普通化学各章总结重点.doc

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1、第一章热化学与能源一、总体要求：v1.了解若干热力学基本概念和反应热效应q的测定;v2.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；v3.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ΔfHθm；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

2、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ΔfHθm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一、总体要求：v1.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。v2.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。v3.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。v4.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：

3、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–TSΔG=ΔH–TΔS（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ΔH、ΔS对ΔG符号的影响（据ΔH、ΔS的值判断方向或已知方向判断ΔH、ΔS的值）（3）反应标准摩尔吉布斯函数变的计算vΔrGθm(298.15K)的计算：①利用ΔfGθm(物质，298.15K)计算②利用△rHmθ(298.15K)和ΔrSθm（

4、298.15K）求算：ΔrGθm(298.15K)=△rHmθ(298.15K)－298.15×ΔrSθm（298.15K）vΔrGθm(T)的计算：ΔrGθm(T)≈△rHmθ(298.15K)－T×ΔrSθm（298.15K）（4）求转变温度1、平衡及其移动（1）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

5、）－反应（2）;k3θ=k1θ/k2θ（2）Kθ与ΔrGθm的关系利用ΔrGθm(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,△rHmθ>0,随温度升高,平衡常数增大.即T↑,kθ↑②对于放热反应,△rHmθ<0,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

6、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使用催化剂（降低活化能）升高温度增大浓度（或压力）↑↑↑活化分子总数反应速率活化分子分数分子总数↑↑–↑↑–↑–↑第三章水化学与水污染一、总体要求：v1.掌握稀溶液依数性的规律及其应用；v2.掌握可溶电解质的解离平衡规则及溶液pH值的计算。v3.掌握难溶电解质的解离平衡规则及沉淀的生成及转化。v4.了解水的污染及其危害。二、重点1、稀溶液依数性（1）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。（2）

7、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，溶液的蒸汽压或凝固点的顺序正好相反：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、可溶电解质的解离平衡(1)酸碱概念及共轭酸碱对（2）一元弱酸和一元弱碱的解离：(