大专-无机化学-药学类

1、 第一章化学热力学基础热力学:研究自然界各种形式的能量之间相互转换的规律以及能量转換对物质性能影响的科学化学热力学：用热力学原理和方法研究化学现象以及与化学现象有关的物理现象的分支叫做化学热力学化学热力芋可以解决化学反应中能量变化问題，同时可以解决化学反应进行的方向和限度等问题第一节热力学基础概念体系：把一部分物质从其余的物质之中划分开来作为研究的对象称为体系(system)环境：体系以外又与体系密切相关的其余部分称为环境(surrounding)体系与环境之间进行物质和能董交换的不同情况：敞开体系：体系与环境之间既有物质交换又有能量交换封闭体系：体系与环境之间没有物质交换只有能量交换孤立体系

2、：体系与环境之间没有物质交换也没有能量交换状态定义：体系的物理性质和化学性质的综合表规。即由一系列表征体系性质的物理量(如压力、温度、体积等)所确定下来的体系的存在形式称为体系的状态状态函数(statefunction)定义：确定体系状态的物理莖称为状态函数状态函数的特征：体系状态一定，状态函数的值一定；体系发生变化时，状态函数的变化只取决于体系的始态和终态，与变化途径关；体系恢复原来的状态，状态函数也恢复原值状态函数的分类：容量性质(extensiveproperty):又称为广度性质，这种性质与体系中物质的量成正比，具有加和性。例如：体积、质量、物质的量强度性质(intensiveprop

3、erty):这种性质取决于体系自身的特性，和体系中物质的数量无关，没有加和性。例如：温度、密度、热容、压力注：一般来讲，两个容畳性质相除，所得为强度性质过程(process):体系状态发生变化时，状态变化的经过叫做过程途径(path):状态变化所经历的具体步骤和方式第二节热力学第一定律热和功(热力学中能量传递的形式)基(heat)定义：由于温度差而引起的体系和环境之间进行的能量传递形式；符号：用符号Q表示，单位焦(J)或千焦(KJ);规定：体系从环境吸热，Q0体系向环境放热，Q0环境对体系做功，W0,则Qv0T反应是吸热反应IK0,则Qv0T反应是放热反应恒压反应热：压力不变的反应过程的反应热

4、。符号：Qp当非体积功为0时，W二一PAVAU=Qp+W-AU=Qp-PAVftAU+PAV.p始=p=p外二P(等压)Qp=AU+A(PV)=(U2-U1)+(P2V2-P1V1)=(U2+P2V2)-(U1+P1V1)=A(U+PV)焙：H二U+PV焙变：AH=Qp=AU+PAVU、P、V均是体系的状态函数U+PV也是体系的状态函数因为熔是状态函数,只取决于系统的始终态，所以Qp也只取决于体系的始终态在恒压反应过程中，体系吸收或放出的热量全部用来改变体系的热焙H二Qp：HVO的过程，反应放热H0的过程，反应吸热正向反应与逆向反应的热效应数值相同，符号相反盖斯定律热化学方程式:表示化学反应与

5、其反应热（标准摩尔焙变）关系的化学反应方程式称为热化学方程式C（石墨）-HhCg）=C02（g）ArHm=-393.5kJ/molArHm:标准廖尔焙变r:reactionm:反应进度为1molB:热力学标准状态书写热化学方程式的注意事项：（1）、注明反应的温度和压力热效应一般用厶rHm6仃）沁H0（T）表示、不注明温度即表示298K时的热效应（2）、注明反应物和生成物的聚集状态g-乞态；I-液态；s-固态，且注明固体有不同晶型用aq表示水溶液、聚集状态不同时，rHm不同2H2（g）+O2（g）-42H20（g）ArHm=-483.64kJ/mol2H2（g）+O2（g）T2HJ0rHm=-5

6、71.66kJ/mol、反应热单位kJ/moI,表示的是摩尔反应热，该处的基本单元为化学式前的系数+化学式”；所以不同计量系数的同一反应，其摩尔反应热不同（4）、正逆反应的rHm数值相等，符号相反盖斯定律：一个化学反应能分解成几步来完成，总反应的烽变等于各分反应的熔变之和例題：已知298.15K下，反应：C（s）+02（g）TC02（g）ArHm,1=-393.3kJmol-1C0（g）+1/202（g）TC02（g）ArHm,2=-282.8kJmol-1计算298.15K下，反应C（s）+O2（g）tCO（g）的标准摩尔焙变?解ArHm=ArHm,1rHm,2=110.5kJmol1标准摩

7、尔生成熔定义：在给定温度和标准状态下由最稳定的单质生成1mol某纯物质时的反应热称为给定温度下该物质的标准摩尔生成热，用符号AfHm9（T）或胛表示注意：1）.规定处于标态下各最稳定单质的标冷摩尔生成焙都为零2）.对于有不同晶态的固体，只有最穩定单质的标准摩尔生成熔才为零，并且最稳定单质是热力芋指定的3）反应物是最稳定单质；产物中只有一种物质，且系数为1盅=工偽馆盅）产物-工（詁盅）反应物BB式中pB和rB分别表示产物和反应物在化学计童方程式中的计童系数。系数B对反应物为负,对产物为正任何一个在标准状态下进行的化学反应的热效应等于产物的标准生成热之和减去反应物标准生成热之和自发过程：在没有任何

8、外部力屋的作用条件卜，系统自身发生变化的过程称为自发过程特点：A、自发过程都是单向的，有明显的方向性：其逆过程是非自发过程，不能自动进行，除非人们对它做功。E、自发过程的进行有一定的限度，即平衡态公理：一个孤立体系，在足够长的时间内必将趋于唯一的平衡态，而且永不能自动离开它。C、自发过程都可以用来做功。许多放热反应能够自发进行，但有些吸热反应也能自发进行两种基本规律控制着自然界所有自发过程的方向：A、体系倾向于取得较低的能量状态B、体系倾向于取得较大的混乱度混乱度（系统有趋向于最人混乱度的倾向，系统混乱度增人有利于反应自发地进行定义：热力学中把描述体系混乱度的状态函数叫做爛（entropy）,

9、符号为S,单位为JK-1。物理意义：爛是由人量粒子构成的体系微观状态数的量度，体系的爛值越人，表示体系的混乱度越大。性质：爛是体系的容量性质，爛值的变化只与始态、终态有关，而与途径无关。热力学第三定律：在0K时，任何纯物质完整晶体的嫡值等于零。即：So=O（下标“0”表示绝对零度）绝对爛（规定埔）：纯物质完整白序晶体温度变化OKTTKAS=StSo=St规定矯（绝对爛）标准摩尔箱：在某温度T和标准压力下，lmol某纯物质B的规定爛称为B的标天府校区(版权所有药剂五班林小泠天府校区（版权所有）药剂五班林小泠 准摩尔爛，其符号为：Sm（E,相态,T）,单位是JK-1mol-1也可用ST0表示；若T

10、=298K,则简写为S彩响爛值的因素：A、同一种物质，B、物质的爛值随温度升高而增大。C、压力减小，爛值增加；但对液态、固态物质的爛值影响较小。D、一个分子的原子数越多，爛值越大；原子数相同时，相对分子质量越大，物质的爛值越大。化学反应的爛变：是产物的炯值与反应物爛值之差，ArSm0=EnjSm0（产物）一EniSm*（反应物）笔记：因为矯是状态函数,只与始态、终态有关，故一个反应不管是一步完成还是分几步完成，总嫡值不变，即盖斯定律同样适用于反应矯变的计算规律：凡反应过程中气体计屋系数增加的反应，反应$、（）；凡反应过程中气体计量系数减少的反应，反应的$0；反应中消耗固体产生液体时，$（）Ar

11、Sm9o,有利于反应正向自发进行吉布斯自由能：G=H-TS（G:定艾的新函数，吉布斯自由能，状态函数,freeenergy）性质：A、G,ZkG是状态函数，是容量性质，具有加和性B、绝对值无法测知，用AH相似处理方法来处理C、正逆过程的AG数值相等，符号相反反应自发性的判断：封闭体系在恒温恒压条件下，体系吉布斯自由能的减少等于体系对外所做的灵大有用功。AG=W，最大判斷依据：AG0非自发过程，反应能向逆方向进行这样，吉布斯能变AG就可以作为判断反应或过程能否自发进行的统一的衡童标准。第二章化学反应速率第一节化学反应速率速率定义：用来衡量化学反应进行快慢的尺度表示方法：用单位时间（如每秒，每分，

12、每小时）内反应物浓度的减小或生成物浓度的增大来表示。表达式：v=Ac/Atv=An/（VAt）化学反应速率常用单位:mol/（Ls）或mol/（Lmin）结论：A、同一个反应，用不同的物质来表示反应速率，数值是不一样的，所以应注明是由哪种物质表示的。B、同一反应中，各物质的速率之比等于他们在化学方程式中的化学计量数之比。结论：在同一反应中，反应速率的大小不能单纯地看数值大小。应化为同一种物质的反应速率再进行比较。活化分子与活化能活化分子：少数能量足够高的发生有效碰撞的分子，称为活化分子活化能：活化分子的平均能量与所有反应物分子的平均能量之差称为活化能Ea=E*-E,Ea:活化能、E*:活化分子

13、平均能量、E:反应物分子的平均能量活化分子百分数越大，则有效碰撞次数越多，反应速率就越快。Ea越小，化学反应速率就越大化学反应速率主要取决于：单位体积内活化分子数有效碰撞的机率第二节彩响因素彩响化学反应速率的因素：决定化学反应速率的因素是参加反应的物质本身的化学性质、髻口向夕卜因单位体积内有效碰撞次数化学反应谨率分子总数活化分子数1S大反应物浓度墳力口墳力口瑁力口力口快升高温度不变壇力口壇力口力口快正催化齐不变堆力口増力口力口快注意：催化剂能同时加快正反应和逆反应，但不能改变反应体系的始态和终态，即不能改变化学平衡。第三章化学平衡第一节可逆性与化学平衡可逆性可逆反应：在同一条件下，既能向正反应

14、方向进行又能逆反应方向进行的化学反应，叫做可逆反应。化学平衡：在一定条件下，可逆反应的正反应速率等于逆反应速率，反应物和生成物的浓度不再随时间的变化而改变的状态特点：A化学平衡时一种动态平衡，平衡时可逆反应仍进行，正=逆工0B化学平衡时一定条件下可逆反应进行的最大限度，各反应物和生成物浓度保持恒定C化学平衡是在一定条件下的暂时平衡，条件一旦改变，化学平衡即被腻坏平衡常数：G.叮Hh_*平衡常数随着温度的变化而有所改变。AaBb化学平衡定律：在一定温度下，可逆反应达到平衡时，产物的浓度以反应式中上弘床M兰船砧2魁XT砧4口匕方亡弘砧：衣亩反应式K二怖九二C/E(RT)(d+c)-(a+b)卩Pp

15、44这种关E大，K令(d血)-(a+6)则Kp二Kc(RT)加(3-13)1庐气态生成物系数之和一气态反应物系数之和平衡常数书写规则在平衡常数表达式中各物质的浓度或分压力，都是指平衡时的浓度或分压力，并且反应物的浓度或分压力要写成分母，反应产物的浓度或分压力则写做分子。反应中有固体或纯液体参加，其浓度可认为是常数，它们的浓度不应写在平衡常数表达式中。7d稀溶液中进行的反应，如反应有水参加，其浓度几乎维持不变，可近似视为一个常数,所以也不必写在平衡常数表达式中。平衡常数表达式及其数值与反虜方墓魏噩掏反应的化学方程式写法不同，平衡常数K值就不同。某反应物的起始总量反应方程式的配平系数扩大n倍，平衡

16、常数将变为n次方，正反应平衡常数是逆反应平衡常数的倒数平衡常数与转化率：平衡转化率化学平衡的移动：当外界条件改变，可逆反应从一种平衡状态向另一种平衡状态过程一定温度下，增大反应物浓度或减小生成物浓度，化学反应向正反应方向移动。一定温度下，减小反应物浓度或增大生成物浓度，化学反应向逆反应方向移动。对于没有乞体参加的反应，改变压力对化学平衡没有影响：对于有气体参加的反应，如果反应前后气体分子数目相等，恒温下，增加或降低压力，对平衡没有影响；对于有气体参加且反应前后气体分子数目不相等的反应，增大压力，平衡向气体分子数减少的方向移动，减小压力，平衡向气体分子数目增加的方向移动。温度升高，平衡向吸热反应

17、方向移动。温度降低，平衡向放热反应方向移动。第四章酸碱平衡酸碱质子理论：给出质子的离子（H*）分子都是酸。接受质子的分子离子都是碱。A酸给出质子变成碱：碱得到质子变成酸，被称为共梔关系。相差一个质子的酸碱叫共辄酸碱对。B如果一个酸的酸性越强，那么共辄碱越弱。C如：HCO3HSHaPOT、既能给出质子作为酸也可接受质子作为碱。为两性物质。分子中既有碱又有酸的物质也叫两性物质。D水的离子积：K=（KOK=10_1pH=-lgH*=14-pOH它只与温度有关，温度越高，Kw越大，但总的变化不大。水的离子积不仅适用于纯水，也适用于所有稀水溶液。用pH表lgH+、pOH二一Ig0H-、pKW二一丨gKW解离常数HBH*+BK