大学普通化学复习资料

普通化学复习1化学反应所涉及的问题包括：⑴反应判据：反应发生与否的理论依据⑷反应机理：反应是如何进行的可能性现实性化学热力学化学动力学⑵反应限度：生成多少产物，有何规律⑶反应速度:完成反应需要时间，反应快慢1、系统：被划定的研究对象，也叫体系；在化学反应的研究中，方便地将所有反应物及生成物作为系统。第一章热化学与能源物质能量封闭体系敞开体系孤立体系没有有有有没有没有系统的性质:强度性质广度性质2、状态函数：用来描述系统状态物理量。如T、p，V、U、S、G等状态函数改变量只与系统始态和终态有关，与变化的途径无关。3.内能：热力学能，指系统内部质点(微粒)能量的总和。用符号U 表 关于同志近三年现实表现材料材料类招标技术评分表图表与交易pdf视力表打印pdf用图表说话 pdf 示；SI单位为J。注意☆(1)内能或热力学能是状态函数；(2)热力学能具有广度性质，也就是与物质的质量成正比；4.化学计量数：说明：对于反应物为负值，对于产物为正值；对于同一化学反应，化学计量数与反应方程式的书写有关。N2(g)＋3H2(g)＝2NH3(g)各计量数(N2)=-1(H2)=-3(NH3)=21/2N2(g)＋3/2H2(g)＝NH3(g)各计量数(N2)=-1/2(H2)=-3/2(NH3)=1例题：反应N2(g)＋3H2(g)＝2NH3(g)消耗：1.5molN24.5molH2求反应进度？5.反应进度△ξ=△nB/γB（单位为mol）解：＝-1.5mol/-1=-4.5mol/-3=3mol/2=1.5mol1/2N2(g)＋3/2H2(g)＝NH3(g)反应进度为？3mol☆对于同一反应方程式，选用不同物质表示，反应进度是相同的；☆同一反应，反应方程式的书写不同，反应进度不同；【ksai】6热力学第一定律能量守恒定律（P15）：在任何过程中能量不会自生自灭，只能从一种形式转化为另一种形式，在转化过程中能量总值不变。能量守恒定律应用于热力学中，即称热力学第一定律。热力学第一定律的实质是能量守恒与转化定律。U1U2QWU2-U1=Q+Wq、W不是体系性质(是体系与环境间某种形式的能量传递)，不是状态函数，而是途径函数。7定容反应热qV恒容、不做非体积功的情况下，△V=0，W’=0W=-p△V+W’=0根据热力学第一定律：△U=q+w△U=qv☆当恒压封闭体系不做非体积功时，体系与环境的热交换与焓的变化量相等。8定压反应热(qp)与焓定容热与定压热的关系定压下：定温定压下，且参加反应的为理想气体时：qp-qv=△Hp-△Uv=(△Up+p△V)-△Uv=p△V(1.15)9物质的 标准 excel标准偏差excel标准偏差函数exl标准差函数国标检验抽样标准表免费下载红头文件格式标准下载 摩尔生成焓1.符号表示：物质B的标准摩尔生成焓△fHθm(B)(298.15K)2.定义：给定温度和标准态下，由指定单质(通常为常温常压下最稳定者)生成单位物质的量的纯物质B时的反应焓变，称为纯物质B的标准生成焓。☆特定条件：标准状态下的焓变，压力为100kpa，选定的温度为298.15K；☆定义中的“指定单质”，是指选定温度和标态时，最稳定的状态。(也可以说常温常压时）指定单质如：H2(g)、C(石墨)、P(白磷)、Br2(l)、I2(s)等。而标态下Br2(g)，O3(g)，C(金刚石)不是稳定状态的单质。△fHθm(指定单质)(298.15K)=010、反应的标准摩尔焓变的计算(△rHθm)反应标准焓变(标准状态下定压热效应)的计算方法思想：△rHθm=△Hθ产-△Hθ反例1-8、求如下反应在298.2K下的焓变：-285.83H2O(l)-92.31HCl(g)-127.07-30.05AgCl(s)Ag2O(s)☆反应的标准摩尔焓变计算△fHθ(298.15K)p39211、盖斯定律及反应热效应计算盖斯定律：在恒压或恒容条件下，化学反应的反应热只与反应的始态和终态有关，与变化的途径无关。一定条件下，化学反应是一步或多步完成，其热效应(qp,m、qV,m)是相同的。ACB熵:系统内物质微观粒子混乱度(或无序度)的量度S12反应的熵变混合过程使系统的混乱度增加，因此熵增加。熵的热力学定义*“热温商”从热力学推出，在恒温可逆过程中系统所吸收或放出的热量(以qr表示)除以温度等于系统的熵变S：G=H–TS对于等温过程:吉布斯13反应的吉布斯函数变ΔG=ΔH–TΔS或ΔrGm=ΔrHm–TΔrSm吉布斯等温方程2.1.2反应自发性的判断(ΔG)ΔG>0，非自发过程，过程能向逆方向进行ΔG=0，平衡状态1.以ΔG为判断标准—最小自由能原理ΔG<0，自发过程，过程能向正方向进行※ΔrG=0就是化学平衡的热力学标志或称反应限度的判据。熵判据和吉布斯函数判据的比较最小自由能原理熵增加原理判据法名称吉布斯函数值最小，ΔG=0熵值最大，ΔS=0平衡条件吉布斯函数值减小，ΔG<0熵值增大，ΔS>0自发变化的方向恒温、恒压、不做非体积功任何过程过程封闭系统孤立系统系统吉布斯函数判据熵判据ΔG与G的关系ΔrGm(T)=ΔrGm热力学等温方程ΔrGm(T)=ΔrGm反应商QaA(l)+bB(aq)gG(s)+dD(g)热力学等温方程ΔrGm(T)=ΔrGm平衡时→rGm(T)=0，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在标准状态时，由指定单质生成单位物质的量的纯物质时反应的吉布斯函数变，叫做该物质的标准摩尔生成吉布斯函数：f(kJ.mol-1)Gm反应的标准摩尔吉布斯函数:rGm规定:f(指定单质)=0Δf(H+,aq)=0GmGm☆r(298.15K)=gf(G,s,298.15K)+df(D,g,298.15K)-af(A,l,298.15K)-bf(B,aq,298.15K)GmGmGmGmGmaA（l）+bB（aq）→dD（g）+gG(s）r(298.15K)=r(298.15K)298.15K.r(298.15K)GmHmSm2其他温度时的rGm的计算焓变或熵变基本不随温度而变：r(T)≈r(298.15K)r(T)≈r(298.15K)，HmHmSmSmr(T)≈r(298.15K)—Tr(298.15K)，GmHmSm并可由此式近似求得转变温度Tc3任意态时反应的摩尔吉布斯函数变的计算rGm(T)=rGm(T)+RTlnQ例2.3试计算石灰石热分解反应的rGm(298.15K)、ΔrGm(1273K)及转变温度Tc，并 分析 定性数据统计分析pdf销售业绩分析模板建筑结构震害分析销售进度分析表京东商城竞争战略分析 该反应在标准状态时的自发性。rHm(298.15K)=178.32kJ.mol-1fGm(298.15K)/(kJ.mol-1)-1128.79-604.03-394.359解：(1)rGm(298.15K)的计算方法(1)rGm(298.15K)=={(-604.03)+(-394.359)-(-1128.79)}kJ.mol-1=130.401kJ.mol-1BfGm(B,298.15K)方法(2):先求得ΔrHm和ΔrSm(见例2.1),则rGm(298.15K)=rHm(298.15K)-298.15K.rSm(298.15K)=(178.32–298.15×160.59×10-3)kJ.mol-1=130.44kJ.mol-1(3)反应自发性的分析和Tc的估算石灰石分解反应，属低温非自发，高温自发的吸热的熵增大反应，在标准状态时自发分解的最低温度即转变温度为：(2)rGm(1273K)的计算rGm(1273K)≈rHm(298.15K)–1273K·rSm(298.15K)≈(178.32–1273×160.59×10-3)kJ.mol-1=-26.11kJ.mol-1=1110.4K2.2化学反应进行的程度和化学平衡条件：恒温恒压，不做非体积功平衡系统的性质不随时间而变化。2.2.1反应限度的判据与化学平衡过程：随着反应的进行，ΔrG值↑起始：ΔrG<0→反应正方向自发进行平衡状态：ΔrG=0☆ΔrG=0就是化学平衡的热力学标志或称反应限度的判据。2.2.2平衡常数和多重平衡法则Kp：压力平衡常数Kc：浓度平衡常数1.标准平衡常数K与rGm平衡时→rGm(T)=0，K只是温度的函数，K值越大→反应进行越彻底，反应物转化率越高。不随压力和组成而变☆K与rGm都是温度T的函数，rGm必须与K的温度一致，且应注明温度。若未注明，一般指T=298.15K。(1)K表达式可根据化学方程式写出注意：(2)K的数值与方程式的写法有关2多重平衡2.2.4化学平衡的移动及温度对平衡常数的影响吕•查德里（A.L.LeChatelier）原理：假如改变平衡系统的条件之一，如浓度、压力或温度，平衡就向能减弱这个改变的方向移动。化学平衡的移动：因条件的改变使化学反应从原来的平衡状态转变到新的平衡状态的过程根据热力学等温方程式ΔrGm=ΔrGm+RTlnQΔrGm=-RTlnK☆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；☆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。υ的SI单位：mol·dm-3·s-1例如：对于合成氨反应14、化学反应速率影响反应速率的因素：反应物的本性，反应物的浓度和系统的温度、压力、催化剂等宏观量，光、电磁等外场。基元反应和复杂反应基元反应(也称元反应):由反应物一步直接生成产物的反应。对于元反应(即一步完成的反应)反应速率与反应物浓度的乘积成正比(质量作用定律)。υ=k{c(A)}a.{c(B)}b复杂反应:反应的实际过程由几个基元反应组成的过程。一级反应:反应速率和反应物浓度的一次方成正比时间tlnc以lnc对反应时间t作图一级反应的三个特征ln{c}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)ˉ1ln{c}=-kt+ln{c0}或温度的影响和阿仑尼乌斯公式阿仑尼乌斯提出反应速率与温度的定量关系式：反应的活化能和催化剂1活化能的概念活化分子：那些具有足够高能量，能发生有效碰撞的分子活化能：要使普通分子成为活化分子所需最小能量催化剂能与反应物生成不稳定的中间化合物，改变了反应历程，降低了反应的活化能。反应过程能量Ea,1Ea,2Ea,3ΔEN2+H2NH3图2.5合成氨反应4催化剂（触媒）催化剂的主要特征（1）改变反应途径，降低活化能，使反应速率增大（2）只能改变达到平衡的时间而不能改变平衡的状态（3）有特殊的选择性（4）对某些杂质特别敏感助催化剂：如合成氨的α-Fe是主催化剂，Al2O3、K2O等是助催化剂。催化剂毒物：如CO可使合成氨铁催化剂中毒从活化分子和活化能的观点来看，增加单位体积内活化分子总数可加快反应速率。活化分子总数=活化分子分数×分子总数使用催化剂（降低活化能）升高温度增大浓度（或压力）↑↑↑活化分子总数反应速率活化分子分数分子总数↑↑–↑↑–↑–↑加快反应速率的方法稳定性分为热力学稳定性和动力学稳定性两类。2热力学稳定性与动力学稳定性例如1：在常温下，空气中的N2和O2能长期存在而不化合生成NO。且热力学计算表明N2(g)+O2(g)=2NO(g)的rGm(298.15K)>>0，则N2与O2混合气必定也是动力学稳定系统。例如2：已知CCl4不会与H2O反应，但反应CCl4(l)+2H2O(l)=CO2(g)+4HCl(aq)的rGm(298.15K)=–379.93kJ.mol–1，则必定是热力学不稳定而动力学稳定的系统。