大学有机化学总复习
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8
7. 活化能对反应速率的影响
阿仑尼乌斯提出：在基元反应中，只有少数能量较 高的分子直接相互作用才能发生反应。这些能量较 高的分子称为活化分子。
活化分子的平均能量与普通分子的平均能量之 差称为反应的活化能。
rH m E a (正 ) E a '(逆 )
8. 催化剂
9
第三章 热力学第一定律与热化学
的能量 。 功不是状态函数
6. 热力学能U
热力学能(内能)U，它是系统内部能量的总和，包 括分子运动的平动能、分子内的转动能、振动能、 电子能、核能以及各种粒子之间的相互作用位能 等。
热力学能变化只与始态、终态有关，与变化 途径无关。状态函数！
13
7. 热力学第一定律
热力学第一定律的实质是能量守恒与转
2. 复合反应 与基元反应
♥ 复合反应 ：通过两个或多个反应步骤而完成的反应， 也叫非基元反应
♥ 基元反应 ：复合反应的每一个反应步骤，为组成一切 化学反应的基本单元
♥ 通常确定反应机理就是确定化学反应由哪些基元反应 所组成
3
3. 化学反应速率 化学反应速率是指一定条件下，单位时间内反应物浓 度的减少或生成物浓度的增加。
气体：T，p = p =100kPa
液、固体：T，p 下，纯物质
溶液：溶质B，bB=b =1mol·kg-1 cB=c =1mol·L-1
16
10. Hess定律
始 态
△ rHm,1
△ rHm 中间态
终 态
△ rHm,2
△ rHm =△ rHm,1 + △ rHm,2
或
△ rHm = ∑△rHm,i
由稳定单质生成1mol化合物时的热效应。
18
第四章 热力学第二定律 与化学反应的方向和限度
19
一、热3.奥力斯学特第瓦二德定（律W的.三Os种tw表al述d）：：
1. 1850年，克劳休斯（R.Clausius）: 不可能将热从低温物体传
2到. 18高51温年物，体开，尔而文不（引L起.K其elv它in变）:
T: 热源的绝对温度T
Q
②不可逆过程Q＜Qr,
T源自文库
21
三、 热力学第三定律
热力学第三定律：温度趋于0K时，任何完美晶体 的熵值都等于零。
任一化学反应的标准摩尔熵变
rSm O(298. 1 5B K Sm O )(B,29)8.15K
化定律。
UQW
14
8. U + pV = H ——焓，状态函数 H = H2 - H1 ——焓变 则：Qp = H 即，在定压且非体积功为零的过程中，
封闭系统从环境吸收的热等于系统焓的增 加。
吸热H 反 0,应 放热H 反 0应
15
9. 标准状态
热力学中规定：标准状态是在温度T及 标准压力p Ө(p Ө=100kPa)下的状态，简称 标准态，用右上标“Ө”表示。
10
1. 系统和环境
系统：被研究对象。
环境：系统外与其密切相关的部分。
2. 状态和状态函数
状态：系统的宏观性质的综合表现。 状态函数：描述系统性质的物理量。(p,V,T)
特点：①状态一定,状态函数一定。 ② 状态变化,状态函数也随之而变,且 状态函数的变化值只与始态、终态 有关,而与变化途径无关。
积分式
cA
c0 k0t
ln
cA c0
k1t
1 cA
1 c0
k2t
k的单位 浓 度 时 间 1 时 间1
浓度 1时间 1
线性关系 cA ~ t
lncA ~t
1/cA ~ t
半衰期 c0 / 2 k 0
ln 2 / k1
1 / k2c0
6
6. 温度与反应速率间的经验关系
范特霍夫规则 反应物浓度一定时，温度每升高 10℃，反应速率增加为原来的2~4倍。
大学有机化学总复习
第一章 气 体
1. 理想气体
（1）条件：高温、低压 （2）状态方程式： pV nRT
2. 分压定律和分体积定律
(1) 道尔顿分压定律 (2) 阿马格分体积定律
3. 真实气体状态方程(了解)：
p
an2 V2
(V
nb)
nRT
2
第二章 化学动力学基础
1. 反应机理
也称反应历程，是化学反应实际经历的步骤
11
3 过程和途径
过程：系统从始态到终态发生的一系列变化。 定温过程、定压过程、定容过程
途径：完成一个过程的具体步骤称为途径。
4. 热( Q ) 系统与环境之间由于存在温差而传递的能量。 热不是状态函数。
规定：系统吸热：Q >0； 系统放热： Q <0。
12
5. 功( W ) 系统与环境之间除热之外以其它形式传递
4. 用反应进度表示反应速率
化学反应 aAbBgG hH
反应进度 化学反应 反应进度
ddnAdnBdnGdnH
a b g h
0 BB
B
ddnB/B
B：反应物为负，产物为正
4
5. 质量作用定律
♥ 定义：反应速率与各反应物浓度幂的乘积成正比，各 反应物浓度对应的指数分别为其相应的化学计量数。
= kcAcBcC
阿仑尼乌斯公式：
Ea
k Ae RT
活化能
速率常数
指前因子
7
ln{k}lnA Ea RT
由T1、T2温度时的速率常数k1、k2，求活化能：
ln{k1}lnARETa1 ln{k2}lnARETa2 ln{k2}ln{k1}R E T a2R ET a1
ln{ {kk1 2} }E RaT 11T 12E RaTT 21 T2 T1
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。
17
11. 标准摩尔生成焓
摩尔生成焓fHm (molar formation enthalpy) : 一定温度和压力下，由稳定单质生成1mol化合物
时的热效应。
稳定单质 rHm(T)
f Hm(T)
1mol化合物
标准摩尔生成焓 f Hm O(T) :在温度T 的标准状态下，
♥ 基元反应的速率方程式比较简单，通常符合质量作用 定律。
♥ 基元反应可按参与反应的反应物分子（或其他微粒） 的数目而分为单分子反应、双分子反应和三分子反应。 大多数基元反应为双分子反应
5
几种简单级数反应的速率方程及特征
级数
0
1
2
微分式
dcA dt
k0
dcA dt
k1cA
dcA dt
k2cA2
化不。可能从单一热源吸热，使热完全转变为功 而不引起其它变化。
第二类永动机不可能造成
20
二、 熵
S称做熵， 熵是系统混乱度的量度，体系的混乱度越
低，有序性越高，熵值就越低。
熵是状态函数，单位是J·K-1。
Q
r
1850年克劳修斯提出：
T
Qr: 在状态1和状态2之间进行的任何恒温 可逆过程，系统所吸收或放出的可逆热量
7. 活化能对反应速率的影响
阿仑尼乌斯提出：在基元反应中，只有少数能量较 高的分子直接相互作用才能发生反应。这些能量较 高的分子称为活化分子。
活化分子的平均能量与普通分子的平均能量之 差称为反应的活化能。
rH m E a (正 ) E a '(逆 )
8. 催化剂
9
第三章 热力学第一定律与热化学
的能量 。 功不是状态函数
6. 热力学能U
热力学能(内能)U，它是系统内部能量的总和，包 括分子运动的平动能、分子内的转动能、振动能、 电子能、核能以及各种粒子之间的相互作用位能 等。
热力学能变化只与始态、终态有关，与变化 途径无关。状态函数！
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7. 热力学第一定律
热力学第一定律的实质是能量守恒与转
2. 复合反应 与基元反应
♥ 复合反应 ：通过两个或多个反应步骤而完成的反应， 也叫非基元反应
♥ 基元反应 ：复合反应的每一个反应步骤，为组成一切 化学反应的基本单元
♥ 通常确定反应机理就是确定化学反应由哪些基元反应 所组成
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3. 化学反应速率 化学反应速率是指一定条件下，单位时间内反应物浓 度的减少或生成物浓度的增加。
气体：T，p = p =100kPa
液、固体：T，p 下，纯物质
溶液：溶质B，bB=b =1mol·kg-1 cB=c =1mol·L-1
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10. Hess定律
始 态
△ rHm,1
△ rHm 中间态
终 态
△ rHm,2
△ rHm =△ rHm,1 + △ rHm,2
或
△ rHm = ∑△rHm,i
由稳定单质生成1mol化合物时的热效应。
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第四章 热力学第二定律 与化学反应的方向和限度
19
一、热3.奥力斯学特第瓦二德定（律W的.三Os种tw表al述d）：：
1. 1850年，克劳休斯（R.Clausius）: 不可能将热从低温物体传
2到. 18高51温年物，体开，尔而文不（引L起.K其elv它in变）:
T: 热源的绝对温度T
Q
②不可逆过程Q＜Qr,
T源自文库
21
三、 热力学第三定律
热力学第三定律：温度趋于0K时，任何完美晶体 的熵值都等于零。
任一化学反应的标准摩尔熵变
rSm O(298. 1 5B K Sm O )(B,29)8.15K
化定律。
UQW
14
8. U + pV = H ——焓，状态函数 H = H2 - H1 ——焓变 则：Qp = H 即，在定压且非体积功为零的过程中，
封闭系统从环境吸收的热等于系统焓的增 加。
吸热H 反 0,应 放热H 反 0应
15
9. 标准状态
热力学中规定：标准状态是在温度T及 标准压力p Ө(p Ө=100kPa)下的状态，简称 标准态，用右上标“Ө”表示。
10
1. 系统和环境
系统：被研究对象。
环境：系统外与其密切相关的部分。
2. 状态和状态函数
状态：系统的宏观性质的综合表现。 状态函数：描述系统性质的物理量。(p,V,T)
特点：①状态一定,状态函数一定。 ② 状态变化,状态函数也随之而变,且 状态函数的变化值只与始态、终态 有关,而与变化途径无关。
积分式
cA
c0 k0t
ln
cA c0
k1t
1 cA
1 c0
k2t
k的单位 浓 度 时 间 1 时 间1
浓度 1时间 1
线性关系 cA ~ t
lncA ~t
1/cA ~ t
半衰期 c0 / 2 k 0
ln 2 / k1
1 / k2c0
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6. 温度与反应速率间的经验关系
范特霍夫规则 反应物浓度一定时，温度每升高 10℃，反应速率增加为原来的2~4倍。
大学有机化学总复习
第一章 气 体
1. 理想气体
（1）条件：高温、低压 （2）状态方程式： pV nRT
2. 分压定律和分体积定律
(1) 道尔顿分压定律 (2) 阿马格分体积定律
3. 真实气体状态方程(了解)：
p
an2 V2
(V
nb)
nRT
2
第二章 化学动力学基础
1. 反应机理
也称反应历程，是化学反应实际经历的步骤
11
3 过程和途径
过程：系统从始态到终态发生的一系列变化。 定温过程、定压过程、定容过程
途径：完成一个过程的具体步骤称为途径。
4. 热( Q ) 系统与环境之间由于存在温差而传递的能量。 热不是状态函数。
规定：系统吸热：Q >0； 系统放热： Q <0。
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5. 功( W ) 系统与环境之间除热之外以其它形式传递
4. 用反应进度表示反应速率
化学反应 aAbBgG hH
反应进度 化学反应 反应进度
ddnAdnBdnGdnH
a b g h
0 BB
B
ddnB/B
B：反应物为负，产物为正
4
5. 质量作用定律
♥ 定义：反应速率与各反应物浓度幂的乘积成正比，各 反应物浓度对应的指数分别为其相应的化学计量数。
= kcAcBcC
阿仑尼乌斯公式：
Ea
k Ae RT
活化能
速率常数
指前因子
7
ln{k}lnA Ea RT
由T1、T2温度时的速率常数k1、k2，求活化能：
ln{k1}lnARETa1 ln{k2}lnARETa2 ln{k2}ln{k1}R E T a2R ET a1
ln{ {kk1 2} }E RaT 11T 12E RaTT 21 T2 T1
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。
17
11. 标准摩尔生成焓
摩尔生成焓fHm (molar formation enthalpy) : 一定温度和压力下，由稳定单质生成1mol化合物
时的热效应。
稳定单质 rHm(T)
f Hm(T)
1mol化合物
标准摩尔生成焓 f Hm O(T) :在温度T 的标准状态下，
♥ 基元反应的速率方程式比较简单，通常符合质量作用 定律。
♥ 基元反应可按参与反应的反应物分子（或其他微粒） 的数目而分为单分子反应、双分子反应和三分子反应。 大多数基元反应为双分子反应
5
几种简单级数反应的速率方程及特征
级数
0
1
2
微分式
dcA dt
k0
dcA dt
k1cA
dcA dt
k2cA2
化不。可能从单一热源吸热，使热完全转变为功 而不引起其它变化。
第二类永动机不可能造成
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二、 熵
S称做熵， 熵是系统混乱度的量度，体系的混乱度越
低，有序性越高，熵值就越低。
熵是状态函数，单位是J·K-1。
Q
r
1850年克劳修斯提出：
T
Qr: 在状态1和状态2之间进行的任何恒温 可逆过程，系统所吸收或放出的可逆热量