中国医科大学《基础化学》期末复习资料

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第二章 电解质溶液
1.解离度
已解离的分子数 原有的分子总数
ቤተ መጻሕፍቲ ባይዱ
离子强度 （ 2.概念：溶剂的区分和拉平效应、同离子效应、盐效应 稀释弱酸溶液，弱酸 HA 的浓度减小，[H3O+]也相应减小，但弱酸的解离度却增大，酸解离平衡向解 离方向移动，这称为稀释定律（dilution law） 。 ）
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－
围，但碳酸缓冲系仍然是血液中的一个重要的缓冲系。这是因为人体是一个敞开系统，HCO3 和 CO2（aq）
－
浓度的改变可通过肺的呼吸作用和肾的生理功能进行补充或调节，使得血浆中的 HCO3 和 CO2（aq）的浓
－
度保持相对稳定，从而维持血液 pH 的恒定。
第六章 化学热力学基础
1.概念：状态函数、热力学三个定律、热化学方程、热效应、自发过程 广度性质（Extensive Property） ：这类性质具有加和性，如体积、物质的量等。 强度性质（Intensive Property） ：这些性质没有加和性，如温度、压力等。 2.能量守恒和化学反应热 热力学第一定律（the first law of thermodynamics） ：自然界的一切物质都具有能量，能力有各种不同的
同阴离子的溶液中所构成的电极。如 Ag–AgCl 电极，在 Ag 的表面涂有 AgCl，然后浸入有一定浓度的 Cl– 电极反应 AgCl（s）+e–—→Ag（s）+CI–（aq）
将情性导体漫入含有同种元素的两种不同氧化值状态的离子溶液中所构成的电 电极反应 Fe3+（aq）+e–—→Fe2+（aq）
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一、按章节梳理的知识点及公式
第一章 稀薄溶液的依数性质
1.混合溶液的组成标度 物质的量浓度 质量摩尔浓度 摩尔分数 2.溶液的蒸气压下降–Raoult 定律
0
B B
x
A
（适用范围：难挥发性的非电解质稀薄溶液（bB≤0.2mol·kg-1 的溶液） ） Δ
0
（K 是比例系数取决于 MA）
极。如将 Pt 浸入含有 Fe 、Fe3+的溶液，构成 Fe3+/Fe2+电极。 电极组成式 Pt（s）| Fe2+（c1）,Fe3+（c2） 3.电池电动势与 Gibbs 自由能变的关系 Δr
Θ m Θ
如果 E＞0，则Δr 如果 E＜0，则Δr 如果 E=0，则Δr
m ＜0，正向反应自发。 m
m ＞0，逆向反应自发。
－
（SCE）在 298.15K 时， 或标准氢电极（SHE） 。
h
使用最广泛的 pH 指示电极为玻璃电极。或氢电极 H+（c）| H2（p）| Pt（s） 。 7.电位法测定溶液的 pH 复合电极为 （－）玻璃电极 | 待测 pH 溶液 | SCE（+） pH pH .303
0.
】和氯化银电极（对温度不敏感） 【Cl （c）| AgCl（s）| Ag（s） 】 。
－
第三章 沉淀溶解平衡
1.溶度积及溶度积规则：设难溶强电解质 AaBb 的溶解度为 S，沉淀溶解达平衡时： AaBb（s） aAn+（aq）+bBm–（aq）则： Ksp＝[An+]a[Bm–]b
sp
第四章 缓冲溶液
1.概念：缓冲溶液、缓冲作用、缓冲容量 2.缓冲溶液 pH
pH=p
a
3.缓冲容量
lg
Δf
Θ m （产物）
Δf
Θ m ͻ.
Θ m （反应物）
非标准状态下的 Gibbs 自由能变
Δr
Δr
Θ m
Δr
m
Θ m
≈ Δr
Θ m
Δr
Θ m
ͻ.
Δr
（ Q （
Δr
Θ Θ
） （ ） （
Θ）
Θ）
ln
第七章 化学平衡
1.用标准平衡常数判断反应自发方向 Δr
Θ m
ln
Θ
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如果 Q＜KΘ，则Δr 如果 Q＞K ，则Δr
3.Hess 定律的应用和反应热的计算 标准摩尔生成焓 Δr
Θ m
规定：稳定单质的Δf 标准摩尔燃烧焓
碳有石墨（gra） 、金刚石（dia）等晶型。
Θ m 为零。如
P（s，白磷） 、S（s，正交） 、C（s，gra）等。
Δf
Θ m （产物）
Δf
Θ m （反应物）
稳定单质的Δc
4.自由能变的计算以及判断反应方向
Θ
m ＜0，正向反应自发。 m
Δr
m
ln
Θ
ln
ln（
Θ
）
如果 Q=KΘ，则Δr
m ＞0，逆向反应自发。
0，化学反应达到平衡。
Θ Θ
2.温度对化学平衡的影响 ln Δr
Θ m
（
）
第八章 化学反应速率
1.概念：元反应、活化能、半衰期 2.质量作用定律 t 基本方程 ln
0 A B
3.简单级数反应 反应级数 一级 二级 零级 直线关系 t t ln ~t ~t c~t ln
《基 础 化 学》 期末考试复习资料
写在前面： 本复习资料为个人参照《基础化学》一书和老师上课所发 ppt，结合上课所强调重点内容，将各 章节的重难点知识点梳理加工而成，尽可能的涵盖了绝大部分的重点内容及个人笔记，其中部分章节 中的内容在高中化学选修三有详细介绍，故在此未做梳理。资料及笔者参照 104 期期末考试试题撰写 的样题，仅同学们期末复习参考使用。由于笔者水平有限，其中难免疏漏之处，恳请广大读者批评指 正。 修正于 2019 年 1 月 沈阳
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成的电极。如 Cl2 电极： 电极组成式 Pt（s）| Cl2（p）| Cl–（c） （3）金属–金属难溶盐–阴离子电极 溶液中。 电极组成式 Ag（s）| AgCl（s）| Cl–（c） （4）氧化还原电极
2+
电极反应 Cl2（g）+2e–—→2Cl–（aq）
在金属表面涂有该金属难溶盐的固体，然后浸入与该盐具有相
（－）Zn（s）| Zn2+（1mol·L-1）|| Cu2+（1mol·L-1）| Cu（s） （+） 常用电极可分为四种类型： （1）金属–金属离子电极 电极： 电极组成式 Zn（s）| Zn2+（c） （2）气体电极 电极反应 Zn2+（aq）+2e–—→Zn（s） 将气体通入含有相应离子溶液中，并用情性导体（如石墨或金属铂）做电极板所构 以金属为电极板，插入含有该金属离子的溶液中构成的电极。如 Zn2+/Zn
a （b ）
B HB
p
a
lg
（HB）
（B ）
d
B
dpH
缓冲比
HB
越接近 1，总浓度 c 总 越大，缓冲容量β越大。
.303 ×
HB B HB B
4.缓冲范围：pH＝pKa±1 5.血液中的缓冲系 在人体中碳酸缓冲体系（H2CO3－HCO3 ）的浓度最高，缓冲能力最强，在维持血液的 pH 正常范围
－
发挥的作用最重要。虽然血浆中 HCO3 －CO2（aq）缓冲系的缓冲比已超出体外缓冲溶液的有效缓冲比范
a
3.酸碱溶液 pH 的计算 弱酸 ca Ka≥20Kw，ca／Ka≥500： 弱碱 cb Kb≥20Kw，cb／Kb≥500： 两性物质 cKa≥20Kw，c＞20Ka′： H3 O OH pH （
a a a a
）
Ka 为两性物质作为酸时的解离常数，而 Ka′ 则是两性物质作为碱时其对应的共轭酸的解离常数。 多元弱酸第二步解离平衡所得的共轭碱的浓度近似等于 Ka2。例如：[CO32 ]≈Ka2（H2CO3） 。
Δ
0
x
0x
无论是固体或是液体，同温度下蒸气压力大的称为易挥发性的物质，蒸气压小的叫难挥发性物质。 物体会自发的向蒸汽压力小的方向转化。 3.溶液的沸点升高和凝固点降低 Δ
0
沸点升高发和凝固点降低法常用与测定溶质的 Mr。但多数 4.溶液的渗透压力
Δ
0
＞
，用凝固点降低法测量误差更小。
（1）产生渗透现象的两条件：①存在半透膜；②半透膜两侧单位体积内溶剂的分子数不相等。 （2）概念：渗透压力、渗透浓度、等渗（临床上规定等渗溶液浓度为 280~320mmol·L-1） 、低渗、高 渗溶液、栓塞、溶血、晶体渗透压力、胶体渗透压力 （3）渗透压力的计算 ≈
Θ m 与其完全燃烧的稳定产物的Δf
Δr
Θ m
Δc
Θ m （反应物）
Θ m 相等。如Δc
Δc
Θ m （H2，g）=Δf
Θ m （产物）
Θ m （H2O，l）
标准摩尔熵（温度对熵的影响不大） Δr
Θ m Θ m （产物） Θ m （反应物）
标准状态下的 Gibbs 自由能变 Δr
Θ m
Θ m
其他温度下的 Gibbs 自由能变
0
斜率 –k k –k
半衰期 t1/2 0.6 3 t t
0 0
k 的量纲 [时间]–1 [浓度]–1·[时间]–1 [浓度]·[时间]–1
0
t
4.Arrhenius 方程式 或 t lnt Ae
a
t
a
计算反应活化能、求不同温度时反应的速率常数 ln t t
a
ln
（
）
第九章 氧化还原反应与电极电位
1.概念：氧化值、原电池、盐桥 2.会写电池以及电极的组成式 原电池组成式
－
pH 为标准缓冲溶液的 pH； 是标准缓冲溶液与电极组成的电池电动势。
第十章 原子结构与元素周期律