大學(xué)無機化學(xué)期末考試復(fù)習(xí)資料(天津大學(xué)第四)

(完好版)大學(xué)無機化學(xué)期末考試復(fù)習(xí)資料(天津大學(xué)第四版)(完好版)大學(xué)無機化學(xué)期末考試復(fù)習(xí)資料(天津大學(xué)第四版)PAGEPAGE10(完好版)大學(xué)無機化學(xué)期末考試復(fù)習(xí)資料(天津大學(xué)第四版)PAGE第一章化學(xué)反應(yīng)中的質(zhì)量和能量關(guān)系

重要觀點

1.系統(tǒng)：客觀世界是有多種物質(zhì)構(gòu)成的，但我們可能只研究此中一種或假定干物質(zhì)。

人為地將一局部物質(zhì)與其余物質(zhì)分開，被區(qū)分的研究對象稱為系統(tǒng)。

2.相：系統(tǒng)中擁有同樣物理性質(zhì)和化學(xué)性質(zhì)的均勻局部稱為相。

3.狀態(tài)：是指用來描繪系統(tǒng)的諸如壓力P、體積V、溫度T、質(zhì)量m和構(gòu)成等各樣宏觀性質(zhì)的綜合表現(xiàn)。

4.狀態(tài)函數(shù)：用來描繪系統(tǒng)狀態(tài)的物理量稱為狀態(tài)函數(shù)。

5.廣度性質(zhì)：擁有加和性，如體積，熱容，質(zhì)量，熵，焓和熱力學(xué)能等。

6.強度性質(zhì)：不擁有加和性，僅決定于系統(tǒng)自己的性質(zhì)。如溫度與壓力，密度等。

系統(tǒng)的某種廣度性質(zhì)除以物質(zhì)的量或許質(zhì)量以后就成為強度性質(zhì)。強度性質(zhì)不用

指定物質(zhì)的量就能夠確立。

7.熱力學(xué)可逆過程：系統(tǒng)經(jīng)過某種過程由狀態(tài)1到狀態(tài)2以后，當系統(tǒng)沿著該過

程的逆過程回到本來狀態(tài)時，假定本來的過程對環(huán)境產(chǎn)生的全部影響同時被除去

〔即環(huán)境也同時還原〕，這類理想化的過程稱為熱力學(xué)的可逆過程。

8.實質(zhì)過程都是不行逆的，可逆過程是一種理想過程。

9.化學(xué)計量數(shù)：0=VBＢ表示反應(yīng)中物質(zhì)的化學(xué)式，ＶＢ是B的化學(xué)計量數(shù)，

B

量綱為一；對反應(yīng)物取負值，生成物取正當。

10.化學(xué)計量數(shù)只表示當安計量反應(yīng)式反應(yīng)時各物質(zhì)轉(zhuǎn)變的比率數(shù)，其實不是各反應(yīng)物質(zhì)在反應(yīng)過程中世界所轉(zhuǎn)變的量。

11.反應(yīng)進度：nb/vb關(guān)于化學(xué)反應(yīng)來講，一般選未反應(yīng)時，0引入

反應(yīng)進度這個量最大的長處是在反應(yīng)進行到隨意時刻時，可用任一反應(yīng)物或產(chǎn)物來表示反反應(yīng)進行的程度，所得的值老是相等的。

12.習(xí)慣對不注明溫度和壓力的反應(yīng)，皆指反應(yīng)是在298.15K，100kPa下進行的。

13.一般沒有特其余注明，實測的反應(yīng)熱〔精準〕均指定容反應(yīng)熱，而反應(yīng)熱均指定壓反應(yīng)熱。

14.能量守恒定律：在任何過程中，能量不會自生自滅，只好從一種形式轉(zhuǎn)變?yōu)?/p>

另一種形式，在轉(zhuǎn)變過程中能量的總值不變。也叫做熱力學(xué)第必定律。U=Q+W15.熱力學(xué)能擁有狀態(tài)函數(shù)的特色：狀態(tài)必定，其值必定。同歸殊途，值變相等。

循環(huán)往復(fù)，值變?yōu)榱恪?/p>

16.系統(tǒng)與環(huán)境之間因為存在溫差而互換的熱量稱為熱。假定系統(tǒng)吸熱值為正，假定系統(tǒng)放熱值為負。

17.系統(tǒng)與環(huán)境之間除了熱之外其余形式傳達的能量都稱為功。系統(tǒng)得功為正，系統(tǒng)做功為負。在必定條件下因為系統(tǒng)體積的變化而與環(huán)境互換的功稱為體積功

pdV，除體積功之外的全部功稱為非體積功如電功。

18.功和熱都是過程中被傳達的能量，它們都不是狀態(tài)函數(shù)，其數(shù)值與門路相關(guān)。而熱力學(xué)第必定律中的熱力學(xué)能的改變量只有過程的始態(tài)和終態(tài)決定，而與過程的詳細門路沒關(guān)。

19.化學(xué)反應(yīng)熱是指等溫過程熱，即當系統(tǒng)發(fā)生了變化后，使反應(yīng)產(chǎn)物的溫度回到反應(yīng)前始態(tài)的溫度，系統(tǒng)放出或汲取的熱量。UQv令HUpV20.定壓反應(yīng)熱，在恒壓，只做體積功的條件下，H1那么QpH2是焓的增量，稱為焓變。假如<0表示系統(tǒng)放熱，>0表示系統(tǒng)吸熱，為吸熱反應(yīng)。21.關(guān)于只有凝集相的系統(tǒng)即液態(tài)和固態(tài)的系統(tǒng)，QpQv，關(guān)于有氣態(tài)物質(zhì)參加的系統(tǒng)，考慮到體積的變化，可得Qp，mQv，m〔Bg〕RT即rHmrUm〔Bg〕RTBB22.蓋斯定律：在恒容或許恒壓條件下，化學(xué)反應(yīng)的反應(yīng)熱只與反應(yīng)的始態(tài)和終態(tài)相關(guān)，而與變化門路沒關(guān)。23.在任一溫度Ｔ、標準壓力p下表現(xiàn)出理想氣體性質(zhì)的純氣體狀態(tài)為氣體物質(zhì)的標準狀態(tài)。液體固體物質(zhì)或溶液的標準狀態(tài)為任一溫度Ｔ，標準壓力p下的純液體，純固體或標準濃度C時的狀態(tài)。24.單質(zhì)和化合物的相對焓值，規(guī)定在標準狀態(tài)時由指定單質(zhì)生成單位物質(zhì)的量的純物質(zhì)時反應(yīng)的焓變叫做該物質(zhì)的標準摩爾生成焓。生成焓的負值越大，說明該物質(zhì)鍵能越大，對熱越穩(wěn)固。溫度下標準摩爾反應(yīng)焓等于同溫度下個參加反應(yīng)物質(zhì)的標準摩爾生成焓與其化學(xué)計量數(shù)的乘積的總和。假定系統(tǒng)的溫度不是，反應(yīng)的焓變會有些改變，但一般變化不大，即反應(yīng)的焓變根本不隨溫度而變。第二章化學(xué)反應(yīng)的方向/速率和限度重要觀點1.自覺反應(yīng)：在給定的條件下能自動進行的反應(yīng)或過程叫做自覺反應(yīng)或自覺過程。自覺過程都是熱力學(xué)的不行逆過程。2.過程能自覺地向著雜亂程度增添的方向進行。3.熵是系統(tǒng)內(nèi)物質(zhì)微觀粒子的雜亂度〔或無序度〕的量度。Skln，式中Ω為熱力學(xué)概率或許稱雜亂度，k為波爾茲曼常數(shù)。4.熵的公式說明：熵是系統(tǒng)雜亂度的量度，系統(tǒng)的微觀狀態(tài)數(shù)越多，熱律學(xué)概率越大，系統(tǒng)越混流亂，熵就越大。5.熱力學(xué)第二定律：在隔絕系統(tǒng)中發(fā)生的自覺反應(yīng)必陪伴著熵的增添，或隔絕系統(tǒng)的熵老是趨勢于極大值，這就是自覺過程熱力學(xué)的準那么，稱為熵增添原理。6.熱力學(xué)第三定律：在絕對零度時，全部純物質(zhì)的完滿晶體的熵值都等于零。表達式為S〔0K〕=kln1=0；7.依此為根基，假定知道某一物質(zhì)從絕對零度到指定溫度下的一些熱力學(xué)數(shù)據(jù)如熱容等，就能夠求出此溫度時的熵值，稱為這一物質(zhì)的規(guī)定熵。8.單位物質(zhì)的量的純物質(zhì)在標準狀態(tài)下的規(guī)定熵叫做該物質(zhì)的標準摩爾熵。9.〔1〕關(guān)于同一物質(zhì)而言，氣態(tài)時的熵大于液態(tài)時的，液態(tài)時的熵又大于固態(tài)時的熵。2〕同一物質(zhì)在同樣的齊集態(tài)時，其熵值隨溫度的高升而增大；3〕在溫度和齊集態(tài)同樣時，分子或晶體構(gòu)造較復(fù)雜的物質(zhì)熵值大于分子或晶體構(gòu)造較為簡單的物質(zhì)的熵值。4〕混淆物或溶液的熵值常常比相應(yīng)的貞潔物的熵值大。10.關(guān)于物理或許化學(xué)變化而言，幾乎沒有例外，一個致使氣體分子數(shù)增添的過程或反應(yīng)總陪伴著熵值的增大。11.注意，固然物質(zhì)的標準熵隨溫度的高升而增大，可是只假如沒有惹起物質(zhì)齊集狀態(tài)的改變，其值往常相差不大，能夠以為反應(yīng)的熵變根本不隨溫度而變，這一點和焓變很近似。12.自由能：把焓和熵并在一同的熱力學(xué)函數(shù)。13.吉布斯函數(shù)：GHTS或許寫成rGmrHmTrSm。14.以G作為判斷化學(xué)反應(yīng)自覺性的標準，稱為最小內(nèi)能原理即：G<0自覺過程，過程能向正向進行；G=0均衡狀態(tài)；G>0非自覺過程，過程能向逆向進行。15.熵判據(jù)和吉布斯函數(shù)判據(jù)的比較：熵判據(jù)吉布斯函數(shù)判據(jù)系統(tǒng)孤立系統(tǒng)關(guān)閉系統(tǒng)過程任何過程恒溫恒壓不做非體積功自覺變化的方向熵值增大，ｓ>0吉布斯函數(shù)減小，G<0均衡條件熵值最大，ｓ=0吉布斯函數(shù)最小，G=0判據(jù)法名稱熵增添原理最小自由能原理假如化學(xué)反應(yīng)在恒溫恒壓條件下，除了做體積功外還做非體積功'，那么吉布斯函數(shù)判據(jù)應(yīng)為：G'自覺過程；G'均衡狀態(tài)；G'非自覺狀態(tài)，上式的意義是在等溫等壓下一個關(guān)閉系統(tǒng)所能做的最大非體積功等于吉布斯函數(shù)自由能的減少。G''max，max表示最大電功。熱力學(xué)等溫方程：rG〔mT〕rG〔mT〕RTlnvB此中R為摩爾氣體〔pB/p〕17.B常數(shù)，pB為參加反應(yīng)的物質(zhì)Ｂ的分壓力，p為標準壓力〔p＝100kPa〕，為連乘算符，習(xí)慣大將vB〔pB/p〕稱為反應(yīng)商Q，pB/p稱為相對分壓，所以上B式能夠?qū)懗桑簉G〔T〕rG〔T〕RTlnQ，假定全部氣體的分壓均處于標準狀態(tài)，mm即Q=1，這時任一態(tài)變?yōu)榱藰藴蕬B(tài)。18.道爾頓分壓定律：第一，混淆氣體的總壓力

p等于各組分氣體分壓力

pi之和。即p

pi

；第二，混淆氣體中的某組分氣體

i的分壓力等于混淆氣體的總壓力p與該組分氣體的摩爾分數(shù)

xi之乘積，即

pi

pxi式中，

xi

ni

/n

，即某組分氣體i

的摩爾分數(shù)等于該氣體

i的物質(zhì)的量

ni

與混淆氣體總的物質(zhì)的量

n之比。19.標準摩爾生成吉布斯函數(shù)：在標準狀態(tài)時，由指定單質(zhì)生成單位物質(zhì)的量的貞潔物時反應(yīng)的吉布斯函數(shù)變。20.水合氫離子的標準摩爾生成吉布斯函數(shù)等于零。21.反應(yīng)的焓變和熵變根本不隨溫度改變，而反應(yīng)的標準摩爾生成吉布斯函數(shù)變那么是溫度的線性函數(shù)。22.隨意狀態(tài)時的反應(yīng)的摩爾吉布斯函數(shù)變可依據(jù)實質(zhì)條件用熱力學(xué)等溫方程進行計算。23.宏觀上的化學(xué)均衡是因為微觀上仍連續(xù)進行著正逆反應(yīng)的成效互相抵消所致，所以化學(xué)均衡是一種動向均衡。24.rGT0就是化學(xué)均衡的熱力學(xué)標記或稱反應(yīng)限度的判據(jù)。均衡系統(tǒng)的性質(zhì)不隨時間而改變。25.標準均衡常數(shù)：當化學(xué)反應(yīng)處于均衡狀態(tài)時，以其化學(xué)反應(yīng)的化學(xué)計量數(shù)〔絕對值〕為指數(shù)的各產(chǎn)物與反應(yīng)物分壓或濃度的趁機之比為一個常數(shù)。K不過溫度的函數(shù)，K值越大說明反應(yīng)進行的越完全，反應(yīng)物的轉(zhuǎn)變率越高。26.轉(zhuǎn)變率是指某反應(yīng)物在反應(yīng)中已轉(zhuǎn)變的量相關(guān)于該反應(yīng)物初始用量的比率。27.標準均衡常數(shù)可從標準熱力學(xué)方程函數(shù)求得。當反應(yīng)抵達均衡時，G〔T〕rm=0，那么熱力學(xué)等溫方程式能夠?qū)懗伞病场病场瞯B，將eqvBRTlnpB/p〕0K{pB/p}代入上式中rGmTrGmTBB得：〔T〕RTlnK，lnKrG〔mT〕rGmRT28.〔1〕Ｋ表達式可直接依據(jù)化學(xué)計量方程式寫出；〔2〕Ｋ的數(shù)值與化學(xué)計量方程式的寫法相關(guān)；〔3〕Ｋ不隨壓力和構(gòu)成而變，但Ｋ與rG〔T〕m同樣都是溫度T的函數(shù)。29.多重均衡原那么：假如某個反應(yīng)能夠表示成兩個或許多個反應(yīng)的總和，那么總反應(yīng)的均衡常數(shù)等于各反應(yīng)均衡常數(shù)的乘積。30.全部均衡都不過臨時的，相對的。因條件的改變使化學(xué)反應(yīng)從本來的均衡狀態(tài)轉(zhuǎn)變到了新的均衡狀態(tài)的過程叫化學(xué)均衡的挪動。31.均衡挪動原理：假定改變均衡系統(tǒng)的條件之一，如濃度壓力或許溫度，均衡就會向能減弱這個改變的方向挪動。32.依據(jù)熱力學(xué)等溫方程式〔T〕〔T〕RTlnQ及〔T〕RTlnKrGmrGmrGm歸并此兩式可得rGmRTlnQ依據(jù)此式只需比較靜態(tài)的反應(yīng)商Q與均衡常數(shù)KＫ的相對大小，就能夠判斷反應(yīng)進行的方向即均衡挪動的方向，可分為下邊三種狀況：當Q<Ｋ，那么rGm<0反應(yīng)正向自覺進行；當Q=Ｋ，那么rGm=0，平衡狀態(tài)；當Q>Ｋ，那么rGm>0,反應(yīng)逆向自覺進行。33.范特霍夫等壓方程式：由lnKrG〔mT〕RT和吉布斯函數(shù)方程式歸并獲得lnK2rHm〔11〕rHm〔T2T1〕K1RT2T1RT1T234.呂·查德里原理得出：化學(xué)均衡的挪動或化學(xué)均衡的方向是考慮反應(yīng)的自覺性，決定于rGm能否小于零；而化學(xué)均衡那么是考慮反應(yīng)的限度，及均衡常數(shù)它取決于rGm〔注意不是rGm〕數(shù)值的大小。35.影響化學(xué)反應(yīng)速率的要素歸納為三類：一是反應(yīng)物的天性，二是反應(yīng)物的濃度和系統(tǒng)的溫度壓力催化劑等客觀量。三是光電磁等外場。36.元反應(yīng)：一步達成的反應(yīng)又稱作基元反應(yīng)。37.在給定的溫度條件下關(guān)于元反應(yīng)，反應(yīng)速率與反應(yīng)物濃度〔以化學(xué)反應(yīng)方程式中相應(yīng)物質(zhì)的化學(xué)計量數(shù)的絕對值為指數(shù)〕的乘積成正比。k{c(A)}a{c(B)}b，此中k稱為反應(yīng)的速率常數(shù)，關(guān)于某一給定反應(yīng)在同一溫度、催化劑等條件下，k是一個不隨反應(yīng)物濃度而改變的定值。明顯k的單位隨反應(yīng)級數(shù)n=a+b值的不一樣而異。38.一級反應(yīng)：〔1〕ln{c}對t作圖得向來線，斜率為k；〔2〕半衰期t1/2與反應(yīng)物的開端濃度沒關(guān)。當溫度一準時，t1/2是與k成反比的一個常數(shù)?！?〕速率?！矔r間〕1的量綱。數(shù)k擁有k2Ea11EaT2T1〕，他不單用于基元反應(yīng)39.阿倫尼烏斯公式：ln〔〕〔k1RT2T1RT1T2也合用于非基元反應(yīng)，Ea稱為表現(xiàn)活化能，此公式和范特霍夫等壓方程式相像，注意差別。40.有效碰撞：依據(jù)氣體分子運動理論，能夠以為只有擁有所需足夠能量的反應(yīng)物分子〔或原子〕的碰撞才有可能發(fā)生反應(yīng)，這類能夠茂盛反應(yīng)的碰撞叫做有效碰撞。41.相關(guān)活化能的計算：E〔正〕E〔逆〕H，活化能的大小代表反應(yīng)阻力的aarm大小。42.催化劑：催化劑能與反應(yīng)物生成不穩(wěn)固的中間化合物，改變本來的反應(yīng)方程，為反應(yīng)供給供給一條能壘較低的反應(yīng)門路，進而降低反應(yīng)的活化能。43.催化劑的主要特征：〔1〕能改變反應(yīng)門路，使反應(yīng)速率明顯增大；〔2〕只好加快抵達均衡，而不可以改變均衡狀態(tài)；〔3〕催化劑對少許雜質(zhì)特別敏感。第三章酸堿反應(yīng)和積淀反應(yīng)重要觀點1.酸堿質(zhì)子理論：凡是給出質(zhì)子的物質(zhì)都是酸；凡是能與質(zhì)子聯(lián)合的物質(zhì)都是堿。酸堿質(zhì)子理論對酸堿的區(qū)分只以質(zhì)子H為判據(jù)。2.酸與堿的辯證關(guān)系能夠表示為：酸質(zhì)子堿，這類互相依存互相轉(zhuǎn)變的關(guān)系叫做酸堿的共軛關(guān)系。酸失掉質(zhì)子后形成的堿叫做酸的共軛堿，堿聯(lián)合質(zhì)子后形成的酸叫做堿的共軛酸，酸與它的共軛堿一同叫做共軛酸堿對。3.解離常數(shù)：全局部酸和堿溶液中存在著解離均衡，其均衡常數(shù)K就是解離常數(shù)。4.設(shè)一元酸的濃度為c，解離度為a，那么有Ｋ〔ＨAc〕ａ

eqeqc〔H〕c〔Ac〕eq代入后c〔HAc〕2得Kacacaca當a很小時1-a近似等于1，那么Kaca2aKa/c所以c(1a)1aceq(H)caKac5.多元酸的解離是分級進行的，每一級都有一個解離常數(shù)，下邊以氫硫酸為例：H2S(aq)＋－ceq(H)ceq(HS)8，二級解離為H(aq)＋HS(aq)那么Ka1ceq(H2S)HS(aq)H(aq)S2(aq)那么Ka2ceq(H)ceq(S2)12，式中ceq(HS)Ka1和Ka2分別為一級解離常數(shù)和二級解離常數(shù)，一般狀況下二元酸的Ka1Ka2，所以計算多元酸的氫離子濃度時，能夠忽視二級解離均衡。6.同離子效應(yīng)：在弱酸溶液中參加該酸的共軛堿，假定在弱酸溶液中參加該堿的共軛酸時，可使這些弱酸弱堿的解離度降低。共軛酸堿之間的均衡：ceq(H)ceq(共軛堿)，Ka(共軛酸)ceqceq(H)ceq(共軛酸)ceq(共軛酸)KaeqpHpKalgeq式中pKa為Ka的負對數(shù)，即c(共軛堿)c(共軛堿)pKalgKa。7.配離子：由中心原子或許中心離子和假定干此中性分子或它種離子〔稱為配位體〕經(jīng)過配位鍵聯(lián)合而成的復(fù)雜離子叫做配離子，又稱絡(luò)離子。含有配離子的化合物稱為配位化合物，如Ag〔NH〕Cl等。328.關(guān)于同一種類的配離子來說Ｋ越大，表示配離子越易解離，即配離子越不穩(wěn)固。所以配離子的Ｋ又稱為不穩(wěn)固常數(shù)，用Ki來表示，配離子的穩(wěn)固性也能夠用配離子的穩(wěn)固常數(shù)Kf來表示，Kf是由中心離子與配體生成配離子即配離子生成反應(yīng)的均衡常數(shù)。于是Kf1。Ki9.多相離子均衡：在必定條件下，當溶解與結(jié)晶速率相等時，便成立了固相與液相之間的動向均衡，叫做多相離子均衡也叫做積淀溶解均衡。如：溶解AgCl(s)結(jié)晶Ag(aq)Cl(aq)其均衡常數(shù)表達式為：KKs(AgCl){ceq(Ag)/c}{ceq(Cl)/c}在不考慮Ｋ的單位時可將上式轉(zhuǎn)化為：KKs(AgCl)ceq(Ag)ceq(Cl)Ks叫做溶度積常數(shù)。Ks(AnBm){ceq(Am)}n{ceq(Bn)}mQ{c(Am)}n{c(Bn)}mKs時，溶液未飽和無積淀析出；溶度積規(guī)那么：Q{c(Am)}n{c(Bn)}mKs時，為飽和溶液；一種難溶Q{c(Am)}n{c(Bn)}mKs時，會有積淀析出。電解質(zhì)在適合的條件下能夠變換為更難溶的電解質(zhì)。10.膠體粒子由膠核和吸附層構(gòu)成，膠粒帶有電荷，有益于溶膠的穩(wěn)固。參加電解質(zhì)溶液、將兩種帶異號電荷的溶膠混淆、加熱均可促進溶膠聚沉。第四章氧化還原反應(yīng)與應(yīng)用電化學(xué)重要觀點１.原電池是一種利用氧化還原反應(yīng)對環(huán)境輸出電功的裝置。２.依據(jù)熱力學(xué)原理，關(guān)于恒溫恒壓進行的熱力學(xué)反應(yīng)，摩爾吉布斯函數(shù)變rGm與反應(yīng)過程中系統(tǒng)能夠?qū)Νh(huán)境做的非體積功'之間存在以下關(guān)系：rGm'，假如反應(yīng)是熱力學(xué)可逆的，上式取等號，假如反應(yīng)是自覺進行的，取小于號。３.圖示表示原電池，負極寫在左側(cè)，正極寫在右側(cè)，以單線“|〞表示兩相放入界面，以雙虛線表示鹽橋，鹽橋兩邊應(yīng)是兩級所處的溶液。.氧化還原電對：在原電池中由氧化態(tài)物質(zhì)和對應(yīng)的還原態(tài)物質(zhì)構(gòu)成的電極〔又稱半電池〕這里的氧化態(tài)物質(zhì)以對應(yīng)的還原態(tài)物質(zhì)稱為氧化還原電對。金屬與其正離子是最常有的氧化還原電對。５.負極發(fā)生氧化反應(yīng)，正極發(fā)生還原反應(yīng)，統(tǒng)稱為電極反應(yīng)。６.往常把單位物質(zhì)的量的電子所帶電量稱為1Faraday〔法拉第〕，簡寫1F，即1F=96485Cmol1。７.假如在1mol的反應(yīng)過程中有nmol的電子即nF庫侖的電量經(jīng)過電路，那么反應(yīng)的摩爾吉布斯函數(shù)變與電動勢的關(guān)系以下：rGm'nFE，假如原電池在標準狀態(tài)下工作那么：rGmnFE，反應(yīng)的摩爾吉布斯函數(shù)變可依據(jù)熱力學(xué)的等溫方程求得：RT{c(G)/c}g{c(D)/c}drGmrGmnFln{c(A)/c}a{c(B)/c}b上式稱為電動勢的能斯特方程。當Ｔ＝２９８.１５Ｋ時將上式中的自然對誰換成常用對數(shù)可得：EE{c(G)/c}g{c(D)/c}dnlga{c(B)/c}b。{c(A)/c}８.應(yīng)注意原電池的電動勢數(shù)值電池反應(yīng)計量數(shù)沒關(guān)。９.電池反應(yīng)的標準均衡常數(shù)與標準電動勢的關(guān)系：由RTlnKrGm而rGmnFE，所以lnKnFE/(RT)，Ｔ＝２９８.１５Ｋ時lnKnE/(0.05917V)。10.E〔正極〕〔負極〕，標準氫電極的電極電勢為零。表示為EEPt|H〔2p100kPa〕|H〔c1moldm3〕11.電極電勢的能斯特方程：EERT{c(還原態(tài))/c}b，ln{c(氧化態(tài))/c}anFEE{c(還原態(tài))/c}b。nlg}a{c(氧化態(tài))/c12.電極電勢的能斯特方程應(yīng)用時應(yīng)注意：Ａ．原池反或極反中，某物假定是的固體或許的液體〔不是混淆物〕，能斯特方程中物的度１；Ｂ．原池反或極反中，某物假定氣體，能斯特方程中物的相度用相力表示。13.極的大小反應(yīng)了氧化物和原物在水溶液中氧化原能力的相弱。假定某極代數(shù)越小，極上越簡單生氧化反，極是的原。反之氧化。第五六七章

物質(zhì)的構(gòu)造根基１.子也擁有波粒二象性，

h

，ｈ普朗克常量，ｍ微粒子的量，mv微粒子的波。子是依據(jù)必定律的概率波。.主量子數(shù)：ｎ可取數(shù)1、2、3、4???ｎ是確立子離核近〔均勻距離〕和能的主要參數(shù)，ｎ越大表示子離核的均勻距離越，所狀的能越高。.角量子數(shù)：ｌ可取的數(shù)n-1，ｌ受ｎ的限制。Ｌ根本反應(yīng)了波函數(shù)即原子道的形狀。ｌ＝0，1，2，3的道分稱ｓ，ｐ，ｄ，ｆ道。４.磁量子數(shù)：ｍ可取的數(shù)0，1，2，3??ｍ受ｌ的限制，ｍ根本反應(yīng)了波函數(shù)的空取向。５.除了上述確立運狀的三個量子數(shù)之外，有自旋量子數(shù)ms，只有+1/2、-1/2，往?？捎孟蛏系募拖蛳碌募硎咀拥膬煞N所自旋狀，自旋反平行用雙方向不一樣的箭表示，自旋平行用雙方向同樣的箭表示。.多子原子道的能；原子道的能量決定于主量子數(shù)n，但在多子原子中，道能量除決定與主量子數(shù)n外，與角量子數(shù)l相關(guān)，其律：A.角量子數(shù)l相等，跟著主量子數(shù)n增大，道能量高升，比如E1sE2sE3s。B.主量子數(shù)

n同樣，跟著角量子數(shù)

l增大，道能量高升，比如Ens

Enp

End

Enf

。C.當主量子數(shù)和角量子數(shù)不相等，有出能交象。比如：E4sE3d,E5sE4dE6sE4fE5d.7.核外子散布的三個原理：泡利不相容原理，最低能量原理，洪德。泡利不相容原理：一個原子中不行能有四個量子數(shù)完好同樣的兩個子，由一原理能夠確立各子最多可容子數(shù)2n2。最低能量原理：核外子分散布將盡可能先占有能及低的道，以使系能量于最低。洪德：于主量子數(shù)和角量子數(shù)都相等的等價道中的子，是盡先占有磁量子數(shù)不一樣的道，并且自旋量子數(shù)同樣，即自旋平行。它反應(yīng)了在n，l同樣的道中