化学期中考试资料整理

第一章气体与溶液1.、掌握理想气体状态方掌程及其应用；2、掌握道尔顿分压定律；3、掌握稀溶液的依数性及其应用；4、熟悉溶胶的结构、性质、稳定性及聚沉作用；5、了解大分子溶液与凝胶。1.1气体理想气体（idealgas）：分子本身不占体积，分子间没有相互作用力的气体。理想气体状态方程：pV=nRT1.1.2道尔顿分压定律混合气体的总压力等于各组分气体分压力之和。(所谓某组分的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)道尔顿分压定律:p=p1+p2+…一混合气体有i个组分:(说明气体状态方程不仅适用于某一纯净气体，也适用于气体混合物)摩尔分数：（混合气体中某组分的分压力等于该组分的摩尔分数与混合气体总压力的乘积）χA+χB=1（理想气体低压和高温）1.2溶液1.2.1分散系分子分散系又称溶液1.2.2稀溶液的依数性1.2.2.1蒸气压下降拉乌尔定律：在一定温度下，难挥发的非电解质稀溶液的蒸气压下降与溶质的摩尔分数成正比，与溶质的本性无关。（只适用于稀溶液）溶液蒸气压下降∆p：拉乌尔定律表达式也可用质量摩尔浓度来表示：∆p=K·b即在一定温度下，难挥发的非电解质的稀溶液的蒸气压下降近似地与溶液中溶质的质量摩尔浓度成正比。1.2.2.2沸点升高∆Tb=Kb∙b1.2.2.3凝固点下降∆Tf＝Kf∙b（Kb、Kf的大小只取决于溶剂的本性，而与溶质的本性无关。)1.2.2.4渗透压渗透压与浓度和温度的关系:∏V＝nRT∏＝cRT(也可用b代替c进行近似计算)在一定温度下，稀溶液的渗透压与溶液中所含溶质的粒子数目成正比，而与溶质的本性无关。1.2.2.5稀溶液的通性小结*溶液的蒸气压下降，沸点升高，凝固点降低和渗透压是难挥发非电解质稀溶液的通性。它们的大小都与溶液中溶质的量有关，与溶质的本性无关，此性质称为难挥发非电解质稀溶液的依数性。无机及分析化学iiRTRTppnnVViinniippBBppAApppp=p*符合依数性规律的溶液应该是理想溶液，在这种溶液中，溶质和溶剂分子间作用力和溶剂分子间作用力可以等同看待。*浓溶液质点间作用力比较复杂，不符合依数性规律。*如果溶质是电解质，溶液的性质不仅和电离后溶液中的粒子数有关，同时还和离子间的静电引力有关，不适用于依数性的定量关系。只有很稀的溶液，溶液中粒子数目换算为质量摩尔浓度，才近似符合依数性规律。*挥发性溶质对溶液依数性影响更为复杂（p.10例子，乙醇水溶液）1.3胶体溶液1.3.1溶胶的制备1.3.2溶胶的性质动力学性质——布朗运动：不规则的热运动光学性质——丁达尔效应：区别溶胶和溶液电学性质——电泳：外加电场下，胶体粒子在分散介质中的定向移动。胶粒的带电性与制备方法有关。1.3.3胶团结构1.3.4胶体的电动电势φ热力学电势，表示从胶粒固相表面到液体内部的电势差；只与胶粒固相直接吸附离子的数量有关。1.3.5溶胶的稳定性和聚沉1.3.6胶体的应用第二章化学热力学初步1了解热力学能、焓、熵和吉布斯自由能等状态函数的概念；2理解热力学第一、第二和第三定律的基本内容；3掌握化学反应的标准摩尔焓变的各种计算方法；4掌握化学反应的标准摩尔熵变和标准摩尔吉布斯自由能变的计算方法；5会用吉布斯自由能∆G来判断化学反应的方向，并了解温度对∆G的影响；6理解Van'tHoff等温方程，了解压力和浓度对∆G的影响。2.1热力学常用术语2.1.1热力学的标准态气态物质：pө=100kPa，分压力为标准压力溶液：pө=100kPa时，浓度1mol∙L-1，稀溶液1mol∙kg-1，即c=b固体或纯液体：在标准压力下理想的该纯物质（不涉及温度，只与压力/浓度有关。）2.1.2系统和环境2.1.3状态和状态函数：状态函数的重要性质是状态函数的变化只取决于体系的初始状态和终止状态，而与变化途径无关。2.1.4过程和途径等压过程(∆p=0)，压力恒定不变的状态变化过程。等容过程(∆V=0)，体系体积恒定不变的状态变化过程。等温过程(∆T=0)，此过程只要求始态和终态温度相同。绝热过程(Q=0)，体系和环境没有能量交换。2.1.5热和功功和热的相同点：都是能量，在体系获得能量后，便不再区分热和功。都不是体系的状态函数，与过程相联系的物理量。功是有序运动的结果，热是无序运动的结果。功能完全变热，而热不能完全转换为功。2.2热力学第一定律2.2.1热力学能：系统内部所蕴藏的总能量叫作热力学能2.2.2热力学第一定律能量守恒与转化定律：能量具有不同的形式。在任何过程中，能量是不会自生自灭的，它只能由一种形式转变为另一种形式，在转变过程中，能量的总值保持不变。∆U=U2-U1=Q+W2.2.3可逆过程和最大功如果气体等温膨胀按可逆的方法进行，系统对环境做最大体积功。同时系统从环境中吸收了最多的热。2.3热化学2.3.1等容反应热、等压反应热和焓的概念等容反应热：∆U＝Qv等压反应热:Qp＝∆H等压过程中:∆H＝∆U＋p∆V∆H=∆U+∆nRT(有气体参加反应)2.3.2热化学方程式2.3.3盖斯定律：恒温恒压条件下，总反应的热效应（∆H）只与反应的始态和终态（包括温度、反应物和生成物的量及聚集状态等）有关，而与变化的途径无关。2.3.4生成焓在标准状态和指定温度(通常为298K)下，由元素的指定单质(通常是稳定单质)生成1mol(化合物或转变为其它形式单质)某物质时的热效应，称为该物质的标准摩尔生成焓，用∆fHm,298ө表示。任何指定的稳定单质的标准摩尔生成焓都是零。应用注意事项：1∆rHmө是状态函数，其值为生成物的∑∆fHmө减去反应物的∑∆fHmө；2∆fHmө具有容量性质（加合性），系数不可遗漏，且有正(+)/负(-)号；3∆fHmө随物质所处的温度及聚集状态不同而变，温度一定时，聚集状态需要考虑（g、l、s、aq）；4同一化学反应，化学方程式的写法不同，反应的标准焓变不同。因此化学方程式和反应焓变必须一一对应。5如果体系温度不是298.15K，反应焓变有些改变，但一般变化不大。2.3.5由键能估算反应热2.4热力学第二定律2.4.1化学反应的自发性：有两种因素影响过程的自发性：一是能量变化，系统将趋向最低能量；二是混乱度变化，系统将趋向最高混乱度。2.4.2熵：定量地描述系统的混乱度2.4.3热力学第二定律：在孤立系统的任何自发过程中，系统的熵总是增加的。2.4.4标准摩尔熵：在标准状态和指定温度下，1mol物质的熵的绝对值称为该物质的标准摩尔熵，用Smө表示，单位J∙mol-1∙K-1热力学第三定律：绝对零度时，任何纯净完美的晶态物质的熵值规定为零2.5吉布斯自由能及其应用2.5.1吉布斯自由能：G＝H－TS∆G＝∆H－T∆S2.5.2反应∆G与有用功∆G0自发∆G0不自发∆G=0平衡态注意事项：1∆G与参加反应的物质的量有关(容量性质的状态函数)，方程式与∆G一一对应；2正反应和逆反应的∆G大小相等，符号相反；3∆H、∆S随温度变化不明显，但温度、压力变化显著影响∆G。∆G的物理意义：它代表在等温等压过程中，能被用来做有用功（即非体积功）的最大值。2.5.3标准生成自由能和反应自由能变标准摩尔生成自由能是指在标准态和指定温度时，由指定单质生成1mol某物质（化合物或非稳定单质）的吉布斯自由能∆fGmө，在标准态和指定温度(298.15K)下，指定的稳定单质的吉布斯自由能为零∆fGmө=Συ∆fGmө(产物)－Συ∆fGmө(反应物)2.5.4∆G与温度的关系将非自发的反应变成自发的反应，这个转变温度称为转向温度:T转=2.5.5范托夫等温方程:∆rG＝∆rGө＋RTlnQ气体反应，a＝p/pө溶液反应，a＝c/cө复相反应:固相和纯液相均为单位活度第三章化学平衡和化学反应速率1了解化学平衡的特征；掌握标准平衡常数和标准自由能变之间的关系；2能写出不同类型反应的标准平衡常数表达式；并能利用标准平衡常数进行有关化学平衡的计算；3能运用多重平衡规则求标准平衡常数；了解温度对标准平衡常数的影响；4掌握化学平衡移动的定性判断以及移动程度的定量计算；5了解化学反应速率的概念及其实验测定方法；6掌握质量作用定律；知道应如何确定基元反应的速率方程；7掌握温度对反应速率影响的阿累尼乌斯经验式；8能用活化分子、活化能等概念解释外界因素对反应速率的影响。3.1化学平衡3.1.1化学平衡的特征当反应推动力为0时（包括正向和逆向），即∆G＝0，反应就达到了平衡状态。3.1.2标准平衡常数及其有关计算∆rGө＝－RTlnKө（Kө称为标准平衡常数）对于bB＋dD⇌eE＋fF（方括号代表平衡时的浓度。）1Kө表示在一定条件下反应进行的限度。Kө越大，表明平衡时产物越多，反应进行得越完全。2Kө也是与过程无关的特征函数。298298HSefefEFEFgbdbdBDBDpppppp1QpppppppefefEFEFlbdbdBDBDcccccc1Qccccccc22COCa2HccppQccefbdEFKBD3Kө除取决于反应的本性外，还受温度的影响，但与反应物的浓度无关。4利用Kө可以进行一些有关化学平衡的计算。已知某一反应的平衡常数，可以从起始反应的反应物的量，计算出达到平衡时各反应物和生成物的量，以及反应物的转化率。5不难看出，平衡时才能有最大转化率。3.1.3标准平衡常数与Gibbs自由能变∆rG=2.303RTlg(Q/Kө)（Q是反应起始状态（非平衡态）的活度商）QKө，Q/Kө1，∆rG0⇢反应自发Q=Kө，Q/Kө=1，∆rG=0⇢平衡态QKө，Q/Kө1，∆rG0⇢逆反应自发3.1.4多重平衡规则：如果某反应可以由几个反应相加（或相减）得到，则该反应的平衡常数等于几个反应平衡常数之积（或商）。∆rG3ө＝∆rG1ө＋∆rG2өK3ө＝K1ө∙K2ө3.2化学平衡的移动假如改变平衡系统的条件之一，平衡就向减弱这个改变的方向移动。温度与Kө的定量关系式：1对于吸热反应，∆rHmө0，当T2T1时，K2өK1ө，平衡常数随温度升高而增大，升温有助于正反应的进行。2对于放热反应，∆rHmө0，当T2T1时，K2өK1ө，平衡常数随温度升高而减小，升温有助于逆反应的进行。（合成氨反应）3如果已知化学反应的∆rHө时，就可依据(3-4)式来求算不同温度时的Kө3.3化学反应速率及其表示方法平均反应速率:瞬时反应速率:1与反应进度类似，除以化学计量系数后，无论以反应物计算还是以生成物计算，一个化学反应的反应速率只有一个数值。2反应速率是通过实验测定的，得到的实验数据通过作图法求得曲线上某一点的切线，其斜率即为该点对应时间的瞬时反应速率。3化学反应具有可逆性，实验测定的反应速率实际上是正向速率和逆向速率之差，即净反应速率。4反应速率除取决于反应物的本性外，外界条件也对它有较大的影响。5这些外界条件主要是浓度（压力）、温度和催化剂。3.4浓度对反应速率的影响3.4.1基元反应和非基元反应基元反应:反应分子经过有效碰撞一步直接转化为生成物分子的反应3.4.2质量作用定律——速率方程式当温度一定时，基元反应的反应速率与反应物浓度幂的乘积成正比。对于aA＋bB→dD＋eE速率方程:1k为速率常数，指的是在一定温度时，单位反应物浓度的反应速率。2k取决于反应物的本质，不同的反应物k值不同，反应物浓度对k值无影响。3同一反应的k值随温度、溶剂和催化剂的改变而改变。4k值越大，表明反应速率越快，亦即达到平衡的时间越短。2r21112KHTTlnKRTT1cvtt01c1cvttlimddABvkccab3.4.3非基元反应速率方程的确定指数之和称为该反应的反应级数零级：mol∙L-1∙min-1一级：min-1