《无机与分析化学》无机部分部分复习

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1、化学化工学院无机及分析化学无机及分析化学无机部分期末复习理论知识要点实验知识要点无机部分主要内容：一、气体和溶液二、热力学初步三、化学平衡和化学反应速率四、解离平衡五、氧化还原反应六、物质结构七、配位化合物一、气体和溶液1、理想气体状态方程。2、道尔顿分压定律。3、溶液。pV=nRTR:8.315Pa·m3·mol-1·K-18.315Pa·L·mol-1·K-18.315J·mol-1·K-10.08205atm·L·mol-1·K-1[例]在17，99.3kPa的大气压下，用排水法收集氮气150ml。求在标准状况下气体经干燥后的体积。[解]17时水的饱和蒸气压1.

2、93kPa[例]在下，将0.100mol和0.350mol装入3.00L的容器中，通电后氧气和氢气反应生成水，剩下过量的氢气。求反应前后气体的总压和各组分的分压。[解]反应前通电时0.100molO2只与0.200molH2反应生成0.200molH2O，而剩余0.150molH2.液态水所占的体积与容器体积相比可忽略不记，但由此产生的饱和水蒸气却必须考虑。因此反应后1、稀溶液的依数性及其应用。2、胶体的结构、性质。二、化学热力学初步1、热力学常用术语。2、热化学的几个概念及相关计算。（重点）1、热力学常用术语：体系和环境状态和状态函数过程和途径功和热2、热化学及相关

3、概念热化学、反应热、恒容反应热、恒压反应热、焓、熵、吉布斯函数变恒容反应热QV即在恒容过程中进行的反应的反应热。因为恒容，△V=0，W=0，△U=QV+W=QV恒容过程中，体系所吸收的热量全部用于增加体系的内能，体系放出的热量全部来自于体系内能的减少。恒压反应热QP与焓H=U＋PVQP=H2－H1=ΔH在等压过程中，体系吸收的热量全部用来增加体系的焓，体系放出的热量全部来自于体系焓的减少。①通常所指的反应热，若没特别说明，都指恒压反应热QP，均用ΔH来表示。即以后均用ΔH来代表QP，②等压下，ΔH与ΔU间关系式为：ΔH=ΔU＋PΔV当反应物与产物都处于固态or液态时，

4、ΔV很小，可忽略，ΔH=ΔU当有气体参与反应（有气体生成或有气体参加反应）时，PΔV=ΔngRTΔH=ΔU＋ΔngRT，Δng=∑B③作为反应，可将产物看作终态，反应物当作始态，则反应的焓变：ΔH=ΣH产物－ΣH反应物当H反应物0，反应吸热，称为吸热反应。当H反应物>H产物，QP=ΔH<0，表示反应放热，称为放热反应。④温度对化学反应的焓变有影响，但影响较小，近似计算时常忽略不计我们研究的化学反应一般都在常压（Pθ）下进行，为研究方便，化学上规定了物质的标准态：指标准压力Pθ为100Pa下的纯物质的状态。反应中各物质处于标准态时的焓变，称为标准

5、焓变，用ΔrHTθ或ΔHTθ表示。“θ”表标准态，“T”表温度,如T=298k即反应在298k（250c）时的标准焓变，就记为ΔrHθ298或简记为ΔrHθ。反应热的理论计算（1）由盖斯定律计算（2）由标准摩尔生成焓计算（3）由标准摩尔燃烧焓计算（4）由键焓计算（2）由标准摩尔生成焓计算物质焓的绝对值无法求得，所以，只能采取一种相对标准求焓的相对值。为此，引入了标准生成热和标准摩尔燃烧焓这种相对焓。标准摩尔生成焓：在标准态下,由指定的单质生成单位物质的量的纯物质时反应的焓变叫做该物质的标准摩尔生成焓，简称生成焓，以符号ΔfHθm.T表示。若温度选为298k即室温25℃

6、,则记为ΔfHθm.298或简记为ΔfHθm,单位:KJ·mol-1。并规定，指定单质及水合H+的标准摩尔生成焓为0。一些物质在298k时的标准摩尔生成焓ΔfHθm.可在附录表中查得，于是便可以求得标准反应热。ΔrHmθ=ΣνiΔfHθm.i（产物）－ΣνiΔfHθm.i（反应物）=ΣνBΔfHθm.B混乱度和熵熵是体系混乱度的量度，混乱度越大，熵值越大。一定状态下，体系的熵是定值，即熵是状态函数，且具有广度性质。用符号S表示。热力学规定：在0K时，纯物质的完美晶体的熵值为0。某物质在T温度下的规定熵ST等于该物质从0K升至TK时过程的熵变。ΔS=ST－S0=ST在标

7、准态下，单位物质的量（1mol）的某物质的规定熵称为标准熵，以Sθm.T表示。T=298K，则记为Sθm.298或Sθm。单位：J·mol-1·K–1。注意：物质的Sθm可在附录中查得，从而计算反应的标准熵变ΔrSθm。它等于产物的标准熵之总和减去反应物标准熵之总和即ΔrSθm=∑νiSθm.i（产物）-∑νiSθm.i（反应物）=∑νBSθm.B对于反应aA＋bB=dD＋eE其ΔrSmθ=[dSθm（D）＋eSθm（E）]－[aSθm（A）＋bSθm（B）]注（1）在恒温可逆过程中，体系的熵变ΔS等于发生该过程所吸收的热量Q可逆与体系热力学温度T之