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大学基础化学大学基础化学复习 复习内容 第一章 物质的聚集状态 第二章 化学反应的一般原理 第三章 定量分析基础 第一章 物质的聚集状态 一.气体 1. 理想气体状态方程 2. 分压定律 二.溶液浓度表示 1. 物质的量浓度 2. 质量摩尔浓度 3. 质量分数 一.气体 1.理想气体状态方程 pV=nRT 物理量 压力 体积 温度 摩尔气体常数 p V T 物质的量 n R Pa m3 K mol 8.314 单位 kPa L K mol 8.314 适用于理想气体：分子间的作用力忽略， 分子本身的体积忽略 pV=nRT 变换形式 Mr=m 求相对分子量 pVRT=pMrRT 求气体密度 2. 分压定律 分压概念：在一定温度和体积下，组分气体单独占据与混合气体相同体积时，对容器产生的压力。 K道尔顿分压定律：p总=pii=1Kpi = p总 xi xi=1 i=1VinipiVxi 总n总pnixi 总n总二.溶液浓度表示 1. 物质的量浓度c cBmBB=nVnB=M B2. 质量摩尔浓度b bnBB=m A3. 质量分数 wmBB=m 4. 几种溶液浓度之间的关系 cwBB=M cB=bB B习题：P22 1-1、有一混合气体，总压力为150Pa，其中N2和H2的体积分数为0.25和0.75，求N2和H2的分压。解： ViVnixi 总n总pniN2=xip总=npV总=iVp总=0.25´150=37.5Pa总总pH2=xnViip总=inp总=p总=0.75´150=112.5Pa总V总1-3 、 用作消毒剂的过氧化氢溶液中过氧化氢的质量 分数为0.030，这种水溶液的密度为1.0gmL-1，请计算这种水溶液中过氧化氢的质量摩尔浓度、物质的量浓度和摩尔分数。 解： 质量摩尔浓度b bB=nBm A物质的量浓度 cnBB=V 摩尔分数 xnB=Bn解：1L溶液中 wBB=mm mB=wBm=wBV m( H2O2) = 1000mL´1.0g×mL-1´0.030 = 30g m( H2O) = 1000mL´1.0g×mL-1´(1-0.030) = 970g n( H2O2) = m/M=30/34=0.88mol n( H2O) = m/M= 970/18=54mol b( H2O2)= n/m=0.88/0.97kg = 0.91mol×kg-1 c( H2O2)= n/V=0.88/1L = 0.88mol×L-1 x( H2O2) = n/n总= 0.88/(0.88+54) = 0.016 第二章 化学反应的一般原理 基本概念 热化学 化学平衡 化学反应速率 一、基本概念 状态 由一系列表征系统性质的物理量所确定下来的系统的一种存在形式。 重点掌握状态函数特性： 1、状态一定，则体系的状态函数一定。状态改变，状态函数也改变 2、状态函数变化值仅决定于系统的初态和终态，与变化途径无关。 二、热化学 1、化学反应热效应 定义: 在恒温恒压或恒温恒容且只做体积功的条件下，化学反应所吸收或放出的热称为化学反应热效应。 注意: 主要讨论恒温恒压只做体积功的条件下化学反应热效应。 1、化学反应热效应 解决化学反应热效应的大小，引入了焓。 焓 H 焓变 DH 标准摩尔反应焓 DOrHm 标准摩尔生成焓 DqfHm 标准摩尔燃烧焓 DqcHm 焓 H 由热力学第一定律： D U = Q + W 体积功：W = - p = - p DV Qp = D U + p DV 焓定义为： H= U + pV H=D U + p DV 焓变： H = H2 - H1 = Qp 标准摩尔反应焓变 DHOrm 化学反应中，任何物质均处于温度T 时的标准状态下，反应的摩尔反应焓变。 Hqrm q 标准状态 m 1mol 的热效应 r Reaction 反应 热化学标准状态 对物质的状态作统一规定： ² 气体 p压力下，处于理想气体状态的气态纯物质。 ² 液体和固体 p压力下的液态和固态的纯物质。 ² 溶液p压力下，溶液的浓度为1mol×L-1。 DqfHm定义 在标准状态下，由最稳定单质合成1mol化合物时的标准反应焓。 推断：最稳定单质的 DqfHm=0 注意:(1) 最稳定单质为:C(石墨)，Cl2 (g) ， Br2 (l) ，I2 (s)，S，P等 (2) 生成物为1mol (3) 与聚集状态有关 DqcHm定义: 在标准状态下，由1mol化合物在O2中完全燃烧时的标准反应焓。 注意: 1、完全燃烧的最终产物： CCO2(g)，HH2O (l)，SSO2 (g)，NN2 (g)， ClHCl (aq) 2、DqcHm与物质聚集状态有关 化学反应热效应的计算 盖斯定律计算反应热效应 (2) 由 DqfHm 计算反应热效应 (3) 由 DqcHm 计算反应热效应 由盖斯定律计算化学反应热效应 在等容或等压条件下，若一个化学反应可以分几步进行，则各分步反应的反应热的代数和与一步完成时的反应热相同。 I DqrHm(1)II DHqrm(3）DqrHm(2）III DqqqrHm(1)=DrHm(2)+DrHm(3)实际应用:热化学方程相加减，对应的相加减。 由标准摩尔生成焓 计算化学反应热效应 反应 aA + bB xX + yY DqqqqqrHm=xDfHmX+yDfHmY-aDfHmA-bDfHmB DqqrHm=BDfHm(B) B例1： 298K时反应Na(s)+ Cl2(g)NaCl(s)的DqrHm -411.1kJ·mol-1，即该温度下NaCl(s)的标准摩尔生成焓为-411.1kJ·mol-1。 例2： 所有气体单质的标准摩尔生成焓都为零。 × 例3： 下列各种物质中，298K时标准摩尔生成焓不为零的是. 。 (A)C(石墨)；(B)N2(g)；(C)Br(g)；(D)I2(s) 习题：P66：2-2 1. 利用附录III的数据，计算下列反应的 ： (1) Fe3O4(s)+4H2(g)®3Fe(s)+4H2O(g) (2)2NaOH(s)+CO2(g)®Na2CO3(s)+H2O(l) (3)4NH3(g)+5O2(g)®4NO(g)+6H2O(g) (4)CH3COOH(l)+2O2(g)®2CO2(g)+2H2O(l) 解： (1) Fe3O4(s)+4H2(g)®3Fe(s)+4H2O(g) DqfHm-1118.4 0 0 -241.8 (1) DHqrm =4´(-241.8) - (-1118.4) = 151.2 kJ×mol-1 (2) DqrHm= -171.8kJ×mol-1 (3) DqrHm = -905.4kJ×mol-1 (4) DqrHm= -872.9kJ×mol-1 习题2-3 1. 已知下列化学反应的反应热： C2H2(g) + 5/2O2(g) ® 2CO2(g) + H2O(g) DqrHm= -1246.2 kJ×mol-1 C(s) + 2H2O(g) ® CO2(g) + 2H2(g)； DqrHm= +90.9 kJ×mol-1 2H2O(g) ® 2H2(g) + O2(g)； DqrHm= +483.6 kJ×mol-1 求乙炔(C2H2,g)的生成热 。 解：乙炔(C2H2,g) 生成热的反应为： 2C(s)+H2(g)®C2H2(g) 1. 已知下列化学反应的反应热： C2H2(g) + 5/2O2(g) ® 2CO2(g) + H2O(g) C(s) + 2H2O(g) ® CO2(g) + 2H2(g)； 2H2O(g) ® 2H2(g) + O2(g)； 解：乙炔(C2H2,g) 生成热的反应为： 2C(s)+H2(g)®C2H2(g) 反应2´(1)+5´(3)为： 2C2H2(g)+8H2O (g)®4CO2(g)+10H2(g) 反应4´(2)- (4)为： 4C(s)+2H2(g)®2C2H2(g) 解：反应4´(2)- 2´(1)-5´(3)/2为： 2C(s)+H2(g)®C2H2(g) DqqfHm(C2H2,g)=2´DHHqrm(2)-Drm(1)-2.5 ´DqrHm (3) =2´90.9-(-1246.2) -2.5´483.6 =219.0 kJ×mol-1 习题2-4 求下列反应的标准摩尔反应焓变 (298.15 K)： (1)Fe(s)+Cu2+(aq)®Fe2+(aq)+Cu(s) (2)AgCl(s)+Br-(aq)®AgBr(s)+Cl-(aq) (3)Fe2O3(s)+6H+(aq)®2Fe3+(aq)+3H2O(l) (4)Cu2+(aq)+Zn(s) ®Cu(s)+Zn2+(aq) (1) Fe(s)+Cu2+(aq)®Fe2+(aq)+Cu(s) DqfHm 0 64.77 -89.1 0 DqrHm (1)= -89.1-64.77 = -153.9 kJ×mol -1 DqrHm (2)= -18.91 kJ×mol-1 DqrHm (3)= -130.3 kJ×mol -1 DqrHm (4)= -218.66 kJ×mol -1 三、 化学平衡 1. 可逆反应与化学平衡 2. 化学平衡常数 3. 影响平衡移动因素 1. 掌握化学平衡的概念 1）化学平衡针对可逆反应而言 2）达到化学平衡时的特征 3）正确书写化学平衡常数表达式 4）化学平衡常数的物理意义 对可逆反应： 正=逆 达化学平衡 组分浓度不随时间变化 (cX)xcYy(pXxKq=cq(cq) K=p)(pYyp)(cAacBbcq)(cq)(p AapBbp)(p)K值越大，表示反应程度越大，反映越完全 (1) K表达式中p、c是平衡分压或浓度，分 别除以p、c，得相对分压或相对浓度 (2) 固体、液体的纯物质或溶剂水的浓度视 为常数，均不写入平衡常数表达式中 (3) 同一反应的正逆反应，平衡常数互为倒数 Kqq正=1/K逆 (4) 若同一方程式，化学计量系数变化n 倍 则: KO2=(KO1)n 2熟练进行化学平衡的有关计算 1） 根据已知条件求算平衡常数； 2）根据平衡常数及已知条件计算平衡浓度、初始浓度及转化率； 3）判断反应的方向； 4）多重(同时)平衡。 规则：温度不变时 化学反应式相加，相应平衡常数相乘 化学反应式相减，相应平衡常数相除 3. 化学平衡移动 1) 浓度：增加反应物浓度或减少生成物浓度，平衡向正向移动。 2) 压力：若反应前后气体分子数不同，则增加p，平衡向气体分子数减小方向移动。 3)温度：升高T，反应向吸热方向移动 降低T，反应向放热方向移动 化学平衡移动规律勒夏特列原理 假如改变平衡的条件之一，如温度、压力和浓度，平衡必向着能减少这种改变的方向移动。 习题：P68：2-10 已知下列化学反应在298.15K时的平衡常数： (1) CuO(s) + H2(g) = Cu(s) + H2O (g)； K1= 2´1015 (2) 1/2O2(g) + H2(g) = H2O(g)； K2 = 5´1022 计算反应 CuO(s) = Cu(s) + 1/2O2(g) 的平衡常数K。 (1) CuO(s) + H2(g) = Cu(s) + H2O (g) (2) 1/2O2(g) + H2(g) = H2O(g) 所求反应为：CuO(s) = Cu(s) + 1/2O2(g) 解：所求反应为：反应(1)-反应(2) K=Kq12´1015-8Kq=5´1022=4´10 2习题：P69：2-12 在1500K条件下达到平衡。若始态p(NO) =150kPa，p(O2) = 450kPa，p(NO2) = 0；平衡时p(NO2) = 25kPa。试计算平衡时p(NO)，p(O2)的分压及标准平衡常数K。 解：V、T不变， 2NO(g) + O2(g) = 2NO2(g) 始态p 150 450 0 平衡p 25 则平衡时： p(NO) =150-25=125kPa p(O2) =450-25/2=437.5kPa 解： 2NO(g) + O2(g) = 2NO2(g) 始态p 150 450 0 平衡p 125 437.5 25 =p(NO2)/p2Kp(NO)/p2p(O2)/p=(25/100)2(125/100)2(437.5/100) =9.1´10-3例：12N32 +2H2 NH3DqrHm =-46 kJ·mol-1 气体混合物处于平衡时，N2生成NH3的转化率将会发生什么变化? (1) 压缩混合气体_提高_； (2) 升温_降低_； (3) 引入H2_提高_； (4) 恒压下引入惰性气体_降低_； (5) 恒容下引入惰性气体_无变化_。 四、化学反应速率 1. 化学反应速率的表示方式 平均反应速率 2. 反应历程与基元反应 3. 影响反应速率的因素： 浓度、温度、催化剂 1、平均反应速率 vB=±DcBDt等式右边 反应物 _ _ 生成物 _+ _ 对反应: 2. 反应历程与基元反应 基元反应： 反应物分子在碰撞中经过一次化学变化就能转化为产物的反应。 基元反应速率方程 基元反应 A+bBxX+yYv=kcabAcB u= uA= uB = uX uY反应级数n: na b x y= =a+b 反应速率常数k: k反应的数率常数: 反应物浓度为单位浓度时的反应速率； 由化学反应本身决定，是化学反应在一A+bB x 定温度时的特征常数； 相同条件下，k值越大，反应速率越快； k的数值与反应物的浓度无关。 速率常数的单位 零级反应: u = k(cA)0 k的量纲为mol·dm-3·s-1 一级反应:u = kcA； k的量纲为s-1 二级反应:u = k(cA)2 k的量纲为mol3·dm-1·s-1 非基元反应：反应物分子需经几步反应才能转化为生成物的反应。 反应 由实验得: v=kcabAcB 注意：基元反应和非基元反应的速率方程式差异点在于反应物浓度上的指数不同。前者是化学计量数，后者由实验确定。 3. 影响化学反应速率的因素 1)浓度对反应速率的影响 A+bBxX+由速率方程式可知v=kcabAcB 增加反应物浓度，反应速率加快， 降低反应物浓度，反应速率减慢。 2)温度对反应速度的影响 升高温度，反应速率加快， 降低温度，反应速率减慢。 lgk=lgA-Ea2.303RTT， k， k 随T ­ 而增大。 习题P69: 2-20 某基元反应 A + B® C，在1.20L溶液中，当A为4.0 mol，B为3.0mol时，v为0.0042mol× L-1×s-1，计算该反应的速率常数，并写出该反应的速率方程式。 解：基元反应 的速率方程式：v = kcAcB k=v /cAcB =0.0042/(4.0/1.20)´(3.0/1.20) =5.0´10-4 mol-1×L×s-1 例： 反应A + 2B = 2C的速率方程式为 (A) v = k AB2 (B) v = k AB (C) v = k C2 / AB2 (D) 不能根据此方程式写出 例： 已知2A = B + C为一基元反应，则用A的浓度变化所表示的速率方程是v = k c(A)2 。 第三章 1. Y 定量分析基础 定量分析的误差 2.有效数字及运算规则 3.滴定分析概述 1. 定量分析的误差 误差的表示 误差产生的原因 误差的减免 误差的表示 反映准确度 绝对误差=个别测定值-真实值 相对误差=绝对误差真实值´100% 偏差的表示 反映精密度 绝对偏差=个别测定值-测定的平均值 相对偏差=绝对偏差平均值´100% 测定结果从精密度、准确度两方面评价 误差产生的原因 X+yyY误差产生的原因 1.方法误差： 系统误差 2.仪器误差： 3.试剂误差： 随机误差 4.操作者主观误差： 过失误差 误差的减免 消除系统误差的方法 对照试验 空白试验 仪器校准 减小偶然误差方法 增加平行测定次数 2. 有效数字及其计算规则 有效数字实际能测量到的数字，只保留一位可疑值。 有效数字表示的注意点： 1）数字“0” 2）指数表示 3）对数表示 有效数字的运算规则 有效数字修约规则“四舍六入五留双” 有效数字运算规则 加减法有效位数以绝对误差最大的数为准，即小数点后位数最少的数字为依据。 乘除法有效位数以相对误差最大的数为准，即有效位数最少的数字为依据。 3. 滴定分析法概述 滴定分析法将一种已知准确浓度的试剂溶液(标准溶液)滴加到被测物质的溶液中(或反向滴加)，根据所消耗的试剂量按化学计量关系来确定被测物质的量。 滴定反应的类型 1. 酸碱滴定法 2. 配位滴定法 3. 沉淀滴定法 4. 氧化还原滴定法 对滴定反应的要求 1. 反应能按化学反应式定量完成 (没有副反应、反应完全程度达99.9%以上)。 2. 反应能迅速完成。 3. 有合适的指示化学计量点(或终点)的方法(合适的指示剂)。 4. 无干扰主反应的杂质存在(无干扰杂质)。 滴定方式 1. 直接滴定法 2. 返滴定法 3. 置换滴定法 4. 间接滴定法 基准物质和标准溶液 基准物质能用于直接配制或标定标准溶液的物质。 基准物质所必须具备的条件： 1. 纯度高：99.9% 2. 性质稳定：不吸湿、不氧化、不分解 3. 组成确定：与化学式相符 4. 有较大的摩尔质量：保证称量时有一定的重量 标准溶液的配制 标准溶液已知准确浓度的溶液 1.直接配制法 准确称取一定量的物质，溶解后稀释至一定体积，从而求出准确浓度。 滴定分析结果的计算 对于反应： aA + bB = cC + dD 滴定剂 被测物 则：nA与nB间有关系： nA: nB=a:b (cV)A: (cV)B=a:b cVAB=bcA (mol·L-1aV) BwmBnBMBbnAMBb(cVB=m=a´m=´)AMB smssams´1000P91：思考题 3-5 下列数值各有几位有效数字？ 0.0372 25.08 6.023×10-5 100 9.18 1000.00 1.0×108 pH=5.03 三位9.18 0.0372三位 1000.00六位25.08P90：习题3-8 四位-51.0×108二位6.023×102.187×0.854+9.6×10-2-0.0326×0.00814 四位=1.964 100pH=5.03二位三位2.187×0.854+9.6×10-2-0.0326×0.00814 =1.868+0.096-0.000265 =1.964 P91：习题3-13 分析不纯CaCO3(其中不含干扰物质)。称取试样0.3000 g，加入浓度为0.2500 mo1×L-1 HCl溶液25.00 mL，煮沸除去CO2，用浓度为0.2012 mol×L-1的NaOH溶液返滴定过量的酸，消耗5.84 mL，试计算试样中CaCO3的质量分数。 解：CaCO3+2HCl = CO2+CaCl2 +H2O +NaOH NaOH + HCl = NaCl + H2O 1n(CaCO)=n(HCl)-n(HCl)3总余21=(cHClVHCl-cNaOHVNaOH)2w(CaCO3)=m(CaCO3)ms=n(CaCO3)·M(CaCO3)ms1=(cHClVHCl-cNaOHVNaOH)M(CaCO)32ms= 12(0.2500´25.00-0.2012´5.84)´100.3000-3´100.1´100% =84.67%