大学化学期末复习资料讲解学习

1．什么是化学？（化学是在原子和分子水平上研究物质的组成、结构、性能及其变化规律和变化过程中能量关系的学科。

）2.相、状态函数、过程与途径、功和热、反应进度的概念，热力学第一定律及其相关计算。

（相：系统中具有相同的物理性质和化学性质的均匀部分。

状态函数：用来表征系统状态的物理量称为状态函数。

过程：系统的状态发生变化，从始态到终态，我们称系统经历了一个热力学过程，简称为过程。

途径：实现这个过程可以采取许多种不同的具体步奏，我们就把每一种具体步奏称为途径。

在热力学中，系统发生变化时，设与环境之间交换的热为Q，与环境交换的功为W，可得热力学能（亦称内能）的变化为ΔU = Q+ W 或ΔU=Q-W（目前通用这两种说法，以前一种用的多），为了避免混淆，物理中普遍使用第一种，而化学中通常是说系统对外做功，故会用后一种。

）例如，在一定条件下，由水、冰、水蒸气、氮气和氧气组成的体系中含有：（A） A、三个相 B、四个相 C、五个相 D、六个相3．焓的概念，化学反应的标准摩尔焓变、物质标准摩尔生成焓的定义，化学反应的标准摩尔焓变的计算。

（焓是一个热力学系统中的能量参数。

所谓标准状态，是在指定温度T和标准压力p下该物质的状态，简称标准态。

标准摩尔生成焓记为ΔfHm(B, 相态, T)，在温度T（若为298.15K时则可不标出）下，由标准状态的单质生成物质B(νB=+1)反应的标准摩尔焓变。

即在标准状态下（反应物和产物都是处于100KPa，通常温度选定298.15K），由指定单质生成单位物质的量（1mol）的化合物的化学反应热（即恒压反应热），称为该物质的标准摩尔生成焓或标准生成热。

标准摩尔生成焓的单位：kJ/mol。

）4.熵的概念，物质标准摩尔熵的定义及大小比较。

（熵-定义：描述物质混乱度大小的物理量。

物质(或体系)混乱度越大,对应的熵值越大。

符号：S 。

单位: J⋅K-1在0K时,一个纯物质的完美晶体,其组分粒子(原子、分子或离子)都处于完全有序的排列状态, 混乱度最小, 熵值最小。

任何纯物质的完美晶体在0K时的熵值规定为零(S0＝0)。

熵是状态函数。

温度升高, 体系或物质的熵值增大。

标准摩尔熵-定义：某单位物质的量的纯物质在标准态下的熵值称为标准摩尔熵。

符号：Sm单位：J·mol-1·K-1。

影响熵值的因素：温度升高，物质的熵值增大。

同一物质在气态的熵值总是大于液态的熵值，而后者又大于固态的熵值。

气态多原子分子的熵值比单原子分子大。

因为熵是一种状态函数,所以化学反应的标准摩尔反应熵变 (∆rSm )只取决于反应的始态和终态，而与变化的途径无关。

标准摩尔反应熵变∆rSm ＝Σνi Sm(生成物) +Σνi Sm(反应物) ）例：（简要回答）将下列各物质按标准熵值由大到小的顺序排列，并简述原因。

A . Cl2(g)B . Br2(l)C . KCl(s)D . K(s)E . Na(s)解：A>B>C>D>E ；A 为气态，混乱度最大，其熵值亦最大；B 为液态， 其熵值较亦A 小；C 、D 、E 均为固态，依其复杂混乱程度依次减小。

5.吉布斯函数变的概念，物质的标准摩尔生成吉布斯函数变以及反应的标准摩尔吉布斯函数变的定义及相关计算。

（摩尔吉布斯自由能变量(简称自由能变)，以∆rGm 表示，单位：kJ ·mol-1。

吉布斯公式-在等温、等压下, 化学反应摩尔吉布斯自由能变(∆rGm)与摩尔反应焓变(∆rHm)、摩尔反应熵变(∆rSm)、温度(T )之间有如下关系: ∆rGm ＝ ∆rHm – T ∆rSm ）6.反应自发性的判断。

转向温度的计算。

例如：工业上合成氨的反应为：N2(g) +3H2(g) == 2NH3(g) ，试利用下表有关热力学数据通过计算说明：(1) 298K 时反应的r m G ∆（298K ），说明常温常压条件下合成氨反应的可行性；(2) 估算在标准条件下自发进行的最低温度； (3) 400K 时合成氨反应的标准平衡常数K解（1）r m G ∆(298K) =∑vB f m G ∆ (298K)= -32.86 kJ·mol-1< 0所以常温常压条件下合成氨反应可能自发进行。

（2）m r H ∆(298K) = ∑vB m f H ∆(298K)= -92.86 kJ·mol-1 m r S ∆(298K) = ∑vB m S (298K)= (2×192.3-191.5-3× 130.6 ) J·mol-1·K-1=-198.7 J·mol-1·K-1所以标准条件下自发进行的最低温度：Tc ≤r m H ∆r (298K)m S ∆3-1-1-192.8610J mol 467.3K (298K)198.7J mol K-⨯⋅==-⋅⋅ （3）r m G ∆(400K) ≈m r H ∆(298K) – T m r S ∆(298K)= [-92.86-400×(-0.1987)] kJ·mol-1=-13.38 kJ·mol-1ln K r m (400)G K =∆-3111(400K)13.3810J mol =4.023RT 8.314J mol K 400K ⨯⋅⋅⋅⋅---（--）＝所以K (400K)＝55.88m m 热力学数据 m 2N (mm 2H (m m 3NH m (298.15K) / kJ·mol -1 m 0mm 0m m 16.43-m (298.15K) / kJ·m 0mm 0m m 46.43-m (298.15K)m 191.5m m 130.6m m 192.3m7.化学反应平衡的的定义及判断，标准平衡常数的表达及相关计算，化学平衡的移动。

(对于任一可逆的化学反应，在一定条件下达到化学平衡状态时，体系中各反应物和生成物的物质的量不再发生变化，其活度熵为一定值。

化学反应平衡的标志是化学反应体系内的各物质的浓度不再随时间的变化而变化。

化学平衡常数，是指在一定温度下，可逆反应无论从正反应开始，还是从逆反应开始，也不管反应物起始浓度大小，最后都达到平衡，这时各生成物浓度的化学计量数次幂的乘积除以各反应物浓度的化学计量数次幂的乘积所得的比值是个常数，用K表示，这个常数叫化学平衡常数。

平衡常数一般有浓度平衡常数和压强平衡常数。

对于可逆化学反应 mA+nB⇋pC+qD在一定温度下达到化学平衡时，其平衡常数表达式为Kc=[c(C)^p*c(D)^q]/[c(A)^m*c(B)^n]已达到平衡的反应,外界反应条件改变时,平衡混合物里各组成物质的百分含量也就会改变而达到新的平衡状态叫化学平衡移动。

放热熵增大反应，温度升高，-△GΘ变大，KΘ变小。

放热熵减小反应，温度升高，-△GΘ变小，KΘ变小。

吸热熵增大反应，温度升高，-△GΘ变大，KΘ变大。

吸热熵减小反应，温度升高，-△GΘ变小，KΘ变大)例如：含有0.100 mol/L AgNO3、0.100 mol/L Fe(NO3)2和0.0100 mol/LFe(NO3)3的溶液中，发生如下反应：Fe2+ (aq) + Ag+(aq) = Fe3+(aq) +Ag(s)，25℃时的平衡常数K= 2.98。

（l）反应向哪一方向进行？(Q=(0.0100/1.0)/[(0.100/1.0)*(0.100/1.0)]=1.0<K=2.98 正向)（2）平衡时，Ag+、Fe2+、Fe3+的浓度各为多少？Fe2+ (aq) + Ag+(aq) = Fe3+(aq) + Ag(s)，解设fe3+的生成量为xFe2+ (aq) + Ag+(aq) = Fe3+(aq) + Ag(s)(初始量)0.100 0.100 0.0100(变化量)x x x(剩余量) 0.100-x 0.100-x 0.0100+x[(0.0100+x)/1.0]/[ (0.100-x)/1.0* (0.100-x)/1.0]=2.98 X=0.013C’(Fe3+)=0.023mol/L C’(Fe2+)=C’(Ag+)=0.087mol/L例如：水煤气反应C(s) + H2O(g)→CO(g) + H2(g)，问：①此反应在298K、标准状况下能否正向进行？②若升高温度，反应能否正向进行？③100kPa压力下，在什么温度时此体系为平衡体系？ΔfHmθ(H2O)= –241.81kJ/mol, ΔfHmθ(CO)= -110.52kJ/mol,S mθ(C, s)= 5.74 J /(K·mol), S mθ(H2O, g)= 118.83 J /(K·mol),S m θ(CO, g)=197.67 J /(K ·mol) , S m θ( H2, g)= 130.68J /(K ·mol)解：C(s) ﹢H2O(g)＝ CO(g)﹢H2(g)m G Δf kJ ·mol-1 0-228.6 -137.2 0m H f ∆ kJ ·mol-1 0 -241.8 -110.52 0m S J ·mol-1·K-1 5.74 188.83 197.67130.68 △G (298K)= ( -137.2) -( -228.6)= 91.4(kJ/mol)＞0①此反应在298K 、标准状况下不能正向进行。

②△H (298K)=( -110.52)- ( -241.8) = 131.3(kJ/mol)△S (2984K) =(130.68)+( 197.68)-(5.74)-(188.83)= 133.9(J ·mol-1·K-1) 此为吸热熵增的反应，由△G ≈△H (298K)-T ·△S (298K)可以判断：若升高温度，反应能正向进行。

③△G ≈△H (298K)-T ·△S (298K) =0为平衡体系则： T=△H (298K)/ △S(298K)=(131.3)/(133.9)×10-3=980.6K 时为平衡体系。

（或980.58K ）8.多重平衡规则。

（当几个反应式相加得到另一反应式时,其平衡常数等于几个反应平衡常数之积, 此规则称为多重平衡规则。

）例如：单选，已知下列反应的平衡常数：（1）A=B ；K1θ （2）B+C=D ；K2θ 则反应：A+C=D 的平衡常数是：（B ） A. （K1θK2θ）2 B. K1θ K2θC. K2θ/ K1θD. K1θ/ K2θ9.质量作用定律，速率方程的书写，反应级数的确定，反应速率的影响因素（温度，催化剂）（温度：只要升高温度，反应物分子获得能量，使一部分原来能量较低分子变成活化分子，增加了活化分子的百分数，使得有效碰撞次数增多，故反应速率加大（主要原因）。