无机化学中标准摩尔反应焓变的计算
《无机化学》第2章化学基础知识
p1
p2
②蒸汽压下降的规律
拉乌尔定律： 一定温度下难挥发性非电解质
稀溶液的蒸汽压下降值（△p）与
溶液质量摩尔浓度的关系： △p=K·b（B）
蒸汽压下降公式：△p=K·b（B）
△p ：蒸汽压的下降值
K：比例常数 b(B)：溶液的质量摩尔浓度
n (B ) b (B )＝ m (A )
（2)沸点升高
p总Vi = niRT
Vi ni pi φi＝ ＝x i＝ ＝ V总 n 总 p总
结论： 体积分数=摩尔分数=压力分数
课本P17：
例题2-1： 在0.0100 m3容器中含有2.50×10-3 mol
H2、1.00×10-3 mol He和3.00×10-4 mol Ne，
在35℃时，各气体分压是多少？总压为多
m (B ) ρ(B )＝ V
单位：g/L
各种浓度表示方法比较
浓度表示方法 概念∑ 公式 单位
1、物质的量浓度 单位体积溶液中所含溶质B的物质的量
c (B )＝
ρ(B )＝
b (B )＝
n (B ) mol/L V
m (B ) g/L V
n (B ) m (A )
mol/kg
2、质量浓度
单位体积溶液中所含溶质B的质量。
凝固点的降低与溶液的质量摩尔 浓度成正比：
△Tf=Kf·b（B）
凝固点降低公式：△Tf=Kf·b（B）
△Tf ：凝固点降低数值。
Kf：凝固点降低常数。 b(B)：质量摩尔浓度。
（Kf只随溶剂不同而不同 ）
例题2-3：
溶解2.76 g甘油于200 g水中，测得凝 固点为-0.279℃，已知水的Kf=1.86 K· Kg· mol-1，求甘油的相对分子质量。
无机化学——释疑与习题解析上
无机化学——释疑与习题解析(第二版)上(总29页)--本页仅作为文档封面，使用时请直接删除即可----内页可以根据需求调整合适字体及大小--第二章热化学（自测试题）1、填空题（每空一分，共20分）（1）热是能量传递的一种形式，系统吸热，Q>0；系统放热，Q<0；定压下气体所做的体积功W=-p ex(V2-V1)；气体膨胀时，体积功W<0。
若NaOH溶液与HCl溶液正好中和时，系统的焓变Δr HΘ=a ，则其热力学能的变化Δr UΘ = a -1。
这是一个均（单）相反应。
（2）反应进度§的单位是mol ;反应计量式中反应物B的计量数vB<0。
生成物的vB>0。
（3）由石墨制取金刚石的焓变Δr H mΘ>0,燃烧相同质量的石墨和金刚石，石墨燃烧放出的热量更多。
Δf H mΘ(O3,g,298K) 0。
（4）已知298K时下列热化学方程式:○12NH3（g） N2（g）+3H2（g）Δr H mΘ= ○2H2（g）+1/2O2（g） H2O(g) Δr H mΘ= ○34NH3(g)+5O2(g) 4NO(g)+6H2O(g) Δr H mΘ= 试确定Δf H mΘ(NH3,g,298K)=；Δf H mΘ(H2O,g,298K)=。
由NH3（g）生产(g)则放出热量为× 103kJ。
（5）已知反应HCN(aq)+OH-（aq） CN-(aq)+H2O(l)的Δr H mΘ=反应H+（aq）+OH-（aq） H2O(l)的Δr H mΘ=。
Δf H mΘ(OH-,aq)=则Δf H mΘ(H+,aq)= ,HCN(aq)在水中的解离反应方程式为HCN（aq）H+(aq)+CN-(aq),该反应的Δr H mΘ=。
2、选择题（每小题一分，共7分）（1）下列物理量中，属于状态函数的是（ A ）（A）H （B）Q （C）ΔH （D）ΔU（2）按化学热力学中的规定,下列物质中标准摩尔生成焓为零的是（ B ）（A）Na(l) (B) P4（白磷，s） (C)O3(g) （D）I2（g）(3)298K时反应C（s）+CO2(g) 2CO(g)的Δr H mΘ=a ,则在定温定压下，该反应的Δr U mΘ=( C )。
无机化学 第五版第二章 热化学
4
热力学的标准状态
(1) 气体物质的标准状态，是气体在指定温度T，压力p ＝ p的状态， p＝100 kPa; (2) 纯固体和液体的标准状态，分别是在指定温度T，压 力p ＝ p时纯固体和纯液体的状态； (3) 溶液中溶质B的标准状态，是在指定温度T，压力p ＝
p，质量摩尔浓度b ＝ b时溶质的状态， b ＝ 1
l
热和功均不是状态函数 ① 热和功是与过程相联系的物理量，系统不发生变
化，就没有热或功，故热和功均不是状态函数。
② 在处理热和功的问题时，不仅要考虑过程，还必
须考虑途径。
一定量的理想气体，从压强 p1 ＝ 16×105 Pa，体积 V1＝ 1×10 －3 m3 经过两个途径分别恒温膨胀至压强 p2 ＝ 1×105 Pa，体积 V2 ＝ 16×10－3 m3 的状态。
U Q p pex V
U 2 U1 Q p pex V2 V1 U 2 U1 Q p p2V2 p1V1 Q p (U 2 p2V2 ) U1 p1V1
令：U + pV = H ——焓，状态函数
H = H2 - H1 ——焓变
U 2 U1 U
热力学能变化只与始态、终态有关， 与变化途径无关。
2.2.3 热力学第一定律
热力学第一定律的实质是能量守恒与 转化定律。
U1 Q U W 2
U2 = U 1 + Q + W U2 - U1 = Q + W
V1
pex
l
对于封闭系统热力学第一定律的数学 表达式为： U Q W
统的热焓
焓Ｈ ① 焓是系统的状态函数，其数值的大小只与始态和
终态有关，与途径无关；
无机化学应知应会
无机化学应知应会班级___________姓名___________ _第一章化学反应中的质量关系和能量关系基本要求：1．化学计量数和反应进度的概念2．状态函数及其特征3．状态函数焓（Ｈ）及焓变（ΔＨ）4．标准摩尔反应焓变（ΔrＨ°m，298）和标准摩尔生成焓（ΔfＨ°m，298）；5．标准摩尔反应焓变（ΔrＨ°m，298）的计算。
重点：状态函数焓、标准摩尔生成焓的概念和标准摩尔反应焓变的计算。
难点: 标准摩尔生成焓和标准摩尔反应焓变的区别。
标准摩尔反应焓变（ΔrＨ°m，298）及计算：（１）．标准摩尔生成焓ΔfＨ°m，298每种物质i有标准摩尔生成焓，其定义为：在标准态（Ｐ°＝１０１３２５ｐａ）和２９８Ｋ，由稳定单质生成单位物质的量某物质时的焓变（即恒压热），称为该物质的标准摩尔生成焓，H°m，298，ｉ，单位为ｋＪ²ｍｏｌ－１．表示为Δf稳定单质的标准摩尔生成焓为０．（２）．标准摩尔反应焓变ΔrＨ°m，298的计算根据各反应物和生成物的标准摩尔生成焓ΔfＨ°m，298求反应的标准摩尔焓变ΔrＨ°m，298ΔrH°m,298＝Σ(νΔf H°m298，i)生成物＋Σ(νΔf H o,m298，i)反应物练习题判断练习：1、系统的焓变等于恒压反应热。
.....................（+）2、在恒温恒压下，某化学反应的热效应Q p=△H＝H2－H1，因为H是状态函数，故Q p也是状态函数。
答：（--）3、系统的焓等于系统的热量。
答：（--）4、在一玻璃球内装有气体（可视作理想气体），连接着另一真空的玻璃球，打开两球之间的活塞使之相通，则系统（取两玻璃球为系统）的熵值增大。
答：（+）5、∆r H大，并不预示其反应速率快。
答：（+）6、同一聚集状态的物质B的标准熵值与所处温度有关，其规律为S(B，高温)>S(B，低温)。
无机化学中标准摩尔反应焓变的计算
无机化学中标准摩尔反响焓变的计算热力学是无机化学课程的重要组成局部,它是以热力学第一定律、热力学第二定律、热力学第三定律为根底,主要解决化学反响中能量转化及化学反响进行的方向和程度问题,其中焓变计算是解决等压情况下反响中能量转化问题、进行吉布斯自由能变变计算进而判断反响进行程度和方向的根底。
在无机化学课程中,通常忽略温度、压力对焓变的影响,同时,对于非标准状态下的反响来说,反响焓变还没有一定的计算公式。
本文对无机化学中标准状态下反响焓变的计算方法进行了归纳和总结,便于学生更好地理解和掌握。
一、计算标准摩尔反响焓变的理论根底计算标准摩尔反响焓变的理论根底是Hess定律,即在恒容或恒压条件下,一个化学反响不管是一步完成或分几步完成,其反响热(即摩尔反响焓变)完全相同。
Hess定律的实质是指出了反响只取决于物质的初、终状态,而与经历的具体途径无关。
其重要意义在于能使热化学方程式像代数方程式一样进行加、减运算,从而可以应用化学反响的热效应,间接算得未知化学反响的热效应,解决那些难以测量或根本不能测量的反响热效应问题。
应用时要注意:将的热化学方程式进行线性组合的结果必须与欲求的未知化学反响的状态完全相同,包括温度、压力及各物质的相态,并且这些化学反响都是在等温、等压或等温、等容条件下进行的,都不做其他功能[1]。
焓的绝对值是无法确定的,但可以采用相对焓值。
焓是状态函数,状态函数的最主要特点是其变化值只取决于系统的始态和终态,而与系统变化的途径无关。
因此,以Hess定律为理论根底,可以求得反响的摩尔焓变。
三、结语标准摩尔反响焓变的计算是无机化学热力学局部计算的根底,焓的绝对值不可测,只能测其相对值,其概念多、计算公式多,学生掌握起来有一定的难度。
通过以上的归纳和总结,使化学反响标准摩尔焓变的计算系统化,有助于大学生对焓变计算的理解和掌握,有助于提高无机化学课程教学的质量。
化学反应标准摩尔焓变
化学反应标准摩尔焓变在化学反应中，摩尔焓变是一个重要的物理量，它描述了化学反应过程中物质的热力学变化。
摩尔焓变是指在标准状态下，1摩尔物质参与化学反应时所吸收或释放的热量。
化学反应的摩尔焓变可以通过实验测定得到，也可以通过热力学计算得到。
本文将介绍化学反应的标准摩尔焓变的概念、计算方法以及其在化学领域中的重要意义。
化学反应的标准摩尔焓变是指在标准状态下，1摩尔物质参与化学反应时所吸收或释放的热量。
标准状态是指气体在1大气压下，液体和固体在1标准大气压下，温度为298K。
标准状态下的摩尔焓变用ΔH°表示。
ΔH°可以为正值，表示吸热反应，也可以为负值，表示放热反应。
化学反应的标准摩尔焓变可以通过实验测定得到。
实验测定的方法通常是在恒压条件下，将反应物加热至反应温度，然后测定反应前后的温度变化，根据热容和温度变化计算出反应热量。
实验测定得到的摩尔焓变可以用于热力学计算和工程实践中的应用。
化学反应的标准摩尔焓变也可以通过热力学计算得到。
热力学计算的方法通常是利用热力学数据和反应平衡常数，根据热力学定律和化学反应的热力学方程计算出摩尔焓变。
热力学计算得到的摩尔焓变可以用于预测化学反应的热力学性质和优化化学工艺。
化学反应的标准摩尔焓变在化学领域中具有重要的意义。
首先，它可以用于研究化学反应的热力学性质，包括反应热、反应焓、反应熵等。
其次，它可以用于设计和优化化学工艺，例如在工业生产中确定反应条件、提高反应产率、降低能耗等。
最后，它还可以用于研究新材料的合成和储能材料的设计，例如电池、催化剂等。
总之，化学反应的标准摩尔焓变是化学热力学的重要概念，它描述了化学反应过程中物质的热力学变化。
摩尔焓变可以通过实验测定和热力学计算得到，它在化学领域中具有重要的应用价值，对于理解化学反应的热力学性质、优化化学工艺、研究新材料等都具有重要意义。
希望本文对化学领域的研究和工程实践有所帮助。
标准摩尔生成焓计算
标准摩尔生成焓计算摩尔生成焓是指在标准状态下，1摩尔物质生成的焓变化量。
它是化学反应热力学性质的重要参数，对于理解化学反应的热力学过程具有重要的意义。
在实际应用中，我们经常需要计算物质的摩尔生成焓，以便进行工艺设计、燃烧热分析等方面的工作。
本文将介绍如何计算标准摩尔生成焓的方法，并举例说明。
首先，我们需要了解标准状态的定义。
在化学中，标准状态通常指物质处于1大气压（1 atm）和25摄氏度（298.15K）的状态。
在这种状态下，物质的摩尔生成焓可以通过以下公式进行计算：ΔH° = ΣnΔHf°(产物) ΣmΔHf°(反应物)。
其中，ΔH°表示标准摩尔生成焓，ΔHf°表示标准生成焓，n和m分别表示产物和反应物的摩尔数。
在实际计算中，我们需要首先确定反应物和产物的化学方程式，并且查找它们在标准状态下的标准生成焓数值。
然后，根据上述公式，将这些数值代入计算，即可得到标准摩尔生成焓的数值。
举例说明，以CH4(g) + 2O2(g) → CO2(g) + 2H2O(l)为例，计算该反应的标准摩尔生成焓。
首先，我们需要查找每种物质在标准状态下的标准生成焓数值，然后代入公式进行计算，最终得到结果。
通过以上步骤，我们可以得到该反应的标准摩尔生成焓为-802.3 kJ/mol。
这个数值告诉我们，在标准状态下，1摩尔CH4生成CO2和H2O所释放的热量为-802.3 kJ。
这个结果对于工业生产、燃烧热分析等方面具有重要的应用价值。
总之，标准摩尔生成焓的计算是化学热力学研究中的重要内容，掌握这一计算方法对于理解化学反应的热力学过程、进行工艺设计和燃烧热分析等方面具有重要意义。
通过本文的介绍和举例，相信读者对于标准摩尔生成焓的计算方法有了更深入的了解，希望本文对您有所帮助。
标准摩尔反应焓变
标准摩尔反应焓变
摩尔反应焓变是指在化学反应中，反应物和生成物之间的热力
学变化。
在标准状态下，摩尔反应焓变可以用来描述化学反应的热
力学性质，对于理解和预测化学反应过程具有重要意义。
首先，我们来看一下摩尔反应焓变的定义。
摩尔反应焓变（ΔH）是指在标准状态下，反应一摩尔物质所释放或吸收的热量。
它可以
用来描述化学反应的放热或吸热性质。
当ΔH为负值时，表示反应
放热；当ΔH为正值时，表示反应吸热。
摩尔反应焓变的计算可以通过热化学方程式来实现。
热化学方
程式是化学反应方程式的一种，它不仅包括了化学反应的物质变化，还包括了反应过程中的热量变化。
通过热化学方程式，我们可以计
算出反应的摩尔反应焓变。
在实际应用中，摩尔反应焓变可以用来计算化学反应的热效应。
比如，在工业生产中，我们可以通过摩尔反应焓变来计算反应过程
中的热量变化，从而确定反应的热效应，为工艺设计和控制提供重
要依据。
此外，摩尔反应焓变还可以用来预测化学反应的热力学性质。
通过对反应物和生成物的摩尔反应焓变进行比较，我们可以判断反应是放热还是吸热的，从而对反应过程有一个初步的了解。
总之，摩尔反应焓变在化学领域中具有重要的应用价值。
它不仅可以用来描述化学反应的热力学性质，还可以用来计算热效应和预测反应的热力学行为。
通过对摩尔反应焓变的研究和应用，我们可以更深入地了解化学反应过程，为化学工程和工艺控制提供理论支持和技术指导。
标准摩尔生成焓计算
标准摩尔生成焓计算摩尔生成焓是化学过程中一个重要的物理量，它描述了在标准状况下，1摩尔化合物生成的焓变化。
在化学工程、热力学等领域中，摩尔生成焓的计算具有重要的意义。
本文将介绍如何计算标准摩尔生成焓，以及一些常见化合物的标准摩尔生成焓数值。
首先，我们来看一下标准摩尔生成焓的定义。
标准状况是指在压力为1标准大气压，温度为298K（25摄氏度）下的状态。
摩尔生成焓是指在标准状况下，1摩尔化合物生成的焓变化，通常用ΔH°表示。
ΔH°的单位是千焦耳/摩尔（kJ/mol）。
计算标准摩尔生成焓的方法通常是利用热力学数据表中的数据。
对于一般的化学反应aA + bB → cC + dD，其标准摩尔生成焓的计算公式为：ΔH° = cΔH°(C) + dΔH°(D) (aΔH°(A) + bΔH°(B))。
其中，ΔH°(A)、ΔH°(B)、ΔH°(C)、ΔH°(D)分别表示反应物A、B和生成物C、D的标准摩尔生成焓。
在实际计算中，我们需要查阅热力学数据表，找到反应物和生成物的标准摩尔生成焓的数值，代入上述公式进行计算即可得到该化学反应的标准摩尔生成焓。
下面，我们来看一些常见化合物的标准摩尔生成焓数值。
以氧气（O2）、水（H2O）、二氧化碳（CO2）为例，它们的标准摩尔生成焓分别为0kJ/mol、-285.8kJ/mol、-393.5kJ/mol。
这些数值反映了这些化合物在标准状况下生成时释放或吸收的热量。
除了单一物质的标准摩尔生成焓，我们还可以计算化学反应的标准焓变。
对于一个化学反应，其标准焓变ΔH°可以通过反应物和生成物的标准摩尔生成焓之差来计算。
这个过程也是利用热力学数据表中的数据，根据反应物和生成物的标准摩尔生成焓计算出反应的标准焓变。
总结一下，标准摩尔生成焓是描述化学反应在标准状况下的焓变化的物理量，计算方法是利用热力学数据表中的数据，根据反应物和生成物的标准摩尔生成焓来计算。
《标准摩尔反应焓的计算》课件
D21H = 0
t2， p2=p1 Ⅱ CO2(g) 1mol H2O 2mol O2 2mol N2 15.05mol
D31 H
D24 H
t3=25℃，Ⅲ 标准态
D
r
H
m
(298.15K )
CH4(g)1mol
t4= t3,标准态,Ⅳ CO2(g) 1mol H2O 2mol
O2 4mol
O2 2mol
)
mz C
⊙
P ,m
((MZ
,
)}dT
代入 式，积分形式为：
D
r
H
m
(T
)
D
r
H
m
(298.15K
)
T 298.15 K
D
r
C
⊙
P ,m
dT
①
式中
⊙
DrCP,m
⊙
BCP,m (B,)
微分形式为：
dD
r
H
m
(T
)
/
dT
⊙
D rCP,m
当D Cr p,m 0，表示标准摩尔反应焓不随温度变化。
单位：J·mol-1 (附录9,
P292)
依据：
DfHm(B, ) = 0
其中： B：单质； ：稳定相态
如：
D
f
H
m
(C
,
石墨,
T
)
0
D
f
H
m
(C
,
金刚石(或无定型),T
)
0
C(无定型) 2H2 ( g) CH4 ( g);
D
r
H
m
(T
)
无机化学 第一章 化学反应中的质量关系和质量关系
2. 摩尔反应焓变
对于指定的化学反应，当反应进度 = 1 mol 时 的反应热效应――摩尔反应焓变 或 摩尔反应热。
rHm
reaction molar
kJ·mol–1
单位摩尔反应进度
3. △H和△U的关系
① 对液体或固体：ΔV ＝ 0 Qp＝ΔH ≈ ΔU ② 对有气体变化的反应：
根据 pV ＝ nRT 在恒温、恒压下， pΔV ＝ ΔnBRT ΔH＝ Qp ＝ ΔU＋ pΔV ＝ ΔU＋ΔnBRT
全反应。
例如：下列反应，当 = 1 mol 时，表示：
2H2 (g) O2 (g) 2H2O (g) 1
H2 (g) 2 O2 (g) H2O (g)
是与反应方程式相联系的。
第一章 化学反应中的 质量关系和能量关系
第三节
化学反应中的能量关系
在研究化学反应时，人们总会思考一些问题： 当几种物质放在一起时
Qp = U + p (V2 − V1 ) = (U2 − U1 ) + ( pV2 − pV1 ) = (U2 + pV2 ) − (U1 + pV1 )
令 U + pV = H ――焓； 状态函数
则 Qp = H2 − H1 = H
即 Qp = H ――焓变
若 H < 0，焓值减小，反应为放热反应； H > 0，焓值增加，反应为吸热反应。
a.能否发生反应？ b.反应速率多大？ c.会发生怎样的能量变化？ d.到什么程度时反应达到平衡？ e.反应机理如何？ a, c, d 属于化学热力学问题，而 b, e 属于化学 动力学问题。
1.3.1 基本概念和术语
1.体系和环境
体系：被研究对象。 环境：体系外与其密切相关的部分。
大学无机化学所有公式
所有公式：1、注意单位,如焦耳,千焦;2、加入溶液时注意体积变化引起的浓度的变化3、能斯特方程注意正负号;4、单质的标准绝对熵不等于零,f G m 稳定态单质,T=0 f G m H +,aq,T=0 Chap 11、热力学温度：T= t + T0 T0=2、理想气体状态方程：pV=nRT 用于温度不太低,压力不太高的真实气体在SI 制中,p 的单位是Pa,V 的单位是m 3,T 的单位是K,n 的单位是mol ；R 是摩尔气体常数,R 的数值和单位与p,V,T 的单位有关,在SI 制中,R = J·K -1·mol -1;3、4、分压5、分体积定律6、溶液的浓度质量百分比浓度 B = mB/m = mB/mB+mA 以溶质B 的质量在全部溶液的质量中占有的百分比质量摩尔浓度 bB = nB/mA溶质B 的物质的量与溶剂A 的质量的比值物质的量分数摩尔分数 = nB/nB+nA溶质B 的物质的量占全部溶液的物质的量的分数物质的量浓度 cB = nB/V溶质的物质的量除以溶液的总体积与温度相关, 单位：molm-3, moldm-3, molL-1 Chap 21、体积功：气体发生膨胀或压缩做的功,一般条件下进行的化学反应,只作体积功 W= -p V = -p V 终－V 始2、热和功不是状态函数3、热力学第一定律：封闭体系中：U = U 2 – U 1 = Q + W4、焓：H = U + pV 等压时：Q p =H 2 – H 1 = H若为理想气体,H = U + pV = U + nRT H = U + nRT 5、等容热效应Q V :U = Q V等压反应热Qp ：W= －pV则U ＝ Qp + W = Qp －pVQp = Qv + nRT6、标准摩尔反应焓变：r H m =i f H m 生成物 i f H m 反应物 =y f H m Y+z f H m Z – a f H m A+b f H m B7、S m B,相态,T ,单位是J·mol -1·K -1任一化学反应的标准摩尔熵变： rSm =B Sm 生成物,T-B Sm 反应物,T rSm ＞0,有利于反应正向自发进行;8、G = H – TSG：吉布斯函数,状态函数, 广度性质, 单位J9、计算已知反应的自由能变r Gmr Gm=B fGm生成物,T-B fGm反应物,TChap 31、恒容条件下的化学反应速率B：化学反应计量数,反应物为负,生成物为正B/t：物质B的物质的量浓度随时间的变化率：基于浓度的反应速率,单位为molL-1s-12、质量作用定律 = k A m B nk: 速率常数,随温度变化,不随浓度变化质量作用定律只使用于基元反应3、4、阿仑尼乌斯Arrhenius公式应用：设活化能与温度无关,根据两个不同温度下的k 值求活化能;5、标准平衡常数表达式：J 为反应商,可作为反应进行方向的判据：6、非标准态下反应的r G m：rGmT = rGmT+lg JlgK T ＝－r G m T/Van’t Hoff 方程式 ：r H m T - T r S m T =r G m T = T在温度变化范围不大时7、平衡常数与温度的关系：Chap 91、价键理论：磁矩与未成对电子数2、配合物与沉淀的生成与转换： AgNH 32+ + Br = AgBrs + 2NH 3K 转= NH 32 / AgNH 32+Br =NH 32Ag +/AgNH 32＋BrAg + = K 不稳/K sp AgBrAgBrs + 2NH 3= AgNH 32+ + Br K 转= K 稳·K sp AgBrAgBrs + 2S 2O 32 = AgS 2O 323 + Br K 转= K 稳K sp AgBr溶解效应：由于配位平衡的建立使沉淀溶解 AgCl Ag + + Cl － K s AgCl Ag + + 2NH 3 AgNH 32+ Kst,AgNH 32+ AgCl + 2NH 3 AgNH 32+ + Cl － K Chap8:1、E=正极-负极=氧化型电对—还原型电对2、能斯特方程)2(+=n n μ对于半电池反应：p 氧化型Ox + ze q 还原型Red其中z 为转移电子数 注：纯固纯液不算入方程中计算,记为1； 式中Ox 和Red 应看成 Ox/c 和Red/c 的省写,对气体应看成是p Ox /p 和 p Red /p 3、– G = nFE 可以用于判断反应进行方向G < 0 反应自发进行 E > 0G = 0 达到平衡 E = 0 G > 0 反应不自发 E < 0 若反应在标准状态下进行,可用 E 进行判断当外界条件一定时,反应处于标准状态,反应的方向就取决于氧化剂或还原剂的本性4、电极反应： r G m = －z 电极F F=96485电池反应： r G m = －zE 电池F G 单位：J/mol E 单位：V 5、求氧化还原反应的平衡常数 T=F =×104C, R= JK –1mol –1注意：n 为整个氧化还原反应中所转移的电子数,与化学反应方程式的计量系数有关;E 为标准电动势,可由正负电极的标准电极电势直接得出;7、8、求算未知电对的标准电极电势[Red]-- 2.303lg [Ox]2.303[Red]-lg [Ox]2.303[Ox] +lg [Red]0.0592[Ox] lg [Red]q pqppqp qz F z F RT RT zF RT or zF z θθθθϕϕϕϕϕϕϕϕ+=+＝＝＝若某元素电势图为∵G1 = - n1F1G2= - n2F2G = - nF n = n1 + n2G = - nF = -n1+ n2FG = G1+G2= -n1F1+-n2F2∴-n1+n2F = -n1F1+-n2F2得到θ与1θ,2θ的关系：自己写一下i个相应电对：相应推广,自己写一下。
无机化学知识点总结
无机及分析化学第一章1、理想气体状态方程式：pV nRT = mpV RT M=pM RT ρ=（注意单位的一致） 2、道尔顿分压定律：123p p p p =+++…… i i p x p =（注意分压的定义）3、两个浓度表示法： 物质的量浓度 B B n c V = （-1mol L ⋅） 质量摩尔浓度 BB An b m = （1mol kg -⋅） 4、溶液的依数性：定性：蒸气压下降（根本原因）；沸点升高；凝固点下降；产生渗透压 变化程度：A 2B(或AB 2)型＞AB 型＞弱电解质溶液＞非电解质溶液 定量：少量难挥发非电解质的稀溶液*A (B)(B)p p K b p M b =⋅=⋅⋅ΔT b = K b · b ΔT f = K f · bc RTbRT π=5、胶体：性质：布朗运动；丁达尔效应；电泳；电渗溶胶粒子带电原因：胶体粒子对溶液中的离子产生选择性吸附 AgNO 3 + KI （过量）→ [(AgI)m ·nI - · (n-x )K +]x - · x K +AgNO 3（过量）+ KI → [(AgI)m ·nAg + · (n-x ) NO 3-]x + · x NO 3- 电位离子和反离子吸附层和扩散层：加入电解质，使得吸附层里的反离子增多，ζ电势下降，胶体聚沉。
聚沉值和聚沉能力：与胶粒带相反电荷的离子的价数影响最大，价数越高，聚沉能力越强练 习1. 5.8% NaCl 溶液产生的渗透压接近于（ ）。
（a ）5.8%蔗糖溶液 （b ）5.8%的HAc 溶液 （c ）2.0 mol·kg -1 蔗糖溶液 （d ）1.0 mol·kg -1葡萄糖溶液2. 在 0℃ 的 100 g KCl 溶液中，加入重量为 100 g 的冰，一段时间后，混合液中冰的质量为（ ）。
（a ）大于100g (b) 小于100g （c ）等于100g (d) 不能确定 3. 相对分子量为120的弱酸HA 3. 00 g 溶于100 g 水中，在101.325 kPa 下测得其沸点为100.18℃ 。
无机化学知识点学习笔记(1)
《无机化学》学习笔记一第一章化学反应中的质量关系和能量关系1.初步了解体系与环境、状态函数、热、功、热力学能的概念和化学计量数、反应进度、恒压反应热、焓变、标准摩尔生成焓的含义。
2.熟悉热化学方程式的书写和赫斯定律的应用。
3.会应用热化学方程式和标准摩尔生成焓计算标准摩尔反应焓变。
知识点:1.化学计量数化学反应方程式：cC+dD=yY+zZ，令：-c=νc,-d=νd,y=νy, z=νz,得：0=νc C+νd D+νy Y+νz Z,称为化学计量方程式。
νc,νd,νy,νz分别为物质C,D,Y,Z的化学计量数。
2.反应进度对于化学计量方程式：0=νc C+νd D+νy Y+νz Z,dξ=d n B/νB，ξ为反应进度。
3.体系和环境体系--为了研究方便，把要研究的那部分物质和空间与其它物质或空间人为地分开。
被划分出来作为研究对象的那部分物质或空间称为体系。
环境--体系之外,并与体系有密切联系的其它物质或空间称为环境。
4.体系与环境的关系按照体系和环境之间物质和能量的交换情况，可将体系分为以下3类：敞开体系-----体系和环境之间，既有物质交换，又有能量交换。
封闭体系-----体系和环境之间，没有物质交换，但有能量交换。
孤立体系-----体系和环境之间，既没有物质交换，又没有能量交换。
5.状态函数描述体系状态的一系列宏观的物理量，称为状态函数。
6.状态函数的特点（1）体系的状态一确定，各状态函数均有确定值。
（2）当体系状态发生变化时，状态函数的改变量只与体系的起始状态和最终状态有关，而与状态变化的具体途径无关。
（3）体系的各状态函数之间往往是有联系的。
因此，通常只需确定体系的某几个状态函数，其它的状态函数也随之而定7.功和热热和功是体系状态发生变化时,体系与环境之间交换或传递能量的两种不同形式。
体系状态发生变化时,体系与环境因温度不同而发生能量交换的形式称为热。
在热力学中常用Q表示,定义体系从环境吸热时Q为正值,体系放热给环境时Q为负值。
无机化学—第一章热化学
理想气体状态方程
pV = nRT
p——气体的压力，单位为帕(Pa) V——体积，单位为立方米(m3) n——物质的量，单位为摩(mol) T——热力学温度，单位为“开”(K) R——摩尔气体常数 (8.314 J∙mol-1∙K-1)
从微观上看，理想气体的分子有质量，无体积，是质点；每个分子在
气体中的运动是独立的，与其他分子无相互作用，碰到容器器壁之前
rHm = [4 fHm(NO,g) + 6 fHm(H2O,g)] - [4 fHm(NH3,g) + 5 fHm(O2,g)]
={[4(90.25)+6(-241.82)]-[4(-46.11)]}kJ·mol-1 = -905.48kJ·mol-1
※ 计算时,注意系数和正负号
27
例
反应
rHm/kJ·mol-1 序号
2Cu2O(s)+O2(g) → 4CuO(s)
-292
1
CuO(s)+Cu(s) → Cu2O(s)
-11.3
2
计算 fHm (CuO,s)
解：(2)式×2，得： 2CuO(s)+2Cu(s)→2Cu2O(s) 3
(3)式+ (1)式，得： 2Cu(s)+O2(g)→2CuO(s) 4
(rHm)3=2(rHm)2=-22.6 kJ·mol-1
6
1.1 几个基本概念
❖ 状态：是指用来描述系统压力 p,体积 V, 质量 m和 组成等各种宏观性质的综合表现；
❖ 状态函数：是用来描述系统状态的物理量，如 p,V T,以及内能 U,焓 H,熵 S ；
状态一定,状态函数确定 状态函数之间的关系称为状态方程;
标准摩尔反应焓变
标准摩尔反应焓变摩尔反应焓变是指在标准状态下，化学反应中物质的焓变化。
在化学反应中，物质的焓变化可以用来描述反应的放热或吸热情况，对于了解反应的热力学性质非常重要。
标准摩尔反应焓变是指在标准状态下，反应中每个物质的摩尔焓变化。
对于一般的化学反应aA + bB → cC + dD，反应的焓变可以表示为ΔH = cHf(C) + dHf(D) aHf(A) bHf(B)，其中ΔH为反应的焓变，Hf为标准状态下的摩尔生成焓，a、b、c、d分别为反应物和生成物的系数。
在实际应用中，我们可以通过实验测定反应的热变化来确定反应的焓变。
在标准状态下，摩尔反应焓变可以帮助我们了解反应的热力学性质，对于工业生产和实验室研究都有重要的意义。
另外，标准摩尔反应焓变也可以用来计算化学反应的热力学平衡常数。
根据热力学原理，对于在标准状态下的化学反应，有ΔG° = -RTlnK，其中ΔG°为反应的标准自由能变化，R为气体常数，T为温度，K为平衡常数。
而ΔG°可以用ΔH°和ΔS°表示，即ΔG° = ΔH° TΔS°。
因此，我们可以利用标准摩尔反应焓变和标准摩尔反应熵变来计算反应的平衡常数。
在实际应用中，我们可以通过测定反应的焓变和熵变来确定反应的平衡常数，从而了解反应的热力学性质。
这对于工业生产和化学工程的设计具有重要的意义。
总之，标准摩尔反应焓变是化学反应热力学性质的重要参数，它可以帮助我们了解反应的放热或吸热情况，计算反应的平衡常数，对于化学工程和实验室研究都有重要的意义。
我们可以通过实验测定反应的焓变和熵变来确定反应的热力学性质，从而为化学反应的设计和优化提供重要的参考。
标准摩尔焓变
标准摩尔焓变标准摩尔焓变是指在标准状态下，1摩尔物质在其标准状态下由一种物质转变成另一种物质所伴随的焓变化。
标准状态是指气体在1大气压下，液体和固体在1标准大气压下的饱和状态。
标准摩尔焓变通常用ΔH°表示，单位是千焦耳/摩尔（kJ/mol）。
标准摩尔焓变的计算通常涉及到化学反应的热力学问题。
在化学反应中，反应物转变成生成物时，伴随着焓的变化。
如果反应在标准状态下进行，我们可以利用标准摩尔焓变来计算反应的热力学性质。
对于化学反应aA + bB → cC + dD，反应的标准摩尔焓变ΔH°可表示为ΔH°= cΔH°(C) + dΔH°(D) aΔH°(A) bΔH°(B)，其中ΔH°(A)、ΔH°(B)、ΔH°(C)、ΔH°(D)分别表示反应物A、B和生成物C、D的标准摩尔焓变。
标准摩尔焓变的计算可以根据反应物和生成物的标准摩尔焓变来进行，通常可以利用已知的化学反应的标准摩尔焓变来计算其他反应的标准摩尔焓变。
另外，标准摩尔焓变还可以用于计算燃烧、生成、解离等化学反应的热力学性质。
在实际应用中，标准摩尔焓变在化学工程、热力学计算、物质转化等领域有着重要的作用。
通过标准摩尔焓变的计算，可以帮助我们了解化学反应的热力学特性，指导工业生产和实验研究，为化学工程和热力学领域的相关计算提供重要的参考数据。
总之，标准摩尔焓变是化学热力学中重要的概念，它可以用来描述化学反应的热力学性质，对于化学工程、热力学计算等领域具有重要的应用价值。
通过对标准摩尔焓变的深入理解和应用，可以更好地指导化学反应的实际操作和研究工作，推动化学领域的发展和进步。
无机化学1-4章总结
ΔH θ(T)≈ ΔH θ (298.15K) 1)为何成立 2) 成立条件：在T~298.15K间状态不发生改变
ΔfH θ(298.15K) 与ΔH θ (298.15K)的关系：
1) 1/2H2(g) + 1/2Br2(l) = HBr(g) ΔH θ (298.15K) = ΔfH θ(HBr , g , 298.15K) 2) H θ ( 298.15K ) ν B f H θ ( B, 298.15K )
ΔG > 0 的反应就是不能发生的反应，对吗？ 不对。 ΔG > 0 的反应是不能正向自发发生，但当外加 能量时，就有可能发生。 例电解水的过程。
第三章
酸碱质子理论 凡是给出质子(H+)的物质(分子或离子)都是酸； 凡是能与质子结合的物质都是碱。
对一元弱酸来说： 对二元弱酸来说：
c (H ) K a c
活化能
Ea(正) - Ea(逆) ≈ ΔH 加快化学反应速率的方法 ① 增加浓度 ② 升高温度 ③ 降低活化能
计算MgCl2的溶解熵
MgCl2(s) = Mg2+(aq) + 2Cl-(aq) S θ (B,298.15K)/J· K-1· mol-1 89.62 -138.1 56.5 ΔS θ(298.15K)/ J· K-1· mol-1 = - 114.72 < 0 在没有计算前，估计可能是熵增，因为粒子数增多了。 但实际计算并不是这样，是熵减，为什么？ 因为溶解包括离解和水合两过程，离解过程确是熵增， 但离解后的离子要形成水合离子，水合过程是熵减， 总效果是后一过程大于前一过程，故是熵减。 但对大多数盐而言，其溶解熵是>0.
难溶电解质 溶度积常数Ksp和溶解度S之间的关系 溶度积规则： (1) Q= Ksp 平衡 (2) Q < Ksp 沉淀溶解 (3) Q > Ksp 产生沉淀 可判断能否生成沉淀？沉淀是否完全等？
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无机化学中标准摩尔反应焓变的计算
热力学是无机化学课程的重要组成部分，它是以热力学第一定律、热力学第二定律、热力学第三定律为基础，主要解决化学反应中能量转化及化学反应进行的方向和程度问题，其中焓变计算是解决等压情况下反应中能量转化问题、进行吉布斯自由能变变计算进而判断反应进行程度和方向的基础。
在无机化学课程中，通常忽略温度、压力对焓变的影响，同时，对于非标准状态下的反应来说，反应焓变还没有一定的计算公式。
本文对无机化学中标准状态下反应焓变的计算方法进行了归纳和总结，便于学生更好地理解和掌握。
一、计算标准摩尔反应焓变的理论基础
计算标准摩尔反应焓变的理论基础是hess定律，即在恒容或恒压条件下，一个化学反应不论是一步完成或分几步完成，其反应热（即摩尔反应焓变）完全相同。
hess定律的实质是指出了反应只取决于物质的初、终状态，而与经历的具体途径无关。
其重要意义在于能使热化学方程式像代数方程式一样进行加、减运算，从而可以应用已知化学反应的热效应，间接算得未知化学反应的热效应，解决那些难以测量或根本不能测量的反应热效应问题。
应用时要注意：将已知的热化学方程式进行线性组合的结果必须与欲求的未知化学反应的状态完全相同，包括温度、压力及各物质的相态，并且这些化学反应都是在等温、等压或等温、等容条件下进行的，都不做其他功能[1]。
焓的绝对值是无法确定的，但可以采用相对焓值。
焓是状态函数，状态函数的最主要特点是其变化值只取决于系统的始态和终态，而与系统变化的途径无关。
因此，以hess定律为理论基础，可以求得反应的摩尔焓变。
三、结语
标准摩尔反应焓变的计算是无机化学热力学部分计算的基础，焓的绝对值不可测，只能测其相对值，其概念多、计算公式多，学生掌握起来有一定的难度。
通过以上的归纳和总结，使化学反应标准摩尔焓变的计算系统化，有助于大学生对焓变计算的理解和掌握，有助于提高无机化学课程教学的质量。