大学化学复习1

大学化学复习新大学化学电子教案第一章化学反应基本规律一、热力学第一定律ΔU=Q+W1、数学表达式系统内能吸热Q>0放热Q<0分体积功，非体积功化学反应一般仅做体积功系统对环境做功W<0环境对系统做功W>0新大学化学电子教案2、状态函数描述规定系统状态性质的物理量。特征：（1）系统状态一定，状态函数就有确定值。（2）在系统状态变化时，状态函数的改变量只与系统的始、末态有关而与过程无关。如：U、H、S、G、T、P、V、n新大学化学电子教案3、化学反应反应热定容：QV=

ΔU定压：QP

=ΔH

对任一化学反应:aA+bB→gG+dD在298.15K时,反应的标准摩尔焓变:ΔrHm

={gΔfHm(G)

+dΔfHm(D)}

–{aΔfHm

(A)+bΔfHm(B)}注意（1）参考态单质的标准摩尔生成焓为零。（2）ΔrHm

(T)≈ΔrHm(298.15K)；新大学化学电子教案二、化学反应进行的方向1、熵变对任一化学反应:aA+bB→gG+dDΔrSm

={gSm(G)

+dSm(D)}

–{aSm

(A)+bSm(B)}（1）298.15K时，参考态元素的标准摩尔熵不等于零注意：298.15K时，反应的标准摩尔熵变：ΔrSm

(T)≈ΔrSm(298.15K)（2）新大学化学电子教案2、吉布斯函数（1）定义式G=H-TS定温定压下系统状态变化时：ΔG=ΔH-TΔS（2）判断反应自发的方向ΔG<0

自发过程

ΔG>0

非自发过程

ΔG=0

平衡状态条件:定温、定压、只做体积功新大学化学电子教案ΔrGm,B

(298.15)的计算：

（3）吉布斯函数变的计算对任一化学反应:aA+bB→gG+dDΔrGm

={gΔfGm(G)

+dΔfGm(D)}

–{aΔfGm

(A)+bΔfGm(B)}A：在标准状态下,参考态元素的标准摩尔生成吉布斯函数值为零。B：用ΔrGm=ΔrHm-TΔrSm计算注意单位ΔrGm,B

(T)的计算：

新大学化学电子教案ΔrGm

(T)≈ΔrHm(298.15K)-TΔrSm(298.15K)TΔrHm(298.15K)ΔrSm(298.15K)=ΔrGm(T)=ΔrGm

(T)+RTlnПB(pB/p)νB式中:pB为物质B在任意状态下的分压力ПB与平衡常数表达式相同任意状态下的摩尔吉布斯函数变：新大学化学电子教案三、化学反应进行的程度1、化学平衡（1）平衡常数的书写规则例如，对于反应:K

是量纲为1的量。(2)多重平衡原理：新大学化学电子教案新大学化学电子教案新大学化学电子教案(3)平衡组成及转化率计算(4)吉布斯函数变与平衡常数注意单位新大学化学电子教案四、化学平衡的移动总压力增加时:平衡右移；ΣBνB

<0

的反应，ӨӨΣBνB

>0

的反应，ӨӨ平衡左移；平衡不受影响。ΣBνB

=0

的反应，ӨӨ新大学化学电子教案温度对化学平衡的影响按上式可知：对于放热反应(△rHm<0):

升温时（T2>T1）,K2<K1

,平衡左移；对于吸热反应

(△rHm>0):

升温时（T2>T1）,K2>K1

,平衡右移。新大学化学电子教案例：CaCO3(s)→CaO(s)+CO2(g)ΔrHm=178.32kJ.mol-1升高温度，KӨ增大，平衡右移降低温度，KӨ减小，平衡左移新大学化学电子教案五、化学反应速率1.化学反应速率的表示方法2.浓度对反应速率的影响如：aA+bB=gG+dD

为基元反应，质量作用定律数学表达式：（a+b）称为反应级数；为整数、分数、零。第二章溶液与离子平衡新大学化学电子教案1、溶液的蒸气压下降溶液的蒸汽压下降值:一、稀溶液的通性2、溶液的沸点上升和凝固点下降沸点上升值:Δtbp=Kbp·bB凝固点下降值:Δtfp=Kfp·bB3、溶液的渗透压

蒸汽压下降、沸点上升、凝固点下降、渗透压与一定量溶剂中的物质的量成正比,即与溶质的粒子数成正比,与溶质的本性无关。4、依数定律（稀溶液定律）新大学化学电子教案条件：（1）溶质必须是难挥发的非电解质

（2）溶液必须是稀溶液新大学化学电子教案注意点：（1）浓溶液具有蒸汽压下降、沸点上升、凝固点下降、渗透压等性质，但不符合稀溶液定律表达的定量关系。（2）电解质溶液，由于电离使单位体积内溶质的微粒数增多，实验测得的蒸汽压下降、沸点上升、凝固点下降、渗透压值比按稀溶液定律计算的数值大。（3）可用稀溶液定律对浓溶液、电解质溶液蒸汽压下降、沸点上升、凝固点下降情况进行估算，排序。1、一元弱电解质溶液中的解离平衡新大学化学电子教案二、弱电解质溶液中的解离平衡HAcH++Ac-H2OH++OH-H+来源：(1)酸的自身解离

(2)溶剂水的解离同离子效应、盐效应对解离平衡的影响新大学化学电子教案2、缓冲溶液（2）弱碱——弱碱盐（

NH3·H2O+NH4Cl

）（1）弱酸——弱酸盐（HAc+NaAc

）（3）缓冲容量缓冲比一定,c越大,缓冲容量越大c一定,缓冲比越→1,缓冲容量越大（4）缓冲范围计算pH=pKa±1新大学化学电子教案3、共轭酸碱对解离平衡常数间的关系（1）质子理论给出质子－酸接受质子－碱共轭酸碱对（2）酸碱离解平衡共轭酸碱对酸碱强弱的关系共轭酸碱对Ka和Kb间关系三、难溶电解质的溶解平衡1、溶度积的概念新大学化学电子教案nAm++mBn-溶解沉淀AnBm(s)KS

(AnBm)={b(Am+)/b

}n·{b(Bn-)/b

}myyy平衡常数：KS

(AnBm）——溶度积常数y2、溶度积规则新大学化学电子教案溶液饱和，无沉淀；ΠB(bB/b

)υB=KsӨӨΠB(bB/b)

υB

<KS

溶液未饱和，沉淀将溶解；ӨӨΠB(bB/b

)υB

>KS

溶液过饱和，有沉淀析出。ӨӨ新大学化学电子教案3﹑溶度积和溶解度间的换算平衡：mol·kg-13S2SKӨSCa3(PO4)2=(3S)3(2S)2

Ca3(PO4)2(s)

3Ca2+(aq)+2PO43-(aq)解：间的关系与的例：求243)(POCaSKs5108

S=Ks4、分步沉淀和沉淀分离新大学化学电子教案（1）哪种离子先沉淀（2）两种离子是否能分开判据先沉淀离子的浓度：新大学化学电子教案5、介质对溶解度的影响如：Cu3(PO4)2在何介质中溶解度最大(1)0.01mol·kg-1Na3PO4(2)0.01mol·kg-1NH3·H2O(3)0.01mol·kg-1CuCl2

(4)纯水四、

配位平衡新大学化学电子教案1、命名及组成化学式：[Pt(NH3)4(NO2)Cl]SO4名称：硫酸一氯·一硝基·四氨合铂（Ⅳ）中心离子：Pt4+配位体：NH3，NO2-，Cl-配位原子：N，Cl配位数：6配离子电荷数：+2新大学化学电子教案2、计算平衡组成例:已知KӨ(稳,Zn(NH3)42+）=2.9×109。试计算0.1molZnSO4固体溶于1.0kg5.4mol·kg-1的氨水所得溶液中Zn2＋、[Zn(NH3)4]2+与NH3·H2O浓度各为多少。新大学化学电子教案1、电池符号书写规则新大学化学电子教案负极在左，符号(-);正极在右,符号(+)；离子在中间，导体在外侧；“|”表示不同物相界面，表示盐桥;溶液标明质量摩尔浓度，气体标明分压。“”第三章氧化还原反应电化学

金属导体如Cu、Zn

惰性导体如Pt、石墨棒电极一、原电池和电极电势新大学化学电子教案

(-)Zn∣Zn2+(b1)Cu2+∣Cu(+)(b2)(-)Pt

Sn2+(b1),Sn4+(b2)Fe3+(b'1),Fe2+(b'2)Pt(+)电极反应：（-）Zn-2e-Zn2+（+）Cu2++2e-Cu电池反应：Cu2++ZnCu+Zn2+2、电极及电池反应新大学化学电子教案3﹑能斯特方程应用（1）标准电极电势标准状态：溶液:b=1.0mol·kg-1,气体:P=100kPa（2）标准电池电动势EӨ=EӨ+-EӨ-还原态氧化态+ze-（3）电极反应的能斯特方程ӨӨӨ4、影响电极电势的因素)()(bb，还原型氧化型)(b，还原型)(b，氧化型或E则：①氧化型或还原型的浓度或分压②介质的酸碱性O4HMn

5e8HMnO224+-+-+++例：yy新大学化学电子教案（1）判断原电池的正负极和计算电动势负极：发生氧化(-e-)反应，

∴是E小的电对。正极：发生还原(+e-)反应，

∴是E大的电对；5、电极电势的应用原电池电动势E=E+-E-新大学化学电子教案新大学化学电子教案（2）比较氧化剂和还原剂的相对强弱E小的电对对应的还原型物质还原性强；E

大的电对对应的氧化型物质氧化性强。（