山东省专升本化学(生物科学专业)复习材料(2)

（5）正、逆反应的标准平衡常数之间关系------互为倒数 4、化学反应等温方程式

?rGm (T) = ?rGmθ(T) + RT lnQ = - RT lnKθ+ RT lnQ = RT ln (Q/ Kθ )

故： 1），Q > Kθ ?rGm (T) > 0 反应逆向自发；平衡逆向移动 2），Q < Kθ ?rGm (T) < 0 反应正向自发；平衡正向移动 3），Q = Kθ ?rGm (T) = 0 反应处于平衡状态。 5、多重平衡原则

内容：若某个反应是其它几个反应的和（或差）则该反应的标准平衡常数是其它几个反应标准平衡常数的积（或商） 学习多重平衡时注意：

①如果反应方程式在加减过程中，有系数变动，则对应的Kθ有方次改动。 ②多重平衡常数K?表示总反应进行的趋势大小, Kθ大，反应进行的趋势大， Kθ小，反应进行的趋势小。

③一个物质同时在几个衡关系式中出现，它的浓度（分压）只有一个值，并且满足各个平衡式及总平衡式 6、化学平衡的移动 1）、浓度对化学平衡的影响

①增加A浓度或减小D浓度, Q< Kθ平衡右移（正） ②减小A浓度或增加D浓度, Q> Kθ平衡左移（逆） 2）压力对化学平衡的影响

增大体系总压力，平衡向气体分子数少的一方移动。减少体系总压力，平衡向气体分子数多的方向移动。

3）温度对化学平衡的影响

升温平衡向吸热方向移动，降温平衡向放热方向移动。

酸碱平衡

一、质子酸碱的概念

酸：凡是能给出质子（ H+ )的物质（分子或离子）称为酸。 碱：凡是能接受质子( H+ )的物质分子或离子）称为碱。 共轭酸 = 共轭碱 + 质子 共轭酸碱对

两性物质是既能给出质子又能接受质子的物质 二、水溶液中的重要酸碱反应 1 水的质子自递反应

H2O +H2O = H3O+ +OH- (水的自递反应） 也可简写为：

H2O = H+ + OH- (与水的酸碱半反应区别开） 其反应的标准平衡常数表达式为

K?c(H?)c(OH?)W?c??c?KWθ称为水的离子积常数。25℃时，KWθ=1.0×10-14。

2、 酸解离常数和碱解离常数 ?Kθc(H?3O)/cθ?c(Ac?)/cθKθb?c(NH4)/cθ?c(OH?)/cθ

a?c(HAc)/cθc(NH3)/cθ3、共轭酸碱对的解离常数的关系

Kaθ.Kbθ=KWθ

4、弱酸弱碱溶液pH的计算 1）一元弱酸弱碱

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若 则[H+]= 2)二元弱酸碱

5、影响酸碱平衡的移动因素 1）稀释作用

加水稀释，平衡正向移动，离解度增大，但溶液的酸度（或碱度）减小。 2）同离子效应

在弱酸、弱碱溶液中加入含有相同离子的强电解质，从而使其离解度降低的现象，叫同离子效应 三、缓冲溶液 1、定义

2、缓冲对，缓冲范围 3、如何配置缓冲溶液

沉淀-溶解平衡

一、 溶度积常数

BaSO4 (s) = Ba2+ (aq) + SO42-(aq) 平衡时： Kθ= c(Ba2+)/c θ ? c(SO42- )/c θ

该平衡常数称之为难溶电解质溶度积，简称溶度积，用Kspθ表示。 对于一任意组成为AnBm形式的难溶电解质，在水溶液中有以下的平衡，

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

达到沉淀溶解平衡（饱和溶液）时，其溶解度为s：则

Kspθ (AnBm) = nnmm{s/c θ}n+m 二、 影响沉淀－溶解平衡的因素

同离子效应 难溶电解质的溶解度大大降低 三、 溶度积原理及其应用

当Q? Kspθ，溶液为过饱和溶液，有沉淀生成，是沉淀生成的条件。 当Q= Kspθ，沉淀溶解反应处于平衡状态，溶液为饱和溶液。 当Q? Kspθ，溶液为不饱和溶液，沉淀溶解，是沉淀溶解的条件。 1 沉淀的生成 Q>Kspθ 溶液中产生沉淀 2 分步沉淀

把混合液中离子被先后沉淀的现象称为分步沉淀---即：需沉淀剂量少的先沉淀 分步沉淀的应用——离子的分离

将混合液中离子完全分离的条件：离子沉淀完全（<10-5),另一些离子没有产生沉淀。

3、沉淀的溶解

Q＜Kspθ 溶液中沉淀溶解

4、沉淀的转化

氧化还原反应

一、 氧化还原定义：

2H2+O2=2H2O CuO+H2=Cu+H2O Zn+Cu2+=Cu+Zn2+ 氧化—失电子的过程 还原—得电子的过程

氧化还反应的本质——电子得失。 特点：

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在同一反应中，有失电子的物质——还原剂，同时有得电子的物质——氧化剂，且氧化剂得电子总数等于还原剂失电子的总数 二、 氧化还原电对 电对表示法：

①高氧化态物质在上，低氧化态在下面

②高氧化态对应物质称氧化型，做氧化剂，低氧化态对应物质称还原型，做还原剂。

③根据氧化还原反应电对可判断反应的产物 方程式配平：

（1）用离子反应式写出主要反应物，产物。

（2）将总反应分为两个半反应，一个氧化反应一个还原反应。 （3）首先对两个半反应进行原子数配平，再用电子进行电荷数的配平。 （4）根据得失电子数相等的原则，将两个半反应乘以适当的系数，相合并，就得到配平的方程式。

注： 如果在配平时有多氧和少氧的情况，根据介质的酸、碱性，分别用H2O，OH-或H+

来补充。 三、原电池和电极电势 1、电池符号书写有如下规定：

负极写在左，正极写在右，金属与溶液之间用“|”隔开表示相界面，正负两极之间“‖”隔开表示盐桥

如有多种离子参加反应各离子之间“，”隔开。注明参加反应各物质的浓度或分压（条件）。

2、电池电动势（?）和电极电势（?）

? = ?+ - ?-

使用标准电极电势注意：

标准电极电势的值与电极反应书写方式无关 3、标准电极电势的应用

?θ大小反映物质在水溶液中氧一还能力的相对强弱

?θ大，氧化型的氧化能力强，是强氧化剂，还原型是弱还原剂 ?θ小，还原型的还原能力强，是强还原剂，氧化是弱氧化剂。 氧化还原反应自发进行的趋势：

强氧化剂与强还原剂反应，生成弱氧化剂，弱还原剂即：?θ大的电对中氧化型与?θ小电对中还原型物质的反应是自发进行的 4、电池电动势与吉布斯自由能的关系

由热力学原理可知，吉布斯自由的变化等于系统对外做的最大非体积功, 即： ΔG =`Wmax = -nF?

? 电池电动势，n总反应中电子转移的数目， F法拉弟常数 F=96.5 kJ·V-1·mol-1 5、氧化还原反应的自发性

?G?0??0?????正向自发?G?0??0?????逆向自发任意态 ?G?0??0?????平衡状态 ?G??0???0???????正向自发?G??0???0???????逆向自发标准状态

?G??0???0???????平衡6、?θ与Kθ的关系

标准态下进行的1mol反应： ΔrGmθ =-nF?θ 已知： ΔrGmθ= - RT lnKθ

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所以：- RT lnKθ = -nF?θ 即：lnKθ = nF?θ / RT （lgKθ = n?θ/0.059 ） 四、 Nernst公式—非标准态电极电势 对于任意给定电极，其电极反应的通式为 a（Ox）+ ne- = b（Red）则，其电极电势为：

?（Ox/ Red）= ??（Ox/ Red）+RT?aln{c(Ox)/c}

nF{c(Red)/c?}b结论：

（1）氧化型浓度增大，?增大, 氧化型物质的氧化能力升高，还原型的还原能力降低。

（2）还原型浓度增大，?降低，还原型的还原能力升高，氧化型的氧化降低。五、元素的标准电极电势图

对于任意元素的电势图： A ? θ

(A/B) B ?θ

(B/C) C 1、若?θ(B/C) > ? θ(A/B) 物质B发生歧化反应,歧化产物为A,C。 2）间接计算未知的电极电势

n??1?1?n2?2???n?i?i??=n1?n2???ni

??

为未知电对的标准电极电势，?1?

、、?2?

、……?i?

依次为相邻电对的标准

电极电势，n1、n2…….ni 依次为相邻电对间转移的电子数。

配位化合物

一、 配合物的组成

1、 内界： 是形成体和配位体组成的配位单元 如 [Cu(NH3)4]2+

外界： 与配位单元相反电荷的自由离子如 SO42-

①内外界之间为离子键，配合物可解离。配位单元内部，形成体和配体之间是配位键，相对稳定。

②外界离子具有简单离子的性质。

③有的配位单元是电中性的，如：[Ni(CO)4]、[Fe(CO)5]。 2、配位体、配位原子

与中心原子通过配位键结合的分子或离子称为配位体。其中直接提供孤电子对的原子称配位原子

3、配合物的组成

配合物

内界 外界

[Ag(NH3)2]+ Cl-

中 配 配 配 配 外 心 位 位 位 离 界 离 原 体 体 子 离 子 子 数 电 子

荷

4、配位化合物的命名

5、配合物的结构 价键理论基本要点：

(1)中心离子（或原子）提供与配位数相同的空轨道，来接受 配位体的孤电子对，双方通过轨道重叠，共用配体单独提供的电子对形成配位键。

中心离子与配位体之间化学键为配位共价键L→M。

(2)中心离子提供的空轨道必须是一组等性的杂化轨道 因杂化轨道具有一定的方向性，故配合物具有一定的空间构型。

(3)中心离子提供的杂化轨道可以是ns.np.nd杂化，也可以是（n-1)d ns np 杂化。9

外轨型配合物：中心离子以ns.np.nd形成杂化轨道形成配位键 内轨型配合物：中心离子用（n-1)d nsnp杂化轨道形成配位键 6、判断配合物的空间构型 二、配合物的稳定常数（Kf?） 1配合物稳定常数的表达式 Ag+

+2 NH3 = Ag(NH3)2+

?f?c??Ag(NH???K?3)2/ccAg?/c??{c(NH3)/c?}22、Kf?的意义

Kf?的大小表示配合物形成趋势的大小。 3、配位平衡的移动 配位平衡与酸碱平衡 配位平衡与沉淀平衡 配合物之间的转化 配位平衡与氧化还原平衡

化学反应速率

一，化学反应速率

? ? 1 ? d c B v的 SI单位：mol·dm-3 ·s-1

vBdt二、影响反应速率的因素

反应物的本性，反应物的浓度和系统的温度、 压力、催化剂等宏观量 1、基元反应和复杂反应

基元反应:由反应物一步直接生成产物的反应。

对于基元反应，反应速率与反应物浓度的乘积成正比(质量作用定律)。

?A + bBgG + dDυ = k{c(A)}a . {c(B)}b

复杂反应:反应的实际过程由几个基元反应组成的过程

υ = k{c(A)}m . {c(B)}n

2、温度的影响和阿仑尼乌斯公式

k?Ae?Ea/RT ln{k}??Ea RT?ln{A}lnk2??Ea(1?1)?Ea(T2?T1

k)1RT2T1RT1 T23、反应的活化能和催化剂

活化分子：那些具有足够高能量，能发生有效碰撞的分子 活化能：要使普通分子成为活化分子所需最小能量

催化剂能与反应物生成不稳定的中间化合物，改变了反应历程，降低了反应的活化能。

4、催化剂的主要特征

（1）改变反应途径，降低活化能，使反应速率增大 （2）只能改变达到平衡的时间而不能改变平衡的状态

物质的结构

1、 波函数的物理意义及形象地描述

A 空间某点电子波的|Ψ|2代表了电子出现的几率密度。

B 电子在核外空间几率分布（几率密度|Ψ|2的大小）通常用“电子云”来形象地表示。

2 、四个量子数，Ψ(n l m ms)。 (1) 主量子数n

a、取值只能是正整数，n =1，2，3,4,5,6,7…. b、n值大，电子离核的平均距离增大，能量也升高。

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d、n值相同的电子归为一层 2) 角量子数

l的取值范围是0到n -1的正整数。

角量子数描述原子轨道在空间的角度分布，即决定原子轨道或（或电子云）的形状。l不同，轨道形状不同。 3)磁量子数 m

磁量子数决定原子轨道（或电子云）在空间的伸展方向，与能量无关。 其取值范围由角量子数决定。决定原子轨道的数目（或原子轨道的伸展方向）

m=0,±1, ±2, ±3, …±l,

4)磁自旋量子数 ms

表示电子的自旋状态。自旋量子数只有二个取值 ：±1/2 3、基态原子核外电子排布 1）、原子轨道的能级

（1）单电子体系中轨道的能级单电子原子轨道的能量仅由主量子数 n 决 定。同一原子内，n相同的原子轨道能量相同。

2）多电子体系中的轨道能级轨道的能量由主量子数 n 和角量子数 l 共同决定4、基态原子核外电子排布 (1) 核外电子排布原理

泡利不相容原理；能量最低原理；洪特规则 洪特规则的补充：

简并轨道为全空（p 0,d 0,f 0），半满（p 3,d 5,f 7），全满（p 6 d 10 f 14）体系的能量最低。

化学键

1、 离子键

离子键就是由原子得失电子后，生成的正负离子之间，靠静电作用而形成的化学键。

离子键的特征是既无方向性又无饱和性。 离子半径递变规律

a. 同一主族具有相同电荷的离子，从上→下，r+，r-↑ Li+ < Na+ < K+ < Rb+ < Cs+ F- < Cl- < Br- < I-

b. 同一元素： 高价态正离子<低价态正离子<原子半径<阴离子 . 等电子离子：离子半径随负电荷的降低和正电荷的升高而减小 c. 相同电荷的过渡元素正离子的半径均随原子序数的增加而减小 2、 共价键

1）原子通过共用电子对而形成的化学键叫共价键。 2）共价键的特征 ，具有饱和性和方向性 3）共价键的极性

如果形成共价键的两个原子电负性不同，对电子吸引能力存在差异，会造成共用电子对的偏移，从而造成共价键的极性。

如果一个分子中存在多个共价键，则整个分子有无极性要看这些共价键在空间的分布，即要由分子的空间构型来决定。 轨道名称 轨道伸展方向 sp 两轨道间夹角1800 sp2 平面三角形顶角 sp3 正四面体顶点 sp3d2 正八面体顶点 dsp2 平面四方形顶角 d2sp3 正八面体顶点 11

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