大学化学复习2014-2

大学化学复习试卷结构一选择题（每小题2分，共20分）二填空题（每空1分，共20分）三简答题（每题6分，共30分）四计算题（共30分）1状态函数的特点(1)状态函数是状态的单值函数。(2)当系统的状态发生变化时，状态函数的变化量只与系统的始、终态有关。状态函数是用以确定系统状态的物理量，如气体的压力p、体积V、温度T、质量m、内能U、焓H、熵S、吉布斯函数G等。第一章热化学2反应进度（用以表示物质变化进展的程度）按一般反应式而言，作如下定义：ξ=B0BBnB(ξ)-nB(0)νB(1)对同一反应式，不论选用哪种物质表示反应进度均是相同的；(2)反应进度与反应式写法有关；(3)ξ=1mol，表示各物质的物质的量的变化在数值上正好等于各自的化学计量数，此时称进行了1mol化学反应或简称摩尔反应。系统吸热q0，体系放热q0。3热、功以及符号的规定系统对环境作功w0，环境对系统作功w0。体积功（膨胀功）w=-pΔV=-p(V2-V1)。热、功不是状态函数，数值与途径有关!4热力学第一定律封闭系统发生状态变化时，其热力学能的变化等于变化过程中环境与系统传递的热与功的总和。ΔU=q+w在恒容、只做体积功的条件下定容反应热=热力学能变5qP与qV的关系H=U+pV在恒压、只做体积功的条件下定压反应热=反应焓变热化学方程式：表示化学反应与热效应的方程式H2(g)+Cl2(g)=2HCl(g)△H=-183kJ/mol6盖斯定律在恒容或恒压条件下，化学反应的反应热只与反应的始态和终态有关，而与变化的途径无关。根据盖斯定律，可以将化学方程式象代数方程式一样进行加减运算，相应的热效应也加减。7反应的标准摩尔焓变的计算(1)标准状态气体:压力为标准压力pӨ=100kPa；液、固体:压力为标准压力pӨ的纯物质；溶液:溶质浓度为标准浓度cӨ=1moldm-3。任意温度(2)标准摩尔反应焓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。即：对于一般反应dD+eE=fF+gGfmfm[d(D)e(E)]HHrmfmfm[f(F)g(G)]HHH注意（1）参考态单质的标准摩尔生成焓为零。（2）ΔrHm(T)≈ΔrHm(298.15K)；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）第二章化学反应基本原理2吉布斯函数变（例2.3,2.4）(2)Gibbs等温方程(Gibbs公式)：化学反应（等温等压）：△G=△H-T△S(1)Gibbs函数定义：G=H-TS●△rGm或△rGӨm均服从Hess定律●温度对△rGӨm影响很大rG⊝m(T)≈rH⊝m(298.15K)T•rS⊝m(298.15K)(3)由标准摩尔生成吉布斯函数(fG⊝m)计算ΔrGӨm标准摩尔生成吉布斯函数与标准摩尔生成焓相似：0θmfTG指定单质，规定：Δ0,θmfTaqHG，ΔA.T=298.15KrG⊝m(298.15K)=gfG⊝m(G,s,298.15K)+dfG⊝m(D,g,298.15K)-afG⊝m(A,l,298.15K)-bfG⊝m(B,aq,298.15K)Bf(B,298.15K)r(298.15K)=BGm,Gm对于一般化学反应式A(l)+bB(aq)gG(s)+dD(g),B.T≠298.15K∆rG⊝m(T)=∆rH⊝m-T·∆rS⊝mrH⊝m(T)≈rH⊝m(298.15K)rS⊝m(T)≈rS⊝m(298.15K)，则rG⊝m(T)≈rH⊝m(298.15K)T•rS⊝m(298.15K)若各物种均处于标准状态rG⊝m是温度的线性函数标准摩尔吉布斯函数变（ㅿrG⊝m）与标态下反应自发性判别ㅿrG⊝m≺0自发（正反应方向）;ㅿrG⊝m≻0非自发性（正反应方向）;ㅿrG⊝m=0处于平衡状态.在实际中，反应混合物很少处于相应的标准态，须根据rGm来判断反应进行的方向。(4)标态下反应自发性判据—Gibbs函数变判据（5）反应方向转变温度的估算cθmrθmr转T(298K)SΔ(298K)HΔT若反应在标态下进行，则反应实例ΔHΔSΔG=ΔH–TΔS正反应的自发性③CaCO3(s)=CaO(s)+CO2(g)吸热熵增反应++温度升高至某值时由正值变负值高温自发低温非自发④N2(g)+3H2(g)=2NH3(g)放热熵减反应——降低至某温度时由正值变负值低温自发高温非自发热力学等温方程：ΔrGm(T)=ΔrGӨm(T)+RTlnQ)/()/(ln)()(BDmrmrbdccppRTTGTGㅿrGm≺0正向自发;ㅿrGm≻0逆向自发;ㅿrGm=0处于平衡状态.对于一般化学反应式A(l)+bB(aq)gG(s)+dD(g),(6)非标态下反应自发性判据—Gibbs函数变判据三、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的数值与方程式的写法有关Z(l)Y(aq)X(g)C(s)B(aq)A(g)zyxcba)yYABxa{(X)}{()}{()}{(}bp/pc/cKp/pc/c(2)多重平衡原理（P76：14）反应（3）反应（2）反应（1）反应（3）反应（2）m反应（1）213/KKKm）（反应（3）m反应（2）反应（1）mKKK）（213/反应（3）m反应（2））（反应（1）mKKK）（213213KKK()RTrmln()ΔGTKT(3)吉布斯函数变与平衡常数（例2.5，2.6，P75：11,12,16）注意单位（吕·查德里原理）（判断反应平衡移动方向或者判断有利于产物生成所需要的浓度、压力、温度条件。）如果改变平衡体系的条件之一(如浓度、压力、温度)，平衡就向着能减弱其改变的方向移动四、化学平衡的移动（P74：3，P77：23）压力对化学平衡的影响在有气体参加或生成的反应中，在其他条件不变时，增大压强，平衡向气体体积减小方向移动。温度对化学平衡的影响按上式可知：对于放热反应(△rHm0):升温时（T2T1）,K2K1,平衡左移；对于吸热反应(△rHm0):升温时（T2T1）,K2K1,平衡右移。KQRTGlnmr则当则当则当反应逆向自发进行平衡状态反应正向自发进行，，，，，，000mrmrmrGKQGKQGKQ根据热力学等温方程式ΔrGm=ΔrGm+RTlnQΔrGm=-RTlnK五、化学反应速率浓度对反应速率的影响如：aA+bB=gG+dD为基元反应，BAbackcv质量作用定律数学表达式：（a+b）称为反应级数；质量作用定律不适用于复合反应。一级反应:kkt693.02ln21半衰期（与初始浓度无关）vkc)()11(ln2112a12a12TTTTRETTREkkRTEAek/a阿仑尼乌斯公式及计算（例2.9，P77：19，20，21）从活化分子和活化能的观点来看，增加单位体积内活化分子总数可加快反应速率。分子总数活化分子分数活化分子总数反应速率增大浓度（或压力）↑–↑↑升高温度–↑↑↑使用催化剂（降低活化能）–↑↑↑影响化学反应速率的因素：浓度、压力、温度、催化剂催化剂的作用：催化剂改变了反应途径，降低了活化能，可同时加快正、逆反应速率，缩短反应达到平衡的时间，但不能改变平衡状态，即不能使平衡发生移动，不能改变K，也不能改变平衡转化率。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。一、溶液依数性（稀溶液通性）产生条件：（1）难挥发（2）非电解质（3）稀溶液第三章水溶液化学二、酸碱质子理论：共轭酸碱对Ka和Kb间关系+酸质子碱14Wba10K]][OH[HKK一元酸：给出质子－酸接受质子－碱共轭酸碱对三、弱电解质溶液中的解离平衡（例3.1，P117：11）HAcH++Ac-同离子效应对解离平衡的影响(H)accaKc对于一元弱酸：对于一元弱碱：(OH)bcKcpH=–lgc(H+)在弱酸的溶液中加入该酸的共轭碱，或在弱碱的溶液中加入该碱的共轭酸，使得弱酸或弱碱的解离度大大下降。四、缓冲溶液弱碱——弱碱盐（NH3·H2O+NH4Cl）（1）弱酸——弱酸盐（HAc+NaAc）（3）缓冲溶液配制及pH计算（例3.3，P117：15,16）)()(lgppH共轭碱共轭酸ccKa（2）选择缓冲体系标准：①选择共轭酸的pKa与要求的pH值相近的缓冲对；②缓冲对的浓度比在0.1和10之间。第四章电化学与金属腐蚀1.原电池：使化学能转化为电能的装置。负极：发生氧化反应正极：发生还原反应2﹑能斯特方程应用（例4.1,4.2，4.3)（1）标准电极电势标准状态：溶液:c=1.0mol·L-1,气体:P=100kPaΔrGm=-nFE（1）原电池处于标准状态ΔrGθm=-nFEθEθ=θ(正)-θ(负)=θ(氧化剂)-θ(还原剂)（2）原电池在非标态下工作T=298.15K时，00592.{(G)}{(D)}lg{(A)}{(B)}gdabccccEEncccc对电池反应：aA(aq)+bB(aq)=gG(aq)+dD(aq)（2）电动势能斯特方程33（3）电池反应的KӨ与标准电动势EӨ的关系：=-nFＥӨlnKӨ＝nFＥӨ/(RT)298.15K时lgKӨ＝nＥӨ/0.0592VΔrGӨm(T)=-RTlnKӨ设计一个原电池，使电池反应正好是所需判断的化学反应。=n(⊝+-⊝-)/0.0592Kө越大，反应进行越彻底。34一般将电极反应写成还原反应的形式，通式：a(氧化态)+ne-b(还原态)abc/cc/cnFRT])([])([ln氧化态还原态T=298.15K时:（4）电极反应的能斯特方程（1）氧化剂和还原剂相对强弱的比较3、电动势及电极电势的应用(例4.4，例4.6，P156：9，14，15)θ，电对的氧化态越易得电子，氧化性；θ，电对的还原态越易失电子，还原性。a(氧化态)+ne-b(还原态)设计一个原电池，使电池反应正好是所需判断的化学反应。ΔrGm=-nFEE=(正)-(负)E0，即(正)(负)，ΔG0，反应正向自发；E=0，即(正)=(负)，ΔG=0，反应处于平衡状态；E0，即(正)(负)，ΔG0，反应正向非自发，逆向自发。（2）判断氧化还原反应进行的方向二、电解电源:正极负极电解池:阳极阴极反应:氧化还原1、电解池结构2、电解产物在阳极：在阴极：氧化态K+Ca2+Na+Mg2+Al3+Mn2+Zn2+…(H+)Cu2+Hg2+电极反应2H++2e-→H2M2++2e-→M对于盐类水溶液的电解可归纳为:还原态金属电极X-，S2-,OH-含氧酸根电极反应M-ne-→Mn+2X--2e-→X24OH--4e-→2H2O+O2S2--2e→S用惰性材料做阳极三、金属腐蚀类型及防止1.化学腐蚀金属与周围介质直接发生氧化还原反应而引起的腐蚀叫化学腐蚀。2.电化学腐蚀金属与周围介质发生电化学作用而引起的金属腐蚀。吸氧腐蚀，析氢腐蚀金属腐蚀防止方法：（1）改变金属的内部结构；（2）保护层法；（3）缓蚀剂法；（4）阴极保护法。一、微粒的波粒二象性：1924年，法国的物理学家德布罗意提出电子、原子等具有波粒二象性。1927年，德布罗意的粒子波的假设被电子衍射实验所证实。德布罗意波，是概率波，指空间中某点某时刻可能出现的几率，其中概率的大小受波动规律的支配。第五章物质结构基础在求解Ψ的过程中，需要引入四个量子数——n、l、m①