普通化学各章总结重点.doc

第一章??热化学与能源 一、总体要求： ?1.了解若干热力学基本概念和反应热效应q的测定; ?2.理解热化学定律及其应用；掌握反应的标准摩尔焓变的近似计算； ?3.了解能源的概况和我国能源的特征，及可持续发展战略。 二、重点 在全面复习的基础上重点注意和掌握： 1. 重要概念： 状态函数（什么量是状态函数，什么量不是状态函数？）； 热力学标准态（标准浓度、标准压力）； 反应进度（ξ的计算及单位）； 标准摩尔生成焓（据其定义会表示和计算ΔfH θ m ；注意稳定态单质的为零）； 2. 盖斯定律（注意使用条件）； (1)盖斯定律的推论：若化学反应相加减，则其反应热也随之相加减（注意：方程式乘以某一系数，反应热也随之乘以某一系数；方程式方向改变，反应热符号随之改变）。 (2)3. 反应的标准摩尔焓变的计算 △rHmθ(298.15K)的计算公式； 注意事项 （1）生成物-反应物 （2）公式中化学计量数与反应方程式相符 （3）注意ΔfH θ m的正、负值 （4）反应的标准摩尔焓变近似认为不受温度影响 第二章、化学反应的基本原理与大气污染 总体要求： ?1.理解并掌握促使化学反应能够进行的动力是什么？并会计算。 ?2.理解并掌握化学反应能够进行的程度有多大，如何表述和计算。 ?3.理解并掌握化学反应进行的快慢程度怎样，如何描述和表征。 ?4.了解大气污染物分类、性质及对大气造成的影响，了解清洁生产和绿色化学 的理念。 二、重点 在全面复习的基础上，重点注意和掌握： 1、熵的概念和反应的标准摩尔熵变 S（0K）＝0（注意稳定态单质的不为零）; 物质的标准熵值Sθm 大小规律； 反应标准摩尔熵变ΔrSθm（298.15K） 的计算公式 注意： 2、吉布斯函数；反应标准摩尔吉布斯函数变 （1）G = H–TS ΔG = Δ H–T Δ S （2）吉布斯判椐 ΔG 0 ，自发过程，过程能向正方向进行 ΔG = 0 ，平衡状态 ΔG 0 ，非自发过程，过程能向逆方向进行 Δ H、Δ S对ΔG符号的影响（据Δ H、Δ S的值判断方向或已知方向判断Δ H、Δ S的值） （3）反应标准摩尔吉布斯函数变的计算 ?Δr G θm (298.15 K)的计算： ①利用ΔfG θm (物质，298.15 K)计算 ②利用△rHmθ(298.15K)和ΔrS θm（298.15K）求算： Δr G θm (298.15 K)= △rHmθ(298.15K)－298.15×ΔrS θm（298.15K） ?Δr G θm (T)的计算： Δr G θm (T)≈△rHmθ(298.15K)－T×ΔrS θm（298.15K） （4）求转变温度 平衡及其移动 标准平衡常数kθ的表达式 注意： ①浓度以c/cθ带入，气体以p/pθ带入 ②kθ只是温度的函数,温度一定, kθ为一常数,不随浓度或压力而变。 ③kθ表达式,与化学方程式的书写方式有关(注意：方程式乘以某一系数，标准平衡常数kθ的表达式如何变化？) ④多重平衡规则 反应（3）＝反应（1）+反应（2）; k3θ= k1θ.k2θ 反应（3）＝反应（1）－反应（2）; k3θ= k1θ/k2θ （2）Kθ与Δr Gθm 的关系 利用Δr G θm (T)可求不同温度下的Kθ （3）化学平衡的有关计算 见P64 例2.6 （4）化学平衡的移动 会判断浓度、压力或温度对平衡移动的影响 （5）温度对平衡常数的影响 ①对于吸热反应,△rHmθ0,随温度升高,平衡常数增大.即T↑,kθ↑ ②对于放热反应,△rHmθ0, 随温度升高,平衡常数减少.即T↑,kθ↓ 4、化学反应速率 （1）反应速率的表示式： νB:反应物取负值，生成物取正值。 （2）速率方程、速率常数k 、反应级数的含义及表示。 （3）定性判断温度对反应速率的影响: 温度升高T↑;速率常数升高k↑（k正↑，k逆↑）; 反应υ↑。 温度每增加10oC， υ或k增大2－3倍。 (4) 活化能、活化分子的含义； 能从活化分子和活化能的观点来分析浓度、温度、催化剂对反应速率的影响 第三章 水化学与水污染 总体要求： ?1.掌握稀溶液依数性的规律及其应用； ?2.掌握可溶电解质的解离平衡规则及溶液pH值的计算。 ?3.掌握难溶电解质的解离平衡规则及沉淀的生成及转化。 ?4.了解水的污染及其危害。 二、重点 稀溶液依数性 了解稀溶液的依数性（蒸气压下降、沸点升高、凝固点下降以及渗透压）与溶液的质量摩尔浓度成正比，而与溶质的本性无关。 定性掌握溶液蒸气压、沸点、凝固点、渗透压的高低顺序 ①对同浓度的溶液来说，溶液的沸点高低或渗透压大小顺序为： A2B或AB2型强电解质溶液＞AB型强电解质溶液＞弱电解质溶液＞非电解质溶液 ②对同浓度的溶液来说，溶液的蒸汽压或