1-6章知识点串讲概论.ppt

知识点串讲 第二章 稀溶液的依数性 拉乌尔定律 (Raoult’law) 溶液的沸点升高 溶液的凝固点降低 溶液的渗透压力 第三章 酸碱解离平衡和缓冲溶液 离子的活度和活度因子 酸碱质子理论 一元弱酸或弱碱溶液 多元酸碱溶液pH的近似计算 两性物质溶液 第四章 缓冲溶液 缓冲容量和缓冲范围 第十二章 酸碱滴定 第五章 难溶强电解质溶液的沉淀溶解平衡 第五章 难溶强电解质溶液的沉淀溶解平衡 溶度积规则 (rule of solubility product) 第五章 化学热力学基础 基本概念 1、掌握和理解体系和环境的定义； 2、掌握和理解状态函数的定义和性质 3、掌握和理解过程和途径的定义和区别 4、掌握功和热的定义 5、掌握可逆过程和最大功 用平衡常数判断自发反应方向 温度对化学平衡的影响 第六章 化学动力学 * P = P* xA P*－P = △P = P* xB △P = P* xB= P* MAbB=KbB △P = K bB △Tb=Tb－ Tb0 = Kb·bB △Tf ＝Kf·bB ΠV = nB RT Π = cB RT Π ＝ bBRT 对于非电解质稀溶液 Π = icB RT 对于难挥发电解质稀溶液 aB = · cB /c Θ 对于阳离子 a+ = γ +c 对于阴离子 a- = γ -c 凡能给出质子(H+)的分子或离子都是酸(acid)。 凡能接受质子(H+)的分子或离子都是碱(base)。 H2O + H2O H3O+ + OH- Kw=[H3O+]·[OH-] HA + H2O H3O+ + A- [H+]3+Ka [H+]2 -(KaCa+Kw) [H+] - KaKw=0 (精确公式) 质子平衡等式为： [H3O+]=[ A-]+[ OH-] 再由[H+]= ca α来求[H+] 当Ka·ca ≥ 20Kw时，只考虑酸的质子传递平衡 当ca/Ka≥500或α﹤5%时，1－α≈1 对于一元弱碱溶液， Kb·cb≥20Kw，且cb / Kb ≥500可得最简计算公式： (1)当Ka1·ca≥20Kw时,可忽略水的质子自递平衡 (2)当多元弱酸的 Ka1 ? Ka2 ? Ka3、Ka1 /Ka2 ≥102 时, 当作一元弱酸处理，则 [H+]≈[HA-]， [H2A]≈c (H2A) ·(1-α) (3)若ca/Ka1 ≥ 500，则 当cKa2 20Kw 且c20Ka1 时, 或 （3.17） 由弱酸和弱碱组成的两性物质溶液 或 两性阴离子溶液: 缓冲比 HB B a V V lg pK - + ? ? ? ? ? ? ? ? ＝ 等浓度的弱酸及共轭碱 HB B a c c lg pK - + ? ? ? ? ? ＝ 同离子效应 HB B a n n lg pK - + ＝ ? ? ? ? ? ? ? 物质的量来表示 缓冲范围： pKa－1 pH pKa＋1 对于强酸强碱，突跃范围与酸碱浓度有关。浓度每降低10倍，突跃将减少2个pH单位。 指示剂变色范围： pKHIn ± 1 (1)首先根据c·Ka≥10-8或c·Kb≥10-8，判断各级是否有明显的突跃 判断多元弱酸、弱碱能否直接滴定的依据 (2)根据相邻两级的Ka或Kb值之比是否大于104，来判断能否进行分步滴定。 一元弱酸、弱碱准确滴定的条件及滴定突跃的概念及计算；Kaca ≥ 10-8 溶度积原理 (3) Qc Ksp ? ，表示溶液为过饱和溶液，有沉淀析出，直至溶液达饱和为止。 (l) Qc＝Ksp?，无沉淀析出。 (2) Qc Ksp ? ，表示溶液是不饱和溶液，无沉淀析出。 Hess定律及反应热的计算 △rHm? =Σ△cHm? (反应物) -Σ△cHm? (生成物) △rHm? =Σ△fHm?(生成物)-Σ△fHm?(反应物) 由标准摩尔生成自由能计算 △rGm?=∑△fGm?(生成物)-∑△fGm?(反应物) △rGm = ΔrGm? +RTlnQ （化学反应等温方程） 将ΔrGm? ＝–RTlnK ?代入等温方程式可得： ΔrGm＝–RTlnK ? ＋RTlnQ 此式可写成： 当Q K ?时，ΔrGm＞0，逆向反应能自发进行。 当Q K ?时，ΔrGm＜0, 正向反应能自发进行； 当Q = K ?时，ΔrGm＝0，反应处于平衡状态； * * * 酸和碱不是孤立的，酸给出质子后所余下的部分就是碱，碱接受质子后即成为酸。