无机与分析化学第二章化学反应的能量和方向
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无机及分析化学(南京大学)课件第2章
12
2.3.6 键能和反应焓变的关系
H2(g) 键能 2H(g)
(298 K,100 kPa)
键焓
一般情况下，键能和键焓可以相互通用！
13
火箭推进剂
拓展知识
偏二甲肼 (CH3)2NNH和N2O4
(CH3)2NNH2(l)+2N2O4(g)
3N2(g)+4H2O(g)+2CO2(g)
特点：反应强烈放热、快速，且生成物是小分子
的右上标 指反应在标准状态下进行。
10
2.3.3 盖斯定律
1840年 俄 盖斯 （Hess G H）
不管化学反应是一步完成，还是分步完成，其热效应总是相同的。
求： 解：反应（1）= 反应（2）+ 反应（3） 所以：
11
2.3.4 生成焓
在标准状态和指定温度（通常为298 K）下，由元素的指定单 质生成1 mol某物质时的热效应称为该物质的标准生成焓。 一般化学反应
的。即 ΔS孤 > 0
孤立系统(isolated system)是指与环境不发生物
质和能量交换的系统。 ΔS系 +ΔS环 > 0 过程自发
ΔS系 +ΔS环 < 0
不可能发生的过程
17
2.4.4 标准摩尔熵 热力学第三定律:在热力学温度0 K时,任何纯物质的
完整晶体的熵值等于零。 在标准态下1 mol物质的熵值称为该物质的标准摩 尔熵(简称标准熵),用符号 表示。
无机及分析化学
（第五版） 南京大学化学化工学院
1
第二章 化学热力学初步
掌握化学反应的标准摩尔焓变的各种计算方法； 掌握化学反应的标准摩尔熵变和 标准摩尔吉布斯自由能变的各种计算方法； 学会用 判断化学反应的方向， 了解温度对 影响； 了解压力和浓度对 的影响；
南京大学第五版无机及分析化学第二章化学热力学初步与化学平衡
U = H－ nRT
= －1143－[0 －(4+2)] ×8.315 × 10-3 × 298
= －1128kJ
说明：“R”应乘以10-3，则量纲为kJ·mol-1·K-1 。
由该题可见：对有气体参加的反应，pV与H相比也 只是一个较小的值。
2.3.2 热化学方程式
1. 反应进度 对任一化学反应：d D + e E = f F + g G 移项后可写成：0 = - d D - e E + f F + g G
4molNH3完全燃烧放热904.8 kJ ，所以100gNH3燃烧的热
效应为
100 标准生成焓
水溶液中总是正负离子同时存在，我们不可 能单独测定某一水合正离子或负离子的生成焓。
因此，必须规定一个相对比较标准，国际上规 定：水合氢离子的标准生成焓为零。
膨胀做功，体积变化为 V 则 W = － p· V
2.3 热 化 学
2.3.1 等容反应热、等压反应热和焓的概念
反应热：系统发生化学变化后，并使生成物的温度
回到反应前反应物的温度，系统放出或吸收的热量， 叫做该反应的反应热。
1. 等容反应热QV V＝0 W=0 根据热力学第一定律： U = Q + W U ＝ QV 意义：在等容过程中，系统吸收的热量全部用来增加
＝ (0 1) 1mol
1
以H2的物质的量改变量来计算:
＝(0 3) 1mol
3
以NH3的物质的量改变量来计算: ＝(2 0) 1mol
2
2. 热化学方程式
表示化学反应与热效应关系的方程式。如：
H2(g) + 1/2O2(g) →H2O(g)
rHm,298= －241.8 kJ·mol-1
= －1143－[0 －(4+2)] ×8.315 × 10-3 × 298
= －1128kJ
说明：“R”应乘以10-3，则量纲为kJ·mol-1·K-1 。
由该题可见：对有气体参加的反应，pV与H相比也 只是一个较小的值。
2.3.2 热化学方程式
1. 反应进度 对任一化学反应：d D + e E = f F + g G 移项后可写成：0 = - d D - e E + f F + g G
4molNH3完全燃烧放热904.8 kJ ，所以100gNH3燃烧的热
效应为
100 标准生成焓
水溶液中总是正负离子同时存在，我们不可 能单独测定某一水合正离子或负离子的生成焓。
因此，必须规定一个相对比较标准，国际上规 定：水合氢离子的标准生成焓为零。
膨胀做功，体积变化为 V 则 W = － p· V
2.3 热 化 学
2.3.1 等容反应热、等压反应热和焓的概念
反应热：系统发生化学变化后，并使生成物的温度
回到反应前反应物的温度，系统放出或吸收的热量， 叫做该反应的反应热。
1. 等容反应热QV V＝0 W=0 根据热力学第一定律： U = Q + W U ＝ QV 意义：在等容过程中，系统吸收的热量全部用来增加
＝ (0 1) 1mol
1
以H2的物质的量改变量来计算:
＝(0 3) 1mol
3
以NH3的物质的量改变量来计算: ＝(2 0) 1mol
2
2. 热化学方程式
表示化学反应与热效应关系的方程式。如：
H2(g) + 1/2O2(g) →H2O(g)
rHm,298= －241.8 kJ·mol-1
无机及分析化学复习资料
N：1s2 2s2 2p3 Z = 26 Fe：1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d6 4s2
•半满全满规则：
当轨道处于全满、半满时，原子较稳定。
Z 24 Cr： 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s
2 2 6 2 6 5
1
Ar3d 4s
5
1
Z 29 Cu：1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s
[（SiO2)m • n HSiO3- • (n-x) H+]x- • x H+
胶粒带电，胶团不带电 （电中性）
第二章 化学反应速率
1、熵(S)：是反映体系内部质点运动 混乱程度的物理量。热力学第三定律： T = 0K时，纯净物质的完美晶体的熵 值为零，表示为S。= 0.
2、 自由能
定义：等温等压下，体系中可作有用 功的能量称为自由能(自由焓)，符号G ， G = H －TS，自由能是体系的状态函数。
第四章 物质结构
1、四个量子数的意义和取值
2、 核外电子排布
核外电子分布三规则： • 最低能量原理 电子在核外排列应尽先分布在低能级轨 道上, 使整个原子系统能量最 低。
• Pauli不相容原理 每个原子轨道中最多容纳两个自旋方式 相反的电子。
• Hund 规则 在 n 和 l 相同的轨道上分布的电子,将尽 可能分占 m 值不同的轨道, 且自旋平行。
当KI过量时，胶粒带负电荷 ，胶团结构如下：
[(AgI )m • n I- • (n - x ) K+] x- • x K+ Fe(OH)3溶胶： { [ Fe (OH)3]m • n FeO+ • (n - x) Cl-}x+ • xClAs2S3溶胶：
《无机及分析化学》教学大纲
《无机及分析化学》教学大纲篇一：《无机及分析化学》教学大纲《无机及分析化学》教学大纲课程名称：无机及分析化学课程编号：课程类别：专业基础课/必修课学时/学分：48/3开设学期：第一学期开设单位：化学与化工学院说明一、课程性质与说明1.课程性质专业基础课/必修课2.课程说明《无机及分析化学》是全国高等农业院校“十五”规划教材，也是农学、园艺、生物等专业的必修基础课，是上述专业学生学习的第一门基础化学课程。
本课程在元素周期律、原子和分子结构理论及四大平衡（酸碱平衡、沉淀平衡、氧化还原平衡和配位平衡）原理的基础上，讨论重要元素及其化合物的结构、组成、性质、变化规律及其含量测定的理论和方法。
上述内容与相关专业对化学基础的要求相结合，为学生学习后继课程、写作毕业论文及从事专业实践打下必要的基础。
二、教学目标1.理解分散系、物质结构、化学反应速率和化学平衡等无机化学的基本概念、基础理论。
2.理解酸碱滴定法、沉淀滴定法、配位滴定法、氧化还原滴定法和吸光光度法等分析化学的基本原理，初步掌握定量分析的常用测定方法。
3.掌握定量分析基本计算方法，能正确表示定量分析结果。
4.培养学生具有初步解决化学问题的能力并且养成严谨细致、实事求是的科学作风。
三、学时分配表章序章题讲授学时实验学时辅导学时自学学时小计1溶液和胶体42化学反应速率23化学热力学基础及化学平衡74物质结构基础55酸碱平衡与沉淀溶解平衡56配位化合物47氧化还原反应68重要的生命元素自学9分析化学概论610滴定分析法611重量分析法自学12吸光光度法413电势分析法自学合计48 四、教学教法建议本课程教学应在充分了解中学化学教学内容的基础上展开，既要注意与中学教学内容的衔接，又要注意避免不必要的重复。
对于已习惯中学教学的新生一时难以适应大学化学学习的情况，教师在本课程教学开始就应注意学习方法的指导和教学内容的精炼，以使学生尽快适应。
每章讲完之后应及时小结重点，以助学生理清思路，及时消化。
无机及分析化学教材课后习题答案
第一章物质结构基础1-1.简答题(1) 不同之处为：原子轨道的角度分布一般都有正负号之分，而电子云角度分布图均为正值，因为Y平方后便无正负号了；除s轨道的电子云以外，电子云角度分布图比原子轨道的角度分布图要稍“瘦”一些，这是因为︱Y︱≤ 1，除1不变外，其平方后Y2的其他值更小。
(2) 几率：电子在核外某一区域出现的机会。
几率密度：电子在原子核外空间某处单位体积内出现的几率,表示微粒波的强度，用电子云表示。
(3) 原子共价半径：同种元素的两个原子以共价单键连接时，它们核间距离的一半。
金属半径：金属晶体中相邻两个金属原子核间距离的一半。
范德华半径：分子晶体中相邻两个分子核间距离的一半。
(4) BF3分子中B原子采用等性sp2杂化成键，是平面三角形；而NF3分子中N原子采用不等性sp3杂化，是三角锥形。
（5）分子式，既表明物质的元素组成，又表示确实存在如式所示的分子，如CO2、C6H6、H2；化学式，只表明物质中各元素及其存在比例，并不表明确实存在如式所示的分子，如NaCl、SiO2等；分子结构式，不但表明了物质的分子式，而且给出了分子中各原子的具体联接次序和方式，像乙酸的结构式可写为C HH HC OO H其结构简式可记为CH 3COOH 。
1-2解 1错；2错；3对；4对；5对；6错。
7对；8错；9对 10错；11错；12错。
1-3 波动性；微粒性1-4. 3s=3p=3d=4s ；3s< 3p< 4s <3d ；3s< 3p< 3d< 4s ； 1-5 32；E 4s < E 4p < E 4d < E 4f ; 第六周期；La 系；2；铈(Ce) 1-6 HF>HCl>HBr>HI ；HF>HCl>HBr>HI;HF<HCl<HBr<HI;HF>HI>HBr>HCl 。
无机及分析化学第二章
保温杯式量热计
3．焓 enthalpy
(1)对于式（2-3），U、p、V都是状态函数，则 (U+pV)也是状态函数，为了方便，我们将 它定义为一个新的状态函数，称为焓，用H 表示。对于理想气体，H只是温度的函数， 等温过程△H=0
H=U+pV
(2-5)
则式(2-3)简化为QP=H2-H1=△H
(2-6)
无机及分析化学第二章
第二章 化学热力学初步
Chapter 2 Primary Conception of Chemical
Thermodynamics
本章学习要求
1、了解热力学能、焓、熵和吉布斯自由能等状态函数 的概念
2、理解热力学第一、第二和第三定律的基本内容 3、熟练运用各种方法计算化学反应的标准摩尔焓变 4、掌握化学反应的标准摩尔熵变和标准摩尔吉布斯
说明：等压过程中，系统吸收的热量全部用来增加系统的焓； 即等压过程中，系统焓的减少全部以热的形式放出。
(2)由式(2-5)知，等压变化中， △H=△U+ p·△V
(2-7)
对于式(2-7)，注意： ①当生成物与反应物均为s态或l态时，△V≈0，则△H≈△U
②对有气体参加的反应，△V较大，用理想气体状态方程式来 处理
解： (1)W=-P外△V =-100KPa× (0.04-0.015)m3 =-2.5KJ
(2)V=nRT/P≈ 0.025m3 W=-200KPa×(0.025-0.015)m3-100KPa×(0.040- 0.025)m3 =-3.5kJ
(3)W=-nRTln(V2/V1) =-2×8.315×298×ln(0.04/0.015) ≈-4.9kJ
自由能变的计算方法 5、会用△G 来判断化学反应的方向，并了解温度对
无机与分析化学第二章化学反应的能量和方向
N2 + 3 H2 ——— 2 NH3
(1)
1 2
N2
3 + 2 H2 ———
NH3
(2)
同样 = 1 mol 时，( 1 ) 表示生成了 2 mol 的 NH3 ； ( 2 ) 表示生成了 1 mol 的 NH3 。
对于同一化学反应方程式，如 ( 1 )
N2 + 3 H2 ——— 2 NH3 某一时刻消耗掉 10 mol 的 N2 ， 消耗掉 30 mol 的 H2 ，同时生成 20 mol 的 NH3 。则 有
H
θ m
(2)
1 2
O2
(g)
CO(g)
根据Hess定律，可知：
r
H
θ m
(1)
r
H mθ
(2)
r
H
θ m
(3)
∴ △rHΘm,3 = △rHΘm,1 - △rHΘm,2= -393.51-(-282.98)= -110.53 kJ·mol-1
运用盖斯定律时应注意的问题:
1. 反应式相加减, △rHm也要相应相加减。 2. 反应式乘了系数, △rHm也要乘上相同的系数。 3. 整个反应方向调换, △rHm要变符号。 4.合并以及对消的项要完全相同(包括物态、晶型、浓
当 U > 0 时，Qv > 0，是吸热反应， U < 0 时，Qv < 0，是放热反应。
2. 定压热
对于只作体积功的定压过程, p = 0，
则有 所以
U = Qp + W = Qp－ p V = Qp － ( pV ) Qp = U + ( pV )
Qp = ( U2 －U1 ) + ( p2V2 － p1V1 )
无机及分析化学第二章化学反应的一般原理解析
解：n(Fe2+) = 0 c(Fe2+)V(Fe2+) = 0 0.1200molL125.00103L
= 3.000103mol
= (Fe2+)1n(Fe2+)= (1/6) (3.000 103)mol
= 5.000104mol
或
n(Cr2O72) = 0 c(Cr2O72)V(Cr2O72) = 0 0.02000 molL125.00103L= 5.000104mol
nA nB nG nD
A
B
G
D
即在表示反应进度时物质B和B可以不同，但用不同物种表示
的同一反应的不变。
2020/11/8
第二章 化学反应的一般原理
7
例2-1 用c(Cr2O72) = 0.02000molL1的K2Cr2O7溶液滴 定25.00mL c(Fe2+) =0.1200molL1的酸性FeSO4溶液，其滴定反 应式为 6Fe2+ + Cr2O72 + 14H+ = 6Fe3+ + 2Cr3+ + 7H2O 滴定至终点共消耗25.00mL K2Cr2O7溶液，求滴定至终点的反 应进度？
量方程式有关，所以，在讲反应进度时必须指明反应方程式；
对给定计量方程式，B为定值，随反应进行，求得nB 即可求得； 当 =1mol时，称单位反应进度，意即按计量方程式进行了一次完 整反应；如反应 N2 + 3H2 = 2NH3 若 =1mol，意指1mol N2与
3molH2反应生成了2molNH3 。 对任一化学反应 aA + bB = gG + dD 有
= (Cr2O72)1n(Cr2O72)= 1(5.000104)mol= 5.000104mol
= 3.000103mol
= (Fe2+)1n(Fe2+)= (1/6) (3.000 103)mol
= 5.000104mol
或
n(Cr2O72) = 0 c(Cr2O72)V(Cr2O72) = 0 0.02000 molL125.00103L= 5.000104mol
nA nB nG nD
A
B
G
D
即在表示反应进度时物质B和B可以不同，但用不同物种表示
的同一反应的不变。
2020/11/8
第二章 化学反应的一般原理
7
例2-1 用c(Cr2O72) = 0.02000molL1的K2Cr2O7溶液滴 定25.00mL c(Fe2+) =0.1200molL1的酸性FeSO4溶液，其滴定反 应式为 6Fe2+ + Cr2O72 + 14H+ = 6Fe3+ + 2Cr3+ + 7H2O 滴定至终点共消耗25.00mL K2Cr2O7溶液，求滴定至终点的反 应进度？
量方程式有关，所以，在讲反应进度时必须指明反应方程式；
对给定计量方程式，B为定值，随反应进行，求得nB 即可求得； 当 =1mol时，称单位反应进度，意即按计量方程式进行了一次完 整反应；如反应 N2 + 3H2 = 2NH3 若 =1mol，意指1mol N2与
3molH2反应生成了2molNH3 。 对任一化学反应 aA + bB = gG + dD 有
= (Cr2O72)1n(Cr2O72)= 1(5.000104)mol= 5.000104mol
无机及分析化学教学大纲(2012)
无机及分析化学(Inorgaic and Analytical Chemistry )一、简要说明：本课程为我校蜂学、植物保护、中药资源与开发、农学、动科等专业本科生的必修基础课。
该课程全面、系统地介绍了化学的基础知识，为学生进一步学习后续专业基础课和专业课打下基础。
每年秋季开课，周学时为4。
二、课程的性质、地位和任务本课程主要介绍对其他化学课程和专业课有普遍意义的基本化学理论，是化学科学的导论。
作为农学类、生物类本科学生化学的入门课程，其教学目的就是通过教学使学生掌握化学的基本原理、规律及研究方法，一方面为进一步学好后续课程打下必要的理论基础，另一方面也让学生懂得如何运用普遍的化学原理去解决广泛的化学实际问题。
三、课程教学的基本要求和方法1、教学方法：以教师授课内容为主要教学材料，参考其他书目，来组织教学内容；以Powerpoint为主要教学手段；以课堂讲授和习题讨论、讲解相结合的教学方式；部分章节加“*”定为选学或自学内容。
2、成绩评定：：课程总成绩的评定权重为：期末考试（闭卷）：60% 出勤：10% 平时作业：10% 半期考试：20%四、授课教材及主要参考书目授课教材：《无机及分析化学》蒋疆等主编，厦门大学出版社，2012.5主要参考书：1.《无机及分析化学》南京大学无机及分析化学编写组。
第四版，高等教育出版社2006.2.《无机化学》（第四版）大连理工大学无机化学教研室编。
高等教育出版社2001.63. 《分析化学》上册（第三版）北京师范大学、华中师范大学编。
高等教育出版社2001.6五、学分和学时分配：本课程共78学时，分上下两学期完成：上学期46学时，下学期32学时，共5学分六. 课程教学大纲及学时分配（重点*，难点#，自学△）无机及分析化学I（46学时）绪论（1学时）了解“无机及分析化学”课程的主要内容及其相互关系，掌握“无机及分析化学”课程的学习方法。
第一章物质结构基础（11学时）1、目的要求：（1）了解电子的运动特性、测不准原理的意义和电子波粒二象性的统计解释，理解波函数、量子数的物理意义，掌握量子数的取值规则。
无机及分析化学(2)(基本原理 热力学)
（2）热化学方程式
什么是热化学方程式？它与常见的化学方程式有何不同？ 热化学方程式如何书写？ *定义： 表示化学反应与热效应关系的化学反应方程式，称为热化 学方程式。例如： 2H2(298.15K,100kp)+ 1/2O2(298.15K,100kp)= 2H2(298.15K,100kp) ΔrH = -241.82kj/mol *写法： 正确写出反应方程式，配平之。 标明反应的温度和压强（若T=298.15K，可省略）。 标明物质的凝聚态，聚集状态不同，其热效应不同。 化学反应的计量式不同，其热效应也不同。
4、 焓变和热化学方程式
1．焓及焓变
（1）焓的导出 焓是一个全新的概念，什么是焓，什么是焓变？ 我们可以如下体系来导出焓的概念：
U1 T1 P1 V1
改变条件 吸热（Q）
对外作功（-W）
U2 T2 P2 V2
状态（一）
状态（二）
设一封闭体系变化是恒压过程，且只做体积功，根 据热力学第一定律，则有： Qp - W = ΔU = U2 - U1 Qp = ΔU + W 根据给定的条件： ΔU = U2 - U1 ， ΔV = V2 - V1 P1 = P2 = P外 又知道：W = P外*ΔV= p外(V2-V1) 所以：QP =ΔU + W = U2 - U1 + p外(V2 - V1) = (U2 +p外V2)-(U1 + p外V1) 终态 始态 令： H = U + pV 则有： Qp = H2 - H1 = ΔH 在热力学上将(U +pV)定义为新的状态函数，叫 做焓，以H来表示。
7.由Δf Hm 计算Δr Hm
对于反应：aA + bB → gG + dD（T = 298.15K, p)
无机及分析化学 第2章2 熵和吉布斯函数
ΔrGm
=
Δr
H
m
- TΔr Sm
6) 标准摩尔生成自由能：
f
G
θ m
kJ·mol-1
在标准状态和指定温度下，各元素的指定单
质生成1 mol某物质的吉布斯自由能改变量，
称为该物质的标准摩尔生成自由能。
f Gmθ (指定单质）= 0 7）由 f Gmθ 计算化学反应的 rGmθ
rGmθ＝ νBf Gmθ (B)
分子量大、硬度小 、熔沸点低的单质的熵大
（3）温度升高，物质的熵值增大 （4）压力增大，物质的熵值减小
热化学规定： 在绝对温度零K时，任何理想晶体 的 熵值为零：S0 = 0（热力学第三定律）
纯净完美
绝对熵 ST: ST = ST - S0 = S 相当于该物质从0 K→T K的熵变
Sm 标准摩尔熵
Δr
H
θ m
<
0
时，化学反应自发进行
Δr
H
θ m
0
时，化学反应不能自发进行
?
水的蒸发?
自发进行
吸热过程
硝酸铵、硝酸钾 溶解 自发进行
吸热过程
CaCO3(s) CaO(s) + CO2(g) Δr Hmθ = 178.32kJ mol-1
298.15 K 非自发
标准态下
1123 K
自发
❖ 吸热反应也可以自发进行
H < 0 , S > 0
一定自发过程
H > 0 , S < 0
一定非自发过程
1) 吉布斯自由能
1876年J. W. Gibbs提出一个新的 状态函数--吉布斯自由能
G ≡ H - TS 指定温度下，化学反应的吉布斯自由能变
无机化学及分析化学 无机及分析化学复习
2
第二章 化学反应的基本原理
自发过程的判据: 封闭体系，等温等压只 作体积功的条件下,
△G ＜ 0 反应自发 △G ＝ 0 平衡状态 △G ＞ 0 反应非自发
3
标准平衡常数
对溶液反应 a A（aq) +Bb（aq) =dD（aq) +eE（aq)
K
c(D) d
c
c(
E
)
c
e
c( A)
c
a
标准状态下，可直接用E 判断
方法： （1）将氧化还原反应分成两个电极反应，组成原电池； （2）判断氧化剂、还原剂； （3）氧化剂电对作正极，还原剂电对作负极
E
=E
(+)
-
E
(-)
>0，反应正向进行
即： E 大的电对中的氧化态作氧化剂， E 小的电对
中的还原态作还原剂，反应能正向进行。
40
2、判断氧化还原反应进行的方向
叙述二： 当后沉淀的AgCl 开始沉淀时，溶液中的 [I-] <
10-5 mol·L－1， 说明Cl－和I－能分离。
26
难溶性银盐的沉淀滴定分析（莫尔法）
以K2CrO4为指示剂，AgNO3为标准溶液，在中性 或弱碱性溶液中，测定Cl-、Br-
以Cl-测定为例：
SP前：Ag Cl AgCl （白色） Ksp 1.81010 SP：2 Ag CrO42 Ag2CrO4 （砖红色） Ksp 1.2 1012
HCl
NaCl 甲基橙 ------
NaHCO3 NaHCO3
V2
pH=3.9
CO2 CO2
NaOH
NaHCO3 Na2CO3 NaOH + Na2CO3 NaHCO3 + Na2CO3
第二章 化学反应的基本原理
自发过程的判据: 封闭体系，等温等压只 作体积功的条件下,
△G ＜ 0 反应自发 △G ＝ 0 平衡状态 △G ＞ 0 反应非自发
3
标准平衡常数
对溶液反应 a A（aq) +Bb（aq) =dD（aq) +eE（aq)
K
c(D) d
c
c(
E
)
c
e
c( A)
c
a
标准状态下，可直接用E 判断
方法： （1）将氧化还原反应分成两个电极反应，组成原电池； （2）判断氧化剂、还原剂； （3）氧化剂电对作正极，还原剂电对作负极
E
=E
(+)
-
E
(-)
>0，反应正向进行
即： E 大的电对中的氧化态作氧化剂， E 小的电对
中的还原态作还原剂，反应能正向进行。
40
2、判断氧化还原反应进行的方向
叙述二： 当后沉淀的AgCl 开始沉淀时，溶液中的 [I-] <
10-5 mol·L－1， 说明Cl－和I－能分离。
26
难溶性银盐的沉淀滴定分析（莫尔法）
以K2CrO4为指示剂，AgNO3为标准溶液，在中性 或弱碱性溶液中，测定Cl-、Br-
以Cl-测定为例：
SP前：Ag Cl AgCl （白色） Ksp 1.81010 SP：2 Ag CrO42 Ag2CrO4 （砖红色） Ksp 1.2 1012
HCl
NaCl 甲基橙 ------
NaHCO3 NaHCO3
V2
pH=3.9
CO2 CO2
NaOH
NaHCO3 Na2CO3 NaOH + Na2CO3 NaHCO3 + Na2CO3
无机化学及分析化学无机及分析化学复习精选全文
c(B)
c
b
cθ=1mol·l-1
对气相反应 a A（g) +Bb（ g) =dD（ g) +eE（ g)
K
P(D) d P
P(E
)
P
e
Pθ=100Kpa
P(
A)
P
a
P(B)
P
b
用相对平衡浓度和相对平衡分压来表示的
平衡常数称为标准平衡常数。
4
多重平衡规则
若一个化学反应式是若干相关化学反应式的代数和，在相 同温度下，该反应的平衡常数就等于其相应的平衡常数的 积（或商）。
HCl
NaCl 甲基橙 ------
NaHCO3 NaHCO3
V2
pH=3.9
CO2 CO2
NaOH
NaHCO3 Na2CO3 NaOH + Na2CO3 NaHCO3 + Na2CO3
16
3-24
有一Na3PO4 试样，其中含有Na2HPO4， 称取0.9947g，以酚酞为指示剂，用0.2881 mol·L-1HCl 溶液滴定至终点，用去 17.56ml。
29
原电池
2.原电池组成
负极(Zn片)反应：
Zn(s)
2e + Zn2＋(aq) 发生氧化反应
正极(Cu)反应：
Cu2+(aq) + 2e
Cu(s) 发生还原反应
电池反应：原电池中发生的氧化还原反应
电池反应=负极反应 + 正极反应
如
Zn(s) + Cu2+(aq)
Zn2＋(aq) + Cu(s)
30
条件：
A.指示剂用量 B.溶液酸度 C.注意事项 充分振摇，干扰离子事先去除
无机及分析化学 第二章 化学热力学初步
4、可逆过程和最大功 U是状态函数,Q和W不是状态函数。
2.3热化学
一、焓的概念 1、反应热：当系统发生化学变化后，并使生成物的 温度回到反应前反应物的温度（即等温过程），系 统放出或吸收的热量叫做这个反应的反应热。等温 过程系统的热变化叫做反应热。 2、等容反应热 △V=0。 系统不做体积功，即W=0。 由热力学第一定律，则，QV =△U–W =△U。 这说明，系统吸收或放出的热量QV（右下标表示等容 过程）全部用来增加或减少系统的热力学能。
2、热化学方程式 （1）热化学方程式：表示化学反应与其热效 应关系的化学反应方程式。
（2）说明：
三、盖斯定律 1、盖斯定律：不管化学反应是一步完成还是 分步完成，其热效应总是相同的。
2、应用：
四、生成焓
1、生成焓：由元素的指定单质生成1mol某
物质时的热效应叫做该物质的生成焓。 2、标准生成焓：如果生成反应在标准态和指 定温度（通常为298K）下进行，这时的生成 焓称为该温度下的标准生成焓。用 表 示。
2.5 吉布斯自由能及其应用
1、吉布斯自由能（自由焓） 1878年美国物理学家吉布斯根据 及T对反 应自发方向的影响，提出了一个新的热力学函数— —自由焓G。 定义为：G=H－TS ，是状态函数。 过程的自由能变ΔG=ΔH－TΔS （KJ/mol) 推导过程: 1）传入环境的热量等于传入系统热量的负值, 即Q环= － ΔH系 又由于ΔS=Qr/T(等温过程熵变的公式) 所以ΔS环=Q环/T= － ΔH系/T
3、物质标准熵的大小有如下的规律： （1）同一物质熵值大小次序是：气态>>液态> 固态； （2）聚集态相同，复杂分子比简单分子有较 大的熵值； （3）结构相似的物质，相对分子质量大的熵 值大； （4）相对分子质量相同，分子构型复杂，熵 值大； （5）物质的熵值随温度升高而增大，气态物 质的熵值随压力增高而减小。
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无机与分析化学第二章化学反应的 能量和方向
状态与状态函数的关系： 状态一定，则体系的状态函数一定。体系的一个或
几个状态函数发生了变化，则体系的状态发生变化。
状态函数的特性: 状态函数的改变量只取决于体系的始态与终态,而与
变化途径无关。
例如，温度的改变量用 T 表示，则 T = T终 － T始
无机与分析化学第二章化学反应的 能量和方向
体系的一种存在形式，称为体系的状态。
状态函数 确定体系状态的物理量，称为状态函数。
例如某理想气体体系 n = 2 mol， p = 1.013 10 5 Pa， V = 44.8 dm 3 ，T = 273 K
这就是一种状态。是由 n、p、V、T 所确定下来的体系的一 种存在形式 。
因而 n、p、V、T 都是体系的状态函数。
§2-2 化学反应过程中的热效应
一、化学反应热效应的概念 当系统发生化学反应后,若使产物的温度回到反应物
的起始温度,且系统不作非体积功,此时系统吸收或放出的 热量称为化学反应的热效应,简称反应热。
说明： 化学反应热要反映出与反应物和生成物的化学键相联系 的能量变化，一定要定义反应物和生成物的温度相同，以消除因反 应物和生成物温度不同而产生的热效应。
pex A l
pex V1 V2
pex
V 非体积功: 体积功以外的所有其它形式的功 无机与分析化学第二章化学反应的
能量和方向
六、过程的热 1. 定容热
对于只作体积功的定容过程, V = 0 ，
故 W = - p V = 0
则有 即
U = Qv + W = Qv U = Qv
可见，对于只作体积功的定容过程, 定容热等于系统内能的改变。
第二章 化学反应的能量和方向
教学要点：
1.了解 U、H、S、G 四个热力学函数的意义及相互关系。 2.理解系统、环境、状态、状态函数、定容热、定压热
等概念。 3.理解热力学第一定律和盖斯定律，掌握有关的计算。
4. 掌握热力学函数的计算，根据热力学函数进行反 应自发性的判断。
5.掌握吉布斯一亥姆霍兹方程及其应用。 无机与分析化学第二章化学反应的 能量和方向
三、过程和途径 过程 体系的状态发生变化，从始态到终态，则称体
系经历了一个热力学过程，简称过程。 若体系在恒温条件下发生了状态变化，我们说体系的
变化为 “恒温过程”；同样理解 “恒压过程”，“恒容过程”。 若体系变化时与环境之间无热量交换，则称之为“绝热过 程 ”。
途径 状态变化所经历的具体步骤称为途径。
Qp = rH
H 称热焓，或焓，是一个新的状态函数。
Qp = H 说明，对于只作体积功的定压过程, 定压热等于 体系的焓变。即体系的热效应 Qp 全部用来改变体系的焓。
H > 0 时，Qp > 0 ， 是吸热反应 ； H < 0 时，Qp < 0 ， 是放热反应 。
无机与分析化学第二章化学反应的 能量和方向
无机与分析化学第二章化学反应的 能量和方向
四、热和功
热（Q）
体系与环境之间由于存在温差而传递的能量. 热不是状态函数 体系吸热: Q >0 体系放热: Q <0
功(W )
体系与环境之间除热之外以其它
形式传递的能量. 功不是状态函数.
体系对环境做功，W<0
环境对体系做功，W>0
体积功： W Fex l
要规定一个物理量，表明反应进行多少，以便计算反应热。
无机与分析化学第二章化学反应的 能量和方向
设有化学反应
A A + B B ———— C C
t0
n0A
n0B
n0C
t
nA
nB
nC
其中 为化学计量系数
定义 t 时刻的反应进度为 ( / ksai / 克赛 )
n0A nAn0B nBnCn0C
A
B
当 U > 0 时，Qv > 0，是吸热反应， U < 0 时，Qv < 0，是放热反应。
无机与分析化学第二章化学反应的 能量和方向
2. 定压热
对于只作体积功的定压过程, p = 0，
则有 所以
U = Qp + W = Qp－ p V = Qp － ( pV ) Qp = U + ( pV )
C
无机与分析化学第二章化学反应的 能量和方向
对于同一化学反应，若反应方程式的化学计量系数不同，如
N2 + 3 H2 ——— 2 NH3
(1)
1 2
3 N2 + 2 H2 ———
NH3
(2)
同样 = 1 mol 时，( 1 ) 表示生成了 2 mol 的 NH3 ； ( 2 ) 表示生成了 1 mol 的 NH3 。
按照系统和环境之间的物质及能量的交换关系，可以将 系统分为三类：
（1） 敞开系统 既有能量交换，又有物质交换；
（2） 封闭系统 有能量交换，无物质交换；
（ 3）孤立系统 既无无机与物分析质化学交第二换章化，学反又应的无能量交换。 能量和方向
二、状态和状态函数 状态 由一系列表征体系性质的物理量所确定下来的
无机与分析化学第二章化学反应的 能量和方向
二、反应进度和反应的摩尔焓变
煤炭燃烧中的重要反应 C + O2 = CO2 该反应是个放热反应，放热多少显然和反应掉多少煤炭有关。
消耗掉 1 mol 和 2 mol 碳时，放热多少并不一样。但方程式 给出的只是 C，O2 和 CO2 的比例关系，并不能说明某时刻这一 反应实际进行多少。因而，不能知道放热多少。
Qp = ( U2 －U1 ) + ( p2V2 － p1V1 )
= ( U2 + p2V2 ) － ( U1 + p1V1 )
则
Qp = ( U +U + pV 也是一个状态函数。
无机与分析化学第二章化学反应的 能量和方向
令 H = U + pV ， 即
化学热力学：
应用热力学的基本原理研究化学反应的能量转化规律。
主要解决化学反应中的三个问题： ① 化学反应中能量的转化 ② 化学反应的方向性 ③ 反应进行的程度
无机与分析化学第二章化学反应的 能量和方向
§2-1 热力学基础知识
一、系统与环境 系统:被人为地划分出来作为研究对象的那部分物质或空 间称为系统(或体系)。 环境:系统之外但又与系统有关系的部分叫做环境。
无机与分析化学第二章化学反应的 能量和方向
对于同一化学反应方程式，如 ( 1 )
N2 + 3 H2 ——— 2 NH3 某一时刻消耗掉 10 mol 的 N2 ， 消耗掉 30 mol 的 H2 ，同时生成 20 mol 的 NH3 。则 有
状态与状态函数的关系： 状态一定，则体系的状态函数一定。体系的一个或
几个状态函数发生了变化，则体系的状态发生变化。
状态函数的特性: 状态函数的改变量只取决于体系的始态与终态,而与
变化途径无关。
例如，温度的改变量用 T 表示，则 T = T终 － T始
无机与分析化学第二章化学反应的 能量和方向
体系的一种存在形式，称为体系的状态。
状态函数 确定体系状态的物理量，称为状态函数。
例如某理想气体体系 n = 2 mol， p = 1.013 10 5 Pa， V = 44.8 dm 3 ，T = 273 K
这就是一种状态。是由 n、p、V、T 所确定下来的体系的一 种存在形式 。
因而 n、p、V、T 都是体系的状态函数。
§2-2 化学反应过程中的热效应
一、化学反应热效应的概念 当系统发生化学反应后,若使产物的温度回到反应物
的起始温度,且系统不作非体积功,此时系统吸收或放出的 热量称为化学反应的热效应,简称反应热。
说明： 化学反应热要反映出与反应物和生成物的化学键相联系 的能量变化，一定要定义反应物和生成物的温度相同，以消除因反 应物和生成物温度不同而产生的热效应。
pex A l
pex V1 V2
pex
V 非体积功: 体积功以外的所有其它形式的功 无机与分析化学第二章化学反应的
能量和方向
六、过程的热 1. 定容热
对于只作体积功的定容过程, V = 0 ，
故 W = - p V = 0
则有 即
U = Qv + W = Qv U = Qv
可见，对于只作体积功的定容过程, 定容热等于系统内能的改变。
第二章 化学反应的能量和方向
教学要点：
1.了解 U、H、S、G 四个热力学函数的意义及相互关系。 2.理解系统、环境、状态、状态函数、定容热、定压热
等概念。 3.理解热力学第一定律和盖斯定律，掌握有关的计算。
4. 掌握热力学函数的计算，根据热力学函数进行反 应自发性的判断。
5.掌握吉布斯一亥姆霍兹方程及其应用。 无机与分析化学第二章化学反应的 能量和方向
三、过程和途径 过程 体系的状态发生变化，从始态到终态，则称体
系经历了一个热力学过程，简称过程。 若体系在恒温条件下发生了状态变化，我们说体系的
变化为 “恒温过程”；同样理解 “恒压过程”，“恒容过程”。 若体系变化时与环境之间无热量交换，则称之为“绝热过 程 ”。
途径 状态变化所经历的具体步骤称为途径。
Qp = rH
H 称热焓，或焓，是一个新的状态函数。
Qp = H 说明，对于只作体积功的定压过程, 定压热等于 体系的焓变。即体系的热效应 Qp 全部用来改变体系的焓。
H > 0 时，Qp > 0 ， 是吸热反应 ； H < 0 时，Qp < 0 ， 是放热反应 。
无机与分析化学第二章化学反应的 能量和方向
无机与分析化学第二章化学反应的 能量和方向
四、热和功
热（Q）
体系与环境之间由于存在温差而传递的能量. 热不是状态函数 体系吸热: Q >0 体系放热: Q <0
功(W )
体系与环境之间除热之外以其它
形式传递的能量. 功不是状态函数.
体系对环境做功，W<0
环境对体系做功，W>0
体积功： W Fex l
要规定一个物理量，表明反应进行多少，以便计算反应热。
无机与分析化学第二章化学反应的 能量和方向
设有化学反应
A A + B B ———— C C
t0
n0A
n0B
n0C
t
nA
nB
nC
其中 为化学计量系数
定义 t 时刻的反应进度为 ( / ksai / 克赛 )
n0A nAn0B nBnCn0C
A
B
当 U > 0 时，Qv > 0，是吸热反应， U < 0 时，Qv < 0，是放热反应。
无机与分析化学第二章化学反应的 能量和方向
2. 定压热
对于只作体积功的定压过程, p = 0，
则有 所以
U = Qp + W = Qp－ p V = Qp － ( pV ) Qp = U + ( pV )
C
无机与分析化学第二章化学反应的 能量和方向
对于同一化学反应，若反应方程式的化学计量系数不同，如
N2 + 3 H2 ——— 2 NH3
(1)
1 2
3 N2 + 2 H2 ———
NH3
(2)
同样 = 1 mol 时，( 1 ) 表示生成了 2 mol 的 NH3 ； ( 2 ) 表示生成了 1 mol 的 NH3 。
按照系统和环境之间的物质及能量的交换关系，可以将 系统分为三类：
（1） 敞开系统 既有能量交换，又有物质交换；
（2） 封闭系统 有能量交换，无物质交换；
（ 3）孤立系统 既无无机与物分析质化学交第二换章化，学反又应的无能量交换。 能量和方向
二、状态和状态函数 状态 由一系列表征体系性质的物理量所确定下来的
无机与分析化学第二章化学反应的 能量和方向
二、反应进度和反应的摩尔焓变
煤炭燃烧中的重要反应 C + O2 = CO2 该反应是个放热反应，放热多少显然和反应掉多少煤炭有关。
消耗掉 1 mol 和 2 mol 碳时，放热多少并不一样。但方程式 给出的只是 C，O2 和 CO2 的比例关系，并不能说明某时刻这一 反应实际进行多少。因而，不能知道放热多少。
Qp = ( U2 －U1 ) + ( p2V2 － p1V1 )
= ( U2 + p2V2 ) － ( U1 + p1V1 )
则
Qp = ( U +U + pV 也是一个状态函数。
无机与分析化学第二章化学反应的 能量和方向
令 H = U + pV ， 即
化学热力学：
应用热力学的基本原理研究化学反应的能量转化规律。
主要解决化学反应中的三个问题： ① 化学反应中能量的转化 ② 化学反应的方向性 ③ 反应进行的程度
无机与分析化学第二章化学反应的 能量和方向
§2-1 热力学基础知识
一、系统与环境 系统:被人为地划分出来作为研究对象的那部分物质或空 间称为系统(或体系)。 环境:系统之外但又与系统有关系的部分叫做环境。
无机与分析化学第二章化学反应的 能量和方向
对于同一化学反应方程式，如 ( 1 )
N2 + 3 H2 ——— 2 NH3 某一时刻消耗掉 10 mol 的 N2 ， 消耗掉 30 mol 的 H2 ，同时生成 20 mol 的 NH3 。则 有