题型及其分值（自带计算器）(可以适当调整文字大小)一.判断题（10分，+、-）二.不定项选择题（20分，混选）三.填空题（30分）四.计算题（40分，5小题）第一章化学热力学基础一.基本概念1.体系的三种类型;2.体系的性质(会判断广度、强度性质)；3.状态函数(会判断）及其重要特征（2点）；二.热力学第一定律及其三个变量（1.△U=Q-W；2.各自含义；3.Q、W正负取值；）三.焓与热效应1.H及其性质（广度、状态、焓大小）；2.△H及其与热效应的关系（表达式；Q p、Q v；）（几种△H （定义）；盖斯定律）四.熵及其初步概念（S定义；S及其比较；△S计算(注意单位)）五.△G（含义；定义式；自发性判据；计算）H=U+pV G=H-TS1 物理意义Q p= ΔH 混乱度的量度提供有用功的能力2 基本性质都是状态函数是体系的容量性质与物质的聚集态、所处的温度有关3表示Δr Hθ kJ）与Δr Hθm（kJ·mol-1）；S m(T) （J·K-1）与S mθ(T) （J·K-1·mol-1；Δr Gθm（kJ）与Δr Gθm（kJ·mol-1）注意点：标态的规定（对温度无规定）H,G的绝对值不知道，S的绝对值能够确定（热力学第三定律）反应进度，1mol反应（与方程式写法有关）计算Δr S mθ(T) (298.15K) （J·K-1·mol-1 ）S mθ(298.15K)Δr Hθm（298.15K)（kJ·mol-1）Δr Gθm (298.15K ) （kJ·mol-1）参考态单质： 1 参考态单质的Δf Hθm＝0 Δf Gθm＝0 S mθ(T) ≠02. Δf Hθm,Δf Gθm单位是kJ·mol-1，S mθ(T)的单位是J·K-1·mol-1。

对于化学反应aA+bB=dD+gGΔr Sθm (298.15K) ＝｛d S mθ(D) ＋g S mθ(G)｝-｛a S mθ(A)＋b S mθ(B)｝Δr Hθm (298.15K)＝｛dΔf Hθm(D) ＋gΔf Hθm(G) ｝- ｛aΔf Hθm(A)＋bΔf Hθm(B)｝Δr Gθm (298.15K)＝｛gΔf Gθm(G)＋dΔf Gθm(D)｝-｛aΔf Gθm(A)＋bΔf Gθm(B)｝在等温、等压只做体积功的条件下，体系由状态1变到状态2，吉布斯自由能变化△G与过程自发性的关系如下：△G＜0 自发过程△G＝0 体系处于平衡态△G＞0 非自发过程吉布斯－赫姆霍兹公式Δr Gθm (T) ＝Δr Hθm (298.15K) －TΔr Sθm (298.15K)如何计算Δr Gθm？在标准状态、温度为298.15K时，由Δf Gθm (298.15K)计算Δr Gθm (298.15K)•在标准状态，指定温度下可由G－H公式计算Δr Gθm (T) T转= Δr Hθm (298.15K)/ Δr Sθm(298.15K) （上下单位要一致）第二章化学反应速率用下式表示化学反应速率：v = νB-1dC B/dt 单位：mol⋅m-3⋅s-1(1)数值的大小与选择的物质种类无关，对同一反应，只有一个值; (2)对于反应物, v B与ΔC B 均为负值;反应速率理论：碰撞理论和过渡状态理论影响化学反应速率的因素： 内因(反应物的组成、结构 , 化学反应的快慢) 外因：反应物浓度、温度、压力、催化剂等基元反应与非基元反应 (复合反应)基元反应： 反应物分子直接碰撞而发生的化学反应称为基元反应，它是一步完成的反应，故又称简单反应。

如O 2 + H(g) ＝ HO(g) + O(g)基元反应的速率方程式——质量作用定律1 定律表达式 对于基元反应 a A + b B = g G + d D v = k C A a C B b k 叫做速率常数（速率系数）。

取决于反应物的本性，反应温度和催化剂等，但与浓度无关。

2 定量公式：阿仑尼乌斯公式反应速率与温度的定量关系为k=Ae -Ea/RT A = 指前因子 E a = 活化能 (J ∙mol -1 ) R =气体常数 (8.315 J/mol-K)T = 温度 (K)反应级数 v = kc A α c B β┅ α称为A 的分级数，β称为B 的分级数 总反应级数：n = α+β+⋅⋅⋅⋅⋅⋅ 一级反应 n = α+β=1 上式经积分后得到一级反应的公式为 lnc= -kt+ lnc 0 式中： c 0 －反应物的初浓度 c －反应物t 时刻的浓度 (这里有缺漏,对照课本复习)半衰期t 1/2:反应物消耗一半所需的时间。

一级反应的半衰期与反应物的浓度无关，而与速率常数成反比。

lnc= -kt+ ln c 0 ln 2 = kt 1/2 t 1/2= (ln 2)/k = 0.693/k 零级反应 相的概念 Phase 体系中任何具有相同物理性质和化学性质的部分称为一个相。

相与相之间有界面隔开，越过相界面时，性质发生突变。

第三章 化学平衡一.平衡常数 （Dalton 分压定律；几种K （p 、c 、θ）及其书写、意义；）平衡常数表达式与反应方程式的书写方式有关。

平衡常数是温度的函数，与起始浓度，催化剂无关。

多重平衡 如果一个反应是各分步反应之和，则总反应的平衡常数等于各分步反应平衡常数的乘积。

二. K θ与△r G m θ及T 的关系 Δr G θm (T) ＝ - RTlnK θ(T) （左右温度必须一致，单位一致）（应用计算）根据J/K θ比值判断平衡移动的方向。

可逆反应： c C + d D yY + z Z △n ＝[(y +z )-(c +d )]≠0压缩体积，向气体分子数减小的方向移动 增大体积，向气体分子数增加的方向移动()0122=c A t k△n＝[(y+z)-(c+d)]=0体系总压力的改变，降低或增加同等倍数反应物和生成物的分压，J值不变(仍等于K )，故对平衡不发生影响。

温度对平衡移动的影响：lnKθ(T)＝-Δr Hθm / RT+Δr Sθm / R升高温度，平衡将向吸热的方向移动，催化剂能同等程度地增大正、逆反应的速率，不改变原有的平衡状态，也不能改变平衡常数，只能缩短到达平衡的时间。

酸碱理论与电离平衡（计算：注意推导和计算说明）多元弱酸电离平衡的特点：1）分步电离;2）K a１》K a２》K a3 ……计算c(H+)时可忽略二级以后的电离平衡。

缓冲溶液：组成，缓冲溶液pH值的计算以及配制原则缓冲溶液pH值计算.以HAc— NaAc为例,缓冲溶液pH值的计算,缓冲体系HAc-NaAc NaH2PO4-Na2HPO4 NaHCO3-Na2CO3四.沉淀溶解平衡定义；Ks与s的关系；溶度积规则（计算，J c与K s比较）；A mB n(s) m A n+ + n B m-K sp(A m B n)=[c(A n+)/c ]m[c(B m-)/c ]n溶度积常数(简称溶度积)沉淀的转化第四章电化学原理及其应用一.原电池（正负极及其电极反应、图示，是否需要加惰性电极）Zn + Cu2＋= Zn2++ CuZn|ZnSO4（c1）CuSO4（c2）|Cu书写原电池符号的规则：1负极写左边，正极写右边；2 按顺序从左到右依次排列各个相的组成及相态； 3 单实线表示相之间的界面，双虚线表示“盐桥”； 4 溶液应注明浓度，气体应注明分压。

(失电子的一极是负极)二.电极电势: 电极电势是强度性质，和方程式的写法无关标准电极电势：标准态，参比电极（标准氢电极，甘汞电极）电对表示方法:氧化态物质/还原态物质如Cu2+/Cu电极电势的物理意义：E(O/R)值越大，代表了氧化性物质的氧化能力越强，E(O/R)值越小，代表还原性物质的还原能力越强。

影响电极电势的因素及其计算(能斯特方程)a 改变氧化剂，还原剂浓度b改变酸度c定性分析配合物的影响注意:①氧化态，还原态包括参加电极反应的所有物质；②电极反应中电对以外物质也应写入，纯固体或纯液体物质不写入，溶剂不写入；③气体物质用分压(Pa)表示并除以pӨ(105Pa)溶液中的物质用浓度(mol⋅L-1)表示并除以cӨ(1mol⋅L-1)。

△r G m与电动势E的关系△r G mθ=-Z‘FEθ= - RTln Kθ Eθ= E(正极）θ-E(负极）θ应用（判断相对强弱、反应方向的判断、进行程度的衡量）E(O/R)高的电对的氧化态,可以氧化E(O/R)低的电对的还原态△r G m与电动势E的关系:△r G mθ=-Z‘FEθ= - RTln Kθ Eθ= E(正极）θ-E(负极）θ四.电解电解组成（阴、阳及其两极反应）电解应用:电镀、电抛光、电解加工（两极选择及电极反应）五.金属的腐蚀与防护化学腐蚀与电化学腐蚀（区别、吸氧与析氢腐蚀的不同）第五章原子结构与元素周期律核外电子运动特征基本概念波函数（原子轨道）、电子云（描述及其之间的区别、角度分布图的差异） 电子运动状态的完全描述四个量子数n=1，2，3 …l=0，1，2 …（n-1）m=0，±1，±2…±l核外电子的分布式(Pauli不相容原理，能量最低原理(电子填入轨道次序图)，洪特规则)元素周期表（熟悉：分区、主、副族、周期，外层电子构型等）周期号数= 最外层电子的主量子数族号数s区p区d s区——最外层电子数之和d区—— ns+(n-1) d 电子数之和对于主族元素（s区和p区）：价层电子=最外层电子如Na: 3s1P:3s23p3对于d区和ds区：价层电子=(n-1)d电子+ns电子如Mn: 3d54s2 Zn:3d104s2元素基本性质的周期性有效核电荷数（会计算）:（外层0、同层0.35（0.3）1、n-1层0.85、n-2层及以内1）原子半径（递变规律、镧系收缩）第一电离能电负性（递变规律）第六章化学键与分子结构一.几种键形成离子时失电子次序，离子的核外电子分布式离子键、共价键（特征，本质）（各自形成条件、差异；共价键的类型）σ键和 键二.杂化轨道理解记住常见，并比较键角大小,判断杂化轨道类型以及分子构型,常见杂化类型及空间构型分子轨道理论：同原子的双原子分子：如O2,N2等的分子轨道式顺磁性反磁性键级（稳定性）●键的极性极性分子与非极性分子（电偶极矩);非极性共价键形成的分子是非极性分子;极性共价键形成的分子不一定是极性分子●多原子分子的极性不但取决于键的极性，而且取决于分子的几何形状。

氢键的形成条件: 分子中必须有一个与电负性很大、半径很小的元素原子X与氢原子形成强极性键；分子中必须有电负性很大、原子半径很小的元素原子Y (X与Y可以相同或不同) 。