普通化学考研复习资料一

2010年《普通化学》考研辅导资料之一

——《普通化学》考研内容精选

第一章 化学反应的基本规律 一、基本知识点：

1、体系的状态函数

（1）体系—人为规定研究对象的物质系统。

敞开体系：体系与环境有物质和能量交换。

封闭体系：体系与环境无物质交换，但有能量交换。 孤立体系：体系与环境无物质交换，又无能量交换。

（2）状态—体系中一切性质的总和。

广度性质：表现体系量的特征（与体系中物质的量成正比），例如体积V 、

质量m 、热容C 、

热力学能U 、焓H 、熵S 、吉布斯自由能G 等，具有加和性。 强度性质：表现体系质的特征（与体系中物质的量无关），例如温度T 、压

力P 、浓度c 、

密度ρ 等，不具有加和性。

（3）状态函数—由状态所决定的每一种理化性质，统称为体系的状态函数。或能

决定状态的性质和

以一定关系随这些性质而变化的其它性质，统称为体系的状态函数。例如T、P、V

和H = U + pV 、 G = H–TS 等。

(4)状态函数特征—其变量仅与状态有关，而与变化途径无关。例如??dT?0（循环过程）

其数学处理可用全微分的概念，H其微量变化可用dH表示，而热Q是由于体系与环

境的温度差别而引起的能量传递量，Q的数值会随具体途径而变化，故热Q不是状态函数，其微量变化要用δQ表示。因为在等压过程

中，Qp = △H ，所以dH =δQp。

2、热力学第一定律（化学反应中的能量守恒）

(1) 热力学能（内能）U —是体系内部各种能量的总和。是体系自身的性质，是

广度性质，是体系

的一种状态函数。其绝对值无法确定，但其变量△U 只取决于体系

的始、终态。

（2）热力学第一定律数学表达式: △U = U2– U1 = Q + W = Qv (等容反应热)

（3）等压反应热与焓：H = U + pV ， △U = Qp + W ，△H = Qp

所以焓也是体系的一种状态函数。其绝对值也是无法确定，但其变

量△H 只取决于体系的始、终态。其是体系的广度性质，具有加和

性。

（4）盖斯定律——化学反应的反应热只与反应体系的始、终态有关，而与其变化

的途径无关。

?rHm????fHm???产物?????fHm??反应物???vB??fHm??B?

B（5）

?rHmT???rHm?298.15K???rHm?

3、热力学第二定律：孤立体系中所发生的任意过程总是向着熵增大的方向进行。

（1） 熵（S ）——是体系的状态函数，是量度体系混乱度的函数。 （2） 标准熵

Sm?T?：在标准状态下，1mol某纯物质从0 K慢慢升温到T K

时两状态间的熵变。

（3） ?S孤立??S体系??S环境 （4）

4、热力学第三定律：在热力学温度0K 时，任何纯物质的熵值为零。

（1）?S?S?T??S0?S?T??0?S?T? （2） （3）

SmSm??rSm???S?m产物???Sm??反应物???vB?Sm??B?B

S?0

g??Sm??l??Sm??s? ?T2??Sm??T1?(T?T?T)

?T3??Sm?? （4） ?rSm?T???rSm??298.15K???rSm??5、化学反应的自发性判据 （1）

?rHm??rSm?? 该化学反应在任何温度下能自发进行。

?? （2） ?rHm?0,?rSm?0 该化学反应在任何温度下不能自发进行。

?? （3） ?rHm?0,?rSm?0 该化学反应在低于某温度下能自发进行。

?? （4） ?rHm?0,?rSm?0 该化学反应在高于某温度下能自发进行。

6、吉布斯自由能与化学反应的自发性判据 （1） （2）

G?H?TS?G??H?T?S

?rGm?298.15K???rGm??rHm?298.15??rSm

??? （3） ?rGm??T???rHm??T?rSm

? （4） （5）?rGm?rGm??rGm????Gmf?产物????fGm??反应物???vB??fGm??B?

B?rGm?T??0 该化学反应在某温度标准状态下能自发进行。

?T??0 该化学反应在某温度标准状态下不能自发进行。 ?T??0 该化学反应在某温度标准状态下处平衡状态。

?T??0 或 ?rGm??T???40KJ。molˉ

?1

1

? （6）?rGm状态下能自发进行。

该化学反应在某温度非标准

?rGm?T??0或?rGmmolˉ 该化学反应在某温度非标准状态下不能自?T???40KJ。

发进行。

?rGm?T??0 该化学反应在某温度非标准状态下处平衡状态。

7、热力学等温、等压方程式：

（1） ?rGm?T???rGm （2） （?rGm???T??RTlnJ?

?rGmT???rGm?T??2.303RTlgJ

?rGm?T??03

?）n????T RT 30时

3，

lgT???RTlKK2??T? . 8、化学反应限度——化学平衡

（1） 化学平衡的特征：是在一定温度下，化学反应建立的相对的一种动态平

衡。其特征可用

平衡常数表示。

（2） 标准平衡常数

学平衡常数。

对某一反应而言，标准平衡常数的数值仅与温度有关。

（3） 对气相反应

0??KT?可用热力学等温、等压方程式求得，故又称热力

?BvBBg?而言：

K?T????pBB/p???B

若为溶液中溶质的 反应

K?0??vBBB而言：a?q?T????Bc/B??c

?B（4） 多重平衡规则：某总反应为若干个分步反应之和（或之差）时，则总反

应的平衡常数为

这 若干个分步反应平衡常数的乘积（或商）。

9、化学反应速率

（1） 基元反应（简单反应）为一步到底的反应。非基元反应（复杂反应）为

多步基元反应组成，

其化学反应速率由其中最慢一步基元反应决定。

（2） 化学反应进度

???nBvB 单位：mol

（3） 化学反应速率

??1dcB 单位：mol.dmˉ3.sˉ1 ?vBdt1

临界

（4） 反应的活化能 Ea（60?250 kj.molˉ） Ea=E-E平均

（5） 质量作用定律 ??k?cA?cB （x,y的数值由实验决定）

（5） 反应速率常数（k）为当c(A)=c(B)=1 mol.dmˉ时的反应速率。对某一

反应而言，反应速率常数的数值与温度有关,此外与反应的活化能有关.使用适当的催化剂可改变活化能.

（6） 化学反应速率与反应速率常数及浓度有关.另外在多相体系中,其化学反

应速率还与相界面的大小有关.

3

二、重点及难点

1、化学反应方向的判断 （1）?rGm?T??0 该反应向正反应方向进行（反应自发）

?rGm?T??0 该反应向逆反应方向进行（反应非自发） ?rGm?T??0 该反应处平衡状态

（2）?rGm?T??RTln?JK??T??rGmT??2.303RTlgJK??T?

若J?KJ?K?J?KT? 该反应向正反应方向进行（反应自发）

?T? 该反应向逆反应方向进行（反应非自发） ?T? 该反应处平衡状态

?? （3）?rGm行（反应自发）

?rGm??T???40 KJ。molˉ

?1

K?T??1.0?10该反应向正反应方向进

7?T???40 KJ。molˉ

1

K?T??1.0?10?7该反应向逆反应方向进行（反应非

自发）

?? （4）?rHm?0,?rSm?0 该化学反应在低于某温度下能自发进行

T??rHm?rSm??

?rHm?0,?rSm?0 该化学反应在高于某温度下能自发进行

??T??rHm?rSm??

KK?2、化学反应的标准平衡常数与温度的关系 lg?T2????rHm?T2?T1???T1?2.303RT1T2

3、化学反应的反应速率常数与温度的关系 lgk2k1?Ea?T2?T1?2.303RT1T2

三、计算题中运用的计算公式使用条件和注意事项 1、某化学反应标准摩尔焓变的计算： ?rHm????fHm??产物????fHm??反应物???vB??fHm??B?

B使用条件——要依据已给定的某化学反应来进行计算，故其与化学反应式的书写形式有关。 注意事项——不要忘记化学反应式中的化学计量数。

?rHm??T???rHm??298.15K???rHm?

使用条件——在任何温度下某化学反应标准摩尔焓变可近似等于298.15K时该化学反应的

标准摩尔

焓变，因为某化学反应标准摩尔焓变与温度关系不大。

注意事项——不要忘记化学反应式中的化学计量数，其单位为kj.molˉ1。

?rGm??T???rHm??T?rSm

?使用条件——利用在某温度下某化学反应的标准摩尔吉布斯自由能变及298.15K时该化学

反应的

标准摩尔熵变来进行计算。也因为某化学反应的标准摩尔熵变与温度关系不大。

注意事项——式中的吉布斯自由能变与温度有关，故要使用该温度下的吉布斯自由能变进

行计算，

注意使用的单位要一致。因为其中化学反应的标准熵变的单位为

j.molˉ1.Kˉ1.

lgKK??T2????rHm?T2?T1???T1?2.303RT1T2

使用条件——利用在不同温度下该化学反应的标准平衡常数来进行计算。

注意事项——注意使用的单位要一致。因为式中的标准气体常数R的单位为j.molˉ1.Kˉ

1

.

2、某化学反应标准摩尔熵变的计算：

?rSm?????S?产物???S?反应物???vmmB?SmB??B?

使用条件——要依据已给定的某化学反应来进行计算，故其与化学反应式的书写形式有关。

注意事项——不要忘记化学反应式中的化学计量数。化学反应标准熵变的单位为

j.molˉ1.Kˉ1.

Sm??T??Sm??298.15K??Sm??rSm?T???rSm?298???rSm

???使用条件——在任何温度下某物质的标准摩尔熵等于298.15K时的标准熵，同样在任何温

度下某

化学反应的标准摩尔熵变可近似等于298.15K时该化学反应的标

准摩尔熵变。因为某

化学反应标准摩尔熵变与温度关系不大。

注意事项——不要忘记化学反应式中的化学计量数，故其与化学反应式的书写形式有关。

其单位为j.molˉ1 Kˉ1.

?rGm??T???rHm??T?rSm

?使用条件——利用在某温度下某化学反应的标准摩尔吉布斯自由能变及298.15K时该化学

反应的标准

摩尔焓变来进行计算。也因为某化学反应的标准摩尔焓变与温度关

系不大。

注意事项——注意使用的单位要一致。因为式中的标准吉布斯自由能变及标准焓变的单位

为kj.molˉ，

而式中的标准熵变的单位为j.molˉ1.Kˉ1.

3、某化学反应标准摩尔吉布斯自由能变的计算： ?rGm??1

??fGm??产物????fGm??反应物???vB??fGm??B?

B使用条件——式中的标准摩尔吉布斯自由能变是指在298.15K时的化学反应标准摩尔

吉布斯自由能变。同样要依据已给定的某化学反应来进行计算，故其与化学反应式的书写形式有关。

注意事项——不要忘记化学反应式中的化学计量数。其单位为kj.molˉ1。

?rGm??T???rHm??T?rSm

?使用条件——式中的标准摩尔吉布斯自由能变是指在任何指定温度T K 时的化学反应标准

摩尔吉布斯自由能变。利用该化学反应的标准摩尔焓变、该化学反应的标准摩尔熵变及指定温度

T K来进行计算。

注意事项——注意使用的单位要一致。因为式中的标准吉布斯自由能变及标准焓变的单位

为

kj.molˉ1，而式中的标准熵变的单位为j.molˉ1.Kˉ1.

?rGm?T???rGm??T??RTlnJ?rGm?T???rGm??T??2.303RTlgJ

使用条件——式中的摩尔吉布斯自由能变是指在任何指定温度T K 时的化学反应非标准摩

尔吉布斯自由能变。利用该化学反应在该温度下的标准摩尔

吉布斯自由能变和该化学反应在非平衡

状态时的浓度商或分压商来进行计算。

注意事项——注意使用的单位要一致。因为式中的非标准摩尔吉布斯自由能变和标准摩尔

吉布斯自由能变的单位为kj.molˉ1，而式中的标准气体常

11

数R的单位为j.molˉ.Kˉ；另外要注意式中的浓度商和分压商是指相对浓度商和相对分压商，是无量纲的。

?rGm??T???RTlnK??T???2.303RTlgK??T?

摩尔吉布斯自由能变。可利用该温度下的标准平衡常数来进行计算。

使用条件——式中的标准摩尔吉布斯自由能变是指在任何指定温度T K 时的化学反应标准

注意事项——注意使用的单位要一致。因为式中的标准摩尔吉布斯自由能变的单位为

kj.molˉ，而式中的标准气体常数R的单位为j.molˉ.Kˉ

1

1

1

；另外要注意式中的标准平衡常数是无量纲的。

?????rGm??nFE电池?rGmT??nFE?E?T???nFE电?????池?

使用条件——某一氧化还原反应的摩尔吉布斯自由能变可利用该反应组成原电池的原电

池电动势来进行计算；那么其标准摩尔吉布斯自由能变可利

用该反应组成原电池的标准原电池电动势来进行计算。其温度一般指298.15K。

注意事项——式中的F是法拉第常数，即96485C.molˉ1，电动势E的单位为V ，则其标

准摩尔吉布斯自由能变和非标准摩尔吉布斯自由能变的单

位为j.molˉ.

4、某化学反应能自发进行的临界温度的计算：

T??rHm?rSm?1

?

使用条件——当某化学反应的?rHm??0,?rSm??0时可使用此式来进行计算。 注意事项——注意使用的单位要一致。因为式中的标准摩尔焓变的单位为kj.molˉ1。而

式中的标准摩尔熵变的单位为j.molˉ1.Kˉ1.

T??rHm?rSm??

使用条件——当某化学反应的?rHm??0,?rSm??0时可使用此式来进行计算。 注意事项——注意使用的单位要一致。因为式中的标准摩尔焓变的单位为kj.molˉ1。而

式中的标准摩尔熵变的单位为j.molˉ1.Kˉ1.

5、某化学反应的标准平衡常数的计算：

K??T????pBB/p???B

0?使用条件——对气相反应

?vBBBg?，可使用此式来进行计算。

注意事项——式中的分压是指化学反应处平衡状态时，反应物和生成物的相对分压。若是

多相反应，

则分压是指化学反应处平衡状态时，气体反应物和气体生成物的相对分压。另外其数值 与化学反应式中的化学计量数有关，即与化学反应式的书写形式有关。

K??T????cBB/c???B

0?使用条件——对溶液中溶质的反应

?vBBBaq?，可使用此式来进行计算。

注意事项——式中的浓度是指化学反应处平衡状态时，反应物和生成物的相对浓度。若是

多相反应，

则浓度是指化学反应处平衡状态时，溶液中溶质的相对浓度。另外其数值与化学反应

式中的化学计量数有关，即与化学反应式的书写形式有关。而且

平衡常数表达式中不

包含纯液体、纯固体和水溶液中的水的浓度项。

K??K?K?1?2K??K1??K2

使用条件——对于多重平衡体系而言，某总反应为若干个分步反应之和（或之差）时，则

总反应的平衡常数为这若干个分步反应平衡常数的乘积（或商）。

注意事项——平衡常数是无量纲的，其数值与化学反应式中的化学计量数有关，即与化学

反应式的书写形式有关。

?rGm??T???RTlnK??T???2.303RTlgK??T?

的非标准摩尔吉布斯自由能变对于零时，该化学反应处于平衡状态。

使用条件——可利用该温度下的标准摩尔吉布斯自由能变来进行计算。因为当某化学反应

注意事项——注意使用的单位要一致。由于式中的标准摩尔吉布斯自由能变单位为

kj.molˉ1。而式中的标准气体常数R的单位为j.molˉ1.Kˉ

1

。

lgK??298K??nE??电池?0.059v

使用条件——某一氧化还原反应处于平衡状态时，可使用此式来进行计算。

注意事项——式中的电池电动势是指标准原电池电动势。

6、化学反应的反应速率计算：

??k?cA?cB （x,y的数值由实验决定）

xy使用条件——对基元反应而言，式中x=a,y=b；对非基元反应而言，其反应速率由其中最

慢的一步

基元反应决定，x,y的数值由实验决定。

注意事项——式中反应速率的单位为mol.dmˉ3.sˉ1，浓度单位为mol.dmˉ3，而反应速率

常数k的

单位可由该反应的反应级数（x + y）决定。但是也可认为反应速率常数k是无量纲的。

lgv2v1?lgk2k1?Ea?T2?T1?2.303RT1T2

使用

的反应速率。

——利用反应的活化能和某一温度下的反应速率，来计算另一温度下

注意事项——注意使用的单位要一致。因为活化能的单位为kj.molˉ1，而标准

气体常数R的单位

为j.molˉ.Kˉ。

7、化学反应的活化能计算：

lgv2v1?lgk2k1?Ea?T2?T1?2.303RT1T21

1

使用条件——利用不同温度下的反应速率，来计算该反应的活化能；或利用不同温度

下的反应速率

常数，来计算该反应的活化能。

注意事项——注意使用的单位要一致。因为活化能的单位为kj.molˉ1，而标准

气体常数R的单位

为j.molˉ1.Kˉ1。

8、化学反应的反应速率常数k测定和计算： ??k?cA?cB

xy使用条件——利用实验测定，反应速率常数k是指单位浓度时的反应速率。 注意事项——实验时，可改变某一反应物的浓度多次，再改变另一反应物的浓度多次，

来测定该反

应的反应级数，并且可计算该反应的反应速率常数k。

lgv2v1?lgk2k1?Ea?T2?T1?2.303RT1T2

使用条件——利用反应的活化能和某一温度下的反应速率常数，来计算另一温度下的

反应速率常数。

注意事项——注意使用的单位要一致。因为活化能的单位为kj.molˉ1，而标准气体

常数R的单位

为j.molˉ.Kˉ。

1

1

第二章水基分散系

一、基本知识点：

1、分散体系（分散质、分散剂）；可分溶液、胶体及粗分散体系。 2、稀溶液的依数性（稀溶液的通性）——拉乌尔定律 （1） 蒸气压下降

?p?nBnAp??T?

?Tb?kbp?m（2） 溶液的沸点升高

p

（3） 溶液的凝固点降低 ?Tf.p?kf.p?m

（4） 渗透压

??nRTV?cRT

3、胶体分散体系——是一种高度分散的多相不均匀体系

（1） 胶体的种类：溶胶（分散剂为液体的分散体系，分散质可为气体、液体和

固体） 气溶胶（分散剂为气体的分散体系）

（2） 胶体的结构：胶团=胶粒（胶核+电位离子+吸附层反离子）+扩散层反离子 例如：

??AgI??nAg???n?x?NO3??m??x??AgI??nI?1??n?x?K??m???xNO3 （正溶胶）

?x??xK （负溶胶）

?（3） 胶体的稳定性与破坏

稳定性：胶体的颗粒小、分散度高、表面积大有很大的表面能，而且

处于强烈的布郎运动之中，由于相同电性的胶粒可通过静电作用相互排斥，所以具有稳定性。

溶胶的破坏：由于加入电解质、加热、改变酸度、浓度和利用相反电性的溶胶间互相作用等方法，可使胶体的稳定性被破坏，产生聚沉作用。

溶胶的保护作用：由于加入高分子化合物，其被吸附在胶粒表面，使胶粒不易互相接触，因而显著地增加了胶体的稳定性。

溶胶的敏化作用：由于加入少量高分子化合物，其不能完全覆盖胶粒表面，反而会使胶粒吸附在高分子的分子链上，变得易于聚沉而产生絮凝作用。

溶胶的胶凝作用：高分子溶液和某些溶胶，在适当的条件下，整个体

系会转变成一种弹性半固体状态的凝胶（冻胶）。但某些凝胶

经过机械搅动后，又会变为溶胶，静置时又会变为凝胶，此现象称为触变作用。

二、 重点及难点

1、

溶液通性的定性分析：与分散体系中分散质的粒子数多少有关，若粒子数愈多，则该溶液的通性愈明显。即该溶液的蒸气压下降得愈多，其溶液的沸点升高、凝固点降低得愈多，其溶液具有愈高的渗透压。所以在浓度相同条件下进行比较，溶液通性强电解质比弱电解质明显；弱电解质又比非

2、

电解质明显。

溶液的依数性定量计算：

nBnAp?（1） ?p??T? 式中

P?T?为该温度下纯溶剂的饱和蒸气压

为溶质的质量摩尔浓度

（2） ?Tb.p?kb.p?m?Tf.p?kf.p?m 式中

WM'上式中的m?所以式中的W

'

似计算。

注意事项——注意一元弱酸弱碱的近似计算的条件，（弱酸弱碱的电离常数一般小于

10-5，弱酸弱碱

的浓度不太稀的条件下，Ko/ C 小于10条件下，可用近似公式

计算）。一元弱酸弱碱

的浓度可用起始浓度来代入近似计算。 2、一元弱酸弱碱溶液的酸度计算：

?H?????Ka?C/C??-4

?OH??????K??b?C/C

Kb?C/C?????PH??lg??H???lgKa?C/C??PH?14?lg??OH??14?lg

使用条件——适用于纯一元弱酸弱碱的溶液。利用一元弱酸弱碱的电离常数及浓度来

近似计算。

注意事项——注意一元弱酸弱碱的近似计算的条件，（弱酸弱碱的电离常数一般小于

10-5，弱酸弱碱

的浓度不太稀的条件下，Ko/ C 小于10-4 条件下，可用近似公式

计算）。一元弱酸弱碱

的浓度可用起始浓度来代入近似计算。

3、一元弱酸弱碱溶液的电离度计算： ??KaC/C????K?b?C/C 使用条件——适用于纯一元弱酸弱碱的溶液。利用一元弱酸弱碱的电离常数及浓度来

近似计算。

注意事项——注意一元弱酸弱碱的近似计算的条件，（弱酸弱碱的电离常数一般小于

10-5，弱酸弱碱

的浓度不太稀的条件下，Ko/ C 小于10-4 条件下，可用近似公式

计算）。一元弱酸弱碱

的浓度可用起始浓度来代入近似计算。

?H???OH?????????100%???100% ??C/CC/C使用条件——适用于纯一元弱酸弱碱的溶液。利用一元弱酸弱碱的氢离子浓度、氢氧

根离子浓度来近

似计算。

注意事项——注意一元弱酸弱碱的近似计算的条件，（弱酸弱碱的电离常数一般小于

10-5，弱酸弱碱

的浓度不太稀的条件下，Ko/ C 小于10条件下，可用近似公式

计算）。一元弱酸弱碱

的浓度可用起始浓度来代入近似计算。

Ka??-4

KWKb??Kh??KWKa??Kh??KWKb??

使用条件——适用于纯一元弱酸弱碱电离平衡体系中，共轭酸碱对电离常数之间的关系计

算。

注意事项——依据酸碱质子理论，盐类水解反应可认为是酸碱反应，故其水解常数与对应

的共轭酸碱

的电离常数之间的关系也如此。那么纯盐类溶液的酸度计算、水

解度的计算也可参照一

元弱酸弱碱的有关计算。

4、多元弱酸弱碱溶液的酸度计算：

?H?????Ka1?CH2A/C???????lgPH??lg?H??K?a1?CH2A/C? ?CB?OH?/C2?OH?????Kb1?CB?OH?/C2????14?lgPH?14?lg?OH??K?b1?

使用条件——适用于纯多元弱酸弱碱电离平衡体系中，而且满足Koa1/ Koa2 大于104，

则可近似作一

元弱酸弱碱溶液处理；同时又满足Koa1/ C小于10-4 条件下，也可用近似公式计算。

注意事项——式中的浓度可用多元弱酸弱碱的起始浓度来代入近似计算。

?A2???K?a2?H????HA?? ??????使用条件——适用于纯多元弱酸电离平衡体系中，而且满足Koa1/ Koa2 大于104，则

可近似作一

元弱酸弱碱溶液处理；同时又满足Koa1/ C小于10-4 条件下，也可

用近似公式计算。

注意事项——对于纯多元弱碱电离平衡体系中，可参照此条件进行近似计算。

Ka1??KWKb2??Ka2??KWKb1????NH4?Kh???1Kb?KW2??Kh2??KWKb1??

使用条件——适用于纯多元弱酸电离平衡体系中及二元盐类水解平衡体系。

注意事项——依据酸碱质子理论，此盐类是二元弱酸电离平衡体系。其水解常数与对应的

共轭碱

的电离常数之间的关系也如此。 Kb1??????KWKa2Kb2??KWKa1Kh1??KWKa2??Kh2??KW??Ka1

使用条件——适用于纯多元弱碱电离平衡体系中及二元盐类水解平衡体系。

注意事项——依据酸碱质子理论，此盐类是二元弱碱电离平衡体系。其水解常数与对应的

共轭酸

的电离常数之间的关系也如此。

5、缓冲溶液的酸度计算：

?HAc??HAc???H???K?a?PH?PKa?lg ?????Ac??Ac?????使用条件——适用于弱酸与其共轭碱组成的缓冲溶液体系。

????Ac??，?HAc?是指该弱酸的浓度，而?Ac??是指该弱酸注意事项——式中?H??????对应的共轭碱

的浓度。

?NH3??NH3???OH???K?b? PH?14?PK?lgb???NH4???NH4??????使用条件——适用于弱碱与其共轭酸组成的缓冲溶液体系。

??注意事项——式中????，?NH3?是指该弱碱的浓度，而?NH4??是指?OH???NH4???该弱碱对应的

共轭酸的浓度。

6、难溶电解质的溶解度计算：

AB型

S?K?spAB??C

?A2B型

?B??S?3K?spA2B?4?C??A???S??C???2S/C? ?AB2型 S?3K?sp?AB2?4?C??A2???2S/C????B???SC? ??使用条件——适用于难溶电解质在纯水中的溶解度计算，即在饱和水溶液中的溶解度。

注意事项——式中的溶解度是指达到难溶电解质的沉淀溶解平衡时的离子的浓度，其单位

是mol.dmˉ3，注意其溶解度是指达到难溶电解质的沉淀溶解平衡时哪个离子的浓度，但一般指其金属离子的浓度。

AB型在KB溶液中的溶解度 S?Ksp?AB??KB??C??B???KB? ???A2B型在K2B溶液中的溶解度 S??B2?????K2B?

Ksp?Ksp?A2B???C?K2B?AB2型在KB溶液中的溶解度 S?AB2?2?KB??C??B????KB? ??使用条件——适用于难溶电解质在含有相同离子的混合溶液中溶解度计算。

注意事项——注意相同离子的同离子效应，可使其溶解度下降；若在不含有相同离子的混

合溶液中

则会发生盐效应，会使其溶解度上升。

7、难溶电解质的有关溶度积规则计算：

Qi?Ksp 溶液中有沉淀生成

?Qi?Ksp 溶液中无沉淀生成

Qi?Ksp 溶液处于沉淀溶解平衡，为饱和溶液。

??使用条件——适用于难溶电解质在多种混合溶液中体系，包含多相体系。

注意事项——式中的离子积是指溶液中难溶电解质相关的起始离子浓度的乘积，并且

要注意这些离子

是由哪个物质提供及其解离后间接提供。 8、难溶电解质的分步沉淀计算：

?Ag?????Ksp??AgI???I?????Ag?????'Ksp??AgCl??Cl????

?I????残留?Ksp?AgI??'?Ksp?Ag?????Cl?AgI????? ?Ksp?AgCl??使用条件——溶液中含有两种或多种负离子，向混合溶液中滴加沉淀剂的体系。

注意事项——控制沉淀剂的量，使溶液中几种相似离子分别先后沉淀，而不相

互干扰。即当后一种离

子开始沉淀时，前一种离子的残留浓度小于10-5 mol.dmˉ3，则可认为不相互干扰，

可分步沉淀。注意当后一种离子开始沉淀时，两种难溶电解质的

沉淀溶解平衡同时成立。同样溶液中含有两种或多种正离子，向混合溶液中滴加沉淀剂的体系也可参照此方法。

9、金属离子的配合率及配合后溶液中残留金属离子的浓度计算： ??c已配合金属离子浓度c金属离子起始浓度?100%?c金属离子起始浓度?c平衡时金属离子浓度c金属离子起始浓度?100%

使用条件——金属离子在有配合剂存在的水溶液中的配位解离平衡状态。 注意事项——由于一般金属配离子的稳定常数较大，故一般可认为其配合率可达100%。

但是不等于

溶液中根本不存在金属离子，这里所指的溶液中残留金属离子浓度

是指达到配位解离

平衡状态时的金属离子的浓度。一般其数值很小，可通过其配离子

的配位解离平衡常

数表达式来计算。

10、配合解离平衡时溶液中所需配合剂的浓度计算：

c配合剂?c起始?nc金属离子起始浓度?nc残留金属离子浓度?c起始?nc金属离子起始浓度

使用条件——金属离子在有配合剂存在的水溶液中的配位解离平衡状态。

注意事项——这里所指的配合剂的浓度是指达到配位解离平衡状态时的配合剂浓度，而配

合解离平

衡时溶液中所需配合剂的浓度是指配合剂的起始浓度。n是指金属

离子的配位数。

11、金属离子在两种不同配合剂存在时的有关计算： ?Ag?NH3???2????aq??2CN??????Ag?CN?aq?????K?K??2???aq??2NH3?aq?

???K???Ag?CN??2??NH?2??Ag??3????2?稳?Ag?CN???2??Ag?NH???CN???Ag?32?????????稳?Ag?NH3??2????

使用条件——同一种金属离子在有两种不同配合剂存在时的配位解离平衡状态。

注意事项——首先要求出其总的平衡常数，然后进行有关计算。此时两种配位解离平

衡应该同时成立。

12、氧化还原电对的电极电位计算：

??a氧化型 + n e-????b还原型

E?氧化型/还原型??E??氧化型/还原型???氧化型/还原型??RTnFln??氧化型????还原型??lgab

aE?氧化型/还原型??E?0.059vn??氧化型????还原型??b

使用条件——适用某一氧化还原电对的电极反应，即原电池的半反应。

注意事项——依据能斯特方程式，T（298.15K），F（96485 C·molˉ1）。某一氧化还

原电对的

电极电位数值与其氧化还原电对的电极反应书写方式无关。

13、原电池的电动势计算：

E o（电池）= E o（+）- E o（-）= E o（氧化剂）- E o（还原剂）

E（电池）= E（+）- E（-）= E （氧化剂）- E （还原剂）

E电池?E氧化剂?E还原剂?E?电池?0.059vnlgJc?E?氧化剂?E?还原剂?0.059vnlgJc

使用条件——标准原电池的电动势是指参与电池反应的离子浓度均为1.0

mol.dmˉ，参与电池

反应的气体分压均为100Kp；非标准原电池的电动势不是如此。

3

注意事项——此体系并非氧化还原平衡体系。所以所有参与电池反应的离子

浓度及气体分压均为

非氧化还原平衡时的相对离子浓度和相对气体分压。

14、氧化还原反应的平衡常数计算：

lgK??298K??nE??电池??0.059vnE?电池

nE????E???????10nE??氧化剂?E?还原剂?

K??298K??100.059v?100.059v0.059v

使用条件——适用于氧化还原平衡体系，此时原电池的电动势等于零。

注意事项——此体系所有参与电池反应的离子浓度及气体分压均为氧化还原平衡时

的相对离子

浓度和相对气体分压。n是配平后电池反应中的电子得失数。

15、氧化还原反应的ΔrG m及Ko（T）关系计算：

??ΔrG m = - nFE（电池）；ΔrG om = - nFE o（电池）；?rGm??2.303RTlgK

使用条件——适用于298.15K温度下的电池反应（氧化还原反应）。前式为

非平衡体系，后式

为平衡体系。

注意事项——由此前两式计算而得的电池反应（氧化还原反应）非标准吉

布斯自由能变和标准吉

布斯自由能变单位均为j.molˉ。后式中的温度也为298.15K，

那么其平衡常数是

指298.15K时的平衡常数。 16、电解过程的超电位、超电压及分解电压的计算：

1

E分解电压 = （ E析出 ）阳极 -（ E析出 ）阴极

E理论分解电压 = （ E理论析出 ）阳极 -（ E理论析出 ）阴极 E实际分解电压 = E理论分解电压 + ΔE超 ΔE超 = │η阳极│+ │η阴极│

使用条件——电解过程的阳极上，应该是发生氧化反应，由溶液中电极电位代数值

最小的电对放电；

电解过程的阴极上，应该是发生还原反应，由溶液中电极电位代数值最大的电对放电。

电极上的理论析出电位，由能斯特方程式计算；电极上的实际析出电位等于理论析

出电位与超电位之和。

注意事项——阳极上的超电位为正（增大），而阴极上的超电位为负（减小）。电解

过程的超电压

为阴、阳极超电位绝对值之和。

17、沉淀溶解平衡与弱酸弱碱电离平衡有关计算：

M2?aq??H2S?aq??MS?s??2H?H????S2???????M??2?2??aq?

K????H2S???S2???????K?a1?H2S??K?a?H2S? ?Ksp?MS?2金属硫化物开始沉淀时的[H+]应满足下列条件：

? ??H?开始??Ka1?H2S??Ka2?H2S???H2S????MK?sp2???起始?MS?+

?金属硫化物完全沉淀时的[H]应满足下列条件：

Ka1H2S??Ka2?H2S???H2S??10??5?H????完全?K?sp?MS? 金属氢氧化物M（OH）2开始沉淀时的[OH]应满足下列条件：

K?sp-

?OH???开始???M?OH??22??M???起始 金属氢氧化物M（OH）2完全沉淀时的[OH]应满足下列条件：

?OH???完全??-

K?sp?M?OH??210?5 使用条件——在金属盐类溶液中，不断地通人H2S气体，并且通过调节溶液的酸度

来达到金属离子

的分离；同样在金属盐类溶液中，也可通过调节溶液的碱度来

达到金属离子的分离。

但是，要满足分步沉淀的先决条件。

注意事项——体系中的酸度及碱度的来源和计算。若是判断有否金属硫化物、金属

氢氧化物沉淀，应该用溶度积规则来判断。

18、沉淀溶解平衡与氧化还原平衡有关计算：

????AgCl?s??e????Ag?s??Cl?aq?

E?AgCl/Ag?E?Ag/Ag??0.059vlgKsp??AgCl?

使用条件——难溶电解质参与电极反应的平衡体系。难溶电解质为氧化态。

注意事项——该平衡体系中，[Clˉ]=1 。故可用此平衡体系来测定难溶电解质的

浓度积。

I2?s??2Ag?????2e????2AgI?s?

?aq?E?I2/AgI?E?I2/I??0.059vlgKsp(AgI)

?使用条件——难溶电解质参与电极反应的平衡体系。难溶电解质为还原态。

注意事项——该平衡体系中，[Ag+]=1 。故也可用此平衡体系来测定难溶电

解质的溶度积。

19、淀溶解平衡与配合解离平衡有关计算：

?AgCl?s??2NH3?aq????Ag?NH3?2??Ag?NH????Cl????Ag??32????????aq??Cl??aq?

K???NH3?2????Ag???K稳???Ag?NH3???2????K?sp?AgCl?

使用条件——难溶电解质参与配离子的配合解离平衡体系。

注意事项——该平衡体系中，总平衡常数为配离子的稳定常数与难溶电解质的溶

度积常数之积。

?AgCl?s??2NH3?aq????Ag?NH3?2???aq??Cl??aq?

K???Ag?NH????Cl????Ag??32???????NH3?K??2????Ag???K稳???Ag?NH3???2????K?sp?AgCl?

S?CNH3? 1?2K使用条件——难溶电解质参与配离子的配合解离平衡体系。

注意事项——该平衡体系中，难溶电解质的溶解度可用下式进行计算。同时可判

断在配位化合物

溶液中加入沉淀剂后，有否沉淀产生。其中金属离子浓度由其

配离子解离决定，阴

离子的浓度由沉淀剂决定。

20、配合解离平衡与弱酸弱碱电离平衡有关计算：

?FeF6?3??aq??6H??aq?3???????Fe?aq??6HF?aq?

K???Fe3???HF???F???????FeF6?3??6?66??H???F??????6?K稳1??FeF6?3???1?? ?K??HF????a?6使用条件——配离子的配合解离中产生的物质可与溶液中氢离子或氢氧根生成弱

酸或弱碱的平衡

体系。

注意事项——该平衡体系中，总平衡常数与配离子的稳定常数和弱酸弱碱的电离常

数有关。同时

可求出平衡时游离Fe3+离子的浓度，也可判断配离子在弱酸弱

碱中的稳定性。

21、配合解离平衡与氧化还原平衡有关计算：

2+- [Cu(NH3)4] + 2e ==== Cu + 4NH3 E??Cu?NH3???4?2?/Cu?E?Cu2?/Cu?0.059v2lg1K?稳?Cu?NH3???4?2??E?Cu2?/Cu?0.059v2lgK?不稳?Cu?NH3???4?2?

2?ElgK?稳?Cu?NH3???4?2????Cu2?/Cu?E??Cu?NH3???4?2?/Cu0.059v?

使用条件——配离子参与电极反应的平衡体系。故该体系存在配离子的配合解离平

衡和配离

子参与电极反应的双重平衡。

注意事项——该平衡体系中，[Cu(NH3)42+]=1 ，[NH3]=1 。所以可利用上述

的两标准电极电位

数值，求出该配离子的稳定常数。

第四章 结构化学

一、

基本知识点：

原子结构

（1） 单电子原子的原子结构

原子轨道——通常把描述原子中的电子运动状态的波函数ψ称为原子

轨道。“轨道”并不是经典力学中描述的质点运动的几何轨迹，也不是指波尔轨道，而是指原子核外电子的一种具有确定能量的运动状态。 四个量子数——是描述具有确定能量的原子核外电子运动状态的量子化的四种取植。

主量子数n（是描述原子轨道的能级高低，该核外电子所处的电子层数。1，2，3?n）

副量子数l（是描述原子轨道的形状。0，1，2，3?n-1）

磁量子m（是描述原子轨道的空间取向。0，±1，±2，±3?±l） 自旋量子数ms（是描述核外电子自旋运动状态。+? 和 -? ）

l?n?1 , |m|?l , ms??121、

1212n?1?K层?，l?0?1s?,m?0?1s?,ms??n?2L层?，l?0?2s?,m?0?2s?,ms??n?2?L层?，l?1?2p?,m?0,?1?2px、2py、2pz?,ms??n?3M层?，l?0?3s?,m?0?3s?,ms??1212

12n?3M层?，l?1?3p?,m?0,?1?3px、3py、3pz?,ms??

n?3?M层?，l?2?3d?,m?0,?1,?23dxy、3dyz、3dxz、3dx2?y2、3dz2,ms??n?4?N层?，l?0,1,2,3?4s、4p、4d、4f?,m?0,?1,?2,?3,ms??12??12

(2) 多电子原子的原子结构

原子轨道与电子云和角度部分）

电子云是用形象方式描述核外电子在空间某位置上单位体积内出现的概率密

度。

?n,l,m??r,?,???R?r??Y??,?? （ψ的径向部分

?度分布图）

2?r,?,???R2（电子云的径向分布图和角?r??Y2??,??

原子轨道的能级高低次序

E1s?E2s?E2p?E3s?E3p?E4s?E3d?E4p?E5s?E4d?E5p?E6s?E4f?E5d?E6p?E7s?E5f?E7p 可见当n?4时，原子轨道的能级发生能级交错现象：

Ens?En?1?d?Enp

当n?6时，原子轨道的能级也发生能级交错现象：

Ens?E?n?2?f?E?n?1?d?Enp

多电子原子的核外电子排布：

1s2s2p3s3p4s3d226262104p5s4d5p6s4f621062145d106p7s5f62146d107p6

（3）元素周期表

元素周期数与原子轨道的能级组数

第一周期（超短周期）——第一能级组（1s）； 第二周期（短周期）——第二能级组（2s、2p）； 第三周期（短周期）——第三能级组（3s、3p）； 第四周期（长周期）——第四能级组（4s、3d、4p）； 第五周期（长周期）——第五能级组（5s、4d、5p）；

第六周期（超长周期）——第六能级组（6s、4f、5d、6p）； 第七周期（未完成周期）——第七能级组（7s、5f、6d、?）；

元素周期表主族数与原子的最外层电子数（IA、IIA、IIIA、IVA、VA、VIA、VIIA、

O）

元素周期表副族数与原子的最外层电子数和次外层电子数

（IB、IIB、IIIB、IVB、VB、VIB、VIIB、VIII及La系和Ac系）

元素周期表分为5个区：s区（IA、IIA）；p区（IIIA、IVA、VA、VIA、VIIA、

O）；

d区（IIIB、IVB、VB、VIB、VIIB、VIII）；ds区（IB、

IIB）；

f区（La系和Ac系）。

（4） 元素周期性

原子半径同周期从左到右依次收缩（主族变化明显，过渡元素其次，内过

渡元素更不明显）；

原子半径同族从上到下依次增大；

元素的第一电离能同周期从左到右依次增大，但有特例（O

元素的第一电离能同族从上到下依次减小；

元素的第一电子亲合能同周期从左到右依次增大；

元素的第一电子亲合能同族从上到下依次减小，但有特例（Cl>F、S>O）； 元素的电负性同周期从左到右依次增大；（F最大为4.0） 元素的电负性同族从上到下依次减小；（Cs最小为0.7）

2、 分子结构

（1） 化学键（分子内相邻原子之间的强烈作用力）

离子键（分子内相邻正、负离子之间的静电引力）

共价键（分子内相邻原子之间电子云相互重叠的强烈作用力） 配位键（配位共价键）是特殊共价键。（分子内中心形成体与配体之间的强烈作用力）

金属键（改性共价键）是金属原子和金属离子彼此间以自由电子相互结合的强烈作用力）

离子半径小），则该碳酸盐的热稳定性愈差，反之金属离子的电荷数为+1价，又是8电子构型，该金属离子无离子极化力，所以该碳酸盐的热稳定性最好。

故同周期的碳酸盐热稳定性从左到右逐渐下降；同族的碳酸盐热稳定性

从上到下逐渐上升。N2aC3?OM?gC?O23?3A；l3COBeCO3?MgCO3?CaCO3?SrCO3?BaCO3

（6）硝酸盐和亚硝酸盐

硝酸盐和亚硝酸盐的热稳定性很差，容易受热分解，而且其热分解反应伴随有氮元素

的氧化态的改变。

金属活泼顺序在Mg以前的活泼金属的硝酸盐，受热分解成亚硝酸盐和氧

气。

2NaNO3?s????2NaNO2?s??O2?g?；而亚硝酸盐受热分解成其氧化物及NO和O2。 4NaNO2?s????2Na2O?s??4NO?g??O2?g?

金属活泼顺序介于Mg与Cu之间的金属（包括Mg与Cu）的硝酸盐，受热分解成其氧

化物及NO2和O2。2Pb?NO3?2?s????2PbO?s??4NO2?g??O2?g?

金属活泼顺序在Cu以后的不活泼金属的硝酸盐，受热分解成其单质及NO2和O2。 2AgNO3?s????2Ag?s??2NO2?g??O2?g?

而硝酸铵的分解可是一种特例：NH4NO3?s????N2O?g??2H2O?g?

硝酸盐和亚硝酸盐的氧化还原性，因为它们受热分解有氧气产生，故硝酸盐和亚硝酸

盐可作为固体氧化剂使用。 硝酸盐在水溶液中的氧化能力可随溶液的酸度增大而提高。亚硝酸盐在酸性溶液中既

有氧化性又有还原性。

5NO2?2MnO4?6H2NO2?2I?4H?????????5NO3?2Mn?2??3H2O

???2NO?I2?2H2O

第六章 有机化合物 一、基本知识点

1、有机化合物的分类

（1） 按碳链骨架分类：链烃（烷烃、烯烃和炔烃），环烃（脂环烃和芳香烃），以

及杂环化合物。

（2） 按官能团分类：烷烃，烯烃，二烯烃，炔烃，芳香烃，卤代烃，醇，酚，醚，醛，酮，羧酸，酯，胺，腈。

2、有机化合物的命名

（1） 链烃及其衍生物的命名

选择含官能团的最长碳链为主链，并依次用甲、乙、丙、丁、戊、己、庚、辛、壬、葵、十一、十二┅ ┅表示主链碳原子的多少。

给主链上的碳原子进行编号（使官能团或取代基的序号尽可能最小为原则） 再以官能团的名称命名：某烷、某烯、某炔、某醇、某醛、某酮、某酸、某胺、某腈；卤代某烃、某某醚（以醚键左右的烃基命名）、某酸某酯。

（2） 芳香烃及其衍生物的命名 当苯环上只有简单烷烃基、卤素原子、硝基等取代基时，可以苯环作为母体。

命名为：甲苯、氯苯、硝基苯等。若苯环上有两个上述简单基团，则可分别以邻、对、间来表示两个基团的相对位置。例如：邻二甲苯、对二氯苯、间二硝基苯等。

当苯环上连有不饱和烃基、羟基、醛基、羰基、羧基、酯基、氨基、磺酸基及很长碳链的烃基时，则把苯环作为取代基进行命名。例如：苯乙烯、苯酚、

苯甲醛、苯乙酮、苯甲酸、某酸苯酯、苯胺、苯磺酸等。

3、主要几种有机化合物及其特征与典型反应

（1） 饱和烃——非极性分子，不溶于水及极性溶剂，而易溶于醚类等有机非极性

溶剂。

完全氧化反应（燃烧）CH4?2O2?CO2?2H2O 部

分

?o?氧化反应

RCH2?CH2R??O2???RCOOH?R?COOH

?CH3Cl?CH2Cl2?CHCl3?CCl4 取代反应CH4?Cl2??hv（2） 不饱和烃——易加成、易氧化及可发生聚合反应。

H2C?CH2?H2???CH3CH3

2H2C?CH2?Br2????CH2BrCH2Br

NiHOH2C?CH2?H2O???CH3CH2OH

4R?CH?CH2?????R?CHOHCH2OH?MnO2? OHH?KMnO4R?CH?CH2???R?COOH?HCOOH ??H?KMnO4R?CH?CH?R????RCOOH?R?COOH ??H?KMnORCOOH???RCH2OH?H?

(3) 芳香烃——易取代、不易加成、不易氧化。

卤化反应，生成卤代苯；硝化反应，生成硝基苯；磺化反应，生成苯磺酸。 （4）卤代烃——极性分子，但不溶于水，能溶于醇、醚等有机溶剂。 取代反应 RX?H2O?ROH?HX

RX?NH3?RNH2?HX

RI?NaCN?RCN?NaI RX?R?ONa?ROR??NaX

?—消除反应 RCH2CH2X?NaOH?RCH?CH2?NaX?H2O

（5）醇、酚、羧酸、酯类化合物

醇、酚、羧酸的酸性：羧酸>碳酸>酚>醇。

RCOOH?Na2CO3?RCOONa?CO2?H2O C6H5OH?NaOH?C6H5OH?H2O

C6H5ONa?CO2?H2O?C6H5OH?NaHCO3 2ROH?Na?RONa?H2?

醇的卤代、脱水、酯化反应

ROH?HX?RX?H2O

CH3CH2OH?170????CH2?CH2?H2O C2CH3CH2OH?140????CH3CH2OCH2CH3?H2O C浓硫酸浓硫酸2CH3OH?HOSO2OH????CH3OSO2OCH3?2H2O ????RCOOR??HO RCOOH?R?OH????2?OHH?低温 羧酸的脱水、还原反应

RCOOH?R?COOH?RCOOOR??H2O

HCOOH????CO?H2O ?RCOOH???RCH2OH

?H?浓硫酸（6）醚——两个烃基与一个氧原子相连的化合物。化学性质不活泼，故可作为有机

溶剂。

简单醚——两个相同烃基的醚：甲醚CH3OCH3、乙醚C2H5OC2H5； 混合醚——两个不相同烃基的醚：甲乙醚CH3OC2H5、、苯甲醚C6H5OCH3 。

(7)醛和酮——羰基化合物，为极性分子。易发生羰基加成反应、醛较活泼，易被氧

化成羧酸；酮非常稳定，但可用强氧化剂（高锰酸钾、硝酸）进行氧化，生成羧酸。

羰基加成反应：与亲核试剂（HCN、ROH、RMgX）作用生成α-羟基化合物。 醛能发生“银镜”反应：RCHO+[Ag（NH3）2]+ + OH- → RCOONH4 + Ag 醛和酮都可发生加氢反应，被还原为相应的伯醇和仲醇。

RCHO?H??RCH2OHRCOR??H??RCHOHR?

22NiNi含有α-H的醛和酮可在弱碱[Ca(OH)2、Ba(OH)2等]条件下，发生羟醛缩合（醇醛缩合）： 2CH3CHO → CH3CH(OH)CH2CHO β-羟基醛（醇醛） 2CH3COCH3 → (CH3)2C(OH)CH2COCH3 β-羟基酮（醇酮）

醛与酚的缩合再聚合可得到酚醛树脂。 无α-H的醛可发生岐化反应（在浓NaOH共热条件下），生成相应的羧酸钠和醇。

HCHO?HCHO????HCOONa?CH3OH

C6H5CHO?HCHO????C6H5CH2OH?HCOONa

NaOHNaOHR2C?R??CHO?HCHO????R2C?R??CH2OH?HCOONa

NaOH（8）胺——分伯胺RNH2、仲胺RNHRˊ、叔胺R3N。 例C3如：

?乙胺?、H?、??甲乙胺2?3?三甲胺?、N? ?苯胺3胺具有碱性：叔胺R3N >仲胺RNHRˊ>伯胺RNH2> NH3 胺的烷基化反应：RNH2?RX?R2NH?HX

R2NH?RX?R3N?HX

R3N?RX?R4NX???季铵盐?

胺经酰基化后可生成酰胺。例如：

CH3CONH2?乙酰胺?、CH3CONHC6H5?乙基苯胺?

HCON?CH3?2?N，N?二甲基甲酰胺?、C6H5CONHCH3?N?甲基苯甲酰胺?

酰胺具有微弱的酸、碱性：

RCONH2?HCl?H2O?RCOOH?NH4Cl RCONH2?NaOH?RCOONa?NH3

酰胺可发生还原反应：RCONH2???RCH2NH2

RCONHR???RCH2NHR RCONR2???RCH2NR2

?H??H??H?（9）腈——含有氰基（-CN）的有机化合物。

例如：CH3CN（乙腈）、C2H5CN（丙腈）、C2H5CHCNCH3（2-氰基丁烷）。

腈易水解、醇解：RCN?H2O???RCOOH?NH4

H?

?RCN?H2O????RCOO?NH3

RCN?R?OH?H2O???RCOOR??NH3

OH??腈也可被还原（加氢）成伯胺：RCN???RCH2NH2 4、有机化合物的波谱分析方法

（1） 紫外—可见光谱：利用各类有机化合物的分子结构及生色基团排列位置不同，

其在紫外—可见光谱中最大吸收峰的位置λmax也不同，而且其吸收强度ε

max也不同，从而可判断该有机化合物是否具有不饱和键、芳香环或是否含有某类官能团，最后对照标准物图谱来判别试样是属于哪一类有机化合物。同时也可利用样品在该特征波长的吸收强度A来分析样品中被测化合物（或官能团）的含量。所以紫外—可见光谱既可用于有机化合物的定性分析，也可用于有机化合物的定量分析。

（2） 红外光谱：利用每种官能团都具有自己特征的红外吸收光谱（标准谱图），没

有两个不同的化合物会具有完全相同的红外光谱，所以可用红外光谱对化合

物进行定性分析；但由于其谱带较宽，不同基团的谱峰常会发生相互重叠，弱的吸收峰常会被附近的强吸收峰所淹盖，因此红外光谱不能做定量分析。通常应于其它分析手段联用。

（3） 核磁共振：由于核子（包括质子和中子）的自旋都会产生一定的磁距（核磁

距），而核磁距是矢量，自旋相反的核子可两两配对（质子对质子或中子对中

子），使得总核磁距为零。若某元素（或某同位素）质子数和中子数为奇数，则这种核就有一定的核磁距。在体系中分子之间互相构成外磁场，由于质子的核磁距与外磁场的相互作用，会影响到分子或原子核的能级（核磁能级），导致可分裂成多个能级。核子在不同的核磁能级间跃迁，需要吸收或放出确定频率的辐射，而当外界提供的能量符合这一频率时，即核子可发生跃迁，这种现象就是核磁共振吸收（核磁共振）。当发生共振时，就会在核磁共振图谱上出现吸收峰。故利用此原理可确定有机化合物的分子结构，同时核磁共振谱还能提供化学位移、共振吸收峰的强度及峰分裂数和偶合常数等信息。所以可从化学位移、吸收峰及精细结构三方面来推测化合物的结构。

（4） 质谱分析——利用质谱仪将样品化合物在受高能电子轰击或其它形式能源激

发下电离、裂解电离，生成分子离子和碎片离子，并按这些带电粒子的质荷

比m/z（m和z分别为带电粒子的质量和电荷）将它们分离，并测定各类离子的浓度。然后依据样品中所含离子的质荷比为横坐标，以相应离子的浓度为纵坐标，作图得到质谱图。该分析方法可准确地推出样品的相对分子质量和分子式，为其它仪器分析提供极为重要的信息。特别对新合成的未知化合物的分析、表征具有独特的，无可替代的作用。现有高分辨率质谱仪测定和同位素丰度质谱仪测定方法，以及电喷雾质谱、飞行时间质谱等新质谱技术。

?H?第七章有机高分子化合物 一、基本知识点

1、高分子化合物的基本概念

（1） 单体、高聚物及聚合反应

本文来源：https://www.bwwdw.com/article/dc17.html