普通化学总复习加强版.pptVIP

普通化学期末总复习 ;考试题型： 1.选择 15*2 2.填空 10*2 3.判断 10*1 4.简答 4*4 5.计算 3*8;第二章 化学反应的基本原理;第一章 热化学与能源;二、基本公式： 1.热力学第一定律 ?U=q+W 2.等容反应热： dV=0，w’=0, w=-∑p外dV ΔU= q + w=qv 3.等压反应热：p=p外，w’=0, w=-∑p外dV ΔU=U2-U1= qp + (-p外Δ V)=qp - p外(V2 – V1) qp= (U2+ p外V2 ) - (U1+ p外V1 ) 定义焓H = U + PV qp =H2-H1=ΔH 4.盖斯定律 ;5. qp与qv的关系 qp = qv + p?V = qv + ∑?n(Bg).RT qp,m = qv,m + ∑ v(Bg).RT 对于化学反应： ?rHm = ?rUm + ∑v(Bg).RT v对于反应物为负，对于产物为正 6.反应的标准摩尔焓变 注：注意单位和正负！！！！ ;第二章 化学反应的基本原理;二、基本公式： 1.反应的标准摩尔熵 2.标准摩尔反应吉布斯函数： ;3.对于理想气体化学反应，等温方程： 4.标准平衡常数 1）定义式: 2）具体表达式： 5.范特霍夫方程： 6.阿仑尼乌斯公式：;例：汽车尾气净化反应： 2NO(g) + 2CO(g) = N2(g) + 2CO2(g) 1）计算反应的△rG?m（298.15K） 2）估算在600℃ 时该反应的标准平衡常数K?。 ;第三章 水溶液化学;二、酸碱的解离平衡 1.应用热力学数据计算解离常数 2.一元酸的解离平衡（一元碱类似） ;3.多元酸的解离平衡 4.共轭酸碱对的关系 5.同离子效应 6.溶度积 对于难溶电解质AnBm, ;例：根据下列各物质的Ksp数据，求其溶解度s（不考虑阴、阳离子间的反应）。 1)BaCO3 Ksp=2.58*10-9（s用mol?L-1表示） 3)Ag3[Fe(CN)6], Ksp=9.8×10–26（沉淀物解离生成Ag+和Fe(CN)63-络离子）;第四章 电化学;二、相关计算 1.原电池的热力学： 1)电池反应的ΔrGm?与标准电动势E?的关系： ΔrGm?=-nFE? 反应：aA(aq) + bB(aq) = gG(aq) + aD(aq) 由热力学等温方程式： 得电动势的能斯特方程：;2)电池反应的标准平衡常数K?与标准电动势E?的关系： 当T=298.15K时：;2.标准电极电势 1)国际上统一规定: Pt∣H2(100 kPa)∣H+ (c=1 mol/dm3) 2)未知φθ的测定:标准氢电极与待测电极作为正极组成原电池后,测其电池反应的电动势E。 (-)标准氢电极||某电极（+） E=φ(某电极)-φθ(H2/H+ )=φ(某电极);3电极电势的能斯特方程： 电极反应：aAn+ + ne- = bB 当T=298.15K时： 注：纯液体、纯固体不表示在式中； 电极反应中有气体参与或生成，c/cθ应该写成p/pθ;4.电动势与电极电势在化学上的应用 1）氧化剂和还原剂相对强弱的比较（氧化态/还原态） 2）反应方向的判断（ΔG 0 即E0） a.离子浓度均为1mol/dm3时，查得标准电极电势并比较大小(即比较氧化性强弱)，判断反应方向。 b.离子浓度不全为1mol/dm3时，确定电极反应，查得标准电极电势，并计算实际电极电势，再比较大小，确定反应方向。 3）反应进行程度的衡量 a.把普通的氧化-还原反应分解为电极反应; b.计算反应的标准电动势Eθ c.计算平衡常数;例：已知c(MnO4-)=c(Mn2+)=1.000mol/dm3,298.15K,pH=1时MnO4-能否将1 mol?L-1 Br- 氧化成Br2? 已知 φθ(MnO4-/Mn2+)=1.507V，φθ(Br2/Br-)=1.065V;第五章 物质结构基础;第七章 高分子化合物;第八章 生物大分子基础