1、1普通化學復習要點普通化學復習要點2022-6-122第一章第一章 化學變化中的能量關系化學變化中的能量關系1. 基本概念：基本概念：體系、體系、環環境、狀境、狀態態、狀、狀態態函數、函數、熱熱、功、功、過過程、途徑、程、途徑、焓焓、 、蓋斯定律、蓋斯定律、熱熱力學力學標標準準態態2. 基本公式：基本公式：熱熱力學第一定律：力學第一定律：U = Q + W 恒（定）恒（定）壓壓反反應熱應熱 Qp = H恒（定）容反恒（定）容反應熱應熱 Qv = U狀態函數的特征：變量只狀態函數的特征：變量只取決于始態與終態，與過取決于始態與終態，與過程無關。程無關。 已知某體系由狀態已知某體系由狀態A到狀態到

2、狀態B，經歷了兩條不同途，經歷了兩條不同途徑徑、，熱和功分別為，熱和功分別為Q1、Q2和和W1、W2，則，則下列式子成立的是（下列式子成立的是（ ） A、Q1 = Q2，W1= W2 B、Q1-W1= Q2-W2 C、Q1+ W1= Q2+ W2 D、Q1+ W1Q2+ W2C狀態函數的特征：變量只取決于始態與終態狀態函數的特征：變量只取決于始態與終態，與過程無關。，與過程無關。U (狀態函數狀態函數) = Q + W (非狀態函數非狀態函數)第一章第一章 化學變化中的能量關系化學變化中的能量關系 H = Qp =U + nRT = Qv + nRT 最穩定單質的標準摩爾生成焓等于最穩定單質的

3、標準摩爾生成焓等于0。常見的最穩。常見的最穩定單質見定單質見pp.13 表表1-1計算化合物的標準摩爾生成焓計算化合物的標準摩爾生成焓fH計算化學反應的標準反應焓計算化學反應的標準反應焓rHrHm = vifHm（生成物）（生成物） - vifHm （反（反應應物）物） vi 是方程式的系數，無量是方程式的系數，無量綱綱。 。 已知反應已知反應2HgO(s)=2Hg(l)+O2(g)，其反應焓，其反應焓H=181.42kJmol-1， 則則HgO(s)的標準生成焓的標準生成焓H (HgO) = kJmol-1。 22H=2 H(Hg(l)+ H(O (g)-2 H(HgO)H(Hg(l)= H

4、(O (g)=0H(HgO)= -181.42/2= -90.71kJ/molQ第一章第一章 化學變化中的能量關系化學變化中的能量關系蓋斯定律：若一反應可分幾步完成，則該反應的反蓋斯定律：若一反應可分幾步完成，則該反應的反應熱等于各分步反應熱之和。或說，如果化學式可應熱等于各分步反應熱之和。或說，如果化學式可以加和，其反應熱也可以加和。以加和，其反應熱也可以加和。應應用：可由已知反用：可由已知反應應的反的反應熱應熱數據，數據，經經加、減運算加、減運算得到特定反得到特定反應應的反的反應熱應熱數據。數據。見見pp.16 例例6已知反應通過加減乘除得已知反應通過加減乘除得到的未知反應，其反應熱到的未

5、知反應，其反應熱也通過相同的運算獲得。也通過相同的運算獲得。 已知已知100kPa， ，298K時時1mol的的H2O2（ （l）分解）分解時時放出放出187.8kJ熱熱量，量，則則反反應應 2H2O(l)+O2(g) = 2H2O2（ （l）的）的 H= () kJmol-1。 。 A、 、187.8 B、 、375.6 C、 、-187.8 D、 、 -375.6B第二章第二章 化學反應的方向化學反應的方向1. 基本概念：基本概念：熵熵、吉布斯自由能與化學反、吉布斯自由能與化學反應應方向的判據方向的判據2. 基本公式：基本公式：反應的熵變：反應的熵變：rSm = viSm（生成物）（生成物

6、）- viSm（反（反應應物物） ） 熵變熵變的一般的一般規規律律 pp.25-26吉布斯自由能：吉布斯自由能：G = H TS rGm = rHm TrSm 按熵減順序排列按熵減順序排列BaSO4(s)、SO3(g)、BaO(s)、S(s)SO3(g) BaSO4(s) BaO(s) S(s) 1. S(g) S(l) S(s) 2. 同相物質：摩爾質量（同相物質：摩爾質量（M） ，則，則S .第二章第二章 化學反應的方向化學反應的方向 G = 0 (G2 = G1) 可逆可逆過過程程 （ （熱熱力學平衡力學平衡態態） ） G 0 (G2 G1) 非可逆非可逆過過程（正反程（正反應應自自發發

7、） ） G 0 (G2 G1) 非可逆非可逆過過程（逆反程（逆反應應自自發發） ）類別類別HSG= HTS結論結論1、 、 +（ （+） ） 0任何溫度下反應非自發任何溫度下反應非自發，不受溫度影響，不受溫度影響2、 、+（ （-） ） 0低溫下反應非自發低溫下反應非自發高溫高溫（ （-） ）0高溫下反應自發高溫下反應自發4、 、低溫低溫（ （-） ）0高溫下反應非自發高溫下反應非自發 已知下列反應，其中標準狀態、溫度較低條件已知下列反應，其中標準狀態、溫度較低條件下不能自發進行的是（下不能自發進行的是（ ） A、HCl(g)+NH3(g) = NH4Cl(s) H 0 B、CO(g) = C

8、(s) +1/2O2(g) H 0 C、CaCO3(s) = CaO(s)+CO2(g) H 0 D、H2O2(g) = H2O(g)+1/2O2(g) H 0C第二章第二章 化學反應的方向化學反應的方向反反應應的的標標準吉布斯自由能準吉布斯自由能變為變為： ：rGm = vifGm（生成物）（生成物）- vifGm （反（反應應物）物）計算反應的轉變溫度：計算反應的轉變溫度：計算計算 rGm = rHm TrSm 并判斷反并判斷反應應的方向的方向HHTSSm(T)m(298.15K)m(T)m(298.15K)轉轉反反應應的溫度范的溫度范圍圍； ；pp 30例例4相相轉變轉變溫度溫度物物質質

9、的熔點、沸點；的熔點、沸點；pp 30例例5已知以下反應的熱力學數據：已知以下反應的熱力學數據： N2(g) + H2O(l) NH3(g) + O2(g)H（kJmol-1） 0 -285.8 -46.1 0S（Jmol-1K-1） 191.5 69.9 192.3 205通過計算判斷通過計算判斷100oC時上面反應是否能自發進行？時上面反應是否能自發進行？223233223*02*( 46.1)3*( 285.8)0765.2/23*2052*(192.3)3*(69.9) 191.5100.6 /(*)2373727.67/0NH ONHOHKJ molSJmol KTKGHT SKJ

10、mol 第三章第三章 化學反應速率化學反應速率1. 基本概念：基本概念：化學反化學反應應速率、基元反速率、基元反應應、復、復雜雜反反應應、速控步、速控步驟驟、活化、活化能能2. 基本公式：基本公式：正確正確書書寫化學反寫化學反應應的反的反應應速率表達式：速率表達式：速率方程與反速率方程與反應級應級數，正確數，正確書書寫反寫反應應速率方程速率方程見見pp.41 例例11BBdcvvdt對對于于基元反基元反應應： dDbBaA 則則： ： baBAkv)()( 且可能有且可能有 ,ma nbnmBAkv)()( 對對于于“ “非基元反非基元反應應”：dDbBaA 則則： ： 第三章第三章 化學反應

11、速率化學反應速率1. 濃濃度；度；2. 壓壓力；力；3. 溫度；溫度；4. 使用催化使用催化劑劑。 。影響化學反應速率的因素：影響化學反應速率的因素：pp.46-501，2：增加活化分：增加活化分子的碰撞幾率子的碰撞幾率3：增加活化分子所：增加活化分子所占比例占比例4：降低反應的活化能：降低反應的活化能給定條件下，測定反應給定條件下，測定反應A+B=D+E的實驗數據如下：的實驗數據如下：A（ （mol.L-1） ） 1.0 2.0 1.0 1.0B（ （mol.L-1） ） 1.0 1.0 2.0 4.0v （ （mol.L-1） ） 1.010-2 410-2 4.810-2 9.610-2

12、則該反應級數為則該反應級數為 級，級，反應速度方程式可表示為反應速度方程式可表示為 。21 4.81 2 1/19.61 442 1 1/21.01 1 abababababvk ABkAmol LbkkBmol Lakvk AB 第三章第三章 化學反應速率化學反應速率基元反基元反應應： ：aA + bB = mG + nD；V = k Aa .Bb 阿阿侖侖尼尼烏烏斯公式斯公式22111 22.303aEkTTlgkRTT1. 相同溫度，活化能相同溫度，活化能Ea越小，越小，k越大，反越大，反應應速率越快速率越快2. 同一反同一反應應，溫度升高，溫度升高，k變變大，反大，反應應速率加快速率加

13、快3. 在低溫區在低溫區k值值隨溫度隨溫度變變化的程度比在高溫區大。化的程度比在高溫區大。4. Ea越大，反越大，反應應速率隨溫度速率隨溫度變變化就越大化就越大溫度變化對反應速率和平衡的影響：溫度變化對反應速率和平衡的影響：升溫升溫/ /降溫，正負反應速率都增大降溫，正負反應速率都增大/ /降低；降低；平衡的移動要由反應的熱效應而定平衡的移動要由反應的熱效應而定 已知反應已知反應2H2O(l) = 2H2(g)+O2(g) ，H0，反應達平衡后，升高溫度，反應達平衡后，升高溫度， 則正反應速率將則正反應速率將 (3) ， 逆反應速率將逆反應速率將 (4) ， 平衡將向平衡將向 (5) 移動，移

14、動， 平衡常數平衡常數K將將 (6) 。 增大增大增大增大正反應方向正反應方向增大增大1. 1. 催化劑只是加快化學反應的速率，并不改變反應催化劑只是加快化學反應的速率，并不改變反應的始態和終態的始態和終態2. 2. 催化劑同等程度地降低正逆反應的活化能，并加催化劑同等程度地降低正逆反應的活化能，并加快正逆反應的速率快正逆反應的速率3. 3. 一種催化劑只對特定的反應起催化作用一種催化劑只對特定的反應起催化作用催化劑對反應速率的影響催化劑對反應速率的影響活化能與反活化能與反應熱應熱的關系的關系:rH = Ea正正 Ea逆逆rH 0 ， ，Ea正正 Ea逆逆， ， 正反正反應應吸吸熱熱，逆反，逆

15、反應應放放熱熱； ；rH 0 ， ， Ea正正 正反正反應趨勢應趨勢大，達平衡大，達平衡時產時產物占物占 優勢優勢。 。 K 107，正反，正反應單應單向向 K 10-7，逆反，逆反應單應單向向 K = 10-7 107，可逆反，可逆反應應 mmG =G + RTlnQmG =-RTlnKmQG = RTlnK化學等溫式化學等溫式當當濃濃度度 or 壓壓力力變變化，使：化，使： Q K Gm K Gm 0 逆向自逆向自發進發進行行第四章第四章 化學平衡原理化學平衡原理判斷反應的判斷反應的方向，方向，并計算反應并計算反應的平衡常數的平衡常數化學平衡移動第四章第四章 化學平衡原理化學平衡原理1.

16、濃濃度；度；2. 壓壓力；力；3. 溫度；溫度；1. 濃濃度度 pp.652. 壓壓力力 pp.66-673. 溫度溫度 pp.67-68121212TTTTRHKKln 對對于放于放熱熱反反應應H K2, 平衡向左移平衡向左移動動； ； 對對于放于放熱熱反反應應H K1, 平衡向右移平衡向右移動動 通常情況下，平衡常數通常情況下，平衡常數Ka、KSP、Kw 具有的共性是（具有的共性是（ ） A、與溫度有關、與溫度有關 B、與濃度有關、與濃度有關 C、與催化劑無關、與催化劑無關 D、與溶質的種類無關、與溶質的種類無關A第五章第五章 稀溶液的依數性稀溶液的依數性1. 基本概念：基本概念：相、量相

17、、量濃濃度、度、質質量摩量摩爾濃爾濃度度2. 基本公式：基本公式：蒸氣蒸氣壓壓下降：下降：沸點升高：沸點升高：凝固點降低：凝固點降低：難揮發、非電解質、稀溶液。難揮發、非電解質、稀溶液。P = P*- P KmBBbbBbBAW1000TKmKMWBffBfBAW1000TKmKMW溶液在凝結過程中其凝固點將（溶液在凝結過程中其凝固點將（ ）。）。 A、 不斷下降不斷下降 B、 保持不變保持不變 C. 不斷升高不斷升高 D、 無規律變化無規律變化 A凝結時液體水凝結時液體水不斷減少不斷減少溶液濃度溶液濃度不斷升高不斷升高使得凝固點使得凝固點不斷降低不斷降低 滲透滲透壓壓： ： = cBRT m

18、BRTBBBW c RTRTM VBBWMRTV滲透現象可以產生，是因為兩種溶液之間存在滲透現象可以產生，是因為兩種溶液之間存在濃度差濃度差。如兩種溶液均為非電解質溶液，簡單比較其濃度即可；如兩種溶液均為非電解質溶液，簡單比較其濃度即可；如有溶液是電解質溶液，需乘以其電離放出的離子數如有溶液是電解質溶液，需乘以其電離放出的離子數,即即0.2mol/Kg NaCl溶液實際濃度為溶液實際濃度為0.2*2 = 0.4 mol/Kg 下列說法正確的是（下列說法正確的是（ ）。）。 A、0.1mol.L-1KNO3溶液和溶液和0.1 mol.L-1葡萄糖溶液具有相葡萄糖溶液具有相同的蒸汽壓；同的蒸汽壓；

19、 B、 將將2g碘分別溶于碘分別溶于100g的的C6H6和和CCl4中，所得兩種溶液中，所得兩種溶液具有相同的沸點；具有相同的沸點； C、只有當土壤的滲透壓小于植物細胞液滲透壓時，植物、只有當土壤的滲透壓小于植物細胞液滲透壓時，植物才能從土壤中吸收水分和養分；才能從土壤中吸收水分和養分； D、5%的尿素溶液和的尿素溶液和5%的蔗糖溶液具有相同的凝固點。的蔗糖溶液具有相同的凝固點。C第六章第六章 酸堿平衡酸堿平衡1. 基本概念：基本概念：同離子效同離子效應應、 、緩緩沖溶液沖溶液2. 基本公式：基本公式：如：弱如：弱電電解解質質 AaBb： ： AaBb = aAb+ + bAa-baabiab

20、A BKA B 解離常數解離常數弱酸弱酸 Ka弱堿弱堿 Kb第六章第六章 酸堿平衡酸堿平衡100%100%已電離溶質分子數已電離溶質濃度原有溶質分子總數溶質的起始濃度影響解離度的因素影響解離度的因素A、酸堿的本性、酸堿的本性。不同酸堿的解離度不同。不同酸堿的解離度不同。B、酸堿的、酸堿的濃濃度。度。濃濃度越小，度越小，則則 越大。越大。C、溫度越高，、溫度越高，則則 越大。越大。aacK 一元弱酸一元弱酸/堿的電離度堿的電離度a與電離常數與電離常數 Ka的關系的關系第六章第六章 酸堿平衡酸堿平衡aKcH 一元弱酸：一元弱酸、弱堿溶液一元弱酸、弱堿溶液pH值值的的計計算算bbKcOH 一元弱堿：

21、第六章第六章 酸堿平衡酸堿平衡 A2-主要來自二主要來自二級級解離解離 A2-Ka2(單純單純H2A溶液中溶液中) H+主要來自一主要來自一級級解離解離,可用稀可用稀釋釋定律定律處處理理; H+ Ka1*C(H2A)1/2適用于二元弱酸體系適用于二元弱酸體系H H2 2A A的的H H+ +和和A A2-2-的計算的計算常見的如常見的如H H2 2S S和和H H2 2COCO3 3下列溶液中，下列溶液中，c(CO32-)最大的是（最大的是（ ）。）。A、 、 0.04mol.L-1 H2CO3溶液溶液B、 、 等體等體積積0.04 mol.L-1 H2CO3和和H2O混合液混合液C、 等體積

22、等體積0.04 mol.L-1H2CO3和和0.08mol.L-1NaOH混合液混合液D、 等體積等體積0.04 mol.L-1 H2CO3和和0.1 mol.L-1HCl混合液混合液C第六章第六章 酸堿平衡酸堿平衡鹽鹽溶液的溶液的pH值值(1)強強堿弱酸堿弱酸鹽鹽NaAc： ：saWcKKOHsaWcKKh(2)強強酸弱堿酸弱堿鹽鹽NH4Cl ： ：sbWcKKHsbWcKKh同離子效同離子效應應 定定義義：指在弱：指在弱電電解解質質（弱酸或弱堿）溶液中（弱酸或弱堿）溶液中加入含相同離子的加入含相同離子的強電強電解解質質， ，導導致弱致弱電電解解質質的解離度的解離度（或離解度）降低的（或離解

23、度）降低的現現象。象。第六章第六章 酸堿平衡酸堿平衡緩緩沖溶液的沖溶液的pH計計算算酸型酸型 HAc-NaAcsaasaannlgpKcclgpKpH堿型堿型 NH3H2O-NH4ClsbbsbbnnlgpKcclgpKpOH2442HPOPOHHPOPOHlgpKpH2442a2兩性型兩性型 在在90mLHAc-NaAc緩沖溶液中，緩沖溶液中，HAc與與NaAc濃度濃度均為均為0.10mol/L，加入：，加入： 10mL0.010mol/L HCl溶液；計算加入前后溶液的溶液；計算加入前后溶液的pH值的變化。已知值的變化。已知HAc的的pKa=4.75加入前加入前4.750.100.10lg

24、4.75cclgpKpHsaa加入加入10mL 0.010mol/L HCl溶液后溶液后 c(HAc)=(0.1090 + 0.0110)/100 = 0.091(mol/L) c(Ac-)=(0.1090 - 0.0110)/100 = 0.089(mol/L)4.740.0890.091lg4.75cclgpKpHsaa則比值=1，ca = cs，cb = cs緩沖能力最好，對H+、OH有同等能力。當緩沖對總濃度相同，緩沖比等于1時，緩沖容量最大，因而緩沖能力也最大。緩沖范圍：通常指pH=pKa1或pOH=pKb1的范圍第六章第六章 酸堿平衡酸堿平衡對于緩沖溶液，要求記住其概念，以及其實際

25、應用例對于緩沖溶液，要求記住其概念，以及其實際應用例子和現實意義。子和現實意義。見見pp.117-118 例例題題以及以及應應用用正確書寫共軛酸堿對正確書寫共軛酸堿對 下列各溶液中抗酸能力最強的是（下列各溶液中抗酸能力最強的是（ ）。）。 A、 、0.1mol.L-1HAc和和0.1mol.L-1NaAc混合溶液混合溶液 B、 、 0.5 mol.L-1HAc和和0.5 mol.L-1NaAc混合溶液混合溶液 B、 、 0.15 mol.L-1HAc和和0.05 mol.L-1NaAc混合溶液混合溶液 D、 、 0.04 mol.L-1HAc和和0.6 mol.L-1NaAc混合溶液混合溶液B

26、第七章第七章 沉淀溶解平衡沉淀溶解平衡( )()()()nmmnnmmnspA B smAaqnBaqK = c(A)c Bg平衡常數：沉淀溶解平衡常數：沉淀溶解平衡常數：同類型同類型難溶電解質溶解趨勢難溶電解質溶解趨勢spspK K 越小，其在水中的溶解度越小，沉淀越容易形成。越大，其在水中的溶解度越大，沉淀越難形成。第七章第七章 沉淀溶解平衡沉淀溶解平衡(1) AB型型 難難溶溶電電解解質質 (AB)(AB)spS=K(2) A2B 或或 AB2型型 233(2 )44spspKSSSKS(3) A3B 或或 AB3型型344(3 )927spspKSSSKS 難溶電解質難溶電解質Ag2S

27、的飽和溶液中的飽和溶液中 Ag+ = a mol.L-1，S2- = b mol.L-1， 則其則其Ksp為（為（ ）。）。 A、4ab2 B、2a2b C、4a2b D、a2bD 對對于同于同類類型的型的難難溶溶電電解解質質可直接根據可直接根據Ksp的大小判斷的大小判斷其溶解能力，其溶解能力，Ksp越大，越大，則則其溶解能力也越大。其溶解能力也越大。 對對于不同于不同類類型的型的難難溶溶電電解解質質，只能通，只能通過計過計算求出溶解算求出溶解度（度（S）以后再比）以后再比較較。 。S越大，越大，則則其溶解能力便越大其溶解能力便越大。lnGRTspGRTKKe 第七章第七章 沉淀溶解平衡沉淀溶

28、解平衡第七章第七章 沉淀溶解平衡沉淀溶解平衡 Qi = KSP, G = 0， ，溶液溶液飽飽和，和， 無沉淀；無沉淀； Qi KSP , G KSP, G 0， ， 溶液溶液過飽過飽和和, 有沉淀析出有沉淀析出請認真理解第七章課件的例題以及解答，尤其是結合請認真理解第七章課件的例題以及解答，尤其是結合酸堿平衡和沉淀溶解平衡的計算題酸堿平衡和沉淀溶解平衡的計算題沉淀的生成沉淀的生成同離子效應，鹽效應對難溶電解質溶解度的影響同離子效應，鹽效應對難溶電解質溶解度的影響 pp.132-133 在含有固體在含有固體PbI2(s)的飽和溶液中，當加入等的飽和溶液中，當加入等體積的下列溶液時，會使體積的下

29、列溶液時，會使PbI2溶解度增大的是溶解度增大的是（ ）。）。 A、 、 1 mol.L-1 KI B、 、 1 mol.L-1 NaI C、 、 1mol.L-1 PbI2 D、 、 1 mol.L-1 NaNO3D將將40mL0.25mol.L-1MgCl2溶液與溶液與60mL0.2mol.L-1NH3H2O-0.20mol.L-1NH4Cl混合溶液混合，計算說明混合溶液混合，計算說明能否產生能否產生Mg(OH)2沉淀？沉淀？已知已知NH3H2O的的Kb=1.8*10-5, Mg(OH)2的的KSP =1.2*10-12解解:按題意按題意(4:6體積混合體積混合), c(Mg2+)=0.1

30、mol.L-1；c(NH4+)=0.12mol.L-1; c(NH3.H2O)=0.12mol.L-1,NH3-NH4Cl 混合液：混合液：Q I = Mg2+OH-2 = 0.1*(1.810-5)2 = 3.2410-11Q I KoSP 有沉淀生成有沉淀生成550.121.8*10*1.8*10/0.12bbsCOHKmol LC第八章第八章 氧化還原反應氧化還原反應1. 基本概念：基本概念：氧化數氧化數正確配平氧化還原方程式，正確書寫原電池符號正確配平氧化還原方程式，正確書寫原電池符號氧化數的計數規則氧化數的計數規則 pp.150通式： ()導體還原劑電對(注明濃度或分壓) 氧化劑電對(注明濃度或分壓) 導體(+)2. 基本公式：基本公式：原原電電池池電勢電勢： ： ; = (+) ()* *氧化還原電對電勢值越低氧化還原電對電勢值越低( (負負) )，還原態