大学普通化学总结

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