大专-无机化学-药学类

第一章 化学热力学基础

热力学：研究自然界各种形式的能量之间相互转换的规律以及能量转换对物质性能影响的科学

化学热力学：用热力学原理和方法研究化学现象以及与化学现象有关的物理现象的分支叫做化学热力学

化学热力学可以解决化学反应中能量变化问题，同时可以解决化学反应进行的方向和限度等问题

第一节 热力学基础概念

体系：把一部分物质从其余的物质之中划分开来作为研究的对象称为体系(system)

环境：称为环境（surrounding ）

状态（state ）定义：体系的物理性质和化学性质的综合表现。即由一系列表征体系性质的物理量（如压力、温度、体积等）所 确定下来的体系的存在形式称为体系的状态

②内能的绝对值目前无法确定，但它的变化值（△U=U2-U 1）可以通过体系与环境能量传递的功和热的数值来求出 热力学第一定律（能量守恒定律）

定义：自然界一切物质都具有能量，能量有各种不同的形式，可以从一种形式转化为另一种形式，从一个物体传递给另一 个物体，在转化和传递的过程中能量的总值不变

第三节 热化学

化学反应义：在等压或等容且体系只反抗外压做体积功的条件下，化学反应发生后体系吸收或放出的热量叫做化学 反应的热效应或称反应热。用Q 表示。

ΔU=U产物-U 反应物=Q+W

等容反应热：体积不变的反应过程产生的反应热。符号：Qv

在等容过程中， V = 0，W = 0 →ΔU=Qv+W

↓ Qv = ΔU

在恒容反应过程中，体系吸收或放出的热量全部用来改变体系的热力学能

ΔU>0,则Qv>0 →反应是吸热反应

ΔU

恒压反应热：压力不变的反应过程的反应热。符号：Qp

当非体积功为0时，W=－P ΔV

焓因 盖斯定律：一个化学反应能分解成几步来完成，总反应的焓变等于各分反应的焓变和

例题：已知298.15K 下，反应：

C(s)+O2(g)→CO 2(g) △rHm ,1=－393.3 kJ mol -1

CO(g)+1/2O2(g)→CO 2(g) △rHm ,2=－282.8 kJ mol -1

计算298.15K 下，反应C(s)+O2(g)→CO(g)的标准摩尔焓变？

解1：△rHm = △rHm ,1－ △rHm ,2=－110.5 kJ mol -1

标准摩尔生成焓定义：在给定温度和标准状态下由最稳定的单质生成1mol 某纯物质时的反应热称为给定温度下该物质的标准摩 尔生成热，用符号△f Hm θ(T)或△H f θ(T)表示

规定处于标态下各最稳定单质的标准摩尔生成焓都为零2). 对于有不同晶态的固体，只有最稳定单质的标准摩尔生成焓才为零，并且最稳定单质是热力学指定的3). 反应物是最稳定单质；产物中只有一种物质，且系数为1 ∆r H m =∑(p B Λf H m ) 产物-∑(r B ∆f H m ) 反应物

B B

自发过程：在没有任何外部力量的作用条件下，系统自身发生变化的过程称为自发过程 特点：A 、自发过程都是单向的，有明显的方向性；其逆过程是非自发过程，

B、自发过程的进行有一定的限度，即平衡态公理

C、自发过程都可以用来做功。

熵 ：热力学中把描述体系混乱度的状态函数叫做熵(entropy)，符号为S ，单位为J ·K-1。

定义：用来衡量化学反应进行快慢的尺度

表示方法：用单位时间（如每秒，每分，每小时）内反应物浓度的减小或生成物浓度的增大来表示。

表达式：v = △c/△t v = △n/(V·△t) 化学反应速率常用单位:mol/(L·s) 或 mol/(L·min)

结论： A、 同一个反应，用不同的物质来表示反应速率，数值是不一样的，所以应注明是由哪种物质表示的。

B、同一反应中，各物质的速率之比等于他们在化学方程式中的化学计量数之比。

结论：在同一反应中，反应速率的大小不能单纯地看数值大小。应化为同一种物质的反应速率再进行比较。

活化分子与活化能

活化分子：少数能量足够高的发生有效碰撞的分子，称为活化分子

天府校区（版权所有） 药剂五班 林小泠 活化能：活化分子的平均能量与所有反应物分子的平均能量之差称为活化能

Ea = E* - E，Ea ：活化能、E*：活化分子平均能量 、E ：反应物分子的平均能量

活化分子百分数越大，则有效碰撞次数越多，反应速率就越快。

Ea 越小，化学反应速率就越大

第二节 影响因素

影响化学反应速率的因素：决定化学反应速率的因素是参加反应的物质本身的化学性质

注意：催化剂能同时加快正反应和逆反应, 但不能改变反应体系的始态和终态，即不能改变化学平衡。

第三章 化学平衡

第一节 可逆性与化学平衡

可逆性

可逆反应：在同一条件下，既能向正反应方向进行又能逆反应方向进行的化学反应

化学平衡：在一定条件下，可逆反应的正反应速率等于逆反应随时间的

特点：A 化学平衡时一种动态平衡，平衡时可逆反应仍进逆≠0

B化学平衡时一定条件下可逆反应进物和生成物浓 C化学平衡是在一定条件下的暂时平衡，条

平衡常数：平衡常数随着温度的变化而有所改变。

化学平衡定律：在一定温度下，可逆反应达时产物的浓度以反物质化学的乘积与反应物的浓 度以反应式中该物质化学的乘积之比是一个常数学平衡定律。K 值越大，正反应进

行的程度越大，K 值越小，正反

Δn=数反应数

平衡常

1质的浓度或分压时的浓度或分压力，并且反 应物的浓度或分压力要写成分母， 反浓压力则写做分子。

2. 反应纯液体参加，其浓度可认为是常数，它们的浓度不应写在平衡常数表达式中。

3．稀溶液中进应如反应有水参加，其浓度几乎维持不变，可近似视为一个常数，所以也不必写在平衡常数表达式中

4．平衡常数表达数值与反应方程式相对应。同一化学反应的化学方程式写法不同，平衡常数K 值就不同。

反应大n 倍，平衡常数将变为n 次方，正反应平衡常数是逆反应平衡常数的倒数

平衡转化率=（反应物已转化的量/反应物起始的量）×100％

化学平衡的移动：当外界条件改变，可逆反应从一种平衡状态向另一种平衡状态过程

△ 一定温度下，增大反应物浓度或减小生成物浓度，化学反应向正反应方向移动。

一定温度下，减小反应物浓度或增大生成物浓度，化学反应向逆反应方向移动。

△ 对于没有气体参加的反应，改变压力对化学平衡没有影响；

对于有气体参加的反应，如果反应前后气体分子数目相等，恒温下，增加或降低压力，对平衡没有影响；

对于有气体参加且反应前后气体分子数目不相等的反应，增大压力，平衡向气体分数减少的方向移动，减小压力，平衡 向气体分子数目增加的方向移动。

△ 温度升高，平衡向吸热反应方向移动。温度降低，平衡向放热反应方向移动。

第四章 酸碱平衡

酸碱质子理论：给出质子的离子（H +）分子都是酸。接受质子的分子离子都是碱。

A 酸给出质子变成碱；碱得到质子变成酸，被称为共轭关系。相差一个质子的酸碱叫共轭酸碱对。

B如果一个酸的酸性越强，那么共轭碱越弱。

C如：HCO 3-、HS -、H 2PO 4-、既能给出质子作为酸也可接受质子作为碱。为两性物质。分子中既有碱又有酸的物质也叫 两性物质。

D水的离子积：K W =〔H +〕〔OH -〕=10-14、 pH=-lg〔H +〕=14-pOH

它只与温度有关，温度越高，Kw 越大，但总的变化不大。水的离子积不仅适用于纯水，也适用于所有稀水溶液。

一元弱碱溶液pH 值的计算

当c/Kb≤400

近似公式) 当c/Kb≥ 400

（最简公式） -

[OH ]=K b ⋅c

结 论：对于两性物质：

1.Ka,共轭酸 ＞Kb, 共轭碱，则以酸式电离为主，溶液显酸性。

2. Kb共轭碱 ＞Ka 共轭酸，则以碱式电离为主，溶液显碱性。

3. Ka,共轭酸 ＝Kb, 共轭碱，则溶液呈中性。

同离子效应：在弱电解质溶液中加入与该弱电解质有共同离子的强电解质，从而使弱电解质解离度降低的现象。

盐效应：在弱电解质溶液中加入与弱电解质不含共同离子的强电解质，引起弱电解质解离度增大的效应。

一般来说盐效应比同离子效应小的多

缓冲作用：能抵抗外来少量强酸、强碱或适当稀释的影响，保持pH 值基本不变的作用

缓冲溶液的组成：由足够浓度的共轭酸碱对的两种物质组成。HAc-NaAc NaHCO3-Na 2CO 3 NaH2PO 4-Na 2HPO 4

缓

=5.1×10-12

溶度积规则 ： 1. Qc ＝ Ksp时，体系达到平衡状态，溶液为饱和溶液 2. Q c > Ksp时，溶液为过饱和溶液，有沉淀析出，直至 Q＝Ksp ， 3. Q c

天府校区（版权所有） 药剂五班 林小泠 沉淀的生成：条件：Q c > Ksp ，因此增加有关离子的浓度，使离子积Q 大于溶度积Ksp ，就能生成沉淀

沉淀的溶解：条件：Q

两种或两种以上沉淀剂生成沉淀

结论：①对同类型的难溶电解质，当混合溶液中各离子浓度相同时，可直接根据Ksp 的大小来判断沉淀的先后顺序。 Ksp小的难溶电解质离子先沉淀，Ksp 大的难溶电解质离子后沉淀。

②对不同类型的难溶电解质，不能直接根据Ksp 的大小来判断沉淀的先后顺序，必须通过计算来判断。开始 沉淀时所需沉淀剂浓度小者先沉淀，所需沉淀剂浓度大者后沉淀。

沉淀转化（使Qc 小于KSP ）：加入适当的试剂使一种沉淀转变为另一种沉淀的过程。一般，难溶电解质容易转化为更难溶的电解 质。一定条件下，溶解度小的沉淀也可转化为溶解度大一些的沉淀。

第六章 氧化还原