【2017年整理】无机化学A提纲2.doc

气体和溶液 一、理想气体状态方程 二、Dalton分压定律 混合气体的总压力等于混合气体中各组分气体分压力之和。PB=XBP 三、稀溶液的通性（依数性） ⒈溶液的蒸气压下降 ⒉溶液的沸点上升 ⒊溶液的凝固点下降 ⒋溶液具有渗透压 四、溶胶溶液 1.基本特征：多相性、高分散性、热力学不稳定性。 2.溶胶性质：布朗运动、丁达尔效应、电泳。 3.溶胶相对稳定性的原因：布朗运动，胶粒带电，溶剂化作用。 4.溶胶聚沉的因素：电解质的聚沉作用，溶胶的相互聚沉，加热。 习题7、10、11、12、14、18 化学热力学初步 状态函数 热力学第一定律U = Q + W 热化学 1、焓 H = U + PV ； 焓变 △H=H2-H1 Qp=△H ；Qv=△U △H=△U+p△V=△U+△nRT(气体) 2、热化学方程式及反应进度 3、盖斯定律 化学反应无论是一步完成还是分步完成，其效应完全相同。 4、标准生成焓 在标准态和指定温度(通常298K),由指定单质生成1mol的纯物质时的反应热称为该物质的标准摩尔生成焓。 由标准摩尔生成焓计算反应的标准摩尔焓变。 四、热力学第二定律 1、在孤立系统的任何自发过程中，系统的熵总是增加的。?S孤0 2、热力学第三定律：在热力学温度0K时，任何纯物质的完整晶体的熵值为0。 3、标准熵：在标准态下，1摩尔纯物质的熵称为该物质的标准摩尔熵（简称标准熵）。 由标准摩尔熵计算反应的标准摩尔熵变。 五、吉布斯自由能 G=H-TS 1、Gibbs-Helmholtz方程：△G=△H-T△S 2、自由能变与反应自发性判据： 封闭体系，等温等压，只作体积功的条件下 △G ＜ 0 正反应自发. △G ＝ 0 平衡状态. △G ＞ 0 逆反应自发. 3、标准生成吉布斯自由能 在指定温度和标准态下，由指定单质生成１mol某物质的吉布斯自由能变，称为该物质的标准生成吉布斯自由能 由标准生成吉布斯自由能计算反应的标准摩尔吉布斯自由能变。 4、△G与温度的关系 △rGθ(T) =△rHθ (T)- T△rSθ(T)≈△rHθ(298)- T△rSθ(298) 转向温度T转=△rHθ(298)/△rSθ(298) 5、范托夫等温方程 气体：a=p/pθ 溶液：a= c/cθ 固体和纯液体a=1 课后题1、3、6、9、15、17、21 化学平衡和化学反应速率 化学平衡 化学平衡的特征 标准平衡常数及有关计算 3、多重平衡规则 如果某反应可以由几个反应相加（或相减）得到，则该反应的平衡常数等于几个反应的平衡常数之积（或商）。 二、化学平衡的移动 1. Le Chatelier 原理—简单情况 2.反应的吉布斯自由能变来判断—复杂情况 反应正向进行 平衡状态 反应逆向进行 四、化学平衡移动程度的计算 1. 浓度和压力改变不会影响平衡常数,利用平衡常数对平衡移动作定量计算 2. 温度对化学平衡的影响表现为平衡常数随温度而变 五、化学反应速率 1、质量作用定律（浓度的影响） 对一般基元反应 速率方程： k:速率常数，随温度、溶剂、催化剂而变。 2、温度对反应速率的影响 多数反应，温度升高，速率增大。 Arrhenius方程 应用: 课后题4、7、8、14、24、27 第四章 解离平衡 一、酸碱质子理论 共轭酸碱对、两性物质、酸碱反应的实质、解离常数Ka，Kb 弱酸、碱的解离平衡 1、一元弱酸碱的解离平衡 2、解离度α （稀释定律） 多元弱酸碱近似为一元弱酸碱处理 4、两性物质的解离平衡 5、同离子效应和盐效应 三、缓冲溶液 1、组成----共轭酸碱对 2、pH值的计算 3、缓冲容量：1）缓冲容量越大，缓冲能力越强 2）影响缓冲容量的因素 4、有效缓冲范围: pH=pKa±1 四、沉淀溶解平衡 1、溶度积常数 2、溶度积和溶解度的关系 3、溶度积规则 1）Q 不饱和溶液，无沉淀析出， 若原来有沉淀存在，则沉淀溶解， 2）Q = 饱和溶液，处于平衡 3）Q 过饱和溶液，沉淀析出 4、沉淀的生产和溶解 注意：弱酸、弱碱溶液中各种离子浓度的计算 5、分步沉淀和沉淀的转化 如何判断沉淀顺序，沉淀是否完全？沉淀转化的方向？等 课后题1、2、3、6、8、18、20、21、22、27、30 第五章 氧化还原反应 一、基本概念 二、离子—电子法（半反应法）配平氧化还原方程式 三、电极电势 1.简单原电池的表示方法 2.标准电极电势、标准氢电极及标准电极电势表 3.能斯特方程式 298K时： 注意：对于有H+（OH-）参加的电极反应，溶液酸度会影响其电极电势。 4