大一无机及分析化学学期总复习

无机及分析化学期末总复习重点知识点溶液依数性化学反应一般原理酸碱滴定氧化还原滴定法定量分析基础物质结构基础无机及分析实验常识题型：判断题10分单选题30分填空题10分计算题30分分析问答题20分21、蒸气压下降（Theloweringofthevaporpressure)2、沸点上升(Theelevationoftheboilingpoint)3、凝固点降低(Thedepressionofthefreezingpoint)4、渗透压(Thephenomenonofosmoticpressure)难挥发的非电解质稀溶液有一定的共同性和规律性。该类性质称为稀溶液的通性，或称为依数性。包括四个方面：1.4稀溶液的通性3溶液的饱和蒸气压:指的是溶液中，作为溶剂的那种物质，所具有的饱和蒸气压（分压力）。溶液的饱和蒸气压同样与温度密切相关：溶液的蒸气压下降同一温度下，溶液的蒸气压比纯溶剂的蒸气压要小，它们之间的差值，叫“溶液的蒸气压下降”。4溶液的蒸气压下降当溶质分散于溶剂之中，溶液表面的部分位置，被溶质分子所占据，使得单位表面所能逸出的溶剂的分子个数减少，因此溶液蒸气压较之纯溶剂有所降低。51.溶液的沸点上升沸点：液体蒸气压与外界压力相等时的温度。难挥发物质的溶液的沸点总是高于纯溶剂的沸点，二者之差为：△Tb=Tb–T0=kbbBkb称为溶剂的摩尔沸点上升常数，单位为K·kg·mol-1。pT溶剂溶液101.325kPaT0Tbp101.325kPa沸点上升示意图溶液沸点的升高和疑固点下降6溶液的凝固点下降溶液的凝固点总是低于纯溶剂的凝固点△Tf=T0－Tf=kfbBkf称为溶剂的下降常数。特点不随溶液性质而变，只与溶剂有关同种溶剂：kf＞kb凝固点：液相和固相蒸气压相等时的温度——固相与液相共存时的温度。pT溶剂溶液溶剂的气-固平衡线T0Tf凝固点下降示意图7渗透压示意图渗透压：为维持半透膜所隔开的溶液与纯溶剂之间的渗透平衡而需要的超额压力。即阻止渗透作用进行时所需加给的额外压力。8难挥发、非电解质的稀溶液的某些性质(蒸气压下降、沸点上升、凝固点下降和渗透压)与一定量的溶剂中所含溶质的物质的量成正比，而与溶质的本性无关。注意：为什么稀溶液的各项通性，不适用于浓溶液和电解质？P14稀溶液的依数性定律9溶胶:高度分散的多相系统,分散相与分散介质之间亲和力较弱,有很大的相界面,很高的表面能,能自动聚集成大颗粒,自动吸附某种离子而带电,是热力学不稳定系统.液溶胶传统上称憎液溶胶.如Fe(OH)3胶体和As2S3胶体.高分子溶液:由于高分子以分子形式溶于介质中,分散相与分散介质之间没有相界面,大多是均相的热力学稳定系统.传统上称亲液溶胶.如淀粉溶液和蛋白质溶液等。1.5胶体溶液10表面吸附内部质点:同时受到各个方向并且大小相近的作用力，它所受到的总的作用力为零。物质表面的质点:受到的来自各个方向的作用力的合力就不等于零。表面能：表面质点比内部质点所多余的能量。减少表面能的方法：吸附其他物质、减少表面积。1.5.1表面吸附11溶胶具有扩散双电层结构扩散层吸附层Cl－Cl－Cl－Cl－Cl－Cl－FeO＋FeO＋FeO＋FeO＋FeO＋FeO＋FeO＋FeO＋Cl－Cl－[Fe(OH)3]m胶核电位离子反离子反离子吸附层扩散层胶团ClCl)(FeOFe(OH)3xxnnxm1.5.2胶团结构12{(AgI)m·nAg＋·(nx)NO3－}x+·xNO3－胶核电位离子反离子反离子吸附层扩散层胶粒胶团过量的稀AgNO3与稀KI溶液反应制备的AgI溶胶AgI胶团结构简式：13化学反应一般原理化学热力学化学动力学化学反应的可能性、方向；化学反应的程度；化学反应的能量关系、反应的热效应等。化学反应的快慢，反应的历程(机理)等142.1.2系统和环境系统（体系）：人们所研究的对象；环境：系统以外与系统密切相关的其它物质和空间；系统与环境之间可以根据能量与物质的交换情况，分为三类。敞开系统：与环境有物质交换也有能量交换。封闭系统：与环境无物质交换有能量交换。隔离系统：与环境无物质、能量交换。物质交换能量交换敞开系统√√封闭系统×√隔离系统××162.1.3状态和状态函数状态：由一系列表征系统性质的宏观物理量(如p、T、、V等)所确定下来的系统的存在形式；状态函数:藉以确定系统状态的宏观物理量；理想气体n=1molp=101.3kPaV=22.4LT=273.15K状态函数特性：状态函数的变化值(增量)只取决于系统的始态与终态，而与变化的具体途径无关。如：n=n2n1；p=p2p1T=T2T1V=V2V1等等21212121状态函数状态函数：决定状态的各种物理量状态函数分类容量性质（广度性质）状态函数：具加和性，如体积、质量、热力学能、焓等强度性质状态函数：无加和性，如温度，压力，密度，粘度等状态状态函数决定描述2.1.4过程与途径过程：当系统发生一个任意的状态变化时，我们说系统经历了一个过程；途径：系统状态变化的各种条件，我们称之为途径；三种常见的过程：等容过程等压过程等温过程T始=T终等温过程：ΔT=0等压过程：ΔP=0等容过程：ΔV=0T1，P1T1，P2T2，P1T2，P2等温过程等压过程等压过程等温过程aba途径：先等温后等压b途径：先等压后等温常见的变化过程“状态一定值一定殊途同归变化等周而复始变化零”2.1.5功和热热和功是系统状态发生变化时与环境之间的两种能量交换形式，单位均为J或kJ。热：系统与环境之间因温度不同而引起的能量交换形式称为热，用Q来表示；功：系统与环境之间除热以外的其他各种能量交换形式均称为功，用W来表示；热力学中对Q和W的符号规定如下：Q：系统向环境吸热，Q取正值(Q0，系统能量升高)；系统向环境放热，Q取负值(Q0，系统能量下降)；W：环境对系统做功，W取正值(W0，系统能量升高)；系统对环境做功，W取负值(W0，系统能量降低)；注意Q和W均不是状态函数，与状态变化的具体途径有关。因而不能说系统含多少热或功。如等温过程：Q=0功体积功(pV)：系统因体积变化与环境产生的功W=pV非体积功(Wf)：除体积功以外的所有其他功，也叫有用功。W总=pV+Wf注意Q和W均不是状态函数，与状态变化的具体途径有关。因而不能说系统含多少热或功。如等温过程：Q=0功体积功(pV)：系统因体积变化与环境产生的功W=pV非体积功(Wf)：除体积功以外的所有其他功，也叫有用功。W总=pV+Wf2.1.6热力学能与热力学第一定律目前系统在一定状态下U的绝对值还无法确定。但人们感兴趣的是系统在状态变化过程中热力学能的变化(U)。U0，系统能量升高；U0，系统能量下降。1热力学能(U)以前称内能，它是系统内部各种形式能量(如分子平动能、转动能、振动能、电子运动和原子核内的能量以及系统内部分子与分子间的相互作用的位能等)的总和，用符号U表示，单位J或kJ。U是状态函数，U=U2U1热力学第一定律状态1U1状态2U2吸热Q做功W热力学第一定律文字表述：体系热力学能的改变量等于体系从环境中吸收的能量加上(减去)体系对环境做的功能量守恒第一类永动机：不消耗能量而连续作功的设备。不可造能量转换与守恒定律指出：一切物质都具有能量。能量既不可能创造，也不能消灭，它只能在一定的条件下从一种形式转变为另一种形式。而在转换中，能量的总量恒定不变。热力学第一定律的实质热力学第一定律：热能和机械能在转移和转换的过程中，能量的总量必定守恒。相应量热功热力学第一定律是能量转换和守恒定律在热力学上的应用，它确定了热能和机械能之间的相互转换的数量关系。262.2热化学热化学就是研究化学反应热效应及其变化规律的科学。在研究化学反应时，通常把反应物作为始态，把生成物作为终态。在系统只做体积功不做非体积功时，始终态间热力学能的变化(简称热力学能变U=Q+W)以热和功的形式表现出来，而以Q的形式表现出来的那部分就是化学反应热效应。按不同的反应途径，Q有不同的形式：QQV：恒容热效应Qp：恒压热效应2.2.1化学反应热效应等温过程1恒容反应热QV等温条件下，系统在恒容且不做非体积功的化学反应过程中与环境之间交换的热就是恒容反应热。以符号“QV”来表示。恒容反应热：弹式量热器QV=C(H2O)m(H2O)T+CsT搅拌器温度计电线绝热外容器钢容器水钢弹引燃铁丝试样皿即恒容过程中系统的热量变化全部用来改变系统的热力学内能。恒容：V=0，体积功W=pV=0；不做非体积功：Wf=0因而U=QV+W=QV=U2U12.恒压反应热Qp与焓变HQp：在等温条件下，系统在恒压不做非体积功的过程中的化学反应热效应。注：由于大多数化学反应在恒压下进行，一般反应热效应不特别注明均为恒压反应热Qp。由热力学第一定律得：U=QppVQp=U+pV=(U2U1)+p(V2V1)=(U2+p2V2)(U1+p1V1)定义：H=U+pV所以Qp=H2H1=H(焓变)Qp=H的物理意义：在恒温恒压只做体积功的过程中，系统吸收的热量(Qp0)全部用于增加系统的焓H(H0)；反之系统放出的热量(Qp0)全部用于降低系统的焓H(H0)；因此在恒温恒压只做体积功时：H0系统吸热H0系统放热热力学中将H称为焓，它具有能量的量纲，无明确的物理意义。由于U、p、V均为状态函数，它们的组合H也是状态函数，其绝对值目前也无法确定。注意：反应过程若非恒温恒压，也有H，但此时HQp2.2.2盖斯定律在不做其它功并处于恒容或恒压的情况下，任一化学反应，不论是一步完成的，还是分几步完成的，其化学反应的热效应总是相同的。即化学反应热效应只与始、终状态有关而与具体途径无关。若恒温恒压：Qp=H=H2H1若恒温恒容：QV=U=U2U1讨论恒压反应：GA+B始态E+F终态C+DH+IH1H5根据盖斯定律有：H1=H2+H3=H4+H5+H62.3化学反应的方向与限度2.3.1化学反应的自发性自发反应在一定条件下不需外力就能自动进行的反应。自发反应特征：不需环境对系统做功就能自动进行，借助一定的装置能对环境做功；自发反应的逆过程是非自发的；自发反应与非自发反应均可能进行，但非自发反应必须借助外力；在一定条件下，自发反应可一直进行到反应达平衡为止，所以自发反应的最大限度是其平衡状态；注意：在讨论反应的自发性问题时不涉及反应的速率问题。如自发反应H2(g)+1/2O2(g)H2O(g)在实际过程中观察不到。早在19世纪后半叶，人们发现许多放热反应均能自发进行，如HCl(g)+NH3(g)NH4Cl(s)rHm=176.0kJmol13Fe(s)+2O2(g)Fe3O4(s)rHm=1118.4kJmol1等放热反应使系统能量下降而趋于稳定，于是人们提出了能量最低原理：系统有趋于最低能量状态的趋势因而人们用H0(吸热，非自发)H0(放热，自发)来判断反应的自发性进一步地深入研究，人们发现许多吸热反应也能自发进行。如CaCO3(s)CaO(s)+CO2(g)rHm=178.5kJmol1N2O5(s)2NO2(g)+1/2O2(g)rHm=109.5kJmol1又如许多盐类溶于水中均为自发的吸热反应(如KNO3)。显然这些H0的自发反应不符合能量最低原理，因此必然还有其他影响因素存在。问题：哪些反应自发?哪些反应非自发？2.3.2熵1熵的概念1)混乱度()系统内部质点排列的混乱程度最大混乱度原理系统不仅有趋于最低能量的趋势，而且有趋于最大混乱度的趋势。如下列自发的吸热反应：H2O(s)H2O(l)H2O(g)CaCO3(s)CaO(s)+CO2(g)(NH4)2Cr2O7Cr2O3(s)+N2(g)+H2O(g)高温3)热力学第三定律在0K，纯物质完美晶体的熵值为零，即S*(0K