普通化学：第一章 气体、液体、溶液

一、理想气体定律

1．理想气体状态方程的导出

2．理想气体状态方程式各项的物理意义和单位

3．理想气体状态方程的应用二、混合气体分压定律

1.气体的分压定律

2.分压定律的应用

3.理想气体状态方程的适用条件三、气液转化与平衡，液体的蒸汽压四、溶液浓度的表示方法及换算，溶解度第一章气体、液体、溶液理想气体假定：分子不占有体积分子间作用力忽略不计

PV=nRT（气体状态方程）

T为热力学温度压力体积温度气体常数摩尔数适用于：温度较高或压力较低时的稀薄气体气体状态方程

的

运用R的取值随压力单位的变化而不同

8.31kPa·dm3·mol-1·K-1

0.0821atm·dm3·mol-1·K-1几种变化情况：PV=nRTBoyle定律：PV=衡量（T,n恒定）Charles-Gay-Lussac定律：V/T

=衡量（P,n恒定）Avogadro定律：V/n=

衡量（T,P恒定）

气体方程的其它运用求分子量（摩尔质量）M

PV=(m/M)RT(n=m/M)求密度（r)

r=m/VP(m/r)=nRTr=P(m/n)/(RT)M=m/n

r=(PM)/(RT)分压和分体积

分压力：混合气体中每一组分气体单独占有整个混合气体容积时所产生的压力，成为该组分气体的分压力。

P总=PA+PB

（T，V恒定）

T、VPAPBnBnAP总

分体积：所谓某气体的分体积是指和混合气体具有相同温度（T）和相同压力（P总）时该气体所占的体积。

V总=VA+VB

（T，P恒定）

TPVAVBnA

nB

V总P总=PVAVBPAV=PVA=nART

临界常数：临界温度Tc:

每种气体液化时，各有一个特定温度叫临界温度。在Tc以上，无论怎样加大压力，都不能使气体液化。临界压力Pc:

临界温度时，使气体液化所需的最低压力叫临界压力。临界体积Vc:

在Tc和Pc条件下，1mol气体所占的体积叫临界体积。均与分子间作用力及分子质量有关。液体的气化：蒸发与

沸腾蒸发:

液体表面的气化现象叫蒸发（evaporation)。蒸发冷凝

“动态平衡”饱和蒸气压：与液相处于动态平衡的这种气体叫饱和蒸气，它的压力叫饱和蒸气压，简称蒸气压。饱和蒸气压的特点：1.温度恒定时，为定值；2.气液共存时，不受量的变化；3.不同的物质有不同的数值。蒸气压的计算蒸气压的对数与的直线关系:×103/K-1应用：1）计算液体的蒸发热；2)求蒸气压

要注意R

的单位与

Hvap的单位一致。Clapeyron-Clausius方程:一、化学热力学的常用术语二、热化学

1.热力学第一定律

2.焓和焓变的性质

3.反应焓变的计算三、化学反应方向的判断

1.熵与熵变的性质

2.熵变、熵增加原理

3.Gibbs自由能与Gibbs自由能变

(1)ΔG是反应自发性的判据

(2)ΔG的性质和计算

(3)Gibbs-Helmholtz方程的应用第二章化学反应的方向热力学中的常用术语体系（敞开、封闭、隔离）和环境状态和状态函数途径和过程热和功内能焓与焓变

热力学第一定律（能量守恒定律）：恒压条件下体系只做体积功

恒容条件下（封闭体系）定义焓变的计算（1）利用Hess定律计算

（2）用生成焓(

Hf)计算（3）用键焓(

HB)计算注意：用键焓计算反应只限于气态物质。液态、固态时不能计算。另外，用于双键等多键时，误差加大。反应自发进行的方向

在给定条件下，不需要任何外力做功就能自动进行的化学反应或物理变化过程，在热力学称为自发反应或自发过程。熵(s)和熵变(

S)

熵（S）是体系或物质混乱度的量度。

热力学第三定律：在绝对零度，任何理想晶体（指纯净而完美的晶体）的熵值为零。理想晶体:纯净而完美的晶体。理想晶体中的质点完全停止了运动。（假想状态）熵值的一些规律：(1)规定(H+(aq)的=0,有些Mn+(aq)的为负值。(2)同类物质摩尔质量M越大，越大。（因为原子数、电子数越多，微观状态数目也就越多。）(3)气态多原子分子的值较单原子的大。

O3

O2

O(4)摩尔质量相等或相近的物质，结构越复杂，值越大。

CH3CH2OH

CH3OCH3（后者的对称性好）(5)温度增加，值升高。(6)压力对液态、固态物质的熵值影响较小，而对气态物质的影响较大。压力增加，值降低。熵变的计算

（1）化学反应熵变的计算式（标态）（2）

Sθ总反应=S1θ+S2θ+ּּּּּּּּ（3）恒温恒压可逆过程,可用热力学第二定律计算

S=(热温熵)(Q可为可逆过程热效应)熵增加原理

在一个孤立体系中，任何一个自发过程，其结果都导致熵的增加，而商减的过程是不自发的，这个原则称熵增加原理。它也是热力学第二定律的一种表达形式。（

S体+

S环）=S孤>0熵变与反应的自发性：S孤>0自发

S孤<0非自发

S孤=0体系处于平衡状态Gibbs自由能(G)

与Gibbs自由能变化(

G)

热效应：

H

混乱度（熵）：

S

综合判断参数：

G=H－TSGibbs-Helmholtz方程（有时记作G-H方程）。（封闭体系）（1）标态

,且T=298K

时，查表计算（2）标态,且T≠298

K

时

Gθ=Hθ–TSθ

G

(

G)计算（3）

G=G1+G2+G3+ּּּּּּ

G总θ=G1

+G2

+G3

+ּּּּּּ（4）用Van'tHoff等温式计算反应的

G用

G，Gibbs公式判断反应方向等温过程（封闭体系）：

G=H–T

SH<0,S>0

G<0正向自发

H>0,S<0

G>0正向非自发当

G=0

体系处于平衡当体系处于平衡状态非自发反应自发反应在标态及T（K）时，则有

G的物理意义（1）

G和非体积功的关系

此式表示，可逆过程Gibbs自由能的减少等于恒温恒压下体系所做最大非体积功。（2）G-H方程的应用

即为由自发反应转变为非自发或由非自发转变为自发反应的转变温度。时，当可逆过程：

是一个无限小的连续过程，体系随此过程的变化做功的同时，吸热或放热，是可逆的。可逆过程所做的功最大。始态:P1,V1终态:P2,V2途径a:

P1,V1

P2,V2

途径b:

P1,V1

Pb,Vb

P2,V2途径c:

P1,V1

Pb,Vb

Pd,Vd

P2,V2所做的功：途径:a<b<cG-H方程的应用

化学反应的

G

与自发性H

S

G

=H

－TS

低温高温正向反应自发性随温度的变化–+––任何温度下均自发+–++任何温度下

均非自发–––+低温时自发高温时非自发+++–低温时非自发高温时自发当

G

=0时,H

=T转

S

，T转=H

/S

自发反应非自发反应

T转一、化学平衡的特征二、平衡常数经验平衡常数（K）标准平衡常数（K

），ΔG

=-2.30RTlgK

K

与K的区别与联系多重平衡平衡常数的应用三、化学平衡的移动浓度的影响压力的影响温度的影响四、热力学在气－液平衡中的应用第三章化学反应的限度平衡态的特征

反应达到平衡状态时，反应物和生成物的浓度不再随时间而变化，这时各物质的浓度或分压称平衡浓度或平衡分压。

反应物和生成物平衡浓度或平衡分压之间的定量关系用平衡常数表示。•可逆反应，动态平衡（

G=0）正向反应速率=逆向反应速率•平衡常数以及平衡的移动平衡常数实验平衡常数ng:生成物与反应物气体总计量数之差。标准平衡常数化学反应的限度与平衡常数KK反映了在给定温度下，反应的限度。K值大，反应容易进行。一般认为，（1）K10+7

自发，反应彻底（2）K10-7

非自发，不能进行（3）10+7K10-7一定程度进行反应程度受浓度、压力、等条件的影响。可通过实验条件促进平衡的移动。求算K值：（1）测定（2）热力学计算平衡常数与Gibbs自由能变（任何温度下，平衡常数与标准Gibbs自由能变的关系）非标准状态下的化学反应的方向：Van’tHoff等温式：

在非标态、指定温度下

Q/K

<1GT<0正向自发

Q/K

>1

GT>0正向非自发

Q/K

=1GT=0

处于平衡=-2.30RTlgK

+2.30RTlgQ当

GT=0时，体系处于平衡状态，有则：根据实践经验，一般认为：①

≤

-40

kJ/molK≥10+7

反应自发、完全②≥

+40kJ/molK≤10–7反应不可能③

-40<

<+4010–7<K<10+7

可通过改变条件来促进反应进行G是状态函数，具加合性=+-RTln=-RTln–RTlnln=ln+ln

若干反应方程式相加（减）所得到的反应的平衡常数为这些反应的平衡常数之积商）。多重平衡

在一个平衡体系中，有若干个平衡同时存在时，一种物质可同时参与几个平衡，这种现象称多重平衡。化学平衡的移动

条件改变使平衡态变化：浓度、压力、和温度1.浓度对化学平衡的影响在一定温度下，K

是定值，Q的变化

2.压力对化学平衡的影响3.温度对化学平衡的影响Van'tHoff方程式勒·夏特里（LeChatelier)原理：

改变平衡体系的外界条件时，平衡向着削弱这一改变的方向移动。（也称为化学平衡移动原理）。浓度：增加反应物浓度，平衡向生成物方向移动；压力：增加压力，平衡向气体计量系数减小方向移动；温度：升高温度，平衡向吸热方向移动。一、酸碱质子理论

1.Brönsted-Lowry质子理论，共轭酸碱对的概念

2.酸碱强弱，Ka、Kb及其相互关系二、各类酸碱平衡，平衡常数K及溶液pH的计算溶剂的自偶电离平衡一元弱酸（碱）、多元弱酸（碱）的电离平衡酸碱中和反应平衡三、酸碱电离平衡的移动及应用同离子效应及其计算酸度对电离平衡的影响缓冲溶液的组成、选择、配制及pH的计算第四章酸碱电离平衡酸碱定义酸碱质子理论（Br

nsted-Lowry质子理论）

能给出H+

的物质为酸

能与H+

结合的物质为碱NH4+

NH3+H+[Al(H2O)6]3+[Al(H2O)5(OH)]2++H+HCO3–CO32–+H+酸碱+H+水的自偶电离平衡水本身电离平衡H2O+H2OH3O++OH–

[H3O+]=[OH–]=1.0×10–7

（mol/dm3)则Kw=[H3O+][OH–]=1.0×10–14(无量纲）Kw

称为水的离子积，是水的电离常数。Kw随温度的增加，略有增加。弱酸弱碱的电离平衡一元弱酸弱碱的电离平衡一元弱酸（碱）溶液的[H3O+]（或[OH–])的简化公式假定：（1）在0.10mol/dm3HA水溶液中，水本身的电离可忽略，即由H2OH3O+

产生的[H3O+]<10-7(mol/dm3)；（2）HA的电离度

5%

，或

c/K380

（400）多元弱酸弱碱1.多元弱酸溶液中，[H3O+]主要由第一步电离决定

可按一元酸来计算

[H3O+]2.二元弱酸H2A溶液中，[A2–]≈Ka23.多元弱碱（如Na2S,Na2CO3,Na3PO4等）的情况与多元弱酸的相似，计算时用Kb代替Ka

即可。4.两性物（H2PO4–,HCO3–

等）的酸碱性取决于相应酸常数和碱常数的相对大小。（pH值的定量计算本课不要求）两种弱酸（弱碱）混合，当两者的浓度相近且Ka相差很大时，只考虑Ka

大的，来计算[H3O+]同离子效应：在弱电解质溶液中，加入含有共同离子的强电解质而使电离平衡向左移动，从而降低弱电解质电离度的现象，称为同离子效应。①用同离子效应来控制溶液的pH值；②通过调节pH值来控制共轭酸碱对的浓度。缓冲溶液

含有“共轭酸碱对”的混合溶液能缓解外加少量酸、碱或水的影响，而保持溶液pH值不发生显著变化的作用叫做缓冲作用。具有这种缓冲能力的溶液叫缓冲溶液。缓冲溶液：HAc

+

H2OH3O++Ac–

缓冲能力取决于共轭酸碱对的比例大小，以及共轭酸碱对的浓度，同时pH尽量接近pKa.酸碱中和反应（弱酸弱碱电离平衡的逆反应）强酸强碱的中和反应

H3O++OH－

H2O+H2O

强酸弱碱的中和反应如：HCl与NaAc

H3O++Ac－

HAc+H2O

强碱弱酸的中和反应如：NaOH与HAc

HAc

+OH－

Ac－

+H2O弱碱弱酸的中和反应（较强酸顶替较弱酸）

HAc

+S2–Ac－

+HS－酸碱中和反应溶液中的酸度计算•强酸与弱碱

H3O++A－

HA+H2O

溶液酸度计算式：（按HA

电离平衡计算）

•强碱与弱酸

HA

+OH－

A－

+H2O中和电离（简化式）（简化式）中和电离一、溶度积（Ksp）

1.溶度积的概念

2.如何求得溶度积，溶度积与溶解度的关系二、沉淀的生成和溶解同离子效应和沉淀的完全度沉淀的溶解，酸溶效应沉淀的转化三、分步沉淀

1.分步沉淀的可能性

2.分步沉淀的控制第五章沉淀溶解平衡溶度积(TheSolubilityProduct)沉淀溶解的平衡常数，称为溶度积，Ksp。Ksp与温度和难溶电解质的本性有关。1－1型：

AgCl(s)＝Ag＋(aq)

＋Cl－(aq)

SS

Ksp

＝[Ag+]

[Cl－]＝S21－2型：

Ag2CrO4(s)=2Ag+(aq)+CrO42-(aq)2S

SKsp=[Ag+]2[CrO42-]=(2s)2(s)溶度积与溶解度成立条件：2难溶电解质的离子在溶液中不发生任何化学反应.1稀溶液中，离子强度等于零。3难溶电解质要一步完全电离。Fe(OH)3(s)=Fe(OH)2

+(aq)+OH

–(aq)K1Fe(OH)2+(aq)=Fe(OH)2+(aq)+OH

–(aq)K2Fe(OH)2+(aq)=Fe3+(aq)+OH

–(aq)K3

Fe(OH)3(s)=Fe3+(aq)+3OH

–(aq)

Ksp=K1K2

K3

S(3S)3

又如：HgCl2(s)=HgCl2(aq)=Hg2+(aq)+2Cl–(aq)

（分子形式）

S

＝

[HgCl2]+[Hg2+]

Ksp4S3另外要注意：

对于同种类型化合物而言，Ksp

，S。但对于不同种类型化合物之间，不能根据Ksp来比较S的大小。

沉淀的生成(Precipitation)Q与Ksp的关系：溶度积原理

1Q＝Ksp，平衡状态

2Q>

Ksp，析出沉淀

3Q<

Ksp，沉淀溶解

•定量分析：溶液中残留离子浓度

10－6

（mol/dm3）

•定性分析：溶液中残留离子浓度

10－5

（mol/dm3）沉淀完全同离子效应：加入含有共同离子的电解质而使沉淀溶解度降低的效应。盐效应：

加入强电解质而使沉淀溶解度增大的效应。

（静电吸引使不易沉淀）沉淀的溶解1）通过加入酸，生成弱电解质，可以使得难溶氧化物和碳酸盐等难溶盐溶解。2）氧化还原反应

3）生产络合离子

沉淀的转化PbCrO4(s)（黄色）=Pb2+(aq)+CrO42–(aq)

加入(NH4)2S溶液：Pb2+(aq)+S2–(aq)=PbS(s)（黑色）总反应：PbCrO4(s)+S2–(aq)=PbS(s)+CrO42–(aq)K很大，反应很彻底。沉淀的转化BaSO4