1、大學(xué)化學(xué)知識點,一.系統(tǒng)與相 1.三大系統(tǒng) 敞開系統(tǒng) 封閉系統(tǒng) 孤立系統(tǒng) 2.相 1）概念 2）判斷,大學(xué)化學(xué)知識點,例； Ag2S(S)+H2(g)=2Ag(S)+ H2S(g) 達(dá)到平衡時體系是 相,大學(xué)化學(xué)知識點,二.熱力學(xué)三個狀態(tài)函數(shù) 1.標(biāo)準(zhǔn)摩爾生成焓fHm 標(biāo)準(zhǔn)反應(yīng)的焓變rHmo(298K),大學(xué)化學(xué)知識點,2.標(biāo)準(zhǔn)摩爾熵Sm0 反應(yīng)的熵變rSm0(298K) 標(biāo)準(zhǔn)摩爾熵的一般規(guī)律,例； 將下列物質(zhì)按其標(biāo)準(zhǔn)熵Sm0(298k)值由大到小的順序排列 a.K(s) b. KCl(s) c.Br2 (l) d. Br(g),大學(xué)化學(xué)知識點,3.標(biāo)準(zhǔn)摩爾生成吉布斯函數(shù)fGm 反應(yīng)的吉布斯函

2、數(shù)變rGmo(298K) 4.自發(fā)性判斷 G 0 非自發(fā)反應(yīng) 或 rGmo +40 KJ.mol-1 非自發(fā)反應(yīng),大學(xué)化學(xué)知識點,5.計算 aA + bB = gG + dD,大學(xué)化學(xué)知識點,1）熱力學(xué)等溫方程式 rGm( T )= rGmo ( T )+ RTlnQ Qp =( PDd/P0PGg/P0 )/(PAa/p0 PBb /p0 ) Qc = CDd CGg / CAa CBb,2) rHmo = （生成物） （反應(yīng)物） KJ.mol-1 rSmo = （生成物） （反應(yīng)物） J.mol-1.K -1 rGmo = （生成物） （反應(yīng)物） KJ.mol-1 = rHmo T rSm

3、o 注意 計量系數(shù)，正負(fù)號，10 -3,大學(xué)化學(xué)知識點,3）lgKo = - rGmo /RT R =8.314 J.mol-1.K-1,大學(xué)化學(xué)知識點,例 反應(yīng)標(biāo)準(zhǔn)熱力學(xué)常數(shù)為： 2（）2（）（）2（）fHm （298.15K）/ KJ.mol-1 393.509 0 110.525 241.815 Sm (298K) Jmol-1 K-1 213.74 130.684 197.674 188.825 計算在298.15條件下反應(yīng)的摩爾吉布斯函數(shù)變，并判斷反應(yīng)進(jìn)行的方向,大學(xué)化學(xué)知識點,解： rHm （298.15K）= (-11.525)+（-241.818 )0(-393.509)KJ.

4、mol-1 =41.17 KJ.mol-1 rSm（298.15K）=(197.674+188.825-130.684-213.74) = 42.08 J.mol-1 .K-1 rGm0 （298.15K）=rHm - T rSm（298.15K） =41.17- 298.15 (42.0810-3) KJ.mol-1 =- 0.91 KJ.mol-1 0 正向進(jìn)行,大學(xué)化學(xué)知識點,三.呂查得原理及質(zhì)量作用定律 1.增加反應(yīng)物濃度，平衡向生成物方向移動。 增加總壓力，向分子總數(shù)減小的方向移動。 增加溫度，向吸熱方向移動。,大學(xué)化學(xué)知識點,對于下列反應(yīng)：C(s)+CO22CO(g); rHm0(

5、298K)=172.5KJ.mol-1 下列如何變化？ k（正） v（正） K0 方向 增加總壓力 不變 增大 不變 向左 升高溫度 增大 增大 增大 向右 加催化劑 增大 增大 不變 不變,大學(xué)化學(xué)知識點,2.質(zhì)量作用定律 aA + bB = gG + dD V = kAa Bb 基元反應(yīng) 級數(shù) a + b,大學(xué)化學(xué)知識點,例 2NO + O2=2NO2 為基元反應(yīng), 則其速率方程為 v=kNO2O2 此反應(yīng)為 3 級反應(yīng).,大學(xué)化學(xué)知識點,3.用活化能和活化分子的觀點解釋反應(yīng)速率 活化分子總數(shù) = 活化分子% 分子總數(shù) 1）增大濃度（或氣體壓力）,大學(xué)化學(xué)知識點,活化分子%一定，濃度，活化

6、分子總數(shù)。 2）升高溫度 活化分子% ，活化分子總數(shù)。 3）降低活化能 活化分子% ，活化分子總數(shù)。 4.加催化劑 反應(yīng)速率，平衡常數(shù)Ko不變，方向不變，正逆反應(yīng)速率。,對于反應(yīng)： N 2(g) +3H2(g) = 2NH3 (g): rHm0 當(dāng)反應(yīng)達(dá)到平衡后，再適當(dāng)升高溫度，則（填如何變化）： 正反應(yīng)速率將增大 平衡向 反方向移動 標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù)將減小,大學(xué)化學(xué)知識點,四.弱電解質(zhì)平衡和溶度積原理 1.HAC H+ + AC- H+ = (KaC)1/2 NH3H2O NH4+ + OH- OH- = (KaC)1/2 Kw = H+ OH-,大學(xué)化學(xué)知識點,2.緩沖溶液 1）概念 2）H+

7、 = Ka 弱酸 / 弱酸鹽 3）性質(zhì) 加H+， PH基本不變， 加OH-， PH基本不變， 加水稀釋，PH不變,大學(xué)化學(xué)知識點,3.溶度積原理 AnBm(S) = nAm+ + mBn- KS = Am+ n + Bn-m 4. Ko和KS 關(guān)系,大學(xué)化學(xué)知識點,判斷下列反應(yīng)進(jìn)行的方向 PbCO 3（s）+S2- =PbS（s）+CO32- （Ks（PbS）=9.0410-29 ， Ks（PbCO3）=1.8210-8）,大學(xué)化學(xué)知識點,例如 Al(OH) 3(S) + 3H+Al3+ + 3H2O(l) Ko = Al3+ / H+3 = Al3+ HO-3/ H+3 HO-3 = KS

8、Al(OH) 3 / Kw 3,大學(xué)化學(xué)知識點,例：在下列各系統(tǒng)中各加入約1.00g NH4Cl固體并使其溶解，對于指定的性質(zhì)（定性的）影響如何？ 1）10.0cm3 0.1mol.dm-3 HCl溶液（pH） pH值基本不變 2）10.0cm3 0.1mol. dm-3 NH3 水溶液（氨在水溶液中的解離度） 解離度降低 3）10.0 cm3 純水（pH）pH 值變小_,大學(xué)化學(xué)知識點,4.解釋名詞 1）溶液的蒸汽壓下降 2）溶液的沸點上升和凝固點下降 3）滲透壓 4）稀釋定律 5）同離子效應(yīng),大學(xué)化學(xué)知識點,五.原電池和電解池,大學(xué)化學(xué)知識點,1.原電池 電解池 正極 Cu2+ 2e =

9、Cu 還原 陽極 氧化反應(yīng) 負(fù)極 Zn 2e = Zn2+ 氧化 陰極 還原反應(yīng),2.電池符號,大學(xué)化學(xué)知識點,電極反應(yīng)為： （-）Fe2+e- =Fe 3+ (+) Cl2 +2e- =2 Cl-,原電池符號為： (-) Pt | Fe 3+,Fe 2+ | Cl- | Cl2 | Pt (+),(-)Pt| MnO4- ,Mn 2+ , H+ (10 -5 molL)| Cl- | Cl2 |Pt(+),六.電極電位的應(yīng)用,大學(xué)化學(xué)知識點,1.Nernst方程 a(氧化態(tài)）+ ne b(還原態(tài)） = 0 + 0.05917/nlg 氧化態(tài)a / 還原態(tài)b 2.氧化還原方向的判斷 1） 0

10、氧化態(tài)/ 還原態(tài) 大 氧化態(tài)是強氧化劑， 還原態(tài)是弱還原劑。 0 氧化態(tài)/ 還原態(tài) 小 氧化態(tài)是弱氧化劑， 還原態(tài)是強還原劑。,2）氧化還原方向的判斷 a)Sn4+2Fe2+=Sn2+2Fe3+ Sn4+ 2e- = Sn2+ 0.15v 2Fe3+ 2e- = 2Fe2+ 0.77v 反應(yīng)方向Sn2+2Fe3+ =Sn4+2Fe2+,大學(xué)化學(xué)知識點,b)pH=7時反應(yīng)方向 Cr2O72-+14H+2Br-=Br2 +2Cr2+ +7H2O Br2 +2e- = 2Br- 1.065v Cr2O72-+14H+6e-= 2Cr2+ +7H2O 1.33v =1.33+0.05917/6lg(1

11、0-7)14 = 0.366v Cr2O72-+14H+6e-= 2Cr2+ +7H2O 0.366v Br2 +2e- = 2Br- 1.065v 逆反應(yīng)方向自發(fā)進(jìn)行,大學(xué)化學(xué)知識點,3）計算 lg Ko = nE0/0.05917 rGmo = -nFE0 F = 96485cmol-1,大學(xué)化學(xué)知識點,例：當(dāng)p5.00，除+ 離子外，其余有關(guān)的物質(zhì)均處于標(biāo)準(zhǔn)條件下，下列反應(yīng)能否自發(fā)進(jìn)行？組成原電池，并通過計算說明之,大學(xué)化學(xué)知識點,2MnO-4 +16H+ +10Cl- =5Cl2 +2Mn2+ +8H2 O(l) (0 (MnO4 - / Mn2+ )=1.507V 0 ( Cl2 /

12、Cl- ) 1.358V),解： 2MnO4- +16H+ +10Cl- = 5Cl2 + 2Mn2+ +8H2O(l) 0 (MnO4- / Mn2+) =1.507V 0 ( Cl2 /Cl-)1.358V),大學(xué)化學(xué)知識點,正極 MnO4- + 8H+ + 5e- = Mn2+ +4H2O 負(fù)極 2Cl- Cl2 + 2e-,大學(xué)化學(xué)知識點, (MnO4- /Mn 2+ ) = 0 (MnO4 - /Mn2+ ) +0.05917/5lgMnO4- H+ 8 /Mn 2+ =1.507+0.05917/5lg10 -5 8 =1.003(V) Cl2 / Cl- 0 Cl 2 /Cl-

13、1.358V 所以 MnO -4 /Mn 2+ Cl2 /Cl - 不能自發(fā)進(jìn)行,(-)Pt| MnO4- ,Mn 2+ , H+ (10 -5 molL)| Cl- | Cl2 |Pt(+),例；已知下列兩個電極的標(biāo)準(zhǔn)電極電位如下： Ag+ + e- = Ag（s） 0（Ag+/Ag=0.799（V） AgBr（s）+e- =Ag（s）+Br- （AgBr/Ag）=0.073（V） 試從0 值及能斯特方程，計算AgBr的溶度積。,大學(xué)化學(xué)知識點,解：將兩極組成原電池 （-）Ag | AgBr(s)|Br|Ag+|Ag(+) 總反應(yīng)式 Ag+ +Br- = AgBr(s) K0=1/ Ag+

14、Br- =1/Ks( AgBr(s) lgK0 = nE0 /0.05917 = 1x(0.7996-0.073)/0.05917 = 12.18 K0 = 1.9x1012 Ks( AgBr(s)=5.2x10-13,大學(xué)化學(xué)知識點,七.電解產(chǎn)物 陰極產(chǎn)物 0 氧化態(tài)/ 還原態(tài) 大的氧化態(tài)物質(zhì)得電子進(jìn)行還原反應(yīng)。 Na Mg Al H Mn Zn Fe Ni Sn H Cu Ag Au -1.1V 0.00V 0小 | | 0大 2H+2e=H2 | Mnn+ + ne = M,大學(xué)化學(xué)知識點,陽極產(chǎn)物 0 氧化態(tài)/ 還原態(tài) 小的態(tài)還原物質(zhì) 失電子進(jìn)行還 原反應(yīng)。 金屬失電子 簡單離子Cl-

15、,S2- HO- 復(fù)雜離子 M - ne = Mnn+ 2X - -2e = X2 2 HO- -2e = H2 + 1/2O2,大學(xué)化學(xué)知識點,例; 電解KOH溶液，兩極都用Pt 反應(yīng)式為 陽極 4OH- = 2H2O + O2 + 4e- 陰極 4H+ + 4e- = 2H2 2H2O = 2H2 + O2,大學(xué)化學(xué)知識點,八.原子軌道與原子結(jié)構(gòu) 1.波函數(shù)與電子云的概念 2.四個量子數(shù) 3.原子軌道與電子云的角度分布圖 4.核外電子分布原理和電子分布式 5.電負(fù)性,大學(xué)化學(xué)知識點,九.分子結(jié)構(gòu) 1）雜化軌道與空間構(gòu)型 類型 SP SP2 SP3 不等性雜化SP3 參加軌道 S+P S+2P S+3P S+3P 軌道數(shù) 2 3 4 4 夾角 1800 1200 109028 空間構(gòu)型 直線 平面三角 正四面體 三角錐型 V型 實例 BeCl2 BF3 CH4 NH3 H2O HgCl2 BCl3 SiH4 PH3 H2S CCl4,大學(xué)化學(xué)知識點,2）化學(xué)鍵和分子間力 a)化學(xué)鍵類型 b)和鍵的特點 c)分子間力和氫鍵 色散力 取向力 誘導(dǎo)力 分子量大，分子半徑大，瞬時偶極矩大，色散力大。 氫鍵 F,O,N原子半徑大，電負(fù)性大， 共用電子對強烈偏向X原子。 d)分子間力