大一普通化学期末考试复习重点

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1、※内能：体系中各种形式运动能量的总和，用U或E表示。目前仍无法测量、计算一个体系内能的绝对值，但是内能变化的相对值（ΔU），可以通过两个状态之间能量的得失来求出，与过程无关。 ※热力学第一定律:  ΔU = Q + W        W=-P外ΔV（只有体积功的时候） ※通过不同途径从同样的初态膨胀或压缩到同样的终态环境对体系的功不同。由此给出一个重要结论：压强-体积功是一个和途径有关的物理量。 ※物理学上把一个体系能通过原途往返而环境无功损失的过程称为可逆过程；而把往返路径不一致因而环境有功损耗的过程叫做不可逆过程。

2、 ※对于理想气体体系的各种可逆过程（没有化学反应），功、热和体系内能变化之间的关系分别为： 1. 等容过程: DV= 0，W = 0，QV = n･CVDT  体系的内能变化为：DU = QV = nCVDT  (Cv等容热容,书P123~125) 2. 等压过程: W = - PDV，QP = nCPDT体系的内能变化为：DU = - PDV + nCPDT= -n R DT + n CP DT= n (CP - R) DT = n CV DT 3. 等温过程 : W = -nRTln (V2/V1)  DU = 0

3、  体系从环境吸收的热量则为Q = -W = nRTln (V2/V1) 4. 绝热过程 : Q = 0,  W = DU,  DU= n CV DT,  W = DU = n CVDT 无论什么过程，没有化学反应的理想气体体系的内能变化都是：DU= n CV DT (因为等温过程的DT = 0，所以DU = 0) ※热容比g =VPCC=VVCRC+= 1 +VCR(可以得出CV = R / (g-1)所以绝热过程中环境对体系所作的功为：W = DU = n CVDT =nRT1Dg-) ※对没有化学反应的理想气体体

4、系：DU＝nCVDT(W和Q不是状态函数，与具体过程有关) 所有过程（可逆、不可逆过程）都必须服从热力学第一定律 ※化学反应的热效应（只考虑体积功）: 化学反应发生后，产物（终态）温度恢复到反应前反应物的温度（始态），过程中体系只对抗外压力做体积功，同时放出或吸收的热为此反应的反应热 a） 恒容反应热 : 等容过程W = －PΔV = 0 故ΔU = Qv， ΔU = Qv = nCvΔT b） 恒压反应热 : 在等压过程中W =－PΔV， ΔU = Q + W = Qp－PΔV→Qp = ΔU－W =（U2+PV2）

5、-（U1+PV1） 说明等压反应热不仅与内能有关，也与体积变化有关 Qp = nCpΔT    ΔU = －PΔV + nCpΔT对理想气体： ΔU = －nRΔT + nCpΔT= n（Cp－R）ΔT = nCvΔT ※状态函数焓(H) : H = U + PV  ; Qp = H2－H1 =ΔH在等压过程中，体系吸收（或释放）的热量，全部用于增加（或减少）体系的焓。同样，在等容过程中，体系吸收（或释放）的热量，全部用于增加（或减少）体系的内能，ΔU = Qv = nCvΔT。 ※ΔH与ΔU的关系：在只涉及固态和液态

6、的反应，PΔV项可忽略，则ΔU~ΔH     在涉及气态的反应ΔH与ΔU有较大的差别，因为PΔV = ΔngRT所以ΔH = ΔU + ΔngRT ※热化学方程式注意点： 1） 方程式系数代表参与反应的摩尔数，不一定是整数 2） 要标明反应物和产物的状态，状态不同，ΔH也会不同 3） 物质的焓与温度有关，必须注明：ΔrHmØ（298）上标Ø代表热力学标准状态：1atm；溶液1 mol•kg－1（m）；液态，固态纯物质; 下标r 代表反应焓， m 代表摩尔焓，（298）代表温度，若指25°C ~ 298.15 K，可以简

7、写为ΔrHmØ，还可简写为ΔHØ 4 )  因ΔH属广度性质，故与方程式绑在一起 5） 当反应逆向进行时，逆反应的ΔHØ与正反应的数值相等，符号相反。 ※物质的燃烧焓(DHcombo)是指：1摩尔物质在氧气中完全燃烧而变成稳定产物的过程中所发生的焓变叫燃烧焓。 ※盖斯定律：化学反应热效应恒定定律, 热化学方程式具有加和性。 ※生成反应 : 由稳定单质生成化合物（或不稳定单质）的反应 ※标准生成焓(ΔfHØ) : 在标态下，（T）K时，由稳定单质生成1mol化合物的焓变 (T=298K时可略写为ΔfHmØ、ΔHfØ ) 

8、 ※稳定单质 : 元素在1atm，25℃时最稳定的形态。稳定单质的生成焓为零 ※键焓：在标态下，断开1mol气态物质的键，形成气态原子的焓 ※常用键能B.E来表示键焓: 1）B.E总是正数。2）在多原子分子中相同的键的B.E值是不等的。3）在不同分子中相同键的B.E值也不等。 ※引入平均B.E的概念 ΔHØ＝－[SB.E产物－SB