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1、工程化学基础 期末复习第一章化学反应的调控与应用1.系统和环境敞开体系、封闭体系、孤立体系2.状态和状态函数状态函数的特点3.热和功（Q和W)热和功不是状态函数4.热力学能，内能U,是状态函数一、基本概念：5.热力学第一定律ΔU=Q+W6.反应热（或者热效应）恒容过程反应热QV，QV=ΔU恒压过程反应热Qp,QP=ΔH对气体：Qp=QV+ΔnRT7.焓和焓变（H和ΔH)，KJ·mol-1盖斯定律,标准摩尔生成焓,参考态元素,热力学对标准状态的定义8.键能9.自发过程和自发过程的特点10.熵和熵变（J·K-1·mol-1）热力学第三定律，绝对熵，标准摩尔熵,
2、热力学第二定律11.吉布斯自由能和吉布斯自由能变（G,ΔG）（KJ·mol-1）标准摩尔生成吉布斯自由能G=H-TSΔG=ΔH-TΔSΔG>0;ΔG=0;ΔG<012.化学平衡可逆反应；化学平衡状态；气体分压定律；标准平衡常数；多重平衡规则；平衡转化率；化学平衡的移动；影响化学平衡的因素（浓度，温度，压力，催化剂）13.酸碱平衡：Kwy,PH,POH,酸碱质子理论中酸碱的定义解离常数，稀释定律，同离子效应14.沉淀溶解平衡溶度积Kspy,溶度积和溶解度的关系，溶度积规则15.配位平衡配合物的组成，中心离子（或原子，或中心体，形成体），配位体，配位数，内界，
3、外界，配合物的命名。Ky(稳)和Ky(不稳)16.化学反应速率v=1/B·ΔcB/Δt基元反应，质量作用定律，复合反应速率常数，反应级数，影响化学反应速率的因素，阿伦尼乌斯公式17.反应速率理论和活化能碰撞理论、过渡状态理论二、相关计算：热力学第一定律恒容过程反应热ΔU=Q+W=QV恒压过程反应热---焓变a.QP=ΔU+pΔV=ΔHb.盖斯定律：ΔrH=∑i△rHic.反应标准摩尔焓变的计算298K,ΔrHm=∑viΔfHm(生成物)-∑viΔfHm(反应物)任一温度，ΔrHm(T)≈ΔrHm(298.15K)熵变298.15K时，参考态元素
4、的标准摩尔熵不等于零。298.15K时,ΔrSm=∑viSm,生成物-∑viSm,反应物任一温度，ΔrSm(T)≈ΔrSm(298.15K)b.标准态下，任一温度T，ΔrGm(T)=ΔrHm(T)-TΔrSm(T)吉布斯自由能ΔrGm=∑viΔfGm(生成物）-∑viΔfGm(反应物）a.标准态，298.15K时，ΔrHm(298.15K)ΔrSm(298.15K)≈≈c.非标准态下，任一温度T，ΔrGm(T)=ΔrGm(T)+RTInJΔrGm(T)<0,自发反应ΔrGm(T)>0,非自发反应ΔrGm(T)=0,平衡状态d.转
5、化温度，T=ΔrHm/ΔrSm对于平衡：aA+bBgG+dDK=用浓度表示K=用压力表示K无量纲化学平衡a.与反应方程式写法有关；b.固体或纯液体不表示在方程式中；c.适用于一切平衡系统。分压定律P=ΣBpB（1）pB=P·nB/n=P.xB=P.VB%（2）pB=P·VB/V多重平衡规则：若:反应1==反应2+反应3K1=K2.K3则：平衡转化率转化率：是指某反应物中已消耗部分占该反应物初始用量的百分数。该反应物已消耗量该反应物初始用量某指定反应物转化率=╳100%标准吉布斯自由能变与平衡常数ΔrGm(T)=-RTlnK
6、lnK=-ΔrGm(T)/RTΔrGm(T)=-RTlnK+RTlnJ当JKΔrG>0反应正向非自发判断反应方向的方法(1)浓度对平衡的影响（此时温度不变，因而K为定值）改变反应系统中某物质的浓度后，若：JK平衡向左移动(逆方向自发)J=K平衡不移动化学平衡的移动总压的改变将同等程度地改变各组分气体的分压力，因此平衡移动的方向将决定于各组份气体计量数的代数和。总压力增加时:n<0的反应，平衡右移；n>0的反应，平衡左移；n=0的反
7、应，平衡不受的影响。(2)压力对平衡的影响n:生成气体总分子数-反应气体化学总分子数(3)温度对化学平衡的影响勒夏特列(LeChatelier)原理假如改变平衡系统的条件（如浓度、温的方向移动。度、压力）之一，平衡就将向减弱这个改变一元弱电解质的解离平衡HAcH+(aq)+Ac－(aq)NH3·H2ONH4＋＋OH－解离常数表达式分别为：一元弱酸的解离平衡HAH++A－初始浓度/mol·L-1c00平衡浓度/mol·L-1c－xxx(1)当c/Ka>500,c>>c(H+)，近似看做c-xc,c(H+)=c(A－)解离度()一元
8、弱碱的解离平衡BOHB++OH-初始浓度/mol·L-1c00平衡
