大学无机化学期末考试复习资料(天津大学第四)

(完好版)大学无机化学期末考试复习资料(天津大学第四版)(完好版)大学无机化学期末考试复习资料(天津大学第四版)PAGEPAGE10(完好版)大学无机化学期末考试复习资料(天津大学第四版)PAGE第一章化学反应中的质量和能量关系

重要观点

1.系统：客观世界是有多种物质构成的，但我们可能只研究此中一种或假定干物质。

人为地将一局部物质与其余物质分开，被区分的研究对象称为系统。

2.相：系统中拥有同样物理性质和化学性质的均匀局部称为相。

3.状态：是指用来描绘系统的诸如压力P、体积V、温度T、质量m和构成等各样宏观性质的综合表现。

4.状态函数：用来描绘系统状态的物理量称为状态函数。

5.广度性质：拥有加和性，如体积，热容，质量，熵，焓和热力学能等。

6.强度性质：不拥有加和性，仅决定于系统自己的性质。如温度与压力，密度等。

系统的某种广度性质除以物质的量或许质量以后就成为强度性质。强度性质不用

指定物质的量就能够确立。

7.热力学可逆过程：系统经过某种过程由状态1到状态2以后，当系统沿着该过

程的逆过程回到本来状态时，假定本来的过程对环境产生的全部影响同时被除去

〔即环境也同时还原〕，这类理想化的过程称为热力学的可逆过程。

8.实质过程都是不行逆的，可逆过程是一种理想过程。

9.化学计量数：0=VBＢ表示反应中物质的化学式，ＶＢ是B的化学计量数，

B

量纲为一；对反应物取负值，生成物取正当。

10.化学计量数只表示当安计量反应式反应时各物质转变的比率数，其实不是各反应物质在反应过程中世界所转变的量。

11.反应进度：nb/vb关于化学反应来讲，一般选未反应时，0引入

反应进度这个量最大的长处是在反应进行到随意时刻时，可用任一反应物或产物来表示反反应进行的程度，所得的值老是相等的。

12.习惯对不注明温度和压力的反应，皆指反应是在298.15K，100kPa下进行的。

13.一般没有特其余注明，实测的反应热〔精准〕均指定容反应热，而反应热均指定压反应热。

14.能量守恒定律：在任何过程中，能量不会自生自灭，只好从一种形式转变为

另一种形式，在转变过程中能量的总值不变。也叫做热力学第必定律。U=Q+W15.热力学能拥有状态函数的特色：状态必定，其值必定。同归殊途，值变相等。

循环往复，值变为零。

16.系统与环境之间因为存在温差而互换的热量称为热。假定系统吸热值为正，假定系统放热值为负。

17.系统与环境之间除了热之外其余形式传达的能量都称为功。系统得功为正，系统做功为负。在必定条件下因为系统体积的变化而与环境互换的功称为体积功

pdV，除体积功之外的全部功称为非体积功如电功。

18.功和热都是过程中被传达的能量，它们都不是状态函数，其数值与门路相关。而热力学第必定律中的热力学能的改变量只有过程的始态和终态决定，而与过程的详细门路没关。

19.化学反应热是指等温过程热，即当系统发生了变化后，使反应产物的温度回到反应前始态的温度，系统放出或汲取的热量。UQv令HUpV20.定压反应热，在恒压，只做体积功的条件下，H1那么QpH2是焓的增量，称为焓变。假如<0表示系统放热，>0表示系统吸热，为吸热反应。21.关于只有凝集相的系统即液态和固态的系统，QpQv，关于有气态物质参加的系统，考虑到体积的变化，可得Qp，mQv，m〔Bg〕RT即rHmrUm〔Bg〕RTBB22.盖斯定律：在恒容或许恒压条件下，化学反应的反应热只与反应的始态和终态相关，而与变化门路没关。23.在任一温度Ｔ、标准压力p下表现出理想气体性质的纯气体状态为气体物质的标准状态。液体固体物质或溶液的标准状态为任一温度Ｔ，标准压力p下的纯液体，纯固体或标准浓度C时的状态。24.单质和化合物的相对焓值，规定在标准状态时由指定单质生成单位物质的量的纯物质时反应的焓变叫做该物质的标准摩尔生成焓。生成焓的负值越大，说明该物质键能越大，对热越稳固。温度下标准摩尔反应焓等于同温度下个参加反应物质的标准摩尔生成焓与其化学计量数的乘积的总和。假定系统的温度不是，反应的焓变会有些改变，但一般变化不大，即反应的焓变根本不随温度而变。第二章化学反应的方向/速率和限度重要观点1.自觉反应：在给定的条件下能自动进行的反应或过程叫做自觉反应或自觉过程。自觉过程都是热力学的不行逆过程。2.过程能自觉地向着杂乱程度增添的方向进行。3.熵是系统内物质微观粒子的杂乱度〔或无序度〕的量度。Skln，式中Ω为热力学概率或许称杂乱度，k为波尔兹曼常数。4.熵的公式说明：熵是系统杂乱度的量度，系统的微观状态数越多，热律学概率越大，系统越混流乱，熵就越大。5.热力学第二定律：在隔绝系统中发生的自觉反应必陪伴着熵的增添，或隔绝系统的熵老是趋势于极大值，这就是自觉过程热力学的准那么，称为熵增添原理。6.热力学第三定律：在绝对零度时，全部纯物质的完满晶体的熵值都等于零。表达式为S〔0K〕=kln1=0；7.依此为根基，假定知道某一物质从绝对零度到指定温度下的一些热力学数据如热容等，就能够求出此温度时的熵值，称为这一物质的规定熵。8.单位物质的量的纯物质在标准状态下的规定熵叫做该物质的标准摩尔熵。9.〔1〕关于同一物质而言，气态时的熵大于液态时的，液态时的熵又大于固态时的熵。2〕同一物质在同样的齐集态时，其熵值随温度的高升而增大；3〕在温度和齐集态同样时，分子或晶体构造较复杂的物质熵值大于分子或晶体构造较为简单的物质的熵值。4〕混淆物或溶液的熵值常常比相应的贞洁物的熵值大。10.关于物理或许化学变化而言，几乎没有例外，一个致使气体分子数增添的过程或反应总陪伴着熵值的增大。11.注意，固然物质的标准熵随温度的高升而增大，可是只假如没有惹起物质齐集状态的改变，其值往常相差不大，能够以为反应的熵变根本不随温度而变，这一点和焓变很近似。12.自由能：把焓和熵并在一同的热力学函数。13.吉布斯函数：GHTS或许写成rGmrHmTrSm。14.以G作为判断化学反应自觉性的标准，称为最小内能原理即：G<0自觉过程，过程能向正向进行；G=0均衡状态；G>0非自觉过程，过程能向逆向进行。15.熵判据和吉布斯函数判据的比较：熵判据吉布斯函数判据系统孤立系统关闭系统过程任何过程恒温恒压不做非体积功自觉变化的方向熵值增大，ｓ>0吉布斯函数减小，G<0均衡条件熵值最大，ｓ=0吉布斯函数最小，G=0判据法名称熵增添原理最小自由能原理假如化学反应在恒温恒压条件下，除了做体积功外还做非体积功'，那么吉布斯函数判据应为：G'自觉过程；G'均衡状态；G'非自觉状态，上式的意义是在等温等压下一个关闭系统所能做的最大非体积功等于吉布斯函数自由能的减少。G''max，max表示最大电功。热力学等温方程：rG〔mT〕rG〔mT〕RTlnvB此中R为摩尔气体〔pB/p〕17.B常数，pB为参加反应的物质Ｂ的分压力，p为标准压力〔p＝100kPa〕，为连乘算符，习惯大将vB〔pB/p〕称为反应商Q，pB/p称为相对分压，所以上B式能够写成：rG〔T〕rG〔T〕RTlnQ，假定全部气体的分压均处于标准状态，mm即Q=1，这时任一态变为了标准态。18.道尔顿分压定律：第一，混淆气体的总压力

p等于各组分气体分压力

pi之和。即p

pi

；第二，混淆气体中的某组分气体

i的分压力等于混淆气体的总压力p与该组分气体的摩尔分数

xi之乘积，即

pi

pxi式中，

xi

ni

/n

，即某组分气体i

的摩尔分数等于该气体

i的物质的量

ni

与混淆气体总的物质的量

n之比。19.标准摩尔生成吉布斯函数：在标准状态时，由指定单质生成单位物质的量的贞洁物时反应的吉布斯函数变。20.水合氢离子的标准摩尔生成吉布斯函数等于零。21.反应的焓变和熵变根本不随温度改变，而反应的标准摩尔生成吉布斯函数变那么是温度的线性函数。22.随意状态时的反应的摩尔吉布斯函数变可依据实质条件用热力学等温方程进行计算。23.宏观上的化学均衡是因为微观上仍连续进行着正逆反应的成效互相抵消所致，所以化学均衡是一种动向均衡。24.rGT0就是化学均衡的热力学标记或称反应限度的判据。均衡系统的性质不随时间而改变。25.标准均衡常数：当化学反应处于均衡状态时，以其化学反应的化学计量数〔绝对值〕为指数的各产物与反应物分压或浓度的趁机之比为一个常数。K不过温度的函数，K值越大说明反应进行的越完全，反应物的转变率越高。26.转变率是指某反应物在反应中已转变的量相关于该反应物初始用量的比率。27.标准均衡常数可从标准热力学方程函数求得。当反应抵达均衡时，G〔T〕rm=0，那么热力学等温方程式能够写成〔〕〔〕〔vB，将eqvBRTlnpB/p〕0K{pB/p}代入上式中rGmTrGmTBB得：〔T〕RTlnK，lnKrG〔mT〕rGmRT28.〔1〕Ｋ表达式可直接依据化学计量方程式写出；〔2〕Ｋ的数值与化学计量方程式的写法相关；〔3〕Ｋ不随压力和构成而变，但Ｋ与rG〔T〕m同样都是温度T的函数。29.多重均衡原那么：假如某个反应能够表示成两个或许多个反应的总和，那么总反应的均衡常数等于各反应均衡常数的乘积。30.全部均衡都不过临时的，相对的。因条件的改变使化学反应从本来的均衡状态转变到了新的均衡状态的过程叫化学均衡的挪动。31.均衡挪动原理：假定改变均衡系统的条件之一，如浓度压力或许温度，均衡就会向能减弱这个改变的方向挪动。32.依据热力学等温方程式〔T〕〔T〕RTlnQ及〔T〕RTlnKrGmrGmrGm归并此两式可得rGmRTlnQ依据此式只需比较静态的反应商Q与均衡常数KＫ的相对大小，就能够判断反应进行的方向即均衡挪动的方向，可分为下边三种状况：当Q<Ｋ，那么rGm<0反应正向自觉进行；当Q=Ｋ，那么rGm=0，平衡状态；当Q>Ｋ，那么rGm>0,反应逆向自觉进行。33.范特霍夫等压方程式：由lnKrG〔mT〕RT和吉布斯函数方程式归并获得lnK2rHm〔11〕rHm〔T2T1〕K1RT2T1RT1T234.吕·查德里原理得出：化学均衡的挪动或化学均衡的方向是考虑反应的自觉性，决定于rGm能否小于零；而化学均衡那么是考虑反应的限度，及均衡常数它取决于rGm〔注意不是rGm〕数值的大小。35.影响化学反应速率的要素归纳为三类：一是反应物的天性，二是反应物的浓度和系统的温度压力催化剂等客观量。三是光电磁等外场。36.元反应：一步达成的反应又称作基元反应。37.在给定的温度条件下关于元反应，反应速率与反应物浓度〔以化学反应方程式中相应物质的化学计量数的绝对值为指数〕的乘积成正比。k{c(A)}a{c(B)}b，此中k称为反应的速率常数，关于某一给定反应在同一温度、催化剂等条件下，k是一个不随反应物浓度而改变的定值。明显k的单位随反应级数n=a+b值的不一样而异。38.一级反应：〔1〕ln{c}对t作图得向来线，斜率为k；〔2〕半衰期t1/2与反应物的开端浓度没关。当温度一准时，t1/2是与k成反比的一个常数。〔3〕速率常〔时间〕1的量纲。数k拥有k2Ea11EaT2T1〕，他不单用于基元反应39.阿伦尼乌斯公式：ln〔〕〔k1RT2T1RT1T2也合用于非基元反应，Ea称为表现活化能，此公式和范特霍夫等压方程式相像，注意差别。40.有效碰撞：依据气体分子运动理论，能够以为只有拥有所需足够能量的反应物分子〔或原子〕的碰撞才有可能发生反应，这类能够茂盛反应的碰撞叫做有效碰撞。41.相关活化能的计算：E〔正〕E〔逆〕H，活化能的大小代表反应阻力的aarm大小。42.催化剂：催化剂能与反应物生成不稳固的中间化合物，改变本来的反应方程，为反应供给供给一条能垒较低的反应门路，进而降低反应的活化能。43.催化剂的主要特征：〔1〕能改变反应门路，使反应速率明显增大；〔2〕只好加快抵达均衡，而不可以改变均衡状态；〔3〕催化剂对少许杂质特别敏感。第三章酸碱反应和积淀反应重要观点1.酸碱质子理论：凡是给出质子的物质都是酸；凡是能与质子联合的物质都是碱。酸碱质子理论对酸碱的区分只以质子H为判据。2.酸与碱的辩证关系能够表示为：酸质子碱，这类互相依存互相转变的关系叫做酸碱的共轭关系。酸失掉质子后形成的碱叫做酸的共轭碱，碱联合质子后形成的酸叫做碱的共轭酸，酸与它的共轭碱一同叫做共轭酸碱对。3.解离常数：全局部酸和碱溶液中存在着解离均衡，其均衡常数K就是解离常数。4.设一元酸的浓度为c，解离度为a，那么有Ｋ〔ＨAc〕ａ

eqeqc〔H〕c〔Ac〕eq代入后c〔HAc〕2得Kacacaca当a很小时1-a近似等于1，那么Kaca2aKa/c所以c(1a)1aceq(H)caKac5.多元酸的解离是分级进行的，每一级都有一个解离常数，下边以氢硫酸为例：H2S(aq)＋－ceq(H)ceq(HS)8，二级解离为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分别为一级解离常数和二级解离常数，一般状况下二元酸的Ka1Ka2，所以计算多元酸的氢离子浓度时，能够忽视二级解离均衡。6.同离子效应：在弱酸溶液中参加该酸的共轭碱，假定在弱酸溶液中参加该碱的共轭酸时，可使这些弱酸弱碱的解离度降低。共轭酸碱之间的均衡：ceq(H)ceq(共轭碱)，Ka(共轭酸)ceqceq(H)ceq(共轭酸)ceq(共轭酸)KaeqpHpKalgeq式中pKa为Ka的负对数，即c(共轭碱)c(共轭碱)pKalgKa。7.配离子：由中心原子或许中心离子和假定干此中性分子或它种离子〔称为配位体〕经过配位键联合而成的复杂离子叫做配离子，又称络离子。含有配离子的化合物称为配位化合物，如Ag〔NH〕Cl等。328.关于同一种类的配离子来说Ｋ越大，表示配离子越易解离，即配离子越不稳固。所以配离子的Ｋ又称为不稳固常数，用Ki来表示，配离子的稳固性也能够用配离子的稳固常数Kf来表示，Kf是由中心离子与配体生成配离子即配离子生成反应的均衡常数。于是Kf1。Ki9.多相离子均衡：在必定条件下，当溶解与结晶速率相等时，便成立了固相与液相之间的动向均衡，叫做多相离子均衡也叫做积淀溶解均衡。如：溶解AgCl(s)结晶Ag(aq)Cl(aq)其均衡常数表达式为：KKs(AgCl){ceq(Ag)/c}{ceq(Cl)/c}在不考虑Ｋ的单位时可将上式转化为：KKs(AgCl)ceq(Ag)ceq(Cl)Ks叫做溶度积常数。Ks(AnBm){ceq(Am)}n{ceq(Bn)}mQ{c(Am)}n{c(Bn)}mKs时，溶液未饱和无积淀析出；溶度积规那么：Q{c(Am)}n{c(Bn)}mKs时，为饱和溶液；一种难溶Q{c(Am)}n{c(Bn)}mKs时，会有积淀析出。电解质在适合的条件下能够变换为更难溶的电解质。10.胶体粒子由胶核和吸附层构成，胶粒带有电荷，有益于溶胶的稳固。参加电解质溶液、将两种带异号电荷的溶胶混淆、加热均可促进溶胶聚沉。第四章氧化还原反应与应用电化学重要观点１.原电池是一种利用氧化还原反应对环境输出电功的装置。２.依据热力学原理，关于恒温恒压进行的热力学反应，摩尔吉布斯函数变rGm与反应过程中系统能够对环境做的非体积功'之间存在以下关系：rGm'，假如反应是热力学可逆的，上式取等号，假如反应是自觉进行的，取小于号。３.图示表示原电池，负极写在左侧，正极写在右侧，以单线“|〞表示两相放入界面，以双虚线表示盐桥，盐桥两边应是两级所处的溶液。.氧化还原电对：在原电池中由氧化态物质和对应的还原态物质构成的电极〔又称半电池〕这里的氧化态物质以对应的还原态物质称为氧化还原电对。金属与其正离子是最常有的氧化还原电对。５.负极发生氧化反应，正极发生还原反应，统称为电极反应。６.往常把单位物质的量的电子所带电量称为1Faraday〔法拉第〕，简写1F，即1F=96485Cmol1。７.假如在1mol的反应过程中有nmol的电子即nF库仑的电量经过电路，那么反应的摩尔吉布斯函数变与电动势的关系以下：rGm'nFE，假如原电池在标准状态下工作那么：rGmnFE，反应的摩尔吉布斯函数变可依据热力学的等温方程求得：RT{c(G)/c}g{c(D)/c}drGmrGmnFln{c(A)/c}a{c(B)/c}b上式称为电动势的能斯特方程。当Ｔ＝２９８.１５Ｋ时将上式中的自然对谁换成常用对数可得：EE{c(G)/c}g{c(D)/c}dnlga{c(B)/c}b。{c(A)/c}８.应注意原电池的电动势数值电池反应计量数没关。９.电池反应的标准均衡常数与标准电动势的关系：由RTlnKrGm而rGmnFE，所以lnKnFE/(RT)，Ｔ＝２９８.１５Ｋ时lnKnE/(0.05917V)。10.E〔正极〕〔负极〕，标准氢电极的电极电势为零。表示为EEPt|H〔2p100kPa〕|H〔c1moldm3〕11.电极电势的能斯特方程：EERT{c(还原态)/c}b，ln{c(氧化态)/c}anFEE{c(还原态)/c}b。nlg}a{c(氧化态)/c12.电极电势的能斯特方程应用时应注意：Ａ．原池反或极反中，某物假定是的固体或许的液体〔不是混淆物〕，能斯特方程中物的度１；Ｂ．原池反或极反中，某物假定气体，能斯特方程中物的相度用相力表示。13.极的大小反应了氧化物和原物在水溶液中氧化原能力的相弱。假定某极代数越小，极上越简单生氧化反，极是的原。反之氧化。第五六七章

物质的构造根基１.子也拥有波粒二象性，

h

，ｈ普朗克常量，ｍ微粒子的量，mv微粒子的波。子是依据必定律的概率波。.主量子数：ｎ可取数1、2、3、4⋯⋯⋯ｎ是确立子离核近〔均匀距离〕和能的主要参数，ｎ越大表示子离核的均匀距离越，所状的能越高。.角量子数：ｌ可取的数n-1，ｌ受ｎ的限制。Ｌ根本反应了波函数即原子道的形状。ｌ＝0，1，2，3的道分称ｓ，ｐ，ｄ，ｆ道。４.磁量子数：ｍ可取的数0，1，2，3⋯⋯ｍ受ｌ的限制，ｍ根本反应了波函数的空取向。５.除了上述确立运状的三个量子数之外，有自旋量子数ms，只有+1/2、-1/2，往常可用向上的箭和向下的箭表示子的两种所自旋状，自旋反平行用双方向不一样的箭表示，自旋平行用双方向同样的箭表示。.多子原子道的能；原子道的能量决定于主量子数n，但在多子原子中，道能量除决定与主量子数n外，与角量子数l相关，其律：A.角量子数l相等，跟着主量子数n增大，道能量高升，比如E1sE2sE3s。B.主量子数

n同样，跟着角量子数

l增大，道能量高升，比如Ens

Enp

End

Enf

。C.当主量子数和角量子数不相等，有出能交象。比如：E4sE3d,E5sE4dE6sE4fE5d.7.核外子散布的三个原理：泡利不相容原理，最低能量原理，洪德。泡利不相容原理：一个原子中不行能有四个量子数完好同样的两个子，由一原理能够确立各子最多可容子数2n2。最低能量原理：核外子分散布将尽可能先占有能及低的道，以使系能量于最低。洪德：于主量子数和角量子数都相等的等价道中的子，是尽先占有磁量子数不一样的道，并且自旋量子数同样，即自旋平行。它反应了在n，l同样的道中