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普通化学知识点整理
第1章热化学与能量
几个基本概念
1)系统:作为研究对象的那一部分物质和空间
:::无物质和能量交换
2)环境:系统之外,与系统密切联系的其它物质和空间
3)相:系统中任何物理和化学性质完全相同的、均匀部分——单相(均匀),多相(不均匀)
注意:一个气态(固体)一个相;液体,若相溶,一个相,若不相溶,几种液体,几个相
同一物质不同状态就是不同相;碳元素同素异形体不同相
4)状态:用来描述系统;状态函数:描述系统状态(如pV=nRT)
始、
5)状态函数的性质:状态函数是状态的单值函数;当系统的状态发生变化时,状态函数的变化量只与系统的
末态有关,而与变化的实际途径无关
6)状态函数的分类:广度性质:其量值具有加和性,如体积、质量,热容,焓,熵等
强度性质:其量值不具有加和性,如温度、压力,密度,摩尔体积等
两个广度性质的物理量的商是一个强度性质的物理量
7)过程:系统状态发生任何的变化VS途径:实现一个过程的具体步骤
8)化学计量数
°?^l*U其中bV称为B的化学计量数(根据具体的反应式子系数)反应物::正为负;产物:vb为
/叫*=6劣>二
9)反应进度2:'「'反应进度只与化学反应方程式的书写有关
反应热:化学反应过程中系统放出或吸收的热量;热化学规定:系统放热为负,系统吸热为正
注意:摩尔反应热指当反应进度为1mol时系统放出或吸收的热量
3-热效应:等容热效应(弹式量热计);等压热效应(火焰热量计)
q=AUq=AU+p(V-V)
Vp21
反应热启J壬-口汙(两种液体时比热容不同需分开,注意比热单位)摩尔反应热::■'
热化学方程式:表示化学反应与热效应关系的方程式
注意:先写出反应方程,再写出相应反应热,两者之间用分号或逗号隔开
若不注明T,p,皆指在T=,p=100kPa下
标明反应温度、压力及反应物、生成物的量和状态
热力学第一定律
封闭系统,不做非体积功时,若系统从环境吸收热q,从环境得功w则系统热力学能的增加AU(U2-U1)为
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AU=q+w(热力学能从前称为热能)
:状态函数(状态确定,其值确定;殊途同归;周而复始)、无绝对数值、广度性质
热:系统吸热为正,放热为负热量q不是状态函数
功:系统对外功为负,外部对系统作功为正功w不是状态函数
9-体积功w体的计算
w二-外(V—V)二-AV
体21夕卜
焓(状态函数)(kj/mol)ArHm反应的摩尔焓
H=U+pVqp=H2-H1=AH(AH<0放热;AH>0吸热)
注意:qV=AU(定容)VSqP=AH(定压)-*qp-qV=n2(g)RT-n1(g)RT=An(g)RT
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对于没有气态物质参与的反应或An(g)=0的反应,.qVqp
对于有气态物质参与的反应,且n(g)0的反应,qV^qp
:
化学反应的恒压或恒容反应热只与物质的始态或终态有关而变化的径关标准压力=100kPa
标准摩尔生成焓:标准状态时由指定单质生成单位物质的量的纯物质B时反应的焓变称为标准摩尔生成焓,记
注意:标准态指定单质的标准生成焓为0。生成焓的负值越大,表明该物质键能越大,对热越稳
标准摩尔焓变:标准状态下反应进度2=lmol的焓变称为反应的标准摩尔焓变:AH
rm
注意:f表示生成,r表示反应
标准摩尔焓变与摩尔焓1
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第2章化学反应的基本原理与大气污染控
自发反应(自发过程):在给定件能自动进的反应或过程
熵(状态函数,具有加和性):系统内物质微子的混乱度(或无序度)的量度S=klnQ
熵增加原理:在隔离系统发生的自发进反应必伴随着熵的增加,或隔离系统的熵总是趋向于大值
Sm(或简为S)表示,注意单位为
AS隔离三0自发过程;平衡状态
物质的标准摩尔熵:单位物质的量的纯物质在标准状态能定熵,以
J2mol
-12也
指定单质的标准熵值是零
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:
(2)
对于不同种物质:
S复杂简单分子
对于混合物和纯净:
y
S混合
(1)对于同一种物质:Sg>Sl>Ss
同一物质在相同的聚集状态时,其熵值随温度的高增大
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气体分子数增加,熵增大
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5•标准摩尔熵变AS
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=VS-
Bm
:A
G=AH
rmrm
TAS
rm
AG<0,自发过程,过程能向正方向进行
最小自由能原理AG=0,平衡状态
AG>0,非自发过程,过程能向逆方
AG>—w
在非体积功
即IAG<w'自发过程
AG=-w'即AG=w'平衡状态
AG<-w'即AG>w'非自发状态
:
A⑴+bB(aq)般
标准摩尔生成吉布斯函数:AG,常用单位为
fm
-1若为单质或
H+则
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G=0fm
反应的标准摩尔吉布斯函数
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其他温度时:
非标准态:
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AG=0就是化学平衡的热力学标志或称反应限度的判据
r
标准平衡常数K(与方程式的写法有关),K值越大,说明反应进行得越彻底,反应物的转化率越高
羊反血杓的转代準■兰上严E5亶xX0Qp9ii反出妨起铭的曼
平衡时鱼醍□-F后沪或-
多重平衡:蚣瓮二尙爲「息臂一一,忘*
12•化学平衡的移动:因条件的改变(浓度、压力、温度)使化学反应从原来的平衡状态转变到新的平衡状态过程
(f<0,反应正句自发进石
因为,由此可判断■一二一r-
]^Q>K\rjAfGfc>
范特霍夫等压方程式:某一反应在不同温度T1和T2时的平衡常数分别为K1和吃,则
fA?AJ/*z11、占:亞一石、
Ln~w■(—■—)=<1
旺rrz;ri;r
化学反应的速率:用单位时间单位体积内发生的反应进度,单位-32s_
uA+bH■tjG+t/D
mol2dm1
U二k{c(A)}a.{c(B)}b(k为速率常数,n=a+b为反应级数)
(基)元反应:由反应物一步直接生成产物
t1/2与反应物起始浓度无关;速率常数k的
-:ln{c}对t作图为一直线;量纲为(时间)
阿仑尼乌斯公式
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1口向=_亘+5{」}lnl£=-JV(F-F)=
旷&RT2RT\「
(E为活化能,k为速率常数)
a
吋于总
,haTUf
――1-==■e
耳n»£>7JjzT
-(L*jp"
iq1G7Tj'ft
増大浓度
/或土力
T
—
f
个
.十冋二霆
t
A
便母电化割
《降丘话化會)
t
个
个
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加快反应速率
加快反应速率(如表)
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气体凝聚
液体凝固
相同溶剂温度升高,蒸气压增大
第3章水溶液化学
与溶液中溶质的独立质点数有关(溶液的依数性,也称稀溶液定律):粒子数越多,溶液的蒸气压(当凝聚和蒸
发
的速率相等时,蒸气具有该温度下的压力)、凝固点越低;沸点和渗透压越高
升华
、,匕p
凝'
凝华'
(往溶剂中加入难挥发的溶质)蒸气压下降:同一温度下,纯溶剂蒸气压(大)与溶液蒸气压(小)之差;
液
浓度越大,溶液的蒸气压下降越多
-1m
质量摩尔浓度m1kg溶剂中所含溶质的物质的量,SI单位mol?kgB
=nB/wAnB—溶质B的物质的量,单位为mol,wl溶剂的质量,单位为kg
摩尔分数(或物质的量分数):任何一物质的量除以溶液中的总物质的量,用xn表示
在一定温度下,难挥发的非电解质稀溶液的蒸气压下降Ap与溶质的摩尔分数成正比
Ap=p2x=k2m其中x是溶质B在溶液中的摩尔分数,k为蒸气压下降常数,m
AB1BB
B为溶液的质量摩尔浓度,p
A
是纯溶剂的蒸汽压
溶液的沸点上升:难挥发物质的溶液的沸点总是高于纯溶剂的沸点
_1
△Tbp=Tbp-Tb=kbp?mkbp称为溶剂的摩尔沸点上升常数,单位为K2kg2mol
凝固点的降低:△Tfp=Tfp—Tf=kfp2mkfp称为溶剂的摩尔凝固点下降常数
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NOTICE:K,k只与溶剂种类有关同种溶剂:k〉k(即凝固点下降多)
fpbpfpbp
冰水共存温度0°C;水汽共存点100°C压
渗透现象:被半透膜隔开的两边溶液的浓度不等(单位体积内溶质的分子数不等),溶剂通过半透膜进入溶液或
溶剂从稀溶液通过半透膜进入浓溶液的现象(单向扩散)i-:
渗透压:阻止渗透进行所施加的最小外压,用n表示,nV=nRT或n二nRT/V二cRT(是溶剂分子渗透的结果)
等渗溶液:渗透压与人体内的基本相等的溶液
反渗透:若外加在溶液上的压力大于渗透压,则会使溶液中的溶剂向纯溶剂方向流动,使纯溶剂体积增加的过程广泛用于海水淡化、工业废水的处理及溶液的浓缩等
已解离的电解质浓度
解离度:溶液中已解离的电解质的分子数与电解质总分子数之比:100%
解离度
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电解质+的起始浓度
)酸碱电离理论(阿氏水离子论):在水溶液中解离时所生成的正离子全部是H的化合物是酸;所生成的负离
子全部是OH-的化合物是碱
2)酸碱质子理论(适用于水溶液,也适用非水溶液):凡能给出质子的物质都是酸;凡能结合质子的物质都是碱
酸质子+碱
:酸与对应的碱相互依存、相互转化的关系。酸失去质子后形成的碱被称为该酸的共轭碱;碱结
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