散文網(wǎng) » 生活 »日常 » 大學化學期末復習提綱

大學化學期末復習提綱

2021-11-21 13:40 作者:答案鬼 0人讀過 | 我要投稿

一、物質的聚集狀態(tài)1、理想狀態(tài)氣體方程 pV = nRT （公式1）單位：P—Pa；V—m3；n—mol；T—K；R—摩爾氣體常數(shù)，R = 8.314J·mol-1·K-1適用條件：理想氣體、高溫低壓下的實際氣體 2、混合理想氣體的分壓定律和分體積定律道爾頓分壓定律：在溫度與體積恒定時，混合氣體的總壓力等于各組分氣體分壓力之和。表述二：混合氣體中每一種氣體組分的分壓力等于總壓力乘以摩爾分數(shù)。阿馬格分體積定律：在溫度和壓力恒定時，混合氣體的體積等于組成該混合氣體的各組分分體積之和。 3、實際氣體—范德華方程（不做要求） 4、氣體的液化及液體的特點當液體的蒸發(fā)速率等于蒸氣的凝結速率時，該液體和它的蒸氣處于平衡狀態(tài)，此時蒸氣所具有的壓力稱為該溫度下的飽和蒸氣壓，簡稱蒸氣壓。氣體液化的條件：降溫或同時增加壓強。液體的蒸發(fā)－飽和蒸氣壓( p* )二、熱力學第一定律1、熱力學基本概念（1）系統(tǒng)和環(huán)境：系統(tǒng)：隔離系統(tǒng)：與環(huán)境無物質和能量交換。封閉系統(tǒng) ：與環(huán)境有能量交換，無物質交換。（重點研究）敞開系統(tǒng) ：與環(huán)境有物質和能量交換。環(huán)境：（2）狀態(tài)與狀態(tài)函數(shù) 狀態(tài)：系統(tǒng)一系列性質的綜合表現(xiàn)。狀態(tài)函數(shù)（性質）：是描述狀態(tài)的宏觀物理量。狀態(tài)函數(shù)的特點：單值函數(shù)； ? 狀態(tài)函數(shù)的變化值只取決于狀態(tài)變化的始態(tài)和終態(tài)，與系統(tǒng)在這兩個狀態(tài)間變化的細節(jié)無關； ? 狀態(tài)函數(shù)在數(shù)學上具有全微分的性質。 ? 系統(tǒng)中各個狀態(tài)函數(shù)間相互制約，有一定的依賴關系，如理想氣體的狀態(tài)方程。狀態(tài)函數(shù)的類型 ? 廣度性質（容量性質）：數(shù)值大小與系統(tǒng)中物質的量成正比，具有加和性，如：m，n，V? 強度性質：數(shù)值大小與系統(tǒng)中物質的量無關，不具有加和性，如：T，P，ρ， Er ? 平衡態(tài)：熱平衡、力平衡、相平衡、化學平衡（3）過程和途徑：幾種重要的過程 ? 等溫過程：T始=T終=T環(huán) ?? 等壓過程：P始=P終=P環(huán) ? 等容過程：V始=V終 ? 等溫等壓過程：a，b二者都具備。 ? 絕熱過程：體系與環(huán)境之間沒有熱量傳遞，只有功的傳遞。 ? 循環(huán)過程：體系由一始態(tài)出發(fā)，經(jīng)一系列變化過程又回到原來的狀態(tài)。按不同變化分類 ? 狀態(tài)變化：組成，聚集態(tài)不變 ? 相變化：組成不變，聚集態(tài)發(fā)生變化 ? 化學變化：組成變，發(fā)生化學反應（學習重點） 2、熱力學第一定律（1）熱力學能（內能）系統(tǒng)內部能量熱力學能是體系的一種性質，是狀態(tài)函數(shù)；? 廣度性質，具有加和性；? 一定量的理想氣體，內能僅是溫度的函數(shù)； ? 熱力學能的絕對值無法測知，其變化值ΔU=U2－U1可用熱和功來度量；? 單位：J(2) 熱和功：正負值規(guī)定：系統(tǒng)吸熱為正值，Q > 0 系統(tǒng)放熱為負值，Q < 0熱Q ：系統(tǒng)與環(huán)境因溫度不同而傳遞的能量。熱不是狀態(tài)函數(shù)，與變化途徑有關，δ Q?? 化學反應熱- - -等溫條件下系統(tǒng)發(fā)生化學變化時吸收或放出的熱。d ? 相變熱- - -等溫等壓條件下發(fā)生相變時吸收或放出的熱。 ? 顯熱- - -伴隨系統(tǒng)本身溫度變化吸收或放出的熱。功W ：系統(tǒng)與環(huán)境間除熱之外的其它能量傳遞形式。 ? 正負值規(guī)定：系統(tǒng)從環(huán)境得到功為正值，W > 0；系統(tǒng)對環(huán)境做功為負值，W < 0。分為體積功和非體積功? 功不是狀態(tài)函數(shù)。dδW、dδW′ ? 系統(tǒng)在抵抗外壓的條件下體積發(fā)生變化而引起的功稱為體積功（W）。 ? 體積功以外的各種形式的功都稱為非體積功（ W′）體積功的計算 δW=-p外dv（公式2）?等容過程系統(tǒng)體積恒定不變，過程的每一步都有dV=0，所以體積功W=0； ?自由膨脹因為p外=0，所以體積功W=0； ?等外壓過程 p外始終保持不變，所以W=-p外Δv (3) 可逆過程系統(tǒng)沿原途徑回到原狀態(tài)時，系統(tǒng)和環(huán)境都恢復原狀（系統(tǒng)和環(huán)境都沒有功、熱和物質的損失）——假想的理想化的過程。可逆過程特點 ? 一個相等——等溫可逆膨脹過程中，體系對外做功最大；等溫可逆壓縮過程中，環(huán)境對體系做功最小。膨脹功與壓縮功數(shù)值上相等。 ? 二個復原——經(jīng)過可逆過程后，體系與環(huán)境都恢復了原狀。 ? 三個無限——體系與環(huán)境的壓力始終是相差一個無限小量dP，過程變化無限緩慢，每一瞬間體系與環(huán)境無限接近平衡。可逆過程體積功 W=

=nRTln

=nRTln

（公式3）（4）熱力學第一定律數(shù)學表達式 ΔU = U2－U1＝Q + W（公式4）孤立系統(tǒng)：內能守恒W=0，Q=0，ΔU = 0 ?循環(huán)過程：ΔU=0，Q=-W. 始終態(tài)相同的兩個過程： Q1+ W1= Q2 + W2 ? 第一類永動機：不可能制成。 3、等容熱、等壓熱與焓恒容熱： QV （dV = 0, W′= 0）QV = ΔU ? ?恒壓熱與焓： QP ( dP = 0, W′= 0）焓H = U + PV，H是狀態(tài)函數(shù)，容量性質 ?在恒壓、不做非體積功時QP = ΔH封閉系統(tǒng)，H只取決于溫度 ΔH>0吸熱過程，ΔH>0放熱過程 4、熱容定義：C =δQ / dT ；單位：J·K-1熱容定義的條件：不做非體積功、不發(fā)生化學變化和相變化的純物質。定壓熱容：CP=δQP / dT ?定容熱容：Cv=δQV / dT當系統(tǒng)的溫度在恒壓下由T1升到T2時

ΔH=QP=n

ΔU=Qv=n

理想氣體的Cp、Cv 之間的關系Cp－Cv = nR或Cp,m－Cv,m = R凝聚相（固相或液相）： Cp ?≈Cv；Cp,m≈Cv,m 5、熱力學第一定律對理想氣體的應用理想氣體的等值過程1）等溫過程 ΔU＝0，ΔH＝0，Q＝－W；等溫（可逆）過程中吸收的熱等于對外所作的功 W =-Q =

=nRTln

=nRTln

2）等容過程 dV＝0，W＝0，ΔH=QP=n

ΔU=Qv=n

3）等壓過程 ΔH=QP=n

W ＝－p外?ΔV ＝－p外（V2－V1）4）絕熱過程Q = 0，ΔU = W6、熱化學概論（1）化學反應進度ξ cC + dD →gG + hH? 反應進度（ξ）x：量度化學反應的進展程度。Dξ=

(vB 反應物取負值,生成物取正值) 對于確定的化學反應：反應進度的數(shù)值與選用物質無關，與反應方程式的寫法有關。ξ的取值：正整數(shù)、正分數(shù)、零。ξ= 0 mol：反應剛剛開始。ξ=1mol：參加反應的物質按所給的化學計量關系進行了一個單位的反應。（2）等容反應熱與等壓反應熱等壓反應熱稱為反應焓（變），等容反應熱稱為反應熱力學能（變）。

DΔH1 ＝ ΔU2 + （Δn）RT ? ?QP ＝ QV + （Δn）RT 摩爾反應焓變△rHm：在等壓條件下發(fā)生一個單位反應的熱效應。ΔrHm=

摩爾反應熱力學能變△rUm：在等容條件下發(fā)生一個單位反應的熱效應。ΔrUm=

vB氣體物質計量系數(shù)的代數(shù)和（公式5）ΔrHm、ΔrUm與化學計量數(shù)有關。（3）熱力學標標準狀態(tài)：在溫度T 和標準壓力pθ（100kPa）下的物質的狀態(tài)。（通常采用T＝298.15K） ? 液體和固體的標準態(tài)：指定溫度、標準壓力下的純固體和純液體。（若有不同形態(tài)則選最穩(wěn)定的形態(tài)） ? 氣體的標準態(tài)：指定溫度、標準壓力下具有理想氣體性質的狀態(tài)（氣體混合物中，各氣體分壓均為標準壓力）。 ? 溶液中溶質的標準態(tài)：指定溫度、標準壓力下的物質的質量摩爾濃度mb= 1mol。kg－1理想稀溶液性質的狀態(tài)。標準熱力學函數(shù)：標準狀態(tài)時熱力學函數(shù)。ΔrHmθ為標準摩爾反應焓變（4）熱化學方程式注明是等壓熱效應還是等容熱效應，前者用ΔrHm表示后者用ΔrUm，表示。（吸熱反應為正，放熱反應為負。） ? 注明反應的溫度和壓力。 ? 注明物質的聚集狀態(tài)和晶型。g、l、s分別表示氣、液、固態(tài)；用aq表示水溶液。注明反應的計量方程式，計量方程式不同，摩爾反應焓也不同。 6、化學反應熱效應的計算（1）蓋斯定律在恒溫恒壓條件下，系統(tǒng)只做體積功時，化學反應的熱效應只與反應的始態(tài)和終態(tài)有關，而與反應的途徑無關。（2）標準摩爾生成焓 1）定義：在標準狀態(tài)下，由最穩(wěn)定單質生成1mol化合物時的熱效應稱為該物質的標準摩爾生成焓。ΔfHmθ單位kJ·mol－1 ；溫度一般取298.15K，ΔfHmθ（穩(wěn)定單質）= 0（C的穩(wěn)定單質為石墨，磷的穩(wěn)定單質為白磷） 2）

（公式6）（3）標準摩爾燃燒焓 1）定義：在標準狀態(tài)下，1mol物質完全燃燒時的反應焓變稱為該物質的標準摩爾燃燒焓。符號：ΔcHmθ；單位kJ·mol－1；溫度一般298.15K ? 完全燃燒：物質中的碳、氫、硫完全轉變成CO2(g)，H2O(l)和SO2(g)。 ? O2完全燃燒產(chǎn)物的ΔcHmθ = 0。 2）

（公式7）3）ΔrHm（TK)≈ΔrHm(298.15K）三、熱力學第二定律1、熱力學第二定律 1）、自發(fā)過程的不可逆性 ①自發(fā)過程有明顯的方向性。②自發(fā)過程有一定的限度。③自發(fā)過程有對外做功的能力。④自發(fā)過程的不可逆性。 2）熱力學第二定律兩種表述：開爾文說法——不可能從單一熱源取熱，使之完全變?yōu)楣Χ灰鹌渌淖兓?。（功變熱的不可逆性?克勞修斯說法——不可能使熱從低溫物體傳遞到高溫物體而不引起其它變化。（熱傳導的不可逆性）不是說熱不能變成功，但需從兩個熱源取熱全部變成功。不是說不能從單一熱源取熱全部變成功，而是強調會產(chǎn)生其它影響。 3）熱力學第二定律數(shù)學表達式熵的定義：dS=

熵S是狀態(tài)函數(shù)。單位J·K-1 摩爾熵Sm 單位J·K-1 ·mol-1 熵的物理意義：系統(tǒng)無序程度或混亂度的量度。熱力學第二定律數(shù)學表達式：

熱力學封閉系統(tǒng)發(fā)生的任何不可逆過程(實際過程)必定是系統(tǒng)的熵變大于過程熱溫商之和的過程；系統(tǒng)的熵變小于過程熱溫商之和的過程是不可能發(fā)生的。可逆過程中系統(tǒng)的熵變一定等于其熱溫商之和。 4）熵增原理絕熱過程

一個封閉系統(tǒng)從一個平衡態(tài)經(jīng)過一絕熱過程到達另一平衡態(tài)時，它的熵永不減少。孤立系統(tǒng)

一個孤立系統(tǒng)的熵永不減少 5）熵判據(jù)

在孤立系統(tǒng)發(fā)生的過程總是自發(fā)地朝著熵增加的方向，直至系統(tǒng)的熵值達到最大

2、系統(tǒng)熵變的計算（1）簡單狀態(tài)變化等溫過程： ? ? ? ? ?ΔS=nRln

=nRln

（公式8）等壓或等容的變溫過程等壓變溫過程ΔS=nCp，mln

等容變溫過程ΔS=nCv，mln

P，V,T都改變 ΔS=nCp，mln

+nRln

或者ΔS=nCv，mln

+nRln

（公式9）3、熱力學第三定律和標準摩爾熵熱力學第三定律在絕對零度時，一切純物質的完美晶體的熵值等于零。物質的標準摩爾熵規(guī)定熵（絕對熵）：純物質在溫度T時的熵值。摩爾規(guī)定熵：1mol物質的規(guī)定熵，記作Sm（T）。標準摩爾熵：在標準狀態(tài)下1mol物質的規(guī)定熵，記作Smθ（T）? 單位：J·K－1·mol－1?。Smθ （穩(wěn)定單質）≠0；S(0K)= 0 ；Smθ(H+ ,aq) = 0 熵值的大小規(guī)律a. 同一物質，同溫度：S(g) > S(l) > S(s)b. 同一物質，聚集狀態(tài)相同：溫度升高，熵值增大c. 不同物質在溫度相同、聚集狀態(tài)相同：分子中微粒多者或組成復雜者熵值大d. 化學反應熵值的定性判斷：導致氣體分子數(shù)增加的過程或反應熵值增大標準摩爾反應熵的計算

（公式10）近似處理：ΔrSmθ(TK)≈ΔrSmθ(298.15K) 4、吉布斯函數(shù) 定義：G = U + PV－TS = H－TSG是狀態(tài)函數(shù)；容量性質；單位J ；絕對值無法測知，無明確的物理意義摩爾吉布斯函數(shù)：Gm= G/n；單位J·mol－1△G的物理意義：等溫等壓下系統(tǒng)做非體積功的能力。等溫等壓條件下的吉布斯函數(shù)判據(jù) ? ? ΔG≤W 等溫等壓不做非體積功

等溫過程ΔG的計算 ? ?ΔG = ΔH－T ·ΔS（公式11） ΔG = nRTln

=nRTln

標準摩爾反應吉布斯函數(shù) 等溫等壓不做非體積功，化學反應方向的判斷

（公式12）

標準摩爾反應吉布斯函數(shù)的計算（1）標準摩爾生成吉布斯函數(shù)法

（公式13）（2）由ΔrHmθ和ΔrSmθ計算ΔrGmθ ΔrGmθ=ΔrHmθ-TΔrSmθ（公式14）（3）利用狀態(tài)函數(shù)特性計算

四、化學反應平衡1、標準平衡常數(shù) 化學平衡的特征定υ正= υ逆，各物質的量不再隨時間而改變；ΔrGm = 0，化學平衡是可逆反應的最終狀態(tài)。動υ正= υ逆，并非反應停止進行，只是正逆反應的影響相互抵消，是一種動態(tài)平衡。變化學平衡是有條件的、相對的和暫時的。標準平衡常數(shù)

（公式15）p(B)為化學反應中氣態(tài)物質B的分壓，p(B)/pθ稱為B相對壓力；方次為化學反應方程式中各物質前面的系數(shù)。標準平衡常數(shù)的意義：Kθ越大，表示正反應進行的越完全；影響Kθ的因素：系統(tǒng)的溫度，反應的本性；Kθq一定與化學反應方程式匹配。Kθ與方程式相對應純固體、純液體和稀溶液的溶劑，其濃度視為常數(shù)，不寫進Kθq表達式中。多重平衡規(guī)則：在多重平衡中，一個反應可以表示為兩個或更多個反應之和（或差），則總反應的Kqθ等于各步反應的平衡常數(shù)的積（或商）。Kqθ值與溫度有關，書寫Kθq 的表達式應注明溫度。 2、化學反應等溫式

等溫等壓下不做非體積功的化學反應

標準平衡常數(shù)的理論計算 ΔrGmθ=RTln Kθ （公式16）用化學反應等溫式判斷化學反應方向和限度恒溫恒壓下不做非體積功 ? Q < K q ，ΔrGm(T) < 0 正向反應自發(fā)進行 ? Q > K q ，ΔrGm(T) > 0 逆向反應自發(fā)進行 ? Q = K q ，ΔrGm(T) = 0 系統(tǒng)處于平衡狀態(tài)。當ΔrGmθ<< 0時，即Kθ >> 1，認為化學反應能進行到底。當ΔrGmθ >> 0時，即Kθ << 1，認為化學反應不能發(fā)生當Kθ與1相差不大時：調節(jié)Q 改變化學反應方向。 3、化學平衡的移動Q < Kθ， ΔrGm < 0 ：反應正向自發(fā)，即平衡向右移動。 Q > Kθ，ΔrGm > 0 ：逆向自發(fā)，即平衡向左移動。 Q = Kθ， ΔrGm = 0：反應處于平衡狀態(tài)，即平衡不移動。（1）濃度的影響：在平衡系統(tǒng)中，增加反應物濃度，平衡向生成產(chǎn)物的方向移動。（2）壓力：對有氣體參加的反應，增加平衡系統(tǒng)總壓，平衡向氣體分子數(shù)減少的方向移動。a.等溫等容下加入惰性氣體：平衡不移動。b. 等溫等壓下加入惰性氣體：平衡向氣體分子數(shù)增加的方向移動。（3）溫度：

（公式17）4.化學平衡的計算、、一、化學反應速率 1、化學反應速率：以單位時間內，反應物的濃度（或分壓力）的減少，或生成物的濃度（或分壓力）的增加來表示。 ·反應速率r 的單位：mol·L-1·s-1 反應速率數(shù)值：與所選用的物質無關，與化學方程式 2、反應機理：基元反應：由反應物分子（或離子、原子、自由基）直接碰撞發(fā)生相互作用而生成產(chǎn)物的反應。 3、反應物濃度對反應速率的影響： (1)基元反應：aA+ bB→gG+hH ? r=kCAaCbB 反應速率常數(shù)k? 意義：單位反應物濃度時的反應速率。 ? k 的影響因素：與反應物的濃度無關，與反應物本性、溫度、催化劑等有關。反應速率與反應速率常數(shù)成正比。k 的單位：不同反應級數(shù)k 單位不同。 (2)反應級數(shù) 速率方程中濃度項的指數(shù)a、b 分別為反應物A、B的級數(shù),其和為反應的總級數(shù)，簡稱反應級數(shù)。反應級數(shù)：表示濃度對反應速率影響的程度。元反應：反應級數(shù)與反應分子數(shù)（系數(shù)）一致。? (3)簡單級數(shù)的反應零級反應：r=kCA0=k零級反應速率常數(shù)意義：單位時間內反應物的濃度減少量 ? 單位：與速率相同， mol·L-1·s-1速率方程的積分形式：CA=CA0-kt(公式18）半衰期：反應物反應掉一半所需的時間，T1/2=

一級反應r=kCA ? 一級反應的速率常數(shù)意義和單位：單位時間內A 反應掉的分數(shù)。單位s－1。 ln

=-kt （公式19）一級反應lncA~t呈直線關系 ?定溫下達到一定轉化率y所需的時間為定值，與cA,0無關

半衰期T1/2=ln2/k ? ?一級反應的半衰期與反應物起始濃度無關 4、溫度對反應速率的影響 ?

（公式20）當溫度由T1 升高到T2，活化能大的反應，反應速率常數(shù)增加的倍數(shù)大。活化能對反應速率的影響 ?當溫度一定，不同的反應：活化能越小反應速率越快。活化能大的反應：溫度對反應速率常數(shù)的影響越大。發(fā)生有效碰撞條件①反應物分子具有足夠高的能量。②反應物分子碰撞時的取向要適當。反應的活化能越大，反應的阻力越大，反應就越難進行。 ΔrHm≈ΔrUm=Ea正-Ea逆>0 ?該正反應為放熱反應加快反應速率的方法(1)增大反應物濃度。(2)升高溫度。(3)降低活化能。 5、催化劑對反應速率的影響催化劑作用關鍵：大大降低了反應的活化能性質：催化劑能同時加快正、逆反應速率。催化劑不能改變反應的方向和限度。催化劑只能對熱力學上可能發(fā)生的反應起加速作用。溶液1、溶液組成的表示方法物質B的質量摩爾濃度bB或mB ?定義：溶質B的物質的量（以mol為單位）除以溶劑的質量（以kg為單位）。

2、稀溶液的拉烏爾定律拉烏爾定律：一定溫度下，稀溶液中溶劑的蒸氣壓pA等于同一溫度下純溶劑的飽和蒸氣壓pA*與溶劑的摩爾分數(shù)xA的乘積。溶液中溶劑的蒸氣壓下降值與溶液中溶質的摩爾分數(shù)成正比，與溶質的種類無關。 pA=pA*xA（公式21）3、稀溶液的依數(shù)性（1）稀溶液的蒸汽壓下降 ? ? ? ? ΔP=KbB K ? 與溶劑的本性有關，溶劑一定，其值一定。溶液中溶劑蒸汽壓下降值與溶液中溶質的質量摩爾濃度成正比，與溶質的種類無關。（2）稀溶液的沸點上升 ? ? ΔTb= KbBB （公式22）（3）稀溶液的凝固點下降ΔTf=KfbB ?（公式23） (4)稀溶液的滲透壓 ΠV = nRT（公式24）溶液滲透壓只與溶液中溶質的濃度有關，與溶質的本性無關二、酸堿質子理論1、酸堿的定義與共軛關系酸：凡是能給出質子的物質（分子或離子）都是酸。堿：凡是能夠接受質子的物質（分子或離子）都是堿。共軛酸

質子+ 共軛堿 ? ? ①酸越強，共軛堿堿性就越弱。②質子酸堿兩性物質。③酸堿質子理論排除鹽的概念,離子酸、離子堿。 2、酸堿反應1）酸堿反應的實質：兩個共軛酸堿對之間的質子傳遞過程。 2）酸堿反應的方向：總是向著生成較弱的酸和較弱的堿的方向。三、水溶液中的酸堿平衡1、弱酸弱堿的電離平衡（1）標準解離平衡常數(shù)KθKq是溫度的函數(shù)，與電解質的起始濃度無關。我們不考慮溫度對弱酸弱堿解離常數(shù)的影響。弱酸的Kaθ越大，表示給出質子能力越強，酸越強。弱堿的Kbθ越大，表示接受質子能力越強，堿越強。（2）一元弱酸弱堿溶液pH計算一元弱酸C（H+）=

（公式25）一元弱堿C（OH-）=

（公式26）

（公式27）（3）多元弱酸弱堿溶液pH的計算從解離常數(shù)看：Ka1q >> Ka2q ? ? ?H2S溶液中的離子濃度相對大?。篶 (H2S) >> c (H+) ≈ c (HS-) >> c (S2-)多元弱酸中，負二價離子的濃度近似等于二級解離常數(shù) （4）離子酸、離子堿的解離平衡離子酸、離子堿的解離常數(shù)隨溫度升高而增大 Kaθ·Kbθ=kw 2、同離子效應與緩沖溶液（1）同離子效應:在弱電解質溶液中加入與弱電解質具有相同離子的強電解質而使弱電解質的電離度下降的現(xiàn)象。 (2)緩沖溶液在一定范圍內，能抵抗少量外加酸、堿或稀釋而保持溶液的pH值基本不變的溶液組成：弱酸－共軛堿；弱堿－共軛酸。緩沖對緩沖溶液pH值的計算

（公式28）

緩沖溶液中加入少量強酸、強堿、少量水時，緩沖溶液的pH值基本不變。緩沖溶液的緩沖能力是有限度（緩沖容量）的。所選緩沖對的pKa值（或pKb值）盡可能的接近要配溶液的pH值（或pOH值）如果配制pH≤2或pH≥12的緩沖溶液，直接選取強酸或強堿溶液按要求的pH值配制成相應的濃度即可。如果配pH在2～12之間的緩沖溶液，應盡可能選用pH＝pKa的弱酸及其共軛堿配制。四、沉淀溶解平衡1、標準溶度積Kspθ

公式29 Kspθ大小反應了難溶強電解質的溶解能力。是溫度的函數(shù) 溶解度與溶度積的關系相同類型的難溶電解質Kspθ大，溶解度s大 2、沉淀的生成和溶解（1）溶度積規(guī)則

q（2）沉淀的生成同離子效應：在難溶強電解質的多相離子平衡系統(tǒng)中，加入具有相同離子的易溶電解質，會使難溶電解質的溶解度下降的現(xiàn)象。分步沉淀：混合溶液中離子發(fā)生先后沉淀的現(xiàn)象。沉淀的順序：所需沉淀劑濃度小的離子先沉淀。沉淀完全的條件：離子濃度＜10-5 mol·L-1（3）沉淀的轉化 ? 沉淀轉化的方向：向更難溶電解質的方向轉化。兩種沉淀物的溶度積差別越大，沉淀轉化越完全一、氧化還原反應1、基本概念 ·還原劑：失去電子（氧化數(shù)升高）的物質，發(fā)生氧化反應。 ·氧化劑：得到電子（氧化數(shù)降低）的物質，發(fā)生還原反應。 ·氧化還原反應由氧化半反應和還原半反應構成，每個半反應均表示同種元素兩種價態(tài)間的轉化 ·氧化還原電對：表示符號：氧化型/還原型共軛關系：氧化劑氧化能力越強，還原劑還原能力越弱。 ·氧化還原反應進行的方向強氧化劑+ 強還原劑→ 弱還原劑+ 弱氧化劑 2、離子—電子法配平氧化還原反應方程式 ·將反應分成氧化和還原兩個未配平的半反應 ·配平半反應：原子個數(shù)相等，電荷數(shù)相等－－添加電子 ·合并半反應：得失電子總數(shù)相等。 ·核對配平半反應式：酸性介質中，多氧一邊加H+；在缺氧一邊加H2O堿性介質中，多氧一邊加H2O；在缺氧一邊加OH-酸性介質中的反應不可出現(xiàn)OH-；堿性介質中的反應不可出現(xiàn)H+二、原電池和電動勢1、原電池（1）電池反應、電極反應電極反應：原電池反應在電極表面進行，半電池反應又叫電極反應。電池反應：兩個半電池反應之和。電極的種類金屬電極、非金屬電極、氧化還原電極。電極構成要素：氧化還原電對、導電體（2）原電池圖示用“||”表示鹽橋，負極在左，發(fā)生氧化反應；正極在右，發(fā)生還原反應正負極中電解質溶液緊靠鹽橋寫，用“│”表示界面，注明組成電極的物質的狀態(tài)、組成、正負極 (－) Zn│Zn2+(c1)‖Cu2+ (c2)│Cu（+）（3）可逆電池可逆電池必須滿足的條件 A.電極反應和電池反應必須可以正、逆兩個方向進行，且互為可逆反應；B.通過電池的電流必須無限小，電極反應是在接近電化學平衡的條件下進行的。（4）可逆電池熱力學 ΔrGmθ=-nFEθ（公式30） Eθ原電池標準電動勢 Eθ=

+-

- n：電池反應中轉移的電子數(shù) F：法拉第常數(shù) 96485C·mol-1三、電極電勢1、標準電極電勢（1）標準氫電極Pt∣H2(100kPa)∣H+(1.0mol·L-1) ?

θ（H+/H2）=0V （2）標準電極電勢的測定E=

θ（待測電極）-

θ（H+/H2）（3）

θ(電極)值大:電對中的氧化型物質氧化性強；

θ(電極)值小:電對中的還原性物質還原性強。θ(電極)值小:電對中的還原性物質還原性強。（4）參比電極 Hg2Cl2(s)+ 2e?2Hg(l) +2Cl? 2、影響電極電勢的因素

（公式31）n：電極反應中所轉移的電子數(shù) a、b：分別代表電極反應中氧化態(tài)、還原態(tài)的化學計量系數(shù) 電極反應中的固體或液體的濃度不列入方程式，電極反應中的氣體（視為理想氣體）：用相對分壓來表示，公式中c（氧化型）、c（還原型）：應包括參加電極反應的所有物質濃度。四、電極電勢的應用1、計算原電池電動勢 E=E+-E- 2、判斷氧化還原反應進行的方向根據(jù)ΔrGm(T)=－nFE，若計算得到的E為正值，則ΔrGm<0，說明電池反應是自發(fā)的；若計算得到的E為負值，則ΔrGm>0，則電池反應是非自發(fā)的，或者說電池的正、負極位置換一下，電池反應才是自發(fā)的 3、確定氧化還原反應進行的限度氧化還原反應的Kθ值大小由下面因素決定：Eθ（氧化劑電對）－Eθ（還原劑電對）；反應方程式的書寫形式不同，Kθ值不同 4、比較氧化劑和還原劑的相對強弱一、相律1、相和相數(shù) （1）相：系統(tǒng)中物理性質和化學性質完全相同的均勻部分。相與相之間有明顯的界面存在；在界面的兩側系統(tǒng)的性質有著明顯的突變（2）相數(shù) 氣相：Ф=1 系統(tǒng)中不論有多少種氣體，都只有一個相液相：純液體Φ=1 混合溶液：完全互溶Φ=1 不互溶Φ=2,3····· 固相：一般一種固體物質為一相，同一物質的不同晶型也是不同的相 2、獨立組分數(shù)和自由度數(shù) （1）獨立組分數(shù) 化學物種數(shù)（S）：系統(tǒng)中所含的化學物質種類的數(shù)目。獨立組分數(shù)（C）：用于描述平衡系統(tǒng)中各相組成所需要最少的獨立物種數(shù)。系統(tǒng)中的獨立組分數(shù)和化學物種數(shù)不一定相同。獨立組分數(shù)的確定獨立組分數(shù)＝物種數(shù)－獨立化學平衡反應數(shù)－獨立濃度限制條件數(shù)C＝S－R－R′（公式32）獨立化學平衡反應數(shù)R：不包括以線型的組合形式由其它反應導出來的反應方程式；濃度限制條件：幾種物質在同一相中的濃度之間存在的某種比例關系，不同相的物種間不考慮濃度限制條件。（2）自由度（數(shù)）f在已達平衡的系統(tǒng)中，可以在一定范圍內任意改變，而不使系統(tǒng)原有的相數(shù)和形態(tài)發(fā)生變化（即不引起舊相的消失和新相的產(chǎn)生）的獨立強度變量，又稱獨立變量。 3、相律相律的數(shù)學表達式：f=C－Φ+2（公式33）文字敘述：只受溫度和壓力影響的平衡系統(tǒng)的自由度數(shù)，等于系統(tǒng)的獨立組分數(shù)減去相數(shù)再加上2。系統(tǒng)獨立組分數(shù)C增大，相數(shù)Ф減少，f 增大。2：指影響系統(tǒng)平衡狀態(tài)的外界條件：溫度、壓力相律只適用于平衡系統(tǒng)：若指定溫度或指定壓力：f*＝C－Ф + 1 ? f最小值：零；C、Ф最小值：1二、克拉貝龍-克勞修斯方程1、克拉貝龍方程

（公式34）ΔαβVm ：物質由α相轉變到β相時系統(tǒng)的摩爾體積變 ΔαβHm：物質由α相轉變到β相時系統(tǒng)的摩爾相變焓 2、克拉貝龍—克勞修斯方程

（公式35）三、單組分系統(tǒng)的相平衡——水的相圖

水的相圖分析（其他單組分相圖也可照此分析） 1、OA,OB,OC三條實線將平面分為BOC,COA,AOB三個區(qū)域，每個區(qū)域成為一個相區(qū)。這三個相區(qū)分別是水蒸氣、液態(tài)水和固態(tài)冰的穩(wěn)定存在區(qū)域，都是單相區(qū)Φ=1.由相律可知，三個單相區(qū)的自由度都是2，在這些區(qū)域內，必須同時指定溫度和壓力，系統(tǒng)的狀態(tài)才能完全確定 2、OA,OB,OC三條曲線分別表示固液、固氣、氣液兩相平衡，Φ=2.由相律，f=1，只有一個自由度，即溫度和壓力兩個變量中確定了一個，另一個也隨之確定。 3、OA,OB,OC三條曲線的交點O，是氣、液、固三相平衡共存點。 4、由水的相圖可以看出，OC,OB線的斜率是正值，而OA線的斜率是負值，從而有克拉貝龍方程可以得出冰的摩爾體積大于水的摩爾體積。 5、通過相圖可以了解外界條件變化時，系統(tǒng)狀態(tài)變化的情況，根據(jù)要求做平行于T軸或P軸的直線，分析直線與相圖曲線的交點即可。四、完全互溶的二組分氣液平衡相圖1、理想溶液氣液平衡相圖理想溶液壓力—組成圖 ? ? ? ? ? ? ? ? ? ? ? ? ? 理想溶液溫度—組成圖

（公式36，yB是B的蒸汽在氣相中的分數(shù)）相圖分析：（1）理想溶液的壓力—組成圖。圖中p為系統(tǒng)的總蒸汽壓，xB(yB）為液相（氣相）中B的摩爾分數(shù)。氣相線和液相線把全圖分為三個區(qū)，氣相線和液相線之間的區(qū)域是氣液兩相平衡共存的區(qū)域。相圖中表示系統(tǒng)組成的點成為系統(tǒng)點。如圖m點，它表示系統(tǒng)中B組分的摩爾分數(shù)xm。當系統(tǒng)處于m點時氣液兩相平衡，此時氣液兩相的組成可由過m點并與橫軸平行的平行線分別與氣相線和液相線相交于l點和g點來確定，它們分別表示液相中B組分的摩爾分數(shù)為xl，氣相中B組分的摩爾分數(shù)為xg。L點和g點表示相的組成，成為相點。在單相區(qū)系統(tǒng)點與相點是一致的，在多相區(qū)是不一致的

（2）理想溶液的沸點—組成圖同理 2、杠桿規(guī)則 ?

總量守恒n=nl+ng ? ? ? ? ? ? ? ? ? ? ? ? ? ? ?