山东省专升本化学生物科学专业复习材料.docx

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山东省专升本化学生物科学专业复习材料

山东省专升本化学（生物科学专业）复习材料

分散系

一、分散系

1、概念：

分散系——由一种或多种物质分散在其它一种物质中构成的系统。

分散系由分散剂和分散质构成。

分散质——被分散的物质。

分散剂——分散其它物质。

2、分散系分类

溶液

（粒子直径<1nm）

胶体

粒子直径1~100nm

粗分散系

粒子直径>100nm

稳定

高分子溶液

溶胶

不稳定

稳定

稳定

单相

单相

多相

多相

能通过半透膜

不能通过半透膜

能通过滤纸

不能通过紧密滤纸

二、气体

1、理想气体状态方程

pV=nRT

p—气体压力SI单位kPa

V—气体体积SI单位L

n—物质的量SI单位mol

T—热力学温度SI单位K

R—气体摩尔常数8.314kPa﹒L﹒K-1﹒mol-1；Pa﹒m3﹒K-1﹒mol-1

2、道尔顿气体分压定律

（1）分压

混合气体中，某一组分气体所产生的压力为该组分气体的分压力。

分压力等于该组分气体在相同的温度下，单独占据与混合气体相同体积时所产生的压力。

（2）分体积

某组分的分体积等于该组分产生与混合气体相同的压力时所占据的体积。

（3）分压定律

混合气体的总压力（或总体积）等于各组分分压（或分体积）之和

理想气体混合物中某组分气体的分压等于该组分气体的摩尔分数与总压的乘积。

三、液体

1、溶液的组成标度

1）、B的物质的量浓度

CB=nB/V单位：

mol﹒L-1

2）、溶质B的质量摩尔浓度

bB=nB/mA单位：

mol﹒Kg-1

3）、B的摩尔分数

xB=nB/n总

4）B的质量分数

ωB=mB/m总

5）B的质量浓度

ρB=mB/V单位：

g﹒L-1

6）几种溶液组成标度之间的关系

CB=ωBρ/MB

CB=bBρ（两组分的稀溶液）

CB=bB（两组分的稀的水溶液）

2、稀溶液的依数性

1）稀溶液蒸汽压下降

在一定温度下，稀溶液的蒸气压等于纯溶剂的蒸气压与溶剂摩尔分数的乘积。

P=PA＊﹒xA

在一定温度下，难挥发非电解质稀溶液的蒸气压下降值P与溶质的摩尔分数成正比.

P=PA＊﹒xB

=PA＊·bB·MA

=k·bB

2）溶液沸点升高

溶液的沸点升高值与溶液中溶质的摩尔分数成正比。

Tb=Kb·bB

Tb为稀溶液沸点的升高值，K；

Kb为溶剂的摩尔沸点上升常数，Kkgmol-1，

bB为溶质的质量摩尔浓度。

molkg-1

注意：

溶液在沸腾时，沸点不能保持恒定，而是不断地升高直至溶液达到饱和。

3）溶液的凝固点下降

Tf=KfbB

Kf单位：

Kkgmol-1。

Tf单位：

K。

注意：

溶液在凝结过程中，凝固点不能保持恒定，而是不断地降低直至溶液达到饱和。

4）溶液的渗透压

定量计算渗透压

=cBRT

；kPa

R:

8.314kPaLmol-1K-1

cB:

molL-1

注意：

稀溶液依数性的定量关系只适应于非电解质稀溶液（难挥发），而对于浓溶液或电解质溶液，定量关系不再成立，但性质依然存在。

四、胶体溶液

1、胶团的结构

｛（AgCl）m·nCl-·（n-x）K+｝x+·xK+

胶核电位离子反离子

2、溶胶的聚沉

电解质对溶胶起聚沉作用的主要是与胶粒所带电荷相反地离子，而且与其所带电荷多少有关。

一般来说，离子电荷越高，对溶胶的聚沉作用就越大，带有相同电荷的离子对溶胶的聚沉能力也存差异；随着离子半径的减少，聚沉能力就会减弱。

化学热力学基础

一、系统的状态函数

1、系统和环境

作为研究对象的那一部分物质叫做系统。

系统之外与系统有密切联系的其它物质叫做环境。

热力学系统可分为三类：

系统与环境之间的交换

敞开系统

能量物质

封闭系统

能量

孤立系统

2、状态函数：

用来说明、确定系统所处状态的宏观物理量。

状态函数的特征：

a定值性

b状态函数的改变，只与过程有关，而与途径无关

3热和功

能量的传递方式有三种：

热、功、辐射。

热：

Q，SI单位为J

规定：

系统吸热，Q>0

系统放热，Q<0

功：

W，SI单位为J。

规定：

环境对系统作功，W>0

系统对环境作功，W<0

4热力学能

热力学系统内部能量的总和。

U，单位为J

热力学能是系统的状态函数

系统热力学能的绝对值是不可知的，其变化值是可以得到的。

ΔU=Q+W

注意：

Q和W的符号。

5、热力学的标准状态

气体物质：

T，p=pθ=100kPa;

纯固体、液体：

T，p=pθ

溶质：

T，p=pθ，b=bθ=1mol/kg。

cθ=1mol·L-1作近似计算

标准态下状态函数变化右上标注，“θ”。

二、热化学

1化学反应热

当产物温度与反应物温度相同，反应过程中系统不作非体积功，系统吸收或放出的热量称为化学反应热。

1）定容热（Qv）

反应在定容条件下进行，这时的化学反应热称为化学反应的定容热。

ΔU=Qv

2）化学反应的定压热

反应在定压条件下进行，这时的反应热称为化学反应的定压热

Qp=ΔH

2、热化学方程式

要求：

①注明各物质的物态：

l（液体）,g（气体）,s（固体）,aq（溶液）

②注明反应条件：

温度、压力

ΔrHmθ（298）298K时,化学反应进行1mol时的标准焓变。

③反应式书写发生改变，反应焓变发生相应的变化。

3、热化学定律——盖斯定律（G.H.Hess）

盖斯定律：

一个反应若能分若干步进行，则总反应的反应热等于各分步反应反应热的代数和。

应用：

计算一些复杂反应的反应热

注意：

a.各反应中，同一物质的聚集状态及压力温度等条件应相同。

b.在对反应式进行合并时，如果有系数的变化，则相应的焓变值要有相应的系数变化。

4、物质的标准摩尔生成焓

1）定义：

物质B的标准摩尔生成焓是在指定温度下由参考态的单质生成1mol物质B时的标准摩尔焓变。

用符号ΔfHmθ表示。

单位kJ.mol-1

2）ΔrHθm（298K）的计算

ΔrHθm（298K）=ΣνiΔfHθm（298K）

三、化学反应的自发性

1、反应的自发性

1）过程的自发性

在一定条件下，不需外力作功能自发进行的过程称为自发过程。

2）自发过程的特点：

a自发过程是不可逆的；

b自发过程可以被用来做非体积功；

c自发过程只能进行到一定的程度。

2、焓变与反应的自发性

系统放热，即ΔrHm<0是自发反应的趋势,即放热有利于反应的自发进行。

3、系统混乱度与反应发自发性

混乱度增加是自发反应的趋势,即混乱度增加有利于反应的自发进行。

四、熵和熵变

1、熵是系统混乱度的一种量度.

混乱度越低，熵值越小;

混乱度越高，熵值越大

熵是系统的状态函数

2、热力学第三定律

纯物质完整有序晶体在0K时的熵值为零

S0（完整晶体，0K）=0

3、标准态下1mol纯物质的熵值叫做物质的标准摩尔熵（Smθ），J.mol-1.K-1

4、熵同样具有加和性

标态时，ΔrSmθ=iSmθ

5、物质熵值及反应熵大小定性估计

1）纯净物质熵值大小比较：

a.对同一物质，Smθ（g）>Smθ（l）>Smθ（s）

b.相同物态同类物质，分子中原子或电子数越多，分子量越大，结构越复杂，熵越大。

Smθ（F2）

2）过程熵变的一般规律

凡是气体物质分子数增加的反应ΔrSmθ>0，反之，ΔrSmθ<0，反应前后气体分子数不变时，ΔrSmθ总是很小。

6、影响自发反应的因素？

焓ΔrHmθ（T）<0有利于反应的自发进行

ΔrHmθ（T）>0不有利于反应的自发进行

熵ΔrSmθ（T）>0有利于反应的自发进行

ΔrSmθ（T）<0不有利于反应的自发进行

五、吉布斯自由能

1、定义：

G=H–TSG的SI单位为J

2、等温过程，Gibbs自由能的变化，ΔG=ΔH–TΔS

若在标准状态下，进行1mol反应：

ΔrGmθ（T）=ΔrHmθ（T）-TΔrSmθ（T）

ΔrGmθ的单位是kJ.mol-1

3、吉布斯自由能变的物理意义：

系统Gibbs自由能的变化等于系统可能对外作的最大非体积功

ΔG=W'max

4、过程自发方向的自由能判据

热力学证明，对等温、定压且系统不作非体积功条件下发生的过程：

ΔG<0,则过程自发进行；

ΔG>0,则过程非自发进行；

ΔG=0,则系统处于平衡状态

对于标准态下，进行的1mol反应则有：

ΔrGmθ＜0化学反应正向自发进行；

ΔrGmθ＞0化学反应正向非自发进行；

ΔrGmθ=0化学反应系统处于平衡状态。

5、物质的标准摩尔生成吉布斯自由能ΔfGmθ

物质B的标准摩尔生成吉布斯自由能是在指定温度T下由参考态的单质生成1mol物质B时的标准摩尔吉布斯自由能变，单位，kJ.mol-1

6、反应的标准摩尔吉布斯自由能变的计算

标准态下，298KΔrGmθ计算

ΔrGmθ（298K）=ΣνiΔfGmθ（298K）

7、Gibbs—Helmholtz公式的应用

ΔrGmθ（T）=ΔrHmθ（T）-TΔrSmθ（T）

（1）预测反应方向（反应的条件）

ΔG（T）=ΔH（T）-TΔS（T）

反应等温、等压，不做其它功的情况下

ΔH

ΔS

ΔG

自发反应的条件

－

＋

﹤0

任何温度都自发

＋

－

﹥0

任何温度非自发

＋

＋

高温自发

－

－

低温自发

（2）计算反应的转变温度

转变温度，化学平衡点时的温度，温度高于或低于该点温度，化学反应方向不同。

ΔrGmθ（T）=ΔrHmθ（T）-TΔrSmθ（T）

平衡时ΔrGmθ（T）=0

化学平衡

一、平衡状态（Equilibriumstate）

1、化学平衡状态是化学反应在一定条件下所能达到的最大限度的状态。

化学平衡的特征：

①热力学特征：

ΔG=0（从ΔG<0→ΔG=0）

②动力学特征：

V正=V逆（动态平衡）

③各物质量关系：

各物质的相对量不再改变，化学反应宏观停止。

④平衡是有条件的。

温度、压力、浓度

2、标准平衡常数

在一定条件下，某一化学反应达到化学平衡

aA（aq）+bB（s）=dD（g）+eE（l）

pD为气体的平衡分压，pθ=100kPa{pD/pθ}相对分压

c（A）为物质的平衡浓度，cθ=1.0mol.L-1{c（A）/cθ}相对浓度

固体、液体不写在表达式中

溶液中的反应，溶剂不写在表达式

3、平衡常数的物理意义

（1）Kθ是反应的特性常数，仅与温度有关。

Kθ（T）

（2）Kθ值是反应进行程度的标志。

Kθ越大，正向反应趋势大，Kθ小，正反应进行趋势小。

一般认为Kθ>106反应正向进行很完全；Kθ<10-6正向几乎不能进行；

（3）单位为1；

（4）与反应式的写法有关

（5）正、逆反应的标准平衡常数之间关系------互为倒数

4、化学反应等温方程式

　　　rGm（T）=rGmθ（T）+RTlnQ

=-RTlnKθ+RTlnQ

=RTln（Q/Kθ）

故：

1），Q>KθrGm（T）>0反应逆向自发；平衡逆向移动

2），Q

3），Q=KθrGm（T）=0反应处于平衡状态。

5、多重平衡原则

内容：

若某个反应是其它几个反应的和（或差）则该反应的标准平衡常数是其它几个反应标准平衡常数的积（或商）

学习多重平衡时注意：

①如果反应方程式在加减过程中，有系数变动，则对应的Kθ有方次改动。

②多重平衡常数K表示总反应进行的趋势大小,Kθ大，反应进行的趋势大，Kθ小，反应进行的趋势小。

③一个物质同时在几个衡关系式中出现，它的浓度（分压）只有一个值，并且满足各个平衡式及总平衡式

6、化学平衡的移动

1）、浓度对化学平衡的影响

①增加A浓度或减小D浓度,Q

②减小A浓度或增加D浓度,Q>Kθ平衡左移（逆）

2）压力对化学平衡的影响

增大体系总压力，平衡向气体分子数少的一方移动。

减少体系总压力，平衡向气体分子数多的方向移动。

3）温度对化学平衡的影响

升温平衡向吸热方向移动，降温平衡向放热方向移动。

酸碱平衡

一、质子酸碱的概念

酸：

凡是能给出质子（H+）的物质（分子或离子）称为酸。

碱：

凡是能接受质子（H+）的物质分子或离子）称为碱。

共轭酸=共轭碱+质子

共轭酸碱对

两性物质是既能给出质子又能接受质子的物质

二、水溶液中的重要酸碱反应

1水的质子自递反应

H2O+H2O=H3O++OH-（水的自递反应）

也可简写为：

H2O=H++OH-（与水的酸碱半反应区别开）

其反应的标准平衡常数表达式为

KWθ称为水的离子积常数。

25℃时，KWθ=1.0×10-14。

2、酸解离常数和碱解离常数

3、共轭酸碱对的解离常数的关系

Kaθ.Kbθ=KWθ

4、弱酸弱碱溶液pH的计算

1）一元弱酸弱碱

若

则[H+]=

2）二元弱酸碱

5、影响酸碱平衡的移动因素

1）稀释作用

加水稀释，平衡正向移动，离解度增大，但溶液的酸度（或碱度）减小。

2）同离子效应

在弱酸、弱碱溶液中加入含有相同离子的强电解质，从而使其离解度降低的现象，叫同离子效应

三、缓冲溶液

1、定义

2、缓冲对，缓冲范围

3、如何配置缓冲溶液

沉淀-溶解平衡

一、溶度积常数

BaSO4（s）=Ba2+（aq）+SO42-（aq）平衡时：

Kθ=c（Ba2+）/cθc（SO42-）/cθ

该平衡常数称之为难溶电解质溶度积，简称溶度积，用Kspθ表示。

对于一任意组成为AnBm形式的难溶电解质，在水溶液中有以下的平衡，

AnBm（s）=nAm+（aq）+mBn-（aq）

达到沉淀溶解平衡（饱和溶液）时，其溶解度为s：

则

Kspθ（AnBm）=nnmm{s/cθ}n+m

二、影响沉淀－溶解平衡的因素

同离子效应难溶电解质的溶解度大大降低

三、溶度积原理及其应用

当QKspθ，溶液为过饱和溶液，有沉淀生成，是沉淀生成的条件。

当Q=Kspθ，沉淀溶解反应处于平衡状态，溶液为饱和溶液。

当QKspθ，溶液为不饱和溶液，沉淀溶解，是沉淀溶解的条件。

1沉淀的生成

Q>Kspθ溶液中产生沉淀

2分步沉淀

把混合液中离子被先后沉淀的现象称为分步沉淀---即：

需沉淀剂量少的先沉淀

分步沉淀的应用——离子的分离

将混合液中离子完全分离的条件：

离子沉淀完全（<10-5）,另一些离子没有产生沉淀。

3、沉淀的溶解

Q＜Kspθ溶液中沉淀溶解

4、沉淀的转化

氧化还原反应

一、氧化还原定义：

2H2+O2=2H2OCuO+H2=Cu+H2OZn+Cu2+=Cu+Zn2+

氧化—失电子的过程

还原—得电子的过程

氧化还反应的本质——电子得失。

特点：

在同一反应中，有失电子的物质——还原剂，同时有得电子的物质——氧化剂，且氧化剂得电子总数等于还原剂失电子的总数

二、氧化还原电对

电对表示法：

①高氧化态物质在上，低氧化态在下面

②高氧化态对应物质称氧化型，做氧化剂，低氧化态对应物质称还原型，做还原剂。

③根据氧化还原反应电对可判断反应的产物

方程式配平：

（1）用离子反应式写出主要反应物，产物。

（2）将总反应分为两个半反应，一个氧化反应一个还原反应。

（3）首先对两个半反应进行原子数配平，再用电子进行电荷数的配平。

（4）根据得失电子数相等的原则，将两个半反应乘以适当的系数，相合并，就得到配平的方程式。

注：

如果在配平时有多氧和少氧的情况，根据介质的酸、碱性，分别用H2O，OH-或H+来补充。

三、原电池和电极电势

1、电池符号书写有如下规定：

负极写在左，正极写在右，金属与溶液之间用“|”隔开表示相界面，正负两极之间“‖”隔开表示盐桥

如有多种离子参加反应各离子之间“，”隔开。

注明参加反应各物质的浓度或分压（条件）。

2、电池电动势（）和电极电势（）

=+--

使用标准电极电势注意：

标准电极电势的值与电极反应书写方式无关

3、标准电极电势的应用

θ大小反映物质在水溶液中氧一还能力的相对强弱

θ大，氧化型的氧化能力强，是强氧化剂，还原型是弱还原剂

θ小，还原型的还原能力强，是强还原剂，氧化是弱氧化剂。

氧化还原反应自发进行的趋势：

强氧化剂与强还原剂反应，生成弱氧化剂，弱还原剂即：

θ大的电对中氧化型与θ小电对中还原型物质的反应是自发进行的

4、电池电动势与吉布斯自由能的关系

由热力学原理可知，吉布斯自由的变化等于系统对外做的最大非体积功,即：

ΔG=`Wmax=-nF

电池电动势，n总反应中电子转移的数目，

F法拉弟常数F=96.5kJ·V-1·mol-1

5、氧化还原反应的自发性

6、θ与Kθ的关系

标准态下进行的1mol反应：

ΔrGmθ=-nFθ

已知：

ΔrGmθ=-RTlnKθ

所以：

-RTlnKθ=-nFθ即：

lnKθ=nFθ/RT（lgKθ=nθ/0.059）

四、Nernst公式—非标准态电极电势

对于任意给定电极，其电极反应的通式为

a（Ox）+ne-=b（Red）则，其电极电势为：

（Ox/Red）=（Ox/Red）+

结论：

（1）氧化型浓度增大，增大,氧化型物质的氧化能力升高，还原型的还原能力降低。

（2）还原型浓度增大，降低，还原型的还原能力升高，氧化型的氧化降低。

五、元素的标准电极电势图

对于任意元素的电势图：

Aθ（A/B）Bθ（B/C）C

1、若θ（B/C）>θ（A/B）物质B发生歧化反应,歧化产物为A,C。

2）间接计算未知的电极电势

=

为未知电对的标准电极电势，1、、2、……i依次为相邻电对的标准电极电势，n1、n2…….ni依次为相邻电对间转移的电子数。

配位化合物

一、配合物的组成

1、内界：

是形成体和配位体组成的配位单元如[Cu（NH3）4]2+

外界：

与配位单元相反电荷的自由离子如SO42-

①内外界之间为离子键，配合物可解离。

配位单元内部，形成体和配体之间是配位键，相对稳定。

②外界离子具有简单离子的性质。

③有的配位单元是电中性的，如：

[Ni（CO）4]、[Fe（CO）5]。

2、配位体、配位原子

与中心原子通过配位键结合的分子或离子称为配位体。

其中直接提供孤电子对的原子称配位原子

3、配合物的组成

配合物

内界外界

[Ag（NH3）2]+Cl-

中配配配配外

心位位位离界

离原体体子离

子子数电子

荷

4、配位化合物的命名

5、配合物的结构

价键理论基本要点：

（1）中心离子（或原子）提供与配位数相同的空轨道，来接受配位体的孤电子对，双方通过轨道重叠，共用配体单独提供的电子对形成配位键。

中心离子与配位体之间化学键为配位共价键L→M。

（2）中心离子提供的空轨道必须是一组等性的杂化轨道因杂化轨道具有一定的方向性，故配合物具有一定的空间构型。

（3）中心离子提供的杂化轨道可以是ns.np.nd杂化，也可以是（n-1）dnsnp杂化。

外轨型配合物：

中心离子以ns.np.nd形成杂化轨道形成配位键

内轨型配合物：

中心离子用（n-1）dnsnp杂化轨道形成配位键

6、判断配合物的空间构型

二、配合物的稳定常数（KfƟ）

1配合物稳定常数的表达式

Ag++2NH3=Ag（NH3）2+

2、KfƟ的意义

KfƟ的大小表示配合物形成趋势的大小。

3、配位平衡的移动

配位平衡与酸碱平衡

配位平衡与沉淀平衡

配合物之间的转化

配位平衡与氧化还原平衡

化学反应速率

一，化学反应速率

v的SI单位：

mol·dm-3·s-1

二、影响反应速率的因素

反应物的本性，反应物的浓度和系统的温度、压力、催化剂等宏观量

1、基元反应和复杂反应

基元反应:

由反应物一步直接生成产物的反应。

对于基元反应，反应速率与反应物浓度的乘积成正比（质量作用定律）。

υ=k{c（A）}a.{c（B）}b

复杂反应:

反应的实际过程由几个基元反应组成的过程

υ=k{c（A）}m.{c（B）}n

2、温度的影响和阿仑尼乌斯公式

3、反应的活化能和催化剂

活化分子：

那些具有足够高能量，能发生有效碰撞的分子

活化能：

要使普通分子成为活化分子所需最小能量

催化剂能与反应物生成不稳定的中间化合物，改变了反应历程，降低了反应的活化能。

4、催化剂的主要特征

（1）改变反应途径，降低活化能，使反应速率增大

（2）只能改变达到平衡的时间而不能改变平衡的状态

物质的结构

1、波函数的物理意义及形象地描述

A空间某点电子波的|Ψ|2代表了电子出现的几率密度。

B电子在核外空间几率分布（几率密度|Ψ|2的大小）通常用“电子云”来形象地表示。

2、四个量子数，Ψ（nlmms）。

（1）主量子数n

a、取值只能是正整数，n=1，2，3,4,5,6,7….

b、n值大，电子离核的平均距离增大，能量也升高。

d、n值相同的电子归为一层

2）角量子数

l的取值范围是0到n-1的正整数。

角量子数描述原子轨道在空间的角度分布，即决定原子轨道或（或电子云）的形状。

l不同，轨道形状不同。

3）磁量子数m

磁量子数决定原子轨道（或电子云）在空间的伸展方向，与能量无关。

其取值范围由角量子数决定。

决定原子轨道的数目（或原子轨道的伸展方向）

m=0,±1,±2,±3,…±l,

4）磁自旋量子数ms

表示电子的自旋状态。

自旋量子数只有二个取值：

±1/2

3、基态原子核外电子排布

1）、原子轨道的能级

（1）单电子体系中轨道的能级单电子原子轨道的能量仅由主量子数n决定。

同一原子内，n相同的原子轨道能量相同。

2）多电子体系中的轨道能级轨道的能量由主量子数n和角量子数l共同决定

4、基态原子核外电子排布

（1）核外电子排布原理

泡利不相容原理；能量最低原理；洪特规则

洪特规则的补充：

简并轨道为全空（p0,d0,f0），半满（p3