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普通化学考试大纲3.1 物质结构与物质状态3.1.1原子轨道 波函数 电子云 四个量子数3.1.2核外电子分布三原则 原子、离子核外电子分布式 原子、离子外层电子分布式 分子结构式3.1.3化学键 金属键 离子键 共价键 价键理论3.1.4电偶极矩 极性分子 非极性分子 分子极性与键极性关系3.1.5杂化轨道理论 杂化轨道类型 分子空间构型与杂化轨道关系 典型分子空间构型3.1.6分子间力 氢键 分子间力与物质性质的关系3.1.7离子晶体 原子晶体 分子晶体 金属晶体的组成、结构与性质的比较3.1.8理想气体状态方程 气体分压定律与计算3.2溶液3.2.1质量分数 物质量浓度 质量摩尔浓度 摩尔分数的表示与计算3.2.2蒸汽压 蒸汽压下降 沸点 凝固点 沸点上升 凝固点下降 渗透压 溶液的依数性 拉乌尔定律 溶液蒸汽压、 沸点、凝固点、渗透压大小的比较3.2.3水的离子积 氢离子浓度 氢氧根离子浓度 溶液pH值表示3.2.4酸 碱 共轭酸碱对 3.2.5一元弱酸碱的解离平衡 解离常数 解离度 氢离子浓度 氢氧根离子浓度及溶液pH值的计算3.2.6多元酸碱的解离平衡 溶液pH值的计算3.2.7强碱弱酸盐的水解 强酸弱碱盐的水解 强酸强碱盐的水解 盐类溶液pH值的计算3.2.8同离子效应 缓冲溶液 缓冲作用 缓冲溶液的组成、类型、pH值计算及配制3.2.9难溶电解质的沉淀溶解平衡 溶度积 溶解度与溶度积的关系 溶度积规则 同离子效应3.3周期3.3.1周期表的组成 元素的原子结构与元素在周期表中位置的关系 元素在周期表中的分区3.3.2元素性质的周期性递变 原子半径、金属性与非金属性、电离能、电子亲和能及电负性的周期性递变3.3.3氧化物及其水合物的酸碱性递变规律 3.4化学反应方程式，化学反应速率与化学平衡3.4.1化学反应方程式的写法 配平 计算3.4.2反应热 吸热 放热 热化学反应方程式的写法3.4.3反应方程式与反应热效应的关系及计算 物质标准摩尔生成焓 反应的焓变与计算3.4.4熵 物质的标准摩尔熵 热力学第三定律 物质的熵值大小规律 反应的标准摩尔熵变及计算3.4.5吉布斯函数 吉布斯函数变 反应方向(自发性)的判断3.4.6化学反应速率的表示 质量作用定律 速率方程式 反应级数3.4.7阿仑尼乌斯公式 温度对反应速率的影响 活化能 催化剂 从活化分子、活化能的观点解释加快反应速率的方法3.4.8化学平衡的特征 标准平衡常数k的表达式 多重平衡规则 转化率 平衡中物质量关系及有关平衡的计算 温度对平衡常数的影响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 3.5.3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3.5.4电极电势的应用 氧化剂、还原剂的相对强弱的比较 氧化还原反应方向的判断 氧化还原反应标准平衡常数k的计算3.5.5电解池 阳极及阳极反应 阴极及阴极反应3.5.6电解产物判断及其规律 电解的应用 3.5.7金属的腐蚀及防止 化学腐蚀 电化学腐蚀 析氢腐蚀 析氧腐蚀 差异充气腐蚀3.5.8金属腐蚀的防止 缓蚀剂法 牺牲阳极保护法 外加电流法36有机化学3.6.1有机物的特点、分类3.6.2烃的分类及结构特征 烃的衍生物的分类及结构特征3.6.3有机化合物的命名 链烃及其衍生物的命名原则 芳烃及其衍生物的命名原则3.6.4 氧化反应 不饱和烃的氧化 芳烃的氧化 醇的氧化 醛的氧化3.6.5取代反应 烷烃的取代反应 芳烃的取代反应 几种重要的取代反应 取代基的定位效应3.6.6消去反应 醇的消去反应 羧酸的脱水反应3.6.7加成反应 不饱和烃的加成 羰基的加成3.6.8高分子化合物及其合成 加聚反应 均聚反应 共聚反应 缩聚反应3.6.9聚乙烯、聚氯乙烯、聚苯乙烯、ABS工程塑料、聚甲基丙烯酸甲酯等高分子材料的合成及性质2.6.10天然橡胶、丁苯橡胶、氯丁橡胶、顺丁橡胶、丁腈橡胶等橡胶的合成、性质及用途2.6.11尼龙6、尼龙66、聚氯乙烯纤维、聚丙烯纤维等纤维的合成、性质及用途2.6.12典型有机物的分子式性质及用途如甲烷 乙炔 苯 甲苯 乙醇 酚 乙醛 乙酸 乙酯 乙胺 苯胺3.4化学反应方程式，化学反应速率与化学平衡3.4.1化学反应方程式的写法 配平 计算3.4.2反应热 吸热 放热 热化学反应方程式的写法3.4.3反应方程式与反应热效应的关系及计算 物质标准摩尔生成焓 反应的焓变与计算3.4.4熵 物质的标准摩尔熵 热力学第三定律 物质的熵值大小规律 反应的标准摩尔熵变及计算3.4.5吉布斯函数 吉布斯函数变 反应方向(自发性)的判断3.4.6化学反应速率的表示 质量作用定律 速率方程式 反应级数3.4.7阿仑尼乌斯公式 温度对反应速率的影响 活化能 催化剂 从活化分子、活化能的观点解释加快反应速率的方法3.4.8化学平衡的特征 标准平衡常数k的表达式 多重平衡规则 转化率 平衡中物质量关系及有关平衡的计算 温度对平衡常数的影响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 3.5.3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3.5.4电极电势的应用 氧化剂、还原剂的相对强弱的比较 氧化还原反应方向的判断 氧化还原反应标准平衡常数k的计算3.5.5电解池 阳极及阳极反应 阴极及阴极反应3.5.6电解产物判断及其规律 电解的应用 3.5.7金属的腐蚀及防止 化学腐蚀 电化学腐蚀 析氢腐蚀 析氧腐蚀 差异充气腐蚀3.5.8金属腐蚀的防止 缓蚀剂法 牺牲阳极保护法 外加电流法36有机化学3.6.1有机物的特点、分类3.6.2烃的分类及结构特征 烃的衍生物的分类及结构特征3.6.3有机化合物的命名 链烃及其衍生物的命名原则 芳烃及其衍生物的命名原则3.6.4 氧化反应 不饱和烃的氧化 芳烃的氧化 醇的氧化 醛的氧化3.6.5取代反应 烷烃的取代反应 芳烃的取代反应 几种重要的取代反应 取代基的定位效应3.6.6消去反应 醇的消去反应 羧酸的脱水反应3.6.7加成反应 不饱和烃的加成 羰基的加成3.6.8高分子化合物及其合成 加聚反应 均聚反应 共聚反应 缩聚反应3.6.9聚乙烯、聚氯乙烯、聚苯乙烯、ABS工程塑料、聚甲基丙烯酸甲酯等高分子材料的合成及性质2.6.10天然橡胶、丁苯橡胶、氯丁橡胶、顺丁橡胶、丁腈橡胶等橡胶的合成、性质及用途2.6.11尼龙6、尼龙66、聚氯乙烯纤维、聚丙烯纤维等纤维的合成、性质及用途2.6.12典型有机物的分子式性质及用途如甲烷 乙炔 苯 甲苯 乙醇 酚 乙醛 乙酸 乙酯 乙胺 苯胺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(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，称为一个原子轨道。(2)概率密度（几率密度）：2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(2)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 , 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: 的取值：受n的限制，= 0,1,2n-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。 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31 3) 磁量子数m: m的取值：受的限制， m=0 ,±1,±2±(2+1个) 。意义：确定原子轨道的空间取向。 =0， m=0， s轨道空间取向为1； =1, m=0 ,±1， p轨道空间取向为3； =2, m=0 ,±1,±2 , d轨道空间取向为5；n，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、m三种量子数都具有一定数值时的一个波函数（n,m），例如(1,0,0)代表基态氢原子的波函数。 n、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、m的取值与波函数：n=1(1个), =0,m=0, (1,0,0)n=2（4个）, =n=3(9个), = n=4(16个) 波函数数目n2 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： ms的取值：ms= 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、m、mS四个量子数确定电子的一个完整的运动状态,以（n,m, mS）表示。 例：(1,0,0,+),(1,0,0,-) ，(2,1,1,+) ，(2,1,1, -) 等等。 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、m三个量子数已相同，第四个量子数ms= 必不相同由此可得出: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n2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 n2。（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:7s6s 4f 5d 6p5s 4d 5p4s 3d 4p3s 3p2s 2p1s（3）洪特规则：在n和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: p6或d10或f14半充满: p3或d5或f7全空: p0或d0或f0例如, 24Cr 1S22S22P63S23P63d54S1 , 半充满比较稳定。29u 1S22S22P63S23P63d104S1, 全充满比较稳定。 (4)核外电子分布式：原子的核外 原子的 离子的核外 离子的电子分布式 外层电子分布式 电子分布式 外层电子分布式（价电子构型） 1s22s22p63s1 3s1 Na+:1s22s22p6 2s22p6 1s22s22p63s23p4 3s23p4 S2-:1s22s22p63s23p6 3s23p6 1s22s22p6 3s23p63d64S2 3d64s2 Fe3+:1s22s22p63s23p63d5 3s23p63d524Cr 1S22S22P63S23P63d54S1 3d54S1 24Cr3:1S22S22P63S23P63d3 3S23P63d329u 1S22S22P63S23P63d104S1 3d104S1 29u2:1S22S22P63S23P63d9 3S23P63d9根据电子的排布，还可判断出轨道中未成对电子的数目。例：根据Fe原子的价电子构型3d64s2 ，判断其轨道图中，未配对的电子数。 3d6 4s2 可见未成对电子数为 4。(3)原子、离子的电子式及分子结构式电子式:在元素符号周围用小黑点(或×)来表示原子或离子的最外层电子的式子。例如:H. Na. .Mg. .Ca. :C: 分子结构式：用“”代表一对共用电子对的分子式。例如:NN，O=C=O，Cl-Cl ，HCl 3.1.2化学键和分子结构1化学键化学键：分子或晶体中相邻的原子（离子）之间的强烈的相互作用。化学键一般分为金属键、离子键和共价键。(1) 金属键：金属原子外层价电子游离成为自由电子后，靠自由电子的运动将金属离子或原子联系在一起的作用，称为金属键。金属键的本质：金属离子与自由电子之间的库仑引力(2) 离子键：电负性很小的金属原子和电负性很大的非金属离原子相互靠近时，金属原子失电子形成正离子，非金属离原子得到原子形成负离子，由正、负离子靠静电引力形成的化学键。离子键的特征：1）没有方向性2） 没有饱和性 离子的外层电子构型大致有：8电子构型ns2np6,如Na+, Al3+, Sc3+,Ti4+等；18电子构型ns2np6nd10；，如Ga3+、Sn4+、Sb5+、Ag+, Zn2+等；917电子构型ns2np6nd19,如Fe3+, Mn2+, Ni2+、Cu2+，Au3+等；18 + 2 电子构型(n-1)s2p6d10 ns2，如Pb2+, Bi3+等；2电子构型1s2，如Li+, Be2+。（3）共价键：分子内原子间通过共用电子对(电子云重叠)所形成的化学键。可用价键理论来说明共价键的形成:1)价键理论：价键理论认为典型的共价键是在非金属单质或电负性相差不大的原子之间通过电子的相互配对而形成。原子中一个未成对电子只能和另一个原子中自旋相反的一个电子配对成键，且成键时原子轨道要对称性匹配,并实现最大程度的重叠。共价键的特性：1）共价键具有饱和性：共价键的数目取决于成键原子所拥有的未成对电子的数目。2）共价键具有方向性：对称性匹配；最大重叠。2)根据重叠的方式不同,共价键分为：键：原子轨道沿两核连线，以“头碰头”方式重叠,例如: H2: H-H,S-S键, HCl: H-Cl, S-Px键, Cl2: Cl-Cl, Px-Px键 键：原子沿两核连线以“ 肩并肩”方式进行重叠。 例如: 单键 ： Cl2: Px-Px键. 双键 ：+ -C=C- : Px-Px键, Py-Py键.三键：+ N2 中NN: Px-Px键, Py-Py键; PZ-PZ键.图322.分子的极性与电偶极矩极性分子和非极性分子用电偶极矩µ来区别。（1）电偶极矩µ: = q·q：正负电荷中心所带电量；：正负电荷中心之间的距离。（2）极性分子：正负电荷中心不重合的分子.其电偶极矩大于零,即µ >0 如：H2O,HX,SO2,H2S,HCN等其µ >0，为极性分子。（3）非极性分子：正负电荷中心重合的分子. 其电偶极矩等于零,即µ=0。如：CH4、 CCl4、CO2、CS2、N2、H2 等µ=0，为非极性分子。（4）分子极性与键的极性的关系1)对于双原子分子：分子的极性与键的极性一致,即键是极性的,其分子也是极性的,且键的极性越大,分子的极性越强,如极性HFHClHBrHI;若键是非极性的,其分子也是非极性的,如. N2、H2、O2等.2)对于多原子分子：分子的极性与键的极性不一定一致,分子的极性不仅取决于键的极性,而且与分子的空间构型有关.结构对称的分子,键的极性可相互抵消,分子为非极性分子。如：CH4、 CCl4、CO2、CS2等分子，由于分子空间结构对称，其分子为非极性分子。3分子空间构型和杂化轨道理论（1）杂化轨道理论要点:1)原子在形成分子时,能级相近的原子轨道可相互混杂即杂化,杂化后的轨道称为杂化轨道;2)有几个轨道参加杂化,便形成几个杂化轨道即杂化轨道数目等于参加杂化的轨道数目；3) 杂化轨道比未杂化的轨道成键能力更强,形成的分子更稳定。杂化轨道理论可用来解释分子的空间构型。 （2）杂化轨道类型杂化轨道类型SP杂化SP2杂化（等性）SP3杂化（不等性）SP3杂化参加杂化的轨道一个S + 一个P一个S+两个P一个S+三个P一个S+三个P空间构型直线型平面正三角形正四面体三角锥型V字型实例BeCl2,HgCl2,ZnCl2CO2，CS2，C2H2BCl3,BF3（B，Al ， Ga等III A元素的卤化物）C2H4CH4,SiH4,CCl4,SiCl4NH3NF3PH3, PCl3AsH3SbH3H2O H2SOF2分子的极性非极性非极性非极性极性极性等性杂化：各个杂化轨道所含成分完全相同。不等性杂化：各个杂化轨道所含成分不完全相同。4分子间力与氢键（1）分子间力：分子与分子之间的作用力。分子间力的类型：1）色散力：瞬时偶极和瞬时偶极之间产生的吸引力。瞬时偶极：由于分子在某瞬间正负电荷中心不重合所产生的一种偶极。色散力普遍存在于一切分子之间。2）诱导力：由固有偶极和诱导偶极之间所产生的吸引力。诱导偶极：由于分子受外界电场包括极性分子固有偶极场的影响所产生的一种偶极。3）.取向力：由固有偶极之间所产生的吸引力。分子间力是色散力、诱导力和取向力的总称,即分子间力=色散力诱导力取向力非极性分子与非极性分子间之间：只有色散力；非极性分子与极性分子之间：具有色散力和诱导力.；极性分子与极性分子之间：具有色散力、诱导力和取向力。分子间力也叫范德华力。其中色散力最普遍，也最重要。同类型分子中，色散力与摩尔质量成正比，故可近似认为分子间力与摩尔质量成正比。例如,分子间力： I2Br2 Cl2F2分子间力比一般化学键弱得多，没有方向性和饱和性。（2）氢键1)氢键:氢原子除能和电负性较大,半径较小的X原子（如：F、O、N）形成强的极性共价键外，还能吸引另一个电负性较大,半径较小的Y原子（如：F、O、N）中的孤电子云对形成氢键。 XHY, X、Y电负性较大的原子如(F、O、N)2)氢键和分子间力的强度、数量级相同，也具有方向性和饱和性。3)分子中有FH键、OH键或NH键的分子能形成氢键。如： HF、H2O、NH3、无机含氧酸(HNO3、H2SO4、H3BO3等) 、有机羧酸（COOH）、醇(OH)、胺(NH2)、蛋白质等分子之间都存在氢键。而乙醛（CH3 CHO）和丙酮（CH3COCH3）等醛、酮及醚等分子之间则不能形成氢键,但与水分子之间可形成氢键.（3）分子间力对物质性质的影响1)物质的熔点和沸点：同类型的单质和化合物，其熔点和沸点一般随摩尔质量的增加而增大。因为分子间的色散力随摩而质量的增加而增大。因氢键的形成能加强分子间的作用力，因此含有氢键的物质比不含氢键的物质熔点和沸点要高。例如， HF、 HCl、 HBr、 HI沸点（。）：、 85、57、 36因HF分子间存在氢键，其熔点和沸点比同类型的氢化物要高，出现反常现象。同理H2O、NH3在同族氢化物中，沸点也出现反常现象。2)物质的溶解性：（极性）“相似者相溶” 即极性溶质易溶于极性溶剂；非极性（或弱极性）溶质易溶于非极性（或弱极性）溶剂。溶质和溶剂的极性越相近，越易互溶。例如，碘易溶于苯或四氯化碳，而难溶于水。3.1.3晶体结构和性质3.1.3.1晶体的基本类型和性质（1）离子晶体1)晶格结点上的微粒：正、负离子。2)微粒间作用力：离子键即正、负离子之间的静电引力。其作用力随离子电荷的增多和半径的减少而增强。3)晶体中不存在独立的简单分子。例如NaCl晶体,表示Na+:Cl=1:1。4)晶体的特性：熔点高、硬度大；延展性差；一般易溶于极性溶剂；熔融态或水溶液均易导电。 在相同类型的典型离子晶体中，离子的电荷越多，半径越小，晶体的熔点越高，硬度越大。离子电荷与半径的规律如下：（A）在同一周期中，自左而右随着正离子电荷数的增多，离子半径逐渐减少。如半径：NaMg2;KCa2Sc3（B）同一元素，随着正离子电荷数的增多，离子半经减少。如半径: Fe2+Fe3+(C)在同一族中，自上而下离子半经逐渐增大。如半径: IBrClF根据离子电荷与半径的规律，可判断离子键的强弱，从而可判断离子晶体熔点和硬度的大小例1：离子晶体正、负离子半径和正、负离子电荷数熔点硬度NaF2.30Å1 ,19932.3CaO2.31Å2 ,226144.5例2：离子晶体正离子半径正、负离子电荷数熔点硬度CaO0.99 Å2, 226144.5MgO0.66 Å2, 228525.56.5（2）原子晶体.1)晶格结点上的微粒：原子。2)微粒间作用力：共价键。3)晶体中不存在独立的简单分子。例如方石英（SiO2）晶体,表示Si:O=1:2。4)晶体的特性：熔点高、硬度大；延展性差；一般溶剂中不溶；是电的绝缘体或半导体。常见的原子晶体有金刚石（C）和可作半导体材料的单晶硅（Si）、锗(Ge)、砷化镓(GaAs)、以及碳化硅(SiC)和方石英(SiO2)。（3）分子晶体1)晶格结点上的微粒：极性分子或非极性分子。2)微粒间作用力：分子间力（还有氢键）。在同类型的分子中，分子间力随分子量的增大而增大。3)晶体中存在独立的简单分子。例如CO2晶体, 结点上为CO2分子。4)晶体的特性：熔点抵、硬度小(随分子量的增大而增大)；延展性差；其溶解性遵循“相似者相溶”，极性分子易溶于水、冰醋酸等，非极性分子易溶于有机溶剂如碘、萘等，熔融态不导电。（4）金属晶体 1)晶格结点上的微粒：原子或正离子。2)微粒间作用力：金属键。3)晶体中不存在独立的简单分子。4)晶体的特性：是电和热的良导体，熔点较高、硬度较大；优良的变形性和金属光泽。 2过渡型的晶体（1）链状结构晶体如石棉,链与链之间的作用力为弱的静电引力;链内的作用力为强的共价键。有纤维性。（2）层状结构晶体如石墨,层与层之间的作用力为大键;层内的作用力为SP2SP2键。是热和电的良导体,可作润滑剂。3.1.4气体定律1.理想气体状态方程 PV = nRT式中 P: 压力, Pa;( 1 atm = 1.01×105 Pa ; 1 atm = 760毫米汞柱)V: 体积, m3;(1 m3 =103L)T: 绝对温度, K；n: 摩尔数, mol;R: 气体常数, R8.314JK-1mol-1 注意:若压力单位为“kPa”,体积单位对应使用升“L”. 当n一定时，P、V、T变则有 n,T一定时，P1V1P2V2 n,P一定时， T ，P一定时， PV，=，P，M 式中m: 质量 ,克;M: 摩尔质量, g/mol； :气体密度,g/ m3;实际气体在高温低压下，接近理想气体。例1：已知在1.0×105Pa，27OC时，0.6克的某气体占0.5升,试求此气体的分子量.解: m=0.6g ,T =273+27=300K ,V=0.5升=0.5×10-3 m3,据理想气体状态方程M例2.已知10 OC时,水的蒸汽压为1.227kPa,在10 OC、101。3 kPa下，于水面上收集到1.5L某气体,则该气体的物质量为多少mol?解:2.分压定律分压：气体混合物中每一种气体的压力，等于该气体单独占有与混合气体相同体积时所产生的压力。道尔顿分压定律:适于各组分互不反应的理想气体。1)气体混合物总压力等于混合物中各组分气体分压的总和。 P总PAPB2)混合气体中某组分气体的分压，等于总压力乘以该组分气体的摩尔分数。 Pi=iP总 PA= 分压定律可用来计算混合气体中组份气体的分压、摩尔数或在给定条件下的体积。例：有一混合气体（N2、CO2、O2）其总压力为101.325kPa，此气体的组成为：N225%、CO215%、O260%（体积百分比），试计算混合气体中各组分的分压。解：PN2 =P总×摩尔分数P总×体积分数101.325×25%=25.33kPa；PCO2 = 101.325×15%=15.20kPa；PO2 = 101.325×60%=60.80kPa；3.2.1溶液浓度1.质量分数(%)% 2.物质的量浓度(C) ,mol.dm3 3.质量摩尔浓度(m) ,mol.kg-1 4.摩尔分数(x) 3.2.2稀溶液的通性1.溶液的蒸汽压下降（1）蒸汽压（饱和蒸汽压）P0：在一定温度下，液体和它的蒸汽处于平衡时，蒸汽所具有的压力。试验现象: 一封闭钟罩中放一杯纯水A和一杯糖水B，静止足够长时间发现,A杯变成空杯，B杯中水满后溢出。此试验证明:溶液的蒸汽压总是低于纯溶剂的蒸汽压，其差值称为溶液的蒸汽压下降（P）。2）拉乌尔定律：在一定温度下，难挥发的非电解质稀溶液的蒸汽压下降（P）和溶质（B）的摩尔分数成正比。 P=（2）溶液的的沸点上升和凝固点下降1）沸点：液相的蒸汽压等于外界压力时的温度。2）凝固点：液向蒸汽压和固相蒸汽压相等时的温度。3）汽化热：恒温恒压下，液态物质吸热汽化成气态，所吸收的热量称为汽化热。试验证明:溶液的沸点总是高于纯溶剂的沸点；溶液的凝固点总是低于纯溶剂的凝固点。利用凝固点下降的原理,冬天可在水箱中加入乙二醇作为防冻剂。4）拉乌尔定律：难挥发非电解质稀溶液的沸点上升（Tb）和凝固点下降（Tf）与溶液的质量摩尔浓度（m）成正比。Tb=kbm Tf=kfmkb: 溶剂的摩尔沸点上升常数;kf: 溶剂的摩尔凝固点下降常数.拉乌尔定律可用来计算溶液的沸点、凝固点或溶质的摩尔质量。例：将18.0g葡萄糖C6H12O6溶于100.0g水中,计算此溶液的凝固点和沸点。解：葡萄糖的摩尔质量为180.0g,其质量摩尔数浓度为:;水的摩尔沸点上升常数kb=0.52Tb=kbm =0.52×1.000=0.52OC; 因此溶液的沸点为:100+0.52=100.52 OC;水的凝固点下降常数kf=1.85,Tf=kfm=1.85×1.000=1.85 OC; 因此溶液的凝固点为:0-1.85=-1.85 OC;（3）渗透压1)半透膜：动物的肠衣、细胞膜、膀胱膜等只允许溶剂分子透过,而不允许溶质分子(或离子)透过的膜称半透膜.2)渗透现象:溶剂透过半透膜而浸入溶液的现象.若在溶液的液面上施加一定的压力,则可阻止溶剂的渗透.为了使渗透停止必须向溶液液面施加一定的压力.3) 渗透压（）：为维持被半透膜所隔开的溶液与纯溶剂之间的渗透平衡而需要的额外压力。4）渗透压的规律：当温度一定时，稀溶液的渗透压和溶液的摩尔浓度c成正比；当浓度一定时，稀溶液的渗透压和温度T成正比。 v=nRT =cRT渗透压的规律可用来计算溶液的渗透压和溶质的摩尔质量。溶液的蒸汽压下降、沸点上升、凝固点下降和渗透压这些性质，与溶质的本性无关，只与溶液中溶质的粒子数有关，称为溶液的依数性。（4）说明:电解质溶液，或者浓度较大的溶液也与非电解质稀溶液一样具有溶液蒸汽压下降、沸点上升、凝固点下降和渗透压等依数性但是，稀溶液定律所表达的这些依数性与溶液浓度的定量关系不适用于浓溶液和电解质溶液。对于电解质稀溶液，蒸汽压下降、沸点上升、凝固点下降和渗透压的数值都比同浓度的非电解质稀溶液的相应数值要大。对同浓度的溶液来说，沸点高低或渗透压大小顺序为：1)A2B或AB2型强电解质溶液AB型强电解质溶液弱电解质溶液非电解质溶液对同浓度的溶液来说，蒸汽压或凝固点的顺序正好相反：2)A2B或AB2型强电解质溶液AB型强电解质溶液弱电解质溶液非电解质溶液例1, 将质量摩尔浓度均为0.10 mol·kg-1的BaCl2, HCl, HAc, 蔗糖水溶液的粒子数、蒸气压、沸点、凝固点和渗透压按从大到小次序排序:解：按从大到小次序排序如下：粒子数 : BaCl2 HCl HAc 蔗糖蒸气压 : 蔗糖 HAc HCl BaCl2沸点: BaCl2 HCl HAc 蔗糖凝固点 : 蔗糖 HAc HCl BaCl2渗透压: BaCl2 HCl HAc 蔗糖例2,下列水溶液蒸气压及凝固点的高低顺序为：0.1mol kg-1蔗糖0.1mol kg-1HAc0.1mol kg-1NaCl0.1mol kg-1CaCl23.2.3可溶电解质单相电离平衡1.水的电离平衡：H2O（）= H+(aq) + OH-(aq)(1)水的离子积： KwW=wC(H+)·C(OH) 250C KwW=1.0×10-14例,在0.1000mol.dm-3HCl溶液中, C(H+)=0.1000mol.dm-3, C(H+)·C(OH)= KwWC(OH)=(2) pH值: pH=lgC(H), pOH=lgC(OH),pH + pOH=1例, 0.1000mol.dm-3HCl溶液,pH=1,pOH=14-1=132.酸碱质子理论(1)酸：凡能给出H+的物质称为酸。(2)碱：凡能接受H+的物质称为碱。一个酸给出质子变为其共轭碱, 一个碱给出质子变为其共轭酸.HA = H+ A共轭酸 共轭碱例如, 共轭酸碱对:HAcNaAc、HFNH4F、NH4ClNH3、H2CO3HCO3、HCO3CO32、H2PO4HPO42等。有的物质既可作为酸给出质子，又可作为碱得到质子，因此具有两性。如，HCO3、H2PO4、HPO42等。3.一元弱酸的解离平衡：如,HAc(aq) = H+ (aq) + Ac(aq)弱酸的解离常数： Ka=若弱酸比较弱，Ka104则：ceq(H+);解离度=×100% ,ceq(H+)c；HAc(aq) = H+ (aq) + Ac(aq)平衡浓度/mol·dm-3 c -c c c若弱酸比较弱，Kac2.称溶液的稀释定律说明：（1）Ka越大则酸性越强。Ka只与温度有关,在一定温度下, Ka为一常数,Ka不随浓度变化而变。（2）在一定的温度下, 解离度大小可随浓度c而变,溶液稀释时,浓度c下降, 则解离度升高；（3）稀释虽然增加了解离度，但由于体积增大,总浓度却减少,一般,解离度增大的程度比浓度减少的程度要小的多,因此总的说来,溶液稀释, H+降低.例1. 求0.100mol.dm-3 HAc溶液的PH值。（Ka1.8×105）解: ceq(H+)=pH =2.88例2.某温度时, 已知0.100mol.dm-3 HCN的电离度为0.010,则该温度时，HCN的解离常数Ka是多少？解：Kac20.100×（0.010）21.00×1094.一元弱碱的解离平衡：如,NH3(aq)H2O() = NH4(aq)OH(aq)弱碱的解离常数：Kb=若弱碱比较弱，Kb104则： Ce