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2009-2010年度无机化学复习纲要

注意：（1）本提纲旨在帮助同学们理解课程重点内容，供参考，请学习委员将本材料发给生科院09级本科所有同学；其它复习材料还应包括教材及习题本。 （2）期末考试题型有选择（30题）、填空（10题）、判断（10题）、简答（5题，其中两题任选一题）、计算题（3题）。试题特点: 知识点覆盖面较宽，尽量避免复杂数学运算。 （3）应试建议：注意考试时间分配，避免某些题目占用过多时间。

化学原理部分

1. 气体和溶液。

熟练掌握理想气体状态方程和道尔顿分压定律；理解蒸气压的概念：水的蒸气压指与纯水共存且处于气液平衡的条件下水蒸气的分压，水的蒸气压仅与温度有关，与水量及空间大小无关。(为什么？--可写一个平衡方程式H2O（l）→H2O（g）, 液态水为纯物质，其活度为一，则平衡常数仅决定于水蒸气分压)；掌握不挥发非电解质稀溶液的依数性（包括蒸气压、凝固点、沸点和渗透压）与溶液浓度的线性关系，这里所说的稀溶液实际上是一类理想溶液。 2. 化学热力学和化学平衡。

掌握热力学的一些常用术语；本课程学习了四个重要热力学状态函数（状态函数有什么特点？）：热力学能（或称内能，U）、焓（H，H=U+pV）、熵（混乱度的标度，S）、吉布斯自由能（G，G=H-TS）；化学热力学能解决化学反应的吸热放热（焓变）、化学反应的方向（吉布斯自由能变）及反应进行的程度（平衡常数）的问题；

由于系统的U绝对值无法知道，这导致与U相关的H和G都没有绝对值，但是这些状态函数的改变量是可以求出的；

化学反应前后状态函数的该变量可以通过特定实验测量热（Q）和功（W），然后进行数学处理求得，由于热量传递的测量相对简单而且技术成熟、精度高，而功的测量难度较大，所以热力学测量通常需要设定一些实验条件使功可以计算得到（如等容过程不做功，W=0；等压过程W= -pΔV，仅通过测量体积变化可算出做功大小）； 正因为如此，一些公式适用的条件必须注意：

ΔH=ΔU+pΔV 等压过程 ΔH=ΔU+RTΔn 等温过程

ΔH=Qp=ΔU+pΔV=ΔU+RTΔn 等温、等压过程，Qp为等压反应热 ΔU= Qv 等容过程，Qv为等容反应热 ΔS= Qr/T 等温可逆过程

ΔG=ΔH+TΔS 等温等压过程可用ΔG来判断反应的方向

以上最后一个公式称为吉布斯-赫姆霍兹方程，是本课程化学热力学部分最重要的公式。

θ

ΔG称为标准吉布斯自由能变（其它状态函数以此类推），必须记住标准状态所指定的条件（活度为1），详见教材p25，注意区分标准状态与标准状况（指定温度与压力）。 热力学数据表通常列出的是物质在某一温度下处于标准状态时的状态函数，当反应

θ

物和生成物都处于标准状态时，热力学函数的改变量(如ΔrG)可以通过查表求得，若为非标准状态，可以利用范托夫等温式求算ΔrG： ΔrG= ΔrGθ+RTlnQ

Q称为活度商，注意活度商的写法。

当ΔrG=0时，反应处于平衡状态，可得ΔrGθ= -RTlnQ = -RTlnKθ，此时的Q称为标准平衡常数，后续内容均围绕ΔrGθ= -RTlnKθ展开，不同类型的化学反应有不同的标准平衡常数表示符号。

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ΔG，ΔS，ΔH，ΔU这几个容量性质的状态函数可以相加减，这是很重要的优点，使得我们可以不做实验而仅仅通过查表及计算来判断化学反应进行的方向和进行的程度。注意标准平衡常数的运算为乘除运算。

化学平衡移动的计算：平衡时各物种浓度（分压）的设定应注意技巧，使计算更容易，注意区分起始浓度与平衡浓度，记住分解百分率（解离度、溶解度）的定义。 由ΔG=ΔH+TΔS和ΔrGθ= -RTlnKθ可以推导出平衡常数与温度的关系式（p50，3-4式），注意该公式以及转变温度（p37，2-20式）的推出有一个前提条件：ΔH与ΔS随温度变化不大。

3. 溶液中的化学平衡。

（1） 酸碱平衡。掌握酸碱质子理论：酸和碱相互依存，称为共轭酸碱对，共轭酸碱

对之间的质子传递称为半反应，一个酸碱反应包含两个共轭酸碱对（类似的，一个氧化还原反应包含两个氧化还原电对）。酸碱强度不仅取决于酸碱本身释放或者接受质子的能力，也取决于溶剂接受或者释放质子的能力。

酸碱解离常数（Kaθ, Kbθ）即酸碱解离的标准平衡常数，反映了酸碱的相对强度。

注意弱酸及其共轭碱的解离常数所对应的平衡方程式，Kaθ与Kbθ的关系：Kaθ Kbθ = Kbθ

掌握酸碱解离平衡的相关计算，解题的关键在于学会近似处理，解题时对于判断是否适用近似处理要进行文字说明。注意解离度的定义，理解为什么同离子效应会导致解离度降低。

掌握两性物质溶液氢离子浓度的计算方法。 掌握缓冲溶液作用原理和相关计算。

（2） 沉淀溶解平衡。难溶电解质解离常数（Kspθ, 溶度积）即沉淀溶解平衡的标准平

衡常数，反映了难溶电解质的溶解能力。注意溶解度的定义，理解为什么同离子效应会导致溶解度降低。

溶度积规则（？）可用于判断沉淀的生成和溶解，需掌握。

沉淀的顺序：溶解度小的先沉淀，相关离子浓度低于10-6mol/L视为完全沉淀。 沉淀溶解平衡的相关计算：难点在于多个、不同类型平衡同时存在的情况。

（3） 氧化还原平衡。本章内容限于等温等压下的氧化还原反应。涉及到较多基本概

念：氧化、还原、氧化数、离子电子式、原电池、电池符号、（标准）电极电势、（标准）电动势、能斯特方程、元素电势图、歧化反应、同化反应。

重点在于（a）氧化还原反应的标准电动势与标准平衡常数、标准吉布斯自由能变的相互换算关系；（b）利用能斯特方程求非标准状态下的电极电势，能斯特方程对应的电极反应为 氧化态+ze→还原态，注意第二项中活度商的写法。对于氢离子与氢氧根离子参与的反应，溶液的酸度对电极电势可能影响极大，在写能斯特方程时不能省略氢离子或氢氧根离子，并注意方次；（c）元素电势图的相关计算，（d）氧化还原平衡与其它类型平衡，如酸碱平衡、沉淀-溶解平衡、配位-解离平衡同时存在的情况下的相关计算。 例如此类反应：在含1mol/L Ag+的溶液中插入金属银电极，构成一个Ag+/Ag电对,

θ

其电极电势为φ(Ag+/Ag)；若往溶液中加入Cl-至[Cl-]为1mol/L，则会产生AgCl沉淀，而[Ag+]受[Cl-]控制，其数值为Kspθ（AgCl）mol/L。平衡时该体系中的φ(Ag+/Ag)可用能斯特方程进行计算，另一个电极反应：AgCl+e → Ag + Cl-, 由于所有物种的活度都

θ

为1，则其电极电势为标准电极电势φ(AgCl/Ag)。两个电极电势相等，因为两个电极反应可构成一个原电池，其总反应为AgCl → Ag+ + Cl-, 平衡时电动势为零。

（4） 配位解离平衡：掌握累积（不）稳定常数、逐级（不）稳定常数的概念，掌握

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配位解离平衡移动的计算。

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