大学普通化学（课件）（期中复习）

适用于工程化学第二版（周祖新主编），依据于老师上课课件，目前只更新完第二章 里面还有些许错误（尤其是例题），望多多谅解 作者wyj就读于海南大学自动化专业，还会随着上课进度继续更新

大学普通化学（课件）

• 第一章 化学反应的基本原理
  • 1.1 化学反应热效应及其计算
    • 1.1.1 几个热力学基本概念
      • 1.1.1.1 系统、环境、相
        • 系统：被研究对象
          • 敞开系统：与环境有物质交换也有能量交换
          • 封闭系统：与环境无物质交换有能量交换
          • 隔离系统：与环境无物质、能量交换
        • 环境：系统外与其密切相关的部分
        • 相
          • 系统中物理性质和化学性质完全相同的且与其他部分有明确界面分隔开来的任何均匀部分
          • 均相系统（单相系统）
          • 非均相系统（多相系统）
      • 1.1.1.2 状态和状态函数
        • 状态：系统性质的综合表现
        • 状态函数：决定状态性质的物理量（U,H,G,p,V,T）
          • W不是
        • 特点
          • 1.状态一定，状态函数一定
          • 2.当系统状态发生变化时，状态函数的变化值只与始态、终态有关，而与变化途径无关
        • 系统的状态变化和途径
        • 例题
      • 1.1.1.3 热力学能
        • 热力学能（U）（内能）：系统内所有微观粒子的全部能量之和
        • U是状态函数
        • 热力学能变化只与始态、终态有关，与变化途径无关
      • 1.1.1.4 功和热
        • 热（Q）
          • 系统与环境之间由于存在温差而传递的能量
          • 热不是状态函数
          • 规定
            • 系统吸热：Q>0
            • 系统放热：Q<0
        • 功（W）
          • 系统与环境之间除热之外以其他形式传递的能量
          • 功不是状态函数
          • 规定
            • 环境对系统做功，W>0（得功）
            • 系统对环境做功，W<0（失功）
          • 分类
            • 体积功
            • 非体积功
    • 1.1.2 热力学第一定律
      • 能量守恒
      • 实质是能量守恒与转化定律
      • 体系热力学能的改变量∆U等于体系从环境吸收的热量Q与环境对体系所做的功W之和
      • ∆U = Q + W
      • 体系 + 环境 = 宇宙
    • 1.1.3 化学反应热与焓变
      • 化学反应热
        • 定义：反应物和生成物的温度相同，且反应过程中系统只做体积功时所吸收或放出的热量
      • 1.1.3.1 恒(定)容反应热Qv
        • 定义：封闭系统，在定容过程中，系统和环境之间交换的热量
        • Qv = ∆U
          • 因为∆V = 0，所以体积功W = 0
        • 在定容且非体积功为零的过程中，封闭系统从环境吸收的热 = 系统热力学能的增加
      • 体积功
        • 定义：在热力学过程中，体系对抗外压改变体积，产生体积功
        • 环境所做的功：W体 = - p∆V
      • 量热计
        • 弹式量热计
        • 杯式量热计
      • 1.1.3.2 恒压反应热Qp
        • 定义：封闭系统，在定压过程中，系统和环境之间交换的热量
        • 焓
          • H = U + pV（系统不做非体积功）
          • 推导
          • 状态函数
        • 焓变
          • ∆H = H2 - H1
        • 在恒压反应中，热效应Qp全部用来改变体系的热焓
        • ∆H
          • ∆H = ∆U + p∆V
          • ∆H = ∆U + ∆nRT
            • ∆n是气体物质的物质的量的改变量
          • 吸热∆H>0
          • 放热∆H<0
      • 理想气体状态方程：pV = nRT
        • 在STP下
          • p= 101.325kPa
          • T = 273.15K
          • （n为1.0mol时）Vm = 22.414L
        • R摩尔气体常量 =
      • 例题
    • 1.1.4 化学反应热的计算
      • 1.1.4.1 热化学方程式
        • 定义：表示化学反应及其反应热（标准摩尔焓变）关系的化学反应方程式
        • eg：
        • 书写
          • 注明反应的温度和压力
            • 若不注明，则为常温常压（298K，1.013*10^5Pa）
          • 注明物质的存在状态
            • 固相 s
            • 液相 l
            • 气相 g
            • 水溶液 aq
          • 有必要时，注明固体的晶型
            • 石墨，金刚石
          • 计量数可以是整数，也可以是分数
          • 注明热效应（就是热量），注意热效应的表示方法
        • 反应的标准摩尔焓变
        • 标准状态
          • 气体：T，p = p⊖ = 100kPa
          • 液、固体：T，p⊖下，纯物质
          • 溶液：溶质B，
        • 例题
      • 1.1.4.2 Hess定律
        • 定义：化学反应不管是一步完成还是分几步完成，其反应热总是相同的
        • 例题
      • 1.1.4.3 标准摩尔生成焓和标准摩尔焓变
        • （该物质的）标准摩尔生成焓
          • 定义：某温度时，在100kPa压力下，由处于标准状态的各种元素的指定单质，生成标准状态的1mol某纯物质时的热效应
            • 指定单质
              • 最稳定的单质
              • 标准摩尔生成热 = 0
              • 石墨为0，金刚石不为0
          • 简称：标准生成焓、生成焓
          • 有表可查
          • 单位：kJ/mol
        • （反应的）标准摩尔焓变
          • 定义：在标准条件下反应或过程的摩尔焓变
          • 反应的焓变即反应的热效应
        • • 生成物 - 反应物
        • 例题
  • 1.2 化学反应进行的方向
    • 1.2.1 自发反应的特征
      • 1.2.1.1 自发变化
        • 定义：在没有外界作用下，系统自身发生变化的过程
        • 自发过程的逆过程一定是非自发过程
      • 1.2.1.2 焓和自发变化
        • 最低能量原理（焓变判据）
          • 自发的化学反应趋向于使系统放出最多的能量
        • 但有些吸热反应也能自发进行
        • 焓变只是影响反应自发性的因素之一，但不是唯一的影响因素
      • 1.2.1.3 熵
        • 1.混乱度
          • 系统有趋向于最大混乱度的倾向
          • 系统混乱度增大有利于反应自发地进行
        • 2.熵和微观状态数
          • 熵
            • 是表示系统中微观粒子混乱度的一个热力学函数
            • 状态函数，焓的变化只与始态、终态有关，而与途径无关
            • 符号为 S
            • 系统的混乱度越大，熵越大
          • 微观状态数（热力学概率）
            • 定义：实现某种宏观状态对应的微观状态的数量
            • 符号为 Ω
            • 粒子的活动范围越大，系统的微观状态数越多，系统的混乱度越大
            • 粒子的数目越多，系统的微观状态数越多，系统的混乱度越大
          • 熵与微观状态数的关系
          • 标准熵
            • 定义：纯物质完整有序晶体在0K时的熵值为0
            • S0（完整晶体，0K）= 0
            • 假设实现了0K，晶体粒子的热运动停止，例子完全固定在一定位置上。则0K时，体系微观状态数 Ω = 1，熵 S = 0
          • （B的）标准摩尔熵
            • 定义：在某温度T和标准压力下，单位物质的量的某纯物质B的规定熵
              • 纯物质完整有序晶体温度变化0K→T
              • ∆S = ST - S0 = ST
              • ST规定熵（绝对熵）
            • 符号为
            • 单位
            • 规律
              • 1.同一物质，298.15K时
              • 2.结构相似，相对分子质量不同的物质，Sm随相对分子质量增大而增大
              • 3.相对分子质量相近，分子结构复杂的，其Sm大
            • 例题
        • 化学反应熵变的计算
          • 298.15K时的反应的标准摩尔熵变可近似 = 其他温度T的标准摩尔熵变
          • 例题
            • 气体分子数增加的反应，是熵增加的反应，有利于反应正向自发进行
            • CaCO3分解也是熵增反应，但常温下CaCO3稳定，只有在高温下CaCO3的分解才能自发进行
          • 熵增，有利于反应正向自发进行
          • 但有些自发反应的系统熵却在减少
    • 1.2.2 吉布斯自由能变与化学反应的方向
      • 1.2.2.1 吉布斯自由能（G）
        • G = H - TS
        • 恒温恒压下，
        • 状态函数
        • 单位 J焦耳
      • 1.2.2.2 热力学第二定律（最小吉布斯自由能变原理）
        • 恒温恒压无非体积功的反应进行方向的判据
        • ∆G
          • ∆G < 0，自发进行
            • 在定温定压下，任何自发变化总是 朝着系统的吉布斯自由能变减小的方向 进行
          • ∆G = 0，反应达到平衡
          • ∆G > 0，非自发进行
        • 反应方向
          • 正负关系
          • 总结：小小低，大大高
          • 转变温度
      • 1.2.2.3 吉布斯自由能变的计算
        • （这种温度下该纯物质的）标准摩尔生成自由能
          • 定义：某温度时，在100kPa压力下，由处于标准状态的各种元素的最稳定单质，生成标准状态的1mol某纯物质时的自由能改变量
          • 简称：生成自由能
          • 单位
          • 298K时的∆fGm有表可查
          • 判断化学反应进行方向
          • 任何温度时的吉布斯能计算
          • 例题
      • 例题
  • 1.3 化学反应速率
    • 1.3.1.1 反应速率的表示方法
      • 以单位时间内浓度的改变量为基础
      • 单位
        • dm^3 = 1L
      • 速率v的大小与物质B的选择无关
      • 例题
    • 1.3.1.2 反应物浓度与反应速率的关系
      • 恒温下，化学反应速率主要取决于反应物的浓度或分压
      • 质量作用定律
        • 在一定条件下，化学反应的速率与反应物浓度的幂的连乘积成正比
          • eg：
      • • 反应级数 x,y
          • 若x=1，A为一级反应；y=2，B为二级反应，则x+y=3，总反应级数为3
          • x，y必须通过实验确定其值
          • 通常 x ≠ a，y ≠ b
        • 反应速率常数 k
          • 零级反应
          • 一级反应
          • 二级反应
          • n级反应
          • k不随浓度c而变，但受温度T的影响
          • 温度越高，k越大
      • 基元反应
        • 定义：经过一步碰撞即可完成的反应
        • • 可以根据质量作用定律直接写出
        • Eg
      • 初始速率法确定反应速率方程
        • 在一定条件下，反应开始的瞬时速率为初始速率
          • 反应刚开始时，其他干扰小，能较真实地反映出反应物浓度对反应速率的影响
        • 例题
          • 总结：找一对有一个浓度相同的，浓度不同的最好是倍数关系
      • 反应物浓度增大，反应速率加快的理由
        • 单位体积内活化分子数目增大
        • 分子间的有效碰撞（发生化学反应的碰撞）次数增加
      • 有气体参与的反应，增大压强，反应速率加快的理由
        • 温度不变时，增大压强，气体的体积就会缩小
        • 单位体积内气体分子数就增加，相当与增大了气体的浓度
      • 例题
    • 1.3.2.1 反应速率与温度的关系
      • 反应速率方程
      • 影响反应速率的因素：k和cB
      • k~T不是线性关系
      • Arrhenius阿仑尼乌斯方程
        • 对数形式：
        • 直线的斜率
        • 直线的截距
        • 指数式：
          • k 速率常数
          • Ea 活化能
          • R 气体常数
          • T 绝对温度
          • A 指前因子，单位同k
        • 对数式：
        • 反应速率常数k不仅与温度T有关，也与反应的活化能Ea有关
    • 1.3.2.2 反应活化能
      • 碰撞理论
        • 一组碰撞的反应物分子的能量，必须具备一个最低的数值，才能产生有效碰撞从而使反应发生
        • 活化分子组：满足能力要求的分子组
        • 活化能Ea：这种能量要求
        • 有效碰撞：能够发生反应的碰撞
        • 活化分子：能够发生有效碰撞的分子
        • 浓度C影响
          • 当温度T一定，某反应的活化能Ea也一定时，浓度c增大，分子总数增加，活化分子数随之增多，反应速率增大
        • 温度T影响
          • 当浓度c一定，温度T升高，活化分子数增多，反应速率增大
        • 例题
      • 过渡态理论
        • 以量子力学对反应过程中的能量变化的研究为依据，认为从反应物到生成物之间形成了势能较高的活化络合物
        • 过渡态：活化络合物所处的状态
        • • Ea(正) ＜Ea(逆)， ΔrHm ＜0 ，放热反应
          • Ea(正) ＞Ea(逆)， ΔrHm ＞0 ，吸热反应
        • 该反应的活化能Ea：活化中间体的能量与反应物分子平均能量的差值
        • 反应的热效应△rHm = Ea正 – Ea逆
    • 1.3.3 催化剂与反应速率的关系
      • 催化剂
        • 定义：存在少量就能加快反应而本身最后并无损耗（组成、质量和化学性质不发生变化）的物质
        • 催化剂参与了反应，改变了反应的历程
          • 催化剂与反应物先生成中间体，然后中间体分解最后生成了产物，中间可能经过了一系列的反应，而这些反应的活化能比原反应活化能低，故反应速率大大增加
        • 实验结果表明，催化剂参与的分解反应，改变了反应机理，降低了反应活化能，增大了活化分子分数，反应速率显著增大
  • 1.4 化学平衡
    • 1.4.1 可逆反应与化学平衡
      • 1.4.1.1 可逆反应与化学平衡
        • 可逆反应
          • 定义：同时能向正逆方向进行的反应
        • 化学平衡
          • 定义：在宏观条件一定的可逆反应中，化学反应正逆反应速率相等，反应物和生成物各组分浓度不再改变的状态
      • 1.4.1.2 平衡常数
        • 定量地描述了一定条件下可逆反应所能达到的最大限度
          • 平衡状态是可逆反应所能达到的最大限度
          • 对于不同的化学反应，或在不同条件下的同一反应来说，反应所能达到的最大限度是不同的
        • Eg
        • 平衡常数
          • 在一定温度下，化学反应达到平衡时，产物浓度(或分压)(以产物化学式前的计量数为指数)的乘积与反应物浓度(或分压)(以反应物化学式前的计量数为指数)的乘积之比是一个常数
          • 对气相反应 a A(g)+ b B(g) —— g G(g) + d D(g)
          • 对溶液反应 a A(aq)+ b B(aq) —— g G(aq) + d D(aq)
          • K⊖是温度T的函数，与浓度c、分压p无关
          • 平衡常数越大，表示反应达到平衡时产物浓度越大，即正反应进行的越彻底（反应进行的程度越大）
          • 书写
            • 与反应式书写形式有关
            • Kp以平衡分压表示，Kc以平衡浓度表示
            • 纯固（液）体不写入平衡常数的表达式
            • 水溶液中的反应，水的浓度不写入平衡常数的表达式
          • 平衡常数运算法则（多重平衡原则）
            • 反应方程式相加（减），平衡常数K相乘除
            • 方程式的计量数扩大n倍，平衡常数K乘n次方
            • 互逆反应，其平衡常数K互为倒数
            • Eg
            • 例题
      • 1.4.1.3 有关化学平衡的计算
        • 平衡转化率（最大转化率）
          • 反应达到平衡时，反应物生成产物的百分率
          • 符号 α
          • 例题
    • 1.4.2 化学平衡的移动
      • 1.4.2.1 浓度（或分压）对平衡的影响
        • 平衡正移
          • 提高反应物浓度
          • 分离生成物（减少生成物浓度）
      • 1.4.2.2 压力对化学平衡的影响
        • 前提：有气体参与的化学反应
        • 增大系统总压力，平衡向气体分子数减少的方向移动
        • 减小系统总压力，平衡向气体分子数增加的方向移动
      • 1.4.2.3 温度对化学平衡的影响
        • K改变
        • 升高温度，化学平衡向吸热方向移动
        • 降低温度，化学平衡向放热方向移动
      • 1.4.2.4 催化剂不能使化学平衡发生移动
        • 催化剂使正、逆反应的活化能减小相同的量，同等倍数增大正、逆反应速率系数，但不能改变标准平衡常数
        • 催化剂只能缩短反应达到平衡的时间，不能改变平衡组成
      • 1.4.2.5 平衡移动总规律
        • 吕 • 查德里原理
          • 如果对平衡施加一种作用，则平衡向着使这种作用减小的方向移动
          • 增加反应物浓度平衡向着正反应方向移动以消耗掉反应物，减少反应物浓度，平衡向逆反应方向移动，以弥补反应物
          • 增加压力，平衡向气体分子数减小的方向移动；降低压力，平衡向着增加气体分子数的方向移动
          • 升高温度，平衡向吸热方向移动；降低温度，平衡向放热方向移动
      • 例题
• 第二章 水溶液中的化学
  • 溶液的性质
    • 第一类性质（与溶质的本性及溶质与溶剂的作用有关）
      • 溶液的颜色
      • 密度
      • 导电性
    • 第二类性质（决定于溶质的粒子数，而与溶质的本性几乎无关）
      • 稀溶液的蒸汽压下降
      • 沸点升高
      • 凝固点降低
      • 渗透压
    • 稀溶液的依数性（第二类）
      • 与溶质的种类无关，只与溶液浓度相关的性质
  • 2.1 溶液的通性
    • 2.1.1 溶液的蒸气压下降
      • 蒸气压
        • （该温度下液体的）饱和蒸气压
          • 在密闭容器中，在液体的单位表面上，单位时间里，有N0个分子蒸发到上方空间中
          • 当密度达到一定数值时，凝聚的分子的个数也达到 N0 个
          • 蒸发=凝聚时，此时的压力
          • 符号 p0
        • 溶液的饱和蒸气压下降
          • 当溶液中溶有难挥发的溶质时，则有部分溶液表面被这种溶质分子所占据
          • 溶液这种平衡状态下的饱和蒸气压为 p，则有 p < p0
          • 结论：在相同的温度T下，溶液的饱和蒸气压p低于纯溶剂的饱和蒸气压p0
      • 拉乌尔定律
        • 定义：在一定温度T下，难以挥发非电解质稀溶液中溶剂饱和蒸气压下降值Δp与 溶质 的摩尔分数成正比
      • 摩尔分数
        • x(质) + x(剂) = 1
    • 2.1.2 溶液沸点升高
      • 只有当液体的饱和蒸气压和外界大气的压力相等时，气化才能在表面和内部同时发生
      • （此时的温度）沸点
      • 水溶液的沸点高于纯水
        • 由于溶液的饱和蒸气压的降低，导致溶液沸点升高
      • 沸点升高计算公式
        • • 溶液的沸点升高值与其质量摩尔浓度成正比
            • （溶质B的）质量摩尔浓度
              • 溶液中所含 溶质B 的物质的量与 溶剂 的质量之比
              • 符号 b(B)
              • 单位 mol/kg（前提是质量以kg为单位）
          • 沸点升高值
          • 沸点升高常数（比例系数）
            • 不同的溶剂 Kb 值不同
            • 单位
            • 最常见的溶剂H2O的
      • 凝固点降低公式
        • • 凝固点降低值
          • 凝固点降低常数
            • 最常见的溶剂H2O的
    • 2.1.3 渗透压
      • 渗透现象
        • 定义：溶剂透过半透膜，进入溶液的现象
        • 溶液的渗透压
          • 液面高度差造成的静压
          • 符号
          • 单位 Pa
          • • 注意物理量的单位
    • 2.1.4 电解质溶液的通性
      • 电解质溶液与非电解质溶液一样，具有蒸气压下降、沸点上升、凝固点下降和渗透压等性质，但其定量关系与稀溶液的依数性关系不相符
      • （同浓度溶液）沸点高低或渗透压大小顺序
        • 电解质越强越高（大）
        • A2B或AB2型强电解质>AB型强电解质>弱电解质溶液>非电解质溶液
        • 蒸气压或凝固点的顺序则相反
    • 2.1.5 稀溶液依数性的应用
      • 实验室中，经常用稀溶液的依数性质测定 难挥发性的非电解质的相对分子质量
        • 例题
      • 生产和科学实验中的应用
        • 汽车发动机中加入乙二醇，可使其在严寒中不结冰
        • 用含NaOH和NaNO2的水溶液，能使工件在140℃以上的水溶液中进行表面处理
        • 利用渗透压的知识，在输液时用0.9%的氯化钠和5%葡萄糖溶液
    • 例题
  • 2.2 酸碱平衡
    • 2.2.1 电解质的分类及其解离
      • 实验
        • 实验：比较电解质溶液的导电能力
        • 前提：相同条件
        • 现象：CH3COOH溶液（较暗）、NaCl溶液（亮）、乙醇溶液（不亮）
        • 结论：不同的电解质在相同条件下导电能力有差异
      • 电解质：在 水溶液 里或 熔融状态 下能导电的 化合物
        • 酸 H2SO4
        • 碱 NaOH
        • 盐 NaCl
        • 活泼金属氧化物 Na2O
      • 非电解质：在 水溶液 里和 熔融状态 下都不能导电的 化合物
        • 酒精、蔗糖
      • 强电解质：在 水溶液 里能 完全电离 的化合物
      • 弱电解质：在 水溶液 里不能 完全电离 的化合物
    • 2.2.1.2 电解质的解离
      • 强电解质 完全解离成离子，不存在解离平衡
      • 弱电解质 在水溶液中部分解离成离子，大部分以分子形式存在于溶液中
      • 离子方程式
        • 用 实际参加反应 的离子符号表示化学反应的式子
        • 书写规则
          • 1.凡是弱电解质（包括弱酸弱碱和水）、难溶物和气体都应写成 分子式
          • 2.只有易溶强电解质要写成离子
          • 3.未参加反应的离子都不写入
    • 2.2.2 水的解离和溶液的pH
      • 水的离子积常数（水的离子积）
        • 常温下：
      • 溶液中：
      • pH = - lg [ c (H+) ]
      • pOH = - lg [ c (OH-) ]
    • 2.2.3 弱电解质的酸碱性
      • 酸碱电离理论（旧）
        • 阿仑尼乌斯提出
        • 凡是在水溶液中电离出的阳离子都是氢离子的物质 是 酸
          • 盐酸、硫酸、磷酸
        • 凡是在水溶液中电离出的阴离子都是氢氧根离子的物质 是 碱
          • 氢氧化钠、氢氧化钙、氨水
      • 2.2.3.1 酸碱质子理论（布朗斯特-劳里酸碱理论）
        • 凡是能 给出质子 的物质都是 酸（酸是质子的给予体）
        • 凡是能 接受质子 的物质都是 碱（碱是质子的接受体）
        • 共轭关系
          • HA称为碱A-的“共轭酸”
          • A-称为酸HA的“共轭碱”
          • 酸给出质子后剩余的部分就是碱；碱接受质子后就变成了酸
        • 两性物质
        • 酸碱反应
          • 实质：两个共轭酸碱对之间的质子传递（质子转移）
          • 非水溶液中的酸碱反应，也是离子酸碱的质子转移反应
            • NH4Cl的生成
            • 液氨中的酸碱中和反应
        • 例题
      • 酸碱电子理论
        • 路易斯提出
      • 2.2.3.2 弱电解质的解离平衡
        • 一元弱酸弱碱的解离
          • 一元弱酸
            • 将醋酸的分子式 CH3COOH 简写成 HAc，其中Ac－ 代表醋酸根 CH3COO－
            • 醋酸的解离平衡
            • 醋酸的解离平衡常数
            • 弱电解质的解离常数 可以表达弱电解质的相对强弱。相同浓度下，Ka值大者酸性强
          • 一元弱碱
        • 解离度α和离子浓度计算
        • α与Ka的关系
          • ，可以近似计算1-α≈1
            • 不满足条件而进行近似计算，误差会很大
          • 稀释定律：在一定温度下（Ka为定值），某弱电解质的解离度随着其溶液的稀释而增大
          • 一元弱酸的H+浓度的近似计算公式
          • 一元弱碱的OH-浓度的近似计算公式
          • 例题
      • 多元弱电解质的解离平衡
        • 规律：第n+1步解离的平衡常数远远小于第n步解离的平衡常数
          • 从离子之间的静电引力考虑
            • 从带负电荷的 HS－中，再解离出一个带正电荷的 H+离子，要比从中性分子 H2S 中解离出一个H+难得多
          • 从平衡角度考虑
            • 第一步解离出的 H+对第二步解离产生同离子效应，抑制第二步解离
        • 第一步电离
        • 第二步电离
          • 近似有
        • 结论
        • 例题
    • 2.2.4 同离子效应和缓冲溶液
      • 2.2.4.1 同离子效应
        • 在弱电解质溶液中，加入与其含有相同离子的易溶强电解质而使弱电解质的解离度降低的现象
        • 例题
      • 2.2.4.2 缓冲溶液
        • 控制反应体系的pH，是保证反应正常进行的一个重要条件
        • 血液中的缓冲对
        • 缓冲溶液
          • 溶液中加入 少量的酸或碱 ，或者溶液中的化学 反应产生少量的酸或碱 ，或者使溶液 稀释 ，其pH无明显变化的溶液（控制体系pH）
          • 也可以由弱碱和弱碱盐组成
            • NH3•H2O 和 NH4Cl
          • • 缓冲溶液的pH由两项决定
              • 1.解离常数 Ka
              • 2.和弱酸、弱酸盐浓度之比的对数项
            • 公式中对数项的改变很小
            • 若加水稀释，c（酸）和 c（盐）的数值均变化为原来的n分之一，但两者的比值不变
        • 缓冲对
          • 定义：缓冲溶液中发挥作用的的弱酸和弱酸盐
          • 缓冲对的浓度越大，当加入强酸或强碱时其浓度值及其比值改变越小（抵制酸碱影响的作用越强），缓冲溶液的缓冲容量越大
        • 结论
          • 2.缓冲溶液的缓冲能力是有限的
          • 3.缓冲能力与缓冲溶液中各组分的浓度有关，c(HA)，c(B)及c(A-)或c(BH+)较大时，缓冲能力强
        • 例题
        • 缓冲溶液的缓冲性能的计算
          • 例题
        • 缓冲溶液的选择和配制原则
          • 所选择的缓冲溶液，除了参与和H+或OH–有关的反应以外，不能与反应系统中的其它物质发生 副反应
          • 例题
  • 2.3 沉淀溶解平衡
    • 2.3.1 沉淀溶解平衡与溶度积
      • 在一定温度下，将难溶电解质晶体放入水中时，就发生溶解和沉淀两个过程，当溶解和沉淀速率相等时，便建立了一种动态的多相离子平衡
      • 溶度积常数（溶度积）
      • 溶解度
        • 定义：在一定温度下，达到溶解平衡时，一定量的溶剂中含有溶质的质量
        • 符号 s
        • 通常以 饱和 溶液中每 100g水 所含溶质质量来表示（g /100g水）
        • 意义：实现沉淀溶解平衡时，溶解掉的某物质的体积摩尔浓度
        • 也可用溶液的浓度来表示（mol/L）
      • 溶度积（常数）与溶解度的相互换算
        • 注意这里是溶解度S，前面才有乘上化学计量数
        • 相同类型的难溶电解质，其Ksp大的s也大
        • 不同类型的难溶电解质不能直接用溶度积比较其溶解度的相对大小
      • 例题
        • • 看清楚单位g/L
    • 2.3.2 溶度积规则
      • 注意这里是浓度C，前面不用乘上化学计量数
      • 定义：沉淀—溶解平衡的反应商判据
      • 例题
      • 分步沉淀
        • 分步沉淀和共沉淀
          • 分步沉淀的次序
            • 1.与Ksp的大小及沉淀的类型有关
              • 沉淀类型相同，被沉淀离子浓度相同
              • 沉淀类型不同，要通过计算确定
            • 2.与被沉淀离子浓度有关
              • 当c(Cl-)>>c(I-)时，AgCl也可能先析出
          • 沉淀完全：溶液中某离子被沉淀剂消耗至
          • 例题
        • 同离子效应
          • 在难溶电解质溶液中加入与其含有相同离子的易溶强电解质，而使难溶电解质的溶解度降低
          • 例题
      • 2.3.2.3 沉淀溶解的方法
        • 生成弱电解质使沉淀溶解
        • 生成配合物使沉淀溶解
        • 通过氧化还原反应使沉淀溶解
      • 2.3.2.4 沉淀的转化
        • 结论
          • 沉淀类型相同，Ksp大（易溶）者向Ksp小（难溶）者转化容易，二者Ksp相差越大，转化越完全，反之困难
          • 沉淀类型不同。计算反应的K
        • 例题
          • • A.生成沉淀的先后还与离子的浓度有关
            • B.溶度积大的沉淀和溶度积小的沉淀可以相互转化
  • 2.4 配位平衡
    • 2.4.1 配位化合物的基本概念
      • 配位单元：由中心原子(离子)和几个配体分子(离子)以配位键相结合而形成的复杂分子或离子
      • 配位化合物（络合物）：含有配位单元的化合物
      • 2.4.1.1 配位化合物的组成及命名
        • 中心离子或原子
          • 过渡金属离子或原子
          • 高价非金属元素（P，Si，B等）
        • 配体（配位体）
          • 分子配体
          • 离子配体
          • 单基配体
          • 多基配体
        • 配位原子
          • 配体中给出孤对电子与中心直接形成配位键的原子
        • 配位数：配位原子数
        • 单齿配体：形成体的配位数等于配位体的数目
        • 多齿配体：形成体的配位数等于配位体的数目与基数的乘积
        • 螯合物
          • 由中心离子和多齿配体所形成的具有环状结构的配合物
          • 螯合剂
            • 能和中心离子形成螯合物的含有多齿配体的配位剂
        • 例题
          • • 配位数是指与中心原子形成的配位键数，一个配位体可以与中心原子形成多个配位键
      • 2.4.1.2 配合物的化学式和命名
        • 配酸：×××酸
        • 配碱：氢氧化×××
        • 配盐：先阴离子后阳离子，简单酸根加“化”字，复杂酸根加“酸”字
        • 配合物的命名原则
          • 1.配体数（以二、三、四表示）
          • 2.配体名称
            • 常见配体
              • F- 氟
              • Cl- 氯
              • OH- 羟
              • CN- 氰
              • 硝基
              • 亚硝酸根
              • 硫氰根
              • 异硫氰根
              • 苯
              • NO 亚硝酸
              • CO 羰基
              • H2O 水
              • NH3 氨
              • （O2） 双氧
            • 配体次序
              • 先阴离子，后阳离子，最后分子
                • K[PtCl3NH3]：三氯•氨合铂(Ⅱ)酸钾
              • 同类配体，按配位原子元素符号的英文字母顺序排列
                • [Co(NH3)5H2O]Cl3：氯化五氨•水合钴(Ⅲ)
              • 配位原子相同，少原子在先
                • [PtNH2NO2(NH3)2]：氨基•硝基•二氨合铂(Ⅱ)
              • 配位原子相同，且配体中含原子数目又相同，按非配位原子的元素符号英文字母顺序排列
              • 先无机后有机
                • K[PtCl3(C2H4)]：三氯•乙烯合铂(Ⅱ)酸钾。
              • eg
          • 不同配体“·”分开
          • 3.合
          • 4.中心原子名称（氧化态值）（以罗马数字Ⅱ、Ⅲ、 Ⅳ表示）
      • 例题
    • 2.4.2 配合物的配位平衡
      • 2.4.2.1 配合物的稳定常数
        • 稳定常数 的值越大，表示配位反应进行得越彻底，配位化合物越稳定
        • 符号 K稳
        • 配位数相同 的配离子，K稳 愈大，配离子的稳定性愈大
        • 配位数不同 的配离子，不能直接比较二者的稳定性
        • • K不稳 越大，解离反应越彻底，配离子越不稳定
        • 配位单元的新成可以认为是分步进行的
          • 逐级稳定常数：K1，K2，K3，K4
        • 例题
        • 许多种难溶的无机盐，可由于其金属离子生成配位单元而溶解
    • 2.4.3 配位反应的应用
      • 1.在元素分离分析中
      • 2.在电镀工业中
      • 3.在湿法冶金中
      • 4.在生物化学中
    • 例题
• 易错点
  • 1.分辨单位
  • 2.部分例题符号有误，结果不一定正确