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1、普通化学复习资料普通化学复习资料3 3.1.1 物质的结构与物质的状态物质的结构与物质的状态3.1.13.1.1 原子结构原子结构1 1核外电子的运动特性核外电子的运动特性核外电子运动具有能量量子化、波粒二象性和统计性的特征，不能用经典的牛顿力学来描述核外电子的运动状态。2 2核外电子的运动规律的描述核外电子的运动规律的描述由于微观粒子具有波的特性，所以在量子力学中用波函数 来描述核外电子的运动状态，以代替经典力学中的原子轨道概念。(1)波函数(原子轨道)：用空间坐标来描写波的数学函数式,以表征原子中电子的运动状态。一个确定的波函数，称为一个原子轨道。(2)概率密度（几率密度）：表示微观粒子在
2、空间某位置单位体积内出现的概率即概率密度。(3)电子云：用黑点疏密的程度描述原子核外电子出现的概率密度()分布规律的图形。黑点较密的地方,表示电子出现的概率密度较大,单位体积内电子出现的机会较多。(4)四个量子数:波函数 由 n.l.m 三个量子数决定，三个量子数取值相互制约：1)主量子数 n 的物理意义：n 的取值：n=1,2,3，4 ,22意义：表示核外的电子层数并确定电子到核的平均距离；确定单电子原子的电子运动的能量。n=1，2，3，4,，对应于电子层 K，L，M，N,具有相同 n 值的原子轨道称为处于同一电子层。2)角量子数:的取值：受 n 的限制，=0,1,2n-1(n 个)。意义：
3、表示亚层，确定原子轨道的形状；对于多电子原子，与n共同确定原子轨道的能量。的取值：1，2，3，4电 子 亚 层：s,p,d,f轨道形状：球形纺锤形梅花形复杂图 313)磁量子数 m:m 的取值：受的限制，m=0,1,2(2+1 个)。意义：确定原子轨道的空间取向。=0，m=0，s 轨道空间取向为 1；=1,m=0,1，p 轨道空间取向为 3；=2,m=0,1,2,d 轨道空间取向为 5；n，相同的轨道称为等价轨道。s 轨道有 1 个等价轨道，表示为：p 轨道有 3 个等价轨道，表示为：d 轨道有 5 个等价轨道，表示为：一个原子轨道是指 n、m 三种量子数都具有一定数值时的一个波函数（n,m）
4、，例如(1,0,0)代表基态氢原子的波函数。n、m 取值合理才能确定一个存在的波函数，亦即确定电子运动的一个轨道。n、m 的取值与波函数：n=1(1 个),=0,m=0,(1,0,0)n=2（4 个）,=0,m 0,(2,0,0)1,m 0,1,(2,1,0),(2,1,1),(2,1,-1)n=3(9 个),=1,n=4(16 个)0,m 0,1(3,1,0),(3,1,1),(3,1,1)2,m 0,1,2(3,2,0)(3,2,1)(3,2,1)(3,2,2),(3,2,2)m 0(3,0,0)波函数 数目n2在一个确定的原子轨道下，电子自身还有两种不同的运动状态，这由 mS确定.4)自
5、旋量子数 ms：12ms的取值：ms=12意义：代表电子自身两种不同的运动状态(习惯以顺、逆自旋两个方向形容这两种不同的运动状态,可用 表示自旋平行,表示自旋反平行。这样 n、m、mS四个量子数确定电子的一个完整的运动状态,以（n,m,mS）表示。例：(1,0,0,+1),(1,0,0,-1)，(2,1,1,+1)，222(2,1,1,-1)等等。23.3.原子核外电子分布三原则原子核外电子分布三原则（1）泡利不相容原理：一个原子中不可能有四个量子数完全相同的两个电子.因为同一个轨道的电子，n、m 三个量子数已相同，第四个量子数12必不相同ms=12由此可得出:一个原子轨道中最多能容纳自旋方向
6、相反的两个电子。表示为：根据每层有 n 个轨道，每个轨道最多能容纳两个电子，由此可得出每一层电子的最大容量为 2 n。（2）最低能量原理：电子总是尽先占据能量最低的轨道。电子依据轨道近似能级图由低到高依次排布。轨道近似能级图为:7s6s 4f 5d 6p5s 4d 5p4s 3d 4p3s 3p2s 2p1s（3）洪特规则：在 n 和值都相同的等价轨道中，电子总是尽可能分占各个轨道且自旋平行。如 2p3:洪特规则特例：当电子的分布处于全充满、半充满或全空时，比较稳定。全充满:p 或 d 或 f6101422半充满:p 或 d 或 f全空:p 或 d 或 f例如,24Cr 1S 2S 2P 3S
7、 3P 3d 4S ,半充满比较稳定。292262651000357u 1S 2S 2P 3S 3P 3d 4S,全充满比较稳定。22626101(4)核外电子分布式：原子的核外原子的离子的核外离子的电子分布式外层电子分布式电子分布式外层电子分布式（价电子构型）11Na1s22s 2p 3s2613s1Na:1s 2s 2p+2262s 2p1626S2-1s 2s 2p 3s 3p2262226243s 3p24S:1s 2s 2p 3s 3p2663s 3p6626Fe3+21s 2s 2p26262263s 3p 3d 4S5262253d 4s62Fe:1s 2s 2p 3s 3p 3
8、d22626243s 3p 3dCr 1S 2S 2P 3S 3P 3d 4S3d 4S24Cr:1S 2S 2P 3S 3P 3d2262226263515133S 3P 3d10110129u226329u 1S 2S 2P 3S 3P 3d 4S3d 4S6:1S 2S 2P 3S 3P 3d2262693S 3P 3d269根据电子的排布，还可判断出轨道中未成对电子的数目。例：根据Fe原子的价电子构型3d 4s62，判断其轨道图中，未配对的电子数。3d4s可见未成对电子数为 4。(3)原子、离子的电子式及分子结构式电子式:在元素符号周围用小黑点(或)来表示原子或离子的最外层电子的式子。
9、例如:26 H.Na.Mg.Ca.:C:分子结构式：用“”代表一对共用电子对的分子式。例如:NN，O=C=O，Cl-Cl，HCl3.1.4 气体定律1.理想气体状态方程 PV=nRT式中 P:压力,Pa;(1 atm=1.01 10 Pa;1 atm=760 毫米汞柱)V:体积,m;(1 m=10 L)T:绝对温度,K；n:摩尔数,mol;R:气体常数,R8.314JK mol注意:若压力单位为“kPa”,体积单位对应使用升“L”.-1-13335当 n 一定时，P、V、T 变则有PVT11 1P2V2T2n,T 一定时，P1V1P2V2n,P 一定时，V1T1V2T2V1V2T，P 一定时，
10、n1MVn2PVmRT，=m，PMRT，MmRTRTPVP式中m:质量,克;M:摩尔质量,g/mol；:气体密度,g/m;实际气体在高温低压下，接近理想气体。例 1：已知在 1.010 Pa，27 C 时，0.6 克的某气体占 0.5升,试求此气体的分子量.解:m=0.6g,T=273+27=300K,V=0.5 升=0.510 m,据理想气体状态方程 MmRTPVO-335O30.68.314300 29.93g/mol531.010 0.510O例例 2.2.已知已知 1010 C 时,水的蒸汽压为 1.227kPa,在 1010 C、101101。3 3kPa 下，于水面上收集到 1.5
11、L 某气体,则该气体的物质量为多少 mol?解:n PV(101.331.227)1.5 6.38102(mol)RT8.314(27310)2.2.分压定律分压定律分压：气体混合物中每一种气体的压力，等于该气体单独占有与混合气体相同体积时所产生的压力。道尔顿分压定律:适于各组分互不反应的理想气体。1)气体混合物总压力等于混合物中各组分气体分压的总和。P总PAPB2)混合气体中某组分气体的分压，等于总压力乘以该组分气体的摩尔分数。Pi=nin总P总iP总niVin总V总 PA=ViV总P总分压定律可用来计算混合气体中组份气体的分压、摩尔数或在给定条件下的体积。例：有一混合气体（N2、CO2、O
12、2）其总压力为 101.325kPa，此气体的组成为：N225%、CO215%、O260%（体积百分比），试计算混合气体中各组分的分压。解：PN2=P总摩尔分数P总体积分数101.32525%=25.33kPa；PCO2=101.32515%=15.20kPa；PO2=101.32560%=60.80kPa；3.2.13.2.1 溶液浓度溶液浓度1.质量分数(%)(%)溶质的质量（g）100%溶液的质量(g)32.物质的量浓度(C)(C)溶质的物质的量（mol）,mol.dm溶液的体积（dm3）溶质的物质的量（mol）-13.质量摩尔浓度(m)(m)溶剂的质量（kg）,mol.kg4.摩尔分数
13、(x)(x)溶质（或溶剂）的物质 的量（mol）溶质的物质的量（mol)溶剂的物质的量(mol)3.2.23.2.2 稀溶液的通性稀溶液的通性1.溶液的蒸汽压下降（1）蒸汽压（饱和蒸汽压）P：在一定温度下，液体和它的蒸汽处于平衡时，蒸汽所具有的压力。试验现象:一封闭钟罩中放一杯纯水 A 和一杯糖水 B，静止足够长时间发现,A 杯变成空杯，B 杯中水满后溢出。此试验证明:溶液的蒸汽压总是低于纯溶剂的蒸汽压，其差值称为溶液的蒸汽压下降（P）。2）拉乌尔定律：在一定温度下，难挥发的非电解质稀溶液的蒸汽压下降（P）和溶质（B）的摩尔分数成正比。P=nBP0nA nB0（2）溶液的的沸点上升和凝固点下降
14、1）沸点：液相的蒸汽压等于外界压力时的温度。2）凝固点：液向蒸汽压和固相蒸汽压相等时的温度。3）汽化热：恒温恒压下，液态物质吸热汽化成气态，所吸收的热量称为汽化热。试验证明:溶液的沸点总是高于纯溶剂的沸点；溶液的凝固点总是低于纯溶剂的凝固点。利用凝固点下降的原理,冬天可在水箱中加入乙二醇作为防冻剂。4）拉乌尔定律：难挥发非电解质稀溶液的沸点上升（Tb）和凝固点下降（Tf）与溶液的质量摩尔浓度（m）成正比。Tb=kbmTf=kfmkb:溶剂的摩尔沸点上升常数;kf:溶剂的摩尔凝固点下降常数.拉乌尔定律可用来计算溶液的沸点、凝固点或溶质的摩尔质量。例：将 18.0g 葡萄糖 C6H12O6溶于 1
15、00.0g 水中,计算此溶液的凝固点和沸点。解：葡萄糖的摩尔质量为 180.0g,其质量摩尔数浓度为:18.0m 180.01000 1.000mol/kg;水的摩尔沸点上升常数100.0Okb=0.52Tb=kbm=0.52 1.000=0.52 C;因 此 溶 液 的 沸 点为:100+0.52=100.52 C;水的凝固点下降常数 kf=1.85,Tf=kfm=1.85 1.000=1.85C;因 此 溶 液 的 凝 固 点为:0-1.85=-1.85 C;（3）渗透压1)半透膜：动物的肠衣、细胞膜、膀胱膜等只允许溶剂分子透过,而不允许溶质分子(或离子)透过的膜称半透膜.OO O2)渗透
16、现象:溶剂透过半透膜而浸入溶液的现象.若在溶液的液面上施加一定的压力,则可阻止溶剂的渗透.为了使渗透停止必须向溶液液面施加一定的压力.3)渗透压（）：为维持被半透膜所隔开的溶液与纯溶剂之间的渗透平衡而需要的额外压力。4）渗透压的规律：当温度一定时，稀溶液的渗透压和溶液的摩尔浓度c成正比；当浓度一定时，稀溶液的渗透压 和温度T成正比。v=nRT=cRT渗透压的规律可用来计算溶液的渗透压和溶质的摩尔质量。溶液的蒸汽压下降、沸点上升、凝固点下降和渗透压这些性质，与溶质的本性无关，只与溶液中溶质的粒子数有关，称为溶液的依数性。（4）说明:电解质溶液，或者浓度较大的溶液也与非电解质稀溶液一样具有溶液蒸汽
17、压下降、沸点上升、凝固点下降和渗透压等依数性但是，稀溶液定律所表达的这些依数性与溶液浓度的定量关系不适用于浓溶液和电解质溶液。对于电解质稀溶液，蒸汽压下降、沸点上升、凝固点下降和渗透压的数值都比同浓度的非电解质稀溶液的相应数值要大。对同浓度的溶液来说，沸点高低或渗透压大小顺序为：1)A2B或AB2型强电解质溶液AB型强电解质溶液弱电解质溶液非电解质溶液对同浓度的溶液来说，蒸汽压或凝固点的顺序正好相反：2)A2B或AB2型强电解质溶液AB型强电解质溶液弱电解质溶液非电解质溶液例 1,将质量摩尔浓度均为 0.10 molkg-1 的 BaCl2,HCl,HAc,蔗糖水溶液的粒子数、蒸气压、沸点、凝
18、固点和渗透压按从大到小次序排序:解：按从大到小次序排序如下：粒子数:BaCl2HCl HAc 蔗糖蒸气压:蔗糖 HAc HCl BaCl2沸点:BaCl2 HCl HAc 蔗糖凝固点:蔗糖 HAc HCl BaCl2渗透压:BaCl2 HCl HAc 蔗糖例 2,下列水溶液蒸气压及凝固点的高低顺序为：0.1mol kg-1蔗糖 0.1mol kg-1HAc0.1mol kg-1NaCl0.1mol kg-1CaCl23.2.33.2.3 可溶电解质单相电离平衡可溶电解质单相电离平衡1.水的电离平衡：H2O（）=H(aq)+OH(aq)(1)水的离子积：KwW=wC(H)C(OH)25 C Kw
19、W=1.010-3+0-14+-例,在 0.1000mol.dm HCl 溶液中,C(H)=0.1000mol.dm,C(H)C(OH)=KwWC(OH+-3KW1.01014133)=1.010mol.dm0.1000C H(2)pH 值:pH=lgC(H),pOH=lgC(OH),pH+pOH=1例,0.1000mol.dm HCl 溶液,pH=1,pOH=14-1=132.酸碱质子理论(1)酸：凡能给出 H 的物质称为酸。(2)碱：凡能接受 H 的物质称为碱。一个酸给出质子变为其共轭碱,一个碱给出质子变为其共轭酸.HA =H A共轭酸共轭碱例如,共轭酸碱对:HAcNaAc、HFNH4F、
20、NH4ClNH3、H2CO3HCO3、HCO3CO3、H2PO4HPO4等。有的物质既可作为酸给出质子，又可作为碱得到质子，因此具有两性。如，HCO3、H2PO4、HPO4等。3.一元弱酸的解离平衡：如,HAc(aq)=H(aq)+Ac(aq)弱酸的解离常数：Ka=Ceq-3+222+(H).Ceq(Ac)Ceq(HAc)若弱酸比较弱，Ka10则：c(H)解离度=已解离的溶质量解离前溶质的总量eq+4eq+Ka.C酸;100%,c(H)c；HAc(aq)=H(aq)+Ac(aq)平衡浓度/moldmc-ccc-3+若弱酸比较弱，Kac说明：（1）Ka越大则酸性越强。Ka只与温度有关,在一定温度
21、下,Ka为一常数,Ka不随浓度变化而变。（2）在一定的温度下,解离度 大小可随浓度 c 而变,溶液稀释时,浓度 c 下降,则解离度 升高；（3）稀释虽然增加了解离度，但由于体积增大,总浓度却减少,一般,解离度增大的程度比浓度减少的程度要小的多,因此总的说来,溶液稀释,H 降低.例 1.求 0.100mol.dm-3 HAc 溶液的 PH 值。（Ka1.8105）解:c(H)eq+2KaC酸.称溶液的稀释定律Ka.C酸=1.81050.100 1.34103mol.dm3pH=2.88例 2.某温度时,已知 0.100mol.dm-3 HCN 的电离度为0.010,则该温度时，HCN 的解离常数
22、 Ka 是多少？解：Kac 0.100（0.010）1.001094.一元弱碱的解离平衡：如,NH3(aq)H2O()=NH4(aq)OH(aq)eqeqC(NH).C(OH)4弱碱的解离常数：Kb=Ceq(NH3)22若弱碱比较弱，Kb10则：C(OH)C(H)=例:求 0.100mol.dm-3氨水溶液的 PH 值。（Kb1.8105）解：C(OH)C(Heqeqeqeq4eqKbC碱KWC(OH)KbC碱0.1001.81051.34103mol.dm31.0101412 7.4610mol/L)=eq31.3410C(OH)KWPH11.135.多元弱酸解离平衡：多元弱酸碱二级解离往往
23、比一级解离弱得多，可近似按一级解离处理。如,H2S(aq)=H(aq)HS(aq),Ka1=9.110HS(aq)=H(aq)S(aq),Ka2=1.110Ka1Ka2,忽略二级解离，按一级解离处理：2128ceq(H+)eq+eqKa1.C酸eq2因c(H)c(HS),根据二级解离平衡,故c(S)Ka26.盐类水解平衡及溶液的酸碱性(1)强碱弱酸盐的水解:强碱弱酸盐水解生成弱酸和强碱,溶液呈碱性。例如 NaAc 水解：Ac H2O=HAcOH(2)强酸弱碱盐的水解:强酸弱碱盐水解生成弱碱和强酸,溶液呈酸性。例如 NH4Cl 水解：NH4H2O=NH3.H2OH(3)弱酸弱碱盐水解：水解生成弱
24、酸和弱碱,溶液酸碱性视弱酸 Ka 和弱碱 Kb 相对强弱大小。例如 NH4Ac 水解溶液呈中性：NH4Ac H2O NH3.H2O HAc(4)强酸强碱盐水解：溶液呈中性。如 NaCl 溶液,pH=7。7.缓冲溶液（1）同离子效应：在弱电解质溶液中，加入与弱电解质具有相同离子的强电解质，使弱电解质的解离度降低，这种现象叫做同离子效应。在弱酸的溶液中，加入该酸的共轭碱，或在弱碱的溶液中加入该碱的共轭酸，则弱酸或弱碱解离度降低。例如，在 HAc 溶液中加入 NaAc，使 HAc 解离平衡向左移动，即HAc(aq)=H(aq)+AC(aq)AC（加入 NaAc），从而使HAc 解离度 降低（解离常数
25、Ka不变）,H 浓度降低,溶液pH 值升高。同理,在氨水溶液中加入氯化铵,增加 NH4浓度,使氨水解离度降低,OH 降低,溶液 pH 值升高。溶液 pH 值降低。+(2）缓冲溶液：由弱酸及其共轭碱（如,弱酸与弱酸盐）或弱碱及其共轭酸（如,弱碱与弱碱盐）所组成的溶液，能抵抗外加少量强酸、强碱或稍加稀释而使本身溶液 pH 值基本保持不变，这种对酸和碱具有缓冲作用的溶液称缓冲溶液。说明:缓冲溶液的缓冲能力是有限的,当加入大量的酸碱时,溶液的 pH 值将发生变化.3)缓冲溶液种类：a.弱酸弱酸盐：如 HAcNaAc，HFNH4F;过量的弱酸和强碱.如过量的 HAc 和 NaOH 混合，反应后,过剩的
26、HAc 和生成的 NaAc 组成缓冲溶液。b.弱碱弱碱盐：如 NH3 NH4Cl；过量的弱碱和强酸.如过量的 NH3.H2O 和 HCl 混合，反应后,过剩的 NH3和生成的 NH4Cl 组成缓冲溶液。c.多元酸酸式盐,多元酸的两种不同的酸式盐：如 H2CO3NaHCO3，NaHCO3 Na2CO3；NaH2PO4Na2HPO4.4)缓冲溶液 pH 值计算：Ceq(H)KaCC(共轭酸)KaaC(共轭碱)Cb=pH PkCeq(OH)KbalgC(共轭酸)C pKalgaC(共轭碱)CbC(共轭碱)C KbbC(共轭酸)Ca,pOH pKblgC(共轭碱)C pKblgbC(共轭酸)Ca其中,
27、pKa=-lgKa;,pKb=-lgKb例 1.将 100ml 0.20 mol.dm HAc 和 50ml 0.20mol.dm NaAc 混合,求混合后溶液 pH 值.已知 HAc 的解离常数Ka=1.7610解:混合后:CHAcCNaAc1000.20 0.133mol.dm3150500.20 0.067mol.dm3150CHAc0.133 lg1.76105lg 4.750.30 4.45CNaAc0.067-35-3-3pH pKalg-3例 2.将 100ml 0.20mol.dm HAc 和 50ml 0.20mol.dm NaOH混合,求混合后溶液 pH 值.已知 HAc
28、的解离常数Ka=1.7610解:混合后,剩余 HAc 浓度为:CHAc(10050)0.20 0.067mol.dm31505HAc 和 NaOH 反应后生成的 NaAc 浓度为:CNaAc500.20 0.067mol.dm3150CHAc0.067 lg1.76105lg 4.75CNaAc0.067pH pKalg例 3.将 100ml 0.20 mol.dm NH3和 50ml 0.20NH4Cl 混合,求混合后溶液 pH 值.-3mol.dm-3已知 NH3的解离常数Kb=1.7610解:混合后:CNH3CNH 4Cl1000.20 0.133mol.dm3150500.20 0.0
29、67mol.dm3150CNH30.133 lg1.76105lg 4.45CNH4Cl0.067-35pOH pKblgpH 14 pOH 144.45 9.55例 4.将 100ml 0.20 mol.dm NH3和 50ml 0.20mol.dm NaOH 混合,求混合后溶液 pH 值.已知 NH3的解离常数Kb=1.7610解:混合后,剩余 NH3浓度为:CNH3(10050)0.20 0.067moldm31505-3NH3和 NaOH 反应后生成的 NH4Cl 浓度为:CNH 4Cl500.20 0.067mol.dm3150CNH30.067 lg1.76105lg 4.75CN
30、H4Cl0.067pOH pKblgpH 14 pOH 144.75 9.25(4)缓冲溶液的配制：当组成缓冲溶液的共轭酸碱对的浓度相当时,即当Ca=Cb时，缓冲溶液缓冲能力最大，此时pH=pKa，此即为选择缓冲溶液的原则。例如，配制 pH=5 左右的缓冲溶液，可选 HAcNaAc 混合溶液（pKa=4.74）；配制 pH=9 左右的缓冲溶液,可选 NH3NH4Cl 混合溶液（pKa=9.26）；配制 pH=7 左右的缓冲溶液,可选 NaH2PO4Na2HPO4混合溶液（pKa2=7.20）。一般认为，当缓冲对的浓度比在 0.1 和 10 之间才具有缓冲作用，缓冲溶液的缓冲范围:pH=pKa
31、13.2.43.2.4 难溶电解质的多相解离平衡难溶电解质的多相解离平衡1.1.难溶电解质的沉淀溶解平衡难溶电解质的沉淀溶解平衡难溶电解质的沉淀溶解平衡:AnBm(s)=nA(aq)+mB(aq)（1）溶度积（常数）：Ksp(AnBm)=c(A)c(B)溶度积 Ksp在一定温度下为一常数.如,AgCl(s)=Ag(aq)+Cl(aq)oeq+eq+-eqm+neqnm m+n-25 C,KSP(AgCl)=c(Ag).c(Cl)=1.7710eqeq2-11KSP(CaF2)=c(Ca2+).c(F-)=3.410eqeq2KSP Mg(OH)2=c(Mg2+).c(OH-)=1.8-710-
32、11(2)溶解度s(mol.dm)与溶度积 Ksp 的关系：1)溶解度s:每 dm 水溶液中含溶质的摩尔数,mol.dm。2)溶解度s与溶度积Ksp的关系：对于 AB 型沉淀：如 AgCl、AgBr、AgI、CaCO3、CaSO4等。333CaCO3(s)=Ca(aq)+CO(aq)平衡浓度/moldmss-32+2-3Ksp(CaCO3)=s2，sKSP对于 A2B 或 AB2型沉淀：如 Ag2CrO4,Mg(OH)2等。Ag2CrO4(s)=2Ag(aq)+CrO4(aq)平衡浓度/moldm 2ss-3+2-Ksp(Ag2CrO4)=(2s)2s=4s3，s=3KSP4对同一种类型的沉淀
33、,溶度积 Ksp 越大,溶解度 S 越大;对不同类型的沉淀,通过计算 S 比较溶解度的大小。例 1.25 C 时,铬酸银(Ag2CrO4)的溶解度为 1.3110 mol.dm30-4,求其溶度积.解:Ag2CrO4(s)=2Ag(aq)+CrO4(aq)+2-平衡浓度/moldm 2ss-3Ksp(Ag2CrO4)=(2s)2s=4s34（1.3110-4）39.010例 2.25 C 时,AgCl、Ag2CrO4的溶度积分别为 1.5610、9.010，问其溶解度何者为大？解：AgCl 溶解度为：sAg2CrO4的溶解度为：s=3-120-10-12KSP1.5610101.25105mo
34、ldm3KSP39.010121.31104moldm34可见溶解度大小为：Ag2CrO4 AgCl（3）溶度积规则：判断沉淀的生成和溶解。溶液中,离子浓度的乘积：Q=C(A)C(B)溶度积：Ksp(AnBm)=C(A)C(B)若 QKSP，过饱和溶液，有沉淀析出如，在 FeS 的饱和溶液中，Q=KSP,加入盐酸后，由于 S22Heqm+neqnmm+nnmH2S（g），降低 S2浓度，使 QKSP，以致 FeS 沉淀溶解。注意:1)Q为任意状态溶液离子浓度如起始浓度以计量系数为指数的乘积;2)若有几种沉淀,先满足 Q=KSP者,先沉淀;3)沉淀完全(离子浓度KSP,故有沉淀析出.（4）同离子
35、效应：在难溶电解质溶液中，加入与难溶电解质具有相同离子的易溶电解质，可使难溶电解质溶解度降低，这种现象叫做同离子效应。例如，在 AgCl 溶液中，加入 NaCl，使 AgCl 溶解度下降。3.33.3 周期周期3.3.13.3.1 原子核外电子分布和元素周期系原子核外电子分布和元素周期系元素周期表是元素周期系的体现，元素周期表由周期和族组成。1每周期元素的数目相应能级组所能容纳的最多电子数周期1234567能级组 1s 2s 2p 3s 3p226262-11元素数目2886 4s 3d 4p 5s 4d 5p21421010181866 6s 4f 5d 6p 7s6d 1021032145
36、f未完成2元素在周期表中的位置和原子结构的关系（1）周期数电子层数主族和IB,IIB的族数最外层电子数（2）族数IIIBVIIB族的族数ns (n 1)d电子数零族的最外层电子数2或8810VIII族的ns (n 1)d电子数知道元素在周期表中的位置（哪一周期、哪一族）就可写出原子的电子分布式和外层电子分布式，反过来也一样。例 1 有一元素在周期表中属于第 4 周期第 VI 主族，试写出该元素原子的电子分布式和外层电子分布式。解：根据该元素在周期表中的位置可直接写出该元素的外层电子分布式：4s 4p（第 4 周期第 6 主族）再根据外层电子分布式推出完整的电子分布式：1s 2s 2p 3s 3
37、p 3d 4s 4p22626102424例 2.已知锝的外层电子分布式 4d 5s,指出该元素在周期表中所属的周期数和族数。解：周期数5（层数5）族数VIIB 族（ns 电子（n1）d 电子数257）（3）元素在周期表中的分区根据原子的外层电子构型可将元素分成 5 个区：族数IA,IIAIIIBVIIB,VIIIIB,IIIAVIIAIIB52外层电子构型分区族ns1-2(n-1)d ns1-82(n-1)d01ns np21-6nsds 区p 区主族1-2s 区主族素d 区副族VIII=过渡元f 区镧系锕系元素例 3.试分别指出例 1 中 34 号元素和例 2 中锝元素在周期表中所属的分区
38、。解：根据 34 号元素外层电子分布式 4s 4p,得知该元素属p 区。根据锝元素的外层电子分布式 4d 5s,得知该元素属 d区。3.3.23.3.2 元素性质的周期性递变元素性质的周期性递变1 1金属性和非金属性金属性和非金属性（1）同一周期：从左右,原子半径逐渐减少，非金属性增强.（2）同一族：主主主主主从上下，原子半径逐渐增大，金属性增强5224过渡元素：过渡元素:从下上金属性增强.2 2元素的电离能、电子亲合能和电负性元素的电离能、电子亲合能和电负性(1)元素的第一电离能:基态的气态原子失去一个电子形成1 价气态离子时所吸收的能量。X(气)e=X(气)。用于衡量单个原子失去电子的难易
39、程度。第一电离能越大,原子越难失去电子;数值越小,原子越易失去电子。(2)元素的电子亲合能:基态的气态原子获得一个电子形成1 价气态离子时所放出的能量。X(气)e=X(气)。用于衡量单个原子获得电子的难易程度。电子亲合能越大,原子越容易获得电子;数值越小,原子越难获得电子。(3)元素电负性：用于衡量原子在分子中吸引电子的能力。电负性越大，吸引电子的能力大,元素的非金属性越强；电负性越小，元素的金属性越强。同一周期自左向右,电负性值增大,非金属性增强,金属性减弱;同一族自上向下电负性逐渐减少.金属元素的电负性值 2.0(除铂系和金),非金属元素的电负性值2.0(除 Si 为 1.8 外)。3.3
40、.33.3.3 氧化物及其水合物的酸碱性递变规律氧化物及其水合物的酸碱性递变规律1 1氧化物及其水合物的酸碱性一般规律氧化物及其水合物的酸碱性一般规律3.43.4 化学反应方程式，化学反应速率与化学平衡化学反应方程式，化学反应速率与化学平衡3.4.13.4.1 化学反应方程式的写法化学反应方程式的写法、配平、配平、计算计算1 1化学反应方程式的写法与配平：把参加化学反应的反应物的分子式或离子式写在左边,生成物的分子式或离子式写在右边,根据反应物和产物原子总数和电荷总数均相等的原则配平反应方程式。如，NaCO3HClNaClCO2H2O；2Ca（OH）2+2SO2+O2 2CaSO4+2H2O2
41、 2化学反应中的有关计算:对于已配平的化学反应，参加反应的各物质的物质量（n：摩尔数）之比等于其化学计量系数之比。aAbB=gGdD a：b=nA：nB,nA=anBb3.4.23.4.2 反应热反应热 吸热吸热 放热放热 热化学反应方程式的写法热化学反应方程式的写法1反应热：化学反应时所吸收或放出的热叫做反应的热效应，简称反应热。以符号 q 表示。吸热，q0；放热 q0。2.热化学反应方程式的写法(1)热化学反应方程式：表明化学反应方程式和反应热（q）关系的方程式。(2)热化学反应方程式的书写:1)标明温度和压力：T=298.15k,P101.325kPa 可省略。2)右下角标明物质聚集状态
42、：气态：g液态：固态：s溶液：aq3)配平反应方程式：物质前面的计量系数代表物质的量，可为分数。4)标明反应热：q0:吸热，单位：kJmol例:C(s)+O2(g)=CO2(g);q=393.5kJmol3.4.33.4.3 反应方程式与反应热效应的关系及计算、反应方程式与反应热效应的关系及计算、物质标准摩物质标准摩尔生成焓尔生成焓、反应的焓变与计算、反应的焓变与计算1热力第一定律热力第一定律：当封闭体系状态发生变化时，其反应系统内能的变化量（u）等于热（q）和功（w）代数和。uqw恒容过程：在恒容不作非体积功条件下，uqV,11即反应中系统内能的变化量（u）在数值上等于等容热效应 qV。恒压
43、过程：在恒压，只作体积功的条件下，H=qp，即反应的焓变H 在数值上等于其等压热效应。因此,若反应在等压条件下，可用反应的焓变H 表示反应热效应,H0放热；H0吸热。2反应热效应的理论计算（1）盖斯（Hess）定律：在恒容或恒压条件下，化学反应的反应热只与反应的始态和终态有关，而与变化的途径无关。推论：热化学方程式相加减，相应的反应热随之相加减若，反应（3）反应（1）反应（2）则，H 3=H 1H 2例：（1）C(s)+O2(g)=CO2(g);H 1=-393.5kJmol1(2)CO(g)+1/2O2(g)=CO2(g);H 2=-283.0 kJmol1则反应（1）（2）得反应（3）C(
44、s)+1/2O2(g)=CO(g)；H 3故H 3=H 1H 2（393.5）（-283.0）110.5kJmol注意：1）方程式乘以系数,相应反应热也应乘以该系数.如，2C(s)+2O2(g)=2CO2(g);H=787kJmol11因此，反应（3）2（1）3（2），则H3=2H13H22）正逆反应的反应热绝对值相等，符号相反。如，CO2(g)=C(s)+O2(g);H=393.5kJmol（2）反应的标准摩尔焓变rH m的计算1)标准条件对于不同状态的物质,其标准的含义不同：气态物质:指气体混合物中,各气态物质的分压均为标准压力 P。P=100kPa溶液中水合离子或水合分子：指水合离子或水
45、合分子的有效浓度为标准浓度 C。C=1 mol.dm-31液体或固体：指纯液体或纯固体。2)标准状态：反应中的各物质均处于标准条件下称该反应处于标准状态。以“”表示。3)物质的标准摩尔生成焓：在标准状态下由指定单质生成单位物质量（1mol）的纯物质时反应的焓变称该物质标准摩尔生成焓。以fH m(298.15K)表示。单位 kJmol规定：指定单 质标 准摩尔生 成焓 为零。fHm(单质，298.15K)=0，如，fHm(H2，g，298.15K)=0；fHm(Zn，s，298.15K)=0例，已知反应 2H2(g)+O2(g)=2H2O()，rHm570 kJmol11，求液态水的标准摩尔生成
46、焓。m解：fH H(H2O，298.15K)rm570 280kJmol1224）反应的标准摩尔焓变rH m的计算对于反应:aA+bB=gG+dD rHmm(298.15K)=g fHmm(G,298.15K)+d fH(D,298.15K)-a fH(B,298.15K);kJmol1(A,298.15K)+b fHm例，已知在标准压力和 298.15K 时 CO(g)和 H2O(g)的标准摩尔生成焓分别为-110.4KJmol-1 和-241.7KJmol-1，求生产水煤气反应的 C(S)+H2O(g)=CO(g)+H2(g)的标准摩尔焓变解：rHm(298.15K)=fHm(CO,g，2
47、98.15K)+fHm(H2,g，298.15K)-fH m(C,s,298.15K)+fH m(H2O,g,298.15K)=(-110.4)+0-0+(-241.7)=+131.3 KJmol-15)说明：反应的焓变基本不随温度而变。即H(T)H(298.15K)3.4.43.4.4 熵熵 物质的标准摩尔熵物质的标准摩尔熵 热力学第三定律热力学第三定律 物质的熵值大物质的熵值大小规律小规律 反应的标准摩尔熵变及计算反应的标准摩尔熵变及计算1 1熵（1）熵：是系统内物质微观粒子的混乱度(或无序度)的量度.符号 S.熵是状态函数。熵值越大,系统混乱度越大。（2）热力学第三定律:在绝对零度时,一
48、切纯物质的完美晶体的熵值为零,即 S(0K)=0.(3)物质的标准摩尔熵：单位物质量的纯物质在标准状态下的规定熵叫做该物质的标准摩尔熵，以SJ.mol.K.(4)物质熵值的大小,有如下规律:1)对同一物质而言,气态时的熵大于液态时,而液态时的熵又大于固态.即 SgSSs.如，Sm(H2O，g，298.15K)Sm(H2O，298.15K)2)同一物质,聚集状态相同时,熵值随温度升高而增大.即 S高温-1-1m表示。单位S低温如，Sm(Fe，s，500K)Sm(Fe，s，298.15K)3)当温度和聚集状态相同时，结构较复杂（内部微观粒子较多）的物质的熵值大于结构简单的。即 S（复杂分子）S（简
49、单分子）。如，Sm(C2H6，g，298.15K)Sm(CH4，g，298.15K)(5)反应的标准摩尔熵变 rSm对于反应:aA+bB=gG+dDrSm(298.15K)=gSm(G,298.15K)+dSm(D,298.15K)-aSm(A,298.15K)+bSm(B,298.15K);J.K.mol-11说 明:反 应 的 熵 值 基 本 不 随 温 度 而 变。即 S(T)S(298.15k)3.4.53.4.5 吉布斯函数吉布斯函数 吉布斯函数变吉布斯函数变反应方向反应方向(自发性自发性)的判断的判断1吉布斯函数：G=H TS,为一复合状态函数2吉布斯函数变：G=H TS3反应方向
50、(自发性)的判断：对于恒温、恒压不作非体积功的一般反应，其自发性的判断标准为：G0 反应正向自发;G=0 平衡状态;G 0 反应逆向自发，正向非自发。考虑 H 和 S 两个因素的影响,分为以下四种情况:（1)H0，S 0；G0 正向自发（2)H0，S 0；G0 正向非自发（3)H0，S 0；升高至某温度时 G 由正值变为负值，高温有利于正向自发（4)H0，S 0；降低至某温度时 G 由正值变为负值，低温有利于正向自发4反应自发进行的临界温度为：T=HS3.4.63.4.6 化学反应速率的表示化学反应速率的表示 质量作用定律质量作用定律 速率方程式速率方程式 反应反应级数级数1.化学反应速率的表