大學(xué)普通化學(xué)期末考試復(fù)習(xí)資料 副本

1、學(xué)好大學(xué)化學(xué)很簡(jiǎn)單 就是要學(xué)會(huì) “穿線” 正文如下: 大學(xué)化學(xué) 第一章 熱化學(xué)與反應(yīng) 重要概念 1.系統(tǒng)：客觀世界是有多種物質(zhì)構(gòu)成的，但我們可能只研究其中一種或若干物質(zhì)。人為地將一部分物質(zhì)與其他物質(zhì)分開(kāi)，被劃分的研究對(duì)象稱為系統(tǒng)。 2.相：系統(tǒng)中具有相同物理性質(zhì)和化學(xué)性質(zhì)的均勻部分稱為相。 3.狀態(tài)：是指用來(lái)描述系統(tǒng)的諸如壓力P、體積V、溫度T、質(zhì)量m和組成等各種宏觀性質(zhì)的綜合表現(xiàn)。 4.狀態(tài)函數(shù)：用來(lái)描述系統(tǒng)狀態(tài)的物理量稱為狀態(tài)函數(shù)。 5.廣度性質(zhì)：具有加和性，如體積，熱容，質(zhì)量，熵，焓和熱力學(xué)能等。 6.強(qiáng)度性質(zhì)：不具有加和性，僅決定于系統(tǒng)本身的性質(zhì)。如溫度與壓力，密度等。 系統(tǒng)的某種廣度

2、性質(zhì)除以物質(zhì)的量或者質(zhì)量之后就成為強(qiáng)度性質(zhì)。強(qiáng)度性質(zhì)不必指定物質(zhì)的量就可以確定。 7.熱力學(xué)可逆過(guò)程：系統(tǒng)經(jīng)過(guò)某種過(guò)程由狀態(tài)1到狀態(tài)2之后，當(dāng)系統(tǒng)沿著該過(guò)程的逆過(guò)程回到原來(lái)狀態(tài)時(shí)，若原來(lái)的過(guò)程對(duì)環(huán)境產(chǎn)生的一切影響同時(shí)被消除（即環(huán)境也同時(shí)復(fù)原），這種理想化的過(guò)程稱為熱力學(xué)的可逆過(guò)程。 8.實(shí)際過(guò)程都是不可逆的，可逆過(guò)程是一種理想過(guò)程。 ? 表示反應(yīng)中物質(zhì)的化學(xué)式，是0=B的化學(xué)計(jì)量數(shù)，9.化學(xué)計(jì)量數(shù)：VBB量綱為一；對(duì)反應(yīng)物取負(fù)值，生成物取正值。 10.化學(xué)計(jì)量數(shù)只表示當(dāng)安計(jì)量反應(yīng)式反應(yīng)時(shí)各物質(zhì)轉(zhuǎn)化的比例數(shù)，并不是各反應(yīng)物質(zhì)在反應(yīng)過(guò)程中世界所轉(zhuǎn)化的量。 ?v/?n? 引入11.反應(yīng)進(jìn)度：對(duì)于化學(xué)

3、反應(yīng)來(lái)講，一般選未反應(yīng)時(shí)， 0?bb反應(yīng)進(jìn)度這個(gè)量最大的優(yōu)點(diǎn)是在反應(yīng)進(jìn)行到任意時(shí)刻時(shí)，可用任一反應(yīng)物或產(chǎn)物來(lái)表示反反應(yīng)進(jìn)行的程度，所得的值總是相等的。 ?T?T）?c?m?T?C?Tq?c?m（反應(yīng)熱的測(cè)定： 所用到的儀器是12.sss1s2s彈式熱量計(jì)又稱氧彈 彈式熱量計(jì)中環(huán)境所吸收的熱可劃分為兩部分：主要部分是加入的吸熱介質(zhì)水所吸收的，另一部分是金屬容器等鋼彈組件所吸收的。前一qC告訴了表示，后一部分熱用部分的熱用表示，鋼彈組件的總熱容）q（OHbb2則直接求得。 qb13.習(xí)慣對(duì)不注明溫度和壓力的反應(yīng)，皆指反應(yīng)是在298.15K，100kPa下進(jìn)行的。 14.一般沒(méi)有特別的注明，實(shí)測(cè)的反

4、應(yīng)熱（精確）均指定容反應(yīng)熱，而反應(yīng)熱均指定壓反應(yīng)熱。 15.能量守恒定律：在任何過(guò)程中，能量不會(huì)自生自滅，只能從一種形式轉(zhuǎn)化為另一種形式，在轉(zhuǎn)化過(guò)程中能量的總值不變。也叫做熱力學(xué)第一定律。 16.熱力學(xué)能具有狀態(tài)函數(shù)的特點(diǎn)：狀態(tài)一定，其值一定。殊途同歸，值變相等。周而復(fù)始，值變?yōu)榱恪?17.系統(tǒng)與環(huán)境之間由于存在溫差而交換的熱量稱為熱。若系統(tǒng)吸熱值為正，若系統(tǒng)放熱值為負(fù)。 18.系統(tǒng)與環(huán)境之間除了熱以外其他形式傳遞的能量都稱為功。系統(tǒng)得功為正，系統(tǒng)做功為負(fù)。在一定條件下由于系統(tǒng)體積的變化而與環(huán)境交換的功稱為體積功，除體積功以外的一切功稱為非體積功。 19.功和熱都是過(guò)程中被傳遞的能量，它們都不

5、是狀態(tài)函數(shù)，其數(shù)值與途徑有關(guān)。而熱力學(xué)第一定律中的熱力學(xué)能的改變量只有過(guò)程的始態(tài)和終態(tài)決定，而與過(guò)程的具體途徑無(wú)關(guān)。 20.化學(xué)反應(yīng)熱是指等溫過(guò)程熱，即當(dāng)系統(tǒng)發(fā)生了變化后，使反應(yīng)產(chǎn)物的溫度回到反應(yīng)前始態(tài)的溫度，系統(tǒng)放出或吸收的熱量。 21.定容反應(yīng)熱，在恒容，不做非體積功條件下。這樣熱力學(xué)能改變量等于定容反應(yīng)熱。其也只取決與始態(tài)和終態(tài)。 22.定壓反應(yīng)熱，在恒壓，只做體積功的條件下，?U?U?U?q?p（V?V）即q?（U?pV）?（U?pV）令H?U?pV 1p1p222112 ?H?H則q1p2?0表示系統(tǒng)吸熱表示系統(tǒng)放熱，是焓的增量，稱為焓變。如果，0為吸熱反應(yīng)。 q?q，對(duì)于有氣態(tài)物質(zhì)

6、參與的系統(tǒng)，23.對(duì)于只有凝聚相的系統(tǒng)即液態(tài)和固態(tài)vp的系統(tǒng)，考慮到體積的變化，可得? RT?U?Bg）（?q?q即Bg（）?RT?Hmr，vmmmp，rBB24.蓋斯定律：在恒容或者恒壓條件下，化學(xué)反應(yīng)的反應(yīng)熱只與反應(yīng)的始態(tài)和終態(tài)有關(guān)，而與變化途徑無(wú)關(guān)。 ?下表現(xiàn)出理想氣體性質(zhì)的純氣體狀態(tài)為氣體物質(zhì)在任一溫度、標(biāo)準(zhǔn)壓力25.p?下的的標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)。液體固體物質(zhì)或溶液的標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)為任一溫度，標(biāo)準(zhǔn)壓力p?C時(shí)的狀態(tài)。 純液體，純固體或標(biāo)準(zhǔn)濃度26.單質(zhì)和化合物的相對(duì)焓值，規(guī)定在標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)時(shí)由指定單質(zhì)生成單位物質(zhì)的量的純物質(zhì)時(shí)反應(yīng)的焓變叫做該物質(zhì)的標(biāo)準(zhǔn)摩爾生成焓。生成焓的負(fù)值越大，表明 該物質(zhì)鍵能越大，對(duì)

7、熱越穩(wěn)定。27.規(guī)定水和氫離子的標(biāo)準(zhǔn)摩爾生成焓值為零。 28.298.15K溫度下標(biāo)準(zhǔn)摩爾反應(yīng)焓等于同溫度下個(gè)參加反應(yīng)物質(zhì)的標(biāo)準(zhǔn)摩爾生成焓與其化學(xué)計(jì)量數(shù)的乘積的總和。若系統(tǒng)的溫度不是298.15K，反應(yīng)的焓變會(huì)有些改變，但一般變化不大，即反應(yīng)的焓變基本不隨溫度而變。 第二章 化學(xué)反應(yīng)的基本原理 重要概念 1.自發(fā)反應(yīng)：在給定的條件下能自動(dòng)進(jìn)行的反應(yīng)或過(guò)程叫做自發(fā)反應(yīng)或自發(fā)過(guò)程。自發(fā)過(guò)程都是熱力學(xué)的不可逆過(guò)程。 2.系統(tǒng)傾向于取得最低的勢(shì)能。 3.反應(yīng)的焓變是判斷一個(gè)反應(yīng)能否自發(fā)進(jìn)行的重要依據(jù)但是不是唯一的依據(jù)。 4.過(guò)程能自發(fā)地向著混亂程度增加的方向進(jìn)行。 5.熵是系統(tǒng)內(nèi)物質(zhì)微觀粒子的混亂度（

8、或無(wú)序度）的量度。，式中為?S?kln熱力學(xué)概率或者稱混亂度，k為波爾茲曼常數(shù)。 6.熵的公式表明：熵是系統(tǒng)混亂度的量度，系統(tǒng)的微觀狀態(tài)數(shù)越多，熱律學(xué)概率越大，系統(tǒng)越混流亂，熵就越大。 7.熱力學(xué)第二定律：在隔離系統(tǒng)中發(fā)生的自發(fā)反應(yīng)必伴隨著熵的增加，或隔離系統(tǒng)的熵總是趨向于極大值，這就是自發(fā)過(guò)程熱力學(xué)的準(zhǔn)則，稱為熵增加原理。 8.熱力學(xué)第三定律：在絕對(duì)零度時(shí)，一切純物質(zhì)的完美晶體的熵值都等于零。表達(dá)式為S（0K）=kln1=0； 9.依此為基礎(chǔ)，若知道某一物質(zhì)從絕對(duì)零度到指定溫度下的一些熱力學(xué)數(shù)據(jù)如熱容等，就可以求出此溫度時(shí)的熵值，稱為這一物質(zhì)的規(guī)定熵。 10.單位物質(zhì)的量的純物質(zhì)在標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)下

9、的規(guī)定熵叫做該物質(zhì)的標(biāo)準(zhǔn)摩爾熵。 11.規(guī)定處于標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)下水合氫離子的標(biāo)準(zhǔn)熵值為零。 12.（1）對(duì)于同一物質(zhì)而言，氣態(tài)時(shí)的熵大于液態(tài)時(shí)的，液態(tài)時(shí)的熵又大于固態(tài)時(shí)的熵。 （2）同一物質(zhì)在相同的聚集態(tài)時(shí)，其熵值隨溫度的升高而增大； （3）在溫度和聚集態(tài)相同時(shí)，分子或晶體結(jié)構(gòu)較復(fù)雜的物質(zhì)熵值大于分子或晶體結(jié)構(gòu)較為簡(jiǎn)單的物質(zhì)的熵值。 （4）混合物或溶液的熵值往往比相應(yīng)的純凈物的熵值大。 13.對(duì)于物理或者化學(xué)變化而言，幾乎沒(méi)有例外，一個(gè)導(dǎo)致氣體分子數(shù)增加的過(guò)程或反應(yīng)總伴隨著熵值的增大。 14.注意，雖然物質(zhì)的標(biāo)準(zhǔn)熵隨溫度的升高而增大，但是只要是沒(méi)有引起物質(zhì)聚集狀態(tài)的改變，其值通常相差不大，可以認(rèn)為反

10、應(yīng)的熵變基本不隨溫度而變，這一點(diǎn)和焓變很類(lèi)似。 15.自由能：把焓和熵并在一起的熱力學(xué)函數(shù)。 16.吉布斯函數(shù)：。 S?H?T?或者寫(xiě)成?GH?TS?Gmrmrmr?G0 非自發(fā)過(guò)程，過(guò)程能向逆 過(guò)程，過(guò)程能向正向進(jìn)行；G=0平衡狀態(tài)； 向進(jìn)行。18.熵判據(jù)和吉布斯函數(shù)判據(jù)的比較： 熵判據(jù) 吉布斯函數(shù)判據(jù) 系統(tǒng) 孤立系統(tǒng) 封閉系統(tǒng) 過(guò)程 任何過(guò)程 恒溫恒壓不做非體積功 自發(fā)變化的方向?熵值增大，0 ?吉布斯函數(shù)減小，G0 平衡條件?熵值最大，=0 ?吉布斯函數(shù)最小，G=0 判據(jù)法名稱 熵增加原理 最小自由能原理 ?，除了做體積功外還做非體積功則吉布19. 如果化學(xué)反應(yīng)在恒溫恒壓條件下，斯函數(shù)判

11、據(jù)應(yīng)為：?，上式的意義是非自發(fā)狀態(tài)?平衡狀態(tài)；?G?G?自發(fā)過(guò)程；?G?在等溫等壓下一個(gè)封閉系統(tǒng)所能做的最大非體積功等于吉布斯函數(shù)自由能的減?G?表示最大電功。 少。，axmmaxv?B）p?RTln（p/G?G（T）?（T）Brrmm為摩爾氣體其中R20.熱力學(xué)等溫方程：B?為），為標(biāo)準(zhǔn)壓力（常數(shù)，為參與反應(yīng)的物質(zhì)的分壓力，100kPapppBv?p/p稱為相對(duì)分壓，所以上連乘算符，習(xí)慣上將，稱為反應(yīng)商QB）（p/pBBB?G（?RTlnQ?G（T）T）若所有氣體的分壓均處于標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)，式可以寫(xiě)成：，mrrm即Q=1，這時(shí)任一態(tài)變成了標(biāo)準(zhǔn)態(tài)。 21.道爾頓分壓定律：第一，混合氣體的總壓力p等于

12、各組分氣體分壓力之和。pi?；第二，混合氣體中的某組分氣體i即的分壓力等于混合氣體的總壓力pp?ixp?pxx?n/n，即某組分氣式中，p與該組分氣體的摩爾分?jǐn)?shù)之乘積，即iiiiin與混合氣體總的物質(zhì)的量n之比。 體i的摩爾分?jǐn)?shù)等于該氣體i的物質(zhì)的量i22.標(biāo)準(zhǔn)摩爾生成吉布斯函數(shù)：在標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)時(shí)，由指定單質(zhì)生成單位物質(zhì)的量的純凈物時(shí)反應(yīng)的吉布斯函數(shù)變。 23.水合氫離子的標(biāo)準(zhǔn)摩爾生成吉布斯函數(shù)等于零。 24.反應(yīng)的焓變和熵變基本不隨溫度改變，而反應(yīng)的標(biāo)準(zhǔn)摩爾生成吉布斯函數(shù)變則是溫度的線性函數(shù)。 25.任意狀態(tài)時(shí)的反應(yīng)的摩爾吉布斯函數(shù)變可根據(jù)實(shí)際條件用熱力學(xué)等溫方程進(jìn)行計(jì)算。 26.宏觀上的化學(xué)平

13、衡是由于微觀上仍持續(xù)進(jìn)行著正逆反應(yīng)的效果相互抵消所致，所以化學(xué)平衡是一種動(dòng)態(tài)平衡。 27.平衡系統(tǒng)的性質(zhì)就是化學(xué)平衡的熱力學(xué)標(biāo)志或稱反應(yīng)限度的判據(jù)。0G?Tr 不隨時(shí)間而改變。（絕以其化學(xué)反應(yīng)的化學(xué)計(jì)量數(shù)28.標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù)：當(dāng)化學(xué)反應(yīng)處于平衡狀態(tài)時(shí)，?只是溫對(duì)值）為指數(shù)的各產(chǎn)物與反應(yīng)物分壓或濃度的乘機(jī)之比為一個(gè)常數(shù)。K? 度的函數(shù)，值越大說(shuō)明反應(yīng)進(jìn)行的越徹底，反應(yīng)物的轉(zhuǎn)化率越高。K 轉(zhuǎn)化率是指某反應(yīng)物在反應(yīng)中已轉(zhuǎn)化的量相對(duì)于該反應(yīng)物初始用量的比率。29.標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù)可從標(biāo)準(zhǔn)熱力學(xué)方程函數(shù)求得。當(dāng)反應(yīng)達(dá)到平衡時(shí)，30.）TG（? ，則熱力學(xué)等溫方程式可以寫(xiě)成=0mrvv?eq?代入上式中，將BB

14、/Kp?p）（?G?G（?RTlnT（p/p?）0）TBmmBrrBB?）（T?G?mr?lnK 得：，）（RTlnKT?G? mrRT?的數(shù)值與化學(xué)計(jì)量）表達(dá)式可直接根據(jù)化學(xué)計(jì)量方程式寫(xiě)出；（31.（1）2（G?T）?一樣都是方程式的寫(xiě)法有關(guān)；（3）與不隨壓力和組成而變，但rm 的函數(shù)。溫度T如果某個(gè)反應(yīng)可以表示成兩個(gè)或者多個(gè)反應(yīng)的總和，則總反多重平衡原則：32. 應(yīng)的平衡常數(shù)等于各反應(yīng)平衡常數(shù)的乘積。一切平衡都只是暫時(shí)的，相對(duì)的。因條件的改變使化學(xué)反應(yīng)從原來(lái)的平衡狀33. 態(tài)轉(zhuǎn)變到了新的平衡狀態(tài)的過(guò)程叫化學(xué)平衡的移動(dòng)。：假如改變平衡系統(tǒng)的條件之一，如濃度壓力或者溫度，平呂查德里原理34.

15、衡就會(huì)向能減弱這個(gè)改變的方向移動(dòng)。?）TG（?RTlnK?）T?GG?（?RTlnQ（T）根據(jù)熱力學(xué)等溫方程式35.及mrmrmrQRTlnG?與平衡常數(shù)根據(jù)此式只需比較靜態(tài)的反應(yīng)商Q合并此兩式可得 mr?K?的相對(duì)大小，就可以判斷反應(yīng)進(jìn)行的方向即平衡移動(dòng)的方向，可分為下面三?，平，則反應(yīng)正向自發(fā)進(jìn)行；當(dāng)Q=0種情況：當(dāng)Q，則0,衡狀態(tài)；當(dāng)G?mr?）T?G（?mr?lnK 36.范特霍夫等壓方程式：由和吉布斯函數(shù)方程式合并得到 RT?TT1?HKH?11mr22rm （?）?（）?ln?KRTTRTT2121137.呂查德里原理得出：化學(xué)平衡的移動(dòng)或化學(xué)平衡的方向是考慮反應(yīng)的自發(fā)性，決定于是

16、否小于零；而化學(xué)平衡則是考慮反應(yīng)的限度，及平衡常數(shù)它G?mr?（注意不是）數(shù)值的大小。 取決于G?G?mrmr38.影響化學(xué)反應(yīng)速率的因素概括為三類(lèi)：一是反應(yīng)物的本性，二是反應(yīng)物的濃度和系統(tǒng)的溫度壓力催化劑等客觀量。三是光電磁等外場(chǎng)。 39.元反應(yīng)：一步完成的反應(yīng)又稱作基元反應(yīng)。 40.在給定的溫度條件下對(duì)于元反應(yīng)，反應(yīng)速率與反應(yīng)物濃度（以化學(xué)反應(yīng)方程式中相應(yīng)物質(zhì)的化學(xué)計(jì)量數(shù)的絕對(duì)值為指數(shù)）的乘積成正比。ab，其中k稱為反應(yīng)的速率常數(shù)，對(duì)于某一給定反應(yīng)在同一溫)B?c(cv?k(A)度、催化劑等條件下，k是一個(gè)不隨反應(yīng)物濃度而改變的定值。顯然k的單位隨反應(yīng)級(jí)數(shù)n=a+b值的不同而異。 41.一

17、級(jí)反應(yīng)：（1）lnc對(duì)t作圖得一直線，斜率為；（2）半衰期與反應(yīng)tk?2/1物的起始濃度無(wú)關(guān)。當(dāng)溫度一定時(shí)，是與k成反比的一個(gè)常數(shù)。（3）速率常t21/?1數(shù)k具有的量綱。 （時(shí)間）EET?T11kaa212（）?）?ln?（，他不僅用于基元反應(yīng)：阿倫尼烏斯公式42. kRTTRTT22111也適用于非基元反應(yīng)，稱為表現(xiàn)活化能，此公式和范特霍夫等壓方程式相似，Ea注意區(qū)別。 43.有效碰撞：根據(jù)氣體分子運(yùn)動(dòng)理論，可以認(rèn)為只有具有所需足夠能量的反應(yīng)物分子（或原子）的碰撞才有可能發(fā)生反應(yīng)，這種能夠繁盛反應(yīng)的碰撞叫做有效碰撞。 ?E（逆）?HE（正）有關(guān)活化能的計(jì)算：，活化能的大小代表反應(yīng)阻力的44

18、.amar大小。 45.催化劑：催化劑能與反應(yīng)物生成不穩(wěn)定的中間化合物，改變?cè)瓉?lái)的反應(yīng)方程，為反應(yīng)提供提供一條能壘較低的反應(yīng)途徑，從而降低反應(yīng)的活化能。 46.催化劑的主要特性：（1）能改變反應(yīng)途徑，使反應(yīng)速率明顯增大；（2）只能加速達(dá)到平衡，而不能改變平衡狀態(tài)；（3）催化劑對(duì)少量雜質(zhì)特別敏感。 第三章 水化學(xué) 重要概念 1.稀溶液定律（依數(shù)性定律）：由難揮發(fā)的非電解質(zhì)所形成的稀溶液的性質(zhì)，溶液的蒸氣壓下降，沸點(diǎn)上升，凝固點(diǎn)下降和溶液滲透壓與一定量溶劑中所溶劑溶質(zhì)的數(shù)量（物質(zhì)的量）成正比，而與溶質(zhì)本身的性質(zhì)無(wú)關(guān)，故稱依數(shù)性。 2.蒸氣壓：在一定條件下，液體內(nèi)部那些能量較大的分子會(huì)克服液體分子間

19、的引力從液體表面逸出，成為蒸氣分子，這個(gè)過(guò)程稱為蒸發(fā)或者氣化，此過(guò)程吸熱。相反蒸發(fā)出來(lái)的蒸氣分子也可能撞到液面，為液體分子所吸引，而重新進(jìn)入液體中，此過(guò)程稱為液化，此過(guò)程放熱。隨著蒸發(fā)的進(jìn)行，蒸氣濃度逐漸增大，凝聚的速度也就隨之增大，當(dāng)凝聚的速度和蒸發(fā)的速度達(dá)到相等時(shí)，液體和它的蒸氣就達(dá)到了平衡狀態(tài)。此時(shí)蒸氣所具有的壓力叫做該溫度下液體的飽和蒸氣壓。 3.蒸氣壓下降：向溶劑（如水）中加入難揮發(fā)的溶質(zhì)，使它溶解成為溶液時(shí)，可以測(cè)得溶劑的蒸氣壓下降。同一溫度下，純?nèi)軇┱魵鈮号c溶液蒸氣壓之差叫做溶液的蒸氣壓下降。 4.在一定的溫度下，難揮發(fā)的非電解質(zhì)稀溶液中溶劑的蒸氣壓下降（）與溶p?nB 。 質(zhì)的

20、摩爾分?jǐn)?shù)成正比：?pp?xp? AABn溶液的沸點(diǎn)上升和凝固點(diǎn)下降：當(dāng)某一液體的蒸氣壓等于外界壓力時(shí)（無(wú)特殊5.，液體就會(huì)沸騰，此時(shí)溫度稱為液體的沸點(diǎn)。表說(shuō)明外界壓力均指101.325kPa）示為。 TbpT。 6.凝固點(diǎn)：該物質(zhì)的液相蒸氣壓和固相蒸氣壓相等時(shí)的溫度。表示為fp7.一般由于溶質(zhì)的加入會(huì)使溶劑的凝固點(diǎn)下降，溶液的沸點(diǎn)上升，而且溶液越濃，凝固點(diǎn)和沸點(diǎn)改變?cè)酱蟆?8.難揮發(fā)的非電解質(zhì)稀溶液的沸點(diǎn)上升和凝固點(diǎn)下降與溶液的質(zhì)量摩爾濃度成正比（所謂的質(zhì)量摩爾濃度指1kg溶劑中所含溶質(zhì)的物質(zhì)的量）。用公式表示為：?T?kmbpbp 式中分別稱為溶劑的摩爾沸點(diǎn)上升常數(shù)，和溶劑的摩爾凝K和Kfp

21、bpm?T?Kfpfp?1mol?kg?K。 固點(diǎn)下降常數(shù)，單位為9.滲透壓：是維持被半透膜所隔開(kāi)的溶液與純?nèi)軇┲g的滲透平衡而需要的額外n?RT?cRT ，壓力。nRT?V V10.凡符合以上四種依數(shù)性定律的溶液叫做理想溶液，其各組分混合成溶液時(shí)，沒(méi)有熱效應(yīng)和體積變化。如甲醇乙醇、苯和甲苯等 11.電解質(zhì)溶液的通性：對(duì)于電解質(zhì)溶質(zhì)的稀溶液，蒸氣壓下降、沸點(diǎn)上升和滲透壓的數(shù)值都要比同濃度的非電解質(zhì)稀溶液的相應(yīng)的數(shù)值要大，而且存在凝固點(diǎn)下降類(lèi)似的情況。其中一些電解質(zhì)水溶液的凝固點(diǎn)下降的數(shù)值都比同濃度（m）非電解質(zhì)溶液的凝固點(diǎn)下降數(shù)值要大。這一偏差可用電解質(zhì)溶液與同濃度的非電解質(zhì)溶液的凝固點(diǎn)下降的

22、比值i來(lái)表示。 12.可以看出，強(qiáng)電解質(zhì)如氯化鈉氯化氫等（AB型）的i接近于2，硫酸鉀（A2B型）的i在23之間，弱電解質(zhì)如醋酸的i略大于1。因此對(duì)于同濃度的溶液來(lái)說(shuō)其沸點(diǎn)高低或滲透壓大小的順序?yàn)椋?，而蒸氣壓或者凝固點(diǎn)的非電解質(zhì)?型型強(qiáng)電解質(zhì)AB?AB?弱電解質(zhì)或者BA22順序則相反。 13.酸堿質(zhì)子理論：凡是給出質(zhì)子的物質(zhì)都是酸；凡是能與質(zhì)子結(jié)合的物質(zhì)都是?H 為判據(jù)。堿。酸堿質(zhì)子理論對(duì)酸堿的區(qū)分只以質(zhì)子這種相互依存相互轉(zhuǎn)化的14.酸與堿的辯證關(guān)系可以表示為：，堿?酸?質(zhì)子堿結(jié)合質(zhì)子關(guān)系叫做酸堿的共軛關(guān)系。酸失去質(zhì)子后形成的堿叫做酸的共軛堿， 后形成的酸叫做堿的共軛酸，酸與它的共軛堿一起叫做

23、共軛酸堿對(duì)。就是解離常15.解離常數(shù)：大部分酸和堿溶液中存在著解離平衡，其平衡常數(shù)K 數(shù)。?eq?eq）c）?Acc（H）?（Ac代入后 設(shè)一元酸的濃度為c，解離度為a，則有16. eq）（HAcc2cacaca?2所以 1-a近似等于1，則得當(dāng)a很小時(shí)c/Ka?caK?K aaac(1?a)1?aeq? cK?)?cca(H?a17.稀釋定律：溶液的解離度近似于其濃度的平方根成反比，即濃度越稀解離度越大。 18.多元酸的解離是分級(jí)進(jìn)行的，每一級(jí)都有一個(gè)解離常數(shù)，下面以氫硫酸為例：eq?eq?)()?cc(HHS8?，二級(jí)解離為則)(aq)HS(aqHS(aq)?H10?K?9.1 21aeq

24、)(HSc2eq?eq2?)()?ccS(H?12?210K1?1.)(aq?HaqHS()?(aq)S，式中則 2aeq?c(HS)K和K分別為一級(jí)解離常數(shù)和二級(jí)解離常數(shù)，一般情況下二元酸的2a1aK?K，因此計(jì)算多元酸的氫離子濃度時(shí)，可以忽略二級(jí)解離平衡。 2aa119.同離子效應(yīng)：在弱酸溶液中加入該酸的共軛堿，若在弱酸溶液中加入該堿的共軛酸時(shí)，可使這些弱酸弱堿的解離度降低。 eq?eq(共軛堿?cc)(H)K?，共軛酸堿之間的平衡： aeqc(共軛酸)eqeq(共軛酸cc)(共軛酸)eq?KKplg?KKc(H)?pH?p的負(fù)對(duì)數(shù)，即為式中 aaaaeqeq)(共軛堿)c(共軛堿cpK?

25、lgK。 aa20.配離子：由中心原子或者中心離子和若干個(gè)中性分子或它種離子（稱為配位體）通過(guò)配位鍵結(jié)合而成的復(fù)雜離子叫做配離子，又稱絡(luò)離子。含有配離子的化?ClNH）Ag（等。 合物稱為配位化合物，如2321.對(duì)于同一類(lèi)型的配離子來(lái)說(shuō)越大，表示配離子越易解離，即配離子越不穩(wěn)定。所以配離子的又稱為不穩(wěn)定常數(shù)，用來(lái)表示，配離子的穩(wěn)定性也可以Ki用配離子的穩(wěn)定常數(shù)來(lái)表示，是由中心離子與配體生成配離子即配離子生KKff1?K。 成反應(yīng)的平衡常數(shù)。于是 fKi22.多相離子平衡：在一定條件下，當(dāng)溶解與結(jié)晶速率相等時(shí)，便建立了固相與液相之間的動(dòng)態(tài)平衡，叫做多相離子平衡也叫做溶解平衡。如：溶解?(aqCl

26、)(aq)AgCl(s)Ag?其平衡常數(shù)表達(dá)式為： 結(jié)晶?eq?eq?在不考慮的單位時(shí)可將上式轉(zhuǎn)c)/c/Kc?K)(AgCl?cCl(Ag()seq?eq?)(?cc(AgCl)?K?K(AgCl)K叫做溶度積常數(shù)。 化為：sseqm?neqn?m)(?(AB)?cc(AB)K mnsm?nn?m?K(Bc(A時(shí)，溶液未飽和無(wú)沉淀析出；)?cQ?sm?nn?m?K時(shí)，為飽和溶液)；?c(BQ?c(A一種難溶溶度積規(guī)則：s m?nm?n時(shí)，會(huì)有沉淀析出。)K?c(Q?c(AB)?s電解質(zhì)在適當(dāng)?shù)臈l件下可以轉(zhuǎn)換為更難溶的電解質(zhì)。 23.膠體粒子由膠核和吸附層組成，膠粒帶有電荷，有利于溶膠的穩(wěn)定。

27、加入電解質(zhì)溶液、將兩種帶異號(hào)電荷的溶膠混合、加熱均可促使溶膠聚沉。 第四章 電化學(xué)與金屬腐蝕 重要概念 .原電池是一種利用氧化還原反應(yīng)對(duì)環(huán)境輸出電功的裝置。 .根據(jù)熱力學(xué)原理，對(duì)于恒溫恒壓進(jìn)行的熱力學(xué)反應(yīng)，摩爾吉布斯函數(shù)變?Gmr?，?之間存在以下關(guān)系：?與反應(yīng)過(guò)程中系統(tǒng)能夠?qū)Νh(huán)境做的非體積功Gmr如果反應(yīng)是熱力學(xué)可逆的，上式取等號(hào)，如果反應(yīng)是自發(fā)進(jìn)行的，取小于號(hào)。 .圖示表示原電池，負(fù)極寫(xiě)在左邊，正極寫(xiě)在右邊，以單線“|”表示兩相放入界面，以雙虛線表示鹽橋，鹽橋兩邊應(yīng)是兩級(jí)所處的溶液。 .氧化還原電對(duì)：在原電池中由氧化態(tài)物質(zhì)和對(duì)應(yīng)的還原態(tài)物質(zhì)構(gòu)成的電極（又稱半電池）這里的氧化態(tài)物質(zhì)以對(duì)應(yīng)的還

28、原態(tài)物質(zhì)稱為氧化還原電對(duì)。金屬與其正離子是最常見(jiàn)的氧化還原電對(duì)。 .負(fù)極發(fā)生氧化反應(yīng)，正極發(fā)生還原反應(yīng)，統(tǒng)稱為電極反應(yīng)。 .通常把單位物質(zhì)的量的電子所帶電量稱為1Faraday（法拉第），簡(jiǎn)寫(xiě)1F，即 ?1mol?C。 1F=96485則反應(yīng)庫(kù)侖的電量通過(guò)電路，nF的電子即nmol的反應(yīng)過(guò)程中有1mol如果在.?，如果原電池在的摩爾吉布斯函數(shù)變與電動(dòng)勢(shì)的關(guān)系如下：nFE?G?mr?，反應(yīng)的摩爾吉布斯函數(shù)變可按照熱力學(xué)的標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)下工作則：nFE?Gmr?g?d/cc(DRTc(G)/c)?電動(dòng)勢(shì)的能上式稱為等溫方程求得：?G?G?ln? mrrmb?a?c)/c/c(BnFc(A)斯特方程。當(dāng).

29、時(shí)將上式中的自然對(duì)誰(shuí)換成常用對(duì)數(shù)可得：?g?dc(Dc(G)/c)/c0.05917V? 。lg?E?E ba?c/(B)/ccnc(A.應(yīng)注意原電池的電動(dòng)勢(shì)數(shù)值電池反應(yīng)計(jì)量數(shù)無(wú)關(guān)。 ?GRTlnK?而電池反應(yīng)的標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù)與標(biāo)準(zhǔn)電動(dòng)勢(shì)的關(guān)系：由.mr?/(RT)?nFEnFE?GlnK，所以，.時(shí)mr?/(0.05917?nEVlnK)。 ?E?，標(biāo)準(zhǔn)氫電極的電極電勢(shì)為零。表示為10.（負(fù)極）（正極）?3）p?100kPadmc?1mol?）HPt|H（|（ 2?b)/cRTc(還原態(tài)?ln?，11.電極電勢(shì)的能斯特方程： a?c)/nFc(氧化態(tài)?b還原態(tài))/c0.05917Vc(?lg?

30、 。 a?)/cnc(氧化態(tài)12.電極電勢(shì)的能斯特方程應(yīng)用時(shí)應(yīng)注意： 原電池反應(yīng)或電極反應(yīng)中，某物質(zhì)若是純的固體或者純的液體（不是混合物），則能斯特方程中該物質(zhì)的濃度為； 原電池反應(yīng)或電極反應(yīng)中，某物質(zhì)若為氣體，則能斯特方程中該物質(zhì)的相對(duì)濃度用相對(duì)壓力表示。 13.電極電勢(shì)的大小反映了氧化態(tài)物質(zhì)和還原態(tài)物質(zhì)在水溶液中氧化還原能力的相對(duì)強(qiáng)弱。若某電極電勢(shì)代數(shù)值越小，則該電極上越容易發(fā)生氧化反應(yīng)，該極是較強(qiáng)的還原劑。反之則為氧化劑。 14.電解：是環(huán)境對(duì)系統(tǒng)做電功的電化學(xué)過(guò)程，在其過(guò)程中電能轉(zhuǎn)化為化學(xué)能。能使電解進(jìn)行的最低電壓叫做實(shí)際分解電壓，簡(jiǎn)稱分解電壓。 15.超電勢(shì)：有顯著大小的電流通過(guò)時(shí)電

31、極的電勢(shì)與沒(méi)有電流通過(guò)時(shí)電極的電勢(shì)?|? 。之差的絕對(duì)值叫做超電勢(shì)，表示為（理）（實(shí)） 第五章 物質(zhì)的結(jié)構(gòu)基礎(chǔ) . h?電子也具有波粒二象性，.為普朗克常量，為微觀粒子的質(zhì)量，? mv 為微觀粒子的波長(zhǎng)。電子是遵循一定統(tǒng)計(jì)規(guī)律的概率波。. 值是確定電子離核較近（平、2、3、4.主量子數(shù)： 可取數(shù)值為1所處狀態(tài)的均距離）和能級(jí)的主要參數(shù)，越大表示電子離核的平均距離越遠(yuǎn)， 能級(jí)越高。. ，值受值的限制。值基本反映了波函可取的數(shù)值為n-1.角量子數(shù)： 軌道。的軌道分別稱為，數(shù)即原子軌道的形狀。，值受值的限制，值基本可取的數(shù)值為.磁量子數(shù)： 3，?，0，?1?2 反映了波函數(shù)的空間取向。 m，只有+1

32、/2除了上述確定運(yùn)動(dòng)狀態(tài)的三個(gè)量子數(shù)以外，還有自旋量子數(shù)、.s-1/2，通?？捎孟蛏系募^和向下的箭頭表示電子的兩種所謂自旋狀態(tài)，自旋反平行用兩組方向不同的箭頭表示，自旋平行用兩組方向相同的箭頭表示。 . .多電子原子軌道的能級(jí)；氫原子軌道的能量決定于主量子數(shù)n，但在多電子原子中，軌道能量除決定與主量子數(shù)n外，還與角量子數(shù)l有關(guān)，其規(guī)律為： A. E?E?E。 l角量子數(shù)相等時(shí)，隨著主量子數(shù)n值增大，軌道能量升高，例如B.s1ss32C.主量子數(shù)n相同時(shí)，隨著角量子數(shù)l值增大，軌道能量升高，例如E?E?E?E。 nfndnpnsD.當(dāng)主量子數(shù)和角量子數(shù)不相等時(shí)，有時(shí)出現(xiàn)能級(jí)交錯(cuò)現(xiàn)象。例如：E?

33、E,E?E?E?E?E，我國(guó)化學(xué)家徐光憲根據(jù)軌道能量與主量子數(shù)d6sd4sf3d55s44n及角量子數(shù)l的相互關(guān)系，歸納得到一個(gè)m=（n+0.7)近似規(guī)律，m值越大，l原子軌道能量越高。并把m值的首位相同的原子軌道歸納為一個(gè)能級(jí)組如6s、4f、5d和6p都?xì)w為第六能級(jí)組，同時(shí)還提出p=（n+0.4），表示離子外層電子l的能量高低順序。 7.核外電子分布的三個(gè)原理：泡利不相容原理，最低能量原理，洪德規(guī)則。 泡利不相容原理：一個(gè)原子中不可能有四個(gè)量子數(shù)完全相同的兩個(gè)電子，由這一2n2 。原理可以確定各電子層最多可容納電子數(shù)為最低能量原理：核外電子分分布將盡可能優(yōu)先占據(jù)能及較低的軌道，以使系統(tǒng)能量處于最低。 洪德規(guī)則：處于主量子數(shù)和角量子數(shù)都相等的等價(jià)軌道中的電