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1、Ch3 化学热力学,工程化学 总复习提要,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(V2 V1) 等温过程， Up UV，则：,对于理想气体反应，有：,反应的标准摩尔焓变的计算,rHm= f Hm(产物) f Hm(反应物)= gf Hm(G,s)+df Hm(D,g) af Hm(A,l)+bf Hm(B,aq),For a reaction：aA(l) + bB(aq) = gG(s) + dD(g),熵的性质,G与G 的关系化学反应等温方程aA(g) + bB(g) = cC(g) + dD(g) 标态(T) p p p p 任意态
2、(T) pA pB pC pD,rGm的计算,并可由此式近似求得转变温度Tc,rGm(T) rHm(298.15 K) T . rSm(298.15 K),因反应的焓变或熵变基本不随温度而变， 即rHm(T) rHm(298.15 K)rSm(T) rSm(298.15 K) 可得吉布斯等温方程近似公式：,利用rGm解决实际问题的一般步骤,1 写出正确的化学反应方程式 aA + bB= cC + dD 2 计算rGm根据fHm和Sm 计算rHm和rSm rGm=rHm TrSm（单位统一） 3 找实际问题的条件，代入反应商Q中 4 代入rGm=rGm+RTlnQ然后判断，得出结论若rGm 0,
3、结论 ，在给定条件下热分解反应能自发进行,rGm(383 K)= rGm (383 K) + RT lnp(CO2)/p= 82.24 - 3830.1676 kJ.mol-1+ 8.31410-3kJ.mol-1.K-1383 Kln(30Pa/105Pa)= (18.05-25.83) kJ.mol-1 = -7.78 kJ.mol-1 0= 82.24-3830.1676+8.31410-3383lnp(CO2)/p 0lnp(CO2)/p -5.668 p(CO2)/p 0.003453p(CO2) 345.3 Pa,标准平衡常数 K,多重平衡,解：,起始时物质的量/mol 1.2 2
4、.0 0,平衡时物质的量/mol 0.1 1.45 1.1,反应中物质的量的变化/mol -1.10 -1.10/2 +1.10,平衡时物质的量分数 x 0.10/2.65 1.45/2.65 1.10/2.65,则平衡分压为：,化学平衡的移动及温度对平衡常数的影响,第四章 溶液化学,溶液的蒸气压下降,稀溶液的蒸汽压：p = pA(1-xB) = pAxA,水的相图 P-T图,基于蒸气压曲线，可以构筑纯物质的相图。,1：水的蒸气压曲线；2：冰的升华压曲线；3：冰的熔点曲线,T/K,p,22.1MPa,647.2,373.15,273.16,101325Pa,611Pa,临界点,液态,气 态,固
5、态,沸点,凝固点,三相点,1,2,3,水的相图,水的临界点647.2K22.1MPa,溶液中的酸碱平衡,酸碱理论,1) Arrhenius 酸碱电离理论,2)Bronsted-Lowry 酸碱质子理论,3)Lewis 酸碱电子理论,平衡常数(解离常数)可写为：,稀释定律：弱酸随浓度降低解离度增大。,HA(aq) + H2O H3+O(aq) + A-(aq)c - c c c,例 在0.100 molL-1 HAc溶液中加入一定量固体NaAc, 使NaAc的浓度等于0.100 molL-1, 求该溶液中H+浓度, pH和HAc的解离度。,解：设已解离的HAc的浓度为x molL-1HAc =
6、H+ + Ac 起始浓度/ molL-1 0.1 0 0.1 平衡浓度/molL-1 0.1x x 0.1+x,c(H+) = x molL-1= 1.76 10-5 molL-1, pH = 4.75,与例4.3相比, 同离子效应使HAc从1.34%降为0.018%, c(H+)从1.34 10-3 molL-1 减少到1.76 10-5 molL-1 (降低76倍)。,沉淀的溶解,1)利用酸碱反应,Fe(OH)3(s) Fe3+(aq) + 3OH-(aq),H+,H2O(l),2)利用配合反应,3)利用氧化还原反应,2) 胶体的结构,胶体的稳定性,Ch 5 化学动力学,影响化学反应速率的
7、因素,反应速率主要受浓度(或压力)、温度和有无催化剂的影响。,质量作用定律：v = k(cA)a(cB)b,t,c,零级反应,零级反应的三个特征：,以 c 对反应时间 t 作图,C（1）c 对 t 作图为一直线,（2）t1/2 与反应物起始浓度有关,（3）速率常数 k 的量纲为(浓度)(时间)-1,t,ln c,一级反应,一级反应的三个特征：,以 ln c 对反应时间 t 作图,(1) lnc对t作图为一直线,(2)t1/2与反应物起始浓度无关,(3)速率常数 k 的量纲为(时间)1,2)不同温度下的 k,范特霍夫 (J. H. vant Hoff )等压方程式.,设某一反应在不同温度 T1
8、和 T2 时的平衡常数分别为K1 和K2 ,a.阿累尼乌斯公式表明：T 升高，k 增大，v 增大。 b.k不仅与温度有关，而且与活化能 Ea 有关。,第六章 电化学基础与金属腐蚀,1)原电池表示,2)原电池的半反应,电池反应K与E 关系,rGm = - RTlnK,rGm = -zFE,电池电动势的能斯特方程,电极电势的能斯特方程,非标准态下的电极电势服从能斯特公式。,氧化态 + ze- = 还原态,RT,zF,c(还原态),c(氧化态),电极的极化,电极的极化和超电势,极化分为浓差极化和电化学极化。,超电势 ,电解产物判断,盐类水溶液电解： 阴极发生还原反应，电极电势高的氧化态被还原。 阴极析出物质：不活泼金属Fe,ZnH2Na,K,Mg,Al阳极发生氧化反应，电极电势低的还原态被氧化。 阳极析出物质： 金属S2-I-Br-Cl-OH-含氧酸根,金属的腐蚀与防护,化学腐蚀,电化学腐蚀,析氢腐蚀,吸氧腐蚀,介质处理,非金属防腐层,金属保护层,缓蚀剂保护,合理选材,金属腐蚀的防止方法,闭卷考试 时间：13周星期四8:30am（12月1日） 地点：西十二楼S305309,考试题型： 1）填空题；2）单选题； 3）判断题；4）简答题 5）计算题 考试提醒：带计算器；提供各种常数,祝大家考试取得好成绩！,
