大学普通化学总结

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答疑:南堂-3125月22日(星期二)晚上:7:008:305月29日(星期二)晚上:7:008:306月2日(星期六):上午8:0011:00,下午2:305:006月3日(星期日):上午8:0010:30,期末考试时间:6月3日(星期天),下午2:00-4:00地点:石工11级7-9班:东廊201;重修生:东廊201;石工10级15班:东廊103。考试要求(学校规定!)1、不允许有任何作弊现象发生!若有考试违纪学生,当天报送,学校当天处理!2、带相关证件:学生证、转专业证、重修证,没有证件不允许考试。不能使用一卡通和身份证!3、带计算器,不允许借其他同学的计算器!4、不允许使用自己的草稿纸,可以在考试本背面或后面附有的草稿纸上进行演算,绝对不允许撕下草稿纸,否则考试本作废。成绩:平时成绩(占?%)+期末成绩(占75-80%)其中:平时成绩包括作业成绩和实验成绩各10%和?%。注意:没完成作业和实验报告的同学尽快完成并交给老师!总结复习要求:1、全面复习,会总结!(最少看3遍书)2、适当做练习(包括作业),有疑问一定要答疑!3、主要内容:第一章第八章考试题型填空题、判断题、选择题、配平题(写出生成物并配平)、简答题!计算题:(热力学、弱电解质、难溶电解质、配离子解离平衡、电化学计算)1、概念及定律体系及类型、状态函数、恒压热效应、焓、熵及其性质、热力学第一定律、分压定律、盖斯定律、标准生成焓fH、标准熵S、标准生成吉布斯函数fG。注意:S(完整晶体,0K)=0;S(单质,298K)≠0第一章化学反应的基本规律P1第二章化学反应的方向和程度P24一、判断化学反应进行的方向2、标准态:(气体的分压p=p,溶液中溶质的浓度c=c)(1)T=298K时:①T298HH298298TSTHG298298298S298HG反应物产物)()(298298298GvGvGfifi②(2)T为任意温度:注意:①G0反应正向进行。②温度对H和S的影响较小,在一定温度范围内,可认为:③计算时单位要一致,S的单位Jmol-1K-1化为kJmol-1K-1。T298SSKlgRT303.2GT(2)T为任意温度:注意:GT的单位为Jmol-1。3、非标准态(任意态):①吉布斯公式:ΔG=ΔH-T·ΔS(定性判断)用来判断反应方向或者判断自发进行的温度条件。②热力学等温方程:2.303lgGGRTQ注意:(1)G0反应正向进行。(2)计算时G和G的单位采用Jmol-1。反应商QK,反应正向进行。③任一可逆反应:dDgGbBaA[()/][()/][()/][()/]gdabcGccDcQcAccBcc为任意态浓度二、化学平衡1、概念及其物理意义化学平衡的特点、标准平衡常数定义、活化能、多重平衡规则及其应用(电解质溶液、配位化合物)*可逆反应的平衡常数是互为倒数的关系。对于任一可逆反应:平衡时,各物质浓度符合:dDgGbBaA[()/][()/][()/][()/]gdabcGccDcKcAccBcc—平衡浓度2、化学平衡的计算(1)利用公式:(2)利用标准平衡常数的表达式进行计算(平衡时的相对浓度、相对分压)(3)利用多重平衡规则3、化学平衡的移动及有关计算(吕·查德里原理)(判断反应平衡移动方向或者判断有利于产物生成所需要的浓度、压力、温度条件。)45页:如果改变平衡体系的条件之一(如浓度、压力、温度),平衡就向着能减弱其改变的方向移动。RT303.2GKlgT三、化学反应速率P321、概念及定律:平均速率、催化剂、质量作用定律、反应速率方程、反应级数平均速率:无论用反应物还是生成物表示反应速率,反应速率数值都是相同的。注意:质量作用定律只适用于基元反应!tc1ii填空:1、已知基元反应2NO(g)+Cl2=2NOCl(g),该反应的速率方程是,反应的级数是;如果容器体积不变,将NO的浓度增加到原来的3倍,反应速率增加为原来的倍。三、化学反应速率P322、影响化学反应速率的因素:浓度、压力、温度、催化剂等如何影响反应速率?阿仑尼乌斯公式:原因?(21页)催化剂的作用:催化剂改变了反应途径,降低了活化能,可同时加快正、逆反应速率,缩短反应达到平衡的时间,但不能改变平衡状态,即不能使平衡发生移动,不能改变K,也不能改变平衡转化率。RTEaeZk判断题:1、标准态规定了温度为298K。()2、稳定单质在298K时的标准摩尔生成吉布斯函数和标准摩尔熵均为零。()3、反应焓变等于反应热。()4、氧化还原反应达平衡时,标准电动势和K均为零。()5、自发过程必使体系的熵值增大。()6、公式中的n是指氧化剂得到电子的数目。()7、有一溶液中存在几种氧化剂,它们都能与某一还原剂反应,一般来说,电极电势代数值大的氧化剂与还原剂反应的可能性大。()答案:1,2,3,4,5,6,7059.0nEKlg选择题:1、下列函数均为状态函数的是:()A.H,G,WB.U,S,QC.T,P,UD.G,S,W2、已知某化学反应是吸热反应,欲使此化学反应的速率常数k和标准平衡常数K都增加,则反应的条件是:()A.恒温下,增加反应物浓度;B.升高温度;C.恒温下,加催化剂;D.恒温下,改变总压力3、已知下列反应的平衡常数:H2(g)+S(s)⇌H2S(g):K1;O2(g)+S(s)⇌SO2(g):K2;则反应:H2(g)+SO2(g)⇌O2(g)+H2S(g)的平衡常数为:()A.K1-K2;B.K1·K2;C.K2/K1;D.K1/K24、pH改变,电极电势变化的电对是()。A.Fe3+/Fe2+B.I2/I-C.MnO4-/Mn2+D.Ni2+/Ni答案:1C,2B,3D,4C5、对于一个化学反应,下列说法正确的是:(D)A.浓度越小,反应速率越快;B.温度越小,反应速率越快;C.活化能越大,反应速率越快;D.活化能越小,反应速率越快6、反应H2(g)+Br2(g)⇌2HBr(g)在800K时K=3.8×105,1000K时K=1.8×103,则此反应是:(B)A.吸热反应;B.放热反应;C.无热效应的反应;D.无法确定填空:1、根据阿仑尼乌斯公式,随温度的升高,其速率常数k将增大;对不同反应,其活化能越大,速率常数k将越小。2、反应NO2(g)+NO(g)⇌N2O3(g),ΔH0,当反应达到平衡时,①T一定,压缩容器体积,增大系统的总压,平衡向右移动;②T一定,保持容器体积不变,通入氖气使系统总压增加,平衡不移动。第三章电解质溶液P51一、酸碱质子理论:共轭酸、共轭碱、酸碱共轭关系二、弱电解质溶液中的解离平衡1、概念:解离常数、稀释定律、解离度、同离子效应、缓冲溶液及其缓冲原理*在酸碱质子理论中,给出质子的物质是酸,接受质子的物质是碱。酸和碱的相互依存、相互转化的关系称为酸碱共轭关系。酸碱反应的实质是两个共轭酸碱对之间的质子的传递过程。2、计算:弱酸、弱碱、二元弱酸、缓冲溶液中H+离子浓度及pH值3、缓冲溶液的配制方法及有关计算类型:弱酸及弱酸盐弱碱及弱碱盐三、难溶电解质的沉淀溶解平衡P701、概念:溶度积、同离子效应、盐效应、分步沉淀、沉淀的转化。盐效应:在弱电解质溶液中,加入不含弱电解质离子的强电解质,会使弱电解质的解离度增大。234CO)s(CaSO243SO)s(CaCO如何计算K?2、计算:(1)溶度积:(2)溶度积规则及其应用:离子积:QKsp:溶液不饱和(无沉淀产生,或原有沉淀溶解)QKsp:溶液过饱和(有沉淀析出,至达到饱和)Q=Ksp:溶液饱和,无沉淀生成或有沉淀不溶解。类型:计算溶度积、溶解度、判断沉淀是否生成(加入氨水或加入缓冲溶液)、判断分步沉淀的顺序、判断沉淀的转化等四、影响水解反应的因素水解离子的本性、盐溶液的浓度、温度和溶液的pH值。)B(c)A(c)BA(Kmnnmnmsp)()(mnnmBcAcQmnnmnBmABA一、填空题:1、已知氨水溶液中,c(OH-)=2.410-3moldm-3,则此氨水的浓度为0.32moldm-3。(Kb=1.810-5)2、Ca(OH)2的Ksp=3.710-6,则Ca(OH)2饱和溶液的pH值为12.28。二、通过计算判断下列反应方向(未注明者为标准条件)(用箭头表示):1、Mg(OH)2(s)+2NH4+(→)Mg2+(0.01moldm-3)+2NH3H2O(0.01moldm-3)已知:Ksp(Mg(OH)2)=1.810-11,K(NH3H2O)=1.7710-52、BaSO4(s)+CO32-(0.1moldm-3)(←)BaCO3(s)+SO4-2(0.01moldm-3)已知:Ksp(BaSO4)=1.110-10,Ksp(BaCO3)=5.110-9思路:计算Q和K,比较Q和K大小,从而判断反应方向。(1)Q=1.010-4,K=0.057(2)Q=0.1,K=0.022第四章氧化还原反应和电化学P82一、离子-电子配平氧化还原反应二、原电池1、会写原电池符号、电池反应以及电极反应。2、会应用能斯特方程计算电极的电极电势:氢电极:2H++2e-=H2bac/)(cc/)(clgn059.0还原态氧化态p/)H(pc/)H(clg2059.022第四章氧化还原反应和电化学P82三、电极电势的应用(综合计算题)1、计算原电池的电动势:2、判断氧化剂或还原剂的相对强弱:注意:(1)标准态时根据的大小比较;(2)非标准态时根据的大小比较。3、判断氧化还原反应进行的方向:(1)标准态时通过的符号判断;(2)非标准态时通过G或E的符号判断。EG或nFnFEGnFEGEE标准第四章氧化还原反应和电化学P824、判断氧化还原反应进行的程度:注意:n指的是什么?四、电解:判断电极产物及电极反应五、金属材料的腐蚀与防腐1、防腐类型及电极反应:析氢腐蚀、吸氧腐蚀、差异充气腐蚀(概念、实例?)2、防腐措施(具体的方法):牺牲阳极保护法、外加电流法059.0n059.0nEKlgT=298K:计算题:已知:298K时,酸性介质中,(MnO4-/Mn2+)=1.49V;(Cl2/Cl-)=1.36V。(1)将此两个标准电极组成原电池,写出电池符号、反应反应和电池反应。(2)当时c(Mn2+)=0.1moldm-3时(其它不变),计算此时反应的G。(3)计算298K时该反应的标准平衡常数K。提示:①G=-nFE=-1096485(1.502-1.36)=-137.01103Jmol-1=-137.01kJmol-1②③2MnO4-+8H++5e-=Mn2++4H2O221008.1K034.22059.0)36.149.1(10059.0nEKlgV502.1)Mn(c)H(c)MnO(clg5059.0284第五章原子结构与周期系P127一、概念理解波函数、原子轨道、几率密度、电子云、角度分布图、四个量子数、电子层、电子亚层、能级、能级组、等价轨道、电负性的概念及物理意义。核外电子运动状态的特征:①量子化特征:氢原子光谱是线状光谱,证实核外电子运动的能量具有量子化特性。②波粒二

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