配浙大普学第五版复习，根据注册结构师考试摘选课本容编辑。
.1物质的结构和物质状态
原子结构的近代概念；原子轨道和电子云；原子核外电子分布；原子和离子的电子结构；原子结构和元素周期律；元素周期表；周期；族；元素性质及氧化物及其酸碱性。离子键的特征；共价键的特征和类型；杂化轨道与分子空间构型；分子结构式；键的极性和分子的极性；分子间力与氢键；晶体与非晶体；晶体类型与物质性质。
3.2溶液
溶液的浓度；非电解质稀溶液通性；渗透压；弱电解质溶液的解离平衡；分压定律；解离常数；同离子效应；缓冲溶液；水的离子积及溶液的pH值；盐类的水解及溶液的酸碱性；溶度积常数；溶度积规则。
3.3化学反应速率及化学平衡
反应热与热化学方程式；化学反应速率；温度和反应物浓度对反应速率的影响；活化能的物理意义；催化剂；化学反应方向的判断；化学平衡的特征；化学平衡移动原理。
3.4氧化还原反应与电化学
氧化还原的概念；氧化剂与还原剂；氧化还原电对；氧化还原反应方程式的配平；原电池的组成和符号；电极反应与电池反应；标准电极电势；电极电势的影响因素及应用；金属腐蚀与防护。
3.5；有机化学
有机物特点、分类及命名；官能团及分子构造式；同分异构；有机物的重要反应：加成、取代、消除、氧化、催化加氢、聚合反应、加聚与缩聚；基本有机物的结构、基本性质及用途：烷烃、烯烃、炔烃、；芳烃、卤代烃、醇、苯酚、醛和酮、羧酸、酯；合成材料：高分子化合物、塑料、合成橡胶、合成纤维、工程塑料。；第1章
热化学与能源
系统环境
按照系统与环境之间有无物质和能量交换，可将系统分成三类:
（1)敞开系统与环境之间既有物质交换又有能量交换的系统，又称开放系统。
(2)封闭系统与环境之间没有物质交换，但可以有能量交换的系统。通常在密闭容器中的系统即为封闭系统。热力学中主要讨论封闭系统。
(3}隔离系统与环境之间既无物质交换又无能量交换的系统，又称孤立系统。绝热、密闭的恒容系统即为隔离系统。
系统中具有相同的物理性质和化学性质的均匀部分称为相。所谓均匀是指其分散度达到分子或离子大小的数量级。相与相之间有明确的界面，超过此相界面，一定有某些宏观性质(如密度、折射率、组成等)要发生突变。
系统的状态是指用来描述系统的诸如压力P、体积V温度T、质量M和组成等各种宏观性质的综合表现。用来描述系统状态的物理量称为状态函数。
当系统的状态确定后，系统的宏观性质就有确定的数值，亦即系统的宏观性质是状态的单值函数。系统的性质之间是有一定联系的，所以一般只要确定少数几个性质，状态也就确定了。状态函数之间的定量关系式称为状态方程式。
状态函数按其性质可分为两类:
（1）广度性质(又称容量性质)，系统的某性质等于各部分该性质之和，具有加和性。体积、热容、质量熵、焓和热力学能等均是广度性质。
（2}强度性质此类性质不具有加和性，其量值与系统中物质的量多寡无关，仅决定于系统本身的特性。温度与压力、密度、粘度等均是强度性质。
系统经过某过程由状态I变到状态ll之后，当系统沿该过程的逆过程回到原来状态时，若原来过程对环境产生的一切影响同时被消除(即环境也同时复原)，这种理想化的过程称为热
力学可逆过程。例如，等温可逆、绝热可逆、可逆相变等。
实际过程都是不可逆过程。可逆过程是在系统接近于平衡的状态下发生的无限缓慢的过程，从实用的观点看，可逆过程最经济、效率最高。
很明显，系统的某种广度性质除以物质的量或质量(或任何两个广度性质相除)之后就成为强度性质。
状态函数的计算在热力学中很重要，而状态函数的变化值只取决于过程的始态与终态而与途径无关。因此，在计算一过程状态函数的变化值时常常需要假设实现该过程的某一途径。
合成氨反应写成
可见，对同一反应方程式，不论选用哪种物质表示反应进度均是相同的。
同一反应，反应方程式写法不同，化学计量数就不同，因而进度也就不同，所以当涉及反应进度时，必须指明化学反应方程式。
对于反应热q，负号表示放热，正号表示吸热。
现代常用的量热设备是弹式热量计(也称氧弹)，可以精确的测得恒容条件下的反应热。
弹式热量计中环境所吸收的热可分为两个部分:主要部分是加入的吸热介质水所吸收的，另一部分是金属容器等钢弹组件所吸收的。
表示化学反应与热效应关系的方程式称为热化学方程式。由于反应热与系统的状态有关，所以写热化学方程式时注明反应热的同时，还必须注明物态、温度、压力、组成等条件。习惯上，对不注明温度和压力的反应，皆指反应是在T = 298 .15 K , p = 100kPa下进行的。
应当指出，同一反应可以在定容或定压条样下进行，前述的弹式热量计测得的即是定容反应热q v，而在敞口容器中或在火焰热量计测得的是定压反应热q p。一般若没有特别注明，’’实测的反应热(精确)”均指定容反应热qv，而“反应热”均指定压反应热q P。
将能量守恒定律应用于热力学中即称为热力学第一定律。
式( 1.11)就是封闭系统的热力学第一定律的数学表达式。它表示封闭系统以热和功的形式传递的能量，必定等于系统热力学能的变化。
热力学能既是系统部能量的总和，所以是系统自身的性质，是状态函数。系统处于一定
的状态，其热力学能就有一定的数值，其变化量只决定于系统的始态和终态，而与变化的途径无关。即热力学能具有状态函数的三个特点:①状态一定，其值一定;②殊途同归，值变相等;③周而复始，值变为零。
系统与环境之间由T存在温度差而交换的能量称为热，并用q值的正、负号来表明热传递的方向。若系统吸热，规定g为正值;系统放热，q为负值。q的SI单位为J\。
系统与环境之间除热以外的其他形式传递的能量都叫做功。以符号w表示，其SI单位为J 。规定系统得功，w为正值;系统做功，w取负值。热力学中将功分为体积功和非体积功两类。在一定外压下，由于系统的体积发生变化而与环境交换的功称为体积功(又称膨胀功)。
功和热都是过程中被传递的能量，它们都不是状态函数，其数值与途径有关。但应注意:根据热力学第一定律，它们的总量(q+w)与状态函数热力学能的改变量U相等，只由过程的始态和终态决定，而与过程的具体途径无关。
I.定容反应
式(1.12)表明:定容反应热全部用于改变系统的热力学能，或说定容反应热等于系统热力学能的增量(也称改变量)。
定容反应热也只取决于始态和终态，这是定容反应热的特点。
式子（1.13)是热力学函数焓H的定义式，H是状态函数u,p,V的组合，所以焓H也是状态函数。式(1..14)中△H是焓的增量，称为焓变.显然，焓变与u相同，其SI单位为J。在定压过程
中，如焓变小于零，表示系统放热;若焓变则为吸热反应。故定压反应热也只取决于始态和终态，这是等压反应热的特点。
可以得出:在恒容或恒压条件下，化学反应的反应热只与反应的始态和终态有关，而与变化的途径无关，后来称为盖斯定律。
可得出同一反应的q p和q v的关系为
对于只有凝聚相(液态和固态)的系统，
1.热力学标准状态与物质的标准摩尔生成焓
物质的热力学标准态强调物质的压力必为标准压力p e，对温度并无限定。
单质和化合物的相对焓值，规定在标准状态时由指定单质生成单位物质的量的纯物质时
反应的焓变叫做该物质的标准摩尔生成焓。一般选T=298.15 K为参考温度。
生成焓是说明物质性质的重要数据，生成焓的负值越大，表明该物质键能越大，对热越稳定。2。反应的标准摩尔焓变
在标准状态时反应的摩尔焓变叫做该反应的标准摩尔焓变，298.15K温度下标准摩尔反应焓等于同温度下各参加反应物质的标准摩尔生成焓与其化学计量数（有正负区别）乘积的总和。
求反应的摩尔焓变除注明系统的状态(T，p，物态等)外，还必须指明相应的反应计量方程式。
若系统的温度不是298.15K，反应的焓变会有些改变，但一般变化不大，即反应的焓变基本不随温度而变。
第2章
化学反应的基本原理与大气污染
这种在给定条什下能自动进行的反应或过程叫做自发反应或自发过程。
“自发过程都是热力学的不可逆过程”。这是一切自发过程的共同特征，也是热力学第二定律的基础。应注意:自发并不意味迅速。
反应能否自发进行，还与给定的条件有关。
但是热力学第一定律无法说明化学反应进行的方向，热力学第二定律的主要任务之一是研究过程方向和限度。为此要引进新的热力学状态函数熵S和吉布斯函数G。
这就是说，系统倾向于取得最大的混乱度(或无序度)。系统物质微观粒子的混乱度(或无序度)可用熵来表达，或者说系统的熵是系统物质微观粒子的混乱度或无序度)的量度，以符号S 表示之。系统的熵值越大，系统物质微观粒子的混乱度越大。
热力学第二定律的统计表达为：在隔离系统中发生的自发进行反应必伴随着熵的增加，或隔
离系统的熵总是趋向于极大值。这就是自发过程的热力学准则，称为熵增加原理。
上式表明:在隔离系统中，能使系统熵值增大的过程是自发进行的;熵值保持不变的过程，系统处于平衡状态(即可逆过程)。这就是隔离系统的熵判据。
热力学第三定律:在绝对零度时，一切纯物质的完美晶体的熵值都等于零。
(i)对同一物质而言，气态时的熵大于液态时的，而液态时的熵又大于固态时的。
（2)同一物质在相同的聚集状态时，其熵值随温度的升高而增大。
(3)一般说来，在温度和聚集状态相同时，分子或晶体结构较复杂(部微观粒子较多)的物质的熵大于(由同样元素组成的)分子或晶体结构较简单(部微观粒子较少)的物质的熵。(4)混合物或溶液的熵值往往比相应的纯物质的熵值大
利用这些简单规律，可得出一条定性判断过程熵变的有用规律:对于物理或化学变化而论，几乎没有例外，一个导致气体分子数增加的过程或反应总伴随着熵值增大。
熵是状态函数，反应或过程的熵变，只跟始态和终态有关，而与变化的
途径无关。反应的标准摩尔熵变其计算及注意点与焓变的相似。可忽略温度的影响，可认为反应的熵变基本不随温度而变。