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普通化学课程复习 1.本课程内容涉及化学各主要领域。 2.本课程显示，化学是联系物质科学各领域的桥梁。 3.化学是实验科学，通过间接测定，总结客观规律；并试图给予“理论”解释。 4.课程内容主要由两条主线串连: 1）化学热力学（宏观） 2）物质结构（微观） 2. 热力学第一定律 4. 熵增原理（自发过程的判断） * → G →ΔG U →H S W 、Q → ﹛ ﹜ 平衡 化学平衡 一般的化学平衡 电离平衡 沉淀溶解平衡 电化学平衡 配位平衡 相平衡 气液相平衡 → 饱和蒸汽压 ﹛ 相同的物理本质 相似的数学公式 平衡常数 电离度 溶度积 标准电动势 稳定常数 → 热力学主线 平衡的计算 ﹛ 自发过程的判断 物质结构主线 物质结构是可以测定 ↗ 结构测定的方法（晶体衍射） → 结构是有规律的（键长键角、氢键） ↘ 结构规律有理论可解释 （原子轨道/杂化轨道和共价键理论） 用共价键理论解释化合物的结构 有机化合物 无机化合物（配合物） ﹛ 化学热力学主线（热功学） 从“可逆功”与“不可逆功”的区别出发， 讨论化学反应自发进行的方向。 1. “可逆体积功”大于“不可逆体积功” 功的概念， 功的数值的正负， 体积功计算（用外界压力计算，积分）， 可逆的概念（体系压力等于外界压力）， 气体压力用气体状态方程表示， 压缩过程或膨胀过程，上式都正确。 ≧ 膨胀 压缩 内能的概念（热力学能）， 理想气体的内能与温度有关、与压力无关。 3. 以理想气体恒温膨胀为例，得出结论： “可逆过程”的热大于“不可逆过程”的热。 对于恒温过程，得出结论： 非恒温过程，看成很多微小的恒温过程的加和，以上结论也正确。 ?U = Q － W 0 不可逆（自发） = 0 可逆（平衡） 自发过程 可逆过程 孤立体系或绝热过程中 1）熵定义 2） 在孤立体系或绝热过程中，自发过程朝着熵增加的方向进行。 3）熵是体系混乱度的标志。 4）化学反应的熵变 5）体系熵变与环境熵变 5. Gibbs自由能判据 恒温恒压条件下过程自发性的重要判据 自发 平衡 自发 平衡 （非体积功＝0） （非体积功≠0） 1）定义：G = H – TS （是状态函数） 2）温度压力改变过程中自由能增量（按可逆过程计算） 4）化学反应的自由能增量 标准状态下 标准生成自由能（298K) 非标准状态下 （反应 2A + B = M） 3）相变过程自由能增量（按可逆过程计算） 6. 化学平衡 对于反应 2A + B = M 1）平衡常数与反应的自由能增量关系 （气体用压力，溶液用浓度） （纯的固体、液体，数值为1） 2）反应平衡常数与温度的关系 3）反应自发进行的方向 对于恒温恒压下的反应 aA + bB = mM +nN 定积分得 反应向右自发进行 反应达到平衡 反应向左自发进行 其中 4）各种化学平衡：配位平衡、电离平衡、溶解平衡。 7. 气液相平衡 1）饱和蒸汽压与温度有关 液体沸腾时，蒸汽压等于外压（右图）。 测量沸点，可以推算蒸发焓。 2）饱和蒸汽压与液体的压力有关 弯曲液面的附加压力（表面张力的合力），导致凹液面液体的蒸汽压较小（暴沸），凸液面液体的蒸汽压较大（人工降雨）。 p＝pA + pB = pA*·xA＋pB*·xB 3）溶液的蒸汽压 不定积分 定积分 理想溶液 溶液的沸点，与溶液组成（浓度）有关。 稀溶液的依数性。 水的相图 讨论 Wf ? 0 的化学变化过程。核心概念是电动势。 8.电化学 可逆的电化学反应(无限缓慢) 由标准电动势数值，可计算（电池）反应的平衡常数。 1）电动势与电池反应自由能?G关系 2）电动势与电池反应的平衡常数关系 aA + bB = mM +nN 对于电池反应 3）电动势与反应各组分浓度关系 （能斯特方程） 对于电极反应 aA＋ne－＝ mM 4）电极电势的能斯特方程 注意： ① 减号，氧化态在分母。 ② 无论发生氧化还是还原，电极电势数值相同。 （相对与标准氢电极的电势） ③ 阳极发生氧化反应，阴极发生还原反应。 5）标准电极电势 各组分处于标准状态时的电极电势 ?o(Ag/Ag＋) = 0.7996 V Ag＋ ＋ e－ ＝ Ag ?o(AgCl＋Ag/Cl－) = 0.2223 V AgCl ＋ e－ ＝ Ag ＋ Cl－ 以上两电极在标准状态下[Ag+]不同（Ksp倍）。 物质结构主线 测定物质组成和结构的实验方法 原子光谱－元素种类 红外光谱（核磁共振）－基团