大学化学2知识点归纳知识讲解
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8. 电镀，电抛光，电解加工，阳极氧化
9. 金属腐蚀与防护：
（1）化学腐蚀 （2）电化学腐蚀
析氢腐蚀； 吸氧腐蚀；氧浓差腐蚀（水线腐蚀） （3）了解防护方法
应用 ：1 计算电对的标准电极电势
A
E1 z1
B
E2 z2
C
E3 z3
D
E z
z E = z1E + z2 E + z3 E
E=
z1E + z2 E + z3 E z
(Br2/Br-)
=
(2×0.76-1×1.605)V 1
= 0.455V
应用 ：2 判断能否发生歧化反应
反应 2Cu+ → Cu2+ + Cu
EA/V
Cu2+ 0.159 Cu+ 0.520 Cu 0.340
E (Cu+/Cu)=0.520V > E (Cu2+/Cu+)=0.159V 结论: E (右) > E (左), Cu+易发生歧化反应
当一种元素处于中间氧化数时,它一部分向高的 氧化数状态变化(被氧化),另一部分向低的氧化 数状态变化(被还原)，这类反应称为歧化反应
应用 ：3 解释元素的氧化还原特性
如 EA/V
Fe3+ 0.771 Fe2+ -0.44 Fe
E (O2/H2O)=1.229V >E (Fe3+/Fe2+)
Fe2+在空气中不稳定,
（2）ΔrGm (T)＝ RT lnJc/K
ΔrGm (T) ＝ RT lnJp /K
（3） ln Kθ(T)＝-ΔrHθm / RT +ΔrSθm / R
＝ （ ） ln K2θ
K1θ
ΔrHθm R
T2 – T1 T2 ×T1
4.一元弱酸弱碱的电离平衡： c (H+)= { Ka. c(HA) }1/2
易被空气中氧氧化为Fe3+ 。
4Fe2+ + O2 + 4H+ → 4Fe3+ + 2H2O
应用 ：3 解释元素的氧化还原特性
如 EA/V
Fe3+ 0.771 Fe2+ -0.44 Fe
故Fe2+不会发生歧化反应 可发生歧化反应的逆反应
Fe + 2Fe3+ → 3Fe2+
在Fe2+盐溶液，加入少量金属铁能 避免Fe2+被空气中氧气氧化为Fe3+
c(HAc)/ Ka ≥400 c(NH3·H2O)/ Kb ≥400
c(OH－) ≈ { Kb. c(B) }1/2
5.缓冲溶液：（1）定义；组成；缓冲原理（加酸，加碱，稀释）
c(弱酸)
（2） c(H+) ≈ Ka c(弱酸盐)
c(弱酸) pH ≈ pKa－ lg c(弱酸盐)
c(弱碱) c(OH－) ≈ Kb c(弱碱盐)
E(电极) = E (电极)＋0.0592V lg {c(O)/c}a
z
{c(R)/c}b
（1）pH影响：氧化物（MnO2、PbO2）、含氧酸及其盐(KMnO4、 KClO3)pH减小(酸度增大)，电极电势增加，氧化能力增强。 （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 ，
大学化学2知识点归纳
概念：
1.热力学标准态;状态函数；内能U; 热Q; 功W 2.热效应；焓（变） （H, △H, △rHθ, △rHθm, △fHθm) 3.吉布斯自由能(G, △G, △rGθ, △rGθm, △fGθm) 4.熵（Sθm, △rSθm ） 5. (1)ΔfHm 、ΔfGm单位是 kJ·mol-1 ,Sm(T)的单位是 J·K- 1·mol-1 ;
(2) 参考态单质ΔfHm ＝0；ΔfGm ＝0； Sm(T) ≠0。
计算：
1.盖斯定律
ΔrHθm (T)＝∑ vBΔfHθm(B，T) 2.吉布斯－赫姆霍兹公式：
ΔG(T)＝ΔH(T)－TΔS (T) T转
3.
ΔrGm(298.15K)＝
∑
v
B
Δf
G
m
(B，298.15K)
4. ΔrS m (298.15K)＝∑ v B S m (B，298.15K)
（3）氧化还原反应进行的次序 反应首先发生在电极电势差值较大的两个电对之间
（4）氧化还原反应进行程度的衡量
lnKθ ＝ zFEθ/RT
lgKθ ＝ zEθ/0.0592V
（5）电极电势的相对大小不能判断反应速率的大小
6. 化学电源： 掌握铅蓄电池电极反应及充放电原理
7. 电解(△G>0)：
（1）电解池与原电池的区别： 组成，原理，电极反应 （2）分解电压，反电动势，超电势 （3）极化：浓差；电化学. 结果: E(阳)增大， E(阴)减小
z、z1、z2、z3
分别为各电对中氧化型 与还原型的氧化数之差
应用 ：1 计算电对的标准电极电势
E=
z1E + z2 E + z3 E z
例1Hale Waihona Puke Baidu
EB/V BrO－3
? z1
BrO-
0.61 z
? z2
Br2
1.605 z3
Br-
0.76
z4
E
(BrO-/Br2)=
z4E
(BrO-/Br-)
z2
-z3 E
第三章 基本知识点及要求
1.道尔顿分压定律: pi = p总 xi 2.平衡常数： （1）气相反应： Kp, Kθ （注意单位）
（2）溶液反应: αB, Kc, Kθ （3）意义及书写注意事项
（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)
c(弱碱) pH ≈ 14－pKb＋ lg c(弱碱盐)
6.沉淀-溶解平衡：（1）溶度积 Ks 及与溶解度关系 （2）溶度积规则：比较离子积与Ks
7. 配离子的离解平衡： （1）配合物的构成 (中心离子，配位原子，配位数) （2）配合物的命名（配正，配负，2个以上配体）
第四章 电化学原理及应用
1.原电池(△G＜0)
E↑； 氧化型和还原型都形成沉淀，看二者Ks 的相对大小。
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
（2）氧化还原方向的判断 电动势E > 0, DrGm< 0, 正向自发
组成；正负极反应及配平；书写符号；电极类型；电对书写
2. 电极电势E⊖及电动势E
标准氢(甘汞)电极；无加和性与方程式书写无关；介质酸碱性有关
3. Nernst方程意义，正确书写及应用
a O + z e - = b R (R=8.315 J ·K -1 ·mol-1 ；F = 96,485 C ·mol-1 ;T＝298.15K）
9. 金属腐蚀与防护：
（1）化学腐蚀 （2）电化学腐蚀
析氢腐蚀； 吸氧腐蚀；氧浓差腐蚀（水线腐蚀） （3）了解防护方法
应用 ：1 计算电对的标准电极电势
A
E1 z1
B
E2 z2
C
E3 z3
D
E z
z E = z1E + z2 E + z3 E
E=
z1E + z2 E + z3 E z
(Br2/Br-)
=
(2×0.76-1×1.605)V 1
= 0.455V
应用 ：2 判断能否发生歧化反应
反应 2Cu+ → Cu2+ + Cu
EA/V
Cu2+ 0.159 Cu+ 0.520 Cu 0.340
E (Cu+/Cu)=0.520V > E (Cu2+/Cu+)=0.159V 结论: E (右) > E (左), Cu+易发生歧化反应
当一种元素处于中间氧化数时,它一部分向高的 氧化数状态变化(被氧化),另一部分向低的氧化 数状态变化(被还原)，这类反应称为歧化反应
应用 ：3 解释元素的氧化还原特性
如 EA/V
Fe3+ 0.771 Fe2+ -0.44 Fe
E (O2/H2O)=1.229V >E (Fe3+/Fe2+)
Fe2+在空气中不稳定,
（2）ΔrGm (T)＝ RT lnJc/K
ΔrGm (T) ＝ RT lnJp /K
（3） ln Kθ(T)＝-ΔrHθm / RT +ΔrSθm / R
＝ （ ） ln K2θ
K1θ
ΔrHθm R
T2 – T1 T2 ×T1
4.一元弱酸弱碱的电离平衡： c (H+)= { Ka. c(HA) }1/2
易被空气中氧氧化为Fe3+ 。
4Fe2+ + O2 + 4H+ → 4Fe3+ + 2H2O
应用 ：3 解释元素的氧化还原特性
如 EA/V
Fe3+ 0.771 Fe2+ -0.44 Fe
故Fe2+不会发生歧化反应 可发生歧化反应的逆反应
Fe + 2Fe3+ → 3Fe2+
在Fe2+盐溶液，加入少量金属铁能 避免Fe2+被空气中氧气氧化为Fe3+
c(HAc)/ Ka ≥400 c(NH3·H2O)/ Kb ≥400
c(OH－) ≈ { Kb. c(B) }1/2
5.缓冲溶液：（1）定义；组成；缓冲原理（加酸，加碱，稀释）
c(弱酸)
（2） c(H+) ≈ Ka c(弱酸盐)
c(弱酸) pH ≈ pKa－ lg c(弱酸盐)
c(弱碱) c(OH－) ≈ Kb c(弱碱盐)
E(电极) = E (电极)＋0.0592V lg {c(O)/c}a
z
{c(R)/c}b
（1）pH影响：氧化物（MnO2、PbO2）、含氧酸及其盐(KMnO4、 KClO3)pH减小(酸度增大)，电极电势增加，氧化能力增强。 （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 ，
大学化学2知识点归纳
概念：
1.热力学标准态;状态函数；内能U; 热Q; 功W 2.热效应；焓（变） （H, △H, △rHθ, △rHθm, △fHθm) 3.吉布斯自由能(G, △G, △rGθ, △rGθm, △fGθm) 4.熵（Sθm, △rSθm ） 5. (1)ΔfHm 、ΔfGm单位是 kJ·mol-1 ,Sm(T)的单位是 J·K- 1·mol-1 ;
(2) 参考态单质ΔfHm ＝0；ΔfGm ＝0； Sm(T) ≠0。
计算：
1.盖斯定律
ΔrHθm (T)＝∑ vBΔfHθm(B，T) 2.吉布斯－赫姆霍兹公式：
ΔG(T)＝ΔH(T)－TΔS (T) T转
3.
ΔrGm(298.15K)＝
∑
v
B
Δf
G
m
(B，298.15K)
4. ΔrS m (298.15K)＝∑ v B S m (B，298.15K)
（3）氧化还原反应进行的次序 反应首先发生在电极电势差值较大的两个电对之间
（4）氧化还原反应进行程度的衡量
lnKθ ＝ zFEθ/RT
lgKθ ＝ zEθ/0.0592V
（5）电极电势的相对大小不能判断反应速率的大小
6. 化学电源： 掌握铅蓄电池电极反应及充放电原理
7. 电解(△G>0)：
（1）电解池与原电池的区别： 组成，原理，电极反应 （2）分解电压，反电动势，超电势 （3）极化：浓差；电化学. 结果: E(阳)增大， E(阴)减小
z、z1、z2、z3
分别为各电对中氧化型 与还原型的氧化数之差
应用 ：1 计算电对的标准电极电势
E=
z1E + z2 E + z3 E z
例1Hale Waihona Puke Baidu
EB/V BrO－3
? z1
BrO-
0.61 z
? z2
Br2
1.605 z3
Br-
0.76
z4
E
(BrO-/Br2)=
z4E
(BrO-/Br-)
z2
-z3 E
第三章 基本知识点及要求
1.道尔顿分压定律: pi = p总 xi 2.平衡常数： （1）气相反应： Kp, Kθ （注意单位）
（2）溶液反应: αB, Kc, Kθ （3）意义及书写注意事项
（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)
c(弱碱) pH ≈ 14－pKb＋ lg c(弱碱盐)
6.沉淀-溶解平衡：（1）溶度积 Ks 及与溶解度关系 （2）溶度积规则：比较离子积与Ks
7. 配离子的离解平衡： （1）配合物的构成 (中心离子，配位原子，配位数) （2）配合物的命名（配正，配负，2个以上配体）
第四章 电化学原理及应用
1.原电池(△G＜0)
E↑； 氧化型和还原型都形成沉淀，看二者Ks 的相对大小。
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
（2）氧化还原方向的判断 电动势E > 0, DrGm< 0, 正向自发
组成；正负极反应及配平；书写符号；电极类型；电对书写
2. 电极电势E⊖及电动势E
标准氢(甘汞)电极；无加和性与方程式书写无关；介质酸碱性有关
3. Nernst方程意义，正确书写及应用
a O + z e - = b R (R=8.315 J ·K -1 ·mol-1 ；F = 96,485 C ·mol-1 ;T＝298.15K）