1、1什么是化學？（化學是在原子和分子水平上研究物質的組成、結構、性能及其變化規律和變化過程中能量關系的學科。）2.相、狀態函數、過程與途徑、功和熱、反應進度的概念，熱力學第一定律及其相關計算。（相：系統中具有相同的物理性質和化學性質的均勻部分。 狀態函數：用來表征系統狀態的物理量稱為狀態函數。 過程：系統的狀態發生變化，從始態到終態，我們稱系統經歷了一個熱力學過程，簡稱為過程。途徑：實現這個過程可以采取許多種不同的具體步奏，我們就把每一種具體步奏稱為途徑。 在熱力學中，系統發生變化時，設與環境之間交換的熱為Q，與環境交換的功為W，可得熱力學能（亦稱內能）的變化為 U = Q+ W 或U=Q-W（

2、目前通用這兩種說法，以前一種用的多），為了避免混淆，物理中普遍使用第一種，而化學中通常是說系統對外做功，故會用后一種。）例如，在一定條件下，由水、冰、水蒸氣、氮氣和氧氣組成的體系中含有：（A） A、三個相 B、四個相 C、五個相 D、六個相3焓的概念，化學反應的標準摩爾焓變、物質標準摩爾生成焓的定義，化學反應的標準摩爾焓變的計算。（焓是一個熱力學系統中的能量參數。所謂標準狀態，是在指定溫度T和標準壓力p下該物質的狀態，簡稱標準態。 標準摩爾生成焓記為fHm(B, 相態, T)， 在溫度T（若為298.15K時則可不標出）下，由標準狀態的單質生成物質B(B=+1)反應的標準摩爾焓變。即在標準狀態

3、下（反應物和產物都是處于100KPa，通常溫度選定298.15K），由指定單質生成單位物質的量（1mol）的化合物的化學反應熱（即恒壓反應熱），稱為該物質的標準摩爾生成焓或標準生成熱。標準摩爾生成焓的單位：kJ/mol。）4.熵的概念，物質標準摩爾熵的定義及大小比較。（熵-定義：描述物質混亂度大小的物理量。物質(或體系)混亂度越大,對應的熵值越大。符號：S 。單位: J×K-1在0K時,一個純物質的完美晶體,其組分粒子(原子、分子或離子)都處于完全有序的排列狀態, 混亂度最小, 熵值最小。任何純物質的完美晶體在0K時的熵值規定為零(S00)。熵是狀態函數。溫度升高, 體系或物質的熵值

4、增大。 標準摩爾熵-定義：某單位物質的量的純物質在標準態下的 熵值稱為標準摩爾熵。符號：Sm單位：J·mol-1·K-1。影響熵值的因素：溫度升高，物質的熵值增大。同一物質在氣態的熵值總是大于液態的熵值，而后者又大于固態的熵值。 氣態多原子分子的熵值比單原子分子大。 因為熵是一種狀態函數,所以化學反應的標準摩爾反應熵變 (DrSm )只取決于反應的始態和終態，而與變化的途徑無關。標準摩爾反應熵變DrSm ni Sm(生成物) +ni Sm(反應物) ）例：（簡要回答）將下列各物質按標準熵值由大到小的順序排列，并簡述原因。A . Cl2(g) B . Br2(l) C . K

5、Cl(s) D . K(s) E . Na(s)解：A>B>C>D>E；A為氣態，混亂度最大，其熵值亦最大；B為液態， 其熵值較亦A小；C、D、E均為固態，依其復雜混亂程度依次減小。5.吉布斯函數變的概念，物質的標準摩爾生成吉布斯函數變以及反應的標準摩爾吉布斯函數變的定義及相關計算。（摩爾吉布斯自由能變量(簡稱自由能變)，以DrGm表示，單位：kJ·mol-1。吉布斯公式-在等溫、等壓下, 化學反應摩爾吉布斯自由能變(DrGm)與摩爾反應焓變(DrHm)、摩爾反應熵變(DrSm)、溫度(T )之間有如下關系: DrGm DrHm T DrSm ）6.反應自發性

6、的判斷。轉向溫度的計算。 例如：工業上合成氨的反應為：N2(g) +3H2(g) = 2NH3(g) ，試利用下表有關熱力學數據通過計算說明：(1) 298K時反應的（298K），說明常溫常壓條件下合成氨反應的可行性；(2) 估算在標準條件下自發進行的最低溫度； (3) 400K時合成氨反應的標準平衡常數 (298.15K) / kJ·mol-1(298.15K) / kJ·mol-1解（1）(298K) =vB (298K)= -32.86 kJ·mol-1< 0所以常溫常壓條件下合成氨反應可能自發進行。 （2）(298K) = vB(298K)= -92

7、.86 kJ·mol-1(298K) = vB(298K)= (2×192.3-191.5-3× 130.6 ) J·mol-1·K-1=-198.7 J·mol-1·K-1所以標準條件下自發進行的最低溫度：Tc （3）(400K) (298K) T(298K) = -92.86-400×(-0.1987) kJ·mol-1=-13.38 kJ·mol-1所以 (400K)55.887.化學反應平衡的的定義及判斷，標準平衡常數的表達及相關計算，化學平衡的移動。(對于任一可逆的化學反應，在一定條件

8、下達到化學平衡狀態時，體系中各反應物和生成物的物質的量不再發生變化，其活度熵為一定值。 化學反應平衡的標志是化學反應體系內的各物質的濃度不再隨時間的變化而變化。 化學平衡常數，是指在一定溫度下，可逆反應無論從正反應開始，還是從逆反應開始，也不管反應物起始濃度大小，最后都達到平衡，這時各生成物濃度的化學計量數次冪的乘積除以各反應物濃度的化學計量數次冪的乘積所得的比值是個常數，用K表示，這個常數叫化學平衡常數。平衡常數一般有濃度平衡常數和壓強平衡常數。 對于可逆化學反應 mA+nBpC+qD在一定溫度下達到化學平衡時，其平衡常數表達式為Kc=c(C)p*c(D)q/c(A)m*c(B)n 已達到平

9、衡的反應,外界反應條件改變時,平衡混合物里各組成物質的百分含量也就會改變而達到新的平衡狀態叫化學平衡移動。 放熱熵增大反應，溫度升高，-G變大，K變小 。放熱熵減小反應，溫度升高，-G變小，K變小 。吸熱熵增大反應，溫度升高，-G變大，K變大 。吸熱熵減小反應，溫度升高，-G變小，K變大)例如：含有0.100 mol/L AgNO3、0.100 mol/L Fe(NO3)2和0.0100 mol/L Fe(NO3)3的溶液中，發生如下反應：Fe2+ (aq) + Ag+(aq) = Fe3+(aq) + Ag(s)，25時的平衡常數K= 2.98。 （l）反應向哪一方向進行？(Q=(0.010

10、0/1.0)/(0.100/1.0)*(0.100/1.0)=1.0<K=2.98 正向)（2）平衡時，Ag+、Fe2+、Fe3+的濃度各為多少？ Fe2+ (aq) + Ag+(aq) = Fe3+(aq) + Ag(s)，解   設 fe3+的生成量為 x Fe2+ (aq) + Ag+(aq) = Fe3+(aq) + Ag(s) (初始量)0.100 0.100 0.0100 (變化量)x x x (剩余量) 0.100-x 0.100-x 0.0100+x(0

11、.0100+x)/1.0/ (0.100-x)/1.0* (0.100-x)/1.0=2.98 X=0.013C(Fe3+)=0.023mol/L C(Fe2+)=C(Ag+)=0.087mol/L例如：水煤氣反應C(s) + H2O(g)CO(g) + H2(g)，問：此反應在298K、標準狀況下能否正向進行？若升高溫度，反應能否正向進行？100kPa壓力下，在什么溫度時此體系為平衡體系？fHm(H2O)= 241.81kJ/mol, fHm(CO)= -110.52kJ/mol, S m(C, s)= 5.74 J /(K·mol), S m(H2O, g)= 118.83 J

12、/(K·mol), S m(CO, g)=197.67 J /(K·mol) , S m( H2, g)= 130.68J /(K·mol) 解： C(s) H2O(g) CO(g)H2(g)kJ·mol-1 0 -228.6 -137.2 0 kJ·mol-1 0 -241.8 -110.52 0J·mol-1·K-1 5.74 188.83 197.67 130.68G(298K)= ( -137.2) -( -228.6)= 91.4(kJ/mol)0此反應在298K、標準狀況下不能正向進行。H(298K)=( -11

13、0.52)- ( -241.8) = 131.3(kJ/mol)S(2984K) =(130.68)+( 197.68)-(5.74)-(188.83)= 133.9(J·mol-1·K-1)此為吸熱熵增的反應，由GH(298K)-T·S(298K)可以判斷：若升高溫度，反應能正向進行。GH(298K)-T·S(298K) =0為平衡體系則： T=H(298K)/ S(298K)=(131.3)/(133.9)×10-3=980.6K時為平衡體系。（或980.58K）8.多重平衡規則。（當幾個反應式相加得到另一反應式時,其平衡常數等于幾個反應平

14、衡常數之積, 此規則稱為多重平衡規則。）例如：單選，已知下列反應的平衡常數：（1）A=B；K1q （2）B+C=D；K2q 則反應：A+C=D的平衡常數是：（B） A. （K1qK2q）2 B. K1q K2q C. K2q/ K1q D. K1q/ K2q9.質量作用定律，速率方程的書寫，反應級數的確定，反應速率的影響因素（溫度，催化劑）（溫度：只要升高溫度，反應物分子獲得能量，使一部分原來能量較低分子變成活化分子，增加了活化分子的百分數，使得有效碰撞次數增多，故反應速率加大（主要原因）。當然，由于溫度升高，使分子運動速率加快，單位時間內反應物分子碰撞次數增多反應也會相應加快（次要原因） 催

15、化劑：使用正催化劑能夠降低反應所需的能量，使更多的反應物分子成為活化分子，大大提高了單位體積內反應物分子的百分數，從而成千上萬倍地增大了反應物速率.負催化劑則反之。）10.溶液的通性。 例如，單選：將非揮發性溶質溶于溶劑中形成稀溶液時，將引起：(C)A 沸點升高 B熔點升高 C蒸氣壓升高 D都不對11.酸堿質子理論。（凡是可以釋放質子（氫離子，H+）的分子或離子為酸（布朗斯特酸），凡是能接受氫離子的分子或離子則為堿（布朗斯特堿）。酸 + 堿共軛堿 + 共軛酸）例如，的共軛酸是H3PO4，共軛堿HPO4- 。12.解離常數的定義和表達，一元弱電解質解離平衡的相關計算。（解離常數是水溶液中具有一定

16、離解度的溶質的的極性參數。離解常數給予分子的酸性或堿性以定量的量度，pKa解離常數增大，對于質子給予體來說，其酸性增加；對于質子接受體來說，其堿性增加。 設一元酸的濃度為c，解離度為a，則有 代入后得當a很小時1-a近似等于1，則 所以）13.同離子效應。(兩種含有相同離子的鹽（或酸、堿）溶于水時，它們的溶解度（或酸度系數）都會降低，這種現象叫做同離子效應。在弱電解質的溶液中，如果加入含有該弱電解質相同離子的強電解質，就會使該弱電解質的電離度降低的效應。同理，在電解質飽和溶液中，加入含有與該電解質相同離子的強電解質，也會降低該電解質的溶解度。) 例如：單選，在稀醋酸溶液中加入等物質量的固態Na

17、Ac，在混合溶液中不變的量是：（B）A. Ph B. 電離度 C.電離常數 D. OH-離子的濃度單選，往1L, 0.10mol/L Hac溶液中加入一些NaAc晶體，并使之溶解，會發生是：(C) A、Hac的Ka值增大 B、Hac的Ka值減小C、溶液的Ph值增大 D、溶液的Ph值減小 14.緩沖溶液的組成及pH計算。(緩沖溶液的計算公式為：) 例如：將0.20 mol·dm-3 HAc和0.20 mol·dm-3 NaAc溶液等體積混合，試計算:(1) 緩沖溶液的pH值;(2) 往50cm3上述溶液中加入0.50cm3，1.0mol·dm-3的HCl溶液后,混合

18、溶液的pH值。解：（1）已知HAc的pKa=4.75，HAc和NaAc混合溶液構成緩沖體系，所以pH=pKa lg C(HAc)C(Ac)=4.75lg 0.2/0.2=4.75lg1=4.75（2）因為HCl在溶液中完全解離，加入鹽酸后，相當于加入 C（H）=0.50×10-3×1.0（50+0.5）×10-30.009mol.dm-3假設加入的H與緩沖溶液中的Ac全部結合成HAc。則起始HAc和Ac濃度分別為 C(HAc)0.20mol.dm-30.009 mol.dm-3=0.209 mol.dm-3 C(Ac)0.20 mol.dm-30.009 mol.

19、dm-3=0.191 mol.dm-3pH=pKa lg C(HAc)C(Ac)=4.75 lg0.209 mol.dm-30.191 mol.dm-3 4.75lg1.154.75-0.20=4.5515.化學反應方程式的配平。例如：配平方程式MnO2+ 4HCl MnCl2+ Cl2 +2H2O16.根據反應設計原電池，原電池的符號表示，原電池正負極的判斷，會寫電極反應及電池反應。（正極發生氧化反應，負極發生還原反應）例如：、將下列反應設計成原電池，以電池符號表示，并寫出正、負極反應(設各物質均處于標準態)。 2I-+2Fe3+=I2+2Fe2+ Zn+Cd2+ = Zn2+Cd17.原電

20、池電動勢及電極電勢的相關計算，利用能斯特方程的應用：判斷強的氧化劑和還原劑、判斷氧化還原反應進行的方向。例如，已知在298.15K和標準壓力下，(Cu2+/Cu)=0.3419V、(Fe2+/ Fe)=-0.4470V。若把Cu2+/Cu電極和Fe2+/ Fe電極組成原電池，則：(1)寫出電極反應，電池反應和電池圖式； Fe + Cu2+ = Cu + Fe2+(2)計算原電池標準電動勢；=(Cu2+/Cu) (Fe2+/ Fe) =0.7889v(3)計算反應的標準摩爾吉布斯函數變； nF=2×96485C·mol-1×0.7889 V152.23 kJ

21、3; mol-1(4)計算298.15K時電池反應的平衡常數。ln=(298.15K) / RT= =61.41 =4.6×102618.電解池的組成、電極反應和應用（電鍍、陽極氧化）。(陽極：活潑金屬電極失電子（Au,Pt 除外）；惰性電極溶液中陰離子失電子 失電子能力：活潑金屬（除Pt Au）>S2->I->Br->Cl->OH->含氧酸根(NO3 ->SO4 2-)>F- 陰極：溶液中陽離子得電子 得電子能力：Ag+>Hg2+>Fe3+>Cu2+>H+（酸）>Pb2+>Sn2+>Fe2+&

22、gt;Zn2+>H2O（水）>Al3+>Mg2+>Na+>Ca2+>K+（即金屬活潑性順序表的逆向）)19.電子核外運動規律（量子化、波粒二象性、統計性），單電子運動規律的描述（四個量子數）20.波函數（原子軌道）與電子云的概念。例：1、n=3，l =1的原子軌道稱為3p軌道，計有3條，3 種空間趨取向，該類軌道最多可容納6電子。2、原子核外電子排布要遵從核外電子排布三原則，具體包括 （泡利不相容） 原理 、（能量最低） 原理以及（ 宏特） 規則。21.核外電子分布規律，元素周期表。例如：現代元素周期表中每一橫行稱為一個周期，周期表中共有18個族。例：已知某

23、元素2價離子電子分布式為1s22s22p63s23p6，該元素在周期表中的分區為答 ( A )A. s區 B. p區 C. d區 D. f區22.化學鍵。例如：化學鍵可分為 離子鍵.共價鍵 和金屬鍵三種基本類型。23.離子鍵、共價鍵（方向性、飽和性的理解）、金屬鍵的特點。例如，單選：下列說法中錯誤的是： （A）A.化學鍵主要有金屬鍵、離子鍵、共價鍵和氫鍵 B.化學鍵是一種強作用力 C.極性分子間同時存在色散力、取向力和誘導力 D.含氫鍵的物質一般熔點較高24.共價鍵極性與分子極性的關系。（分子的極性是分子中正負電荷中心不重合，使分子現極性；如果重合就非極性。共價鍵極性是因為原子的電負性不同，使的電子云偏向一方，使一原子現+，另一現-）25.共價鍵理論（價鍵理論、雜化軌道理論）（軌道雜化理論 ·中心原子能量相近的不同軌道在外界的影響下會發生雜化，形成新的軌道，稱雜化原子軌道，簡稱雜化軌道； ·雜化軌道在角度分布上，比單純的原子軌道更為集中，因而重疊程度也更大，更加利于成鍵； ·參加雜化的原子軌道數目與形成的雜化軌道數目相等，不同類型的雜化軌道，其空間取向不同。 共價鍵是化學鍵的一種，兩個或多個原子共同使用它們的外層電子，在理想情況下達到電子飽和的狀態，由此組成比較穩定和堅固的化學結構叫做共價鍵。與離子鍵