大学无机化学有机化学知识点.docx

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1、无机化学部分第一章 物质存在的状态一、气体1、气体分子运动论的基本理论气体由分子组成，分子之间的距离分子直径；气体分子处于永恒无规则运动状态；气体分子之间相互作用可忽略，除相互碰撞时；气体分子相互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。分子的平均动能与热力学温度成正比。2、理想气体状态方程假定前提：a、分子不占体积；b、分子间作用力忽略表达式：pV=nRT；R8.314kPaLmolK适用条件：温度较高、压力较低使得稀薄气体具体应用：a、已知三个量，可求第四个； b、测量气体的分子量：pV=RT（n=） c、已知气体的状态求其密度：pV=RTp=p3、混合气体的分压

2、定律混合气体的四个概念a、 分压：相同温度下，某组分气体与混合气体具有相同体积时的压力；b、 分体积：相同温度下，某组分气体与混合气体具有相同压力时的体积c、 体积分数：=d、 摩尔分数：xi=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：理想气体及可以看作理想气体的实际气体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、气体扩散定律定律：T、p相同时，各种不同气体的扩散速率与气体密度的平方根成反比： = (p表示密度)用途：a、测定气体的相对分子质量；b、同位素分离二、液体1、液

3、体蒸发气体与蒸发气压A、饱和蒸汽压：与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化而变化；c、物质不同，数值不同沸腾与沸点A、 沸腾：当温度升高到蒸汽压与外界压力相等时，液体就沸腾，液体沸腾时的温度叫做沸点；B、 特点：a、沸点的大小与外界压力有关；外界压力等于101kPa时的沸点 为正常沸点；b、沸腾是液体表面和内部同时气化的现象2、溶液溶液与蒸汽压a、任何物质都存在饱和蒸汽压；b、纯物质的饱和蒸汽压只与物质本身的性质和温度有关；c、一定温度下饱和蒸汽压为常数；d、溶液蒸汽压的下降：p=p-p=Km溶液的沸点升高和

4、凝固点的下降a、 定量描述：沸点升高 T=Km 凝固点下降 T=Km 仅适用于非电解质溶液b、 注 意：T、T的下降只与溶剂的性质有关 K、K的物理意义：1kg溶剂中加入1mol难挥发的非电解质溶质时，沸点的升高或凝固点下降的度数c、 应用计算：i、已知稀溶液的浓度，求T、T ii、已知溶液的T、T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NaCl、CaCl ii、实验室常用冰盐浴：NaCl+HO22C CaCl+HO-55C iii、防冻剂：非电解质溶液如乙二醇、甘油等渗透压 a、渗透现象及解释： 渗透现象的原因：半透膜两侧溶液浓度不同； 渗透压：为了阻止渗透作用所需给溶

5、液的额外压力 b、定量描述：VantHoff公式： V=nRT = 即=cRT 为溶液的渗透压，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cm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、沸点上升和渗透压变化都与溶液中所含的种类和性质无关，只与溶液的浓度有关，总称溶液的依数性，也叫非电解质稀溶液的通性。b、 注意：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；但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：光学性质：丁达尔效应胶团对光的散射现象；动力性质：布朗运动胶

6、团粒子的不规则运动；电学性质：电泳现象胶粒在电场下的不规则运动3、溶胶的稳定性动力学稳定性：胶团运动聚集稳定性：胶粒的带电性使同种电荷有排斥作用；热力学稳定性：胶体粒子因很大的比表面积而能聚集成大颗粒4、胶体的聚沉关键：稳定性的去除加电解质，如明矾使水净化（吸附电荷）；与相反电性的溶胶混合；加热第二章 化学动力学初步一、化学反应速率表达：化学反应速率可用反应物或生成物的浓度随时间的变化率来表示。数学表达式：对于反应AB：=或注：以反应物浓度减少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应速率不同。2、反应进度定义：对于化学计量方程式，若定义d,称为反应进度。表示物质

7、变化量除以相应的计量系数。表达式：,表示化学计量系数。表式意义：表示一个反应进行的程度；其纲量为摩尔；指按化学计量方程式进行一个单位的反应注 意：反应进度的表示与计量方程式的写法有关。3、速率方程和速率常数速率方程：把反应物浓度和反应速率联系起来的数学表达式。 对于反应：aA+BbgG+hH 反应速率v=kc（A）c（B），即为速率方程式，式中的常数k即为反应速率常数。反应速率常数：a、 物理意义：k只取决于反应的本性（E，活化能）和温度；b、 注意事项：k是温度的函数，与浓度的大小无关； k的单位即量纲，随速率方程变化而变化； k一般由实验测得，只有基元反应可以直接写出。速率方程的实验测定

8、作图法：由浓度时间动力学曲线可得到斜率k及速率常数； 初速法：可得到个反应的反应级数4、基元反应和非基元反应基元反应：反应物分子在有效碰撞过程中经过一次化学变化就能转化为产物的反应；注 意：由一个基元反应构成的化学反应又称简单反应； 只有基元反应才能根据质量作用定律直接写出速率方程非基元反应：反应分子需经过几步反应才能转化为反应产物的反应。 注 意：非基元反应的速率方程不能根据反应式写出速率方程，必须根据实验测定的结果有反应历程推出，并验证；复杂的非基元反应分成若干个基元反应最慢一步发宁作为苏空反应步骤5、反应级数定义：速率方程中各反应物浓度的指数；说明：如v=kc则反应物A的反应级数为m，反

9、应物B的反应级数为n；总反应级数为m+n注意：a、反应级数表示了反应物浓度对反应速率影响的大小关系；反应级数只能由实验测定；b、反应级数可以是整数、分数、零或负数； c、零级反应的反应速率与反应物浓度无关反应级数的确定 基本方法a、 测定反应物浓度c随时间t的变化；b、 作c-t图像，求个时刻的速度v；c、 分析v与浓度c的变化关系，确定m、n二、化学反应速率理论1、碰撞理论主要内容：反应物分子间的相互碰撞是反应进行的必要条件，反应物分子碰撞频率越高，反应速率越快，但并非每次碰撞都能引起反应发生，能发生化学反应的碰撞为有效碰撞有效碰撞发生的条件：a、 相互碰撞的分子应有适合的碰撞取向；b、 相

10、互碰撞的分子必须具有足够的能量。把能够发生有效碰撞的分子称为活化分子根据碰撞理论，增大化学反应速率的方法：a、 增大单位时间内分子碰撞的总数增大浓度；b、 增大碰撞总数中有效碰撞的百分数升高温度活化能：碰撞理论认为，活化能是活化分子的平均能量与反应物分子的平均能量之差2、过渡态理论主要内容：化学反应并不是通过简单碰撞就能完成的，而是在反应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应物原子组合体，它能较快的分解为新的能量较低的生成物。活化能E：过渡态理论认为，活化能是反应物分子能量与处于过渡态的活化络合物分子的平均能量之差3

11、、活化能：决定反应速率的内在因素 活化能在一定温度范围内可认为是常数； 活化能对反应速率的影响很大；E越小，反应速率越大； 催化剂可以改变反应的活化能，故可以降低化学反应速率三、影响化学反应速率的因素1、浓度：由速率方程v=kc知，浓度对化学反应速率有一定的影响 压强对化学反应速率与的影响是通过浓度来实现的。2、温度范特霍夫规则：对于一般的化学反应，温度每升高10K，反应速率增加2-4倍阿伦尼乌斯公式：a、 表达式：，其中，A为特征常数，既指前因子；E为经验常数即活化能，k为反应速率常数，R为摩尔气体常数8.314，e为自然对数底，该公式的对数形式为b、 应用：（1）求某一温度下某反应的k：作

12、图法：lgk对作图可得一直线关系；斜率：；截距lg斜率大的活化能E大，反应速率随温度的升高增加较快二点法:不同温度下反应速率常数k的计算 （2）由lgk-的图像得出的结论： i、同一反应，低温低和高温时变化同样的温度，低温时反应速率变化大；即一个反映在低温时速率随温度变化比高温区更显著 ii、不同反应，变化相同的温度时，E大的反应k变化大。升高温度有利于大的反应3、催化剂及基本特征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、催化剂只改变反应速率，不改变反应方向； ii、催化剂同等程度地改变正逆反应的活化能，同时提高正逆化学反应速率； iii、催化剂具有一定的选择性；

13、 iv、催化剂在反应前后不发生变化，但在反应过程中会变化第三章 化学热力学初步一、热力学定律及基本定律1、基本概念环境与体系a、体系i、定义：人为划出的作为研究对象的一部分空间。ii、分类：敞开体系（与外界可进行物质能量交换） 封闭体系（只有能量交换） 孤立体系（物质、能量均不与外界交换）b、环境：出体系以外的其他部分，与体系存在能量交换功和热：a、热（Q）：i、系统与环境由于温差而传递的能量 Q0，体系从环境中吸热；Q0，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=-p

14、V 环境对体系做功，W0；体系对环境做功，W0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决定，如气体的p、V、T 等，一旦体系处于一定的状态，体系的所有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：状态一定值一定，殊途同归变化同，周而复始变化零。过程与途径a、 过程：体系变化状态变化的经过b、 途径：变成一个过程所经历的具体步骤c、 注意：体系状态函数的变化只取决于体系始终变化的过程，而与变化的路径无关广度性质与强度性质a、 广度性质：及容量性质，与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

15、物质总量的变化而变化的物理量，不具加和性热力学标准态：当系统中各种气态物质的气压均为标准压力，固态和液态物质表面承受的压力等于压力，溶液中各物质的浓度均为1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：热力学第一定律a、 实质：能量守恒与转化定律b、 数学表达式：c、 注意：i、Q与W的符号；ii、功和热不是状态函数，但两者之和是状态函数热力学第二定律：揭示了宏观过程的方向与限度 熵增加原理：孤立体系有自发向混乱度增加的方向变化的趋势热力学第三定律：任何纯物质的完整晶体在T=0K时的熵值为零二、化学热力学四个重要的状态函数1、热力

16、学能(内能)符号U，是系统内各种形式能量的总和内能的变化Ua、 对于孤立体系，环境改变，内能不变；对于非体系，b、 标准摩尔反应热力学能变化（反应内能变化）：符号，表示反应是在热力学标准态下进行的，其值的大小与化学反应方程式的书写一一对应。2、焓焓a、 定义：HU=pVb、 焓变：c、 符号规定：放热反应，H0；吸热反应，H0d、 单位：kJmole、 表式意义：化学反应在等温等压下发生，不做其它功时，化学反应的热效应等于系统状态函数的变化量f、 注意：H表示每摩尔反应即时，而不是每摩尔反应物热化学方程式a、 表式意义：表示化学反应与其热效应关系的化学方程式b、 标准写法（以下列为例）： 焓的

17、变化反应反应物和生成物都处于标准态反应进度反应温度 c、 书写化学方程式的注意事项i、需注明反应条件；ii、需注明各物质的存在状态；iii、正确表达反应的热效应d、 标准反应焓定义：当反应物和生成物都处于标准态时的反应焓变，用来表示非标准态（压力不为）时，则表示为单位：，标准状态下，反应进度为时的焓变3、熵混乱度和熵混乱度：即无序度，其大小与体系中存在的微观粒子数目有关熵：体系混乱度的热力学度量表示符号：S；单位：；熵是状态函数，具有广度性质绝对熵：任何温度下的熵值，及温度为T时，注：绝对熵为相对值反应熵：发生1mol时熵变化的简称，化学反应的上增大还是减小，有时很容易判断：凡气体分子增多的反

18、应，一定是熵增反应；反之是熵减小反应；反应前后气体分子数目不变的反应难以熵增还是熵减标准熵a、 定义：在标准状态下，1mol纯净物质的绝对熵叫标准熵b、 符号：；单位：；注：应指定温度Tc、 熵的可比性i、在相同条件下，；ii、结构相似，相对分子量不同的物质，随相对分子量的增加而增大iii、相对分子量接近，分子结构越复杂的，也越大标准摩尔反应熵变a、 热力学标准态下，反应终始态物质的熵值之差b、 标准摩尔反应熵变（标准反应熵）：c、 意义：i、正值（熵增加）倾向自发过程； ii、负值倾向非自发过程4、自由能吉布斯自由能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，

19、符号为；b、 计算公式：在等温条件下可以理解为，焓变（H）=自由能变化（G）+热力学温度（T）熵变（S）c、意义：当G0时，0，表明自由能被用来做最大有用功，是自发过程； 当G0时，0，表明过程非自发进行，必需由环境对体系做功自由能G反应自发性的判据定温定压下，任何自发变化总是反应吉布斯自由能函数减少G0，自发过程，正向反应自发； G，非自发过程，其逆反应为自发过程标准摩尔生成自由能 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1mol纯物质时反应的自由能变化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=0有关的计算 方法一： 已知标态下的，求

20、当温度变化不大时，可近似认为是常数，为298K时的值 方法二：由求 （生成物） 方法三：根据盖斯定律求 方法四：对的修正公式 三、化学热力学的应用1、盖斯定律内容：如果一个反应可以分几步进行，则总反应的焓变等于各分步反应焓变之和，前提是保持反应条件（温度、压力）不变。应用：用于进行太慢或反应速率不易控制而无法直接测得反应热的化学反应。应用条件：a、某化学反应是在等压（或等容）的条件下进行的，在分步完成时各分步反应也要在等压（等容）条件下进行 b、要消去某一物质时，不仅要求物质的种类相同，其物质的聚集状态也要相同。第四章 化学反应的热平衡一、化学平衡1、化学平衡的建立：在一定的条件下，可逆化学反

21、应的正负反应速率相等时的状态。2、化学平衡的特点：是一个动态的过程；在平衡状态下，；化学平衡的组成与到达平衡的途径无关。3、注意：化学平衡是相对的、有条件的、暂时的动态平衡； 从热力学（宏观）上讲，在一定条件下达到平衡状态时，系统的吉布斯自由能达到最低时的状态，在宏观上表现为静止； 从动力学（微观）上分析，处于平衡的反应不过是正逆反应速率相等时的状态，是整个反应保持平衡，实际上正逆反应仍在进行二、化学平衡常数1、标准平衡常数定义：在一定的温度下，可逆反应达到平衡时，以产物计量系数为幂的平衡浓度的乘积与以反映计量系数为幂的平衡浓度的乘积的比值为常数，即化学反应的标准平衡常数，用符号表示。表达式：

22、对于反应， ，量纲为1平衡常数的意义：化学平衡常数是反应进行程度的标志。值越大，反应进行程度越大，反应进行得越彻底。影响因素：的大小与反应物自身的性质和反应的温度有关，而与体系中各组分的浓度、分压无关书写标准平衡表达式的注意事项a、 式中各组分浓度或分压为反应平衡时的浓度或分压；b、 反应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；c、 的表达式与方程式的书写有关；d、 多重平衡原则：总反应的等于各相加分反应的之积；正逆反应的标准平衡常数互为倒数 e、平衡常数的大小与温度有关，除298K温度外，在其它状态下，书写时标明温

23、度有关计算：已知反应的求平衡转化率2、实验平衡常数定义：实验得到的平衡常数叫做实验平衡常数或经验平衡常数。分类：浓度平衡常数；分压平衡常数表达式：浓度平衡常数表达式 压强平衡常数表达式 二者关系：与标准平衡常数的比较a、 标准煤平衡常数的量纲统一为1；b、 实验平衡常数有之分，且量纲不统一，特殊情况下才为1；3、反应熵J（分压熵或浓度熵）表达式：对于反应 浓度商 压强商与平衡常数的比较 JK时，0，反应逆向进行； J=K时，=0，反应达到平衡； JK时，0，反应正向进行 三、化学平衡的移动1、平衡移动：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：一旦改变维持化学平衡的条件，平衡就会

24、向着减弱这个改变的方向移动。注意:该原理不能实际判定某一系统是否达到平衡，只是预言了平衡打破后，体系的新的平衡移动的方向； 平衡移动的结果是建立了新的平衡体系； 利用勒沙特列原理不能进行定量计算第五章 酸碱平衡一、酸碱理论介绍酸碱的概念：凡是在水溶液中电离产生的阳离子全部是的物质叫做酸；凡是电离产生的阴离子全部是的物质叫做碱；在水溶液中电离产生的阳离子除外尚有其它离子或电离产生的阴离子除外尚有其它离子的物质的物质叫做盐。中和反应的实质：局限性：a、该理论的立论基础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，无法解释、呈碱性的事实；2、布伦斯惕劳伦酸碱质

25、子理论酸碱的概念：凡是能给出的物质都是酸；凡是能接受的物质都是碱共轭酸碱对：质子酸碱不是孤立的,它们通过质子相互联系，质子酸释放质子转化为它的共轭碱，质子碱得到质子转化为它的共轭酸。这种关系称为酸碱共轭关系，其酸碱称为共轭酸碱对。酸碱反应实质：质子转移的过程；中和反应的实质：质子的传递；电离作用的实质：水与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实质：水与离子酸碱之间的质子传递注意：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，也无水解反应；d、单独一对共轭酸碱对本身是不能发生酸碱反应的3、路易斯酸碱理论二

26、、水的电离和pH标度1、水的离子自递水即是质子酸又是质子碱，水分子之间可以进行质子传递： 简写为,即为水的电离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。298K时，纯水的，水的质子自递是吸热反应，故随温度的升高而增大2、水溶液的pH值溶液的pH值 方便起见，当的浓度小于1时，用pH表示溶液的酸度；当溶液的浓度大于1时，用的浓度，表示溶液的酸度。也可以表示溶液的酸碱度， 298K时，另外，水溶液的酸碱性取决于与的浓度的相对大小时，溶液呈酸性；时，溶液呈碱性；=时，溶液呈中性酸碱测定计生物学意义酸碱指示剂 假设In表示石蕊，HIn（红） 当c(HIn)c(In)时，溶液呈红色

27、，是酸性； 当c(HIn)c(In)时，溶液呈蓝色，是碱性甲基橙变色范围：-红-3.1-橙-4.4-黄-酚酞变色范围：-无色-8.0-粉红-9.8-红-三、水溶液中的酸碱电离平衡1、电离度与稀释定律：电离度（）：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： 稀释定律：在一定温度下，（为定值），某弱电解质的电离度随溶液浓度的减小而增加2、酸碱的强弱电离平衡常数对于任意酸，达到电离平衡时， 为弱酸电离平衡常数，用来衡量酸的强弱，值越大，酸性越强1时，为强酸；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，越大，碱性越强注意：酸碱的电离平衡常数表征了酸碱给出质子或接受质子

28、的能力共轭酸碱与的联系：=区分效应与拉平效应a、 区分效应：溶剂使酸的强度得以显出差别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。、酸碱强度大小与：a、酸碱本身：b、溶剂有关3、同离子效应和盐效应同离子效应：在弱电解质电离平衡体系中，加入和弱电解质含有相同离子的强电解质会使弱电解质的电离度减小的现象。盐效应：向弱电解质溶液中加入强电解质会使弱电解质电离度增大的现象。注意：同离子效应一定会产生盐效应，盐效应不一定会产生同离子效应4、相关计算一元弱酸或弱碱的电离平衡；多元弱酸或弱碱的电离平衡5、盐类水解盐类水解与水溶液的相互作

29、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水解反应a、 定义：指盐的组分离子与水电离出来的或结合生成电解质的过程b、 实质：中和反应的逆反应类型A、 强酸弱碱盐电离的实质弱酸的电离以为例： 总： 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、 弱酸强碱盐电离实质弱碱的电离以为例： 总： 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、 弱酸弱碱盐电离的实质两性物质电离以为例 总： 水解后产生和，溶液的酸碱性由、的相对大小决定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：水解反应为吸热反应，温度升高，

30、水解程度增大；c、 溶液的酸碱性及同离子效应。 注意 ：有些盐类，如、可以完全水解四、缓冲溶液1、缓冲溶液的定义、组成、原理缓冲溶液的定义：缓冲溶液是外加酸碱pH变化很小的溶液缓冲溶液的组成：弱酸及其盐组成的溶液，弱碱及其共轭酸组成的溶液，多元弱酸弱碱的共轭酸碱对组成的溶液。缓冲溶液的原理：同离子效应，电离平衡的移动2、缓冲容量和缓冲范围缓冲容量：缓冲能力大小的衡量，指单位体积缓冲溶液的pH值改变极小值所需的酸或碱的物质的量。有效缓冲范围：缓冲溶液具有稳定溶液pH值的能力，但这种能力是有限的，即有效缓冲范围。如果外加酸碱过多，超过缓冲范围，缓冲溶液会失去缓冲能力。3、影响缓冲溶液的因素缓冲溶液

31、的pH主要由或14-决定缓冲对的浓度：缓冲容量与体系共轭缓冲对的总浓度有关。总浓度越大，缓冲容量越大。缓冲对的浓度之比：当c（酸）/c（碱）=1时，缓冲容量最大。有效缓冲范围：缓冲对浓度之比在10-1/10范围内，有较好的缓冲能力。即最有效的缓冲范围一般在或4、缓冲溶液的选择与配制选择：a、 所选择的溶液除了参与、的有关反应外，不能与反应系统中的其他物质发生副反应 ；b、 所选的弱酸的或弱碱的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0.05-0.5，缓冲溶液有足够的缓冲能力；d、 缓冲溶液廉价易得，避免污染。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

32、配溶液的pH为所需值： c、 根据计算结果配制缓冲溶液，并使酸碱浓度均在0.1-1之间；d、 用酸度计或试纸测定所配溶液的pH5、缓冲现象的应用自然界与生物界用标准缓冲溶液标定其他物质的酸度许多反应要求反应在一定范围内进行第六章 沉淀溶解平衡一、沉淀溶解平衡常数溶度积1、沉淀溶解平衡：一定温度下，难溶电解质变成水合离子的（即溶解）的速率与溶液中水合离子回到晶体表面（即沉淀）的速率相等时的状态叫做沉淀溶解平衡。2、溶度积定义：一定温度下，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。表达式：对于反应，注意：a、溶度积是难溶电解质饱和溶液的特性常数； b、属于化学平衡常数，其大小只与难溶

33、电解质的自身性质和温度有关，与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、溶度积与溶解度S相同点：都可以反应难溶电解质的溶解能力的大小；不同点：a、溶解度是平衡常数的一种，表示一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，表示一定温度下1L难溶电解质中溶质的量；注意：比较不同电解质溶解度时，若电解质属于相同类型，则可直接比较，大的，S也大；比较不同类型的电解质溶液时应先利用求出溶解度S，然后比较大小二、沉淀的生成与溶解1、离子积：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。 注意：J与表达式相同，但概念不同，

34、其关系如同反应商与标准平衡常数之间的关系。2、溶度积规则依据：推论： 对沉淀溶解与生成的的判断J，0，不饱和溶液，无沉淀生成，有沉淀溶解质饱和；J，0，过饱和溶液，有沉淀生成，至达到饱和；J=，=0，饱和溶液，处于沉淀溶解平衡状态。3、同离子效应和盐效应同离子效应：向难溶电解质中加入含有相同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移动，使其溶解度减小。这种现象称为同离子效应。盐效应：在难溶电解质中加入易溶强电解质而使难溶电解质的溶解度增大的作用。注意事项：a、当加入可溶性的含相同离子的电解质时，会产生一定的盐效应。但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，

35、盐效应对沉淀溶解平衡的影响大于同离子效应；b、有同离子效应必然会产生盐效应，而盐效应不一定会产生同离子效应4、分步沉淀与沉淀的转化分步沉淀：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，加入同一种电解质，溶解度小的先从溶液中沉淀出来。离子沉淀的先后顺序取决于：a、 沉淀物的：同类型的难溶电解质，当被沉淀的离子的浓度相同时，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，则不能比较，要具体计算，根据溶解度才能判断沉淀的转化：在含有沉淀的的溶液中加入适当的沉淀剂，与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

36、了另一种沉淀。同一类型难溶电解质在同一温度下值越大越容易转化三、沉淀反应的应用1、除杂通过控制pH值除去某些金属离子；利用金属硫化物沉淀反应除去、等；工业上除食盐中可溶性杂质、2、离子鉴定3、离子分析4、分析化学重要分析法滴定分第七章 电化学基础一、离子-电子法配平氧化还原方程式1、配平原则反应过程中氧化剂所获得的电子数必须等于还原及时取得电子数；反应前后各元素的原子总数相等2、配平步骤将分子反应式改为离子反应式；将离子反应式分成两个为配平的半反应式，半反应式两边的原子数和电荷数相等。如果半反应两边的的氢、氧原子个数不相等，则按反应的酸碱条件，在酸性介质中添加或，在碱性介质中添加或；用左右两边

37、添加电子使半反应两边的电荷数相等的办法配平板反应方程式；根据电子得失求出最小公倍数，将两个半反应分别乘以相应的系数，使反应中得失电子总数相等，然后将两个半反应相加，同时注意未变化的离子的配平，并恢复成分子方程式。注意：离子-电子法配平氧化还原方程式只适用于水溶液的氧化还原反应二、原电池1、原电池(Primary cell)几个基本概念电极: 电子产生与流动的源泉导线: 电子流过的外电路盐桥: 离子流过电解质溶液的通路电极正极: 发生还原反应, 例铜正极半反应: Cu2+ + 2e = Cu 负极: 发生氧化反应, 例锌负极半反应: Zn = Zn2+ + 2e电极反应-正、负电极的半反应、电池

38、反应-半反应之和原电池符号及写法: (-) Zn|ZnSO4 ( c )CuSO4( c )|Cu (+) 负极 界面(s/l) 盐桥 界面 正极2、电极电势(electrode potential)形成： 溶解(溶剂化)沉积概念：金属在其盐溶液中达到溶剂化离子平衡时, 金属表面内侧与外侧(溶液)之间产生的电势差。物理意义：电极电势是金属在溶液中失去电子能力大小的一种量度。电极电势的表示：-影响因素A、电极的本性：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、溶液的温度电池电动势：化学电池的电动势是电池反应的化学驱动力标准氢电极A、标准氢电极的

39、构造与原理国际统一规定-298K时标准氢电极的电极电势规定为 0 V，即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j q (Standard electrode potential)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j qD、测量：在热力学标准状态下，给定电极与标准氢电极(指定为负极)组成原电池，测得原电池的电动势E3、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，当体系发生变化时，体系吉布斯自由能等于对外所做的最大非体积功，用公式表示为；如果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；

40、E为可逆电池的电动势，单位为V；F为法拉第电常数，。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：注意：电极反应式中的反应系数为能斯特公式中各物质浓度的方次；电极反应式中的固体和纯液体不写入公式，其它物质均要表现在式中，溶液用浓度表示，气体则要用分压与标准压强的比值；公式中的氧化型和还原型物质不只包括氧化数有变化的物质2. 电极电势的影响因素电对中氧化型或还原型物质的浓度的改变氧化型浓度，电对的；还原型的浓度，电对 溶液酸碱性对电极电势的影响对于有或参加的电极反应，溶液的酸碱性对氧化还原产物也有影响生成沉淀或配合物对电极电势的影响实质：氧化型或还原型的离子浓

41、度降低，从而使电对的电极电势降低或者升高四、电极电势的应用1、计算原电池的电动势：2、判断氧化剂或还原剂的相对强弱 ：电极电势的值的高低可以判断氧化剂或还原剂的相对强弱；E的值越高，电对的氧化态是越强的氧化剂；E值越低，电对的还原剂是越强的还原剂。3、判断氧化还原进行的方向原电池电动势E与自由能变化G的关系对于可逆电池，等温等压下体系自由能的减少等于原电池所作的最大电功数学表达式：n: 反应中由还原剂转移到氧化剂的总电子数;F: 法拉第常数(或)标准状态下则:化学反应方向的判断对于E 0和G0，rGm 0，反应正向; j=，E=0，rGm =0，反应达到平衡;j，E0，反应逆向; 在标准状态下，则用或来判断方向。当两个电对的相差不大时，浓度将对反应方向起决定作用；当两个电对相差即电动势大于0.2V时，一般浓度变化不会影响反应的方向4. 判断标准态下氧化还原反应的程度电池电动势与标准平衡常数的关系由公式和推出在298K时，一般来讲表示反应程度较大，可以认为反应相当完全。相当n=1时，=0.3V；注意：应用已知反应的电动势求反应的和已知反应的电动势求各物质的平