普通化学 大学化学

K的关系及化学平衡的有关计算；
5、了解反应速率、基元反应、反应级数的概念；理解活化分子、 活化能、催伦剂的概念；了解影响反应速率的因素及其应用。
一、热力学基本概念：
体系、环境、状态函数、 、νB、W、Q、Qp、 QV 、 U、H、S、G、∆U、 ∆H、 ∆rH 、 ∆rHm 、 ∆rHmӨ 、 ∆fHmӨ 、 ∆BHmӨ 、 ∆cHmӨ 、 SmӨ 、 ∆rSmӨ 、 ∆G 、 ∆rGm 、∆rGmӨ 、 ∆fGmӨ 二、热力学的三个定律： 1.第一定律：∆U=q+w ∆U= qV ∆H= qp
第四章 电化学与金属腐蚀 总结
1.氧化还原反应基本概念及氧化还原反应方程式 的配平方法； 2.原电池 电极反应：氧化剂电对为正极 还原剂电对为负极 电池反应：两电极反应之和 电池符号：左（－）|| 右（＋） 标态下：Δ G ＝-n FＥ
Ө Ө
0.05917 EE lgQ n
θ
3.原电池中的热力学： ＝-n FＥ ΔG lgK ＝nE /0.0592V
ca (3)缓冲溶pH值计算：pH pK a lg cb
3.配离子的解离平衡
2 Cu(NH 3 )4
Cu
eq
2
4NH 3
4
Ki
2
c (Cu
eq
2
2 c eq (Cu(NH 3 )4 )
) [c ( NH 3 )]
Cu 4NH 3
eq
Cu(NH 3 )
2 4
2 4
电子云径 向分布图 +I1
电子去角 度分布图
5.电离能I(kJ· -1)与电负性 R(g)- emol R+(g) 6. 化学键：离子键、共价键、键长、键角、键能
n 1 2
3
n, l, m 与原子轨道的对应关系 l m 轨道符号 电子层号 亚电子层数 0 0 1s K (轨道数)1(s) 0 0 2s L 2(s,p) -1 2px (轨道数 0 2py 1 = 1+3=4) +1 2pz 0 0 3s 3px -1 M 3(s,p,d) 3py 0 1 3pz +1 (轨道数= 1+3+5=9) 2 0,±1 3dxy,3dyz,3dzx
eq
) } {c (B
eq
)}
n
溶度积规则： 无沉淀析出，或沉淀溶解 (1) Q < KS ： 饱和溶液，处于平衡 (2) Q = KS ： Q > K ： 过饱和溶液，有沉淀析出 (3) S 影响沉淀溶解平衡的因素：酸度、 配位剂、 氧化剂、 还原剂、 同离子效应、 盐效应等
s
n+m
Ks n m n m
Ө
5.电极电势的应用：
（1）判断氧化剂或还原剂的相对强弱（含金属活动顺序）
(Sn4+/ Sn2+)< (Fe3+ / Fe2+) < (MnO4- / Mn2+)
Sn2+为最强剂还原 MnO4-为最强氧化剂
剂 （2）判断氧化还原反应的方向：两高两低原理 次序：E最大者先反应
方向： 次序：
2 Fe3+ + Sn2+ = 2Fe2+ ＋ Sn4+ 2 MnO4Ө 2+ 16 H+= 2Mn2++5 Sn4++8H + 5 Sn + Ө Ө 2O
第1、2章化学热力学与化学动力学
学 习 要 求
1、理解反应进度、系统与环境、状态与状态函数的概念；
2、掌握热与功的概念和计算，掌握热力学第一定律的概念；
3、掌握pV、 pp、 U、rHm、rHm、fHm、 cHm、 rSm、rSm、Sm、rGm、rGm、fGm的概念及有关计算 和应用；掌握标准平衡常数的概念及表达式的书写； 4、掌握标准平衡常数K的概念及表达式的书写；掌握rGm与
Ө
θ m
θ
或 解题思路：
ln K r G (T ) / RT
θ θ m
θ ①由Hess定律求出 Δr H m 和 θ ②由 ΔrGm (T )
θ Δ r Sm ；
θ θ θ Δr H m (T ) TΔr Sm (T )求ΔrGm (T );
③ 由ln K
9
θ
θ θ ΔrGm (T ) / RT求K 。
（3）判断氧化还原反应的程度：lgK ＝nEMF /0.0592V
问题:
K 与EMF 何者与化学计量式写法有关?
Ө
第5章 原子结构基础 总结
本章教学要求
1．初步了解原子核外电子运动的近代概念、原子能级、 波粒二象性、原子轨道（波函数）和电子云概念.
2．了解四个量子数对核外电子运动状态的描述，掌握 四个量子数的物理意义、取值范围. 3．熟悉 s、p、d 原子轨道的形状和方向. 4．理解原子结构的近似能级图，掌握原子核外电子排布 的一般规则和 s、p、d、f 区元素的原子结构特点.
第六章小结
一、单质及无机化合物的熔点、沸点变化规律 与晶体类型、极化、分子间力有密切关系 同种晶型：熔点、沸点一般随①“式量”↗而↗ ②离子电荷数↗而↗ 但对氯化物：要考虑离子极化作用的影响 二、单质及无机化合物的化学性质 1.氧化还原性: 2.酸碱性(含水解反应): 三、配合物的组成与命名
本章教学要求
5．学会从原子的电子层结构了解元素性质，熟悉原子半 径、电离能、电子亲合能和电负性的周期性变化. 6．理解化学键的本质、共价键键长、键角等概念；
7．理解杂化轨道理论的要点，并能用该理论说明一些分 子的空间构型；
8．理解分子间力和晶体结构及其对物理性质的影响。
一、基本概念
1. 波函数 ψ l,m ( x , n,
θ m B
θ m B
r G (298.15K ) B f G ( B)
θ m
Gibbs公式： θ θ θ r Gm (T ) r H m (298.15K) T r Sm (298.15K) Gibbs等温方程：
r Gm (T ) r G (T ) RT ln Q
k 2 Ea 1 1 （2）温度 ln T T k1 R 1 2 （3）催化剂
3.化学反应理论： （1）碰撞理论： （2）过渡态理论 如何用它们解释浓度(压强)、温度、催化 剂对反应速率的影响？
七、化学平衡的有关计算 1.
θ 从 ΔrGm (T )
求K ： r G (T ) RT ln K
θ m
-ΔrGm (T) lnK = RT Van’t Hoff方程式：
Ө
Ө
K (T2) △ rHm (298K) 1 1 ln R T1 T2 K (T1)
四、化学反应方向的判据
1.Gibbs判据(普通性)： G < 0 自发进行 G = 0 平衡状态
G > 0 不能自发进行
(其逆过程是自发的) 2.商判据： Q =K Q <K Q>K
Ө Ө Ө K4 =(K1 · 2 )/ K Ө K3
③若反应3 = n反应1- m反应2，则
Ө Ө n Ө m K3 =(K1 ) · 2 ) /(K
六、化学反应速率： 1.化学反应速率方程：aA bB yY zZ
kc #43;β 元反应？ 2.影响化学反应速率的主要因素： （1）浓度
第六章：元素化学 教学要求
1.了解单质及某些化合物(氧化物、氯化物等)的熔点、沸
2.了解金属单质的还原性及非金属单质的氧化还原性的一
点、硬度、导电性等物理性质的一般规律及典型实例；
般规律；
3.了解某些化合物的氧化还原性及酸碱性等化学性的一般 规律及典型实例； 4.掌握配合物的组成、命名等基本概念，了解配合物价键 理论的基本要点及配合物的某些应用；
了解胶体的聚沉、保护及表面活性剂的结构和应 用；
了解水体的主要污染物的来源及其危害。
一、基本概念：渗透与反渗透、Ka、Kb、共 轭酸碱对、解离度α、同离子效应、缓冲溶 液、Ki、Kf Ks、s、溶度积规则
二、基本理论： 1.难挥发稀溶液的依数性： Δp = xB pA ΔTbp = kbpm ΔTfp = kfpm
2.计算平衡时各物种的组成
Example 5
反应 CO(g)+Cl2 (g) COCl 2(g) 在恒温 恒容条件下进行，已知 373K 时K q = 1.5 108. 反 应开始时，c0(CO) = 0.0350mol· -1, c0(Cl2)=0.0270 L mol · -1, c0(COCl2) = 0. 计算373K时反应达到平衡 L 时各物种的分压和CO的平衡转化率. Solution
∏ V = nRT
2.酸碱质子理论： (1)一元弱酸(弱碱)的解离平衡：
α 一元弱酸： ≈ Ka /ca 一元弱碱： ≈ K /c α b b
ceq(H+)= caα ≈ Kaca ceq(OH-)= cbα ≈ Kbcb (2)多元弱酸(弱碱)的解离平衡：分步解离 多元弱酸： ceq(H+) ≈ Ka1ca 多元弱碱： ceq(OH-) ≈ Kb1cb
1 设容器体积为1L，则根据PV=nRT可得: 初始PCO=0.0350×8.314×373=108.5 (kPa)
初始PCl2=0.0270×8.314×373=83.7 (kPa)
10
o
第3章水化学与水污染 教学要求
了解溶液的通性。
明确酸碱的近代概念，酸碱的解离平衡和缓冲溶液 的概念，掌握有关pH的计算;了解配离子的解离平衡 及其移动； 掌握沉淀与溶解平衡、溶度积规则及其有关计算；
c (Cu(NH 3 ) ) Kf eq 2 eq 4 c (Cu ) [c ( NH 3 )]