普通化学各章总结重点Word文件下载.docx

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注意事项

（1）生成物-反应物

（2）公式中化学计量数与反应方程式相符

（3）注意ΔfHθm的正、负值

（4）反应的标准摩尔焓变近似认为不受温度影响

第二章、化学反应的基本原理与大气污染

一、总体要求：

1.理解并掌握促使化学反应能够进行的动力是什么？

并会计算。

2.理解并掌握化学反应能够进行的程度有多大，如何表述和计算。

3.理解并掌握化学反应进行的快慢程度怎样，如何描述和表征。

4.了解大气污染物分类、性质及对大气造成的影响，了解清洁生产和绿色化学

的理念。

在全面复习的基础上，重点注意和掌握：

1、熵的概念和反应的标准摩尔熵变

S（0K）＝0（注意稳定态单质的不为零）;

物质的标准熵值Sθm大小规律；

反应标准摩尔熵变ΔrSθm（298.15K）的计算公式

注意：

2、吉布斯函数；

反应标准摩尔吉布斯函数变

（1）G=H–TS

ΔG=ΔH–TΔS

（2）吉布斯判椐

ΔG<

0，自发过程，过程能向正方向进行

ΔG=0，平衡状态

ΔG>

0，非自发过程，过程能向逆方向进行

ΔH、ΔS对ΔG符号的影响（据ΔH、ΔS的值判断方向或已知方向判断ΔH、ΔS的值）

（3）反应标准摩尔吉布斯函数变的计算

ΔrGθm（298.15K）的计算：

①利用ΔfGθm（物质，298.15K）计算

②利用△rHmθ（298.15K）和ΔrSθm（298.15K）求算：

ΔrGθm（298.15K）=△rHmθ（298.15K）－298.15×

ΔrSθm（298.15K）

ΔrGθm（T）的计算：

ΔrGθm（T）≈△rHmθ（298.15K）－T×

（4）求转变温度

1、平衡及其移动

（1）标准平衡常数kθ的表达式

①浓度以c/cθ带入，气体以p/pθ带入

②kθ只是温度的函数,温度一定,kθ为一常数,不随浓度或压力而变。

③kθ表达式,与化学方程式的书写方式有关（注意：

方程式乘以某一系数，标准平衡常数kθ的表达式如何变化？

）

④多重平衡规则

反应（3）＝反应

（1）+反应

（2）;

k3θ=k1θ.k2θ

反应（3）＝反应

（1）－反应

（2）;

k3θ=k1θ/k2θ

（2）Kθ与ΔrGθm的关系

利用ΔrGθm（T）可求不同温度下的Kθ

（3）化学平衡的有关计算

见P64例2.6

（4）化学平衡的移动

会判断浓度、压力或温度对平衡移动的影响

（5）温度对平衡常数的影响

①对于吸热反应,△rHmθ>

0,随温度升高,平衡常数增大.即T↑,kθ↑

②对于放热反应,△rHmθ<

0,随温度升高,平衡常数减少.即T↑,kθ↓

4、化学反应速率

（1）反应速率的表示式：

νB:

反应物取负值，生成物取正值。

（2）速率方程、速率常数k、反应级数的含义及表示。

（3）定性判断温度对反应速率的影响:

温度升高T↑;

速率常数升高k↑（k正↑，k逆↑）;

反应υ↑。

温度每增加10oC，υ或k增大2－3倍。

（4）活化能、活化分子的含义；

能从活化分子和活化能的观点来分析浓度、温度、催化剂对反应速率的影响

第三章水化学与水污染

1.掌握稀溶液依数性的规律及其应用；

2.掌握可溶电解质的解离平衡规则及溶液pH值的计算。

3.掌握难溶电解质的解离平衡规则及沉淀的生成及转化。

4.了解水的污染及其危害。

1、稀溶液依数性

（1）了解稀溶液的依数性（蒸气压下降、沸点升高、凝固点下降以及渗透压）与溶液的质量摩尔浓度成正比，而与溶质的本性无关。

（2）定性掌握溶液蒸气压、沸点、凝固点、渗透压的高低顺序

①对同浓度的溶液来说，溶液的沸点高低或渗透压大小顺序为：

A2B或AB2型强电解质溶液＞AB型强电解质溶液＞弱电解质溶液＞非电解质溶液

②对同浓度的溶液来说，溶液的蒸汽压或凝固点的顺序正好相反：

A2B或AB2型强电解质溶液＜AB型强电解质溶液＜弱电解质溶液＜非电解质溶液

2、可溶电解质的解离平衡

（1）酸碱概念及共轭酸碱对

（2）一元弱酸和一元弱碱的解离：

（3）多元弱酸和多元弱碱：

近似按一级处理

（4）缓冲溶液

1）同离子效应:

：

在弱电解质溶液中，加入与弱电解质具有相同离子的强电解质，使弱电解质的解离度降低，这种现象叫做同离子效应。

在弱酸的溶液中，加入该酸的共轭碱，或在弱碱的溶液中加入该碱的共轭酸，则弱酸或弱碱解离度降低。

2）缓冲溶液的组成及其pH值的计算：

或

3、难溶电解质的解离平衡

（1）溶度积常数Ks的表达式、溶度积和溶解度s的关系（已知Ks求s；

或已知s求Ks）

（2）溶度积规则

1计算浓度商Q

2据Q与Ks的相对大小判断沉淀的生成和溶解

Q＞Ks有沉淀析出直至达饱和

Q=Ks溶解达平衡，饱和溶液

Q＜Ks无沉淀析出，或沉淀溶解

（3）沉淀的转化:

一种沉淀可以向着另一种更难溶的沉淀转化。

第四章电化学与金属腐蚀

第五章

1.掌握原电池的组成、反应及原电池电动势的计算；

2.掌握电极电势及其计算。

3.掌握电极电势的应用

4.了解金属的腐蚀种类及其防止方法

1、原电池的组成及反应

（1）会写原电池反应及半反应

负极发生氧化反应,Zn-2e-1=Zn2+

正极发生还原反应，Cu2++2e-1=Cu

原电池的总反应：

Zn+Cu2+=Zn2++Cu

（2）原电池的图式：

（－）B︱B+（C）┆┆A+（C）∣A（+）

“︱”代表相界,“┆┆”代表盐桥,电子通过盐桥流动,盐桥起沟通线路作用。

如，铜锌原电池图式为：

（－）Zn︱Zn2+（C）┆┆Cu2+（C）∣Cu（+）

说明：

1）非金属电极及离子电极，必须外加一个能导电而本身并不参加反应的惰性电极（如铂Pt、石墨C）作辅助电极；

2）不同价态离子之间无相界，用（，）隔开；

2.标准电极电势

标准氢电极为Pt︱H2（100kPa）︱H+（1mol.dm-3）,φθ（H+/H2）=0.0000V

（1）电极电势在一定温度下为一常数,不随电极反应形式的改变而变.例：

Cu2++2e=Cu,φθ=+0.34V；

Cu－2e=Cu2+,φθ=+0.34V

（2）电极电势不随电极反应计量系数的改变而变化。

例：

电极反应：

Cu2++2e=Cu,φθ=+0.34V，

2Cu=2Cu2++4e，φθ=+0.34V

3.能斯特方程

（1）电动势的能斯特方程:

原电池反应:

aA+bB=gG+dD,298K时

E=Eθ-

lg

其中：

Cθ=1moldm-3,可省略；

（2）电极电势的能斯特方程:

对任意给定的电极a（氧化态）+ne—=b（还原态）,298K时

φ=φθ＋

其中,Cθ=1mol.dm-3,可省略.

使用能斯特方程应注意：

1）参加电极反应的物质若是纯物质或纯液体，则该物质的浓度作为常数1。

例.Cu2+（aq）＋2e-＝Cu（s）

2）若电极反应中某物质是气体，则用相对分压

代替相对浓度

例如氢电极,电极反应为:

2H+（aq）+2e-=====H2（g）,其能斯特方程为:

其中,pθ=100kPa,不可省略.

3）对于有H+或OH-参加的电极反应,其浓度及其计量系数也应写入能斯特方程.如,

电极反应:

MnO4-+8H++5e-→Mn2++4H2O,其能斯特方程为:

可见溶液pH值对含氧酸盐的电极电位影响很大.

4.比较氧化剂、还原剂的相对强弱：

电极电势代数值越大，表明电对中氧化态物质氧化性越强，对应还原态物质还原性越弱；

电极电势代数值越小，表明电对中还原态物质还原性越强，对应氧化态物质氧化性越弱。

5.判断氧化还原反应进行的方向：

电极电势代数值大的电对中氧化态物质作氧化剂可以和电极电势代数值小的电对中还原态物质作还原剂，反应自发进行。

6.计算氧化还原反应进行的程度：

氧化还原反应进行的程度可用标准平衡常数kθ来表示。

在298．15k时，lgkθ=

；

Eθ=φθ（+）－φθ（—）

第五章物质结构基础

1.理解并掌握波、粒二象性;

波函数与原子轨道;

量子数;

电子云等基本概念；

2.掌握多电子原子的电子分布方式与周期系规律;

3.理解化学键类型与分子间相互作用力类型的基础上,掌握分子构型及分子极性;

4.了解晶体的类型及性质.

1.四个量子数:

n,l,m,ms的取值及各自代表的意义,会判断给出的量子数或波函数取值是否合理.

2.核外电子分布

（1）理解核外电子分布三原则的含义和用途

1）泡利不相容原理：

一个原子中不可能有四个量子数完全相同的两个电子.即一个原子轨道中最多能容纳自旋方向相反的两个电子。

表示为：

↑↓

2）最低能量原理：

电子总是尽先占据能量最低的轨道。

电子依据轨道近似能级图由低到高依次排布（一定要记住近似能级图）

3）洪特规则：

在n和ι值都相同的等价轨道中，电子总是尽可能分占各个轨道且自旋平行。

洪特规则特例：

当电子的分布处于全充满、半充满或全空时，比较稳定。

（特别注意符合特例的元素的电子分布式.

（2）会写出原子的核外电子分布式、原子的外层电子分布式（价电子构型）、离子的核外电子分布式、离子的外层电子分布式（特别是36号以前的元素一定要会写）

3.元素周期系

（1）掌握元素周期表的周期号、族号、区的划分与元素价电子构型的关系（给出一个元素,要会判断该元素在周期表中的位置及区;

反过来给出一个元素在周期表中的位置要会判断何种元素）

（2）掌握原子半径、第一电离能、电负性、最高氧化值的变化规律.

4.价键理论：

价键理论认为典型的共价键是在非金属单质或电负性相差不大的原子之间通过电子的相互配对而形成。

原子中一个未成对电子只能和另一个原子中自旋相反的一个电子配对成键，且成键时原子轨道要对称性匹配,并实现最大程度的重叠。

共价键的特性：

1）共价键具有饱和性：

共价键的数目取决于成键原子所拥有的未成对电子的数目。

2）共价键具有方向性：

对称性匹配；

最大重叠。

2）根据重叠的方式不同,共价键分为：

σ键：

原子轨道沿两核连线，以“头碰头”方式重叠,例如:

键：

原子沿两核连线以“肩并肩”方式进行重叠。

5.分子的极性与电偶极矩

极性分子和非极性分子用电偶极矩µ

来区别。

（1）电偶极矩µ

:

μ=q·

ι

q：

正负电荷中心所