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第1章 化学反应基本规律 1.1 本章小结 1.1.1. 基本要求（包括重点和难点） 第一节 系统与环境、相的概念 第二节 化学反应的质量守恒定律--化学计量方程式 状态与状态函数、热、功、热力学能的概念 化学反应的能量守恒定律--热力学第一定律 焓、化学反应热--定容热和定压热、盖斯定律、标准摩尔生成焓、化学反应热（标准摩尔焓变）的计算 第三节 熵、热力学第三定律、标准摩尔熵、标准摩尔熵变的计算 吉布斯函数、定温定压下化学反应方向的判据、熵变及焓变与吉布斯函数变之间的关系（吉布斯-亥姆霍兹公式）、标准摩尔生成吉布斯函数、标准摩尔吉布斯函数变的计算、定温定压下任意状态摩尔吉布斯函数变的计算（化学反应等温方程式） 第四节 气体分压定律、标准平衡常数、标准摩尔吉布斯函数变与标准平衡常数之间的关系、 混合气体系统的总压改变对化学平衡的影响及其定量计算、温度对化学平衡的影响及其计算 第五节 化学反应速率的表示法、反应进度 反应速率理论、活化能、化学反应热效应（焓变）与正逆反应活化能之间的关系 基元反应与非基元反应、质量作用定律—基元反应速率方程、速率常数、反应级数 温度与反应速率常数之间的关系及其计算 催化剂对反应速率的影响 第六节 链反应、光化学反应 1.1.2. 基本概念 第一节 系统与环境(三类热力学系统) 系统是人为划定作为研究对象的那部分物质；环境是系统以外并与之密切相关的其他物质。系统和环境之间通过物质和能量的交换而相互作用，按照物质和能量交换的不同情况，可将系统分为三种： （1）敞开系统 与环境之间既有物质交换又有能量交换； （2）封闭系统 与环境之间仅存在能量交换，不存在物质交换； （3）孤立系统 与环境之间既无物质交换，也无能量交换。 相（相与聚集态） 系统中的任何物理和化学性质完全相同的部分叫做相，不同相之间有明显的界面，但有界面不一定就是不同的相，例如相同的固态物质。对于不同的相，在相界面两侧的物质的某些宏观性质（如折射率、密度等）会发生突变。聚集状态相同的物质在一起，并不一定是单相系统（如油与水的混合），同一种物质可因聚集状态不同而形成多相系统（如冰、水及水蒸气）。 单相（均匀）和多相（不均匀）系统 系统由一个相组成，称为单相系统或均匀系统，比如气体（单一组分、混合）和溶液都是单相系统。 系统由两个或多于两个相组成，称为多相系统或不均匀系统。比如不同液体、不同固体之间，同一种物质不同聚集状态共存的系统等。 第二节 质量守恒定律（物质不灭定律--化学反应计量方程) 在化学反应中，原子本身不发生变化，发生变化的是原子的组合方式。物质的质量既不能创造，也不能毁灭，只能由一种形式转变为另一种形式。可用化学反应计量方程式表述反应物与生成物之间的原子数目和质量的平衡关系，即参加反应的全部物质的质量等于全部反应生成物的质量。 化学计量数 在化学计量方程式中，各物质的化学式前的系数称为化学计量数，用符号vB表示，量纲为1。将反应物的计量数定为负值，而生成物的计量数定为正值。化学计量方程通式即：0=ΣBvBB 状态 用来描述系统的宏观性质（如压力、体积、温度、物质的量）的总和。系统的性质确定，其状态也就确定了，反过来，系统的状态确定，其性质也就有确定的值。 状态函数 用来确定系统状态性质的物理量，如压力、体积、温度、物质的量、热力学能、焓、熵、自由能等就叫做状态函数，它是系统自身的性质。状态函数有三个主要特点： 状态一定，其值一定 殊途同归，值变相等 周而复始，值变为零 热力学能及其特征 宏观静止系统中，在不考虑系统整体运动的动能和系统在电磁场、离心力场等外场中的势能的情况下，系统内各种能量的总和称为系统的热力学能（U），包括系统内部各种物质的分子平动能、分子间转动能、分子振动能、电子运动能、核能等（不包括系统整体运动的动能和系统整体处于外力场中具有的势能）。 其特征表现在：（1）无法知道一个热力学系统的热力学能的绝对值；（2）是一个状态函数，热力学能的改变量只与始态和终态有关，而与变化的途径无关；（3）具有加和性，与系统中物质的量成正比。 热 指由于温度不同而在系统与环境之间能量传递的形式叫做热，用符号Q表示，它是系统和环境发生能量交换的一种形式。热不是状态函数，与过程有关。 功(体积功 有用功) 指系统与环境之间除热以外的其它传递能量的形式叫做功，用符号W表示。热力学中将功分为体积功和非体积功两类。在一定外压下，由于系统体积的变化而与环境交换能量的形式称为体积功（又称膨胀功）；除体积功以外的一切功称为非体积功（或称有用功、其它功），用符号W′表示，书中遇到的非体积功有表面功、电功等。功与热一样都不是状态函数，其数值与途径有关。功的单位为Pa ·m3=J