工程化學(xué)基礎(chǔ)期末復(fù)習(xí)-課件

工程化學(xué)基礎(chǔ)期末復(fù)習(xí)工程化學(xué)基礎(chǔ)期末復(fù)習(xí)第

一

章

化學(xué)反應(yīng)的調(diào)控與應(yīng)用1.系統(tǒng)和環(huán)境

敞開(kāi)體系、封閉體系、孤立體系2.狀態(tài)和狀態(tài)函數(shù)

狀態(tài)函數(shù)的特點(diǎn)3.

熱和功（Q和W)熱和功不是狀態(tài)函數(shù)4.熱力學(xué)能，內(nèi)能U,是狀態(tài)函數(shù)一、基本概念：第一章化學(xué)反應(yīng)的調(diào)控與應(yīng)用1.系統(tǒng)和環(huán)境一、基本概念25.熱力學(xué)第一定律ΔU=Q+W6.反應(yīng)熱（或者熱效應(yīng)）恒容過(guò)程反應(yīng)熱QV，QV

=ΔU恒壓過(guò)程反應(yīng)熱Qp,

QP=ΔH對(duì)氣體：

Qp=QV+ΔnRT7.焓和焓變（H和ΔH)，KJ·mol-1蓋斯定律,標(biāo)準(zhǔn)摩爾生成焓,

參考態(tài)元素,熱力學(xué)對(duì)標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)的定義5.熱力學(xué)第一定律38.鍵能9.自發(fā)過(guò)程和自發(fā)過(guò)程的特點(diǎn)10.熵和熵變（J·K-1·mol-1）

熱力學(xué)第三定律，絕對(duì)熵，標(biāo)準(zhǔn)摩爾熵,

熱力學(xué)第二定律11.吉布斯自由能和吉布斯自由能變

（G,ΔG）（KJ·mol-1）標(biāo)準(zhǔn)摩爾生成吉布斯自由能G=H-TSΔG=ΔH-TΔS

ΔG>0;ΔG=0;ΔG<08.鍵能412.化學(xué)平衡可逆反應(yīng)；化學(xué)平衡狀態(tài)；氣體分壓定律；標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù)；多重平衡規(guī)則；平衡轉(zhuǎn)化率；化學(xué)平衡的移動(dòng)；影響化學(xué)平衡的因素（濃度，溫度，壓力，催化劑）13.酸堿平衡：Kwy,PH,POH,酸堿質(zhì)子理論中酸堿的定義解離常數(shù)，稀釋定律，同離子效應(yīng)14.沉淀溶解平衡溶度積Kspy,溶度積和溶解度的關(guān)系，溶度積規(guī)則12.化學(xué)平衡515.配位平衡配合物的組成，中心離子（或原子，或中心體，形成體），配位體，配位數(shù)，內(nèi)界，外界，配合物的命名。Ky(穩(wěn))和Ky(不穩(wěn))16.化學(xué)反應(yīng)速率v=1/B·ΔcB/Δt

基元反應(yīng)，質(zhì)量作用定律，復(fù)合反應(yīng)速率常數(shù)，反應(yīng)級(jí)數(shù)，影響化學(xué)反應(yīng)速率的因素，阿倫尼烏斯公式17.反應(yīng)速率理論和活化能

碰撞理論、過(guò)渡狀態(tài)理論15.配位平衡6二、相關(guān)計(jì)算：熱力學(xué)第一定律恒容過(guò)程反應(yīng)熱ΔU=Q+W=QV恒壓過(guò)程反應(yīng)熱---焓變

a.QP=ΔU+pΔV=ΔHb.蓋斯定律：ΔrH=∑i△rHic.反應(yīng)標(biāo)準(zhǔn)摩爾焓變的計(jì)算298K,ΔrHm=∑viΔfHm(生成物)-

∑viΔfHm(反應(yīng)物)

任一溫度，ΔrHm(T)

≈ΔrHm(298.15K)二、相關(guān)計(jì)算：熱力學(xué)第一定律298K,ΔrHm=7熵變

298.15K時(shí)，參考態(tài)元素的標(biāo)準(zhǔn)摩爾熵不等于零。298.15K時(shí),ΔrSm=∑viSm,生成物-∑viSm,反應(yīng)物任一溫度，ΔrSm(T)

≈ΔrSm(298.15K)熵變298.15K時(shí),ΔrSm=∑viSm,生成物-8

b.標(biāo)準(zhǔn)態(tài)下，任一溫度T，

ΔrGm(T)

=ΔrHm(T)-TΔrSm(T)吉布斯自由能ΔrGm=∑viΔfGm(生成物）-∑viΔfGm(反應(yīng)物）

a.標(biāo)準(zhǔn)態(tài)，298.15K時(shí)，ΔrHm(298.15K)ΔrSm(298.15K)≈≈c.非標(biāo)準(zhǔn)態(tài)下，任一溫度T，ΔrGm

(T)

=ΔrGm(T)+RTInJΔrGm

(T)<0,自發(fā)反應(yīng)ΔrGm

(T)>0,非自發(fā)反應(yīng)ΔrGm

(T)=0,平衡狀態(tài)

d.轉(zhuǎn)化溫度，T=ΔrHm/ΔrSmb.標(biāo)準(zhǔn)態(tài)下，任一溫度T，吉布斯自由能ΔrGm9對(duì)于平衡：aA+bBgG+dDK

=用濃度表示K

=用壓力表示K

無(wú)量綱

化學(xué)平衡a.與反應(yīng)方程式寫(xiě)法有關(guān)；b.固體或純液體不表示在方程式中；

c.適用于一切平衡系統(tǒng)。

對(duì)于平衡：aA+bBgG+dDK=10分壓定律P

=ΣBpB（1）pB=P·nB/n

=P.xB

=P.VB%（2）pB=P·VB/V多重平衡規(guī)則：若:反應(yīng)1==反應(yīng)2+反應(yīng)3K1=K2.K3則：分壓定律P=ΣBpB（1）pB=P·nB/n11平衡轉(zhuǎn)化率轉(zhuǎn)化率：是指某反應(yīng)物中已消耗部分占該反應(yīng)物初始用量的百分?jǐn)?shù)。該反應(yīng)物已消耗量該反應(yīng)物初始用量某指定反應(yīng)物轉(zhuǎn)化率=╳100%標(biāo)準(zhǔn)吉布斯自由能變與平衡常數(shù)ΔrGm(T)=-RTlnKlnK=-ΔrGm(T)/RT平衡轉(zhuǎn)化率轉(zhuǎn)化率：是指某反應(yīng)物中已消耗部分占該反應(yīng)物初始用量12ΔrGm(T)=-RTlnK

+RTlnJ當(dāng)J<K

ΔrG

<0反應(yīng)正向自發(fā)；當(dāng)J=K

ΔrG

=0處于平衡狀態(tài)；當(dāng)J>K

ΔrG

>0反應(yīng)正向非自發(fā)判斷反應(yīng)方向的方法ΔrGm(T)=-RTlnK+RTlnJ當(dāng)J<K13(1)濃度對(duì)平衡的影響（此時(shí)溫度不變，因而K為定值）

改變反應(yīng)系統(tǒng)中某物質(zhì)的濃度后，若：J<K

平衡向右移動(dòng)(正方向自發(fā))J>K

平衡向左移動(dòng)(逆方向自發(fā))J=K

平衡不移動(dòng)化學(xué)平衡的移動(dòng)(1)濃度對(duì)平衡的影響（此時(shí)溫度不變，因而K為定值）改14

總壓的改變將同等程度地改變各組分氣體的分壓力，因此平衡移動(dòng)的方向?qū)Q定于各組份氣體計(jì)量數(shù)的代數(shù)和?？倝毫υ黾訒r(shí):

n

<0

的反應(yīng)，平衡右移；

n

>0

的反應(yīng)，平衡左移；

n

=0

的反應(yīng)，平衡不受的影響。(2)壓力對(duì)平衡的影響n:生成氣體總分子數(shù)-反應(yīng)氣體化學(xué)總分子數(shù)總壓的改變將同等程度地改變各組分總壓力增加時(shí):(2)15(3)溫度對(duì)化學(xué)平衡的影響(3)溫度對(duì)化學(xué)平衡的影響16勒夏特列(LeChatelier)原理

假如改變平衡系統(tǒng)的條件（如濃度、溫的方向移動(dòng)。度、壓力）之一，平衡就將向減弱這個(gè)改變勒夏特列(LeChatelier)原理假如改變平衡17一元弱電解質(zhì)的解離平衡HAcH+(aq)+Ac－(aq)NH3·H2ONH4＋＋OH－解離常數(shù)表達(dá)式分別為：一元弱電解質(zhì)的解離平衡HAcH+(aq)+A一元弱酸的解離平衡HAH++A－初始濃度/mol·L-1

c00平衡濃度/mol·L-1

c－x

x

x(1)

當(dāng)c/Ka

>500,c>>c(H+)，近似看做c-xc,c(H+)=c(A－)解離度()一元弱酸的解離平衡19一元弱堿的解離平衡BOHB+

+

OH-初始濃度/mol·L-1

c00平衡濃度/mol·L-1

c－x

x

x(1)

當(dāng)c/Kb

>500,c>>C(OH-)，近似看做c-xc,c(OH-)=c(B+)一元弱堿的解離平衡20多元弱酸的解離多元弱酸的解離是分步進(jìn)行的，一般Ka1

>>Ka2

>>

Ka3

>>。溶液中的H+主要來(lái)自于弱酸的第一步解離，計(jì)算

c(H+)或pH時(shí)可只考慮第一步解離。對(duì)于二元弱酸，當(dāng)Ka1

>>Ka2時(shí)，

c(酸根離子)≈Ka2

，而與弱酸的初始濃度無(wú)關(guān)。對(duì)于二元弱酸，若

c(弱酸)一定時(shí)，c(酸根離子)與c2(H+)成反比。c(H+)2c(A2-)多元弱酸的解離多元弱酸的解離是分步進(jìn)行的，一般Ka1>>21⒈弱酸—弱酸鹽：初始濃度c0(HA),c0(A－)代替c(HA),c(A－)緩沖溶液pH值的計(jì)算平衡濃度例HAc－NaAc，H2CO3—NaHCO32.弱堿—

弱堿鹽

NH3·H2O—NH4Cl同離子效應(yīng)（相關(guān)計(jì)算）⒈弱酸—弱酸鹽：初始濃度c0(HA),c0(A－)代替c22溶度積平衡：MmAn(s)mMn+(aq)+nAm-(aq)溶度積常數(shù)Ksp,MmAn

=[c(Mn+)/c]m·[c(Am-)/c]n溶度積和溶解度MmAn：溶解度smol.L-1c(Mn+)=msmol.L-1c(Am-)=nsmol.L-1Ksp,MmAn

=

[c(Mn+)/c]m·[c(Am-)/c]n

=(ms)m·(ns)n

溶度積平衡：MmAn(s)mMn+(aq)23溶度積規(guī)則MmAn(s)mMn+(aq)+nAm-(aq)離子積Qc為：[c(Mn+)/c]m·[c(Am-)/c]nQc

<Ksp

溶液未飽和，無(wú)沉淀析出；Qc=Ksp

溶液飽和，無(wú)沉淀；Qc

>Ksp

溶液過(guò)飽和，有沉淀析出。同離子效應(yīng)因加入與難溶強(qiáng)電解質(zhì)含有相同離子的易溶強(qiáng)電解質(zhì)，使難溶強(qiáng)電解質(zhì)的溶解度降低的現(xiàn)象也稱為同離子效應(yīng)。溶度積規(guī)則同離子效應(yīng)因加入與難溶強(qiáng)電解質(zhì)24沉淀的轉(zhuǎn)化把一種沉淀轉(zhuǎn)化為另一種沉淀的過(guò)程，稱為沉淀的轉(zhuǎn)化。沉淀轉(zhuǎn)化反應(yīng)的進(jìn)行程度，可以利用反應(yīng)的標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù)來(lái)衡量。沉淀轉(zhuǎn)化反應(yīng)的標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù)越大，沉淀轉(zhuǎn)化反應(yīng)就越容易進(jìn)行。若沉淀轉(zhuǎn)化反應(yīng)的標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù)太小，沉淀轉(zhuǎn)化反應(yīng)將是非常困難，甚至是不可能的。

若離子濃度小于1.0×10-5mol·kg-1則可認(rèn)為這種離子已沉淀完全了。沉淀完全沉淀的轉(zhuǎn)化把一種沉淀轉(zhuǎn)化為另一種沉淀的過(guò)程，稱為沉淀的轉(zhuǎn)化。有關(guān)沉淀溶解平衡的計(jì)算1.已知難溶物飽和溶液中離子的濃度，求溶度積Ksp。2.已知難溶物的Ksp,求飽和溶液中的各離子的濃度。3.已知沉淀的溶解度，求Ksp。4.已知沉淀的Ksp,求沉淀的溶解度。5.已知溶液中離子的濃度，判斷是否有沉淀生成。6.同離子效應(yīng)，求沉淀的溶解度。

Ag2CrO4在0.010mol·L-1K2CrO4

溶液中的溶解度。7.沉淀的轉(zhuǎn)化。有關(guān)沉淀溶解平衡的計(jì)算26配位平衡

配合物的解離如同強(qiáng)電解質(zhì):

[Cu(NH3)4]SO4→[Cu(NH3)4]2++SO42-配離子的解離如同弱電解質(zhì)(分步解離):Cu2++4NH3[Cu(NH3)4]2+配位平衡配合物的解離如同強(qiáng)電解質(zhì): [C27Ky(穩(wěn)，[Cu(NH3)4]2+)yyyKy(穩(wěn))稱配離子的穩(wěn)定常數(shù)，表示配離子的穩(wěn)定性。Ky(不穩(wěn),[Cu(NH3)4]2+)yyyyK(穩(wěn)）=yK(不穩(wěn))1Ky(穩(wěn)，[Cu(NH3)4]2+)yyyKy(穩(wěn))稱配離子28

化學(xué)反應(yīng)速率定義：以濃度為基礎(chǔ)的化學(xué)反應(yīng)速率其單位為：molL-1s-1。平均速率瞬時(shí)速率化學(xué)反應(yīng)速率定義：以濃度為基礎(chǔ)的化學(xué)反應(yīng)速率其單位為：m29aA+bB→gG+dDυ=kca(A)·cb(B)質(zhì)量作用定律對(duì)于非基元反應(yīng)υ=kcx(A)·cy(B)反應(yīng)速率方程式對(duì)于基元反應(yīng)式中：k

稱反應(yīng)速率常數(shù)。k值與反應(yīng)物濃度無(wú)關(guān)；受溫度、催化劑影響。反應(yīng)級(jí)數(shù):(a+b)或(x+y)，有整數(shù)、零或分?jǐn)?shù)，是由實(shí)驗(yàn)確定的數(shù)字。n級(jí)反應(yīng)k的單位是：(molL-1)(1-n)s-1aA+bB→gG+dDυ=kca(A)·cb(B)質(zhì)量作用定30復(fù)合反應(yīng)：

慢！

快！控制步驟的速率方程式：

全部基元反應(yīng)的加和應(yīng)為化學(xué)計(jì)量反應(yīng)方程式

由反應(yīng)機(jī)理得出的速率方程應(yīng)與實(shí)驗(yàn)所得一致復(fù)合反應(yīng)：慢！快！控制步驟的速率方程式：全部基31阿侖尼烏斯公式:計(jì)算Ea、k1或k2。阿侖尼烏斯公式:計(jì)算Ea、k1或k2。32第三章物質(zhì)的微觀結(jié)構(gòu)

及其鍵合第三章物質(zhì)的微觀結(jié)構(gòu)

及其鍵合波函數(shù)是用以描述核外電子運(yùn)動(dòng)狀態(tài)的函數(shù)，通常把它稱為“原子軌道”。概率密度:電子在核外某處單位微體積內(nèi)出現(xiàn)的概率。

2

可以表示電子在空間某處出現(xiàn)的概率密度。核外電子運(yùn)動(dòng)的特殊性物質(zhì)波,概率波。波函數(shù)是用以描述核外電子運(yùn)動(dòng)狀態(tài)的函數(shù)，通常把它稱為“原34四個(gè)量子數(shù)核外電子運(yùn)動(dòng)的狀態(tài)可以用四個(gè)量子數(shù)來(lái)描述。主量子數(shù)n角量子數(shù)l磁量子數(shù)m自旋量子數(shù)

msn，l和m三個(gè)量子數(shù)確定電子在空間運(yùn)動(dòng)的軌道，稱為原子軌道。自旋量子數(shù)

ms規(guī)定電子自旋運(yùn)動(dòng)狀態(tài)。四個(gè)量子數(shù)核外電子運(yùn)動(dòng)的狀態(tài)可以用四個(gè)量子數(shù)來(lái)描述。主量子數(shù)35s、p、d原子軌道的角度分布圖s、p、d原子軌道的角度分布圖36s、p、d電子云的角度分布圖s、p、d電子云的角度分布圖37基態(tài)原子中電子的分布原則1.能量最低原理2.泡利不相容原理3.洪特規(guī)則洪特規(guī)則的特例

基態(tài)原子中電子的分布原則1.能量最低原理2.泡利不相容原理338元素性質(zhì)的周期性1原子半徑2

離子半徑3元素的電離能、電子親和能、電負(fù)性4元素的金屬和非金屬性元素性質(zhì)的周期性1原子半徑2離子半徑3元素的電離能、電39共價(jià)鍵共價(jià)鍵的特征:飽和性、方向性①電子配對(duì)原理。自旋方向相反的未成對(duì)電子互相配對(duì)可以形成共價(jià)鍵；②原子軌道最大重疊原理。形成共價(jià)鍵時(shí)原子軌道總是盡可能地達(dá)到最大限度的重疊使體系能量最低。

③對(duì)稱性匹配原理：原子軌道的重疊，必須發(fā)生于角度分布圖中正負(fù)號(hào)相同的軌道之間。A:價(jià)鍵理論：共價(jià)鍵共價(jià)鍵的特征:飽和性、方向性①電子配對(duì)原理。自旋方向相40B.雜化軌道理論共價(jià)鍵類(lèi)型σ鍵s-s頭對(duì)頭;s-p頭對(duì)頭;px-px頭對(duì)頭π鍵p-p肩并肩

多重鍵中，