第一章：概述及气体 熟练掌握理想气体状态方程 ,掌握分压、分体积概念及计算。 ·理解真实气体与理想气体的偏差。 ·了解气体分子动理论。 一、理想气体状态方程式： pV=nRT 分压定律：混合气件的隐等于混合气体中各组分气体分压之和 p-P1+P2+×或 p=apB 二、真实气体方程：【p+anW](V.nb)=nRI 作业：思考题9、11；习题10,16 第二章热化学 •理解热力学的术语和基本概念。 熟练掌振热力学第一定律文字表述和数学表达式。 ·理解功、热、热力学能、焓、热容、摩尔相变焓、标准摩尔反应格、标准摩尔生成焓、标准摩 尔燃烧焓等概念。 ·掌握热力学第一定律在化学变化中的应用，掌握计算反应热效应。 一、热力学 一些常用的术语：状态、状态函数、过程、途径 热力学能(U):体系内储有的全部能量之和，也称内能。包括分子运动的动能、分子间的位能 以及分子、原子内部所蕴藏的能量。U是状态函数 二、热力学第一定律 能量具有各种形式，它们之间可以相互转化，而且在转化的过程中能量的总值不变。实质是能 量守恒与转化定律。 △U=Q-W 三、热力学函数 琴出热、等压反应热和格的概念
第一章：概述及气体 •熟练掌握理想气体状态方程。 •掌握分压、分体积概念及计算。 •理解真实气体与理想气体的偏差。 •了解气体分子动理论。 一、理想气体状态方程式： pV = nRT 分压定律：混合气体的总压等于混合气体中各组分气体分压之和。 p = p1 + p2 + ××× 或 p = åpB 二、真实气体方程：[p+a(n/V)2 ](V-nb)=nRT 作业：思考题 9、11；习题 10，16 第二章 热化学 •理解热力学的术语和基本概念。 •熟练掌握热力学第一定律文字表述和数学表达式。 •理解功、热、热力学能、焓、热容、摩尔相变焓、标准摩尔反应焓、标准摩尔生成焓、标准摩 尔燃烧焓等概念。 •掌握热力学第一定律在化学变化中的应用，掌握计算反应热效应。 一、热力学 一些常用的术语：状态、状态函数、过程、途径 热力学能(U)： 体系内储有的全部能量之和，也称内能。包括分子运动的动能、分子间的位能 以及分子、原子内部所蕴藏的能量。U 是状态函数 二、热力学第一定律 能量具有各种形式，它们之间可以相互转化，而且在转化的过程中能量的总值不变。实质是能 量守恒与转化定律。 三、热力学函数 等容反应热、等压反应热和焓的概念 B B p p x * = U = Q −W QV = U
H=U+pV、等压反应热：Qp=H四、格变与热化学方程式 表示化学反应及其热效应（标准摩尔格变）关系的化学反应方程式。盖斯定律：化学反应不管是 一步完成还是分几步完成，其反应热总是相同的。 生成格：由元素的稳定单质在标准态和指定温度（常为298K)下生成物质BB~+1)时的热效 应，称为物质B在该温度下的标准摩尔生成烙 五、键能与反应焓变的关系 作业：思考题4：习题9、10、20、23 第三章化学动力学基础 ·理解化学反应速率的概念。 ·理解反应速率常数以及反应级数的概念， ,掌握通过实验确立速率方程的方法。 ·了解一级、二级反应的速率方程及其应用。 ,理解阿累尼乌斯方程的意义，并掌握其应用。理解活化能及指前因子的意义。 ·理解气相双分子碰撞理论和过渡状态理论的基本观点及有关概念。 ·了解基元反应速率理论的基本思想。（自学） 了解催化作用。（可自学） 基本概念 平均速率：某一有限时间间隔内浓度的变化量 聚时速率：时间间隔趋于0时，平均速率的极限值 反应速率方程式 D=kcc唱 反应级数、反应速率方程式的确定一初始速率法、半衰期 举握Arrhenius方程式及其应用 k=kcp(-B,/R活化能Ea及指前因子知 应用：(1)己知T11,T2一k2,求Ea:(2)由Ea计算反应速率常数 碰撞理论和过渡状态理论 碰撞理论前提：发生碰撞的分子应有足够高的能量：碰撞的几何方位要适当
等容反应热焓、等压反应热：Qp = H 四、焓变与热化学方程式 表示化学反应及其热效应(标准摩尔焓变)关系的化学反应方程式。盖斯定律：化学反应不管是 一步完成还是分几步完成，其反应热总是相同的。 生成焓：由元素的稳定单质在标准态和指定温度（常为 298K）下生成物质 B(νB=+1)时的热效 应，称为物质 B 在该温度下的标准摩尔生成焓 五、键能与反应焓变的关系 作业：思考题 4；习题 9、10、20、23 第三章 化学动力学基础 •理解化学反应速率的概念。 •理解反应速率常数以及反应级数的概念。 •掌握通过实验确立速率方程的方法。 •了解一级、二级反应的速率方程及其应用。 •理解阿累尼乌斯方程的意义，并掌握其应用。理解活化能及指前因子的意义。 •理解气相双分子碰撞理论和过渡状态理论的基本观点及有关概念。 •了解基元反应速率理论的基本思想。（自学） •了解催化作用。（可自学） 基本概念 平均速率：某一有限时间间隔内浓度的变化量 瞬时速率：时间间隔趋于 0 时，平均速率的极限值 反应速率方程式 反应级数、反应速率方程式的确定——初始速率法、半衰期 掌握 Arrhenius 方程式及其应用 ， 活化能 Ea 及指前因子 k0 应用：（1）已知 T1—k1， T2—k2，求 Ea；（2）由 Ea 计算反应速率常数 碰撞理论和过渡状态理论 碰撞理论前提：发生碰撞的分子应有足够高的能量；碰撞的几何方位要适当 H =U + pV A B = kc c exp( / ) k = k0 −Ea RT
活化分子分数 过波状态理论：从反应物到生成物之间形成了势能较高的活化络合物，活化络合物所处的状态 叫过渡态。 △rHm=Ea(正)-Ea(逆) Ea(E)<Ea(逆)，Arhm<0,为放热反应： Ea(正>Ea(逆)，Arhm>0,为吸热反应 活化能与反应速率关系： 浓度影响：当温度一定，某反应的活化能也一定时，浓度增大，分子总数增加，活化分子数随之 增多，反应速率增大。 温度影响：当浓度一定，温度升高，活化分子分数增多，反应速率增大。 五、催化剂 催化剂特点：种类：均相催化、多相催化：酶催化 作业：思考题8：习题6、7、9、16 第四章化学平衡 ,掌握标准平衡常数的定义、计算及实验测定。 ·熟练掌握标准平衡常数的应用。 理解化学平衡的移动。 ·了解热力学第三定律，规定熵、标准熵，理解标准摩尔反应嫡定义及计算。 ·理解热力学第二定律的意义。 ,掌握吉布斯函数变判据、标准摩尔生成吉布斯函数△，Gm°、△rGm的计算及与平衡的关系。 一.标准平衡常数 可逆反应：在一定条件下，既能向正方向进行能能向逆方向进行的反应。 在一定条件下，可逆反应处于化学平衡状态 D=≠0 经验平衡常数：化学反应达到平衡时，其生成物浓度以方程式中化学计量数为幂的积，除以反 应物浓度以方程式中化学计量数的绝对值为幂的积为一常数。 标准平衡常数表达式： 1、气相反应 K=Pslpr(prlpyPp(1 (Palpy-(Polpy PPop
活化分子分数 过渡状态理论：从反应物到生成物之间形成了势能较高的活化络合物，活化络合物所处的状态 叫过渡态。 ΔrHm= Ea(正) - Ea(逆) Ea(正) ＜Ea(逆)， ΔrHm ＜0 ，为放热反应； Ea(正) ＞Ea(逆)， ΔrHm ＞0 ，为吸热反应。 活化能与反应速率关系： 浓度影响：当温度一定，某反应的活化能也一定时, 浓度增大, 分子总数增加，活化分子数随之 增多,反应速率增大。 温度影响：当浓度一定，温度升高，活化分子分数增多, 反应速率增大。 五、催化剂 催化剂特点；种类：均相催化、多相催化；酶催化 作业：思考题 8；习题 6、7、9、16 第四章 化学平衡 •掌握标准平衡常数的定义、计算及实验测定。 •熟练掌握标准平衡常数的应用。 •理解化学平衡的移动。 •了解热力学第三定律，规定熵、标准熵，理解标准摩尔反应熵定义及计算。 •理解热力学第二定律的意义。 •掌握吉布斯函数变判据、标准摩尔生成吉布斯函数 ΔfGm、ΔrGm 的计算及与平衡的关系。 一. 标准平衡常数 可逆反应：在一定条件下，既能向正方向进行能能向逆方向进行的反应。 在一定条件下，可逆反应处于化学平衡状态 经验平衡常数：化学反应达到平衡时，其生成物浓度以方程式中化学计量数为幂的积，除以反 应物浓度以方程式中化学计量数的绝对值为幂的积为一常数。 标准平衡常数表达式： 1、 气相反应 正 = 逆 0 = = p p p p p p p p p p p p p K d D b B f F e E d D b B f F e E . 1 ( / ) ( / ) ( / ) .( / )
2、溶液中的反应 3、复相反应 ag/军B4 C(s)CCxx4Yaq+Z0 o-Ip(x)peple(v)teop [p(A)/poP[e(B)/eo]的 二、标准平衡常数的应用 1、判断反应程度 K愈大，反应进行得愈完全： K心愈小，反应进行得愈不完全： K°不太大也不太小（如10-3水K <103),反应物部分地转化为生成物 2、预测反应方向 反应商判据： k Ke 反应正向进行： J=Ke 系统处于平衡状态 反应逆向进行。 3、计算平衡组成。 三.化学平衡的移动 化学平衡的移动：当外界条件改变时，化学反应从一种平衡状态转变到另一种平衡状态的过程。 1、物质用量的影响 当（反应物）增大或（生成物）减小时，平衡向正向移动。 当（反应物）减小或（生成物）增大时，平衡向逆向移动 如果保持温度、体积不变，增大反应物的分压或减小生成物的分压，使J减小，导致<K 平衡向正向移动。反之，减小反应物的分压或增大生成物的分压，使J增大，导致上K 平衡向逆向移动。 2、物质压力的影响
2、 溶液中的反应 3、复相反应 二、标准平衡常数的应用 1、判断反应程度 愈大，反应进行得愈完全； 愈小，反应进行得愈不完全； 不太大也不太小(如 10-3< K <103), 反应物部分地转化为生成物 2、预测反应方向 反应商判据： J< 反应正向进行； J = 系统处于平衡状态 J > 反应逆向进行。 3、计算平衡组成。 三. 化学平衡的移动 化学平衡的移动：当外界条件改变时，化学反应从一种平衡状态转变到另一种平衡状态的过程。 1、 物质用量的影响 当 c(反应物)增大或 c(生成物)减小时,平衡向正向移动。 当 c(反应物)减小或 c(生成物)增大时, 平衡向逆向移动 如果保持温度、体积不变，增大反应物的分压或减小生成物的分压，使 J 减小，导致 J<K ， 平衡向正向移动。反之，减小反应物的分压或增大生成物的分压，使 J 增大，导致 J> K ， 平衡向逆向移动。 2、物质压力的影响 = = c c c c c c c c c c c c c K d D b B f F e E d D b B f F e E . 1 ( / ) ( / ) ( / ) .( / ) aA(g) + bB(aq) + cC(s) xX(g) + yY(aq) + zZ(l) ( ) ( ) ( ) ( ) b c c a p p y c c x p p A / B / X / Y / K = K K K K K K
如果保持温度、体积不变，增大反应物的分压或减小生成物的分压，使J减小，导致<K， 平衡向正向移动。反之，减小反应物的分压或增大生成物的分压，使J增大，导致下K 平衡向逆向移动。 对于气体分子数增加的反应，ΣB>0,xB>1,J>K,平衡向逆向移动，即向气 体分子数减小的方向移动。 对于气体分子数减小的反应，ΣB<0,xΣvB<1,J<K，平衡向正向移动，即向气 体分子数减小的方向移动。 对于反应前后气体分子数不变的反应，B=O,xB=1,J=K,平衡不移动。 惰性气体的影响 3.温度对化学平衡的影响 Van't Hoff方程式： 7 R TL 4、Le Chatelier原理 如果改变平衡系统的条件之一（浓度、压力和温度），平衡就向能减弱这种改变的方向移动。 Le Chatelier原理只适用于处于平衡状态的系统。 四、熵和自发变化 1、嫡 熵是表示系统中微观粒子混乱度的一个热力学函数，其符号为S 系统的混乱度愈大，熵愈大。 熵是状态函数 熵的变化只与始态、终态有关，而与途径无关。 等温过程的嫡变热力学第害 OK时，完整有序品体的熵值零热力学第三定律 标准摩尔熵(S): 纯物质完整有序晶体从0K升高温度至T,该过程的熵变化为规定痛（绝对熵）S,在 某温度T和标准压力下，单位物质的量的某纯物质的规定熵称为标准摩尔熵(S),单位： J-mol-4.K- 2、热力学第二定律 在任何自发过程中，系统和环境的熵变化的总和是增加的
如果保持温度、体积不变，增大反应物的分压或减小生成物的分压，使 J 减小，导致 J<K ， 平衡向正向移动。反之，减小反应物的分压或增大生成物的分压，使 J 增大，导致 J> K ， 平衡向逆向移动。 对于气体分子数增加的反应， ΣB > 0，x ΣB > 1，J > K ，平衡向逆向移动，即向气 体分子数减小的方向移动。 对于气体分子数减小的反应 ，ΣB <0， x ΣB <1， J < K ，平衡向正向移动，即向气 体分子数减小的方向移动。 对于反应前后气体分子数不变的反应， ΣB =0， x ΣB =1， J = K ，平衡不移动。 惰性气体的影响 3．温度对化学平衡的影响 Van’t Hoff 方程式： 2 2 1 1 1 2 ln ( ) K H T T r m K R T T − = 4、Le Chatelier 原理 如果改变平衡系统的条件之一（浓度、压力和温度），平衡就向能减弱这种改变的方向移动。 Le Chatelier 原理只适用于处于平衡状态的系统。 四、熵和自发变化 1、熵 熵是表示系统中微观粒子混乱度的一个热力学函数，其符号为 S。 系统的混乱度愈大，熵愈大。 熵是状态函数。 熵的变化只与始态、终态有关，而与途径无关。 等温过程的熵变热力学第三定律 0K 时，完整有序晶体的熵值为零-热力学第三定律 标准摩尔熵（ Sm ）： 纯物质完整有序晶体从 0K 升高温度至 T ，该过程的熵变化为规定熵（绝对熵）ST，在 某温度 T 和标准压力下，单位物质的量的某纯物质的规定熵称为标准摩尔熵（ Sm ），单位： J·mol-1·K-1 2、热力学第二定律 在任何自发过程中，系统和环境的熵变化的总和是增加的。 T Q S r =