无机化学第五版第一到四章

这是一篇关于无机化学第五版第一到四章的思维导图，主要内容有第1章化学反应中的质量关系和能量关系、第2章化学反应的方向、速率和限度。

无机化学

• 第1章 化学反应中的质量关 系和能量关系
  • 物质的聚集态
    • 气体
    • 液体
    • 固体
    • 等离子态
    • 在一定条件下， 气 、液 、固三态可以共存
  • 物质的层次： 宇观 、宏观 、微观
  • 化学中的计量
    • 相对原子质量 ( Ar ) ： 被定义为元素的平均原子 质量与核素碳十二原子质量的1/12之比。
    • 相对分子质量 ( Mr ) ： 被定义为物质的分子或特 定单元的平均质量与核素碳十二原子质量的1/12 之比
    • 物质的量： 符号为n， 用于计量指定的微观基本 单元， 单位为摩尔， 单位符号为mol
    • 阿伏加德罗常数： 指0.012kg碳十二所含的碳原 子数目， 符号为NA
    • 理想气体状态方程： pV＝nRT 实际计算时， R 的常用值为8.314J/ ( mol.K )
    • 化学计量化合物： 指具有确定组成而且各种元素 的原子互成简单整数比的化合物
  • 化学反应中的质量关系
    • 质量守恒定律
    • 化学计量数
      • 自带正负号，生成物为正，反应物为负
    • 反应进度： 符号为ξ， ξ ＝△n/ν (化学计量数)
  • 化学反应中的能量关系
    • 体系和环境
    • 状态和状态函数
    • 热和功
      • 体系和环境之间因温差而传递的热量称为热 。符号为Q， 单位为焦耳 (J)
      • Q＞0， 体系吸热 Q＜0， 体系放热
      • 除热以外其他各种形式被传递 的能量都称为功 。符号为W， 单位为焦耳 (J)
      • W＞0， 环境对体系做功 W＜0， 体系对环境做功
      • 个人理解：非标准的Q与W的运算时选定体系或外界为主观对象，统一得失能为正负判断标准，可提高准确率
    • 热力学能： 即体系内部所含的总能量， 符号为U 。其改变量只取决于体系的始 、终态， 与体系变化过程无关
    • 能量守恒
      • 能量守恒定律
      • 热力学第一定律： △U＝U终-U始＝Q+W
    • 反应热和反应焓变
      • 等压反应热和反应焓变： 等压反应热由符号Qp表 示， 反应前后的温度 、压力需相等 。焓变△H只 与体系始态和终态有关， 而与变化的途径无关
      • 热化学方程式
        • 1.应注明反应的温度和压力。
        • 2.必须标出物质的聚集状态 。
        • 3.同一反应， 反应 式系数不同， Qp值也不同 。
        • 4.正 、逆反应的Qp 绝对值相同， 符号相反 。
        • 5.不宜把热量的变化写 在热化学方程式中。
      • 赫斯定律： 一个化学反应， 如果分几步完成， 则 总反应的反应热等于各步反应的反应热之和。△rHm=△H1+△H2........+△Hn
    • 应用标准摩尔生成焓计算标准 摩尔反应焓变
      • 标准态
        • 100KPa
      • 标准摩尔生成焓： 在标准态下， 由最稳 定的纯态单质生成单位物质的量的某物质的焓变 。单位为kJ/mol
      • 标准摩尔反应焓变的计算
        • 通过赫斯定律导出的计算方法
    • 能量衡算在化工生产中的作用
• 第2章 化学反应的方 向 、速率和限度
  • 化学反应的方向和吉布 斯自由能变
    • 化学反应的自发过程
    • 影响化学反应方向的因素
      • 化学反应的焓变： 自然界的自发过程一般都朝着 能量降低的方向进行
      • 化学反应的熵变： 自然界中的物理和化学的自发 过程一般都朝着混乱程度增大的方向进行
      • 化学反应的吉布斯自由能变——热化学反应方向 的判据： 以△rGm表示摩尔吉布斯自由能变 。 △rGm ＝△rHm－T △rSm △rGm＜0， 自发过程， 化学反应可正向进行 △rGm＝0， 平衡状态 △rGm＞0， 非自发状态， 化学反应可逆向进行，注意三个量之间的单位
      • 最小自由能原理
    • 热化学反应方向的判断
      • 标准摩尔吉布斯自由能变： 符号为△rGθm， 若 其＜0， 反应自发
      • 非标准态摩尔吉布斯自由能变： △rGm＝ △rGθm＋RTlnJ， 其中J为反应商
    • 使用△rGm判据的条件
      • 反应体系必须是封闭体系， 反应过程中体系与环 境之间不得有物质的交换
      • △rGm只给出了某温度 、压力条件下反应的可能性， 未必能说明其他温度 、压力条件下反应的可能性
      • 反应体系必须不做非体积功
  • 化学反应速率
  • 化学反应的限度
    • 可逆反应与化学平衡： 在同一条件下， 可以同时向正 、逆两个 方向进行的反应称为可逆反应。 化学平衡有以下特征： 化学平衡状态正 、逆反应速率相等； 化 学平衡是一种动态平衡； 化学平衡是有条件的。
    • 平衡常数
      • 实验平衡常数，量纲不为1，除非△n=0
      • 标准平衡常数： 符号为Kθ， 若体系处于平衡状态， 则△rGm＝ △rGθm＋RTlnJ中， J＝Kθ
      • 多重平衡规则： 当几个反应式相加得到另一反应 时， 其平衡常数等于几个反应平衡常数之积
    • 化学平衡的计算
  • 化学平衡的移动
    • 浓度对化学平衡的影响： 对于已达平衡的体系， 如果改变反应物的浓度或生成物的浓度， 则体系 又建立起新的平衡
    • 压力对化学平衡的影响
    • 温度对化学平衡的影响： 温度对吸热反应和放热 反应平衡的影响相反
    • 催化剂和化学平衡： 催化剂虽能改变反应速率， 但不会影响化学平衡状态

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• 第3章 酸碱反应和沉淀反应
  • 水的解离反应和溶液的酸碱性
    • 酸碱的解离理论： 酸在水溶液中解离产生氢离 子， 碱在水溶液中解离产生氢氧根离子
    • 水的解离反应和溶液的酸碱性
  • 弱电解质的解离反应
    • 解离平衡和解离常数： 一般以Kθa表示弱酸的解 离常数， Kθb表示弱碱的解离常数 。与浓度无关， 与温度有关,受温度影响不显著，室温下研究一般不考虑受温度影响
    • 解离度和稀释定律： 解离度符号为α， α＝解离部 分弱电解质浓度/未解离前弱电解质浓度×100% 浓度越小， 解离度越大， 这种关系称为稀释定律
    • 弱酸或弱碱溶液中离子浓度的计算，近似计算，解离常数远大于Kθw，且其浓度不很小
    • 多元弱酸的分步解离： 多元弱酸在水溶液中的解 离是分步进行的， 平衡时每一级都有一个相应的 解离平衡常数
    • 解离平衡的移动 同离子效应： 在弱电解质溶液中，加入含有相同离子的易溶的强电解质， 使弱电解质解离度降低的作用， 称为同离子效应
    • 缓冲溶液： 具有保持pH相对稳定作用的溶液
  • 盐类的水解反应
    • 水解反应和水解常数
      • 水解反应指盐的组分离子与水解离出来的氢离子 或氢氧根离子结合成弱电解质的反应， 是中和反 应的逆反应
      • 水解常数： Kθh是水解反应的平衡常数， 称为水解常数
      • 水解度h
    • 分步水解 (同分步解离)
      • 第一水解常数远大于第二水解常数，一般只考虑第一级水解
    • 盐溶液pH的近似计算
    • 影响盐类水解度的因素： 主要取决于水解离子的 本性， 盐溶液的浓度 、温度和酸度
    • 盐类水解的抑制和利用
  • 沉淀反应
    • 难溶电解质的溶度积和溶解度
      • 溶解度s g/(100gH2O) mol/L
      • 溶度积常数： 难溶电解质在溶液中达到溶解平衡 时的溶解平衡常数 (Ksp) 称为溶度积常数
      • 溶解度和溶度积的互相换算时注意不同型的电解质含系数问题
    • 沉淀反应
      • 溶度积规则： J＜Kθsp， 沉淀溶解或无沉淀析出； J＝Kθsp平衡态，饱和溶液； J＞Kθsp，生成沉淀
      • 影响沉淀反应的因素
        • 同离子效应
        • pH
      • 分步沉淀： 在混合溶液中， 多种离子发生先后沉 淀的现象
    • 沉淀的溶解和转化
      • 沉淀的溶解
        • 生成弱电解质
        • 氧化还原法
        • 生成难解离的配离子
      • 沉淀的转化： 借助某一试剂的作用， 把一种难溶 电解质转化为另一种难溶电解质的过程
        • 例如，水壶除垢，将硫酸镁转化为碳酸镁加酸除去
    • 沉淀反应的应用
      • 制备难溶的化合物
      • 除去溶液中的杂质
      • 离子鉴定
      • 离子分离
• 第4章 氧化还原反应与应用电化学
  • 氧化还原方程式的配平
  • 电极电势
    • 原电池
      • 原电池的概念有正极和负极， 正极发生还原反应， 负极发生氧化 反应 。原电池由两个“半电池”组成， 每个半电池含有同 一元素不同氧化数的两种物质， 在一个半电池中， 高氧化数的称为氧化型物质， 低氧化数的称为还原型物质 。所以电子由负极流向正极， 即电流由正极流向负极，将化学能转化为电能
      • 表示方法，注意需要外加惰性电极的情况，高氧化态的物质书写时靠近盐桥符号
    • 电极电势的产生： 与金属及其盐溶液之间的相互作用有关
    • 电极电势的测定： 认为标准氢电极的电极电势Eθ＝0V电极电势的数值越小， 表示该电对所对应的还原型物质的还原能力越强 ， 氧化型物质的氧化能力越弱； 数值越大， 表示该电对所对应的还原型物 质的还原能力越弱， 氧化型物质的氧化能力越强
    • 影响电极电势的因素： 电极电势的大小不仅取决于电极的性质， 还与温度和溶液中离子的浓度， 气体的分压有关 。能斯特方程： E＝Eθ＋RT/ zF×ln【氧化型】/【还原型】
    • 注意反应中转移电子数z，注意运算时先列氧化型与还原型转化方程式，可避免遗漏物质，防止出错
    • 电极电势的应用
      • 判断原电池的正负极， 计算原电池的电动势
      • 判断氧化剂 、还原剂的相对强弱
      • 计算弱电解质解离常数 ( Kθi) 计算难溶电解质溶度积 ( Kθsp)
  • 氧化还原反应的方向与限度
    • 氧化还原反应的方向： △rGm＜0， 反应自发 △rGm＝-z'FE， z'为电池反应中转移的电子数，F为法拉第常数
    • 经验规则，两个电对标准电极电势相差较大（大于0.2V），一般可以用标准电极电势判断反应方向，相差较小（0.2V），可能逆向进行
    • 氧化还原反应的限度： 化学反应进行的限度可以 用平衡常数来衡量
    • lgKθ=z'[Eθ(+)-Eθ(-)]/0.0592V 可以得出氧化还原反应平衡常数至于标准电动势有关
  • 电势图及其应用
    • 元素标准电极电 势图及其应用
    • 根据几个相邻电对的已知的电 极电势， 求其他电对的电极电 势
    • 判断能否发生歧化反应
    • 解释元素的氧化还原特性