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无机化学
化学反应热 —— 化学反应的热效应简称反应热，是指某化学体系只做体积功且反应后体系的温度不变，该反应过程中所放出的热量。
编辑于2021-12-22 13:09:45- 化学反应热
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- 大纲
无机化学、化学反应原理
无机化学中的计量数关系
溶液
溶液中溶质的浓度
物质的量浓度
质量摩尔浓度
摩尔分数
质量分数
质量浓度
气体
理想气体状态方程
适用于理想气体，但对于温度不太低，压力不太高的真实气体也可以使用
P - Pa， v-m³， n - mol，R=8.314J/(mol·k)，T - K
气体混合物
分压定律
对于理想气体来说，某组分气体的分压力等于相同温度下该组分气体单独占有与混合气体相同体积时所产生的压力
分体积定律
混合气体的体积等于各组分的分体积之和
LINKED TO 热化学
热力学的术语和基本概念
系统和环境
热力学中的系统就是被研究的对象
封闭系统：系统与环境之间通过边界只有能量的传递没有物质的传递
敞开系统：既有物质交换，又有能量交换
隔离系统：既没有物质交换，也没有能量交换
热力学中的环境是指系统边界以外与系统相关的其他部分
状态和状态函数
状态是系统中所有宏观性质的综合表现，例如压力密度温度粘度
描述系统状态的物理量叫状态函数
当系统状态变化时，状态函数的变化量与系统状态变化的途径无关
热力学能是系统内所有微观粒子的全部能量之和热力学能称为内能以符号U来表示
热力学第一定律
当系统由始态变化到终态时，系统和环境之间传递的热量Q和功W之和等于系统的热力学能变化
隔离系统热力学能U是守恒的
相
系统中物理性质和化学性质完全相同而与其他部分有明确界面分隔的任何均匀部分叫作相
过程和途径
当系统的某些性质发生改变时这种改变成为过程
系统由始态到终态所经历的过程称为途径
定温过程始态终态温度相等，过程中始终保持这个温度，并且始终与环境温度相等
定压过程
定容过程，系统的终态与始态体积相同过程中始终保持同样的体积
循环过程系统由始态出发，经过一系列的变化，又回到原来的状态这种始态和终态相同的变化过程称为循环过程
热和功
由于系统体积变化而与环境交换的功称为体积功
非体积功如电工，表面功，原电池放电，产生电流做功
反应热和反应焓变
化学反应热 —— 化学反应的热效应简称反应热，是指某化学体系只做体积功且反应后体系的温度不变，该反应过程中所放出的热量
反应焓变 —— 实质上是一种新定义的函数 U+pV = H
热化学方程式 —— 有几条需要注意的点
盖斯定律
在条件不变的情况下，化学反应的热效应只与起始和终了状态有关，与变化途径无关
标准摩尔焓变及其计算
标准摩尔生成焓
在温度T下，有参考状态的单质生成B物质所产生的热效应
标准摩尔焓变
标准状态下
标准摩尔燃烧焓
化学反应的方向、速率和限度
化学反应的方向
自发反应、焓变、熵变
焓变
熵 混乱度、微观状态数
定温的可逆过程
热力学第三定律
纯物质完整有序晶体在0K时的熵值为零
标准熵
也叫绝对熵
单位是
熵与物质的聚集状态有关，同一种物质的气态熵值最大，液体次之，固体最小
有相似分子结构且相对分子质量有相近的物质其相近。
物质的相对分子质量相近时，分子构型复杂的，其标准摩尔熵值较大
化学反应熵值的计算
热力学第二定律
吉普斯函数
1)ΔH<0,ΔS>0;ΔG<0正向自发 2)ΔH>0,ΔS<0;ΔG>0正向非自发 3)ΔH>0,ΔS>0;升温至某温度时，ΔG由正值变为负值，高温有利于正向自发 4)ΔH<0,ΔS<0;降温至某温度时，ΔG由正值变为负值，低温有利于正向自发
在转变温度是时，
在标准状态下，反应正向进行的转变温度
标准摩尔生成-吉普斯函数
只能判断在标准状态下反应能否正向自发进行
非标准Gibbs自由能
吉普斯函数与化学平衡
反应熵判据和吉普斯函数变判据是一样的
化学反应的限度
化学平衡
化学平衡常数
标准平衡常数
化学平衡的基本特征
系统中各物种浓度不再随时间变化而变化，及系统的组成不变，这种状态称为平衡状态
化学平衡是一种动态平衡；平衡状态是可逆反应所能达到的最大限度
标准平衡常数的表达
范特霍夫方程

标准平衡常数的实验测定
只要知道某温度下平衡时各组分的浓度和分压就很容易计算出化学平衡常数
标准平衡常数的应用
如何判断反应限度反应方向，以及计算平衡组成等
判断反应程度
如果标准平衡常数的数值很大，则反应物的大部分都转成了产物，如果很小，既反映正向进行的程度很小
平衡转化率
化学平衡的移动
浓度对化学平衡的影响
反应熵判据
反应熵J与和平衡常数K的关系
压力对化学平衡的影响
部分物种的分压变化：增大或减少一种反应物或产物的分压会导致反应商的变化，从而会发生移动
体积改变引起压力的变化
<0即为气体分子减少的反应，平衡正向移动，即平衡向气体分子数减少的方向移动，
=0，即气体的分子数不变，此时平衡不发生移动
>0,气体的分子数增加，平衡逆向移动
惰性气体的影响
化学平衡移动是由于压强的变化导致的，或者说是气体浓度，其实这二者本质上是相同的，充入惰性气体，若体积不改变，对参加反应的气体来讲压强就不变所以不影响平衡移动，保持压强不变那么体积就增大了，对于反应气体来说压强就减小，所以平衡移向气体体积增大的方向
温度对化学平衡的影响
可用范特霍夫方程来表示
在其他条件不变时，升高反应温度，有利于吸热反应，平衡向吸热反应方向移动；降低反应温度，有利于放热反应，平衡向放热反应方向移动。
催化剂与化学平衡
催化剂不改变化学平衡
化学反应速率
化学反应速率的概念
化学反应速率是指表示化学反应进行的快慢
平均速率
瞬时速率
反应速率理论和反应机理
碰撞理论
两个分子要发生反应必须碰撞，但并非每一次碰撞都能发生反应，只有活化分子碰撞才有可能引起反应。
活化络合物理论
活化能和反应速率
温度一定时，反映有一定的活化能，反应系统有一定的活化分子数增大浓度，就增大活化分子总数反映相应加快
当浓度一定时，如果升高温度，活化分子数增大，反应速率增大，反应加快
反应机理与元反应
元反应，由反应物只经一步直接生成产物的反应，没有可用宏观实验方法检测到的中间产物，这类反应称为元反应，又称基元反应
复合反应
由两个或两个以上的元反应组合而成的总反应称为复合反应
影响化学反应速率的因素
浓度对反应速率的影响
速率方程
反应级数不一定等于化学方程式中物种的计量数，k被称为能反应速率系数
温度对反应速率的影响
阿伦尼乌斯方程
应用：计算反应的活化能
已知不同温度下的反应速率系数
也可由上式计算出 K
催化剂与化学反应速率催化作用
催化剂和催化作用的基本特征
不影响化学平衡；催化反应都是复合反应
催化剂只能对热力学上可能发生的反应起作用；催化剂只能改变反应途径不能改变反应的始态和终态；催化剂具有选择性；每种催化剂只有在特定该条件下才能体现出它的活性
酸碱反应和配位反应
酸碱质子理论
酸碱电子理论
酸是任何可以接受电子对的分子或离子，酸是电子对的接收体，必须具有可以接受电子对的空轨道，碱则是可以给出电子对的分子或离子，碱是电子对的给予体，必须具有未共用的孤电子对，酸碱反应的实质是，酸碱之间，以共价配件相结合，生成相应的酸碱加合物
凡是能释放出质子的任何氢原子的分子和离子都是酸，任何能与质子结合的分子或离子都是碱
酸给出质子后生成相应的碱，，而碱结合质子后生成相应的酸，，相应的一对酸碱被称为共轭酸碱对
酸碱解离的反应是质子转移的反应
水溶液中的质子转移平衡及有关计算
水的电离平衡和溶液的PH
溶液的PH
水的解离平衡
弱酸弱碱的解离平衡
一元弱酸弱碱的解离平衡
弱酸解离度的大小也可以表示酸的强弱，解离度大的酸为较强的酸，解离度较小的酸，为较弱的酸
一元弱碱溶液的解离平衡
称为一元弱碱的解离常数，其解离度同上
多元弱酸的解离平衡
多元弱酸的解离平衡是分步进行的
氢离子主要来自于第一步的解离反应
盐类的水解反应
强酸弱碱盐（离子酸）
任何一种共轭酸的解离常数都符合这一关系
弱酸强碱盐（离子碱）
酸式盐
弱酸弱碱盐
弱酸弱碱盐溶液中的解离度显著增大
影响盐类水解的因素及应用
影响盐类水解平衡的因素只有温度和浓度，盐类的水解是中和反应的逆反应
为了防止盐类发生水解，利用改变酸度的方法使水解平衡发生移动，
利用盐类水解，生沉淀，来达到提纯和制备产品的目的
酸碱指示剂
酸碱指示剂一般指的是弱的有机酸或弱的有机碱，溶液的PH改变时，由于质子转移，引起指示剂的分子或离子结构发生变化，使其在可见光范围内，发生了可见光谱的改变，因而呈现出不同的颜色
当≥10的时候，溶液酸性增强，溶液呈现HIn的颜色
当≤1/10的时候，溶液碱性增强，呈现出In离子的颜色
当其=1是，呈现出两者混合颜色
缓冲溶液
同离子效应
在弱酸或弱碱溶液中，加入与这种酸或碱含有相同离子的易溶强电解质，使弱酸弱碱的解离度降低这种作用被称为同离子效应
缓冲溶液
具有能够保持PH相对稳定性能的溶液，也就是不要因加入少量强酸或强碱而显著改变PH的溶液，叫做缓冲溶液
缓冲原理
缓冲溶液pH的计算
缓冲溶液的氢离子的浓度取决于弱酸的解离常数和共轭酸碱浓度的比值
缓冲范围和缓冲能力
在某一PH范围内缓冲有效，叫做缓冲范围
使缓冲溶液的PH改变1.0所需的强酸或强碱的量，称为缓冲能力，所以要是缓冲有效，不仅要使缓冲溶液的PH在缓冲范围内，，而且应尽可能接近
此外，共轭酸碱的浓度应适当增大，才能保证较强的缓冲能力
沉淀反应
溶解度和溶度积
溶解度
在一定温度下达到溶解平衡时一定量的溶剂中含有溶质的质量
电解质分为可溶，难溶，微溶，利用溶解度的差异可以达到分离或提纯的目的
溶度积
该反应的平衡常数表达式如下：
溶解度和溶度积之间的关系
溶度积是未溶解的固相与溶液中相应离子达到平衡时的离子浓度幂的乘积，至于温度有关，而溶解度不仅与温度有关，还与系统的组成，PH的改变配合物的生成有关
只有同一类型的难溶电解质才能根据溶度积来比较他们的溶解度
产生偏差的分析
大多数难溶电解质的实际溶解度比由溶度积计算出的溶解度都大
沉淀的生成、溶解
溶度积规则
同离子效应和盐效应
同离子效应：在难溶电解质的饱和溶液中，加入含有相同离子的易溶强电解质时，难溶电解质的多相离子平衡发生移动
盐效应：因加入易溶强电解质而使难溶电解质溶解度增大的效应
若难溶电解质的溶度积很小时，盐效应的影响很小，若难溶电解质的溶度积很大时，溶液中各种离子的总浓度也较大时，就应该考虑盐效应的影响
PH对沉淀溶解平衡的影响
难溶金属氢氧化物
金属硫化物
配合物的生成对溶解度的影响——沉淀的配位溶解
一类是难溶化合物溶于具有阴离子的溶液中发生了加合反应
另一类是难溶化合物溶于含有不同阴离子或分子的溶液中，发生了取代反应
沉淀的转化
分部沉淀
溶液中往往含有多种可被沉淀的离子，先后沉淀的现象，叫做分部沉淀
在溶液中，某种沉淀对应的离子积首先达到或超过其溶度积时，就会先析出这种沉淀
分部沉淀的次序不仅与溶度积有关，还与溶液中对应各种离子的浓度有关
有些沉淀既不溶于水，也不溶于酸，还无法用配位溶解和氧化还原溶解的方法把他们直接溶解，这时，可以把一种难溶电解质转化为另一种难溶电解质，然后再使其溶解
氧化还原反应
氧化还原反应的基本概念
一类有电子转移（或得失）的反应，被称为氧化还原反应
氧化值
单质的氧化值为0
单原子离子，元素的氧化值等于离子所带的电荷数
氢的氧化值由+1和-1
氧的氧化值为-2和+1，氟的氧化值为-1
碱金属元素和碱土金属元素的氧化值为+1+2
氧化还原反应方程的配平
原则：电荷守恒、质量守恒
步骤：写出离子方程式：写出氧化剂被还原和还原剂被氧化的半反应；分别配平两个半反应方程；确定两个半反应方程式得、失电子数的最小公倍数
原电池与电极电势
电化学电池
原电池的构造
给出电子的电极为负极，接受电子的电极为正极，负极发生氧化反应，正极发生还原反应，书写电极反应和电池反应时，必须满足物质的量和电荷平衡，同时，应标明离子或电解质溶液的浓度、气体的压力、纯液体或纯固体的相态
电池的图示
将发生氧化反应的负极写在左边，发生还原反应的正极写在右边并按顺序用化学式依次排列各个相的物质组成及相态，用|表示相与相见得界面，用双虚线表示盐桥
电解池与Faraday定律
电解池：利用电能发生氧化还原反应的装置称为电解池在电解池中电能转化为化学能，阳极发生氧化反应，阴极发生还原反应
Faraday定律：在电化学电池中，两极所产生的或消耗的物质B的质量与通过电池的电荷量成正比；在给定的电荷量通过电池时，电极上所产生的或消耗B的质量正比于它的摩尔质量，被对应于半反应每摩尔物质所转移的电子数除的商。
原电池的最大功与吉普斯函数
在可逆电池中，进行化学反应产生的电流可以做非体积功——电功，电功=电荷量乘以电势差
F是Faraday常数，z是得失电子数
为电动势
电极电势
标准氢电极和甘汞电极
标准氢电极
子主题
甘汞电极
导线(接线柱) 2. 外套管 3. 内套管 4.Pt丝5.Hg、Hg2Cl2混合物 6. 内参比溶液 7.棉花8. 塞石棉的毛细孔 9.KCl晶体 10. 加液孔
标准电极电势
电极电势高的为正极，电极电势低的为负极，两电极的标准电极电势之差等于原电池的标准电动势
能斯特方程
（ z即电子数n ）
难溶化合物、配合物的形成对电极电势的影响
如果电对的氧化型生成难溶化合物使c（氧化型）变小则电极电势变小，如果电对的还原型生成难溶化合物，使c(还原型）变小则电极电势变大】当氧化型和还原型同时生成沉淀时，若
则电极电势变小，反之，则变大
元素标准电极电势图及其应用
判断氧化剂还原剂的相对强弱
越大电极反应向右反应的趋势越强，，电对的氧化型得电子能力越强，还原型失电子能力越弱
常用的强还原剂与其氧化型构成的电对的E标值往往小于零或大于零
判断氧化还原反应进行的方向
判断氧化还原反应的基本依据是电池反应的电动势
确定氧化还原反应进行的限度
原电池的电动势，反应的吉普斯函数和标准平衡常数之间的关系
元素电势图
画元素电势图时，可以按元素的氧化值由高到低的顺序，把各物种的化学式从左到右写出来，各不同氧化物种之间用直线连接起来，在直线上标明两种不同氧化值物种哦所组成的电极的标准电极电势
判断歧化反应能否发生
计算标准电极电势
反应正向移动