大学化学教程12总复习

总复习化学反应的基本规律化学热力学基础化学平衡和几种溶液化学动力学基础化学热力学基础概念：系统、环境、系统的分类、状态函数热力学第一定律掌握符号表示、是否状态函数、规定、计算标准摩尔焓变的计算ΔU=Q+

WΔrHm

(T)=ΣBνBΔfHmB(T)根据盖斯定律：ΔrHm

(T）=ΣiΔfHmi(T）化学热力学基础熵和熵变熵的定义、符号、意义、性质（与聚集度和温度有关）、规定区别：绝对零度（T=0K）时，纯物质的完整晶体的熵等于零；参考态单质的ΔfHθm

＝0ΔfHθm单位是kJ·mol-1

，ΔfSθm的单位是J·K-1·mol-1

熵变的计算：

ΔrSθm(298.15K)＝∑vB

Sθm(B，298.15K)化学热力学基础Gibbs函数（自由能）和Gibbs函数变定义、符号、性质Gibbs判据由定义式简单判断反应能否发生△G＜0自发过程△G＝0体系处于平衡态△G＞0非自发过程标准摩尔Gibbs函数变ΔfGθm

(参考态单质)=0ΔfGθm的计算ΔrGθm

(298.15K)＝∑vBΔfGθm(B，298.15K)也可由△G=△H－T△S

计算，并可求转变温度

化学平衡定义和平衡的特征平衡态时△G=0

化学平衡是一种动态平衡v正＝v逆平衡态时，平衡体系的性质不随时间而改变化学平衡是一定条件下的平衡平衡态的意义——反应进行的最大限度反应限度的标志——平衡常数平衡常数平衡常数KC、Kp

CG、CD、CA

、CB——各物质的平衡浓度

pA

、

pB

、

pG

、pD

——反应中各物质的平衡分压

aA+bB

gG

+dD

Kc=CGg·CDdCAa·CBb平衡时：Kp＝pGg·pDdpAa·pBb平衡常数Kθ——标准平衡常数平衡常数的意义平衡常数表达式与反应方程式的书写方式有关如果反应中有固体或纯液体参加，它们的浓度可看成常数，不写入平衡常数表达式如果一个反应是各分步反应之和，则总反应的平衡常数等于各分步反应平衡常数的乘积标准平衡常数的计算（1）（2）平衡的移动规律LeChǎtelier原理：改变条件之一，平衡向减弱这一作用的方向移动压力浓度温度溶液平衡平衡常数的计算一元弱酸电离平衡常数的计算多元弱酸（碱）分步电离、以第一步电离为主缓冲溶液定义和计算溶度积和溶度积规则

c(弱酸)c(弱酸盐)

pH=pKa－

lg

{c(Az+)}

v+·{c(Bz－)}

v-

＝Ksp

，ΔrGm=0，饱和溶液

{c(Az+)}

v+·{c(Bz－)}

v-

＞Ksp

，ΔrGm

＞0，有沉淀生成

{c(Az+)}

v+·{c(Bz－)}

v-

＜Ksp

，ΔrGm

＜0，沉淀溶解配位平衡概念配合物、中心离子、配位体、配位原子电化学原理原电池、组成、符号表示规定：负极在左边，正极在右边，按实际顺序从左至右依次排列出各个相的组成及相态;用单实竖线表示相界面,用双虚竖线表示盐桥;溶液注明浓度，气体注明分压;若溶液中含有两种离子参加电极反应,可用逗号隔开，并加上惰性电极.标准电极和标准电极电势附录中，还原态还原能力自上而下减小，氧化态氧化能力自上而下增加动力学基础反应速率平均速率υ

=B-1

CB/t影响反应速率的因素浓度cA和cB分别表示反应物A和B的初始浓度，固体或纯液体不计在内；气体用分压代替温度Arrhenius公式:

k=Ae-Ea/RT催化剂定义、分类特点正反应的催化剂也必然是逆反应的催化剂。催化剂只能加速热力学上可能进行的反应。不影响化学反应的热效应值。催化剂具有特殊的选择性物质结构基础原子结构化学键与分子结构晶体结构原子结构波函数和原子轨道波函数的径向部分和角度部分电子云Ψ2

(r,θ,φ)，表示电子在核外空间某点附近出现的概率密度量子数分类n－主量子数l－角量子数m－磁量子数ms－磁量子数取值规律n=1，2，3，4………正整数l=0，1，2，3……..（n-1），共可取n个值m=0，±1，±2，±3…….±l共可取2l+1个值ms取值+1/2和-1/2，分别用↑和↓表示主量子数n确定电子出现几率最大处离核的距离与电子能量有关，对于H，电子能量决定于n角量子数l与角动量有关，对于多电子原子,与E有关取值0，1，2，3……n-1(亚层）简写s,p,d,f…...决定了ψ的角度函数的形状磁量子数m决定了ψ函数角度的空间取向原子轨道原子轨道与波函数是同义词——描述电子运动状态的数学函数式原子轨道名称n123l00，

10，1，2m

00,0,±10,0,±1

0,±1,±2轨道名称1s2s2p3s3p3d轨道数

1

13135多电子原子的核外电子排布原则Pauli不相容原理：在一个原子中，没有四个量子数完全相同的电子存在。能量最低原理Hund规则：在同一亚层的等价轨道上，电子将尽可能地分占不同的轨道，且自旋平行顺序根据能级图元素性质的周期性有效核电荷原子半径第一电离能，全满和半充满的特殊情况化学键与分子结构化学键分类：离子键、共价键、金属键离子键的本质是静电作用力，只有电负性相差较大的元素之间才能形成；离子键无方向性，无饱和性共价键的形成价键理论杂化轨道理论分子轨道理论价键理论要点具有自旋反向的未成对电子的原子接近时，原子轨道的重叠而形成稳定的共价键原子轨道重叠程度越大，共价键越牢固共价键的特征饱和性和方向性共价键的极性共价键的类型：σ键和π键杂化轨道理论杂化轨道同一原子中能量相近的几个原子轨道经混杂平均化，组合成同等数目的新的原子轨道杂化后，轨道的成分、能量、形状变化杂化轨道的类型等性杂化（sp、sp2、sp3实例）不等性杂化的原因：孤对电子分子轨道理论分子轨道以原子轨道组合而成分子做为一个整体，参与成键的电子不再从属于某一个原子而是在整个分子势场中运动配合物的化学键理论价键理论配合物的中心离子提供空轨道，配位体提供孤对电子，二者形成共价配位键中心离子采用杂化轨道杂化方式与空间构型有关二配位，sp［Ag(NH3)2

］＋，直线形四配位，sp3，［Ni(Cl)4］2-，正四面体

dsp2

［Ni(CN)4］2-，平面四边形六配位，d2sp3［Fe(CN)6］3-，八面体

sp3d2［Fe(Cl)6］3-，八