

③类型

A、强酸弱碱盐电离的本质——弱酸的电离

以NH4Cl为例：NH©oNH；+C/-

总：NH.Cl+H2OoNH.-H.O+HClK,°

溶液水解后产生，因此溶液呈酸性，溶液pH可按一元弱酸处理

B、弱酸强碱盐电离本质——弱碱的电离

以NaAc为例：NaAc=Na++Ac~

总：NaAc+HoHAc+NaOHK：

溶液中水解后产生，因此溶液呈碱性­溶液pH可按一元弱碱

处理

c、弱酸弱碱盐电离的本质——两性物质电离

以NH4AC为例NH、Ac=NH；+Ac-

总：NHAAC+H2O^>NH3H2O+HACK：

水解后产生心和。〃一溶液的酸碱性由K/、K/的相对大小确定

④影响盐类水解的因素

a、盐的浓度：同一温度下，盐的浓度越小，水解程度越大；

b、温度：水解反响为吸热反响，温度上升，水解程度增大；

C、溶液的酸碱性及同离子效应。

⑤留意：有些盐类・如A/2s3、（NHJS可以完全水解

四、缓冲溶液

1、缓冲溶液的定义、组成、原理

①缓冲溶液的定义：缓冲溶液是外加酸碱pH变更很小的溶液

②缓冲溶液的组成：弱酸及其盐组成的溶液，弱碱及其共轨酸组成的

溶液•多元弱酸弱碱的共辅酸碱对组成的溶液。

③缓冲溶液的原理：同离子效应，电离平衡的挪动

2、缓冲容量和缓冲范围

①缓冲容量：缓冲实力大小的衡量，指单位体积缓冲溶液的pH值变

更微小值所需的酸或碱的物质的量。

②有效缓冲范围：缓冲溶液具有稳定溶液pH值的实力，但这种实力

是有限的•即有效缓冲范围。

假如外加酸碱过多，超过缓冲范围，缓冲溶液会失去缓冲实力。

3、影响缓冲溶液的因素

①缓冲溶液的pH主要由“或14-pK,确定

②缓冲对的浓度：缓冲容量及体系共辗缓冲对的总浓度有笑。总浓度

越大，缓冲容量越大。

③缓冲对的浓度之比：当C（酸）/C（碱）=1时，缓冲容量最大。

④有效缓冲范围：缓冲对浓度之比在10-1/10范围内,有较好的缓

冲实力。

即最有效的缓冲范围一般在pH=pKa±1或pOH=pKb±1

4、缓冲溶液的选择及配制

①选择：

a、所选择的溶液除了参及H+、O/T的有关反响外，不能及反响系统

中的其他物质发生副反响；

b、所选的弱酸的K「或弱碱的K/尽可能的接近缓冲溶液的pH；

c、一般要求缓冲溶液的组分浓度为0。5团”・厂--0.5〃勿・L，缓冲溶

液有足够的缓冲实力；

d、缓冲溶液廉价易得，避开污染。

②配制

a、根据要求选择缓冲对；

b、计算缓冲物质的浓度之比，使所配溶液的pH为所需值：

U“JC（酸）八口”1C（碱）

pH=/，g

^-^WP°H=/的一怆7T

c、根据计算结果配制缓冲溶液，并使酸碱浓度均在

0.1mol-L-1--1血?/•广之间；

d、用酸度计或试纸测定所配溶液的pH

5、缓冲现象的应用

①自然界及生物界

②用标准缓冲溶液标定其他物质的酸度

③很多反响要求反响在肯定范围内进展

第六章沉淀溶解平衡

-、沉淀溶解平衡常数——溶度积

1、沉淀溶解平衡：肯定温度下，难溶电解质变成水合离子的(即溶

解)的速率及溶液中水合离子回到晶体外表(即沉淀)的速率相等时

的状态叫做沉淀溶解平衡。

2、溶度积

①定义：肯定温度下，难溶电解质的饱和溶液中各离子浓度的系数方

次的乘积•记为。

②表达式：对于反响Aj“⑸omA"(aq)+(aq),

“(A")””"")”

式即—C°C°

③留意：a、溶度积(是难溶电解质饱和溶液的特性常数；

b、K”属于化学平衡常数,其大小只及难溶电解质的自身性

质和温度有父，及溶液中离子的浓度无关。

C、适用范围：难溶强电解质及难容弱电解质

3、溶度积心及溶解度S

①一样点：都可以反响难溶电解质的溶解实力的大小；

②不同点：a、溶解度K印是平衡常数的一种,表示肯定温度下难溶电

解质的饱和溶液中离子浓度之间的关系；

b、溶解度S是浓度的一种表达形式，表示肯定温度下1L

难溶电解质中溶质的量；

③留意：比拟不同目解质溶解度时，若电解质属于一样类型，则可干

脆比拟，K卯大的，S也大；比拟不同类型的电解质溶液时应先

利用心求出溶解度S，然后比拟大小

二、沉淀的生成及溶解

1、离子积：①定义：某难溶电解质溶液中，其离子浓度系数方次之

积，用J()表示。

②留意：J及K卯表达式一样，但概念不同，其父系犹如

反响商及标准平衡常数之间的关系。

2、溶度积规则

①根据：A,Gm=RT\n(J/Kxp)

推论：=3：+lnJ-RTArG/=-lnK：-RT

②对沉淀溶解及生成的的推断

J<Ksp，<0，不饱和溶液•无沉淀生成，有沉淀溶解质

饱和；

J>Ksp，△笛>0，过饱和溶液，有沉淀生成，至到达饱和；

J=，A,G0,二O，饱和溶液«处于沉淀溶解平衡状态。

3、同离子效应和盐效应

①同离子效应：向淤溶电解质中参加含有一样离子的强电解质难溶电

解质的沉淀---溶解平衡向生成沉淀的方向挪动，使其溶解度减小。

这种现象称为同离子效应。

②盐效应：在难溶电解质中参加易溶强电解质而使难溶电解质的溶解

度增大的作用。

③留意事项：a、当参加可溶性的含一样离子的电解质时,会产生肯

定的盐效应也所加的可溶性盐浓度较小时同离子效应占主导因素;

当浓度较大时，盐效应对沉淀溶解平衡的影响大于同离子效应；

b、有同离子效应必定会产生盐效应•而盐效应不肯定会产生同离子

效应

4、分步沉淀及沉淀的转化

①分步沉淀：溶液中同时含有几种离子•由于它们的溶解度不同­形

成沉淀所需离子的浓度不同，参加同一种电解质,溶解度小的先从溶

液中沉淀出来。

②离子沉淀的先后依次取决于：

a、沉淀物的K3：同类型的难溶电解质,当被沉淀的离子的浓度一

样时，K卯越小的越先被沉淀出来；

b、被沉淀离子的浓度：不同类型难溶电解质或者被沉淀离子的浓

度不同时，则不能比拟K卯，要详细计算，根据溶解度才能推断

③沉淀的转化：在含有沉淀的的溶液中参加适当的沉淀剂，及溶液中

的某一离子结合成为更难溶的电解质，从而从一种沉淀转化成为了另

一种沉淀。

同一类型难溶电解质在同一温度下心值越大越简洁转化

三、沉淀反响的应用

1、除杂

①通过限制pH值除去某些金属离子；

②利用金属硫化物沉淀反响除去口产、Pd"、Cd、等；

③工业上除食盐中可溶性杂质（产、Mg2+、S0；-

2、离子鉴定

3、离子分析

4、分析化学

①重要分析法

②滴定分析法

第七章电化学根底

-、离子■电子法配平氧化复原方程式

1、配平原则

①反响过程中氧化剂所获得的电子数必需等于复原刚好获得电子数；

②反响前后各元素的原子总数相等

2、配平步骤

①将分子反响式改为离子反响式；

②将离子反响式分成两个为配平的半反响式，半反响式两边的原子数

和电荷数相等。假如半反响两边的的氢、氧原子个数不相等，则按反

响的酸碱条件，在酸性介质中添加”+或%。，在碱性介质中添加0H-

或“2。；

③用左右两边添加电子使半反响两边的电荷数相等的方法配平板反

响方程式；

④根据电子得失求出最小公倍数，将两个半反响分别乘以相应的系

数，使反响中得失目子总数相等*然后将两个半反响相加，同时留意

未变更的离子的配平，并复原成分子方程式。

留意：离子-电子法配平氧化复原方程式只适用于水溶液的氧化复原

反响

二、原电池

1、原电池(Primarycell)

①几个根本概念

电极：电子产生及流淌的源泉

导线：电子流过的外电路

盐桥：离子流过电解质溶液的通路

②电极

正极：发生复原反响，例铜正极半反响:Cu2++2e=Cu

负极：发生氧化反响，例锌负极半反响:Zn=Zn2++2e

电极反响一正、点电极的半反响、电池反响一半反响之和

③原电池符号及写法:(-)Zn|ZnS04(c)||CuS04(c)|Cu(+)

负极界面(s/l)盐桥界面正极

2、电极电势(electrodepotential)

①形成：山5)=""(的)+叱溶解(溶剂化)0沉积

②概念：金属在其盐溶液中到达溶剂化离子平衡时，金属外表内侧及

外根11(溶液)之间产生的电势差。

③物理意义：电极电势是金属在溶液中失去电子实力大小的一种量

度。

电极电势的表示：(p「(p-

④影响因素

A、电板的本性：电极电势取决于金属的活泼性。金属越活泼•电极

电势越低。反之，电极电势越高。

B、金属离子的浓度

C、溶液的温度

⑤电池电动势：

化学电池的电动势是电池反响的化学驱动力

⑥标准氢电板

A、标准氢电极的构造及原理

国际统一规定—

298K时标准氢电极的电极电势规定为0V，即洲（〃+/“=0

B、应用：由此可求得常见电对的标准电极电势

C、标准电极电势（Standardelectrodepotential）

在热力学标准状态下，某电极的电极电势称为该电极的标准电极电势

D、测量：在热力学标准状态下，给定电板及标准氢电极（指定为负极）

组成原电池«测得原电池的电动势E

3、原电池的最大功和吉布斯自由能

根据吉布斯自由能的定义知在恒压等温条件下，当体系发生变更时•

体系吉布斯自由能等于对外所做的最大非体积功•用公式表六为

假如非体积功只有电功一种«则上式又可写为

式中，n为电池输出电荷的物质的量，单位为mol;E为可逆电池的

电动势，单位为V；F为法拉第电常数，96485。“小。

三、能斯特方程

1、电极电势的能斯特方程式

非标态下的电极电势可用能斯特方程式求出

。=夕"

留意：①电极反响式中的反响系数为能斯特公式中各物质浓度的方

次；

②电极反响式中的固体和纯液体不写入公式，其它物质均要表如

今式中­溶液用浓度表示•气体则要用分压及标准压强的比值；

③公式中的氧化型和复原型物质不只包括氧化数有变更的物质

2.电极电势的影响因素

①电对中氧化型或复原型物质的浓度的变更

氧化型浓度t，电对的°1;复原型的浓度T，电对I

②溶液酸碱性对电极电势的影响

对于有H+或OH-参与的电极反响•溶液的酸碱性对氧化复原产物也

有影响

③生成沉淀或协作物对电极电势的影响

本质：氧化型或复原型的离子浓度降低,从而使电对的电极电势降低

或者上升

四、电极电势的应用

1、计算原电池的电动势：En

2、推断氧化剂或复原剂的相对强弱：电极电势。的值的凹凸可以推

断氧化剂或复原剂的相对强弱；E的值越高，电对的氧化态是越强的

氧化剂；E值越低，电对的复原剂是越强的复原剂。

3、推断氧化复原进展的方向

原电池电动势E及自由能变更AG的关系

对于可逆电池，等温等压下体系自由能的削减等于原电池所作的最大

电功

数学表达式：'GT.LfFE

n:反响中由复原剂转移到氧化剂的总电子数；

F：法拉第常数(96.55广♦机尸或96485c/小)

标准状态下则:FE

化学反响方向的推断对于E>0和AGvO是一样的

由\rGm=-nFE=尸(纭-。一)可知

已知组成氧化复原反响的两个电对的，

6>中_、E>0，ArGm<0，反响正向；

(P+=(P_•E=0*ArGm=0，反响到达平:衡；

(P+<(P_'E<0•ArGm>0•反响逆向；

在标准状态下,则用Y或d来推断方向。

当两个电对的，相差不大时,浓度将对反响方向起确定作用；

当两个电对相差即电动势大于0.2V时•一般浓度变更不会影响反响

的方向

4.推断标准态下氧化复原反响的程度

电池电动势厂及标准平衡常数K"的关系

由公式A,G/〃=_〃户E和AG”=-2.3O3RTlgK"推出

在298K时,七。=0.0592/〃lgK"

一般来讲K，2105表示反响程度较大•可以认为反响相当完全。相当

n=l时，^=0.3V;

留意：应用

已知反响的电动势求反响的K〃和

已知反响的电动势求各物质的平衡浓度

5.测定溶度积常数和稳定常数

根据Nernst公式,通过测定原电池的电动势或干脆根据电对的电极

电势可求得难溶性强电解质的溶度积常数％和配黑子的稳定常数

2；

6.推断氧化复原反响进展的次序

根据£=0，及氧化剂电对差值越大的复原剂电对的复原剂越先

被氧化

四、元素电势图及歧化反响

1、概念：以图解方式表示某一元素不同氧化态物种之间组成电对的

电极电势关系的方法称为元素电势图。

+1.39V

|+1.63V

I

cio;_____J-1.19V____cio;_____±1.21v-ddCUK-+1.65V

Jcio+1.63jl/2c/,+1.3(iVcr'

।+1.47V

+1.57V+1.48V

+1.45V

图例：酸性条件下氯的元素电势图

元素电势图的构造

留意：物种氧化态由左到右降低，氧化态标在各物种下方；

横线上方数值为相邻两物种构成电对的电极电势值；

同一元素有酸、碱性元素电势图两种，一般要注明(A,B)

2、元素电势图的应用

由已知电对求未知电对的标准电极电势，

由于电极电势，'是电极的强度性质不具有加合性,因此要通过该电极

反响的标准自由能变更来计算。

IT异ZA工I.(P(ax/red)=--------------------------------------------------------

%+n2+…+%

(p°(Ox/Red):未知电对的标准电极电势；

，l(Ox/Red)、，2(Ox/Red)……^i(Ox/Red):分别为相邻电对的标

准电极电势；

nl、n2……ni:分别为相邻电对的电极反响中电子转移的个数。

推断岐化反响(disproportionation)和反岐化反响

(comproportionation)发生的可育日性

岐化反响的概念：中间氧化态的物种反响生成高、低氧化态的物种。

例：

Br2+20H-=Br-+BrO-+H2

(氧化数)0-1+1

推断根据：在元素电势图中某一中间氧化态物种左边的0小于右边

的0，则该物种在水溶液中可发生岐化反响；反之左右两侧物种则

发生反岐化反响。

留意：元素电势图肯定要说明酸碱条！

第八章原子构造

一、原子构造

1、根本构造：由电子、中子、质子构成

关键问题：电子排布及化学性质之间的关系

2、原子

①电子和原子核：带正电«原子核电子之间有静电吸引；形成化学

键时电子运动发生变更•原子核不变

②核的构造：带正电的质子和不带电的中子；质子及中子的强吸引

作用及质子间静电作用的互相对抗吆增加排挤作用增加，排挤作

用占主导。稳定元素的数目有限。

③核素：具有肯定质子数和肯定中子数的的原子的总称。

@同位素：质子数一样而中子数不同的一类原子的总称。自然同位

素组成元素，原子量由同位素的比例定。化学性质特别相像。

⑤同位素丰富度：某元素的各种自然同位素的分数（原子百分比）

称为丰富度。

⑥放射性：不稳定的核因放射高能粒子而分解。Z>83（Bi）的元素

都具有放射性。

⑦原子质量：以u为单位

⑧原子的相对原子质量（原子量）：Me核素原子量的1/12

二波尔行星模型及氢原子构造的量子力学模型

1、氢原子光谱

①试验规律：波数」=R“X（与—与），n=l,2,3,...R〃为Hydberg常

A2~

数•数值为1.0967758xlO7(nr1)

②原子光谱的特点：

A、不连续性；B、谱线波长之间具有肯定简洁的数学关系。

2、波尔理论

①根本假设

a、行星模型：波尔的氢原子模型可形象地称为行星模型

b、定态假设：核外电子具有肯定的轨道；稳定态(定态、激发态)

——及电磁学说相反

C'量子化条件:L=n-^―(n=1,2,3,4...)E=一=1,2,3,...)一氢原子

271n~

的基态能量为-13.6eV(n=l)

d、跃迁规则：电子可在不同轨道间跃迁•

结论：对于氢原子•计算值及实际值惊人的吻合•误差值小于0.1%■

波尔胜利地说明了氢原子光谱，上升为波尔理论。

不连续性-Rutherford原子模型及Maxwell电磁理论的冲突;

②波尔理论的局限性

优点：

冲破了经典力学中能量连续的束缚，引入量子化概念、跃迁规则；给

出了玻尔理论中的几个核心概念：定态、激发态、跃迁、能级；

缺点：

1).未能完全冲破经典物理的束缚,仍运用行星模型的固定轨道，仍

用离心力=向心力的传统牛顿力学！无视了电子运动的一个重要特征

-波粒二象性；

2）.不能说明多电子原子的光谱学规律。

解决之道：完全冲破经典的牛顿力学束缚，建立新体系（量子力学），

引入新概念（波粒二象性）。

3、波粒二象性

德布罗意的波粒—象性假设：假设光具有—象性,那么微观粒子在某

种条件下也应具有波动性。

MbWE=hjLl动量

D、P一粒子性；〃、2-波动性

德布罗意关系式：

4.测不准原理（Uncertaintyprinciple）

海森堡认为：不行能同时准确测得电子的位置和动量（速率）。

；则不准关系式：MbpNh'Ar一位置不确定量；AP—■动量不确定量

经典力学中，物体有准确的轨道（轨迹），并在某一瞬间有准确的速率。

新的量子力学中•微观粒子的经典轨道不存在了。

Born统计学说---电子衍射图的统计学说明：

Born认为具有波动性的粒子，虽然没有确定的运动轨道，但在空

间任一点出现的概率及该处的波的强度成正比。

5.Schrodinger方程-微观粒子的量子力学模型

①二阶偏微分方程（不要求!）

5:波函数；E:总能量；V:势能；m:质量；h:普朗克常数；x•

y-z空间坐标

②求解薛定谤方程，就是描绘微粒运动状态的波函数中以及及该状态

相对应的能量E;

③波函数是空间坐标的函数中0y,z）

把直角坐标转化成球坐标后：

R（r）径向波函数：只及半径r有关。

y（仇⑶角度波函数：只及角度（氏⑼有关，及半径r无关。

为了得到合理解，波函数必需满意肯定条件，因此需引入3个量子化

的常数项物理量即3个量子数：n,I,m。

x=rsinqcosf

y=rsinqsinf

z=rcosq

(q=0-180°,f=0-360°)

6.描绘电子运动状态的四个量

子数

n主量子数(principalquantum

number)

物理意义：确定电子运动的能级凹凸和电子离核平均间隔的远近。

n的取值：1，2，3，...

及n取值相对应的电子层符号：K，L，M...

I角量子数

物理意义：

确定原子轨道（电子云）的形态；

在多电子原子中•及n一起确定电子运动的能量

I的取值范围:0，1，2，3…，n-1

对应的电子亚层符号：s,p,d,

m磁量子数

物理意义：确定原子轨道的空间伸展方向；

m的取值：0,1,2,…，I，共21+1个值；

简并轨道-等价轨道：磁量子数及电子的能量无关;

一组特定的n,l,m值确定一条原子轨道(波函数)。

叫自旋量子数(Spinquantumnumber)

描绘电子的自旋运动：取顺时针和逆时针方向；

取值：叫=1/2

每条原子轨道中最多可包容两个自旋相反的电子。

Note:n,I,m由求解薛定铐方程时所引入的。

NameSymbolValuesMeaningIndicat