工科基础化学（复习）2011

工科基础化学,复习,第二章物质结构基础重点,1、理想气体状态方程 pV=nRT 2、道尔顿的理想气体定律 3、理想气体与实际气体的差异,4、波函数的概念 波函数是一个三维空间的函数，是描述核外电子运动状态的数学函数式，是原子轨道的同义词。 5、四个量子数的物理意义与取值 主量子数n：决定电子层数和能级的主要参数 角量子数l：表示波函数的形状 磁量子数 m：表示波函数的空间取向 自旋量子数 ms：表征电子不同的“自旋”状态,第二章物质结构基础重点,6、电子云与2 2代表在时间t时，空间某点粒子出现的概率密度，电子云是电子在核外空间出现概率密度分布的一种形象描述。 7、多电子原子轨道的能级 8、核外电子排列三原则 泡利不相容原理 能量最低原理 洪德规则及其补充,第二章物质结构基础重点,9、核外电子分布式的写法 10、元素周期表和元素基本性质的周期性 11、化学键的种类和特点 12、共价键的价键理论和分子轨道理论 13、杂化轨道理论，各种杂化轨道的特点 14、金属能带理论 15、分子的极性，电偶极矩 16、分子间的相互作用力： 色散力、诱导力、取向力、氢键,第二章物质结构基础重点,第三章 化学热力学初步重点,1、基本概念 系统和环境、状态和状态函数、热力学平衡态、热力学能、热力学可逆过程、热和功 2、热力学第一定律 对于封闭系统 U = q + W 3、反应热的测量,q = - csms(T2T1) = - CsT,4、反应进度 （mol） 5、反应热效应的理论计算 1)等容热效应： qv= U-w = U 2)等压热效应： qp =U-w =U+pV 3)等压热效应qp与焓： H = U + pV qp = H2-H1= H,qv = - q(H2O) +qb = - C (H2O)T + CbT = - C T,弹式热量计,第三章 化学热力学初步重点,4） qp与qv的关系 qp-qv= (Up+ pV)-Uv= pV 5）盖斯定律 热化学方程式、标准态 6）标准摩尔生成焓：fHm(物质、相态、T) 7）反应的标准摩尔焓变： rHm(298.15K),第三章 化学热力学初步重点,在温度变化区间不大，没有引起相变时： rHm(T)rHm(298.15K) 6、自发反应或过程 7、熵判据 1）熵（S）的统计概念： S = k ln 2）热力学第二定律熵增加原理 S隔离0 3）热力学第三定律： S (0K) = kln1= 0,第三章 化学热力学初步重点,4）熵的热力学定义：恒温可逆过程中 S=qr / T 5）规定熵 6）标准摩尔熵Sm（ Jmol-1K-1 ） 7）反应标准摩尔熵变（ r Sm ） r Sm =BSm,B,第三章 化学热力学初步重点,8、吉布斯函数变(G)判据 1）自由能G（吉布斯自由能或吉布斯函数） G=H-TS 2）吉布斯等温方程 G=H-TS r Gm = r Hm-T r Sm 3） G判据：最小自由能原理 G - w,第三章 化学热力学初步重点,4） r Gm(T) 的计算 rGm (298.15K) = rHm(298.15K) +298.15K rSm(298.15K) rGm(T) rHm(298.15K)-TrSm(298.15K) 转变温度Tc,第三章 化学热力学初步重点,5） G与 G的关系 热力学等温方程： 反应商Q,第三章 化学热力学初步重点, r Gm (T)= r Gm(T) + RT lnQ,9、化学反应进行的程度-化学平衡 1）反应限度的标志（化学平衡的热力学标志）： r GT = 0 2）标准平衡常数 K 3） K与rGm之间的关系： 4）多重平衡原则,第三章 化学热力学初步重点,5）化学平衡的移动 rGm = RT ln (Q/ K) Q K (rGm 0) 非自发，逆向进行 范特霍夫（J. H. vant Hoff）等压方程,第三章 化学热力学初步重点,第四章 溶液化学与离子平衡重点,1、溶液浓度的表示 物质的量分数xB 质量摩尔浓度mB（mol/kg） 物质的量浓度cB（mol/L） 质量分数wB 2、稀溶液的通性 （1）蒸气压下降 p = xB pA,（2）凝固点降低 Tfp=kfpmB （3）沸点升高 Tbp=kbpmB （4）渗透压 =cBRT =nRT/V （5）电解质与浓溶液的通性 （6）溶液通性的应用（计算摩尔质量） 3、相图（基本概念） 4、溶液中的酸碱平衡 （1）酸碱解离常数Ka（酸）、Kb（碱）,第四章 溶液化学与离子平衡重点,一元酸 ceq(H+) = c 一元碱 ceq(OH-) = c （2）共轭酸碱对的关系 KaKb= ceq(H+)/c ceq(OH-)/ c= Kw = 10-14 （3）缓冲溶液 同离子效应， 缓冲溶液的pH值 缓冲溶液的选择,第四章 溶液化学与离子平衡重点,5、配离子的解离平衡 不稳定常数Ki ，稳定常数Kf 配离子解离平衡的移动及配离子的转化 6、溶液中的沉淀溶解平衡 （1）溶度积：溶解平衡常数Ksp,第四章 溶液化学与离子平衡重点,（2）溶度积规则： Q = c(Am+)n c(Bn-) m Ksp 有沉淀析出 Q = c(Am+)n c(Bn-) m =Ksp 饱和溶液 Q = c(Am+)n c(Bn-) m Ksp 不饱和溶液，固体溶解 （3）同离子效应 （4）沉淀的溶解与转化计算方法 7、表面化学与胶体溶液 （1）基本概念：表面张力，润湿，接触角等 （2）胶粒的结构：胶核、胶粒、胶团,第四章 溶液化学与离子平衡重点,第五章 化学动力学初步重点,1、化学反应速率的定义 对于恒容反应： 平均速率： 2、浓度对反应速率的影响 （1）基本概念：简单反应、复杂反应,标准单位： moldm-3 s-1,（2）质量作用定律 （3）反应速率方程 （4）反应的级数 （5）零级反应特点 （6）一级反应特点 ln c0/c = kt t1/2 = ln 2/ k = 0.693/ k 3、温度对反应速率的影响 阿仑尼乌斯公式 k=A exp(-Ea / RT ) ln k = lnA Ea /RT,第五章 化学动力学初步重点,4、加快反应速率的方法分析（活化分子数） 5、催化剂的特点,第五章 化学动力学初步重点,第六章 电化学基础与金属腐蚀重点,1、电极系统与电极 2、法拉第定律 3、原电池 （1）恒温、恒压下的反应 r Gm w （2）组成 （3）原电池的图式（书面表示法） （4）原电池热力学,桥梁公式：在恒温定压条件下 r Gm = wmax = -ZFE r Gm = -ZFE 电动势的能斯特方程： 电池反应K与E 关系 ln K= ZFE/ (RT) 4、电极电势 （1）产生电极电势的本质原因,第六章 电化学基础与金属腐蚀重点,（2）标准氢电极 （3）相对电极电势 （4）标准电极电势 （5）参比电极 （6）能斯特方程 （7）电极电势的应用 5、极化、极化的原因 6、超电势 （过电位 ）,第六章 电化学基础与金属腐蚀重点,7、化学电源的基本类型 8、分解电压（理论、实际） 9、电解产物的生成条件 10、腐蚀原电池 11、析氢腐蚀、吸氧腐蚀,第六章 电化学基础与金属腐蚀重点,第二章物质结构基础重点,1.下列物质哪些可溶于水？哪些难溶于水？ (1)CH3OH；(2)CH3COCH3；3)C2H5OC2H5 ； (4)HCHO； (5)CHCl3；(6)CH4。 2.判断下列各组中两种物质熔点的高低。 (1)NaF-MgO；(2)BaO-CaO；(3)SiC-SiCl4； (4)NH3-PH3。 3.下列各物质的分子之间，存在何种分子间力？ (1)H2；(2)SiH4；(3)CH3COOH；(4)CCl4； (5)HCHO。 4. 比较并简单解释BBr3与NCl3分子的空间构型。,模 拟 试 题,一、选择题 1. 已知：2H2(g)+S2(g)=2H2S(g)， (1) Kp1； 2Br2(g)+2H2S(g)=4HBr(g)+S2(g)， (2) Kp2； H2(g)+Br2(g)=2HBr(g)， (3) Kp3 。 则：Kp3= (？)。 (a)(Kp1Kp2)1/2 (b)Kp2/Kp1 (c)(Kp2/Kp1)1/2 (d)Kp1Kp2,解：(1)+(2) = 2(3) 根据多重平衡规则：Kp1Kp2 =(Kp3)2 Kp3 = (Kp1Kp2)1/2,2.一定温度下将1mol SO3放入1L的反应器内，当反应 2SO3(g)=2SO2(g)+O2(g)平衡时，容器内有0.6mol SO2(g)，该反应的平衡常数为(？)。 (a)0.36 (b)0.45 (c)0.54 (d)0.68,模 拟 试 题,解： 2SO3(g) = 2SO2(g) + O2(g) 平衡时：0.4molL-1 0.6molL-1 0.3molL-1,3.298.15K时，1L水中加入1mol固体NaCl，则该溶解过程的(？)。 (a)G0，S0；(b)G0； (c)G0，S0；(d)G0，S0。,模 拟 试 题,解：过程自发，G0。,4.标准状态下Mg(s)+Cl2(g)=MgCl2(s)，rHm = - 624kJmol-1，则 (a)在任何温度下，正向反应是自发的 (b)在任何温度下，正向反应是不自发的 (c)在高温下正向反应是自发的，在低温下正向反应不自发 (d)在高温下正向反应是不自发，在低温正向反应自发,解： rHm 0， rSm 0， 若使rGm = rHm -TrSm 0, 则 T 应低。,5.根据酸碱质子理论，下列物质中既可作为酸又可作为碱的是(？) (a)PO43- (b)NH4+ (c)H2O (d)H2CO3,模 拟 试 题,解： H2O + H+ =H3O+ ， H2O - H+ = OH-。,6.已知E(Fe3+/Fe2+) = 0.77V，E(Br2/Br-) = 1.07V，E(H2O2/H2O) =1.78V，E(Cu2+/Cu) = 0.34V，E(Sn4+/Sn2+) = 0.15V。则下列各组物质在标准态下能够共存的是(？)。 (a)Fe3+，Cu (b) Fe3+，Br2 (c) Fe3+，Sn2+ (d) Fe2+，H2O2,解：不发生反应的可以共存，只有氧化态-氧化态，还原态-还原态可以共存，答案为b。,二、填空题 1. Ag+、Pb2+、Ba2+混合溶液中，各离子浓度均为0.10 molL-1， 向溶液中滴加K2CrO4试剂，各离子开始沉淀的顺序为 ()。Ksp(Ag2CrO4) = 9.010-12， Ksp(PbCrO4) = 1.810-14，Ksp(BaCrO4) = 1.610-10。,模 拟 试 题,解：Ag2CrO4、PbCrO4、BaCrO4开始沉淀的最低 c(CrO42-)分别为 Ksp(Ag2CrO4)/c2(Ag+)、 Ksp(PbCrO4)/c(Pb2+)、 Ksp(BaCrO4)/c(Ba2+)， 答案： PbCrO4、Ag2CrO4、BaCrO4,2.原电池中正极发生 反应，负极发生 反应；电解池中正极为 极，负极为 极。 3.根据原子轨道重叠方式的不同，共价键分为 键和 键。 4.H2O分子的空间构型为 型；BCl3分子的空间构型为 型。,模 拟 试 题,答案： 还原、氧化、阳极、阴极； 键、键； V，平面三角形,三、问答题 1.影响化学反应速率的因素有哪些？分别是如何影响的？ 2. E(I2/I-)=0.54V，E(H3AsO4/H3AsO3)=0.58V。298.15K时，在c(H+)=1.0 molL-1的溶液中，H3AsO4可将I-氧化成I2，但在 c(H+)=1.010-5molL-1的溶液中，为什么I2又可将H3AsO3氧化成H3AsO4。前后是否矛盾?,模 拟 试 题,答：反应物浓度增大，增加活化分子数目，速度增大； 温度升高，活化分子数目增加，速度增大； 正催化剂的使用使反应活化能降低，速度增大。,模 拟 试 题,H3AsO4+2H+2e = H3AsO3， E (H3AsO4/H3AsO3),c(H+)=1.0molL-1的溶液中，E(H3AsO4/H3AsO3)=0.58V， E(I2/I-)=0.54V，H3AsO4可将I-氧化成I2。,c(H+)=1.010-5molL-1的溶液中， E(H3AsO4/H3AsO3) = 0.28V， E(I2/I-)=0.54V，I2可将H3AsO3氧化成H3AsO4。,3.试从化学反应速率与化学平衡原理，说明利用氢气和氮气合成氨生产中（放热反应），采用高压、适当的高温和催化剂的理由。,模 拟 试 题,答： N2 + 3H2 = 2NH3 从平衡移动的角度分析，利于反应进行得更为完全： 气体分子数减小，高压利于平衡右移； 放热反应，适当的高温利于平衡右移； 从增加化学反应速率来分析： 高温增加活化分子分数，加快反应速率； 催化剂降低活化能，增加活化分子分数，加快反应速率；,四、正误判断题,1.按统计热力学观点，298.15K时物质的标准摩尔熵为零。( ) 2.离子化合物CaO的熔点比MgO的熔点低。 ( ) 3.催化剂能改变反应历程，降低反应的活化能，改变反应的平衡状态。 ( ) 4.在有半透膜存在时，稀溶液一侧的溶剂会向浓溶液一侧扩散。 ( ) 5.热力学不稳定的系统在动力学上一定也是不稳定的系统。 ( ),模 拟 试 题,五、计算题,1. 298.15K时，已知CaCO3(s)，CaO(s)和CO2(g)的fHm分