普通化学第六版知识点
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（4）多重平衡规则： Kθ= Kθ1. Kθ2 3.化学反应等温方程式：
（1） ΔrGm(T) ＝ -RTlnK(T)
（2）ΔrGm (T)＝ RT lnJc/K
ΔrGm (T) ＝ RT lnJp /K
（3） ln Kθ(T)＝-ΔrHθm / RT +ΔrSθm / R
＝ （ ） ln K2θ
K1θ
➢ n=1,2,3,4,5,6等正整数，电子层分别用K,L,M,N,O,P表示, 称 为电子层的符号。
➢在氢原子中n值越大的电子层，电子的能量越高。但在多电 子原子中，核外电子的能量则由主量子数n和角量子数l两者决 定。
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2.角量子数 l
角量子数 l 可表示原子轨道或电子云的形状。
l= 0, 1, 2, 3, …, (n-1) ➢ l=0时（s轨道），原子轨道或电子云呈球形分布； ➢ l=1时（p轨道），原子轨道的角度分布图为双球面，电子云 的角度分布的图为两个交于原点的橄榄形曲面； ➢ l=2（d轨道）及3（称f轨道）时,原子轨道的形状更为复杂。 ➢ 角量子数就表示同一电子层n的不同“电子亚层”。 ➢ n, l相同的各原子轨道属于同一 “电子亚层”，简称“亚 层”。
（2）生成沉淀（配离子）影响：氧化型形成沉淀 ，E↓；还原型形成沉淀 ，
E↑； 氧化型和还原型都形成沉淀，看二者Ks 的相对大小。
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4. 电动势E与△G的关系
-DrG =Welec,max
DrGm= --zFE 或 DrGmθ = --zFE θ
5.电极电势的应用
（1）氧化剂和还原剂相对强弱的比较 E（O/R) O氧化能力 R还原能力
a O + z e - = b R (R=8.315 J ·K -1 ·mol-1 ；F = 96,485 C ·mol-1 ;T＝298.15K）
无机化学第六版复习资料
无机化学第六版复习资料无机化学是一个广泛且复杂的学科，而无机化学第六版则是这个领域中最权威的参考书籍之一。
对于学习者而言，复习此书是巩固无机化学知识的重要途径。
本文将提供一些无机化学第六版复习资料。
化学基础知识在复习无机化学第六版之前，有一些基础化学知识需要掌握。
这包括元素周期表、化学键、化学式、化学方程式、溶液计算等。
如果你在这些方面有困难，建议先花时间了解这些基础知识，这将对无机化学的学习有很大的帮助。
无机离子无机离子是无机化学的基础，因此理解无机离子的性质和反应是非常重要的。
一些重要的离子包括氢离子、氯离子、硫酸根离子、碳酸根离子、氨根离子等。
你需要理解这些离子的结构、性质、颜色、反应等。
同时，你还需要了解这些离子在溶液中的行为，例如弱酸弱碱的离子化程度、离子间的反应等。
配位化学无机化学第六版的一个重要主题是配位化学。
你需要了解何为配位化学、配位体的结构、性质、反应等。
另外，你还需要理解金属离子与配体之间的键，以及金属配合物的性质。
无机分析无机分析是无机化学的一个重要分支，它涉及到确定分析物中的化合物。
在复习无机化学第六版时，你需要了解各种无机离子的检测方法（例如比色法、沉淀法、电极法、滴定法等），以及样品的制备和处理（溶解、过滤、干燥等）。
固体化学固体化学是无机化学的另一个主题，在无机化学第六版中有所涵盖。
你需要了解晶体结构和晶体缺陷的基本概念。
此外，你需要了解不同类型的固体，如离子固体、共价分子固体、金属固体等，并掌握它们的性质和反应。
无机化学反应当你了解了以上主题后，你需要了解无机化学反应。
这将包括酸碱反应、化合物的合成和分解、化学反应动力学等。
你需要了解反应的速率、平衡常数、反应热等指标，以及如何控制反应条件。
总结无机化学第六版是一本权威的无机化学指南，掌握这本书的内容是学习无机化学的重要途径。
在复习时，你需要掌握化学基础知识、了解无机离子、配位化学、无机分析、固体化学和无机化学反应。
浙江大学普通化学(第六版)第二章课件_化学反应的基本原理与_大气污染控制解剖
普
化学反应的基本原理与
通 化
大气污染控制
学
教
案
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2.1 化学反应的方向和吉布斯函数变 2.2 化学反应的限度和化学平衡 2.3 化学反应速率 2.4 环境化学和绿色化学
本章小结
2.1 化学反应的方向和吉布斯函数变
2.1.1 影响反应方向的因素
在给定条件下能自动进行的反应或过程叫自发 反应或自发过程。
在化学反应中同样也伴有能量的变化，但情况要复
普 杂的多。
通
化
为此要考虑影响反应方向的因素，所以要引进新的热
学
力学状态函数熵S 和吉布斯函数G。这样，只要通过热
教
力学函数的有关计算而不必依靠实验，即可知反应能否
案
自发进行和反应进行的限度。
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1 反应的焓变
最低能量原理（焓变判据）：
1878年，法国化学家 M.Berthelot和丹麦化学 家 J.Thomsen提出：自发的化学反应趋向于使系统 放出最多的能量。
△ rHm= 9.76kJ·mol-1
CaCO3(s) CaO(s)+CO2(g)
普
△ rHm= 178.32kJ·mol-1
通 化
H2O(l)
100 C
H2O(g)
学 教
△ rHm= 44.0kJ·mol-1
案
焓变只是影响反应自发性的因素之一，但
不是唯一的影响因素。(放热有利于反应自发）
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学
教
案
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熵变的计算
熵值计算的参考点：
普通化学第六版知识点整理[借鉴]
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普通化学第六版知识点整理[借鉴]1. 化学的基本概念与原子结构化学的定义、化学的研究对象、化学的基本概念、原子的基本结构、族、周期表、原子核结构、分子的基本概念、分子结构、轨道理论、杂化轨道、分子谐振、基态、激发态、分子的断键形成以及单、双、三键的形成与离子键等。
2. 化学计量法与化学反应化学计量法的基本概念、原子质量、分子质量、摩尔质量、化学计量关系、化学反应的基本概念、化学方程式的平衡、理论收率、分析纯度、分子式、电离式、化学键长、键能、化学反应中的速率、化学反应的平衡、化学平衡恒定律、并联反应、律动学、溶解度平衡、普遍离子效应、毒性效应等。
3. 固体领域的化学固体领域的基本概念、固体的各种结构、晶体的对称性、晶体反应、晶体的发光性质、离子晶体、晶体的成长和缺陷、材料科学的基本概念、金属与合金、陶瓷材料、高分子材料、纳米材料等。
4. 液体领域的化学液体领域的基本概念、液体的物理性质、溶液中物质的行为、电解质溶液、非电解质溶液、物理化学性质、溶解度、碳酸酐的水解、皂化反应、逐层溶解、表面张力、胶体化学的基本原理、水溶胶体、胶体粒子的稳定性、胶体溶解度、胶体的分散性、胶体大小、胶体的表面特性、胶体电势、胶体等电点、电泳等。
5. 气体领域的化学气体领域的基本概念、气体的运动与动力学、气压的测定、理想气体的状态方程、实际气体的状态方程、气体的溶解度、气体的扩散、气体的激光化学、气相反应、催化剂、氧化反应、氢气的制取、非平衡反应等。
6. 热化学热化学的基本概念、热力学第一定律、热力学第二定律、熵、自由能、焓、热化学循环、标准热反应焓、热化学计算、热化学反应热分析、热力学基础知识、电化学基础知识、电化学原理和体系、电化学反应的热效应、电化学反应的热力学基础、电化学反应的热化学等。
7. 化学平衡化学平衡的基本概念、平衡常数、平衡常数的基本计算、酸碱平衡、缓冲溶液、分散度、酸碱作用的平衡、氧化还原作用的平衡、还原电位、极化电势等。
大学普通化学第六版第3章精品课件
一、多相离子平衡
CaCO3(s)
Ca2+(aq) + CO32-(aq)
平衡常数表达式为:
Ks ceq(Ca2)/c ceq(CO32)/c 简写:为 Ks ceq(Ca2)ceq(CO32)
1.溶度积常数(溶度积)
AnBm(s) = n Am+(aq) + m Bn-(aq)
Ks ceq (Am )n ceq (Bn )m；
共轭酸与它的共轭碱一起称为共轭酸碱对
如在水溶液中 HCl(aq）
HAc(aq)
NH4+(aq) HCO3-(aq) Al(H2O)63+
酸
H+(aq) +Cl-(aq)
H+(aq) +Acˉ(aq)
H+(aq) +NH3(aq) H+(aq) + CO32-(aq)
H+(aq)+ Al(H2O)5(OH-)2+ 质子 + 碱
ΠV nRT Π cRT
二.电解质溶液的通性 1.电解质溶液不服从拉乌尔定律.
2.电解质溶液的蒸汽压、沸点、熔点的改变和渗透压数值都比非电解质大。
3.溶液依数性的一般规律： A2B(AB2)强电解质>AB强电解质>AB弱电解质>非电解质
例3.1 将质量摩尔浓度均为0.10 mol·kg-1的BaCl2, HCl, HAc, 蔗糖水溶液的粒子数、蒸气压、沸点、凝固 点和渗透压按从大到小次序排序:
Δp = pA·xB xB: 溶质B在溶液中的摩尔分数， pA: 纯溶剂的蒸汽压。
2. 溶液的沸点上升
溶液的沸点上升:难挥发物质的溶液的沸点总是高于纯溶剂的 沸点.
(完整版)普通化学第六版知识点整理
普通化学知识点整理第1章热化学与能量1.几个基本概念1）系统：作为研究对象的那一部分物质和空间a．开放系统：有物质和能量交换 b.封闭系统：只有能量交换 c.隔离系统：无物质和能量交换2）环境：系统之外，与系统密切联系的其它物质和空间3）相：系统中任何物理和化学性质完全相同的、均匀部分——单相（均匀），多相（不均匀）注意：一个气态（固体）一个相；液体，若相溶，一个相，若不相溶，几种液体，几个相同一物质不同状态就是不同相；碳元素同素异形体不同相4）状态：用来描述系统；状态函数：描述系统状态（如pV=nRT）5）状态函数的性质：状态函数是状态的单值函数；当系统的状态发生变化时，状态函数的变化量只与系统的始、末态有关，而与变化的实际途径无关6）状态函数的分类：广度性质：其量值具有加和性，如体积、质量，热容，焓，熵等强度性质：其量值不具有加和性，如温度、压力，密度，摩尔体积等两个广度性质的物理量的商是一个强度性质的物理量7）过程：系统状态发生任何的变化VS 途径：实现一个过程的具体步骤8）化学计量数其中νB 称为B的化学计量数（根据具体的反应式子系数）反应物：νB为负；产物：νB为正9）反应进度ξ：反应进度只与化学反应方程式的书写有关2.反应热：化学反应过程中系统放出或吸收的热量；热化学规定：系统放热为负，系统吸热为正注意：摩尔反应热指当反应进度为1mol时系统放出或吸收的热量3.热效应：等容热效应（弹式量热计）；等压热效应（火焰热量计）q=ΔU q p= ΔU + p(V2–V1)V反应热：（两种液体时比热容不同需分开，注意比热单位）摩尔反应热：4.热化学方程式：表示化学反应与热效应关系的方程式注意：先写出反应方程，再写出相应反应热，两者之间用分号或逗号隔开若不注明T, p, 皆指在T=298.15 K，p=100kPa下标明反应温度、压力及反应物、生成物的量和状态5.热力学第一定律封闭系统，不做非体积功时，若系统从环境吸收热q，从环境得功w，则系统热力学能的增加ΔU(U2–U1)为：ΔU=q + w（热力学能从前称为热能）6.内能的特征：状态函数（状态确定，其值确定；殊途同归；周而复始）、无绝对数值、广度性质7.热：系统吸热为正，放热为负热量q不是状态函数8.功：系统对外功为负，外部对系统作功为正功w不是状态函数9.体积功w体的计算w=–p外(V2–V1)=–p外ΔV体10.焓（状态函数）（kJ/mol）Δr H m：反应的摩尔焓H =U + pV q p =H2–H1=ΔH（ΔH<0放热；ΔH>0吸热）注意：q V=ΔU（定容）VS q P=ΔH（定压） q p– q V = n2(g)RT – n1(g)RT = Δn(g)RT对于没有气态物质参与的反应或Δn (g)=0的反应，q V ≈ q p对于有气态物质参与的反应，且Δn (g)≠0的反应，q V ≠ q p 11.盖斯定律：化学反应的恒压或恒容反应热只与物质的始态或终态有关而与变化的途径无关标准压力p=100kPa12.标准摩尔生成焓：标准状态时由指定单质生成单位物质的量的纯物质B 时反应的焓变称为标准摩尔生成焓，记作注意：标准态指定单质的标准生成焓为0。
普通化学第六版教学设计
普通化学第六版教学设计一、教学目标•了解化学的基本概念和知识•掌握化学实验的基本方法和技能•培养科学思维和实验技能•培养创新能力和团队合作精神二、教学内容1. 化学的基本概念•原子结构和化学键的基本概念•化学反应的基本类型和特征•酸碱和氧化还原反应的概念和原理2. 化学实验•实验仪器的使用和操作技巧•实验方法的选择和设计•数据处理和误差分析3. 化学知识的应用•生活中化学的应用•工业中化学的应用•环境和能源问题中化学的应用三、教学方法本课程采用多种教学方法，包括讲授、实验、小组讨论和自主学习等。
其中实验是教学的重要组成部分，学生在实验中通过观察、记录和分析数据等方式锻炼实验技能和科学思维。
四、教学评估本课程的评估分为两部分，学生个人课堂表现和实验实习成绩。
学生个人课堂表现包括上课专注度、课堂表现和参与度等，实验实习成绩包括实验报告和实验成绩。
五、教师角色教师应以引导者和督促者的角色，在课程中帮助学生理解化学的基本原理和方法；在实验中引导学生进行实验设计，解决实验中出现的问题；在课程结束后对学生的实验报告进行详细批改和点评，帮助学生提高科学思维和实验技能。
六、参考教材•《普通化学》，第六版，曾荣耀等著，中国科学技术出版社，2010年出版。
•《化学实验技术》，第三版，李新宏、赵宏泉编著，高等教育出版社，2008年出版。
•《化学原理与应用》，第四版，王同益编著，科学出版社，2011年出版。
七、教学进度安排•第一周：化学基本概念•第二周：化学键和反应类型•第三周：酸碱反应•第四周：氧化还原反应•第五周：化学实验基本操作•第六周：化学实验方法设计•第七周：化学实验数据处理和误差分析•第八周：化学的生活应用•第九周：化学的工业应用•第十周：化学的环境和能源问题•第十一周：复习和总结八、教学效果评估方法•通过主客观测试优秀学生终结完课学业•实验成绩排名和成绩挂靠•讲解和理解化学实验科学内涵的能力和习惯评估•创新实验，以及以化学实验为背景期刊论文的连续发表次数。
普通化学第六版第5章
5章
物质结构基础
本章学习要求
1. 了解原子核外电子运动的基本特征，明确量子数 的取值规律，了解原子轨道和电子云的空间分布。 2. 掌握核外电子排布的一般规律及其与元素周期 表的关系。 3. 了解化学键的本质及键参数的意义。 4.掌握杂化轨道理论的要点，能应用该理论判断常 见分子的空间构型、极性等。
2 0. 1. 2 3d xz 3d xy 3d yz 3d x2 y 2 3d z 2
波函数的空间图象就是原子轨道，而原子轨 道的数学表示式就是波函数 。
n.l.m（r. .） R( r ) Y( . )
R( r ) -----只随极径r变化，称为波函数的径向部分 Y( . ) -----只随角度θ、 变化，称为波函数
电子衍射实验示意图
1927年，粒子波的假设被电子衍射实验所证实。
晶片光栅
定向电子射线 衍射图象
附图5.1 电子衍射示意图
1926年，奥地利物理学家薛定谔（Schrö dinger）提出了微 观粒子运动的波动方程，即薛定谔方程：
2 2 2 8 2 m ( E V ) 0 2 2 2 2 x y z h
三个量子数的取值规律
通常将 l =0、1、2、3的波函数（原子 轨道）分别叫做s、p、d、f 轨道 （3）、磁量子数m 取值：m=0、 ± 1、± 2、± 3、……±l 共 可取（2 l+1）个值 物理意义：m值基本上反映了波函数的空 间取向。
n 1 2 3
l 0 0 1 0 1
2．电子云的径向分布图
2 D ( r ) r R(r )对r作图， 电子云的径向分布函数
反映了在核外空间距核不同距离的各薄球壳 内电子出现几率的相对大小，这种图形称为： 电子云的径向分布图。 结论： （1）、波尔理论是量子力学研究结果的 粗略近似。
（完整版）普通化学第六版知识点整理
（完整版）普通化学第六版知识点整理普通化学知识点整理第1章热化学与能量1.⼏个基本概念1）系统：作为研究对象的那⼀部分物质和空间a．开放系统：有物质和能量交换 b.封闭系统：只有能量交换 c.隔离系统：⽆物质和能量交换2）环境：系统之外，与系统密切联系的其它物质和空间3）相：系统中任何物理和化学性质完全相同的、均匀部分——单相（均匀），多相（不均匀）注意：⼀个⽓态（固体）⼀个相；液体，若相溶，⼀个相，若不相溶，⼏种液体，⼏个相同⼀物质不同状态就是不同相；碳元素同素异形体不同相4）状态：⽤来描述系统；状态函数：描述系统状态（如pV=nRT）5）状态函数的性质：状态函数是状态的单值函数；当系统的状态发⽣变化时，状态函数的变化量只与系统的始、末态有关，⽽与变化的实际途径⽆关6）状态函数的分类：⼴度性质：其量值具有加和性，如体积、质量，热容，焓，熵等强度性质：其量值不具有加和性，如温度、压⼒，密度，摩尔体积等两个⼴度性质的物理量的商是⼀个强度性质的物理量7）过程：系统状态发⽣任何的变化VS 途径：实现⼀个过程的具体步骤8）化学计量数其中νB 称为B的化学计量数（根据具体的反应式⼦系数）反应物：νB为负；产物：νB为正9）反应进度ξ：反应进度只与化学反应⽅程式的书写有关2.反应热：化学反应过程中系统放出或吸收的热量；热化学规定：系统放热为负，系统吸热为正注意：摩尔反应热指当反应进度为1mol时系统放出或吸收的热量3.热效应：等容热效应（弹式量热计）；等压热效应（⽕焰热量计）q=ΔU q p= ΔU + p(V2–V1)V反应热：（两种液体时⽐热容不同需分开，注意⽐热单位）摩尔反应热：4.热化学⽅程式：表⽰化学反应与热效应关系的⽅程式注意：先写出反应⽅程，再写出相应反应热，两者之间⽤分号或逗号隔开若不注明T, p, 皆指在T=298.15 K，p=100kPa下标明反应温度、压⼒及反应物、⽣成物的量和状态5.热⼒学第⼀定律封闭系统，不做⾮体积功时，若系统从环境吸收热q，从环境得功w，则系统热⼒学能的增加ΔU(U2–U1)为：ΔU=q + w（热⼒学能从前称为热能）6.内能的特征：状态函数（状态确定，其值确定；殊途同归；周⽽复始）、⽆绝对数值、⼴度性质7.热：系统吸热为正，放热为负热量q不是状态函数8.功：系统对外功为负，外部对系统作功为正功w不是状态函数9.体积功w体的计算w=–p外(V2–V1)=–p外ΔV体10.焓（状态函数）（kJ/mol）Δr H m：反应的摩尔焓H =U + pV q p =H2–H1=ΔH（ΔH<0放热；ΔH>0吸热）注意：q V=ΔU（定容）VS q P=ΔH（定压） q p– q V = n2(g)RT – n1(g)RT = Δn(g)RT对于没有⽓态物质参与的反应或Δn (g)=0的反应，q V ≈ q p对于有⽓态物质参与的反应，且Δn (g)≠0的反应，q V ≠ q p 11.盖斯定律：化学反应的恒压或恒容反应热只与物质的始态或终态有关⽽与变化的途径⽆关标准压⼒p=100kPa12.标准摩尔⽣成焓：标准状态时由指定单质⽣成单位物质的量的纯物质B 时反应的焓变称为标准摩尔⽣成焓，记作注意：标准态指定单质的标准⽣成焓为0。
普通化学第六版习题答案
普通化学第六版习题答案普通化学第六版习题答案化学作为一门基础科学，是研究物质组成、性质、结构和变化规律的学科。
对于学习化学的学生来说，练习习题是巩固知识、提高应用能力的重要途径。
而《普通化学第六版》作为一本经典的教材，其习题的答案也备受学生们的关注。
本文将为大家提供《普通化学第六版》习题的答案，希望对大家的学习有所帮助。
第一章原子与分子1. 什么是物质？物质是构成宇宙的基本单位，是由原子或者分子组成的。
2. 什么是原子？原子是物质的最小单位，具有化学性质。
3. 原子的组成部分有哪些？原子由质子、中子和电子组成。
4. 什么是元素？元素是由具有相同原子序数的原子组成的物质。
5. 什么是分子？分子是由两个或多个原子通过共价键连接而成的。
第二章周期表与元素1. 什么是周期表？周期表是将元素按照原子序数的大小排列，使具有相似性质的元素排列在同一列的表格。
2. 周期表的结构是怎样的？周期表分为横行（周期）和竖列（族），横行称为周期，竖列称为族。
3. 元素的周期性是怎样的？元素的周期性是指元素性质随着原子序数的增加而周期性地变化。
4. 元素的周期性规律有哪些？元素的周期性规律主要包括原子半径、电离能、电负性、原子核电荷数等。
第三章化学键1. 什么是化学键？化学键是原子之间的相互作用力，用于连接原子形成分子或晶体。
2. 化学键的种类有哪些？化学键的种类包括离子键、共价键和金属键。
3. 什么是离子键？离子键是由正负电荷吸引而形成的化学键。
4. 什么是共价键？共价键是由共用电子对形成的化学键。
5. 什么是金属键？金属键是金属原子之间形成的化学键，金属中的电子可以自由移动。
第四章化学方程式1. 什么是化学方程式？化学方程式是用化学符号和化学式表示化学反应的过程。
2. 化学方程式的构成部分有哪些？化学方程式由反应物、生成物和反应条件组成。
3. 化学方程式中的反应物和生成物如何表示？反应物在化学方程式中位于箭头的左侧，生成物位于箭头的右侧。
普通化学各章总结重点
第一章热化学与能源一、总体要求：1.了解若干热力学基本概念和反应热效应q 的测定;2.理解热化学定律及其应用；掌握反应的标准摩尔焓变的近似计算；3.了解能源的概况和我国能源的特征，及可持续发展战略。
1. 重要概念：状态函数（什么量是状态函数，什么量不是状态函数？）； 热力学标准态（标准浓度、标准压力）； 反应进度（ξ）； 标准摩尔生成焓（据其定义会表示和计算Δf Hθ m；注意稳定态单质的为零；2. 盖斯定律（注意使用条件）；(1)盖斯定律的推论：若化学反应相加减，则其反应热也随之相加减（注意：方程式乘以某一系数，反应热也随之乘以某一系数；方程式方向改变，反应热符号随之改变）。
(2)反应的标准摩尔焓变的计算△r H m θ(298.15K)的计算公式；注意事项（1）生成物-反应物（2）公式中化学计量数与反应方程式相符（3）注意Δf H θ m 的正、负值（4）反应的标准摩尔焓变温度影响)K 15.298()(m r m r H T H ∆≈∆第二章、化学反应的基本原理与大气污染一、 总体要求：1.理解并掌握促使化学反应能够进行的动力是什么？并会计算。
2.理解并掌握化学反应能够进行的程度有多大，如何表述和计算。
3.理解并掌握化学反应进行的快慢程度怎样，如何描述和表征。
4.了解大气污染物分类、性质及对大气造成的影响，了解清洁生产和绿色化学熵的概念和反应的标准摩尔熵变S （0K ）＝0（注意稳定态单质的不为零）;物质的标准熵值S θm 大小规律；反应标准摩尔熵变Δr S θm （298.15K ） 的计算公式 注意：吉布斯函数；反应标准摩尔吉布斯函数变（1）G = H –TS ΔG = Δ H–T Δ S （2）吉布斯判椐ΔG < 0 ，自发过程，过程能向正方向进行 ΔG = 0 ，平衡状态ΔG > 0 ，非自发过程，过程能向逆方向进行Δ H 、Δ S ΔG 符号的影响（据Δ H 、Δ S 的值判断方向或已知方向判断Δ H 、Δ S 的值）反应标准摩尔吉布斯函数变的计算 Δr G θm (298.15 K)的计算：Δf G θm (物质，298.15 K)计算 利用△r H m θ(298.15K)和Δr S θm （298.15K ）求算：Δr G θm (298.15 K)= △r H m θ(298.15K)－298.15×Δr S θm （298.15K ） Δr G θm (T)的计算：Δr G θm (T)≈△r H m θ(298.15K)－T ×Δr S θm （298.15K ）标准平衡常数k θc θppθk θ只是温度的函数,温度一定, k θ为一常数,不随浓度或压力而变。
无机化学第六版复习资料
无机化学第六版复习资料无机化学第六版复习资料无机化学是化学的一个重要分支，研究的是无机物质的性质、结构和反应。
无机化学的基础知识对于理解化学世界的基本规律和应用具有重要意义。
本文将为大家提供一份无机化学第六版的复习资料，帮助大家系统地复习和掌握相关知识。
第一章：无机化学基础1.1 无机化学的定义和发展历程无机化学是研究无机物质的性质、结构和反应的科学。
它起源于古代人类对金属、矿石和宝石的探索和应用，经过了几千年的发展，逐渐形成了独立的学科体系。
1.2 原子结构和元素周期表原子是物质的基本单位，由质子、中子和电子组成。
元素周期表是按照元素的原子序数和化学性质排列的表格，可以帮助我们了解元素的特性和规律。
1.3 化学键与分子结构化学键是原子之间的相互作用力，包括共价键、离子键和金属键等。
分子结构是由原子通过化学键连接而成的，不同的分子结构决定了物质的性质。
第二章：无机化学反应2.1 酸碱中和反应酸碱中和反应是指酸和碱反应生成盐和水的反应。
酸碱中和反应是无机化学中最基本的反应之一，也是许多实际应用中常见的反应。
2.2 氧化还原反应氧化还原反应是指物质失去或获得电子的反应。
在氧化还原反应中，有氧化剂和还原剂的存在，它们在反应中分别接受和失去电子。
2.3 配位化学配位化学是研究配位化合物的合成、结构和性质的学科。
配位化合物是由一个中心金属离子和周围的配体通过配位键连接而成的。
第三章：无机化合物3.1 无机酸和无机盐无机酸是指能够产生H+离子的化合物，无机盐是由阳离子和阴离子组成的化合物。
无机酸和无机盐在生活和工业中具有广泛的应用。
3.2 无机氧化物和过渡金属化合物无机氧化物是由氧元素和其他元素组成的化合物，过渡金属化合物是由过渡金属离子和配体组成的化合物。
无机氧化物和过渡金属化合物在催化、材料科学等领域具有重要应用。
3.3 无机聚合物和无机纳米材料无机聚合物是由无机单体通过共价键连接而成的高分子化合物，无机纳米材料是具有纳米尺度的无机物质。
《普通化学》知识点整理
《普通化学》知识点整理普通化学是化学的基础学科，涵盖了化学的基本理论和实践知识。
下面对普通化学的知识点进行整理。
1.原子结构：-原子的组成：原子由质子、中子和电子组成。
-元素的原子序数：原子核中质子的个数，也是元素的标志。
-质子数和电子数：原子的电荷数为质子数，电子数与质子数相等。
-能级和轨道：电子围绕原子核的运动轨道，由能级和子能级组成。
-电子结构：描述原子中各轨道上电子的分布情况。
2.化学键和分子结构：-离子键：由正负电荷之间的吸引力形成，常见于金属和非金属之间的化合物。
-共价键：原子通过共享电子形成的键，常见于非金属之间的化合物。
-极性与非极性：分子中原子间电子的共享程度决定了分子的极性。
-分子结构：分子中原子之间的连结方式和空间布局的组合形式。
3.化学方程式和平衡：-化学方程式：用化学符号和化学式表示化学反应的过程。
-反应物和生成物：反应物参与反应的物质，生成物是反应后产生的物质。
-反应的热力学：反应的能量变化、熵变和自由能变化。
-化学平衡：反应物与生成物浓度达到一定比例时，反应达到平衡状态。
-平衡常数和平衡常量：表示反应体系平衡程度的量值。
4.反应速率和化学平衡：-反应速率：反应物消耗或生成物产生的速度。
-影响反应速率的因素：浓度、温度、催化剂和表面积等。
-平衡与动态平衡：反应在两个相反的方向上同时进行，最终达到一个稳定状态。
5.酸碱和盐：-酸碱理论：酸是能够提供H+离子的物质，碱是能够提供OH-离子的物质。
-pH和酸碱度：表示溶液酸碱性的指标，pH越低表示酸性越强。
-酸碱中和反应：酸和碱反应生成水和盐的反应。
-盐的命名：根据阳离子和阴离子的名称来给盐命名。
6.氧化还原和电化学：-氧化还原反应：包括氧化和还原两个反应过程。
-氧化剂和还原剂：氧化剂是接受电子的物质，还原剂是提供电子的物质。
-电池和电解：电池是将化学能转化为电能的装置，电解是利用电能促使非自发反应进行。
-电位和电极反应：电位是产生电流的动力，电极反应包括氧化和还原两种反应。
普通化学(第六版)第六章课件_无机化合物
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配离子的解离平衡及平衡常数
配离子类似于弱电解质，是难解离的物质，在水溶液中仅 少量解离，并存在着解离平衡。例如：
[Cu(NH3)4]2+配离子总的解离平衡可简单表示为：
[Cu(NH3)4]2+
Cu2+ + 4NH3
其总的解离常数K解离或Ki (Instability Constant)为
配位体通常是非金属的阴离子或分子，例如
：F－，Cl－，Br－，I－，OH－，CN－，H2O，NH3 ，CO……
配位原子：与形成体成键的原子。
单基配位体：配位体中只有一个配位原子。
多基配位体：具有两个或多个配位原子的
配位体。例如：
乙二胺（en）
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CH 2
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N
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H
2
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氢氧化四氨合铜(Ⅱ) 五氯•氨合铂(Ⅳ)酸钾 硝酸羟基•三水合锌(Ⅱ)
Co(NH3 )5 (H2O)Cl3
Fe(CO)5
Co(NO2 )3 (NH3 )3 Ca(EDTA首)页2 上一页
(三)氯化五氨•水合钴(Ⅲ) 五羰(基)合铁 三硝基•三氨合钴(Ⅲ) 乙下一二页胺末四页乙酸根合钙(Ⅱ24)
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氯化物的物理性质
氯化物是指氯与电负性比氯小的元素所组成的二 元化合物。
氯化物概述
NaCl、KCl、BaCl2等离子型氯化物熔点较高、稳定性好的 氯化物在熔融状态可用作高温介质(盐浴剂)，CaF2、NaCl 、KCl等可以用作红外光谱仪的棱镜。过渡型的无水氯化 物如AlCl3、ZnCl2、FeCl3等可以在极性有机溶剂中溶解， 常用作烷基化反应或酰基化反应的催化剂。性质较稳定的 无水氯化物如CaCl2等常用作干燥剂。
普通化学知识点大全
普通化学复习资料3.1物质的结构与物质的状态1．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。
1)主量子数n的物理意义：n的取值：n=1,2,3，4……∞,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ι:ι的取值：受n的限制，ι=0,1,2……n-1(n个)。
意义：表示亚层，确定原子轨道的形状；对于多电子原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、ι、m三种量子数都具有一定数值时的一个波函数Ψ（n,ι,m），例如Ψ(1,0,0)代表基态氢原子的波函数。
n、ι、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。
2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、ι、m、m S四个量子数确定电子的一个完整的运动状态,以Ψ（n,ι,m,m S ）表示。
例：Ψ(1,0,0,+21),Ψ(1,0,0,-21)，Ψ(2,1,1,+21)，Ψ(2,1,1,-21)等等。
3.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7s…… 6s4f5d6p 5s4d5p 4s3d4p3s3p2s2p1s（3）洪特规则：在n和ι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:p6或d10或f14半充满:p3或d5或f7全空:p0或d0或f0例如,24Cr1S22S22P63S23P63d54S1,半充满比较稳定。
普通化学知识点总结
普通化学知识点总结化学是一门研究物质的组成、性质以及变化规律的学科。
它在生活中扮演着重要的角色，从日常生活中的食物烹饪到工业生产中的化学反应都离不开化学的知识。
本文将对一些普通化学知识点进行总结，帮助读者更好地理解化学的基础概念和原理。
1. 原子和元素原子是构成物质的基本单位，由质子、中子和电子组成。
元素是由具有相同原子核质子数的原子组成的物质。
元素可以根据其在化学反应中的性质分为金属元素、非金属元素和半金属元素。
2. 化学键和化合物化学键是原子之间相互结合的力，常见的化学键有离子键、共价键和金属键。
当原子通过化学键结合在一起时，形成了化合物。
化合物是由两个或多个不同元素的原子组合而成的物质。
3. 离子和离子化合物离子是带电的原子或分子，它们通过失去或获得电子而形成。
当带正电荷的离子和带负电荷的离子结合在一起时，形成了离子化合物。
常见的离子化合物有氯化钠、硝酸铵等。
4. 酸碱和中和反应酸和碱是化学反应中的重要概念。
酸是能够释放出氢离子的物质，碱是能够释放出氢氧根离子的物质。
当酸和碱混合在一起时，会发生中和反应，并产生盐和水。
5. 氧化还原反应氧化还原反应是一种电子转移反应，涉及到物质的氧化和还原。
氧化是指物质失去电子，还原是指物质获得电子。
在氧化还原反应中，氧化剂接受电子，还原剂失去电子。
6. 反应速率和化学平衡反应速率是指化学反应中物质被消耗或产生的速度。
它受到温度、浓度、触媒等因素的影响。
化学平衡是指反应物和生成物浓度达到一定比例时，反应停止，但反应物和生成物之间的转化仍然在进行。
7. 化学方程式和摩尔计算化学方程式用于描述化学反应，它表示反应物和生成物之间的物质变化。
摩尔是化学中用于表示物质量的单位，它与物质的摩尔质量有关。
通过化学方程式和摩尔计算，可以了解反应物和生成物之间的比例关系。
8. 难溶盐和溶液平衡难溶盐是指在水中溶解度极小的盐类，溶液平衡是指溶液中溶质溶解和重新结晶之间达到稳定状态的过程。
普通化学知识点总结(全)
普通化学复习资料3.1物质的结构与物质的状态3.1.1原子结构1．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．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Ψ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Ψ(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Ψ，称为一个原子轨道。
(2)概率密度（几率密度）：Ψ2表示微观粒子在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(Ψ2)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Ψ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……∞ ,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ι:ι的取值：受n的限制，ι= 0,1,2……n-1 (n个)。
意义：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。
…ι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3－13)磁量子数m:m的取值：受ι的限制， m=0 ,±1,±2……±ι(2ι+1个) 。
意义：确定原子轨道的空间取向。
ι=0， m=0， s轨道空间取向为1；ι=1, m=0 ,±1， p轨道空间取向为3；ι=2, m=0 ,±1,±2 , d轨道空间取向为5；……n ，ι相同的轨道称为等价轨道。
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普通化学知识点整理第1章热化学与能量1.几个基本概念1）系统：作为研究对象的那一部分物质和空间a．开放系统：有物质和能量交换 b.封闭系统：只有能量交换 c.隔离系统：无物质和能量交换2）环境：系统之外，与系统密切联系的其它物质和空间3）相：系统中任何物理和化学性质完全相同的、均匀部分——单相（均匀），多相（不均匀）注意：一个气态（固体）一个相；液体，若相溶，一个相，若不相溶，几种液体，几个相同一物质不同状态就是不同相；碳元素同素异形体不同相4）状态：用来描述系统；状态函数：描述系统状态（如pV=nRT）5）状态函数的性质：状态函数是状态的单值函数；当系统的状态发生变化时，状态函数的变化量只与系统的始、末态有关，而与变化的实际途径无关6）状态函数的分类：广度性质：其量值具有加和性，如体积、质量，热容，焓，熵等强度性质：其量值不具有加和性，如温度、压力，密度，摩尔体积等两个广度性质的物理量的商是一个强度性质的物理量7）过程：系统状态发生任何的变化VS 途径：实现一个过程的具体步骤8）化学计量数其中?B 称为B的化学计量数（根据具体的反应式子系数）反应物：?B为负；产物：?B为正9）反应进度ξ：反应进度只与化学反应方程式的书写有关2.反应热：化学反应过程中系统放出或吸收的热量；热化学规定：系统放热为负，系统吸热为正注意：摩尔反应热指当反应进度为1mol时系统放出或吸收的热量3.热效应：等容热效应（弹式量热计）；等压热效应（火焰热量计）q=ΔU q p= ΔU + p(V2–V1)V反应热：（两种液体时比热容不同需分开，注意比热单位）摩尔反应热：4.热化学方程式：表示化学反应与热效应关系的方程式注意：先写出反应方程，再写出相应反应热，两者之间用分号或逗号隔开若不注明T, p, 皆指在T=298.15 K，p=100kPa下标明反应温度、压力及反应物、生成物的量和状态5.热力学第一定律封闭系统，不做非体积功时，若系统从环境吸收热q，从环境得功w，则系统热力学能的增加ΔU(U2–U1)为：ΔU=q + w（热力学能从前称为热能）6.内能的特征：状态函数（状态确定，其值确定；殊途同归；周而复始）、无绝对数值、广度性质7.热：系统吸热为正，放热为负热量q不是状态函数8.功：系统对外功为负，外部对系统作功为正功w不是状态函数9.体积功w体的计算w体=–p外(V2–V1)=–p外ΔV10.焓（状态函数）（kJ/mol）Δr Hm：反应的摩尔焓H =U + pV qp =H2–H1=ΔH（ΔH<0放热；ΔH>0吸热）注意：qV =ΔU（定容）VS qP=ΔH（定压） qp– qV= n2(g)RT – n1(g)RT = Δn(g)RT对于没有气态物质参与的反应或Δn(g)=0的反应，q V ? q p对于有气态物质参与的反应，且Δn(g)?0的反应，q V ? q p11.盖斯定律：化学反应的恒压或恒容反应热只与物质的始态或终态有关而与变化的途径无关标准压力p=100kPa12.标准摩尔生成焓：标准状态时由指定单质生成单位物质的量的纯物质B时反应的焓变称为标准摩尔生成焓，记作注意：标准态指定单质的标准生成焓为0。
生成焓的负值越大，表明该物质键能越大，对热越稳定13.标准摩尔焓变：标准状态下,反应进度ξ=1mol的焓变称为反应的标准摩尔焓变: Δr H m注意：f表示生成，r表示反应标准摩尔焓变与摩尔焓求法的区别14.反应的标准摩尔焓变的计算：第2章化学反应的基本原理与大气污染控制1.自发反应（自发过程）：在给定条件下能自动进行的反应或过程2.熵（状态函数，具有加和性）：系统内物质微观粒子的混乱度(或无序度)的量度S=k lnΩ熵增加原理：在隔离系统中发生的自发进行反应必伴随着熵的增加，或隔离系统的熵总是趋向于极大值ΔS隔离≥0 自发过程；平衡状态3. 物质的标准摩尔熵：单位物质的量的纯物质在标准状态下的规定熵，以Sm(或简写为S )表示，注意单位为J ·mol -1·K -1指定单质的标准熵值是零4.熵的性质：(1)对于同一种物质：S g > S l > S s(2)同一物质在相同的聚集状态时，其熵值随温度的升高而增大 S 高温>S 低温(3)对于不同种物质：S 复杂分子>S 简单分子(4)对于混合物和纯净物：S 混合物>S 纯物质气体分子数增加，熵增大5．标准摩尔熵变Δr S m =V B S m6.吉布斯等温方程：Δr G m =Δr H m –T Δr S mΔG<0，自发过程，过程能向正方向进行 -ΔG>-w' 即ΔG <w'自发过程最小自由能原理 ΔG=0，平衡状态 在非体积功w ’ -ΔG=-w' 即ΔG=w'平衡状态ΔG>0，非自发过程，过程能向逆方向进行 -ΔG<-w'即ΔG>w'非自发状态7.标准摩尔吉布斯函数变：一般 A(l) + b B(aq)g G(s) + d D(g),可以表示8.标准摩尔生成吉布斯函数：Δf Gm，常用单位为kJ. mol-1 若为单质或H+则ΔfGm=0反应的标准摩尔吉布斯函数变其他温度时：非标准态：9.ΔrG =0就是化学平衡的热力学标志或称反应限度的判据10.标准平衡常数K（与方程式的写法有关），K值越大，说明反应进行得越彻底，反应物的转化率越高平衡时或11.多重平衡：——12．化学平衡的移动：因条件的改变（浓度、压力、温度）使化学反应从原来的平衡状态转变到新的平衡状态过程因为，由此可判断13.范特霍夫等压方程式：某一反应在不同温度T1 和T2 时的平衡常数分别为K1和K2 ，则14.化学反应的速率：用单位时间单位体积内发生的反应进度，单位mol·dm-3·s-115.速率方程和反应级数凝华升华 凝聚 凝固蒸发 凝固υ=k{c(A)}a .{c(B)}b （k 为速率常数，n=a+b 为反应级数）16.（基）元反应：由反应物一步直接生成产物17.一级反应的三个特征：ln{c}对t 作图为一直线；t 1/2与反应物起始浓度无关；速率常数k 的量纲为(时间)ˉ118.阿仑尼乌斯公式（E a 为活化能，k 为速率常数）19.反应的活化能20.加快反应速率（如表）21.催化剂第3章 水溶液化学1.与溶液中溶质的独立质点数有关(溶液的依数性，也称稀溶液定律)：粒子数越多，溶液的蒸气压(当凝聚和蒸发的速率相等时，蒸气具有该温度下的压力)、凝固点越低；沸点和渗透压越高2.气体 液体 固体 相同溶剂温度升高，蒸气压增大（往溶剂中加入难挥发的溶质）蒸气压下降：同一温度下，纯溶剂蒸气压（大）与溶液加快反应速率蒸气压（小）之差；溶液浓度越大，溶液的蒸气压下降越多4.质量摩尔浓度m：1kg溶剂中所含溶质的物质的量，SI单位mol?kg-1 mB = nB/wAnB—溶质B的物质的量，单位为mol，wA—溶剂的质量，单位为kg摩尔分数(或物质的量分数)：任何一物质的量除以溶液中的总物质的量，用xn表示5.在一定温度下，难挥发的非电解质稀溶液的蒸气压下降Δp与溶质的摩尔分数成正比其中xB是溶质B在溶液中的摩尔分数，k为蒸气压下降常数，m B为溶液的质量摩尔浓度，pA是纯溶剂的蒸汽压6.溶液的沸点上升：难挥发物质的溶液的沸点总是高于纯溶剂的沸点kbp称为溶剂的摩尔沸点上升常数，单位为K·kg·mol-17.fp称为溶剂的摩尔凝固点下降常数NOTICE: Kfp ,kbp只与溶剂种类有关同种溶剂：kfp＞kbp（即凝固点下降多）冰水共存温度0℃；水汽共存点100℃水的蒸气压小于冰的蒸气压8.渗透现象：被半透膜隔开的两边溶液的浓度不等（单位体积内溶质的分子数不等），溶剂通过半透膜进入溶液或溶剂从稀溶液通过半透膜进入浓溶液的现象（单向扩散）渗透压：阻止渗透进行所施加的最小外压,用П表示，ΠV=nRT或Π=nRT/V=cRT（是溶剂分子渗透的结果）等渗溶液：渗透压与人体内的基本相等的溶液反渗透：若外加在溶液上的压力大于渗透压，则会使溶液中的溶剂向纯溶剂方向流动，使纯溶剂体积增加的过程广泛用于海水淡化、工业废水的处理及溶液的浓缩等9.解离度：溶液中已解离的电解质的分子数与电解质总分子数之比：10.1）酸碱电离理论（阿氏水离子论）：在水溶液中解离时所生成的正离子全部是H+的化合物是酸；所生成的负离子全部是OHˉ的化合物是碱2）酸碱质子理论(适用于水溶液，也适用非水溶液)：凡能给出质子的物质都是酸；凡能结合质子的物质都是碱酸质子 + 碱11.酸碱共轭关系：酸与对应的碱相互依存、相互转化的关系。
酸失去质子后形成的碱被称为该酸的共轭碱；碱结合质子后形成的酸被称为该碱的共轭酸12.共轭酸与它的共轭碱一起称为共轭酸碱对（酸越强，其共轭碱越弱）HAc/Ac-,H3O+/H2O，NH4+/NH3,H3O+/H2O，HCN/CN-,H2O/OH-，HCO3-/CO32-,H2O/OH-14.大多数酸和碱溶液都存在解离平衡，其平衡常数称为解离常数Ka15.一元弱酸16.一元弱碱C(H+)=KW/c（OH-） pH=-lg{c（H+）}17.水的离子积KW=1.0*10-1418.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，使得弱酸或弱碱的解离度大大下降的现象，如HAc的水溶液中加入NaAc，使得HAc解离平衡向左移动，HAc的解离度降低19.缓冲溶液：对外加的酸和碱具有缓冲能力的溶液以HAc和NaAc的混合溶液为例: NaAc == Na+ + Ac- HAc(aq) = H+(aq) + Ac-(aq) 系统中大量HAc、Acˉ存在，使H+相对较少。
当溶液中加入少量强酸时，H+与Acˉ结合生成HAc，使H+的浓度保持基本不变；若往系统中加入少量强碱，则H+与OH-结合生成H2O，使HAc解离平衡右移， HAc的浓度减少，而H+的浓度仍保持基本不变组成缓冲溶液的一对共轭酸碱：HAc-Ac-/NH4+-NH3/H2PO4--HPO42-等20．缓冲溶液的pH：共轭酸 = 共轭碱 + H+其中Ka 为共轭酸的解离常数，pKa为Ka的负对数缓冲能力主要与以下因素有关：a）缓冲溶液中共轭酸的pKa 值：缓冲溶液的pH在其pKa值附近时，缓冲能力最大b）缓冲对的浓度：缓冲对的浓度均较大时，缓冲能力较大c）缓冲对的浓度比: 为1:1或相近(0.1~10)时,缓冲能力较大21.一般认为，当缓冲对的浓度比在0.1和10之间才具有缓冲作用因此，缓冲溶液的pH 和pKa 之间有以下关系：pH = pKa± 1（pKa可查附录）22.难溶盐的定义：习惯上将100gH2O中溶解度小于0.01g的物质称作难溶物多相离子平衡：难溶电解质在水溶液中，溶解和结晶速率相同，存在固体和溶液中离子之间的动态平衡难溶（还是会有溶解的，如沉淀）VS不溶23.溶度积：难溶电解质的饱和溶液中，当温度一定时，其离子浓度的乘积为一常数，这个平衡常数KsKs (AnBm)={c eq(Am+)}n·{c eq(Bn+)}m同类型的物质可以用Ks的大小判断溶解度，不同类型时不能判断24.溶度积规则An Bm(s) = n A m+(aq) + m B n-(aq)Qc为任意状态下有关离子浓度的乘积即浓度商Qc＞K s有沉淀析出直至达饱和Q c =K s 溶解达平衡，饱和溶液Q c＜K s 无沉淀析出，或沉淀溶解25. 沉淀溶解的条件：降低溶度积常数中相关离子的浓度，使得Qc＜Ks1）利用酸碱反应2）利用氧化还原反应3）利用络合（配位）反应（AgCl(s) + NH3 → [Ag(NH3)2]+ + Clˉ）26.同离子效应：在难溶电解质饱和溶液中，加入含有与难溶物组成中相同离子的强电解质，使难溶电解质的溶解度降低的现象27. 沉淀转化应用：CaSO4不溶于酸，难以除去。