普通化学第六版知识点整理说课材料.docx
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1、普通化学第六版知识点整理普通化学知识点整理第1章 热化学与能量1.几个基本概念1)系统:作为研究对象的那一部分物质和空间a开放系统:有物质和能量交换 b.封闭系统:只有能量交换 c.隔离系统:无物质和能量交换2)环境:系统之外,与系统密切联系的其它物质和空间3)相:系统中任何物理和化学性质完全相同的、均匀部分单相(均匀),多相(不均匀)注意:一个气态(固体)一个相;液体,若相溶,一个相,若不相溶,几种液体,几个相 同一物质不同状态就是不同相;碳元素同素异形体不同相4)状态:用来描述系统;状态函数:描述系统状态(如pV=nRT)5)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
2、,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6)状态函数的分类:广度性质:其量值具有加和性,如体积、质量,热容,焓,熵等强度性质:其量值不具有加和性,如温度、压力,密度,摩尔体积等两个广度性质的物理量的商是一个强度性质的物理量7)过程:系统状态发生任何的变化 VS 途径:实现一个过程的具体步骤8)化学计量数其中nB 称为B的化学计量数(根据具体的反应式子系数) 反应物:nB为负;产物:nB为正9)反应进度: 反应进度只与化学反应方程式的书写有关2.反应热:化学反应过程中系统放出或吸收的热量;热化学规定:系统放热为负,系统吸热为正注意:摩尔反应热指当反应进度为1mol时系统放
3、出或吸收的热量3.热效应:等容热效应(弹式量热计);等压热效应(火焰热量计) qV =U qp = U + p(V2V1)反应热:(两种液体时比热容不同需分开,注意比热单位) 摩尔反应热:4.热化学方程式:表示化学反应与热效应关系的方程式注意:先写出反应方程,再写出相应反应热,两者之间用分号或逗号隔开 若不注明T, p, 皆指在T=298.15 K,p=100kPa下标明反应温度、压力及反应物、生成物的量和状态5.热力学第一定律封闭系统,不做非体积功时,若系统从环境吸收热q,从环境得功w,则系统热力学能的增加U(U2U1)为:U=q + w(热力学能从前称为热能)6.内能的特征:状态函数(状态
4、确定,其值确定;殊途同归;周而复始)、无绝对数值、广度性质7.热:系统吸热为正,放热为负 热量q不是状态函数8.功:系统对外功为负,外部对系统作功为正 功w不是状态函数9.体积功w体的计算w体=p外(V2 V1)=p外V 10.焓(状态函数)(kJ/mol) rHm:反应的摩尔焓H =U + pV qp =H2H1=H(H0吸热)注意:qV=U(定容)VS qP=H(定压) qp qV = n2(g)RT n1(g)RT = n(g)RT 对于没有气态物质参与的反应或n(g)=0的反应,qV qp对于有气态物质参与的反应,且n(g)0的反应,qV qp11.盖斯定律:化学反应的恒压或恒容反应热
5、只与物质的始态或终态有关而与变化的途径无关标准压力p=100kPa12.标准摩尔生成焓:标准状态时由指定单质生成单位物质的量的纯物质B时反应的焓变称为标准摩尔生成焓,记作 注意:标准态指定单质的标准生成焓为0。生成焓的负值越大,表明该物质键能越大,对热越稳定13.标准摩尔焓变:标准状态下,反应进度=1mol的焓变称为反应的标准摩尔焓变: rHm注意:f表示生成,r表示反应 标准摩尔焓变与摩尔焓求法的区别14.反应的标准摩尔焓变的计算:第2章 化学反应的基本原理与大气污染控制1.自发反应(自发过程):在给定条件下能自动进行的反应或过程2.熵(状态函数,具有加和性):系统内物质微观粒子的混乱度(或
6、无序度)的量度 S=kln 熵增加原理:在隔离系统中发生的自发进行反应必伴随着熵的增加,或隔离系统的熵总是趋向于极大值 S隔离 0 自发过程;平衡状态3. 物质的标准摩尔熵:单位物质的量的纯物质在标准状态下的规定熵,以Sm(或简写为S)表示,注意单位为Jmol-1K-1 指定单质的标准熵值是零 4.熵的性质:(1)对于同一种物质:Sg Sl Ss (2)同一物质在相同的聚集状态时,其熵值随温度的升高而增大 S高温S低温 (3)对于不同种物质:S复杂分子S简单分子 (4)对于混合物和纯净物:S混合物S纯物质气体分子数增加,熵增大5标准摩尔熵变rSm=VBSm6.吉布斯等温方程:r Gm=r Hm
7、Tr SmG-w 即G0,非自发过程,过程能向逆方向进行 -Gw非自发状态 7.标准摩尔吉布斯函数变: 一般可以表示8.标准摩尔生成吉布斯函数:fGm,常用单位为kJ. mol-1 若为单质或H+则fGm=0反应的标准摩尔吉布斯函数变其他温度时: 非标准态:9.rG =0就是化学平衡的热力学标志或称反应限度的判据10.标准平衡常数K(与方程式的写法有关),K值越大,说明反应进行得越彻底,反应物的转化率越高平衡时或11.多重平衡:12化学平衡的移动:因条件的改变(浓度、压力、温度)使化学反应从原来的平衡状态转变到新的平衡状态过程因为,由此可判断13.范特霍夫等压方程式: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 ,则14.化学反应的速率:用单位时间单位体积内发生的反应进度 ,单位moldm-3s-115.速率方程和反应级数 =kc(A)a .c(B)b(k为速率常数,n=a+b为反应级数)16.(基)元反应:由反应物一步直接生成产物17.一级反应的三个特征:lnc对t作图为一直线;t1/2与反应物起始浓度无关;速率常数k的量纲为(时间)118.阿仑尼乌斯公式 (Ea为活化能,k为速率常数)19.反应的活化能加快反应速率20.加快反应速率(如表)21.催化剂 第3章 水溶液化学升华1.与溶液中溶质的独立质点数有关(溶液的依数性,也称稀溶液定律):粒子数越多,溶液
9、的蒸气压(当凝聚和蒸发的速率相等时,蒸气具有该温度下的压力)、凝固点越低;沸点和渗透压越高凝固蒸发凝固凝聚2.气体 液体 固体 相同溶剂温度升高,蒸气压增大凝华3.(往溶剂中加入难挥发的溶质)蒸气压下降:同一温度下,纯溶剂蒸气压(大)与溶液蒸气压(小)之差;溶液浓度越大,溶液的蒸气压下降越多4.质量摩尔浓度m:1kg溶剂中所含溶质的物质的量,SI单位molkg-1 mB = nB/wA nB 溶质B的物质的量,单位为mol,wA溶剂的质量,单位为kg摩尔分数(或物质的量分数):任何一物质的量除以溶液中的总物质的量,用xn表示5.在一定温度下,难挥发的非电解质稀溶液的蒸气压下降p与溶质的摩尔分数
10、成正比p = pAxB=kmB 其中xB是溶质B在溶液中的摩尔分数,k为蒸气压下降常数,mB为溶液的质量摩尔浓度,pA是纯溶剂的蒸汽压6.溶液的沸点上升:难挥发物质的溶液的沸点总是高于纯溶剂的沸点Tbp=TbpTb=kbpm kbp称为溶剂的摩尔沸点上升常数,单位为Kkgmol-17.凝固点的降低:Tfp=TfpTf=kfpm kfp 称为溶剂的摩尔凝固点下降常数NOTICE: Kfp,kbp只与溶剂种类有关 同种溶剂:kfpkbp (即凝固点下降多) 冰水共存温度0;水汽共存点100 水的蒸气压小于冰的蒸气压8.渗透现象:被半透膜隔开的两边溶液的浓度不等(单位体积内溶质的分子数不等),溶剂通
11、过半透膜进入溶液或溶剂从稀溶液通过半透膜进入浓溶液的现象(单向扩散)渗透压:阻止渗透进行所施加的最小外压,用表示,V=nRT或=nRT/V=cRT(是溶剂分子渗透的结果)等渗溶液:渗透压与人体内的基本相等的溶液 反渗透:若外加在溶液上的压力大于渗透压,则会使溶液中的溶剂向纯溶剂方向流动,使纯溶剂体积增加的过程广泛用于海水淡化、工业废水的处理及溶液的浓缩等9.解离度:溶液中已解离的电解质的分子数与电解质总分子数之比:10.1)酸碱电离理论(阿氏水离子论):在水溶液中解离时所生成的正离子全部是H+的化合物是酸;所生成的负离子全部是OH的化合物是碱 2)酸碱质子理论(适用于水溶液,也适用非水溶液):
12、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 质子 + 碱11.酸碱共轭关系:酸与对应的碱相互依存、相互转化的关系。酸失去质子后形成的碱被称为该酸的共轭碱;碱结合质子后形成的酸被称为该碱的共轭酸12.共轭酸与它的共轭碱一起称为共轭酸碱对(酸越强,其共轭碱越弱)HAc/Ac-,H3O+/H2O,NH4+/NH3,H3O+/H2O,HCN/CN-,H2O/OH-,HCO3-/CO32-,H2O/OH-13.两性物质:H2O,HCO3 (所有酸式根) 无盐的概念:NH4Cl (酸碱复合物)氢离子的单位为摩尔每立方分米,求K和时无需化单位14.大多数酸和碱溶液都存在解离平衡,其平衡常数称为解
13、离常数Ka(酸)或Kb(碱)15.一元弱酸 16.一元弱碱 C(H+)=KW/c(OH-) pH=-lgc(H+)17.水的离子积KW=1.0*10-1418.同离子效应:在弱酸的溶液中加入该酸的共轭碱,或在弱碱的溶液中加入该碱的共轭酸,使得弱酸或弱碱的解离度大大下降的现象,如HAc的水溶液中加入NaAc,使得HAc解离平衡向左移动,HAc的解离度降低19.缓冲溶液:对外加的酸和碱具有缓冲能力的溶液以HAc和NaAc的混合溶液为例: NaAc = Na+ + Ac- HAc(aq) = H+(aq) + Ac-(aq) 系统中大量HAc、Ac存在,使H+相对较少。当溶液中加入少量强酸时,H+与
14、Ac结合生成HAc,使H+的浓度保持基本不变;若往系统中加入少量强碱,则H+与OH-结合生成H2O,使HAc解离平衡右移, HAc的浓度减少,而H+的浓度仍保持基本不变组成缓冲溶液的一对共轭酸碱:HAc-Ac-/ NH4+-NH3/H2PO4-HPO42-等20缓冲溶液的pH:共轭酸 = 共轭碱 + H+ 其中Ka为共轭酸的解离常数,pKa为Ka的负对数缓冲能力主要与以下因素有关:a)缓冲溶液中共轭酸的pKa值:缓冲溶液的pH在其pKa值附近时,缓冲能力最大b)缓冲对的浓度:缓冲对的浓度均较大时,缓冲能力较大c)缓冲对的浓度比: 为1:1或相近(0.110)时,缓冲能力较大21.一般认为,当缓
15、冲对的浓度比在0.1和10之间才具有缓冲作用因此,缓冲溶液的pH 和pKa之间有以下关系:pH = pKa 1(pKa可查附录)22.难溶盐的定义:习惯上将100gH2O中溶解度小于0.01g的物质称作难溶物多相离子平衡:难溶电解质在水溶液中,溶解和结晶速率相同,存在固体和溶液中离子之间的动态平衡难溶(还是会有溶解的,如沉淀)VS不溶23.溶度积:难溶电解质的饱和溶液中,当温度一定时,其离子浓度的乘积为一常数,这个平衡常数Ks Ks(AnBm)=ceq(Am+)nceq(Bn+)m同类型的物质可以用Ks的大小判断溶解度,不同类型时不能判断24.溶度积规则AnBm(s) = nAm+(aq) +
16、 mBn-(aq)Qc为任意状态下有关离子浓度的乘积即浓度商Qc Ks 有沉淀析出直至达饱和 Qc = Ks 溶解达平衡,饱和溶液 QcKs 无沉淀析出,或沉淀溶解25. 沉淀溶解的条件:降低溶度积常数中相关离子的浓度,使得QcKs1)利用酸碱反应2)利用氧化还原反应3)利用络合(配位)反应(AgCl(s) + NH3 Ag(NH3)2+ + Cl)26.同离子效应:在难溶电解质饱和溶液中,加入含有与难溶物组成中相同离子的强电解质,使难溶电解质的溶解度降低的现象27. 沉淀转化应用:CaSO4不溶于酸,难以除去。若用Na2CO3溶液处理,可转化为更难溶但质地疏松、易溶于酸的物质CaCO3第4章
17、 电化学与金属腐蚀1. 原电池:将氧化还原反应的化学能转变为电能的装置(分别在两只烧杯中进行,用盐桥含有琼胶的饱和氯化钾溶液联系)原电池是由两个半电池组成的;半电池中的反应就是半反应,即电极反应,因此将半电池又叫电极电池反应:Cu2+ZnZn2+Cu正极反应:Cu2+ +2e- Cu 得电子被还原发生还原反应,是氧化剂(即氧化态),反应使化合价降低 负极反应:Zn2+-2e-Zn2+失电子被氧化发生氧化反应,是还原剂(即氧化态),反应使化合价升高得电子者氧化剂,发生还原反应,化合价升高是被氧化,化合价降低是被还原原电池:“负氧正还”VS电解池:“阳氧阴还”电子通过导线,离子通过盐桥(正离子流向
18、铜,负离子流向锌)图示表示:(-)Zn |Zn2+(c1) Cu2+(c2)| Cu(+) “|”表示两相的界面,“”表示盐桥,盐桥两边是所处的溶液电势:Zn低, Cu高2.常见电极类型电极类型电对(举例)电极 金属电极Zn2+(c) | ZnZn2+/Zn非金属电极Cl2/Cl- Cl- (c) | Cl2(p) | Pt氧化还原电极Fe3+/Fe2+Fe3+ (c1),Fe2+ (c2) | Pt难溶盐电极AgCl/Ag Cl- (c) | AgCl | Ag3.法拉第:单位物质的量的电子所带电荷量(F) 1F=96485C/mol4.电池反应:原电池放电过程所发生的化学反应,是两电极上的
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