無機(jī)化學(xué)知識(shí)點(diǎn)歸納.

1、第一篇：化學(xué)反應(yīng)原理第一章：氣體第一節(jié)：理想氣態(tài)方程1、氣體具有兩個(gè)基本特性：擴(kuò)散性和可壓縮性。主要表現(xiàn)在：氣體沒有固定的體積和形狀。不同的氣體能以任意比例相互均勻的混合。氣體是最容易被壓縮的一種聚集狀態(tài)。2、理想氣體方程：PVnRTR 為氣體摩爾常數(shù)，數(shù)值為R =8.314 J mol 1 K 13、只有在高溫低壓條件下氣體才能近似看成理想氣體。第二節(jié)：氣體混合物1、對(duì)于理想氣體來說，某組分氣體的分壓力等于相同溫度下該組分氣體單獨(dú)占有與混合氣體相同體積時(shí)所產(chǎn)生的壓力。2、 Dlton 分壓定律：混合氣體的總壓等于混合氣體中各組分氣體的分壓之和。3、 (0 =273.15KSTP下壓強(qiáng)為101

2、.325KPa = 760mmHg = 76cmHg)第二章：熱化學(xué)第一節(jié)：熱力學(xué)術(shù)語和基本概念1、 系統(tǒng)與環(huán)境之間可能會(huì)有物質(zhì)和能量的傳遞。按傳遞情況不同，將系統(tǒng)分為：封閉系統(tǒng)：系統(tǒng)與環(huán)境之間只有能量傳遞沒有物質(zhì)傳遞。系統(tǒng)質(zhì)量守恒。敞開系統(tǒng)：系統(tǒng)與環(huán)境之間既有能量傳遞以熱或功的形式進(jìn)行又有物質(zhì)傳遞。隔離系統(tǒng)：系統(tǒng)與環(huán)境之間既沒有能量傳遞也沒有物質(zhì)傳遞。2、 狀態(tài)是系統(tǒng)中所有宏觀性質(zhì)的綜合表現(xiàn)。描述系統(tǒng)狀態(tài)的物理量稱為狀態(tài)函數(shù)。狀態(tài)函數(shù)的變化量只與始終態(tài)有關(guān)，與系統(tǒng)狀態(tài)的變化途徑無關(guān)。3、 系統(tǒng)中物理性質(zhì)和化學(xué)性質(zhì)完全相同而與其他部分有明確界面分隔開來的任何均勻部分叫做相。相可以由純物質(zhì)或均勻

3、混合物組成，可以是氣、液、固等不同的聚集狀態(tài)。4、 化學(xué)計(jì)量數(shù)對(duì)于反應(yīng)物為負(fù)，對(duì)于生成物為正。n tn 0反應(yīng)后 - 反應(yīng)前5、反應(yīng)進(jìn)度( k e ·sai )=化學(xué)計(jì)量數(shù)，單位： mol第二節(jié)：熱力學(xué)第一定律0、 系統(tǒng)與環(huán)境之間由于溫度差而引起的能量傳遞稱為熱。熱能自動(dòng)的由高溫物體傳向低溫物體。系統(tǒng)的熱能變化量用Q表示。若環(huán)境向系統(tǒng)傳遞能量，系統(tǒng)吸熱，則Q>0；若系統(tǒng)向環(huán)境放熱，則Q<0。1、 系統(tǒng)與環(huán)境之間除熱以外其他的能量傳遞形式，稱為功，用W表示。環(huán)境對(duì)系統(tǒng)做功，W>O；系統(tǒng)對(duì)環(huán)境做功，W<0。2、 體積功：由于系統(tǒng)體積變化而與環(huán)境交換的功稱為體積功。

4、非體積功：體積功以外的所有其他形式的功稱為非體積功。3、 熱力學(xué)能：在不考慮系統(tǒng)整體動(dòng)能和勢(shì)能的情況下，系統(tǒng)內(nèi)所有微觀粒子的全部能量之和稱為熱力學(xué)能，又叫內(nèi)能。4、 氣體的標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)純理想氣體的標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)是指其處于標(biāo)準(zhǔn)壓力P 下的狀態(tài)，混合氣體中某組分氣體的標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)是該組分氣體的分壓為P 且單獨(dú)存在時(shí)的狀態(tài)。液體（固體）的標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)純液體（或固體）的標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)時(shí)指溫度為T，壓力為 P時(shí)的狀態(tài)。液體溶液中溶劑或溶質(zhì)的標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)溶液中溶劑可近似看成純物質(zhì)的標(biāo)準(zhǔn)態(tài)。在溶液中，溶質(zhì)的標(biāo)準(zhǔn)態(tài)是指壓力 P P , 質(zhì)量摩爾濃度 b b ，標(biāo)準(zhǔn)質(zhì)量摩爾濃度b 1mol kg 1 ，并表現(xiàn)出無限稀釋溶液特性時(shí)溶質(zhì)的（假

5、想）狀態(tài)。標(biāo)準(zhǔn)質(zhì)量摩爾濃度近似等于標(biāo)準(zhǔn)物質(zhì)的量濃度。即bc1molL 15、 物質(zhì) B 的標(biāo)準(zhǔn)摩爾生成焓f H m （ B, 相態(tài)， T）是指在溫度T 下，由參考狀態(tài)單質(zhì)生成物質(zhì)B（ B1 ）反應(yīng)的標(biāo)準(zhǔn)摩爾焓變。6、 參考狀態(tài)一般指每種物質(zhì)在所討論的溫度T 和標(biāo)準(zhǔn)壓力 P時(shí)最穩(wěn)定的狀態(tài)。個(gè)別情況下參考狀態(tài)單質(zhì)并不是最穩(wěn)定的，磷的參考狀態(tài)是白磷P4 (s, 白 ) ，但白磷不及紅磷和黑磷穩(wěn)定。 O2(g) 、 H2(g) 、 Br2(l) 、 I 2 (s) 、 Hg(l)和 P4( 白磷 ) 是 T=298.15K ， P下相應(yīng)元素的最穩(wěn)定單質(zhì)，即其標(biāo)準(zhǔn)摩爾生成焓為零。7、 在任何溫度下，參考

6、狀態(tài)單質(zhì)的標(biāo)準(zhǔn)摩爾生成焓均為零。8、 物質(zhì) B 的標(biāo)準(zhǔn)摩爾燃燒焓c H m （ B，相態(tài)， T）是指在溫度T 下，物質(zhì) B(B1)完全氧化成相同溫度下指定產(chǎn)物時(shí)的反應(yīng)的標(biāo)準(zhǔn)摩爾焓變。第四節(jié)： Hess 定律1、 Hess 定律：化學(xué)反應(yīng)不管是一步或分幾步完成，其總反應(yīng)所放出或吸收的熱總是相等的。其實(shí)質(zhì)是化學(xué)反應(yīng)的焓變只與始態(tài)和終態(tài)有關(guān)，而與途徑無關(guān)。2、 焓變基本特點(diǎn)：某反應(yīng)的r H m （正）與其逆反應(yīng)的r H m （逆）數(shù)值相等，符號(hào)相反。即r H m （正） =-r H m （逆）。始態(tài)和終態(tài)確定之后，一步反應(yīng)的r H m 等于多步反應(yīng)的焓變之和。3、 多個(gè)化學(xué)反應(yīng)計(jì)量式相加( 或相減

7、) ，所得化學(xué)反應(yīng)計(jì)量式的r H m （ T）等于原各計(jì)量式的 r H m （ T）之和（或之差） 。第五節(jié)：反應(yīng)熱的求算1、 在定溫定壓過程中， 反應(yīng)的標(biāo)準(zhǔn)摩爾焓變等于產(chǎn)物的標(biāo)準(zhǔn)摩爾生成焓之和減去反應(yīng)物的標(biāo)準(zhǔn)摩爾生成焓之和。r H m =f H m （總生成物） -f H m （總反應(yīng)物） 如果有參考狀態(tài)單質(zhì)，則其標(biāo)準(zhǔn)摩爾生成焓為零2、 在定溫定壓過程中， 反應(yīng)的標(biāo)準(zhǔn)摩爾焓變等于反應(yīng)物的標(biāo)準(zhǔn)摩爾燃燒焓之和減去產(chǎn)物的標(biāo)準(zhǔn)摩爾燃燒焓之和。r H m =c H m （總反應(yīng)物） -c H m （總生成物） 參考狀態(tài)單質(zhì)只適用于標(biāo)準(zhǔn)摩爾生成焓，其標(biāo)準(zhǔn)摩爾燃燒焓不為零第三章：化學(xué)動(dòng)力學(xué)基礎(chǔ)第一節(jié)：反應(yīng)

8、速率第二節(jié)：濃度對(duì)反應(yīng)速率的影響速率方程1、 對(duì)化學(xué)反應(yīng) aA bByY zZ 來說，反應(yīng)速率 r 與反應(yīng)物濃度的定量關(guān)系為：r kcA C B ，該方程稱為化學(xué)反應(yīng)速率定律或化學(xué)反應(yīng)速率方程，式中 k 稱為反應(yīng)速率系數(shù)，表示化學(xué)反應(yīng)速率相對(duì)大?。籧A , cB 分別為反應(yīng)物 A 和 B的濃度，單位為 mol L1 ；， 分別稱為 A， B 的反應(yīng)級(jí)數(shù)；稱為總反應(yīng)級(jí)數(shù)。反應(yīng)級(jí)數(shù)可以是零、正整數(shù)、分?jǐn)?shù)，也可以是負(fù)數(shù)。零級(jí)反應(yīng)得反應(yīng)物濃度不影響反應(yīng)速率。（反應(yīng)級(jí)數(shù)不同會(huì)導(dǎo)致 k 單位的不同。 對(duì)于零級(jí)反應(yīng)， k 的單位為 mol L 1 s 1 ，一級(jí)反應(yīng) k 的單位為 s1 ，二級(jí)反應(yīng) k 的單

9、位為 mol 1 L s 1 ，三級(jí)反應(yīng) k 的單位為 mol 2L2 s 1 ）2、 由實(shí)驗(yàn)測(cè)定反應(yīng)速率方程的最簡(jiǎn)單方法初始速率法。在一定條件下，反應(yīng)開始時(shí)的瞬時(shí)速率為初始速率，由于反應(yīng)剛剛開始，逆反應(yīng)和其他副反應(yīng)的干擾小， 能較真實(shí)的反映出反應(yīng)物濃度對(duì)反應(yīng)速率的影響具體操作是將反應(yīng)物按不同組成配置成一系列混合物。對(duì)某一系列不同組成的混合物來說，先只改變一種反應(yīng)物 A 的濃度。保持其他反應(yīng)物濃度不變。在某一溫度下反應(yīng)開始進(jìn)行時(shí)，記錄在一定時(shí)間間隔內(nèi) A 的濃度變化，作出cAt 圖，確定 t=0 是的瞬時(shí)速率。也可以控制反應(yīng)條件，是反應(yīng)時(shí)間間隔足夠短，這時(shí)可以把平均速率作為瞬時(shí)速率。3、對(duì)于一

10、級(jí)反應(yīng)，其濃度與時(shí)間關(guān)系的通式為：ct Aktc0 A第三節(jié)：溫度對(duì)反應(yīng)速率的影響Arrhenius方程1、 速率系數(shù)與溫度關(guān)系方程： kk0 e EaRTa ， k = k0 -Eab ，RT k2Ea11c ， Ea 實(shí)驗(yàn)活化能， 單位為 KJmol 1 。 k0 為指前參量又稱頻k1RTT1T2率因子。 k0 與 k 具有相同的量綱。Ea 與 k0 是兩個(gè)經(jīng)驗(yàn)參量，溫度變化不大時(shí)視為與溫度無關(guān)。2、 對(duì) Arrhenius方程的進(jìn)一步分析：在室溫下，4 KJmol180%Ea每增加，將使k 值降低。在室溫相同或相近的情況下，活化能 Ea 大的反應(yīng)，其速率系數(shù) k 則小，反應(yīng)速率較?。籈a

11、 小的反應(yīng) k 較大，反應(yīng)速率較大。對(duì)同一反應(yīng)來說，溫度升高反應(yīng)速率系數(shù)k 增大，一般每升高 10， k 值將增大 210 倍。k 值增大倍數(shù)??；在低溫區(qū)k 值增大倍對(duì)同一反應(yīng)來說，升高一定溫度，在高溫區(qū)，數(shù)大。因此，對(duì)一些在較低溫度下進(jìn)行的反應(yīng)，升高溫度更有利于反應(yīng)速率的提高。對(duì)于不同的反應(yīng)，升高相同溫度，Ea 大的反應(yīng) k 值增大倍數(shù)大； Ea 小的反應(yīng) k 值增大倍數(shù)小。即升高溫度對(duì)進(jìn)行的慢的反應(yīng)將起到更明顯的加速作用。第四節(jié)：反應(yīng)速率理論與反應(yīng)機(jī)理簡(jiǎn)介1、 r H m = Ea （正） - Ea （負(fù)）2、由普通分子轉(zhuǎn)化為活化分子所需要的能量叫做活化能第五節(jié)：催化劑與催化作用1、 催化

12、劑是指存在少量就能顯著加速反應(yīng)而本身最后并無損耗的物質(zhì)。催化劑加快反應(yīng)速率的作用被稱為催化作用。2、 催化劑的特征：催化劑只對(duì)熱力學(xué)可能發(fā)生的反應(yīng)起催化作用，熱力學(xué)上不可能發(fā)生的反應(yīng)，催化劑對(duì)它不起作用。催化劑只改變反應(yīng)途徑（又稱反應(yīng)機(jī)理） ，不能改變反應(yīng)的始態(tài)和終態(tài)，它同時(shí)加快了正逆反應(yīng)速率，縮短了達(dá)到平衡所用的時(shí)間，并不能改變平衡狀態(tài)。催化劑有選擇性，不同的反應(yīng)常采用不同的催化劑，即每個(gè)反應(yīng)有它特有的催化劑。同種反應(yīng)如果能生成多種不同的產(chǎn)物時(shí)，選用不同的催化劑會(huì)有利于不同種產(chǎn)物的生成。每種催化劑只有在特定條件下才能體現(xiàn)出它的活性， 否則將失去活性或發(fā)生催化劑中毒。第四章：化學(xué)平衡熵和 Gi

13、bbs 函數(shù)第一節(jié)：標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù)1、平衡的組成與達(dá)成平衡的途徑無關(guān)，在條件一定時(shí)，平衡的組成不隨時(shí)間而變化。平衡狀態(tài)是可逆反應(yīng)所能達(dá)到的最大限度。平衡組成取決于開始時(shí)的系統(tǒng)組成。2、對(duì)可逆反應(yīng)aA gbB aqcC sxX gyY aqzZ l 來說，其標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù)p xxc YypcKac Bbp Apc3、兩個(gè)或多個(gè)化學(xué)計(jì)量式相加（或相減）后得到的化學(xué)計(jì)量式的標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù)等于原各個(gè)化學(xué)計(jì)量式的化學(xué)平衡常數(shù)的積（或商），這稱為多重平衡原理。第二節(jié)：標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù)的應(yīng)用1、反應(yīng)進(jìn)度也常用平衡轉(zhuǎn)化率來表示。反應(yīng)物A 的平衡轉(zhuǎn)化率A 表達(dá)式為n0 Aneq AAAn02、 J 表示反應(yīng)商。若J<

14、; K則反應(yīng)正向進(jìn)行；若J= K，則反應(yīng)處于平衡狀態(tài)；若J> K，則反應(yīng)逆向進(jìn)行。第三節(jié)：化學(xué)平衡的移動(dòng)1、濃度對(duì)化學(xué)平衡的影響：濃度雖然可以使化學(xué)平衡發(fā)生移動(dòng)，但并不能改變化學(xué)平衡常數(shù)的數(shù)值，因?yàn)樵谝欢囟认拢?K 值一定。當(dāng)反應(yīng)物濃度增加或產(chǎn)物濃度減少時(shí)，平衡正向移動(dòng)；當(dāng)反應(yīng)物濃度減少或產(chǎn)物濃度增加時(shí)，平衡逆向移動(dòng)。2、壓力對(duì)化學(xué)平衡的影響：綜合考慮各反應(yīng)物和產(chǎn)物分壓是否改變及反應(yīng)前后氣體分子數(shù)是否改變。3、溫度對(duì)化學(xué)平衡都影響：溫度變化引起標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù)的改變，從而使化學(xué)平衡移動(dòng)。溫度對(duì)標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù)的影響用van t Hoff方程描述。K2r H m11K 1RT1T2第四節(jié)：自發(fā)變

15、化和熵1、自發(fā)變化的基本特征：在沒有外界作用或干擾的情況下，系統(tǒng)自身發(fā)生的變化稱為自發(fā)變化。有的自發(fā)變化開始時(shí)需要引發(fā)，一旦開始，自發(fā)變化將一直進(jìn)行達(dá)到平衡，或者說自發(fā)變化的最大限度是系統(tǒng)的平衡狀態(tài)。自發(fā)變化不受時(shí)間約束，與反應(yīng)速率無關(guān)。自發(fā)變化必然有一定的方向性，其逆過程是非自發(fā)變化。兩者都不能違反能量守恒定律 。非自發(fā)變化和自發(fā)變化都是可能進(jìn)行的。但是只有自發(fā)變化能自動(dòng)發(fā)生，而非自發(fā)變化必須借助一定方式的外部作用才能發(fā)生。沒有外部作用非自發(fā)變化將不能繼續(xù)進(jìn)行。2、在反應(yīng)過程中，系統(tǒng)有趨向于最低能量狀態(tài)的傾向，常稱其為能量最低原理。相變化也具有這種傾向。3、 系統(tǒng)有趨向于最大混亂度的傾向，系

16、統(tǒng)混亂度的增加有利于反應(yīng)的自發(fā)進(jìn)行。4、 純物質(zhì)完整有序晶體在0K 時(shí)熵值為零；,298.150.SmHaqK5、 熵與物質(zhì)聚集狀態(tài)有關(guān)。同一種物質(zhì)氣態(tài)熵值最大，液態(tài)次之，固態(tài)熵值最小。有相似分子結(jié)構(gòu)且相對(duì)分子質(zhì)量又相近的物質(zhì)，其Sm 值相近。分子結(jié)構(gòu)相近而相對(duì)分子質(zhì)量不同的物質(zhì)，其標(biāo)準(zhǔn)摩爾熵值隨分子質(zhì)量增大而增大。物質(zhì)的相對(duì)分子質(zhì)量相近時(shí)，分子構(gòu)型越復(fù)雜，其標(biāo)準(zhǔn)摩爾熵值越大。6、反應(yīng)的標(biāo)準(zhǔn)摩爾熵變等于各生成物的標(biāo)準(zhǔn)摩爾熵值之和減去各反應(yīng)物的標(biāo)準(zhǔn)摩爾熵值之和7、在任何自發(fā)過程中，系統(tǒng)和環(huán)境的熵變化總和是增加的。即：SzongSxitongShuanjing 0Szong0自發(fā)變化Szong0非

17、自發(fā)變化Szong0平衡狀態(tài)8、ShuanjingHT第五節(jié)： Gibbs 函數(shù)1、 Gibbs 函數(shù)被定義為：GH TS , G 被稱為 Gibbs 自由能。2、 在不做體積功和定溫定壓條件下，在任何自發(fā)變化中系統(tǒng)的Gibbs 函數(shù)是減少的，由GHT S 得當(dāng)H <0,S >0 時(shí)反應(yīng)能正向進(jìn)行。當(dāng)H >0,S <0 時(shí)反應(yīng)在高溫下能正向進(jìn)行。當(dāng)H <0,S <0 時(shí)反應(yīng)在低溫下能正常進(jìn)行。當(dāng)H >0,S <0 時(shí)反應(yīng)不能正向進(jìn)行。3、當(dāng) HTS,G0 時(shí)的 T 在吸熱熵增反應(yīng)中是反應(yīng)能正向進(jìn)行的最低溫度；在放熱熵減反應(yīng)中是反應(yīng)能正向進(jìn)行的最高

18、溫度。因此這個(gè)溫度就是反應(yīng)是否能夠正向進(jìn)行的轉(zhuǎn)變溫度。4、 物質(zhì) B 的標(biāo)準(zhǔn)摩爾生成Gibbs 函數(shù)f Gm （ B，相態(tài)， T）是指在溫度T 下由參考狀態(tài)單質(zhì)生成物質(zhì) B（且B1 時(shí)）的標(biāo)準(zhǔn)摩爾Gibbs 函數(shù)變。5、f Gm <-40KJmol1時(shí)反應(yīng)多半能正向進(jìn)行；f Gm >40 KJ mol1時(shí)反應(yīng)大多逆向進(jìn)行； -40 KJmol 1<f Gm <40 KJmol 1時(shí)要用r Gm 來判斷反應(yīng)方向。6、 Van t Hoff方程：KTr H mTr SmTRTRaKT1r H m 298K11RT1T2KT2第五章：酸堿平衡第一節(jié)：酸堿質(zhì)子理論1、酸堿質(zhì)子理

19、論：凡是能釋放出質(zhì)子的任何含氫原子的分子或離子都是酸；任何能與質(zhì)子結(jié)合的分子或離子都是堿。簡(jiǎn)言之酸是質(zhì)子給予體，堿是質(zhì)子接受體。2、質(zhì)子理論強(qiáng)調(diào)酸和堿之間的相互依賴關(guān)系。酸給出質(zhì)子后生成相應(yīng)的堿，而堿結(jié)合質(zhì)子后生成相應(yīng)的酸。酸與堿之間的這種依賴關(guān)系稱為共軛關(guān)系，相應(yīng)的一對(duì)酸和堿稱為共軛酸堿對(duì)。酸給出質(zhì)子后生成的堿為這種酸的共軛堿，堿得到質(zhì)子后所生成的酸稱為這種堿的共軛酸。3、 酸堿解離反應(yīng)是質(zhì)子轉(zhuǎn)移的反應(yīng)。在水溶液中酸堿的電離時(shí)質(zhì)子轉(zhuǎn)移反應(yīng)。鹽類水解反應(yīng)實(shí)際上也是離子酸堿的質(zhì)子轉(zhuǎn)移反應(yīng)。4、 既能給出質(zhì)子又能接受質(zhì)子的物質(zhì)稱為兩性物質(zhì)。5、 酸堿的強(qiáng)度首先取決于其本身的性質(zhì)，其次與溶劑的性質(zhì)等

20、有關(guān)。酸和堿的強(qiáng)度是指酸給出質(zhì)子和堿接受質(zhì)子能力的強(qiáng)弱。給出質(zhì)子能力強(qiáng)的酸是強(qiáng)酸，接受質(zhì)子能力強(qiáng)的堿是強(qiáng)堿；反之，就是弱酸和弱堿。6、 溶劑的堿性越強(qiáng)溶質(zhì)表現(xiàn)出來的酸性就越強(qiáng)，溶劑的酸性越強(qiáng)溶質(zhì)表現(xiàn)出來的堿性就越強(qiáng)。第二節(jié)：水的電離平衡和溶液的PH1、 對(duì)反應(yīng) H 2 O lHaqOHaq , K wc Hc OH, K w 被稱為水的離子積常數(shù)。 25時(shí)， K w1.010 14。第三節(jié)：弱酸、弱堿解離平衡1、酸的水溶液中存在質(zhì)子轉(zhuǎn)移反應(yīng)：HA aqH 2O lH 3Oaq A aq ，其標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù) KK aHAc H 3 Occ Ac簡(jiǎn)寫為c HAcK a HAc H 3Oc A， K

21、aHA 稱為弱酸 HA的解離常數(shù)，弱酸解離常數(shù)的數(shù)c HA值表明了酸的相對(duì)強(qiáng)弱。解離常數(shù)越大酸性越強(qiáng)，給出質(zhì)子能力越強(qiáng)。K a 值受溫度影響但變化不大。2、在一元弱堿的水溶液中存在反應(yīng)：B aqH 2O lBH aqOH aq ，K b Bc BHc OH, K bB 稱為一元弱堿B 的解離常數(shù)。c B3、解離度的定義為解離的分子數(shù)與總分子數(shù)的比值，即c HA100% , 解離度越c0 HA大 K a 越大， PH越小。解離度與解離常數(shù)關(guān)系為K a HA。對(duì)堿同樣適用。c第四節(jié)：緩沖溶液1、 同離子效應(yīng)：在弱酸或弱堿的溶液中，加入與這種酸或堿含相同離子的易溶強(qiáng)電解質(zhì)，使酸或堿的解離度降低。2、

22、 緩沖溶液：具有能夠保持PH相對(duì)穩(wěn)定性能的溶液（也就是不因加入少量強(qiáng)酸或強(qiáng)堿而顯著改變PH的溶液。緩沖溶液通常由弱酸和他的共軛堿組成。緩沖溶液PH計(jì)算公式：PH pK aHA c A,pH 14.00 pK b A c Ac HAc HA第五節(jié)：酸堿指示劑1、 當(dāng)溶液中 pHpK aHIn1即 c HIn10 時(shí)，溶液呈現(xiàn)出HIn 的顏色；當(dāng)c InpHpK aHIn1 即 c HIn1 時(shí)，溶液呈現(xiàn)In 的顏色；當(dāng)c In10pHpK aHInc HIn1時(shí)，溶液呈現(xiàn)兩者的混合顏色。即c In2、 指示劑的變色范圍是pK aHIn1 ，但是由于人的視覺對(duì)不同顏色的敏感度的差異實(shí)際變色范圍常常

23、小于兩個(gè)pH 單位。第六節(jié)：酸堿電子理論1、 酸是任意可以接受電子對(duì)的分子或離子；酸是電子對(duì)的接受體，必須具有可以接受電子對(duì)的空軌道。堿則是可以給出電子對(duì)的分子或離子；堿是電子的給予體，必須具有未共享的孤對(duì)電子。酸堿之間以共價(jià)鍵相結(jié)合，并不發(fā)生電子對(duì)轉(zhuǎn)移。第七節(jié)：配位化合物2、 在配合物中 Lewis酸被稱為形成體 ( 或中心離子 ) ，Lewis 堿被稱為配體。配合物的定義是形成體與一定數(shù)目的配體以配位鍵按一定的空間構(gòu)型結(jié)合形成離子或分子。這些離子或分子被稱為配位個(gè)體。形成體通常是金屬離子或原子，也有少數(shù)是非金屬元素（B,P,H ）。通常作為配體的是非金屬的陰離子或分子。4、 在配體中，與形

24、成體成鍵的原子叫做配位原子；配位原子具有孤對(duì)電子。常見的配位原子有 F,Cl,Br,I,S,N,C等。配體中只有一個(gè)配位原子的稱為單齒配體，有兩個(gè)或兩個(gè)以上配位原子的稱為多齒配體。在配位個(gè)體中， 與形成體成鍵的配位原子個(gè)數(shù)叫作配位數(shù)。常見多齒配體有：5、 配合物的化學(xué)式：配合物的化學(xué)式中首先應(yīng)先列出配位個(gè)體中形成體的元素符號(hào)，在列出陰離子和中性分子配體，將整個(gè)配離子或分子的化學(xué)式括在方括號(hào)中。6、 配合物的命名： 命名時(shí)， 不同配體之間用·隔開。在最后一個(gè)配體名稱后綴以“合”字。含配陰離子的配合物的命名遵照無機(jī)鹽命名原則。例如Cu NH 34 SO4 為硫酸四氨合銅 Pt NH 3

25、6 Cl 4 為氯化六氨合鉑。含配陰離子的配合物，內(nèi)外層間綴以“酸”字。例如K 4 Fe CN 6為六氰合鐵酸鉀配體的次序：含有多種無機(jī)配體時(shí)，通常先列出陰離子名稱，后列出中性粒子名稱。例如K PtCl 3 NH 3 為三氯·氨合鉑酸鉀 配體同是中性分子或同是陰離子時(shí)，按配位原子元素符號(hào)的英文字母順序排列，例如 Co NH 3 5 H 2O Cl 3 氯化五氨·水合鈷。若配位原子相同，將含原子數(shù)較少的配體排在前面，較多原子數(shù)的配體排在后面；若配位原子相同且配體中含有的與子數(shù)目也相同，則按結(jié)構(gòu)中與配位原子相連的非配位原子元素符號(hào)的英文字母順序排列。例如PtNH 2 NO2 N

26、H3 2為氨基·硝基·二氨合鉑配體中既有無機(jī)配體又有有機(jī)配體，則無機(jī)配體排在前面有機(jī)配體排在后面。例如 K PtCl 3 C2 H 4 為三氯·乙烯合鉑酸鉀。7、 簡(jiǎn)單配合物：配合物分子或離子只有一個(gè)中心離子，每個(gè)配體只有一個(gè)配位原子與中心離子成鍵。螯合物：在螯合物分子或離子中，其配體為多齒配體，配體與中心離子成鍵，形成環(huán)狀結(jié)構(gòu)。多核配合物：多核配合物分子或離子含有兩個(gè)或兩個(gè)以上的中心離子，中心離子間常以配體相連。羰合物：某些d 區(qū)元素以CO為配體形成的配合物稱為羰合物。烯烴配合物：某些d 區(qū)元素以不飽和烴為配體形成的配合物稱為烯烴配合物。第八節(jié)：配位反應(yīng)與配位平

27、衡c Ag21、 Ag NH 32 aqAgaq 2 NH 3aq ; K dc NH 3, K d是配合物c Ag NH 32的解離常數(shù)，又稱為配合物的解離常數(shù)或不穩(wěn)定常數(shù)。K d 越大，配合物越不穩(wěn)定。2、 Ag aq2NH 3aqAg NH 3 2aq ; K fc Ag NH 32, K f是配合物c Ag2c NH 3生成常數(shù)，又稱為穩(wěn)定常數(shù)或累積穩(wěn)定常數(shù)。3、一般來說配合物的逐級(jí)穩(wěn)定常數(shù)隨著配位數(shù)的增加而減少。4、以 N,O,F 等電負(fù)性大（吸引電子能力強(qiáng)） ，半徑小，難被氧化（不易失去電子） ，不易變形（難被極化）的原子為配位原子的堿成為硬堿。反之則為軟堿，介于二者之間的為交界堿

28、。5、硬酸多是電荷數(shù)較多，半徑較小，外層電子被原子核束縛得較緊而不易變形（極化率較?。┑年栯x子。反之則為軟酸，介于兩者之間的為交界酸。6、常見的酸和堿分類如下：硬酸軟酸交界酸酸 H, Li , Na , K ,Cu 2, Ag, Au,Tl, Hg ,Fe2 , Co2 , Ni,Cu 2 ,Be , Mg , Ca ,Cd, Pd 2, Pt 2, Hg 2 ,Zn2 , Pb2 , Sn2 , Sb3 ,Sr , Mn 2 , Al 3 ,CH 3 Hg , I 2 , Br 2 ,Bi 3 , B CH 3 3 , SO2 ,3, Ga3, In3,金屬原子 NO , C6 H 5 ,

29、GaH 3ScLa3 , Co3 , Fe3 ,As3 , Si4,Ti 4,Zr 4, Sn4,BF3 Al CH 3硬堿軟堿交界堿堿H 2O,OH, F,S2,R2S, I, SCN,C6H 5 NH 2, N3, Br ,CH3 COOS2O32 , CN , CO,NO2 , SO32 ,N2PO43 , SO42 , Cl ,C2H 4,C6H 6,H ,CO32 , ClO 4 , NO3 ,RROH, R2O, NH 3 ,RNH2,N2H47、軟硬酸堿原則：軟親軟，硬親硬第六章：沉淀溶解平衡第一節(jié)：溶解度和溶度積1、溶解度：在一定溫度下，達(dá)到溶解平衡時(shí)，一定量溶劑中含有的溶質(zhì)質(zhì)

30、量。2、常見無機(jī)化合物溶解性：常見無機(jī)酸是可溶的，硅酸是難溶的；氨、 IA 族氫氧化物， Ba OH 2 是可溶的； Sr OH 2 , Ca OH 2 是微溶的；其余元素的氫氧化物都是難溶的。幾乎所有的硝酸鹽都是可溶的；BaNO3 是微溶的。大多數(shù)醋酸鹽是可溶的；Be Ac 2 是難溶的。大多數(shù)氯化物是可溶的；PbCl2 是微溶的； AgCl , Hg 2 Cl 2 是難溶的。大多數(shù)溴化物，碘化物是可溶的；P b 2B,Hr g 2B 是r 微 溶 的 ；AgBr, Hg 2 Br2 , AgI , Hg 2 I 2 , PbI 2 , HgI 2 是難溶的。大多數(shù)硫酸鹽是可溶的；CaSO4

31、 , Ag2 SO4 , HgSO4 是微溶的； SrSO4 , BaSO4 , PbSO4是難溶的。大多數(shù)硫化物是難溶的，第一主族，第二主族金屬硫化物和NH 4 2 S 是可溶的。多數(shù)碳酸鹽，磷酸鹽，亞硫酸鹽是難溶的；第一主族（Li 除外）和銨離子的這些鹽是可溶的。多數(shù)氟化物是難溶的；第一主族（Li 除外）金屬氟化物， NH 4 F , AgF , BeF2 是可溶的；SrF2 , BaF2 , PbF2 是微溶的。幾乎所有的氯酸鹽，高氯酸鹽都是可溶的；KClO 4 是微溶的；幾乎所有的鈉鹽，鉀鹽均是可溶的；Na Sb OH 6 , NaAcZn Ac 23UO3Ac 29H 2 O, K

32、2 Na Co NO26 是難溶的。2、 對(duì) 于 一 般 沉 淀 反 應(yīng) 來 說 ： An Bm snAm aq mBn aq ， 溶 度 積 的 通 式 是K sp An Bmc Amnmc B n3、 難溶電解質(zhì)的溶度積常數(shù)的數(shù)值在稀釋溶液中不受其他離子存在的影響，只取決于溫度。溫度升高，多數(shù)難溶化合物的溶度積增大。第二節(jié)：沉淀的生成和溶解1、 同離子效應(yīng)：在難溶電解質(zhì)的飽和溶液中，加入含有相同離子的強(qiáng)電解質(zhì)時(shí)，難溶電解質(zhì)的溶解度將降低。同離子效應(yīng)使難溶電解質(zhì)的溶解度降低。2、 鹽效應(yīng)使難溶電解質(zhì)溶解度增大。一般來說，若難溶電解質(zhì)的溶度積很小時(shí)，鹽效應(yīng)的影響很小，可忽略不計(jì)；若難溶電解質(zhì)的

33、溶度積較大，溶液中各種離子的總濃度也較大時(shí)，就應(yīng)考慮鹽效應(yīng)的影響。3、 金屬硫化物的溶解平衡：MS s 2H2c M 2c H 2 S3 OaqM aq H 2 S aq 2H 2 O l ; K spa2,c H 3 OK spa 稱為在酸中的溶度積常數(shù)。4、 某些難容硫化物的溶度積常數(shù)：第七章：氧化還原反應(yīng)電化學(xué)基礎(chǔ)第一節(jié)：氧化還原反應(yīng)基本概念1、 有電子得失或轉(zhuǎn)移的反應(yīng)稱為氧化還原反應(yīng)。2、 表示元素氧化態(tài)的數(shù)值稱為氧化數(shù)又稱氧化值。在單質(zhì)中元素氧化值為零。在單原子離子中，元素氧化值等于離子所帶電荷數(shù)。在大多數(shù)化合物中，氫的氧化值為+1，只有在金屬氫化物中，氫的氧化值為-1 。通常在化合

34、物中氧的氧化值為-2 ，但是在 H 2O2 , Na2O2 , BaO2 等過氧化物中養(yǎng)的氧化值為 -1 ，在氧的氟化物中，如OF2 , O2 F2 中氧的氧化值為+2， +1。在所有氟化物中氟的氧化值為-1 。堿金屬和堿土金屬在化合物中氧化值分別為+1 和 +2。在中性分子中，各元素氧化值代數(shù)和為零。在多原子離子中，各元素氧化數(shù)代數(shù)和等于離子所帶電荷數(shù)。第二節(jié)：電化學(xué)電池1、 電池圖示：將發(fā)生氧化反應(yīng)的負(fù)極寫在左邊，發(fā)生還原反應(yīng)的正極寫在右邊；并按順序用化學(xué)式從左到右依次排列各個(gè)相的物質(zhì)組成和狀態(tài)；用單垂線“”表示相與相間的界面，用雙折線“”表示鹽橋。2、 Faraday 定律：在電化學(xué)電池

35、中，兩極所產(chǎn)生或消耗的物質(zhì)的物質(zhì)的量與通過電池的電荷量成正比。當(dāng)給定的電荷量通過電池時(shí)， 電極上所產(chǎn)生或消耗的物質(zhì)的物質(zhì)的量正比于物質(zhì)的摩爾質(zhì)量被對(duì)應(yīng)于半反應(yīng)每摩爾物質(zhì)每摩爾物質(zhì)所轉(zhuǎn)移的電子數(shù)除的商。對(duì)于半反應(yīng) B zaqzeB s ，根據(jù)Faraday 定律，第一：電極上沉淀出或消耗掉的 m B 正比于通過電池的電荷量 Q。 Q越大 m B 越大。第二：當(dāng)通過電池的電荷量Q一定時(shí)， m B 正比于 M B z ， M B 為 B 物質(zhì)的摩爾質(zhì)量。3、 Faraday常量表示一摩爾電子所帶的電荷量，F(xiàn)1.602177310 19 C6.0221371023 mol 19.648531 10 4

36、 C mol 1 ，F(xiàn) 被稱為 Faraday 常量4、 當(dāng)原電池放電時(shí)，兩極間的電勢(shì)差將比該電池的最大電壓要小。這是因?yàn)轵?qū)動(dòng)電流通過電池需要消耗能量或者稱其為要做功，產(chǎn)生電流時(shí)，電池電壓的降低正反映了電池內(nèi)所消耗的這種能量；而且電流越大，電壓降低越多。因此，只有電池中沒有電流通過時(shí)，電池才具有最大電壓又稱其為開路電壓。當(dāng)通過原電池的電流趨近于零時(shí)，兩電極間的最大電勢(shì)差被稱為原電池的電動(dòng)勢(shì)，用EMF 表示。5、 當(dāng)電池中各物質(zhì)均處于標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)時(shí)，測(cè)定的電動(dòng)勢(shì)被稱為標(biāo)準(zhǔn)電動(dòng)勢(shì)，用EMF 表示。6、 可逆電池必須具備以下條件。第一：電極必須是可逆的，即當(dāng)相反方向的電流通過電極是，電極反應(yīng)必然逆向進(jìn)行

37、；電流停止，反應(yīng)也停止。第二：要求通過電極的電流無限小，電極反應(yīng)在接近于電化學(xué)平衡的條件下進(jìn)行。7、 電池反應(yīng)的標(biāo)準(zhǔn)摩爾Gibbs 函數(shù)變r(jià) GmzFEMF 。第三節(jié)：電極電勢(shì)1、 原電池的電動(dòng)勢(shì)是構(gòu)成原電池的兩個(gè)電極間的最大電勢(shì)差，即正極電勢(shì) E 減去負(fù)極電勢(shì) E 等于電池的電動(dòng)勢(shì)：EMFEE。2、 電極電勢(shì)的絕對(duì)值無法確定，常選取標(biāo)準(zhǔn)氫電極（簡(jiǎn)寫為SHE）作為比較的基準(zhǔn)，稱其為參比電極。參比電極中最常用的是甘汞電極。3、 各電對(duì)的標(biāo)準(zhǔn)電極電勢(shì)是以標(biāo)準(zhǔn)氫電極為參比電極并與各標(biāo)準(zhǔn)電極組成原電池時(shí)測(cè)得的電動(dòng)勢(shì)。使待測(cè)半電池中各物質(zhì)均處于標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)下，將其與標(biāo)準(zhǔn)氫電極相連組成原電池，以電壓表測(cè)定該電

38、池的電動(dòng)勢(shì)并確定其正極和負(fù)極，進(jìn)而可推算出待測(cè)半電池的標(biāo)準(zhǔn)電極電勢(shì)。4、 電極電勢(shì)高的電對(duì)為正極，電極電勢(shì)低的電對(duì)為負(fù)極。兩電極的標(biāo)準(zhǔn)電極電勢(shì)之差等于原電池的標(biāo)準(zhǔn)電極電勢(shì)。即EMFEE .5、 E 298KE 298K0.0257V c huan，zc yangE 298KE298KO.O592V c huan。zc yang6、 如果電對(duì)的氧化型生成難溶化合物（配合物），則電極電勢(shì)變??；若還原型生成難溶化合物（配合物） ，則電極電勢(shì)變大；當(dāng)還原型和氧化型同時(shí)生成難溶化合物（配合物），若 K sp ( K f ) （氧化型） < K sp ( K f )( 還原型 ) ，則電極電勢(shì)變小，

39、反之則變大。第四節(jié)：電極電勢(shì)的應(yīng)用1、 某電對(duì)的 E越大，其氧化型的得電子能力（氧化性）越強(qiáng)，還原型失電子能力（還原性）越弱；反之電對(duì)的 E越小，其氧化型的得電子能力（氧化性）越弱，還原型失電子能力（還原性）越強(qiáng)。2、r GmzFEMF , KzEMFzEMF0.0592V, K0.0257V3、 元素電勢(shì)圖：當(dāng)某種元素形成三種或三種以上氧化值的氧化物時(shí)，這些物種可以組成多種不同的電對(duì)， 各電對(duì)的標(biāo)準(zhǔn)電極電勢(shì)可用圖的形式表示出來，這種圖叫做元素電勢(shì)圖。畫元素電勢(shì)圖，可以按元素氧化值由高到低的順序，把各氧化物的化學(xué)式從左到右寫出來，各不同氧化物之間用直線連接起來，在直線上表明不同氧化值物種所組成

40、的電對(duì)的標(biāo)準(zhǔn)電極電勢(shì)。4、 歧化反應(yīng)發(fā)生的一般規(guī)則：AE LBERC,若E L <ER 則 B能發(fā)生歧化反應(yīng)第二篇：物質(zhì)結(jié)構(gòu)基礎(chǔ)第八章：原子結(jié)構(gòu)第一節(jié)：原子結(jié)構(gòu)的Bohr 理論1、電子的電量為1.60210 19 C , 電子的質(zhì)量為9.10910 28 g 。2、 每種元素的原子輻射都具有一定頻率成分構(gòu)成的特征光譜，它們是一條條離散的譜線，被稱為線狀光譜，即原子光譜。3、氫原子光譜的頻率公式：1511s13.289 1022n1n24、 Bohr 原子結(jié)構(gòu)理論；定態(tài)假設(shè) 原子的核外電子在軌道上運(yùn)行時(shí)， 只能夠穩(wěn)定的存在于具有分立的， 固定能量的狀態(tài)中，這些狀態(tài)稱為定態(tài) （能級(jí)），即處于

41、定態(tài)的原子的能量是量子化的。此時(shí)原子并不輻射能量，是穩(wěn)定的。躍遷規(guī)則 原子的能量變化 （包括發(fā)射和吸收電磁輻射） 只能在兩定態(tài)之間以躍遷的方式進(jìn)行。在正常情況下，原子中的電子盡可能處于離核最低的軌道上。這時(shí)原子的能量最低，即原子處于基態(tài)。當(dāng)原子受到輻射，加熱或通電時(shí)，獲得能量后的電子可以躍遷到離核較遠(yuǎn)的軌道上去即原子被激發(fā)到高能量的軌道上，這時(shí)原子處于激發(fā)態(tài)。處于激發(fā)態(tài)的電子不穩(wěn)定，可以躍遷到離核較近的軌道上，同時(shí)釋放出光子。光的頻率取決于離核較遠(yuǎn)的軌道的能量（E2 ）與離核較近的軌道的能量（E1 ）之差： hE2E1第二節(jié)：微觀粒子運(yùn)動(dòng)基本特征1、實(shí)物粒子波長(zhǎng)滿足hhv 為實(shí)物粒子運(yùn)動(dòng)速度，

42、p，其中 m 為實(shí)物粒子質(zhì)量，mvp為動(dòng)量。2、不確定原理：對(duì)運(yùn)動(dòng)中的微觀粒子來說，并不能同時(shí)準(zhǔn)確確定它的位置和動(dòng)量。其關(guān)系式為： x php 為微觀粒子，式中 x 為微觀粒子位置（或坐標(biāo)）的不確定度，4動(dòng)量的不確定度， 該式表明微觀粒子位置不確定度與動(dòng)量不確定度的成績(jī)大約等于Plank常量的數(shù)量級(jí)。 就是說， 微觀粒子位置不確定度越小，則相應(yīng)它的動(dòng)量不確定度就越大。3、微觀粒子的波動(dòng)性是大量微觀粒子（或者是一個(gè)粒子千萬次運(yùn)動(dòng)）所表現(xiàn)出來的性質(zhì)，可以說物質(zhì)的運(yùn)動(dòng)是具有統(tǒng)計(jì)意義的概率波；在空間某個(gè)區(qū)域波強(qiáng)度（即衍射強(qiáng)度）大的地方，粒子出現(xiàn)的機(jī)會(huì)多，波強(qiáng)度小的地方粒子出現(xiàn)的機(jī)會(huì)少。從數(shù)學(xué)角度看，這

43、里說的機(jī)會(huì)是概率，也就是說，在空間區(qū)域內(nèi)任一點(diǎn)波的強(qiáng)度與粒子出現(xiàn)的概率成正比。第三節(jié)：氫原子結(jié)構(gòu)的量子力學(xué)描述2228 2 mE V0 式中是坐標(biāo) x, y, z 的函1、 Shrodinger 方程：2y2z2h2x數(shù)， E 是系統(tǒng)總能量， V 是勢(shì)能， m 是微觀粒子質(zhì)量，h 是 Planck常量。2、主量子數(shù) n在原子的電子中最重要的量子化性質(zhì)是能量。原子軌道的能量主要取決于主量子數(shù) n ，對(duì)于氫原子和類氫原子，電子的能量值取決于n 。 n 的取值為1,2,3,4,5等正整數(shù)。 n 越大電子離核的平均距離越遠(yuǎn)，能量越高。因此，可將n 值所表示的電子運(yùn)動(dòng)狀態(tài)對(duì)應(yīng)于K,L,M,N,O 電子層

44、角量子數(shù) l原子軌道的角動(dòng)量有角量子數(shù)l 決定。在多原子電子中原子軌道的能量不僅取決于主量子數(shù) n ，還受角量子數(shù)l 的影響。 l 受 n 限制， l 只能取0 到（ n -1 ）的整數(shù)，按照光譜學(xué)的規(guī)定，對(duì)應(yīng)的符號(hào)為s,p,d,f,g 。 n 一定， l 取不同值代表同一電子層中不同狀態(tài)的亞層。角量子數(shù)l 還表明了原子軌道的分布角度形狀不同。l =0，為 s 軌道，其角度分布為球形對(duì)稱；l =1，為 p 軌道，其角度分布為啞鈴型；l =2 為 d 軌道，其角度分布為花瓣形。對(duì)多電子原子來說，n 相同， l 越大，其能量越大。磁量子數(shù) m m 決定角動(dòng)量在磁場(chǎng)方向的分量。其取值受角量子數(shù)l 的限制，從 - l ， ，0， ， + l ，共有（ 2 l+1）個(gè)取值。磁量子數(shù)m 決定原子軌道在核外空間的取向。l =0， m 只有 0 一個(gè)取值，表示 s 軌道在核外空間只有一種分布方向，即以核為球心的球形。l =1， m 有 +1，-1 ， 0 三個(gè)取值，表示p 亞層在空間有三個(gè)分別沿x 軸， y 軸， z 軸的取向軌道，即軌道p x , p y , pz 。l=2，m 有0， -1 ， +1