无机化学全册配套完整课件3

无机化学全册配套完整课件3无机及分析化学化学学科的分类1.无机化学2.分析化学3.有机化学4.物理化学化学学科的重要性

化学学科与其它学科的相互渗透，形成新的学科，如生物化学、食品化学、环境化学、环境分析化学、农药化学、土壤化学、植物化学、配位化学、放射化学等。农业院校的“无机及分析化学”是一门十分重要的基础课。学习方法1234课前预习，找出难点。课间认真听讲，做好课堂笔记。课后做适当练习，巩固所学知识。做好阶段性总结，对所学知识点进行归纳。课程成绩：平时（30%）+期终考试（70%）

平时：到课率，课堂练习，回答问题，笔记参考书目1.无机及分析化学.呼世斌主编.高等教育出版社.2005年.2.无机及分析化学.浙江大学编.高等教育出版社.2003年.3.无机及分析化学.南京大学《无机及分析化学》编写组.高教出版社.2006年（第四版）.4.无机化学（上册）.武汉大学等校编.高等教育出版社，

1996年（第三版）.5.分析化学.武汉大学等校编.高等教育出版社.2002年（第五版）.6.《无机及分析化学》习题解答（书后习题和补充习题）.理论教学内容及学时安排第一章气体、溶液和胶体（9学时）化学热力学基础（10学时）化学反应速率（4学时）物质结构简介（10学时）分析化学概论（5学时）酸碱平衡与酸碱滴定法（10学时）沉淀溶解平衡与沉淀滴定法（4学时）配位化合物与配位滴定法（8学时）氧化还原反应与氧化还原滴定法（8学时）第二章第三章第四章第五章第六章第七章第八章第九章约共68节课第一章第一章气体、溶液和胶体第一节气体第二节溶液第三节胶体第一章第一节一、理想气体第一节气体理想气体：分子本身不占体积，分子间无作用力。高温度、低压力条件下的实际气体视为理想气体。方程式：pV=nRT

R=8.314Pa·m3·mol1·K1

=8.314kPa·L·mol1·K1=8.314J·mol1·K1

（Pa·m3=N·m2·m3=N·m=J）

注意：运用时单位一定要一致。2023/1/1110(a)5.0Lat20℃(b)5.0Lat20℃(c)5.0Lat20℃P总=？二、道尔顿(Dalton)分压定律分压定律：温度和体积一定时，混合气体的总压力等于各组分气体分压力之和。

p=p1+p2+p3+······=pi表达式之一某组分气体分压力：是指该组分在同一温度下单独占有混合气体的容积时所产生的压力。

二、道尔顿(Dalton)分压定律第一章第一节

设有一混合气体，有

i个组分，pi和ni分别表示各组分的分压力和物质的量，V为混合气体的总体积，则

pi=(ni/V)·RT

（1）

p=pi=(ni/V)·RT=(n/V)·RT（2）

（1）式/（2）式得：

pi/p=ni/n

pi=(ni/n)·p=xip表达式之二问题：

xi=？一、分散体系分散系：一种或几种物质以细小的粒子分散在另一种物质里所形成的体系。例如糖水溶液，泥浆等。分散质（或分散相）：被分散的物质。分散剂（或分散介质）：把分散质分散开来的物质。相：混合体系中物理和化学性质完全相同的一部分。单相体系：只有一个相的体系。多相体系：有两个或以上相的体系（两相间有界面）。第一章第二节第二节溶液一、分散体系第一章第二节冰和水两相体系单相体系多相体系纯净物混合物

广义地说，两种或两种以上的物质均匀混合而且彼此呈现分子（或离子或原子）状态分布者均称为溶液。（低分子或离子分散系；可以气、液、固三种聚集状态存在。）通常所说的溶液都是指液态溶液。第一章第二节

溶液由溶质和溶剂组成，被溶解的物质叫溶质，溶解溶质的物质叫溶剂；常把含量较少的组分称为溶质，含量较多的组分称为溶剂。

一、分散体系第一章第二节一、溶液浓度的表示法1.物质的量浓度

单位体积的溶液中所含溶质B的物质的量称为溶质B的物质的量浓度。用符号cB表示，常用单位mol·L-1

。2.质量摩尔浓度

单位质量的溶剂中所含溶质B的物质的量称为溶质B的质量摩尔浓度，用bB表示，单位是mol·kg1。

对于溶剂是水的稀溶液bB与cB的数值相差很小。第一章第二节一、溶液浓度的表示法4.质量分数溶液中溶质B的质量mB

与溶液的总质量m之比称为溶质B的质量分数（massfraction）。3.摩尔分数（物质的量分数）是指溶液中组分B的物质的量nB与溶液中总的物质的量n之比。

若某一混合物为两组分A和B，物质的量分别为nA和nB，则：xA+xB=1多组分体系？第一章第二节一、溶液浓度的表示法5.ppm和ppb浓度

主要用于极稀的溶液（环境分析、食品分析中）。

ppm(百万分浓度）：表示溶质的质量占溶液质量的百万分之几，即每kg溶液所含溶质的mg数。如：

1ppm：1g/1,000,000g溶液

=1mg溶质/1kg溶液。8ppm：8g/1,000,000g溶液

=8mg溶质/1kg溶液。ppb（十亿分浓度）：表示溶质的质量占溶液质量的十亿分之几，即每kg溶液中所含溶质的g数。如：

1ppb：1g/1,000,000,000g溶液=1g溶质/1kg溶液。

8ppb：8g/1,000,000,000g溶液=8g溶质/1kg溶液。第一章第二节例题1-1

在100mL水中，溶解17.1g蔗糖(C12H22O11)，溶液的密度为1.0638g·mL1，求蔗糖的物质的量浓度、质量摩尔浓度、摩尔分数各是多少？解：第一章第二节例题1-1

在100mL水中，溶解17.1g蔗糖(C12H22O11)，溶液的密度为1.0638g·mL1，求蔗糖的物质的量浓度、质量摩尔浓度、摩尔分数各是多少？解：溶液的性质有两类：

第一类：如颜色、导电性、酸碱性等，这些性质由溶质的本性决定，溶质不同则性质各异；

第二类：如溶液的蒸气压下降、沸点升高、凝固点下降、渗透压等则与溶质的本性无关，取决于溶液中溶质的自由粒子（可以是分子、离子、原子等微粒）数目，即浓度。

后一类性质常称为溶液的依数性，也称为溶液的通性。在难挥发非电解质的稀溶液中，这些性质就表现得更有规律。第一章第二节二、溶液的依数性

一定温度下，将纯溶剂放入密闭容器中，当溶剂蒸发为气态溶剂的速度与气态溶剂凝聚成液态的速度相等时，达到相平衡。此时的气体称为饱和蒸气，其所具有的压力称为该温度下液体的饱和蒸气压(简称蒸气压)。

纯溶剂和溶液蒸发示意图●代表溶剂分子

●代表溶质分子溶液蒸气压下降！第一章第二节1.溶液的蒸气压下降

若在纯溶剂中加入少量难挥发非电解质时，此时会有什么结果产生呢？

拉乌尔（

F.M.Raoult）定律：在一定的温度下，难挥发非电解质稀溶液的蒸气压等于纯溶剂的饱和蒸气压与溶液中溶剂摩尔分数的乘积。数学表达式为：

p=p*xA

两组分的体系：

xA+xB=1，xA=1–xB

p=p*(1–xB)=p*–p*xB

p=p*–p=p*xB第一章第二节1.溶液的蒸气压下降第一章第二节1.溶液的蒸气压下降p=Kp·bB

，Kp为蒸气压下降常数。对于稀溶液：

nA+nB

nA

，1000g溶剂拉乌尔定律的另一种数学形式一杯纯水和一杯溶液放入一个密闭的容器中会产生怎样的现象？第一章第二节1.溶液的蒸气压下降

当某一液体的蒸气压等于外界压力时液体即沸腾，此时的温度称为该液体的沸点。若在纯水中加入少量难挥发的非电解质后，会产生什么现象呢？第一章第二节2.溶液的沸点升高溶液沸点升高

Tb=Kb·bB

Tb=Tb

，Tb为溶液的沸点，为纯溶剂的沸点；Kb为溶剂沸点升高常数（K·kg·mol1）。第一章第二节2.溶液的沸点升高0.611

Tf=Kf·

bB

Tf是溶液的凝固点下降值，Tf=Tf，为纯溶剂的凝固点，Tf为溶液的凝固点；Kf是溶剂的凝固点降低常数（K·kg·mol1）

。

测定溶液沸点升高和凝固点降低计算溶质的摩尔质量。

凝固点是指在一定的外压下，该物质的液相和固相达到平衡共存时的温度。从蒸气压的角度而言，某物质的凝固点就是固相蒸气压和液相蒸气压相等时的温度。

第一章第二节3.溶液的凝固点下降解：第一章第二节例题1-2

在20.40g葡萄糖水溶液中含有葡萄糖0.40g，测得溶液的凝固点为0.207℃，试计算葡萄糖的相对分子量。第一章第二节3.溶液的凝固点下降应用：①植物细胞液中溶有氨基酸、糖类物质，有一定的抗旱性（蒸气压下降、沸点升高）和耐寒性（凝固点下降）。②用NaCl等物质与冰混合而制成的冷冻剂（凝固点下降）

。③冬天，人们常往汽车的水箱中加入甘油等物质，以防止水箱因水结冰而胀裂（凝固点下降）

。④为什么稀饭比水烫伤得更厉害（沸点升高）？（1）渗透

溶液的渗透(osmosis)：是指只有水分子（或溶剂分子）通过半透膜向单方向扩散（diffusion）的现象。产生渗透的两个条件：①有半透膜；②有浓度差。第一章第二节4.溶液的渗透压（2）渗透压糖水液面比纯水液面高出h，液面高度差所产生的静压力称为该溶液的渗透压。换句话说，为阻止渗透作用发生所需施加于液面上的最小压力叫做该溶液的渗透压。第一章第二节4.溶液的渗透压

是渗透压，单位为

kPa。

1886年，van’tHoff把实验数据归纳、比较，发现稀溶液的渗透压与理想气体定律相似，可表述为：

两溶液渗透压相等，称为等渗溶液；不等，则渗透压高的称为高渗溶液，渗透压低的称为低渗溶液。

由上式看出，非电解质稀溶液的渗透压与溶液中所含溶质的物质的量浓度成正比，而与溶质的本性无关。第一章第二节4.溶液的渗透压渗透作用的意义：口渴时一般不宜饮用含糖等成分过高的饮料。速溶咖啡和速溶茶的制造。将稀溶液首先用反渗透方法变浓，再用蒸发法蒸干，生产成本会大大降低。海水鱼与淡水鱼不能更换环境。第一章第二节4.溶液的渗透压

渗透压可用来测定溶质的分子量（主要用于大分子物质，虽c小，但RT值较大；另外，易获得相应的膜）。第一章第二节4.溶液的渗透压

由于依数性都与溶液的浓度有关，因此，只要知道其中的一种性质，便可推算出其它的性质。

但是：稀溶液的依数性的定量关系不适用于浓溶液和电解质溶液。

某难挥发、非电解质水溶液的凝固点为272.15K，计算：（1）此溶液的沸点；（2）298.15K时此溶液的蒸气压；（3）在273.15K时此溶液的渗透压。

第一章第二节例题1-3解：（1）∵

Tf=273.15272.15=1.0=KfbB

∴bB=1.0/1.86=0.538mol·kg1

又∵Tb=KbbB，∴

Tb=0.5120.538=0.27KTb=373.15+0.27=373.42K

（2）∵

p*=3.17kPa，xA=55.6/(55.6+0.538)=0.99

∴

p=p*xA=3.170.99=3.14kPa

（3）=bBRT=0.5388.314273.15=1220kPa

在水溶液中或熔融状态下能导电的化合物称为电解质，不能导电的化合物称为非电解质。第一章第二节三、电解质溶液

由表可看出，对同浓度的溶液来说，其沸点高低或渗透压大小的顺序为：

A2B（或AB2）型强电解质溶液＞AB型强电解质溶液＞弱电解质溶液＞非电解质溶液，而其蒸气压或凝固点的顺序则相反。几种质量摩尔浓度为0.100mol·kg1的电解质水溶液的i值电解质T

f(K)（实验值）T

f(K)（计算值）

NaCl0.3480.1861.87HCl0.3550.1861.91K2SO40.4580.1862.46

CH3COOH0.1880.1861.01

解离度是指溶液中已解离的电解质的物质的量占溶液中初始电解质物质的量的百分数，用表示。第一章第二节1．解离度

弱电解质在水中只有部分解离，解离度较小，在水溶液中存在解离平衡；而强电解质在水中解离完全，在水溶液中不存在解离平衡。离子氛模型：离子氛示意图

在溶液中，一方面正负离子间的静电引力使离子有规则地排列；另一方面热运动又要使离子无序分布。

总结果形成“离子氛”：①异电性离子的密度大于同电性离子的密度；②聚中心离子越近，异电性离子愈多，同电性离子越少。2.表观解离度第一章第二节2.表观解离度

根据“离子氛”模型，离子之间相互牵制，限制了离子的自由运动。所以强电解质的实际“解离度”都小于100%，如下表所示。

几种强电解质的实测解离度（298.15K，0.1mol·L1）电解质KClHClHNO3NaOHH2SO4Ba(OH)2ZnSO4实测解离度

(%)86929291618140

为了区别于弱电解质的解离度，把强电解质的解离度称为“表观解离度”。弱电解质的解离度表示解离了的分子百分数，强电解质的表观解离度仅反映溶液中离子间相互牵制作用的强弱程度。

离子活度是离子在反应中发挥作用的有效浓度。若以c表示离子的浓度，表示活度系数，则离子活度a与浓度的关系为

a=

·c

反映了电解质溶液中离子间相互牵制作用的大小。当溶液极稀时，

→1，活度和浓度基本一致。对弱电解质溶液，当浓度不大时，可认为

=1，即a=c。这是今后讨论弱电解质时用浓度表示的依据。第一章第二节3.活度和活度系数

将浓度均为0.01mol·kg1的KCl、Na2SO4、C6H12O6水溶液分别按蒸气压、沸点、凝固点从高到低的顺序排列。

第一章第二节例题1-4解：（1）知溶液的p与bB成反比，所以蒸气压由高到低的顺序为：C6H12O6、KCl、Na2SO4。（2）知溶液的沸点与bB成正比，所以沸点由高到低的顺序为：Na2SO4、

KCl、C6H12O6。（3）知溶液的凝固点与bB成反比，所以凝固点由高到低的顺序为：C6H12O6、KCl、Na2SO4。

胶体分散系是由颗粒大小在1~100nm的分散质组成的体系。它可分为两类：

胶体溶液，又称溶胶。它是由小分子、原子或离子聚集成较大颗粒而形成的高度分散的多相体系。如Fe(OH)3溶胶和As2S3溶胶等。

高分子溶液，是由高分子化合物溶解在适当的溶剂中形成稳定、均匀的溶液。如胶水、核酸水溶液。第一章第三节一、分散体系两个条件：①分散质粒子大小在适合的范围内（1~100nm）；

②必需加入适量的稳定剂。第一章第三节二、溶胶的制备制备方法大致可分为两大类：

1.分散法

（1）研磨法（2）超声波法（3）电弧法（4）胶溶法

Fe(OH)3

（加FeCl3稳定剂）Fe(OH)3

（溶胶）

2.凝聚法（1）物理凝聚法：

S溶于有机溶剂（如丙酮、苯等）加入水中（溶解度改变）

S溶胶。（2）化学凝聚法

FeCl3+3H2OFe(OH)3(溶胶)+3HCl

AgNO3+KIAgI(溶胶)+KNO3

必须严格控制反应条件，否则沉淀析出。第一章第三节二、溶胶的制备1.光学性质(b)狭缝式超显微镜第一章第三节三、溶胶的性质(a)Tyndall效应电弧光源显微镜可调狭缝溶胶

第一章第三节1.光学性质

可见光的波长约在4107~7107m之间，当用一光束照射到微粒时，可能发生三种情况：

（1）若d>，主要发生光的反射或折射。如粗分散体系，用光束照射时使体系呈现混浊。

（2）若d，主要发生光的衍射。（3）若d<

，主要发生光的散射，发出散射光。如溶胶。

散射光的强度与入射光的波长的四次方成反比。蓝光的波长小，故散射强度大；红光的波长大，散射强度弱（散射弱，透射强）。第一章第三节1.光学性质解释现象：

晴朗的天空呈蓝色，晨曦和晚霞呈火红色；

散射光的强度与粒子体积的平方成正比。因为真溶液的粒子体积太小，散射光的强度太弱，观察不到丁铎尔现象。第一章第三节2.动力学性质布朗运动示意图

1827年植物学家Brown用显微镜观察到悬浮在液面上的花粉粉末不断地作不规则的运动。人们称微粒的这种运动为Brown运动。1903年发明了超显微镜，用超显微镜观察到溶胶中胶粒在介质中也有同样的现象。第一章第三节3.电学性质（1）电泳：在电场作用下分散质粒子在分散剂中定向的移动现象称为电泳。-+Fe(OH)3胶体电泳现象通电前通电后++第一章第三节3.电学性质（2）电渗：在外电场下，使溶胶粒子不动，分散剂定向移动的现象称为电渗。半透膜Fe(OH)3溶胶电渗示意图溶剂第一章第三节3.电学性质（3）溶胶带电原因①分散度与比表面

分散体系的分散度常用比表面来衡量。比表面是指单位体积物质所具有的表面积。V代表物质的总体积，A表示物质的总表面积，S0代表比表面，则：立方体粒子：

l愈小，S0愈大，分散度愈大。第一章第三节3.电学性质例如，把边长为1cm的立方体1cm3逐渐分割成小立方体时，比表面增长情况列于下表：边长l/m

立方体数比表面S0/(m1)总表面积A/m2110–216102610–4110–31036103610–3110–51096105610–1

110–7101561076101110–9102161096103

可见达到nm级的超细微粒具有巨大的比表面积，相应地有很高的表面能。表面能的降低是一个自发过程，溶胶粒子大小处在109～107m，因此在形成过程中表现出强烈的吸附作用。

第一章第三节3.电学性质②

吸附与吸附本质

一种物质的分子自动聚集到另一种物质的界面上的过程，称为吸附。具有吸附能力的物质称为吸附剂，被吸附的物质称为吸附质。

固体物质之所以具有吸附能力，是因为固体物质表面的粒子与内部粒子所处的环境不同。

常见的吸附现象有：固体对气体的吸附和固体在溶液中的吸附。第一章第三节3.电学性质③固体在溶液中的吸附分为两类：分子吸附和离子吸附。

Ⅱ.离子吸附

固体吸附剂在强电解质溶液中对溶质离子的吸附称为离子吸附。离子吸附又可分为两种：离子选择吸附和离子交换吸附。Ⅰ.分子吸附

固体吸附剂在非电解质或弱电解质溶液中对溶质分子的吸附，称为分子吸附。吸附规律：极性的吸附剂较易吸附极性的物质，非极性的吸附剂较易吸附非极性的物质。第一章第三节3.电学性质离子选择吸附

固体吸附剂从溶液中选择吸附某种离子的现象称为离子选择吸附。

一般规律是：固体通常选择吸附与吸附剂组成相同的离子。如：AgI固体在AgNO3溶液中，选择吸附Ag+而使颗粒带正电荷，但在KI溶液中，AgI颗粒则选择吸附I而带负电荷。

第一章第三节3.电学性质离子交换吸附

吸附剂吸附某种离子的同时，将原来已存在于吸附剂表面的电荷符号相同的另一种离子等量地释放到溶液中去，这种吸附称为离子交换吸附或离子交换。能进行离子交换的吸附剂称为离子交换剂。交换能力与溶液中离子的浓度和价数有关。浓度越大，交换能力越强。离子价数越高，交换能力越强。

例如：交换能力Na＜Mg2

＜Al3

价数相同时，与水化离子半径有关。例如：水化离子半径：Li

＞Na

＞K

＞Rb

＞Cs

交换能力：Li

＜

Na

＜

K

＜

Rb

＜

Cs第一章第三节3.电学性质④溶胶带电原因Ⅰ.吸附作用溶胶在分散剂中选择吸附某种离子而带电。如：

FeCl3+3H2OFe(OH)3+3HClFe(OH)3+HClFeOCl+2H2OFeOClFeO++ClⅡ.电离作用

硅酸溶胶表面上H2SiO3分子可以电离，如:H2SiO3=HSiO3+H+

或

SiO32+2H+HSiO3或

SiO32

留在表面而使粒子带负电荷，H+

进入溶液。1.胶团结构第一章第三节四、胶团结构和电动电势以KI为稳定剂的AgI胶团的示意图为：胶核胶粒胶团例如：

{[Fe(OH)3]m·nFeO+·(nx)Cl}x+·xCl

[(H2SiO3)m·nHSiO3·(nx)H+]x

·xH+

2.电动电势第一章第三节四、胶团结构和电动电势双电层结构及电势差示意图

电解质对ζ电势的影响第一章第三节五、溶胶的稳定性与聚沉1.溶胶的稳定性

2.溶胶的聚沉如果溶胶失去稳定因素，胶粒相互碰撞，将导致聚结成大颗粒，最后以沉淀形式析出。这个过程称为聚沉。

溶胶之所以具有相对的稳定性，主要原因有：（1）布朗运动；（2）胶粒带电（双电层结构）；（3）溶剂化作用。（1）溶胶聚沉的因素第一章第三节2.溶胶的聚沉①外加电解质的影响这影响最大，主要影响胶粒的带电情况，使||电势下降，促使胶粒聚结。②溶胶浓度的影响

浓度增加，粒子碰撞机会增多，促使溶胶聚沉。③温度的影响

温度升高，粒子碰撞机会增多，碰撞强度增加，促使溶胶聚沉。④胶体体系的相互作用带不同电荷的胶粒互吸而聚沉。（2）电解质的聚沉作用第一章第三节2.溶胶的聚沉

聚沉值：能使一定量的溶胶在一定时间内开始聚沉所需电解质的最低浓度，单位为mmol·L1。

规律：主要考虑与胶粒带相反电荷的离子的作用。（1）不同价离子的影响。价数愈高，聚沉值愈小，聚沉能力愈大。如对于As2S3负溶胶，AlCl3、MgCl2、NaCl三种电解质的聚沉值之比为1︰8︰548。

（2）同价离子的影响。

对负溶胶来说，一价金属离子的聚沉能力是Cs+>Rb+>K+>Na+>Li+

。这是因为水合离子半径依次增大的缘故。第一章第三节2.溶胶的聚沉（3）溶胶的相互聚沉相互聚沉是指将带相反电荷的溶胶适量混合，发生聚沉。聚沉作用力为静电吸引力。完全聚沉的条件：当两种溶胶的用量恰能使其所带电荷的量相等时，才会完全聚沉；否则可能会聚沉不完全，甚至不聚沉。

典型实例：明矾[KAl(SO4)2·12H2O]净水。高分子溶液：相对分子质量在10000以上的有机化合物溶于水或其它溶剂中所得的溶液。第一章第三节六、高分子溶液高分子溶液与溶胶的相同点：（1）分散相粒子大小在1~100nm之间；（2）扩散慢，颗粒不能通过半透膜。高分子溶液与溶胶不同之处：（1）溶胶是多相体系，是热力学不稳定体系；而高分子溶液是均相体系，是热力学稳定体系。（2）溶胶对电解质十分敏感；但要使高分子物质从水溶液中析出，必须加入大量的电解质——盐析。第一章第三节六、高分子溶液

在溶胶中加入高分子溶液，加入的量不同，会出现两种情况：（1）保护作用：在溶胶中加入适量的高分子物质溶液，可以大大地增加溶胶的稳定性。（2）絮凝（敏化）作用：在溶胶体系中加入极少量的大分子物质溶液，反而促使溶胶体系产生聚沉。保护作用转动敏化作用第一章第三节例题1-5

试分别比较MgSO4，K3[Fe(CN)6]和AlCl3三种电解质对下列两溶胶的凝聚能力及聚凝值大小。（1）0.010mol·L1AgNO3

溶液和0.020mol·L1KCl溶液等体积混合制成的AgCl溶胶。

（2）0.020mol·L1AgNO3

溶液和0.010mol·L1KCl溶液等体积混合制成的AgCl溶胶。

解：（1）因KCl过量，所以AgCl吸附Cl而带负电，则聚沉能力为：AlCl3>MgSO4>K3[Fe(CN)6]；聚沉值相反。（2）因AgNO3过量，所以AgCl吸附Ag+而带正电，则聚沉能力为：AlCl3<MgSO4<K3[Fe(CN)6]；聚沉值相反。第一章习题

1.5.8%NaCl溶液产生的渗透压接近于（）。

（A）5.8%蔗糖溶液（B）5.8%的HAc溶液（C）2.0mol·kg1

蔗糖溶液（D）1.0mol·kg1葡萄糖溶液

2.在0℃的100gKCl溶液中，加入重量为100g的冰，一段时间后，混合液中冰的质量为（）。

（A）大于100g(B)小于100g

（C）等于100g(D)不能确定第一章习题

3.相对分子量为120的弱酸HA3.00g溶于100g水中，在101.325kPa下测得其沸点为100.14℃。求此弱酸溶液的解离度。已知：水的Kb=0.512K·kg·mol1。4.考虑到乙醇的沸点78.3℃和Kb=1.16K·kg·mol1

，解下列各题：（1）由20g某物质与100g乙醇组成的溶液在79℃时沸腾，计算该物质的相对分子量；（2）由6.57g碘溶于100g乙醇的溶液，在78.6℃时沸腾，那么在溶解状态下碘以什么形态存在的（碘的相对原子量为127）？

c2.b3解：第一章课堂习题4.解:

（1）Tb=79-78.3=0.70KKb=1.16b(B)=200/M

Tb=Kbb(B)0.70=1.16200/M

M=331.4

（2）Tb=78.6-78.3=0.30KKb=1.16b(B)=65.7/M

Tb=Kbb(B)0.30=1.1665.7/M

所以，M=254.0

而碘的原子量为127，由此可推出碘是以I2的形式溶解于乙醇中的。第一章习题第一节基本概念第二节热化学第三节化学反应的方向第四节化学反应的限度第二章

化学热力学基础

第二章

热力学是研究自然界中各种能量相互转换过程中所遵循的规律的一门学科。热力学方法的特点：只研究大数量分子构成的宏观体系，只研究体系的宏观性质；只研究体系的始、终态，这样就可以得到有用的数据和结论。热力学方法的局限性：它研究的是大量分子，只考虑变化前后的净结果，所以它不知道反应的机理、速率和微观性质，即只讲可能性，不讲现实性。第二章

化学热力学基础第二章化学热力学：用热力学的最基本原理来研究化学现象以及与化学有关的物理现象。化学热力学的主要内容：利用热力学第一定律计算变化中的热效应。利用热力学第二定律解决变化的方向和限度（化学平衡）的有关问题。利用热力学第三定律计算规定熵的数值。第二章

化学热力学基础第二章一、体系和环境第一节基本概念体系（System）：将所研究的对象称为体系或系统。环境（surroundings）：体系以外与体系密切相关的，影响所能及的部分称为环境。（1）敞开体系（opensystem）体系与环境之间既有物质交换，又有能量交换。体系的分类：第二章第一节一、体系和环境（2）封闭体系（closedsystem）体系与环境之间没有物质交换，但有能量交换。（3）孤立体系（isolatedsystem）体系与环境之间既无物质交换，又无能量交换。第二章第一节

体系的物理性质和化学性质的综合表现称为体系的状态。描述体系状态的物理量（如气体的p、V、T、n）称为状态函数，也称为体系的性质或热力学变量。二、状态和状态函数1.状态函数的分类（1）广度性质（又称为容量性质）：其数值与体系的物质的量成正比，具有加和性，如质量、体积、熵等。（2）强度性质：它的数值取决于体系自身的特点，与体系的物质的量无关，不具有加和性，如温度、压力等。第二章第一节二、状态和状态函数2.状态函数的特征（1）状态一定，状态函数值一定。（2）状态函数变化值只与体系的始、终态有关，与途径无关。（3）当体系恢复原来状态时，状态函数也恢复原来数值，即状态函数的变化值为零。（4）状态函数之间相互联系、制约。如pV=nRT。第二章第一节

当体系的状态发生变化时，把状态变化的经过称为过程，把完成一个过程的具体步骤称为途径。三、过程和途径第二章第一节热力学中常用的六种基本过程：

（1）定温过程（isothermalprocess)：T始=T终=T环；（2）定压过程（isobaricprocess)：p始=p终=p环；（3）定容过程（isochoricprocess)：V=0；（4）绝热过程（adiabaticprocess)：Q=0；（5）循环过程：所有状态函数的变量等于零。（6）可逆过程：做最大功。可逆过程：从始态到终态的过程中，无限增加中间过程，即分为无限多的步骤完成，而每一步都接近平衡态，是对平衡态的微扰，这一理想的变化过程无限缓慢，在热力学中称为可逆过程。相变点的相变看作可逆过程水在沸点时蒸发水在冰点时凝固可逆过程做最大功1.热（heat）指体系与环境之间因温差而传递的能量，常用符号Q表示。

Q的取号：体系吸热，Q为正；体系放热，Q为负。四、热和功2.功（work）指除热以外，体系与环境之间传递的其它能量，用符号W表示。

W的取号：环境对体系作功，W为正；

体系对环境作功，W为负。功分为体积功(We=peV

)和非体积功(W')

。热和功不是状态函数，其数值与变化途径有关。

第二章第一节

体系内部能量的总和称为热力学能（内能），用符号U表示，单位为J或kJ。热力学能包括体系内分子和原子的动能（平动能、转动能、振动能）、分子间位能、电子的动能、电子间及电子与原子核之间的位能、原子核的核能等。热力学能是状态函数，其绝对值是无法确定，只能求出它的变化值。其变化值可由热和功或其它状态函数求得。五、热力学能第二章第一节一、热力学第一定律

第二节热化学

假设一个封闭体系从状态1变到状态2，变化过程中体系从环境吸热Q，同时环境对体系做功W，则体系热力学能的变化为：规定：体系吸收热量为“”值，放出热量为“”值。第二章第二节二、反应热化学反应热：只做体积功的体系，当发生反应后，使产物的温度回到反应前反应物时的温度（定温过程），体系放出或吸收的热量，称为化学反应热，简称反应热。常见的反应热：定压反应热Qp：反应在定压下进行所产生的热效应。定容反应热QV：反应在定容下进行所产生的热效应。第二章第二节1.定容反应热如果体系在（定温）定容过程中只做体积功，则根据热力学第一定律：表明：只做体积功的定容过程，体系吸收的热等于热力学能的变化。

二、反应热第二章第二节2.定压反应热二、反应热如果体系在（定温）定压过程中只做体积功，则根据热力学第一定律：表明：只做体积功的体系在定压过程中吸收的热等于焓的变化。

第二章第二节3.定压反应热与定容反应热的关系二、反应热由焓定义有n

指气体生成物与反应物总物质的量之差。

若反应物和产物均为固或液态时，(pV)0，则

QpQV第二章第二节1mol的火箭燃料联氨N2H4(l)，在298.15K和定容条件下燃烧生成N2(g)和H2O(l)，总共放出662kJ的热量。求该反应的H和U。例题2-1解：由题意，反应为

N2H4（l）+O2（g）=N2（g）+2H2O（l）定容条件下，该反应放热662kJ，即

QV

=U=－662（kJ）由公式

H=U

+nRT=－662+（1－1)×8.314×298.15×10-3=－662（kJ）第二章第二节若化学反应计量式为：x

的单位是mol1.反应进度a、d、e和f称为化学计量数，对反应物取负值，对生成物取正值。

A=a，D=d，E=e，F

=f

三、热化学方程式第二章第二节1.反应进度第二章第二节1.反应进度关于反应进度需注意以下几点：（1）的量纲是mol，=1mol的意义。（2）的数值表示反应进行的程度，与物质种类的选择无关。（3）是按具体的反应方程式为单元来表示反应进行的程度，它与反应方程式的写法有关。第二章第二节

表示化学反应与其反应热关系的化学方程式叫热化学方程式。书写规则：2．热化学方程式（1）用rH和rU分别表示定压反应热和定容反应热。（2）方程式中应该注明物态（g、l、s）、温度、压力

等，对于多种晶型的固体要注明其晶型。以aq代表水溶液,(aq，∞)代表无限稀释水溶液。（3）若不注明温度、压力，则表示温度为298.15K，压力为p$。第二章第二节2．热化学方程式焓的变化反应物和生成物都处于标准态反应（reaction）反应进度为1mol反应温度

表示在298.15K，反应物和生成物都处于标准态时，反应进度为1mol的反应热。因此也称为摩尔焓变，习惯上常用单位：kJ·mol1。第二章第二节标准态的规定：①纯理想气体或混合理想气体：温度T，分压力为p$时的状态。②纯液体或纯固体：温度T时，压力p$下的纯液体或纯固体状态。③溶液中溶质：温度T时，压力p$下，溶质的质量摩尔浓度b=b$时的状态。b$=1mol·kg1。

2．热化学方程式第二章第二节2．热化学方程式对于热化学方程式要注意以下两点：

（1）反应进度为1mol，必须与所给反应的计量方程对应。反应方程式不同，显然焓变值会不同。

（2）逆反应的反应热与正反应的反应热数值相同而符号相反。第二章第二节四、化学反应热的计算1.盖斯定律1840年盖斯总结出：一个化学反应，不管是一步完成的，还是分几步完成的，其反应热相同。即反应热只与反应体系起始和终了状态有关，与变化途径无关。注意：必须要保持反应条件（如温度、压力等）不变。应用：可由已知的反应热计算出一些难于用实验方法测定的反应热。氧弹量热计中测定的是QV。第二章第二节例题2-2求C(石墨,s)和O2(g)生成CO(g)的反应热。已知298K、p$时：CO2(g)CO(g)+1/2O2(g)C(石墨,s)+O2(g)解：作图法第二章第二节例题2-2求C(石墨,s)和O2(g)生成CO(g)的反应热。已知298K、p$时：解：计算法第二章第二节2.标准摩尔生成焓

标准摩尔生成焓（standardmolarenthalpyofformation）：在指定温度的标准状态下，由最稳定的单质生成1mol物质的反应热。用下述符号表示：

所谓最稳定单质是指在298.15K时和标准压力下最稳定的单质。例如，

C：石墨（非金刚石），S：正交硫（非单斜硫）第二章第二节规定：在指定温度标准状态下，元素最稳定单质的标准生成焓值为零。所以生成焓仅是个相对值。2.标准摩尔生成焓例如：在298.15K时反应焓变为：

利用标准摩尔生成焓求反应热的通式为：第二章第二节例题2-3

计算298.15K、p$时，100gNH3燃烧反应的热效应。NH3的燃烧反应为：4NH3(g)+5O2(g)=4NO(g)+6H2O(g)解：

查表得，NH3(g)O2(g)NO(g)H2O(g)fHm/(kJ·mol1)45.9091.3241.8rHm=491.3+6(241.8)4(45.9)=902.0kJ·mol-1

计算表明上式反应在=1mol时放热为902.0kJ，即4molNH3完全燃烧放出热902.0kJ，所以100gNH3燃烧的热量为第二章第二节3.标准摩尔燃烧焓

在反应温度及标准压力下，1mol物质在O2（g）中完全燃烧生成稳定产物时的反应热称为该物质的标准摩尔燃烧焓（Standardmolarenthalpyofcombustion）。稳定产物通常规定为：

显然，稳定产物如CO2(g)、H2O(l)、SO2(g)等的标准摩尔燃烧焓，在任何温度时，其值均为零。第二章第二节3.标准摩尔燃烧焓例如：在298.15K及标准压力下：根据标准摩尔生成焓的定义可知利用标准摩尔燃烧焓求反应热的通式为：第二章第二节例题2-4

已知乙醇的标准摩尔燃烧焓为1366.95kJ·mol1，求乙醇的标准摩尔生成焓。已知解：第二章第二节例题2-5

在298.15K时，在弹式量热计（体积不变）中，将5.0g液态苯完全燃烧生成CO2(g)和H2O(l)，放热209.2kJ。计算该反应的和。解：第二章第二节一、化学反应的自发性

自发过程：就是在一定条件下，不需要外力帮助就能自动发生的过程。例如：（1）热量总是自发地由高温物体流向低温物体；（2）溶液总是由高浓度向低浓度扩散；（3）常温常压下，甲烷可以燃烧生成CO2和水；（4）将Zn片放入CuSO4溶液中的反应。

自发过程（反应）的特征是：一切自发过程都有一定的变化方向（即总是沿单方向进行）和限度（进行的最大限度是体系达到平衡）。第二章第三节第三节化学反应的方向究竟是什么因素决定着自发过程的方向呢？(2)

冰在常温下的融化过程；

KCl等盐类的晶体在水中的溶解。

第二章第三节一、化学反应的自发性由此可见，决定着反应自发方向的因素有两个：一个是能量变化，即体系趋向于能量最低；另一个是混乱度的变化，即体系将趋向于最高混乱度。二、熵（S）1.熵与标准摩尔熵

体系的混乱度用热力学函数熵(S)来描述。体系越混乱，熵值越大。S是状态函数，单位：J·K1，其变化量与途径无关。

热力学第三定律：在热力学温度0K时，任何纯物质的完美晶体的熵值都等于0。任何纯物质从温度0K升温到TK时的熵变为：

S=ST－S0=ST

ST为该物质在温度TK时的熵值，称为规定熵或绝对熵。第二章第三节0K>0K1.熵与标准摩尔熵标准摩尔熵的规律：●同一物质，298.15K时

在标准状态下，1mol物质的熵值称为该物质的标准摩尔熵，用符号表示。（单位：J.mol1·K1)。●相对分子质量相近，分子结构对称的，小●结构相似，随相对分子质量增大而增大●同一物质，温度越高，其熵值越大。

第二章第三节2.熵变的计算（1）化学反应的熵变

化学反应的熵变可由物质的求得：（2）等温可逆过程体系熵变的计算：R指可逆过程，QR指可逆过程的热效应，T为体系的热力学温度。等温过程环境熵变的计算：第二章第三节三、热力学第二定律

在孤立体系中，自发过程使体系的熵值增加，处于平衡状态时体系的熵值达到最大，而使体系熵值减小的过程是不可能发生的。此规律称熵增原理，也称热力学第二定律。即S孤立>0自发过程S孤立=0平衡过程S孤立<0非自发过程

实际上，真正的孤立体系是不存在的，通常把体系和环境合并为一个孤立体系，有：S体+S环>0自发过程S体+S环=0平衡过程S体+S环<0非自发过程第二章第三节例题2-6解：

在298.15K时，反应NH3(g)+HCl(g)=NH4Cl(s)已知/(J·K1·mol1)

192.8186.894.6

/(kJ·mol1)45.992.3314.4求体系的和环境的

，并判断反应是否自发。所以，反应是自发进行的。第二章第三节

定温定压过程是指满足下列条件的过程：

T1=T2=T环=常数

p1=p2=p环=常数且Q体=Q环，若讨论体系不做非体积功，Q体=H

S环=Q环/T环

=Q体/T体

=H体/T体四、吉布斯自由能和反应方向判据1.吉布斯自由能

自发过程必须满足：S体

+S环

>0因而有S体

H体/T体>0，即T体S体H体>0HTS<0第二章第三节上式包含了两个自发过程的因素，即能量和混乱度的变化，称为吉布斯-赫姆霍兹(Gibbs-Helmholtz)方程式。1.吉布斯自由能

∵

HTS=(H2H1)T(S2S1)=(H2T2S2)(H1T1S1)<0令G=HTS

G称吉布斯自由能，也是一个状态函数。HTS=G2G1=G

∴G<0（自发）所以，在定温定压下，且不做非体积功（封闭体系）：G<0，自发过程G=0，平衡过程G>0，非自发过程第二章第三节计算相变点温度、和非自发反应的转化温度1.吉布斯自由能

定温定压的自发过程，其体系都具有对环境做非体积功的能力，途径不同做功不同，但其中必定有一个最大功。如，

1mol甲烷燃烧反应在内燃机中进行,功为100~200kJ，而在燃料电池中进行则可达700kJ，但反应不管在何种途径下进行，298.15K及100kPa下燃烧1mol甲烷所得到的非体积功都不可能超过890.3kJ（可逆过程）。CH4(g)+2O2(g)=CO2(g)+2H2O(l)=－890.31kJ·mol－1

G=W，可逆过程G>W，不可逆自发过程第二章第三节在等温等压过程中，除体积变化所做的功以外，系统对外界所做的最大有用功（非体积功）2.标准摩尔生成吉布斯自由能

在标准状态及反应温度时，由最稳定的单质生成1mol物质的Gibbs自由能变，称为该物质的标准摩尔生成Gibbs自由能，用下述符号表示：规定：在指定温度状态下，元素最稳定单质的标准摩尔生成Gibbs自由能值为零。所以生成Gibbs自由能仅是个相对值。第二章第三节2.标准摩尔生成吉布斯自由能

受温度影响较大，有时甚至会改变的符号。例如，CaCO3分解反应：第二章第三节

根据计算，可以由此判断反应的自发性。但自发进行不一定表示反应可以顺利进行，如：

3.Gibbs-Helmholtz公式的应用

一般来说，反应物和生成物的和随温度的变化而变化，但和却随温度变化不大，在一定温度范围内可视为常数。由吉布斯-赫姆霍兹公式求得其它温度条件下的：

若在非标准状态下：第二章第三节3.Gibbs-Helmholtz公式的应用

由吉布斯-赫姆霍兹关系式可得到以下四种情况：

过程（1）++T升高时有利值变“”T高利自发进行（2）+

任何T时，值为“+”不可能自发（3）

+任何T时，值为“”始终自发（4）

T降低时有利值变“”T低利自发进行对于（1）和（4）两种情况，我们可通过改变温度条件让过程或反应按不同方向进行。第二章第三节例题2-7已知298.15K时C2H5OH(l)===C2H5OH(g)/J·K1·mol1160.7281.6/kJ·mol1277.6234.8

求：（1）在298.15K和标准态下，C2H5OH(l)能否自发转变成C2H5OH(g)？（2）在373K和标准态下，C2H5OH(l)能否自发转变成C2H5OH(g)？（3）估计乙醇的沸点.解：故不能自发转变。第二章第三节例题2-7已知298.15K时C2H5OH(l)===C2H5OH(g)/J·K1·mol1160.7281.6/kJ·mol1277.6234.8

求：（1）在298.15K和标准态下，C2H5OH(l)能否自发转变成C2H5OH(g)？（2）在373K和标准态下，C2H5OH(l)能否自发转变成C2H5OH(g)？（3）估计乙醇的沸点。

解：故能自发转变。第二章第三节例题2-8解：查表并将数据代入有关公式：

通过计算说明反应CaCO3(s)=CaO(s)

+CO2(g)自发进行的最低温度。第二章第三节例题2-8解：

通过计算说明反应CaCO3(s)=CaO(s)

+CO2(g)自发进行的最低温度。第二章第三节补充综合题化学反应A(g)+B(g)=2C(g)，A、B、C均为理想气体。在25℃标准态下，该过程分别以两个不同的途径完成：（1）不做功，放热40kJ；（2）做最大电功，放热2kJ，则在（1）、（2）两种情况下，途径Q

W⊿U⊿H⊿S⊿GⅠⅡ

解：（1）因W=0，则V=0，所以

U=Q=-40kJ.mol-1

H=U+

nRT=U+(2-1-1)RT

=U=-40kJ.mol-1

（2）作最大功，为可逆过程，所以

S=Q/T=-2000/298=-6.71J.mol-1G=H-T

S