期末无机化学总复习

《期末无机化学总复习》由会员上传分享，免费在线阅读，更多相关内容在行业资料-天天文库。

1、期末无机化学总复习绪论有效数字：从第一位非0数字到小数点后最后一位运算规则：加减：结果的小数位数与小数点后位数最少的一致乘除：结果的有效数字位数与有效数字位数最少的一致对数：有效数字位数（小数位数）应与真数的有效数字位数相同。数的修约：四舍六入五成双第一章　溶　液1、质量分数ωB＝m溶质/m溶液(无量纲)2、摩尔分数ΧB＝n溶质/n总(无量纲)3、质量摩尔浓度bB＝n溶质/m溶剂(mol/kg)4、质量浓度ρB＝m溶质/V溶液(g/L)5、物质的量浓度cB＝n溶质/V溶液(mol/L)６、稀溶液的依数性（1）溶液的蒸气压下降拉乌尔定律：Δp=KbB（2）溶液的沸点升高ΔTb=Kb·bB（

2、3）溶液的凝固点降低ΔTf=Kf·bB（4）渗透压Π=cRT7、离子强度、活度、活度系数a=γ·cΠ=aRT第二章　化学反应的方向一、基本概念：　状态和状态函数；过程与途径；热和功；内能；　热力学第一定律：ΔU=Q+W；　焓H=U+pV。二、化学反应的热效应1、恒容反应热和恒压反应热QV=DUQP=DHQP=QV+DnRT2、热化学方程式3、盖斯定律4、标准摩尔生成焓△fHqm5、标准态气体：压力105Pa溶液：浓度1mol·L-1固体、液体：105Pa下的纯物质6、反应热△rHqm的计算(1)由标准摩尔生成焓DrHqm=nåiDfHqm(生)-nåiDfHqm(反)(2)由吉布斯公式△

3、rGqm=△rHqm-T△rSqm(3)由盖斯定律间接计算三、熵和熵变的计算1、S=klnΩ；2、热力学第三定律：S（0K）=0；3、标准摩尔熵变的计算:(1)△rSqm=∑νi△Sqm(生)-∑νi△Sqm(反)(2)△rSqm=(△rHqm-△rGqm)/T四、吉布斯能与化学反应的方向1、定义：G=H-TS2、G-H方程式：△G=△H-T△S3、化学反应自发性的判据：<0自发过程ΔG=0平衡状态>0非自发过程4、G-H公式的应用DHqDSqDGq=DHq-TDSq低温高温正向反应情况–+––任何温度下均自发+–++任何温度下均非自发–––+低温时自发高温时非自发+++–低温时非自发高

4、温时自发5、标准生成吉布斯能DfGmq定义：DfGmq（稳定单质）=06、标准吉布斯能变DrGmq的计算:(1)△rGmq＝∑νi△fGmq(生)－∑νi△fGmq(反)(2)△rGmq＝△rHmq－T△rSmq第三章　化学反应速率1、基本概念：　平均速率、瞬时速率、基元反应、非基元反　　　应、反应分子数、反应级数2、有效碰撞理论的要点　发生有效碰撞的条件3、活化能Ｅa4、质量作用定律：　对基元反应aA+bB+…=gG+hH+…v=k·cAa•cBb…5、浓度、温度、催化剂对反应速率的影响6、阿仑尼乌斯方程的应用第四章化学平衡1、化学平衡：2、化学平衡的特点：(1)平衡是动态的(2)到达

5、平衡状态的途径是双向的(3)平衡组成与达到平衡的途径无关3、化学平衡常数：4、标准平衡常数：5、关于平衡常数K和Kq(1)与温度有关，但与反应物浓度、分压无关。(2)对同一个反应，在一定温度下，平衡常数相同，但平衡浓度不一定相同。(与初始浓度有关)(3)对于不含气相物质的反应，Kq和K数值相等。(4)对于含气相物质的反应，Kq和K不一定相等。6、van’tHoff等温式：7、自由能变化与平衡常数a.QK，ΔrG>0，反应自发逆向进行。8、可用于计算DrG的公式有：DrGmq＝åDfGmq(生)-åDfG

6、mq(反)，标准态，298KDrGmq＝DrHmq-T´DrSmq，标准态,TKDrGq＝-RTlnKq，T温度下的平衡常数DrG＝DrH-T´DrS，任何状态DrG=DrGq+RTlnQ　　　，任何状态9、平衡移动原理（吕·查德里原理）：若对平衡系统施加影响，平衡将沿着减小此影响的方向移动。浓度、压强、温度：对吸热反应：T升高，KJ增大，正向移动。对放热反应：T升高，KJ减小，逆向移动。　10、催化剂催化剂使正、逆反应的活化能减小相同的量，同等倍数增大正、逆反应速率常数，但不能改变标准平衡常数，也不改变反应商。催化剂只能缩短反应达到平衡的时间，不能改变平衡组成。第五章　酸碱平衡与沉淀－

7、溶解平衡（一）酸碱平衡1、酸碱质子理论：　　　　酸：给出质子的微粒　　　　碱：接受质子的微粒2、共轭酸碱对：3、酸度常数与碱度常数4、水的离子积任何溶液中：(25℃)KW=[H+][OH-]=1×10-14KaKb=Kw=1×10-14或：pKa+pKb=pKw=14.005、一元弱酸[H+]近似计算6、两性物质[H+]近似公式：7、同离子效应与盐效应(1)同离子效应：在弱电解质溶液中，加入一种与该弱电解质具有相同离子的强电解质，使