无机化学复习提纲_(2)

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1、第一章 化学热力学内容提要一、基本概念1、化学反应进度　　若系统发生有限化学反应，则           ｎB（）－ｎB（0）＝B（－0）或△ｎB＝B△式中ｎB（），ｎB（0）分别代表反应进度为和0时的物质Ｂ的物质的量；0为反应起始的反应进度，一般为０，则有　　　　　　　　　　　　　△ｎB＝B即化学反应进度为                                            ＝B－１△ｎB２、系统和环境　　人们把研究的对象称之为系统，而系统之外与系统密切相关的部分则称之为环境。系统可分为：①    敞开系统——系统与环境之间

2、可以既有物质、又有能量交换②    封闭系统——系统与环境之间可以有能量的交换，但无物质交换③    隔离系统——也称孤立系统，系统与环境之间既无物质的交换，也无能量的交换，是一种理想系统。３、状态和状态函数　　系统的状态是指系统所处的状况。热力学中用系统的宏观性质如压力（）、温度（Ｔ）、密度（）、体积（Ｖ）、物质的量（）及热力学能（Ｕ）、焓（Ｈ）、熵（Ｓ）、吉布斯函数（Ｇ）等来描述系统的状态。这些描述系统宏观性质的物理量称之为状态函数。   状态函数的最重要特点是它的数值仅仅取决于系统的状态，当系统状态发生变化时，状态函数的数值也随之改变。但

3、状态函数的变化值（增量）只取决于系统的始态与终态，而与系统变化的途径无关。４、过程与途径　　当系统发生一个任意的变化时，我们说系统经历了一个过程。系统状态变化的不同条件，我们称之为不同的途径。如系统有等温过程、等压过程和等容过程等。５、热和功　　热和功是系统状态发生变化时与环境之间的两种能量交换形式。   系统与环境之间因存在温度差异而发生的能量交换形式称为热（或热量），量符号为Ｑ；系统与环境之间除热以外的其他各种能量交换形式统称为功，量符号为Ｗ。热力学规定：系统向环境吸热，Ｑ取正值；系统向环境放热，Ｑ取负值。环境对系统做功，Ｗ取正值；系统对环

4、境做功，Ｗ取负值。由于系统体积变化而与环境产生的功称体积功，用－△Ｖ表示；除体积功以外的所有的其他功都称为非体积功Ｗf（也叫有用功）。           W＝－△Ｖ＋Ｗf　　热和功都不是系统的状态函数，除了与系统的始态、终态有关以外，还与系统状态变化的具体途径有关。６、热力学能与热力学第一定律　　热力学能Ｕ是系统内部各种形式能量的总和，是系统的状态函数。　　热力学第一定律的数学表达式为△    Ｕ＝Ｑ＋Ｗ二、化学反应热效应１、化学反应热效应（１）恒容反应热ＱV在等温条件下，若系统发生化学反应是在容积恒定的容器中进行，且不做非体积功的过程，则该

5、过程与环境之间交换的能量就是恒容反应热ＱV。                             QV＝△U（２）恒压反应热Qp与焓变△H　　在等温条件下，若系统发生化学反应是在恒定压力下进行，且不做非体积功的过程，则该过程中与环境之间交换的热量就是恒压反应热Qp。           Qp＝△Ｕ＋△Ｖ　　　　　　　＝Ｕ2－Ｕ1＋（Ｖ2－Ｖ1）　　　　　　　＝（Ｕ2＋2Ｖ2）－（Ｕ1＋1Ｖ1）　定义　　　　　　　　　　Ｈ＝Ｕ＋ＶＨ称为焓。　　　　　　　　　　Qp＝Ｈ2－Ｈ1＝△Ｈ△Ｈ称为焓变，△Ｈ　＞　０，表明系统是吸热的；△Ｈ　＜　０，表

6、明系统是放热的。２、盖斯定律　　任何一个化学反应，在不做其他功和处于恒压或恒容的情况下，不论该反应是一步完成还是分几步完成的，其化学反应的热效应总值相等。即在不做其他功和恒压或恒容时，化学反应热效应仅与反应的始、终态有关，而与具体途径无关。盖斯定律的热力学依据是ＱV＝△Ｕ和Qp＝△Ｈ两个关系式，热虽然是一种途径函数，两关系式却表明ＱV与Qp分别与状态函数增量相等，因此它们的数值就只与系统的始、终状态有关，而与途径无关，即具有状态函数增量的性质。３、反应焓变的计算（１）物质的标准态物质状态时在温度Ｔ及标准压力（＝100KPa）下的状态，简称标准态

7、。右上标“θ”表示标准态；当系统处于标准态时，指系统诸物质均处于各自的标准态。对具体的物质而言，相应的标准态如下：①纯理想气体物质的标准态是该气体处于标准压力下的状态；混合理想气体中任一组分的标准态是该气体组分的分压为时的状态。②液体或固体物质的标准态是标准压力下的纯液体或纯固体。③溶液中溶质的标准态是指标准压力下溶质的浓度为（=1mol·L-1）的溶液。（２）摩尔反应焓变与标准摩尔反应焓变摩尔反应焓变＝　　当化学反应处于温度T时的标准状态时，该反应的摩尔反应焓变称为标准摩尔反应焓变 (T)。（３）标准摩尔生成焓在温度Ｔ及标准态下，由参考状态的

8、单质生成物质Ｂ的反应，其反应进度为１mol且B=1时的标准摩尔反应焓变，即为物质B在温度T时的标准摩尔生成焓（B，β，T）。水合离子标准摩尔生成焓定义