基本理论 Microsoft Word 文档

基本理论基础
一、物质的量
1.n= = = =cV(aq),由N=n.N A计算应注意
①状态问题：如HF标准状况为；SO3在标准状况下为，碳原子数少于或等于4的烃，标准状况,常温常压下HCHO,CH3Cl为；
②特殊物质的摩尔质量，如D2O为、T2O为等。

③某些物质分子中的原子个数，如稀有气体（如Ne等）、O3、白磷等。

④一些物质中的化学键数目，（原子成键数=8-原子最外层电子数；分子成键数=原子成键总数/2）如1摩尔SiO2 、Si 、CH4 、P4、CO2、C60、CH3CH2OH 。

⑤转移电子数:如1摩尔Na2O2＋H2O为、Cl2＋NaOH 为、电解AgNO3为溶液等。

⑥不能说含6.02×1023个粒子的物质的量为1 mol，只能说含阿伏加德罗常数个粒子的物质的量为1 mol。

⑦当使用22.4 L·mol－1来求算微粒个数的时候，一定要注意条件是
⑧电离、水解：考查电解质溶液中粒子数目或浓度时常涉及弱电解质及水的、盐类的，多考虑OH- H+等。

2 .阿伏加德罗常数: 其数值与所含的碳原子数相同, 符号为，近似值为.
3、摩尔质量：是指单位物质的量的物质所具有的。

符号为，单位
为;摩尔质量与相对原子质量或相对分子质量的关系是,当单位为g·mol－1时，此微粒的摩尔质量在数值上等于该微粒的或.
4、气体摩尔体积
(1).决定物质体积大小的因素:构成物质的多少;粒子之间的;粒子本身的。

(2)．气体摩尔体积:单位物质的量的气体所占,号，单位定义式为.
(3)．影响因素:内因是气体分子间,外因是和，气体摩尔体积与成正比，与成反比。

(4)．数值：在标准状况(0 ℃、101 kPa)下，气体摩尔体积约为,适用范围：只适用于，不适用于和。

5、阿伏加德罗定律：在相同温度和压强下，相同体积的任何气体都含有相同的,其推推论的表达式.
6、物质的量浓度（C B）
（一）（1）.表达式：（2）单位：
强调：（1）在一定物质的量浓度的溶液里取出一定体积的溶液，其物质的量、、与原溶液相同。

（2）物质的量浓度相同，体积也相同的任何溶液，所含溶质的物质的量，但溶质的不一定相同。

（二）、一定物质的量浓度溶液配制
1．所需实验仪器：托盘天平、钥匙、、、、，若溶质为液体或浓溶液，上述仪器中的托盘天平、钥匙改为量筒。

2．配制步骤：计算→称量→溶解→→移液→洗涤→→摇匀→盖好容量瓶塞，颠倒摇匀贴上标签
（三）关于物质的量浓度的计算
1．
C=
ρ
M（上式中密度的单位为g·mL－1，摩尔质量的单位为g·mol－1)
2.溶液稀释和同种溶质的溶液混合的计算
(1)稀释定律：c1V1＝c2V2。

(2)混合后溶液体积不变：c1V1＋c2V2＝c(混)(V1＋V2)。

(3)混合后溶液体积改变：c1V1＋c2V2＝c(混)V(混) [V(混) ＝m(混)/ρ(混)]。

二、原电池和电解池
1．概念：把转化为的装置。

2．原电池构成条件:两个的电极(常见为金属或石墨),电极插入中,
两电极间构成。

3.原电池的工作原理：负极发生反应，正极发生反应；电子从极经外电路流向极；阳离子向移动，阴离子向移动；一般极电解会减轻，而极会产生气体或者析出固体。

4．构成电解池的条件:与的两极相连，两电极插入中,拥有(或熔融的电解质), 形成.
5.电解原理：阳极发生反应，阴极发生反应；电子从电源的极流出经外电路流向电解槽的极，又从电解槽的极流出经外电路流向电源的；阳离子向移动，阴离子向移动；阴离子在极失去电子，而阳离子在极得到电子；当比较活泼的金属做阳极材料时则是金属失去电子。

6.电解池中离子的放电顺序:阳极
阴极
7.电极反应书写程序：列物质（即还原剂→氧化产物：氧化剂→还原产物）→标得失（即化合价的总差价）→配平（先配电荷守恒，再配原子守恒，配平时一定参考电解质）→检查.
8.电解原理的应用：电源的负极与电解槽的极相连，正极与电解槽的极相连。

（1）．电解饱和食盐水, 电池总反应:
电极反应：阳极：；阴极：。

（2）．电镀铜, 两极材料：阳极材料、阴极材料。

电极反应：阳极；阴极。

（3).电解精炼铜, 两极材料：阳极材料、阴极材料。

电极反应：阳极；阴极。

（4）氢氧燃料电池,电极反应（碱性）：阳极；阴极。

V N A M
（酸性）：阳极 ；阴极 。

（5）（1）正负极材料 正极：PbO 2 负极：Pb 电解质：H 2SO 4溶液 （2）放电过程
负极：Pb-2e -+SO 42-＝PbSO 4 氧化反应 正极：PbO 2+SO 42-+4H +
+2e -
＝PbSO 4+2H 2O 还原反应
放电过程总反应： Pb(s)+PbO 2(s)+2H 2SO 4=2PbSO 4(s)+2H 2O
2.析氢腐蚀与吸氧腐蚀的比较 析氢腐蚀
吸氧腐蚀
条件 金属在较强的酸性溶液中 金属在中性或酸性，很弱的溶液中 电极 反应 负极(Fe)：Fe －2e －＝Fe2＋
正极(C)：2H ＋＋2e －＝H 2↑ 负极(Fe)：2Fe －4e －＝2Fe 2＋
正极(C)：2H 2O ＋O 2＋4e －＝4OH －
发生
情况 相对较少，腐蚀速率一般较快 非常普遍，腐蚀速率一般较慢
联系
两种腐蚀常相继发生，吸氧腐蚀为主
9.计算的基本原则：电子守恒和电荷守恒 三．反应热与焓变。

1．反应热
(1)反应热产生的原因在化学反应过程中，旧化学键断裂要 能量，键形成要 能量，从而引起反应过程中能量的变化。

（2）焓变(ΔH )：产物的总焓与反应物的总焓之差。

即ΔH ＝H (反应产物)－H (反应物) 单位 2.吸热反应和放热反应
(1)产生原因 (2)表示方法
①吸热反应：ΔH 为“正”或ΔH 0； ②放热反应：ΔH 为“负”或ΔH
0。

（3）常见的放热反应：所有燃烧反应、 、大多数 、金属与酸的反应；常见的吸热反应：大多数 、以C 、H 2、CO 为还原剂的氧化还原反应、某些晶体间的反应。

4、热化学方程式书写要求：
(1)要注明反应的温度和压强(若在101 kPa 和25 ℃可不注明)，要注明ΔH 的“＋”与“－”。

(2)要注明反应物和生成物的聚集状态 (表示符号：气态用“g ”，液态用“l ”，固态用“s ”)，若为同素异形体，要注明名称，稀溶液中的溶质或离子，要注明“aq ”。

（2）.“五看”法判断热化学方程式的正误：
①看方程式是否配平；②看各物质的聚集状态是否正确； ③看ΔH 的“＋”“－”是否正确；④看反应热的单位是否为kJ/mol ；
⑤看反应热的数值与化学计量数是否对应。

5、盖斯定律内容：化学反应的反应热只与反应体系的 和 有关，而与反应的途径无关。

（1）、根据盖斯定律，可以将两个或两个以上的热化学方程式包括其△H 相加或相减，得到一个新的热化学方程式。

(2)利用盖斯定律书写热化学方程式的思维模型
先确定待求的反应方程式⇒找出待求方程式中各物质在已知方程式中的位置⇒根据待求方程式中各物质的系数和位置对已知方程式进行处理,得到变形后的新方程式⇒将新得到的方程式进行加成(反应热也需要相应加减)⇒写出待求的热化学方程式
6.中和热的测定（1）、中和热的定义：在 中，酸和碱发生中和反应生成 水所放出的热量。

（2）、中和热的测定注意事项
①碎泡沫塑料（或纸条）及泡沫塑料板的作用是防止热量的散失。

②为保证酸、碱完全中和，常采用其中一种稍稍过量。

③实验中若使用弱酸或弱碱，因中和过程中电离吸热，会使测得数值偏低；若使用浓硫酸，因溶于水时放热，会使测得数值偏高；碱若使用氢氧化钠固体，因溶于水时放热，会使测得数值偏高。

7、燃烧热：燃烧热是指101KPa 时， 纯物质完全燃烧生成 的化合物时所放出的能量。

单位是 ，燃烧热通常可用仪器由实验测得。

8．计算(1)根据实验数据计算ΔH ＝Q ＝C ×Δt (C 代表溶液及量热计的总热容，单位J/℃)或ΔH ＝Q ＝
cm ×Δt [c 代表反应物的比热容，单位J/(g·℃)]
（2）．物质内能与ΔH 的关系：ΔH= .物质键能与ΔH 的关系ΔH= .。