普通化学总复习串讲

《普通化学总复习串讲》由会员分享，可在线阅读，更多相关《普通化学总复习串讲（70页珍藏版）》请在金锄头文库上搜索。

1、普通化学 I 串讲（2018年）,迟瑛楠 化学与化工学院,热力学 第5章 化学热力学 第2章 气体 化学平衡 第6章 化学平衡 第4章 稀溶液依数性 第8章 酸碱平衡 第9章 沉淀溶解平衡 第10章 氧化还原 电化学 动力学 第7章 化学反应速率,各章分数分布 气体与溶液（第2章、4章） 5分 化学热力学与化学平衡（第5章、6章） 30分 化学反应速率（第7章） 5分 酸碱平衡 （第8章） 15分 沉淀溶解平衡 （第9章） 5分 氧化还原 （第10章） 40分,题 型 1. 选择题15题，共30分； 2. 填空题15-20空，共30分； 3. 问答题2题，共10分； 4. 计算题3题，共30分

2、。 （1）热力学 （2）酸碱平衡 （3）氧化还原平衡,热力学三大定律+状态函数,预备知识 内能U+热力学第一定律 焓H+化学反应热效应 熵S+热力学第三定律 吉布斯自由能G+热力学第二定律,一、基本概念与术语,当体系对环境做功时，功最大； 当环境对体系做功时，功最小,3. 可逆过程及其特点,1. 体系与环境 敞开系统、封闭系统、孤立系统,T温下如果：反应3反应1+反应2 则： X3=X1+X2 (X = H, S, G, U),2. 状态函数及其特征（是否有加和性） 特点：状态一定值一定；X =X2-X1,二、内能U+热力学第一定律,1. 热力学第一定律能量守恒定律 表达式 U = Q + W

3、,W体=-pV,U、Q、W U状态函数，无绝对值，有加和性 Q非状态函数，Q0吸热，Q0环境对系统做功（气体压缩） W0系统对环境做功（气体膨胀）,定温等压下：U = H + W,体积功：,Wmax= G,非体积功：,1. 定容下 Qv = U 2. 定压下 Qp = H 3. 焓 H = U+pV 状态函数，无绝对值，有加和性 一般(定压状态下)反应的热效应用焓变表示 H0 吸热；H0放热；,三、焓H +化学反应热效应,通常把只做体积功，且生成物和反应物具有相同温度时，化学反应过程中吸收或放出的热量叫做反应热效应（Q）。,Qp = Qv + ngRT,T 温度下，反应物和生成物处于标准态时，

4、按照给定的方程式进行1mol反应的焓变。 单位：kJmol-1（与化学计量方程式的写法有关）,N2 (g)+ 3H2 (g)2NH3(g) = -92.22 kJmol-1,N2(g)+ H2(g)NH3(g) = -46.11 kJmol-1,热力学标准状态的定义未指定T = 298.15K,溶液的标准态：温度为T，p = p ，c = c = 1molL-1 的理想溶液。,纯液体和纯固体的标准态：温度为T，压力为 p 下纯液体和纯固体的状态。,5. 化学反应热的计算,（1）盖斯定律热力学第一定律推论, rHm(1) = rHm(2) + rHm(3),(定压/容)一个化学反应若能分解为几步

5、来完成，总的反应热效应等于各步反应的热效应之和。,（2）标准摩尔生成焓fHm(B),在标态和温度T 下，由稳定态单质生成1mol 物质 B反应的焓变。298K下的标准摩尔生成焓查表可知。,标准态下，非298.15K,标准态下，298.15 K,生成物和反应物的焓都随温度的升高而增大，但对于化学反应而言焓变随温度变化小。,6.在定温定压化学反应中U 与 H 的关系,H= U+pVg,反应中无气体参加：,反应中有气体参加：,H U,H= U+RTng n = ng (生成物)-ng (反应物),四、熵S+热力学第三定律,1. 混乱度熵（JK-1）,状态函数，有绝对值，有加和性,2. 热力学第三定律

6、,在0K时，任何理想晶体熵为零。,3. 化学反应熵变（S）的计算,（1）在化学反应过程中S符号的估判： 从固态物质或液态物质气态物质S 0； 如果生成物和反应物相比，气态物质的 化学计量数是增大的 S 0 ;,标准态，非298.15k,rSm=BSm =cSm(C)+ dSm(D)- aSm(A)+ bSm(B) Sm（稳定态单质）0,标准态，298.15K,（2）标准摩尔熵变rS m 的计算,（标准摩尔熵为绝对熵）,对于某物质而言熵值随温度的升高而增大，但对于化学反应而言熵变随温度变甚微。,三、吉布斯自由能G+热力学第二定律,1. 吉布斯自由能 G = H-TS,状态函数，无绝对值，有加和性

7、,2. 吉布斯自由能变 G,3. 热力学第二定律反应自发性的判据 定温定压，只做体积功条件下：,rGm 0，非自发过程，反应逆向进行； rGm = 0，平衡状态。相变过程为平衡态,（1）估算 依据吉-亥方程 G =H- TS,4. Gibbs自由能变(G)的计算,H S G 结论 + - + 皆不自发 - + - 皆自发 - - 低温自发 + + 高温自发,标准状态下的,rGm (T) = rHm(T)-TrSm (T),通过查表由fHm 和 Sm 计算求得,注意单位换算：TrSm的单位是 Jmol-1， rHm 的单位是 kJmol-1,rHm(298.15K)-TrSm (298.15K)

8、,标准态、任意温度下，rGm (T)的计算,（1） 计算标准态rGm (T)，判断标态下的自发性,（2） 计算标准态下的T转 （沸点）,（3） 计算rHm或 rSm,吉-亥方程小结,已知298 K时下列热力学数据 ： SbCl5 (g) SbCl3 (g) fHm / kJmol-1 394.3 313.8 fGm / kJmol-1 334.3 301.2 通过计算说明反应 SbCl5 (g) SbCl3 (g) Cl2 (g) 在标准状态下25能否自发进行 ？ 在标准状态下500时能否自发进行 ？,例： 373K 标态下，乙醇（l）能否自发变成乙醇（g），并估算乙醇的沸点。,解： C2H5

9、OH(l) C2H5OH(g),提示：沸点、凝固点的相变过程是可逆的平衡态G = 0,1mol水在100, 101.328 kPa下变为水蒸气的气化热为40.58 kJ，假定水蒸气为理想气体，蒸发过程不做非体积功，则H2O(l)H2O(g)相变过程的W = _；U =_； S =_ ；G = _。（提示：气化热指的是每摩尔物质经过定压过程发生气化产生的热量，即Q；与水蒸汽相比液态水的体积可忽略；相变过程处于平衡态；注意各物理量的单位）,W = -3.101 kJ；U = 37.48 kJ； S = 108.8 Jmol-1 k-1；G = 0。,（2）计算,rGm (T) = vifGm(生成

10、物) - vifGm(反应物),标准态，rGm(298K)的计算,rGm (T)=rHm TrSm,标准态，非 298.15 K,非标准态，任意温度,热力学化学平衡,化学平衡总述 酸碱平衡 沉淀-溶解平衡 氧化还原平衡,一. 化学平衡总述,1. 标准平衡常数表达式（与写法有关）,注：平衡常数表达式,适用于一切平衡系统 （冰的融化、水的沸腾G = 0）,aA(g) + bB(aq) cC(s) + dD(g) +hH(l),2. 标准平衡常数的确立,平衡常数仅是温度的函数,Kw; 酸碱平衡 Ka ，Kb； 沉淀溶解平衡Ksp； 氧化还原平衡,吸热反应升温平衡常数增大,（2）多重平衡规则,K1=K

11、 2.K 3,若:反应1反应2-反应3,K 1=K 2/K 3,若:反应1反应2+反应3,若:反应1 m反应2,K 1= (K 2)m,正逆反应的平衡常数互为倒数,（1） 判断反应进行的程度,3. 标准平衡常数的应用,K越大，反应进行的程度越大；不能预测自发性 一般 K 105 可自发, K 10-5非自发,（2） 预测反应进行的方向,4. 计算平衡组成,5. 化学平衡的移动,勒夏特列原理,确定标准平衡常数，写出标准平衡常数的表达式 设x，近似，解方程,1、氧化银受热按下式分解： 2Ag2O(s)4Ag(s)+O2 (g)， 已知298K时Ag2O(s)的fH(298 K) = -31.1 k

12、Jmol-1， fG(298K) =-11.2 kJmol-1。求: (1)该分解反应的rS(298.15 K)等于多少? (2) 298K时，该分解反应的K. (3) 298K，分解反应达平衡时p(O2)为多少？ (4) 标态下Ag2O(s)热分解的温度T是多少？ (5) 500K时，该分解反应的K=？ (6) 398K时p(O2)=10kPa时，反应rG自发进行的方向,酸碱的定义要求能够判断酸碱及两性 Al(H2O)63+, Al(OH)(H2O)52+,(2) 共轭酸碱对和酸碱反应的实质,二. 酸碱平衡,1. 酸碱质子理论,在共轭酸碱对中若酸的酸性越强，其共轭碱的碱性就越弱。 例如：酸性

13、HCl HAc, 则碱性Cl Ac,用查表可知的一些酸常数和碱常数求一些未知的共轭酸或碱的Ka或Kb。,公式分析,2. 酸碱电子理论,所有的金属阳离子Mn+及H+ 元素原子未达到8电子结构的分子如BF3、AlCl3,能提供电子对的负离子： F 、Cl 、I、OH 能提供电子对的中性分子：H2O、NH3 含双键和共轭体系的化合物：苯,路易斯碱：,路易斯酸：,(2) 纯多元弱酸（H2A）的解离平衡,(3) 若非纯酸/碱，要代入平衡常数表达式中计算,3. 弱酸弱碱的解离平衡及计算,(1) 纯一元弱酸的解离平衡及计算,纯二元弱酸中,混合酸中,与初始浓度无关,纯多元弱酸中,PO43-(aq) + H2O

14、(l) HPO42-(aq) + OH-(aq),(3) 三元弱酸（H2A）的解离平衡,HPO42- (aq) + H2O(l) H2PO4- (aq) + OH- (aq),H2PO42-(aq) + H2O(l) H3PO4(l)+ OH-(aq),弱电解质的解离度随初始浓度的降低而增大,(4) 解离度,纯一元弱酸,4. 缓冲溶液,(1) 同离子效应（解离度减小） 盐效应 （解离度增大）,(2) 缓冲溶液的组成：,弱电解质的共轭酸碱对,注：公式中的c(共轭酸), c(共轭碱)为缓冲体系中两者的平衡浓度。,(3) 缓冲溶液的pH值的计算,pH,缓冲溶液的缓冲范围为：,最大缓冲能力：c(HA)

15、 = c(A-),(4) 缓冲溶液的配置,缓冲溶液中共轭酸碱对浓度or物质的量的计算,例题：计算含0.1 molL-1HAc 0.1 molL-1 NaAc的缓冲溶液的pH。,解：,初始浓度近似等于平衡浓度c(HAc)=c(NaAc)= 0.1molL-1,代入,pH=-lg1.7610-5-lg,=4.75,答: 该缓冲溶液的pH值为4.75。,pH,例题：在100mL水中加入0.01mol HAc和0.01mol NaAc形成缓冲溶液，向其中加入0.001mol盐酸，假设溶液体积不变，求加入盐酸后的pH。,解：,HAc和NaAc混合溶液中，由于盐酸的加入,c(HAc) = 0.011mol/0.1L = 0.11molL-1 c(NaAc) = 0.009mol/0.1L