大學普通化學復習知識點配浙大普通化學第五版復習，根據注冊結構師考試摘選課本內容編輯。.1物質的結構和物質狀態原子結構的現代概念；原子軌道和電子云；電子在原子核外的分布；原子和離子的電子結構；原子結構和元素周期律；元素周期表；周期家庭元素性質、氧化物及其酸堿度。離子鍵的特性；共價鍵的特征和類型；雜化軌道和分子空間構型；分子結構式；鍵極性和分子極性；分子間作用力和氫鍵；結晶和無定形；晶體類型和材料特性。3.2解決方案溶液的濃度；非電解質稀溶液通性；滲透壓；弱電解質溶液的解離平衡；分壓定律；解離常數；同離子效應；緩沖溶液；水的離子積及溶液的ph值；鹽類的水解及溶液的酸堿性；溶度積常數；溶度積規則。3.3化學反應速率及化學平衡反應熱和熱化學方程；化學反應速率；溫度和反應物濃度對反應速率的影響；活化能的物理意義；催化劑；判斷化學反應方向；化學平衡特征；化學平衡運動原理。3.4氧化還原反應與電化學氧化還原的概念；氧化劑和還原劑；氧化還原對；氧化還原反應方程式的平衡；原電池的組成和符號；電極反應和電池反應；標準電極電位；電極電位的影響因素及應用；金屬腐蝕與防護。3.5；有機化學有機物特點、分類及命名；官能團及分子構造式；同分異構；有機物的重要反應：加成、取代、消除、氧化、催化加氫、聚合反應、加聚與縮聚；基本有機物的結構、基本性質及用途：烷烴、烯烴、炔烴、；芳烴、鹵代烴、醇、苯酚、醛和酮、羧酸、酯；合成材料：高分子化合物、塑料、合成橡膠、合成纖維、工程塑料。；第1章熱化學與能源系統環境按照系統與環境之間有無物質和能量交換，可將系統分成三類:（1）開放系統是開放系統與環境之間既有物質交換又有能量交換的系統，也稱開放系統。(2)封閉系統與環境之間沒有物質交換，但可以有能量交換的系統。通常在密閉容器中的系統即為封閉系統。熱力學中主要討論封閉系統。（3）隔離系統也稱為隔離系統，因為隔離系統和環境之間既沒有物質交換，也沒有能量交換。絕熱、封閉的定容系統是隔離系統。系統中具有相同的物理性質和化學性質的均勻部分稱為相。所謂均勻是指其分散度達到分子或離子大小的數量級。相與相之間有明確的界面，超過此相界面，一定有某些宏觀性質(如密度、折射率、組成等)要發生突變。系統狀態是指用于描述系統的各種宏觀性質的綜合性能，如壓力P、體積V、溫度T、質量m和成分。用來描述系統狀態的物理量稱為狀態函數。當系統的狀態確定后，系統的宏觀性質就有確定的數值，亦即系統的宏觀性質是狀態的單值函數。系統的性質之間是有一定聯系的，所以一般只要確定少數幾個性質，狀態也就確定了。狀態函數之間的定量關系式稱為狀態方程式。狀態函數按其性質可分為兩類:（1）寬度屬性（也稱為容量屬性），系統的屬性等于每個部分的屬性之和，這是相加的。體積、熱容、質量熵、焓和熱力學能都是廣義的性質。（2）強度性質這種性質不具有可加性，其量值與體系中物質的量無關，只取決于體系本身的特性。溫度、壓力、密度、粘度等都是強度性質。系統經過某過程由狀態i變到狀態ll之后，當系統沿該過程的逆過程回到原來狀態時，若原來過程對環境產生的一切影響同時被消除(即環境也同時復原)，這種理想化的過程稱為熱力學可逆過程。例如，等溫可逆、絕熱可逆、可逆相變等。實際的過程是不可逆轉的。可逆過程是當系統接近平衡時發生的一個無限慢的過程。從實用的角度來看，可逆過程是最經濟有效的。很明顯，系統的某種廣度性質除以物質的量或質量(或任何兩個廣度性質相除)之后就成為強度性質。狀態函數的計算在熱力學中非常重要，狀態函數的變化值只取決于過程的初始狀態和最終狀態，而不取決于路徑。因此，在計算過程狀態函數的變化值時，往往需要假定某種方法來實現過程。合成氨反應寫成可以看出，對于相同的反應方程式，無論選擇哪種物質來代表反應過程，都是相同的。同一反應，反應方程式寫法不同，化學計量數就不同，因而進度也就不同，所以當涉及反應進度時，必須指明化學反應方程式。對于反應熱Q，負號表示放熱，正號表示吸熱。現代常用的量熱設備是彈式熱量計(也稱氧彈)，可以精確的測得恒容條件下的反應熱。彈式熱量計中環境吸收的熱量可分為兩部分：主要部分被添加的吸熱介質水吸收，另一部分被金屬容器等鋼彈部件吸收。表示化學反應與熱效應關系的方程式稱為熱化學方程式。由于反應熱與系統的狀態有關，所以寫熱化學方程式時注明反應熱的同時，還必須注明物態、溫度、壓力、組成等條件。習慣上，對不注明溫度和壓力的反應，皆指反應是在t=298.15k,p=100kpa下進行的。應當指出，同一反應可以在定容或定壓條樣下進行，前述的彈式熱量計測得的即是定容反應熱qv，而在敞口容器中或在火焰熱量計測得的是定壓反應熱qp。一般若沒有特別注明，’’實測的反應熱(精確)”均指定容反應熱qv，而“反應熱”均指定壓反應熱qp。將能量守恒定律應用于熱力學中即稱為熱力學第一定律。方程式（1.11）是封閉系統熱力學第一定律的數學表達式。這意味著封閉系統以熱和功的形式傳遞的能量必須等于系統熱力學能的變化。熱力學能既是系統內部能量的總和，所以是系統自身的性質，是狀態函數。系統處于一定的狀態，其熱力學能就有一定的數值，其變化量只決定于系統的始態和終態，而與變化的途徑無關。即熱力學能具有狀態函數的三個特點:①狀態一定，其值一定;②殊途同歸，值變相等;③周而復始，值變為零。由于T的溫差，系統和環境之間的能量交換被稱為熱，Q值的正負符號用于指示熱傳遞的方向。如果系統吸收熱量，指定g為正值；系統熱釋放，q為負。Q的國際單位制是j\\。除了熱，系統和環境之間傳遞的所有形式的能量都稱為功。它由符號W表示，其SI單位為J。指定系統功，W為正；當系統工作時，w取負值。在熱力學中，功分為體積功和非體積功。在一定的外部壓力下，由于系統體積的變化而與環境交換的功稱為體積功（也稱為膨脹功）。功和熱是過程中傳遞的能量。它們不是狀態函數，它們的值與方式有關。然而，應該注意的是，根據熱力學第一定律，它們的總量（Q+W）等于狀態函數的熱力學能的變化U，它只由過程的初始狀態和最終狀態決定，與過程的具體方式無關。i.定容反應方程式（1.12）表明，定容反應熱用于改變系統的熱力學能，或者定容反應熱等于系統的熱力學能的增量(也稱改變量)。定容反應熱也僅取決于初始狀態和最終狀態，這是定容反應熱的特點。式子（1.13)是熱力學函數焓h的定義式，h是狀態函數u,p,v的組合，所以焓h也是狀態函數。式(1..14)中△h是焓的增量，稱為焓變.顯然，焓變與u相同，其si單位為j。在定壓過程中，如焓變小于零，表示系統放熱;若焓變則為吸熱反應。故定壓反應熱也只取決于始態和終態，這是等壓反應熱的特點。可以得出結論，在定容或定壓條件下，化學反應的反應熱只與反應的初始狀態和最終狀態有關，而與變化方式無關，即后來的蓋斯定律。可以得出結論，同一反應的QP和QV之間的關系為對于只有凝聚相(液態和固態)的系統，1.物質的熱力學標準態和標準摩爾生成焓物質的熱力學標準態強調物質的壓力必為標準壓力pe，對溫度并無限定。單質和化合物的相對焓規定了當標準狀態下的指定單質生成具有指定單位物質量的純物質時，反應的焓變，稱為物質的標準摩爾生成焓。通常，選擇t=298.15K作為參考溫度。生成焓是解釋物質性質的重要數據。生成焓的負值越大，物質的鍵能越大，對熱越穩定。2.反應的標準摩爾焓變化在標準狀態時反應的摩爾焓變叫做該反應的標準摩爾焓變，298.15k溫度下標準摩爾反應焓等于同溫度下各參加反應物質的標準摩爾生成焓與其化學計量數（有正負區別）乘積的總和。為了計算反應的摩爾焓變化，除了指示系統的狀態（T、P、狀態等），還必須指示相應的反應化學計量方程式。若系統的溫度不是298.15k，反應的焓變會有些改變，但一般變化不大，即反應的焓變基本不隨溫度而變。第二章化學反應的基本原理與大氣污染這種在給定條件下能自動進行的反應或過程稱為自發反應或自發過程。“自發過程都是熱力學的不可逆過程”。這是一切自發過程的共同特征，也是熱力學第二定律的基礎。應注意:自發并不意味迅速。反應能否自發進行，還與給定的條件有關。然而，熱力學第一定律不能解釋化學反應的方向。熱力學第二定律的主要任務之一是研究過程的方向和極限。因此，應引入新的熱力學態函數熵S和吉布斯函數g。這就是說，系統傾向于取得最大的混亂度(或無序度)。系統內物質微觀粒子的混亂度(或無序度)可用熵來表達，或者說系統的熵是系統內物質微觀粒子的