化学复习Word下载.docx

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H反应物＞H生成物放热反应

★盖斯定律：

化学反应热只与反应的始态与终态有关。

（考：

用几步反应求某一个总反应的ΔH）

标准摩尔生成焓：

摩尔反应焓变：

ΔrHm

标准摩尔生成焓：

ΔfHθm稳定单质生成1mol化合物的化学反应热

（C→CO2H→H2OS→SO2N→N2Cl2→HCl）

★考：

根据标准摩尔生成焓计算标准摩尔反应焓变。

用生成物减去反应物且乘以各自前面化学计量数）

熵：

分子质量↑―S↑分子质量接近的，结构越复杂，熵越大

T↑―S↑；

P↑―S↓

在标准状态和温度为T,反应进度为1mol反应时的标准摩尔熵变记为ΔrSθm（T）。

而温度对反应的标准摩尔生成熵影响不大，故一般用ΔrSθm（298.15K）代替ΔrSθm（T）。

★吉布斯函数：

G＝H－TS

ΔG＝ΔH―TΔS

ΔG＜0：

反应自发进行，向正反应方向

ΔG＞0：

非自发，向逆方向进行

ΔG＝0：

平衡状态。

★标准摩尔生成吉布斯函数：

ΔrGθm（T）＝

ΔrGm（T）＝ΔrGθm（T）+2.303RTlg∏B（pB/pθ）vB

如果是纯液体或固体浓度视为1

★ΔrGθm＝ΔrHθm―T·

ΔrSθm

考：

根据此公式求ΔrGθm；

判断反应能否自发进行；

计算反应能够自发进行所需要的温度；

平衡常数：

Kp＝

Kc则为用浓度表示平衡常数.

Kp（Kc）的值越大，表示反应进行的越完全。

平衡常数随温度变化，不随压力或浓度变化。

正逆反应的平衡常数互为倒数。

反应物及生成物的化学计量数同时增大或缩小n倍，平衡常数变为原来的n次方或

次方。

3）：

如果出现纯液体或固体的多相反应则不出现在平衡常数表达式中。

★考点：

计算反应的平衡常数。

标准摩尔吉布斯函数变与标准平衡常数的关系：

ΔrGm（T）＝ΔrGθm（T）＋2.303RT·

lg∏B（pB/pθ）vB

∴反应平衡时，有：

lgKθ＝—

利用ΔfGθ（T）m计算T时的平衡常数K

温度与平衡常数的关系：

★lgKθ＝

放热反应：

T↑~K↓吸热反应：

T↑~K↑

●▼●：

H的单位是KJ

S的单位是J

重点习题：

p36：

1、4、6、16、19

2.化学反应速率：

T一定，反应速率与反应物浓度的乘积成正比。

v＝k·

cm（A）·

cn（B）

k为速率常数，取决于反应的本性，与浓度无关，并随T升高而变大。

AB为反应物

mn为A和B的反应分级数。

m+n为总反应级数。

通过给出的实验数据求算反应级数。

（先设出m，n，再通过数据立方程求解m，n。

）

活化能：

正反应活化能—逆反应活化能＝ΔrH

催化剂改变活化能和反应速率。

p61：

9、10、15、

3.★★★溶液中的离子平衡

★胶体：

带电胶粒吸附等量相反电荷离子，形成双电层。

电解质聚沉的能力大小主要取决于胶体粒子电荷相反的离子的价态,价态越高,聚沉能力越大.

加热加剧了胶粒相互碰撞的次数,有利于聚沉。

★溶液：

1）物质的量浓度：

c＝n／V

2）质量摩尔浓度：

b＝n／mAmA为溶剂的质量

3）质量浓度：

ρ＝m／V

4）质量百分比：

mB％＝mB／m×

100%

5）摩尔分数：

xB＝nB／n

6）比例浓度

在非电解质稀溶液中：

溶液的蒸汽压比纯溶剂的低；

沸点比纯溶剂的高；

凝固点比纯溶剂的低；

以及渗透压。

这些性质只与溶液中的质点数有关。

成为稀溶液的依数性。

۞（

沸点上升：

ΔTb＝kb×

bB＝kb·

nB／（nB+nA）kb为沸点上升常数

凝固点下降：

ΔTf＝kf×

bB＝kf·

mb／（mB+mA）kf为凝固点下降常数

拉乌尔定律：

p＝p0×

xAp：

溶液蒸汽压p0：

溶剂饱和蒸汽压xA：

溶剂摩尔分数

离子活度：

a=γ·

bb：

离子的质量摩尔浓度。

A=0.509

lgγ=—A|Z+Z-|

I：

离子强度I=

∑bi·

Zi2）

一元弱酸（碱）的解离平衡：

Kaθ＝

Kb类似

解离度：

α＝

×

★Ka＝cα2或α＝

最简式：

c（H+）=

碱类似

★水的解离平衡：

Kw=c（H+）·

c（OH-）

溶液的PH：

pH＝—lg{c（H+）}

★缓冲溶液的解离平衡：

同离子效应；

见例题p77—3.4

多元弱酸（碱）的解离平衡：

第一级解离对第二级解离有抑制作用，可忽略第二级解离。

任何单一的二元弱酸溶液中二价负离子酸根的浓度均等于第二级解离常数值（p83—例题3.8

★沉淀溶解平衡：

溶度积常数：

Ksp反应物质溶解能力的大小。

一定T下，难溶电解质饱和溶液中离子浓度的化学计量数次方之积=Ksp

溶解度与溶度积的换算：

p87——例3.12

溶度积规则：

离子积：

Qi

Qi＞Ksp：

过饱和

Qi＜Ksp：

不饱和

Qi＝Ksp：

溶解动态平衡

☆☆p89—例题3.143.15

一般认为离子浓度小于10-5mol每升时即沉淀完全。

★配合物：

☆考：

指出内界（配离子），外界。

指出中心离子，配位体，配位数

配合物内外界的命名：

先阴后阳，单阴用“化”，复阴用“酸”

配离子命名：

配位体（氧化数）—合—中心离子

例：

p122—16

▽配位平衡及稳定常数：

K稳定＝

当按配离子解离的方式书写时K不稳定＝

K不稳定＝1／K稳定

应用：

p100—例3.21

P101－例3.22

★氧化数：

单质为0

碱金属，碱土金属为+1，+2。

卤素一般为-1。

单原子离子氧化数为离子所带的电荷数

氧化数有变化的反应称为氧化还原反应。

★★★原电池和电极电势：

电极反应：

负极发生氧化反应失电子

正极发生还原反应得电子

原电池符号：

（－）负极|接触溶液‖接触溶液|正极（+）

◆电动势：

E＝φ正－φ负＝φ氧化剂－φ还原剂

标准电极电势：

φθH+＝0V

◆考：

写出电极反应式，电池反应式，原电池符号

★★★原电池的电动势与摩尔反应吉布斯函数变的关系：

ΔrGm（T）＝Wmax＝－z·

E·

FF＝96485z为反应中转移的电子数。

当电池中所有物质处于标准态时，ΔrGθm（T）＝－z·

Eθ·

F＝－zF（φθ正－φθ负）

◆能斯特方程：

φ＝φθ+

·

lg

★氧化态与还原态还包含了参加电极反应的所有物质，不专指氧化物和还原物。

例3.27

E＜0:

正向自发进行

E＞0:

逆向自发进行

E＝0:

反应平衡

原电池中，氧化剂做正极，还原剂做负极。

利用φθ正与φθ负判断反应方向。

∵lgKθ＝—

且ΔrGθm（T）＝－z·

F

∴lgKθ＝

（T＝298.15K）

单元重点习题：

p121:

6、16、21、24、25、26

4.物质的结构与性质：

学习要求:

1．理解原子核外电子运动的特性；

了解波函数表达的意义；

掌握四个量子数的符号和表示的意义及其取值规律；

掌握原子轨道和电子云的角度分布图。

2．掌握核外电子排布原则及方法；

掌握常见元素的电子结构式；

理解核外电子排布和元素周期系之间的关系；

了解有效核电荷、电离能、电子亲合能、电负性、原子半径的概念。

3．理解化学键的本质、离子键与共价键的特征及它们的区别；

理解键参数的意义；

掌握杂化轨道、等性杂化、不等性杂化的概念；

4．理解分子间作用力的特征与性质；

理解氢键的形成及对物性的影响；

了解离子极化作用对物性的影响。

量子数：

表示原子内部电子活动的能量、角动量、……等的一组正数或半整数

量子数分为主量子数n、轨道角动量量子数l、磁量子数m和自旋角动量量子数si（mi）

n：

主层数，K,L,M,.N

l：

亚层数，最大取n-1

m：

0—±

l的所有整数

ms：

±

1／2

价电子层：

最外层

泡利不相容原理

洪特规则

能量最低原理

周期表中，自左向右：

半径↓电负性↑电离能↑非金属性↑亲合能↑

自上而下：

半径↑电负性↓电离能↓金属性↑亲合能↓

写出制定原子的核外电子排布式（电子构型）

轨道排布式如：

CuCr

弄清元素分区。

屏蔽效应的强弱可用屏蔽常数σi来衡量。

σi＝∑σ

n-2以内对n：

1

n-1对n：

0.85

同层电子间：

0.35

Z*＝Z－σi

共价半径同种元素的两个原子以共价键结合时，它们核间距的一半称为该原子的共价半径（covalentradius）。

金属半径金属晶体中相邻两个金属原子的核间距的一半称为金属半径（metallicradius）。

范德华半径当两个原子只靠范德华力（分子间作用力）互相吸引时，它们核间距的一半称为范德华半径（vanderWaalsradius）。

磁矩：

μ＝

n：

未成对电子数。

★标注分子轨道能级图

O2，F2：

σ2p＜π2p

C2，N2，B2：

σ2p＞π2p

见p146

键级＝（成键轨道电子数—反键轨道电子数）÷

2键级越大表示分子越稳定。

键长越短，键能越大。

杂化轨道理论：

sp杂化：

直线

sp2杂化：

平面三角形

sp3杂化：

四面体

等性杂化与不等性杂化。

（考：

解释分子构型的不同，如：

p162—11）

在外电场作用下，正、负电荷中心距离增大的现象，称为变形极化，所形成的偶极称为诱导偶极μ诱导＝α×

Eα为极化率，随分子质量的增加而增加。

范德华力包含：

取向力：

只存在于极性分子

诱导力：

本质为库伦作用力。

存在于极性与非极性，极性与极性间。

色散力：

永远存在。

取决于分子质量

对大多数分子来说，色散力是主要的。

氢键：

氢原子同OFN形成也可以在分子内部形成。

离子的极化力：

离子极化能力的大小取决于：

离子电荷愈高，半径愈小，极化能力愈强。

正离子的电子层构型对极化能力影响的顺序为：

18、（18+2）及2电子构型>

（9~17）电子构型>

8电子构型

离子的变形性：

具有18电子外壳结构的正离子其变形性比8电子型大得多。

复杂无极负离子中心原子的氧化数越高，变形性越小。

具有相似构型的电子，半径越大，变形性越大。

分子的极性：

分子的空间结构对称时也为非极性分子。

、

P162：

4、7、11、12、15、16、17、18

5.有机化合物与