无机化学(三)复习总结课件

无机化学（三）无机化学（三）无机化学（三）第一章 化学热力学与化学平衡n掌握掌握重要的概念、函数和方程；n掌握掌握化学平衡；n理解理解热力学第一、二、三定律。第一章 化学热力学与化学平衡1 1）系统）系统）系统）系统、环境、环境、环境、环境：指定的研究对象为系统，系统外指定的研究对象为系统，系统外指定的研究对象为系统，系统外指定的研究对象为系统，系统外与之有关的与之有关的与之有关的与之有关的 部分为环境。部分为环境。部分为环境。部分为环境。系统可系统可系统可系统可以分成三类：开、封、孤以分成三类：开、封、孤以分成三类：开、封、孤以分成三类：开、封、孤一、基本概念基本概念2 2）组分、相：组分、相：组分、相：组分、相：组分为系统中组分为系统中组分为系统中组分为系统中的物种，相则为系统内组成、性的物种，相则为系统内组成、性的物种，相则为系统内组成、性的物种，相则为系统内组成、性质均匀连续的部分。质均匀连续的部分。质均匀连续的部分。质均匀连续的部分。根据系统的根据系统的根据系统的根据系统的相数，系统可以分为两类：相数，系统可以分为两类：相数，系统可以分为两类：相数，系统可以分为两类：均相、均相、均相、均相、多相。多相。多相。多相。3 3）状态、状态函数：）状态、状态函数：）状态、状态函数：）状态、状态函数：系统一切系统一切系统一切系统一切宏观性质的总和为状态；表征体系宏观性质的总和为状态；表征体系宏观性质的总和为状态；表征体系宏观性质的总和为状态；表征体系状态的物理函数即为状态函数，状态的物理函数即为状态函数，状态的物理函数即为状态函数，状态的物理函数即为状态函数，常见状态：平衡态常见状态：平衡态常见状态：平衡态常见状态：平衡态/非平衡态，始态非平衡态，始态非平衡态，始态非平衡态，始态/终态终态终态终态状态函数分类：容量性质的状态函数分类：容量性质的状态函数分类：容量性质的状态函数分类：容量性质的/强度性质的强度性质的强度性质的强度性质的4 4）过程、途径：）过程、途径：）过程、途径：）过程、途径：系统状态发生变系统状态发生变系统状态发生变系统状态发生变化称化称化称化称热力学过程，简称热力学过程，简称热力学过程，简称热力学过程，简称过程过程过程过程;实现一实现一实现一实现一个过程的具体步骤就称途径。个过程的具体步骤就称途径。个过程的具体步骤就称途径。个过程的具体步骤就称途径。状态函数变的影响因素：状态函数变的影响因素：状态函数变的影响因素：状态函数变的影响因素：只与过程有关只与过程有关只与过程有关只与过程有关,与途径无关。与途径无关。与途径无关。与途径无关。状态函数特征：状态函数特征：状态函数特征：状态函数特征：1)1)1)1)状态一定其值一定状态一定其值一定状态一定其值一定状态一定其值一定;2);2);2);2)殊途同归其值不变殊途同归其值不变殊途同归其值不变殊途同归其值不变;3);3);3);3)周而复始值变周而复始值变周而复始值变周而复始值变为零为零为零为零.一、基本概念2）组分、相：组分为系统中的物种，相则为系统内二、热力学第一定律热力学第一定律 热力学第一定律热力学第一定律热力学第一定律热力学第一定律就是能量守恒定律就是能量守恒定律.表达式表达式表达式表达式:U=UU=U2 2-U-U1 1=q+w =q+w=q+p=q+p V Vq q、w w正负的规定：系统得为正负的规定：系统得为正负的规定：系统得为正负的规定：系统得为“+”、失为、失为、失为、失为“-”3.3.热力学标准态规定：热力学标准态规定：热力学标准态规定：热力学标准态规定：在指定温度、标准压力下，在指定温度、标准压力下，在指定温度、标准压力下，在指定温度、标准压力下，具有理想气体性质的纯气体状态为气态物质的标准态；具有理想气体性质的纯气体状态为气态物质的标准态；具有理想气体性质的纯气体状态为气态物质的标准态；具有理想气体性质的纯气体状态为气态物质的标准态；标准浓度下的溶液的状态标准浓度下的溶液的状态标准浓度下的溶液的状态标准浓度下的溶液的状态,为溶液的标准状态；为溶液的标准状态；为溶液的标准状态；为溶液的标准状态；纯液体、纯固体状态，为纯液体、纯固体的标准状态。纯液体、纯固体状态，为纯液体、纯固体的标准状态。纯液体、纯固体状态，为纯液体、纯固体的标准状态。纯液体、纯固体状态，为纯液体、纯固体的标准状态。标准压力标准压力标准压力标准压力 p p =100kPa =100kPa 标准浓度标准浓度标准浓度标准浓度 c c =1moldm=1moldm-3-3 1.1.恒容过程：恒容过程：恒容过程：恒容过程：V=V=0 0 则有：则有：q qV V=U U 2.2.恒压过程：定义恒压过程：定义恒压过程：定义恒压过程：定义 H H (U+pV (U+pV )则有：则有：q qp p=H H 三、反应热计算反应热计算途径决定途径函数值途径决定途径函数值途径决定途径函数值途径决定途径函数值二、热力学第一定律 热力学第一定律就是能量守恒定律.表达式:4.4.物质的标准摩尔生成焓物质的标准摩尔生成焓物质的标准摩尔生成焓物质的标准摩尔生成焓 在标准态下，由指定单质反应生成1mol某化合物，其反应热就叫做该化合物的标准摩尔生成焓（f Hm）。规定规定2：水合氢离子水合氢离子的标准摩尔生成焓为的标准摩尔生成焓为 0.f Hm(H+,aq,T)=0 规定规定1：指定单质指定单质的标准摩尔生成焓为的标准摩尔生成焓为 0.f Hm(B指定单质,T)=0 5.反应的标准摩尔焓变及其计算反应的标准摩尔焓变及其计算对于反应：0=(vB B)r Hm(298.15K)=vBf Hm(B,298.15K)r Hm(T)r Hm(298.15K)4.物质的标准摩尔生成焓 在标准态下，由指定单质反应生四、热力学第二定律与化学反应的方向和限度热力学第二定律与化学反应的方向和限度1.自发过程的共同特征自发过程的共同特征 所有自发的过程，都具有确定的方向和限度。所有自发的过程，都具有确定的方向和限度。2.热力学第二定律及熵热力学第二定律及熵(S)对于非可逆过程的热温商总是小于熵变：反应熵变计算方法反应熵变计算方法:对于反应：对于反应：0 =vB B 计算式为：计算式为：rSm=vB Sm(B)另外：另外：rSm(T)rSm(298.15K)热力学第三定律热力学第三定律0K下完美晶态物质的下完美晶态物质的标准摩尔熵为标准摩尔熵为0.即：即：Sm(0K)=0 四、热力学第二定律与化学反应的方向和限度1.自发过程的共同3.恒压、等温条件下，封闭体系反应的自发性判据恒压、等温条件下，封闭体系反应的自发性判据吉布斯等温方程吉布斯等温方程：G=H-TS 或者：rGm=rHm-TrSm 联立第一、二定律：联立第一、二定律：U +pV T S 0 即：即：H TS 0定义函数：定义函数：G =H TS （吉布斯函数吉布斯函数）于是：于是：G 0注意注意:自发判据不是自发判据不是 rGm0 ！则有判据则有判据3.恒压、等温条件下，封闭体系反应的自发性判据吉布斯等温方4.4.反应的标准摩尔吉布斯函数变的计算反应的标准摩尔吉布斯函数变的计算反应的标准摩尔吉布斯函数变的计算反应的标准摩尔吉布斯函数变的计算 对于反应：对于反应：0=vB B rGm(298.15K)=vBfGm(B,298.15K)=rHm(298.15K)298.15KrSm(298.15K)rGm(T)rHm(298.15K)TrSm(298.15K)4.反应的标准摩尔吉布斯函数变的计算 对于反应：五、五、化学平衡理论1.平衡态平衡态:给定条件下，反应的给定条件下，反应的G=0时的状态即为平衡时的状态即为平衡 态，平衡态是化学反应可达到的限度。态，平衡态是化学反应可达到的限度。对于任意一个化学反应：0=vB B 热力学等温方程：热力学等温方程：rGm(T)=rGm(T)+RTlnQ Q称为反应商:Q=(B/B)vB 其中：气相物质：(B/B)vB=(pB/p)vB 水溶液：(B/B)vB=(cB/c)vB 纯固、液相物质：(B/B)vB=1五、化学平衡理论 平衡态:给定条件下，反应的G=0时1)标准平衡常数标准平衡常数K与与rGm之间关系之间关系对于自发反应：对于自发反应：rGm(T)=rGm(T)+RTlnQ 0反应达平衡时反应达平衡时:rGm(T)=rGm(T)+RTlnQeq=02.化学反应平衡常数化学反应平衡常数K是平衡态的反应商。是平衡态的反应商。K与反应体系初始状态无关与反应体系初始状态无关.与反应途径无关与反应途径无关.K与化学反应方程式书写形式有关与化学反应方程式书写形式有关.与温度有关。与温度有关。定义标准平衡常数定义标准平衡常数:则：则：1)标准平衡常数K与rGm之间关系对于自发反应：r2)2)多重平衡规则多重平衡规则多重平衡规则多重平衡规则 如果一个总反应是多个分反应的总和,则总反应的平衡常数是多个分反应平衡常数的乘积.2)多重平衡规则 如果一个总反应是多个分反应的3、化学平衡的移动化学平衡的移动 如如果果改改变变平平衡衡系系统统的的某某一一个个条条件件(如如浓浓度度、压压力、温度等力、温度等),),则平衡就会向着减弱这个改变的方向移动则平衡就会向着减弱这个改变的方向移动.吕吕查德里原理查德里原理rGm(T)=-RTlnK+RTlnQ=RTln(Q/K)平衡移动规则（平衡移动规则（平衡移动规则（平衡移动规则（此规则与吉布斯函数判据等价此规则与吉布斯函数判据等价此规则与吉布斯函数判据等价此规则与吉布斯函数判据等价）:Q Q K K 非自发反应非自发反应非自发反应非自发反应,平衡逆向移动平衡逆向移动平衡逆向移动平衡逆向移动3、化学平衡的移动 如果改变平第二章 化学反应速率教学要求：教学要求：1 1）掌握基元反应速率的表示方法）掌握基元反应速率的表示方法2 2）理解质量作用定律和温度对化学反应速率影响）理解质量作用定律和温度对化学反应速率影响3 3）理解催化作用与化学反应速率之间关系）理解催化作用与化学反应速率之间关系4 4）了解化学反应理论和反应机理）了解化学反应理论和反应机理第二章 化学反应速率教学要求：在一定温度下，在一定温度下，基元反应基元反应的反的反应速率与反速率与反应物物浓度以度以化学化学计量数量数为指数的指数的幂的的连乘乘积成正比。成正比。质量作用定律质量作用定律基元反基元反应:反反应级数数:n=a+b (等于化学等于化学计量数之和，量数之和，为整数整数)在一定温度下，基元反应的反应速率与反应物浓度阿仑尼乌兹公式阿仑尼乌兹公式18891889阿仑尼乌兹的经验总结阿仑尼乌兹的经验总结其中：其中：k k 为速率常数，为速率常数，T T为热力学温度，为热力学温度，E Ea a、A A是与是与T T、c c无关的常数，分别称活化能、指前因子无关的常数，分别称活化能、指前因子 可可见：反：反应速率常数是温度的函数，温度升高，速率常速率常数是温度的函数，温度升高，速率常数增大，反数增大，反应速率加快。速率加快。注意：注意：温度对正、逆速率均加快！温度对正、逆速率均加快！温度对反应温度对反应速率速率的影响的影响温度温度T1速率常数速率常数 k1，温度温度T2 速率常数速率常数k2时：时：阿仑尼乌兹公式1889阿仑尼乌兹的经验总结其中：k 为催化催化剂：明显加快反应速率，反应前后本身数量明显加快反应速率，反应前后本身数量和化学性质不发生变化的物质。和化学性质不发生变化的物质。5 催化作用催化作用催化作用特点：催化作用特点：1 1）催化作用可通过改变反应途径降低活化能，进而）催化作用可通过改变反应途径降低活化能，进而提高反应速率，缩短建立化学平衡所需时间；提高反应速率，缩短建立化学平衡所需时间；2 2）催化作用不能改变反应的自发性和反应的限度）催化作用不能改变反应的自发性和反应的限度,也不能改变反应的平衡常数和理论转化率。也不能改变反应的平衡常数和理论转化率。简述2-1催化剂：明显加快反应速率，反应前后本身数量5 催化作用催加快化学反应速率的方法加快化学反应速率的方法 一般一般,加快反应速率的方法主要三种加快反应速率的方法主要三种:1)增加反应物的浓度增加反应物的浓度.质量作用定律，但增速效果有限质量作用定律，但增速效果有限 2)提高反应温度提高反应温度.阿仑尼乌兹公式，但注意设备要求和副反应阿仑尼乌兹公式，但注意设备要求和副反应 3)降低活化能降低活化能.最有效的手段是使用催化剂最有效的手段是使用催化剂.简述2-2加快化学反应速率的方法 一般,加快反应速率的方法主要三种:第三章 酸碱平衡掌握：掌握：掌握：掌握：弱酸、弱碱解离、盐类水解，以及同离子效应、缓冲弱酸、弱碱解离、盐类水解，以及同离子效应、缓冲弱酸、弱碱解离、盐类水解，以及同离子效应、缓冲弱酸、弱碱解离、盐类水解，以及同离子效应、缓冲溶液、多重平衡等平衡体系组成定量计算问题。溶液、多重平衡等平衡体系组成定量计算问题。溶液、多重平衡等平衡体系组成定量计算问题。溶液、多重平衡等平衡体系组成定量计算问题。相应的各类平衡常数的计算问题。相应的各类平衡常数的计算问题。相应的各类平衡常数的计算问题。相应的各类平衡常数的计算问题。理解：理解：理解：理解：弱酸弱碱解离与盐类水解之间关系弱酸弱碱解离与盐类水解之间关系弱酸弱碱解离与盐类水解之间关系弱酸弱碱解离与盐类水解之间关系了解：了解：了解：了解：溶液通性，活度，及电解质在溶液中的存在状态溶液通性，活度，及电解质在溶液中的存在状态溶液通性，活度，及电解质在溶液中的存在状态溶液通性，活度，及电解质在溶液中的存在状态第三章 酸碱平衡掌握：1.3 酸碱电离理论酸碱电离理论阿仑尼乌兹酸碱理论，1887酸：溶液中解离出的酸：溶液中解离出的酸：溶液中解离出的酸：溶液中解离出的阳离子全部是阳离子全部是阳离子全部是阳离子全部是H H H H+的化合物。的化合物。的化合物。的化合物。碱：溶液中解离出的碱：溶液中解离出的碱：溶液中解离出的碱：溶液中解离出的阴离子全部是阴离子全部是阴离子全部是阴离子全部是OHOHOHOH-的化合物。的化合物。的化合物。的化合物。1电解质理论简介电解质理论简介1.4 酸碱质子理论酸碱质子理论布朗斯特酸碱理论，1923酸酸酸酸:凡是可以凡是可以凡是可以凡是可以给出质子给出质子给出质子给出质子的物质都是酸的物质都是酸的物质都是酸的物质都是酸.碱碱碱碱:凡是可以凡是可以凡是可以凡是可以接受质子接受质子接受质子接受质子的物质都是碱的物质都是碱的物质都是碱的物质都是碱.A(A(A(A(酸酸酸酸)=B(B(B(B(碱碱碱碱)+H H H H+(质子质子质子质子)1.5 酸碱电子理论酸碱电子理论路易斯酸碱理论，1923酸酸酸酸:凡是凡是凡是凡是接受电子对接受电子对接受电子对接受电子对的物质称为酸的物质称为酸的物质称为酸的物质称为酸.碱碱碱碱:凡是凡是凡是凡是给出电子对给出电子对给出电子对给出电子对的物质称为碱的物质称为碱的物质称为碱的物质称为碱.酸酸酸酸(A)(A)(A)(A)+碱碱碱碱(:B)(:B)(:B)(:B)=酸碱加合物酸碱加合物酸碱加合物酸碱加合物(A:B)(A:B)(A:B)(A:B)1.3 酸碱电离理论阿仑尼乌兹酸碱理论，1887酸：溶液2 水溶液中的解离平衡水溶液中的解离平衡2.1 水的解离平衡水的解离平衡水的离子积水的离子积 Kw纯水解离平衡纯水解离平衡:H2O(l)=H+(aq)+OH-(aq)解离平衡常数：解离平衡常数：Kw =c(H+)c(OH-)常温下常温下(298K):(298K):Kw=10-14 水溶液的水溶液的 pH 值值:pH=-lg pH=-lg c c(HH+)pOH=-lg pOH=-lg c c(OHOH-)pH+pOH=14pH+pOH=142 水溶液中的解离平衡2.1 水的解离平衡水的离子积2.2 弱电解质解离平衡弱电解质解离平衡 2.2.1 解离平衡和平衡常数解离平衡和平衡常数2.2.2 解离度和稀释定律解离度和稀释定律弱酸的初始浓度为弱酸的初始浓度为co,平衡时平衡时解离度为解离度为a,酸酸溶液越稀溶液越稀,解离度越大解离度越大稀释定律稀释定律一元酸一元酸(HAc为例为例)HAc(aq)=H+(aq)+Ac-(aq)平衡常数：平衡常数：一元碱一元碱一元碱一元碱(NH(NH3 3为例为例为例为例)NH)NH3 3(aq)+H(aq)+H2 2OO (l)=OH(l)=OH-(aq)+NH(aq)+NH4 4+(aq)(aq)平衡常数：平衡常数：平衡常数：平衡常数：2.2 弱电解质解离平衡 2.2.1 解离平衡和平衡常数3 缓冲溶液冲溶液3.1 缓冲溶液概念、组成缓冲溶液概念、组成 当当当当溶溶溶溶液液液液被被被被适适适适当当当当浓浓浓浓缩缩缩缩、稀稀稀稀释释释释或或或或外外外外加加加加少少少少量量量量酸酸酸酸、碱碱碱碱时时时时，其其其其pHpHpHpH值值值值在在在在一一一一定定定定范范范范围围围围内内内内不不不不发发发发生生生生显显显显著著著著的的的的变变变变化化化化.就就就就称称称称具具具具有有有有这这这这种种种种特特特特性性性性的的的的溶溶溶溶液液液液为为为为缓缓缓缓冲溶液冲溶液冲溶液冲溶液.缓冲溶液由弱酸与其共轭碱缓冲溶液由弱酸与其共轭碱缓冲溶液由弱酸与其共轭碱缓冲溶液由弱酸与其共轭碱,或者弱碱与其共轭酸组成。或者弱碱与其共轭酸组成。或者弱碱与其共轭酸组成。或者弱碱与其共轭酸组成。简述简述11113 缓冲溶液3.1 缓冲溶液概念、组成 当溶液被3.2 缓冲溶液的作用原理与缓冲范围缓冲溶液的作用原理与缓冲范围1 1）缓冲原理）缓冲原理）缓冲原理）缓冲原理 加碱加碱加碱加碱 HAc(aq)H HAc(aq)H+(aq)+Ac(aq)+Ac-(aq)(aq)加酸加酸加酸加酸解离平衡移动使溶液的解离平衡移动使溶液的解离平衡移动使溶液的解离平衡移动使溶液的c c(H(H+)变化不大变化不大变化不大变化不大,pH,pH保持相对稳定保持相对稳定保持相对稳定保持相对稳定.2）pH对于对于对于对于:HA(aq)=H HA(aq)=H+(aq)+B(aq)(aq)+B(aq)平衡时平衡时平衡时平衡时:选用选用选用选用p p p pK Ka a尽可能接近预期的尽可能接近预期的尽可能接近预期的尽可能接近预期的pHpHpHpH的缓冲对的缓冲对的缓冲对的缓冲对.3)缓冲溶液选择缓冲溶液选择3.2 缓冲溶液的作用原理与缓冲范围1）缓冲原理2）pH对于4 盐类水解水解盐类水解平衡常数盐类水解平衡常数(Kh)以醋酸盐为例，如果盐的初始浓度为以醋酸盐为例，如果盐的初始浓度为以醋酸盐为例，如果盐的初始浓度为以醋酸盐为例，如果盐的初始浓度为c c盐盐盐盐,存在下列平衡：存在下列平衡：存在下列平衡：存在下列平衡：AcAc-(aq)+H(aq)+H2 2O(l)=HAc(aq)+OHO(l)=HAc(aq)+OH-(aq)(aq)同样：同样：同样：同样：NH4+H2O=H+NH3 H2O 4 盐类水解盐类水解平衡常数(Kh)以醋酸盐为例，如果盐2）Kh 与与Kw、Ka、Kb 之间关系之间关系 醋酸根水解：醋酸根水解：醋酸根水解：醋酸根水解：AcAc-(aqaq)+H)+H2 2O(O(l l)=HAc()=HAc(aqaq)+OH)+OH-(aqaq)醋酸解离：醋酸解离：醋酸解离：醋酸解离：HAc(HAc(aqaq)=H)=H+(aqaq)+Ac)+Ac-(aqaq)两个反应相加得到：两个反应相加得到：两个反应相加得到：两个反应相加得到：H H2 2O(l)=OHO(l)=OH-(aqaq)+H)+H+(aqaq)根据多重平衡规则根据多重平衡规则根据多重平衡规则根据多重平衡规则：K Kw w=K=Ka a K Kb b 考虑到考虑到考虑到考虑到 ：K Kh h =K Kb b=K=Kw w/K/Ka a同样同样同样同样,对于铵盐：对于铵盐：对于铵盐：对于铵盐：K Kh h =K Ka a=K=Kw w/K/Kb b2）Kh 与Kw、Ka、Kb 之间关系 醋酸根水解第四章 沉淀-溶解平衡 学习要求：学习要求：1 1）掌握溶解）掌握溶解-沉淀平衡、溶度积规则。沉淀平衡、溶度积规则。2 2）能够应用）能够应用 K Ks s进行溶解度等有关计算。进行溶解度等有关计算。3 3）学会利用溶度积规则判断沉淀的生成、溶解、转化。）学会利用溶度积规则判断沉淀的生成、溶解、转化。第四章 沉淀-溶解平衡 学习要求：1 1 溶解度与溶度积溶解度与溶度积简述简述12121.1 溶度积常数溶度积常数 1 1 1 1）溶度积常数的定义）溶度积常数的定义）溶度积常数的定义）溶度积常数的定义例如：例如：平衡常数：Ks(AgCl)=ceq(Ag+)/cceq(Cl-)/c不考虑量纲时:Ks(AgCl)=ceq(Ag+)ceq(Cl-)当温度一定时当温度一定时,Ks(AgCl)是常数是常数,把此平衡常数称把此平衡常数称AgCl 的的“溶度积常数溶度积常数”，也简称，也简称“溶度积溶度积”溶解溶解AgCl(AgCl(s s)Ag)Ag+(aqaq)+Cl)+Cl-(aqaq)结晶结晶1 溶解度与溶度积简述121.1 溶度积常数 12 2）溶度积的一般表达式）溶度积的一般表达式 则：则：K Ks s (A An nB Bmm)=c ceqeq(A(Am+m+)/c/c n n c ceqeq(B(Bn-n-)/c/c mm 或或:K Ks s(A An nB Bmm)=c ceqeq(A(Am+m+)n n c ceqeq(B(Bn-n-)mm 溶解溶解 A An nB Bmm(s s)nA)nAm+m+(aqaq)+mB)+mBn-n-(aqaq)结晶结晶 溶度积溶度积 K Ks s和其他平衡常数一样和其他平衡常数一样,可以由实验测定可以由实验测定,也可以也可以通过热力学参数计算通过热力学参数计算.2）溶度积的一般表达式 溶解1.2 1.2 溶解度与溶度积的关系溶解度与溶度积的关系设，设，设，设，A An nB Bmm的溶解度为的溶解度为的溶解度为的溶解度为 s s(mol/L),(mol/L),那么：那么：那么：那么：溶解溶解 A An nB Bmm(s s)nA)nAm+m+(aqaq)+mB)+mBn-n-(aqaq)结晶结晶溶解平衡时浓度溶解平衡时浓度(mol/L):(mol/L):nsns msms 溶度积：溶度积：溶度积：溶度积：K Ks s(A An nB Bmm)=(=(nsns)n n(msms)mm =n nn n mmmm s sn+mn+m1.2 溶解度与溶度积的关系设，AnBm的溶解度为 s(m2 2 沉淀沉淀-溶解平衡的移动溶解平衡的移动 2.12.1溶度积规则溶度积规则 溶度积：Ks=ceq(Am+)nceq(Bn-)m离子积:Q=c(Am+)nc(Bn-)m溶度积规则：溶度积规则：Q Ks 时时,平衡逆向移动平衡逆向移动,溶液过饱和溶液过饱和,有新有新沉淀沉淀生成生成 该规则可以判断沉淀的生成或溶解。溶解 AnBm(s)nAm+(aq)+mBn-(aq)结晶2 沉淀-溶解平衡的移动 2.1溶度积规则 2.2 2.2 溶度积规则应用溶度积规则应用2.2.1 2.2.1 2.2.1 2.2.1 沉淀生成沉淀生成沉淀生成沉淀生成（1）加沉淀剂（2）同离子效应（3）酸效应（4）分步沉淀2.2.2 沉淀溶解沉淀溶解利用酸碱反应利用酸碱反应 利用氧化还原反应溶解沉淀利用氧化还原反应溶解沉淀 利用配位反应溶解沉淀利用配位反应溶解沉淀2.2.3 沉淀转化沉淀转化 沉淀转化是指把一种沉淀转变成另一种沉淀的沉淀转化是指把一种沉淀转变成另一种沉淀的过程。过程。注意用多重注意用多重平衡规则计算沉平衡规则计算沉淀溶解、沉淀转淀溶解、沉淀转化反应的平衡常化反应的平衡常数。数。2.2 溶度积规则应用2.2.1 沉淀生成（1）加沉淀剂（第五章 氧化还原反应与电化学 要求 4 4)了解金属腐蚀及其防止的原理。了解金属腐蚀及其防止的原理。2 2)掌握电极电势及电池电动势的能斯特方程及其应用；掌握电极电势及电池电动势的能斯特方程及其应用；1)1)熟悉电极电势、电动势、电极反应、电池反应间关系；熟悉电极电势、电动势、电极反应、电池反应间关系；3)3)能能比比较较氧氧化化剂剂还还原原剂剂的的相相对对强强弱弱，判判断断氧氧化化还还原原反反应应的的方方向和程度向和程度;并能够正确书写电池符号；并能够正确书写电池符号；第五章 氧化还原反应与电化学 要11氧化还原反应方程式的配平氧化还原反应方程式的配平 1.1 1.1 氧化数法氧化数法氧化数法氧化数法1.2 离子离子-电子法配平电子法配平熟悉即可熟悉即可1氧化还原反应方程式的配平 1.1 氧化数法1.2 离子2 2 电极电势电极电势 (1)(1)所利用的氧化还原反应是自发的所利用的氧化还原反应是自发的,即即G 0 E 0 电池反应正向自发进行电池反应正向自发进行电池反应正向自发进行电池反应正向自发进行.E=0 E=0 电池反应为平衡态电池反应为平衡态电池反应为平衡态电池反应为平衡态 E 0 E 0 电池反应为逆向自发反应电池反应为逆向自发反应电池反应为逆向自发反应电池反应为逆向自发反应由电极电势高低来判断电极电势的应用判断氧化剂与还原剂相对强弱氧化还原反应方向33 元素电势图解元素电势图解 判断歧化反应能否发生 左 右 A-B-C 氧化值依次降低氧化值依次降低当：当：左 K K 非自发反应非自发反应非自发反应非自发反应,平衡逆向移动平衡逆向移动平衡逆向移动平衡逆向移动 Q=KQ=K 平衡状态平衡状态平衡状态平衡状态 Q Q K K 自发反应自发反应自发反应自发反应,平衡正向移动平衡正向移动平衡正向移动平衡正向移动rGm=-RT lnK r rG Gmm(T T)=RTRTln(ln(Q/KQ/K)范特霍夫方程范特霍夫方程:解决平衡常数、温度、标准摩尔焓变之间关系的问题解决平衡常数、温度、标准摩尔焓变之间关系的问题3、化学平衡的移动rGm(T)=rGm+RT