3.化学公式整理

一、化学键、分子结构和晶体结构

1、化学键

①离子键没有饱和性和方向性；共价键具有饱和性和方向性。 2、共价键杂化轨道 杂化轨道类型 空间构型 SP SP2 平面正三形 角形 SP3 SP3（不等性） 直线型 BeCl2,HgCl2 ,CO2，CS2，C2H2 非极性 正四面体 三角锥型 V字型 H2O H2S （VIA元素） 极性 实例 BCl3,BF3（B，Al，CH4,SiH4 , NH3 Ga等IIIA元素CCl4 ,SiCl4 PH3, PCl3 的卤化物）,C2H4 （IVA元素） （VA元素） 非极性 非极性 极性 分子极性 3、分子间力 ①非极性分子与非极性分子间的力：色散力；

②非极性分子与极性分子间的力：色散力、诱导力；

③极性分子与极性分子间的力：色散力、诱导力、取向力。

同类型分子中，色散力与摩尔质量成正比，故近似认为分子间力与摩尔质量成正比。 4、氢键

分子中含有F-H键、O-H键、N-H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）。 5、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大而增大，但含有氢键的物质较高；

②物质的溶解性：极性相似相溶。 6、晶体结构和性质

（1）、离子晶体

①作用力：离子键，作用力随离子电荷的增多和半径的减小而增强； ②晶体的特性——熔点高、硬度大、延展性差； ③离子与电荷的规律：

＋＋

Ⅰ、在同一周期，自左→右，最正离子电荷数增多，离子半径减小；eg：Na>Mg2、K＋>Ca2+>Sc3+；

＋＋

Ⅱ、同一元素，正电离子电荷数增多，离子半径减小；eg：Fe2>Fe3； Ⅲ、同一族，从上→下，离子半径增大。

二、元素周期律

1、元素在周期表中的位置和原子结构的关系

(1)周期数＝电子层数 (2)族数：

①主族和IB，IIB的族数＝最外层电子数：（ns电子＋nP电子）数；

②IIIB－VIIB族的族数＝最外层S电子＋此外层d电子数：ns电子＋（n－1）d电子数； ③零族的最外层电子数＝2或8

④VIII族的最外层S电子＋次外层d电子数＝8－10：ns电子＋（n－1）d电子数＝8－10 2．元素在周期表中的分区

周期表与价电子结构的关系

族数 外层电子构型 分区 族 IA ,IIA IIIB－VIIB ,VIII IB ,IIB IIIA－VIIA ns12 s区 主族 (n1)d18ns2 d区 (n1)d10ns12 ds区 ns2np16 p区 主族 副族＋VIII=过渡元素

3．元素的电离能、电子亲和能、电负性 （1）、电离能：失去电子，数值越大越难失去。

基态的气态原子失去一个电子，形成﹢1价的气态离子时所吸收的能量，称为第一电离能I1。 主族：同周期，从左→右，I1增大；同族：从上→下，I1减小； （2）、电子亲和能：夺电子能力，非金属夺电子能力强

基态的气态原子获得一个电子，形成-1价的气态离子时，放出的能量。数值越大，原子越易获得电子。 （3）电负性：衡量原子在分子中吸引电子的能力

值越大，非金属性越强；值越小，金属性越强。 金属元素电负性值＜2.0（除铂系和金）；非金属元素电负性值＞2.0（除Si外） 4、氧化物及其水和化合物的酸碱性递变规律

①两性氧化物：Al、Sn、Pb；不成盐氧化物：CO、NO等，不与水、酸、碱作用。 ②同一元素不同价态酸碱性规律：高价氯化物或水合物的酸碱性比低价的强：

HClO＜HClO2三、热化学

1、吉布斯函数变 △G =△H–T△S

(1)、反应方向（自发性）的判断（熵变判据仅适用于孤立系统）

ΔG＜0 反应正向自发 ΔG =0 平衡状态

ΔG＞0 反应正向非自发，逆向自发。

①ΔH＜0，ΔS ＞0；ΔG＜0 正向自发 ②ΔH＞0，ΔS ＜ 0；ΔG＞0正向非自发

③ΔH＞0，ΔS ＞0；升高至某温度时ΔG由正值变为负值，高温有利于正向自发 ④ΔH＜0，ΔS ＜0；降低至某温度时ΔG由正值变为负值，低温有利于正向自发 (2)、反应自发进行的临界温度：T2、化学平衡

θ

(1)、标准平衡常数k

△H。 △S{peq(G)/p}g{peq(D)/P}d①对于气体反应：aA(g) +bB(g)=gG(g) +dD(g) k eqaeqb{p(A)/p}{p(B)/p}{ceq(G)/C}g{Ceq(D)/C}d②对于溶液中的反应: aA(aq) +bB(aq)=gG(aq) +dD(aq) keq aeqb{c(A)/C}{C(B)/C}(p=100kPa；C=1mol.L-1)

说明：

θθ

⑴、k只是温度的函数，温度一定，k为一常数，不随浓度或压力而变。

θ

⑵、k表达式,与化学方程式的书写方式有关。 (2)、温度对平衡常数的影响

θθ

rGmrHmSlnKrm

RTRTR对于吸热反应，△rHm>0，随温度升高，平衡常数增大。即T↑，k↑

θθ

对于放热反应，△rHm<0，随温度升高，平衡常数减少。即T↑，k↓

θθ

四、稀溶液的依数性（通性）

1、溶液浓度的表示

(1)、质量分数＝

溶质的质量（g）100%；(%)

溶液的质量(g)溶质的物质的量（mol）,molL1 (C)

溶液的体积（L）溶质的物质的量（mol）(3)、质量摩尔浓度＝； (m)

溶剂的质量（kg）溶质（或溶剂）的物质的量（mol）(4)、摩尔分数= (x)

溶质的物质量（mol)溶剂的物质的量(mol)(2)、物质的量浓度＝

2、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。 （2）、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（ΔP）。 （3）、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和溶质（B）的物质的量分数成

正比。

PnBP0

nAnB3、溶液的的沸点上升和凝固点下降

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。

拉乌尔定律：难挥发非电解质稀溶液的沸点上升和凝固点下降与溶液的质量摩尔浓度（m）成正比。

ΔTb=kb.m ΔTf=kf.m

4、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。

CRT

C：溶液的体积摩尔浓度；R：摩尔气体常数；T：绝对温度

5、对于电解质溶质的稀溶液，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。

(1)、沸点高低或渗透压大小顺序为：对同浓度的溶液来说，

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

(2)、蒸汽压或凝固点的顺序正好相反(下降的多，所以值小)：对同浓度的溶液来说，

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

五、溶液中的酸碱平衡

1、水的电离

H2O（l）==H+(aq) + OH-(aq)

－

(1)、水的离子积：KW=C(H+)·C(OH) 250C KW=1.0×10-14

－

在任何酸碱性的溶液中，皆有C(H+)·C(OH) =1.0×10-14

－

(2)、pH值：pH=－lg{C(H+)}，pOH=－lg{C(OH)}，pH +pOH=14 2、一元弱酸的电离平衡：

－

HAc(aq)=== H+(aq)+Ac(aq)

起始浓度/mol·L-1 C 0 0 平衡浓度/mol·L-1 CC C C Ceq(H)Ceq(Ac)(C)22C弱酸的解离常数：Ka eqC(HAc)CC—ka，即浓度越大，电离度越小。 CC(H+)=C(Ac)=kaC，即溶液浓度越大，溶液中电离出来的离子浓度越大。 Ka大则酸性强，Ka只与温度有关，而与浓度无关,在一定温度下，为一常数。

解离度3、一元弱碱的电离平衡：

已解离的溶质量100% 解离前溶质的总量＋

－

NH3(aq)＋H2O(l）= NH4(aq)＋OH(aq)

Ceq(NH4)Ceq(OH)弱碱的解离常数Kb eqC(NH3)KW C(OH-)KbC碱，C(H)C(OH)4、多元弱酸的电离平衡：二级解离比一级解离弱，近似按一级解离处理 5、盐类水解平衡及溶液的酸碱性

(1)、强碱弱酸盐的水解：水解生成弱酸和强碱，溶液呈碱性。

－－

例如：NaAc水解：Ac＋H2O=HAc＋OH

(2)、强酸弱碱盐的水解：水解生成弱碱和强酸，溶液呈酸性。

＋＋

例如：NH4Cl水解：NH4＋H2O=NH3·H2O＋H

(3)、弱酸弱碱盐水解：水解生成弱酸和弱碱,溶液酸碱性视弱酸Ka和弱碱Kb相对强弱大小。

例如：NH4Ac水解溶液呈中性：NH4Ac＋H2O＝NH3·H2O＋HAc

(4)、强酸强碱盐水解：溶液呈中性。如NaCl。

－－

NaAc水解：Ac＋H2O=HAc＋OH

Ceq(OH)Ceq(HAc)[OH][H][HAc]KW KheqC(Ac)[H][Ac]Ka

NH4Cl水解：NH4

+＋H

Ceq(NH3H2O)Ceq(H)[OH][H][NH3H2O]KW KheqKbC(NH4)[OH][NH4]结论：组成盐的强酸（或弱酸）的酸性（或酸性）越弱，即Ka、Kb越小，则由他们组成的盐Kh越大，

即该盐越易水解。

6、同离子效应和缓冲溶液

(1)、缓冲溶液

由弱酸及其共轭碱或弱碱及其共轭酸所组成的溶液，能抵抗外加少量强酸、强碱或稍加稀释而使本身溶液pH值基本保持不变，这种对酸和碱具有缓冲作用的溶液称缓冲溶液。

(2)、缓冲溶液种类：

①弱酸－弱酸盐，如HAc－NaAc，HF－NH4F；过量的弱酸和强碱，如过量的HAc和NaOH。 ②弱碱－弱碱盐，如NH3－NH4Cl；过量的弱碱和强酸，如过量的NH3·H2O和HCl。

③多元酸－酸式盐，多元酸的两种不同的酸式盐。如H2CO3－NaHCO3，NaHCO3－Na2CO3；NaH2PO4

－Na2HPO4。

(3)、缓冲溶液pH值计算：

①弱酸及其盐组成的缓冲溶液(酸性缓冲液)

2O= NH3·H2O＋H

+

pHpKalgCaC(酸)pKalg (pKa-lgKa) CbC(盐)pOHpKblgC(碱)

C(盐)②弱碱及其盐组成的缓冲溶液(碱性缓冲液)：

(4)、缓冲溶液的配制：

缓冲溶液的配制：当C共轭酸=C共轭碱时，缓冲溶液缓冲能力最大，此时pH=pKa，此即为选择缓冲溶液的原则。

例如：配制pH=5左右的缓冲溶液，选HAc—NaAc混合溶液；

配制pH=9左右的缓冲溶液 , 选NH3—NH4Cl混合溶液；

配制pH=7左右的缓冲溶液 , 选NaH2PO4—Na2HPO4混合溶液。

六、难电解质的多相电离平衡

1、难溶电解质的沉淀溶解平衡

AnBm(s) ===nA m+(aq)+ mBn-(aq)

(1)、溶度积：饱和溶液中离子浓度以计量系数为指数的乘积.

－－

Ksp(AnBm)={Ceq(Am+)}n·{Ceq(Bn)}m =[Am+]n·[Bn]m

溶度积在一定的温度下为一常数.

AgCl(s)=Ag+(aq) + Cl-(aq)

KSP(AgCl)=Ceq(Ag+)·Ceq(Cl-)＝[Ag+]·[Cl-] KSP(CaF2)=Ceq(Ca2+)·{Ceq(F-)}2=[Ca2+]·[F-]2 KSPMg(OH)2 =Ceq(Mg2+)·{Ceq(OH-)}2=[Mg2+]·[OH-]2 －

(2)、溶解度S(mol·L1)与溶度积Ksp关系：

溶解度S：每L水溶液中含溶质的摩尔数。

Ⅰ、AB型沉淀：SKSP。如 AgCl，AgBr，AgI，CaSO4等。

KSP。如Ag2CrO4，Mg(OH)2等。 4Ⅱ、A2B或AB2型沉淀：S3对同一种类型的沉淀，溶度积Ksp越大，溶解度S越大；对不同类型的沉淀，通过计算S比较溶解度的大小。

2、溶度积规则：判断沉淀的生成和溶解

①Q③Q>KSP 过饱和溶液，有沉淀析出 注意：

1)、Q为任意状态溶液离子浓度，如起始浓度以计量系数为指数的乘积. 2)、若有几种沉淀，先满足Q=KSP者先沉淀。同类型沉淀KSP小者先沉淀. 3)、沉淀完全(离子浓度<10-6)不等于离子全部沉淀。

七、氧化还原反应与电化学

1、氧化还原反应

(1)、氧化反应：物质失去电子的反应称氧化反应。例Zn-2e-1=Zn2+ （化合价升高的过程） (2)、还原反应：物质得到电子的反应称还原反应。例Cu2++2e-1=Cu（化合价降低的过程） (3)、氧化剂：得到电子（化合价降低）的物质是氧化剂。如Cu2+ (4)、还原剂：失去电子（化合价升高）的物质是还原剂。如Zn (5)、氧化还原反应方程式的配平：

离子—电子法配平氧化还原反应方程式的步骤：

①用离子式写出参加氧化还原反应的反应物和产物。如：MnO4-+Fe2+→Mn2+ + Fe3+ ②写出氧化还原反应的两个半反应：MnO4- +e-→Mn2 +；Fe2+ - e-→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

总结：升失氧，做还原剂；降得还，做氧化剂。

—

(6)、在酸性环境时，用H+和H2O来平衡；在碱性环境时，用OH和H2O来平衡。 2、原电池和电极电势

(1)、原电池

①原电池的电极反应(半反应)、电池反应(总反应)：

例如铜锌原电池:

负极——失电子； 负极发生氧化反应，例Zn - 2e-1=Zn2+

正极——得电子； 正极发生还原反应，例Cu2+ + 2e-1=Cu

电子：由负极→正极 原电池的总反应：Zn + Cu2+= Zn2++ Cu

②原电池的图式：(－)B︱B+（C）┆┆A+（C）∣A (+)

例如，铜锌原电池：(－)Zn︱Zn2+（C）┆┆Cu2+（C）∣Cu (+) “︱”代表相界，“┆┆”代表盐桥，电子通过盐桥流动，沟通线路. 注意：Ⅰ、每个半电池的电对中，若有金属板如（Cu板），则直接作用电极板；

Ⅱ、若无金属固体，则必须加一个惰性电极（如Pt、石墨）用以导电；

Ⅲ、在半电池的电对中若有不同的相，应用单竖线分开，表示相界面；若同为溶液相，则用逗号分开；

—

Eg：氧化还原反应：Cl2+2Fe2+===2Fe3++2Cl

——

电池符号：(—)Pt︱Fe3+(c(Fe3+))，Fe2+(c(Fe2+))┆┆Cl(c(Cl))︱Cl2(p(Cl2))︱Pt(+)

—

Ⅳ、参加反应的所有离子，包括H+、OH等的浓度都要注上；

———

Eg：氧化还原反应：2MnO4+5SO32+6H+===2Mn2++5SO42+3H2O

——————

电池符号：(—)Pt︱H+(c(H+))，SO42(c(SO42))，SO32(c(SO32))┆┆MnO4(c(MnO4))，Mn2+ (c(Mn2+))，

H+(c(H+))︱Pt(+)

(2)、电极电位（电极电势）

当离子浓度为标准浓度(1mol·L-1)，气体分压为标准压力(100kPa)时，该电极称为标准电极，其电极电位就是该电极的标准电极电位，以E表示，单位是伏特(V)。

标准氢电极：规定298K时，标准氢电极作为测量其他电极电位的标准，其电极电位等于0V。记做：

EH/H20V

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(与电极反应的方向无关)。例：

Cu2+ +2e = Cu，E= +0.34V；

Cu－2e= Cu2+，E= +0.34V

②电极电势不随电极反应计量系数的改变而变化。例：

Cu2++2e = Cu，E= +0.34V 2Cu =2Cu2++4e，E= +0.34V

(3)、原电池电动势：

E=E(+)－E(—)；E=E(+)－E(—)

电极电势高的电极作正极，电极电势低的电极作负极。E>0，原电池正常工作，电流从正极流向负极。电子则由负极流向正极。

(4)、浓度对电极电位的影响（能斯特方程） ①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：

θ

θ

θ

E氧化态/还原态E氧化态/还原态0.059C(氧化态)/ClgnC(还原态)/C0.059C(还原态)/CElgnC(氧化态)/C0.059例：Cu2+(aq) ＋2e-＝ Cu(s) EE(Cu2/Cu)lgC(Cu2)

23C(Fe)＋＋Fe3（aq）＋e ＝Fe2（aq） EE(Fe3/Fe3)0.059lg 3C(Fe)氧化态/还原态a bb a使用能斯特方程应注意：

Ⅰ、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1。

θθ

Ⅱ、若电极反应中某物质是气体，则用相对分压P/P代替相对浓度C/C

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

0.05917C(H)/CE(H/H2)E(H/H2)lg2p(H2)/p，P = 100kPa

2θ

Ⅲ、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，电极反应：

MnO4- + 8H + +5e-→ Mn2 ++4H2O，其能斯特方程为：

0.05917C(MnO4)/C.C(H)/C22E(MnO4/Mn)E(MnO4/Mn)lg5C(Mn2)/C8

②电动势的能斯特方程：298K时，原电池反应：aA + bB = gG + dD，

0.059{c(G)/C}g{C(D)/C}d E  E - lgabn{c(A)/C}{C(B)/C}可见，随反应的进行，原电池的电动势将不断减少。

例：Ni（s）+ Cu2+(aq) ＝ Ni2+(aq)+Cu（s）

E(Ecu2/Cu20.059C(Ni) ENi2/Ni)lg2C(Cu2)(5)、电极电位的应用

①比较氧化剂、还原剂的相对强弱：

电极电势代数值越大，其氧化态氧化性越强（是越强氧化剂），对应还原态的还原性越弱（是越弱的还原剂）；

电极电势代数值越小，其还原态的还原性越强（是越强还原剂），对应氧化态的氧化性越弱（是越弱的氧化剂）。

②判断氧化还原反应进行的方向：

电极电势代数值大的电对中氧化态物质作氧化剂可以和电极电势代数值小的电对中还原态物质作还原剂自发进行反应。

θθ

已知：E(Sn2+/Sn)＝-0.1375V；φ(Pb2+/Pb)＝ -0.1262V，则在标准状态下，反应方向为：

Sn + Pb2+ → Sn+ +Pb ③计算氧化还原反应进行的程度：

θ

氧化还原反应进行的程度可用标准平衡常数k来表示。在298.15k时，

nE电池lgk= (Eθ=Eθ (+)－Eθ (—))

0.059V3、电解（电能→化学能）

一个不能自发进行的氧化还原反应，可通过外加直流电，强制该反应进行。 (1)、电解池

阳极：电解池中，与直流电源正极相连； 阴极：电解池中，与直流电源负极相连。

阳极发生氧化反应，阴极发生还原反应。

例如：以石墨作为电极材料，电极1mol·L-1 CuCl2溶液

——

阳极：Cl-2e=Cl2，Cl被氧化 阴极：Cu2++2e=Cu，Cu2+被还原

(2)、放电：在电解池的两极中氧化态物质得到电子或还原态物质给出电子的过程叫做放电。例如，阳极上－

OH离子放电，阴极上H+离子放电。 (3)、电解产物判断

电解盐类水溶液，电极产物情况如下：

①阴极：电极电势代数值大的氧化态物质首先在阴极得电子而放电。

电极电势比Al大的金属离子首先得电子放电，电极电势比Al(包括Al)小的金属（Li，Na，K，Ca，

＋

Mg）离子不放电，而是H离子放电得到H2。

－

例如：电解NaOH溶液，阴极：2H+ ＋2e = H2

②阳极：电极电势代数值小的还原态物质首先在阳极失去电子而放电。

Ⅰ、金属作阳极：金属阳极(除Pt，Au外)首先失电子被氧化成金属离子溶解。

如以金属镍作电极，电解NiSO4溶液：

阳极：Ni－2e＝Ni2

＋－

阴极：Ni2＋2e＝Ni －－－

Ⅱ、若石墨或Pt作阳极：电解S2、Br、Cl等简单负离子的盐溶液时，阳极优先析出S、Br2、Cl2；

—

电解含氧酸（如HNO3、H2SO4）或含氧酸盐溶液时，在阳极上OH首先被氧化析出O2。

如石墨作电极电解CuCl2..

－－

阳极：2Cl－2e =Cl2 ;

＋－

阴极：Cu2＋2e＝Cu

4、金属腐蚀及防护

(1)、化学腐蚀：金属与干燥的腐蚀性气体或有机物发生的化学反应引起的腐蚀称化学腐蚀。

(2)、电化学腐蚀：由电化学作用而引起的腐蚀叫做电化学腐蚀，它是由于形成腐蚀电池而引起的。电化学腐蚀分为：

＋

①析氢腐蚀：在酸性溶液中，阴极反应主要以H离子得电子还原成H2而引起的腐蚀称析氢腐蚀。

＋－

电极反应式为 ：2H ＋ 2e = H2

－

②吸氧腐蚀：阴极以O2得电子生成OH离子所引起的腐蚀称吸氧腐蚀。

－

电极反应为：O2+ 2H2O + 4e = 4OH

一般金属在大气中、甚至在中性或酸性不太强的水膜中的腐蚀主要是吸氧腐蚀。

(3)、差异充气腐蚀：金属表面因氧气浓度分布不均匀而引起的电化学腐蚀称差异充气腐蚀。是吸氧腐蚀的一种。

例如，埋入地下的管道

＋

阳极(Fe）：Fe －2e＝Fe2 （氧气浓度较小的部分）——腐蚀电池的负极.

－－

阴极(Fe)：O2+ 2H2O + 4e = 4OH （氧气浓度较大的部分）——腐蚀电池的正极.

(3)、金属腐蚀的防护

①改善金属的性质：组成合金； ②在金属表面形成保护层； ③应用缓蚀剂法；

④电化学保护法：常用阴极保护法，它又可分为牺牲阳极法和外加电流阴极保护法。

Ⅰ、牺牲阳极法：将较活泼金属或其合金连接在被保护的金属上，较活泼金属作为腐蚀电池的阳极而被腐蚀，被保护的金属作为阴极而达到保护的目的。一般常用的牺牲阳极材料有铝合金、镁合金、锌合金等，常用于保护海轮外壳、锅炉和海底设备。

Ⅱ、外加电流法：在外加直流电的作用下，用废钢或石墨等作为阳极，将被保护的金属作为电解池的阴极而被保护。

－＋