位。右上标“θ”表示反应在标准状态下进行。标准状态是指在温度T和标准压力p（100 kPa）时该物质的状态。
① 标明反应的温度和压力，在298.15 K和100 kPa下进行，可以不注明。
② 标明所有参加反应各物质的状态，气、液、固态可分别用g、l、s表示。有多种晶型的固体要注明其晶型。以aq代表水溶液, (aq，∞)代表无限稀释水溶液。 盖斯定律（1840）：不管化学反应是一步完成，还是分步完成，其热效应总是相同的。
标准状态下，由元素的稳定单质生成1mol某物质时的热效应叫做该物质的标准摩尔生成焓
θθ
或标准摩尔生成热。用?fHm表示，f表“生成”，单位kJ·mol-1，稳定单质及H+的?fHm为零，利用标准摩尔生成焓求反应焓的通式为：
θ
?rHm=?(?i?fHm )生成物 - ?(?i?fHm)反应物=??B?fHm(B)
1mol某有机化合物在100kPa和某温度下被完全燃烧时所放出的热量叫做该化合物的标准摩
θ
尔燃烧焓，以?cHm 表示。完全燃烧是指化合物中的C变为CO2(g)，H变为H2O(l)， S
θ
变为SO2(g)，N变为N2(g)， Cl变为HCl(aq),并规定这些燃烧产物的?cHm为零 利用标准摩尔燃烧焓计算反应热的公式是：
θθθθ
?rHm=?(?i?cHm )反应物 - ?(?i?cHm )生成物=—??B?cHm(B)
自发过程的特征：
（1）一切自发过程都是单向性的，具有对环境做功的能力。欲使其逆向进行，环境必需对它做功。
（2）自发过程的进行有一定的限度，如只能进行到温度相等，水位相等，浓度相等等。
体系的混乱度可用一个称为熵的热力学函数来描述。体系越混乱，熵值越大。S也是一个状态函数，其变化量与途径无关。
热力学第三定律：在热力学温度0K时，任何纯物质的完美晶体的熵值都等于0。
在标准状态下，温度T时，1mol 物质的熵值称为该物质的标准摩尔熵（或标准熵)，用符号θθSm表示，单位为 J. mol-1·K-1。 化学反应的熵变可由物质的Sm求得：
θθθθ
?rSm= ?(?iSm)生成物 - ?(?iSm)反应物=??BSm(B)
标准摩尔熵的一些规律:同一物质聚集状态不同， SΘs?SΘl?SΘgmmm聚集状态相同，分子结构愈复杂，分子摩尔质量愈大，熵值愈大； 同一物质，温度愈高，熵值愈大。
等温可逆过程的体系熵变可由下式计算：?S=Qr/T
r指可逆过程（水在沸点时蒸发，冰点时的凝固、 溶解过程为可逆过程），Qr指可逆过程的热效应（若讨论恒温恒压体系不做有用功，则等于?H），T为体系的热力学温度。
等温过程的环境熵变可由下式计算： ?S环 = Q环/T环 Q环与Q体大小相等，符号相反。
在孤立体系中，自发过程使体系的熵值增加，处于平衡状态时体系的熵值达到最大，而使体系熵值减小的过程是不可能发生的。此规律称熵增原理，也称热力学第二定律。
θθθθ
???????S孤立=?S体+ ?S环>0 自发过程 ?S孤立=?S体+ ?S环=0 平衡过程 ?S孤立=?S体+ ?S环<0 非自发过程
化学反应通常在恒温、 恒压下并与环境间有能量的交换情况下发生的。 G=H-T·S G称吉布斯自由能，也是一个状态函数。 ?H - T?S = G2 - G1 = ?G（吉布斯自由能变）< 0
在恒温恒压下（封闭体系）：
θ
?G<0， 自发过程 ?rGm<0， 自发过程
θ
?G=0， 平衡过程 ?rGm=0， 平衡过程
θ
?G>0， 非自发过程 ?rGm>0， 非自发过程
标准摩尔生成吉布斯自由能：在指定的反应温度（一般在298.15K）和标准态下，令稳定的单质的吉布斯自由能为0，并且把由稳定单质生成1mol某物质的吉布斯自由能变称为该物质的标准吉布斯，记为?fGm 。
θθθθθθ
?rGm= ?(?i?fGm)生成物 - ?(?i?fGm)反应物=??BGm(B)= ?rHm - T?rSm
由吉布斯-赫姆霍兹关系式可得到以下四种情况：
?H ?S ?G（= ?H-T?S） 过程 （1） + + T升高时有利值变“-” T高利自发进行 （2） + - 任何T时，值为“+” 不可能自发 （3） - + 任何T时，值为“-” 始终自发
（4） - - T降低时有利值变“-” T低利自发进行
范德霍夫（Van’t Hoff）化学反应定温式： Δ Θ Q为浓度商或压力商 rGm?ΔrGm?RTlnQ ? （ E ） / p Θ ? e ? （ F ） / p Θ ? f 或 Θ e f Θpp????（cE）/c（cF）/c???????? Q?Q?adΘΘΘaΘd????（pA）/p（pD）/p????（cA）/c（cD）/c???? ????
经历一定的反应时间后，正反应速率和逆反应速率相等，此时反应达到最大限度，故各种物质的浓度将不再改变这种状态称为化学平衡状态，简称化学平衡。 化学平衡具有以下特征：
① 化学平衡是反应在一定条件下所能达到的最大限度。此时反应的 Δ r G m =0。 ② 化学平衡是一种动态平衡，正、逆反应还在进行，但速率相等。从表观上看，系统中各物质的浓度及其它宏观性质（如温度、密度等）不随时间变化，具有定值。
③ 化学平衡是有条件的平衡，条件改变，平衡改变。在一定条件下，无论反应是从正向还是逆向开始，反应都可以到达平衡。
浓度平衡常数与压力平衡常数：Kp=Kc ( RT ) Δ v △v＝(d+e)-( a+b )。 ΘΘΘ△v( p = 100 kPa) Θ ＝Kp ( p Θ ) -Δ v ( c Θ =1mol·L-1) K ＝Kc( c) K ΘK1Θ总反应M=反应1－反应2，则 K M ? Θ 。
K2
ΔrGm??RTlnKΘ?RTlnQ浓度对化学平衡移动的影响
QΔrGm?RTlnΘ
K
当Q/ Θ=1时，Q = K Θ ，△rGm=0，反应达平衡状态； K
当增加反应物浓度或减少生成物浓度时，则Q＜ K Θ ，△rGm＜0，反应正向移动； 当增加生成物浓度或减少反应物浓度时，则Q＞ K Θ ，△rGm＞0，反应逆向移动。
压力对化学平衡移动的影响
体系的总压力增加至原来的x倍，体系中各组分的分压也相应增加至原来的x倍，此时反应
ν商为 B?e?f?a?dQ?x?BKΘΣν
加入惰性气体以改变体系的总压力 ① 在定温定容下,平衡不发生移动。
② 在定温定压下，为了维持总压力不变，体系的体积必须增大，此时反应中各组分气体的分压下降，平衡将向气体分子数增加的方向移动。对于 Σ ν B ＞0的反应，即气体分子数增多的反应，平衡正向移动；对于 Σ ν B ＜0的反应，即气体分子数减少的反应，平衡逆向移动。
温度对化学平衡移动的影响 ΘΘKΔH1ΘΘΘΘΘ2rm(298.15K)1由Δ r G m ? ? RT ln K 和 Δ rG 得到 ?ΔH?TΔSln??(?)mrmrmΘKRTT121
当 Δ r H Θ 即放热反应，T2>T1，K2
Θ当 Δ r H 即吸热反应，T2>T1，K2>K1，平衡正向移动；T2 如果改变平衡体系的条件之一（如浓度、压力或温度），平衡就会向减弱这种改变的方向移动。这一规律称为化学平衡移动原理。 第四章 化学动力学基础 在化学反应进行的一段时间里，单位时间内反应物浓度的减少或生成物浓度的增加即为平均速率。用 ?表示。例如反应 2HI (g) H2(g)+ I2(g) =— Δ c (HI) = Δ c (H 2 ) = ?c(I2)Δt2Δt ?t Δcdc?lim?瞬时速率是Δt 趋于零时的物质浓度的变化率，以 表示， 即 = Δ = t?0Δtdt 在化学反应历程中，反应物粒子(分子、原子、离子、自由基等)直接作用生成新产物的反应，即一步完成的反应，称为基元反应。由两个或两个以上基元反应所构成的整体反应，称为复杂反应或非基元反应，慢反应是整个反应速率的决定因素。 能发生化学反应的碰撞，称为有效碰撞。具有较高能量能发生有效碰撞的分子，称为活化分子。通常把活化分子所具有的平均能量 E ?与反应物分子的平均能量 E r 之差，称为反应的 θ θ θ θ θ θ θ θ ???活化能 E a 。 过渡状态理论：翻越势垒所需的能量即反应物或生成物的反应活化能。 Ea(+) 与Ea(-) 之差可认为是反应的热效应ΔH，即ΔH= Ea(+) - Ea(-） 若Ea(+)＞Ea(-)，反应为吸热； Ea(+)＜Ea(-)，反应为放热。 基元反应速率方程的确定—质量作用定律 = c a b （气体则可用p） AcB利用实验数据或定速步骤确定非基元反应的速率方程。 反应级数是指化学反应速率方程式中各反应物浓度项幂指数之和。 反应的分子数是指基元反应中发生反应所需要微粒（分子、原子、离子或自由基）的数目。 四分子及其以上的反应尚未发现。 温度对化学反应速率的影响 范特霍夫规则 ：当温度每升高10℃时，反应速率大约增加到原来速率的2~4倍。 ?H11阿仑尼乌斯公式： p2lg?(?) p12.303RT1T2tk如果某反应在不同温度下的初始浓度和反应程度都相同，则有 1 = 2 ， t2k1 催化剂对反应速率的影响 催化剂是一种能改变化学反应速率，而本身质量和组成保持不变的物质。机理是催化剂使反应的活化能降低，活化分子百分数增加，反应速率加快。（除热力学上不能进行的反应） 催化剂的特征：（1）催化剂参加反应，反应前后其质量、组成和化学性质都不改变。 （2）催化剂只能缩短达到化学平衡的时间，而不能改变平衡状态，即只能改变反应速率，不能改变反应的程度。 （3）催化剂具有选择性：一种催化剂只能适用于某一种或某几种反应；同样的反应物，选用不同的催化剂可能得到不同的产物。 酶催化作用：催化效率高；高度特异性；反应条件温和 第五章 物质结构简介 波尔理论：电子在核外一系列具有不同半径的同心圆的轨道上运动；在一定轨道上运动的电子具有一定的能量(或处于一定能级)，不同的轨道代表不同的能级；当电子由一种定态跃迁至另一种定态时，就要吸收或放出能量。 四个量子数： 主量子数n：n是决定原子内电子能量高低的主要因素。用它来代表电子的层数。 主量子数n 1 2 3 4 5 6 7 电子层符号 K L M N O P Q 角量子数l：它的取值由n决定，可取从0到(n-1)的整数。例如n = 1，l只能为0；n = 2，l 可以为0，1两个值，余下类推。角量子数l 就表示同一电子层可能存在的分层，或称为原子轨道亚层简称亚层。 ?k角量子数l 0 1 2 3 4 分层符号 s p d f g 磁量子数m：m的取值由l决定，可取0、?1、?2、?3、??l ，共取2l+1个值。m表示在同一亚层中原子轨道在空间的伸展方向，即每一亚层中的轨道数目，各轨道能量相等。 自旋量子数ms：ms的取值只有+1/2或?1/2，每个原子轨道上可以有两个自旋相反的电子，称为成对电子。因此s、 p、d、f亚层最多可容纳的电子数分别是2、6、10、14。 由核外其余电子抵消部分核电荷对指定电子吸引的作用称为屏蔽效应。因此，角量子数相同的各轨道电子的能量随主量子数的增大而升高。外层电子钻到内层靠近原子核的能力称为钻穿效应。钻穿效应越大，该电子的能量就越低。 主量子数大的能级反而比主量子数小的能级低的现象称为能级交错。 （鲍林）原子轨道近似能级图 电子排布式： 26Fe 1s22s22p63s23p64s23d6 电子层结构式： 26Fe 1s22s22p63s23p63d64s2 或 26Fe [Ar] 3d64s2 原子失去电子形成离子，失电子的规律如何？实验证明，原子轨道失去电子的次序是：np，ns，(n?1)d，(n?2)f，即最外层的np电子最先失去，np电子失光后才失ns电子，余类推。例如，As3+核外电子结构式为1s22s22p63s23p63d104s2，Cu2+为1s22s22p63s23p63d9。 原子的电子层结构与元素周期的关系 周期数 = 电子层数 = 最外层的主量子数 主族元素： 族数 = 最外层的电子数 副族元素：ⅠB、ⅡB族数 = 外层电子数 ⅢB-ⅦB族数 = 外层s电子与次外层d电子之和 Ⅷ族元素外层s电子与次外层d电子之和为8-10 零族元素外层电子数为8（第一周期为2） 原子半径：对于同周期的副族元素来说，从左到右原子半径缩小缓慢。同一族中，主族元素从上到下因电子层数增多，半径依次增大。 电离能：定稳定压下，基态气态原子失去电子形成气态离子时所需的能量，用I表示，单位Kj/mol。同一周期的主族元素从左至右电离能明显增大。第一电离能愈小，原子愈易失去电
无机化学重点笔记
