上学期期中复习[1—6].pptVIP

第一章 化学基础知识;1、理想气体的状态方程;分体积： P总Vi = niRT;MrA;5、饱和蒸气压 ;6、非电解质稀溶液的依数性; 难挥发非电解质稀溶液的蒸气压下降、凝固点下降、沸点上升和渗透压都与溶液中所含溶质的种类和本性无关。只与溶液的浓度有关，总称溶液的依数性，也叫稀溶液的通性。;化 学 热 力 学 基 础;基本要求; 若体系在恒温条件下发生了状态变化, 我们说体系的变化为“恒温过程” 。;二、 热力学第一定律 ;三、焓 H;1、盖斯定律 ;　　使用盖斯定律应注意： 　　所讨论的反应必须是在反应体系只做体积功，不做其它功，而且是在恒容或恒压条件下。 　　因为只有在这样特定条件下，Qv=?U，Qp=?H时热化学方程式才可以象代数方程式一样，不仅可以相互加减，而且还可以乘或除某一系数来消去热化学方程式中某些不需要的物质，从而得到所需要的热化学方程式。;2. 生成热的定义 ;表示CO2的标准摩尔生成焓的反应是：;3、燃烧热;已知结晶态硅和无定形硅（Si）的燃烧热各为-850.6KJ/mol 和-867.3KJ/mol 则由无定形硅转化为结晶态硅的热效应为：;?rH?m = ? 键能 (断) － ? 键能 (成);五、状态函数-熵 ;在298.15K和标准态下，下列反应均为非自发反应，其中在高温时仍为非自发的是：;热力学上可以证明，恒温可逆过程中： △S=Qr/T;熵(S)与熵变△rS的性质;六、状态函数 自由能 ( G ) ; 例如：对于 2SO2（g）+O2（g）==2SO3（g） 在25℃，标准态下向什么方向进行？;2. 标准生成自由能 ;3. 吉布斯(Gibbs) — 赫姆霍兹(Holmholtz)方程 ;例题：25 ℃时， ΔfHmθ(I2,g)=62.4KJ.mol-1 ΔfGmθ(I2,g)=19.3KJ.mol-1,求I2(s)的摩尔蒸发熵为多少？正常沸点为多少？298K时它的饱和蒸汽压是多少？;第四章 化学反应的速率;要求： 1、对化学反应速率、基元反应、复杂反应、反应级数、反应分子数、活化能等概念的理解； 2、能运用质量作用定律对基元反应的反应速率进行有关计算； 3、能利用阿化尼乌斯公式理行有关计算； 4、掌握浓度、温度、催化剂对反应的影响。 ;§4-1 反应速率的定义;§4-2-3 速率常数 k ;§4-3-1 基元反应;影响反应速率的因素：;Arrhenius (阿仑尼乌斯) 公式 k 与 T 的关系 ; Ea 是反应物分子的平均势能与活化配合物的势能之差，可看作正反应的活化能; Ea’ 为逆反应的活化能. ;3、催化剂的影响： 　　1.催化剂对反应速度的影响是改变了反应机理,提供了一条活化能更低的新的反应途径。 　　2.催化剂不影响产物与反应物的相对能量，不能改变反应的始态和终态。?G=-RTlnKa 　　由上式可知，K不因有无催化剂而改变，即催化剂不改变平衡状态。催化剂的使用纯属动力学问题 　　3.催化剂同等地加快正逆反应的速度。 　　4.催化剂只能改变反应途径，而不能改变反应发生的方向。; 加催化剂后Ea和Ea`同等程度降低，加不同的催化剂Ea的数值不同。;第五章 化 学 平 衡; 　 1．了解可逆反应与化学平衡的概念 　　2．掌握平衡常数的应用 　　3．理解多重平衡规则 　　4．熟悉影响化学平衡移动的因素　　;平衡常数的性质： Kθ值不随浓度(分压)而变化，但受温度影响。;§5-3-1 化学反应等温式;§5-4-1 浓度对化学平衡的影响 ;可逆反应 2A(g) + B(g) 2C(g) ;第六章 原子结构和元素周期律;1. 了解原子结构理论：氢原子的线状光谱； 玻尔（ N.Bohr ）原子结构理论； 微观粒子的波粒二象性； 测不准原理。;2. 掌握核外电子运动状???的描述 薛定谔方程； 用四个量子数描述电子的运动状态。 ; 4. 核外电子排布和元素周期律： 　　多电子原子的能级； 核外电子排布原则； 元素周期表；斯蕾特（ Slater ）规则。