大學化學課件：復習提綱-32

1、大學化學課程復習提綱1 原子結構和元素周期系四個量子數(shù)，掌握核外電子排布規(guī)律，能級順序，核外電子排布對元素原子性質的影響如原子半徑變化規(guī)律，電離能變化規(guī)律。四個量子數(shù)主量子數(shù)n：表示電子距原子核的距離，決定了電子的主要能量；n=1，2，3（K、L、M）角量子數(shù)l：決定電子的軌道形狀（空間伸展方向） l=0，1，2（n-1）(s、p、d)磁量子數(shù)m：決定電子繞核的角動量沿磁場方向分量 m=0，1，2,， l自旋量子數(shù)ms：決定電子自旋角動量沿磁場分量， 1/2(2，0，0), (2，1，0) , (2，1，1) , (2，1，1) (2，2，0), (4，2，0) , (3，0，1) Examp

2、le 1下列組合的波函數(shù)是否有意義?下列各組量子數(shù)哪些可能存在？ (3,2,2,1/2) (3,0, 1,1/2) (2,2,2,2) (1,0,0,0) (2, 1,0,1/2) (2,0, 2,1/2)核外電子排布原理保里（W. Pauli）不相容原理能量最低原理洪德（F. Hund）規(guī)則能級順序1.元素在周期表所處的周期數(shù) = 該元素的電子層數(shù)， = 最外電子層的主量子數(shù) = 原子的能級組數(shù) （或最大能級組的序號） 例，19K：Ar4s1，位于第四周期 最大主量子數(shù) n = 4， 共有4個能級組， 最大能級組序號為4。原子電子層結構與元素周期表的關系2.各周期中元素的數(shù)目 = 相應能級組

3、中原子軌道所能容納的電子總數(shù) 周 期能級組能級組中的原子軌道元素數(shù)目一（特短周期）11s2二（短周期）22s2p8三（短周期）33s3p8四（長周期）44s3d4p18五（長周期）55s4d5p18六（特長周期）66s4f5d6p32七（不完全周期）77s5f6d （未完） 尚未布滿原子結構與元素性質關系有效核電荷原子半徑電離能電子親和能電負性2 分子結構Molecular Structure價鍵理論的要點，共健價的特點，鍵型，健參數(shù)，如鍵長，鍵角，偶極矩，分子極性判斷。雜化軌道理論:幾種雜化軌道的類型,雜化方式及對其分子空間結構的影響。分子間作用力，幾種范德華力及其對物質物理性質的影響。氫鍵

4、及其對物質性質的影響基本要點：對稱性匹配原則、最大重疊原理、電子成對原則特征：方向性、飽和性類型：鍵（頭對頭）和鍵（肩并肩）鍵參數(shù)價鍵理論（電子配對法)鍵參數(shù)鍵級BO= （成鍵軌道中的電子數(shù)-反鍵軌道中的電子數(shù)）/2鍵能（E）鍵角鍵長鍵矩=qd鍵的強度分子的空間結構鍵的極性偶極矩=qd判斷分子極性雜化軌道理論基本要點：成鍵時才發(fā)生，發(fā)生雜化的價電子軌道能級相近，且雜化前后軌道數(shù)目不變，但雜化后軌道伸展方向，形狀和能量發(fā)生均向有利于成鍵的方向改變類型：sp、sp2、sp3、dsp3、d2sp3等性雜化與不等性雜化視需要而定雜化類型sp1Sp2sp3sp3dsp3d2sp3d2軌道數(shù)目234566

5、軌道形狀直線平面三角正四面體三角雙錐正八面體正八面體實例BeCl2BF3CH4PCl5SF6Fe(CN)63-雜化軌道類型及特點例：根據(jù)下列分子的幾何構型、推斷其中心原子的雜化軌道類型與成鍵過程分子構型雜化類型成鍵過程SiF4正四面體HgCl2直線形BCl3正三角形CS2直線形NH3三角錐形先激發(fā)再雜化先激發(fā)再雜化先激發(fā)再雜化先激發(fā)再雜化直接雜化例：寫出Si、P、S、C 四種元素在生成下列化合物時的雜化軌道類型（注明等性不等性）分子構型雜化類型SiF4PCl3CHCl3H2SCCl2F2正四面體三角錐變形四面體變形四面體V字形分子間作用力范德華力的種類及其對物質性質的影響.氫鍵的特點及其對物質

6、各種性質的影響丙烷、正丁烷和正戊烷均為直鏈化合物（可以忽略分子形狀的影響），色散力隨分子體積的增大而增大，導致沸點按同一順序升高。正戊烷、異戊烷和新戊烷三種異構體的相對分子質量相同, 色散力隨分子結構密實程度的增大而減小，導致沸點按同一順序下降。色散力不但普遍存在于各類分子之間，而且除極少數(shù)強極性分子（如 HF，H2O）外，大多數(shù)分子間力都以色散力為主。 CH3CH2CH3 CH3CH2CH2CH3 CH3CH2CH2CH2CH3 b.p. -44.5 b.p. -0.5 b.p. 36 CH3 CH3CH2CH2CH2CH3 CH3CH2CHCH3 CH3CCH3 CH3 CH3 b.p.

7、36 b.p. 28 b.p. 9.5氫鍵對物質性質的影響對物質熔、沸點的影響分子間形成氫鍵使物質的熔沸點升高；分子內形成氫鍵，常使其熔、沸點低于同類化合物的熔、沸點。分子內氫鍵對各種硝基酚的影響氫鍵對物質性質的影響對物質溶解度的影響。在極性溶劑中，如果溶質分子與溶劑分子之間形成氫鍵，則溶質的溶解度增大。如HF、NH3極易溶于水。如果溶質分子形成分子內氫鍵，在極性溶劑中溶解度減小，而在非極性溶劑中溶解度增大。對物質酸性的影響。分子內形成氫鍵，往往使酸性增強。如：苯甲酸Ka=6.210-12；若在鄰位上代有羥基，得鄰羥基苯甲酸的Ka=9.910-11，如在羧基左右兩邊都代上羥基，得到的2，6二羥

8、基苯甲酸的Ka=510-9，這是由于羧基（OH）上的氫與羧基（COOH）上的氧形成了分子內氫鍵，從而促進了氫的解離。例：指出下列說法不妥之處由非極性鍵形成的分子總是非極性分子，由極性鍵形成的分子總是極性分子分子極性由分子的對稱性決定色散力僅存在于非極性分子之中誘導力僅存在于極性分子與非極性分子之中例：下列物質中存在哪些分子間作用力液態(tài)水取向力、誘導力、色散力、氫鍵氨水取向力、誘導力、色散力、氫鍵（氨-氨、水-水、氨-水）酒精水溶液取向力、誘導力、色散力、氫鍵（乙醇-乙醇、水-水、乙醇-水）碘的四氯化碳溶液色散力例：下列陳述正確的是元素原子在化合物中形成共價鍵的數(shù)目等于該基態(tài)原子未成對的電子數(shù)同

9、核雙原子分子雙鍵的鍵能等于其單鍵鍵能的兩倍分子內氫鍵將會使該分子的熔沸點降低分子的極性只與鍵的極性有關3 晶體結構Crystal structure晶體的基本類型及各自的特點金屬晶體的特點及其堆積方式離子晶體的特點晶體與非晶體的區(qū)別晶體的缺陷晶體的基本類型離子晶體原子晶體分子晶體金屬晶體粒子正、負離子原子分子金屬原子、正離子結合力離子鍵共價鍵分子間力金屬鍵熔、沸點 高很高低高硬度硬很硬軟硬機械性能脆很脆弱有延展性導電、導熱性 良好（熔融及水溶液）非導體非導體良好實例NaCl MgO金剛石、SiC BNCO2 I2 NeW Ag Ca Cu4 化學反應的基本原理Basic Principle o

10、f Chemical Reactions反應進度,標準摩爾焓,反應焓,生成焓的定義及計算;化學反應平衡常數(shù),化學反應平衡的條件,酸離解常數(shù), 溶度積的表達式及計算.催化劑的催化機理及對反應平衡的影響,pH值的計算及緩沖溶液pH值的計算,利用電位判斷氧化還原反應進行的方向,電極電位的計算.能斯特方程式,離子濃度與電極電位的關系,電池反應式及其書寫方式.配位反應平衡常數(shù),配合物的命名,書寫方式.Example 1已知反應 中各組分的含量變化如下表，求反應的 Tt03.010.00.0t12.07.02.0t21.55.53.0解： 的數(shù)值與方程式的寫法有關！3.0 mol 10.0 mol 0.0

11、 mol 3.0 mol 10.0 mol 0.0 mol 2.0 mol 7.0 mol 2.0 mol 2.0 mol 7.0 mol 2.0 mol 反應焓rHm標準生成焓 單位為KJmol-1Example：計算下列反應的反應焓rHm化學平衡化學平衡的標志：可逆反應進行到一定程度后，會建立起平衡，反應達到平衡后，即v正=v逆是建立平衡的標志?；瘜W平衡的特征：1、化學平衡是動態(tài)平衡。2、化學平衡是有條件的平衡。3、平衡狀態(tài)是可逆反應進行的最大程度，平衡后物質濃度不再隨時間變化。實驗平衡常數(shù)對于反應：達到平衡時對于任意可逆反應：達到平衡時對于氣相反應：也可用分壓表示平衡常數(shù)平衡常數(shù)的表達式

12、與化學反應方程式的關系多重平衡規(guī)則一個平衡反應乘以系數(shù)q，其平衡常數(shù)K變?yōu)镵q ，就是新平衡反應的平衡常數(shù)。q可為整數(shù)，也可為分數(shù)正逆反應的平衡常數(shù)互為倒數(shù)； 如果一個反應中可以表示為兩個或更多個反應之和，則總反應的K等于同溫度時各反應的平衡常數(shù)的乘積如：反應（3）=反應（1）+反應（2）如果一個平衡是由兩個平衡反應相減所得，則該反應的平衡常數(shù)等于同溫度時兩個反應平衡常數(shù)之商。如：反應（3）=反應（2）反應（1） 例15：在溫度為700時，有反應試求該溫度時以下反應的平衡常數(shù)。解： +=影響化學平衡的因素濃度，溫度，催化劑升高溫度：平衡向吸熱方向移動，即向方向進行弱酸、弱堿的離解平衡弱酸的解離

13、常數(shù)Ka弱堿的解離常數(shù)Kb相同類型的弱電解質，解離常數(shù)越大，解離程度就越大，對于酸來說，酸性越強，對于堿來說，堿性越強。P301附錄III水溶液中的H+或OH-離子濃度的計算一元弱酸中的H+濃度近似計算公式可表示為：對于一元弱堿溶液，同理可推得：例4-5 計算0.10 molL-1 HAc溶液中的H+濃度和pH值。已知：解：起始濃度：平衡濃度：0.10-x 0.10 HAc HAc 初始濃度（molL-1）0.10 0 0 平衡濃度（molL-1）0.10-x x 0.1+x 緩沖溶液pH值的計算 Ka1.7510-5 C（HAc）=0.1 molL-1 C（NaAc）0.10 molL-1求

14、pH？x1.7510-5pH5-lg1.754.76結論：由弱酸和它的鹽組成的 緩沖溶液中H濃度 兩邊取對數(shù)：pHpKalg由弱堿和它的鹽組成的緩沖溶液中OH濃度 兩邊取對數(shù)：pOHpKblg若在 50.00 mL 0.150 mol L-1 NH3 (aq)和 0.200 mol L-1 NH4Cl組成的緩沖溶液中，加入0.100 mL 1.00 mol L-1的HCl ，求加入HCl前后溶液的pH值各為多少？加入 HCl 前Solution加入 HCl 后， 反應前n / mmol 反應后n / mmol如果是HAc和NaOH反應呢?難溶電解質的溶液平衡溶度積常數(shù)當溶解與結晶速度相等時，達

15、到平衡狀態(tài)，此時有對于AnBm型難溶物，有溶解結晶溶度積和摩爾溶解度的關系S=AB型： (AgCl CuS CaCO3) AB(s) A+ (aq) + B(aq) C(A+) = C(B) s A+B-= Ksp (A) AgCl與Ag2CrO4的溶度度相等 (B) AgCl的溶解度大于Ag2CrO4 (C) 二者類型不同，不能由Ksp大小直接判斷溶解度大小SolutionExample AgCl 和 Ag2CrO4的溶度積分別為 1.810-10 和 1.1 10-12 ，則下面敘述中正確的是：分子式溶度積溶解度/ AgBr AgIAgClmol dm-31.810 -10 Ag2CrO4

16、1.310 -55.010 -137.110 -78.310 -179.110 -101.110 -126.510 -5經計算可知：結論： （1）相同類型 大的 S 也大 減小 S 減小 (2) 不同類型的比較要通過計算說明.溶度積規(guī)則QKsp時，沉淀從溶液中析出（溶液過飽和）Q=Ksp時，沉淀與飽和溶液的平衡Q0反應自發(fā)進行，原電池（化學能轉為電能）E0不能自發(fā)進行，電解池（電能轉為化學能）例：試判斷下反應在25C標準態(tài)下是否能正方向進行例：實驗室中為什么能用濃HCl制備Cl2？判斷氧化還原反應進行的方向 濃HCl中，H+=Cl-=12molL-1Cr2O72- +14H+6Br- 3Br2 +2Cr3+ +7H2O E (Cr2O72- / Cr3+ )=1.232V，E ( Br2/Br-)=1.066V Cr2O72- +14H+6e +2Cr3+ +7H2O 2Br- 2e Br2比較計算后的E (Cr2O72- / Cr3+ 和E( Br2/Br-),如果前者大于后者,則反應可自發(fā)進行,反之則不能自發(fā)進行 有一含有Cl - 、Br - 、I -的混合溶液，欲使I -氧化為I2，而Br -和Cl -不發(fā)生變化。在常用的氧化劑 H2O2、Fe2(SO4)3 和 KMnO4中選擇哪一種合適？Solution 查標準電極電勢表