无机及分析化学(第三版)总复习资料2013

第一章溶液和胶体溶液浓度的表示方法物质的量浓度BmncBVolL()/单位：/()()BBBBmMcBmcBVMV质量摩尔浓度BBABAnmbBmMm()molKg-1单位：物质的摩尔分数nnxBB1ABABABABABnnxxxxnnnn质量分数mmB总本节小结饱和蒸汽压下降凝固点降低沸点升高渗透压∆P=P*纯溶剂·X溶质（拉乌尔定律）∆tf=Kf·bПV=nRT或П=cRT∆tb=Kb·b胶粒吸附带电3.胶粒带电的原因:a.吸附作用b.电离作用例1:Fe(OH)3胶体——金属氢氧化物的代表制备反应：Fe3++3H2O=Fe(OH)3+3H+电离反应：Fe3++H2O=Fe(OH)2++3H+Fe(OH)2+=FeO++H2O[Fe(OH)3]m胶核吸附与其组成相关的FeO+离子，而带正电荷。例2：As2S3溶胶——金属硫化物的代表制备反应：2H3AsO3+3H2S=As2S3+6H2O电离反应：H2S=H++HS-[As2S3]m胶核吸附与其组成相关的HS-,而带负电.胶粒吸附带电例3:AgI溶胶——难溶强电解质溶胶的代表制备反应：AgNO3+KI=AgI+KNO3[AgI]m核，在KI过量时，优先吸附I-，而带负电，得负溶胶。在AgNO3过量时，优先吸附Ag+，而带正电，得正溶胶。胶粒电离带电2）电离作用：胶粒表面基团的电离作用。例：硅酸溶胶的胶核由很多的硅酸，以XSiO2·YH2O或（H2SiO3）表示组成。H2SiO3=HSiO3-+H+=2H++SiO32-HSiO3-+H+SiO32-+H+H2SiO3HSiO3-HSiO3-HSiO3-HSiO3-HSiO3-HSiO3-HSiO3-HSiO3-(SiO2)m(SiO2)m胶团胶粒扩散层胶核电位离子反离子(束缚)反离子(分散在溶液中)吸附层扩散双电层三、胶团的结构1)胶团的结构:溶液与胶体§1—4胶体溶液2)胶团结构式:3)溶胶的双电层结构和电动电位:胶团结构溶胶具有扩散双电层结构扩散层吸附层Cl－Cl－Cl－Cl－Cl－Cl－FeO＋FeO＋FeO＋FeO＋FeO＋FeO＋FeO＋FeO＋Cl－Cl－[Fe(OH)3]m3(())mxnFeOHxClFexClnO胶核电位离子反离子反离子吸附层扩散层胶团溶胶的双电层结构和电动电位双电层结构:胶核吸附电位离子,电位离子吸引溶液中带有相反电荷的反离子,使固相微粒胶核和周围溶液带有不同的电荷,形成双电层.热力学电位电动电位电解质对溶胶的聚沉1、原因：++++++++++++Eφ胶核--------------加入电解质后的扩散层ζ距离原来的的扩散层----ζ’化学反应的能量和方向Energychangeinchemicalreactions化学反应方程式表示的是一个过程。方程式两边分别是两个状态.C+O2=CO2描述化学反应能量状态需要用状态函数Ｂ：特点：Ⅰ单值性：系统的一个状态对应一组状态函数．（状态一定，状态函数一定）Ⅱ状态函数的变化只与系统的初始状态和终了状态有关．系统状态一套状态函数一一对应二状态函数stateproperties1)状态：系统一切性质的总和，其物理和化学性质的综合表现．2)状态函数：Ａ：概念：由状态决定的性质称为状态函数，P,T,VH,U,S,G,P,V均为状态函数恒容系统：ΔU＝Ｑ定压系统：Qp=ΔHΔU＝Ｑ＋W（封闭系统）热力学第一定律W非体积=0；W体积≠0普通化学反应多为定压或定容或即定压又定容的过程。ΔH＝ΔUΔH＝ΔU＋ΔnRT5)标准态的规定：气体的标准态是指在指定温度和标准压力Pθ(100KPa)下的状态。固体和液体的标准态是指在指定温度下时，是纯固体和纯液态的状态。溶液中溶质的标准态，指在指定温度和标准压力下,质量摩尔浓度b＝1.0mol·Kg－1（c＝1.0mol·L－1）时的状态。注意：标准态只规定了压力p，而没有指定温度！国际理论和应用化学联合会（IUPAC）推荐选择298.15K作为参考温度。298.15K，可略写；其它温度，应注明。6)热化学方程式的写法：A:明确写出反应的计量方程式。NaCl（s）＝Na(s)＋½Cl2(g)ΔrHθm,298=411.00KJ·mol-1B:注明参加反应的各物质的状态，气、固、液分别用g,l,s表示，以aq代表水溶液。C：注明温度，ΔrHθm,T。若温度为298K时，则不注明。D:方程式书写形式不同，ΔrHθm值不同E：正逆反应的ΔrHθm值相同，符号相反。F:热化学方程式可以相加减而得到一个新的热化学方程式。热力学符号ΔrUθm代表反应按照给定方程式反应完全代表变化代表反应过程为标准状态代表变化过程为化学反应代表热力学函数种类ΔrHθm,?=ΔrHθm,3+ΔrHθm,4+ΔrHθm,5=ΔrHθm,1+ΔrHθm,2ΔrHθm,3ΔrHθm,4ΔrHθm,5ΔrHθm,2ΔrHθm,1ΔrHθm,?Hess定律：在定压（或定容）下一个反应若是多步反应的总和时，则总化学反应的焓变一定等于各分化学反应焓变的代数和。适用条件：恒压或恒容，不作非体积功。各步的始态终态始终一致。DEBAC二、标准摩尔生成焓：1）符号：ΔfHθm,T（B,状态）2）定义：物质B的标准摩尔生成焓是指在指定温度T和标准压力时，由参考状态的单质生成1摩尔物质B时的标准摩尔焓变。3）参考状态：每个单质在所讨论的温度和压力时最稳定的状态。计算公式的推导反应物产物参考状态的单质反应物参考状态的单质ΔrHθm，1＝–ΔfHθm（反应物）参考状态的单质产物ΔrHθm，2＝ΔfHθm，（产物）ΔrHθm,?＝ΔrHθm,1＋ΔrHθm,2＝–ΔfHθm（反应物）＋ΔfHθm（产物）ΔrHθm,?＝ΔfHθm（产物）–ΔfHθm（反应物）ΔrHθm，1ΔrHθm，2ΔrHθm？ΔfHθm（反应物）*稳定单质的生成焓，生成自由能都是0。ΔfHθm(O2,g，298K)＝0ΔfHθm(H2,g，298K)＝0ΔfHθm(Hg,l，298K)＝0ΔfHθm(Hg,g，298K)＝60.83KJ·mol-14）反应式中产物B的系数必须为1。但状态无规定。反应物的系数无规定，但状态必须是参考状态。下列反应式的ΔrHθm＝ΔfHθm的是H2（g）＋S（g）＝H2S（g）2Hg（l）＋O2（g）＝2HgO（s）Hg（l）＋½O2（g）＝HgO（s）H2（g）＋Cl2（g）＝2HCl（g）6)应用：计算化学反应热及化合物的生成焓。ΔrHθm=ΣnjΔfHθm(产物)─ΣniΔfHθm(反应物）化学反应的能量和方向之化学反应的方向系统自发取得能量最低状态.系统放热能量降低（化学反应）。系统自发取得混乱度最大的状态。系统S值变大（化学反应）。2、特性：a:熵是状态函数。描述系统所处状态的无序度。b:系统混乱度越大，熵值越大。c:熵值大小与物质的量的多少有关，是容量性质。d:当T＝0时，系统的S＝0。记作S0＝0。3、摩尔熵：a:符号：Sm,Tb:单位：J·mol－1·K－1C:定义：当1mol物质从T＝0时的理想晶体加热到T=T1时，系统的熵增加即为系统在T＝T1时的摩尔熵。d：标准摩尔熵：符号：Smθ,T单位：J·mol－1·K－1大小规律：1）同一物质，当聚集状态不同时，Smθ(g)Smθ(l)Smθ(s)2）同一物质，温度越高，Smθ值越大。3)同一物质，压力越高，Smθ值越小。4）同类物质，原子、分子结构越复杂Smθ值越大。化学反应的熵变1）定义：在标准状态下化学反应的标准熵变等于各产物相应各化学计量数乘积和反应物的标准熵与相应各化学计量数乘积之差。ΔrSθm＝ΣnjSθm（产物）–ΣnjSθm（反应物）2)特点：A:化学反应中，气体的物质的量增加，则体系的ΔrSθm0气体的物质的量减小，则体系的ΔrSθm0B：化学反应中，物质的量增加，则体系的ΔrSθm0C:温度变化，对化学反应的体系的ΔrSθm无太大影响。D:系统的S、ΔS是状态函数。正逆反应的绝对值相等，符号相反。E：系统的ΔS、ΔrSθm具有加合性，与物质的量成正比。化学反应的吉布斯自由能变1、Gibbs自由能：(Gibbsfreeenergy)a：符号：Gb：定义：G＝H－TSC：性质：ⅰ：G是状态函数的组合，是系统的单值函数。ⅱ：其值与S，H均有关，故也具有加合性。2、Gibbs自由能变；a:符号：ΔGb:定义：ΔG＝G终–G始C:意义：自发过程，总朝着系统Gibbs自由能减少的方向进行。d:ΔG的作用：1化学反应大多数在等温、定压且系统只作体积功的条件下进行，故可以利用过程的ΔG判断化学反应是否自发进行。ΔG0，过程自发进行。ΔG＝0，系统处于平衡状态。ΔG0，过程不可能自发进行。2系统所作最大有用功g：性质：ⅰ：G为状态函数。ΔG＝ΣnjΔG（产物）–ΣnjΔG（反应物）ⅱ：ΔG具有加合性，与物质的量成正比。ⅲ：正逆反应的ΔG绝对值相等，符号相反。e:ΔG的种类：ΔGθ：标准自由能变ΔrGm：反应的摩尔（吉布斯）自由能变；ΔrGθm：反应的标准摩尔（吉布斯）自由能变ΔfGθm：标准生成反应的摩尔（吉布斯）自由能变e:应用：ⅰ：计算反应的ΔrGθm公式：ΔrGθm＝ΣnjΔfGθm（产物）–ΣnjΔfGθm（反应物）ⅱ：判断体系物质为标准态时反应自发的可能性。ΔrGθm的值只能判断反应的可能性与速率无关。ⅲ：温度对ΔrGθm的值有影响，不仅影响值的大小，而且还会改变其值的正负。Gibbs－Helmholtz方程1）方程式：ΔrGm＝ΔrHm−TΔrSm（化学反应）ΔrGθm＝ΔrHθm−TΔrSθm（标准状态）含义：a:ΔrHm与ΔrSm对反应自发性都有贡献，条件不同，贡献不同。b:公式表明，在化学反应过程中，热不能全部变为功而不留下任何影响。即：ΔrGm的值是一个化学反应所能作的最大功。ΔrHθmΔrSθmΔrGθm低温ΔrGθm高温正向反应的自发性－＋－－任何温度下自发。＋－＋＋任何温度下不自发。－－－＋低温时自发；高温时不自发＋＋＋－低温时不自发；高温时自发3)应用：A:求转化温度（T转）：定义：一个反应无论从自发转变为非自发，或从非自发转变为自发，都需经过一个平衡状态（ΔrGθm＝0），由自发反应转变为非自发反应时的温度为转变温度。公式：B：求其他状态函数。mrmrSHT＝转第三章化学反应的速率和限度RateofChemicalReaction&ChemicalEquilibrium化学反应速率化学反应限度反应速率的表示方法反应速率的理论有效碰撞理论过渡态理论反应速率的影响因素温度—VantHoff规则：阿仑尼乌斯方程式：浓度—基元反应的质量作用定律v=kca(A)cb(B)催化剂—改变反应途径。)(.lg1212123032TTTTREkka之间）～值在42()(ntntkk10化学平衡标准平衡常数书写规则计算规则－多重平衡规则对任意状态下反应自发进行的方向的判断等温方程式KlgRT.Gmr3032影响因素浓度温度压力)TTTT(R.HKKlgmr1212123032化学反应速率:化学反应速率是指在一定条件下反应物转化为生成物的速率，通常用单位时间内反应物浓度的减小或生成物浓度的增加来表示。一、化学反应速率的表示方法二、反应速率理论简介1.碰撞理论collisiontheory（1）反应物分子的相互碰撞是反应进行的先决条件，反应速率与碰撞频率成正比。（2）不是分子间每一次碰撞都能发生化学反应，只有能量足够大的“分子对”相碰才是有效碰撞。（3）分子碰撞时必须处于有利方位才能发生有效碰撞。ĒĒ分子百分数％Ea活化能EcEc活化分子占有的百分数活化分子具有最低能量T时气体分子平均能量具有平均能量的分子百分数ĒĒ分子百分数％Ea活化能EcEc活化分子占有的百分数活化分子具有最低能量分子平均能量温度对曲线形状的影响Ē，tf：方位因子：（P）两分子取向有利于发生反应