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1、无机化学核心考点 基础知识点框架梳理及其解析第一章 气体 1.1理想气体状态方程式 理想气体状态方程式及其应用 1.2气体的分压定律 分压定律与应用 （标号是考试重点）本章包括四个小节，理想气体状态方程式，气体混合物，气体分子运动论，真实气体。其中前两个小节是考试的重点，理想气体状态方程式及应用，分压定律及应用。后两小节基本不考在复习每一个知识点的过程中，首先要了解知识点，熟悉教材内容、分析教材例题，并注意应用条件，最后再通过本讲义如下内容对应的例题，从分析、解题、注意易错点到完成老师布置的作业完成相应知识点的掌握过程知识点一 理想气体状态方程各物理量的单位： 压力P-Pa；体积V-dm3；气
2、体摩尔数n- mol；气体常数R- 8.314 J.mol-1.-1；绝对温度T- .如在标况下1摩尔气体， 压力，温度，体积一般有如下关系 P 101325 Pa; V 22.4 dm3；T 273.15 k;从中可以算出:R=PV/nT=10132522.41273.15=8.314 J.mol-1.-1 . 知识点二 分压定律一个容器内有几种混合气体，相互间不发生化学反应的条件下,总压强 P总与各种气体的分压Pi之间有如下关系：P总 P1 + P2 + P3 +.+ Pn对于理想气体,容易得证：n总 n1 + n2 + n3 +. . + nn 左 边 ： P总 n总RT/V 右 边 =
3、 n1*RT/V +n2*RT/V+.+nn*RT/V = n1+n2+.+nn*RT/V = n总*RT/V = 左 边例题：某容器中含有NH3、O2 、N2等气体的混合物。取样分析后，其中n(NH3)=0.320mol，n(O2)=0.180mol，n(N2)=0.700mol。混合气体的总压p=133.0kPa。试计算各组分气体的分压解：n= n(NH3)+n(O2)+n(N2)=0.320mol+0.180mol+0.700mol=1.200mol =133.0kPa =35.5 kPa =35.5 =20 =(133.0-35.5-20)kPa =75.5 kPa总结这一章知识点比较
4、简单，先熟悉课本，把例题弄明白，再分别做两道课后习题巩固一下看课本例题1-2，1-3，1-4课后习题做1，3，9，12 第二章 热化学 2.1热力学的术语和基本概念 2.2热力学第一定律 热力学第一定律、焓变和热化学方程式、Hess定律 知识点一 学习本章首先注意几个基本概念 系统(封闭系统，敞开系统，隔离系统），环境，状态 过程（定温过程，定压过程，定容过程），相，反应进度 知识点二 热力学第一定律 1.热和功的概念与比较 2.热力学第一定律对于封闭系统热力学第一定律为：3.焓与焓变在定压过程中焓 状态函数焓变 吸热反应0， 放热反应0 4.热化学方程式书写原则 （看课本）5.标准摩尔生成焓
5、 在温度T下,由参考状态单质生成物质B(B=+1)的标准摩尔焓变，称为物质B的标准摩尔生成焓 标准摩尔燃烧焓 在温度T下, 物质B (B= -1)完全氧化成指定产物时的标准摩尔焓变，称为物质B的标准摩尔燃烧焓6 Hess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例：已知298.15K下，反应：（1）=-393.5(2) 计算298.15K下，CO的标准摩尔生成焓应用：1.利用方程式组合计算 总结 看课本例题2-1，2-2 课后习题做2，3，8，11，21 这一章中hess定律比较重要，考的几率比较大，要熟练掌握，会计算。 第三章 化学动力学基础3.1反应速率的概念3.2浓度对
6、化学反应速率的影响化学反应速率方程式及实验确定方法、3.3温度对反应速率的影响Arrhenius方程式及应用3.4反应速率理论碰撞理论与活化能、基元反应3.5催化剂与催化作用 知识点一 1.定容反应的反应速率 2.平均速率与瞬时速率的概念，表达式知识点二 1.化学反应速率方程式2. 浓度与时间的定量关系半衰期 当反应物A的转化率为50%时所需的反应时间称为半衰期，用表示。 对于一级反应,其半衰期为： ， 知识点三反应速率方程影响反应速率的因素有两个：k与温度有关，T增大，一般k也增大， 但kT不是线性关系。Arrhenius方程： k0指前参量Ea实验活化能，单位为kJmol-1直线的斜率为
7、为直线关系，直线的截距为 由Arrhenius方程可定义Ea： Arrhenius方程式的应用1.已知T1k1， T2k2，求Ea两式相减，整理得到：活化能的数量级在40 400 kJmol-1 ，多数为60250 kJmol-1 2.由Ea计算反应速率常数例题：2N2O5(g)2N2O4 (g) + O2(g)已知：T1=298.15K, k1=0.46910-4s-1 T2=318.15K, k2=6.2910-4s-1求：Ea及338.15K时的k3。知识点四 1.理解碰撞理论的概念 2.过渡态理论含义及意义 3.活化能 总结 这章知识点比较重要，rrhenius方程的应用是重点。 这章
8、的例题都要仔细做一遍 课后习题做3，5，7，11，16，17 第四章 化学平衡 熵和Gibbs函数 4.1标准平衡常数 标准平衡常数表达式 4.2标准平衡的应用 判断反应程度、预测反应方向、计算平衡组成 4.3化学平衡的移动 Le Chatelier原理 4.4自发变化和熵 熵的概念与物质熵的特点 化学反应熵变的计算 4.5 Gibbs函数 Gibbs函数变判据、标准摩尔生成Gibbs函数、Gibbs函数与化学平衡知识点一化学平衡在可逆反应中，正反应和逆反应的速率相等时反应物和生成物的浓度不再随时间而改变的状态称为化学平衡。如： CO(g)+H2O(g) CO2(g)+H2(g)正逆反应达到动
9、态平衡，即：v正 v逆就可以说该反应已经达到化学平衡了。平衡常数 一、 经验平衡常数对任一可逆反应 aA + bB gG + hH在一定温度下达到平衡时，体系中各物质的浓度间有如下关系： GgHh/AaBb=K 浓度单位用摩尔浓度时，该常数用Kc表示aA + bB gG + hH c 均为平衡时的浓度 气相反应时，平衡浓度也可以用各气体分压表示;此时平衡常数为Kp 根据理想气体分压与浓度的关系：p = nRT/V =cRTKp= Kc(RT)n 标准平衡常数K 平衡常数表达式中各项浓度用相对浓度表示 ，此时的常数即为标准平衡常数。相对浓度：ci/c, pi/p 与标态值比 平衡常数表达式中各项
10、浓度用相对浓度表示 ，此时的常数即为标准平衡常数。相对浓度：ci/c, pi/p 与标态值比知识点二1 判断反应的程度K 愈大，反应进行得愈完全；K 愈小，反应进行得愈不完全；K 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 预测反应的方向反应商aA (g)+ bB(aq)+cC(s) xX(g)+yY(aq)+zZ(l)对于一般的化学反应：任意状态下：反应商判据： J K 反应逆向进行知识点三1 浓度对化学平衡的影响化学平衡的移动：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。对于溶液中的化学反应，平衡时，J = K 当c(反应物)增大或c(
11、生成物)减小时,J K 平衡向逆向移动。 例题： 反应 CO(g) + H2O(g) - CO2(g) + H2(g) 某温度下达到平衡时。CO = H2O = 0.005CO2 = H2 = 0.015 向平衡体系中加H2O(g), 使 H2O = 1mol/ml, 判断平衡移动的方向, 并求重新平衡时 CO 的转化率 平衡因浓度的改变而被破坏时, Qc 发生变化:若从 CO = 0.02算起，第一次平衡时, 转化率为 75%, 第二次平衡时 2 压力对化学平衡的影响部分物种分压的变化如果保持温度、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 ，平衡向逆向移动。体积改变
12、引起压力的变化对于气体分子数增加的反应， nB 0，x nB 1，JK ，平衡向逆向移动，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， nB =0， x nB =1， J = K ，平衡不移动。对于气体分子数减小的反应 ，nB 0， x nB 1， J K ，平衡向正向移动，即向气体分子数减小的方向移动。3.惰性气体的影响在惰性气体存在下达到平衡后，再恒温压缩, nB 0，平衡向气体分子数减小的方向移动, n B =0，平衡不移动。对恒温恒容下已达到平衡的反应，引入惰性气体，反应物和生成物pB不变，J= K ，平衡不移动。对恒温恒压下已达到平衡的反应，引入惰性气体，总压不变，体积增大，反应物和生成物分压减小，如果 n B 0，平衡向气体分子数增大的方向移动。4 温度对化学平衡的影响K (T)是温度的函数。 温度变化引起K (T)的变化，导致化学平衡的移动。 知识点四 掌握一下概念的含义及现象 自发现象，焓，最低能量原理， 混乱度，熵 热力学第三定律，标准熵 热力学第二定律知识点五Gibbs函数判据
