大一无机及分析化学学期总复习

p<101.325kPa
T0 Tb 沸点上升示意图
T
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溶液的凝固点下降
凝固点：液相和固相蒸气压相等时的温度——固相与液相 共存时的温度。
溶液的凝固点总是低于纯溶剂 p 的凝固点 △Tf = T0－Tf = kf bB kf 称为溶剂的下降常数。
溶剂 溶液
特点
不随溶液性质而变，只 与溶剂有关 同种溶剂：kf ＞kb
全部用于降低系统的焓H(H < 0) ；
因此在恒温恒压只做体积功时： H > 0 系统吸热
H < 0
系统放热
注意： 反应过程若非恒温恒压，也有H ，但此时 H Qp
2.2.2 盖斯定律
在不做其它功并处于恒容或恒压的情况下， 任一化学反应，不论是一步完成的，还是分几步 完成的，其化学反应的热效应总是相同的。
热力学第一定律
状态1 U1 吸热Q 做功W 状态2 U2
热力学第一定律文字表述：体系热力学能的改变量等于
体系从环境中吸收的能量加上 (减去) 体系对环境做的功
能量守恒
第一类永动机：不消耗能量而连续作功的设备。
不可造
热力学第一定律的实质
能量转换与守恒定律指出：一切物质都具有能 量。能量既不可能创造，也不能消灭，它只能在一 定的条件下从一种形式转变为另一种形式。而在转 换中，能量的总量恒定不变。 热力学第一定律：热能和机械能在转移 和转换的过程中，能量的总量必定守恒。 热
体积功(pV)：系统因体积变化与环境产生的功 功 W = pV 非体积功(Wf)：除体积功以外的所有其他功， 也叫有用功。
W总 = pV+ Wf
2.1.6 热力学能与热力学第一定律
1 热力学能(U) 以前称内能，它是系统内部各种形式能量(如分 子平动能、转动能、振动能、电子运动和原子核内 的能量以及系统内部分子与分子间的相互作用的位 能等)的总和，用符号U 表示，单位J或kJ 。 U是状态函数， U = U2U1 目前系统在一定状态下U的绝对值还无法确定。但 人们感兴趣的是系统在状态变化过程中热力学能的变化 (U)。 U > 0，系统能量升高； U < 0，系统能量下降。
较之纯溶剂有所降低。
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溶液沸点的升高和疑固点下降
1. 溶液的沸点上升
沸点： 液体蒸气压与外界压力相等时的温度。 p 难挥发物质的溶液的沸点总 是高于纯溶剂的沸点，二者 之差为： △Tb = Tb – T0 = kbbB kb称为溶剂的摩尔沸点上升 常数，单位为K· kg· mol-1。
101.325kPa 溶剂 溶液
2.1.5 功和热
热和功是系统状态发生变化时与环境之间的两种 能量交换形式，单位均为J或kJ。 热：系统与环境之间因温度不同而引起的能量交 换形式称为热，用Q来表示； 功：系统与环境之间除热以外的其他各种能量交 换形式均称为功，用W来表示； 热力学中对Q 和W的符号规定如下： Q：系统向环境吸热，Q取正值(Q > 0，系统能量升高)； 系统向环境放热，Q取负值(Q < 0，系统能量下降)； W：环境对系统做功，W取正值(W > 0，系统能量升高)； 系统对环境做功，W取负值(W < 0，系统能量降低)；
状态函数
状态函数分类
容量性质（广度性质）状态函数：具加和性，如体 积、质量、热力学能、焓等 强度性质状态函数：无加和性，如温度，压力，密 度，粘度等
2.1.4 过程与途径
过程： 当系统发生一个任意的状态变化时，我们说系
统经历了一个过程；
途径： 系统状态变化的各种条件，我们称之为途径；
三种常见的过程：
无机及分析化学期末总复习
重点知识点
溶液依数性
化学反应 一般原理
定量分析 基础
酸碱滴定 氧化还原 滴定法
物质结构 基础
无机及分析 实验常识
题型：判断题10分 计算题30分
单选题30分 填空题10分 分析问答题20分
1.4 稀溶液的通性
难挥发的非电解质稀溶液有一定的共同性和 规律性。该类性质称为稀溶液的通性，或称为 依数性。包括四个方面：
Tf T0
溶剂的气-固平衡线
T
凝固点下降示意图
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渗透压：为维持半透膜所隔开的 溶液与纯溶 剂之间的渗透平衡而需要的超额压力。 即阻止渗透作用进行时所需加给的额外压力。
渗透压示意图
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稀溶液的依数性定律
难挥发、非电解质的稀溶液的某些性质(蒸气压 下降、沸点上升、凝固点下降和渗透压)与一定量的 溶剂中所含溶质的物质的量成正比，而与溶质的本 性无关。
1、蒸气压下降（The lowering of the vapor pressure) 2、沸点上升 (The elevation of the boiling point) 3、凝固点降低 (The depression of the freezing point) 4、渗透压 (The phenomenon of osmotic pressure)
相应量
功
热力学第一定律是能量转换和守恒定律 在热力学上的应用，它确定了热能和机械能 之间的相互转换的数量关系。
2.2 热化学
热化学就是研究化学反应热效应及其变化规律的科学。
2.2.1 化学反应热效应
在研究化学反应时，通常把反应物作为始态，把生成 物作为终态。在系统只做体积功不做非体积功时，始终态 间热力学能的变化(简称热力学能变U = Q + W ) 以热和功 的形式表现出来，而以Q的形式表现出来的那部分就是化 学反应热效应。 等温过程
状态函数特性：状态函数的变化值(增量)只取决于系统 的始态与终态，而与变化的具体途径无关。 2 2 如： n = n n ； 1 2 1 1p = p2p1 2 2 T = T T = V2V1 等等 1 2 1 V 1
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状态函数
状态函数：决定状态的各种物理量
状态
决 定
描 述
过量的稀AgNO3与稀KI溶液反应制备的AgI溶胶
AgI胶团结构简式：
{(AgI)m · nAg＋· (nx)NO3－}x+· xNO3－ 胶核 电位离子 反离子 反离子 吸附层 扩散层
胶粒
胶团
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化 学 反 应 一 般 原 理
化学热力学
化学反应的可能性、方 向；化学反应的程度； 化学反应的能量关系、 反应的热效应等。
注：由于大多数化学反应在恒压下进行，一般反应热效应不 特别注明均为恒压反应热Qp。 由热力学第一定律得：U = Qp pV Qp = U + pV = (U2 U1) + p (V2 V1) = (U2 + p2V2) (U1 + p1V1) 定义 ： 所以 H = U + pV Qp = H2 H1 = H (焓变)
即化学反应热效应只与始、终状态有关而与具体 途径无关。 若恒温恒压： Qp = H = H2 H1 若恒温恒容： QV = U = U2 U1 讨论恒压反应： H1 A+B 始态 C+D G H5 H+I
E+F 终态
根据盖斯定律有： H1 = H2 + H3 = H4 + H5 + H6
问题： 哪些反应自发?哪些反应非自发？ 早在 19 世纪后半叶，人们发现许多放热反应均能自发进 行，如
注意： 为什么稀溶液的各项通性，不适用于浓溶 液和电解质？ P14
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1.5 胶体溶液
溶胶: 高度分散的多相系统, 分散相与分散介质之间 亲和力较弱, 有很大的相界面, 很高的表面能, 能自动 聚集成大颗粒, 自动吸附某种离子而带电, 是热力学不 稳定系统. 液溶胶传统上称憎液溶胶.如Fe(OH)3胶体和 As2S3胶体. 高分子溶液: 由于高分子以分子形式溶于介质中, 分 散相与分散介质之间没有相界面, 大多是均相的热力学 稳定系统. 传统上称亲液溶胶.如淀粉溶液和蛋白质溶液 等。
化学动力学
化学反应的快慢，反 应的历程(机理)等
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2.1.2 系统和环境
系统（体系）： 人们所研究的对象； 环境： 系统以外与系统密切相关的其 它物质和空间；系统与环境之间可以 根据能量与物质的交换情况，分为三 类。
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敞开系统：与环境有物质交换也有能量交换。
封闭系统：与环境无物质交换有能量交换。 隔离系统：与环境无物质、能量交换。
来自百度文库
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1.5.1 表面吸附
表面吸附
内部质点 : 同时受到各个方 向并且大小相近的作用力，它 所受到的总的作用力为零。 物质表面的质点:受到的来自 各个方向的作用力的合力就不 等于零。 表面能：表面质点比内部质 点所多余的能量。 减少表面能的方法：吸附其 他物质、减少表面积。
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1.5.2 胶团结构
溶胶具有扩散双电层结构
T始= T终
等温过程
等容过程
等压过程
常见的变化过程
等温过程：ΔT = 0 等压过程：ΔP = 0 等容过程：ΔV = 0
T1，P2 等 压 过 程 T2，P2
T1，P1 等 压 过 程 T2，P1
等温过程 a
b 等温过程
“状态一定值一定 殊途同归变化等 周而复始变化零”
a 途径： 先等温后等压 b 途径： 先等压后等温
物质交换
敞开系统 封闭系统 隔离系统 √ × ×
能量交换
√ √ ×
2.1.3 状态和状态函数
状态：由一系列表征系统性质的宏观物 理量(如p、T、、V等)所确 定下来的系统的存在形式； 状态函数: 藉以确定系统状态的宏观物 理量；
理想气体
n=1mol p=101.3kPa V=22.4L T=273.15K
注意
Q 和W均不是状态函数，与状态变化的具体途 径有关。因而不能说系统含多少热或功。 如等温过程： Q = 0
体积功(pV)：系统因体积变化与环境产生的功 功 W = pV 非体积功(Wf)：除体积功以外的所有其他功， 也叫有用功。
W总 = pV+ Wf
注意
Q 和W均不是状态函数，与状态变化的具体途 径有关。因而不能说系统含多少热或功。 如等温过程： Q = 0
按不同的反应途径， Q有不同的形式： QV：恒容热效应 Q Qp：恒压热效应
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1 恒容反应热 QV
恒容反应热：
等温条件下，系统
搅拌器 电线 温度计 绝热外容器 钢容器 水 钢弹 引燃铁丝 试样皿
在恒容且不做非体积功
的化学反应过程中与环 境之间交换的热就是恒 容反应热。以符号“QV” 来表示。
弹式量热器 QV = C(H2O)m(H2O)T+CsT
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溶液的饱和蒸气压:
指的是溶液中，作为溶剂的那种物质，所具有的 饱和蒸气压（分压力）。
溶液的饱和蒸气压同样与温度密切相关：
溶液的蒸气压下降
同一温度下，溶液 的蒸气压比纯溶剂的蒸 气压要小，它们之间的 差值，叫“溶液的蒸气 压下降”。
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溶液的蒸气压下降
当溶质分散于溶剂
之中，溶液表面的部分
位臵，被溶质分子所占 据，使得单位表面所能 逸出的溶剂的分子个数 减少，因此溶液蒸气压
Cl－ FeO＋
Cl－ FeO＋ FeO＋ Cl－ FeO＋ FeO＋ Cl－
[Fe(OH)3]m
Cl－ FeO＋
FeO＋ Cl－
Cl－ FeO＋ Cl－
扩散层
吸附层
Fe(OH)
胶核
3 m
nFeO (n x)Cl
电位离子 反离子 吸附层

x

xCl

反离子 扩散层
胶团
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2.3 化学反应的方向与限度
2.3.1 化学反应的自发性
自发反应 在一定条件下不需外力就能自动进行的反应。 自发反应特征： 不需环境对系统做功就能自动进行，借助一定的装置能对环境 做功； 自发反应的逆过程是非自发的；自发反应与非自发反应均可能 进行，但非自发反应必须借助外力； 在一定条件下，自发反应可一直进行到反应达平衡为止，所以 自发反应的最大限度是其平衡状态； 注意： 在讨论反应的自发性问题时不涉及反应的速率问题。 如自发反应 H2(g) + 1/2O2(g) H2O(g) 在实际过程中观察不到。
热力学中将H称为焓，它具有能量的量纲，无明确的物
理意义。由于U、p、V均为状态函数，它们的组合H也是状 态函数，其绝对值目前也无法确定。 Qp = H 的物理意义： 在恒温恒压只做体积功的过程中，系统吸收的热量(Qp> 0) 全部用于增加系统的焓H(H > 0)；反之系统放出的热量(Qp< 0)
恒容：V = 0 ，体积功 W = pV = 0 ； 不做非体积功：Wf = 0 因而 U = QV + W = QV = U2 U1 即 恒容过程中系统的热量变化全部用来
改变系统的热力学内能。
2. 恒压反应热Qp与焓变H
Qp： 在等温条件下，系统在恒压不做非体积功的过 程中的化学反应热效应。