化学讲义（注册电气工程师考试培训资料）

普通化学和有机化学复习

物质结构与物质状态 原子核外电子分布：

1．多电子原子轨道的近似能级图

１２２ ３３４ ３４５ ４５６ ４５６７ ５６７

2．核外电子分布三规则：

(1) 泡利不相容原理：每个原子轨道中最多容纳两 个自旋方式相反的电子。

(2) 最低能量原理：电子在核外排列应尽先分布在低能级轨道上, 使整个原子系统能量最低

(3) 洪特规则：电子分布到能量相同的等价轨道上时,将尽可能分占不同的等价轨道, 且自旋相同。 ?半满全满规则： 当轨道处于全满、半满时，原子较稳定

Z?24 Cr:1s2s2p3s3p3d4s ?Ar?3d4s512262651Z?29 Cu:1s2s2p3s3p3d ?Ar?3d1022626104s14s ?Ar?称为1

z=22，Ti原子电子排布式为：1s22s22p63s23p63d24s2 可写作：[Ar]3d24s2，其价层电子排布式为3d24s2。

离子的电子排布：

基态阳离子的电子分布：价电子的电离顺序 np ns (n-1) d (n-2) f

30Zn

1s2 2s22p63s23p63d10 4s2 Zn2+: 1s2 2s22p63s23p63d10

22Ti 1s2 2s22p63s23p63d2 4s2 Ti2+: 1s2 2s22p63s23p63d2

原子轨道和电子云：

原子轨道：波函数是描述原子中的电子运动状态的数 学表达式，其空间图象称为原子轨道。应该特别强调 的是，这里所称的“轨道”是指原子核外电子的一种运 动状态，是一种具有确定能量的运动状态。

电子云：电子在原子核外空间某处单位体积内出现的 概率称为概率密度Ψ2, 用小黑点代表其分布所得的空 间图象，称为电子云。

周期表

?周期表把元素分为16族(18纵行) 7个主族（A族），1个0族 7个副族（B族），1个Ⅷ族

?主族元素原子价层电子数＝族数

1

副族不一定

?周期表有七个周期

原子结构与周期表的关系:

分五个区： s 区—ns1－2 p 区—ns2np1－6 d 区—(n－1)d1－10ns1－2

ds 区—(n－1)d10ns1－2 f 区—(n－2)f1－14(n－1)d0－2ns2

元素性质与周期表的关系： 原子性质 主族 元素 原子半径 同周期自左到右 减小 同族从上到下 增大 第一电离能 增大 减小 电负性 增大 减小 金属性 减弱 增强 非金属性 增强 减弱 氧化物及其水化物的酸碱性递变规律：

1）主族元素最高价态的氧化物及水合物，从左到右，酸性递增，碱性减弱；从上到下，酸性减弱，碱性递增。 2）同一元素形成不同价态的氧化物及水合物，高价态的酸性比低价态的强。 酸性: HClO < HClO2 < HClO3 < HClO4

分子结构

化学键：分子或晶体内原子或离子间较强的相互吸引作用。

离子键：阴阳离子间的静电引力。 特征：无方向性，无饱和性。

包括 共价键：原子间由于成键电子的原子轨道重叠形成的化学键。 特征：有方向性，有饱和性。 金属键： 分子间的力：（范德华力）

共价键的类型：1）按原子轨道重叠方式分：? 键： 成键轨道是“头碰头” 重叠。

? 键： 成键轨道是“肩并肩” 重叠。

2）按极性分：极性共价键和非极性共价键

分子结构式：表示分子中各原子的连接顺序和方式的化学式。有电子式，价键式，结构简式等

杂化轨道：

杂化类型： sp 杂化 sp2杂化 sp3杂化 不等性sp3杂化 分子空间构型 直线型 平面三角型 正四面体 三角锥 V型 实例 BeCl2 乙炔 BF3, BCl3, 乙烯 CH4 ,SiH4 NH3, H2O,

极性分子：正、负电荷中心不重合的分子 。 非极性分子：正、负电荷中心重合的分子。 分子极性的大小用分子的偶极矩?表示。?=0是非极性分子；不等于0是极性分子。 HCl CO NO O2 H2 H2O H2S CH4 CHCl3 NH3

分子间的力包括：色散力 、诱导力、取向力

非极性分子之间：色散力；非极性分子与极性分子之间：色散力和诱导力； 极性分子之间：色散力、诱导力、取向力。

分子间的力对结构相似的同系列物质的熔沸点的影响，随分子量的增大，分子间力增大，熔沸点越高。

氢键：

分子间形成氢键，物质的熔沸点升高。如：H2O 、HF、 NH3 等

2

理想气体分压定律

理想气体的状态方程式公式：pV=nRT

混合气体的总压力p等于各组分气体施于器壁压力pA、pB、?之总和。 即： p= pA＋pB＋?

某组分气体施于器壁压力称为该组分气体之分压力，简称分压。某组分气体的分压等于在与混合气体T、V相同时，该气体单独存在时的压力。

PAV=nART (1) PBV=nBRT ? (2) n= nA＋nB＋? PV= nRT (3) (1)÷(3) PA / P = nA /n = VA /V (2)÷(3) PB / P = nB /n = VB /V

摩尔分数 体积分数 [例]：某一煤气罐其容积为30 升，27度时内压为600Kpa, 经气体分析储罐内煤气中CO的体积分数为0.60，H2 的体积分数为0.1，其余气体的体积分数为0.30，求该储罐中H2 、CO的分压。

解：PCO=( VCO/V )* P=0.60*600*103 =360*103pa =360 Kpa , P H2 =0.10*600*103 = 60 Kpa,

蒸气压：在恒定温度下，与液体平衡的蒸气称为饱和蒸气，饱和蒸气的压力就是该温度下的饱和蒸气压，即蒸气压（纯溶液）。 蒸气压随温度的升高而升高。 稀溶液的蒸气压下降 △p ＝ Km ( m是溶液的重量摩尔浓度) 拉乌尔定律：难挥发非电解质稀溶液蒸气压下降与溶液的重量摩尔浓度成正比。

沸点：当某液体的蒸气压等于外界压力时，该液体发生沸腾，这时的温度就是该液体的沸点（纯溶液）。 稀溶液的沸点上升 △Tb＝ Kb·m 稀溶液的凝固点下降 △Tf＝ Kf·m

汽化热：在标准大气压 (101.325 kPa)下，使一摩尔物质在其沸点蒸发所需要的热量。 晶体结构与物质性质的关系： 晶体类型 原子晶体 离子晶体 分子晶体 金属晶体 粒子间的结合力 共价键 离子键 分子间的力、氢键 金属键 一般性质 熔沸点很高， 熔沸点高， 熔沸点低 熔沸点较高 实例 金刚石，SiC、石英(SiO2) NaCl、CaO、BaO HCl、O2、CO2 、H2O、 Na 、Cu 、Ag

化学反应方程式 化学反应速率与化学平衡 化学反应方程式写法和计算：

热化学反应方程式： H2 (g) + 1/2 O2 (g) H2O (g) ?H ?298 = ?241.8 KJ/ mol

H2 (g) + 1/2 O2 (g) H2O (g) + 241.8 KJ/ mol 反应热：化学反应时所放出或吸收的热量。

化学反应速率的表示方法：是以单位时间内反应物浓度的减少或生成物浓度的增加来表示 对于一般的化学反应： A B VA = ? (?CA) / ?t VB = (?CB) / ?t

影响反应速率的因素：

3

1）浓度 质量作用定律

aA?bB?yY?zZ??kc??质量作用定律只适用基元反应 k ---反应速率常数

Ac Bα+β---反应级数

NO2 (g) + 2HCl (g) NO (g) + H2O (g) + Cl2 (g)

V =k CNO2 C HCl 二级反应

一般来说，反应物浓度越大，反应速率越大。

2） 温度： 对大多数化学反应来说，温度升高，反应速率增大。 3）催化剂：改变反应的速率。

催化剂：能显著改变反应速率，而在反应前后自身组成、质量和化学性质基本不变的物质。有正催化剂和负催化剂之分。

气体分子的能量分布和活化能

活化能：活化分子具有的平均能量与反应物分子的平均能量之差。

化学平衡： 可逆反应 3 H2 + N2 2 NH3 V正= V逆

特征： （1）化学平衡是动态平衡。

（2）系统的组成不再随时间而变。 （3）平衡是有条件的相对平衡。

平衡常数表达式：aA + bB ? cC + dD

KC]c[D]dc?[[A]a[B]b Kc ：平衡常数,与温度有关 [C] ：平衡浓度

气体也可用分压表示 Kp 、Kc Kp = Kc (RT) ?n ?n=c+d-(a+b)

书写应注意：1） 平衡浓度 2）如有纯固体、液体参加反应，其浓度看成常数，不写。 CO2 (g) + C(s) ?2CO (g) KCO]2c?[[CO2]

3) Kc与方程式有关。

4）当几个反应式相加得总反应时，总的反应的Kc等于各相应反应的Kc的乘积。

当几个反应式相减得总反应时，总的反应的Kc等于各相应反应的Kc的相除。

2NO + O2 ? 2 NO2 K1 (1) 2 NO2 ?N2O4 K2 (2) (1) +(2) : 2NO + O2 ? N2O4 K3 = K1 K2 化学平衡移动及计算：

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1）浓度对化学平衡的影响：增加反应物的浓度，平衡向正反应方向移动

2）压力对化学平衡的影响：增加体系的总压力，平衡向气体分子数减小的方向移动

2NO + O2 ? 2 NO2 3）温度对化学平衡的影响：升温平衡向吸热方向移动，降温平衡向放热方向移动 4）催化剂对化学平衡的影响： 能加快反应速度，但平衡不移动

化学反应方向判断：

恒温恒压时 △G= ?RTln K + RT lnJ

△G<0 J

△G>0 J>K 反应自发逆方向进行 溶液

溶液的浓度及计算： 1） 重量百分浓度=

溶质重量溶质重量溶质体积溶液体积?溶剂重量*100%

2） 体积百分浓度=*100%

3） 摩尔浓度=

溶质的摩尔数溶液的体积 ( mol/L ) 溶质的摩尔数=

溶质的量摩尔质量 (mol)

[例]欲配制0.1mol/L NaOH溶液500mL，需称取NaOH固体多少克？ 解： NaOH的摩尔质量为40， NaOH的摩尔数= 0.1* 0.5 =0.05 mol 0.05 * 40 =2.0 (g)

浓度的换算： W% ~ M M=

W%*1000*?摩尔质量

[例]98%的H2SO4 溶液，其比重为1.84，求该溶液的摩尔浓度。 （18.4 mol/L）

非电解质稀溶液通性

1） 溶液的蒸气压下降 △p ＝ Km 2）溶液的沸点上升 △Tb＝ Kb·m 3）溶液的凝固点下降 △Tf＝ Kf·m

溶液的依数性在难挥发、非电解质、稀溶液中符合这些规律，在其它溶液中不符合这些定量关系。 渗透压：为阻止渗透作用所加给溶液的额外的压力。 π ＝ CRT

电解质溶液的电离平衡

溶液中能传导电流的物质叫电解质。 常见的电解质有：酸、碱、盐。 强电解质：在溶液中全部电离成离子，主要有：

强酸：HClO4 HCl HNO3 强碱：KOH NaOH Ba(OH)2

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盐类：NaCl KCl

弱电解质：在溶液中部分电离。部分以离子的形式存在，部分以分子的形式存在， 主要有：弱酸：H2S、 H2CO3、 HAC 、HCN 弱碱：NH3·H2O Al(OH)3 弱电解质的电离，是个可逆的过程

一元弱酸： HAc ? H+ + Ac- 其平衡常数，即弱酸的电离常数： K a ==

[H][AC[HAC]??]

一元弱碱： NH3·H2O ? NH4 + OH

+-

K b ==

[NH[NH?][OH?]3?H2O]

Ka、Kb 表示了弱酸、弱碱在电离方面的本质特性。只与温度有关，与浓度无关。 一元弱酸的近似计算： [H+] ==Ka*C 一元弱碱的近似计算： [OH-]==Kb*C

水的离子积和pH值：

H2O (l) ? H+ (aq) + OH－(aq)

[H+][OH-] == Kw Kw 水的离子常数积，只于温度有关. 25℃时，Kw = 1.00 *10-14 pH值用来表示水溶液的酸碱性。即定义： pH = - lg [H+] pOH = - lg [OH-] 根据水的电离平衡关系，他们之间有如下的联系：

[H+][OH-] = Kw = 1.00*10-14 pH + pOH = 14

对于纯水，或中性的水溶液（如NaCl等）： pH = pOH = 7.0 对于酸性溶液（如HCl等）： [H+] > 10-7, [OH-]< 10-7, pH < 7.0 对于碱性溶液（如NaOH等）： [OH-]> 10-7, [H+] < 10-7, pH >7.0

同离子效应和缓冲溶液：

在弱电解质溶液中，加入与弱电解质具有相同离子的强电解质，使弱电解质的电离度降低，这种现象叫“同离子效应。

HAc ? H+ + Ac- NH3·H2O ? NH+4 + OH-

+

加入 NaAC Na + AC- 加入 NH4Cl NH+4 + Cl-

缓冲溶液:是能够对溶液的pH值起稳定作用，具有一定的抗酸、抗碱、抗稀释的本领的溶液 缓冲溶液的组成: 弱酸+弱酸盐：HAc + NaAc; 弱碱+弱碱盐：NH3 + NH4Cl

盐类水解平衡及溶液的酸碱性

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强酸强碱盐 弱酸强碱盐 强酸弱碱盐 弱酸弱碱盐 中性 碱性 酸性 中性

从化学平衡的观点，当盐溶解到水中，有如下的平衡关系： NaAc Na+ + Ac- H2O ? OH- + H+

HAC 总反应： Ac- + H2O ? HAc + OH-

1) 弱酸强碱盐： 溶液呈碱性 2）强酸弱碱盐： 溶液呈酸性

3）弱酸弱碱盐： Ka=Kb 溶液呈中性； Ka>Kb 溶液呈酸性; Ka

多相离子平衡：沉淀溶解平衡

难溶的强电解质与其溶于水中的组份离子间建立的一种化学平衡。例如： AgCl（s） ? Ag+ + Cl- 溶度积常数 MxAy （s） ? x My+ + y Ax- KSP= [My+ ] x [Ax-] y

溶度积常数表征了难溶的固体强电解质与其饱和溶液间的化学平衡常数。随温度而变化 Mg(OH)2 (s) ? Mg2+ + 2 OH- KSP= [Mg2+] [OH-]2

溶解度(S) ：用来表示物质溶解能力。常以 g/100g水表示 溶解度与溶度积间的换算

AB型 AB（s） ? A+ + B-

S S KSP=S2 A2B 或AB2型 A2B（s） ? 2A+ + B-

2S S KSP=(2S)2*S =4S3

比较溶解能力的大小时，同一类型的盐，溶度积常数越大，溶解能力越大。但不同类型时，不能用 溶度积常数来比较，而应算出溶解度来比较。

[例]: AgCl KSP=1.8*10-10 （大） S= 1.3*10-5 （小）

Ag2CrO4 KSP=1.1*10-12 （小） S= 6.5*10-5 （大）

氧化还原反应： Cu + ZnSO4 Zn + CuSO4

- 2+

Zn－2eZn 氧化数升高，失电子的这一过程叫氧化，失电子的物质叫还原剂 2+-Cu+2e Cu 氧化数降低，得电子的这一过程叫还原，得电子的物质叫氧化剂

原电池：在铜-锌原电池中

负极： Zn(S) －2e- ＝ Zn2+(aq) 负极反应是还原剂失去电子被氧化 正极： Cu2+(aq)+2e-＝ Cu(S) 正极反应是氧化剂得到电子被还原

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电池反应：

Zn(s)＋ Cu2+ (c2)＝ Zn2+(c1)＋ Cu (s)

表示方法：

（-）Zn|Zn2+‖Fe3+，Fe2+ |Pt（+）

原电池中，氧化态物质和它对应的还原态物质被称为氧化还原电对。如 Zn2+/ Zn Cu2+ /Cu

标准电极电势:

参加电极反应的每种物质都处于标准条件下，对应的电极电势为电极的标准电势，简称标准电极电势，以φθ表示。

对标准态的要求：所有的气体的分压为1x10 Pa, 组成电对的有关物质的浓度为1.0 mol/L 规定：φθ(H+/H2) = 0 电池电动势 E

E = φ(+) - φ； Eθ = φθ+ - φθ-)

电极电势的能斯特公式

a[氧化态] + ne ＝ b[还原态] ?????5

0.0592nlg[氧化态][还原态]ab

应用能斯特方程式时应注意以下几点：

(1) 氧化态、还原态物质的相对浓度应以对应的化学计量数为指数。

Cr2O72- + 14H+ + 6e- == 2Cr3+ + 7 H2O

?Cr2?3?2O7/Cr???Cr2O72?/Cr3??0.05926lg[Cr2O72?][H]]2?14[Cr3?

(2) 固体或纯液体在能斯特方程式中不出现；气体用相对压力 p/pq表示浓度。

[ 例4] 计算Zn2+离子浓度为0.00100mol/L时锌电极的电极电势，已知φθ(Zn2+/Zn)＝-0.763V 解：电极反应 Zn2+ + 2e ＝Zn

?(Zn2?/Zn)??(Zn?2?/Zn)?0.059172lg(1/Zn2?)

8

=-0.851

电极电势的应用

一. 氧化剂和还原剂相对强弱的比较

电极电势值越小，则电对中的还原态物质越易失去电子，是越强的还原剂；其对应的氧化态物质就越难得到电子，是越弱的氧化剂。 电极电势的值越大，则该电对中氧化态物质是越强的氧化剂，其对应的还原态物质就是越弱的还原剂。

二 氧化还原反应方向的判断

高电势电对的氧化态物质与低电势电对的还原态物质之间的反应是自发的。 [例] 判断在标准条件下反应

2 Fe2+ + Cu2+ ＝ 2Fe3+ + Cu 进行的方向。

解： φθ(Fe3+/Fe2+)＝0.771V φθ(Cu2+/Cu)＝0.337V φθ(Fe3+/Fe2+) > φθ(Cu2+/Cu) 还原性：Cu>Fe2+

氧化性：Fe3+ >Cu

2+

反应向逆方向进行

? lgK??nE0.0592

三. 氧化还原反应进行程度判断

E??0.0592?nlgK lgK??nE?0.0592

电解:电解是借助外加电能实现化学反应的过程。电解过程通常在电解池中完成。 电解池中,与直流电源的负极相连的极叫做阴极，与直流电源的正极相连的极叫做阳极. 阴极反应：溶液中的正离子在阴极上得到电子，进行还原反应； 阳极反应：溶液中的负离子在阳极上失去电子，进行氧化反应。

原电池与电解池的联系与区别

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CuCl2 电解时:

阳极: 2Cl- - 2e- Cl2

＋-阴极: Cu2 + 2e Cu

如用Cu代替pt

阳极: Cu - 2e- Cu2＋ 阴极: Cu2＋ + 2e- Cu 电极法精炼铜，用粗铜作阳极，纯铜作阴极，硫酸铜作电解液

金属腐蚀： 金属或合金与周围介质作用，发生化学变化而失去其优良性能的过程． 化学腐蚀：单纯由化学反应引起的

电化学腐蚀：金属与电解质溶液接触，形成原电池而引起． 在腐蚀电池中规定：发生氧化反应的电极称阳极（相当原电池的负极）

发生还原反应的电极称阴极（相当原电池的正极）

＋

在钢铁中：阴极: 2 H + 2e- H2 析出氢气（析氢腐蚀） 1/2 O2 + H2O + 2e- 2OH- 吸收氧气（吸氧腐蚀） 阳极： Fe - 2e Fe

-

2＋

有机化合物：碳氢化合及其衍生物 1.有机化合物的性质有下列特点：

(1) 易燃、易爆(如汽油、酒精等)；

(2) 热稳定性差，受热(200～300℃)易分解； (3) m.p、b.p低，一般m.p≯300℃；

例：HAc(M=60)：m.p 16.6℃，b.p 118℃（弱的分子间引力）

NaCl(M=58.5)：m.p 800℃，b.p 1440℃（强的离子间静电引力） (4) 难溶于水，易溶于有机溶剂；

原因：“相似相溶”(水是极性溶剂，∴弱极性或非极性有机物难溶于水，但极性较强的有机物也可溶于水)。

(5) 反应速度慢，副产物多；

有机反应产率达80%相当可观，有40%的产率就有合成价值。

有机化合物的分类 按碳链分类

1）开链化合物(脂肪族化合物) 2）环状化合物 ①脂环烃

o ②芳香烃

3)杂环

按官能团分类

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官能团——决定化合物典型性质的原子或原子团。 ?按官能团分类可将有机物分为：

烷、烯、炔、卤代烃、芳香烃、醇、酚、醚、醛、酮、醌、羧酸、羧酸衍生物、硝基化合物、胺、杂环化合物? ?等。

有机物的命名

ClCH3CHCH2CHCH3OH1、选择主链(母体) ——根据主链含碳数和主官能团给出母体名称

（1） 选择含有主官能团的最长碳链为主链

OOCX

OCH

CO–COOH –SO3H NO2

COR -OH –NH2 –OR

CCCC -X -

HO–CH2CH2–COOH 3-羟基丙酸

（2）等长碳链，选择连取代基多者为主链

2、为主链编号 （1）靠近主官能团一端开始编号

ClCH3CHCH2CHCH3OH（2）最低系列原则 ４－氯－２－戊醇

CH3CH3C2H5CHCCH2CHCHCH3CHCH2CHCHCH2CH333CH3CHCH33 2,2,4,5-四甲基己烷 3-甲基-4-乙基己烷

（3）较优基团后列原则(先小后大原则)

取代基的——“次序规则”：按第一原子的原子序数，由大到小排列 3、写出完整的名称

（1）母体名称写在最后， 标出官能团位置

（2）基团的位次写在基团名称前，用短线“-”分开 （3）不同基团先小后大，彼此之间用短线“-”分开 （4）相同基团用二、三表示数量，位次号用“,”分开

CH3CH3 邻二甲苯

有机物的重要反应：

1．加成反应：含有重键的有机物，由于重键中的?不稳定易断裂变为单键的倾向，故在重键处易发生加成反应。 CH2=CH2 + Br2 CH3CH3

2. 取代反应：有机物分子中一种原子或原子团被另一个原子或原子团所代替的反应。

?? CH3Cl + HCl CH4 + Cl2 ?3. 消去反应：有机物分子中失去一个简单分子，同时形成不饱和键的反应。

光 11

CH3CH2Cl ??????? CH2=CH2 + HCl 4．：有机物与氧化合或失去氢的反应。

KOH,醇，加热?? CO2 + H2O CH4 + O2 ??? CH3CHO CH3CH2OH ??氧化5. 加聚反应： n

CH2CH2 ??催化?? [CH2CH2]n

6. 缩聚反应：缩聚反应类似低分子有机物的缩合反应 如：酯化反应

CH3COOH+HOCH2CH3

CH3COOCH2CH3

COOHX+XHOCH2H[OCHOOCOOH

HOCH2??缩聚2CH2OCC??]xOH

+ (2X-1) H 聚对苯二甲酸二乙酯（涤纶）

典型有机物的分子式

CHOH3CH4 CHCH

CH3CH2OH

NHCHCOOCH232CH3 CH3CH2NH2

高聚物 单体

[CH1．聚氯乙烯（PVC） 2CH]CHCHCln

2Cl

2．聚乙烯（PE）

[CH2CH2]n CH2CH2

CH2CH[CH2CH]n3. 聚丙烯酸酯类

COOCH3

COOCH3

4．工程塑料（ABS） 丙烯腈 + 1，3-丁二烯 + 苯乙烯 共聚

5．橡胶 天然橡胶 异戊二烯（2-甲基1，3—丁二烯） 丁苯橡胶 1，3-丁二烯 + 苯乙烯

氯丁橡胶 1，3-二氯丁二烯 丁基橡胶 异丁烯 + 异戊二烯

6．尼龙66： 1，6-己二胺、1，6-己二酸 缩聚

2O

CH3CHO

聚丙烯酸甲酯12

本文来源：https://www.bwwdw.com/article/z8op.html