无机化学知识点归纳

无机化学1第一篇：化学反应原理第一章：气体第一节：理想气态方程1、气体具有两个基本特性：扩散性和可压缩性。主要表现在：⑴气体没有固定的体积和形状。⑵不同的气体能以任意比例相互均匀的混合。⑶气体是最容易被压缩的一种聚集状态。2、理想气体方程：nRTPVR为气体摩尔常数，数值为R=8.31411KmolJ3、只有在高温低压条件下气体才能近似看成理想气体。第二节：气体混合物1、对于理想气体来说，某组分气体的分压力等于相同温度下该组分气体单独占有与混合气体相同体积时所产生的压力。2、Dlton分压定律：混合气体的总压等于混合气体中各组分气体的分压之和。3、(0℃=273.15KSTP下压强为101.325KPa=760mmHg=76cmHg)第二章：热化学第一节：热力学术语和基本概念1、系统与环境之间可能会有物质和能量的传递。按传递情况不同，将系统分为：⑴封闭系统：系统与环境之间只有能量传递没有物质传递。系统质量守恒。⑵敞开系统：系统与环境之间既有能量传递〔以热或功的形式进行〕又有物质传递。⑶隔离系统：系统与环境之间既没有能量传递也没有物质传递。2、状态是系统中所有宏观性质的综合表现。描述系统状态的物理量称为状态函数。状态函数的变化量只与始终态有关，与系统状态的变化途径无关。3、系统中物理性质和化学性质完全相同而与其他部分有明确界面分隔开来的任何均匀部分叫做相。相可以由纯物质或均匀混合物组成，可以是气、液、固等不同的聚集状态。4、化学计量数对于反应物为负，对于生成物为正。5、反应进度0)·(nnsaiket=化学计量数反应前反应后-，单位：mol第二节：热力学第一定律0、系统与环境之间由于温度差而引起的能量传递称为热。热能自动的由高温物体传向低温物体。系统的热能变化量用Q表示。若环境向系统传递能量，系统吸热，则Q0；若系统向环境放热，则Q0。1、系统与环境之间除热以外其他的能量传递形式，称为功，用W表示。环境对系统做功，WO；系统对环境做功，W0。2、体积功：由于系统体积变化而与环境交换的功称为体积功。非体积功：体积功以外的所有其他形式的功称为非体积功。3、热力学能：在不考虑系统整体动能和势能的情况下，系统内所有微观粒子的全部能量之和称为热力学能，又叫内能。4、气体的标准状态—纯理想气体的标准状态是指其处于标准压力P下的状态，混合气体中某组分气体的标准状态是该组分气体的分压为P且单独存在时的状态。液体（固体）的标准状态—纯液体（或固体）的标准状态时指温度为T，压力为P时的状态。无机化学2液体溶液中溶剂或溶质的标准状态—溶液中溶剂可近似看成纯物质的标准态。在溶液中，溶质的标准态是指压力PP,质量摩尔浓度bb，标准质量摩尔浓度11kgmolb，并表现出无限稀释溶液特性时溶质的（假想）状态。标准质量摩尔浓度近似等于标准物质的量浓度。即11Lmolcb5、物质B的标准摩尔生成焓mfH（B,相态，T）是指在温度T下，由参考状态单质生成物质B（1B）反应的标准摩尔焓变。6、参考状态一般指每种物质在所讨论的温度T和标准压力P时最稳定的状态。个别情况下参考状态单质并不是最稳定的，磷的参考状态是白磷4P(s,白)，但白磷不及红磷和黑磷稳定。O2(g)、H2(g)、Br2(l)、I2(s)、Hg(l)和P4(白磷)是T=298.15K，P下相应元素的最稳定单质，即其标准摩尔生成焓为零。7、在任何温度下，参考状态单质的标准摩尔生成焓均为零。8、物质B的标准摩尔燃烧焓mcH（B，相态，T）是指在温度T下，物质B(1B)完全氧化成相同温度下指定产物时的反应的标准摩尔焓变。第四节：Hess定律1、Hess定律：化学反应不管是一步或分几步完成，其总反应所放出或吸收的热总是相等的。其实质是化学反应的焓变只与始态和终态有关，而与途径无关。2、焓变基本特点：⑴某反应的mrH（正）与其逆反应的mrH（逆）数值相等，符号相反。即mrH（正）=-mrH（逆）。⑵始态和终态确定之后，一步反应的mrH等于多步反应的焓变之和。3、多个化学反应计量式相加(或相减)，所得化学反应计量式的mrH（T）等于原各计量式的mrH（T）之和（或之差）。第五节：反应热的求算1、在定温定压过程中，反应的标准摩尔焓变等于产物的标准摩尔生成焓之和减去反应物的标准摩尔生成焓之和。mrH=mfH（总生成物）-mfH（总反应物）{如果有参考状态单质，则其标准摩尔生成焓为零}2、在定温定压过程中，反应的标准摩尔焓变等于反应物的标准摩尔燃烧焓之和减去产物的标准摩尔燃烧焓之和。mrH=mcH（总反应物）-mcH（总生成物）{参考状态单质只适用于标准摩尔生成焓，其标准摩尔燃烧焓不为零}第三章：化学动力学基础第一节：反应速率第二节：浓度对反应速率的影响—速率方程1、对化学反应zZyYbBaA来说，反应速率r与反应物浓度的定量关系为：BACkcr，该方程称为化学反应速率定律或化学反应速率方程，式中k称为反应速率系数，表示化学反应速率相对大小；Ac,Bc分别为反应物A和B的浓度，单位为1Lmol；，分别称为A，B的反应级数；称为总反应级数。反应级数可以是零、正整数、分数，也可以是负数。零级反应得反应物浓度不影响反应速率。（反应级数不同会导致k单位的不同。对于零级反应，k的单位为11sLmol，一级反应k的单位为1s，二级反应k的单位为11sLmol，三级反应k的单位为122sLmol）2、由实验测定反应速率方程的最简单方法—初始速率法。在一定条件下，反应开始时的瞬时速率为初始速率，由于反应刚刚开始，逆反应和其他副反应的干扰小，能较真实的反映出反应物浓度对反应速率的影响具体操作是将反应物无机化学3按不同组成配置成一系列混合物。对某一系列不同组成的混合物来说，先只改变一种反应物A的浓度。保持其他反应物浓度不变。在某一温度下反应开始进行时，记录在一定时间间隔内A的浓度变化，作出tcA图，确定t=0是的瞬时速率。也可以控制反应条件，是反应时间间隔足够短，这时可以把平均速率作为瞬时速率。3、对于一级反应，其浓度与时间关系的通式为：㏑ktAcAct0第三节：温度对反应速率的影响—Arrhenius方程1、速率系数与温度关系方程：aekkRTEa0，㏑｛k｝=㏑｛0k｝-bRTEa，㏑cTTRTEkka211211，aE实验活化能，单位为1molKJ。0k为指前参量又称频率因子。0k与k具有相同的量纲。aE与0k是两个经验参量，温度变化不大时视为与温度无关。2、对Arrhenius方程的进一步分析：⑴在室温下，aE每增加41molKJ，将使k值降低80%。在室温相同或相近的情况下，活化能aE大的反应，其速率系数k则小，反应速率较小；aE小的反应k较大，反应速率较大。⑵对同一反应来说，温度升高反应速率系数k增大，一般每升高10℃，k值将增大2～10倍。⑶对同一反应来说，升高一定温度，在高温区，k值增大倍数小；在低温区k值增大倍数大。因此，对一些在较低温度下进行的反应，升高温度更有利于反应速率的提高。⑷对于不同的反应，升高相同温度，aE大的反应k值增大倍数大；aE小的反应k值增大倍数小。即升高温度对进行的慢的反应将起到更明显的加速作用。第四节：反应速率理论与反应机理简介1、mrH=aE（正）-aE（负）2、由普通分子转化为活化分子所需要的能量叫做活化能第五节：催化剂与催化作用1、催化剂是指存在少量就能显著加速反应而本身最后并无损耗的物质。催化剂加快反应速率的作用被称为催化作用。2、催化剂的特征：⑴催化剂只对热力学可能发生的反应起催化作用，热力学上不可能发生的反应，催化剂对它不起作用。⑵催化剂只改变反应途径（又称反应机理），不能改变反应的始态和终态，它同时加快了正逆反应速率，缩短了达到平衡所用的时间，并不能改变平衡状态。⑶催化剂有选择性，不同的反应常采用不同的催化剂，即每个反应有它特有的催化剂。同种反应如果能生成多种不同的产物时，选用不同的催化剂会有利于不同种产物的生成。⑷每种催化剂只有在特定条件下才能体现出它的活性，否则将失去活性或发生催化剂中毒。第四章：化学平衡熵和Gibbs函数第一节：标准平衡常数1、平衡的组成与达成平衡的途径无关，在条件一定时，平衡的组成不随时间而变化。平衡状态是可逆反应所能达到的最大限度。平衡组成取决于开始时的系统组成。2、对可逆反应lzZaqyYgxXscCaqbBgaA来说，其标准平衡常数无机化学4bayxcBcpApcYcpxpK3、两个或多个化学计量式相加（或相减）后得到的化学计量式的标准平衡常数等于原各个化学计量式的化学平衡常数的积（或商），这称为多重平衡原理。第二节：标准平衡常数的应用1、反应进度也常用平衡转化率来表示。反应物A的平衡转化率A表达式为AnAnAnAeq002、J表示反应商。若JK则反应正向进行；若J=K，则反应处于平衡状态；若JK，则反应逆向进行。第三节：化学平衡的移动1、浓度对化学平衡的影响：浓度虽然可以使化学平衡发生移动，但并不能改变化学平衡常数的数值，因为在一定温度下，K值一定。当反应物浓度增加或产物浓度减少时，平衡正向移动；当反应物浓度减少或产物浓度增加时，平衡逆向移动。2、压力对化学平衡的影响：综合考虑各反应物和产物分压是否改变及反应前后气体分子数是否改变。3、温度对化学平衡都影响：温度变化引起标准平衡常数的改变，从而使化学平衡移动。温度对标准平衡常数的影响用van’tHoff方程描述。㏑211211TTRHKKmr第四节：自发变化和熵1、自发变化的基本特征：⑴在没有外界作用或干扰的情况下，系统自身发生的变化称为自发变化。⑵有的自发变化开始时需要引发，一旦开始，自发变化将一直进行达到平衡，或者说自发变化的最大限度是系统的平衡状态。⑶自发变化不受时间约束，与反应速率无关。⑷自发变化必然有一定的方向性，其逆过程是非自发变化。两者都不能违反能量守恒定律。⑸非自发变化和自发变化都是可能进行的。但是只有自发变化能自动发生，而非自发变化必须借助一定方式的外部作用才能发生。没有外部作用非自发变化将不能继续进行。2、在反应过程中，系统有趋向于最低能量状态的倾向，常称其为能量最低原理。相变化也具有这种倾向。3、系统有趋向于最大混乱度的倾向，系统混乱度的增加有利于反应的自发进行。4、纯物质完整有序晶体在0K时熵值为零；015.298,,KaqHSm.5、⑴熵与物质聚集状态有关。同一种物质气态熵值最大，液态次之，固态熵值最小。⑵有相似分子结构且相对分子质量又相近的物质，其mS值相近。分子结构相近而相对分子质量不同的物质，其标准摩尔熵值随分子质量增大而增大。⑶物质的相对分子质量相近时，分子构型越复杂，其标准摩尔熵值越大。6、反应的标准摩尔熵变等于各生成物的标准摩尔熵值之和减去各反应物的标准摩尔熵值之和7、在任何自发过程中，系统和环境的熵变化总和是增加的。即：0huanjingxitongzongSSS0zongS自发变化0zongS非自发变化0zongS平衡状态无机化学58、THShuanjing第五节：Gibbs函数1、Gibbs函数被定义为：TSHG,G被称为Gibbs自由能。2、在不做体积功和定温定压条件下，在任何自发变化中系统的Gibbs函数是减少的，由STHG得⑴当H0,S0时反应能正向进行。⑵当H0,S0时反应在高温下能正向进行。⑶当H0,S0时反应在低温下能正常进行。⑷当H0,S0时反应不能正向进行。3、当0,GSTH时的T在吸热熵增反应中是反应能正向进行的最低温度；在放热熵减反应中是反应