大专-无机化学-药学类.doc

天府校区（版权所有） 药剂五班 林小泠 第1章 化学热力学基础热力学：研究自然界各种形式的能量之间相互转换的规律以及能量转换对物质性能影响的 科学化学热力学：用热力学原理和方法研究化学现象以及与化学现象有关的物理现象的分支叫做 化学热力学 化学热力学可以解决化学反应中能量变化问题，同时可以解决化学反应进行的方向和限度等问题第1节 热力学基础概念体系：把一部分物质从其余的物质之中划分开来作为研究的对象称为体系(system)环境：体系以外又与体系密切相关的其余部分称为环境（surrounding）体系与环境之间进行物质和能量交换的不同情况：敞开体系：体系与环境之间既有物质交换又有能量交换封闭体系：体系与环境之间没有物质交换只有能量交换孤立体系：体系与环境之间没有物质交换也没有能量交换 状态（state）定义：体系的物理性质和化学性质的综合表现。即由一系列表征体系性质的 物理量（如压力、温度、体积等）所确定下来的体系的存在形式称为 体系的状态状态函数（state function）定义：确定体系状态的物理量称为状态函数状态函数的特征：体系状态一定，状态函数的值一定； 体系发生变化时，状态函数的变化只取决于体系的始态和终态，与变化 途径关； 体系恢复原来的状态，状态函数也恢复原值状态函数的分类：容量性质（extensive property）：又称为广度性质，这种性质与体系中 物质的量成正比，具有加和性。例如：体积、质量、物质的量 强度性质（intensive property）：这种性质取决于体系自身的特性，和 体系中物质的数量无关，没有加和性。例如：温度、密度、热 容、压力注：一般来讲，两个容量性质相除，所得为强度性质 过程（process）：体系状态发生变化时，状态变化的经过叫做过程途径（path）：状态变化所经历的具体步骤和方式第二节 热力学第一定律热和功（热力学中能量传递的形式） 热（heat）定义：由于温度差而引起的体系和环境之间进行的能量传递形式; 符号：用符号Q表示 ，单位焦（J）或千焦（KJ）; 规定：体系从环境吸热，Q 0 体系向环境放热，Q 0 环境对体系做功，W0,则Qv0 反应是吸热反应 U0,则Qv0； 凡反应过程中气体计量系数减少的反应，反应的S0； 反应中消耗固体产生液体时，S0 rSm0，有利于反应正向自发进行吉布斯自由能：G=H-TS（G：定义的新函数，吉布斯自由能，状态函数，free energy） 性质：A、G，G是状态函数，是容量性质，具有加和性 B、绝对值无法测知，用H相似处理方法来处理 C、正逆过程的G数值相等，符号相反 反应自发性的判断：封闭体系在恒温恒压条件下，体系吉布斯自由能的减少等于体 系对外所做的最大有用功。 G= W最大 判断依据： G0 非自发过程，反应能向逆方向进行这样，吉布斯能变G就可以作为判断反应或过程能否自发进行的统一的衡量标准。第2章 化学反应速率第1节 化学反应速率速率 定义：用来衡量化学反应进行快慢的尺度 表示方法：用单位时间（如每秒，每分，每小时）内反应物浓度的减小或生成 物浓度的增大来表示。 表达式：v = c/t v = n/(Vt) 化学反应速率常用单位:mol/(Ls) 或 mol/(Lmin) 结论： A、 同一个反应，用不同的物质来表示反应速率，数值是不一样的，所以应注明 是由哪种物质表示的。 B、同一反应中，各物质的速率之比等于他们在化学方程式中的化学计量数之比。 结论：在同一反应中，反应速率的大小不能单纯地看数值大小。应化为同一种物质的反 应速率再进行比较。活化分子与活化能 活化分子：少数能量足够高的发生有效碰撞的分子，称为活化分子 活化能：活化分子的平均能量与所有反应物分子的平均能量之差称为活化能 Ea = E* - E，Ea：活化能、E*：活化分子平均能量 、E：反应物分子的平均能量 活化分子百分数越大，则有效碰撞次数越多，反应速率就越快。 Ea越小，化学反应速率就越大 化学反应速率主要取决于：单位体积内活化分子数有效碰撞的机率第二节 影响因素 影响化学反应速率的因素：决定化学反应速率的因素是参加反应的物质本身的化学性质 注意：催化剂能同时加快正反应和逆反应,但不能改变反应体系的始态和终态，即不能改变 化学平衡。 第三章 化学平衡 第1节 可逆性与化学平衡 可逆性 可逆反应：在同一条件下，既能向正反应方向进行又能逆反应方向进行的化学反应，叫 做可逆反应。化学平衡：在一定条件下，可逆反应的正反应速率等于逆反应速率，反应物和生成物的 浓度不再随时间的变化而改变的状态 特点：A化学平衡时一种动态平衡，平衡时可逆反应仍进行，V正V逆0 B化学平衡时一定条件下可逆反应进行的最大限度，各反应物和生成物浓度 保持恒定 C化学平衡是在一定条件下的暂时平衡，条件一旦改变，化学平衡即被破坏kGg Hh Aa Bb 平衡常数： 平衡常数随着温度的变化而有所改变。 化学平衡定律：在一定温度下，可逆反应达到平衡时，产物的浓度以反应式中 该物质化学式前的系数为幂的乘积与反应物的浓度以反应式 中该物质化学式前的系数为幂的乘积之比是一个常数。这种关 系叫做化学平衡定律。K值越大，正反应进行的程度越大，K 值越小，正反应进行的程度越小。 n=气态生成物系数之和气态反应物系数之和平衡常数书写规则 1在平衡常数表达式中各物质的浓度或分压力，都是指平衡时的浓度或分压力，并且反 应物的浓度或分压力要写成分母，反应产物的浓度或分压力则写做分子。 2. 反应中有固体或纯液体参加，其浓度可认为是常数，它们的浓度不应写在平衡常数表 达式中。 3稀溶液中进行的反应，如反应有水参加，其浓度几乎维持不变，可近似视为一个常数， 所以也不必写在平衡常数表达式中。 4平衡常数表达式及其数值与反应方程式相对应。同一化学反应的化学方程式写法不同， 平衡常数K值就不同。某反应物已转化的量=反应方程式的配平系数扩大n倍，平衡常数将变为n次方，正反应平衡常数是逆反应 平衡常数的倒数某反应物的起始总量平衡常数与转化率：平衡转化率 化学平衡的移动：当外界条件改变，可逆反应从一种平衡状态向另一种平衡状态过程 一定温度下，增大反应物浓度或减小生成物浓度，化学反应向正反应方向移动。 一定温度下，减小反应物浓度或增大生成物浓度，化学反应向逆反应方向移动。 对于没有气体参加的反应，改变压力对化学平衡没有影响； 对于有气体参加的反应，如果反应前后气体分子数目相等，恒温下，增加或降低压 力，对平衡没有影响； 对于有气体参加且反应前后气体分子数目不相等的反应，增大压力，平衡向气体分 子数减少的方向移动，减小压力，平衡向气体分子数目增加的方向移动。 温度升高，平衡向吸热反应方向移动。温度降低，平衡向放热反应方向移动。第4章 酸碱平衡酸碱质子理论：给出质子的离子（H+）分子都是酸。接受质子的分子离子都是碱。 A 酸给出质子变成碱；碱得到质子变成酸，被称为共轭关系。相差一个质子的 酸碱叫共轭酸碱对。 B如果一个酸的酸性越强，那么共轭碱越弱。 C如：HCO3-、HS-、H2PO4-、既能给出质子作为酸也可接受质子作为碱。为两性物质。 分子中既有碱又有酸的物质也叫两性物质。 D水的离子积：KW=H+OH-=10-14、 pH=-lgH+=14-pOH 它只与温度有关，温度越高，Kw越大，但总的变化不大。水的离子积不仅适用 于纯水，也适用于所有稀水溶液。 用pH表示：pH=lgH+ 、pOH=lgOH- 、 pKW=lgKW 解离常数 HB H+ + B- a为酸度常数。a值越大，其酸性越强。 B + H2O HB + OH- b为碱的标准解离常数。b值越大，其碱性越强。 解离常数意义： K越大，电离程度越大； K与弱酸、弱碱的浓度无关； 室温范围内可忽略温度对电离常数的影响。 解离度： 一般溶液浓度越小，电离度越大 酸碱的电子理论： 路易斯酸：凡能接受电子对的物质，如BF