无机化学总复习

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1、无机化学总复习第2章气体pV=nRT在p=101.325kPa和T=273.15K（标准状态下），1.0mol任何气体的体积V都是22.414L，由此可推出摩尔气体常数R为：8.314J·mol-1·K-1道尔顿分压定律：p总=p1+p2+p3+pBp总nBn总==xB=VBV总=nBn总故：掌握道尔顿分压定律的应用和有关计算。第3章化学热力学基础熟悉热力学第一定律及其相关概念。掌握化学反应热效应；掌握热化学方程式；反应热、反应焓变的计算；盖斯定律及有关计算；吉布斯能和化学反应方向的判断;重点:

2、化学热力学的四个状态函数—热力学能、焓、熵、自由能的计算。主要解决化学反应中的三个问题：①化学反应中能量是如何转化；②化学反应的方向性；③反应进行的程度。5一、ΔU=Q+W，符号规定，状态函数，H=U+PV，QP=H，fHmӨ，相对标准?热力学标准态(Ө)：①100kPa；②1molL-1;关于标准生成焓(1)同一物质不同聚集态下，标准生成焓数值不同(2)指定的稳定单质的标准生成热才是零；ΔfHºm（C，石墨）=0kJ·mol-1ΔfHºm（C，金刚石）=1.9kJ·mol-1(3)附录中数据

3、是在298.15K下的数据。(4)同一物质在不同温度下有不同的标准摩尔生成热；(5)反应热效应的计算：aA+bB=cC+dDΔrHm=[ΔfHm(生成物)]–[ΔfHm(反应物)]自由能、熵等有类似的计算公式。盖斯定律：不管化学反应是一步完成或分几步完成，这个过程的热效应是相同的，即总反应的热效应等于各步反应的热效应之和。注意其应用条件：①某化学反应是在等压（或等容）下一步完成的，在分步完成时，各分步也要在等压（或等容）下进行；②要消去某同一物质时，不仅要求物质的种类相同，其物质的聚集状态也相同。盖斯

4、定律及其应用。二、rH<0利于自发rS>0利于自发rSmӨ＝SmӨ(生成物)-SmӨ(反应物)单位？自由能ΔG（重要内容）过程自发性判据ΔG与ΔrG标准态下：ΔrGºm<0非标准态下：ΔrG<0rGӨm=fGӨ298(生成物)fGӨ298(反应物)G=HTS<0自发条件？rGӨ(T)≈rHӨ(298)TrSӨ(298)前提？范特霍夫等温方程气相aA(g)+fF(g)=gG(g)+dD(g)rGm=rGmӨ+RTlnJJ

5、计算公式汇集：化学反应：mA+nBxC+yDrHm＝fHm,(生成物)-fHm,(反应物)＝[xfHm,c+yfHm,d]-[mfHm,a+nfHm,b]rGm＝fGm(生成物)-fGm(反应物)rSm＝Sm(生成物)-Sm(反应物)ΔrGm（T）=ΔrHm-TΔrSmrGm（T）＝rHm-TrSm常用第5章化学平衡原理书写平衡常数关系式的规则（1）K的表示式与要表达的方程式相一致。（2）有固体或纯液体参加的化学反应，其浓度不写

6、在关系式中。（3）在稀的水溶液中，如水参加反应，则水的浓度不必写在关系式中，（4）平衡常数是温度的函数。温度不变，平衡常数不变。（5）多重平衡规则的应用或称偶联反应的平衡常数的应用（重要）标准平衡常数（Kθ）标准平衡常数是将平衡浓度或平衡分压分别除以各自标准态的数值为基础（即得平衡时的相对浓度或相对分压）求得的平衡常数。　　相对的意义是：对于标准态数值的倍数。掌握化学平衡常数的意义及转化率的计算方法。反应商的定义：Jc或JpJc与Kc的关系ΔG=RTlnJ/K（范特霍夫等温方程式）Jc

7、向进行；Jc>Kc则反应向逆方向进行。Jc＝Kc则反应达到平衡状态，即反应进行到最大限度。转化率η＝（某物的消耗量/初始值）×100%重点掌握化学平衡的移动的有关计算这些方法适用于一切平衡。将这些计算方法迁移到酸碱平衡、氧化还原平衡、沉淀溶解平衡、配位平衡就形成了一系列的化学平衡的计算问题。温度对化学平衡的影响第6章酸碱平衡1、酸碱质子理论（共轭酸碱的概念）HA=H++A-(共轭)酸共轭碱关系：KaKb=Kw即Ka和Kb成反比关系，所以，弱酸的酸性越强(Ka越大)，则其共轭碱的碱性越弱(Kb越小)。2

8、、酸碱盐溶液中的电离平衡HAc=H++Ac-Ka=[H+][Ac-]/[HAc]Ka称为弱酸的电离平衡常数，简称为酸常数电离度（解离度）──电离程度的大小=(已电离的浓度/弱电解质的初始浓度)×100％对于一元弱酸：公式成立的条件：<5％或c酸/Ka≥500３、水溶液化学平衡的计算（重点部分）同离子效应缓冲溶液的计算：不满足：<5％或c酸/Ka≥500时的计算公式多元酸或碱分步电离多元弱酸的电离是分步进行的。H2S=H++HS-Ka1=[H+][H