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化学复习每章要求第1章 热化学与能源本章学习要求： 了解定容热效应(qv)的测量原理。熟悉qv的实验 计算 方法。 了解状态函数、反应进度、标准状态的概念和热化学定律。理解等压热效应与反应焓变的关系、等容热效应与热力学能变的关系。 掌握标准摩尔反应焓变的近似计算。 了解能源的概况，燃料的热值和可持续发展战略。广度性质和强度性质状态函数可分为两类：广度性质：其量值具有加和性，如体积、质量等。强度性质：其量值不具有加和性，如温度、压力等。思考：力和面积是什么性质的物理量？它们的商即压强(热力学中称为压力)是强度性质的物理量。由此可以得出什么结论？力和面积都是广度性质的物理量。结论是两个广度性质的物理量的商是一个强度性质的物理量。过程与途径 系统状态发生任何的变化称为过程； 实现一个过程的具体步骤称途径。思考：过程与途径的区别。设想如果你要把20 C的水烧开，要完成“水烧开”这个过程，你可以有多种具体的“途径”：如可以在水壶中常压烧；也可以在高压锅中加压烧。可逆过程体系经过某一过程，由状态变到状态之后，如果通过逆过程能使体系和环境都完全复原，这样的过程称为可逆过程。它是在一系列无限接近平衡条件下进行的过程。化学计量数一般用化学反应计量方程表示化学反应中质量守恒关系， 通式为：nB 称为B 的化学计量数。符号规定：反应物： nB为负；产物：nB为正。附例1.1 应用化学反应统通式形式表示下列合成氨的化学反应计量方程式： N2 + 3H2 = 2NH3解：用化学反应通式表示为： 0= - N2 - 3H2 + 2NH3热力学第一定律封闭系统，不做非体积功时，若系统从环境吸收热q，从环境得功w，则系统内能的增加U (U2 U1)为：U = q + w热力学第一定律的实质是能量守恒定律在热力学中的的应用。其中，内能现称为热力学能。本章小结v 了解若干热力学基本概念（如状态函数、热力学标准态、反应进度、焓等）和定容热效应q的测定;v 理解热化学定律及其应用；v 掌握反应的标准摩尔焓变的近似计算第2章 化学反应的基本原理与大气污染本章学习要求：v 了解熵变及吉布斯函数变的意义，掌握化学反应 D rGm 的近似计算，能应用 D rGm 判断反应进行的方向。v 掌握D rGm 与K 的关系及有关计算，理解浓度、压力和温度对化学平衡的影响。v 了解浓度、温度与反应速率的定量关系。了解元反应和反应级数的概念。能用阿仑尼乌斯公式进行初步计算。能用活化能和活化分子的概念，说明浓度、温度、催化剂对化学反应速率的影响。了解链反应与光化学反应的一般概念。本章小结本章在基本原理方面主要讨论了3个问题：1，促使化学反应能够进行的动力是什么。2，化学反应能够进行的可能性有多大，如何表述。3，化学反应进行的快慢程度怎样，如何描述。 熵的概念和熵判椐：熵是衡量系统无序程度的物理量。恒温过程的熵变为：S = qr / T。298.15K时物质的标准熵可以从手册查到。对于隔离系统，有S 0，可逆时“=”成立。 吉布斯函数与吉布斯判椐：定义吉布斯函数G = HTS，过程的吉布斯函数变为G = HT S，等温等压不做非体积功的过程中， G 0，可逆时“=”成立。 标准摩尔反应吉布斯函数变rGm ：可以从标准摩尔生成吉布斯函数fGm计算， 也可以从标准摩尔反应焓和标准摩尔反应熵计算：rGm = rHm T rSm。 标准平衡常数K = exp rGm /RT 与K = 借此可以进行rGm、K 与pB之间的求算 化学平衡可以随温度、压力、组成的改变而移动。但只有温度的变化会改变标准平衡常数K的数值。 关于化学反应速率的基本概念：基元反应；质量作用定律；反应级数等基本概念。 一级反应的基本特征：lnc对t作图为一条直线；半衰期是一个常数；速率常数的量纲为时间倒数。 阿累尼乌斯经验式k = Aexp(Ea /RT)与活化能概念。 提高温度、增加反应物浓度、添加催化剂都可以提高反应速率。提高温度使活化分子增加，添加催化剂可以可以与反应物生成活化中间产物，从而改变了反应途径，降低了反应活化能。酶催化有极高的效率和选择性。第3章 水化学与水污染本章学习要求：v 明确酸碱的近代概念，酸碱的解离平衡和缓冲溶液的概念，掌握有关pH值的计算;了解配离子的解离平衡及其移动； v 掌握沉淀与溶解平衡、溶度积规则及其有关计算；本章小结v 酸碱质子理论认为凡能给出质子的物质都是酸；凡能结合质子的物质都是碱。并提出了共轭酸碱的概念：共轭酸 = 共轭碱+ H+ ，K a K b = K wv 稀释定律：一元酸碱溶液pH的近似计算： 或v 多元弱酸(碱)的解离是分级进行的，每一级解离都有一个解离常数。一般情况下Ka1Ka2Ka3，以一级解离为主。因此以处理一元酸碱溶液的方法来计算其pH值。v 同离子效应在弱酸的溶液中加入该酸的共轭碱，或在弱碱的溶液中加入该碱的共轭酸，使得弱酸或弱碱的解离度大大下降的现象，称为同离子效应。v 缓冲溶液弱酸及其共轭碱或弱碱及其共轭酸所组成的溶液对外加的酸和碱具有缓冲能力。当溶液的pH值在pKa附近时，具有最强的缓冲能力。v 配离子解离平衡配离子是由中心离子或中心原子和若干个中性分子或它种离子通过配位键组成的复杂离子，在水溶液中存在解离平衡。稳定常数和不稳定常数之间存在互为倒数的关系。改变溶液的酸度往往会引起配离子解离平衡的移动。一种配离子可以转化为更稳定的配离子。v 多相离子平衡难溶电解质在水溶液中，存在固体和溶液中离子之间的的多相离子平衡。当溶液中浓度商大于溶度积常数时生成难溶盐，反之难溶盐溶解。因加入含有共同离子的强电解质，而使难溶电解质溶解度降低的现象也叫同离子效应。一种难溶的电解质可以转化为更难溶的电解质。利用酸碱反应，配位反应，氧化还原反应可以使沉淀溶解。第4章 电化学与金属腐蚀本章学习要求：v 了解原电池的组成、半反应式以及电极电势的概念。能用能斯特方程计算电极电势和原电池电动势。v 熟悉浓度对电极电势的影响以及电极电势的应用：能比较氧化剂还原剂的相对强弱，判断氧化还原反应进行的方向和程度。v 了解电解池中电解产物一般规律，明确电化学腐蚀及其防止的原理。本章小结原电池自发进行的氧化还原反应可以组成原电池，并将化学能转变为电能。负极上还原剂失电子进行氧化反应，正极上氧化剂得电子进行还原反应。半反应式中氧化态和相应的还原态物质组成电极，又称为氧化还原电对，如Cu2+/Cu。原电池可用图式表示，例如(-) Zn | Zn2+ Fe2+，Fe3+ | Pt (+)。电极电势电极与电解质溶液接触时产生的电势称为电极电势。标准电极电势是以标准氢电极的电极电势为0时的相对值。 原电池的电动势与电池反应的摩尔吉布斯函数变rGm= nFE 及rGm = nFE 式中F称为法拉第常数，其值为96485Cmol-1浓度的影响和电动势的能斯特方程式对于电池反应aA(aq) + bB(aq) = gG(aq) + dD(aq)，在298.15K时的电动势为 电极电势的能斯特方程式对于电极反应：a(氧化态) + ne = b(还原态)，在298.15K时的电极电势： 氧化剂和还原剂相对强弱的比较电极电势代数值越小，则该电对中的还原态物质是越强的还原剂；电极电势代数值越大，则该电对中的氧化态物质是越强的氧化剂。 氧化还原反应进行程度的衡量氧化还原反应的程度可由标准平衡常数K的大小来评价。在298.15K时， 氧化还原反应方向的判断电极电势代数值较大的氧化态物质与较小的还原态物质之间发生的氧化还原反应能自发进行。即(正) (负)，相当于rGm0。 化学电池化学电池是利用自发进行的氧化还原反应将化学能转换为电能的装置。可以分为一次电池、二次电池和连续电池等。燃料电池是通过电池的形式将燃烧能转化为电能的一种装置。 金属的腐蚀及其防止金属的腐蚀可分为化学腐蚀和电化学腐蚀两大类。电化学腐蚀是在(潮湿)空气、电解质溶液或海水、河水环境中发生的，因而形成了腐蚀电池。一般金属在酸性介质中是析氢腐蚀，在中性或碱性介质中为吸氧腐蚀。金属的防腐方法主要有改变组成法、保护层法、缓蚀剂法和阴极保护法。其中阴极保护法是用电化学方法把被保护金属作为腐蚀电池的阴极(正极)或电解池的阴极而达到防止腐蚀的方法。 第5章 物质结构基础本章学习要求：1 了解原子核外电子运动的基本特征，明确量子数的取值规律，了解原子轨道和电子云的空间分布。2 掌握核外电子排布的一般规律及其与元素周期表的关系。3 了解化学键的本质及键参数的意义。4 了解杂化轨道理论的要点，能应用该理论判断常见分子的空间构型、极性等。5 了解分子间作用力以及晶体结构与物质物理性质的关系。 电子运动的特征：具有显著的波、粒二象性、量子化，服从微观统计性规律。 原子轨道与四个量子数：核外电子有轨道运动和自旋运动。 与|2的角度分布的区别与用途，四个量子数的取值规律与物理意义。 电子云概念：电子云是一个统计概念，表示在核外某空间找到电子的概率。可以用|2表示概率密度。 多电子原子的核外电子排布规律：遵守泡里原理、能量最低原理和洪德规则。等价轨道全充满或半充满时比较稳定。 能级分组与元素电子排布的周期性：将能量相近的能级分为一组，每一组中电子排布有明显的周期性，并且使得元素性质也呈现相应的周期性。 元素性质的变化规律：原子半径、电离能、最高氧化值以及元素电负性在同一周期中或同一 族中都按一定的规律变化。 化学键的分类和特征：化学键分为离子键、金属键和共价键，后者可分为键和键，各有其形成的条件和特征。 价键理论和分子轨道理论：价键理论以两原子共用一对电子成键为基础，分子轨道理论将成键原子的所有原子轨道和核外电子作为整体来重新组合。 电偶极矩：可用来判断分子的极性，空间构型对称的多原子分子的电偶极矩