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大学化学课程总结与复习.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。
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