普通化学知识点总结（全）

普通化学复习资料

3

.1物质的结构与物质的状态

3.1.1原子结构 1．核外电子的运动特性

核外电子运动具有能量量子化、波粒二象性和统计性的特征，不能用经典的牛顿力学来描述核外电子的运动状态。 2．核外电子的运动规律的描述

由于微观粒子具有波的特性，所以在量子力学中用波函数Ψ来描述核外电子的运动状态，以代替经典力学中的原子轨道概念。

(1)波函数Ψ(原子轨道)：用空间坐标来描写波的数学函数式,以表征原子中电子的运动状态。

一个确定的波函数Ψ，称为一个原子轨道。

(2)概率密度（几率密度）：Ψ表示微观粒子在空间某位置单位体积内出现的概率即概率密度。

(3)电子云：用黑点疏密的程度描述原子核外电子出现的概率密度(Ψ)分布规律的图形。黑点较密的地方,表示电子出现的概率密度较大,单位体积内电子出现的机会较多。 (4)四个量子数:波函数Ψ由n.l.m三个量子数决定，三个量子数取值相互制约： 1) 主量子数n的物理意义： n的取值：n=1,2,3，4??∞ ,

2

2

意义： 表示核外的电子层数并确定电子到核的平均距离；确定单电子原子的电子运动的能量。

n = 1，2，3，4, ??∞， 对应于电子层K，L，M，N, ···

具有相同n值的原子轨道称为处于同一电子层。 2) 角量子数ι:

ι的取值：受n的限制，ι= 0,1,2??n-1 (n个)。

意义：表示亚层，确定原子轨道的形状；对于多电子原子，与n共同确定原子轨道的能量。?

ι的取值： 1 ， 2 ， 3 ， 4

电子亚层： s, p, d,

f??

轨道形状： 球形 纺锤形 梅花形 复杂 图3－1

3) 磁量子数m:

m的取值：受ι的限制， m=0 ,±1,±2??±ι(2ι+1个) 。

意义：确定原子轨道的空间取向。

ι=0， m=0， s轨道空间取向为1；

ι=1, m=0 ,±1， p轨道空间取向为3；

ι=2, m=0 ,±1,±2 , d轨道空间取向为5；

??

n，ι相同的轨道称为等价轨道。

s轨道有1个等价轨道，表示为：

p轨道有3个等价轨道，表示为：

d轨道有5个等价轨道，表示为：

??

一个原子轨道是指n、ι、m三种量子数都具有一定数值时的一个波函数Ψ（n,ι,m），例如Ψ(1,0,0)代表基态氢原子的波函数。

n、ι、m取值合理才能确定一个存在的波函数，亦即确定电子运动的一个轨道。

n、ι、m的取值与波函数： n=1(1个), ι=0,m=0, Ψ(1,0,0)

n=2（4个）, ι={0,n=3(9个), ι

m?0,?(2,0,0)1,m?0,?1,?(2,1,0),?(2,1,1),?(2,1,-1)

0,m?0?(3,0,0)={1,m?0,?1?(3,1,0),?(3,1,1),?(3,1,?1) 2,m?0,?1,?2?(3,2,0)?(3,2,1)?(3,2,?1)?(3,2,2),?(3,2,?2) n=4(16个)

??

波函数Ψ数目＝n

2

在一个确定的原子轨道下，电子自身还有两种不同的运动状态，这由mS确定. 4)自旋量子数ms：

12 ms的取值：ms={1?2?意义：代表电子自身两种不同的运动状态(习惯以顺、逆自旋两个方向形容这两种不同的运动状态,可用↑↑ 表示自旋平行,↑↓表示自旋反平行。

这样n、ι、m、mS四个量子数确定电子的一个完整的运动状态,以Ψ（n,ι,m, mS）表示。

例：Ψ(1,0,0,+1),Ψ(1,0,0,-1) ，Ψ(2,1,1,+1) ，

222Ψ(2,1,1, -1) 等等。

2

3.原子核外电子分布三原则

（1）泡利不相容原理：一个原子中不可能有四个量子数完全相同的两个电子.

因为同一个轨道的电子，n、ι、m三个量子数已相同，第四个量子数

12 必不相同 ms={1?2?由此可得出:一个原子轨道中最多能容纳自旋方向相反的两个电子。表示为：

↑↓ 根据每层有n个轨道，每个轨道最多能容纳两个电子，由此可得出每一层电子的最大容量为2 n。

（2）最低能量原理：电子总是尽先占据能量最低的轨道。

电子依据轨道近似能级图由低到高依次排布。轨道近似能级图为:

7s??

6s 4f 5d 6p 5s 4d 5p 4s 3d 4p 3s 3p 2s 2p 1s

（3）洪特规则：在n和ι值都相同的等价轨道中，电子总是尽可能分占各个轨道且自旋平行。 ↑↑ ↑ 如2p3:

洪特规则特例：当电子的分布处于全充满、半充满或全空时，比较稳定。

全充满: p或d或f

6

10

14

2

2

如, MnO4- + Fe2+ → Mn2 + + Fe3+ （2)写出氧化还原反应的两个半反应:

还原剂失去电子被氧化—氧化反应;氧化剂得到电子被还原—还原反应;

MnO4- +e- → Mn2 + ; Fe2+ → Fe3+

（3)配平半反应式：使两边的各种元素原子总数和电荷总数均相等;

MnO4- + 8H + +5e- → Mn2 ++4H2O ;

Fe2+ - e- → Fe3+

(4)根据氧化剂和还原剂得失电子总数相等的原则确定各半反应式的系数,并合并之,写出配平的离子方程式和分子方程式。

MnO4- + 5Fe2+ + 8H + = Mn2 ++ 5Fe3+ +

4H2O

3.5.2原电池的电极反应 (半反应)、电池反应 (总反应) 原电池的图式

1．原电池及电极反应

（1）原电池：将化学能转化为电能的装置。

（2）原电池的电极反应 (半反应)及电池反应 (总反应)： 例如铜锌原电池:

负极发生氧化反应, Zn-2e=Zn

2+

-1-1

2+

正极发生还原反应，Cu+2e=Cu

原电池的总反应：Zn + Cu= Zn+ Cu （3）组成原电池的电极归纳起来分为四类： 1)金属—金属离子电极,例如： Zn︱Zn（C）

2)非金属—非金属离子电极,例如：Pt︱H2（P）︱H（C） 3)金属离子电极,例如：Pt︱Fe(C1), Fe(C2)

4)金属—金属难溶盐电极,例如：Ag,AgCl（S）∣Cl（C） 说明： 1）

非金属电极及离子电极，

—

3＋

2＋

+

2+

2+2+

必须外加一个能导电而本身并不参加反应的惰性电极（如铂Pt、石墨C）作辅助电极； 2）

界，用（，）隔开；

H离子或OH离子参与了氧化还原反应，也应写入半电池中。 2．原电池的图式：（－）B︱B（C）┆┆A（C）∣A (+) “︱”代表相界,“┆┆”代表盐桥,电子通过盐桥流动, 盐桥起沟通线路作用。

如，铜锌原电池图式为：（－）Zn︱Zn（C）┆┆Cu（C）∣Cu (+)

2+3+又如，反应5Fe2+ +8H++ MnO? ＝ Mn+5Fe+4H2O，设计42+

2+

+

+

＋

－

不同价态离子之间无相

为原电池，原电池图式为：

2++（-）Pt|Fe3+，Fe2+┆┆ MnO?，Mn，H|Pt（+） 43.5.3标准氢电极 标准电极电势 原电池电动势 电动势的能

斯特方程及电动势的计算 电极电势的能斯特方程及电极电势的计算

1．电极电势：金属（或非金属）与溶液中自身离子达到平衡时产生的电势称电极的电极电势，以φ表示。

2．标准电极电势: 电极处在标准状态(气体分压为100kPa,离子浓度为1mol.dm)时的电极电势,以φ表示。 (1)标准氢电极：规定在任何温度下标准氢电极的电极电势为零，即φ（H/H2）=0.0000V

标准氢电极为Pt︱H2(100kPa)︱H(1mol.dm)

(2)标准电极电势φ：将待测电极与标准氢电极组成原电池,可求待测电极的标准电极电势。 说明：

1） 电极电势在一定温度下为一常数,不随电极反应形式的改变而变.例：

Cu2++2e=Cu,φθ=+0.34V；Cu －2e = Cu2+,φθ=+0.34V 2） 电极电势不随电极反应计量系数的改变而变化。例：

电极反应：Cu2++2e=Cu,φθ=+0.34V，电极反应：

2Cu= 2Cu2++4e，φθ=+0.34V

（3）原电池电动势：E=φ(+)－φ(—)；

原电池标准电动势：E=φ

θ

θ(+)

θ

+

-3

θ

+

-3

θ

－φ

θ

(—)

电极电势φ高的电极作正极，电极电势φ低的电极作负极，E>0，原电池正常工作，电流从正极流向负极。

(4)参比电极：由于标准氢电极要求氢气纯度高、压力稳定,并且铂在溶液中易吸附其他组分而失去活性。因此,实际上常使用易于制备、电极电势稳定的甘汞电极或氯化银电极作电极电势的对比参考,称为参比电极。 3.电动势的能斯特方程:

原电池反应: aA+bB=gG+dD, 298K时 E=E

θ

-0.05917Vnθ

{C(G)/C?}g{C(D)/C?}dlg

{C(A)/C?}a{C(B)/C?}b-3

其中：C=1moldm ,可省略；

E=φ

θ

θ(+)

－φ

θ

(—)

可见,随反应的进行,原电池的电动势将不断减少.

例：求反应Ni（s）+ Cu(1.0moldm) ＝ Ni +(0.1moldm) + Cu（s）组成的电池电动势。? ?(Cu / Cu)＝0.3419V；

2+

2+

-3

2+

-3

? ?(Ni2+ / Ni)＝—0。257V；

解： E?(??

4．电极电势的能斯特方程:

对任意给定的电极a（氧化态）+ne=b（还原态）,298K时 φ=φ＋0.05917Vlg{C(氧化态)/C}

θ

?acu2?/Cu2?0.059C(Ni)??Ni2?/Ni)?lg2C(Cu2?)???0.34?(?0.26)??0.0590.10lg?0.63V21.0—

n{C(还原态)/C?}b其中,C=1mol.dm, 可省略. 例. Fe（aq） ＋ e ＝ Fe（aq）

使用能斯特方程应注意：

(1）参加电极反应的物质若是纯物质或纯液体，则该物质的浓度作为常数1。

例. Cu(aq) ＋2e- ＝ Cu（s)

(2）若电极反应中某物质是气体，则用相对分压对浓度C

C?2+

3?C(Fe)???(Fe3?/Fe3?)?0.059lgC(Fe3?)θ-3

3＋2＋

?????(Cu2?/Cu)?0.059lgC(Cu2?)2pp?代替相

例如氢电极,电极反应为:2H(aq) + 2e ===== H2(g),其能斯特方程为:

0.05917C(H?)/C??(H/H2)??(H/H2)?lg2p(H2)/p??+-

????

2其中, p=100kPa ,不可省略.

(3)对于有H或OH参加的电极反应,其浓度及其计量系数也应写入能斯特方程.如,

+

-

θ

3.多重平衡规则：如果某个反应可以表示为两个或更多个反应的总和,则总反应的平衡常数等于各反应平衡常数的乘积.可表示为:

反应（3）＝反应（1）+反应（2）; k3= k1.

k2

反应（3）＝反应（1）－反应（2）; k3= k1/k2

4. 转化率

转化率?＝某反应物已转化的量某反应物起始浓度－某反应物平衡浓度?100％＝?100％ 反应物起始时的量某反应物的起始浓度θ

θ

θ

θ

θ

θ

5.平衡中物质量关系及有关平衡的计算

（1）已知初始浓度和转化率,通过化学平衡可求平衡常数; （2）已知平衡常和数初始浓度,通过化学平衡可求平衡浓度和转化率.

例，在一定温度下,将1.0mol N2O4（g）放入一密闭容器中,当反应N2O（＝ 2NO（达到平衡时,容器内有0.8mol NO24g）2g）（g）,气体总压力为100.0kPa,求该反应的K?。

解： N2O4（g） = 2NO2（g） 平0.8 平衡时0.8/1.4

的摩尔

分数

衡

时

物

质

的

量

/mol

0.6

x 0.6/1.4

平衡分压为： 0.6/1.4 ×P0.8/1.4 × P总=57.14 kPa

6．温度对标准平衡常数的影响 （1）标准平衡常数K?与ΔrG?m的关系

㏑k= ??rGm

?总

=42.86 kPa ;

K??(PNO2/P?)2PN2O4/P?(57.14/100)2??0.7642.86/100θ

RT（2）温度对平衡常数的影响

㏑k=

θ

??rG?mRT??r??m = + ?rSRRT?m

可见，温度对平衡常数的影响与反应的热效应有关。 1)对于吸热反应,△rHm >0,随温度升高,平衡常数增大.即T↑, k↑

2)对于放热反应,△rHm<0, 随温度升高,平衡常数减少.即T↑, k↓

3）平衡常数变化与温度变化的关系为:lnK2K1??T2?T1???H11?。 (?)????RT2T1?T1T2?θ

θ

θ

θ

3.4.9化学平衡的移动 浓度对化学平衡的影响 压力对化学平衡的影响 温度对化学平衡的影响

1．化学平衡的移动:因条件的改变使化学反应从原来的平衡状态转变到新的平衡状态的过程叫化学平衡的移动。 吕.查德里原理:假如改变平衡系统的条件之一,如浓度、压力或温度,平衡就向能减弱这个改变的方向移动。即 2．浓度对化学平衡的影响: 在其他条件不变的情况下,增大反应物的浓度或减少生成物的浓度, 都可以使平衡向正反应的方向移动;增大生成物的浓度或减少反应物的浓度,都可以使平衡向逆反应的方向移动。

3．压力对化学平衡的影响:在其他条件不变的情况下,增大压力会使化学平衡向着气体分子数减小的方向移动;减小压力,会使平衡向着气体分子数增大的方向移动。若反应前后，气体分子数相等，则压力对平衡的移动没有影响。 4．温度对化学平衡的影响:在其他条件不变的情况下,升高温度,会使化学平衡向着吸热反应的方向移动;降低温度,会使化学平衡向着放热反应的方向移动。

注意：催化剂能同样倍数的加快正逆反应速率,故不能使平衡发生移动.

如，对于反应NO（g）+CO（g）＝

??rHm??373.2kI/mol，为了提高有毒气体

12N2(g)+CO2(g)，

NO和CO的转化率，

应采取的措施是低温高压 。 5．利用反应商判断反应移动的方向

（1)反应商: 反应在任意状态（或起始状态）时,生成物相对浓度（或相对压力）以计量系数为指数的的乘积与反应物相对浓度（或相对压力）以计量系数为指数的的乘积的比值称为反应商。以Q表示.

对于气体反应： aA(g) +bB(g)=====gG(g) +dD(g)

{p(G)/p?}g{p(D)/p?}dQP=

{p(A)/p?}a{p(B)/p?}b，称为压力商；

对于溶液中的反应: aA(aq) +bB(aq)=gG(aq) +dD(aq)

{C(G)/C?}g{C(D)/C?}dQC=

{C(A)/C?}a{C(B)/C?}b，称为浓度商。

（2)热力学等温方程式:

?rGm=?rG?m+RTlnQ ;

θ

其中,?rG?m= －RTlnK

由此可得:?rGm?RTlnQK?

（3)反应方向（即平衡移动）判断

当Q

当Q=K,则?rGm=0,平衡状态（反应不移动）; 当Q> K,则?rGm>0, 反应逆向自发进行（平衡向逆反应方向移动）

如，对于反应 在 298K时标准平衡常数为 ， 在此温度时,该反应的反应商Q=1.2，则该反应可正向进行（Q

θ

θθθ

2SO2(g)?O2(g)?2SO3(g)K??6.3?1024

3. 5氧化还原与电化学

3.5.1氧化反应 还原反应 氧化剂 还原剂 氧化还原反应方程式的配平

1．氧化反应:物质失去电子的反应称氧化反应即化合价升高的过程.

例,Zn-2e=Zn

2．还原反应: 物质得到电子的反应称还原反应即化合价降低的过程

例Cu+2e=Cu

3．氧化剂:得到电子（化合价降低）的物质是氧化剂,如Cu。 4．还原剂:失去电子（化合价升高）的物质是还原剂,如Zn。 5．氧化还原反应:有电子转移的反应。

6．歧化反应：同一物质，在同一反应中，既可作为氧化剂（得电子化合价降低），又可作为还原剂（失电子化合价升高），此反应称为歧化反应。

如，歧化反应3I2+ 6OH- ===== IO3- + 5I-+3H2O中，单质I2既是氧化剂又是还原剂。

6．氧化还原反应方程式的配平: 氧化还原反应方程式的配平有离子—电子法和化合价升降法,下面是离子—电子法的配平步骤:

（1)用离子式写出参加氧化还原反应的反应物和产物;

2+

2+

-1-1

2+

本文来源：https://www.bwwdw.com/article/t51f.html