1《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RT pVm =M r 求相对分子量RTpM =ρr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。

道尔顿分压定律：∑1Kp p ==i i总p i = p 总 x i1==∑1Ki ixi x n nV V ＝＝i i 总总 i x n np p ＝＝i i 总总 二.溶液浓度表示1. 物质的量浓度cVn c BB =BBB M m n =2. 质量摩尔浓度bABB m n b =3. 质量分数 mm w BB =4. 几种溶液浓度之间的关系BB B M ρw =c ρb =c B B习题：P221-1、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：i x n nV V ＝＝i i 总总 PaPa 5.11215057.05.3715025.0i i H i i N 22=⨯=====⨯====总总总总总总p V Vp n n p x p p V Vp n n p x p i i 总总总总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1.0g ·mL-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bABB m n b =物质的量浓度 V n c BB =摩尔分数nn x B B =解：1L 溶液中ρV w m w m mm w B B B BB ===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=54molb ( H2O2)= n/m=0.88/0.97kg = 0.91mol ⋅kg -1c ( H2O2)= n/V=0.88/1L = 0.88mol ⋅L -12x ( 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（反应热）。

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 ∆H标准摩尔反应焓 O m r H ∆标准摩尔生成焓 θm f H ∆标准摩尔燃烧焓 θm c H ∆焓 H由热力学第一定律：∆ U = Q + W体积功：W = - p （V2-V1） = - p ∆V Qp = ∆ U + p ∆V焓定义为： H= U + pV ΔH=∆ U + p ∆V 焓变： ΔH = H2 - H1 = Qp 标准摩尔反应焓变Om r H ∆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。

θm r ΔHθ标准状态m1mol 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：✧ 气体 —— p θ（100kPa ）压力下，处于理想气体状态的气态纯物质。

✧ 液体和固体 —— p θ压力下的液态和固态的纯物质。

✧ 溶液——p θ压力下，溶液的浓度为1mol ⋅L-1。

θmf H ∆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0=∆θm f H注意:(1) 最稳定单质为:C(石墨)，Cl2 (g) ， Br2 (l) ，I2 (s)，S （菱形），P （白磷）等 (2) 生成物为1mol(3) 与聚集状态有关θm c H ∆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： C →CO2(g)，H →H2O (l)，S →SO2 (g)，N →N2 (g)， Cl →HCl (aq)2、θm c H ∆与物质聚集状态有关 化学反应热效应的计算（1） 盖斯定律计算反应热效应 (2) 由 θm f H ∆ 计算反应热效应(3) 由 θm c H ∆ 计算反应热效应（1） 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。

r ∆）3θθθ)3()2()1(m r m r m r H H H ∆+∆=∆3实际应用:热化学方程相加减，对应的相加减。

（2）由标准摩尔生成焓 计算化学反应热效应反应 aA + bB xX + yYθθθθθmBf mA f mY f mX f m r b a y x H H H H H ∆∆∆+∆=∆-- ∑)(Bm f B m r B θθH νH ∆=∆例1：298K 时反应Na(s)+ Cl2(g)→NaCl(s)的θm r H ∆ ＝-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. （C ）。

(A)C(石墨)；(B)N2(g)；(C)Br(g)；(D)I2(s) 习题：P66：2-21. 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)θm H f ∆-1118.4 0 0 -241.8(1) θm r H ∆ =[4⨯(-241.8) - (-1118.4)]= 151.2 kJ ⋅mol -1(2) θm r H ∆= -171.8kJ ⋅mol -1 (3) θm r H ∆ = -905.4kJ ⋅mol -1 (4) θm r H ∆= -872.9kJ ⋅mol -1习题2-3 1. 已知下列化学反应的反应热：（1）C2H2(g) + 5/2O2(g) → 2CO2(g) + H2O(g) θm r H ∆= -1246.2 kJ ⋅mol -1（2）C(s) + 2H2O(g) → CO2(g) + 2H2(g)； θm r H ∆= +90.9 kJ ⋅mol -1（3）2H2O(g) → 2H2(g) + O2(g)；θm r H ∆= +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：（1）C2H2(g) + 5/2O2(g) → 2CO2(g) + H2O(g) （2）C(s) + 2H2O(g) → CO2(g) + 2H2(g)； （3）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) （4） 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)θm H f ∆(C2H2,g)=2⨯θm r H ∆(2)-θm r H ∆(1)-2.5⨯θm r H ∆ (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)θm H f ∆ 0 64.77 -89.1 0 θm r H ∆ (1)= [-89.1-64.77] = -153.9 kJ ⋅mol -1 θm r H ∆ (2)= -18.91 kJ ⋅mol -1θm r H ∆ (3)= -130.3 kJ ⋅mol -1θm r H ∆ (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43. 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：逆正νν= 达化学平衡 组分浓度不随时间变化b B a A y Y x X )()()()(θθθθθcc c c c c c c K =b θB a θA yθY x θX θ)()()()(pp p p pp p p K =K θ值越大，表示反应程度越大，反映越完全 (1) K θ表达式中p 、c 是平衡分压或浓度，分 别除以p θ、c θ，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θθ逆正K K /1=(4) 若同一方程式，化学计量系数变化n 倍 则: nO O)(12K K =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（分压）、初始浓度及转化率； 3）判断反应的方向； 4）多重(同时)平衡。