普通化学总复习

普通化学总复习有关考试的说明考试日期：待定考试方式：闭卷考试考试时间：120min最终成绩评定：卷面成绩：70%平时成绩：30%平时成绩构成：作业、考勤实验成绩考试中可以使用计算器考试试卷中题型及分值分布填空题：20分选择题：10×3分判断题：10×2分计算题：30分（2~3题）计算题在答题过程中需要注明依据的计算公式在利用公式计算时带入的数据计算的结果及回答计算题是按步骤给分，尽可能将这三部分内容写完整第一部分热力学基础1、状态函数焓（H）H=U+pV熵（S）单位:J.K-1.mol-1G=H-TS

单位：kJ.mol-1吉布斯自由能(G)

内能（U）一、基本概念单位：kJ.mol-1单位：kJ.mol-1

热(Q)系统对环境作功:W>0；环境对系统作功:W<0。2、过程函数单位：kJ系统吸热：Q>0

；系统放热：Q<0

功(W)单位：kJ二、热力学第一定律“在任何过程中，能量既不能创造，也不能消灭，只能从一种形式转化为另一种形式，在转化过程中能量的总值不变。”(能量守恒定律)ΔU=U2

-U1

=Q-W反应热可分为以下几种情况：(1)恒容热效应QV

V2

=V1

△V=0

∵△U=Q-W∴△U=Qv

-0

=Qv△U=

Qv(2)恒压热效应Qp

p2

=p1

∵△U=Q-W=Q-p△V∴Qp=△U+p△V恒温恒压下，pV=nRT，则p△V=△νRT∴Qp=△U+p△V=△U+△νRT

Qp=△U+p△V

可化为：

Qp=（U2-U1）+p（V2-V1）

即：

Qp=（U2+p2V2）-（U1+p1V1）

∵

H=U+pV

∴

Qp

=H2-H1=ΔH

△H=Qp=△U+p△V=△U+△νRT[例1]在100。C和101.325kPa下，由1molH2O（l）汽化变成1molH2O（g）。在此过程中ΔH和ΔU是否相等？若ΔH等于40.63kJ.mol-1，则ΔU为多少？

[解]该汽化过程，H2O（l）=H2O（g）是在定温定压和只做体积功的条件下进行的，则有:ΔU=ΔH–ΔνRT∵Δν≠0∴ΔU≠ΔH={40.63-(1-0)×8.314/1000×(273+100)}kJ.mol-1=37.53kJ.mol-1三、反应热效应的理论计算1、通过盖斯定律计算

“总反应的热效应只与反应的始态和终态有关，而与变化的途径无关。”

即：一个反应如果分几步完成，则总反应的反应热等于各步反应的反应热之和。始态C(石墨)+O2(g)终态CO2(g)

CO(g)+1/2O2(g)

(1)(3)(2)2、由标准摩尔生成焓计算ΔrHm=ΣνiΔf

Hm生成物

–ΣνiΔf

Hm反应物[例2]用生成焓计算反应的标准摩尔反应焓。【解】4NH3(g)+5O2(g)4NO(g)+6H2O(g)

四、化学反应的方向ΔG=ΔH-TΔS1、吉布斯-亥姆霍兹方程化学反应方向的判据是：ΔG<0

反应正向进行；

ΔG>0

反应逆向进行；

ΔG=0

平衡状态。[例3]已知在298.15K时，反应N2(g)+3H2(g)=2NH3(g)的标准反应热和标准反应熵变分别为-92.22kJ·mol-1和-198.76J·mol-1·K-1。试问该反应在298.15K，标准状态下正向能否自发进行?并求最高反应温度。[解]根据吉布斯-亥姆霍兹公式正向自发若使，则正向自发则最高反应温度为463.98K。2、化学反应限度与化学平衡标准平衡常数ceq/cθ：相对浓度cθ=1.0mol·dm-3peq/pθ：相对分压pθ=1.013×105Pa例如，CaCO3(s)=CaO(s)+CO2(g)其标准平衡常数表达式为Kθ=peq(CO2)/pθ3、平衡常数与吉布斯自由能的关系ΔrGm(T)=ΔrGm(T)+RTlnQ（1）化学反应等温方程式Q为任意状态下的反应商：或对于平衡：aA+bBgG+dD当反应达到平衡状态时ΔrGm(T)=0，Q=K，于是有：0=ΔrGm(T)+RTlnK

（2）Kθ与吉布斯自由能的关系当Q<KΔrG

<0反应正向进行；当Q=KΔrG

=0处于平衡状态；当Q>KΔrG

>0反应逆向进行。根据等温方程式，有ΔrGm=-RTlnK+RTlnQ=RTln(Q/K)4、化学平衡移动（1）浓度对化学平衡的影响ΔrGm=RTln(Q/K)和根据在平衡体系中，增大反应物浓度，或减小生成物浓度，平衡右移；减小反应物浓度，或增大生成物浓度，平衡左移。恒温下，增大压强，平衡向气体分子数目减小的方向移动；减小压强，平衡向气体分子数目增加的方向移动。（2）压强对化学平衡的影响（3）

温度对化学平衡的影响温度的变化会改变Kθ可得：和ΔrGm(T)=ΔrHm(T)-TΔrSm(T)根据lnK=则有：1/TlnK①rHm

<0放热反应②rHm

>0吸热反应不同热效应时lnK

与1/T关系图由图可知：对于放热反应(△rH<0):升温时（T2>T1）,K2<K1,平衡左移；对于吸热反应(△rH>0):升温时（T2>T1）,K2>K1，平衡右移。[例4]某温度时8.0molSO2和4.0molO2在密闭容器中进行反应生成SO3气体，测得起始时和平衡时（温度不变）系统的总压力分别为300kPa和220kPa。试求该温度时反应：2SO2(g)+O2(g)=2SO3(g)的平衡常数和SO2的转化率。[解]2SO2(g)+O2(g)=2SO3(g)设平衡时SO2转化了xmol，起始平衡840128-x4-x/2x12-x/2n总解得：x=6.4molSO2的转化率：6.4/8.0×100%=80%∴平衡常数平衡时各组分的分压：p(SO2)=220×(8-6.4)/(12-6.4/2)=40kPa;p(SO3)=220×6.4/(12-6.4/2)=160kPa;p(O2)=220×(4-6.4/2)/(12-6.4/2)=20kPa;第二部分

化学反应速率一、化学反应速率的表示方法1.反应速率的定义2.基元反应的反应速率方程

v=k{c(A)}a·{c(B)}b

，反应级数n＝a+b复杂反应的反应速率方程

v=k{c(A)}x·{c(B)}y

，反应级数n＝x+y主要因素：浓度（或压力）、温度和催化剂等。二、影响化学反应速率的因素根据速率方程1、浓度（或压力）对反应速率的影响v=k{c(A)}x·{c(B)}y反应物浓度（或压力）增大会增加反应速率。2.温度对反应速率的影响1）阿仑尼乌斯公式即升高温度会使反应速率常数增大。1/TO反应速率常数k与1/T的关系图lnk比较1/TlnK

①rHm

<0放热反应②rHm

>0吸热反应2）温度变化与反应速率变化的关系所以3.催化剂的影响催化剂改变了反应历程，降低了活化能，使反应速率增大第三部分

溶液与水溶液中的

离子平衡一、非电解质溶液的依数性难挥发的非电解质稀溶液的依数性：△Tf

=Tf–Tf’=kf•m=kf•(nB/WA)Δp=pA·xB=pA·(nB/n)蒸气压下降沸点上升凝固点下降渗透压△Tb

=Tb’–

Tb=kb•m=kb•(nB/WA)二、水溶液中的离子平衡1、酸和碱在水溶液中的电离平衡及pH值的计算（1）一元弱酸设一元弱酸HA的浓度为c,电离度为α HAH++A-起始浓度c00平衡浓度c(1-α) cα

cα当c/Ka>400时,1-α≈1，（2）一元弱碱B(aq)+H2O(l)=BH+(aq)+OHˉ(aq)当α很小时，起始浓度c00平衡浓度c(1-α)cα

cα任何共轭酸碱的解离常数之间均存在这样的关系：Ka与Kb成反比，酸越强，其共轭碱越弱，反之亦然。[例5]

已知HAc的Ka=1.76×10-5，计算浓度为0.50mol·dm-3的HAc的pH值。

pH=–lgc(H+)

=–lg(2.97×10-3)=3–0.47=2.53解：设米醋溶液中H+的平衡浓度为xmol·dm-3,则 HAc(aq)H+(aq)+Ac-(aq)平衡浓度/mol·dm-30.50–x x x∵0.50–x≈0.5

（3）多元弱酸和多元弱碱多元弱酸(碱)的解离是分级进行的，每一级解离都有一个解离常数。计算H+浓度时，若Ka,2

/K

a,1<10-3，可忽略二、三级解离平衡。

比较多元弱酸的酸性强弱时，只需比较它们一级解离常数值即可。2、盐的水解（1）强酸弱碱盐的水解NH4++H2O==NH3·H2O+H+NH4++H2O==NH3·H2O+H+设水解度为h，平衡时，c(1-h)

ch

ch（2）强碱弱酸盐的水解Ac-+H2O==HAc+OH-3、同离子效应在弱酸溶液中加入该酸的共轭碱，或在弱碱溶液中加入该碱的共轭酸，使得弱酸或弱碱的解离度降低的现象，称为同离子效应。[例6]在0.100mol·dm-3HAc溶液中加入一定量固体NaAc，使NaAc的浓度等于0.100mol·dm-3，求该溶液中H+浓度、pH和HAc的电离度α，并与0.100mol·dm-3HAc溶液的电离度α进行比较。解：设已电离的HAc的浓度为x

mol·dm-3 HAc=H++Ac‾起始浓度/mol·dm-3 0.100.1平衡浓度/mol·dm-30.1–x

x

0.1+x

∴c(H+)=xmol·dm-3=1.76×10-5mol·dm-3,pH=4.75在0.100mol·dm-3的HAc溶液中，根据∴c(H+)=1.33×10-3mol·dm-3,pH=2.884、缓冲溶液弱酸及其共轭碱或弱碱及其共轭酸所组成的溶液的pH值在一定范围内不因稀释或外加少量酸或碱而发生显著变化，即对外加的酸和碱具有缓冲能力，这种溶液称作缓冲溶液。缓冲溶液起缓冲作用的原理:Ac-H+H+OH-

以HAc和NaAc的混合溶液为例:NaAc=Na++Ac- HAc(aq)H+(aq)+Ac-(aq)HAcH2OAc-对抗加进来的酸，而HAc对抗加进来的碱，最终维持溶液的pH值基本保持不变。对于弱酸-共轭碱或弱碱-共轭酸缓冲体系都适用。用通式表示缓冲对之间存在的平衡：

共轭酸共轭碱+H+nAm+(aq)+mBn-(aq)AnBm(s)Ksp与浓度无关，受温度影响。可由热力学数据计算。5、难溶电解质在水溶液中的溶解平衡溶度积

溶度积和溶解度的关系AB型难溶电解质A2B型或A2B型难溶电解质

溶度积规则Q

＞Ksp,溶液过饱和，有沉淀析出Q=Ksp,溶解-结晶达到平衡，饱和溶液Q＜Ksp,溶液不饱和，无沉淀析出离子积解:⑴

在水中

Ksp[Mg(OH)2]=c(Mg2+).{c(OH-)}2

1.2×10-11=4s3解得：s[Mg(OH)2]=1.4×10-4mol.dm-3[例7]求25℃时Mg(OH)2在水中的溶解度和在0.5mol.dm-3氨水中的溶解度。(已知Ksp[Mg(OH)2]=1.2×10-11）∴s[Mg(OH)2]=c(Mg2+)

=1.33×10-6mol.dm-3Ksp[Mg(OH)2]=c(Mg2+).{c(OH-)}2=c(Mg2+)×(0.003)2=1.2×10-11同离子效应使Mg(OH)2的溶解度降为原来的一百分之一。⑵在氨水中[例8]已知25℃时，PbI2的KspΘ=8.4×10-9，计算（1）PbI2在水中的溶解度（mol·L-1）；（2）饱和溶液中Pb2+和I-的浓度；（3）PbI2在0.10KI溶液中的溶解度（mol·L-1）；（4）PbI2在0.2mol·L-1Pb(NO3)2溶液中的溶解度（mol·L-1）.PbI2=

Pb2++

2I-[解]设PbI2在水中的溶解度为s，则（1）s=1.28×10-3mol·L-1（2）饱和溶液中c(Pb2+)=1.28×10-3mol·L-1c(I-)=2.56×10-3mol·L-1[例8]已知25℃时，PbI2的KspΘ=8.4×10-9，计算（1）PbI2在水中的溶解度（mol·L-1）；（2）饱和溶液中Pb2+和I-的浓度；（3）PbI2在0.10KI溶液中的溶解度（mol·L-1）；（4）PbI2在0.2mol·L-1Pb(NO3)2溶液中的溶解度（mol·L-1）.[解]（3）PbI2=

Pb2++

2I-x0.1+2x因溶解度很小，所以0.1+2x≈0.1解得：x=8.4×10-7mol·L-1[例8]已知25℃时，PbI2的KspΘ=8.4×10-9，计算（1）PbI2在水中的溶解度（mol·L-1）；（2）饱和溶液中Pb2+和I-的浓度；（3）PbI2在0.10KI溶液中的溶解度（mol·L-1）；（4）PbI2在0.2mol·L-1Pb(NO3)2溶液中的溶解度（mol·L-1）.[解]（4）PbI2=

Pb2++

2I-0.2+x2x解得：x=1.02×10-4mol·L-1电化学原理及其应用第四部分一、原电池电池反应：

Cu2+(aq)+Zn(s)→Zn2+(aq)+Cu(s)1、原电池反应与半反应式半反应式负极反应：Zn(s)Zn2+(aq)

+2e-失电子被氧化正极反应：Cu2+(aq)+2e-

Cu(s)得电子被还原

铜锌原电池规定：

负极在左，正极在右；离子在中间，导体在外侧；固-液有界面（|），液-液有盐桥（‖）；用“,”分隔两种不同种类或不同价态的溶液；当半反应中有气体时，需外加惰性导电材料。如：（-）Zn∣ZnSO4(c1)‖CuSO4(c2)∣Cu（+）（-）Cu∣Cu(NO3)2(c1)‖AgNO3(c2)∣Ag（+）（-）Pt∣Fe3+，Fe2+‖Cl-∣Cl2∣Pt（+）2、原电池的图示3、电极电位用(氧化态/还原态)表示如:

(Zn2+/Zn);(Cu2+/Cu);(O2/OH-);(MnO4-/Mn2+)等。E=

(正)-(负)例：(-)Zn∣Zn2+(1mol·dm-3)‖Cu2+(1mol·dm-3)∣Cu(+)E=

(正)-(负)=(Cu2+/Cu)-(Zn2+/Zn)4、电动势5、原电池的电动势与摩尔吉布斯函数变的关系ΔrGm=-nFE6、影响电极电位的因素ΔrGmθ=-nFEθ（1）原电池电动势的能斯特方程（2）电极电位的能斯特方程解：半反应式为：Cr2O72-+14H++6e-=2Cr3++7H2O[例9]计算当pH=5.00，c(Cr2O72-)=0.0100mol·dm-3，c(Cr3+)=1.00×10-6mol·dm-3时，重铬酸钾溶液中的(Cr2O72-/Cr3+)值。=0.640Vθ(Cr2O72-/Cr3+)=1.23V

比较氧化剂和还原剂的相对强弱判断氧化还原反应进行的方向衡量氧化还原反应进行的程度7、电极电位的应用(1)氧化剂和还原剂的相对强弱的比较

θ越大，氧化态的氧化性越强；

θ越小，还原态的还原性越强。

氧化态的氧化性还原态的还原性(2)氧化还原反应方向的判断反应方向的判据是：ΔG<0

自发过程

ΔG>0

非自发过程

ΔG=0

平衡状态因此，可用电动势E或

判断反应方向：E>0，即(正)>(负)，ΔG<0，反应正向自发；E=0，即(正)=(负)，ΔG=0，反应处于平衡状态；E<0，即(正)<(负)，ΔG>0，反应正向非自发，逆向自发。ΔrGm=-nFE[例10]判断下列氧化还原反应进行的方向（设离子浓度均为1mol·dm-3）：(1)Ag++