无机化学知识点摘要大连理工大学第五版（最全）.pdf

第一章第一章 气体气体1、气体具有两个基本特性：扩散性和可压缩性主要表现在：(1)气体没有固定的体积和形状2)不同的气体能以任意比例相互均匀地混合3)气体是最容易被压缩的一种聚集状态气体的密度比液体和固体的密度小很多2、理想气态方程：pV=nRT，其中 p、V、T 分别为一定量气体的体积、压力和热力学温度R 为摩尔气体常数在国际单位制中，p 以 Pa、V 以 m3、T 以 K 为单位，则 R=8.314Jmol-1K-13、理想气体是一种假想的模型，它忽略了气体本身的体积和分子之间的相互作用对于真实气体，只有在低压高温下，分子间作用力比较小，分子间平均距离比较大，分子自身的体积与气体体积相比，完全微不足道，才能把它近似地看成理想气体4、理想气体混合物：当两种或两种以上的气体在同一容器中混合时，相互间不发生化学反应，分子本身的体积和它们相互间的作用力都可以忽略不计，这就是理想气体混合物其中每一种气体都称为该混合气体的组分气体5、混合气体中某组分气体对器壁所施加的压力叫做该组分气体的分压对于理想气体来说，某组分气体的分压力等于在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6、Dalton 分压定律：混合气体的总压等于混合气体中各组分气体的分压之和。

7、Amage 分体积定律： 混合气体中组分 B 的分体积 VB是该组分单独存在并具有与混合气体相同温度和压力时占有的体积8、气体分子动理论的基本要点：(1)气体是由分子组成的，分子是很小的粒子，彼此间的距离比分子的直径大许多，分子体积与气体体积相比可以略而不计2)气体分子以不同的速度在各个方向上处于永恒地无规则运动之中3)除了在相互碰撞时，气体分子间相互作用是很弱的，甚至是可以忽略的4)气体分子相互碰撞或对器壁的碰撞都是弹性碰撞碰撞时总动能保持不变，没有能量损失5)分子的平均动能与热力学温度成正比9、气体的压力是由气体分子对器壁的弹性碰撞而产生的， 是 “分子群” 对器壁碰撞作用的统计平均的结果压力与气体分子每次对器壁的碰撞力和碰撞速度成正比 每次的碰撞力等于分子的质量与分子运动速度的乘积碰撞速度与单位体积内的分子数和分子的运动速度成正比;分子数越多，分子运动得越快，其碰撞器壁的速度就越大即气体的压力是由单位体积中分子的数量、分子的质量和分子的运动速度所决定的10、分子的平均动能与热力学温度成正比气体分子的平均动能越大，系统的温度越高和压力一样，物体的温度也是大量分子(“分子群”)集体运动产生的总效应，含有统计平均的意义。

对单个分子而言，温度是没有意义的11、在一定温度下，每种气体的分子速度分布是一定的除了少数分子的速度很大或很小以外，多数分子的速度都接近于方均根速度 Vrms当温度升高时，速度分布曲线变得更宽了，方均根速度增大，高于这一速度的分子数增加得更多第二章第二章 热化学热化学一、热力学术语和基本概念1、系统和环境(1)系统：系统就是被研究的对象，是人们将其作为研究对象的那部分物质世界，即被研究的物质和它们所占有的空间2)环境：环境是指系统边界以外与之相关的物质世界3)按环境之间有物质和能量的传递情况的不同，可以将系统分为：封闭系统：系统与环境之间通过边界只有能量的传递，而没有物质的传递系统的质量是守恒的敞开系统：系统与环境之间通过边界既有物质的传递，也能以热和功的形式传递能量隔离系统：系统与环境之间没有任何相互作用，既没有物质通过边界，也没有与环境进行能量交换2、状态和状态函数状态是系统中所有宏观性质的综合表现热力学系统是由大量微观粒子组成的集合体，其宏观性质有压力、温度、密度、黏度、物质的量等我们把这些描述系统状态的物理量称为状态函数在一定的条件下，系统的性质不再随时间而变化，其状态就是确定的，此时状态函数有确定值。

当系统状态发生变化时，状态函数的变化量与系统状态变化的途径无关3、过程和途径(1)当系统的状态确定之后，系统的性质不再随时间变化而改变可是当系统的某些性质发生改变时，这种改变称为过程系统由始态到终态所经历的过程总和被称为途径2)定温过程：始态、终态温度相等，并且过程中始终保持这个温度，这种过程叫定温过程定温变化与定温过程不同，它只强调始态和终态的温度的相同，而对过程中的温度不作任何要求3)定压过程：始态、终态的压力相等，并且过程中始终保持这个压力定压变化与定压过程不同，它只强调始态与终态的压力相同，而对过程中的压力不作任何要求4)定容过程：系统的始态与终态容积相同，过程中始终保持同样的容积5)循环过程：系统由始态出发，经过一系列变化，又回到原来状态，这种始态和终态相同的变化过程称为循环过程4、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开来的任何均匀部分叫做相 相可以由纯物质或均匀混合物组成 只含一个相的系统叫做均相系统或单相系统 系统内可能有两个或多个相，相与相之间有界面分开，这种系统叫做非均相系统或多相系统5、化学反应计量式和反应进度(1)化学反应计量式：根据质量守恒定律，用规定的化学符号和化学式来表示化学反应的式子，叫做化学反应方程式或化学反应计量式。

2)化学计量数：化学式前的系数称为化学计量数，以 B表示，对于反应物，化学计量数为负，对于产物为正对任一反应反应物的减小或增加等于生成物的增加或减少3)反应进度()：nB()nB(0)B，nB()和nB(0)分别代表反应进度为=和=0(反应未开始)时 B 的物质的量由此可见，无论用反应物和产物中的任何物种的物质的量的变化量(nB)来计算反应进度结果都是相同的要特别指出的是，反应进度与化学反应计量式相对应若反应方程式中的计量数改变，nB不变时，也将不同二、热力学第一定律1、热和功：热和功是系统发生变化时与环境进行能量交换的两种形式也就是说，只有当系统经历某过程时，才能以热和功的形式与环境交换能量热和功均具有能量的单位1)热：系统与环境之间由于温度差的存在而引起能量传递，这种能量传递形式称为热，以符号Q 表示以热的形式转移能量总带有一定的方向性热能自动地从高温物体传递到低温物体热力学中以 Q值的正、负号来表明热传递的方向若环境向系统传递热量，系统吸热，Q 为正值，即 Q0； 系统向环境放热，Q 为负值，Q0;系统对环境做功(环境以功的形式得到能量)W0；对于放热反应，焓变 H0物质的量不变时， 理想气体的焓也只是温度的函数。

但通常温度对化学反应的焓变影响较小， 可以忽略不不计5、rUm和rHm定 义 ： 反 应 的 摩 尔 热 力 学 能 变rUmUBUnB， 反 应 的 摩 尔 热 力 学 焓 变rHmHBHnB，反应的摩尔热力学能变和反应的摩尔热力学焓变分别表示反应进度为mol 时，热力学能的变化量和焓的变化量关系：rHm rUmB(g)RTB，BB(g)是反应前后气体物质计量数的变化量因为rUm(298.15K)和rHm(298.15K)相差不大，因此，在有些情况下，并不区分rUm和rHm四、热化学方程式1、标准状态：气体的标准态：纯理想气体的标准状态是指其处于标准压力力p(100KPa)下的状态，混合气体中某组分的标准态是指该组分的分压为p且单独存在的状态液体(或固体)的标准态： 纯液体(或固体)的标准态是指温度为 T(多为 298.15K)， 压力为p下液体(或固体)纯物质的状态液体溶液中溶剂和溶质的标准态：溶液中溶剂可近似看成纯物质的标准态，即为标准压力p时，液体纯物质的状态在溶液中，溶质的标准态是在压力为p，质量摩尔浓度为b，标准质量摩尔浓度kg-1，并表现出无限稀释溶液特性时溶质的(假想)状态。

在本书中讨论溶液中热力学性质时，b=1mol考虑到多数情况下，溶液浓度比较稀，因此，将标准质量摩尔浓度近似地等于标准物质的量浓度，即b c1molL-1，同样b c2、热化学方程式CH4(g)H2O(g) CO(g)3H2(g)；rHm(298.15K) 206.15KJmol1定义：表示化学反应及其反应的标准摩尔焓变关系的化学反应方程式，叫做热化学方程式要求：(1)必须注明化学反应计量式中各物质的聚集状态，不得省略因为物质的聚集状态不同，反应的标准摩尔焓变将随之改变2)正确写出化学反应计量式，必须是配平的反应方程式因为rHm是反应进度为 1 mol 时的反应标准摩尔焓变，而反应进度与化学计量方程式相关联同一反应，以不同的计量式表示时，其反应的标准摩尔焓变不同3)注明反应温度，因为反应的焓变随温度改变而有所不同五、标准摩尔生成焓1、定义：物质 B 的标准摩尔生成焓fHm(B，相态，T)被定义为：在温度 T 下，由参考状态的单质生成物质 B(B=+1)反应的标准摩尔焓变这里所谓的参考状态，一般是指每种单质在所讨论的温度 T 及标准压力p时最稳定的状态fHm(B，相态，T)是物质 B 的生成反应的标准摩尔焓变。

2、碳的同素异形体中以最稳定的石墨为参考状态个别情况下，按习惯参考状态的单质并不是最稳定的，如磷的参考状态的单质是白磷(s,白)实际上，白磷不及红磷和黑磷稳定3、根据rHm(B，相态，T)的定义，在任何温度下，参考状态单质的标准摩尔生成焓均为零六、标准摩尔燃烧焓1、定义：物质 B 的标准摩尔燃烧焓cHm(B，相态，T)被定义为：在温度 T 下，物质 B(B=-1)完全氧化成相同温度下的指定产物时的标准摩尔焓变2、所谓指定产物，C 和 H 元素完全氧化的指定产物是 CO2(g)和 H2O(l)，对于其他元素，一般数据表上会注明3、cHm(H2O，l，T)=0cHm(CO2，g，T)=0七、Hess 定律1、Hess 定律：化学反应不管是一步完成或分几步完成，其总反应所放出的热或吸收的热总是相同的其实质是，化学反应的焓变只与始态和终态有关，而与途径无关2、焓变的基本特点：(1)某反应的rHm(正)与其逆反应的rHm(逆)数值相等，符号相反2)始态和终态确定之后，一步反应的焓变rHm等于多步反应的焓变之和3、多个化学反应计量式相加(或相减)， 所得化学反应计量式的rHm(T)等于原各计量式的rHm(T)之和(或之差)。

八、反应热的求算1、在定温定压过程中， 反应的标准摩尔焓变等于产物的标准摩尔生成焓之和减去反应物的标准摩尔生成焓之和2、化学反应的标准摩尔焓变等于反应物的标准摩尔燃烧焓之和减去产物的标准摩尔燃烧焓之和第三章第三章 化学动力学基础化学动力学基础一、化学反应速率的概念1、反应速率：单位时间内反应物或产物的物质的量的变化2、平均速率：反应物或产物的物质的量的变化量与这一变化所用的时间之比对大多数化学反应来说，反应开始后，各物种的浓度每时每刻都在变化着，化学反应速率随时间不断改变，平均反应速率不能确切地反映这种变化要用瞬时速率才能确切地表明化学反应在某一时刻的速率3、瞬时速率：化学反应的瞬时速率等于时间间隔趋近于零时的平均速率的极限值通常可用作图法来求得瞬时速率二、浓度对反应速率的影响速率方程1、如果对一般的化学反应aAbB yYzZ，通过实验也可以确定其反应速率与反应物浓度间的定量关系：r kcAcB该方程被称为化学反应的速率定律或化学反应速率方程式中 cA，cB分别为反应物 A 和 B 物种的浓度，单位为 molL-1；，分别为 cA，cB的指数，称为反应级数通常，反应级数不等于化学反应方程中该物种的化学式的系数。

如果=1，表示该反应对物种 A 为一级反应，=2 时，该反应对物种B 是二级反应；二者之和为反应的总级数反应级数可以是零、正整数、分数，也可以是负数如果是零级反应，反应物浓度不影响反应速率k 称为反应速率系数，是表明化学反应速率相对大小的物理量2、初始速率法：在一定条件下，反应开始的瞬时速率为初始速率由于反应刚刚开始，逆反应和其他副反应的干扰小，能较真实地反映出反应物浓度对反应速率的影。