無機化學的分壓怎麼判斷

Ⅰ 大一無機化學,各物質處於標准狀態下如何判斷反應進行的方向

可以根據吉布斯自由能判斷反應進行的方向。各個物質的熱力學數據，可以從書後面的附錄找到。

Ⅱ 【化學】無機化學判斷題（四）

1. 不變.

物質的量是恆定的, 體積分數與物質的量成正比, 所以不變.

2. 變化.

壓強變了, 分壓一定會變化. ( 組分的分壓的比值不變, 原因同上 )

3. 什麼叫摩爾分數? 是物質的量之比嗎? 如果是, 當然不變.

Ⅲ 大學無機化學

無機化學，有機化學，物理化學，分析化學
無機化學
元素化學、無機合成化學、無機高分子化學、無機固體化學、配位化學（即絡合物化學）、同位素化學、生物無機化學、金屬有機化學、金屬酶化學等。
有機化學
普通有機化學、有機合成化學、金屬和非金屬有機化學、物理有機化學、生物有機化學、有機分析化學。
物理化學
結構化學、熱化學、化學熱力學、化學動力學、電化學、溶液理論、界面化學、膠體化學、量子化學、催化作用及其理論等。
分析化學
化學分析、儀器和新技術分析。包括性能測定、監控、各種光譜和光化學分析、各種電化學分析方法、質譜分析法、各種電鏡、成像和形貌分析方法，在線分析、活性分析、實時分析等，各種物理化學性能和生理活性的檢測方法，萃取、離子交換、色譜、質譜等分離方法，分離分析聯用、合成分離分析三聯用等。

無機化學
第一章：氣體
第一節：理想氣態方程
1、氣體具有兩個基本特性：擴散性和可壓縮性。主要表現在：
⑴氣體沒有固定的體積和形狀。⑵不同的氣體能以任意比例相互均勻的混合。⑶氣體是最容易被壓縮的一種聚集狀態。
2、理想氣體方程： 為氣體摩爾常數，數值為=8.314
3、只有在高溫低壓條件下氣體才能近似看成理想氣體。
第二節：氣體混合物
1、對於理想氣體來說，某組分氣體的分壓力等於相同溫度下該組分氣體單獨佔有與混合氣體相同體積時所產生的壓力。
2、Dlton分壓定律：混合氣體的總壓等於混合氣體中各組分氣體的分壓之和。
3、(0℃=273.15K STP下壓強為101.325KPa = 760mmHg = 76cmHg)
第二章：熱化學
第一節：熱力學術語和基本概念
1、 系統與環境之間可能會有物質和能量的傳遞。按傳遞情況不同，將系統分為：
⑴封閉系統：系統與環境之間只有能量傳遞沒有物質傳遞。系統質量守恆。
⑵敞開系統：系統與環境之間既有能量傳遞〔以熱或功的形式進行〕又有物質傳遞。
⑶隔離系統：系統與環境之間既沒有能量傳遞也沒有物質傳遞。
2、 狀態是系統中所有宏觀性質的綜合表現。描述系統狀態的物理量稱為狀態函數。狀態函數的變化量只與始終態有關，與系統狀態的變化途徑無關。
3、 系統中物理性質和化學性質完全相同而與其他部分有明確界面分隔開來的任何均勻部分叫做相。相可以由純物質或均勻混合物組成，可以是氣、液、固等不同的聚集狀態。
4、 化學計量數對於反應物為負，對於生成物為正。
5、反應進度=，單位：mol
第二節：熱力學第一定律
1、 系統與環境之間由於溫度差而引起的能量傳遞稱為熱。熱能自動的由高溫物體傳向低溫物體。系統的熱能變化量用Q表示。若環境向系統傳遞能量，系統吸熱，則Q>0；若系統向環境放熱，則Q<0。
2、 系統與環境之間除熱以外其他的能量傳遞形式，稱為功，用W表示。環境對系統做功，W>O；系統對環境做功，W<0。
3、 體積功：由於系統體積變化而與環境交換的功稱為體積功。
非體積功：體積功以外的所有其他形式的功稱為非體積功。
4、 熱力學能：在不考慮系統整體動能和勢能的情況下，系統內所有微觀粒子的全部能量之和稱為熱力學能，又叫內能。
5、 氣體的標准狀態—純理想氣體的標准狀態是指其處於標准壓力下的狀態，混合氣體中某組分氣體的標准狀態是該組分氣體的分壓為且單獨存在時的狀態。
液體（固體）的標准狀態—純液體（或固體）的標准狀態時指溫度為T，壓力為時的狀態。
液體溶液中溶劑或溶質的標准狀態—溶液中溶劑可近似看成純物質的標准態。在溶液中，溶質的標准態是指壓力,質量摩爾濃度，標准質量摩爾濃度，並表現出無限稀釋溶液特性時溶質的（假想）狀態。標准質量摩爾濃度近似等於 標准物質的量濃度。即
6、 物質B的標准摩爾生成焓（B,相態，T）是指在溫度T下，由參考狀態單質生成物質B（）反應的標准摩爾焓變。
7、 參考狀態一般指每種物質在所討論的溫度T和標准壓力時最穩定的狀態。個別情況下參考狀態單質並不是最穩定的，磷的參考狀態是白磷(s,白)，但白磷不及紅磷和黑磷穩定。O2(g)、H2(g)、Br2(l)、I2(s)、Hg(l)和P4(白磷)是T=298.15K，下相應元素的最穩定單質，即其標准摩爾生成焓為零。
8、 在任何溫度下，參考狀態單質的標准摩爾生成焓均為零。
9、 物質B的標准摩爾燃燒焓（B，相態，T）是指在溫度T下，物質B()完全氧化成相同溫度下指定產物時的反應的標准摩爾焓變。
第四節：Hess定律
1、 Hess定律：化學反應不管是一步或分幾步完成，其總反應所放出或吸收的熱總是相等的。其實質是化學反應的焓變只與始態和終態有關，而與途徑無關。
2、 焓變基本特點：
⑴某反應的（正）與其逆反應的（逆）數值相等，符號相反。即
（正）=-（逆）。
⑵始態和終態確定之後，一步反應的等於多步反應的焓變之和。
3、 多個化學反應計量式相加(或相減)，所得化學反應計量式的（T）等於原各計量式的（T）之和（或之差）。
第五節：反應熱的求算
1、 在定溫定壓過程中，反應的標准摩爾焓變等於產物的標准摩爾生成焓之和減去反應物的標准摩爾生成焓之和。=（總生成物）-（總反應物）{如果有參考狀態單質，則其標准摩爾生成焓為零}
2、 在定溫定壓過程中，反應的標准摩爾焓變等於反應物的標准摩爾燃燒焓之和減去產物的標准摩爾燃燒焓之和 。=（總反應物）-（總生成物）{參考狀態單質只適用於標准摩爾生成焓，其標准摩爾燃燒焓不為零}
第三章：化學動力學基礎
第一節：反應速率
第二節：濃度對反應速率的影響—速率方程
1、 對化學反應來說，反應速率與反應物濃度的定量關系為：，該方程稱為化學反應速率定律或化學反應速率方程，式中稱為反應速率系數，表示化學反應速率相對大小；,分別為反應物A和B的濃度，單位為；，分別稱為A，B的反應級數；稱為總反應級數。反應級數可以是零、正整數、分數，也可以是負數。零級反應得反應物濃度不影響反應速率。（反應級數不同會導致單位的不同。對於零級反應，的單位為，一級反應的單位為，二級反應的單位為，三級反應的單位為）
2、 由實驗測定反應速率方程的最簡單方法—初始速率法。
在一定條件下，反應開始時的瞬時速率為初始速率，由於反應剛剛開始，逆反應和其他副反應的干擾小，能較真實的反映出反應物濃度對反應速率的影響具體操作是將反應物按不同組成配置成一系列混合物。對某一系列不同組成的混合物來說，先只改變一種反應物A的濃度。保持其他反應物濃度不變。在某一溫度下反應開始進行時，記錄在一定時間間隔內A的濃度變化，作出圖，確定t=0是的瞬時速率。也可以控制反應條件，是反應時間間隔足夠短，這時可以把平均速率作為瞬時速率。
3、對於一級反應，其濃度與時間關系的通式為：㏑
第三節：溫度對反應速率的影響—Arrhenius方程
1、 速率系數與溫度關系方程：，㏑｛｝=㏑｛｝-， ㏑，實驗活化能，單位為。為指前參量又稱頻率因子。與具有相同的量綱。與是兩個經驗參量，溫度變化不大時視為與溫度無關。
2、 對Arrhenius方程的進一步分析：
⑴在室溫下，每增加4，將使值降低80%。在室溫相同或相近的情況下，活化能大的反應，其速率系數則小，反應速率較小；小的反應較大，反應速率較大。
⑵對同一反應來說，溫度升高反應速率系數增大，一般每升高10℃，值將增大2～10倍。
⑶對同一反應來說，升高一定溫度，在高溫區，值增大倍數小；在低溫區值增大倍數大。因此，對一些在較低溫度下進行的反應，升高溫度更有利於反應速率的提高。
⑷對於不同的反應，升高相同溫度，大的反應值增大倍數大；小的反應值增大倍數小。即升高溫度對進行的慢的反應將起到更明顯的加速作用。
第四節：反應速率理論與反應機理簡介
1、=（正）-（負）
2、由普通分子轉化為活化分子所需要的能量叫做活化能
第五節：催化劑與催化作用
1、 催化劑是指存在少量就能顯著加速反應而本身最後並無損耗的物質。催化劑加快反應速率的作用被稱為催化作用。
2、 催化劑的特徵：
⑴催化劑只對熱力學可能發生的反應起催化作用，熱力學上不可能發生的反應，催化劑對它不起作用。
⑵催化劑只改變反應途徑（又稱反應機理），不能改變反應的始態和終態，它同時加快了正逆反應速率，縮短了達到平衡所用的時間，並不能改變平衡狀態。
⑶催化劑有選擇性，不同的反應常採用不同的催化劑，即每個反應有它特有的催化劑。同種反應如果能生成多種不同的產物時，選用不同的催化劑會有利於不同種產物的生成。
⑷每種催化劑只有在特定條件下才能體現出它的活性，否則將失去活性或發生催化劑中毒。
第四章：化學平衡 熵和Gibbs函數
第一節：標准平衡常數
1、平衡的組成與達成平衡的途徑無關，在條件一定時，平衡的組成不隨時間而變化。平衡狀態是可逆反應所能達到的最大限度。平衡組成取決於開始時的系統組成。
2、對可逆反應來說，其標准平衡常數
3、兩個或多個化學計量式相加（或相減）後得到的化學計量式的標准平衡常數等於原各個化學計量式的化學平衡常數的積（或商），這稱為多重平衡原理。
第二節：標准平衡常數的應用
1、反應進度也常用平衡轉化率來表示。反應物A的平衡轉化率表達式為

2、J表示反應商。若J<則反應正向進行；若J=，則反應處於平衡狀態；若J>，則反應逆向進行。
第三節：化學平衡的移動
1、濃度對化學平衡的影響：濃度雖然可以使化學平衡發生移動，但並不能改變化學平衡常數的數值，因為在一定溫度下，值一定。當反應物濃度增加或產物濃度減少時，平衡正向移動；當反應物濃度減少或產物濃度增加時，平衡逆向移動。
2、壓力對化學平衡的影響：綜合考慮各反應物和產物分壓是否改變及反應前後氣體分子數是否改變。
3、溫度對化學平衡都影響：溫度變化引起標准平衡常數的改變，從而使化學平衡移動。溫度對標准平衡常數的影響用van』t Hoff方程描述。
㏑
第四節：自發變化和熵
1、自發變化的基本特徵：
⑴在沒有外界作用或干擾的情況下，系統自身發生的變化稱為自發變化。
⑵有的自發變化開始時需要引發，一旦開始，自發變化將一直進行達到平衡，或者說自發變化的最大限度是系統的平衡狀態。
⑶自發變化不受時間約束，與反應速率無關。
⑷自發變化必然有一定的方向性，其逆過程是非自發變化。兩者都不能違反能量守恆定律 。
⑸非自發變化和自發變化都是可能進行的。但是只有自發變化能自動發生，而非自發變化必須藉助一定方式的外部作用才能發生。沒有外部作用非自發變化將不能繼續進行。
2、在反應過程中，系統有趨向於最低能量狀態的傾向，常稱其為能量最低原理。相變化也具有這種傾向。
3、 系統有趨向於最大混亂度的傾向，系統混亂度的增加有利於反應的自發進行。
4、 純物質完整有序晶體在0K時熵值為零；.
5、 ⑴熵與物質聚集狀態有關。同一種物質氣態熵值最大，液態次之，固態熵值最小。

Ⅳ 無機化學 求分壓

大兄弟，好好看書啊，這個是最基礎的題了。pV=nRT就解決了。

Ⅳ 在無機化學中恆溫恆壓下,標准狀態下的反應方向判斷依據是什麼

你好，

影響化學反應方向的三個外界條件是濃度、壓力和溫度，按照題目所給的條件，溫度和壓力都是恆定的，那麼可改變的因素就還剩下濃度了。

判斷反應反應方向用濃度商J或分壓商J與標准平衡常數K之間的大小來判斷。

判斷公式為：

J<K 反應正向進行

J=K 反應處於平衡狀態

J>K 反應逆向進行

K值的定義：在一定溫度下，可逆反應達到平衡時，反應物和生成物的相對平衡分壓或平衡濃度以化學計量數為指數的冪的乘積是一個常數，用K來表示

J值的定義：反應物和生成物的任意時刻分壓或濃度以化學計量數為指數的冪的乘積。

J的計算公式與K值基本相同，唯一區別是K值計算用平衡分壓或平衡濃度，而J值用的是任意時刻的分壓或濃度。

通過計算J值和K值並比較兩者大小關系，就可以判斷化學平衡移動的方向。

不過，有一些常用的結論也可以用來進行快速的判斷。

比如，如果是均相氣相反應：在恆溫、恆壓條件下，如果加入惰性氣體，會使反應體系的壓力增大，造成各組分氣體分壓的減小，化學平衡向氣體分子總數升高的方向移動；

如果均相的液相反應來：增加了某物質的濃度，反應就朝著減少這個物質的濃度方向移動。

化學平衡移動方向口訣