普通化学总复习串讲.ppt

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1、普通化学I串讲（2018年）迟瑛楠化学与化工学院热力学——第5章化学热力学——第2章气体化学平衡——第6章化学平衡——第4章稀溶液依数性——第8章酸碱平衡——第9章沉淀溶解平衡——第10章氧化还原电化学动力学——第7章化学反应速率各章分数分布气体与溶液（第2章、4章）5分化学热力学与化学平衡（第5章、6章）30分化学反应速率（第7章）5分酸碱平衡（第8章）15分沉淀溶解平衡（第9章）5分氧化还原（第10章）40分题型1.选择题15题，共30分；2.填空题15-20空，共30分；3.问答题2题，共10分；4.计算题3题，共3

2、0分。（1）热力学（2）酸碱平衡（3）氧化还原平衡热力学——三大定律+状态函数预备知识内能U+热力学第一定律焓H+化学反应热效应熵S+热力学第三定律吉布斯自由能G+热力学第二定律一、基本概念与术语当体系对环境做功时，功最大；当环境对体系做功时，功最小3.可逆过程及其特点1.体系与环境敞开系统、封闭系统、孤立系统T温下如果：反应3→反应1+反应2则：ΔX3=ΔX1+ΔX2(X=H,S,G,U)2.状态函数及其特征（是否有加和性）特点：状态一定值一定；X=X2-X1二、内能U+热力学第一定律1.热力学第一定律——能量守恒定律

3、表达式ΔU=Q+WW体=-pΔVU、Q、WU状态函数，无绝对值，有加和性Q非状态函数，Q>0吸热，Q<0放热W非状态函数，W>0环境对系统做功（气体压缩）W<0系统对环境做功（气体膨胀）定温等压下：ΔU=ΔH+W体积功：W´max=ΔG非体积功：1.定容下Qv=ΔU2.定压下Qp=ΔH3.焓H=U+pV状态函数，无绝对值，有加和性一般(定压状态下)反应的热效应用焓变表示∆H>0吸热；∆H<0放热；三、焓H+化学反应热效应通常把只做体积功，且生成物和反应物具有相同温度时，化学反应过程中吸收或放出的热量叫做反应热效应（Q）。Q

4、p=Qv+ΔngRT4.rHm标准摩尔焓变T温度下，反应物和生成物处于标准态时，按照给定的方程式进行1mol反应的焓变。单位：kJ∙mol-1（与化学计量方程式的写法有关）N2(g)+3H2(g)→2NH3(g)=-92.22kJ·mol-1N2(g)+H2(g)→NH3(g)=-46.11kJ·mol-1rHmrHm热力学标准状态的定义——未指定T=298.15K气体标准态：温度为T，分压p=p=100kPa的理想气体。溶液的标准态：温度为T，p=p，c=c=1mol·L-1的理想溶液。纯液体和纯固体的标准态：温度

5、为T，压力为p下纯液体和纯固体的状态。5.化学反应热的计算（1）盖斯定律——热力学第一定律推论rHm(1)=rHm(2)+rHm(3)(定压/容)一个化学反应若能分解为几步来完成，总的反应热效应等于各步反应的热效应之和。（2）标准摩尔生成焓ΔfHm(B)在标态和温度T下，由稳定态单质生成1mol物质B反应的焓变。298K下的标准摩尔生成焓查表可知。规定：ΔfHm(稳定态单质)=0标准态下，非298.15KΔrHm(T)≈ΔrHm(298.15K)标准态下，298.15KΔrHm=ΣνBΔfHm(B)=[cΔfHm(C

6、)+dΔfHm(D)]-[aΔfHm(A)+bΔfHm(B)]生成物和反应物的焓都随温度的升高而增大，但对于化学反应而言焓变随温度变化小。6.在定温定压化学反应中ΔU与ΔH的关系∆H=ΔU+pΔVg反应中无气体参加：反应中有气体参加：∆H≈ΔU∆H=ΔU+RTΔng[Δn=ng(生成物)-ng(反应物)]四、熵S+热力学第三定律1.混乱度——熵（J·K-1）状态函数，有绝对值，有加和性2.热力学第三定律在0K时，任何理想晶体熵为零。3.化学反应熵变（∆S）的计算（1）在化学反应过程中∆S符号的估判：从固态物质或液态物质→

7、气态物质ΔS>0；如果生成物和反应物相比，气态物质的化学计量数是增大的ΔS>0;标准态，非298.15kΔrSm=ΣνBSm=[cSm(C)+dSm(D)]-[aSm(A)+bSm(B)]Sm（稳定态单质）≠0ΔrSm(T)≈ΔrSm（298.15K）标准态，298.15K（2）标准摩尔熵变∆rSm的计算Ө（标准摩尔熵为绝对熵）对于某物质而言熵值随温度的升高而增大，但对于化学反应而言熵变随温度变甚微。三、吉布斯自由能G+热力学第二定律1.吉布斯自由能G=H-TS状态函数，无绝对值，有加和性2.吉布斯自由能变∆G′ΔG=W

8、max3.热力学第二定律——反应自发性的判据定温定压，只做体积功条件下：ΔrGm<0，自发过程，反应能正向进行；ΔrGm>0，非自发过程，反应逆向进行；ΔrGm=0，平衡状态。相变过程为平衡态（1）估算依据吉-亥方程ΔG=ΔH-TΔS4.Gibbs自由能变(∆G)的计算ΔHΔSΔG结论+-+皆不自发-+