《大學化學a》各章小結
補充熱力學部分與平衡部分
1、本章以熱力學第
一、二定律為基礎，重點講授熱力學狀態函式即熱力學能（內能）（u）、焓（h）、熵（s）、自由能（g）的概念及其變化值的計算，解決化學反應中能量變化問題及反應進行的方向和限度問題。
一、熱力學第一定律
熱力學第一定律數學表示式為：
△u=q+w
△u為熱力學能變、q為熱，w為功。應用熱力學第一定律應注意各物理量的正負號和單位。熱力學第一定律是能量守恆定律在熱力學體系上的應用。
二、化學反應的熱效應
1．焓變。
h和u一樣，其絕對量是無法測定的，但當體系狀態發生變化時，體系的焓變可以通過測量定壓熱效應而求得。
吸熱反應△h＞0，放熱反應，則△h＜0。
如果有氣體參與反應，在定溫定壓下的熱效應：
式中： 為氣體產物的物質的量與氣體反應物的物質的量之差。
2．反應進度與反應的摩爾焓變
對於化學反應可表示為反應進度定義為：
反應進度的si單位為mol
注意：反應進度是與反應方程式直接聯絡的，離開方程式該反應進度是沒有意義的。反應的摩爾焓變為反應時的焓變除以反應進度ξ：
△rhm=△h/ξ
3．化學反應焓變
三、熵熵是量度體系混亂度的狀態函式。
在標準狀態下物質的摩爾熵稱為該物質的標準摩爾熵。由物質的smθ可計算化學反應的△rsmθ。
四、化學反應的方向
1．自由能與標準生成自由能
自由能g的定義：g=h-ts
在定溫定壓且體系不作非體積功的條件下，利用△rgm判斷化學反應的方向和限度：
△rgm ＜0，反應自發進行（正向自發）；
△rgm=0，反應處於平衡狀態；
△rgm＞0，反應不能自發進行（逆向自發）
應當指出，在定溫定壓下的正常相變，兩相是相互平衡的。如h20在373k、101.3kpa下汽化；冰在273k,101.3kpa下融化，兩相是相互平衡的，因此其△g=0。
標準摩爾生成自由能是指298k、pθ下，由元素最穩定的單質生成1mol物質時的自由能變化。根據定義，元素穩定單質的標準摩爾生成自由能在任何溫度時均為零。由物質的△fgmθ可計算反應的
2．gibbs-helmholts方程式的應用
△rgm=△rhm－t△rsm
標準狀態時：
實際應用時,因反應的△rhmθ和△rsmθ隨溫度變化不大,故可作近似計算
對於乙個化學反應，根據△rgm=△rhm－t △rsm可知，溫度對反應方向的影響分四種情況：
這裡必須指出的是△rgm和的意義不同。△rgm是指反應體系中各物質處於任意狀態（分壓或溶液濃度不加規定）反應的進度ξ=1mol時的摩爾吉布斯自由能變，它表示實際條件**系自發變化的趨勢；而△rgmθ指反應體系中各物質都處於標準狀態下，反應進度ξ=1mol時的標準摩爾吉布斯自由能變，它只表示標準狀態時反應自發進行的趨勢。
另外，△rgm ＜0只是從熱力學角度說明反應在定溫定壓下有自發進行的可能性，但有的反應儘管△rgm ＜0 實際上並不發生。如298k下h2(g)與02(g) 化合成h2o(l)的反應，.若要此類反應實現，往往需要加熱以提供能量或採用催化劑以降低反應的活化能。
因此，化學反應在熱力學上有進行的可能性與動力學上能否實現，兩者之間沒有必然的聯絡。
化學平衡
本章討論標準平衡常數的意義，化學反應等溫式，影響平衡移動的因素，重點掌握化學平衡原理及有關計算。
一、標準平衡常數
1．標準平衡常數的表示式
二、平衡常數與自由能變化的關係
定溫定壓下，對於任意的氣體反應：
aa（g）+bb（g）ee（g）+ff（g）
則有：式中q稱為反應商
當反應達到化學平衡時，
代入前式可得：
此式稱為化學反應等溫式，可用來判斷化學反應的方向和限度。
當時，，正反應自發進行
當時，，反應達到平衡狀態
當時，，逆反應自發進行
三、影響化學平衡移動的因素
1．濃度及壓力對化學平衡的影響
改變任一反應物或產物的濃度，則，必然引起平衡的移動，達到新的平衡時，q重新等於（溫度不變時）
壓力對沒有氣體參入反應的平衡體系無影響；對於反應前各氣體分子數相等（）的反應，改變體系的總壓不能使平衡發生移動。在氣體反應物分子數和產物分子數不相等的反應中，增加體系的總壓平衡向的方向移動。
2．溫度對化學平衡的影響
溫度改變會導致平衡常數改變，從而使平衡發生移動。
該式為范特霍夫（j.h.van』t hoff）公式。
催化劑不能使平衡發生移動。
四、標準平衡常數的計算方法
1．通過計算標準狀態平衡時各物質的組成，濃度或分壓求算：
2．由熱力學函式計算：
；3．利用van』t hoff式計算
（4）對於氧化還原反應則利用標準電動勢和電子轉移數計算：（見氧化還原反應與電化學）
（5）利用多重平衡原理求平衡常數。
第1章原子結構和元素週期律
1、基本概念
波函式、原子軌道、概率密度、能級、電子雲、電子層、電子亞層、簡併軌道等物理量的物理意義
2、四個量子數
1. 取值範圍：
2. 物理意義
3、多電子原子核外電子排布
1. 能級高低順序（鮑林軌道能級圖）
1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d
2. 電子排布三原則
①能量最低原理；②泡利不相容原理；③洪特規則；特殊規則
3. 會寫30號之前元素的電子排布式
4. 惰性氣體一族的核外電子排布
四、元素週期律和元素週期表
1. 根據原子的電子排布情況判斷元素位於週期表中的位置：週期、族、分割槽
2. 原子半徑、電離能、電子親和能以及電負性的變化規律
第二章化學鍵和分子結構
一、離子鍵的形成、本質和特點
二、共價鍵理論
1. 價鍵理論
理論的基本要點；共價鍵的本質、特點和分類
2. 雜化軌道理論
①理論的基本要點
②sp、sp2、sp3、不等性sp3雜化形成分子的分子構型，會判斷典型化合物的雜化型別。
書上有例子，自己看。
3. 分子的極性
會判斷常見分子的極性：正負電荷中心重合（分子構型對稱）的為非極性分子，不重合（分子構型不對稱）的為極性分子。
自己找一些分子，學會判斷。
三、分子間力和氫鍵
1. 分子間力的分類及產生原因
2. 會判斷分子間力的型別：
極性分子與極性分子之間：取向力、誘導力、色散力
極性分子與非極性分子之間：誘導力、色散力
非極性分子與非極性分子之間：色散力
3. 氫鍵
①氫鍵的形成：x—h y （x、y=n、o或f）
②氫鍵的特點：方向性和飽和性
③氫鍵的型別：分子間氫鍵和分子內氫鍵
4. 分子間力和氫鍵對於物質結構的影響
第三章定量分析的過程
一、分析方法的分類
二、定量分析結果的表示
固體試樣常用質量分數ωb表示，液體試樣常用物質的量濃度表示。
3、滴定分析法概述
1. 滴定分析法對化學反應的要求
2. 滴定方式：直接滴定法、返滴定法、間接滴定法、置換滴定法（示例應用）
3. 基準物質和標準溶液
①基準物質應符合的條件（分清哪些是基準物，四大滴定法）
②標準溶液濃度的表示方法：物質的量濃度和滴定度
③標準溶液的配製方法：直接法和間接法
4. 滴定分析法的計算
第五章誤差與資料處理
一、定量分析誤差
1. 誤差的分類及產生原因：系統誤差和偶然誤差
2. 準確度與誤差、精密度與偏差
3. 準確度與精密度的關係：精密度是保證準確度的前提條件。
4. 提高分析結果準確度的方法
①消除系統誤差：對照試驗、空白試驗、校正儀器、校正方法
②減小偶然誤差：增加平行測定的次數
2、分析資料的統計處理
1. 偶然誤差的正態分佈
2. 可疑資料的取捨—q檢驗法
三、有效數字及其運算
1. 有效數字位數的確定
2. 有效數字的修約規則
3. 有效數字的運算規則
第六章酸鹼反應和酸鹼滴定法
一、酸鹼質子理論
1. 酸鹼的定義和共軛酸鹼對
2. 酸鹼反應的實質
二、酸鹼平衡
1. 水的解離和溶液的ph
kw=[h+][oh-]，25°c時，kw=1×10-14
2. 弱酸弱鹼的解離平衡
ka、kb
共軛酸鹼對：
3. 影響酸鹼平衡的因素
①稀釋定律：
②同離子效應和鹽效應
三、質子平衡方程的書寫
四、酸鹼溶液ph的計算
①強酸強鹼溶液：完全電離
②一元弱酸溶液：
③一元弱鹼溶液：
④緩衝溶液：
五、緩衝溶液
①緩衝溶液的定義、組成和緩衝原理
②有關計算
③緩衝容量和緩衝範圍
④緩衝溶液的選擇和配製
六、酸鹼滴定法
①酸鹼指示劑的變色原理
②酸鹼滴定曲線：
指示劑的選擇原則：使指示劑的變色範圍全部或部分落在滴定突躍範圍之內
影響滴定突躍的因素：c、ka或kb
準確（直接）滴定的條件：
③hcl和naoh標準溶液的配製和標定
均採用間接法配製；常用無水碳酸鈉作為基準物質，甲基橙作為指示劑標定鹽酸標準溶液；常用鄰苯二甲酸氫鉀作為基準物質，酚酞作為指示劑標定氫氧化鈉標準溶液
④酸鹼滴定法的應用：雙指示劑法測定混合鹼含量（課後習題）
第七章配位反應和配位滴定法
一、配位化合物
1. 配合物的組成
2. 配合物的命名
3. 螯合物
二、配位解離平衡
1. 配合物的平衡常數：穩定常數
2. 配位反應的酸效應係數和條件穩定常數
3. 配位平衡與酸鹼平衡、沉澱平衡、氧化還原平衡影響（計算）
3、配位滴定法
1. 金屬指示劑：變色原理、指示劑應具備的條件、指示劑的封閉和僵化現象
2. 配位滴定曲線中滴定突躍的影響因素：cm、
3. 單一離子準確滴定的條件：
4. 配位滴定中的酸度控制：
5. 最高酸度（最低ph）：（聯絡滴定突越）
最低酸度（最高ph）：
6. 提高配位滴定選擇性的方法
①控制酸度進行分步滴定：
②掩蔽和解蔽：
配位掩蔽、沉澱掩蔽、氧化還原掩蔽
7. edta標準溶液的配製和標定
間接法配製，常用zn作為基準物質，鉻黑t作為指示劑進行標定。
8. 配位滴定的方式和應用（課後習題）
第八章氧化還原反應和氧化還原滴定法
940大學化學考試大綱
中國地質大學研究生院 碩士研究生入學考試 大學化學 考試大綱 一 考試形式 閉卷，答題時間為3小時。二 試卷結構 滿分為150分 填空題與選擇題約30 解答題與計算題約70 三 主要參考書 大學化學 金繼紅主編，化學工業出版社。大學化學實驗 安黛宗主編，中國地質大學出版社。四 考試內容及考試要求 1...
大學化學基礎化學習題
第一章1 依數性 溶液的與溶質本性無關，只與其濃度有關的一些性質 如蒸氣壓降低，沸點公升高，凝固點降低，滲透壓 稀溶液濃度 0.1 l 1溶質 非電解質且難揮發的物質 2.物質的量濃度c aa 1 a c a 3 在400克水中,加入90 g g h2so4100克.求溶質的x,b?解 x 100 ...
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