大学化学 知识点归纳

298.15K） 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 ，
Electron spin visualized
ms的取值只有+1/2和-1/2，不依赖于n，l，m三个量子数
它描述了电子自旋运动的特征。
电子的自旋只有两个方向，通常称为正自旋和反自旋，或 顺时针方向和反时针方向，可用向上或向下的箭头“↑↓” 来202表0/3/2示7 这两个不同方向的电子自旋运动状态。
杂化前原子轨道能量各不相同，杂化轨道的能量相同
最大重叠原则
杂化时，都有s轨道的参与，s轨道的Ψ为正值，导致杂 化轨道一头大一头小。大头部分参与形成稳定化学键。
杂化轨道对称性分布原则
杂化后原子轨道在球形空间中尽量成对称性分布，因此 ，等性杂化轨道间的键角相等。
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（1）ΔrGm(T) ＝ -RTlnK(T)
（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
原子的外层电子构型与周期表的分区
外层电子构型 最外层电子 ns np
次外层电子 （n-1）d （n-2）f
分 区 最后一个电子填入的轨道 位 置
s区
s轨道
ⅠA ⅡA
p区
p轨道
ⅢA---零族
d区
d轨道
ⅢB---Ⅷ
ds区
d轨道 d10
ⅠB ⅡB
f区
f轨道
镧系 锕系
外层电子构型
ns1--2 ns2np1--6 (n-1)d1-9ns1-2 (n-1)d10ns1--2 (n-2)f1--14(n-1)d0-2ns2
（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
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
1.波尔理论：定态假设；轨道假设；跃迁假设 2.微观粒子的波﹑粒二象性:
λ= h/p =h/mv; 波恩的统计解释; 概率波
3.电子运动的三大特性：
能量量子化；波粒二象性；统计性
4.薛定谔方程与波函数y：
波函数 = 薛定锷方程的合理解 = 原子轨道 概念意义；s,p轨道角度分布图（形状特点及描述）
5.电子云 y2与波函数y：
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4.自旋量子数 ms
Silver atomic
kiln
ray
Small clearance space
Magnetic field
想象中的电子自旋
screen
两种可能的自旋方向:
正向(+1/2)和反向(-1/2)
自旋运动使电子具有类似于微磁体的行为，
产生方向相反的磁场
自旋相反的一对电子, 磁场相互抵消.
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1.主量子数n
描述了原子中电子出现几率最大的区离核的远近。
➢n值越大，电子出现几率最大的区域离核越远，也可以说电 子离核的平均距离越大。 ➢n值相同的各原子轨道电子离核的平均距离较接近，故常把 具有相同主量子数n的各原子轨道归并称为同一个“电子层”。 ➢ n=1,2,3,4,5,6等正整数，电子层分别用K,L,M,N,O,P表示, 称 为电子层的符号。 ➢在氢原子中n值越大的电子层，电子的能量越高。但在多电 子原子中，核外电子的能量则由主量子数n和角量子数l两者决 定。
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第六章 化学键与分子结构
1.离子键：本质，特征
2.价键理论
理论要点，共价键本质特征， 键和键，键参数
3.杂化轨道理论与分子构型
理论要点； sp, sp2,sp3,不等性sp3杂化：分子构型及书上实例
4.分子间力和氢键
（1）共价键极性与分子极性（电偶极矩p与分子构型）
(2) 色散力，诱导力，取向力
E↑； 氧化型和还原型都形成沉淀，看二者Ks 的相对大小。
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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
1.原电池(△G＜0)
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＝
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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,
易被空气中氧氧化为Fe3+ 。
4Fe2+ + O2 + 4H+ → 4Fe3+ + 2H2O
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化 学 反 应
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能量转换（热效应） 能否发生（反应方向） 反应限度（化学平衡）
化反
学 热
应 的 可
力能
学性
反应速率 反应机理
化反
学应
动的
力 学
现 实 性
环
体系
境
第一章 基本框架
物质交换 能量交换
敞开体系 封闭体系 孤立体系
性质
深度.广度
状态
物理.化学
热力学第一定律 ∆U = Q − W
（3）氢键：特征；存在条件；对物性影响
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分子间的氢键存在使熔、沸点升高 分子内的氢键存在使熔、沸点降低
键与键的对比表
共价键类型
键
原子轨道重叠方式 头碰头
键
肩并肩
波函数分布 电子云分布形状
对键轴呈圆柱形对 称
核间呈圆柱形
对键轴上下反对称 存在密度为0的节面
存在方式 键稳定性
唯一 强
多键时，可多个 弱
(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.
Δ S 2r020/3/2m7
一般，共价单键是键，双键中有一个键和一个键，三键中 有一个键键和两个键。
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原子轨道杂化原则
形成分子时才发生杂化，孤立原子的s、p 、d等轨道不发生杂化。
能量相近原则
只有能量相近的轨道才能发生杂化（如ns和np)。
轨道数目守恒原则
新组成的杂化轨道数目等于原来的原子轨道数目。
能量重新分配原则
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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
z、z1、z2、z3
分别为各电对中氧化型 与还原型的氧化数之差
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应用 ：1 计算电对的标准电极电势
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
热力学第二定律 封闭体系：∆G <0, 自发过程 孤立体系： ∆S >0, 自发过程
-ΔGT,P=(W有用) 最大
热力学第三定律 T=0 K, 纯物质完整晶态， 混乱度最小，S= 0
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过程函数
状态函数
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 ;