化学竞赛无机部分笔记摘要

1、.化学竞赛无机部分笔记摘要。一、路易斯结构式一、 FC（形式电荷）计算公式1 、公式及其表达意义V= 价电子总数L= 孤对电子数（不是电子对数，电子数为电子对数的2 倍）S= 共用电子数FC=V-L-0.5S2 、中性原子FC 之和应等于零；负离子FC 之和应为负值，绝对值等于所带电量；正离子FC 之和应为正值，绝对值等于所带电量。3 、注意 Lewis 结构式中孤电子（对）要标出，结构稳定的一般满足8 电子结构。另外形式电荷的大小与整体结构的稳定性无关，结构首先要符合八隅律，然后再考虑形式电荷大小。绝对值越低越稳定。在满足八隅律的前提下·以总量最低的为准。4 、形式电荷不同于氧化数

2、。二、路易斯结构式画法1 、首先确定分子骨架，通过电离能，较低在中间。2 、依照路易斯结构规则讨论价电子总数3 、讨论按八隅体规则共需多少电子4 、确定成键电子 = 所需总数 - 价电子总数5 、合理排列，画出简图6 、添加孤对电子7 、成键连线，标孤对电子8 、检验 FC，选择 FC 最低的结构.三、共振杂化1 、共振论认为，如果一个物质存在两种以上满足共振要求的路易斯结构，这类物质只能用共振式来书写， 而且它们实际上综合具有这些结构的特点。 每一个共振中的结构称为共振结构或极限结构，而这样的物质看作由共振结构“杂化”而成，称为杂化体。2 、共振能杂化体的能量总是低于各极限结构，常用共振能的

3、概念来表示该降低值。它被定义为杂化体能量低于最稳定极限结构能量的数值，常与另一个概念离域能混用。 电子的离域降低了轨道能， 增加了分子的稳定性，常会造成分子的芳香性，如苯。共振能随着极限结构数的增多而增大，尤其是存在等价极限结构时（能量相等） 。可由量子化学计算、热化学方法或分子的氢化热来估计共振能。四、八隅体规则不适用的情况1 、奇数价电子情况1 ）、自由基时未成对电子添加在中心原子上，单电子导致自由基化学性质活泼。在体内人即需要自由基有有酶修复自由基造成的损害。2 ）、一氧化氮（ NO ）属于自由基（这种缺少了一个电子，而又非常活跃的原子或分子的自由基，自由基，化学上也称为“游离基”，是指

4、化合物的分子在光热等外界条件下，共价键发生均裂而形成的具有不成对电子的原子或基团。 在书写时，一般在原子符号或者原子团符号旁边加上一个“·”表示没有成对的电子。）3 、氧气的路易斯结构式。含有两条 34 ，键，需要应用分子轨道解释。4、 B、 Al 的不完整 8 配位5、 D 轨道出现时可以容纳更多的电子。例如：PCl5 、（ CrO4 ） - 、此时应考虑出现共振.的情况，通过计算 FC 来确定最优的路易斯结构式，共振式计算时只需计算出一个结构的FC即可。二、离子键1 、起因：离子键是由电子转移（失去电子者为阳离子，获得电子者为阴离子）形成的。即正离子和负离子之间由于静电引力所形成

5、的化学键。离子既可以是单离子，如Na+ 、Cl- ；也可以由原子团形成；如SO4 2- ，NO3- 等。2 、相关信息1 ）、成键微粒阴离子和阳离子2 ）、键的本质阴离子和阳离子之间的静电作用3 ）、影响离子键强弱的因素阴阳离子的半径的大小阴阳离子电荷的多少4 ）、电子式在元素符号周围用“·”或“×”来表示原子最外层电子的式子3 、 基本特点3.1基本性质1、离子键的作用力强，无饱和性，无方向性。2、离子键存在于离子化合物中，离子化合物在室温下是以晶体形式存在。3、离子键较氢键强，其强度与共价键接近。3.2阴阳离子是否中和也许有人会问， 阴阳离子结合在一起，彼此电荷是否中和

6、呢？钠离子和氯离子之间除了有静电相互吸引作用外，还有电子与电子，原子核与原子核之间的相互排斥作用。当两种离.子接近到某一定距离时，吸引与排斥达到了平衡，于是阴阳离子之间就形成了稳定的化学键。所以，所谓阴阳离子电荷相互中和的现象是不会发生的。3.3晶格能离子键的键能比较大， 反映在离子化合物中就是高熔沸点，离子键的键能被称作晶格能，晶格能的符号与离子晶体解离过程焓变的符号保持一致。晶格能可以通过玻恩- 哈勃循环 （ Brn-Haber cycle）或玻恩 - 兰德公式 （Brn-Landé）计算得出， 也可以通过实验测量测量。5 、 Born-Lande计算晶格能的Born-Lande

7、公式表示为：U=KZ1Z2A(1-1/n)/r K=138940K= （阿伏加德罗常数x 元电荷量 2/(4派 x 真空介电常数)x109）6 、晶格能离子键的键能比较大，反映在离子化合物中就是高熔沸点，离子键的键能被称作晶格能，晶格能的符号与离子晶体解离过程焓变的符号保持一致三、极性共价键一、极化共价键1 、定义及成因原子之间通过共用电子对所形成的相互作用叫共价键。而在化合物分子中，不同种原子形成共价键时，因为原子吸引电子的能力不同，共用电子对将偏向吸引电子能力强的一方，所吸引电子能力强的一方显负性，吸引电子能力弱的原子一方显正性。这样电子对对偏移的共价键叫做极性共价键，简称极性键。 在极性

8、键中， 非金属性相对较强的元素原子一端显负电性；非金属性相对较弱的元素原子一端显正电性。2 、偶极矩分子呈电中性，但因空间构型的不同，正负电荷中心可能重合，也可能不重合。前者称为.非极性分子，后者称为极性分子，分子极性大小用偶极矩来度量，偶极矩定义为：=q ·d . 式中， q 为正、负电荷中心所带的电荷量；d 是正、负电荷中心间的距离。偶极矩的SI 单位是库（仑）米（C·m ）。矢量。 D 等于 0 时为非极性分子。极性共价键1 、标志成键两原子电负性差在0.4 到 1.7 之间，可形成极性共价键。2 、极性分子判断方法判断方法1 、当分子的偶极矩为零时，分子为非极性分子

9、。当分子的偶极矩不为零时，分子为极性分子。判断方法2 、判断极性基团的个数。个数越多，一般来说极性越强，水溶性越好。极性越弱，脂溶性越好。四、 VSEPR一、原理： 1 、电子对之间相互排斥2 、中心原子结构二、 AXE 方法：1 、表示意义A ：中心原子X ：成键（配位）原子E：孤电子对2 、空间数（ SN ）用来判断形状。3 、单键、重键在VSEPR 中不区分。4 、共振结构中，可选择任意一结构去画出VSEPR 构型。5 、多原子时可通过逐个讨论的方式确定分子构型。三、 m+n 规则：.m 为中心原子周围B 原子个数n= （中心原子价电子数直接相连原子数×该原子达稳定结构所需电子

10、数）÷2特别注意：当算出的n 值不是整数值时，有2 种取值方法 n>3 时，只取整数位 (例如 n=3.9 只取 n=3)n<3 时，采取四舍五入 （例如 n=1.5，取值为n=2 ）例如： H2Om+n=2+（ 6 2 ×1 ）÷2=2+2=4价对四面体 sp3 杂化2 个键对， 2个孤对分子为 V 构型NH3m+n=3+ （ 5 3 ×1 ）÷2=3+1=4四面体分子 sp3 杂化3 个键对， 1个孤对分子为三角锥型BF3m+n=3+ （ 3 3 ×1 ）÷2=3+0=3平面三角形 sp2 杂化3 个键对，

11、0个孤对分子为平面三角形O3m+n=2+ （ 6 2 ×2）÷2=2+1=3价电对 sp2 杂化2 个键对， 1个孤对分子为 V 构型注意：外来电子处在中心原子上，即得也得在中心原子上，失也失在中心原子上例如： (I3)- 注:三碘带一负电 m+n=2+（7+1 2×1 ）÷2=2+3=5价电对 sp3d杂化价对构型为三角双锥，2 个键对， 3 个孤对，分子为直线型。m+n规则中， m 为成键电子对数，n 为孤电子对数四、表示方法及图例1 、路易斯结构表示时，突出线表示在外，虚线表示在内。图例 图一.图二五、 m+n应用m+n值除可以判断分子几何形状外，

12、还可以用来判断ABm 型分子的极性。当 m+n值中，n=0时，则该分子为非极性分子若 n 0，则该分子为极性分子如 CH4其m+n=4+0，为非极性分子PCl5其 m+n=5+0，为非极性分子注意：若 m+n=4+2则该分子也为非极性分子因为在m+n=4+2时，两对孤电子对替代八面体上下两对成键电子对，其余的四对成键电子对与两对孤电子对所形成的平面四边形为对称结构，所以m+n=4+2时分子也为非极性分子.六、基本规律对于一个中心原子和配位原子，我们首先计算价层电子的对数P，即有多少对电子。(孤对电子数目 + 成键电子数（包括配位原子的成键电子）目除以2) ，为了尽可能的分开。P=2为直线， P

13、=3 为平面， P=4 为四面体， P=5 为三角双锥， p=6 为八面体， p=7为五角双锥。1.不同键电子对之间排斥作用的大小顺序为：三键排斥> 双键排斥 > 单键排斥。2.孤对电子与键对电子间的排斥大小为：孤对/ 孤对 > 孤对 / 键对 > 键对 / 键对。3.配位原子的电负性增大或中心原子电负性减小，也会使键角偏离标准值.端原子电负性增加时，共享电子对将偏向配位体，从而减少成键电子对之间的斥力，键角的度数随之减小。4.价电子对的相邻电子对越多，所受斥力就越大，距离原子核也越远。七、 VSEPR 的局限性VSEPR 能够广泛预测定性预测各类ABn 型分子的几何构

14、型，但也有例外 .例如 BaI2 ，SrCl2都是弯曲形构型而非预计的直线性型；对过渡金属化合物几何构型的判断也有一定的局限性，对于过度元素配位场理论则能更好说明。五、分子轨道理论（MO ）一·MO 理论（分子轨道理论）应用了量子力学，分子波函数就意味着分子轨道。二·MO 理论与路易斯结构的区别：价电子在整个分子里是区域化的，不仅仅和一个原子或者一个键有关。（ 可以把这样的价电子分布说成成键轨道或者反键轨道。两个不同原子轨道相干相加或者相消相减组合在一起就得到了一个分子轨道。）三·分子轨道命名：轨道（头对头）和轨道（肩并肩）1Sa+1Sb=1s轨道沿着键轴方向没有

15、节点。两核之间电子概率密度相干相加，成键比非成键能量低.1Sa-1Sb=1s*( 反键轨道），两核之间电子概率密度相消相减，反键比非成键能量高。P 轨道相干相消会形成键（Pz 轨道形成键），键是沿着键轴有节面的轨道。其反键不仅沿着键轴有节面，垂直于键轴也有节面。四·分子轨道满足一个轨道上最多有2 个电子的原则。五·分子轨道图。先填能量低的轨道，再填高的。六·键序即成键个数BO=1/2*(成键电子数 - 反键电子数）七·从分子轨道图可以表示未成对电子，故分子轨道理论可以预测自由基。八·反键和成键两者距非成键的能量差相等。但是如果Z 等于或者大于8

16、，2p 轨道比 2p轨道能量更低九、理论区别原子在形成分子时，所有电子都有贡献，分子中的电子不再从属于某个原子，而是在整个分子空间范围内运动。在分子中电子的空间运动状态可用相应的分子轨道波函数（称为分子轨道）来描述。分子轨道和原子轨道的主要区别在于：在原子中，电子的运动只受1 个原子核的作用，原子轨道是单核系统；而在分子中，电子则在所有原子核势场作用下运动，分子轨道是多核系统。原子轨道的名称用s、 p 、 d 符号表示，而分子轨道的名称则相应地用、符号表示。十、简介分子轨道可以由分子中原子轨道波函数的线性组合（linearcombinationofatomicorbitals， LCAO ）而

17、得到。有几个原子轨道就可以可组合成几个分子轨道，其中有一部分分子轨道分别由对称性匹配的两个原子轨道叠加而成，两核间电子的概率密度增大，其能量较原来的原子轨道能量低，有利于成键， 称为成键分子轨道 （ bonding molecular orbital），.如、轨道（轴对称轨道）；同时这些对称性匹配的两个原子轨道也会相减形成另一种分子轨道，结果是两核间电子的概率密度很小，其能量较原来的原子轨道能量高，不利于成键，称为反键分子轨道（antibonding molecular orbital），如 * 、* 轨道（镜面对称轨道，反键轨道的符号上常加“ *”以与成键轨道区别） 。还有一种特殊的情况是由

18、于组成分子轨道的原子轨道的空间对称性不匹配，原子轨道没有有效重叠， 组合得到的分子轨道的能量跟组合前的原子轨道能量没有明显差别，所得的分子轨道叫做非键分子轨道。十一、原子轨道线性组合的原则（分子轨道是由原子轨道线性组合而得的）：对称性匹配原则只有对称性匹配的原子轨道才能组合成分子轨道，这称为对称性匹配原则。原子轨道有 s、 p 、 d 等各种类型，从它们的角度分布函数的几何图形可以看出，它们对于某些点、线、面等有着不同的空间对称性。对称性是否匹配，可根据两个原子轨道的角度分布图中波瓣的正、负号对于键轴（设为x 轴）或对于含键轴的某一平面的对称性决定。能量近似原则在对称性匹配的原子轨道中， 只有

19、能量相近的原子轨道才能组合成有效的分子轨道，而且能量愈相近愈好，这称为能量近似原则。轨道最大重叠原则对称性匹配的两个原子轨道进行线性组合时，其重叠程度愈大， 则组合成的分子轨道的能量愈低， 所形成的化学键愈牢固，这称为轨道最大重叠原则。在上述三条原则中，对称性匹配原则是首要的， 它决定原子轨道有无组合成分子轨道的可能性。能量近似原则和轨道最大重叠原则是在符合对称性匹配原则的前提下，决定分子轨道组合效率的问题。十二、理论使用电子在分子轨道中的排布也遵守原子轨道电子排布的同样原则，即Pauli 不相容原理、能量.最低原理和Hund规则。具体排布时，应先知道分子轨道的能级顺序。目前这个顺序主要借助于

20、分子光谱实验来确定。十三、关键参数键级在分子轨道理论中，用键级（bond order）表示键的牢固程度。键级的定义是：键级 =（成键轨道上的电子数- 反键轨道上的电子数）/2键级也可以是分数。一般说来，键级愈高，键愈稳定；键级为零，则表明原子不可能结合成分子，键级越小（反键数越多），键长越大。2、键能：在绝对零度下，将处于基态的双分子AB 拆开也处于基态的A 原子和 B 原子时，所需要的能量叫AB 分子的键离解能，常用符号D （ A-B ）来表示。3、键角：键和键的夹角。如果已知分子的键长和键角，则分子的几何构型就确定了。六、价键理论（VB ）1 、形成将对H2的处理结果推广到其它分子中，形成

21、了以量子力学为基础的价键理论（V. B.法）。共价键的形成2 、解释A,B两原子各有一个成单电子，当A,B相互接近时，两电子以自旋相反的方式结成电子对， 即两个电子所在的原子轨道能相互重叠，则体系能量降低，形成化学键，亦即一对电子则形成一个共价键。形成的共价键越多，则体系能量越低，形成的分子越稳定. 因此，各原子中的未成对电子尽可能多地形成共价键. 配位键形成条件：一种原子中有孤对电子，而另一原子中有可与对电子所在轨道相互重叠的空轨道. 在配位化合物中，经常见到配位键.在形成共价键时，单电子也可以由对电子分开而得到。3 、方向性和饱和性.共价键的数目由原子中单电子数决定（包括原有的和激发而生成

22、的. 例如：O 有两个单电子， H 有一个单电子，所以结合成水分子，只能形成2 个共价键；C 最多能与H 形成 4 个共价键 .原子中单电子数决定了共价键的数目. 即为共价键的饱和性。各原子轨道在空间分布是固定的， 为了满足轨道的最大重叠， 原子间成共价键时， 当然要具有方向性。共价键的键型4 、共价键的键型分类成键的两个原子间的连线称为键轴. 按成键与键轴之间的关系，共价键的键型主要为两种：） 键键特点：将成键轨道，沿着键轴旋转任意角度，图形及符号均保持不变. 即键轨道对键轴呈圆柱型对称，或键轴是n 重轴。) 键键特点：成键轨道围绕键轴旋转 180 °时，图形重合，但符号相反 .键

23、参数：化学键的形成情况，完全可由量子力学的计算得出，进行定量描述. 但通常用几个物理量加以描述，这些物理量称为键参数。5、键参数1、键能AB(g)A(g) + B(g) H = EAB = DAB对于双原子分子，解离能 DAB 等于键能EAB，但对于多原子分子，则要注意解离能与键能的区别与联系。另外，相同的键，在不同化合物中，键长和键能不相等. 例如， CH3OH中和 C2H6中均有 C-H 键，而它们的键长和键能不同。2 、键角.是分子中键与键之间的夹角（在多原子分子中才涉及键角）。如,H2S分子， H-S-H的键角为92 °，决定了 H2S分子的构型为“V”字形。又如：CO2 中

24、， O-C-O的键角为180 °，则CO2 分子为直线形。因而，是决定分子几何构型的重要因素七、杂化1 、概念：轨道杂化理论是指的原子轨道杂化理论.我们知道原子的核外电子是排布在不同能级的原子轨道上面的 ,比如 S 轨道 P 轨道等等 ,原子在形成分子时， 为了增强成键能力(使成键之后能量最低则最稳定) ，同一原子中能量相近的不同类型的原子轨道重新组合，形成能量、形状和方向与原轨道不同的新的原子轨道(这种轨道的能量都比没有杂化以前的能量要低)。比如sp 杂化、 sp2杂化等等，这种原子轨道重新组合的过程称为原子轨道的杂化，所形成的新的原子轨道称为杂化轨道。形成杂化轨道之后再与其他的原

25、子结合使得整个的分子能量降低，达到稳定的状态。2 、命名：键型（原子符号1 、杂化 1 ，原子符号2、杂化 2 ）3 、理论要点至于分子轨道理论要点有以下三点：第一，原子形成分子后，电子就不再局限于个别原子的原子轨道， 而是从属于整个分子的分子轨道。所以分子轨道强调分子的整体性，换句话说在形成分子之后我们考虑它们时就不能一个原子一个原子来孤立考虑，电子也要在其形成的分子轨道中来考虑，不能再用什么原子外层电子排布什么的来看了。第二，分子轨道中电子的分布也和原子中的电子分布一样，遵循泡利不相容原理（最多一个分子轨道两个电子）、能量最低原理 （按照排布之后能量要最低，大学会学到反键轨道知识等等，那时

26、就知道为什么要能量最低） 和洪特规则（一个轨道的电子要自旋相反，这和轨道的自旋量子数有关，结.构化学中会学到） 。在分子轨道中电子可以配对，也可以不配对（分子形成之后会有自旋的单电子存在，它们是不配对的，所有会有顺磁和反磁的分子）。第三，分子轨道可以近似地通过原子轨道的线性组合而得到比如s 轨道和 s 轨道组成分子轨道。分子轨道的数目等于组合前各原子轨道数目之和。4 、杂化轨道理论的要点：在成键过程中， 由于原子间的相互影响， 同一原子中几个能量相近的不同类型的原子轨道（即波函数），可以进行线性组合，重新分配能量和确定空间方向，组成数目相等的新的原子轨道，这种轨道重新组合的过程称为杂化（hyb

27、ridization ），杂化后形成的新轨道称为杂化轨道（ hybrid orbital）。5 、杂化的类型：等性杂化：全部由成单电子的轨道参与的杂化叫做等性杂化。不等性杂化：有孤对电子轨道参与的杂化叫做不等性杂化。杂化轨道的类型取决于原子所具有的价层轨道的种类和数目以及成键数目等。常见的有：sp 杂化： sp 杂化是指由原子的一个ns 和一个 np 轨道杂化形成两个sp 杂化轨道， 每个 sp杂化轨道各含有1/2s 成分和 1/2p成分，两个轨道的伸展方向恰好相反，互成 180 度夹角，形成键。直线型。sp2杂化：原子以一个 ns 和两个 np 轨道杂化，形成三个能量相同sp2 杂化轨道，每

28、个杂化轨道各含 1/3s成分和 2/3p 成分。三个杂化轨道间的夹角为120度。sp3杂化：由一个ns 和三个 np 轨道杂化形成四个能量等同的sp3杂化轨道。每个sp3 轨道都含有 1/4s成分和 3/4p成分。构型为正四面体。sp3d杂化：由一个ns 、三个 np 轨道和一个nd 轨道杂化形成五个能量等同的sp3d杂化轨道。每个sp3d轨道都含有1/5 个 s、3/5 个 p 和 1/5 个 d 成分。构型为三角双锥。.sp3d2杂化：由一个ns 、三个 np 轨道和二个nd 轨道杂化形成六个能量等同的sp3d2杂化轨道。每个sp3d2轨道都含有1/6 个 s、 1/2 个 p 和 1/3

29、 个 d 成分。构型为面体。6 、空间形态几种杂化轨道之后的分子空间形态sp 杂化：直线形如： CO2 、 CS2sp2 杂化：平面三角形（等性杂化为平面正三角形）如： BCl3 、sp3 杂化：空间四面体（等性杂化为正四面体）如： CH4 、 CCl4sp3d 杂化：三角双锥如： PCl5sp3d2杂化：八面体（等性杂化为正八面体）sp3d3杂化：五角双锥如： IF7dsp2 杂化：平面四方形（等性杂化为正方形）如： Pt(NH3)2Cl2(顺铂）注：中心原子有孤对电子的还要视孤对电子对数而定具体的空间结构如： H2OV 形（角形）7 、局限性说白了，最初原子轨道的杂化概念完全是人造的。是为

30、了解释CH4- 四面体这类的现象。后来分子轨道理论出现，原子轨道的杂化就自然而然的被解释了- 只不过是一种同原子的原子轨道的重新线性组合。同时，分子轨道理论也表明了这种组合（杂化） 没有实际上的意义，而且有时会引起混乱。譬如：在杂化理论中，CH4 中的八个成键电子是在同一种sp3轨道能级上 . 但其实，它们是分在两个不同的能级上的（试验和分子轨道理论都表明了这一点）。但是由于杂化概念的方便，特别是在有机化学中被用来表示一个原子在分子中的几何环境。时至今日，杂化轨道仅被用来描述几何形状或环境。8 、杂化类型的判断方式.公式如下：（括号内为举例，以下均以H2S 为例）k=m+n当 k=2sp 杂化

31、k=3sp2 杂化k=4sp3 杂化k=5sp3d 杂化k=6sp3d2杂化其中 n 值为 ABn 中的 n ，与中心原子结合的原子数（此时n 是 H2S 中的 2） (中心原子：按字面意思理解，就是分子形成是被当做中心的原子，H2S 的中心原子为S)m=(e-nd)/2m ：孤电子对数(指未成键电子）e ：中心原子价电子数（价电子数就是最外层电子数，S 的 e=6 ）n ：和上面的n 是同一个值d ：与中心原子结合的原子最多能接收的电子数（与中心原子结合的原子指H 原子， 最外层差 1 个电子排满，此处d=1 ）8 、举例（ 1 ）AX2直线形(180 °) sp 杂化例 : C2

32、H2 、 CO2V 形 (90 °) sd 杂化 例 : VO2+AX3平面正三角形(120 °) sp2 杂化例 : BF3 、石墨、C2H4三角锥(90 °) sd2 杂化例 :CrO3AX4正四面体(109.5 °) sp3杂化例 : CH4 、钻石正四面体(109.5 °) sd3杂化例 :MnO4 -AX5四角锥(66 °,114 °) sd4 杂化例: Ta(CH3)5AX6三棱镜(63 °,117 °) sd5 杂化例: W(CH3)68 、举例（ 2）、超价分子(共振 ).类别主族过渡金属

33、AX2-直线形(180 °)AX3-平面正三角形(120 °)AX4-平面正方形(90 °)AX5三角双锥(90 °,120 °)三角双锥(90 °,120 °)非整数的杂化(s 和 d 轨道 )Fe(CO)5AX6正八面体(90 °)正八面体(90 °)AX7五角双锥(90 °,72 °)五角双锥(90 °, 72 °)非整数的杂化(s 和 3d 轨道 ) V(CN)74 -AX8正四角反棱柱正四角反棱柱非整数的杂化(s 和 3p 轨道 )IF8 -非整数的杂化(

34、s 和 4d 轨道 )Re(CN)83-AX9-三侧锥三角柱非整数的杂化(s 和五 d 轨道 ) ReH92 -八、标准摩尔生成焓一、定义在温度T（若为298.15K时则可不标出）下，由标准状态的单质生成物质B( B=+1)反应的标准摩尔焓变。即在标准状态下（反应物和产物都是处于100KPa ，通常温度选定298.15K ），由指定单质生成单位物质的量（ 1mol ）的化合物的化学反应热（即恒压反应热） ，称为该物质的标准摩尔生成焓或标准生成热。二、标准摩尔生成焓的单位：kJ/mol 。.三、计算1 、物质发生化学反应后的焓的变化等于生成物的总标准生成焓和反应物的总标准生成焓之差2 、焓变计算

35、可用反应物键焓之和减去生成物键焓之和。3 、盖斯定律二、标准摩尔反应焓由标准摩尔生成焓计算出每个反应的标准摩尔反应焓。三、盖斯定律一、内容盖斯定律换句话说，化学反应的反应热只与反应体系的始态和终态有关，而与反应的途径无关， 而这可以看出， 盖斯定律实际上是 “内能和焓是状态函数”这一结论的进一步体现。利用这一定律可以从已经精确测定的反应热效应来计算难于测量或不能测量的反应的热效应。尽管盖斯定律出现在热力学第一定律提出前，但亦可通过热力学第一定律推导出。二、使用注意1 、盖斯定律只适用于等温等压或等温等容过程，各步反应的温度应相同；2 、热效应与参与反应的各物质的本性、 聚集状态、 完成反应的物

36、质数量， 反应进行的方式、温度、压力等因素均有关，这就要求涉及的各个反应式必须是严格完整的热化学方程式。3 、各步反应均不做非体积功。4 、各个涉及的同一物质应具有相同的聚集状态。5 、化学反应的反应热(H) 只与反应体系的始态或终态有关,而与反应途径无关。三、本质和意义1 、盖斯定律的本质：方程式按一定系数比加和时其反应热也按该系数比加和。.2 、盖斯定律的意义：有些反应的反应热通过实验测定有困难，可以用盖斯定律间接计算出来。九、熵一、释义1 ：物理学上指热能除以温度所得的商，标志热量转化为功的程度。2 ：科学技术上用来描述、表征系统不确定程度的函数。亦被社会科学用以借喻人类社会某些状态的程度。3 ：传播学中表示一种情境的不确定性和无组织性。二、特点1.熵是体系的状态函数，其值与达到状态的过程无关；2.熵的定义式是：dS=dQ/T，因此计算某一过程的熵变时，必须用与这个过程的始态和终态相同的过程的热效应dQ 来计算。（注：如果这里dQ 写为 dQR 则表示可逆过程热效应，R 为 reversible； dQ 写为 dQI 为不可逆过程的热效应，I 为 Irreversible。）3.TdS 的量纲是能量， 而 T 是强度性质， 因此 S 是广度性质。 计算时， 必须考虑体系的质量；4.同状态函数U 和 H 一样