大学化学期末复习.doc

大学化学期末复习资料
1．什么是化学？（化学是在原子和分子水平上研究物质的组成、结构、性能及其变化规律和变化过程中能量关系的学科。）
2.相、状态函数、过程与途径、功和热、反应进度的概念，热力学第一定律及其相关计算。（相：系统中具有相同的物理性质和化学性质的均匀部分。 状态函数：用来表征系统状态的物理量称为状态函数。 过程：系统的状态发生变化，从始态到终态，我们称系统经历了一个热力学过程，简称为过程。途径：实现这个过程可以采取许多种不同的具体步奏，我们就把每一种具体步奏称为途径。 在热力学中，系统发生变化时，设与环境之间交换的热为Q，与环境交换的功为W，可得热力学能（亦称内能）的变化为 ΔU = Q+ W 或ΔU=Q-W（目前通用这两种说法，以前一种用的多），为了避免混淆，物理中普遍使用第一种，而化学中通常是说系统对外做功，故会用后一种。）
例如，在一定条件下，由水、冰、水蒸气、氮气和氧气组成的体系中含有：（A） A、三个相 B、四个相 C、五个相 D、六个相
3．焓的概念，化学反应的标准摩尔焓变、物质标准摩尔生成焓的定义，化学反应的标准摩尔焓变的计算。（焓是一个热力学系统中的能量参数。所谓标准状态，是在指定温度T和标准压力p下该物质的状态，简称标准态。 标准摩尔生成焓记为ΔfHm(B, 相态, T)， 在温度T（若为298.15K时则可不标出）下，由标准状态的单质生成物质B(νB=+1)反应的标准摩尔焓变。即在标准状态下（反应物和产物都是处于100KPa，通常温度选定298.15K），由指定单质生成单位物质的量（1mol）的化合物的化学反应热（即恒压反应热），称为该物质的标准摩尔生成焓或标准生成热。标准摩尔生成焓的单位：kJ/mol。）
4.熵的概念，物质标准摩尔熵的定义及大小比较。（熵-定义：描述物质混乱度大小的物理量。物质(或体系)混乱度越大,对应的熵值越大。符号：S 。单位: J×K-1在0K时,一个纯物质的完美晶体,其组分粒子(原子、分子或离子)都处于完全有序的排列状态, 混乱度最小, 熵值最小。任何纯物质的完美晶体在0K时的熵值规定为零(S0＝0)。熵是状态函数。温度升高, 体系或物质的熵值增大。 标准摩尔熵-定义：某单位物质的量的纯物质在标准态下的 熵值称为标准摩尔熵。符号：Sm单位：J·mol-1·K-1。影响熵值的因素：温度升高，物质的熵值增大。同一物质在气态的熵值总是大于液态的熵值，而后者又大于固态的熵值。 气态多原子分子的熵值比单原子分子大。 因为熵是一种状态函数,所以化学反应的标准摩尔反应熵变 (DrSm )只取决于反应的始态和终态，而与变化的途径无关。标准摩尔反应熵变DrSm ＝Σni Sm(生成物) +Σni Sm(反应物) ）
例：（简要回答）将下列各物质按标准熵值由大到小的顺序排列，并简述原因。
A . Cl2(g) B . Br2(l) C . KCl(s) D . K(s) E . Na(s)
解：A>B>C>D>E；A为气态，混乱度最大，其熵值亦最大；B为液态， 其熵值较亦A小；C、D、E均为固态，依其复杂混乱程度依次减小。
5.吉布斯函数变的概念，物质的标准摩尔生成吉布斯函数变以及反应的标准摩尔吉布斯函数变的定义及相关计算。（摩尔吉布斯自由能变量(简称自由能变)，以DrGm表示，单位：kJ·mol-1。吉布斯公式-在等温、等压下, 化学反应摩尔吉布斯自由能变(DrGm)与摩尔反应焓变(DrHm)、摩尔反应熵变(DrSm)、温度(T )之间有如下关系: 　　DrGm ＝ DrHm – T DrSm ）
6.反应自发性的判断。转向温度的计算。 例如：工业上合成氨的反应为：N2(g) +3H2(g) == 2NH3(g) ，试利用下表有关热力学数据通过计算说明：(1) 298K时反应的（298K），说明常温常压条件下合成氨反应的可行性；(2) 估算在标准条件下自发进行的最低温度； (3) 400K时合成氨反应的标准平衡常数

(298.15K) / kJ·mol-1

(298.15K) / kJ·mol-1

解（1）(298K) =vB (298K)= -32.86 kJ·mol-1< 0
所以常温常压条件下合成氨反应可能自发进行。
（2）(298K) = vB(298K)= -92.86 kJ·mol-1
(298K) = vB(298K)= (2×192.3-191.5-3× 130.6 ) J·mol-1·K-1
=-198.7 J·mol-1·K-1
所以标准条件下自发进行的最低温度：
Tc ≤
（3）(400K) ≈(298K) – T(298K)
= [-92.86-400×(-0.1987)] kJ·mol-1=-13.38 kJ·mol-1
所以 (400K)＝55.88
7.化学反应平衡的的定义及判断，标准平衡常数的表达及相关计算，化学平衡的移动。(对于任一可逆的化学反应，在一定条件下达到化学平衡状态时，体系中各反应物和生成物的物质的量不再发生变化，其活度熵为一定值。 化学反应平衡的标志是化学反应体系内的各物质的浓度不再随时间的变化而变化。 化学平衡常数，是指在一定温度下，可逆反应无论从正反应开始，还是从逆反应开始，也不管反应物起始浓度大小，最后都达到平衡，这时各生成物浓度的化学计量数次幂的乘积除以各反应物浓度的化学计量数次幂的乘积所得的比值是个常数，用K表示，这个常数叫化学平衡常数。平衡常数一般有浓度平衡常数和压强平衡常数。 对于可逆化学反应 mA+nB⇋pC+qD在一定温度下达到化学平衡时，其平衡常数表达式为Kc=[c(C)^p*c(D)^q]/[c(A)^m*c(B)^n]
已达到平衡的反应,外界反应条件改变时,平衡混合物里各组成物质的百分含量也就会改变而达到新的平衡状态叫化学平衡移动。 放热熵增大反应，温度升高，-△GΘ变大，KΘ变小 。放热熵减小反应，温度升高，-△GΘ变小，KΘ变小 。吸热熵增大反应，温度升高，-△GΘ变大，KΘ变大 。吸热熵减小反应，温度升高，-△GΘ变小，KΘ变大)
例如：含有0.100 mol/L AgNO3、0.100 mol/L Fe(NO3)2和0.0100 mol/L Fe(NO3)3的溶液中，发生如下反应：Fe2+ (aq) + Ag+(aq) = Fe3+(aq) + Ag(s)，25℃时的平衡常数K= 2.98。 （l）反应向哪一方向进行？
(Q=(0.0100/1.0)/[(0.100/1.0)*(0.100/1.0)]=1.0<K=2.98 正向)
（2）平衡时，Ag+、Fe2+、Fe3+的浓度各为多少？
Fe2+ (aq) + Ag+(aq) = Fe3+(aq) + Ag(s)，
解   设 fe3+的生成量为 x
Fe2+ (aq) + Ag+(aq) = Fe3+(aq) + Ag(s)
(初始量)0.100 0.100 0.0100
(变化量)x x x
(剩余量) 0.100-x 0.100-x 0.0100+x
[(0.0100+x)/1.0]/[ (0.100-x)/1.0* (0.100-x)/1.0]=2.98 X=0.013
C’(Fe3+)=0.023mol/L C’(Fe2+)=C’(Ag+)=0.087mol/L
例如：水煤气反应C(s) + H2O(g)→CO(g) + H2(g)，问：①此反应在298K、标准状况下能否正向进行？②若升高温度，反应能否正向进行？③100kPa压力下，在什么温度时此体系为平衡体系？
ΔfHm(H2O)= –241.81kJ/mol, ΔfHm(CO)= -110.52kJ/mol,
S m(C, s)= 5.74 J /(K·mol), S m(H2O, g)= 118.83 J /(K·mol),
S m(CO, g)=197.67 J /(K·mol) , S m( H2, g)= 130.68J /(K·mol)
解： C(s) ﹢H2O(g)＝ CO(g)﹢H2(g)
kJ·mol-1 0 -228.6 -137.2 0
kJ·mol-1 0 -241.8 -110.52 0
J·mol-1·K-1 5.74 188.83 197.67 130.68
△G(298K)= ( -137.2) -( -228.6)= 91.4(kJ/mol)＞0
①此反应在298K、标准状况下不能正向进行。
②△H(298K)=( -110.52)- ( -241.8) = 131.3(kJ/mol)
△S(2984K) =(130.68)+( 197.68)-(5.74)-(188.83)= 133.9(J·mol-1·K-1)
此为吸热熵增的反应，由△G≈△H(298K)-T·△S(298K)可以判断：若升高温度，反应能正向进行。
③△G≈△H(298K)-T·△S(298K) =0为平衡体系
则： T=△H(298K)/ △S(298K)=(131.3)/(133.9)×10-3=980.6K时为平衡体系。（或980.58K）
8.多重平衡规则。（当几个反应式相加得到另一反应式时,其平衡常数等于几个反应平衡常数之积, 此规则称为多重平衡规则。）
例如：单选，已知下列反应的平衡常数：（1）A=B；K1q （2）B+C=D；K2q 则反应：A+C=D的平衡常数是：（B） A. （K1qK2q）2 B. K1q K2q C. K2q/ K1q D. K1q/ K2q
9.质量作用定律，速率方程的书写，反应级数的确定，反应速率的影响因素（温度，催化剂）（温度：只要升高温度，反应物分子获得能量，使一部分原来能量较低分子变成活化分子，增加了活化分子的百分数，使得有效碰撞次数增多，故反应速率加大（主要原因）。当然，由于温度升高，使分子运动速率加快，单位时间内反应物分子碰撞次数增多反应也会相应加快（次要原因） 催化剂：使用正催化剂能够降低反应所需的能量，使更多的反应物分子成为活化分子，大大提高了单位体积内反应物分子的百分数，从而成千上万倍地增大了反应物速率.负催化剂则反之。）
10.溶液的通性。 例如，单选：将非挥发性溶质溶于溶剂中形成稀溶液时，将引起：(C)A 沸点升高 B熔点升高 C蒸气压升高 D都不对
11.酸碱质子理论。（凡是可以释放质子（氢离子，H+）的分子或离子为酸（布朗斯特酸），凡是能接受氢离子的分子或离子则为碱（布朗斯特碱）。酸 + 碱≒共轭碱 + 共轭酸）例如，的共轭酸是H3PO4，共轭碱HPO4- 。
12.解离常数的定义和表达，一元弱电解质解离平衡的相关计算。（解离常数是水溶液中具有一定离解度的溶质的的极性参数。离解常数给予分子的酸性或碱性以定量的量度，pKa解离常数增大，对于质子给予体来说，其酸性增加；对于质子接受体来说，其碱性增加。 设一元酸的浓度为c，解离度为a，则有 代入后得当a很小时1-a近似等于1，则 所以）
13.同离子效应。(两种含有相同离子的盐（或酸、碱）溶于水时，它们的溶解度（或酸度系数）都会降低，这种现象叫做同离子效应。在弱电解质的溶液中，如果加入含有该弱电解质相同离子的强电解质，就会使该弱电解质的电离度降低的效应。同理，在电解质饱和溶液中，加入含有与该电解质相同离子的强电解质，也会降低该电解质的溶解度。) 例如：
单选，在稀醋酸溶液中加入等物质量的固态NaAc，在混合溶液中不变的量是：（B）A. Ph B. 电离度 C.电离常数 D. OH-离子的浓度
单选，往1L, 0.10mol/L Hac溶液中加入一些NaAc晶体，并使之溶解，会发生是：(C) A、Hac的Ka值增大 B、Hac的Ka值减小C、溶液的Ph值增大 D、溶液的Ph值减小
14.缓冲溶液的组成及pH计算。(缓冲溶液的计算公式为：
) 例如：将0.20 mol·dm-3 HAc和0.20 mol·dm-3 NaAc溶液等体积混合，试计算:(1) 缓冲溶液的pH值;(2) 往50cm3上述溶液中加入0.50cm3，1.0mol·dm-3的HCl溶液后,混合溶液的pH值。
解：（1）已知HAc的pKaθ=4.75，HAc和NaAc混合溶液构成缓冲体系，所以
pH=pKaθ ﹣lg C(HAc)／C(Ac)=4.75﹣lg 0.2/0.2=4.75﹣lg1=4.75
（2）因为HCl在溶液中完全解离，加入盐酸后，相当于加入
C（H﹢）=0.50×10-3×1.0／（50+0.5）×10-3≈0.009mol.dm-3
假设加入的H﹢与缓冲溶液中的Ac全部结合成HAc。则起始HAc和Ac浓度分别为
C(HAc)≈0.20mol.dm-3＋0.009 mol.dm-3=0.209 mol.dm-3
C(Ac)≈0.20 mol.dm-3﹣0.009 mol.dm-3=0.191 mol.dm-3
pH=pKaθ ﹣lg C(HAc)／C(Ac)=4.75－ lg0.209 mol.dm-3／0.191 mol.dm-3
＝4.75﹣lg1.15＝4.75-0.20=4.55
15.化学反应方程式的配平。例如：配平方程式
MnO2+ 4HCl → MnCl2+ Cl2 +2H2O
16.根据反应设计原电池，原电池的符号表示，原电池正负极的判断，会写电极反应及电池反应。（正极发生氧化反应，负极发生还原反应）
例如：、将下列反应设计成原电池，以电池符号表示，并写出正、负极反应(设各物质均处于标准态)。 2I-+2Fe3+=I2+2Fe2+ Zn+Cd2+ = Zn2++Cd
17.原电池电动势及电极电势的相关计算，利用能斯特方程的应用：判断强的氧化剂和还原剂、判断氧化还原反应进行的方向。
例如，已知在298.15K和标准压力下，(Cu2+/Cu)=0.3419V、(Fe2+/ Fe)=-0.4470V。若把Cu2+/Cu电极和Fe2+/ Fe电极组成原电池，则：
(1)写出电极反应，电池反应和电池图式； Fe + Cu2+ = Cu + Fe2+
(2)计算原电池标准电动势；
=(Cu2+/Cu) —(Fe2+/ Fe) =0.7889v
(3)计算反应的标准摩尔吉布斯函数变；
＝－nF=－2×96485C·mol-1×0.7889 V＝－152.23 kJ· mol-1
(4)计算298.15K时电池反应的平衡常数。
ln=－(298.15K) / RT=－ =61.41 =4.6×1026
18.电解池的组成、电极反应和应用（电镀、阳极氧化）。(阳极：活泼金属—电极失电子（Au,Pt 除外）；惰性电极—溶液中阴离子失电子 –失电子能力：活泼金属（除Pt Au）>S2->I->Br->Cl->OH->含氧酸根(NO3 ->SO4 2-)>F- 阴极：溶液中阳离子得电子 得电子能力：Ag+>Hg2+>Fe3+>Cu2+>H+（酸）>Pb2+>Sn2+>Fe2+>Zn2+>H2O（水）>Al3+>Mg2+>Na+>Ca2+>K+（即金属活泼性顺序表的逆向）)
19.电子核外运动规律（量子化、波粒二象性、统计性），单电子运动规律的描述（四个量子数）
20.波函数（原子轨道）与电子云的概念。例：1、n=3，l =1的原子轨道称为3p轨道，计有3条，3 种空间趋取向，该类轨道最多可容纳6电子。2、原子核外电子排布要遵从核外电子排布三原则，具体包括 （泡利不相容） 原理 、（能量最低） 原理以及（ 宏特） 规则。
21.核外电子分布规律，元素周期表。例如：现代元素周期表中每一横行称为一个
周期，周期表中共有18个族。例：已知某元素＋2价离子电子分布式为
1s22s22p63s23p6，该元素在周期表中的分区为……答 ( A )A. s区 B. p区 C. d区 D. f区
22.化学键。例如：化学键可分为 离子键.共价键 和金属键三种基本类型。
23.离子键、共价键（方向性、饱和性的理解）、金属键的特点。
例如，单选：下列说法中错误的是： （A）A.化学键主要有金属键、离子键、共价键和氢键 B.化学键是一种强作用力 C.极性分子间同时存在色散力、取向力和诱导力 D.含氢键的物质一般熔点较高
24.共价键极性与分子极性的关系。（分子的极性是分子中正负电荷中心不重合，使分子现极性；如果重合就非极性。共价键极性是因为原子的电负性不同，使的电子云偏向一方，使一原子现+，另一现-）
25.共价键理论（价键理论、杂化轨道理论）（轨道杂化理论 ·中心原子能量相近的不同轨道在外界的影响下会发生杂化，形成新的轨道，称杂化原子轨道，简称杂化轨道； ·杂化轨道在角度分布上，比单纯的原子轨道更为集中，因而重叠程度也更大，更加利于成键； ·参加杂化的原子轨道数目与形成的杂化轨道数目相等，不同类型的杂化轨道，其空间取向不同。 共价键是化学键的一种，两个或多个原子共同使用它们的外层电子，在理想情况下达到电子饱和的状态，由此组成比较稳定和坚固的化学结构叫做共价键。与离子键不同的是进入共价键的原子向外不显示电荷，因为它们并没有获得或损失电子。共价键的强度比氢键要强，与离子键差不太多或有些时候甚至比离子键强。）
26.分子间作用力：范德华力、氢键
27.配合物的组成和命名。（①命名配离子时，配位体的名称放在前，中心原子名称放在后。②配位体和中心原子的名称之间用“合”字相连。③中心原子为离子者，在金属离子的名称之后附加带圆括号的罗马数字，以表示离子的价态。④配位数用中文数字在配位体名称之前。⑤如果配合物中有多种配位体，则它们的排列次序为：阴离子配位体在前，中性分子配位体在后；无机配位体在前，有机配位体在后。不同配位体的名称之间还要用中圆点分开。）例如：配合物K4[Fe (CN)6]的名称是氰化铁酸钾盐，其中心离子是Fe ，配位体是CN- ，配位数是6。
28.配合物的价键理论。
（1/配合物的中心例子与配位体之间以配位键结合。要形成配位键，配体中配位原子必须含孤对电子，中心例子必须具空的价电子轨道。2/中心例子的空轨道必须杂化，以杂化轨道成健。在形成配合物时，中心离子的杂化轨道与配体的孤对电子所在轨道发生重叠，从而形成配位键。3/中心离子的不同轨道参与杂化可分别形成内轨型和外轨型配合物。）
基本常识。例如：单选，化学危险药品对人身会有刺激眼睛、灼伤皮肤、损伤呼吸道、麻痹神经、燃烧爆炸等危险，一定要注意化学药品的使用安全，以下不正确的做法是： （C）
A. 了解所使用的危险化学药品的特性，不盲目操作，不违章使用 B.妥善保管身边的危险化学药品，做到：标签完整，密封保存；避热、避光、远离火种。 C.室内可存放大量危险化学药品 D.严防室内积聚高浓度易燃易爆气体
例如：若不慎将水银温度计打碎，可用下列（ C ）进行处理。A. 漂白粉 B. 碘化钾溶液 C.硫磺粉 D. 氯化铁溶液
基本操作（洗涤、干燥）。例如：玻璃仪器洗净的标准是　　　　　　　　　　　　　　　内壁附着均匀的水膜，既不聚成水滴，也不成股流下