大学化学复习资料课件 40页

第一章小结状态函数、内能（U）、热（Q）、功（W）、反应热（Qp、Qv）、焓（H）、标准摩尔生成焓（ΔfHθm）、反应速率、基元反应与非基元反应。一、基本概念\n1.状态是体系内一切性质的总和。2.状态函数是描述体系状态的函数。（如气体压力、温度、体积等）（状态函数只与系统变化的始态和终态有关，而与变化的途径无关。）3.内能是体系内部的能量，一般包括：分子（或原子）动能、势能、电子运动动能、原子核能几部分。内能是状态函数，其值无法直接测定，变化值可以测定。\n4.热—体系与环境之间因温度不同而传递的能量。用符号Q表示，并规定体系吸热Q为正值；体系放热Q为负值。5.功—除热以外的其它能量传递形式统称为功。用符号w表示，体系对环境做功w为正值；环境对体系做功w为负值。\n6.恒容反应热和恒压反应热化学反应过程，一般都是在恒容或恒压两种条件下进行，所以反应热也分为：恒容反应热（Qv）和恒压反应热（Qp）恒容反应：恒容反应热等于体系的内能变化。即恒容反应中，体系吸收的热量全部用来改变体系的内能。\n恒压反应：定义：则：H是热力学中一个新的重要状态函数：焓H=U+pVQp=H2-H1=ΔH\n只是表示在特定条件下两种物理量的数值相等，而不是概念或性质上的等同….Page8.\n7、标准生成焓标准态时，由最稳定单质生成1mol纯物质时反应的焓变，叫做该物质的标准生成焓。通常选定T=298.15K，用符号ΔfH298Ө或ΔfHӨ表示。P10:物质的标准生成焓，实际为标准摩尔生成焓。根据标准生成焓定义，最稳定单质本身的标准生成焓为零，如ΔfHӨ(石墨)=0，ΔfHӨ(O2)=0：\n8.基元反应与非基元反应1)基元反应：反应物分子相互作用，直接转变为产物，反应一步完成。2)非基元反应:反应物分子经过若干个步骤才能完成，由几个基元反应组成的复杂反应。例如：反应I2(g)+H2=2HI步骤AI2(g)=2I(g)步骤BH2+2I(g)=2HI快慢\n二、重要定律及公式1.理想气体状态方程：pV=nRT(注意单位及适用条件）2.气体分压定律：恒温恒容条件下，理想气体混合物的总压力等于各组分气体分压力之和。组分气体的分压等于总压与该组分气体的摩尔分数的乘积。\n4.反应热效应的计算1）焓(H=U+pV)：ΔrHθm；ΔfHθm2）QP与QV：当恒压、只做体积功时：3）化学反应热效应的计算公式3.热力学第一定律：要注意Q和W的符号\n一个化学反应若可以分解成几步来完成，则总反应的热效应等于各个分反应的热效应之和。6.质量作用定律：一定温度下基元反应的反应速率与各反应物浓度以反应式中的计量数为指数的乘积成正比。5.盖斯定律（重点）：对任意基元反应aA+bB=dD——反应速率方程式\n7.阿仑尼乌斯公式：\n一、基本概念熵（S）、标准熵（）、吉布斯函数（G）、标准生成吉布斯函数（）、可逆反应、化学平衡、平衡常数（Kc、Kp、Kθ）、反应商（Q）、转化率（）第二章小结\n1.熵在热力学中，用熵(S)来表示体系内物质微观粒子混乱度，是状态函数。2.标准摩尔熵：热力学标准态下，1mol纯物质的绝对熵值，用SӨT表示。也称标准熵。单位：。ΔfHӨ是以最稳定单质的生成焓为零的相对值而标准熵SӨ不是相对数值，其绝对值可由热力学第三定律求得，纯单质的标准熵不等于零。\n3.吉布斯函数和标准生成吉布斯函数吉布斯函数的定义：G＝H－T·S与H类似，G也是一个状态函数，代表体系的一种能量状态。标准生成吉布斯函数：在标准态时，由最稳定单质生成1mol纯物质时反应的吉布斯函数变，叫该物质的标准生成吉布斯函数——ΔfGӨT同样，最稳定单质的标准生成吉布斯函数为0。\n4.可逆反应在同一条件下，既能向一个方向进行，又能向相反方向进行的反应，称为可逆反应。5.化学平衡当反应进行到某一程度，正逆反应速率相等时，反应体系所处的状态。\n6.平衡常数Kc—浓度平衡常数（c：平衡浓度,concentration）可逆反应在一定温度下达到平衡时，产物浓度的系数次方的乘积与反应物浓度的系数次方的乘积之比是一个常数，这个常数就叫做平衡常数。\n如果是气体反应，可以用平衡时各组分气体的分压来代替浓度，这时的平衡常数叫做压力平衡常数：p—平衡分压(pressure)\n后来，为了统一和计算方便，规定在平衡常数的表达式中，凡是溶液中的浓度都除以标准态浓度：——相对浓度，若是气体分压，都除以标准态压力：——相对分压，这样用相对浓度或相对分压表示的平衡常数，叫标准平衡常数(Kθ)。\n\n二、重要定律及公式1.标准熵变的计算(注意代入系数和正负号)2.标准吉布斯函数变的计算（任意温度）\n3.反应方向的判据当反应达平衡时：\n7.平衡移动规则(勒夏特列原理)本质原因：引起Q和Kθ之间相对大小的变化。5.标准平衡常数与标准摩尔吉布斯函数变的关系6.范特霍夫方程式4.多重平衡规则反应相加，则平衡常数相乘；相反，反应式相减，则平衡常数相除。反应式乘以一个系数，则平衡常数系数次方\n一、基本概念1.解离常数Kθ第三章小结2.同离子效应在弱电解质溶液中，加入与弱电解质具有相同离子的其它易溶强电解质，使弱电解质解离度降低的现象，称作同离子效应。在难溶电解质的饱和溶液中，加入含有相同离子的易溶强电解质，使难溶电解质溶解度降低的现象，称作同离子效应。\n3.缓冲溶液在一定范围内能使溶液的pH值不因加入少量酸、碱或加水稀释而发生显著变化的溶液，称为缓冲溶液。4.盐类水解盐解离出的离子与水解离出的H+或OH－作用产生弱电解质的反应，叫做盐的水解。5.酸碱电离理论酸碱质子理论路易斯电子理论\n5.酸碱质子理论1)酸碱定义凡是能给出质子的物质(分子或离子)都是酸，凡是能接受质子的物质(分子或离子)都是碱。质子酸质子碱–H++H+2)共轭关系共轭酸=共轭碱+质子共轭酸碱对\n6.溶度积一定温度下，难溶电解质的饱和溶液中，其离子的相对浓度(以该离子在平衡关系中化学计量数为指数)的乘积是一个常数，这一数值叫做溶度积常数，简称溶度积。溶液中同时存在几种离子，当逐滴加入一种沉淀剂时，几种离子都会发生沉淀，而且沉淀的生成将分步进行。这种先后沉淀的现象称为分步沉淀。7.分步沉淀8.沉淀的转化在某种难溶物中加入沉淀剂，使难溶物转化为另一种新的难溶物，这种现象称为沉淀的转化。\n1.解离度α二、重要公式、规则及结论2.一元弱酸/弱碱溶液中H+/OH-浓度近似计算通式3.稀释定律\n4.缓冲溶液的pH值计算通式（一元弱酸－弱酸盐,弱碱－弱碱盐缓冲体系）一元强碱弱酸盐(NaAc)：一元强酸弱碱盐(NH4Cl)：一元弱酸弱碱盐(NH4AC)：5.水解常数通式\n6.溶度积规则溶液不饱和，无沉淀生成/原沉淀溶解；溶液饱和，处于动态平衡中；溶液过饱和，产生沉淀/原沉淀不溶解。Q﹤KspQ=KspQ﹥Ksp\n7.溶度积与溶解度的关系1)相同类型的难溶电解质，可根据溶度积的大小直接比较其溶解度的大小。2)类型不同的难溶电解质，溶解度和溶度积的关系式不同，溶解度的大小必须通过计算能确定。\n三、计算题1.有关解离平衡的计算(2)多元弱酸、弱碱的解离平衡(p79,6)(1)一元弱酸、弱碱的解离平衡2.缓冲溶液pH值的计算3.溶度积规则的应用(4)沉淀的转化(1)溶解度和溶度积的换算(p80,15)(2)判断沉淀的生成或溶解(p81,17)(3)判断沉淀生成的先后次序(p81,19)4.判断反应方向(Q与Kθ的关系)\n3.电极电势,标准电极电势一、基本概念1.氧化数2.原电池，电解池第四章小结\n★二、重要公式、规则及结论1.离子－电子法配平氧化还原方程式的原则2.能斯特方程3.原电池的电动势与吉布斯函数变的关系4.标准电动势与标准平衡常数的关系\n5.氧化还原反应的电动势与反应的自发性关系E>0时ΔrG<0，反应自发进行；E<0时ΔrG>0，反应非自发(逆反应自发)6.氧化态金属离子形成难溶电解质、弱电解质或配合物后氧化能力减弱(电极电势降低)。还原态金属离子还原能力减弱(电极电势升高)。\n阴极阴大者先放电(氧化型得电子,还原)阳极阳小者先放电(还原型失电子,氧化)含Cu2+、Fe2+、Ni2+、Zn2+时，一般镀金属非惰性金属电极优先溶解不存在上述离子时产生氢气(H+)S2-、Cl-、Br-、I-优先放电(惰性电极)熔融盐电解，金属阳离子放电复杂阴离子一般不放电，OH－放电产生氧气(惰性电极)7.判断电解产物的一般规律\n有含氧酸根(Cr2O72-、MnO4－、ClO3－等)参加的复杂氧化还原反应，配平时需根据具体情况在半反应两边加H＋、OH－或者H2O。1.酸性介质：多氧加H＋，少氧加H2O；2.碱性介质：多氧加H2O，少氧加OH－；3.中性介质：反应物加H2O，产物多氧加H＋、少氧加OH－。H＋、OH－不能同时存在。\n★特例：H2O2既可以做氧化剂，又可以做还原剂。酸性介质作氧化剂：作还原剂：碱性介质作氧化剂：作还原剂：\n多元弱酸弱碱中H+、OH－一般主要来自一级解离。如符合近似计算的条件，其浓度仍符合一元弱电解质通式：多元弱酸中负二价离子的浓度一般近似等于二级解离常数。结论2.1.（c为弱酸或弱碱的起始浓度）\nHAc(CH3COOH,醋酸)在水中的解离：平衡时的标准平衡常数(解离常数)表达式为：1.解离常数Kθ