浙大版《无机及分析化学》课堂笔记

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1、绪论Ø简话化学发展、化学学科的分支及其形成、本学科的学习方法、理论教学内容及学时安排、参考书目无机化学定义;除去碳氢化合物和其他衍生物外，无机化学是对所有元素和它们的化合物及反应进行实验研究和理论解释的科学。分支:无机材料合成、配位化学、原子簇化学、超导材料、无机晶体化学、稀土化学、生物无机化学第2章化学热力学基础Ø化学热力学：用热力学原理研究物质体系中的化学现象和规律，根据物质体系的宏观可测性质和热力学函数关系来判断体系的稳定性、变化方向和变化的程度Ø三个研究重点：判断反应进行的方向（判据）、判断反应进行的限度、预测反应发生的可能性Ø研究特点：研究中不

2、考虑物质的微观结构和反应进行的机理体系：被划作研究对象的这一部分物体Ø敞开体系有物质和能量交换Ø封闭体系只有能量交换Ø孤立体系无物质和能量交换环境：体系以外，与体系密切相关的部分Ø状态函数：描述体系的一系列物理量（如气体的压力、温度、体积和组分的摩尔数等）当状态函数确定时，该体系就处于一定的状态。Ø状态函数性质：容量性质－－加和性（V,n）强度性质－－无加和性（T）Ø状态函数特征：状态一定状态函数值一定状态函数变化量只与体系的始、终态有关，与途径无关。过程：体系由一个状态变化到另一个状态时的这一变化叫做过程等温过程（△T=0）等压过程（△P=0）等容过程

3、（△V=0）绝热过程（Q=0）循环过程（过程完成后，又回到初始态）途径：完成一个过程的具体步骤（或路线）则称为途径热(Q)：体系与环境间存在温差时，体系与环境间传递的能量体系吸热：Q>0体系放热：Q<0功(W)：热的形式以外，其它各种被传递的能量都叫功体系对环境做功：W<0环境对体系做功：W>0分类：体积功：体积改变而做的功非体积功：机械功，电功等功和热不是状态函数热力学能：体系内部能量的总和（内能）Ø分子和原子的动能、分子间位能、电子的动能、电子间及电子与原子核之间的位能、原子核的核能性质：状态函数－－状态确定时，内能也随之确定，热力学能的绝对值是无法

4、确定。但其变化值，可由热和功求得。2.2热化学一、热力学第一定律体系吸热：Q>0体系放热：Q<0体系对环境做功：W<0环境对体系做功：W>0反应热：当生成物的温度和反应物的温度相同，且在反应过程中体系只反抗外压做膨胀功（W有=0时)，化学反应过程中所吸收或放出的热量（Qv和Qp）Ø恒容反应热（Qv)DV=0W体=0DU=QV+WQV=DU（内能变）Ø焓(H)与内能的关系(U)H=U+pVDH=(U2+pV2)-(U1+pV1)=DU+p(V2-V1)等压时DH=DU+n2RT-n1RT=DU+DnRT等温时等温等压时：DH=DU+DnRTDn：气体生成物

5、与气体反应物总摩尔数之差反应物和产物均为固或液态时：pDV»0DH=DU例:1mol的火箭燃料联氨N2H4(l)，在298.15K和定容条件下燃烧生成N2(g)和H2O(l)，总共放出662kJ的热量。求该反应的△H和△U。解：N2H4（l）+O2（g）=N2（g）+2H2O（l）定容条件下，该反应放热662kJ，即Qv=△U=-662（kJ）由公式:△H=△U+△nRT=-662+(1-1)×8.314×298.15×10-3三、热化学方程式Ø反应进度ξ:衡量化学反应进行程度的物理量ØØνB：物质B的化学计量数，产物为正，反应物为负Ø单位：molØ同一

6、反应方程式中，各物质的反应进度ξ相同Ø同一反应，不同反应方程式，反应进度ξ不同反应进度ξ为1mol时的含意反应物的消耗量，产物的生成量恰好为方程式中的系数标准状态：指在温度T和标准压力(100kPa)时该物质的状态Ø纯理想气体或混合气体：温度T，压力为时的状态Ø液体或固体：温度T，压力下的纯液体或纯固体状态。Ø溶液中溶质：温度T时，压力下，溶质的质量摩尔浓度时的状态。（极稀的水溶液中：可用代替。）Ø摩尔焓变值应与反应方程式一一对应标明反应的温度和压力，（在298.15K和100kPa下进行，可以不注明。）标明所有参加反应各物质的状态(g、l、s、aq)四

7、、化学反应热的计算方法一：盖斯定律、方法二：利用标准摩尔生成焓、方法三：利用标准摩尔燃烧焓、方法四：利用键能2.3化学反应的方向自发性自发过程：不需要外力帮助而能自动发生的变化。特征：一切自发过程都是单向性的，欲使其逆向进行，环境必需对它做功。自发过程的进行有一定的限度，如只能进行到温度相等，水位相等，浓度相等等。影响自发过程的因素：能量变化最低能量原理（焓变判据）：自发的化学反应趋向于使系统放出最多的能量。是否放热不是判断自发过程的唯一因素混乱度：体系有趋向于最大混乱度的倾向，体系混乱度增大有利于反应自发地进行.二、熵（S）体系混乱度的量度（状态函数）

8、体系中可能存在的微观状态数越多，体系的外在表现就越混乱，熵就越大在热力学热力学第