《化学-普通化学总复习》由会员分享，可在线阅读，更多相关《化学-普通化学总复习（80页珍藏版）》请在金锄头文库上搜索。
1、普通化学总复习,第1章热化学第2章化学反应的基本原理第3章水化学第4章电化学第5章物质结构基础,第1章热化学,能量,概念:反应热q，w,U标准摩尔反应焓变rHm标准摩尔生成焓变fHm,原理:热力学第一定律(能量守恒定律)盖斯定律,应用:反应前后体系能量变化的理论计算,状态函数的性质,状态函数是状态的单值函数。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、末态有关，而与变化的实际途径无关。,图1.2状态函数的性质,以下例子说明：当系统由始态变到终态时，系统的状态函数压力p和体积V的变化量与途径无关。,化学计量数,一般用化学反应计量方程表示化学反应中质量守恒关系，通式为：,B称为B的化学计
2、量数。符号规定：反应物：B为负；产物：B为正。,附例1.1应用化学反应通式形式表示下列合成氨的化学反应计量方程式：N2+3H2=2NH3,解：用化学反应通式表示为：0=-N2-3H2+2NH3,盖斯定律,化学反应的恒压或恒容反应热只与物质的始态或终态有关而与变化的途径无关。,始态C(石墨)+O2(g),终态CO2(g),中间态CO(g)+O2(g),即热化学方程式可像代数式那样进行加减运算。,定容反应热与定压反应热的关系,已知定容反应热：qV=U；定压反应热：qp=Up+p(V2V1)等温过程，UpUV，则：,对于有凝聚相参与的理想气体反应，由于凝聚相相对气相来说，体积可以忽略，因此在上式中，
3、只需考虑气体的物质的量。,HU=qpqV=p(V2V1),标准摩尔生成焓,指定单质通常指标准压力和该温度下最稳定的单质。如C：石墨(s)；Hg：Hg(l)等。但P为白磷(s)，即P（s，白）。,298.15K时的数据可以从手册及教材的附录3中查到。,(1)同一物质不同聚集态下，标准生成焓数值不同fHm（H2O，g）=-241.8kJmol-1fHm（H2O，l）=-285.8kJmol-1(2)只有最稳定单质的标准生成焓才是零fHm（C，石墨）=0kJmol-1fHm（C，金刚石）=1.9kJmol-1(3)附录中数据是在298.15K下的数据。(4)同一物质在不同温度下有不同的标准摩尔生成焓
4、,注意事项,物质的聚集状态，查表时仔细,应用物质的标准摩尔生成焓计算标准摩尔反应焓时需要注意,公式中化学计量数与反应方程式相符,数值与化学计量数的选配有关；,附例1.4设反应物和生成物均处于标准状态，计算1mol乙炔完全燃烧放出的能量。,解：从手册查得298.15K时，各物质的标准摩尔生成焓如下。,第2章化学反应的基本原理,反应进行的方向和程度,概念:1.熵变S2.反应的标准摩尔吉布斯函数变rGm3.标准平衡常数K,原理:热力学第二定律,热力学第三定律,应用:1.反应进行方向的判断S隔离体系rGm封闭体系,不做非体积功2.反应限度的判断和平衡的移动KQ,熵变的计算,熵值计算的参考点：,S(0K
5、)=0,思考：指定单质的标准熵值是零吗？,对于物理或化学变化而论，几乎没有例外，一个导致气体分子数增加的过程或反应总伴随着熵值增大。即：S0；如果气体分子数减少，S0。,表2.2H、S及T对反应自发性的影响,热力学等温方程：,反应的摩尔吉布斯函数变的计算及应用,1.298.15K时反应的标准摩尔吉布斯函数变的计算,（）标准摩尔生成吉布斯函数,2.其他温度时的rGm的计算,上述几个计算公式都是适用于标准状态的，而实际的条件不一定是标准状态的。因此，反应的rG可根据实际条件用热力学等温方程(2.11)进行计算，即,3.任意态时反应的摩尔吉布斯函数变的计算,对于气体采用相对分压p/p，水溶液的离子反
6、应：c/c固态或纯物质不列入反应商,当反应达到平衡时rGm(T)=0，则热力学等温方程式(2.11a)可写成,(2.22),将式(2.21)代入式(2.23)可得,标准平衡常数K与rGm,化学平衡的移动或化学反应的方向是考虑反应的自发性，决定于rGm是否小于零；而化学平衡则是考虑反应的限度，即平衡常数，它取决于rGm(注意不是rGm)数值的大小。,第3章水化学,化学平衡原理在水溶液中的应用,水溶液中存在的平衡单相离子平衡:酸碱的解离平衡多相离子平衡:难溶电解质的溶解平衡,概念:酸,碱,原理:化学反应的基本原理,应用:pH的计算，缓冲溶液的配制以及pH计算，有关沉淀以及溶解的计算,酸碱质子理论,
7、凡能给出质子的物质都是酸；凡能结合质子的物质都是碱。,酸、碱可以是分子，也可以是离子。酸给出质子后可以再结合质子，因此酸给出质子后就变为碱：酸质子+碱(质子给予体）(质子接受体）,如在水溶液中HCl(aq）H+(aq)+Cl-(aq)HAc(aq)H+(aq)+Ac(aq)NH4+(aq)H+(aq)+NH3(aq)HCO3-(aq)H+(aq)+CO32-(aq)酸质子+碱,一元弱酸和一元弱碱的电离,设一元弱酸HA的浓度为c,解离度为HA=H+A-起始浓度c00平衡浓度c(1-)caca,c,多元弱酸(碱)的解离是分级进行的，每一级解离都有一个解离常数,Ka,3Ka,2Ka,1，每级解离常数
8、差36个数量级。因此，H+浓度的计算以一级解离为主。,计算H+浓度时，当Ka,2/Ka,1103时，可忽略二、三级解离平衡。,比较多元弱酸的酸性强弱时，只需比较它们一级解离常数值即可。,共轭酸=H+共轭碱pH=pKa-lg,弱酸及其盐组成的缓冲溶液pH=pKa-lg,缓冲溶液和pH的控制,解：50.00cm3缓冲溶液中加入盐酸后总体积为50.05cm3，加入的1.000moldm3盐酸由于稀释，浓度变为：,由于加入的H+的量相对于溶液中Ac的量而言很小，可认为加入的H+完全与Ac结合成HAc分子。于是c(HAc)=(0.1000+0.001)moldm3=0.101moldm3,c(Ac)=(
9、0.10000.001)moldm3=0.099moldm3,例2.已知若在50.00cm3含有0.1000moldm-3的HAc和0.1000moldm-3NaAc缓冲液中，加入0.050cm31.000moldm-3盐酸，求其pH。,计算结果表明，50cm3HAc-NaAc缓冲溶液中，若加入少量的强酸(0.05cm31.0moldm-3的盐酸)，溶液的pH由4.75降至4.74，仅改变0.01；,思考：缓冲溶液的缓冲能力与哪些因素有关？,(3).缓冲溶液的性质a.缓冲溶液的pH值决定于pka(pKb)及c酸/c盐,当c酸=c盐时,pH=pka,根据此性质选择缓冲溶液。b.在一定范围内稀释缓
10、冲溶液时,c酸/c盐不变,pH不变。c.缓冲溶液的缓冲能力决定于c酸,c盐的大小及比值,当c酸=c盐时,对H+和OH-的缓冲能力相同。,Ksp溶解能力Ksp越大溶解度越大(同一类型)溶解度(s)：1升饱和溶液中溶质的物质的量.单位:moldm-3难溶电解质的类型:AB型:AgClAgICaCO3A2B型:Ag2CrO4AB2型：PbI2A3B型：Ag3PO4AB3型：Fe（OH）3,思考：可以用Ksp的大小判断溶解度的大小吗？,溶度积和溶解度,例6.已知某温度下,AgCl(s)的Ksp=1.8x10-10,计算此温度下,(1)AgCl在纯水中的溶解度,(2)在0.010moldm-3的NaCl
11、溶液中的溶解度?解:(1)在纯水中s1=(Ksp)1/2s1=(1.810-10)1/2=1.310-5(moldm-3)(2)在0.010moldm-3的NaCl溶液中AgCl=Ag+Cl-ceq(moldm-3)s20.010+s20.010Ksp=ceq(Ag+)ceq(Cl-)=s2(0.010)=1.810-10s2=1.810-8(moldm-3),溶度积规则及其应用,1.溶度积规则AnBm(s)=nAm+(aq)+mBn-(aq)Qc为任意状态下有关离子浓度的乘积即浓度商,溶度积规则可用于判别沉淀的发生或溶解,例3.在浓度均为0.10moldm-3的KCl与K2CrO4的混合溶液
12、中,逐滴加入AgNO3溶液时(引起的体积变化忽略不计),先沉淀的是AgCl还是Ag2CrO4?当后一种沉淀析出时,前一种被沉淀离子的浓度是多少?(Ksp(AgCl)=1.810-10,Ksp(Ag2CrO4)=1.110-12),分步求出各物质达到其Ksp时所需的c(Ag+),第4章电化学,(1)了解原电池的组成、半反应式以及电极电势的概念。能用能斯特方程计算电极电势和原电池电动势。,(2)熟悉浓度对电极电势的影响以及电极电势的应用：能比较氧化剂还原剂的相对强弱，判断氧化还原反应进行的方向和程度。,原电池的符号表示电池符号的要求:(1)负极在左,正极在右,标出(-),(+)(2)两相之间的界面
13、用“|”隔开(3)盐桥用“”或“|”表示(4)溶液需标出浓度,气体需标出压力例1:ZnCu原电池的电池符号,(-),Zn|Zn2+(c1),Cu2+(c2)|Cu,(+),例2:已知某电池的电池符号为:(-)Pt|Sn2+(c1),Sn4+(c2)Fe2+(c3),Fe3+(c4)|Pt(+)写出其电池反应解:电极反应(-)Sn2+=Sn4+2e(氧化反应)(+)Fe3+e=Fe2+(还原反应)电池反应Sn2+2Fe3+=Sn4+2Fe2+,例3:将下列氧化还原反应设计成原电池,写出它的电池符号(1)Cu2+H2=Cu+2H+(2)Fe3+Ag+Cl-=AgCl+Fe2+解:(1)电极反应:(
14、-)H2=2H+2e(氧化反应)(+)Cu2+2e=Cu(还原反应)电池符号:,(2)电极反应:(-)Ag+Cl-=AgCl+e(氧化反应)(+)Fe3+e=Fe2+(还原反应)电池符号:,(-),Ag|AgCl|Cl-(c1),Fe2+(c2),Fe3+(c3)|Pt,(+),(-),Pt|H2(p)|H+(c1),Cu2+(c2)|Cu,(+),应用电极电势时的注意事项,值与电极反应的化学计量系数无关无简单加和性,的应用(1)判断原电池的正负极,计算E.小的为负极,大的为正极E=(+)-(-)(2)判断氧化剂或还原剂的相对强弱越小还原态物质还原能力越强氧化态物质的氧化能力越弱例:(Li+/
15、Li)=-3.045越大氧化态物质氧化能力越强还原态物质的还原能力越弱例:(F2/F-)=2.87,从热力学的化学反应等温式中，可得到下式：,上式称为电动势的能斯特（W.Nernst）方程,电动势是强度性质,其值与反应中化学计量数的选配无关。,电池反应的K与标准电动势E的关系,电极电势的能斯特方程式,对于任意给定的电极，电极反应通式为,离子浓度对电极电势的影响，可从热力学推导而得如下结论:,a(氧化态)+ne-b(还原态),式(4.4a)和(4.4b)称为电极电势的能斯特方程,在能斯特方程式中：n为半反应中得失的电子数；,纯液体、纯固体不表示在式中。,a氧或b还皆以半反应中各物质的化学计量数为
16、指数；,氧化还原反应方向的判断,要E0，当(正)(负)时，即：作为氧化剂电对的电极电势代数值大于作为还原剂电对的电极电势代数值时，就能满足反应自发进行的条件。,因此，可用电动势E或判断反应方向：E0即G0反应正向非自发(逆过程可自发）,附例4.5试判断以下反应在H浓度为1.00105moldm-3溶液中进行时的方向(其余物质处于标准态)。2Mn2+5Cl2+8H2O2MnO4-+16H+10Cl-,介质(H+浓度)对该反应影响很大，当c(H+)10-5moldm-3时，由于其它物质均处于标准状态，则根据能斯特方程式计算可得,解:若用标准电极电势作为判据，,解：先设想按上述氧化还原反应所组成的一个标准条件下的原电池：,附例4.6计算下列反应在298.15K时的标准平衡常数K。Cu(s)2Ag+(aq)Cu2+(aq)2Ag(s),上述结果表明：该反应进行的程度是相当彻底的。但实际情况如何，还
