大學化學期末復習資料

1．什么是化學？（化學是在原子和分子水平上研究物質的組成、結構、性能及其變化規(guī)律和變化過程中能量關系的學科。）2.相、狀態(tài)函數(shù)、過程與途徑、功和熱、反應進度的概念，熱力學第一定律及其相關計算。（相：系統(tǒng)中具有相同的物理性質和化學性質的均勻部分。狀態(tài)函數(shù)：用來表征系統(tǒng)狀態(tài)的物理量稱為狀態(tài)函數(shù)。過程：系統(tǒng)的狀態(tài)發(fā)生變化，從始態(tài)到終態(tài)，我們稱系統(tǒng)經(jīng)歷了一個熱力學過程，簡稱為過程。途徑：實現(xiàn)這個過程可以采取許多種不同的具體步奏，我們就把每一種具體步奏稱為途徑。在熱力學中，系統(tǒng)發(fā)生變化時，設與環(huán)境之間交換的熱為Q，與環(huán)境交換的功為W，可得熱力學能（亦稱內能）的變化為ΔU=Q+W或ΔU=Q-W（目前通用這兩種說法，以前一種用的多），為了避免混淆，物理中普遍使用第一種，而化學中通常是說系統(tǒng)對外做功，故會用后一種。）例如，在一定條件下，由水、冰、水蒸氣、氮氣和氧氣組成的體系中含有：（A）A、三個相B、四個相C、五個相D、六個相3．焓的概念，化學反應的標準摩爾焓變、物質標準摩爾生成焓的定義，化學反應的標準摩爾焓變的計算。（焓是一個熱力學系統(tǒng)中的能量參數(shù)。所謂標準狀態(tài)，是在指定溫度T和標準壓力p下該物質的狀態(tài)，簡稱標準態(tài)。標準摩爾生成焓記為ΔfHm(B,相態(tài),T)，在溫度T（若為298.15K時則可不標出）下，由標準狀態(tài)的單質生成物質B(νB=+1)反應的標準摩爾焓變。即在標準狀態(tài)下（反應物和產(chǎn)物都是處于100KPa，通常溫度選定298.15K），由指定單質生成單位物質的量（1mol）的化合物的化學反應熱（即恒壓反應熱），稱為該物質的標準摩爾生成焓或標準生成熱。標準摩爾生成焓的單位：kJ/mol。）4.熵的概念，物質標準摩爾熵的定義及大小比較。（熵-定義：描述物質混亂度大小的物理量。物質(或體系)混亂度越大,對應的熵值越大。符號：S。單位:JK-1在0K時,一個純物質的完美晶體,其組分粒子(原子、分子或離子)都處于完全有序的排列狀態(tài),混亂度最小,熵值最小。任何純物質的完美晶體在0K時的熵值規(guī)定為零(S0＝0)。熵是狀態(tài)函數(shù)。溫度升高,體系或物質的熵值增大。標準摩爾熵-定義：某單位物質的量的純物質在標準態(tài)下的熵值稱為標準摩爾熵。符號：Sm單位：J·mol-1·K-1。影響熵值的因素：溫度升高，物質的熵值增大。同一物質在氣態(tài)的熵值總是大于液態(tài)的熵值，而后者又大于固態(tài)的熵值。氣態(tài)多原子分子的熵值比單原子分子大。因為熵是一種狀態(tài)函數(shù),所以化學反應的標準摩爾反應熵變(rSm)只取決于反應的始態(tài)和終態(tài)，而與變化的途徑無關。標準摩爾反應熵變rSm＝ΣiSm(生成物)+ΣiSm(反應物)）例：（簡要回答）將下列各物質按標準熵值由大到小的順序排列，并簡述原因。A.Cl2(g)B.Br2(l)C.KCl(s)D.K(s)E.Na(s)解：A>B>C>D>E；A為氣態(tài)，混亂度最大，其熵值亦最大；B為液態(tài)，其熵值較亦A??；C、D、E均為固態(tài)，依其復雜混亂程度依次減小。5.吉布斯函數(shù)變的概念，物質的標準摩爾生成吉布斯函數(shù)變以及反應的標準摩爾吉布斯函數(shù)變的定義及相關計算。（摩爾吉布斯自由能變量(簡稱自由能變)，以rGm表示，單位：kJ·mol-1。吉布斯公式-在等溫、等壓下,化學反應摩爾吉布斯自由能變(rGm)與摩爾反應焓變(rHm)、摩爾反應熵變(rSm)、溫度(T)之間有如下關系:rGm＝rHm–TrSm）6.反應自發(fā)性的判斷。轉向溫度的計算。例如：工業(yè)上合成氨的反應為：N2(g)+3H2(g)==2NH3(g)，試利用下表有關熱力學數(shù)據(jù)通過計算說明：(1)298K時反應的（298K），說明常溫常壓條件下合成氨反應的可行性；(2)估算在標準條件下自發(fā)進行的最低溫度；(3)400K時合成氨反應的標準平衡常數(shù)(298.15K)/kJ·mol-1(298.15K)/kJ·mol-1解（1）(298K)=vB(298K)=-32.86kJ·mol-1<0所以常溫常壓條件下合成氨反應可能自發(fā)進行。（2）(298K)=vB(298K)=-92.86kJ·mol-1(298K)=vB(298K)=(2×192.3-191.5-3×130.6)J·mol-1·K-1=-198.7J·mol-1·K-1所以標準條件下自發(fā)進行的最低溫度：Tc≤（3）(400K)≈(298K)–T(298K)=[-92.86-400×(-0.1987)]kJ·mol-1=-13.38kJ·mol-1所以(400K)＝55.88C(HAc)≈0.20mol.dm-3＋0.009mol.dm-3=0.209mol.dm-3C(Ac)≈0.20mol.dm-3﹣0.009mol.dm-3=0.191mol.dm-3pH=pKaθ﹣lgC(HAc)／C(Ac)=4.75－lg0.209mol.dm-3／0.191mol.dm-3＝4.75﹣lg1.15＝4.75-0.20=4.5515.化學反應方程式的配平。例如：配平方程式MnO2+4HCl→MnCl2+Cl2+2H2O16.根據(jù)反應設計原電池，原電池的符號表示，原電池正負極的判斷，會寫電極反應及電池反應。（正極發(fā)生氧化反應，負極發(fā)生還原反應）例如：、將下列反應設計成原電池，以電池符號表示，并寫出正、負極反應(設各物質均處于標準態(tài))。2I-+2Fe3+=I2+2Fe2+Zn+Cd2+=Zn2++Cd17.原電池電動勢及電極電勢的相關計算，利用能斯特方程的應用：判斷強的氧化劑和還原劑、判斷氧化還原反應進行的方向。例如，已知在298.15K和標準壓力下，(Cu2+/Cu)=0.3419V、(Fe2+/Fe)=-0.4470V。若把Cu2+/Cu電極和Fe2+/Fe電極組成原電池，則：(1)寫出電極反應，電池反應和電池圖式；Fe+Cu2+=Cu+Fe2+(2)計算原電池標準電動勢；=(Cu2+/Cu)—(Fe2+/Fe)=0.7889v(3)計算反應的標準摩爾吉布斯函數(shù)變；＝－nF=－2×96485C·mol-1×0.7889V＝－152.23kJ·mol-1(4)計算298.15K時電池反應的平衡常數(shù)。ln=－(298.15K)/RT=－=61.41=4.6×102618.電解池的組成、電極反應和應用（電鍍、陽極氧化）。(陽極：活潑金屬—電極失電子（Au,Pt除外）；惰性電極—溶液中陰離子失電子–失電子能力：活潑金屬（除PtAu）>S2->I->Br->Cl->OH->含氧酸根(NO3->SO42-)>F-陰極：溶液中陽離子得電子得電子能力：Ag+>Hg2+>Fe3+>Cu2+>H+（酸）>Pb2+>Sn2+>Fe2+>Zn2+>H2O（水）>Al3+>Mg2+>Na+>Ca2+>K+（即金屬活潑性順序表的逆向）)19.電子核外運動規(guī)律（量子化、波粒二象性、統(tǒng)計性），單電子運動規(guī)律的描述（四個量子數(shù)）20.波函數(shù)（原子軌道）與電子云的概念。例：1、n=3，l=1的原子軌道稱為3p軌道，計有3條，3種空間趨取向，該類軌道最多可容納6電子。2、原子核外電子排布要遵從核外電子排布三原則，具體包括（泡利不相容）原理、（能量最低）原理以及（宏特）規(guī)則。21.核外電子分布規(guī)律，元素周期表。例如：現(xiàn)代元素周期表中每一橫行稱為一個周期，周期表中共有18個族。例：已知某元素＋2價離子電子分布式為1s22s22p63s23p6，該元素在周期表中的分區(qū)為……答(A)A.s區(qū)B.p區(qū)C.d區(qū)D.f區(qū)22.化學鍵。例如：化學鍵可分為離子鍵.共價鍵和金屬鍵三種基本類型。23.離子鍵、共價鍵（方向性、飽和性的理解）、金屬鍵的特點。例如，單選：下列說法中錯誤的是：（A）A.化學鍵主要有金屬鍵、離子鍵、共價鍵和氫鍵B.化學鍵是一種強作用力C.極性分子間同時存在色散力、取向力和誘導力D.含氫鍵的物質一般熔點較高24.共價鍵極性與分子極性的關系。（分子的極性是分子中正負電荷中心不重合，使分子現(xiàn)極性；如果重合就非極性。共價鍵極性是因為原子的電負性不同，使的電子云偏向一方，使一原子現(xiàn)+，另一現(xiàn)-）25.共價鍵理論（價鍵理論、雜化軌道理論）（軌道雜化理論·中心原子能量相近的不同軌道在外界的影響下會發(fā)生雜化，形成新的軌道，稱雜化原子軌道，簡稱雜化軌道；·雜化軌道在角度分布上，比單純的原子軌道更為集中，因而重疊程度也更大，更加利于成鍵；·參加雜化的原子軌道數(shù)目與形成的雜化軌道數(shù)目相等，不同類型的雜化軌道，其空間取向不同。共價鍵是\o"化學鍵"化學鍵的一種，兩個或多個\o"原子"原子共同使用它們的外層\o"電子"電子，在理想情況下達到電子飽和的狀態(tài)，由此組成比較穩(wěn)定和堅固的化學結構叫做共價鍵。與\o"離子鍵"離子鍵不同的是進入共價鍵的原子向外不顯示電荷，因為它們并沒有獲得或損失電子。共價鍵的強度比\o"氫鍵"氫鍵要強，與\o"離子鍵"離子鍵差不太多或有些時候甚至比離子鍵強。）26.分子間作用力：范德華力、氫鍵27.配合物的組成和命名。（①命名配離子時，配位體的名稱放在前，中心原子名稱放在后。②配位體和中心原子的名稱之間用“合”字相連。③中心原子為離子者，在金屬離子的名稱之后附加帶圓括號的羅馬數(shù)字，以表示離子的價態(tài)。④配位數(shù)用中文數(shù)字在配位體名稱之前。⑤如果配合物中有多種配位體，則它們的排列次序為：陰離子配位體在前，中性分子配位體在后；無機配位體在前，有機配位體在后。不同配位體的名稱之間還要用中圓點分開。）例如：配合物K4[Fe(CN)6]的名稱是氰化鐵酸鉀鹽，其中心離子是Fe，配位體是CN-，配位數(shù)是6。28.配合物的價鍵理論。（1/配合物的中心例子與配位體之間以配位鍵結合。要形成配位鍵，配體中配位原子必須含孤對電子，中心例子必須具空的價電子軌道。2/中心例子的空軌道必須雜化，以雜化軌道成健。在形成配合物時，中心離子的雜化軌道與配體的孤對電子所在軌道發(fā)生重疊，從而形成配位鍵。3/中心離子的不同軌道參與雜化可分別形成內軌型和外軌型配合物。）基本常識。例如：單選，化學危險藥品對人身會有刺激眼睛、灼傷皮膚、損傷呼吸道、麻痹神經(jīng)、燃燒爆炸等危險，一定要注意化學藥品的使用安全，以下不正確的做法是：（C）A.