《大连理工大学无机化学课件完整版教学提纲》由会员分享，可在线阅读，更多相关《大连理工大学无机化学课件完整版教学提纲（870页珍藏版）》请在金锄头文库上搜索。
1、无机化学主教材 无机化学基础教程 1 1气体定律 第一章气体和溶液 1 2稀溶液的依数性 1 1 1理想气体状态方程 pV nRTR 摩尔气体常数在STP下 p 101 325kPa T 273 15Kn 1 0mol时 Vm 22 414L 22 414 10 3m3 R 8 314kPa L K 1 mol 1 人们将符合理想气体状态方程的气体 称为理想气体 理想气体分子之间没有相互吸引和排斥 分子本身的体积相对于气体所占有体积完全可以忽略 理想气体实际上并不存在 可以把温度不太低 压力不太高的真实气体当做理想气体处理 例1 1 某氧气钢瓶的容积为40 0L 27 时氧气的压力为10 1M
2、Pa 计算钢瓶内氧气的物质的量 解 V 40 0L 4 0 10 2m3 T 27 273 15 K 300 15Kp 10 1MPa 1 01 107Pa由pV nRT得 1 计算p V T n中的任意物理量 2 确定气体的摩尔质量 M Mrg mol 1 理想气体状态方程的应用 pV nRT m V 3 确定的气体密度 组分气体 理想气体混合物中每一种气体叫做组分气体 分压 组分气体B在相同温度下占有与混合气体相同体积时所产生的压力 叫做组分气体B的分压 1 1 2气体的分压定律 n n1 n2 分压定律 混合气体的总压等于混合气体中各组分气体分压之和 p p1 p2 或p pB 分压的求
3、解 xB B的摩尔分数 例1 2 某容器中含有NH3 O2 N2等气体 其中n NH3 0 320mol n O2 0 180mol n N2 0 700mol 混合气体的总压为133kPa 试计算各组分气体的分压 解 n n NH3 n O2 n N2 1 200mol 0 320mol 0 180mol 0 700mol p N2 p p NH3 p O2 133 0 35 5 20 0 kPa 77 5kPa 分体积 混合气体中某一组分B的分体积VB是该组分单独存在并具有与混合气体相同温度和压力时所占有的体积 称为B的体积分数 例1 3 某一煤气罐在27 时气体的压力为600kPa 经实
4、验测得其中CO和H2的体积分数分别为0 60和0 10 计算CO和H2的分压 解 根据 p CO 0 60 600kPa 3 6 102kPap H2 0 10 600kPa 60kPa 1 2 2稀溶液的依数性 1 2稀溶液的依数性 1 2 1溶液的浓度 1 2 1溶液的浓度 物质的量浓度 2 质量摩尔浓度 3 质量分数 4 摩尔分数 5 质量浓度 1 溶液的蒸气压下降 1 2 2稀溶液的依数性 1 液体的蒸气压在一定温度下 将纯液体引入真空 密闭容器中 当液体的蒸发与凝聚速率相等时 液面上方的蒸汽所产生的压力称为该液体的饱和蒸气压 简称蒸气压 记作 p 单位 Pa或kPa 表1 1不同温度
5、下水的蒸气压 同一种液体 温度升高 蒸气压增大 相同温度下 不同液体蒸气压不同 1 乙醚 2 正己烷 3 乙醇 4 苯 5 水 物质的蒸气压 温度关系图 当液体的蒸气压等于外界大气压时 液体沸腾 此时的温度称为该液体的沸点 通常所说的沸点是指大气压为101 325kPa时液体的正常沸点 p 纯溶剂的蒸气压p 溶液的蒸气压为 实验表明p p 2 稀溶液的蒸气压下降 1887年 法国化学家拉乌尔 F M Raoult 研究得出经验公式 xA 溶液中溶剂A的摩尔分数 若溶液仅由溶剂A和溶质B组成 则 xA xB 1 xB 溶液中溶质B的摩尔分数 拉乌尔定律 在一定温度下 难挥发非电解质稀溶液的蒸气压
6、下降与溶质的摩尔分数成正比 代入 在稀溶液中 nA远大于nB nA nB nA 在一定温度下 难挥发非电解质稀溶液的蒸气压下降与溶质的质量摩尔浓度成正比 拉乌尔定律的另一种表达形式 沸点 当液体的蒸气压等于外界压力时 液体会沸腾 此时的温度称为液体的沸点 2 稀溶液的沸点升高 101325 温度T K Tb p 溶液的沸点上升图 273 15 373 15 Tb 蒸气压p Pa 沸点升高 溶液的沸点高于纯溶剂的沸点的性质 称为溶液沸点升高 实验表明 难挥发非电解质稀溶液的沸点升高与溶质B的质量摩尔浓度成正比 Tb kbbB式中 kb 溶剂的沸点升高系数 K kg mol 1bB 溶质B的质量摩
7、尔浓度 mol kg 1 Tb 难挥发非电解质稀溶液的沸点升高 溶剂的沸点升高系数kb只与溶剂的性质有关 表1 3常见溶剂的沸点和沸点升高系数 例1 4 将68 4g蔗糖C12H22O11溶于1 00kg水中 求该溶液的沸点 解 M C12H22O11 342g mol 1 Tb kbb C12H22O11 0 512K kg mol 1 0 200mol kg 1 0 102KTb Tb Tb H2O 0 102K 373 15K 373 25K 根据 Tb kbbB 稀溶液沸点升高应用 计算溶质B的摩尔质量 代入上式 整理得 A 凝固点降低 溶液凝固点低于纯溶剂凝固点的性质 称为溶液凝固点
8、下降 液体的凝固点 在一定外压下 纯物质的液相与该物质的固相平衡共存时的温度称为该液体的凝固点 常压下水的凝固点为273 15K 此时水和冰的蒸汽压均为0 6106kPa 3 稀溶液的凝固点降低 溶液的凝固点 固态纯溶剂与溶液中溶剂平衡共存时的温度称为该溶液的凝固点 101325 温度T K p 水溶液的凝固点下降图 Tf 273 15 Tf 610 6 蒸气压p Pa 实验表明 非电解质稀溶液的凝固点降低与溶质B的质量摩尔浓度成正比 Tf kfbB式中 kf 溶剂的凝固点降低系数 K kg mol 1bB 溶质B的质量摩尔浓度 mol kg 1 Tf 非电解质稀溶液的凝固点降低 表1 4几种
9、溶剂的凝固点和凝固点降低系数 溶剂的凝固点降低系数kf只与溶剂的性质有关 通过测量非电解质溶液的凝固点降低 可计算出溶质B的摩尔质量 例1 5 将0 749g某氨基酸溶于50 0 水中 测得其凝固点为272 96K 试计算该氨基酸的摩尔质量 解 代入 Tf kf bB Tf 273 15K 272 96K 0 19K 整理得 渗透 用一半透膜将溶剂与溶液 或不同浓度的溶液 分置两侧 溶剂分子通过半透膜向对方运动 净结果使溶剂进入溶液的现象称为渗透 半透膜 只允许溶剂分子通过 不允许溶质分子通过的薄膜 4 溶液的渗透压 为使渗透现象不发生 必须在液面上施加一个额外压力 示意图 为维持只允许溶剂分
10、子通过的膜所隔开的两种溶液之间的渗透平衡而需要的额外压力 定义为渗透压 差 渗透压 阻止溶剂分子通过半透膜进入溶液所施加于溶液上方的额外压力 称为渗透压 cBRT 称为van tHoff方程式中 非电解质稀溶液的渗透压力 kPacB B的物质的量浓度 mol L 1R 摩尔气体常数 8 314J mol 1 K 1T 热力学温度 K若水溶液的浓度很小 则cB bB bBRT van tHoff方程说明 在一定温度下 非电解质稀溶液的渗透压力仅取决于单位体积溶液中所含溶质的质点数目 而与溶质的性质无关 通过测量非电解质稀溶液的渗透压力 可计算溶质 小分子除外 的摩尔质量 反渗透 如果在溶液上方施
11、加的压力大于渗透压 则溶液中的溶剂分子会通过半透膜进入纯溶剂中 这个过程叫反渗透 反渗透的原理多用于海水淡化 污水处理及溶液浓缩等方面 稀溶液定律 稀溶液的依数性 难挥发 非电解质稀溶液的蒸气压下降 沸点升高 凝固点降低以及渗透压只与一定量溶剂中所含溶质的量 或溶液的浓度 成正比 而与溶质的本性无关 说明 对电解质溶液或浓溶液 溶液的蒸气压下降 沸点上升 凝固点下降和渗透压等性质也取决于所含溶质粒子的数目 而与溶质本身性质无关 但不能用拉乌尔定律和van tHoff公式进行定量计算 可作定性比较 例题 将下列相同浓度 0 01mol kg 1 的水溶液 按着蒸气压 沸点 凝固点由低到高顺序排列
12、之 1 NaCl 2 CaCl2 3 葡萄糖 4 HCN 粒子数目由多到少顺序为 2 1 4 3 解 蒸气压由低到高的顺序为 2 1 4 3 沸点由低到高的顺序为 3 4 1 2 凝固点由低到高顺序为 2 1 4 3 第二章化学反应的能量与方向 2 1化学反应中的质量关系 2 2化学反应中的能量关系 2 3化学反应的焓变 2 4熵与熵变 2 5Gibbs函数与反应的方向 2 1化学反应中的质量关系 2 1 1化学反应计量式 2 1 2反应进度 2 1 1化学反应计量式 物质B的化学计量数 是量纲一的量 A a B b Y y Z z N2 1 H2 3 NH3 2 例如 化学反应计量式 2 1
13、 2反应进度 式中 nB B的物质的量 反应进度 单位 mol t0时nB mol5 012 000 t1时nB mol4 09 02 0 t2时nB mol3 06 04 0 反应进度必须对应具体的反应方程式 4 09 02 0 mol 5 012 00 mol 2 2化学反应中的能量关系 2 2 1热力学常用术语和基本概念 2 2 2热力学第一定律 1 系统和环境 2 2 1热力学常用术语和基本概念 系统 被研究对象 环境 系统外与其密切相关的部分 隔离系统 与环境无物质 能量交换 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 2 状态和状态函数 状态 系统
14、的宏观性质的综合表现 状态函数 描述系统状态的物理量 p V T 特点 状态一定 状态函数一定 当系统状态发生变化时 状态函数的变化值只与始态 终态有关 而与变化途径无关 3 过程和途径 过程 当系统的某些性质发生改变时 这种改变称为过程 途径 系统由始态到终态所经历的过程被称为途径 恒温过程 始态 终态温度相等 并且过程中始终保持这个温度 T1 T2恒压过程 始态 终态压力相等 并且过程中始终保持这个压力 p1 p2恒容过程 始态 终态容积相等 并且过程中始终保持这个容积 V1 V2 1 热和功 系统与环境之间由于存在温差而传递的能量 单位 J 1 热 Q 热不是状态函数 规定 系统吸热 Q
15、 0 系统放热 Q 0 2 2 2热力学第一定律 系统与环境之间除热之外以其他形式传递的能量 分类 体积功 非体积功 系统对环境做功 W0 得功 2 功 W 规定 功不是状态函数 恒压过程体积功的计算 2 热力学能 热力学能 U 系统内所有微观粒子的全部能量之和 也称内能 U是状态函数 热力学能变化只与始态 终态有关 与变化途径无关 3 热力学第一定律 对于封闭系统热力学第一定律的数学表达是为 热力学第一定律的实质是能量守恒与转化定律 U2 U1 Q WU2 U1 Q W 2 3化学反应的焓变 2 3 1化学反应热 2 3 2热化学方程式 2 3 3Hess定律 2 3 4标准摩尔生成焓及其应
16、用 1 恒容反应热封闭系统 在恒容过程中 系统和环境之间交换的热量为恒容反应热 用QV表示 因为 V 0 所以 体积功W 0 若系统不做非体积功 则 QV U即 在恒容且非体积功为零的过程中 封闭系统从环境吸收的热等于系统热力学能的增加 2 3 1化学反应热 2 恒压反应热与焓变封闭系统 在恒压过程中 系统和环境之间交换的热量为恒压反应热 用Qp表示 若系统不做非体积功 则 令 U pV H 焓 状态函数 H H2 H1 焓变则 Qp H即 在恒压且非体积功为零的过程中 封闭系统从环境吸收的热等于系统焓的增加 标准状态 表示化学反应及其反应热 标准摩尔焓变 关系的化学反应方程式 2H2 g O2 g 2H2O g 气体 T p p 100kPa 液 固体 T p下 纯物质 溶液 溶质B bB b 1mol kg 1 cB c 1mol L 1 2 3 2热化学方程式 2H2 g O2 g 2H2O g 2H2 g O2 g 2H2O l H2 g O2 g H2O g 化学反应不管是一步完成还是分几步完成 其反应热总是相同的 2 3 3Hess定律 始态 终态 中间态 例2 1 已知2
