大学化学课程总结及复习.ppt

* 大学化学课程总结与复习 封闭系统热力学第一定律 ΔU = q + W 变化过程能量转换 状态函数 途径函数 体积功：W = - p ΔV 反应：W = - Σν(g)·RT 定压热：qp = ΔH 盖斯定律 ΔH θm= ΣνB Δ f H θm,B ΔH θm= - ΣνB Δ c H θm,B 定容热：qV = ΔU ΔH θm= ΔU θm+ Σν(g)·RT qp,m = qV,m + Σν(g)·RT 热力学第二定律：ΔS = qr / T ; ΔG = ΔH - TΔS 熵判据：隔离体系 0；自发 ΔS = 0；平衡(可逆) 0；不可能 G判据：定温定压，不做非体积功 0；自发 ΔG = 0；平衡(可逆) 0；非自发 ⑴ ΔG θm(T)= ΣνB Δ f G θm,B = - RTlnK θ ? ΔH θm,298K - T ΔS θm,298K ⑵ ΔGm(T) = ΔG θm(T) + RTlnQ= RT ln(Q/K θ ) 等温方程⑵： 浓度及分压的影响； 总压力及局外气体的影响； 等压方程⑴： 温度的影响 平衡及平衡移动原理 平衡及平衡移动原理应用（一） 溶液及离子平衡 非电解质 (稀)溶液的通性 蒸气压下降： Δp =p*AxB 沸点升高： ΔTbp =kbpmB 凝固点下降： ΔTfp =kfpmB 渗透压： π =cBRT 弱电解质溶液解离平衡：ΔG θm(T) = - RTlnK θ 一元弱酸a(碱b)： 同离子效应及缓冲溶液： 难溶盐溶度积：AnBm=nAm+＋mBn- 平衡及平衡移动原理应用（二） 氧化还原及电化学 可逆电池电动势与热力学函数变： ΔGm= ΔG θm(T) + RTlnQ ； ΔGm= - nFE 判断氧化还原反应的方向 E 0 (φ＋ φ －) 正向自发； E 0 (φ＋ φ －) 逆向自发； 判断氧化剂还原剂的相对强弱 φ ，得电子能力 ，为较强的氧化剂； φ ，失电子能力 ，为较强的还原剂； 判断氧化还原反应的限度 E = 0 (φ＋= φ －) 反应于平衡态； nFE θ = RTlnK θ 习题讨论 1、计算下列反应的ΔHθm(298.2K)、 ΔUθm(298.2K)和298.2K时的体积功w。 CH4 (g) +4Cl2 (g) =CCl4 (l) +4HCl (g) 解： 且在不作非体积功的标态298.2K下，ΔHθm(298.2K) 与反应的定压热qp数值相等； 2、对于反应 N2 (g) +3H2 (g) =2NH3 (g) ；ΔHθm(298.2K)＝-92.2 kJ·mol-1 ; 判断升温、加压及定压下加入局外气体对平衡的影响。 解： 3、“习题2－45”。 已知Ag2O(s) 的ΔfGθm(298.2K)=-11.2 kJ·mol-1 ;则分解成Ag(s)和O2(g)的反应： A. 在标态时为非自发反应； B. 在标态时为自发反应； C. 在室温标态时为自发反应； D. 在室温标态时为非自发反应； 分析： Ag2O (s) = 2Ag (s) + O2 (g) ； 4、“教材P157,1－(3)”。 有一由HAc-Ac - 组成的缓冲溶液，若溶液中c(HAc)c(Ac - )，则该缓冲溶液抵抗外来酸的能力大于抵抗外来碱的能力。 分析：上述说法（×） 显然，对于同浓度等体积的外来酸及碱，使pH及pOH的改变值是相同的。