普通化学三个单元总结

热化学

敞开系统：与环境之间既有物质交换，又有能量交换的系统，也称开放系统。

封闭系统：与环境之间没有物质交换，只有能量交换的系统。通常在密闭容器中的系统即为封闭系统。除特别指出外，所讨论的系统均指封闭系统

隔离系统：与环境之间既无物质交换，又无能量交换的系统。也称孤立系统。绝热，密闭的等容系统即为隔离系统。（绝对的隔离系统是不存在的）为了方便，有时把与系统有关的环境部分与系统合并在一起视为隔离系统。

相：系统中具有相同的物理和化学性质的均匀部分称为相

状态函数：状态函数只对平衡状态的体系有确定值，其变化值只取决于系统的始态和终态。另外，状态函数之间相互关联、相互制约。

状态函数按其性质可分为两类，即广度性质和强度性质，其区别在于是否与物质的量有关。

状态函数的变化值只取决于系统的始态和终态,与中间变化过程无关；

状态一定，其值一定，变化值只取决于系统的始态和终态。

过程函数：与状态函数相反

广度性质：（又称容量性质）广延性质，extensive property，又称广延量，与强度性质相对，是指系统中会和系统大小或系统中物质多少成比例改变的物理性质，二个个别独立，不相关的系统，其广延性质有加成性，个别系统广延性质的和就是总系统的广延性质。

与系统中存在的物质的量成正比的热力学变量。例如质量、内能、自由能、焓、熵等。广度量具有加和性，即整体的性质是组成整体的各部分的性质之和。

强度性质: 强度性质是指数值上与体系中物质的量无关的性质，即不具有“部分加和性质”，其数值取决于体系自身的特性。在平衡体系中任一强度性质的数值与体系中任一部分的该强度性质的数值都相等。如一杯水的温度将其分为两部分后，水的温度不会发生改变。强度性质与广度性质最好的区别方法就是看：把一个系统分成几部分，具有加和性的为广度性质；如果各部分都相同的则为强度性质。体系中的两个广度量的比就是强度量，比如摩尔体积由体积和物质的量这两个具有广度性质的状态函数，相比得出。

注意：强度性质虽然不具有“部分加和性”，但是可以具有“组分加和性”，即整个体系的强度性质是体系中各个组分的该强度性质的总和。如压力这个强度便是，总压强可以由各个组分的分压相加得出。

状态方程：pV=nRT

R=8.314J·mol-1·K-1

反应进度：ξ 表示反应进行的程度

采用反应进度这一概念时必须与化学反应的计量方程对应（即必须给出反应式），当反应按所给反应式的计量系数比例进行了一个单位的化学反应时，即△nB=υB mol，这时反应进度ξ等于1 mol

例如：N2+ 3 H2→ 2 NH3

系统中，如N2消耗1mol，则反应进度为1mol

热效应：分为等压热效应和等容热效应

在一定温度下，体系在变化过程中放出或吸收的热量。

弹式热量计：是测量物质的燃烧热的仪器

通常，反应或过程的Qv可通过弹式热量计直接测定而获得。Q为燃料全燃烧所放出的热量，q代表气体燃料的热值，Q=qV是气体燃料燃烧计算热量的公式

摩尔反应热：进行了摩尔化学反应时放出或吸收的热效应,是某一温度和压强下的标准摩尔生成热是指在标准状态

即反应热Q和反应进度 ξ 的比值

热力学第一定律：ΔU = Q + W

等容时：Qv=ΔUv

等压时：ΔU+PΔV(体积功)=ΔH

而体积功等于反应前后气态物质化学计量数的变化(对反应物取负值，对产物取正值) x RT

标准状态：温度T（温度任意，但一般为298.15k）,P=100 kPa

指定单质：氢气，氮气，氧气，氯气，液溴，石墨c，正交硫，钠，铁，白磷（除白磷外，其余元素都是其最稳定状态）（红磷比白磷稳定）

标准摩尔生成焓：

在标准压力（100kPa）下，在进行反应的温度时，由最稳定的单质合成标准压力pϴ下单位量物质B的反应焓变，叫做物质B的标准摩尔生成焓，用符号△fHmϴ表示。

焓：

H=V+PV

标准摩尔焓变（一般不随温度的变化而变化）：反应物的标准摩尔生成焓减去生成物的标准摩尔生成焓

记为

，单位为kJ/mol。

指定单质的标准摩尔生成焓和标准摩尔生成吉布斯函数为零（但标准摩尔熵ΔfSm不为零）（只有标准状态下水合H+（氢离子）的标准摩尔熵值为零）

化学反应基本原理

在等温等压下，一个封闭系统所能做的最大非体积功等于其吉布斯函数的减少

给定条件下的吉布斯函数变为ΔrGm：

ΔrGm=ΔrGmθ+RTlnQ(Q为分压反应商)

化学反应限度：ΔrG=0 是化学平衡的热力学标志或称反应限度的判据

化学平衡常数：一般为分压平衡常数

多重平衡规则：

设反应（1）、反应（2）和反应（3）在温度T时的标准平衡常数分别为K1θ、K2θ和K3θ，它们的标准Gibbs自由能变分别为△rG1θ，△rG2θ和△rG3θ。如果

反应（3）=反应（1）+反应（2），则

同理，如果

反应（4）=反应（1）一反应（2），则 [1]

化学平衡移动及温度对平衡常数的影响：

由 ΔG=ΔG标+RTlnQ

和

推出

此为范特霍夫方程

基元反应：

一步完成的反应

速率方程：

对于一个化学反应

，化学反应速率方程 [1] （与复杂反应速率方程相比较）的一般形式写作：

其中，x=m，y=n（此反应为基元反应）其反应级数N=m+n.

对于一级反应，其速率方程为：

其反应速度方程可以表达为：微分形式：r = -dc/dt = kc 积分形式：ln（a/c）=kt。上式中，a为反应开始时反应物的浓度，c为t时刻时的反应物浓度，k即为速率常数，单位为时间单位的负一次方，如s-1，min-1或h-1，d-1等

半衰期：即反应为消耗一半需要的时间，此时反应物浓度等于初始浓度的一半。

阿伦尼乌斯方程：

而又有

v1/v2=k1/k2，所以上面的k2/k1可以用v1/v2来替代

此方程也说明活化能较大的反应，温度对反应速率的影响较为显著

指数形式

阿伦尼乌斯公式还可以引入一个指前因子（也称频率因子）A。

令C=lnA得：

两边取指数改写成：

这个式子表明反应速率常数与温度呈指数关系。因此，人们将此式称为反应速率随温度而变的指数定律

活化能：

活化络合物分子与反应物分子平均能量之差称为活化能

活化分子：

指具有发生化学反应所需最低能量状态的分子

催化剂：

1、催化剂只能加速热力学上可以进行的反应。要求开发新的化学反应催化剂时，首先要对反应进行热力学分析，看它是否是热力学上可行的反应。

2、催化剂只能加速反应趋于平衡，不能改变反应的平衡位置（平衡常数）。

3、催化剂对反应具有选择性，当反应可能有一个以上不同方向时，催化剂仅加速其中一种，促进反应速率和选择性是统一的。

4、催化剂的寿命。催化剂能改变化学反应速率，在理想情况下催化剂不为反应所改变。但在实际反应过程中，催化剂长期受热和化学作用，也会发生一些不可逆的物理化学变化。

根据催化剂的定义和特征分析，有三种重要的催化剂指标：活性、选择性、稳定性。

物质结构基础

主量子数

描述电子在原子核外运动状态的4个量子数之一，习惯用符号n表示。它的取值是正整数，n=1，2，3，……主量子数是决定轨道（或电子）能量的主要量子数。对同一元素，轨道能量随着n的增大而增加。并且n越大，表示电子离核的平均距离越远，所处状态能级越高。

角量子数

角量子数l决定电子空间运动的角动量，以及原子轨道或电子云的形状，在多电子原子中与主量子数n共同决定电子能量高低。对于一定的n值，l可取0，1，2，3，4…n-1等共n个值，用光谱学上的符号相应表示为s，p，d，f，g等。角量子数l表示电子的亚层或能级。一个n值可以有多个l值，如n=3表示第三电子层，l值可有0，1，2，分别表示3s，3p，3d亚层，相应的电子分别称为3s，3p，3d电子。它们的原子轨道和电子云的形状分别为球形对称，哑铃形和四瓣梅花形，对于多电子原子来说，这三个亚层能量为e3d>e3p>e3s，即n值一定时，l值越大，亚层能级越高。在描述多电子原子系统的能量状态时，需要用n和l两个量子数。

l值反应轨道形状

磁量子数

磁量子数m决定原子轨道（或电子云）在空间的伸展方向。当l给定时，m的取值为从-l到+l之间的一切整数（包括0 在内），即0，±1，±2，±3，...±l，共有2l+1个取值。即原子轨道（或电子云）在空间有2l+1个伸展方向。原子轨道（或电子云）在空间的每一个伸展方向称做一个轨道。例如，l=0时，s电子云呈球形对称分布，没有方向性。m只能有一个值，即m=0，说明s亚层只有一个轨道为s轨道。当l=1时，m可有-1，0，+1三个取值，说明p电子云在空间有三种取向，即p亚层中有三个以x,y,z轴为对称轴的px，py，pz轨道。当l=2时，m可有五个取值，即d电子云在空间有五种取向，d亚层中有五个不同伸展方向的d轨道

控制亚层的轨道数目

自旋量子数

用ms表示。除了量子力学直接给出的描写原子轨道特征的三个量子数n、l和m之外，还有一个描述轨道电子特征的量子数，叫做电子的自旋量子数ms。原子中电子除了以极高速度在核外空间运动之外，也还有自旋运动。电子有两种不同方向的自旋，即顺时针方向和逆时针方向的自旋。

通常用向上和向下的箭头来代表，即↑代表正方向自旋电子，↓代表逆方向自旋电子。

ms为自旋量子数，取值为±1/2，表明一个轨道上最多只能容纳自旋反向的两个电子。

一：电子先填最外层的ns，后填次外层的（n-1）d，甚至填入倒数第三层的（n-2）f的规律叫做“能级交错”

二：若主量子数n和角量子数l都不同，虽然能量高低基本上由n的大小决定，但有时也会出现高电子层中低亚层（如4s）的能量反而低于某些低电子层中高亚层（如3d）的能量这种现象称为能级交错。能级交错是由于核电荷增加，核对电子的引力增强，各亚层的能量均降低，但各自降低的幅度不同所致。能级交错对原子中电子的分布有影响。”

三：能级交错是指电子层数较大的某些轨道的能量反低于电子层数较小的某些轨道能量的现象。如4s反而比3d的能量小，填充电子时应先充满4s而后才填入3d轨道。过渡元素钪的外层电子排布为4s23d1，失去电子时，按能级交错应先失去3d电子，成为4s23d0，而从原子光谱实验得知，却是先失4s上的电子成为4s13d1。这是由于3d电子的存在，削弱了原子核对4s电子的吸引而易失去的。过渡元素离子化时，大体是先失去ns电子，但也有先失去(n-1)d电子的，像钇等。能级交错的顺序不是绝对不变的，在原子序数大的原子中，3d轨道可能比4s轨道的能量低。

简单的说，屏蔽效应由于电子相互作用引起的，表现为l相同时，n越大，就是电子离核平均距离越大，势能越大，轨道能量越高。

钻穿效应就是波函数径向有n-l个峰，n相同时，l越小，峰越多，第一峰也钻得越深，势能越低，表现为n相同时，l越大，轨道能量越高。

当n,l综合变化时，一般这么看的：

对于原子的外层电子，n+0.7l越大，能量越高

对于离子的外层电子，n+0.4l越大，能量越高

对于原子或离子的内层电子，n越大，能量越高

这就造成了各能级的能量大小并不一定是按照n大小来排布的。

1、主量子数和角量子数之和越大，能量越高

2、主量子数和角量子数之和相等时，主量子数越大，能量越高

例如，4s轨道主量子数和角量子数之和为4，3d轨道主量子数和角量子数之和为5，于是4s轨道的能量低于3d轨道的能量；而3d轨道和4p轨道主量子数和角量子数之和均为5，但4p轨道的主量子数更大，于是4p轨道的能量高于3d轨道的能量

核外电子排布规律

1、泡利不相容原理：每个轨道最多只能容纳两个电子，且自旋相反配对

2、能量最低原理：电子尽可能占据能量最低的轨道

3、洪特规则：简并轨道（能级相同的轨道）只有被电子逐一自旋平行地占据后，才能容纳第二个电子

另外：等价轨道在全充满、半充满或全空的状态是比较稳定的，亦即下列电子结构是比较稳定的：

全充满---p6或d10 或f14

半充满----p3或d5或f7

全空-----p0 或d0或 f0

在书写电子分布式的时候，还是习惯将内层电子放在前面，所以把3d放在了4s前面

洪特规则举例：

24Cr ：1s22s22p63s23p63d54s1

29Cu：1s22s22p63s23p63d104s1

关注各种原子离子外层电子分布式，并了解离子外层电子构型属何种构型

f区也可以关注一下

氧化值和化合价差不多

电离能：

电离能是基态的气态原子失去电子变为气态阳离子（即电离），必须克服核电荷对电子的引力而所需要的能量。单位为kJ·mol-1。电离能应该为正值因为从原子取走电子需要消耗能量。对于多电子原子，处于基态的气态原子生成气态一价阳离子所需要的能量，称为第一电离能，常用符号I1表示。由气态+1价阳离子再失去1个电子而变成气态+2价阳离子，这时要吸收的能量叫做第二电离能（I2），I3、I4等可以依此类推，逐级电离能逐步升高。

副族元素电离能变化缓慢，给规律不明显

电负性与非金属性相似

价键理论

形成共价键遵循：

电子配对原理
原子轨道最大重叠原理

一般认为，σ键比π键更牢固，单键一般是σ键，一个分子有且只有一个σ键，其余都为π键。

碳原子键长：

单键：1.54A

双键：1.33A

三键：1.20A

杂化轨道理论：

(1)sp杂化

同一分子内由一个ns轨道和一个np轨道发生的杂化，称为sp杂化。杂化后组成的轨道称为sp杂化轨道。sp杂化可以而且只能得到两个sp杂化轨道。实验测知，气态BeCl2中的铍原子就是发生sp杂化，它是一个直线型的共价分子。Be原子位于两个Cl原子的中间，键角180°，两个Be－Cl键的键长和键能都相等。

(2)sp2杂化

同一分子内由一个ns轨道和二个np轨道发生的杂化，称为sp2杂化。杂化后组成的轨道称为sp2杂化轨道。气态氟化硼（BF3）中的硼原子就是sp2杂化，具有平面三角形的结构。B原子位于三角形的中心，三个B－F键是等同的，键角为120°。

(3)sp3杂化

同一分子内由一个ns轨道和三个np轨道发生的杂化，称为sp3杂化，杂化后组成的轨道称为sp3杂化轨道。sp3杂化可以而且只能得到四个sp3杂化轨道。CH4分子中的碳原子就是发生sp3杂化，它的结构经实验测知为正四面体结构，四个C－H键均等同，键角为109°28′。这样的实验结果，是电子配对法所难以解释的，但杂化轨道理论认为，激发态C原子（2s12p3）的2s轨道与三个2p轨道可以发生sp3杂化，从而形成四个能量等同的sp3杂化轨道。

不等性杂化：

分子中的N原子的外层电子构型为2S22P3, 成键时进行sps杂化。但由于原先s 轨道中已含一对孤对电子，因此杂化后4 个 Sp3杂化轨道所含s、P 的成分不完全相等。成键时，N 原子用 3 个各含一个未成对电子的sP3成键杂化轨道分别与3 个 H 原子的1s 轨道重叠，形成 3 个 N- H 键，而一个含孤对电子的sp3杂化轨道没有参加成键,由于孤电子对在N 原子核外占据较大空间，对其他3 个成键电子云有排斥作用，使 N—H 键之间的键角小于 109°28'，而是 107° 18'，因此，NH3分子的几何构型为三角锥形。

分子中的基态O 原子的外层电子构型为2s22p4，已含两对孤对电子，在形成水分子时，在 H 原子的影响下， O原子采取sp3不等性杂化，得到能量不同的两组sp3杂化轨道。成键时, O 原子用两个各含有1 个未成对电子的sp3成键杂化轨道分别与两个H 原子的1S 轨道重叠，形成两个O—H 键，而两个含孤对电子的杂化轨道没有参与成键。由于两对孤对电子对成键电子云的排斥作用更大，使 O—H 键之间的键角更小，故水分子中O—H 键之间的键角是104°45'，因此，水分子的几何构型为 V 形。

苯的杂化注意一下吧，不太理解：

分子间力 （1）色散力：瞬时偶极和瞬时偶极之间产生的吸引力。瞬时偶极：由于分子在某瞬间正负电荷中心不重合所产生的一种偶极。色散力普遍存在于一切分子之间。（2）诱导力：由固有偶极和诱导偶极之间所产生的吸引力。诱导偶极：由于分子受外界电场包括极性分子固有偶极场的影响所产生的一种偶极。诱导力存在于极性分子与非极性分子之间；极性分子与极性分子之间。（3）取向力：由固有偶极之间所产生的吸引力。取向力只存在于极性分子与极性分子之间 •非极性分子与非极性分子间之间：只有色散力；•非极性分子与极性分子之间：具有色散力和诱导力；•极性分子与极性分子之间：具有色散力、诱导力和取向力。分子间力(范德华力):色散力、诱导力和取向力的总称。分子间力比一般化学键弱得多，没有方向性和饱和性。

氢键的知识：

有饱和性方向性

对熔沸点影响大

分子内也可以形成氢键

还有个水杨酸吧，我也不太懂

最后

还可以看看熔沸点判断

背一些电子构型

我还是觉得问答题和判断较恶心，重点关注一下

往年的题不难，但范围确实广，考的确实细致。

之后还想起啥，再补充吧