无机化学(三)复习总结课件

无机化学（三）<期末总结>无机化学（三）<期末总结>第一章化学热力学与化学平衡掌握重要的概念、函数和方程；掌握化学平衡；理解热力学第一、二、三定律。第一章化学热力学与化学平衡1）系统、环境：指定的研究对象为系统，系统外与之有关的部分为环境。系统可以分成三类：开、封、孤一、基本概念2）组分、相：组分为系统中的物种，相则为系统内组成、性质均匀连续的部分。根据系统的相数，系统可以分为两类：均相、多相。3）状态、状态函数：系统一切宏观性质的总和为状态；表征体系状态的物理函数即为状态函数，常见状态：平衡态/非平衡态，始态/终态状态函数分类：容量性质的/强度性质的4）过程、途径：系统状态发生变化称热力学过程，简称过程;实现一个过程的具体步骤就称途径。状态函数变的影响因素：只与过程有关,与途径无关。状态函数特征：1)状态一定其值一定;2)殊途同归其值不变;3)周而复始值变为零.一、基本概念2）组分、相：组分为系统中的物种，相则为系统内二、热力学第一定律热力学第一定律就是能量守恒定律.表达式:

△U=U2-U1=q+w=q+p·△Vq、w正负的规定：系统得为“+”、失为“-”

3.热力学标准态规定：在指定温度、标准压力下，具有理想气体性质的纯气体状态为气态物质的标准态；标准浓度下的溶液的状态,为溶液的标准状态；纯液体、纯固体状态，为纯液体、纯固体的标准状态。标准压力pӨ=100kPa标准浓度cӨ=1mol·dm-3

1.恒容过程：

△V=0则有：

qV=△U2.恒压过程：定义

H≡(U+pV

)

则有：

qp=△H三、反应热计算途径决定途径函数值二、热力学第一定律热力学第一定律就是能量守恒定律.表达式:4.物质的标准摩尔生成焓

在标准态下，由指定单质反应生成1mol某化合物，其反应热就叫做该化合物的标准摩尔生成焓（ΔfHmӨ）。规定2：水合氢离子的标准摩尔生成焓为0.ΔfHmӨ(H+,aq,T)=0规定1：指定单质的标准摩尔生成焓为0.ΔfHmӨ(B指定单质,T)=0

5.反应的标准摩尔焓变及其计算对于反应：0

=∑(vBB)

ΔrHmӨ(298.15K)

=∑vBΔfHmӨ(B,298.15K)

ΔrHm

(T)

≈ΔrHm

(298.15K)

4.物质的标准摩尔生成焓在标准态下，由指定单质反应生四、热力学第二定律与化学反应的方向和限度1.

自发过程的共同特征

所有自发的过程，都具有确定的方向和限度。2.热力学第二定律及熵(S)对于非可逆过程的热温商总是小于熵变：

反应熵变计算方法:对于反应：0

=∑vBB计算式为：ΔrSmӨ=∑vBSmӨ(B)另外：ΔrSmӨ(T)≈ΔrSmӨ(298.15K)热力学第三定律——0K下完美晶态物质的标准摩尔熵为0.即：SmӨ(0K)=0四、热力学第二定律与化学反应的方向和限度1.自发过程的共同3.恒压、等温条件下，封闭体系反应的自发性判据吉布斯等温方程：ΔG=ΔH-T·ΔS

或者：ΔrGm=ΔrHm-T·ΔrSm

联立第一、二定律：ΔU+pΔV–T·ΔS

≤

0

即：ΔH–T·ΔS

≤

0定义函数：G=H–TS（吉布斯函数）于是：

ΔG

≤

0注意:自发判据不是ΔrGmӨ<0！

则有判据3.恒压、等温条件下，封闭体系反应的自发性判据吉布斯等温方4.反应的标准摩尔吉布斯函数变的计算

对于反应：0=ΣvB

B

ΔrGmӨ(298.15K)=ΣvBΔfGmӨ(B,298.15K)=

ΔrHmӨ(298.15K)–298.15K×ΔrSmӨ(298.15K)

ΔrGmӨ(T)≈

ΔrHmӨ(298.15K)–

T×ΔrSmӨ(298.15K)4.反应的标准摩尔吉布斯函数变的计算对于反应：五、化学平衡理论

平衡态:给定条件下，反应的ΔG

=0时的状态即为平衡态，平衡态是化学反应可达到的限度。

对于任意一个化学反应：0=ΣvBB热力学等温方程：ΔrGm(T)=ΔrGmӨ(T)+RT·lnQ

Q称为反应商:Q=∏(B/BӨ)vB其中：

气相物质：(B/BӨ)vB

=(pB/pӨ)vB水溶液：(B/BӨ)vB

=(cB/cӨ)vB

纯固、液相物质：(B/BӨ)vB

=1五、化学平衡理论平衡态:给定条件下，反应的ΔG=0时1)标准平衡常数KӨ与ΔrGmӨ之间关系对于自发反应：

ΔrGm(T)=ΔrGmӨ(T)+RT·lnQ<0反应达平衡时:

ΔrGm(T)=ΔrGmӨ(T)+RT·lnQeq=02.化学反应平衡常数KӨ是平衡态的反应商。KӨ与反应体系初始状态无关.与反应途径无关.KӨ与化学反应方程式书写形式有关.与温度有关。定义标准平衡常数:则：1)标准平衡常数KӨ与ΔrGmӨ之间关系对于自发反应：Δr2)多重平衡规则

如果一个总反应是多个分反应的总和,则总反应的平衡常数是多个分反应平衡常数的乘积.2)多重平衡规则如果一个总反应是多个分反应的3、化学平衡的移动如果改变平衡系统的某一个条件(如浓度、压力、温度等),则平衡就会向着减弱这个改变的方向移动.吕·查德里原理ΔrGm(T)

=-RTlnKӨ

+RTlnQ=RTln(Q/KӨ)平衡移动规则（此规则与吉布斯函数判据等价）:

Q<KӨ

自发反应,平衡正向移动

Q=KӨ

平衡状态

Q>KӨ

非自发反应,平衡逆向移动Ө3、化学平衡的移动如果改变平第二章化学反应速率教学要求：1）掌握基元反应速率的表示方法2）理解质量作用定律和温度对化学反应速率影响3）理解催化作用与化学反应速率之间关系4）了解化学反应理论和反应机理第二章化学反应速率教学要求：

在一定温度下，基元反应的反应速率与反应物浓度以化学计量数为指数的幂的连乘积成正比。质量作用定律基元反应:反应级数:n=a+b(等于化学计量数之和，为整数)在一定温度下，基元反应的反应速率与反应物浓度

阿仑尼乌兹公式——1889阿仑尼乌兹的经验总结其中：k为速率常数，

T为热力学温度，Ea、A是与T、c无关的常数，分别称活化能、指前因子可见：反应速率常数是温度的函数，温度升高，速率常数增大，反应速率加快。注意：温度对正、逆速率均加快！温度对反应速率的影响温度T1速率常数

k1，

温度T2

速率常数k2时： 阿仑尼乌兹公式——1889阿仑尼乌兹的经验总结其中：k为催化剂：明显加快反应速率，反应前后本身数量和化学性质不发生变化的物质。§5催化作用催化作用特点：1）催化作用可通过改变反应途径降低活化能，进而提高反应速率，缩短建立化学平衡所需时间；2）催化作用不能改变反应的自发性和反应的限度,也不能改变反应的平衡常数和理论转化率。简述2-1催化剂：明显加快反应速率，反应前后本身数量§5催化作用催加快化学反应速率的方法一般,加快反应速率的方法主要三种:

1)增加反应物的浓度.质量作用定律，但增速效果有限2)提高反应温度.阿仑尼乌兹公式，但注意设备要求和副反应3)降低活化能.最有效的手段是使用催化剂.简述2-2加快化学反应速率的方法一般,加快反应速率的方法主要三种:第三章酸碱平衡掌握：◆弱酸、弱碱解离、盐类水解，以及同离子效应、缓冲溶液、多重平衡等平衡体系组成定量计算问题。◆相应的各类平衡常数的计算问题。理解：

◆弱酸弱碱解离与盐类水解之间关系了解：

◆溶液通性，活度，及电解质在溶液中的存在状态第三章酸碱平衡掌握：1.3酸碱电离理论——阿仑尼乌兹酸碱理论，1887酸：溶液中解离出的阳离子全部是H+的化合物。碱：溶液中解离出的阴离子全部是OH-的化合物。§1电解质理论简介1.4酸碱质子理论——布朗斯特酸碱理论，1923酸:凡是可以给出质子的物质都是酸.碱:凡是可以接受质子的物质都是碱.

A(酸)

=B(碱)

+H+(质子)1.5酸碱电子理论——路易斯酸碱理论，1923酸:凡是接受电子对的物质称为酸.碱:凡是给出电子对的物质称为碱.

酸(A)+碱(:B)=酸碱加合物(A:B)1.3酸碱电离理论——阿仑尼乌兹酸碱理论，1887酸：溶液§2水溶液中的解离平衡

2.1水的解离平衡水的离子积——Kw纯水解离平衡:H2O

(l)=H+(aq)+OH-(aq)解离平衡常数：Kw=c(H+)·c(OH-)常温下(298K):

Kw=10-14

水溶液的pH值:pH=-lgc(H+)pOH=-lgc(OH-)

pH+pOH=14§2水溶液中的解离平衡

2.1水的解离平衡水的离子积—2.2弱电解质解离平衡

2.2.1解离平衡和平衡常数2.2.2解离度和稀释定律弱酸的初始浓度为co,平衡时解离度为a,酸溶液越稀,解离度越大——稀释定律一元酸(HAc为例)HAc(aq)=H+(aq)+Ac-(aq)平衡常数：一元碱(NH3为例)NH3(aq)+H2O

(l)=OH-(aq)+NH4+(aq)平衡常数：2.2弱电解质解离平衡

2.2.1解离平衡和平衡常数§3缓冲溶液

3.1缓冲溶液概念、组成

当溶液被适当浓缩、稀释或外加少量酸、碱时，其pH值在一定范围内不发生显著的变化.就称具有这种特性的溶液为缓冲溶液.

缓冲溶液由弱酸与其共轭碱,或者弱碱与其共轭酸组成。简述11§3缓冲溶液

3.1缓冲溶液概念、组成当溶液被3.2缓冲溶液的作用原理与缓冲范围1）缓冲原理加碱HAc(aq)H+(aq)+Ac-(aq)

加酸解离平衡移动使溶液的c(H+)变化不大,pH保持相对稳定.2）pH对于:HA(aq)=H+(aq)+B(aq)平衡时:

选用pKa尽可能接近预期的pH的缓冲对.3)缓冲溶液选择3.2缓冲溶液的作用原理与缓冲范围1）缓冲原理2）pH对于§4盐类水解盐类水解平衡常数(Kh)以醋酸盐为例，如果盐的初始浓度为c盐,存在下列平衡：Ac-(aq)+H2O(l)=HAc(aq)+OH-(aq)同样：NH4++H2O=H++NH3·H2O§4盐类水解盐类水解平衡常数(Kh)以醋酸盐为例，如果盐2）Kh与Kw、Ka、Kb之间关系

醋酸根水解：Ac-(aq)+H2O(l)=HAc(aq)+OH-(aq)醋酸解离：HAc(aq)=H+(aq)+Ac-(aq)两个反应相加得到：H2O(l)=OH-(aq)+H+(aq)根据多重平衡规则：

Kw=Ka·Kb考虑到

：

Kh=Kb=Kw/Ka同样,对于铵盐：Kh=Ka=Kw/Kb2）Kh与Kw、Ka、Kb之间关系醋酸根水解第四章沉淀-溶解平衡学习要求：

1）掌握溶解-沉淀平衡、溶度积规则。2）能够应用

KsӨ进行溶解度等有关计算。

3）学会利用溶度积规则判断沉淀的生成、溶解、转化。第四章沉淀-溶解平衡学习要求：§1溶解度与溶度积简述121.1

溶度积常数

1）溶度积常数的定义例如：平衡常数：

KsӨ(AgCl)={ceq(Ag+)/cӨ}·{ceq(Cl-)/cӨ}不考虑量纲时:

Ks(AgCl)=ceq(Ag+)·ceq(Cl-)当温度一定时,

Ks(AgCl)是常数,把此平衡常数称AgCl的“溶度积常数”，也简称“溶度积”

溶解AgCl(s)Ag+(aq)+Cl-(aq)

结晶§1溶解度与溶度积简述121.1溶度积常数

12）溶度积的一般表达式

则：KsӨ(AnBm)={ceq(Am+)/cӨ}n·{ceq(Bn-)/cӨ}m

或:

Ks(AnBm)=ceq(Am+)n·ceq(Bn-)m

溶解

AnBm(s)nAm+(aq)+mBn-(aq)

结晶溶度积Ks和其他平衡常数一样,可以由实验测定,也可以通过热力学参数计算.2）溶度积的一般表达式溶解1.2溶解度与溶度积的关系设，AnBm的溶解度为s(mol/L),那么：

溶解

AnBm(s)nAm+(aq)+mBn-(aq)

结晶溶解平衡时浓度(mol/L):ns

ms

溶度积：Ks(AnBm)=(ns)n·(ms)m

=nn·mm·sn+m1.2溶解度与溶度积的关系设，AnBm的溶解度为s(m§2沉淀-溶解平衡的移动

2.1溶度积规则

溶度积：

Ks

={ceq(Am+)}n·{ceq(Bn-)}m离子积:

Q

={c(Am+)}n·{c(Bn-)}m溶度积规则：

Q<Ks

时,平衡正向移动,沉淀发生溶解

Q=Ks

时,平衡状态,溶液饱和

Q>Ks

时,平衡逆向移动,溶液过饱和,有新沉淀生成

该规则可以判断沉淀的生成或溶解。

溶解

AnBm(s)nAm+(aq)+mBn-(aq)

结晶§2沉淀-溶解平衡的移动

2.1溶度积规则2.2溶度积规则应用

2.2.1沉淀生成（1）加沉淀剂（2）同离子效应（3）酸效应（4）分步沉淀2.2.2沉淀溶解⑴利用酸碱反应

⑵利用氧化还原反应溶解沉淀

⑶利用配位反应溶解沉淀2.2.3沉淀转化

沉淀转化是指把一种沉淀转变成另一种沉淀的过程。

注意用多重平衡规则计算沉淀溶解、沉淀转化反应的平衡常数。2.2溶度积规则应用

2.2.1沉淀生成（1）加沉淀剂（第五章氧化还原反应与电化学

——要求

4)了解金属腐蚀及其防止的原理。

2)掌握电极电势及电池电动势的能斯特方程及其应用；

1)熟悉电极电势、电动势、电极反应、电池反应间关系；

3)能比较氧化剂还原剂的相对强弱，判断氧化还原反应的方向和程度;并能够正确书写电池符号；第五章氧化还原反应与电化学

——要§1氧化还原反应方程式的配平

1.1氧化数法1.2离子-电子法配平——熟悉即可§1氧化还原反应方程式的配平

1.1氧化数法1.2离子§2电极电势

(1)所利用的氧化还原反应是自发的,即△G<0(2)氧化、还原的两个半反应分别在不同空间完成.(3)两个半反应的电解质溶液之间要有某种方式的沟通.构成原电池的三个条件：电池图式（也称电池符号）:

用一种规定的式子表示一个电池,该式称电池图式.

例如,铜锌电池的图式为:(-)Zn|Zn2+‖Cu2+|Cu(+)一定要注意惰性电极、相符号等容易忽视的小问题。§2电极电势(1)所利用的氧化还原反应是自发的标准氢电极人为选定一个电极做参比，用于衡量其它电极电势的高低。规定：标准氢电极的电极电势为0V即:φӨ(H+/H2)=0.0000V电极符号:Pt|H2(100kPa)|H+(1mol·dm3)电极反应:2H+(aq)+2e-=H2(g)

标准氢电极人为选定一个电极做参比，用于衡量其它电极电池电动势与吉布斯函数变1)电池反应的ΔrGm与电动势E之间的关系电池反应:aA(aq)+bB(aq)=gG(aq)+dD(aq)若不做非电功,则：ΔrGm

=-nFE(1)若在标准态下工作:

ΔrGmӨ=-nFEӨ(2)热力学等温方程:

ΔrGm

=ΔrGmӨ

+RTlnQ(3)其中的反应商:得电动势能斯特方程:

(4)当T=298.15K,代入各常数,用常用对数形式表示:

(5)电池电动势与吉布斯函数变1)电池反应的ΔrGm与电动势E之间2）电池反应的标准平衡常数KӨ与标准电动势EӨ之间的关系根据平衡常数与标准摩尔吉布斯函数变之间关系:lnKӨ=-ΔrGmӨ/(RT)而:ΔrGmӨ=-nFEӨ则有:lnKӨ

=nFEӨ/(RT)或者:lgKӨ

=nEӨ/0.05917一定注意对数形式！电极电势的能斯特方程等价形式：{c(RE)/cӨ}b其中：Q=—————

{c(OX)/cӨ}a

{c(OX)/cӨ}b其中：Q=—————

{c(RE)/cӨ}a

取未知电极为正极，标准H电极为负极，即可由电动势得到未知电极的电极电势：2）电池反应的标准平衡常数KӨ与标准电动势EӨ之间的关系根据电极电势的应用

判断氧化剂与还原剂相对强弱

氧化还原反应方向判断氧化还原反应的程度化学反应进行程度可以用反应的标准平衡常数来衡量,即:lgKӨ=nEӨ/0.05917E>0电池反应正向自发进行.E=0电池反应为平衡态E<0电池反应为逆向自发反应由电极电势高低来判断电极电势的应用

判断氧化剂与还原剂相对强弱 氧化还原反应方向§3元素电势图解

判断歧化反应能否发生

φ左Ө

φ右Ө

A---------------B-----------------C

氧化值依次降低当：φ左Ө