無機化學知識點歸納

第一篇：化學反應原理

第一章：氣體

第一節：理想氣態方程

1、氣體具有兩個基本特性：擴散性和可壓縮性。主要表現在：

⑴氣體沒有固定的體積和形狀。⑵不同的氣體能以任意比例相互均勻的混合。⑶氣體是

最容易被壓縮的一種聚集狀態。

2、理想氣體方程：PV=nKT足為氣體摩爾常數，數值為/?=8.3141?〃70尸?長"

3、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：氣體混合物

1、對于理想氣體來說，某組分氣體的分壓力等于相同溫度下該組分氣體單獨占有與混合氣

體相同體積時所產生的壓力。

2、Dllon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下壓強為101.325KPa=760nlmHg=76cmHg）

第二章：熱化學

第一節：熱力學術語和基本概念

1、系統與環境之間可能會有物質和能量的傳遞。按傳遞情況不同，將系統分為：

⑴封閉系統：系統與環境之間只有能量傳遞沒有物質傳遞。系統質量守恒。

⑵敞開系統：系統與辦境之間既有能量傳遞（以熱或功的形式進行）又有物質傳遞。

⑶隔離系統：系統與折境之間既沒有能量傳遞也沒有物質傳遞。

2、狀態是系統中所有宏觀性質的綜合表現。描述系統狀態的物理量稱為狀態函數。狀態函

數的變化量:只與始終態有關，號系統狀態的變化途徑無關。

3、系統中物理性質和化學性質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。相可以由純物質或均勻混合物組成，可以是氣、液、固等不同的聚集狀態。

4、化學計展數R）對于反應物為負，對于生成物為正。

「匚士小的=?、y—反應后■反應前”,

5、反應進度看《4GSa”）=-------2■=，單位：⑺。1

叱化學計量數

第二節：熱力學第一定律

0、系統芻環境之間由于溫度差而引起的能量傳遞稱為熱。熱能自動的由高溫物體傳向低溫

物體。系統的熱能變化量用Q表示。若環境向系統傳遞能量，系統吸熱，則Q>（）；若系

統向環境放熱，則Q<0。

1、系統與環境之間除熱以外其他的能量傳遞形式，稱為功，用N表示。環境對系統做功，

W>0；系統對環境做功，W<0o

2、體積功：由于系統體積變化而與環境交換的功稱為體積功。

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、熱力學能：在不考慮系統整體動能和勢能的情況下，系統內所有微觀粒子的全部能量之

和稱為熱力學能，又叫內能。

4、氣體的標準狀態一純理想氣體的標準狀態是指其處于標準壓力P"下的狀態，混合氣體

中某組分氣體的標準狀態是該組分氣體的分壓為P”且單獨存在時的狀態。

液體（固體）的標準狀態一純液體（或固體）的標準狀態時指溫度為T,壓力為P"時

的狀態。

液體溶液中溶劑或溶質的標準狀態一溶液中溶劑可近似看成純物質的標準態。在溶液

中，溶質的標準態是指壓力。質量摩爾濃度分二bJ標準質量摩爾濃度

b0=\molkg~\并表現出無限稀釋溶液特性時溶質的（假想）狀態。標準質量摩爾

濃度近似等于標準物質的量濃度。即=1

5、物質B的標準摩爾生成焰A/H：（B,相態，T）是指在溫度T下，由參考狀態單質生成

物質B=+1）反應的標準摩爾婚變。

6、參考狀態一般指每種物質在所討論的溫度T和標準壓力戶。時最穩定的狀態。個別情況

下參考狀態單質并不是最穩定的，磷的參考狀態是白磷八（s,白），但白磷不及紅磷和黑

磷穩定。（Mg）、H2（g）＞Br2（l）＞k（s）、Hg⑴和巴（白磷）是T=298.15K,下相應元

素的最穩定單質，即其標準摩爾生成熔為零。

7、在任何溫度下，參考狀態單質的標準摩爾生成焰均為零。

8、物質B的標準摩爾燃燒焰△’.”：；（B,相態，T）是指在溫度T下，物質B（力=T）完

全氧化成相同溫度下指定產物時的反應的標準摩爾后變。

第四節：Hess定律

1、Hess定律：化學反應不管是一步或分幾步完成，其總反應所放出或吸收的熱總是相等的。

其實質是化學反應的焙變只與始態和終態有關，而與途徑無關。

2、焙變基本特點：

⑴某反應的（正）與其逆反應的（逆）數值相等，符號相反。即

△此（正）二八此（逆，

⑵始態和終態確定之后，一步反應的等于多步反應的燧變之和。

3、多個化學反應計量式相加（或相減），所得化學反應計量式的（T）等于原各計量

式的（T）之和（或之差）。

第五節：反應熱的求算

1、在定溫定壓過程中，反應的標準摩爾熔變等于產物的標準摩爾生成焰之和減去反應物的

標準摩爾生成焰之和。=（總生成物）-（總反應物）｛如果有參考

狀態單質，則其標準摩爾生成焰為零｝

2、在定溫定壓過程中，反應的標準摩爾焰變等于反應物的標準摩爾燃燒焰之和減去產物的

標準摩爾燃燒焙之和。（總反應物）（總生成物）｛參考狀態單

質只適用于標準摩爾生成焰，其標準摩爾燃燒焰不為零）

第三章：化學動力學基礎

第一節：反應速率

第二節：濃度對反應速率的影響一速率方程

1、對化學反應+-），y+zZ來說，反應速率/?與反應物濃度的定量關系為：

r=kc^Ci，該方程稱為化學反應速率定律或化學反應速率方程，式中攵稱為反應速率

系數，表示化學反應速率相對大小；或，仆分別為反應物A和B的濃度，單位為〃山?廣；

。，月分別稱為A,E的反應級數；a+尸稱為總反應級數。反應級數可以是零、正整

數、分數，也可以是負數.零級反應得反應物濃度不影響反應速率。（反應級數不同會

導致k單位的不同。對于零級反應，k的單位為?$T,一級反應攵的單位為,

二級反應k的單位為mol1-Ls1,三級反應k的單位為mol2Lrs1）

2、由實驗測定反應速率方程的最簡單方法一初始速率法。

在一定條件下，反應開始時的瞬時速率為初始速率，由于反應剛剛開始，逆反應和其他

副反應的干擾小，能較直實的反映出反應物濃度對反應速率的影響具體操作是將反應物

按不同組成配置成一系列混合物。對某一系列不同組成的混合物來說，先只改變一種反

應物A的濃度。保持其他反應物濃度不變。在某一溫度下反應開始進行時，記錄在一定

時間間隔內A的濃度變化，作出以-t圖，確定t=0是的瞬時速率。也可以控制反應條

件，是反應時間間隔足夠短，這時可以把平均速率作為瞬時速率。

3、對于一級反應，其濃度與時間關系的通式為：InGd=-內

（A

第三節：溫度對反應速率的影響一Arrhenius方程

1、速率系數與溫度關系方程：々=即"&/燈（a）,In"｝=ln｛即｝一20）,

R1

kp（1]、

In—=-=—―----------（c）>實驗活化能，單位為|。攵。為指前參量又稱頻

70

kxRT[Ty7；7"

率因子。%與上具有相同的量綱。名與2。是兩個經驗參量，溫度變化不大時視為與溫

度無關。

2、對Arrhenius方程的進一步分析：

⑴在室溫下，E0每增加4KJ,moL,將使k值降低80%在室溫相同或相近的情況下，

活化能"大的反應，其速率系數2則小，反應速率較小；E”小的反應人較大，反應速

率較大。

⑵對同一反應來說，溫度升高反應速率系數A增大，一般每升高IOC,〃值將增大2?

10倍。

⑶對同一反應來說，升高一定溫度，在高溫區，上值增大倍數小；在低溫區2值增大倍

數大。因此，對一些在較低溫度下進行的反應，升高溫度更有利于反應速率的提高。

⑷對于不同的反應，升而相同溫度，均大的反應攵值增大倍數大；紇小的反應上值增

大倍數小。即升高溫度對進行的慢的反應將起到更明顯的加速作用。

第四節.：反應速率理論與反應機理簡介

1、%（正）->（負）

2、由普通分子轉化為活化分子所需要的能量叫做活化能

笫五節：催化劑與催化作用

1、催化劑是指存在少量就能顯著加速反應而本身最后并無損耗的物質。催化劑加快反應速

率的作用被稱為催化作用。

2、催化劑的特征：

⑴催化劑只對熱力學可能發生的反應起催化作用，熱力學上不可能發生的反應，催化劑

對它不起作用。

⑵催化劑只改變反應途徑（又稱反應機理），不能改變反應的始態和終態，它同時加快

了正逆反應速率，縮短了達到平衡所用的時間，并不能改變平衡狀態。

⑶催化劑有選擇性，不同的反應常采用不同的催化劑，即每個反應有它特有的催化劑。

同種反應如果能生成多種不同的產物時，選用不同的催化劑會有利于不同種產物的生

成。

（4）每種催化劑只有在特定條件下才能體現出它的活性，否則將失去活性或發生催化劑中

毒。

第四章：化學平衡燧和Gibbs函數

第一節：標準平衡常數

1、平衡的組成與達成平衡的途徑無關，在條件一定時，平衡的組成不隨時間而變化。平衡

狀態是可逆反應所能達到的最大限度。平衡組成取決于開始時的系統組成。

2、對可逆反應a4（g）+Z?B（Qq）+cC（s）=x￥（g）+yy（的）+zZ（/）來說，其標準平衡常數

.―{p（x）/〃。}”（昨c叩

{p（A）/竹卜⑻/邛

3、兩個或多個化學計量式相加（或相減）后得到的化學計量式的標準平衡常數等于原各個

化學計量式的化學平衡常數的積（或商），這稱為多重平衡原理。

第二節：標準平衡常數的應用

1、反應進度也常用平衡轉化率來表示。反應物A的平衡轉化率a（A）表達式為

a（A）=

%⑷

2、J表示反應商。若則反應正向進行；若尸K°,則反應處于平衡狀態；若J>K°,

則反應逆向進行。

第三節：化學平衡的移動

1、濃度對化學平衡的影響：濃度雖然可以使化學平衡發生移動，但并不能改變化學平衡常

數的數值，因為在一定溫度下，值一定。當反應物濃度增加或產物濃度減少時，平

衡正向移動；當反應物濃度減少或產物濃度增加時，平衡逆向移動。

2、壓力對化學平衡的影響：綜合考慮各反應物和產物分壓是否改變及反應前后氣體分子數

是否改變。

3、溫度對化學平衡都影響：溫度變化引起標準平衡常數的改變，從而使化學平衡移動。溫

度對標準平衡常數的影響用van'tHoff方程描述。

lnA￡=Axn_n

K：RgT2）

第四節：自發變化和燃

1、自發變化的基本特征：

⑴在沒有外界作用或干擾的情況下，系統自身發生的變化稱為自發變化。

⑵有的自發變化開始時需要引發，一旦開始，自發變化將一直進行達到平衡，或者說自

發變化的最大限度是系統的平衡狀態。

⑶自發變化不受時間約束，與反應速率無關。

⑷自發變化必然有一定的方向性，其逆過程是非自發變化。兩者都不能違反能量守恒定

律。

⑸非自發變化和自發變化都是可能進行的。但是只有自發變化能自動發生，而非自發變

化必須借助一定方式的外部作用才能發生。沒有外部作用非自發變化將不能繼續進行。

2、在反應過程中，系統有趨向于最低能量狀態的傾向，常稱其為能量最低原理。相變化也

具有這種傾向。

3、系統有趨向于最大混亂度的傾向，系統混亂度的增加有利于反應的自發進行。

4、純物質完整有序晶體在0K時塘值為零；S以〃+,矽,298.15同=（）.

5、⑴燧與物質聚集狀態有關。同一種物質氣態燃值最大，液態次之，固態炳值最小。

⑵有相似分子結構且相對分子質量又相近的物質，其5：值相近。分子結構相近而相對

分子質量不同的物質，其標準摩爾病值隨分子質量增大而增大。

⑶物質的相對分子質量相近時，分子構型越復雜，其標準摩爾燃值越大。

6、反應的標準摩爾端變等于各生成物的標準摩爾端值之和減去各反應物的標準摩爾端值之

和

7、在任何自發過程中，系統和環境的燧變化總和是增加的。即：

220ng=^.xitong+^htainjing>°

^>0自發變化

非自發變化

電皿=0平衡狀態

u、口2huanjing一丁

第五節：Gibbs函數

1、Gibbs函數被定義為：G="-TS,G被稱為Gibbs自由能。

2、在不做體枳功和定溫定壓條件卜，在任何自發變化中系統的Gibbs函數是減少的，由

△G=AH-7AS得

⑴當△”＜（）,AS〉。時反應能正向進行。

⑵當A"〉。，AS＜0時反應在高溫下能正向進行。

（3）當＜0,AS＜0時反應在低溫下能正常進行。

（力當△〃＞（）,AS＜0時反應不能正向進行。

3、當A”=7AS1,AG=0時的7在吸熱端增反應中是反應能正向進行的最低溫度；在放熱

燧減反應中是反應能正向進行的最高溫度。因此這個溫度就是反應是否能夠正向進行的

轉變溫度。

4、物質B的標準摩爾生成Gibbs函數（B,相態，T）是指在溫度T下由參考狀態單

質生成物質B（旦1/8=1時）的標準摩爾Gibbs函數變。

5、A/G：＜-40KJ.molA時反應多半能正向進行；△禺＞40KJ?mol-x時反應大多逆向

進行；-40KJ?mclS用＜40KJ-mol-｝時要用△,臉來判斷反應方向。

6、Van'tHoff方程：拾K"（T）=一名崇0+今誓^⑷

"包）二△.（298K）（11、

Y而一R丘Tj

第五章：酸堿平衡

第一節：酸堿質子理論

I、酸堿質子理論：凡是能釋放出質子的任何含氫原子的分子或離子都是酸：任何能與質子

結合的分子或離子都是堿。簡言之酸是質子給予體，堿是質子接受體。

2、質子理論強調酸和堿之間的相互依賴關系。酸給出質子后生成相應的堿，而堿結合質子

后生成相應的酸。酸與堿之間的這種依賴關系稱為共規關系，相應的?對酸和堿稱為共

規酸堿對。酸給出質子后生成的堿為這種酸的共枕堿，堿得到質子后所生成的酸稱為這

種堿的共軻酸。

3、酸堿解離反應是質子轉移的反應。在水溶液中酸堿的電離時質子轉移反應。鹽類水解反

應實際上也是離子酸堿的質子轉移反應。

4、既能給出質子又能接受質子的物質稱為兩性物質。

5、酸堿的強度首先取決于其本身的性質，其次與溶劑的性質等有關。酸和堿的強度是指酸

給出質子和堿接受質子能力的強弱。給出質子能力強的酸是強酸，接受質子能力強的堿

是強堿；反之，就是弱酸和弱堿。

6、溶劑的堿性越強溶質表現出來的酸性就越強，溶劑的酸性越強溶質表現出來的堿性就越

強。

第二節：水的電離平衡和溶液的PH

1、對反應為。（/）0斤（矽）+0〃一（咐）,課=卜（"+/（0"一）｝,K,被稱為水的離子

-14

積常數。25℃時，=1.0x10o

第三節：弱酸、弱堿解離平衡

1、酸的水溶液中存在質子轉移反應：H4（咐）+/0（/）0//3。+（咐）+4一（叼），其標準

平衡常數K°=K：（HA）=簡寫為

卜（“3。一即一）｝

K(HA)=，K*H4）稱為弱酸HA的解離常數，弱酸解離常數的數

｛《碗｝

值表明了酸的相對強弱。解離常數越大酸性越強，給出質子能力越強。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：B（aq）+心0價oBH*（aq）+OFT（㈣）,

緇⑻-卜（由'朋0"）｝

,K：（切稱為一兀弱堿B的解離常數。

卜⑻}

3、解離度a的定義為解離的分子數與總分子數的比值，即。=坐2、］00%,解離度越

c0（7M）

大K：越大，PH越小。解離度與解離常數關系為a=,了）0對堿同樣適用。

第四節：緩沖溶液

1、同離子效應：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電解質,

使酸或堿的解離度降低。

2、緩沖溶液：具有能夠保持PH相對穩定性能的溶液（也就是不因加入少量強酸或強版而

顯著改變PH的溶液。緩沖溶液通常由弱酸和他的共匏堿組成。緩沖溶液PH計算公式:

PH=pK：（HA）+log篇，pH=14.00-/＜（A）+log篇

第五節：酸堿指示劑

1、當溶液中pH<p/Cf(WH)-1即210時，溶液呈現出H小的顏色;當

〃"2〃/端舊歷）+1即半雪41-時，溶液呈現歷-的顏色；當

c\In~）10

pH=舊歷）即坐駕=1時，溶液呈現兩者的混合顏色。

他）

2、指示劑的變色范圍是pK0）±1,但是由于人的視覺對不同顏色的敏感度的差異實

際變色范圍常常小于兩個pH單位。

第六節：酸堿電子理論

1、酸是任意可以接受電子對的分子或離子；酸是電子對的接受體，必須具有可以接受電子

對的空軌道。堿則是可以給出電子對的分子或離子；堿是電子的給予體，必須具有未共

享的孤對電子。酸堿之間以共價鍵相結合，并不發生電子對轉移。

第七節：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R的配體以配位鍵按一定的空間構型結合形成離子或分子。這些離子

或分子被稱為配位個體。形成體通常是金屬離子或原子，也有少數是非金屬元素

（B,P,H）o通常作為配體的是非金屬的陰離子或分子。

4、在配體中，與形成體成鍵的原子叫做配位原子；配位原子具有孤對電子。常見的配位原

子有F,Cl,Br,I,S,N,C等。配體中只有一個配位原子的稱為單齒配體，有兩個或兩個以

上配位原子的稱為多齒配體。在配位個體中，與形成為成鍵的配位原子個數叫作配位數。

常見多齒配體有：

乙二胺，簡寫為en：H2N—CH2—CH2—NH2（2個N為配位原子）

草酸根離子：C-C（2個O為配位原子）

-a

????

乙二胺四乙酸根離子，筒稱edta-：

-OCCCHzCHjCOO-

H2C-CH2—

?boccn2cHzCoo-

（2個N,4個O,共6個配位原子）

5、配合物的化學式：配合物的化學式中首先應先列出配位個體中形成體的元素符號，在列

出陰離子和中性分子配體，，將整個配離子或分子的化學式括在方括號中。

6、配合物的命名：命名時，不同配體之間用?隔開。在最后一個配體名稱后綴以“合”字。

⑴含配陰離子的配合物的命名遵照無機鹽命名原則。例如仁為硫酸四氨

合銅［自（N%）6口4為氯化六氨合伯。

⑵含配陰離子的配合物，內外層間綴以“酸”字。例如K』Fb（CV）6］為六制合鐵酸鉀

⑶配體的次序：

①含有多種無機配體時.，通常先列出陰離子名稱，后列出中性粒子名稱“例如

KfPfCLNH1為三氯-氨合鈉酸鉀

②配體同是中性分子或同是陰離子時，按配位原子元素符號的英文字母順序排

歹U,例如［CUM/JS%。口3氯化五氨-水合鉆。

③若配位原子相同，將含原子數較少的配體排在前面，較多原子數的配體排在后

面；若配位原子相同且配體中含有的與子數目也相同，則按結構中與配位原子

相連的非配位原子元素符號的英文字母順序排列。例如

為氨基?硝基?二氨合柏

④配體中既有無機配體又有有機配體，則無機配體排在前面有機配體排在后面。

例如改忸心3（024）］為三氯?乙烯合鉗酸鉀。

7、簡單配合物：配合物分子或離子只有一個中心離子，每個配體只有一個配位原子與中心

離子成鍵。

整合物：在整合物分子或離子中，其配體為多齒配體，配體與中心離子成鍵，形成環狀

結構。

多核配合物：多核配合物分子或離子含有兩個或兩個以上的中心離子，中心離子間常以

配體相連。

世合物：某些d區元素以CO為配體形成的配合物稱為展合物。

烯烽配合物：某些d區元素以不飽和煌為配體形成的配合物稱為烯燒配合物。

第八節：配位反應與配位平衡

1、［Ag（N%）J（的。融+（叼）+2N%（3K”監特鬻，是配合物

軟Ag（N”3）2力

的解離常數，乂稱為配合物的解離常數或不穩定常數。K：越大，配合物越不穩定。

2、Ag+（aq）+2M7Gq）o［Ag（NH3）2UK”**TH，《是配合物

生成常數，又稱為穩定常數或累積穩定常數。

3、一般來說配合物的逐級穩定常數隨著配位數的增加而減少。

4、以N,（）,F等電負性大〔吸引電子能力強），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v反之則為軟堿，介于二者之間的為交

界堿。

5、硬酸多是電荷數較多，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

小）的陽離子。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+2+2+2+2

H\Li\Na,K\Cu\Ag\Au\TltHg\Fe,Co,Ni\Cu\

BejMg+,Ca+,Cd\Pd2\Pt2\Hg2+,Z〃",心2+,S〃2+,SZ/+,

Sr\Mn2+,Al3\+8產,8(C“3)3，SO2，

CH3HgJ2,Br2,

SC3+,G/+J〃3+,金屬原子…

La3\Co3\Fe3\

As3\Si4\Ti4\

Zr4+,S/?+,

BF3Al(CH3)

硬堿軟堿交界堿

堿2

尸，S\R2SJ-,SCN-,C6H5NH?,N；,Br-,

CH3COOS。，CN,CO,NO2,SO；'N2

PO：-,SO：一,C「,C2H4,C6H6,H-,

CO；-,CIO]NO；,R-

ROH,RONH3,

RNH”N2H&

7、軟硬酸堿原則：軟親軟，硬親硬

第六章：沉淀溶解平衡

第一節：溶解度和溶度積

1、溶解度：在一定溫度下，達到溶解平衡時，一定量溶劑中含有的溶質質量。

2、常見無機化合物溶解性：

常見無機酸是可溶的，硅酸是難溶的；

氨、/A族氫氧化物，及，（0"）2是可溶的；Sr（OH^Ca（OH\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；8C/NO3是微溶的。

大多數醋酸鹽是可溶的；是難溶的。

大多數氯化物是可溶的：心a2是微溶的；A&C/,煙2c,2是難溶的v

大多數漠化物，碘化物是可溶的；P匕療"g/是微溶的；

Ag歷,Hg2Br2,AgI、HgJ?,Pbl2,Hgl2是難溶的。

大多數硫酸鹽是可溶的；2sO^HgSOj是微溶的；SrSO,,BaSO,,PbSO4

是難溶的。

大多數硫化物是難溶的，第一主族，第二主族金屬硫化物和（N/7J2S是可溶的。

多數碳酸鹽，磷酸鹽，亞硫酸鹽是難溶的；第一主族（Li除外）和錢離子的這些鹽是可

溶的。

多數氟化物是難溶的；第一主族（Li除外）金屬氟化物，NH4F,AgF,&居是可溶的;

SrF^BaFrPbF?是微溶的。

幾乎所有的氯酸鹽，高氯酸鹽都是可溶的；KC/。”是微溶的；

幾乎所有的鈉鹽，鉀鹽均是可溶的；

Na[Sb（OH\\NaAc?Zn（Ac）2?3UO^Ac）2打區。,火2股仁。（'。2）6]是難溶的°

2、對于一般沉淀反應來說：4瓦”（$）0〃4"+（的）+加8”-（叼），溶度積的通式是

心（4%）=卜（4叫｝〃卜伊-）『

3、難溶電解質的溶度積常數的數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，多數難溶化合物的溶度積增大。

第二節：沉淀的生成和溶解

1、同離子效應：在難溶可解質的飽和溶液中，加入含有相同離子的強電解質時.,難溶電解

質的溶解度將降低。同離子效應使難溶電解質的溶解度降低。

2、鹽效應使難溶電解質溶解度增大。?般來說，若難溶電解質的溶度枳很小時，鹽效應的

影響很小，可忽略不計；若難溶電解質的溶度積較大，溶液中各種離子的總濃度也較大

時，就應考慮鹽效應的影響。

3、金屬硫化物的溶解平衡：

MS（s）+2“3O-（四）=加2+（收）+/5（西）+240（。=｛。（'：胭筑）｝,

K2稱為在酸中的溶度積常數。

4、某些難容硫化物的溶度積常數:

硫化物K款毒化物

MnS（肉色）3X）0"PbS（黑色）3X10-，

FeS（黑色）5X102CuS（黑色j6X1。一“

尸一ZnS（白色）2X10-Ag：3（黑色）6X1L

SnS（棕色）1X10，5H$S＜操苞）2X1L

Cd3（黃色）8X1L

第七章：氧化還原反應電化學基礎

第一節：氧化還原反應基本概念

1、有電子得失或轉移的反應稱為氧化還原反應。

2、表示元素氧化態的數值稱為氧化數又稱氧化值。

⑴在單質中元素氧化值為零。

⑵在單原子離子中，元素氧化值等于離子所帶電荷數。

⑶在大多數化合物中，氫的氧化值為+1,只有在金屬氫化物中，氫的氧化值為

⑷通常在化合物中氧的氧化值為-2,但是在等過氧化物中養的氧

化值為T,在氧的氟化物中，如O鳥,。2尸2中氧的氧化值為+2，+1。

⑸在所有氟化物中氟的氧化值為-1。

⑹堿金屬和堿土金屬在化合物中氧化值分別為+1和+2。

⑺在中性分子中，各元素氧化值代數和為零。在多原子離子中，各元素氧化數代數和等

于離子所帶電荷數。

第二節：電化學電池

1、電池圖示：將發生氧化反應的負極寫在左邊，發生還原反應的正極寫在右邊；并按順序

用化學式從左到右依次排列各個相的物質組成和狀態；用單垂線“I”表示相與柞間的

界面，用雙折線“II”表示鹽橋。

2、Faraday定律：

⑴在電化學電池中，兩極所產生或消耗的物質的物質的量與通過電池的電荷量成正比。

（2）當給定的電荷量通過電池時，電極上所產生或消耗的物質的物質的量正比于物質的摩

爾質量被對應于半反應每摩爾物質每摩爾物質所轉移的電子數除的商。

對于半反應/+（a〃）+ze-o夙s）,根據Faraday定律，第一：電極上沉淀出或消耗

掉的〃?伊）正比于通過電池的電荷量Q。Q越大相（聞越大。第二：當通過電池的電荷量

Q一定時，〃?（8）正比于M（8）/z,M（8）為8物質的摩爾質量。

3、Faraday常量表示一摩爾電子所帶的電荷量，

F=1.6021773x10-'9Cx6.022137x1023mor'=9.648531x104C-mol-x,F被稱

Faraday

4、當原電池放（時，兩極間的電勢差將比該電池的最大電壓要小。這是因為驅動電流通過

電池需要消耗能量或者稱其為要做功，產生電流時，電池電壓的降低正反映了電池內所

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，

電池才具有最大電壓又稱其為開路電壓。當通過原電池的電流趨近于零時，兩電極間的

最大電勢差被稱為原電池的電動勢，用月.表示。

5、當電池中各物質均處干標準狀態時，測定的電動勢被稱為標準電動勢，用耳〉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，即當相反方向的電流通過電極

是，電極反應必然逆向進行；電流停止，反應也停止。第二：要求通過電極的電流無限

小，電極反應在接近于電化學平衡的條件下進行。

7、電池反應的標準摩爾Gibbs函數變=-zFE^iro

第三節：電極電勢

1、原電池的電動勢是構成原電池的兩個電極間的最大電勢差，即正極電勢￡+）減去負極電

勢E㈠等于電池的電動勢：EMF=E（+）-E（_）.

2、電極電勢的絕對值無法確定，常選取標準氫電極（簡寫為SHE）作為比較的基準，稱其

為參比電極。參比電極中最常用的是甘汞電極。

3、各電對的標準電極電勢是以標準氫電極為參比電極并與各標準電極組成原電池時測得

的電動勢。使待測半電池中各物質均處于標準狀態下，將其與標準氫電極相連組成原電

池，以電壓表測定該電池的電動勢并確定其正極和負極，進而可推算出待測半電池的標

準電極電勢。

4、電極電勢高的電對為正極，電極電勢低的電對為負極。兩電極的標準電極電勢之差等于

原電池的標準電極電勢。即=說）一邱）.

5、M298K）=E"（298K）.竺巨匕n半蹴，

zc（yang）

E（298K）=E°（298K『592V卜c{huan）。

zc（yang）

6、如果電對的氧化型生成難溶化合物（配合物），則電極電勢變小；若還原型生成難溶化

合物（配合物），則電極電勢變大：當還原型和氧化型同時生成難溶化合物（配合物），

若（氧化型）（還原型），則電極電勢變小，反之則變大。

第四節：電極電勢的應用

1、某電對的越大，其氧化型的得電子能力（氧化性）越強，還原型失電子能力（還原

性）越弱；反之電對的越小，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。

2、=—ZFE：F,logK"=二％,MK二％

「''仟0.0592V0.0257V

3、元素電勢圖：當某種元素形成三種或三種以上氧化值的氧化物時，這些物種可以組成多

種不同的電對，各電空的標準電極電勢可用圖的形式表示出來，這種圖叫做元素電勢圖。

畫元素電勢圖，可以按元素氧化值由高到低的順序，把各氧化物的化學式從左到右寫出

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的電對的

標準電極電勢。

4、歧化反應發生的一般規則：4《叫L）>B（二⑻>C,若E"（L）〈E'（R）則B能發生歧

化反應

第二篇：物質結構基礎

第八章：原子結構

第一節：原子結構的Bohr理論

1、電子的電量為1.602x10Re,電子的質量為9.109x10-2*。

2、每種元素的原子輻射都具有一定頻率成分構成的特征光譜，它們是一條條離散的譜線，

被稱為線狀光譜，即原子光譜。

,5l

3、氫原子光譜的頻率公式：y=3.289x]0f-!?---!rV

4>Bohr原子結構理論;

⑴定態假設原子的核外電子在軌道上運行時，只能夠穩定的存在于具有分立的，固定能

量的狀態中，這些狀態稱為定態（能級），即處于定態的原子的能量是量子化的。此時原

子并不輻射能量，是穩定的。

⑵躍遷規則原子的能量變化（包括發射和吸收電磁輻射）只能在兩定態之間以躍遷的方

式進行。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。這時原子的能量

最低，即原子處于基態。當原子受到輻射，加熱或通電時，獲得能最后的電子可以躍遷

到離核較遠的軌道上去即原子被激發到高能量的軌道上，這時原子處于激發態。處于激

發態的電子不穩定，可以躍遷到離核較近的軌道上，同時釋放出光子。光的頻率取決于

離核較遠的軌道的能量（E）與離核較近的軌道的能量（E]）之差：hv

2=E2-EX

第二節：微觀粒子運動基本特征

hh

1、實物粒子波長滿足4=—二一，其中機為實物粒子質量，u為實物粒子運動速度，p

mvp

為動量。

2、不確定原理：對運動中的微觀粒子來說，并不能同時準確確定它的位置和動星。其關系

式為：—,式中AT為微觀粒子位置（或坐標）的不確定度，A”為微觀粒子

44

動量的不確定度，該式表明微觀粒子位置不確定度與動量不確定度的成績大約等于Plank

常量的數量級。就是說，微觀粒子位置不確定度越小，則相應它的動量不確定度就越大。

3、微觀粒子的波動性是大量微觀粒子（或者是一個粒子千萬次運動）所表現出來的性質，

可以說物質的運動是具有統計意義的概率波；在空間某個區域波強度（即衍射強度）大

的地方，粒子出現的機會多，波強度小的地方粒子出現的機會少。從數學角度看，這里

說的機會是概率，也就是說，在空間區域內任一點波的強度與粒子出現的概率成正比。

第三節：氫原子結構的量子力學描述

1、Shrddin^er方程：v++87rJ“（E-V%/=0式中”是坐標x,y,z的函

dxdy3z~Ir

數，E是系統總能量，V是勢能，加是微觀粒子質量，〃是Planck常量。

2、⑴主量子數〃在原子的電子中最重要的量子化性質是能量。原了?軌道的能量主要取決于

主量子數〃，對于氫原子和類氫原子，電子的能量值取決于〃。〃的取值為1,2,3,4,5

等正整數。〃越大電子高核的平均距離越遠，能量越高。因此，可將〃值所表示的電子

運動狀態對應于K,L,M,N,0…電子層

⑵角量子數/原子軌道的角動量有角量子數/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〃，還受角量子數/的影響。/受"限制，/只能取（）到（〃-1）的整

數，按照光譜學的規定，對應的符號為s,p,d,f,g一定，/取不同值代表同一電子

層中不同狀態的亞層。角量子數/還表明了原子軌道的分布角度形狀不同。/=0,為s軌

道，其角度分布為球形對稱；/=1，為P軌道，其角度分布為啞鈴型；/二2為d軌道，

其角度分布為花瓣形。對多電子原子來說，〃相同，/越大，其能最越大。

⑶磁量子數加決定角動量在磁場方向的分量。其〃又值受角量子數/的限制，從-/,…，

0,…，+/,共有（2/+1）個取值。磁量子數6決定原子軌道在核外空間的取向。

/=（）,根只有（）一個取值，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。

/=1,機有+1,-1,0三個取值，表示p亞層在空間有三個分別沿x軸，y軸，z粕的取

向軌道，即軌道〃<,〃、.，〃二。

/=2,機有0,-1,+1,-2,+2五個取值，表示d亞層有五個取向的軌道，分別是軌道

[z*，4a，dyz，djcy，一一°

（4）自旋量子數電子除軌道運動外，還有自旋運動。電子自旋運動的自旋角動量有自

旋量子數/4決定。處于同?軌道上的電子自旋狀態只能有兩種，分別用自旋磁量子數

-1/2和+1/2來確定。正是由于電子具有自旋角動量，使氫原子光譜在沒有外磁場

時會發生微小的分裂，得到了靠的很近的譜線。

3、一個原子軌道可以用〃，/,〃，一組三個豉子數來確定，但是原子層中每個電子的運動

狀態必須用"，/,〃z,，〃,四個量子數來確定。四個量子數確定之后，電子在核外空間

的運動狀態就確定了。

4、概率密度是空間某單位體積內電子出現的概率。電子在核外空間某區域內出現的概率等

于概率密度與該區域體體積的乘積。

5、電子云?是概率密度的形象化描述。黑點密的地方電子出現的概率大；黑點稀疏的地方電

子出現的概率小。

6、電子云有等密度圖和界面圖兩種圖示。在電子云等密度圖中，每?個球面上的數字表示

圖8一111s電子云的等密度圖圖8-121s電子云的界面圖

概率密度的相對大小。在電子云界面圖中，界面實際上是一個等密度面，電子在此界面

內出現的概率高于90%,在此界面外出現的概率低于10%,通常認為在界面外發現電子的

概率可忽略不計。

7、氫原子各種狀態的徑向分布函數圖中鋒數N等于主量子數與角量子數之差，即

N=n-l.

圖8-13氧原子各種狀態的徑向分布圖

7、原子軌道角度分布圖與電子云角度分布圖。

十

y

%I

8

第四節：多電子原子結構

1、由Pauling近似能級圖發現：角量子數相同的能級的能量高低由主量子數決定，主量子

數越大能量越高；主量子數相同，能級能量隨角量子數的增大而增大，這種現象稱為能

級分裂；當主量子數與角量子數均不同時，行時出現能級交錯現象。

奧組

7p

￥ODOra56a

717so8”皿885f

7s

6|1缸855d80004focmw&

5d

g。——案

4d

5so

4P

,4P803d8000兄

施

45

如

3S

2P

2S

圖8-17Pauling近似能級圖

2、Cotton原子軌道能級圖（見課本P240）概括了理論和實驗的結果，定性的表明了原子

序數改變時，原子軌道能量的相對變化。由此圖可以看出不同于Pauling近似能級圖的

點：

⑴反映出土量子數相同的氫原子軌道的兼并性。也就是對原子序數為1的氫原子來說，

其主量子數相同的各軌道全處于同--能級點上。

⑵反映出原子軌道的能量隨原子序數的增大而降低。

⑶反映出隨著原子序數的增大，原子軌道能級下降幅度不同，因此曲線產牛?了交錯現象。

3、屏蔽效應：一個電子對另一個電子產生電荷屏蔽，使核電荷度該電子的吸引力減弱，即

由核外電子云抵消了一些核電荷的作用。b是核電荷減少數，稱為屏蔽常數，相當于被

抵消的正電荷數。

4、鉆穿效應：在多電子原子中每個電子既被其他電子所屏蔽，也對其余電子起屏蔽作用，

在原子核附近出現概率較大的電子，可更多的避免其余電了?的屏蔽，受到核的較強的吸

引而更靠近核，這種進入原子內部空間的作用叫做鉆穿效應。就其實質而言，電子運動

具有波動性，電子可在原子區域的任何位置出現，也就是說，最外層電子有時也會出現

在離核很近處，只是概率較小而已。

5、主量子數相同時，角量子數越小的電子，鉆穿效應越明顯，能級也越低。

6、基態原子核外電子排布規則：

⑴能量最低原理：電子在原子軌道中的排布，要盡可能使整個原子系統能量最低。

⑵Pauli不相容原理：同一原子軌道最多容納兩個自選方式相反的電子，或者說同一原

子中不可能存在一組四個量子數完全相同的電子。

⑶Hund規則：在相同〃或相同/的軌道上分布的電子，將盡可能分占加值不同的軌道且

自旋平行。S層最多容納2個電子，p層最多容納6個電子，d層最多容納10個電子，f

層最多容納14個電子，g層最多容納18個電子…

⑷全滿半滿最穩定。

8、原子核外電子排布：Is,2s,2p,3s,3P,4s,3d,4p,5s,4d,5p,6s,4f,5d,6P,7s,5f,6d,7P…

出現d軌道時，電子按照〃s,(〃-1)7,的順序在原子軌道上排布，若d軌道和f軌

道均已出現，電子按照小,(〃一2)/,(〃一1”,他的順序在院子軌道上排布。

第五節：元素周期表

1、能級與周期的關系:

周期特點能級組對應的能級原子軌道數元素種類數

—特短周期11s12

二短周期22s2p48

三短周期33s3p48

四長周期44s3d4p918

五長周期55s4d5p918

六特長周期6634f5d6p1632

七小完全周期77s5f6d7p16應有32

2、元素的族：同族元素價電子數目相同。主族元素的價電子全部排布于最外層的〃軌

道，盡管同族元素電子層數從上到下逐漸增加，但價電子排布完全相同。主族序數等于

價電子總數.除氮元素外稀有氣體元素最外層電子排布均為〃/q/,呈現穩定結構，

稱為零族元素，也稱為第八主族。前五個副族價電子數目對應族序數，而第一第二副族

是根據心軌道上是有1個或2個電子來劃分的，第8,9,1()列元素被稱為第八族，價電

子排布一般為(〃一。〃產2

3、元素的分區：

S區元素：包括第一，第二主族，最后一個電子填充在s軌道上，價電子排布為小Y第

一主族）或〃第二主族），屬于活潑金屬。

P區元素：包括第三主族到第七主族及零族，最后一個電子填充在P軌道上，價電子排

布為《⑶尸6（第三主族），〃小叩2（第四主族），〃『叩3（第五主族），〃『叩4（第六

主族），/2〃〃5（第七主族），磔,2可/（零族）

d區元素：包括第三副族到第七副族，最后一個電子填充在（〃-軌道上吧，價電子排

布為（〃一加力/（銃，鈕），（〃-心2（第四副族），（〃_11/3超2（第五副族，銀為

4/5.1）,（〃-1?5斕（第六副族，鶴為5/6/）,（〃-1卜5〃/（第七副族），鐵為

3/4/,鉆為3/41,裸為3/4/,釘為4/5/，輪為4cVs/，把為4c/°,餓

為5466s2,鉉為5/6$2,鉗為5c〃63（第八族所有元素的價電子數等于列序數，可

以為8,9,10）。一般而言，它們的區別主要在次外層的d軌道上，由于d軌道未充滿電

子（杷除外），他們可以不同程度的參與化學鍵的形成。

ds區元素：包括第一，第二副族。它們院子次外層為充滿電子的d軌道，最外層s層上

有1?2個電子。電子層結構為（〃一1卜，/（第一副族），（〃一1”|°心2（第二副族）。

ds區元素族數對應s軌道上電子數。

f區元素：包括胸系元素和婀系元素，最后一個電子填充在f軌道上，價電子排布為

（〃—2）/。-%—11—

第六節：元素性質的周期性

1、原子半徑：原子半徑可以分為金屬半徑，共價半徑和VanderWaals半徑。金屬單質晶

體中，兩個最近鄰金屬原子核的