南理工-无机化学核心考点--基础知识点框架梳理及其解析-.pdf

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1、无机化学核心考点基础知识点框架梳理及其解析第一章气体1.1 理想气体状态方程式理想气体状态方程式及其应用1.2 气体的分压定律分压定律与应用（标号是考试重点）本章包括四个小节，理想气体状态方程式，气体混合物，气体分子运动论，真实气体。其中前两个小节是考试的重点，理想气体状态方程式及应用，分压定律及应用。后两小节基本不考在复习每一个知识点的过程中，首先要了解知识点，熟悉教材内容、分析教材例题，并注意应用条件，最后再通过本讲义如下内容对应的例题，从分析、解题、注意易错点到完成老师布置的作业完成相应知识点的掌握过程知识点一理想气体状态方程PVnRT各物理量的单位：压力P-Pa；体积V-dm3；气体摩

2、尔数 n-mol；气体常数 R-8.314 J.mol-1.-1；绝对温度T-.如在标况下 1摩尔气体，压力，温度，体积一般有如下关系 P101325 Pa;V22.4dm3；T273.15 k;从中可以算出:R=PV/nT=10132522.41273.15=8.314 J.mol-1.-1.知识点二分压定律一个容器内有几种混合气体，相互间不发生化学反应的条件下,总压强 P 总与各种气体的分压 Pi 之间有如下关系：P总 P1+P2+P3+.+Pn 对于理想气体,容易得证：n 总 n1+n2+n3+.+nn 左 边：P 总 n 总 RT/V 右 边=n1*RT/V+n2*RT/V+.+nn*

3、RT/V =n1+n2+.+nn*RT/V =n总*RT/V=左 边例题：某容器中含有NH3、O2、N2 等气体的混合物。取样分析后，其中n(NH3)=0.320mol，n(O2)=0.180mol，n(N2)=0.700mol。混 合 气 体 的 总 压p=133.0kPa。试计算各组分气体的分压解：n=n(NH3)+n(O2)+n(N2)=0.320mol+0.180mol+0.700mol=1.200mol 30.320()1.200NHbb=0.3201.200133.0kPa=35.5 kPa 22(O)(O)nppn=0.1800.32035.5kPa=20kPa223()()()

4、NNHpppp o=(133.0-35.5-20)kPa=75.5kPa 总结这一章知识点比较简单，先熟悉课本，把例题弄明白，再分别做两道课后习题巩固一下看课本例题 1-2，1-3，1-4 课后习题做 1，3，9，12?第二章热化学?2.1 热力学的术语和基本概念?2.2 热力学第一定律?热力学第一定律、焓变和热化学方程式、Hess定律知识点一?学习本章首先注意几个基本概念?系统(封闭系统，敞开系统，隔离系统），环境，状态?过程（定温过程，定压过程，定容过程），相，反应进度知识点二热力学第一定律?1.热和功的概念与比较?2.热力学第一定律对于封闭系统热力学第一定律为：UQV3.焓与焓变在定压过

5、程中焓HUpV状态函数焓变21HHHpQH吸热反应H0，放热反应H0?4.热化学方程式书写原则（看课本）5.标准摩尔生成焓?在温度T下,由参考状态单质生成物质B(B=+1)的标准摩尔焓变，称为物质 B的标准摩尔生成焓?标准摩尔燃烧焓?在温度T下,物质B(B=-1)完全氧化成指定产物时的标准摩尔焓变，称为物质 B的标准摩尔燃烧焓6Hess 定律化学反应不管是一步完成还是分几步完成，其反应热总是相同的例：已知 298.15K 下，反应：（1）22()()()C sOgCOg(1)rHm=-393.5/kJ mol(2)2212()()()CO sOgCOg计算298.15K下，CO 的标准摩尔生成

6、焓应用：1.利用方程式组合计算例己知298.151下，反应：(1)C(s)+02(g）一C02(g),6.1H1(1)=-393.5kJ1not1 C2)CO(g)+!02(g)-C02(g),6.1H1号（2)=-282.98kJ1uoJ1 斗I缸29s.1sh.1,.con灿；fl：摩尔品陆梅；.n性”，凰.，且，”角！：利用Hess半1It.6.rH1(3)f 0 2(g)+CO(g)C(s)+01(g).6 H（l）益2._璋的l.61H1（2)L赳料C02也）一一，.6.1H京l)=.6.rH1（2)+.6rH1(3).61H:I;(3)=f:.1H1（1)-6rH1巳（2)=-11

7、0.53kJn1ol1 2.I扫标准摩尔生成价求反应的标叫iiJ华尔价交6 H.e=0 4NH3倍：）502(g）4NO(g)+6H20(g)4l:.J!l!(NH3,g)56tH!(02,iJ N2(g)+SC)z(g)+6H2(g 41;.1(NO.g:)66tH1(H20,g)6.rH1=4.6.ef1(NO,g)+6.6.tff1(H20,g)一46.efl（阳J也tfl1:cc)2,g)J=490.25+6 X(-241.82)-4 X(-46.ll)-OkJmo11=905.4 8kJ1no11?总结?看课本例题 2-1，2-2?课后习题做 2，3，8，11，21?这一章中 hes

8、s 定律比较重要，考的几率比较大，要熟练掌握，会计算。?第三章化学动力学基础3.1 反应速率的概念3.2 浓度对化学反应速率的影响化学反应速率方程式及实验确定方法、3.3 温度对反应速率的影响Arrhenius方程式及应用3.4 反应速率理论碰撞理论与活化能、基元反应3.5 催化剂与催化作用知识点一?1.定容反应的反应速率?2.平均速率与瞬时速率的概念，表达式知识点二?1.化学反应速率方程式对丁.J般（甘化学反j丘：c1A+bByY+.:Z v=/c;c!日，一反应级数：若a=l,.A.为一级反应：.！B为二级反应，ljl1Ja 3，总反应级数为3.，必级通过实验确定其值。通常手丘。乒bok一

9、反应速率系数：苓级反应1nolL1s1；一级反应sl；二级反应（川olL-1)-1 sl;k不随浓度而变，电器渥且影响，通常温度升高，kj_曾大。nlC柿E2.浓度与时间的定量关系半衰期当反应物 A 的转化率为 50%时所需的反应时间称为半衰期，用1/2t表示。对于一级反应,其半衰期为：1/201/2lntcktc，1/2012tcc因1/21ln2kt则1/2ln 20.693tkk知识点三反应速率方程影响反应速率的因素有两个：k 与温度有关，T 增大，一般 k 也增大，但 kT不是线性关系。Arrhenius 方程：0aexp(/)kkERTk0指前参量Ea实验活化能，单位为kJmol-1

10、N20乡在CCI川（I可分解地采方扫卫.J:v叫N20;)1)11f.:1为：生kc(N205),生k:dt cit c f勾 dc(N205)r c,(N1 05)一一一一一kclt In一一一一一 kr担。c(N101）呻coCN201)c,(A)j国式：In兰一一二kt（一锁反应co(.A.)义：11c1(A）一加mc0(.L）晖a0lnlnEkkRT对数形式：直线的斜率为a-RE1lnTk显然为直线关系，直线的截距为0ln k由 Arrhenius 方程可定义 Ea：a2dlndEkTRT2adlndkERTT则Arrhenius 方程式的应用1.已知 T1k1，T2k2，求 Ea 1

11、10a1lnln/TTkkERT时，2220alnln/TTkkTER时，两式相减，整理得到：a211211lnEkkRTT活化能的数量级在40 400 kJ mol-1，多数为 60250 kJmol-1 2.由 Ea计算反应速率常数例题：2N2O5(g)2N2O4(g)+O2(g)已知：T1=298.15K,k1=0.46910-4s-1 T2=318.15K,k2=6.2910-4s-1 求：Ea及 338.15K 时的 k3。-1122a211ln102kJ molTTkERTTk解：3a11311lnkEkRTT3136.1210 sk知识点四?1.理解碰撞理论的概念?2.过渡态理论

12、含义及意义?3.活化能总结?这章知识点比较重要，rrhenius 方程的应用是重点。?这章的例题都要仔细做一遍?课后习题做 3，5，7，11，16，17?第四章化学平衡熵和 Gibbs函数?4.1标准平衡常数?标准平衡常数表达式?4.2标准平衡的应用?判断反应程度、预测反应方向、计算平衡组成?4.3化学平衡的移动?Le Chatelier原理?4.4自发变化和熵?熵的概念与物质熵的特点?化学反应熵变的计算?4.5 Gibbs 函数?Gibbs函数变判据、标准摩尔生成 Gibbs函数、Gibbs函数与化学平衡知识点一化学平衡在可逆反应中，正反应和逆反应的速率相等时反应物和生成物的浓度不再随时间而

13、改变的状态称为化学平衡。如：CO(g)+H2O(g)CO2(g)+H2(g)正逆反应达到动态平衡，即：v正 v逆就可以说该反应已经达到化学平衡了。平衡常数一、经验平衡常数对任一可逆反应aA+bB gG+hH 在一定温度下达到平衡时，体系中各物质的浓度间有如下关系：GgHh/AaBb=K 浓度单位用摩尔浓度时，该常数用Kc表示aA+bB gG+hH ghGHabABccKcccc 均为平衡时的浓度气相反应时，平衡浓度也可以用各气体分压表示;此时平衡常数为 Kp ghGHabABppKppp根据理想气体分压与浓度的关系：p=nRT/V=cRT Kp=Kc?(RT)n标准平衡常数 K?平衡常数表达式

14、中各项浓度用相对浓度表示，此时的常数即为标准平衡常数。相对浓度：ci/c?,pi/p?与标态值比222COHKcCOH O()()()()GHABghppppabpppp平衡常数表达式中各项浓度用相对浓度表示，此时的常数即为标准平衡常数。相对浓度：ci/c?,pi/p?与标态值比知识点二1 判断反应的程度K 愈大，反应进行得愈完全；K 愈小，反应进行得愈不完全；K 不太大也不太小(如 10-3 K 103),反应物部分地转化为生成物。2 预测反应的方向反应商aA(g)+bB(aq)+cC(s)xX(g)+yY(aq)+zZ(l)对于一般的化学反应：任意状态下：(X)/(Y)/(A)/(B)/x

15、yiiabiippccJppcc反应商判据：J K 反应逆向进行知识点三1 浓度对化学平衡的影响化学平衡的移动：当外界条件改变时，化学反应从一种平衡状态转变到另一种平衡状态的过程。对于溶液中的化学反应，平衡时，J =K 当 c(反应物)增大或 c(生成物)减小时,J K 平衡向逆向移动。?例题：反应 CO(g)+H2O(g)-CO2(g)+H2(g)某温度下达到平衡时。CO=H2O=0.005CO2=H2=0.015 向平衡体系中加 H2O(g),使 H2O=1mol/ml,判断平衡移动的方向,并求重新平衡时 CO 的转化率222COHKcCOH O解：3232(0.015)(0.005)mo

16、ldmmoldm?9Kc平衡因浓度的改变而被破坏时,Qc 发生变化:若从 CO=0.02算起，第一次平衡时,转化率为 75%,第二次平衡时0.0150.00495100%99.75%0.02转化率2 压力对化学平衡的影响部分物种分压的变化 如果保持温度、体积不变，增大反应物的分压或减小生成物的分压，使 J减小，导致 J K，平衡向逆向移动。体积改变引起压力的变化对于气体分子数增加的反应，B 0，x B 1，JK，平衡向逆向移动，即向气体分子数减小的方向移动。对于反应前后气体分子数不变的反应，B=0，x B=1，J=K，平衡不移动。对于气体分子数减小的反应，B 0，x B 1，J Ke，平衡向逆

17、向移动。GHTS定义G-Gibbs 函数（Gibbs 自由能）G 是状态函数，单位：kJ.mol-1 Gibbs 函数(变)判据：在定温定压下，任何自发变化总是系统的Gibbs 函数减小。0 G反应是自发的，能正向进行；0 G反应是非自发的，能逆向进行0 G反应 处于平衡状态。标准摩尔生成 Gibbs函数化学反应的标准摩尔Gibbs 函数变1.标准摩尔生成 Gibbs 函数在温度 TK下，由参考状态的单质生成物质B(且B=+1时)的标准摩尔 Gibbs 函数变，称为物质B的标准摩尔生成 Gibbs 函数。D.rG1 =rHr-T 公rA 严fcftr江B,-1日态，；单位是kJmol-1:i6

18、.rC参考态单质，乱：器骂：空运Gibbs 函数与化学平衡总结?本章节是历年考试的重点，所以要拿出时间好好学习这一章，共九道例题，希望同学们都能好好研究一下。?课后习题做 3，5，7，10，12，13，20，22，23?第五章酸碱平衡?5.1酸碱质子理论?基本概念?5.2水的解离平衡和 pH?5.3弱酸、弱碱的解离平衡?一元弱酸、弱碱、多元弱酸的解离平衡?5.4缓冲溶液2用f侣，相态，计算6rG1对于化学反应：O=fv8B 6rG1(298.15K)=V86f侣，相态，298.ISK)如果T:;t:298.15K6 rG1（6rH1（298.l 5K)-T 6rSn(298.l 5K)用LrG

19、1只能判断标准状态下反应的方向。等温方和式：AmC T)=6.rG1 CT)+RT lnJ 反应达剑主fl衡时，6.rG1n(T)=O,J=K9 6rG:CT)=-RT lnK气T)将此式代入前式得：;i!W窍。户rG111CT份RrJ,o.K6+RT叫.6.rGmC阶RT呼叫：窑骂骂?5.5 酸碱电子理论与配合物概述?5.6 配位反应与配位平衡知识点一?酸，碱的基本概念?两性物质?酸碱的区分及相对强弱知识点二?水的解离平衡?溶液值计算公式知识点三?一元弱酸的解离平衡?一元弱碱的解离平衡?稀释定律：在一定温度下(Ka 为定值)，某弱电解质的解离度随着其溶液的稀释而增大多元弱酸的解离平衡2323

20、3H CO(aq)H O(l)H O(aq)HCO(aq)第一步：23233HCO(aq)H O(l)H O(aq)CO(aq)第二步：23311a2233(H O)(CO)(H CO)4.7 10(HCO)ccKc盐溶液的酸碱平衡1.强酸弱碱盐（离子酸）NH4Cl(s）一旦豆豆7NH;(aq)十c1-(aq)H20(l)+H20(l)-O日（aq)+H30(aq)阳；（aq)+OH-(aq)一阳3(aq)+H20(l)阳；例H20(l)阳3（时I-I30（岛q)(l）贝lj(1)K!;(2)y）K了队，c(H30+)c（阳3）叫OH-)-JC,.K,CNH;)=二二;!Iii坦也,.c(NH

21、;)c(Qfut骂骂将党阿自民）两边分别去负对数2.弱酸强碱盐（离子碱）NaAc,NaCN 一元弱酸强碱盐的水溶液成碱性，因为弱酸阴离子在水中发生水解反应。如在NaAc 水溶液中：2Ac(aq)H O(l)HAc(aq)OH(aq)wba(HAc)(OH)(Ac)(HAc)(Ac)ccKKKc通式：Ke至二a K e b 即：K了K了K:p占了pK了 pK!25C,pK:+pK:=14 NH；的ft再离度就是所谓的放类的水fiJ平度。水解平衡时盐水解部分的浓度水昌度xlO佛也盐的初始浓度C o-c叫xlOO也c 0 e e e pKa+pKb=pKv 25C,pK了 pK了14 NH；的解离皮

22、就是所谓的盐类的水解度。水解平衡时盐水解部分的浓度水解度x100%盐的初始浓度Co-ceq 一一一一一一一x l OOo c 0 K（Ac）是质子帆c的解离常数，也就队旷的水f(I，平常数。?知识点四?同离子效应：在弱电解质溶液中，加入与其含有相同离子的易溶强电解质而使弱电解质的解离度降低的现象?缓冲溶液：具有能保持本身pH 值相对稳定性能的溶液(也就是不因加入少量强酸或强碱而显著改变pH 值的溶液)缓冲作用原理23HA(aq)H O(l)H O(aq)A(aq)?较少量少量较大量a3(HA)(HA)(H O)(A)Kccc3(H O)(HA)/(A)ccc的大小取决于的比值。加入少量强碱：2

23、OH(aq)HA(aq)A(aq)H O(l)3(HA),(A)(H O)OHccc因为较大，不因的加入而有明显变化。溶液中较大量的HA 与外加的少量的OH生成 A和 H2O，当达到新平衡时,c(A)略有增加,c(HA)略有减少，(HA)(A)cc变化不大，因此溶5影响盐类水f耐的国东盐的浓度：C盐，水解度增大。江；嚷：水解反应：JI股热反应，6rH1 o,rv.!，水解度增大。总之，加热平II楠轩布i钉利于盐类的7j(fi样。前液的酸碱度：川酸可以51起盐类水解平衡的移动例如；JQ酸能抑制下述7（解产物的生成。液的 c(H3O+)或 pH 值基本不变。加入少量强酸：缓冲溶液 pH 值的计算弱

24、酸 弱酸盐：例 HAcNaAc，H2CO3NaHCO323HA(aq)H O(l)H O(aq)A(aq)a3(HA)(HA)(H O)(A)Kccc两边取负对数，则2.弱碱 弱碱盐NH3 H2O NH4Cl 2B(aq)H O(l)BH(aq)OH(aq)b(BH)(OH)(B)(B)ccKcH30+(aq)+A-(aq)=HA(aq)+H20(l)i在液中大量的A与外加的少量的H30结介成HA，当达到新平衡时，c(HA)III各有c(HA)增加，c(A-)1略有减少，一一一变化不大，c(A-)主此溶液的c但30）写lZpH值基本不变。c(HA)pH=pK了（HA)-lg一一一平衡浓度c(A

25、-),-LU才二同尚下效应的存，通常用4日J始浓度c0(HA),c0(A）代替c(HA),c(.A.）。结论缓冲溶液的缓冲能力是有限的；缓冲能力与缓冲溶液中各组分的浓度有关，c(HA)，c(B)及 c(A)或 c(BH+)较大时,缓冲能力强。(HA)(B)1(A)(BH)cccc或接近时，缓冲能力大?总结?这一章也是非常重要的一章，尤其是弱酸弱碱的解离平衡，缓冲溶液的计算都是每年常考的知识点，也有一定的难度，大家要重视，学这一章关键是总结规律。?看例题5-2，5-4，5-5，5-6，5-8,5-10?课后习题做 6，12，16，23，24?第六章沉淀-溶解平衡?6.1溶解度与溶度积?6.2沉淀

26、的生成与溶解K口（B)c(B)c(OH-)=0 牛c(BH+)c(B)pOH=pKb(B)-lg一一：u c(BH)pH=14-pK怡lg五些一pK协的一lg笠!r2u c(Bff)c(B)缓冲溶液的pH仇i二要；（：山pK蜘4-pK决店的，还与旦旦旦或二里L干f:t:.;c(A-)c(BH)?溶度积规则、同离子效应与盐效应?pH 对溶解度的影响、配合物的生成对溶解度的影响?6.3两种沉淀之间的平衡?分步沉淀、沉淀的转化知识点一?溶解度?溶度积?溶解度与溶度积的关系?在有关溶度积的计算中，离子浓度必须是物质的量浓度，其单位为molL1，而溶解度的单位往往是 g/100g水。因此，计算时有时要先

27、将难溶电解质的溶解度S 的单位换算为 molL1。例：25oC，AgCl 的溶解度为 1.9210-3 g L-1，求同温度下 AgCl的溶度积。知识点二溶度积规则解：己去口.A1.r认g,CJ)=143.3 1.9210 3 s=n10I L 1=1.3410 31noI L 1 143.3 Ag如）二Ag+(aq）十Cl-(aq)平衡浓度（11101 L-,)S S K(AgCl)=c(Ag+)c（）=s:1=1 RO1 o-10?.同离子效应?在难溶电解质溶液中加入与其含有相同离子的易溶强电解质，而使难溶电解质的溶解度降低的作用。?盐效应：?在难溶电解质溶液中，加入易溶强电解质而使难溶电

28、解质的溶解度增大的作用1.难溶金属氢氧化物AuB111(s)=nAm+(aq)+mB11-(aq)J=c(An1+)11c(Bu晴）DJ 以淀一浴解平衡的反应尚判据，即浴！主和、规则：我JK.平衡向左移动，沉淀析山：食J=K.处于平衡状态，饱和溶液：我JK平衡向右移动，无沉淀析出；蝇蜂，tit昏科：原来有沉淀存在，4出隅提溶解宫”前j气酸M(O四”。）=NI+(aq)+noH-(aq)加酸，H+OH一即使J J K!r-”-立7惶c(OH-)=飞）一二仨C(M ),e 开始沉淀c(OH）主号1：二旦二.川C。（M”）,e v-c捷克今c(OH）之I一二L曲”4”四川11.010-,.蝇一a乎乎

29、 j：酸也悄jliJ是i Al(OH)3(s)+3H.,.(aq)=Al.,.(aq)+3H20(1)Al(OH)2(s)+OH-(a.q)=Al(Ol-l)(aq)和J.饺耻例如：Ivfg(OH)2 M且.(Q.H)2K,5.110-1 2 2.110-1 3 Mg(OH)2(s）二Mg2(aq)+20Ir(a.Q)tt:c砾。OH-(iUl)=NH3 H2 O(a.q)使J J=c(M+)c(OH-)c(HS-)难济金属硫化物在酸中的沉淀l将解平衡：MS(s）江I+（叫）lvI2叫）H2制）Ke一c(M勺c(H2S)c(S2-)一制c(H丁2c(S勺K;:,(i/fS)rix k=usp

30、Ko1(H2S)Kn2Ff.割K：.一在酸中的浴应积晶敬；：占；：!.:”配合物的生成对溶解度的影晌一一沉淀的配位；窑解）2H（制）4（制）叫（钢）H2S(6lJV Kec_扭扭时注c(Cdc(S1一4(ff)2c(U)4 盖（Cd2）c(S1)一乓（CdS)Kr9(C.d.Cl;-)凸A=K son K;K;(H2S)K11（H2S）A必J.s)+2NH3(aq)=Ag(NH3)!(aq)+Cl-(aq)K=K1印Kr喃喃喃m阳AgI(.s)+I-（叫）=Agl；（q主a!:=-:=与K！的大小及沉淀的类型有关沉淀类型相同，被沉淀离子浓度相同，K；小者先沉淀，K.大者后沉淀：沉淀类型不同，要

31、通过计算确定。与被沉淀离子浓度有关沉淀的转化597.1 104.9 10=1.4104例题：在 1LNa2CO3溶液中使 0.010mol 的 CaSO4全部转化为 CaCO3,求 Na2CO3的最初浓度为多少?当c(Cl）c（川t,A昂地口J能先析山c1(Ag）c2(Ag）r K!(A,cl:!b 监生dc(CJ-)c(r)乓他幽且温巳c(Cl-)e c(I-)-1 c(I-)Ks;(Agl)8.310-l=2.2106 c(I-)CaSQ(s)+co 2-C创Ca_C.Q(s)+so2-(a.q)Ke_ c(SO!-)c(Ca勺c(CO；帽）c(Ca勺_ K!(CJiSQ 4)碍。C.,Q

32、3)3 4 10.010mol L?总结?沉淀-溶解平衡也是考试的重点之一，计算题出的概率很大，两种沉淀之间的平衡是重点。?课本例题看 6-1，6-2，6-3，6-4，6-5，6-6，6-7，6-8，6-10?课后习题做 5，7，10，12，14，16，18，21?第七章氧化还原平衡电化学基础?7.1氧化还原反应的基本概念?氧化还原反应方程式的配平?7.2电化学电池?原电池的构造、原电池的电动势的测定、原电池的最大功与 Gibbs函数?7.3电极电势?标准氢电极和甘汞电极、标准电极电势、Nernst 方程?7.4电极电势的应用?判断氧化剂、还原剂的相对强弱、判断氧化还原反应进行的方向、确定氧化

33、还原反应进行的限度、元素电势图知识点一?确定氧化值?氧化还原反应方程式的配平?配平原则：CaS04司专制i转化为CaC03，求NC03的母初浓度为多少？解：Ca.S,04cs)+cq-(a_q)=Ga,C.QC s)+so-(asi)0.010 平衡浓度（11101-L-1)0.010 白,.一一一Kt:;=1.4104.=7,110-c0a2C03)=(7.lx 10O.OIO)mol L-1?电荷守恒：氧化剂得电子数等于还原剂失电子数。?质量守恒：反应前后各元素原子总数相等。知识点二电池反应和电极反应?电池反应一般是一氧化还原反应Zn+Cu2+(aq)Zn2+(aq)+Cu 分为两个半反应

34、：氧化半反应Zn Zn2+(aq)+2e 还原半反应 Cu2+(aq)+2e Cu?电池负极（）输出电子，即失电子的反应（）Zn Zn2+(aq)+2e?电池正极（）得到电子的反应（）Cu2+(aq)+2e Cu 两个电极反应相加就是电池反应几种不同电极的表示氧化态还原态均为溶液：Fe3+e-Fe2+要加惰性电极，如Pt，C等：Pt|Fe2+,Fe3+有气体参与反应：2H+2e-H2也要加惰性电极:(Pt)H2|H+(c)有沉淀参与反应：AgCl+e-Ag+Cl Ag|AgCl,Cl(c)原电池的最大功与Gibbs 函数电功(J)=电量(C)电势差(V)maxMFWZFE电池反应：rmmaxr

35、mMFGWGZFEEMF 电动势（V）F 法拉第常数 96485（Cmol-1）Z 电池反应中转移的电子的物质的量标准状态：知识点三2.其它常用的参比电极甘汞电极：Hg2Cl2(s)+2e 2Hg(l)+2Cl298K时：?Hg2Cl2/Hg=0.2801 V 饱和(KCl 溶液)甘汞电极：Hg2Cl2/Hg=0.2412 V 0.1MKCl：Hg2Cl2/Hg=0.3337 V 氯化银电极：AgCl(s)+e Ag(s)+Cl1标准氢电极2H飞1.0)+2e=H2(p 9)矿H例如0(V)与标准铮电极组成电池zt斗nz主(-)Zn 1Zn2舍II HIH2I同（）-I.I$电.E=cpH+/

36、H2一咱pZn/Zn2+t:J-.,.”.-0.7628=0-cpzn1zn2.-.-0Zn/Zn2.=-0.7628 v i田量，daioso.告,-u,1.tux10 1-rl-lMI-主电鼠,_l:J三L3 a一机创刊U冉一二,lnold”.11-目8II a童ZoiZa电衅，E准illlt电骨l!()d标准态时：cCl-1.0?AgCl/Ag=0.2223 V3.电极电势的测定(-)Pt,H2（卢）IH+(l.01nolL-1)II Cu2气1.01 nol L-1)I Cu(+)Cu沪H2=Cu+2H+E!,=E9(Cu2+/Cu)-E 9(I-I+/H2)=0.340V 田IiE9

37、(Cu z+/Cu)=0.340V 4.且1G1与电极屯势的关系(+)Cu2+(aq)+2e-=Cu(s)(-)2旷（四）+2e二H2(g)电池反应：Ll.G9 1(1).G.e,n(2)Cu2（蚓H2(g)=Cu(s)+2H（制）rG,:因为LlrG!(H2,g)=0,LlrG,:(H+,a.q)=0 rG,(Cu,s)=0 所以公.G,:=-公rG，(Cu2，蚓）捡E=E9(Cu2+/Cu)-E9但今H2)=E0(Cu2/Cu)因为ll,.G,:=-ZFl毡所以t.,G;=-ZFE9(Cu2./Cu)=LG!1,自p.6rG,(Cu2,aq)=ZFE0(Cu2+/Cu)电极反应：.6.G（

38、也对）=-ZFE9(11!.对）t.,.G（电对）ZFE（电对）知识点四电池电势和电极电势的应用一、氧化还原能力的大小顺序氧化型+ne=还原型?值越大，电对氧化型氧化能力越强；同理?值越小，电对还原能力越强。如：?MnO4-/Mn2+=1.51V?Fe3+/Fe2+=0.77V?Cu2+/Cu0.34V?Sn4+/Sn2+0.154V?Cl2/Cl-1.36V?I2/I-0.54V 5.Neinst力.W.i:t 也i也反应：6.rGm=6.rG品2.303R71gJ-ZFEuF=-ZF+2.303R11 2.303RT.E四E，工lrrJ”“叩ZF-当T=298.l5K时，将R=8.3141

39、 mor1 J.:.气F=96485C n1or1代入得：c 00雪92VE;.tF(298K)思（298:K）士言等电报反应：氧化型ze还以型E=E9 陆豆豆旦ZFRT c（氧化组T=298.lSK A J,一O.OS92Vc（还原型）E(29胀）=E9(298K)一一一lg一一c（氧化型）f1J:MuQ4+8H+-+Se=MQ衍41-120 E创n.Q!Mo2+)=+0.0592V c（胁凶比w:2;8Ee(l:iu；1Mo2）一：lg?Zn2+/Zn-0.762 氧化能力：MnO4-Cl2 Fe3+I2 Cu2+Sn4+Zn2+还原能力：Mn2+Cl-Fe2+I-Cu Sn2+Zn二、氧

40、化还原反应方向判断反应方向性：rG(还原剂)此时，E正极负极 0 ，这样 rG-nFE?Cl2/Cl-=1.36 反应可自发三 确定氧化还原反应进行的限度6.rG 一2.303RTlgK96.rG=-ZFE w 国为ZFE盏2.303R刀gKer.,e _ 2.303RT 1 _,.,.e J.JMF ZF A伊h哼忡eT=298.1 SKII士，lnK8二旦旦0.0257V 四元素电势图1.判断歧化反应能否发生2.计算电对的电极电势兀崇山势闸的表,1J(j法N 0.6945V o.一一一H.O.,Z=I l.229I l.763V 一一一一H、OZ=l j 4是）言方法：Z=2 作物利放哨化

41、1r飞从前ijilj（民向右夕lj:行物利r111川自线相连接自线上j际l归相应Il.!JO E!E:_ 发生歧化反应；E,!=-Z,FE宁如Z2e-C E Gn：玛 Z2FE宁十）c+Z3e-=D 36，G.Z3FE A+Z.e丰DE.f ll,G.吗二班班总结第七章与前两章一样，都是比较重要的章节，涉及到的计算题重点很多，几乎每一小节都是考试的重点，五六七这三章要结合起来看，结合考的几率很大。课本例题看 7-2，7-3，7-4，7-5，7-6，7-7，7-9，7-11，7-12，7-13，7-14 课后习题做 4，5，6，11，13，14，16，19，20，21，23?第八章原子结构?8.

42、1氢原子结构?氢原子光谱和 Bohr理论、电子的波粒二象性、量子数?氢原子的基态和激发态?8.2多电子原子结构?多电子原子轨道能级、核外电子排布?8.3 元素周期律?原子的电子层结构和元素周期系、元素性质的周期性知识点一?氢原子光谱?ohr理论及三点假设?电子的波粒二象性四个量子数主量子数n Z.=Z1+Z2+Z3 Li.G 8=Li G 8+Li G 9+Li G 9 1(x)r血l)I皿。）r n叫3)一ZxFE9Z1FE了-Z2FZ3FEf E.=Z1E+Z1E+Z3Ef r.e Z1E19+Z2E了+Z3E:-;:z:,:n=1,2,3,角量子数l=0,1,2,n-1 磁量子数m m=

43、+l，l自旋量子数sm12sm，12sm主量子数 n：与电子能量有关，对于氢原子，电子能量唯一决定于n；1822.179 10JEn不同的 n 值，对应于不同的电子层：K L M NO 角量子数 l：l 的取值0，1，2，3n1 对应着s,p,d,f.(亚层)l 决定了的角度函数的形状。磁量子数 m：m可取0，1,2l；其值决定了角度函数的空间取向知识点二核外电子排布核外电子分布三规则：?最低能量原理电子在核外排列应尽先分布在低能级轨道上,使整个原子系统能量最低。?Pauli 不相容原理每个原子轨道中最多容纳两个自旋方式相反的电子。?Hund 规则在 n 和 l 相同的轨道上分布的电子,将尽可

44、能分占m 值不同的轨道,且自旋平行。N：1s2 2s2 2p3Z=26 Fe：1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d6 4s2 半满全满规则：当轨道处于全满、半满时，原子较稳定。226265124 Cr 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4sZ：51Ar 3d 4s2262610129 Cu 1s 2s 2p 3s 3p 3d4sZ：101Ar 3d 4sAr 称为原子芯知识点三元素周期律：元素以及由它形成的单质和化合物的性质，随着元素的原子序数(核电荷数)的依次递增，呈现周期性的变化元素周期表(长表)?周期号数等于电子层数。?各周期元素的数目等于相应能级组中原子轨道所能容纳的电子总数

45、。?主族元素的族号数等于原子最外层电子数?元素的分区和族1)s 区:,最后的电子填在 ns上,包括 IA IIA,属于活泼金属,为碱金属和碱土金属;2)p区:,最后的电子填在 np上,包括 IIIA-VIIA 以及 0 族元素,为非金属和少数金属;3)d区:,最后的电子填在(n-1)d上,包括 IIIB-VIIB 以及VIII 族元素,为过渡金属;4)ds区:,(n-1)d全充满,最后的电子填在 ns上,包括 IB-IIB,过渡金属(d和ds区金属合起来,为过渡金属);5)f区:,包括镧系和锕系元素,称为内过渡元素或内过渡系.量子数，电子层，电子亚层之间的关系每个电子层最多容纳的电子数2 8

46、18 2n2主量子数 n1 2 3 4电子层K L MN 角量子数l 0 1 2 3电子亚层 s p d f 每个亚层中轨道数目1 3 5 7 每个亚层最多容纳电子数2 6 1014 原子半径（r）共价半径金属半径van der Waals 半径主族元素：从左到右r 减小；上到下 r 增大。过渡元素：从左到右r 缓慢减小；从上到下 r 略有增大。电离能基态气体原子失去电子成为带一个正电荷的气态正离子所需要的能量称为第一电离能，用I1表示。E(g)E+(g)+e-I1由+1 价气态正离子失去电子成为带+2 价气态正离子所需要的能量称为第二电离能，用I2表示E+(g)E2+(g)+e-I2 例如：

47、212Li(g)eLi(g)7298.1kJ molI2313Li(g)eLi(g)11815kJ molI同一周期：主族元素从 A 到卤素，Z*增大，r 减小，I 增大。其中A 的 I1 最小，稀有气体的 I1 最大；长周期中部(过渡元素)，电子依次加到次外层，Z*增加不多，r 减小缓慢，I 略有增加N、P、As、Sb、Be、Mg 电离能较大半满，全满。同一主族：从上到下，最外层电子数相同；Z*增加不多，r 增大为主要因素，核对外层电子引力依次减弱，电子易失去，I 依次变小。电子亲和能元素的气态原子在基态时获得一个电子成为一价气态负离子所放出的能量称为电子亲和能。当负一价离子再获得电子时要克

48、服负电荷之间的排斥力，因此要吸收能量。例如O(g)+e-O-(g)A1=-140.0 kJ.mol-1O-(g)+e-O2-(g)A2=844.2 kJ.mol-1电子亲和能的大小变化的周期性规律如下图：同一周期：从左到右，Z*增大，r 减小，最外层电子数依次增多，趋向于结合电子形成8 电子结构，A 的负值增大。卤素的 A 呈现最大负值，A 为正值，稀有气体的A 为最大正值。同一主族：从上到下，规律不很明显，大部分的A 负值变小。特例：A(N)为正值，是p 区元素中除稀有气体外唯一的正值。A 的最大负值不出现在F 原子而是Cl 原子。电负性原子在分子中吸引电子的能力称为元素的电负性，用表示。电

49、负性的标度有多种，常见的有Mulliken 标度(M)，Pauling 标度(p)和 Allred-Rochow 标度(AR)。电负性标度不同，数据不同，但在周期系中变化规律是一致的。电负性可以综合衡量各种元素的金属性和非金属性。同一周期从左到右电负性依次增大；同一主族从上到下电负性依次变小，F 元素为 3.98，非金属性最强。?总结?这一章内容比较繁琐，要理解，选择，填空出的比较多，记忆的东西比较多?课后习题做 5，10，11，12，14，15，16，19?第九章分子结构?9.1价键理论?共价键的本质与特点、共价键的键型、杂化轨道理论?9.2价层电子对互斥理论?9.3分子轨道理论?9.4键参

50、数知识点一共价键的键型1.键：原子轨道沿核间联线方向进行同号重叠(头碰头)。2.键：两原子轨道垂直核间联线并相互平行进行同号重叠(肩并肩)。杂化轨道基本要点：?成键时能级相近的价电子轨道混合杂化，形成新的价电子轨道杂化轨道。?杂化前后轨道数目不变。?杂化后轨道伸展方向，形状发生改变。1.sp3杂化CH4的空间构型为正四面体0 2.sp2杂化4.不等性 sp3杂化NH3HNH107 18小结：杂化轨道的类型与分子的空间构型C:2s22p2 B凡的空间构型为千面二角形B:2s22p1 3叩杂化Be:2s1 2p F p/B-.p Be采用sp杂化生成BeH211”思飞.号旦旦.慕障JlflloS线