1、總復習化學反應的基本規律o 化學熱力學基礎o 化學平衡和幾種溶液o 化學動力學基礎化學熱力學基礎o 概念：系統、環境、系統的分類、狀態函數o 熱力學第一定律n 掌握符號表示、是否狀態函數、規定、計算o 標準摩爾焓變的計算U = Q + WrHm (T)= BBfHmB(T)根據蓋斯定律：r rHm m ( (T T）=i if fHmimi( (T T）化學熱力學基礎o 熵和熵變n 熵的定義、符號、意義、性質（與聚集度和溫度有關）、規定o 區別：絕對零度（T=0K）時，純物質的完整晶體的熵等于零；參考態單質的fHm 0 o fHm單位是 kJmol-1 ， fSm的單位是 JK-1mol-1

2、n 熵變的計算： rSm (298.15K) vB Sm (B，298.15K)化學熱力學基礎o Gibbs函數（自由能）和Gibbs函數變n 定義、符號、性質n Gibbs判據n 由定義式簡單判斷反應能否發生G0 自發過程自發過程 G0 體系處于平衡態體系處于平衡態 G0 非自發過程非自發過程o 標準摩爾Gibbs函數變o fGm (參考態單質)=0o fGm的計算o r rG Gm m (298.15K)(298.15K) v vB Bf fG Gm m(B(B，298.15K)298.15K)o 也可由也可由G=HTS 計算，并可求轉變溫度計算，并可求轉變溫度 化學平衡o 定義和平衡的特

3、征o 平衡態時 G = 0o 化學平衡是一種動態平衡v正 v逆o 平衡態時，平衡體系的性質不隨時間而改變o 化學平衡是一定條件下的平衡o 平衡態的意義反應進行的最大限度o 反應限度的標志平衡常數平衡常數平衡常數平衡常數 KC 、Kp CG 、CD、CA 、 CB各物質的平衡濃度 pA 、 pB 、 pG 、pD 反應中各物質的平衡分壓 aA+bB gG + dD Kc = CGg CDdCAa CBb平衡時：KppGg pDdpAa pBb平衡常數o K標準平衡常數標準平衡常數n 平衡常數的意義n 平衡常數表達式與反應方程式的書寫方式有關n 如果反應中有固體或純液體參加，它們的濃度可看成常數，

4、不寫入平衡常數表達式n 如果一個反應是各分步反應之和，則總反應的平衡常數等于各分步反應平衡常數的乘積標準平衡常數的計算標準平衡常數的計算（1） （2）mrmrHRTSTKlnRTlnKT）（mrG平衡的移動o 規律n Le Chtelier原理：改變條件之一，平衡向減原理：改變條件之一，平衡向減弱這一作用的方向移動弱這一作用的方向移動o 壓力壓力o 濃度濃度o 溫度溫度溶液平衡o 平衡常數的計算n 一元弱酸電離平衡常數的計算n 多元弱酸（堿）分步電離、以第一步電離為主n 緩沖溶液定義和計算n 溶度積和溶度積規則 c(弱酸弱酸) c(弱酸鹽弱酸鹽) pH = pKa lg c(Az+) v+ c

5、(Bz) v- Ksp ，rGm = 0，飽和溶液，飽和溶液 c(Az+) v+ c(Bz) v- Ksp ，rGm 0，有沉淀生成，有沉淀生成 c(Az+) v+ c(Bz) v- Ksp ，rGm 0，沉淀溶解，沉淀溶解配位平衡o 概念n 配合物、中心離子、配位體、配位原子電化學原理o 原電池、組成、符號表示n規定：規定：o 負極在左邊，正極在右邊，按實際順序從左至右依次排列出各個相的組成及相態;o 用單實豎線 表示相界面,用雙虛豎線 表示鹽橋; o 溶液注明濃度，氣體注明分壓;o 若溶液中含有兩種離子參加電極反應,可用逗號隔開，并加上惰性電極.o 標準電極和標準電極電勢o 附錄中，還原態

6、還原能力自上而下減小，氧化態氧化能力自上而下增加動力學基礎o 反應速率n平均速率 = = B B-1-1 C CB B/ / t t o 影響反應速率的因素n濃度o cA和cB分別表示反應物A和B的初始濃度，固體或純液體不計在內；氣體用分壓代替n溫度o Arrhenius公式: k=Aek=Ae-Ea/RT-Ea/RT BnAmckcvo 催化劑n 定義、分類n 特點o 正反應的催化劑也必然是逆反應的催化劑。o 催化劑只能加速熱力學上可能進行的反應 。不影響化學反應的熱效應值。o 催化劑具有特殊的選擇性物質結構基礎o 原子結構o 化學鍵與分子結構o 晶體結構原子結構o 波函數和原子軌道o 波函

7、數的徑向部分和角度部分o 電子云2 (r,)，表示電子在核外空間某點附近出現的概率密度量子數o 分類nn主量子數nl角量子數nm磁量子數nms磁量子數o 取值規律nn = 1，2，3，4正整數nl = 0，1，2，3.（n-1），共可取n個值nm= 0，1，2，3.l 共可取2l+1個值nms 取值+1/2和-1/2，分別用和表示o 主量子數nn確定電子出現幾率最大處離核的距離n與電子能量有關，對于H，電子能量決定于no 角量子數ln與角動量有關，對于多電子原子, 與E 有關n取值 0，1，2，3n-1(亞層） 簡寫s, p, d, f. n決定了的角度函數的形狀o 磁量子數mn決定了函數角度

8、的空間取向原子軌道o 原子軌道與波函數是同義詞描述電子運動狀態的數學函數式o 原子軌道名稱n1 23l00 ， 10 ， 1， 2m 00, 0,10, 0,1 0,1,2軌道名稱軌道名稱1s2s 2p3s 3p 3d軌道數軌道數 1 1 31 3 5多電子原子的核外電子排布o 原則n Pauli不相容原理 ：在一個原子中，沒有四個量子數完全相同的電子存在。n 能量最低原理n Hund規則 ：在同一亞層的等價軌道上，電子將盡可能地分占不同的軌道，且自旋平行 o 順序n 根據能級圖元素性質的周期性o 有效核電荷o 原子半徑o 第一電離能，全滿和半充滿的特殊情況化學鍵與分子結構o 化學鍵n 分類：

9、離子鍵、共價鍵、金屬鍵n 離子鍵的本質是靜電作用力，只有電負性相差較大的元素之間才能形成；離子鍵無方向性，無飽和性n 共價鍵的形成o 價鍵理論o 雜化軌道理論o 分子軌道理論價鍵理論o 要點n 具有自旋反向的未成對電子的原子接近時，原子軌道的重疊而形成穩定的共價鍵n 原子軌道重疊程度越大，共價鍵越牢固o 共價鍵的特征n 飽和性和方向性n 共價鍵的極性o 共價鍵的類型： 雜化軌道理論o 雜化軌道n 同一原子中能量相近的幾個原子軌道經混雜平均化，組合成同等數目的新的原子軌道n 雜化后，軌道的成分、能量、形狀變化o 雜化軌道的類型n 等性雜化（sp、sp2、sp3實例）n 不等性雜化的原因：孤對電子

10、分子軌道理論o 分子軌道以原子軌道組合而成o 分子做為一個整體，參與成鍵的電子不再從屬于某一個原子而是在整個分子勢場中運動配合物的化學鍵理論o 價鍵理論n配合物的中心離子提供空軌道，配位體提供孤對電子，二者形成共價配位鍵n中心離子采用雜化軌道n雜化方式與空間構型有關二配位，spAg(NH3)2 ，直線形四配位，sp3，Ni(Cl)42-，正四面體 dsp2 Ni(CN)42- ，平面四邊形六配位，d2sp3Fe(CN)63- ，八面體 sp3d2Fe(Cl)63- ，八面體分子間作用力和氫鍵o 分子間作用力n 分為：色散力、誘導力、取向力n 存在于哪種分子之中o 氫鍵n 形成和特征n 氫鍵的影響晶體結構o 晶體o 晶體的基本類型、各晶格節點的微粒、實例化學與環境o 綜合性大氣污染的種類和危害o 水污染的種類與危害o 綠色化學的提出背景和中心問題化學與能源o 化石燃料的種類與合理利用的途徑o 新能源的種類祝各位期末考試順利！謝謝大家！歡迎提出寶貴意見和建議！人