东华大学无机化学总结

第一章

1.理想气体状态方程应用范围：温度不太低，压力不太高的真实气体。

2.组分气体B 在相同温度下占有与混合气体相同体积时所产生的压力，叫做组

分气体B 的分压。

3.分压定律：混合气体的总压等于混合气体中各组分气体分压之和。 第二章： 1.体积功：

2.热力学第一定律：对体系加热，体系吸收热量Q ，并对环境作功W ，则体系内能变化：△U = Q + W = U 2—U 1 内能的变化只与体系的始态与终态有关，而与过程的具体途径无关。

3.焓： 结论：恒压过程的反应热Q P 在数值上就等于体系的焓变△H 也等于体系在恒压过程中内能的变化△U 加上体系所作的膨胀功P△V。

并且：△H = △U + P △V = △U + △n g RT

V

RT n p B B =

()V

p V V p l A p l F W ex ex ex ex ∆⋅-=--=⋅⋅-=⨯-=12pV

U H +=

4.反应进度：B

B B B

B

0()(νξνξ

)

n n n -=

∆=

。分母为化学计量数。在左边取负数。

5.反应的标准摩尔焓变：在等温等压条件下，化学反应热效应Qp 在数值上等于反应的标准摩尔焓变△r H m ø

，单位kj/mol 标准摩尔生成焓：化学反应在标准状态下进行时的反应热 △f H m ø

标准摩尔燃烧焓：在一定的温度和压力下，1mol 物质完全燃烧生成指定产物时的反应热或焓变，就称为该物质的摩尔燃烧热或摩尔燃烧焓，单位kJ/mol 。△c H m 6.

7、自由能是可以作有用功的能，以符号G 表示，它也是一个状态函数。

（1）在恒温恒压和理想状态下一个化学反应能够作的最大有用功等于反应后自由能的减少，即：W 最大=-△r G m （2）△r G m =∑n j G （生成物）-∑n i G （反应物）在恒温恒压下当△G<0时，化学反应可以自发进行，释放出的自由能变

B

B B B

B

)

0()(νξνξn n n -=

∆

=

可用来作有用功。

9.当温度为T、各气体物质的分压为101.325kPa(或溶液中各物质的浓度为1mol/L)时，化学反应的自由能变称作标准摩尔吉布斯自由能变，用符号△r G mø表示

（2）在给定温度和标准状态下，由最稳定单质生成1mol物质时反应的吉布斯自由能变化称为该物质的标准摩尔生成吉布斯自由能变，用符号△f G mø表示。同理，由盖斯定律可推出：△r G mø = ∑n j△f G mø(生成物) - ∑n i△f G mø(反应物)（3）该反应的标准摩尔熵变为：

△r S mø=cS m(C) ø+dS m(D)ø-aS m(A)ø-bS m(B)ø

化学反应的熵变是生成物的熵值与反应物的熵值之差，用符号△r S m

（4）△r G m=△r H m-T△r S m

第三章：

1.化学反应速率通常是用单位时间内反应物浓度的减少或生成物浓度的增加来表示的。

2.对于任意一个复杂反应：aA(g)+bB(g)→gG(g)+hH(g)其速率方程的一般形式为： v=k[A]m*[B]n

（只有基元反应的m=a，n=b）

对整个反应来说，反应级数为m+n，对反应物A来说，反应级数是m级反应，对B是n级反应。

3.k=Ae-Ea/RT阿仑尼乌斯方程式的指数式

（2）lgk=lgA-Ea/2.303RT阿仑尼乌斯方程式的对数式

（3）式中A为常数，Ea是反应的活化能，R是摩尔气体常数，取8.314J/mol•K，T为绝对温度

4.正反应的反应热效应等于正反应的活化能减去逆反应的活化能，即：Δr H m,正=E a1-E a2

5.若任意气体反应为：

mA(g) + nB(g) = pC(g) + qD(g)

K p = P C p•P D q / P A m•P B n

（2）热力学上规定，平衡常数表达式中有关物质的浓度（或分压）分别除以其标准态的量(P/PØ，C/CØ)所得的平衡常数称为标准平衡常数（又称热力学平衡常数），用KØ表示。

6.Δr G m°=-RTlnK°

7.Δr G m = -RTlnK°+ RTlnJ 此式称为化学反应等温方程式。其中J是反应商；J

8.

（1）在惰性气体存在下达到平衡后，再恒温压缩, ΣνB≠0，平衡向气体分子数减小的方向移动, ΣνB= 0，平衡不移动。（2）对恒温恒容下已达到平衡的反应，引入惰性气体，反

J= K

应物和生成物p

（3）对恒温恒压下已达到平衡的反应，引入惰性气体，总

压不变，体积增大，反应物和生成物分压减小，如果Σ B≠0，平衡向气体分子数增大的方向移动。

第四章：

1.若是一元弱酸，解离常数K iØ用K aØ表示；是一元弱碱，用K bØ表示。

2.稀释定律表明了解离度与溶液浓度及解离常数之间的关系：溶液越稀，解离度越大；解离常数越大，解离度也越大。

3.一般地，任何多元弱酸最后一级解离的负离子浓度等于其最后一级解离常数，而与弱酸的起始浓度无关。

4.影响解离平衡的因素有：温度、盐效应及同离子效应。（2）在弱电解质的溶液中，加入了与弱电解质具有相同离子的强电解质，使弱电解质的解离度降低的现象就叫做同离子效应。

5.弱酸弱酸盐：[H+]=K a°× (C酸/C盐)

弱碱弱碱盐： [OH-]=K b°× (C碱/C盐)

弱酸-弱酸盐组成的缓冲体系：pH=pK a°- lgC酸/C盐

弱碱-弱碱盐组成的缓冲体系：pOH=pK b°- lg C碱/C盐

6.缓冲溶液的pH值变化范围为：

pH = pK a°± 1，或 pOH = pK b°± 1。

7.若用A m B n表示一个难溶电解质，则溶解平衡为：

A m

B n(s)——mA n+(aq)+nB m-(aq) K sp，AmBn°=[A n+]m X[B m-]n