大學化學
第一章熱化學與反應
重要概念
1.系統：客觀世界是有多種物質構成的，但我們可能只研究其中一種或若干物質。人為地將一部分物質與其他物質分開，被劃分的研究物件稱為系統。
2.相：系統中具有相同物理性質和化學性質的均勻部分稱為相。
3.狀態：是指用來描述系統的諸如壓力p、體積v、溫度t、質量m和組成等各種巨集觀性質的綜合表現。
4.狀態函式：用來描述系統狀態的物理量稱為狀態函式。
5.廣度性質：具有加和性，如體積，熱容，質量，熵，焓和熱力學能等。
6.強度性質：不具有加和性，僅決定於系統本身的性質。如溫度與壓力，密度等。
系統的某種廣度性質除以物質的量或者質量之後就成為強度性質。強度性質不必指定物質的量就可以確定。
7.熱力學可逆過程：系統經過某種過程由狀態1到狀態2之後，當系統沿著該過程的逆過程回到原來狀態時，若原來的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的可逆過程。
8.實際過程都是不可逆的，可逆過程是一種理想過程。
9.化學計量數：0= ｂ表示反應中物質的化學式，ｖｂ是b的化學計量數，量綱為一；對反應物取負值，生成物取正值。
10.化學計量數隻表示當安計量反應式反應時各物質轉化的比例數，並不是各反應物質在反應過程中世界所轉化的量。
11.反應進度： 對於化學反應來講，一般選未反應時， 引入反應進度這個量最大的優點是在反應進行到任意時刻時，可用任一反應物或產物來表示反反應進行的程度，所得的值總是相等的。
12.反應熱的測定： 所用到的儀器是彈式熱量計又稱氧彈彈式熱量計中環境所吸收的熱可劃分為兩部分：
主要部分是加入的吸熱介質水所吸收的，另一部分是金屬容器等鋼彈元件所吸收的。前一部分的熱用表示，後一部分熱用表示，鋼彈元件的總熱容告訴了則直接求得。
13.習慣對不註明溫度和壓力的反應，皆指反應是在298.15k，100kpa下進行的。
14.一般沒有特別的註明，實測的反應熱（精確）均指定容反應熱，而反應熱均指定壓反應熱。
15.能量守恆定律：在任何過程中，能量不會自生自滅，只能從一種形式轉化為另一種形式，在轉化過程中能量的總值不變。也叫做熱力學第一定律。
16.熱力學能具有狀態函式的特點：狀態一定，其值一定。殊途同歸，值變相等。周而復始，值變為零。
17.系統與環境之間由於存在溫差而交換的熱量稱為熱。若系統吸熱值為正，若系統放熱值為負。
18.系統與環境之間除了熱以外其他形式傳遞的能量都稱為功。系統得功為正，系統做功為負。
在一定條件下由於系統體積的變化而與環境交換的功稱為體積功，除體積功以外的一切功稱為非體積功。
19.功和熱都是過程中被傳遞的能量，它們都不是狀態函式，其數值與途徑有關。而熱力學第一定律中的熱力學能的改變量只有過程的始態和終態決定，而與過程的具體途徑無關。
20.化學反應熱是指等溫過程熱，即當系統發生了變化後，使反應產物的溫度回到反應前始態的溫度，系統放出或吸收的熱量。
21.定容反應熱，在恆容，不做非體積功條件下。這樣熱力學能改變量等於定容反應熱。其也只取決與始態和終態。
22.定壓反應熱，在恆壓，只做體積功的條件下，
是焓的增量，稱為焓變。如果<0表示系統放熱，>0表示系統吸熱，為吸熱反應。
23.對於只有凝聚相的系統即液態和固態的系統，，對於有氣態物質參與的系統，考慮到體積的變化，可得
24.蓋斯定律：在恆容或者恆壓條件下，化學反應的反應熱只與反應的始態和終態有關，而與變化途徑無關。
25.在任一溫度ｔ、標準壓力下表現出理想氣體性質的純氣體狀態為氣體物質的標準狀態。液體固體物質或溶液的標準狀態為任一溫度ｔ，標準壓力下的純液體，純固體或標準濃度時的狀態。
26.單質和化合物的相對焓值，規定在標準狀態時由指定單質生成單位物質的量的純物質時反應的焓變叫做該物質的標準摩爾生成焓。生成焓的負值越大，表明該物質鍵能越大，對熱越穩定。
27.規定水和氫離子的標準摩爾生成焓值為零。
28.298.15k溫度下標準摩爾反應焓等於同溫度下個參加反應物質的標準摩爾生成焓與其化學計量數的乘積的總和。
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
重要概念
1.自發反應：在給定的條件下能自動進行的反應或過程叫做自發反應或自發過程。自發過程都是熱力學的不可逆過程。
2.系統傾向於取得最低的勢能。
3.反應的焓變是判斷乙個反應能否自發進行的重要依據但是不是唯一的依據。
4.過程能自發地向著混亂程度增加的方向進行。
5.熵是系統內物質微觀粒子的混亂度（或無序度）的量度。，式中ω為熱力學概率或者稱混亂度，k為波爾茲曼常數。
6.熵的公式表明：熵是系統混亂度的量度，系統的微觀狀態數越多，熱律學概率越大，系統越混流亂，熵就越大。
7.熱力學第二定律：在隔離系統中發生的自發反應必伴隨著熵的增加，或隔離系統的熵總是趨向於極大值，這就是自發過程熱力學的準則，稱為熵增加原理。
8.熱力學第三定律：在絕對零度時，一切純物質的完美晶體的熵值都等於零。表示式為s（0k）=kln1=0；
9.依此為基礎，若知道某一物質從絕對零度到指定溫度下的一些熱力學資料如熱容等，就可以求出此溫度時的熵值，稱為這一物質的規定熵。
10.單位物質的量的純物質在標準狀態下的規定熵叫做該物質的標準摩爾熵。
11.規定處於標準狀態下水合氫離子的標準熵值為零。
12.（1）對於同一物質而言，氣態時的熵大於液態時的，液態時的熵又大於固態時的熵。
（2）同一物質在相同的聚集態時，其熵值隨溫度的公升高而增大；
（3）在溫度和聚集態相同時，分子或晶體結構較複雜的物質熵值大於分子或晶體結構較為簡單的物質的熵值。
（4）混合物或溶液的熵值往往比相應的純淨物的熵值大。
13.對於物理或者化學變化而言，幾乎沒有例外，乙個導致氣體分子數增加的過程或反應總伴隨著熵值的增大。
14.注意，雖然物質的標準熵隨溫度的公升高而增大，但是只要是沒有引起物質聚集狀態的改變，其值通常相差不大，可以認為反應的熵變基本不隨溫度而變，這一點和焓變很類似。
15.自由能：把焓和熵並在一起的熱力學函式。
16.吉布斯函式：。
17.以g作為判斷化學反應自發性的標準，稱為最小內能原理即：g<0 自發過程，過程能向正向進行；g=0 平衡狀態；g>0 非自發過程，過程能向逆向進行。
18.熵判據和吉布斯函式判據的比較：
19. 如果化學反應在恆溫恆壓條件下，除了做體積功外還做非體積功，則吉布斯函式判據應為：，上式的意義是在等溫等壓下乙個封閉系統所能做的最大非體積功等於吉布斯函式自由能的減少。
，表示最大電功。
20.熱力學等溫方程：其中r為摩爾氣體常數，為參與反應的物質ｂ的分壓力，為標準壓力（＝100kpa），為連乘算符，習慣上將稱為反應商q，稱為相對分壓，所以上式可以寫成：
，若所有氣體的分壓均處於標準狀態，即q=1，這時任一態變成了標準態。
21.道爾頓分壓定律：第一，混合氣體的總壓力p等於各組分氣體分壓力之和。
即；第二，混合氣體中的某組分氣體i的分壓力等於混合氣體的總壓力p與該組分氣體的摩爾分數之乘積，即式中，，即某組分氣體i的摩爾分數等於該氣體i的物質的量與混合氣體總的物質的量n之比。
22.標準摩爾生成吉布斯函式：在標準狀態時，由指定單質生成單位物質的量的純淨物時反應的吉布斯函式變。
23.水合氫離子的標準摩爾生成吉布斯函式等於零。
24.反應的焓變和熵變基本不隨溫度改變，而反應的標準摩爾生成吉布斯函式變則是溫度的線性函式。
25.任意狀態時的反應的摩爾吉布斯函式變可根據實際條件用熱力學等溫方程進行計算。
26.巨集觀上的化學平衡是由於微觀上仍持續進行著正逆反應的效果相互抵消所致，所以化學平衡是一種動態平衡。
27.就是化學平衡的熱力學標誌或稱反應限度的判據。平衡系統的性質不隨時間而改變。
28.標準平衡常數：當化學反應處於平衡狀態時，以其化學反應的化學計量數（絕對值）為指數的各產物與反應物分壓或濃度的乘機之比為乙個常數。
只是溫度的函式，值越大說明反應進行的越徹底，反應物的轉化率越高。
29.轉化率是指某反應物在反應中已轉化的量相對於該反應物初始用量的比率。
30.標準平衡常數可從標準熱力學方程函式求得。當反應達到平衡時，=0，則熱力學等溫方程式可以寫成
，將代入上式中得：，
31.（1）表示式可直接根據化學計量方程式寫出；（2）的數值與化學計量方程式的寫法有關；（3）不隨壓力和組成而變，但與一樣都是溫度t的函式。
32.多重平衡原則：如果某個反應可以表示成兩個或者多個反應的總和，則總反應的平衡常數等於各反應平衡常數的乘積。
33.一切平衡都只是暫時的，相對的。因條件的改變使化學反應從原來的平衡狀態轉變到了新的平衡狀態的過程叫化學平衡的移動。
34.呂·查德裡原理：假如改變平衡系統的條件之一，如濃度壓力或者溫度，平衡就會向能減弱這個改變的方向移動。
35.根據熱力學等溫方程式及合併此兩式可得根據此式只需比較靜態的反應商q與平衡常數的相對大小，就可以判斷反應進行的方向即平衡移動的方向，可分為下面三種情況：當q<，則<0 反應正向自發進行；當q=，則=0，平衡狀態；當q>，則》0,反應逆向自發進行。
36.范特霍夫等壓方程式：由和吉布斯函式方程式合併得到
37.呂·查德裡原理得出：化學平衡的移動或化學平衡的方向是考慮反應的自發性，決定於是否小於零；而化學平衡則是考慮反應的限度，及平衡常數它取決於（注意不是）數值的大小。
38.影響化學反應速率的因素概括為三類：一是反應物的本性，二是反應物的濃度和系統的溫度壓力催化劑等客觀量。三是光電磁等外場。
39.元反應：一步完成的反應又稱作基元反應。
40.在給定的溫度條件下對於元反應，反應速率與反應物濃度（以化學反應方程式中相應物質的化學計量數的絕對值為指數）的乘積成正比。，其中k稱為反應的速率常數，對於某一給定反應在同一溫度、催化劑等條件下，k是乙個不隨反應物濃度而改變的定值。
顯然k的單位隨反應級數n=a+b值的不同而異。
41.一級反應：（1）ln對t作圖得一直線，斜率為；（2）半衰期與反應物的起始濃度無關。當溫度一定時，是與k成反比的乙個常數。（3）速率常數k具有的量綱。
大學化學期末考試複習
大學化學 第一章熱化學與反應 重要概念 1.系統 客觀世界是有多種物質構成的，但我們可能只研究其中一種或若干物質。人為地將一部分物質與其他物質分開，被劃分的研究物件稱為系統。2.相 系統中具有相同物理性質和化學性質的均勻部分稱為相。3.狀態 是指用來描述系統的諸如壓力p 體積v 溫度t 質量m和組成...
大學化學期末複習
1 什麼是化學？化學是在原子和分子水平上研究物質的組成 結構 效能及其變化規律和變化過程中能量關係的學科。系統中具有相同的物理性質和化學性質的均勻部分。狀態函式 用來表徵系統狀態的物理量稱為狀態函式。過程 系統的狀態發生變化，從始態到終態，我們稱系統經歷了乙個熱力學過程，簡稱為過程。途徑 實現這個過...
綠色化學期末考試
1.綠色化學的概念？答 綠色化學是指 在製造和應用化學產品時應有效利用 最好可再生 原料,消除廢物和避免使用有毒的和危險的試劑和溶劑.綠色化學又稱環境友好化學 環境無害化學 清潔化學，是用化學的技術和方法去減少或消除有害物質的生產和使用。2.綠色化學主要特點？答 1 充分利用資源和能源，採用無毒 無...