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1、普通化学,期末总结,第一章,化学反应基本规律,作为研究对象的那一部分物质；,系统之外，与系统密,系统：,环境：,封闭系统,有三种热力学系统：,孤立系统,敞开系统,切联系的其它物质。,系统中任何物理和化学性质完全相,相与相之间有明确的界面。,相：,例如：,同的部分。,油-水界面亦如此。,粉末颗粒间亦有界面。,质量守恒定律（化学反应计量方程）,“在化学反应中，质量既不能创,通常用化学反应计量方程表示这种系统。,B称化学计量数。,0=B BB,式转变为另一种形式。”,造，也不能毁灭。 只能由一种形,通式：,系统的状态是指描述该系统的性质的综合。,表示系统性质的物理量X 称状态函数。,（1）状态一定，
2、其值一定。 （2）殊途同归，值变相等。 （3）周而复始，值变为零。,热力学能及其特征,即内能系统内部能量的总和。,* 热,热是系统与环境因温度不同而传递的,能量。,*功,系统与环境交换能量的另一种形式功,功分为：体积功 W,单位：kJ。,非体积功 W,F,W=Fh,=PAh,=PV, W 不是状态函数；,系统对环境作功: W 0；,环境对系统作功: W 0。,F,(W=-PV ),化学反应的能量守恒定律,“在任何过程中，能量既不能创造，,U=Q+W,此即热力学第一定律，通常表示为：,也不能消灭， 只能从一种形式转化,为另一种形式。”,通常把只做体积功，且始态和终态具有,化学反应的反应热,反应热
3、。,相同温度时，系统吸收或放出的热量叫做,V2 =V1 V =0 U =Q +W U =Q -PV =QV,由于P2 =P1 =P U =Q -PV QP =U +PV,令： H = U +PV 称：焓 则： QP =H2-H1=H,根据 Q 符号的规定，有： H 0 QP 0 恒压反应系统吸热。,化学反应的反应热（在恒压或恒容条件下）,盖斯定律,无关。,只与物质的始态或终态有关而与变化的途径,rH=irHi,反应系统的进度为1mol时,反应热 称为反应的摩尔焓变:rHm(T)；,标准摩尔焓变,在标准状态下的摩尔焓变称反应的,指定温度T 时由参考态元素生成B时的标准摩尔焓变称标准摩尔生成焓。,
4、标准摩尔生成焓,热力学关于标准态的规定,（1）气体物质的标准态是在标准压力(p = 100.00kPa)时的(假想的)理想气体状态;,（2）溶液中溶质B的标准态是:在标准压力p 时的标准质量摩尔浓度b =1.0mol.kg-1, 并表现为无限稀薄溶液时溶质B(假想)的 状态;,（3）液体或固体的标准态是:在标准压力p 时的纯液体或纯固体。,参考态元素通常指在所讨论的温度和压力下最稳定状态的单质。也有例外，如:石墨(C),白磷(P)。,参考态单质,熵及其特征,标准状态下，1摩尔纯物质的规定熵称,G = H - TS,定温定压下系统状态变化时：,G =H- TS,称吉布斯函数,吉布斯函数与反应进行
5、的方向,用吉布斯函数判断反应方向的判据(吉布,G 0 非自发过程 G = 0 平衡状态,G 0时，表明系统对环境作功。,斯函数判据)是，在恒温、恒压下：,恒压下H、S 和T 对反应自发性的影响,类 型,H,S,G = H-TS,反 应,情 况,举 例,1 - + -,2O3(g)3O2(g),2 + - +,3 - -,高温非自发 低温自发,HCl(g)+NH3(g) NH4Cl(s),4 + +,高温为- 低温为+,高温自发 低温非自发,CaCO3（g） CaO(s)+CO2(g),标准摩尔生成吉布斯函数,在指定温度T 时，由参考态元素生成物,标准摩尔生成吉布斯函数。,质B的标准摩尔吉布斯函
6、数变称为物质B的,某一温度下，各物质处于标准态时化 学反应的摩尔吉布斯函数的变化。,通式：,反应的标准摩尔吉布斯函数变,吉-亥方程,任意温度下的吉布斯函数变可按下,提示：,式近似计算：,等温方程,恒温恒压，任意状态下的摩尔吉布斯函,对于反应：,有：,数变rGm(T)与标准状态下的摩尔吉布斯,可逆反应进行到一定程度时，系统中反应物与生成物的浓度不再随时间而改变，反应似乎已“停止”。系统的这种表面上静止的状态叫做化学平衡状态。,化 学 平 衡,P =B pB,气体混合物的总压力（P）等于各组分气,体分压力之和,称为分压定律：,其中:xB 称摩尔分数。 若气体混合物由A、B 组成，则:xB+xA=1
7、,其中：VB 称分体积; B 称体积分数。,对于一个化学反应： 0=BBB,标准平衡常数,标准平衡常数定义为：,有：,关于平衡常数的讨论,（1）平衡常数的物理意义：,（2）平衡常数的性质：,彻底（转化率越大）；,势越小；,a. 与反应方程式写法有关； b. sl.不表示在方程式中； c. 适用于一切平衡系统。,（4）多重平衡规则： 若: 反应1=反应2+反应3,这是一个重要的规则，适用于各种多重,（3）关于平衡常数表达式:,则：,平衡系统。,根据化学反应等温方程：,当反应达到平衡状态时rGm(T)=0，所以：,吉布斯函数变与平衡常数,按上述讨论，化学反应等温方程式是：,于是，可得出如下判断反应
8、方向的方法：,当 BK rG 0 反应正向非自发,关于反应方向的进一步讨论,1 压力对平衡的影响,（此时温度不变，因而K为定值）,在反应系统中提高某物质的分压(浓,(1) 分压力（浓度）的影响：,度)，则：,化学平衡的移动,总压的改变将同等程度地改变各组分 气体的分压力，因此平衡移动的方向将 决定于各组份气体计量数的代数和。,即，总压力增加时: BB 0 的反应，平衡左移； BB =0 的反应，平衡不受影响。,(2) 总压力的影响：,2 温度对化学平衡的影响,热（即能量的变化）来影响平衡的移动方向。,根据,-,=,2,1,1,2,m,r,1,2,T,T,),T,(T,lg,2.303R,H,K
9、,K,3 勒夏特列原理,假如改变平衡系统的条件（如浓度、温,的方向移动。,度、压力）之一，平衡就将向减弱这个改变,化学反应速率,定义,以浓度为基础的化学反应速率：,（反应：0=BBB）,例如，对于aA+bBgG+dD，其反应速率：,其中B（a0 d0）为化学计量数。,其单位为：moldm-3s-1。,反应进度,对于一个反应,反应开始时，Y的物质的量/mol,n0(Y),反应经时间t后，Y的物质的量/mol,n(Y),定义n(Y)=n0(Y)+(Y)，则,影响反应速率的因素,质量作用定律,对于基元反应:aA+bBgG+dD有:,=k ca(A) cb(B),ca(A) cb(B),即:,质量作用
10、定律表达式,若aA+bBgG+dD为非基元反应,则:,=k cm(A) cn(B),反应速率方程式,反应速率与反应物浓度（以计量数为指数）,的乘积成正比。,式中：k 称反应速率常数。,当c (A) = c (B) =1moldm-3时，,k值与反应物浓度无关；受温度、催化剂影响。,k = ,所以又称比速常数。,（a+b）或（m+n）称为反应级数，有整数、,n级反应的单位是：(moldm-3)(1-n)s-1,零或分数，是由实验确定的数字。,反应速率理论,1. 活化分子有效碰撞理论,化学反应必发生于反应物粒子间的碰撞；,活化分子具有的最低能量高出系统中反应物,分子的平均能量，此能量差活化能；,2
11、. 过渡状态理论,反应过程中经过一个中间的过渡状态， 形成活化配合物。,活化配合物所具有的最低能量和反应物分子的平均能量之差是活化能： Ea = E(配)- E(平),阿仑尼乌斯公式温度对反应速率的影响,k=A exp(-Ea/RT）,即,可以化为:,在已知T1、k1、T2、k2时,上式又可化为：,此式可用于计算Ea、k1或k2。,催化剂对反应速率的影响,催化剂能改变反应速率的作用叫催化作用。,降低了反,应的活化能，因而提高了反应速率。,催化作用的实质是改变了反应的机理，,溶液与离子平衡,第二章,分散系的基本概念,分散系：一种物质的微小粒子分散在 另一种物质中组成的系统。,分散质：被分散的物质
12、。,分散剂：起分散作用的物质。,分散系,100nm,溶液浓度的表示方法,1.B的质量分数，wB,2.B的体积分数，B,3.B的浓度，cB,4.B的质量摩尔浓度，bB,5.B的物质的量分数，xB,溶质对溶液性质的影响有两种情况：,当溶质加入溶剂中之后，,溶液的蒸气压下降,溶剂的蒸气压为p*，溶液的蒸气压为p。,实验表明 p p*,其差值 p=p*-p 为溶液的蒸气压下 降。,适用范围：难挥发、非电解质、稀溶液,p = p* x(B),其规律反映于 拉乌尔定律：,稀溶液的依数性,溶液的沸点上升和凝固点降低:,Kb、Kf 分别称为沸点上升常数、凝 固点降低常数，是仅与溶剂有关的常数。,Tb=KbbB
13、,Tf=KfbB,溶液的沸点上升和凝固点降低可以由 水、水溶液、冰的蒸气压曲线予以说明：,溶液的蒸气压总是低于溶剂,为使溶液的蒸气压 与外压相等，必须提高温度,所提高的温度就是沸点上升,浓溶液一侧由于液,范特霍夫公式：,V=nBRT,V= RT,或,力即为渗透压 。,面升高而增加的压,溶液的渗透压,依数定律（稀溶液定律）,难挥发、非电解质、稀溶液的蒸汽压,按此定律可以计算相对分子质量；可以,般溶液的p、Tb、Tf、 的相对高低。,计算稀溶液的Tb、Tf；可以近似判断一,即与溶质的粒子数成正比。,是与一定量溶剂中溶质的物质的量成正比。,下降、沸点上升、凝固点降低、渗透压,酸碱质子理论,1 . 酸
14、、碱的定义,1923年Bronsted、Lowry提出酸碱质子理论,凡能给出质子的物质就是酸；,凡能接受质子的物质就是碱；,（给予体） （接受体）,如：,（共轭酸） （共轭碱）,可见，有酸必有碱；有碱必有酸；,酸中有碱，碱可变酸。,酸和碱相互依存，相互转化。这样的酸碱称共轭酸碱对。,又如：,2 . 酸和碱反应的实质,实质是质子的转移：酸向碱转移质子，生成新的酸和碱。,酸1 + 碱2 酸2 + 碱1,H+,如：,H2O+NH3 NH4+OH-,弱电解质的解离平衡,1 .一元弱酸（碱）的解离 （质子转移）平衡：,其解离常数表达式为：,弱酸的解离平衡：,可写为：,弱碱的解离平衡：,其解离常数表达式为
15、：,又分别称酸常数和碱常数。,能力的强弱。即，酸和碱的强弱。,2. 多元弱酸的质子传递平衡：,溶液中的平衡是:,?,不是！,3 . 同离子效应：,在弱电解质溶液中，加入具有相同离,同离子效应可进行定量计算。,低同离子效应。,子的强电解质，则弱电解质的解离度降,4. 缓冲溶液,溶液的pH值在一定范围内不受外来少量,组成： 弱酸+弱酸盐 或 弱碱+弱碱盐,NH3H2O+NH4Cl,强酸、碱的影响，这种溶液称缓冲溶液。,缓冲机理：,HAc,H+ + Ac-,+,H+,HAc,H+ + Ac-,+,OH-,H2O,Ac-是抗酸因素，HAc是抗碱因素。,Ac-、 HAc称缓冲对。,缓冲溶液pH值计算,在
16、HAc和NaAc溶液中，有两个过程：,如果，b(HAc) 和 b(Ac-) 的初始浓度为:,b(弱酸) 和 b(弱酸盐),他们的平衡浓度亦近似为此值。,称为缓冲比。,此时，缓冲容量（缓冲能力）也最大。,难溶电解质的溶解平衡,其平衡常数：,此时，饱和溶液中AgCl的浓度即为其溶解度。,一、溶度积,二、溶度积规则,以此三条判断沉淀的生成和溶解，,称溶度积规则。,三、同离子效应,四、沉淀的转化,一种沉淀可以转化为溶解度更小的另,一种沉淀。,五、分步沉淀和沉淀分离,溶液中同时含有几种可被沉淀的离子时，,沉淀的顺序是可以计算的。,序。这种先后沉淀的现象叫分步沉淀。,加入沉淀剂，各种沉淀的生成会有先后顺,1.组成:,Cu(NH3)42+ SO42-,配离子电荷,配位数,配位体,中心离子（形成体）,内 界,外界,内界即配离子；内、外界合称配合物。,一、配合物的概念,配 位 平
