1、大学化学总结第一章 物质的状态第一节 物质的聚集状态气体 液体第二节 物质的分散状态溶液 胶体第一节 气体1 气体的基本物理特性2 理想气体状态方程 3 理想气体的分压定律 4 理想气体的分体积定律 5 实际气体的状态方程pRTM pVnRT mpVRTM iiipnxpn总总总总V总总=V1+V2+V3+=Vi p总总 Vi=ni RT iiixnnVV总总第一节 液体1 液体的基本物理特性2 液体的蒸气压 3 液体的沸点 4 液体的凝固点5 相图6 超临界流体1.1 溶液的基本概念1.2 溶液的浓度表示法 物质的量浓度质量摩尔浓度摩尔分数质量分数稀释与浓缩1122cVc V BBmm BB
2、nn bmn cVn 第二节 溶液1 蒸气压下降2 沸点上升B*ppx 3 凝固点下降ffBtKb4 渗透压RTbcRTB 蒸气压下降，沸点上升，凝固点下降，渗透压都是难挥发的非电解质稀溶液的通性；它们只与溶剂的本性和溶液的浓度有关，而与溶质的本性无关。bbBtKb 第二节 溶液1.3 稀溶液的依数性及应用 胶体的定义、分类2.1 胶体的特性 丁达尔效应布朗运动溶胶的电学性质2.2 胶团结构 2.3 胶体的稳定性和聚沉第二节 胶体第三章 化学反应基本原理第二节 化学反应的方向与限度第三节 化学平衡第四节 化学反应速率化学动力学初步第一节 化学反应的热效应一、热力学基本概念系统与环境、均相系统与
3、非均相系统、过程与途径、状态与状态焓数、热力学能、热与功、体积功二、热力学第一定律 三、化学反应的热效应 恒容反应热效应(QV)恒压反应热效应(Qp)第一节 化学反应热效应UWQ-QU W-=0 VVWVUpQ 恒恒定定 ppQHUWQ，四、化学反应焓变的计算 概念：标准状态、标准摩尔生成焓计算化学反应的标准摩尔反应焓(1)生成物的标准摩尔生成焓之和减去反应物的标准摩尔生成焓之和(T=298.15K和T298.15K时)(2)盖斯定律：反应热加和定律fm(298.15K)Hrm H第一节 化学反应热效应()()()()()()()()()rHnHnHHSn Sn SSGnGnGGrmfmfmB
4、fmBmmmBmBrmfmfmBfmBBBB 反产产反反产产反反产产反产反产反产反一、熵与熵变自发反应(过程)、自发反应(过程)的特点、混乱度、熵、熵变化规律 热力学第二定律熵增加原理热力学第三定律物质的规定熵与标准摩尔熵(附表2)反应标准摩尔熵变的计算(298.15K时)其他温度时 第二节 化学反应方向rmrm()(298.15K)HTH rmrm()(298.15K)STS S(纯物质，完美晶体，0 K)=0()()()()()()()()()rHnHnHHSn Sn SSGnGnGGrmfmfmBfmBmmmBmBrmfmfmBfmBBBB 反产产反反产产反反产产反产反产反产反二、吉布斯
5、函数与反应的吉布斯函数变吉布斯函数 G H TS 反应自发性的判据 吉布斯-亥姆霍兹方程标准摩尔生成吉布斯函数 摩尔反应吉布斯函数变的计算G 0 非自发过程，反应逆向进行fm Gr Gm=r Hm Tr Sm第二节 化学反应方向反应：BADGbdag摩尔反应吉布斯函数变的计算第二节 化学反应方向(298.15)(298.15)(298.15)rmrmrmGKHKTSK方法 利用物质的 fH m(298.15 K)和S m(298.15 K)的数据以及吉布斯等温方程计算(1)标准状态,298.15 K时 rGm 的计算方法()()()()()()()()()rHnHnHHSn Sn SSGnGn
6、GGrmfmfmBfmBmmmBmBrmfmfmBfmBBBB 反产产反反产产反反产产反产反产反产反rmrmrm()(298.15K)(298.15K)TGHTS (2)其他温度时 rGm(T)计算(3)G与 G的关系非标准状态任意温度时反应的摩尔吉布斯函数变rmrm()()ln GTGTRTQ GDBA/dbagpppQppppp GDBA/dbagcc cQcccc c 气体反应分压商溶液反应浓度商p=100 kPac=1 moldm-3(298.15)(298.15)rmcrmHKTSK 转变温度：一、吉布斯函数变与平衡常数可逆反应 化学平衡 化学平衡状态的特征 反应限度的判据 rGm(
7、T)=0 标准平衡常数K 标准平衡常数K 与标准摩尔反应吉布斯函数 rG m的关系eqBeqeDqeqeqGA/=/dgabppppQppppK GeqeeqeqABqeqD/dbgaccccccQcKc BADGbdag()lnrmGTKRT K=exp(-rGm/RT)第三节 化学平衡二、平衡常数的物理意义和特征平衡常数的物理意义平衡常数的特征多重平衡规则三、化学平衡的移动 平衡移动原理浓度对化学平衡的影响压力对化学平衡的影响温度对化学平衡的影响某反应物的转化率=该反应物已转化的量 该反应物起始的量 100%第三节 化学平衡2rmrm211211211ln()()KHHTTKRTTRT T
8、 温度对化学平衡的影响范特霍夫等压方程式催化剂对化学平衡的影响四、标准平衡常数的应用1.判断反应的程度2.预测反应的方向rmrm S HlnKRRT 反应商判据：Q K rGm K rGm0 反应逆向自发进行。rGm(T)=RT lnKQ第三节 化学平衡3.计算平衡的组成 4.平衡常数的有关计算(1)利用热力学数据求利用热力学数据求Krm()ln()GTKTRT mm(298.15K)(298.15K)ln()HSKTRTR (2)多重平衡求多重平衡求K第三节 化学平衡一、化学反应速率的基本概念反应速率 平均速率 瞬时速率二、浓度对反应速率的影响基元反应 复杂反应 反应机理反应速率方程 速率常
9、数 反应级数 质量作用定律第四节 化学反应速率ABCkc c c aABbkc c ABYZabyz第四节 化学反应速率三、温度对反应速率的影响四、反应速率理论简介碰撞理论 过渡状态理论 活化能五、加快反应速率的方法增加浓度(压力)、升高温度、使用催化剂a212111 lnEkkRTT aEkkR TT212111lg()2.303 第一节 酸碱理论概述酸碱电离理论 溶剂理论 质子理论 电子理论第四章 酸碱平衡一、酸碱的解离强酸、强碱电解质的电离弱酸弱碱的解离(酸性常数Ka 碱性常数Kb)二、水的解离平衡 水的离子积常数pH标度 pH=-lg H+,pOH=-lg OH-,pH+pOH=pKw
10、=14三、共轭酸碱平衡常数之间的关系+HB(aq)H(aq)B(aq)eqeqaeq(H)(B)(HB)ccKKc 2BH OHBOHeqeqbeq(HB)(OH)(B)ccKKc 14w(H)(OH)1.0 10Kccabwppp14KKKeqeq14abw(H)(OH)10KKccK第二节 酸碱的平衡常数一、一元强酸强碱溶液 二、一元弱酸弱碱溶液 解离度 三、多元酸的解离pHlg(HB)c wpHppOH14lg(B)Kceq+a(H)cKcapHlgKc aKc bpH14lgKc bKc eq-b(OH)cKc第三节 溶液pH的计算accKc+1(H)缓冲溶液pH值的计算对酸对酸共轭碱
11、组成的酸性缓冲液：共轭碱组成的酸性缓冲液：对碱对碱共轭酸组成的碱性缓冲液：共轭酸组成的碱性缓冲液：a H CKC共轭酸共轭碱apHpl g CKC共轭酸共轭碱 OH bCKC共轭碱共轭酸 a pHplg CKC共轭酸共轭碱 pOHplg bCKC 共轭碱共轭酸第三节 溶液pH的计算四、缓冲溶液同离子效应 缓冲溶液的组成 缓冲作用原理 缓冲溶液的选择第一节 配位化合物的基本概念一、配合物的定义二、配合物的组成三、配合物的命名第五章 配位平衡第二节 配位平衡一、配离子的解离常数和稳定常数二、配位平衡移动沉淀的影响、竞争反应、pH值的影响第六章 沉淀溶解平衡第一节 难溶电解质的沉淀溶解平衡第二节 影
12、响沉淀溶解平衡的因素第三节 溶度积规则第四节 沉淀溶解平衡的应用同离子效应、盐效应、酸效应、配位效应一、溶度积溶解度 沉淀溶解平衡溶度积Ksp与反应的 rGm 的关系二、溶度积与溶解度的关系 sp(A B)AB mnnmnmK mnnmA B(s)nA(aq)mB(aq)rmspspGln2.303lgRTKRTK (1)AB型型(如如AgCl、AgI、CaCO3)spS K(2)AB2型或型或A2B型型(Mg(OH)2、Ag2CrO4)：sp3S4 K(3)AD3或或A3D型型(如如 Fe(OH)3、Ag3PO4)sp4KS27 第一节 难溶电解质的沉淀溶解平衡一、溶度积规则 第三节 溶度积
13、规则及其应用sp QKsp QKsp QK沉淀析出(过饱和溶液)。平衡状态(饱和溶液)；沉淀溶解(不饱和溶液)；二、溶度积规则的应用 沉淀的生成 完全沉淀 分步沉淀 沉淀的溶解 沉淀的转化第七章 氧化还原与电化学第一节 氧化还原反应第二节 原电池与电动势第三节 电极电势的应用第一节 氧化还原反应一、氧化数氧化数、确定氧化数的规则二、氧化还原反应氧化剂-氧化性-得电子-氧化数升高-被还原-发生还原反应-生成还原产物-具有还原性还原剂-还原性-失电子-氧化数降低-被氧化-发生氧化反应-生成氧化产物-具有氧化性氧化还原半反应、氧化还原电对三、氧化还原反应的配平氧化数法、离子-电子法(酸性：一边多n个
14、氧加2n个H+，另一边加n个H2O碱性：一边多n个氧加n个H2O，另一边加2n个OH-中性：左边多n个氧左边加n个H2O，右边加2n个OH-中性：右边多n个氧右边加2n个H+，左边加n个H2O)氧化型氧化型/还原型还原型第二节 原电池与电动势一、原电池原电池定义、原电池组成、电极反应与电池反应、原电池图式(符号)表示、半反应与常见电极类型、原电池设计二、原电池的电动势原电池的电动势标准电动势三、原电池的电极电势原电池的电极电势、标准电极电势、标准氢电极、参比电极、浓差电极 E =正 负 E=正 负第二节 原电池与电动势 G=-nF 四、电动势E与G的关系 五、能斯特方程 在标准状态下:rGm=
15、-nFE 在任意状态下:rGm=-nFE G=-nF ;对于电极反应：标准状态下：E=正 负非标准状态下，浓度对电动势和电极电势的影响能斯特方程0.0592V n cA/ca cB/cb cD/cd cE/ce E =E-lg =+lg n 0.0592V c(氧化态)/cac(还原态)/cb(最常用公式)E =正 负 第三节 电极电势的应用一、比较氧化剂和还原剂的相对强弱二、判断原电池的正负极和计算电动势三、判断氧化还原反应自发进行的方向电极电势最大电极电势最大的电对所对应的的电对所对应的氧化态氧化态是是最强的氧化剂最强的氧化剂；电极电势最小电极电势最小的电对所对应的的电对所对应的还原态还原
16、态是是最强的还原剂最强的还原剂。电极电势电极电势 值值大大的电对作的电对作正极正极 电极电势电极电势 值值小小的电对作的电对作负极负极 氧化还原反应自发进行的判断氧化还原反应自发进行的判断 E 判判据据 E0，+-正向自发进行正向自发进行;E=0，+=-达到平衡状态达到平衡状态;E0，+Ksp的条件，就会产生沉淀；将离子完全分离，先沉淀的离子残留浓度10-5mol/L。八、电极电势与电动势的计算 基本计算(1)标准状态 正与 负 查表得到 E=正 负0.0592V n cA/ca cB/cb cD/cd cE/ce E =E-lg =+lg n 0.0592V c(氧化态)/cac(还原态)/
17、cb(最常用公式)E =正 负 (2)非标准状态八、电极电势与电动势的计算 基本计算(3)电动势与吉布斯函数变和平衡常数的关系 G=-nF 在标准状态下:rGm=-nFE 在任意状态下:rGm=-nFE G=-nF ;对于电极反应：0.0592VnElgK=RT-RTnKFGKErmln2.303lg 化学反应自发进行方向的判据G 0 非自发过程，反应逆向进行判据一：吉布斯函数变判据Q K rGm K rGm0 反应逆向自发进行。rGm(T)=RT lnKQ判据二：反应商判据判据三：离子积判据(溶度积规则)化学反应自发进行方向的判据QKsp QKsp QKsp 沉淀析出(过饱和溶液)。平衡状态(饱和溶液)；沉淀溶解(不饱和溶液)；判据四：电动势E 判据E0，+-正向自发进行;E=0，+=-达到平衡状态;E0，+-逆向自发进行。热力学符号fmrmmrm HHHHSS SS VpQQQWUUfmrmrmrmabfisp (298.15)()()GGGGKGTGTQKKKKKK
