無機化學（三）<期末總結>無機化學（三）<期末總結>第一章化學熱力學與化學平衡掌握重要的概念、函數和方程；掌握化學平衡；理解熱力學第一、二、三定律。第一章化學熱力學與化學平衡1）系統、環境：指定的研究對象為系統，系統外與之有關的部分為環境。系統可以分成三類：開、封、孤一、基本概念2）組分、相：組分為系統中的物種，相則為系統內組成、性質均勻連續的部分。根據系統的相數，系統可以分為兩類：均相、多相。3）狀態、狀態函數：系統一切宏觀性質的總和為狀態；表征體系狀態的物理函數即為狀態函數，常見狀態：平衡態/非平衡態，始態/終態狀態函數分類：容量性質的/強度性質的4）過程、途徑：系統狀態發生變化稱熱力學過程，簡稱過程;實現一個過程的具體步驟就稱途徑。狀態函數變的影響因素：只與過程有關,與途徑無關。狀態函數特征：1)狀態一定其值一定;2)殊途同歸其值不變;3)周而復始值變為零.一、基本概念2）組分、相：組分為系統中的物種，相則為系統內二、熱力學第一定律熱力學第一定律就是能量守恒定律.表達式:

△U=U2-U1=q+w=q+p·△Vq、w正負的規定：系統得為“+”、失為“-”

3.熱力學標準態規定：在指定溫度、標準壓力下，具有理想氣體性質的純氣體狀態為氣態物質的標準態；標準濃度下的溶液的狀態,為溶液的標準狀態；純液體、純固體狀態，為純液體、純固體的標準狀態。標準壓力p?=100kPa標準濃度c?=1mol·dm-3

1.恒容過程：

△V=0則有：

qV=△U2.恒壓過程：定義

H≡(U+pV

)

則有：

qp=△H三、反應熱計算途徑決定途徑函數值二、熱力學第一定律熱力學第一定律就是能量守恒定律.表達式:4.物質的標準摩爾生成焓

在標準態下，由指定單質反應生成1mol某化合物，其反應熱就叫做該化合物的標準摩爾生成焓（ΔfHm?）。規定2：水合氫離子的標準摩爾生成焓為0.ΔfHm?(H+,aq,T)=0規定1：指定單質的標準摩爾生成焓為0.ΔfHm?(B指定單質,T)=0

5.反應的標準摩爾焓變及其計算對于反應：0

=∑(vBB)

ΔrHm?(298.15K)

=∑vBΔfHm?(B,298.15K)

ΔrHm

(T)

≈ΔrHm

(298.15K)

4.物質的標準摩爾生成焓在標準態下，由指定單質反應生四、熱力學第二定律與化學反應的方向和限度1.

自發過程的共同特征

所有自發的過程，都具有確定的方向和限度。2.熱力學第二定律及熵(S)對于非可逆過程的熱溫商總是小于熵變：

反應熵變計算方法:對于反應：0

=∑vBB計算式為：ΔrSm?=∑vBSm?(B)另外：ΔrSm?(T)≈ΔrSm?(298.15K)熱力學第三定律——0K下完美晶態物質的標準摩爾熵為0.即：Sm?(0K)=0四、熱力學第二定律與化學反應的方向和限度1.自發過程的共同3.恒壓、等溫條件下，封閉體系反應的自發性判據吉布斯等溫方程：ΔG=ΔH-T·ΔS

或者：ΔrGm=ΔrHm-T·ΔrSm

聯立第一、二定律：ΔU+pΔV–T·ΔS

≤

0

即：ΔH–T·ΔS

≤

0定義函數：G=H–TS（吉布斯函數）于是：

ΔG

≤

0注意:自發判據不是ΔrGm?<0！

則有判據3.恒壓、等溫條件下，封閉體系反應的自發性判據吉布斯等溫方4.反應的標準摩爾吉布斯函數變的計算

對于反應：0=ΣvB

B

ΔrGm?(298.15K)=ΣvBΔfGm?(B,298.15K)=

ΔrHm?(298.15K)–298.15K×ΔrSm?(298.15K)

ΔrGm?(T)≈

ΔrHm?(298.15K)–

T×ΔrSm?(298.15K)4.反應的標準摩爾吉布斯函數變的計算對于反應：五、化學平衡理論

平衡態:給定條件下，反應的ΔG

=0時的狀態即為平衡態，平衡態是化學反應可達到的限度。

對于任意一個化學反應：0=ΣvBB熱力學等溫方程：ΔrGm(T)=ΔrGm?(T)+RT·lnQ

Q稱為反應商:Q=∏(B/B?)vB其中：

氣相物質：(B/B?)vB

=(pB/p?)vB水溶液：(B/B?)vB

=(cB/c?)vB

純固、液相物質：(B/B?)vB

=1五、化學平衡理論平衡態:給定條件下，反應的ΔG=0時1)標準平衡常數K?與ΔrGm?之間關系對于自發反應：

ΔrGm(T)=ΔrGm?(T)+RT·lnQ<0反應達平衡時:

ΔrGm(T)=ΔrGm?(T)+RT·lnQeq=02.化學反應平衡常數K?是平衡態的反應商。K?與反應體系初始狀態無關.與反應途徑無關.K?與化學反應方程式書寫形式有關.與溫度有關。定義標準平衡常數:則：1)標準平衡常數K?與ΔrGm?之間關系對于自發反應：Δr2)多重平衡規則

如果一個總反應是多個分反應的總和,則總反應的平衡常數是多個分反應平衡常數的乘積.2)多重平衡規則如果一個總反應是多個分反應的3、化學平衡的移動如果改變平衡系統的某一個條件(如濃度、壓力、溫度等),則平衡就會向著減弱這個改變的方向移動.呂·查德里原理ΔrGm(T)

=-RTlnK?

+RTlnQ=RTln(Q/K?)平衡移動規則（此規則與吉布斯函數判據等價）:

Q<K?

自發反應,平衡正向移動

Q=K?

平衡狀態

Q>K?

非自發反應,平衡逆向移動?3、化學平衡的移動如果改變平第二章化學反應速率教學要求：1）掌握基元反應速率的表示方法2）理解質量作用定律和溫度對化學反應速率影響3）理解催化作用與化學反應速率之間關系4）了解化學反應理論和反應機理第二章化學反應速率教學要求：

在一定溫度下，基元反應的反應速率與反應物濃度以化學計量數為指數的冪的連乘積成正比。質量作用定律基元反應:反應級數:n=a+b(等于化學計量數之和，為整數)在一定溫度下，基元反應的反應速率與反應物濃度

阿侖尼烏茲公式——1889阿侖尼烏茲的經驗總結其中：k為速率常數，

T為熱力學溫度，Ea、A是與T、c無關的常數，分別稱活化能、指前因子可見：反應速率常數是溫度的函數，溫度升高，速率常數增大，反應速率加快。注意：溫度對正、逆速率均加快！溫度對反應速率的影響溫度T1速率常數

k1，

溫度T2

速率常數k2時： 阿侖尼烏茲公式——1889阿侖尼烏茲的經驗總結其中：k為催化劑：明顯加快反應速率，反應前后本身數量和化學性質不發生變化的物質。§5催化作用催化作用特點：1）催化作用可通過改變反應途徑降低活化能，進而提高反應速率，縮短建立化學平衡所需時間；2）催化作用不能改變反應的自發性和反應的限度,也不能改變反應的平衡常數和理論轉化率。簡述2-1催化劑：明顯加快反應速率，反應前后本身數量§5催化作用催加快化學反應速率的方法一般,加快反應速率的方法主要三種:

1)增加反應物的濃度.質量作用定律，但增速效果有限2)提高反應溫度.阿侖尼烏茲公式，但注意設備要求和副反應3)降低活化能.最有效的手段是使用催化劑.簡述2-2加快化學反應速率的方法一般,加快反應速率的方法主要三種:第三章酸堿平衡掌握：◆弱酸、弱堿解離、鹽類水解，以及同離子效應、緩沖溶液、多重平衡等平衡體系組成定量計算問題。◆相應的各類平衡常數的計算問題。理解：

◆弱酸弱堿解離與鹽類水解之間關系了解：

◆溶液通性，活度，及電解質在溶液中的存在狀態第三章酸堿平衡掌握：1.3酸堿電離理論——阿侖尼烏茲酸堿理論，1887酸：溶液中解離出的陽離子全部是H+的化合物。堿：溶液中解離出的陰離子全部是OH-的化合物?！?電解質理論簡介1.4酸堿質子理論——布朗斯特酸堿理論，1923酸:凡是可以給出質子的物質都是酸.堿:凡是可以接受質子的物質都是堿.

A(酸)

=B(堿)

+H+(質子)1.5酸堿電子理論——路易斯酸堿理論，1923酸:凡是接受電子對的物質稱為酸.堿:凡是給出電子對的物質稱為堿.

酸(A)+堿(:B)=酸堿加合物(A:B)1.3酸堿電離理論——阿侖尼烏茲酸堿理論，1887酸：溶液§2水溶液中的解離平衡

2.1水的解離平衡水的離子積——Kw純水解離平衡:H2O

(l)=H+(aq)+OH-(aq)解離平衡常數：Kw=c(H+)·c(OH-)常溫下(298K):

Kw=10-14

水溶液的pH值:pH=-lgc(H+)pOH=-lgc(OH-)

pH+pOH=14§2水溶液中的解離平衡

2.1水的解離平衡水的離子積—2.2弱電解質解離平衡

2.2.1解離平衡和平衡常數2.2.2解離度和稀釋定律弱酸的初始濃度為co,平衡時解離度為a,酸溶液越稀,解離度越大——稀釋定律一元酸(HAc為例)HAc(aq)=H+(aq)+Ac-(aq)平衡常數：一元堿(NH3為例)NH3(aq)+H2O

(l)=OH-(aq)+NH4+(aq)平衡常數：2.2弱電解質解離平衡

2.2.1解離平衡和平衡常數§3緩沖溶液

3.1緩沖溶液概念、組成

當溶液被適當濃縮、稀釋或外加少量酸、堿時，其pH值在一定范圍內不發生顯著的變化.就稱具有這種特性的溶液為緩沖溶液.

緩沖溶液由弱酸與其共軛堿,或者弱堿與其共軛酸組成。簡述11§3緩沖溶液

3.1緩沖溶液概念、組成當溶液被3.2緩沖溶液的作用原理與緩沖范圍1）緩沖原理加堿HAc(aq)H+(aq)+Ac-(aq)

加酸解離平衡移動使溶液的c(H+)變化不大,pH保持相對穩定.2）pH對于:HA(aq)=H+(aq)+B(aq)平衡時:

選用pKa盡可能接近預期的pH的緩沖對.3)緩沖溶液選擇3.2緩沖溶液的作用原理與緩沖范圍1）緩沖原理2）pH對于§4鹽類水解鹽類水解平衡常數(Kh)以醋酸鹽為例，如果鹽的初始濃度為c鹽,存在下列平衡：Ac-(aq)+H2O(l)=HAc(aq)+OH-(aq)同樣：NH4++H2O=H++NH3·H2O§4鹽類水解鹽類水解平衡常數(Kh)以醋酸鹽為例，如果鹽2）Kh與Kw、Ka、Kb之間關系

醋酸根水解：Ac-(aq)+H2O(l)=HAc(aq)+OH-(aq)醋酸解離：HAc(aq)=H+(aq)+Ac-(aq)兩個反應相加得到：H2O(l)=OH-(aq)+H+(aq)根據多重平衡規則：

Kw=Ka·Kb考慮到

：

Kh=Kb=Kw/Ka同樣,對于銨鹽：Kh=Ka=Kw/Kb2）Kh與Kw、Ka、Kb之間關系醋酸根水解第四章沉淀-溶解平衡學習要求：

1）掌握溶解-沉淀平衡、溶度積規則。2）能夠應用

Ks?進行溶解度等有關計算。

3）學會利用溶度積規則判斷沉淀的生成、溶解、轉化。第四章沉淀-溶解平衡學習要求：§1溶解度與溶度積簡述121.1

溶度積常數

1）溶度積常數的定義例如：平衡常數：

Ks?(AgCl)={ceq(Ag+)/c?}·{ceq(Cl-)/c?}不考慮量綱時:

Ks(AgCl)=ceq(Ag+)·ceq(Cl-)當溫度一定時,

Ks(AgCl)是常數,把此平衡常數稱AgCl的“溶度積常數”，也簡稱“溶度積”

溶解AgCl(s)Ag+(aq)+Cl-(aq)

結晶§1溶解度與溶度積簡述121.1溶度積常數

12）溶度積的一般表達式

則：Ks?(AnBm)={ceq(Am+)/c?}n·{ceq(Bn-)/c?}m

或:

Ks(AnBm)=ceq(Am+)n·ceq(Bn-)m

溶解

AnBm(s)nAm+(aq)+mBn-(aq)

結晶溶度積Ks和其他平衡常數一樣,可以由實驗測定,也可以通過熱力學參數計算.2）溶度積的一般表達式溶解1.2溶解度與溶度積的關系設，AnBm的溶解度為s(mol/L),那么：

溶解

AnBm(s)nAm+(aq)+mBn-(aq)

結晶溶解平衡時濃度(mol/L):ns

ms

溶度積：Ks(AnBm)=(ns)n·(ms)m

=nn·mm·sn+m1.2溶解度與溶度積的關系設，AnBm的溶解度為s(m§2沉淀-溶解平衡的移動

2.1溶度積規則

溶度積：

Ks

={ceq(Am+)}n·{ceq(Bn-)}m離子積:

Q

={c(Am+)}n·{c(Bn-)}m溶度積規則：

Q<Ks

時,平衡正向移動,沉淀發生溶解

Q=Ks

時,平衡狀態,溶液飽和

Q>Ks

時,平衡逆向移動,溶液過飽和,有新沉淀生成

該規則可以判斷沉淀的生成或溶解。

溶解

AnBm(s)nAm+(aq)+mBn-(aq)

結晶§2沉淀-溶解平衡的移動

2.1溶度積規則2.2溶度積規則應用

2.2.1沉淀生成（1）加沉淀劑（2）同離子效應（3）酸效應（4）分步沉淀2.2.2沉淀溶解⑴利用酸堿反應

⑵利用氧化還原反應溶解沉淀

⑶利用配位反應溶解沉淀2.2.3沉淀轉化

沉淀轉化是指把一種沉淀轉變成另一種沉淀的過程。

注意用多重平衡規則計算沉淀溶解、沉淀轉化反應的平衡常數。2.2溶度積規則應用

2.2.1沉淀生成（1）加沉淀劑（第五章氧化還原反應與電化學

——要求

4)了解金屬腐蝕及其防止的原理。

2)掌握電極電勢及電池電動勢的能斯特方程及其應用；

1)熟悉電極電勢、電動勢、電極反應、電池反應間關系；

3)能比較氧化劑還原劑的相對強弱，判斷氧化還原反應的方向和程度;并能夠正確書寫電池符號；第五章氧化還原反應與電化學

——要§1氧化還原反應方程式的配平

1.1氧化數法1.2離子-電子法配平——熟悉即可§1氧化還原反應方程式的配平

1.1氧化數法1.2離子§2電極電勢

(1)所利用的氧化還原反應是自發的,即△G<0(2)氧化、還原的兩個半反應分別在不同空間完成.(3)兩個半反應的電解質溶液之間要有某種方式的溝通.構成原電池的三個條件：電池圖式（也稱電池符號）:

用一種規定的式子表示一個電池,該式稱電池圖式.

例如,銅鋅電池的圖式為:(-)Zn|Zn2+‖Cu2+|Cu(+)一定要注意惰性電極、相符號等容易忽視的小問題?！?電極電勢(1)所利用的氧化還原反應是自發的標準氫電極人為選定一個電極做參比，用于衡量其它電極電勢的高低。規定：標準氫電極的電極電勢為0V即:φ?(H+/H2)=0.0000V電極符號:Pt|H2(100kPa)|H+(1mol·dm3)電極反應:2H+(aq)+2e-=H2(g)

標準氫電極人為選定一個電極做參比，用于衡量其它電極電池電動勢與吉布斯函數變1)電池反應的ΔrGm與電動勢E之間的關系電池反應:aA(aq)+bB(aq)=gG(aq)+dD(aq)若不做非電功,則：ΔrGm

=-nFE(1)若在標準態下工作:

ΔrGm?=-nFE?(2)熱力學等溫方程:

ΔrGm

=ΔrGm?

+RTlnQ(3)其中的反應商:得電動勢能斯特方程:

(4)當T=298.15K,代入各常數,用常用對數形式表示:

(5)電池電動勢與吉布斯函數變1)電池反應的ΔrGm與電動勢E之間2）電池反應的標準平衡常數K?與標準電動勢E?之間的關系根據平衡常數與標準摩爾吉布斯函數變之間關系:lnK?=-ΔrGm?/(RT)而:ΔrGm?=-nFE?則有:lnK?

=nFE?/(RT)或者:lgK?

=nE?/0.05917一定注意對數形式！電極電勢的能斯特方程等價形式：{c(RE)/c?}b其中：Q=—————

{c(OX)/c?}a

{c(OX)/c?}b其中：Q=—————

{c(RE)/c?}a

取未知電極為正極，標準H電極為負極，即可由電動勢得到未知電極的電極電勢：2）電池反應的標準平衡常數K?與標準電動勢E?之間的關系根據電極電勢的應用

判斷氧化劑與還原劑相對強弱

氧化還原反應方向判斷氧化還原反應的程度化學反應進行程度可以用反應的標準平衡常數來衡量,即:lgK?=nE?/0.05917E>0電池反應正向自發進行.E=0電池反應為平衡態E<0電池反應為逆向自發反應由電極電勢高低來判斷電極電勢的應用

判斷氧化劑與還原劑相對強弱 氧化還原反應方向§3元素電勢圖解

判斷歧化反應能否發生

φ左?

φ右?

A---------------B-----------------C

氧化值依次降低當：φ左?

<

φ右?

發生歧化反應：B→

A+C§3元素電勢圖解

判斷歧化反應能否發生§6金屬的腐蝕與防止

6.1金屬腐蝕的分類化學腐蝕電化學腐蝕析氫腐蝕

吸氧腐蝕

差異充氣腐蝕§6金屬的腐蝕與防止

6.1金屬腐蝕的分類化學腐蝕腐蝕電池:

(-)Fe|Fe2+,OH-|O2|Fe3C(+)陽極反應:Fe–2e-=Fe2+Fe2++2H2O=Fe(OH)2+2H+陰極反應:1/2O2+H2O+2e-=2OH-

電池反應:2Fe+O2+2H2O=2Fe(OH)2腐蝕電池:

(-)Fe|Fe2+,H+|H2|Fe3C(+)陽極反應:Fe–2e-=Fe2+Fe2++2H2O=Fe(OH)2+2H+陰極反應:2H++2e-=H2電池反應:Fe+2H2O=Fe(OH)2+H2

析氫腐蝕吸氧腐蝕腐蝕電池:(-)Fe|Fe2+,OH-|O2關于平衡常數的求法關于平衡常數的求法給定化學反應：0=ΣvBB1）平衡常數為平衡態反應商：對于純固相、純液相反應：4）多重平衡規則如果：則有：2）平衡常數與反應標準摩爾吉布斯函數變之間關系：3）平衡常數與標準電動勢之間關系：給定化學反應：0=ΣvBB1）平衡常數為平衡態反應3、化學平衡的移動ΔrGm(T)

=ΔrGm?

+RTlnQ平衡移動規則:用平衡常數與反應商之間關系判斷平衡移動方向

Q>K?

非自發反應,平衡逆向移動

Q=K?

平衡狀態

Q<K?

自發反應,平衡正向移動?ΔrGm?

=-

RTlnK?

ΔrGm(T)

=RTln(Q/K?)范特霍夫方程:解決平衡常數、溫度、標準摩爾焓變之間關系的問題3、化學平衡的移動ΔrGm(T)=ΔrGm?+RT無機化學（三）<期末總結>無機化學（三）<期末總結>第一章化學熱力學與化學平衡掌握重要的概念、函數和方程；掌握化學平衡；理解熱力學第一、二、三定律。第一章化學熱力學與化學平衡1）系統、環境：指定的研究對象為系統，系統外與之有關的部分為環境。系統可以分成三類：開、封、孤一、基本概念2）組分、相：組分為系統中的物種，相則為系統內組成、性質均勻連續的部分。根據系統的相數，系統可以分為兩類：均相、多相。3）狀態、狀態函數：系統一切宏觀性質的總和為狀態；表征體系狀態的物理函數即為狀態函數，常見狀態：平衡態/非平衡態，始態/終態狀態函數分類：容量性質的/強度性質的4）過程、途徑：系統狀態發生變化稱熱力學過程，簡稱過程;實現一個過程的具體步驟就稱途徑。狀態函數變的影響因素：只與過程有關,與途徑無關。狀態函數特征：1)狀態一定其值一定;2)殊途同歸其值不變;3)周而復始值變為零.一、基本概念2）組分、相：組分為系統中的物種，相則為系統內二、熱力學第一定律熱力學第一定律就是能量守恒定律.表達式:

△U=U2-U1=q+w=q+p·△Vq、w正負的規定：系統得為“+”、失為“-”

3.熱力學標準態規定：在指定溫度、標準壓力下，具有理想氣體性質的純氣體狀態為氣態物質的標準態；標準濃度下的溶液的狀態,為溶液的標準狀態；純液體、純固體狀態，為純液體、純固體的標準狀態。標準壓力p?=100kPa標準濃度c?=1mol·dm-3

1.恒容過程：

△V=0則有：

qV=△U2.恒壓過程：定義

H≡(U+pV

)

則有：

qp=△H三、反應熱計算途徑決定途徑函數值二、熱力學第一定律熱力學第一定律就是能量守恒定律.表達式:4.物質的標準摩爾生成焓

在標準態下，由指定單質反應生成1mol某化合物，其反應熱就叫做該化合物的標準摩爾生成焓（ΔfHm?）。規定2：水合氫離子的標準摩爾生成焓為0.ΔfHm?(H+,aq,T)=0規定1：指定單質的標準摩爾生成焓為0.ΔfHm?(B指定單質,T)=0

5.反應的標準摩爾焓變及其計算對于反應：0

=∑(vBB)

ΔrHm?(298.15K)

=∑vBΔfHm?(B,298.15K)

ΔrHm

(T)

≈ΔrHm

(298.15K)

4.物質的標準摩爾生成焓在標準態下，由指定單質反應生四、熱力學第二定律與化學反應的方向和限度1.

自發過程的共同特征

所有自發的過程，都具有確定的方向和限度。2.熱力學第二定律及熵(S)對于非可逆過程的熱溫商總是小于熵變：

反應熵變計算方法:對于反應：0

=∑vBB計算式為：ΔrSm?=∑vBSm?(B)另外：ΔrSm?(T)≈ΔrSm?(298.15K)熱力學第三定律——0K下完美晶態物質的標準摩爾熵為0.即：Sm?(0K)=0四、熱力學第二定律與化學反應的方向和限度1.自發過程的共同3.恒壓、等溫條件下，封閉體系反應的自發性判據吉布斯等溫方程：ΔG=ΔH-T·ΔS

或者：ΔrGm=ΔrHm-T·ΔrSm

聯立第一、二定律：ΔU+pΔV–T·ΔS

≤

0

即：ΔH–T·ΔS

≤

0定義函數：G=H–TS（吉布斯函數）于是：

ΔG

≤

0注意:自發判據不是ΔrGm?<0！

則有判據3.恒壓、等溫條件下，封閉體系反應的自發性判據吉布斯等溫方4.反應的標準摩爾吉布斯函數變的計算

對于反應：0=ΣvB

B

ΔrGm?(298.15K)=ΣvBΔfGm?(B,298.15K)=

ΔrHm?(298.15K)–298.15K×ΔrSm?(298.15K)

ΔrGm?(T)≈

ΔrHm?(298.15K)–

T×ΔrSm?(298.15K)4.反應的標準摩爾吉布斯函數變的計算對于反應：五、化學平衡理論

平衡態:給定條件下，反應的ΔG

=0時的狀態即為平衡態，平衡態是化學反應可達到的限度。

對于任意一個化學反應：0=ΣvBB熱力學等溫方程：ΔrGm(T)=ΔrGm?(T)+RT·lnQ

Q稱為反應商:Q=∏(B/B?)vB其中：

氣相物質：(B/B?)vB

=(pB/p?)vB水溶液：(B/B?)vB

=(cB/c?)vB

純固、液相物質：(B/B?)vB

=1五、化學平衡理論平衡態:給定條件下，反應的ΔG=0時1)標準平衡常數K?與ΔrGm?之間關系對于自發反應：

ΔrGm(T)=ΔrGm?(T)+RT·lnQ<0反應達平衡時:

ΔrGm(T)=ΔrGm?(T)+RT·lnQeq=02.化學反應平衡常數K?是平衡態的反應商。K?與反應體系初始狀態無關.與反應途徑無關.K?與化學反應方程式書寫形式有關.與溫度有關。定義標準平衡常數:則：1)標準平衡常數K?與ΔrGm?之間關系對于自發反應：Δr2)多重平衡規則

如果一個總反應是多個分反應的總和,則總反應的平衡常數是多個分反應平衡常數的乘積.2)多重平衡規則如果一個總反應是多個分反應的3、化學平衡的移動如果改變平衡系統的某一個條件(如濃度、壓力、溫度等),則平衡就會向著減弱這個改變的方向移動.呂·查德里原理ΔrGm(T)

=-RTlnK?

+RTlnQ=RTln(Q/K?)平衡移動規則（此規則與吉布斯函數判據等價）:

Q<K?

自發反應,平衡正向移動

Q=K?

平衡狀態

Q>K?

非自發反應,平衡逆向移動?3、化學平衡的移動如果改變平第二章化學反應速率教學要求：1）掌握基元反應速率的表示方法2）理解質量作用定律和溫度對化學反應速率影響3）理解催化作用與化學反應速率之間關系4）了解化學反應理論和反應機理第二章化學反應速率教學要求：

在一定溫度下，基元反應的反應速率與反應物濃度以化學計量數為指數的冪的連乘積成正比。質量作用定律基元反應:反應級數:n=a+b(等于化學計量數之和，為整數)在一定溫度下，基元反應的反應速率與反應物濃度

阿侖尼烏茲公式——1889阿侖尼烏茲的經驗總結其中：k為速率常數，

T為熱力學溫度，Ea、A是與T、c無關的常數，分別稱活化能、指前因子可見：反應速率常數是溫度的函數，溫度升高，速率常數增大，反應速率加快。注意：溫度對正、逆速率均加快！溫度對反應速率的影響溫度T1速率常數

k1，

溫度T2

速率常數k2時： 阿侖尼烏茲公式——1889阿侖尼烏茲的經驗總結其中：k為催化劑：明顯加快反應速率，反應前后本身數量和化學性質不發生變化的物質。§5催化作用催化作用特點：1）催化作用可通過改變反應途徑降低活化能，進而提高反應速率，縮短建立化學平衡所需時間；2）催化作用不能改變反應的自發性和反應的限度,也不能改變反應的平衡常數和理論轉化率。簡述2-1催化劑：明顯加快反應速率，反應前后本身數量§5催化作用催加快化學反應速率的方法一般,加快反應速率的方法主要三種:

1)增加反應物的濃度.質量作用定律，但增速效果有限2)提高反應溫度.阿侖尼烏茲公式，但注意設備要求和副反應3)降低活化能.最有效的手段是使用催化劑.簡述2-2加快化學反應速率的方法一般,加快反應速率的方法主要三種:第三章酸堿平衡掌握：◆弱酸、弱堿解離、鹽類水解，以及同離子效應、緩沖溶液、多重平衡等平衡體系組成定量計算問題?！粝鄳母黝惼胶獬档挠嬎銌栴}。理解：

◆弱酸弱堿解離與鹽類水解之間關系了解：

◆溶液通性，活度，及電解質在溶液中的存在狀態第三章酸堿平衡掌握：1.3酸堿電離理論——阿侖尼烏茲酸堿理論，1887酸：溶液中解離出的陽離子全部是H+的化合物。堿：溶液中解離出的陰離子全部是OH-的化合物?！?電解質理論簡介1.4酸堿質子理論——布朗斯特酸堿理論，1923酸:凡是可以給出質子的物質都是酸.堿:凡是可以接受質子的物質都是堿.

A(酸)

=B(堿)

+H+(質子)1.5酸堿電子理論——路易斯酸堿理論，1923酸:凡是接受電子對的物質稱為酸.堿:凡是給出電子對的物質稱為堿.

酸(A)+堿(:B)=酸堿加合物(A:B)1.3酸堿電離理論——阿侖尼烏茲酸堿理論，1887酸：溶液§2水溶液中的解離平衡

2.1水的解離平衡水的離子積——Kw純水解離平衡:H2O

(l)=H+(aq)+OH-(aq)解離平衡常數：Kw=c(H+)·c(OH-)常溫下(298K):

Kw=10-14

水溶液的pH值:pH=-lgc(H+)pOH=-lgc(OH-)

pH+pOH=14§2水溶液中的解離平衡

2.1水的解離平衡水的離子積—2.2弱電解質解離平衡

2.2.1解離平衡和平衡常數2.2.2解離度和稀釋定律弱酸的初始濃度為co,平衡時解離度為a,酸溶液越稀,解離度越大——稀釋定律一元酸(HAc為例)HAc(aq)=H+(aq)+Ac-(aq)平衡常數：一元堿(NH3為例)NH3(aq)+H2O

(l)=OH-(aq)+NH4+(aq)平衡常數：2.2弱電解質解離平衡

2.2.1解離平衡和平衡常數§3緩沖溶液

3.1緩沖溶液概念、組成

當溶液被適當濃縮、稀釋或外加少量酸、堿時，其pH值在一定范圍內不發生顯著的變化.就稱具有這種特性的溶液為緩沖溶液.

緩沖溶液由弱酸與其共軛堿,或者弱堿與其共軛酸組成。簡述11§3緩沖溶液

3.1緩沖溶液概念、組成當溶液被3.2緩沖溶液的作用原理與緩沖范圍1）緩沖原理加堿HAc(aq)H+(aq)+Ac-(aq)

加酸解離平衡移動使溶液的c(H+)變化不大,pH保持相對穩定.2）pH對于:HA(aq)=H+(aq)+B(aq)平衡時:

選用pKa盡可能接近預期的pH的緩沖對.3)緩沖溶液選擇3.2緩沖溶液的作用原理與緩沖范圍1）緩沖原理2）pH對于§4鹽類水解鹽類水解平衡常數(Kh)以醋酸鹽為例，如果鹽的初始濃度為c鹽,存在下列平衡：Ac-(aq)+H2O(l)=HAc(aq)+OH-(aq)同樣：NH4++H2O=H++NH3·H2O§4鹽類水解鹽類水解平衡常數(Kh)以醋酸鹽為例，如果鹽2）Kh與Kw、Ka、Kb之間關系

醋酸根水解：Ac-(aq)+H2O(l)=HAc(aq)+OH-(aq)醋酸解離：HAc(aq)=H+(aq)+Ac-(aq)兩個反應相加得到：H2O(l)=OH-(aq)+H+(aq)根據多重平衡規則：

Kw=Ka·Kb考慮到

：

Kh=Kb=Kw/Ka同樣,對于銨鹽：Kh=Ka=Kw/Kb2）Kh與Kw、Ka、Kb之間關系醋酸根水解第四章沉淀-溶解平衡學習要求：

1）掌握溶解-沉淀平衡、溶度積規則。2）能夠應用

Ks?進行溶解度等有關計算。

3）學會利用溶度積規則判斷沉淀的生成、溶解、轉化。第四章沉淀-溶解平衡學習要求：§1溶解度與溶度積簡述121.1

溶度積常數

1）溶度積常數的定義例如：平衡常數：

Ks?(AgCl)={ceq(Ag+)/c?}·{ceq(Cl-)/c?}不考慮量綱時:

Ks(AgCl)=ceq(Ag+)·ceq(Cl-)當溫度一定時,

Ks(AgCl)是常數,把此平衡常數稱AgCl的“溶度積常數”，也簡稱“溶度積”

溶解AgCl(s)Ag+(aq)+Cl-(aq)

結晶§1溶解度與溶度積簡述121.1溶度積常數

12）溶度積的一般表達式

則：Ks?(AnBm)={ceq(Am+)/c?}n·{ceq(Bn-)/c?}m

或:

Ks(AnBm)=ceq(Am+)n·ceq(Bn-)m

溶解

AnBm(s)nAm+(aq)+mBn-(aq)

結晶溶度積Ks和其他平衡常數一樣,可以由實驗測定,也可以通過熱力學參數計算.2）溶度積的一般表達式溶解1.2溶解度與溶度積的關系設，AnBm的溶解度為s(mol/L),那么：

溶解

AnBm(s)nAm+(aq)+mBn-(aq)

結晶溶解平衡時濃度(mol/L):ns

ms

溶度積：Ks(AnBm)=(ns)n·(ms)m

=nn·mm·sn+m1.2溶解度與溶度積的關系設，AnBm的溶解度為s(m§2沉淀-溶解平衡的移動

2.1溶度積規則

溶度積：

Ks

={ceq(Am+)}n·{ceq(Bn-)}m離子積:

Q

={c(Am+)}n·{c(Bn-)}m溶度積規則：

Q<Ks

時,平衡正向移動,沉淀發生溶解

Q=Ks

時,平衡狀態,溶液飽和

Q>Ks

時,平衡逆向移動,溶液過飽和,有新沉淀生成

該規則可以判斷沉淀的生成或溶解。

溶解

AnBm(s)nAm+(aq)+mBn-(aq)

結晶§2沉淀-溶解平衡的移動

2.1溶度積規則2.2溶度積規則應用

2.2.1沉淀生成（1）加沉淀劑（2）同離子效應（3）酸效應（4）分步沉淀2.2.2沉淀溶解⑴利用酸堿反應

⑵利用氧化還原反應溶解沉淀

⑶利用配位反應溶解沉淀2.2.3沉淀轉化

沉淀轉化是指把一種沉淀轉變成另一種沉淀的過程。

注意用多重平衡規則計算沉淀溶解、沉淀轉化反應的平衡常數。2.2溶度積規則應用

2.2.1沉淀生成（1）加沉淀劑（第五章氧化還原反應與電化學

——要求

4)了解金屬腐蝕及其防止的原理。

2)掌握電極電勢及電池電動勢的能斯特方程及其應用；

1)熟悉電極電勢、電動勢、電極反應、電池反應間關系；

3)能比較氧化劑還原劑的相對強弱，判斷氧化還原反應的方向和程度;并能夠正確書寫電池符號；第五章氧化還原反應與電化學

——要§1氧化還原反應方程式的配平

1.1氧化數法1.2離子-電子法配平——熟悉即可§1氧化還原反應方程式的配平

1.1氧化數法1.2離子§2電極電勢

(1)所利用的氧化還原反應是自發的,即△G<0(2)氧化、還原的兩個半反應分別在不同空間完成.(3)兩個半反應的電解質溶液之間要有某種方式的溝通.構成原電池的三個條件：電池圖式（也稱電池符號）:

用一種規定的式子表示一個電池,該式稱電池圖式.

例如,銅鋅電池的圖式為:(-)Zn|Zn2+‖Cu2+|Cu(+)一定要注意惰性電極、相符號等容易忽視的小問題。§2電極電勢(1)所利用的氧化還原反應是自發的標準氫電極人為選定一個電極做參比，用于衡量其它電極電勢的高低。規定：標準氫電極的電極電勢為0V即:φ?(H+/H2)=0.0000V電極符號:Pt|H2(100kPa)|H+(1mol·dm3)電極反應:2H+(aq)+2e-=H2(g)

標準氫電極人為選定一個電極做參比，用于衡量其它電極電池電動勢與吉布斯函數變1)電池反應的ΔrGm與電動勢E之間的關系電池反應:aA(aq)+bB(aq)=gG(aq)+dD(aq)若不做非電功,則：ΔrGm

=-nFE(1)若在標準態下工作:

ΔrGm?=-nFE?(2)熱力學等溫方程:

ΔrGm

=ΔrGm?

+RTlnQ(3)其中的反應商:得電動勢能斯特方程: