无机化学考研辅导笔记.doc

第一章 气体气体分子间吸引力非常小，分子间距离与其分子本身相比大的多，而且气体分子都处于快速的、独立的、无规律的运动之中。基本特征： 1、 扩散性 不管容器的形状、大小如何，即使极少量的气体也能均匀地充满这个容器，这是由于气体分子快速的、独立的、无规律的运动的结果。2、 可压缩性 盛有气体的容器在外压作用下，体积变小时，气体可被压缩，这是由于气体分子间距被增大或减小的结果。3、 渗混性 不论几种气体都可以依照任何比例混合成均匀的混溶体，这也是气体分子运动的结果。1.1理想气体状态方程式人们在研究气体过程中，为避免实际气体的复杂性，采用“近似处理法”，提出了两点假设：1、由于气体分子间距很大，容器的容积远远超过分子本身的体积，气体分子本身的体积可以忽略不计，因此可以把气体分子看作一个几何点，只有位置而无体积。2、由于气体分子间距很大，分子间互相作用力可以忽略不计，即气体分子间没有相互吸引力。符合以上两点假设的气体称之为理想气体。1.1.1理想气体状态方程式：理想气体遵守的三个涉及体积的关系式：1、波义耳定律 一定量气体，在恒温下的体积与压力成反比。 即V 1/ P 2、查理定律 一定量气体，在恒压下体积与绝对温度成正比。即V T3、阿佛加德罗定律 同温、同压下，体积与气体的物质的量成正比。 即V n综合上述三定律，得到 V nT/P 引入比例系数R, 得到理想气体状态方程式： pV = nRT讨论：1、R是摩尔气体常数或气体通用常数，物理意义是STP(100kPa,273.15K ),1摩尔理想气体的体积和压力的乘积与温度的比值，即 R = PVm/T2、T是以开尔文温标表示的绝对温度，单位符号为K，T = 273.15 + t3、n为气体物质的量，单位符号为mol4、p,V所取单位不同时，R的单位也不同p V n T RPa m3 mol K 8.314 Pa?m3?mol-1? K-1kPa dm3 mol K 8.314 kPa?dm3 ?mol-1? K-1(Pa=N/m3 J=N m) 8.314 J?mol-1? K-15、 n=m/MG PV=mRT/ MG m= MGPV/RTP=mRT/VMG =dRT/ MG d= MGP/RT MG =dRT/P=mRT/PV 1.1.2 理想气体状态方程式的应用（略）1.2 气体混合物1.2.1 分压定律道尔顿分压定律：混合气体的总压力等于各组分气体分压之和。数学表达式为：p总 = p1 + p2 + p3 + pi =pi讨论：1、组分气体的分压与其单独占有混合气体相同体积时所呈现的压力相等。pi = nRT/V总 p(O2)=18.314240.5/2=1000(Pa)p(N2)=28.314240.5/2=2000(Pa)2、 pi = nRT / V总 p总= nRT / Vi pi/p总= ni/n总= Xipi = Xi p总这是分压定律的另一种表达式，即：混合气体中各组分的分压等于该组分气体的摩尔分数与总压力之乘积。3、分体积：组分气体以混合气体相同温度，相同压力单独存在时所占的体积。前例中 V(O2)=2/3m3 V(N2)=4/3m3混合气体的总体积等于各组分气体在同样条件下的分体积之和。 V总 = V1+ V2+ Vi每一组分的分体积与混合气体总体积之比值叫做每一组分的体积分数。 Vi / V总= 体积分数前例中 V(O2) / V总 = (2/3)/2 = 1/3 V(N2)/ V总= (4/3)/2 = 2/3 V(O2)=n(O2)RT/p(O2) V(N2)=n(N2)RT/p(N2) V总=n总RT/p总 V(O2)/ V总= n(O2)/ n总=X(O2) V(N2)/ V总= n(N2)/ n总=X(N2)Vi/ V总= ni/ n总=XI 体积分数 = 摩尔分数 pi / p总 = Vi / V总 pi =（Vi / V总）/ p总 混合气体中各组分气体的分压等于该组分气体的体积分数与总压力之乘积，这是分压定律的又一种表达方式。4、组分气体占有与混合气体相同的总体积时，具有分压力；组分气体占用分体积时，具有与混合气体相同的总压力。piV总= p总Vi= niRT例、273K,将相同压力的N2 4L和O2 1L压缩到一个2L的真空容器中，混合气体的总压力2.53105Pa，求N2 ,O2的分压和物质的量。解：X(N2)=4/5=0.8 X(O2)=1/5=0.2p(N2)=2.531050.8=2.024105(Pa) p(O2)=2.531050.2=5.06104(Pa) n(N2)=p(N2)V/RT=2.024105210-3/8.314273=0.178(mol) n(O2)=p(O2)V/RT=5.06104210-3/8.314273=0.0446(mol) 答：。1.2.2 分压定律的应用（略）1.2.3 分体积定律（略）1. 3气体分子运动论(略)第二章、热化学热化学：研究化学反应与热能变化规律的学科。2.1热力学的术语和基本概念2.1.1 系统和环境系统：研究对象。包含有一定种类和一定数量的物质。环境：系统以外并与系统有着相互影响的部分。敞开系统：系统与环境间即有物质的交换，又有能量的交换。封闭系统：系统与环境间没有物质的交换，而只有能量的交换。孤立系统：系统与环境间即无物质的交换，又无能量的交换。2.1.2 状态和状态函数 状态：系统的一系列物理量的总和，系统性质的综合表现。状态性质：由状态决定其数值而与变化途径无关的性质。状态函数：具有状态性质的物理量。例：p、V、T状态函数特征：1、 系统的状态一经确定，状态函数是一个定值。（状态函数是单值函数。）2、状态函数的数值与状态变化经历的途径无关。（状态函数的变化量由系统的始、终态决定，与变化途径无关。）热力学中规定了物质的标准状态为：1、气态物质压力为100kPa。2、液态、固体物质在100kPa压力下的纯净物。3、溶液在100kPa压力下，物质的量浓度1mol/L。2.1.3 过程途径：系统的状态变化所遵循的路线。过程：变化的具体经过。常见的过程有以下几种类型：1、恒温过程:在整个过程中，系统的温度不变。T=0.2、恒压过程:在整个过程中，系统的压力不变。P=0.3、恒容过程:在整个过程中，系统的体积不变。V=0.4、绝热过程:在整个过程中，系统与环境无热量交换。Q=0.例： C 2 3 A1B 4 6 D5E从状态A到状态B有三种途径：途径1由过程1组成。途径2由过程2、3组成。途径3由过程4、5、6组成。2.1.4 相系统中性质相同的均匀部分。讨论： 1、性质相同指物理性质和化学性质都完全相同。2、“均匀”是指各种组分以单个分子、离子或原子相互混合。3、相与相之间有明确的界面分隔开。4、区分清楚相与态的概念。5、区分清楚相的数目与组分的数目。6、一个相可以是连续的整体，也可以是不连续的分散体。7、只含有一个相的系统称为单相系统，含有两个或两个以上相的系统称为多相系统。 2.1.5 化学反应计量式和反应进度反应进度（,ksai）： 反应中任何一种反应物或生成物在某一阶段中物质的量的变化量与反应计量系数的商，单位为mol，用来描述化学反应进行的程度的物理量。规定反应物的计量系数为负数，产物的计量系数为正数。例、 反应 2H2(g) + O2(g) = 2H2O(g) ,开始时,H2为6mol，某一阶段后，H2为3mol, = ?解：= (3-6)/(-2) = 3/2(mol)2.2 热力学第一定律2.2.1热力学能（U）系统内部所具有的总能量。（也称为内能） 状态函数热力学能变化U = U2 - U1，通常U0。2.2.2热和功热(Q)：系统与环境之间因温度不同而交换或传递的能量。讨论：1、热是一种交换或传递的能量，不是物质的自然属性。2、 热与反映物体温度高低的冷热现象不能混为一谈。3、热受变化过程制约，不是状态函数。4、在化学反应中，系统吸收的热转化为内部的能量，释放的热则是由原先存在于物质内部的能量转变而来的。5、热力学上规定，系统从环境吸收热量为正值，Q 0 ;系统释放热量给环境为负值, Q 0。功(w)：除热以外的其它一切形式所传递或交换的能量。主要指体积功，即系统在变化过程中由于体积膨胀或压缩所做的功。w = -PV 恒温、恒压条件时，w = -PV = -nRT热力学规定：系统对环境作功（体积膨胀），功为负值，w 0。2.2.3热力学第一定律能量守恒与转化定律：能量可以互相转化，但不能自生自灭。化学热力学第一定律：系统由一种状态变化到另一种状态时，热力学能的改变量等于该过程中系统从环境吸收的热加上环境对系统所做的功。数学表达式 U = Q + W2.2.4 焓变和热化学方程式1、热化学方程式反应热效应（简称反应热）：化学反应中放出或吸收的热量。热化学方程式：注明反应热效应的化学反应方程式。例如，碳的燃烧反应可表示为：C(石墨) + O2(g) = CO2(g) H298 = -393.5kJ/mol讨论：（1）、书写热化学方程式时应注明物态。（2）、热化学方程式要注明反应条件（温度、压力）。（3）、放热反应，H 0 .（4）、H值与具体的热化学方程式相对应，方程式的书写形式不同，H值不同。1/2C(石墨) + 1/2O2(g) = 1/2CO2(g) H298 = -196.75kJ/mol 此处1mol是指1mol反应.（5）、正、逆反应的H数值相等，符号相反。2、焓和焓变反应热效应与反应条件有关。 恒容热效应用QV表示，恒压热效应用QP表示。恒容条件， QV,V = 0, w = 0, QV = U。 反应热效应全部用于系统内能变化。恒压条件，QP = U + w =U + P V。= (U2 - U1) + P(V2 - V1) = (U2 + PV2) - (U1 + PV1)定义： 焓 H = U + PV 状态函数 H = U + PV 恒压条件下，H = U + PV = QP 恒压反应热效应其数值等于系统的焓变。例：450g水蒸气在373K和100kPa条件下凝结成水，已知水的蒸发热为2.26kJ/g，计算此过程的w, Q, U和H 。解： H2O(g) = H2O(l)水蒸气凝结成水放出热量，Q Ea1,H 0,吸热反应；如果Ea11 Ea1,H K 说明生成物浓度乘积项大，平衡逆向移动；J K 说明生成物浓度乘积项大，平衡逆向移动；J 0, Xn1, JK,平衡逆向移动，即增大压力，各组分气体分压增大，平衡向气体分子数减少的方向移动。对于气体分子数减少的反应，n0, Xn1, JK,平衡正向移动，即增大压力，各组分气体分压增大，平衡向气体分子数减少的方向移动。对于反应前后气体分子数不变的反应，n=0, Xn=1, J=K,平衡不移动。同样分析，用于总压力减少时，得出向气体分子数增加的方向移动。结论：在平衡态时，增大压力，总是向气体分子数减少的方向移动；减小压力，总是向气体分子数增加的方向移动。如果在一平衡系统中加入惰性气体，对于平衡移动的影响主要看各组分分压变化情况。恒温恒压条件下，体积增大，相似于溶液的稀释作用，各组分浓度降低，分压减小，平衡要向气体分子数增多的方向移动。恒温恒容条件下，总压力增大，但组分气体分压不变，J=K,平衡不移动。总压力变化时，检查各组分气体分压是否改变？分压增大，平衡向气体分子数减少的方向移动，反之，则向气体分子数增多的方向移动。4.3.3温度对化学平衡的影响温度对化学平衡移动的影响与前二者不同，温度的变化导致k的改变。 温度变化对k的影响与热效应有关，可据范特霍夫公式进行计算。 Ig k2 / k1 = (H/2.303R)(T2-T1)/T2T1 讨论：1、 正反应为放热分压，H T1，有k1 k2，平衡逆向移动，吸热方向。降温时则相反，正向移动(放热方向)。2、 正反应为吸热反应，H0,升温T2T1，有k1 S液 S固同种物质，同一物态，S高温 S低温同种物质气态时 S低压 S高压不同物质： S分子大 S分子小 ，S复杂 S简单4.4.4热力学第三定律和标准熵热力学第三定律：任何纯净的完美晶体在绝对零度时的熵值为零。S0 = 0根据热力学第三定律，再结合一定的计算方法，就可以得到各种物质在各种物态时的熵值。一般的热力学数据表中列出纯净物在标准态时的熵值，称为标准熵(Sm)，单位J/Kmol。确定物质的熵值和确定焓值是不同的。确定焓值是人为地指定稳定单质焓值为零，以此为相对标准，只具有相对的意义。确定熵值则不是如此，而是根据实际中物质在绝对零度时的熵值为零，随着温度升高，熵值增大而计算出来的，具有绝对的、客观存在的意义，单质的熵值不是零。（但对于水合离子的熵值，规定了标准态时,298.15K的水合H+的Sm为零，计算所得到其它一些水合离子的数据，仍具有相对意义。）4.4.5化学反应熵变(rSm)(rSm) = Sm 生成物 -Sm 产物反应过程中rSm 0，有助于自发反应正方向进行。例 3H2(g) + N2(g) = 2NH3(g) rSm =?解：Sm (J/Kmol) 130.5 191.5 192.5rSm =192.52-130.53-191.5=-198(J/Kmol)凡是气体分子数增加的反应，rSm 0 ;反之，rSm 0 .4.5吉布斯函数4.5.1热力学第二定律单独用H和S来判断反应的方向都是片面的。1875 年，美国数理学家吉布斯提出了一个新的状态函数-吉布斯函数，符号G，定义为G = H - TS恒温、恒压 G = H - TS为了纪念对此方程贡献最大的两位科学家，所以此方程也命名为吉布斯-赫姆霍兹(Gibbs-Helmhalz)方程。热力学第二定律：恒温恒压下，使系统吉布斯函数减少的反应都能自发进行。G 0, 反应正向非自发。G = 0, 平衡态。G体现了H项和 - TS项的综合，两项对G的影响分析如下：H S - TS G (1) - + - - 任何温度反应都能自发进行；(2) + - + + 任何温度反应都不能自发进行；(3) + + - 低温+ 高温- 反应在高温下能自发进行；(4) - - + 低温- 高温+ 反应在低温下能自发进行。例：反应AB(S) + B2(g) = AB3(S)，在298K时能正向自发进行，判断该反应的G、S、H的正负号为_,_,_。若温度升高，反应向右进行的自发性程度_。 （-，-，-。减弱）4.5.2标准生成吉布斯函数fGm在标准状态下，298.15K时稳定单质的fGm为零，由稳定单质生成1mol纯净物时的rGm称为该纯净物的fGm。例：N2(g) + O2(g) = 2 NO(g) rGm=173.14kJ/molfGm(NO,g,298) = 86.57 kJ/mol和用fHm计算rHm相似rGm= fGm(生成物)- fGm(反应物) 此处计算的是298.15K时的rGm,对于非298.15时的rGm（T）及rGm(298.15)、rGm(T)的计算分别讨论如下：（1） 非298.15时的rGm（T）不能直接使用rGm= fGm(生成物)- fGm(反应物)，热力学数据表中的fGm为298.15K时数据。据Gibbs-Helmholz方程有：rGm(T) = rHm(T)- TrSm(T)rHm和rSm随温度变化是有变化的，但差值很小，即反应温度的变化对rHm和rSm影响很小，可近似地取用298.15K时的rHm、rSm的数值代替TK时。rHm(298.15)rHm(T), rSm(298.15)rSm(T)rGm(T) rHm(298.15)- TrSm(298.15) (2) rGm(298.15)和rGm(T)热力学等温方程式：rGm=rGm+ RTlnJ=rGm+ 2.303RTlogJrGm(298.15)=rGm(298.15) + 2.303R X298.15logJrGm(T)=rGm(T) + 2.303RTlogJ例：判断反应 C(石墨) + CO2(g) = 2CO(g)（1）常温常压下反应的自发性，（2）升温对正反应自发进行是否有利，（3）1000,100kPa时反应的自发性，（4）在100kPa下正反应自发进行的最低温度。(5) 1000,P(CO2)=20kPa; P(CO)=80kPa时，反应的rGm是多少？解：(1) C(石墨) + CO2(g) = 2CO(g)Gf(kJ/mol) 0 -394.4 -137.3Hf(kJ/mol) 0 -393.5 -110.5S(J/mol K) 5.74 213.6 197.56G= -137.32-(-394.4)-0 =119.8(kJ/mol)G0 kJ/mol 反应不能自发进行。(2) H=2(-110.5)-(-393.5)-0 = 172.5(kJ/mol)S = 2197.56-213.6-5.74 = 175.78(J/K mol)H0, S0, 升温有利于正反应自发进行。(3) G1273 = H1273- 1273S1273 H298- 1273S298 =172.5-1273X175.78X10-3 = -51.26(kJ/mol) G 1273 -0 kJ/mol 反应能自发进行。(4)转变温度 GT0, H- TSH/S = 172.5/175.78X10-3 = 981.5(k)(5) rGm(1273K) = rGm(1273K) + 2.303RTlogp2(CO)/ p(CO2)= rGm(1273K) + 2.303RTlog(80/100)2/(20/100)= -51.26 + 2.3038.31412730.505 = -38.95(kJ/mol)答：。4.5.3 G和K热力学等温方程式：G = G + RTlnQ= G + 2。303RTlogQ标准态时，Q=1, G = G平衡态时，Q = K, G = 0G = - RTlnK = -2.303RTlgK在平衡移动章节中，曾用Q, K判断反应方向，这与G判断结果应该