无机化学总结笔记

《无机化学》各章小结

第一章绪论

平衡理论：四大平衡

理论部分原子结构1．无机化学结构理论：，分子结构，

晶体结构

元素化合物

2．基本概念：体系，环境，焓变，热化学方程式，标准态

古代化学

3．化学发展史：近代化学

现代化学

第二章化学反应速率和化学平衡

1．化学反应速率

υ=Δc(A)Δt

2．质量作用定律

元反应aA + Bb Yy + Zz

υ = k c (A) c (B)

a b

3.影响化学反应速率的因素: 温度, 浓度, 催化剂, 其它.

温度是影响反应速率的重要因素之一。温度升高会加速反应的进行；温度降低又会减慢反应的进行。

浓度对反应速率的影响是增加反应物浓度或减少生成物浓度，都会影响反应速率。

催化剂可以改变反应速率。

其他因素，如相接触面等。在非均匀系统中进行的反应，如固体和液体，固体和气体或液体和气体的反应等，除了上述的几种因素外，还与反应物的接触面的大小和接触机会有关。超声波、紫外线、激光和高能射线等会对某些反应的速率产生影响

4.化学反应理论: 碰撞理论, 过渡态理论

碰撞理论有两个要点：恰当取向，足够的能量。

过渡态理论主要应用于有机化学。

5.化学平衡: 标准平衡常数, 多重平衡规则, 化学平衡移动及其影响因素

(1)平衡常数为一可逆反应的特征常数，是一定条件下可逆反应进行程度的标度。对同类反应而言，K值越大，反应朝正向进行的程度越大，反应进行的越完全

(2)书写和应用平衡常数须注意以下几点

a. 写入平衡常数表达式中各物质的浓度或分压，必须是在系统达到平衡状态时相应的值。生成物为分子项，反应物为分母项，式中各物质浓度或分压的指数，就是反应方程式中相应的化学计量数。气体只可以用分压表示，而不能用浓度表示，这与气体规定的标准状态有关。

b.平衡常数表达式必须与计量方程式相对应，同一化学反应以不同计量方程

式表示时，平衡常数表达式不同，其数值也不同。

c.反应式中若有纯故态、纯液态，他们的浓度在平衡常数表达式中不必列出。在稀溶液中进行的反应，如反应有水参加，由于作用掉的水分子数与总的水分子数相比微不足道，故水的浓度可视为常数，合并入平衡常数，不必出现在平衡关系式中。

由于化学反应平衡常数随温度而改变，使用是须注意相应的温度

(3)平衡移动原理如以某种形式改变一个平衡系统的条件（如浓度、压力、温度），平衡就会向着减弱这个改变的方向移动。

a 浓度对化学平衡的影响

增大反应物的浓度或减小生成物的浓度，平衡向右移动，减小反应物的浓度或增大生成物的浓度，平衡逆向移动。

b 压力对化学平衡的影响

压力变化只对反应前后气体分子数有变化的反应平衡系统有影响

在恒温下增大压力，平衡向气体分子数减少的方向移动；减小压力，平衡向气体分子数的方向移动

c 温度对化学平衡的影响

温度变化时，主要改变了平衡常数，从而导致平衡的移动。

对于放热反应，升高温度，会使平衡常数变小。此时，反应商大于平衡常数，平衡将向左移动。反之，对于吸热反应，升高温度，平衡常数增大。此时，反应商小于平衡常数，平衡将向右移动。

d 催化剂能够降低反应的活化能，加快反应速率，缩短达到平衡的时间。由

于它以同样倍数加快正、逆反应速率，平衡常数Kθ并不改变，因此不会使平衡发生移动。

6.化学平衡的综合利用。

第三章电解质溶液和离子平衡

1．强电解质溶液表观电离度

2．水的离解

H2O H+ +OH-

Kw = 1014

3. 酸碱指示剂

4．弱酸弱碱的电离平衡

Ka 弱酸电离常数

Kb 弱碱电离常数

5．稀释定律，一元弱酸碱与多元弱酸碱的电离平衡

6．同离子效应，缓冲溶液

同离子效应：在若电解质的溶液中，加入含有相同离子的易溶强电解质，使弱电解质离解度降低的现象。

缓冲溶液：能保持pH相对稳定的溶液，缓冲溶液通常由弱酸及其盐或弱碱及其盐所组成。

7．盐类水解

强酸弱碱盐，强碱弱酸，弱酸弱碱盐，强酸强碱盐

8．水解平衡及影响因素

温度，溶液酸碱性等。

9．酸碱质子理论

质子理论认为凡是能给出质子的物质都是酸，凡能接受质子的物质都是碱。

质子酸可以是分子、阳离子或阴离子。

质子碱也可以是分子、阳离子或阴离子。

酸碱共轭关系

根据质子理论，酸给出质子后剩余的部分就称为碱，因为它具有接受质子的能力；碱接受质子后就变成了酸。此所谓“酸中有碱，碱能变酸”。相互依存10．沉淀和溶解平衡容度积，容度积规则，盐效应

,溶液呈过饱和状态,有沉淀从溶液中析出,直到溶液呈饱和状态.

（1）Q>Kθ

sp

（2）Q

,溶液是不饱和状态,无沉淀析出.若系统中原来有沉淀,则沉淀开sp

始溶解,直到溶液饱和.

（3）Q=Kθ

,溶液为饱和状态,沉淀和溶解处于动态平衡.

sp

此即溶度积规则,它是判断沉淀的生成和溶解的重要依据.

11．沉淀的溶解，转化

第四章氧化和还原

1．氧化还原的基本概念

氧化值（形式电荷），单质中元素的氧化值为零，中性分子分子中，各元素氧化值的代数和为零，离子中，元素或多元素的氧化值之和等于离子所带的电荷。

氧化还原电对，如Cu2+/Cu ，Fe3+/Fe2+

2.离子电子法配平

原则：电子总数相等；原子总数相等

适用于溶液体系。

3．原电池

原电池的组成：至少两个电对，有象盐桥那样能连起来的装置。电极可以是金属，也可以是非金属。

Cu-Zn原电池符号，电极反应，电池反应。作为本章的重点必须掌握。

4．电极电势

标准电极电势，标准氢电极电势，电池符号Eθ

本教材使用的电极电势是还原电极电势，一定要注意和其它教材区别，尤其一些老教材。注意：Cu2+ + 2e- = Cu 与Cu –2e- =Cu2+的区别。

5．Nerst方程

6．电极电势的应用

判断氧化剂和还原剂的相对强弱，判断氧化还原反应进行的程度和方向。

7．元素电势图及其应用

元素电势图：元素不同的氧化值，按照有高到低的顺序排成一行，在相邻两个物种之间用直线相连，表示一个电对，并在直线上标明此电对的标准电极电势值。

应用元素电势图可以进行歧化反应的能否发生的判断。左电对电极电势大于右电对电极电势，则会发生歧化反应，反之，发生逆歧化反应。

另外，应用元素电势图，可以综合评价元素及其化合物的氧化还原性质的判