山东省专升本化学（生物科学专业）复习材料 分散系
一、分散系 1、概念：
分散系——由一种或多种物质分散在其它一种物质中构成的系统。 分散系由分散剂和分散质构成。 分散质——被分散的物质。 分散剂——分散其它物质。 2、分散系分类 溶液
胶体
粗分散系 （粒子直径<1nm）
粒子直径1~100nm 粒子直径>100nm
稳定
高分子溶液 溶胶 不稳定
稳定
稳定 单相 单相
多相
多相 能通过半透膜 不能通过半透膜 不能通过紧密滤纸
能通过滤纸 二、气体
1、理想气体状态方程 p V = n R T p—气体压力 SI单位 kPa V—气体体积 SI单位 L n—物质的量
SI单位 mol
T—热力学温度 SI单位 K
R—气体摩尔常数 8.314 kPa﹒L﹒K-1 ﹒mol-1 ；Pa﹒m3﹒K-1﹒mol-1
2、道尔顿气体分压定律 （1）分压
混合气体中，某一组分气体所产生的压力为该组分气体的分压力。
分压力等于该组分气体在相同的温度下，单独占据与混合气体相同体积时所产生的压力。
（2）分体积
某组分的分体积等于该组分产生与混合气体相同的压力时所占据的体积。 （3）分压定律
混合气体的总压力(或总体积）等于各组分分压（或分体积）之和
理想气体混合物中某组分气体的分压等于该组分气体的摩尔分数与总压的乘积。 三、液体
1、溶液的组成标度 1）、B的物质的量浓度
CB=nB/V 单位：mol ﹒L-1 2）、溶质B的质量摩尔浓度 bB= nB / mA 单位：mol﹒Kg-1 3）、B的摩尔分数 xB= nB / n总 4）B的质量分数 ωB= mB / m总 5）B的质量浓度 ρ
B = mB / V
单位：g﹒L-1
6）几种溶液组成标度之间的关系 CB=ωBρ/ MB
CB =bBρ （两组分的稀溶液） CB =bB （两组分的稀的水溶液） 2、稀溶液的依数性 1）稀溶液蒸汽压下降
在一定温度下，稀溶液的蒸气压等于纯溶剂的蒸气压与溶剂摩尔分数的乘积。 P=PA＊﹒xA
在一定温度下，难挥发非电解质稀溶液的蒸气压下降值?P与溶质的摩尔分数成正比.
?P = PA＊﹒xB = PA＊·bB·MA
1
=k·bB
胶核 电位离子 反离子 2、溶胶的聚沉
2）溶液沸点升高
溶液的沸点升高值与溶液中溶质的摩尔分数成正比。 ?Tb=Kb·bB 电解质对溶胶起聚沉作用的主要是与胶粒所带电荷相反地离子，而且与其所带?Tb为稀溶液沸点的升高值，
K；
Kb为溶剂的摩尔沸点上升常数，K?kg?mol-1， bB为溶质的质量摩尔浓度。 mol ? kg -1
注意：溶液在沸腾时，沸点不能保持恒定，而是不断地升高直至溶液达到饱和。 3）溶液的凝固点下降
?Tf=Kf bB
Kf单位： K? kg? mol-1。 ?Tf 单位： K。
注意：溶液在凝结过程中，凝固点不能保持恒定，而是不断地降低直至溶液达到饱和。 4）溶液的渗透压 定量计算渗透压
? = cB R T
? ； kPa
R: 8.314 kPa?L? mol-1? K-1 cB: mol ? L -1
注意：稀溶液依数性的定量关系只适应于非电解质稀溶液（难挥发），而对于浓溶液或电解质溶液，定量关系不再成立，但性质依然存在。 四、胶体溶液 1、胶团的结构
｛（AgCl）m· nCl- ·（n-x）K+｝x+
·xK+
电荷多少有关。一般来说，离子电荷越高，对溶胶的聚沉作用就越大，带有相同电荷的离子对溶胶的聚沉能力也存差异；随着离子半径的减少，聚沉能力就会减弱。
化学热力学基础
一、系统的状态函数 1、系统和环境
作为研究对象的那一部分物质叫做系统。系统之外与系统有密切联系的其它物质叫做环境。
热力学系统可分为三类：
系统与环境之间的交换 敞开系统 能量 物质 封闭系统 能量 孤立系统 2、状态函数：
用来说明、确定系统所处状态的宏观物理量。 状态函数的特征： a 定值性
b 状态函数的改变，只与过程有关，而与途径无关 3 热和功
能量的传递方式有三种：热、功、辐射。 热： Q ， SI单位为J
2
规定：系统吸热，Q > 0 系统放热，Q < 0 功： W ， SI单位为J。
规定：环境对系统作功，W > 0 系统对环境作功，W < 0 4 热力学能
热力学系统内部能量的总和。 U，单位为J 热力学能 是系统的状态函数
系统热力学能的绝对值是不可知的，其变化值是可以得到的。 ΔU = Q+W
注意：Q和W的符号。 5、热力学的标准状态
气体物质：T，p = pθ =100kPa; 纯固体、液体： T，p = pθ
溶质：T，p = pθ，b = bθ= 1mol/kg。 cθ=1mol·L-1 作近似计算 标准态下状态函数变化右上标注，“θ”。 二、热化学 1 化学反应热
当产物温度与反应物温度相同，反应过程中系统不作非体积功，系统吸收或放出的热量称为化学反应热。 1）定容热（Qv )
反应在定容条件下进行，这时的化学反应热称为化学反应的定容热。 ΔU=Qv
2)
化学反应的定压热
反应在定压条件下进行，这时的反应热称为化学反应的定压热 Qp = ΔH
2、 热化学方程式 要求：
①注明各物质的物态：
l (液体), g (气体), s (固体), aq (溶液) ②注明反应条件：温度、压力
ΔrH mθ(298) 298K时,化学反应进行1mol时的标准焓变。 ③反应式书写发生改变，反应焓变发生相应的变化。 3、 热化学定律——盖斯定律（G.H.Hess)
盖斯定律： 一个反应若能分若干步进行，则总反应的反应热等于各分步反应反应热的代数和。
应用：计算一些复杂反应的反应热
注意：a. 各反应中，同一物质的聚集状态及压力温度等条件应相同。 b. 在对反应式进行合并时，如果有系数的变化，则相应的焓变值要有相应的系数变化。 4、物质的标准摩尔生成焓
1）定义： 物质B的标准摩尔生成焓 是在指定温度下 由参考态的单质生成1mol物质B时的标准摩尔焓变。 用符号ΔfH mθ表示。单位kJ.mol-1 2）ΔrHθm (298K) 的计算 ΔrHθm (298K) =ΣνiΔfHθm(298K) 三、化学反应的自发性 1、反应的自发性
3
1) 过程的自发性
在一定条件下，不需外力作功能自发进行的过程称为自发过程。 2)自发过程的特点： a自发过程是不可逆的；
b自发过程可以被用来做非体积功； c自发过程只能进行到一定的程度。 2、焓变与反应的自发性
系统放热，即ΔrHm < 0是自发反应的趋势,即放热有利于反应的自发进行。3、系统混乱度与反应发自发性
混乱度增加是自发反应的趋势,即混乱度增加有利于反应的自发进行。 四、熵和熵变
1、 熵是系统混乱度的一种量度. 混乱度越低，熵值越小;
混乱度越高，熵值越大
熵是系统的状态函数 2、热力学第三定律
纯物质完整有序晶体在0K时的熵值为零 S0 (完整晶体，0 K) = 0
3、标准态下1mol纯物质的熵值叫做物质的标准摩尔熵（Smθ）， J.mol-1.K-14、熵同样具有加和性
标态时，ΔrSmθ = ??iSmθ 5、物质熵值及反应熵大小定性估计 1）纯净物质熵值大小比较：
a.对同一物质，Smθ (g)> Smθ (l)> Smθ (s）
b.相同物态同类物质，分子中原子或电子数越多，分子量越大，结构越复杂，熵越大。 Smθ(F2)< Smθ(Cl2)< Smθ(Br2)< Smθ(I2) 2）过程熵变的一般规律
凡是气体物质分子数增加的反应ΔrSmθ>0，反之，ΔrSmθ<0，反应前后气体分子数不变时，ΔrSmθ总是很小。 6、影响自发反应的因素？
焓 ΔrHmθ（T）<0 有利于反应的自发进行 ΔrHmθ（T）>0 不有利于反应的自发进行 熵 ΔrSmθ（T）>0 有利于反应的自发进行 ΔrSmθ（T）<0 不有利于反应的自发进行 五、吉布斯自由能
1、定义：G = H – TS G的SI单位为J
2、等温过程，Gibbs自由能的变化，ΔG = ΔH – TΔS
若在标准状态下，进行1mol反应： ΔrGmθ (T)=ΔrHmθ (T)- TΔrSmθ(T) ΔrGmθ的单位是kJ.mol-1 3、吉布斯自由能变的物理意义：
系统Gibbs自由能的变化等于系统可能对外作的最大非体积功 ΔG = W'max
4、过程自发方向的自由能判据
热力学证明，对等温、定压且系统不作非体积功条件下发生的过程： ΔG < 0,则过程自发进行； ΔG > 0,则过程非自发进行； ΔG = 0,则系统处于平衡状态 对于标准态下，进行的1mol反应则有：
4
ΔrGmθ ＜ 0 化学反应正向自发进行； ΔrGmθ ＞0 化学反应正向非自发进行； ΔrGmθ = 0 化学反应系统处于平衡状态。 5、物质的标准摩尔生成吉布斯自由能ΔfGmθ
物质B的标准摩尔生成吉布斯自由能是在指定温度T下由参考态的单质生成1mol物质B时的标准摩尔吉布斯自由能变，单位，kJ.mol-1 6、反应的标准摩尔吉布斯自由能变的计算 标准态下，298K ΔrG mθ计算 ΔrG mθ(298K) =ΣνiΔfG mθ(298K) 7、 Gibbs—Helmholtz公式的应用 ΔrGmθ(T)=ΔrHmθ (T)- TΔrSmθ(T) （1）预测反应方向（反应的条件） ΔG（T）=ΔH(T) - TΔS(T) 反应等温、等压，不做其它功的情况下 ΔH ΔS ΔG 自发反应的条件 － ＋ ﹤0 任何温度都自发 ＋ － ﹥0 任何温度非自发 ＋ ＋ 高温自发 － － 低温自发 （2）计算反应的转变温度
转变温度，化学平衡点时的温度，温度高于或低于该点温度，化学反应方向不同。ΔrGmθ (T)=ΔrHmθ (T)- TΔrSmθ(T) 平衡时 ΔrGmθ
(T)=0
T??rH?m转化学平衡?rS? m
一、平衡状态（ Equilibrium state）
1、化学平衡状态是化学反应在一定条件下所能达到的最大限度的状态 。 化学平衡的特征：
①热力学特征：ΔG=0（从ΔG<0 →ΔG=0） ②动力学特征：V正=V逆（动态平衡）
③各物质量关系：各物质的相对量不再改变，化学反应宏观停止。 ④平衡是有条件的。温度、压力、浓度 2、标准平衡常数
在一定条件下，某一化学反应达到化学平衡 aA(aq)+bB(s)=dD(g)+eE(l) {p(D)?}d K?(T)?p{c(A)?}a
cpD为气体的平衡分压，pθ=100kPa {pD/ pθ}相对分压 c(A)为物质的平衡浓度，cθ=1.0mol.L-1 {c(A)/ cθ}相对浓度 固体、液体 不写在表达式中 溶液中的反应，溶剂不写在表达式 3、平衡常数的物理意义
（1）Kθ是反应的特性常数，仅与温度有关。 Kθ(T) （2）Kθ值是反应进行程度的标志。
Kθ越大，正向反应趋势大， Kθ小，正反应进行趋势小。 一般认为 Kθ>106 反应正向进行很完全；Kθ <10-6 正向几乎不能进行； （3）单位为1；
（4）与反应式的写法有关
5