大学普通化学总结.ppt

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1、答疑：南堂-3125月22日(星期二)晚上:7：008：305月29日(星期二)晚上:7：008：306月2日（星期六）:上午8：0011：00,下午2：305：006月3日（星期日）:上午8：0010：30,期末考试时间：6月3日(星期天)，下午2：00-4：00地点：石工11级7-9班：东廊201；重修生：东廊201；石工10级15班：东廊103。考试要求(学校规定！)1、不允许有任何作弊现象发生！若有考试违纪学生，当天报送，学校当天处理！2、带相关证件：学生证、转专业证、重修证，没有证件不允许考试

2、。不能使用一卡通和身份证！3、带计算器，不允许借其他同学的计算器！4、不允许使用自己的草稿纸，可以在考试本背面或后面附有的草稿纸上进行演算，绝对不允许撕下草稿纸，否则考试本作废。成绩：平时成绩(占？%)+期末成绩(占75-80%)其中：平时成绩包括作业成绩和实验成绩各10%和？%。注意：没完成作业和实验报告的同学尽快完成并交给老师！总结复习要求：1、全面复习，会总结！(最少看3遍书)2、适当做练习(包括作业)，有疑问一定要答疑！3、主要内容：第一章第八章考试题型填空题、判断题、选择题、配平题（写出生成物并配平）

3、、简答题！计算题：(热力学、弱电解质、难溶电解质、配离子解离平衡、电化学计算)1、概念及定律体系及类型、状态函数、恒压热效应、焓、熵及其性质、热力学第一定律、分压定律、盖斯定律、标准生成焓fH、标准熵S、标准生成吉布斯函数fG。注意：S(完整晶体，0K)=0；S(单质，298K)≠0第一章化学反应的基本规律P1第二章化学反应的方向和程度P24一、判断化学反应进行的方向2、标准态：(气体的分压p=p，溶液中溶质的浓度c=c)(1)T=298K时：①②(2)T为任意温度：注意:①G<0反应正向进行

4、。②温度对H和S的影响较小，在一定温度范围内，可认为：③计算时单位要一致，S的单位Jmol-1K-1化为kJmol-1K-1。(2)T为任意温度：注意：GT的单位为Jmol-1。3、非标准态(任意态)：①吉布斯公式:ΔG＝ΔH－T·ΔS（定性判断）用来判断反应方向或者判断自发进行的温度条件。②热力学等温方程：注意:(1)G<0反应正向进行。(2)计算时G和G的单位采用Jmol-1。反应商Q

5、衡的特点、标准平衡常数定义、活化能、多重平衡规则及其应用(电解质溶液、配位化合物)＊可逆反应的平衡常数是互为倒数的关系。对于任一可逆反应：平衡时，各物质浓度符合：c—平衡浓度2、化学平衡的计算(1)利用公式：(2)利用标准平衡常数的表达式进行计算（平衡时的相对浓度、相对分压）(3)利用多重平衡规则3、化学平衡的移动及有关计算（吕·查德里原理）（判断反应平衡移动方向或者判断有利于产物生成所需要的浓度、压力、温度条件。）45页：如果改变平衡体系的条件之一(如浓度、压力、温度)，平衡就向着能减弱其改变的方向移动。三、化

6、学反应速率P321、概念及定律：平均速率、催化剂、质量作用定律、反应速率方程、反应级数平均速率：无论用反应物还是生成物表示反应速率，反应速率数值都是相同的。注意：质量作用定律只适用于基元反应！填空：1、已知基元反应2NO(g)+Cl2=2NOCl(g)，该反应的速率方程是，反应的级数是；如果容器体积不变，将NO的浓度增加到原来的3倍，反应速率增加为原来的倍。三、化学反应速率P322、影响化学反应速率的因素：浓度、压力、温度、催化剂等如何影响反应速率？阿仑尼乌斯公式:原因？(21页)催化剂的作用：催化剂改变了反应途

7、径，降低了活化能，可同时加快正、逆反应速率，缩短反应达到平衡的时间，但不能改变平衡状态，即不能使平衡发生移动，不能改变K，也不能改变平衡转化率。判断题：1、标准态规定了温度为298K。（）2、稳定单质在298K时的标准摩尔生成吉布斯函数和标准摩尔熵均为零。（）3、反应焓变等于反应热。（）4、氧化还原反应达平衡时，标准电动势和K均为零。（）5、自发过程必使体系的熵值增大。（）6、公式中的n是指氧化剂得到电子的数目。（）7、有一溶液中存在几种氧化剂，它们都能与某一还原剂反应，一般来说，电极电势代数值大的氧化剂与还

8、原剂反应的可能性大。（）答案：1，2，3，4，5，6，7选择题：1、下列函数均为状态函数的是：（）A.H，G，WB.U，S，QC.T，P，UD.G，S，W2、已知某化学反应是吸热反应，欲使此化学反应的速率常数k和标准平衡常数K都增加，则反应的条件是：（）A.恒温下，增加反应物浓度；B.升高温度；C.恒温下，加催化剂；D.恒温下，改变总压力3、已知下列反应的