3.化学公式整理

普通化学一、化学键、分子结构和晶体结构1、化学键①离子键没有饱和性和方向性；共价键具有饱和性和方向性。

23①非极性分子与非极性分子间的力：色散力；②非极性分子与极性分子间的力：色散力、诱导力；③极性分子与极性分子间的力：色散力、诱导力、取向力。

同类型分子中，色散力与摩尔质量成正比，故近似认为分子间力与摩尔质量成正比。

4、氢键分子中含有F-H键、O-H键、N-H键的分子能形成氢键，如HF、H2O、NH3、无机含氧酸（HNO3、H2SO4、H3BO3等）、有机羧酸（-COOH）、醇（-OH）。

5、分子间力对物质性质的影响①物质的熔点和沸点：同类型的单质和化合物，其熔点和沸点一般随摩尔质量的增大而增大，但含有氢键的物质较高；②物质的溶解性：极性相似相溶。

6、晶体结构和性质（1）、离子晶体①作用力：离子键，作用力随离子电荷的增多和半径的减小而增强；②晶体的特性——熔点高、硬度大、延展性差；③离子与电荷的规律：Ⅰ、在同一周期，自左→右，最正离子电荷数增多，离子半径减小；eg：Na＋>Mg2＋、K＋>Ca2+>Sc3+；Ⅱ、同一元素，正电离子电荷数增多，离子半径减小；eg：Fe2＋>Fe3＋；Ⅲ、同一族，从上→下，离子半径增大。

二、元素周期律1、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(2)族数：①主族和IB，IIB的族数＝最外层电子数：（ns电子＋nP电子）数；②IIIB－VIIB族的族数＝最外层S电子＋此外层d电子数：ns电子＋（n－1）d电子数；③零族的最外层电子数＝2或8④VIII族的最外层S电子＋次外层d电子数＝8－10：ns电子＋（n－1）d电子数＝8－102．元素在周期表中的分区周期表与价电子结构的关系族数 IA ,IIAIIIB －VIIB ,VIIIIB ,IIBIIIA －VIIA外层电子构型21-ns281)1(ns d n --2110)1(--ns d n612-np ns分区 s 区 d 区ds 区p 区 族主族副族＋VIII=过渡元素主族3．元素的电离能、电子亲和能、电负性 （1）、电离能：失去电子，数值越大越难失去。

基态的气态原子失去一个电子，形成﹢1价的气态离子时所吸收的能量，称为第一电离能I 1。

主族：同周期，从左→右，I 1增大；同族：从上→下，I 1减小； （2）、电子亲和能：夺电子能力，非金属夺电子能力强基态的气态原子获得一个电子，形成-1价的气态离子时，放出的能量。

数值越大，原子越易获得电子。

（3）电负性：衡量原子在分子中吸引电子的能力值越大，非金属性越强；值越小，金属性越强。

金属元素电负性值＜2.0（除铂系和金）；非金属元素电负性值＞2.0（除Si 外） 4、氧化物及其水和化合物的酸碱性递变规律①两性氧化物：Al 、Sn 、Pb ；不成盐氧化物：CO 、NO 等，不与水、酸、碱作用。

②同一元素不同价态酸碱性规律：高价氯化物或水合物的酸碱性比低价的强：HClO ＜HClO 2<HClO 3<HClO 4三、热化学1、吉布斯函数变 △G =△H –T △S(1)、反应方向（自发性）的判断（熵变判据仅适用于孤立系统）ΔG ＜0 反应正向自发 ΔG =0 平衡状态ΔG ＞0 反应正向非自发，逆向自发。

①ΔH ＜0，ΔS ＞0；ΔG ＜0 正向自发 ②ΔH ＞0，ΔS ＜ 0；ΔG ＞0正向非自发③ΔH ＞0，ΔS ＞0；升高至某温度时ΔG 由正值变为负值，高温有利于正向自发 ④ΔH ＜0，ΔS ＜0；降低至某温度时ΔG 由正值变为负值，低温有利于正向自发 (2)、反应自发进行的临界温度：SHT △△=。

2、化学平衡(1)、标准平衡常数k θ①对于气体反应：aA(g) +bB(g)=gG(g) +dD(g) beq a eq deq g eq p B p p A p P D p p G p k }/)({}/)({}/)({}/)({θθθθθ= ②对于溶液中的反应: aA(aq) +bB(aq)=gG(aq) +dD(aq) beq a eq deq g eq C B C C A c C D C C G c k }/)({}/)({}/)({}/)({θθθθθ= (p θ=100kPa ；C θ=1mol.L -1)说明：⑴、k 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。

⑵、k θ表达式,与化学方程式的书写方式有关。

(2)、温度对平衡常数的影响RSRT H RT G K m r m r m r θθθθ∆+∆-=∆-=ln对于吸热反应，△r H m θ>0，随温度升高，平衡常数增大。

即T ↑，k θ↑对于放热反应，△r H m θ<0，随温度升高，平衡常数减少。

即T ↑，k θ↓四、稀溶液的依数性（通性）1、溶液浓度的表示(1)、质量分数＝%100)(⨯g g 溶液的质量）溶质的质量（；(%)(2)、物质的量浓度＝1,-⋅L mol L mol ）溶液的体积（）溶质的物质的量（ (C)(3)、质量摩尔浓度＝）溶剂的质量（）溶质的物质的量（kg mol ； (m)(4)、摩尔分数=)()mol mol mol 溶剂的物质的量溶质的物质量（）的量（溶质（或溶剂）的物质+ (x)2、溶液的蒸汽压下降 （1）、蒸汽压（饱和蒸汽压）P 0：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。

（2）、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（ΔP ）。

（3）、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和溶质（B ）的物质的量分数成正比。

0P n n n P BA B+=∆3、溶液的的沸点上升和凝固点下降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。

拉乌尔定律：难挥发非电解质稀溶液的沸点上升和凝固点下降与溶液的质量摩尔浓度（m ）成正比。

ΔT b =k b .m ΔT f =k f .m4、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。

CRT =∏C ：溶液的体积摩尔浓度；R ：摩尔气体常数；T ：绝对温度5、对于电解质溶质的稀溶液，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。

(1)、沸点高低或渗透压大小顺序为：对同浓度的溶液来说，A 2B 或AB 2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(2)、蒸汽压或凝固点的顺序正好相反(下降的多，所以值小)：对同浓度的溶液来说，A 2B 或AB 2型强电解质溶液＜AB 型强电解质溶液＜弱电解质溶液＜非电解质溶液五、溶液中的酸碱平衡1、水的电离H2O （l ）==H +(aq) + OH -(aq)(1)、水的离子积：K W =C(H +)·C(OH －) 250C K W =1.0×10-14在任何酸碱性的溶液中，皆有C(H +)·C(OH －) =1.0×10-14(2)、pH 值：pH=－lg{C(H +)}，pOH=－lg{C(OH －)}，pH +pOH=14 2、一元弱酸的电离平衡：HAc(aq)=== H +(aq)+Ac －(aq)起始浓度/mol ·L -1 C 0 0 平衡浓度/mol ·L -1弱酸的解离常数：K a =a K 大则酸性强，a K 只与温度有关，而与浓度无关,在一定温度下，为一常数。

3、一元弱碱的电离平衡：NH 3(aq)＋H 2O(l ）= NH 4＋(aq)＋OH －(aq)弱碱的解离常数)()()(34NH C OH C NH C K eqeq eq b -+⋅= 碱-)C(OH C K b ≈，)()(-+=OH C K H C W4、多元弱酸的电离平衡：二级解离比一级解离弱，近似按一级解离处理5、盐类水解平衡及溶液的酸碱性(1)、强碱弱酸盐的水解：水解生成弱酸和强碱，溶液呈碱性。

例如：NaAc 水解：Ac －＋H 2O=HAc ＋OH －(2)、强酸弱碱盐的水解：水解生成弱碱和强酸，溶液呈酸性。

例如：NH 4Cl 水解：NH4＋＋H 2O=NH 3·H 2O ＋H ＋(3)、弱酸弱碱盐水解：水解生成弱酸和弱碱,溶液酸碱性视弱酸Ka 和弱碱Kb 相对强弱大小。

例如：NH 4Ac 水解溶液呈中性：NH 4Ac ＋H 2O ＝NH 3·H 2O ＋HAc(4)、强酸强碱盐水解：溶液呈中性。

如NaCl 。

NaAc 水解：Ac －＋H 2O=HAc ＋OH －aWeq eq eq h K K Ac H HAc H OH Ac C HAc C OH C K =⋅⋅⋅=⋅=-++---][][][][][)()()(NH 4Cl 水解：NH 4+＋H2O= NH 3·H 2O ＋H+b Weq eq eq h K K NH OH O H NH H OH NH C H C O H NH C K =⋅⋅⋅⋅=⋅⋅=+-+-++][][][][][)()()(423423 结论：组成盐的强酸（或弱酸）的酸性（或酸性）越弱，即a K 、b K 越小，则由他们组成的盐h K 越大，即该盐越易水解。

6、同离子效应和缓冲溶液(1)、缓冲溶液由弱酸及其共轭碱或弱碱及其共轭酸所组成的溶液，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。

(2)、缓冲溶液种类：①弱酸－弱酸盐，如HAc －NaAc ，HF －NH 4F ；过量的弱酸和强碱，如过量的HAc 和NaOH 。

②弱碱－弱碱盐，如NH 3－NH 4Cl ；过量的弱碱和强酸，如过量的NH 3·H 2O 和HCl 。

③多元酸－酸式盐，多元酸的两种不同的酸式盐。

如H 2CO 3－NaHCO 3，NaHCO 3－Na 2CO 3；NaH 2PO 4－Na 2HPO 4。

(3)、缓冲溶液pH 值计算：①弱酸及其盐组成的缓冲溶液(酸性缓冲液))()(lg lg盐酸C C pK C C pK pH a b a a -=-= (a a K pK lg -=) ②弱碱及其盐组成的缓冲溶液(碱性缓冲液)：)()(lg盐碱C C pK pOH b -=(4)、缓冲溶液的配制：缓冲溶液的配制：当C 共轭酸=C 共轭碱时，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，选HAc—NaAc 混合溶液；配制pH=9左右的缓冲溶液 , 选NH 3—NH 4Cl 混合溶液；配制pH=7左右的缓冲溶液 , 选NaH 2PO 4—Na 2HPO 4混合溶液。